QUÍMICA
SEMANA No. 1
QUÍMICA
Es la rama de la ciencia que estudia las
características y composición de todos
los materiales, así como los cambios
que estos sufren.
Cada sustancia
química
tiene
características
específicas.
ESTRUCTURA ATÓMICA
ÁTOMO: es la
partìcula mas
pequeña de un
elemento que tiene
las caracterìsticas de
èste.
Envoltura
Partes del àtomo:
núcleo y envoltura,
en las cuáles se
encuentran las
partículas
subatómicas.
 John Dalton: formuló la teoría atómica “los
átomos son los responsables de la combinación de
elementos encontrada en los compuestos”
 Teoría Atómica de Dalton
1. Materia formada por átomos.
2. Átomos de un elemento son semejantes pero
diferentes a los de otro elemento.
3. Al combinarse átomos de dos o mas elementos
forman compuestos. El compuesto siempre está
formado por los mismos tipos de átomos
conteniendo el mismo tipo de cada uno.
4. La reacción química es una reorganización,
separación o combinación de átomos. Durante
la misma ni se crean ni se destruyen los átomos.
ESTRUCTURA ATÓMICA
 Thomson propuso un modelo atómico en el que los
protones y electrones se distribuyen aleatoriamente para
formar el átomo.
 Rutherford dedujo
con su experimento que los
protones debían estar en una región
cargada
positivamente en el centro del átomo a la cuál se le
denominó NUCLEO y los electrones debían estar
ocupando el espacio alrededor del núcleo.
 Científicos predijeron la existencia de partículas
subatómicas que se denominaron neutrones en el núcleo.
Por lo que la masa de protones y neutrones determinan
la masa del núcleo.
Núcleo:
Porción
central
y
muy
pequeña de carga
positiva, donde está
concentrada casi toda
la masa del átomo.
Esta formado por
protones (carga +) y
neutrones
(carga
neutra) .
Modelo atómico
general.
Región difusa alrededor del núcleo.
 Tiene carga negativa, en la cual encontramos
los electrones (-) girando a gran velocidad.


Todo átomo es electricamente neutro.
# de PROTONES = # de ELECTRONES
(+)
(-)
Partícula Símbolo Carga Masa
Ubicación
(uma)
en el átomo
electrón e10.00055 Nube,envoltura o
corona
Protón
p+ o p
1+
1.007
Núcleo
Neutrón n
0
1.008
Núcleo

Es el número de protones que hay en el
núcleo de cada átomo de ese elemento.
(ver en tabla periódica)
Número Atómico = Número de protones en un átomo

Ej.
(Z) Co 27
(Z) F 9
El número de protones
determina la identidad de
cada elemento.
NUMERO DE MASA (A)
Para cualquier átomo hay un número de masa
que es el número total de protones y neutrones
que hay en su núcleo. Pero el número de masa
de un solo átomo no aparece en la tabla
periódica.
Número de masa =
Número de protones + No. De neutrones en un núcleo
¿Cuál será el No. De masa de un átomo de
Nitrógeno que posee 7 protones y 7 neutrones?
Teniendo el número de masa de un átomo y
su número atómico, es posible calcular el
número de neutrones que posee.
Número de neutrones en un núcleo =Número de masa – Número de protones
Ej. Un átomo de Mg con número de Masa 24,
¿Cuántos neutrones posee?
Elemento
No.
Protones
C
No.
Atómico
(Z)
6
O
8
8
Ca
20
20
Fe
26
26
6

En la tabla periódica los elementos
están ordenados por el No. atómico.
Ej.
El Nitrógeno tiene 7 protones y
7electrones y un No. Masa (A) 14.01 uma.
 Uma: unidades de masa atómica
Cuál es la carga eléctrica total del
átomo?
 Cuántos neutrones tiene el átomo?
 ¿Cual es el no. Atómico de:
Mg, Co, P?

Átomos de un elemento específico, que
contienen
diferente
número
de
neutrones, por lo tanto diferente
número de Masa.
 La mayor parte de los elementos tienen
varios isótopos.
 El Estaño (Sn) es el elemento con mayor
número de isótopos.
 Todos los isótopos tienen prácticamente
las mismas propiedades químicas.
 Ejercicios.

El H es el único elemento cuyos isótopos
tienen nombres individuales.

Co -60 (60 indica el no. de masa).
27 protones + 33 neutrones.
A
Z
X
27
33
Co
X= símbolo del elemento.
A = No.de masa
Z = No. Atómico.
El Co-60 es un isótopo radiactivo que se
emplea en el tratamiento del Cáncer por
radioterapia.
 I-123 en tratamiento de tiroides.
 I-131 para comprobar el funcionamiento
de tiroides.
 Na-24 para el estudio de circulación
sanguínea.

Los nombres de los elementos proceden de
figuras mitológicas, planetas, minerales
colores, lugares geográficos, personajes, etc.
ELEMENTO
Cloro
Magnesio
Uranio
ORÍGEN DEL NOMBRE
Chloros “amarillo
verdoso en griego
Magnesia: un mineral
Planeta Urano
Ej. Reconocimiento de símbolos.
METALES:
 La mayoría son sólidos a temperatura ambiente
a exc. del Hg.
 La mayor parte adquiere un lustre metálico
brillante cuando se pulen.
 Se encuentran en forma de hilos ó como láminas
planas.
 No se combinan unos con otros.
 Reaccionan con los no metales.
 Buenos conductores del calor y la electricidad.
 Funden a temperaturas superiores a las de los
No metales.
NO METALES
 No tienen brillo y no son maleables ni dúctiles.
 Son malos conductores de electricidad.
 Presentan bajos puntos de fusión y bajas
densidades.
 Se combinan con metales.
 Se combinan con ellos mismos para formar
compuestos como CO , SO2 , CH4
 Entre los no metales se encuentran dos gases
muy conocidos N y O que están presentes en la
atmósfera.
METALOIDES:
 Situados en la línea divisoria entre metales y
no metales.
 Son metaloides: B , Si ,Ge ,As ,Sb ,Te , Po, At
 Sus propiedades tienen un carácter
intermedio (de metal y no metal)
 Semiconductores de la electricidad (pueden
actuar como conductores o como aislantes).
METALOIDES
Períodos y Grupos
Períodos: son las filas horizontales de la
tabla (7).
 Grupos o Familias:
Son las columnas
verticales de elementos. Se numeran de I
a VIII, de acuerdo a sus electrones de
valencia, y se dividen en A y B. Pueden
también numerarse de 1 a 18 (nueva
tendencia).

A: Elementos representativos.
 B: Elementos de transición.

I A (1) Metales alcalinos: caracterizados por
ser blandos, tienen brillo metálico, conducen
electricidad, puntos de fusión relativamente
bajos.
 IIA (2) Metales alcalinotérreos: presentan
brillo característico pero son menos
reactivos.
 IIIA (13) Familia del Boro, (Terreos)






IV A (14) Familia del Carbono (carbonoides).
V
A (15)
Familia del Nitrógeno
(nitrogenoides)
VI A (16) Familia del Oxígeno (calcógenos)
VII A (17) Halógenos: son muy reactivos,
especialmente el cloro y fluor, formando
compuestos con la mayoría de los elementos.
VIII A (18) Gases Nobles: escasa reactividad.
LANTANIDOS: Grupo de 14 elementos
No. atómico de 58-71.
ACTINIDOS: Grupo de elementos de
No. Atómico de 90 –103.
 TRANSURÁNICOS: Sintéticos con más
92 protones.
ELEMENTOS DIATÓMICOS
Camino que recorren los electrones en los
átomos. En un átomo, cada electrón tiene una
energía específica conocida como NIVEL DE
ENERGIA.
En los átomos de elementos conocidos a la
fecha los electrones llegan a ocupar un
máximo de 7 niveles.
Al aumentar el número de nivel aumenta la
energía de los electrones.
1<2<3<4
A la configuración electrónica se deben
muchas de las propiedades de los elementos.
El número máximo de electrones por nivel
energético está dado por la expresión 2n2 .
NIVEL
2n2
#Máximo
electrones
1
2(1)2
2
2
2(2)2
8
3
2(3)2
18
4
2(4)2
32
DIAGRAMA DE BOHR
Son los electrones que están en el nivel
externo de energía (son los que intervienen en
las reacciones químicas). En los elementos
representativos equivalen al No. de columna.
Subniveles electrónicos
Cada nivel de Energía está constituido por
uno o más subniveles en los que se
encuentran los electrones con energía
idéntica y cada uno de ellos tiene uno o más
orbitales en forma tridimensional. Se
identifican con las letras: s, p, d y f.
El número de subniveles dentro de cada nivel
es igual al número de nivel (El primer nivel
tiene 1 subnivel, el segundo tiene dos
subniveles, etc..)
Orbital: es la región del espacio alrededor del
núcleo donde se da la mayor probabilidad de
encontrar un electrón. Hay diferentes tipos de
orbitales. Cada tipo de orbital tiene una forma
tridimensional particular.
El orbital “s” es una región con forma esférica; en
cada nivel de energía hay un orbital s (1s, 2s,
3s……), solo que a medida que aumenta el nivel se
incrementa el tamaño de los orbitales s.
Un orbital s en cualquier nivel
De energía contiene 2 electrones.
Los orbitales p, d y f tienen diferentes formas
tridimensionales .
Orbitales p: hay tres orbitales p en cada subnivel
a partir de n=2 y cada uno presenta dos lóbulos .
Los tres están ordenados en los ejes x, y, z
alrededor del núcleo y cada uno puede contener 2
electrones o sea que en total tendrían 6.
En los niveles energéticos superiores la forma de
los orbitales p es la misma pero su volumen
aumenta.
Un subnivel d contiene 5 orbitales d y cada uno
puede contener 2 electrones en total habrá 10
electrones.
En el subnivel f habrá 7 orbitales y en cada uno
de ellos 2 electrones y en total serán 14
electrones. Sus formas son complejas.
Nivel
No.
Tipo de No.
Subnivel orbital orbital
e- por
e- por
subnivel nivel
1
1
1s
1
2
2
2
2
2s
2p
1
3
2
6
8
3
3
3s
3p
3d
1
3
5
2
6
10
18
4
4
4s
4p
4d
4f
1
3
5
7
2
6
10
14
32
Para escribir la configuración electrónica de un
átomo se deben seguir los siguientes pasos:
a. Conocer el número de electrones que posee
el átomo.
b. Colocar los electrones en los diferentes
niveles de energía, iniciando por el nivel
mas cercano al núcleo (1s,2s,2p,3s,3p…). Los
electrones en cada orbital se indican como
un superíndice
c. Llenar dichos niveles en orden creciente de
energía
d. Tomar en cuenta la capacidad máxima de
cada subnivel (s = 2e-, p = 6e-, d = 10e- y f =
14e-).
Ej: H 1s1
Li: 1s2 2s1
N:1s2 2s2 2p3
Orden de Llenado
Puede efectuarse con el uso de bloque de
subniveles o utilizando la regla de la
diagonal.
Hasta el nivel 4 el llenado de orbitales avanza
en orden, pero acá se verá que el orbital 4s se
llena antes que el 3d, esto se debe a que los
electrones de 4s tienen una energía menor
que la de los electrones en los orbitales 3 d. Lo
anterior se puede observar tanto en el nivel 5
como en el 6. Ver cuadro siguiente.
Regla Diagonal
Ejercicios:
Configuración de Cl
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Elaborar configuraciones para:
Ca
Br
Co
O
Bloques en la Tabla Periódica

Se escribe entre corchetes el símbolo del
gas noble que antecede al elemento y
luego, la configuración de los electrones
de valencia.
Ej.
Na:
[Ne] 3s1

Ion: Partícula cargada que se produce
cuando un átomo gana o pierde electrones.

Cationes: átomos de metales que perdieron
electrones de valencia.

Aniones: átomos no metálicos que ganaron
electrones. Tienden a formar un octeto de
electrones.
Cationes:
Na+ 1s2 2s2 2p6
k+ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Aniones:
Cl-
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Diagrama de Orbitales
Es el ordenamiento de los electrones en los
orbitales, representando los mismos en forma de
cuadros y los electrones por medio de flechas. Los
orbitales de mas baja energía se llenan primero
igual que en la configuración. Ver el ejemplo.

Es una medida de la tendencia que muestra
un átomo en un enlace para atraer
electrones .
La electronegatividad aumenta de izquierda
a derecha, es decir conforme aumenta el No.
Atómico.
 Dentro de un grupo la electronegatividad
disminuye a medida que el No. Atómico
aumenta.

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