Química
1
I
Química I
Desde materia hasta nomenclatura
Volumen 1
Número 1
Primera Edición
Año 2009
ISBN 978-0-557-06769-5
©2009 by Fabiana Soria Standard Copyright License
©2009 Lulu Press, Inc.
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Dedicada a mi papá (falleció)René, mi mamá Clara, mi abuela Aida y mi
hermano Diego, a Gaby, Samuel y Gustavito
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Química
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I
Prólogo
Esta obra es un trabajo dirigido a los alumnos secundarios del 4º año del
bachillerato y también del 2º del polimodal y en contenidos responde a los
planes vigentes de CBC de la Nación Argentina es también dirigido al público
en general.
Esta pensada para ser entregada en varios tomos y ser actualizada
permanentemente pues la Química es una disciplina muy amplia y a los
alumnos les urge consultar los contenidos de una manera que les resulte
amena y al día con nuevos descubrimientos en el mundo científico.
Se caracteriza por su sencillez y su didáctica y hay que resaltar que
escribir un libro para alumnos de la secundaria no es labor simple.
Se podrá encontrar primero el índice temático de la obra y luego la obra
en sí que además contiene también actividades y al final del libro se
encuentra un apéndice de utilidad para consultas.
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Química
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I
Índice temático
1. Materia y energía 6
1.1. Materia y cuerpo 6
1.2. Estados de agregación 6
1.3. Energía: Transformaciones electrónicas. 9
1.4. Fenómenos físicos 10
1.5. Cambios de estado 11
1.6. Sistemas materiales: Sistemas homogéneos 12
y heterogéneos.
2. Estructura de la materia 14
2.1. Elemento 14
2.2. Àtomo 15
2.3. Modelos atómicos 16
2.3.1. Modelo de Thompson 16
2.3.2. Modelo de Rutherford 17
2.3.3. Modelo de Bohr 17
2.3.4. Modelo actual 19
2.4. Partículas subatómicas 20
2.5. Número atómico y número másico 20
2.6. Concepto de mol 20
2.7. Número de Avogadro 21
3. Tabla periódica 22
3.1. Grupo y período 23
3.2. Clasificación de los elementos 23
3.2.1. Metales 23
3.2.2. Metaloides 23
3.2.3. No metales 23
3.2.4. Gases nobles 24
3.3. Propiedades periódicas 24
3.3.1. Energía de ionización 24
3.3.2. Afinidad electrónica 26
3.3.3. Electronegatividad 26
3.3.4. Radio atómico 28
3.3.5. Radio iónico 29
4. Enlace químico 30
4.1. Enlace iónico 30
4.2. Teoría del octeto electrónico 32
4.3. Enlace covalente 33
4.4. Enlace metálico 36
4.5. Interacciones intermoleculares 36
4.5.1. Dipolo-dipolo 36
4.5.2. Fuerzas de Van der Waals 37
4.5.3. Puente de hidrógeno 38
5. Reacciones química 40
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5.1. Ecuación química 41
5.2. Formulación química 41
5.3. Nomenclatura 41
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1. Materia y energía
Materia
Es todo lo que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio.
Ej. Aire, oxígeno, etc.
Cuerpo
Es una porción limitada de materia.
Ej. Cilindro de nitrógeno, lápiz, etc.
Actividad 1:
Indica en la lista de la tabla, que elementos son materia y los que
consideras que son cuerpo.
Elementos Materia Cuerpo
Grafito
Hielo
Vaso de gaseosa
Cuarzo
Lapicera
Harina
Oro
1.1. Estados de agregación de la materia
Los estados de agregación de la materia son, a saber: el estado sólido,
liquido, gaseoso y se considera el plasma, como el cuarto estado de la
materia
Estado sólido
Sus “partículas presentan “ una estructura altamente ordenada
(Ver figura 1)
Tiene forma y volumen propio.
Un sólido es totalmente incompresible.
Los sólidos se clasifican en rígidos y elásticos:
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Un cuerpo rígido no se deforma bajo la acción de
fuerzas externas que actúan sobre el y
recuperan su forma primigenia cuando dejan de
actuar dichas fuerzas.
Un cuerpo plástico presenta deformación bajo la
acción de fuerzas exteriores y no recuperan su
forma cuando dejan de actuar dichas fuerzas.
Los cuerpos reales son rígidos, elásticos o plásticos dentro de ciertos
límites.
Figura 1: Modelo de estructura altamente ordenada en un sólido.
Fluidos
S
e denominan fluidos a los líquidos y a los gases pues no tienen forma
propia y los líquidos adquieren la forma del recipiente que los contiene.
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Diferencias entre líquidos y gases
Los líquidos ideales son totalmente incompresibles a diferencia de un
líquido real que es parcialmente incompresible. (Ver estructura figura 2)
En cambio los gases son compresibles (Ver estructura figura 3)
Figura 2: Modelo de estructura parcialmente ordenada en un líquido.
Figura 3: Modelo de estructura totalmente desordenada en un gas.
Plasma
E
n cuanto al plasma se lo considera el cuarto estado de la materia
y gran parte del universo se encuentra en dicho estado.
Este estado es un gas formado por partículas cargadas (iones) y
cuya dinámica presenta efectos colectivos dominados por las
interacciones electromagnéticas de largo alcance entre las mismas.
Nuestra estrella, el sol se encuentra en estado de plasma. Tiene
muchas aplicaciones en la industria.
Actividad 2: Busca información sobre el estado de plasma y las
diferentes aplicaciones industriales, tecnológicas, etc.
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1.3 Energía: Transformaciones energéticas
Energía: Es la capacidad que tiene un cuerpo de realizar trabajo.
E
sta explicación es poco clara, pensaras, la energía tiene que ver
con el sol, con un foco o bombilla eléctrica encendida, con un
motor de auto, o con el movimiento del viento… Si has pensado
en la temperatura, ¡Cuidado!, es una medida de un tipo de energía y no
una manifestación energética o un tipo de energía.
Retomando la cuestión energética, en la naturaleza y en las actividades
del hombre, se observan transformaciones energéticas. Un ejemplo
sencillo es la fotosíntesis, proceso llevado a cabo por las plantas, que
transforman la energía solar en energía química (contenida en los
enlaces de la glucosa formada). Otro ejemplo en la transformación de
energía en un auto (carro) en donde la energía del combustible
(contenida en nafta, gasoil, gas y liberada en la combustión) se
transforma en energía cinética. En clase se pueden efectuar
demostraciones de esta cuestión, al encender un fósforo (cerrillo), al
hervir agua, hacer chocar autos (carros) de juguete, etc.
En la vida diaria se pueden observar muchísimas transformaciones
energéticas. Ejemplos: Al encender un foco (lámpara o bombilla
eléctrica) la energía eléctrica se transforma en lumínica o luminosa; al
encender una plancha, la energía eléctrica se transforma en energía
calórica; cuanto tu realizas actividad física, la energía química presente
en tu organismo se transforma en energía cinética.
Actividad 3: Cita más ejemplos de transformaciones energéticas
presentes en la vida cotidiana.
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1.4 Fenómenos físicos
Un fenómeno físico es aquel en el cual la materia, sometida a una
acción determinada sufre una modificación pero una vez que dicha
acción es retirada, la materia recupera su forma primitiva.
Ej. Se calienta unos instantes, una bola de plomo, la cual se dilata y
aumenta su volumen pero luego cuando se lo enfría recupera su
forma original.
Actividad 4: Cita varios ejemplos de fenómenos físicos.
Actividad 5: Completa la siguiente tabla indicando en la lista, cual es
fenómeno físico y cual es químico.
Fenómenos Fenómeno físico Fenómeno químico
Papel quemado
Resorte estirado
levemente
Trozo de madera en
combustión
Fusión del hielo
Evaporación del agua
Plomo fundido
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1.5. Cambios de estado
Aumento de la temperatura
Sublimación
Estado Fusión Estado Estado
Vaporización
Sólido Líquido Gaseoso
Solidificación Licuación
Volatilización
Descenso de la temperatura
F
usión: Es el pasaje del estado sólido al líquido cuando al cuerpo se lo
somete al calor. Se lleva a cabo a una temperatura específica
característica de cada sustancia denominada punto de fusión.
Vaporización: Bajo este nombre hay que considerar a la evaporación y la
ebullición.
La evaporación es un proceso que se lleva a cabo a temperatura ambiente y en
líquidos superficiales. Ej. Cuando hay un charco de agua en el suelo este se
evapora por acción del calor a temperatura ambiente.
La ebullición en cambio es un proceso que no solo se lleva a cabo en la
superficie del líquido sino también en el seno de mismo cuando es sometido a
calentamiento. Todas las partículas de los líquidos pasan del estado líquido al
gaseoso a una temperatura específica o característica de cada sustancia
denominada punto de ebullición.
Licuación: Es el proceso inverso a la ebullición, es el pasaje del estado
gaseoso al líquido.
Hay que distinguir entre la licuación propiamente dicha que se lleva a cabo en
sustancia que son gases a temperatura ambiente de aquella que se lleva a
cabo con sustancias que son líquidas y cuya forma gaseosa se conoce con el
nombre de vapor (ej. Agua, alcohol, etc.), en el caso de los vapores, el cambio
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de estado se conoce como condensación (Ej. Cuando el vapor de agua se
condensa en gotitas en una superficie fría).
Diferencia entre vapor y gas
Gas: Es una sustancia que a presión normal (1 atm o 760 mmHg) no pasa al
estado líquido por simple calentamiento, es necesario disminuir más la
temperatura y aumentar más la presión hasta un valor que se llama presión
crítica (específica para cada gas). Ej. Oxígeno, nitrógeno, hidrógeno, cloro, etc.
Vapor: Son sustancias que pasan del estado gaseoso al líquido por simple
descenso de la temperatura a prensión normal. Ej. Vapor de agua, alcohol
etílico, etc.
Solidificación: Es el pasaje del estado líquido al sólido por descenso de la
temperatura. Se verifica a una temperatura característica de cada sustancia.
Sublimación: Bajo este nombre se conoce a la volatilización (pasaje de sólido
a gaseoso sin pasar por el estado líquido) y a la sublimación (pasaje del
gaseoso al sólido sin pasar por el líquido). Ej. Sublimación de la naftalina, yodo,
etc. Actualmente a ambos pasos se los conoce con el nombre de sublimación.
1.6. Sistemas materiales: Sistemas
homogéneos y heterogéneos
E
n los sistemas materiales hay que distinguir fases y
componentes.
Un sistema homogéneo es aquel que esta formado por una sola
fase y uno o más componentes. En cambio un sistema
heterogéneo esta formado por dos o más fases y uno o más
componentes.
Un sistema homogéneo es por ej. Agua pura con azúcar disuelta
totalmente, se distingue una fase y tiene dos componentes.
Un sistema heterogéneo es por ej. Un frasco que contenga en su interior
bolitas de hierro, agua pura, talco y virutas de zinc. Dicho sistema tiene
cuatro fases y cuatro componentes.
Actividad 6: Cita ejemplos de sistemas homogéneos y heterogéneos.
Propiedades de la materia: Propiedades intensivas y propiedades extensivas
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as propiedades intensivas son propiedades características de
cada sustancia y no dependen de la cantidad de masa. Ej. Punto
de fusión, punto de ebullición, índice de refracción, calor
específico, densidad, peso específico, etc.
Las propiedades extensivas si dependen de la cantidad de masa
considerada. Ej. Masa, longitud, peso, capacidad, volumen, etc.
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2. Estructura de la materia
2.1 Elemento
E
s el componente común de una sustancia simple y de sus
posibles variedades alotrópicas. Se da esta definición teniendo
en cuenta el significado de sustancia pura, la cual es una
sustancia que presenta el mismo tipo de átomos y una compuesta es la
que presenta distintos tipos de átomos. Ej. El Oxígeno forma dos
sustancias puras: gas oxígeno (O2) y gas ozono (O3) que son variedades
alotrópicas, es el oxígeno el componente común.
Figura 4: Se representan las dos variedades alotrópicas del oxígeno:
gas oxígeno (O2) y gas ozono (O3).
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Hay en la actualidad 118 elementos, 90 naturales y el resto fueron
obtenidos artificialmente en el laboratorio.
El nombre de cada elemento fue dado en función de sus propiedades,
del apellido de investigadores científicos, o de algún país vinculado a su
descubrimiento.
Elemento Nombre original Significado
Azufre Sulphur Nombre latino del azufre
Cloro Khlorós (del griego) Verde (en griego)
Curio -------------------------- En honor a los esposos
Curie
Francio -------------------------- Homenaje a Francia
Meitnerio -------------------------- Homenaje a Lise Meitner
Bohrio -------------------------- Homenaje a Bohr
1.2 Átomo
El átomo forma parte de moléculas. Esta a su vez formado por partículas
subatómicas cuyo número varía según el elemento (protón, electrón y
neutrón). Forma las sustancias simples, la cual puede contener uno o
más átomos de la misma clase. Ej. Átomo de hidrógeno (H2), átomo de
hierro (Fe), etc.
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2.3 Modelos atómicos
2.3.1 Modelo de Thompson
J
. J. Thompson (1856 – 1940). Físico inglés. Hasta los
últimos años del siglo XIX, el modelo aceptado del
átomo se parecía a una bola de billar. En 1987,
cambió dramáticamente la visión moderna del átomo con
su descubrimiento del electrón. El trabajo de Thompson
sugiere que el átomo no es una partícula invisible como
John Dalton había sugerido, sino más bien un
rompecabezas compuesto por piezas todavía mas
pequeñas.
Thompson propone el modelo de una esfera compacta
formada por cargas positivas rodeadas de electrones.
+ -
- +
-
+ - -
- -
- +
-
+ + -
-
+
- - +
+
-
Figura 5: Representación del modelo de Thompson.
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2.3.2 Modelo de Rutherford
E
rnest Rutherford (1871 – 1937). Físico y químico
inglés. Efectuó un experimento bombardeando una
lámina de oro con partículas radiactivas llamada alfa,
esperaba que rebotaran en la lámina, pero no sucedió así. Por
tanto, concluyo que el átomo no era compacto como
estableció Thompson.
Diseño un modelo planetario: los electrones en número
idéntico a las cargas positivas que se encontraban en el
núcleo giraban alrededor de éste en órbitas circulares. La
falencia de dicho modelo estaba en la mecánica ya que si una
partícula cargada eléctricamente describe un movimiento
circular, debe perder energía, acercándose al núcleo con una
trayectoria en espiral, hasta caer finalmente sobre el, de
hecho esto no sucede.
2.3.3 Modelo de Bohr
N
iels Henrik David Bhor (1885 -1962). Físico
danés. Premio Nobel de Física en 1922.
Continuó con el modelo planetario de
Rutheford pero realizó algunas modificaciones que
sentaron la base del modelo atómico actual. Estableció
el modelo función de determinaciones experimentales.
Las experiencias de este científico indicaron que la
energía se encuentra en valores discontinuos
denominados cuántos (también llamados paquetes de
energía). El modelo se resume en los siguientes
postulados:
o Un electrón puede girar en niveles energéticos sin
emitir o absorber energía.
o Estos niveles en los que el electrón no modifica su
energía se denominan “niveles estacionarios”.
o Si el electrón gira en el nivel más cercano al núcleo
se encuentra en su estado más normal o estable:
energía mínima.
o Si el átomo recibe un impulso energético (luz, calor,
electricidad) puede saltar a otro nivel más alejado con
mayor energía (estado excitado).
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o El átomo excitado es el que absorbe energía cuando
salta a un nivel más alejado del núcleo y emite
energía cuando salta a un nivel más próximo al
núcleo.
Estos fenómenos se observan experimentalmente en
unos diagramas denominados espectros.
El salto del electrón de un nivel superior a otro inferior
se denominada emisión (se emite luz).
En cambio cuando un electrón salta de un nivel
inferior a otro superior se denomina al fenómeno
absorción (absorbe luz).
Figura 6: Átomo excitado alcanza cierta energía que le
permite al electrón “saltar” a una órbita más alejada del
núcleo.
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Figura 7: Diagrama de los niveles de energía o números
cuánticos.
2.3.4 Modelo atómico actual
Principio de Incertidumbre de Heisemberg
W
erner Karl Heisemberg (1901-1976). Físico
alemán. Premio Nobel. Estableció el principio
que se lleva su nombre y permitió avanzar
hacia el modelo del átomo de la actualidad. Este
principio dice: No se puede determinar exacta y
simultáneamente la posición y velocidad de una
partícula. Fue dicho enunciado lo que permitió cambiar
el concepto de órbita y considerar el orbital.
Orbital: Es una región del espacio alrededor del núcleo
del átomo donde hay mayor probabilidad de encontrar
un electrón. Esta partícula subatómica no ocupa una
órbita sino un orbital.
Órbita: Término empleado por los científicos hasta los
tiempos de Bohr. Significa trayectoria. También se usó
como sinónimo de nivel energético.
Orbital: Zona tridimensional asociada a un nivel de
energía ubicada alrededor del núcleo donde puede
hallarse el electrón.
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2.4 Partículas subatómicas
Las partículas que forman parte del átomo son: el protón (cargado
positivamente), el neutrón (partícula sin carga) que forman parte
del núcleo y los electrones que tienen una distribución en orbitales
alrededor del núcleo y tienen carga negativa.
El protón se simboliza con la p+, el neutrón como nº y el electrón
con una e-.
2.5 Número atómico y número másico
El número atómico se simboliza con la letra Z. Se define como el
número de protones que hay en el átomo, igual al número de
electrones.
En símbolos: Z = p+
El número másico se representa con la letra A y es define como la
cantidad total de protones y neutrones que hay en el núcleo del
átomo.
En símbolos: A = p+ + nº
2.6 Concepto de mol
Es la cantidad de átomos o moléculas que hay en una sustancia o
de masa o de volumen.
Ejemplo:
Consideremos el átomo de sodio, el cual tiene:
Z= 11, A = 23,98 = p+ + nº, la masa atómica también se puede
expresar en u.m.a. como mNa = 23,98 u.m.a =23,98 g (gramos)
Entones en 1 mol Na = 23,98 g
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2.7 Número de Avogadro
Es una constante universal que indica la cantidad de átomos o de
moléculas.
NA = 6, 02 x 1023
1 molNa = 23,98 g = 6,02 x 1023
1 molH2O = 2x(1,0079)g + 15,99 g = 18,0058 g = 6,02 x 1023
moléculas
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I
3. Tabla periódica
Los 121 elementos químicos están distribuidos en la tabla periódica, que
se diseñó con el fin de organizarlos.
3.1 Grupo y período
Los grupos o familias son las líneas horizontales. Los grupos se cuentan
con números arábigos en nomenclatura moderna o sino en la tradicional
con letras y números romanos: así se tiene
Grupo IA: Metales alcalinos
Grupo IIA: Metales alcalino-térreos
Grupo IVA: Calcogenuros
Grupo VIIIA: Gases nobles
Como se puede apreciar fueron agrupados acorde a propiedades
semejantes.
Los períodos son las líneas verticales siendo ordenados los elementos
en orden creciente de sus números atómicos.
Metaloid
Metales de Metales alcalino
Metales No
transición alcalinos -térreos
Gases
Actinidos Lantánidos Otros nobles
Figura 8: Bosquejo de la tabla periódica de los elementos químicos.
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3.2 Clasificación de los elementos
3.2.1 Metales
Los metales están en varios bloques de la tabla no solo de los
elementos representativos de los grupos IA y IIA sino también en el
grupo B, (IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB, tres columnas grupo 8 o VIII, IB y IIB),
los cuales se denominan metales o elementos de transición. También
son de importancia los elementos de transición interna (lantánidos y
actínidos) la mayoría son radioactivos y algunos artificiales.
También hay metales en los grupos IIIA, IVA, VA y VIA.
En III A: Aluminio, galio, indio y talio
En IV A: Estaño y plomo
En VA: Bismuto
Todos ellos están ubicados debajo de una línea diagonal divisoria con
los no metales.
3.2.2 Metaloides
Se encuentran adyacentes a la línea divisoria mencionada tanto por
arriba como por debajo de la misma.
En IIIA: Boro
En IVA: Silicio y germanio
En VA: Arsénico y antimonio
En VIA: Telurio y polonio
3.2.3. No metales
Se encuentran por encima de la línea divisoria, adyacentes a los
metaloides. Son el carbono, nitrógeno, oxígeno, halógenos (flúor, cloro,
bromo y yodo), el fósforo, el azufre y lo gases nobles.
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I
3.2.4 Gases nobles
Son los elementos del grupo VIIIA o 18 (nomenclatura IUPAC) conocido
también como grupo 0. Se denominan así debido a su escasa
reactividad química. También se los llama gases inertes.
Son el helio, neón, argón, kriptón, xenón y radón (gas radiactivo), gases
nobles naturales. Hace un tiempo se obtuvo otro gas noble en un
supercolisionador, el ununoctio pero es inestable y de escasa vida
media.
3.3. Propiedades periódicas
3.3.1. Energía de ionización
La energía de ionización también llamada potencial de
ionización, es la energía necesaria que hay que
suministrarle a un átomo en su estado fundamental o basal
para extraer un electrón del átomo del mismo.
Se extrae el átomo más débilmente requerido.
La energía de ionización disminuye en un grupo o familia,
de arriba hacia abajo, lo cual es simple de explicar, ya que
al descender en el grupo el último electrón se sitúa en
orbitales cada vez más alejados del núcleo y, además, los
electrones de las capas interiores ejercen un efecto de
apantallamiento frente a la atracción nuclear sobre los
electrones periféricos por lo que resulta más fácil
extraerlos. En cambio en elemento de un mismo período la
E de ionización aumenta a medida que aumenta el número
atómico debido el electrón diferenciador está situado en el
mismo nivel energético, mientras que la carga del núcleo
aumenta, por lo que será mayor la fuerza de atracción y,
por otro lado, el número de capas interiores no varía y el
efecto de apantallamiento no aumenta.
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Química
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I
Figura 9: Tendencia en la energía de ionización en los elementos
representativos.
3.3.2. Radio atómico
E
l radio atómico es una propiedad periódica pues varía con el
período. Se define radio atómico como la mitad de la distancia
entre dos núcleos de dos átomos metálicos adyacentes. Dentro
de un grupo, el radio atómico aumenta al aumentar el número atómico.
Dentro de un periodo, el radio atómico disminuye de derecha a
izquierda.
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I
Radio atómico creciente
R.
a.
c
t
e.
Figura 10: Variación del radio atómico en los elementos representativos
de la tabla periódica.
3.3.3 Radio iónico
El radio iónico es igual al radio atómico la distancia entre el
centro del núcleo del átomo y el electrón estable más
alejado del mismo, pero haciendo referencia no al átomo
sino al ión. Se mide en picometro (1 pm = 1x10-12) o en
Angtrom (1 A = 1x10-10). Aumenta en la tabla de derecha a
izquierda y por los periodos y de arriba hacia abajo por los
grupos.
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A
Aumento U
M
E
N
T
o
Figura11: Tendencia del radio iónico en la tabla periódica.
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Química
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I
3.3.4. Electronegatividad
L
a electronegatividad es la capacidad de un átomo de un elemento
de atraer hacia sí los electrones en un enlace químico. Los valores
de la electronegatividad de los elementos representativos
aumentan de izquierda a derecha en la tabla periódica, a medida que
aumenta el número de electrones de valencia y disminuye el tamaño de
los átomos. Dentro de un grupo, la electronegatividad disminuye al
aumentar el número y el radio atómicos.
H
2,1
Li Be B C N O F
1,0 1,5 2,0 2,5 3,0 3,5 4,0
Na Mg Al Si P S Cl
0,9 1,2 1,5 1,8 2,1 2,5 3,0
K Ca Ga Ge As Sc Br
0,8 1,0 1,6 1,7 2,0 2,4 2,8
Rb Sr In Sn Sb Te I
0,8 1,0 1,7 1,7 1,8 2,1 2,5
Cs Ba
0,7 0,9
Figura11: Tendencia de electronegatividad en elementos
representativos.
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Química
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I
3.5. Afinidad electrónica
L
a afinidad electrónica es la cantidad de energía que se libera
cuando un átomo de un elemento en estado gaseoso en su estado
fundamental capta un electrón y se transforma en un ión negativo
también gaseoso. La adición de un electrón a la capa de valencia de un
átomo gaseoso en su estado fundamental es un proceso en el que se
desprende energía. La afinidad electrónica de un átomo es una medida
de esta energía. La afinidad electrónica disminuye al aumentar el radio
atómico.
P
O
c
Aumento
o
C
A
M
B
I
o
Figura 12: Tendencia del afinidad electrónica en elementos representativos.
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Química
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I
4. Enlace químico
4.1 Enlace iónico: Iones
Los iones son partículas cargadas positiva o negativamente. Se
producen cuando el átomo gana o pierde electrones.
Catión: Es un ión positivo que perdió uno o más electrones del orbital
más externo.
Anión: Es un ión negativo que ganó uno o más electrones de su orbital
más externo.
En el enlace iónico, la unión se establece entre el catión y el anión,
unidos mediante fuerza electrostática.
Ejemplos: Sal de cloruro de potasio y sulfuro de calcio
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Química
31
I
El enlace en el cloruro de potasio se establece de la siguiente manera:
+ 2
8e- 1 e-
7e- 8e- 2e-
+ 2
8e 1
7e 8e
2e-
Figura 13: Representación de la formación del cloruro de sodio.
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Química
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I
En símbolos:
Naº --------> Na+ + 1 e-
2-8-1 2-8
Clº + 1 e- -----------> Cl-
2-8-7 2-8-8
El sodio pierde un átomo y se lo cede al cloro, formándose la sal iónica
cloruro de sodio.
En el sulfuro de calcio, se presenta la siguiente situación:
Caº ------ Ca2+ + 2e-
2-8-8-2 2-8-8
Sº + 2e- -------- S2-
2-8-6 2-8-8
En este compuesto el calcio pierde dos electrones y completa la capa de
ocho el azufre.
Se forma la sal iónica: Sulfuro de calcio.
Actividad 7: Usando la tabla periódica, representa al compuesto iónico
sulfuro de sodio ( Na2S).
4.2 Teoría del octeto electrónico
Es la tendencia que presentan los átomos al unirse de adquirir la
configuración electrónica del gas noble más próximo.
4.3 Enlace covalente
En este tipo de enlace se considera primero el enlace simple, el cual
es cuando dos átomos comparten una pareja de electrones.
H* *H
En la molécula de hidrógeno, los dos comparten una pareja de
electrones. Completan capa de dos (configuración del gas noble.
helio)
Se lo representa como H – H
Una línea representa el enlace simple.
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I
Otro ejemplo es la molécula de cloro:
Cl Cl
Cl Cl
Figura 14: Molécula de cloro
En este tipos de moléculas hay una distribución pareja de la carga por lo tanto
se dice que no tiene polaridad.
En cuanto al enlace doble se dará el ejemplo del oxígeno.
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I
O O
O O
Figura 15: Molécula de oxígeno.
Un ejemplo de enlace triple entre átomos del mismo tipo se da en el gas
nitrógeno.
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I
N N
N N
Figura 16: Molécula de nitrógeno
Ej. El cloruro de hidrógeno
δ+ δ-
H Cl H Cl
Figura 17: Molécula de cloruro de hidrógeno
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I
4.3 Enlace metálico
E
n el enlace característico de los metales. En este tipo de enlace
los átomos de un metal pierden electrones de valencia y se
forman cationes formándose una estructura compacta
tridimensional. Cada átomo de un metal esta rodeado de muchos
átomos del mismo metal.
e- e-
Cu2+
Cu2+
e-
e-
e-
Figura 18: Enlace metálico en el cubre.
4.4 Interacciones intermoleculares
4.4.1 Dipolo – dipolo
L
as moléculas no polares covalentes en estado
gaseoso a pesar de encontrarse aisladas manifiestan
pequeñas fuerzas de atracción debido a la presencia
de fuerzas de Van de Waals.
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I
4.4.2 Fuerzas de Van der Waals.
Figura 19: Dipolos atraídos por fuerzas de Van der Waals.
S
on fuerzas débiles de atracción que se producen en
moléculas no polares como el O2, en una fracción
infinitamente pequeña de tiempo, el cual al tener
átomos del mismo tipo y una distribución pareja de
electrones sufre una asimetría en dicha distribución porque
se encuentran dos átomos de oxígeno próximos y esto lo
convierte en un dipolo transitorio (dos polos eléctricos, el
cual por inducción deforma el átomo vecino).
En cambio en moléculas con cierto carácter polar como por
ejemplo la de cloruro de hidrógeno, la zona positiva de la
molécula atrae a la negativa de la otra. La molécula actúa
como un dipolo permanente (dos polos en la misma
molécula).
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Química
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I
Figura 20: Interacción entre dipolos.
4.4.3 Puente de hidrógeno.
S
e denomina unión o enlace puente de hidrógeno a
una clase de unión química que presentan las
moléculas con enlaces covalentes polares en las
cuales se encuentra el hidrógeno unidos con átomos
fuertemente electronegativos como el flúor o el cloro.
Es menester mencionar que la molécula de agua está
formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno,
en donde este ultimo se une a los hidrógenos por uniones
covalentes.
En el agua las parejas de electrones de no enlace ejercen
atracción sobre los núcleos de hidrógeno de otras
moléculas de agua.
En el agua líquida se forman cadenas de hasta ocho
moléculas vinculada mediante unión puente de hidrógeno.
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I
H
H O H O O
H
H H
Figura 21: Molécula de agua (H2O), dipolos y enlace puente de
hidrógeno.
Los enlace puente de hidrógeno tienen un efecto sobre las constantes
físicas de las sustancias que forman caracterizada por valores elevados
de los puntos de fusión, ebullición y densidad.
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Química
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I
5. Reacciones químicas
Una reacción química o cambio químico es un proceso químico en el
cual una o más sustancias (reactantes), por efecto de un factor
energético, se transforman en otras sustancias llamadas productos.
Esas sustancias pueden ser elementos o compuestos. Un ejemplo de
reacción química es la formación de óxido de hierro producida al
reaccionar el oxígeno del aire con el hierro.
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Química
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I
5.1 Formulación química
L
os elementos, los compuestos y moléculas se representan
mediante fórmulas químicas.
5.1. Ecuación química
E
s la representación simbólica de las reacciones químicas.
A + C +
B D
5.3. Nomenclatura
Óxidos –Hidróxidos –Ácidos – Sales
Generalidades
Oxácidos
Estos ácidos se forman por reacción entre los óxidos no metálicos
y elagua (H2O):
Ejemplo: Consideremos al óxido nitroso:
N2 O3 + H2O------ H2 N2 O4 ------ H N O2
La fórmula es H N O2 se llama acido nitroso en nomenclatura
tradicional que es la usual. Lo que se realizó fue sumar la cantidad
de N, H y O y luego se simplifico ya que los tres números son
divisibles entre un mismo número.
Con mayor valencia se tiene:
N2 O5 + H2O ------ H2 N2 O6 ------ H N O3
La fórmula es H N O3 se llama ácido nítrico en nomenclatura
tradicional que es la usual.
Los hidrógenos le dan el carácter ácido.
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Química
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I
Actividad 8:
Realice el mismo procedimiento para:
a) Ácido hiposulfuroso (estado de oxidación +2)
b) ácido sulfuroso (estado de oxidación +4)
c) ácido sulfúrico (estado de oxidación +6)
d) ácido hipobromoso
e) ácido bromoso
f) ácido brómico
g) ácido perclórico
Los hidróxidos se forman por la unión de un óxido básico con agua.
También se los denomina bases.
Ejemplo:
Consideremos al óxido ferroso: Fe2 O2+ H2O ------
Fe O 2 H 2 ------ Fe (OH) 2
Este compuesto se llama hidróxido ferroso en la nomenclatura
tradicional que es la más usual.
Lo que se hace es también sumar los elementos presentes a la
izquierda de la ecuación y como el (OH) es lo que caracteriza una
base, se saca factor común. Toda ecuación debe estar igualada o
balanceada.
En cuanto al óxido férrico:
Fe 2 O 3 +3 H2O ------- Fe 2 O 6H 6 --------- Fe (O H) 3
3 es un coeficiente que se usa en este caso particular, es para igualar la
ecuación ya que debemos tener igual cantidad de hidrógenos y oxígenos
en los hidróxidos, en general: (OH) n, donde n es un número entero.
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Química
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I
Actividad 9:
Realice la ecuación de formación de los siguientes hidróxidos:
a) hidróxido de sodio
b) hidróxido de magnesio
c) hidróxido cuproso
d) hidróxido de aluminio
e) hidróxido cobaltoso
Casos especiales: Existen metales que no solo por su unión con el
agua dan bases sino también ácidos, casos del Cr (dos ácidos con
estado de oxidación +6) y Mn con (estados de oxidación +6 y +7).
Ejemplo: el manganeso con estados de oxidación bajos forma
hidróxidos y con estados de oxidación altos forma ácidos: 6 y 7.
Mn O 3 + H2O ----- H 2 Mn O 4 (El compuesto formado se denomina
ácido mangánico en nomenclatura tradicional)
Con valencia 7 se tiene:
Mn 2 O 7 + H2O------- H 2 Mn 2O 8------- 2 HMnO 4
Se llama ácido permangánico.
Actividad: Relace la formación de ácidos de cromo con estado de
oxidación +6. Ten en cuenta que uno tienes que simplificar en el
óxido los estados de oxidación y en el otro dejarlo como está.
También se forman ácidos por unión de un no metal con hidrógeno
S2 + 2H2 ------- 2H2S (acido sulfhídrico en medio acuoso o sulfuro
de hidrógeno en medio gaseoso)
Cl2 + H2------ 2 HCl (acido clorhídrico en medio acuosos o cloruro
de hidrógeno en medio gaseoso)
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Química
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I
Actividad 10: Realiza la ecuación que represente la formación de
los siguientes hidrácidos.
a) Ácido bromhídrico
b) Ácido yodhídrico
c) Ácido sulfhídrico
También otros no metales y metaloides dan hidruros que algunos reaccionan
formando bases:
Fórmula Nombre
NH3 Amoníaco
SiH4 Silano
BH4 Borano
AsH3 antimonio
SbH3 Trihidruro de antimonio
También el hidrógeno por unión con metales da hidruros:
Hidruro Metálicos
Fórmula Nombre
Li H Hidruro de litio
Na H Hidruro de sodio
Sn H4 Hidruro de estaño
Ca H2 Hidruro de calcio
Sales
Las sales se forman por la unión de un ácido (oxiácido o hidrácido)
y una
base.
Ejemplo:
Fe (0H) 3 +3 H NO 3------- Fe (NO 3) 3 + 3 H2O
En el Fe (0H) 3 se tiene que esta formado por un catión y un anión
es decir es un compuesto iónico:
Fe3+(con tres cargas positivas) y elOH- tiene solo una carga
negativa pero son tres aniones así se tiene la ecuación de
disociación de este compuesto iónico:
Fe (0H) 3 ------- Fe3+ +3 OH- (como se puede apreciar la ecuación
esta
igualada).
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Química
45
I
Lo mismo pasa con el ácido se puede considerar que se disocia:
H NO 3 ------- H+ + NO3 -
Los H+ y los OH- forman el agua.
Se denomina el H+, catión protón y el OH- se denomina anión
oxidrilo o hidroxilo.
En cuanto a la sal y para eso ha sido todo este desarrollo, se forma
un compuesto iónico donde el hidróxido aporta el catión (Fe3+) y el
anión aporta el ácido (NO3-), en el anión como puede apreciarse en
la sal formada en la reacción Fe1 (NO 3) 3 el subíndice 3 es el
correspondiente a la base o hidróxido el cual queda en el anión y el
1 queda en el Fe como subíndice correspondiente al catión protón
del ácido. Esta sal se llama nitrato férrico. El sufijo ato indica
mayor estado de oxidación y el ito menor estado de oxidación.
Actividad 11: Realice la ecuación de formación para las siguientes
sales:
a) sulfato cuproso
b) nitrato de plata
c) carbonato de potasio
d) nitrito de sodio
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Química
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I
Apéndice
Valores experimentales útiles
Volumen molar: 22,41 l (C. N. T. y P.)
C. N. T. y P. = condiciones normales de temperatura y presión
T = 25º C = 398,15 K y P = 1 atm = 760 mmHg
Nº de Avogadro:
Constante universal de los gases:
Constantes físicas del agua agua pura:
Densidad: 1 g / cm3 (a 4º C)
Punto de fusión (a 1 atmósfera): 0º C = 273,14 K
Punto de ebullición (a 1 atmósfera): 100º C = 373,15 K
Calor específico: 1 cal / g ºC
Partículas subatómicas
Partícula Símbolo Masa Masa Carga Carga
(u.m.a.) (g) (electrón) (ues)
ELECTRÓN e 0.00 9,11x10-28 -1 4,8x10-10
PROTÓN p 1.00 1,67x10-24 +1 4,8x10-10
NEUTRÓN n 1.00 1,67x10-24 0 0
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Química
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I
Composición isotópica de algunos elementos naturales
C 98,89 % 12C 1,11% 13C Trazas de 14C
H 98,98% 1H 0,02 2H
Cl 75,77% 35Cl 24,23 37Cl
U 0,01% 234U 0,71% 235U 99,28% 238U
Características de algunas radiaciones nucleares
Símbolo Masa Carga Naturaleza
α 4 +2 Núcleo de helio
β 1/1840 -1 electrones
γ - - Radiación
electromagnética
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Química
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I
Elemento Nº Electroneg Densidad Tf (º C) Teb (ºC)
de atividad
valen (Pauling)
cia
Aluminio III 1,5 2,69 660 2056
Antimonio III, 1,9 6,69 630 1380
IV
Argón - - 1,78 -189,2 -185,7
Arsénico III, 2,0 5,72 814 (36 615(subli
V atm) m)
Azufre II, 2,5 (romb) 112,8 444,6
IV, 2,07
VI (23º C)
Bario II 0,9 3,61 850 1140
Berilio II 1,5 1,86 1284 2767
Bismuto III, 1,9 9,79 271 1450
V
Boro III 2,0 2,33 2300 2550
Bromo I, III, 2,8 3,14 -7,2 58,8
V, (20º C)
VII
Calcio II 1,0 1,54 810 1200
Carbono IV 2,5 (graf.) 3500 4200
2,2
Cinc I, II 1,6 7,13 419,4 907
Cloro I, III, 3,0 3,21 -101,6 -34,6
V,
VII
Cobalto II, III 1,8 8,9 1480 2900
Cobre I, II 1,9 8,96 1083 2300
Criptón - - 3,74 -169 -152
Cromo II, 1,6 7,2 1615 2200
III,
VI
Estaño II, 1,8 7,29 231 2270
IV
Estroncio II 1,0 2,67 800 1150
Flúor I 4,0 1,69 -223 -187
Fósforo III, 2,1 (amar) 44 280
V 2,69
Germanio III, 1,8 5,32 937,4 2830
V
Helio - - 0,17 -272,2 268,9
Hidrógeno I 2,1 0,089 -259,1 -252,7
Hierro II, III 1,8 7,87 1535 3000
Litio I 1,0 0,53 186 1336
Magnesio II 1,2 1,74 651 1110
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Química
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I
Manganeso II, 1,5 7,43 1260 1900
IV,
VI,
VII
Mercurio I, II 1,9 13,54 -38,87 1900
(20º C)
Molibdeno II, 1,8 10,22 2620 356,9
IV,
V,VI
Neón - - 0,90 -248,67 3700
Níquel II, III 1,8 8,91 1452 -245,9
Nitrógeno 3,0 1,25 -209,86 2900
Oro I, III 2,4 19,3 1063 -195,8
Oxígeno II 3,5 1,42 -218,4 2600
Paladio II, 2,2 12,1 1555 -183
IV
Plata I 1,9 10,50 960,5 2200
Platino II, 2,2 21,5 1755 1950
IV
Plomo II, 1,8 11,33 327,5 4300
IV
Potasio I 0,8 0,86 62,3 1620
Radio II 0,9 - 960 760
Radón - - - -71 1140
Silicio IV 1,8 2,32 1420 2600
Sodio I 0,9 0,97 97,5 800
Titanio II, 1,5 4,50 1800 3000
III,
IV
Uranio II, 1,7 19,1 1133 3500
IV,
V,
VI
Vanadio II, 1,6 6,12 1710 3000
III,
IV,
V
Xenón - - 5,89 -140 -109,1
Yodo I,III, 2,5 4,93 113,7 184,3
V,
VII
Se incluyen elementos más abundantes en la naturaleza o más
comunes.
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Química
50
I
Unidades Símbolo Nombre
fundamentales
Del SI (sistema
internacional
Masa Kg kilogramo
Longitud m masa
Tiempo s segundo
Temperatura K Kelvin
Cantidad de mol mol
Sustancia
Intensidad de A ampere
Corriente
Intensidad cd candela
luminosa
Elementos Radio atómico A
Li 1,52
Na 1,86
K 2,31
Rb 2,44
Cs 2,62
Fr 2,70
Elementos Radio atómico A
F 0,64
Cl 0,99
Br 1,14
I 1,13
At 1,40
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Química
51
I
Bibliografía
Libros
Fisicoquimica. Miguel, R. Fernandez S., H. Librería “El Ateneo”. Buenos Aires.
1990.
Elementos de Física y Química. Galloni. Garcia. Riviere. Sanite Claire Editora
S.R.L. Argentina. 1982.
Soportes electrónicos
CD del curso Homovidens
Sitios de internet
Enciclopedias: MSN Encarta y Wikipedia
Páginas oficiales
IUPAC (www.iupac.org)
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Química
52
I
Biografía de la autora
Fabiana Aida del Valle Soria nació en Santiago del Estero, Argentina y estudió
Química en la Universidad nacional de Santiago del Estero obteniendo los
títulos de grado de: Licenciada en Química (2005) y de Profesora en Química
para la enseñanza media y superior (2006).
Desde hace tres años es catedrática y ejerce en su provincia en el nivel
secundario.
Actualmente continúa perfeccionándose.
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Química
53
I
Agradecimientos
A mi mamá, a mi abuela y sobre todo a Dios.
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Química
54
I
©2009 by Fabiana Soria Standard Copyright License
©2009 Lulu Press, Inc.
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