Se presenta el contenido de la Unidad I de la Unidad Currícular Química I para los Programas de Ingeniería Mecánica, industrial y Civíl de la Universidad Nacional Experimental Francisco de Miranda.

1. El ÁTOMO Y LA
MOLÉCULA

2. Estructura del Átomo
El átomo es una partícula de tamaño submicroscopico y
constituye toda la materia (elementos químicos). Se
encuentra conformado por:
• El núcleo: es la parte central del átomo, en el podemos
encontrar dos tipos de partículas: los protones, partículas
cargadas positivamente y los neutrones que son partículas
que no poseen carga alguna; ambas son las responsables de
la masa del átomo.
• Los orbitales: según el modelo atómico actual los orbitales
se definen como los lugares donde hay mayor probabilidad
de encontrar al electrón, los cuales poseen carga negativa y
se mueven en orbitas más o menos elípticas de acuerdo al
nivel energético; los electrones juegan un papel muy
importante en lo relativo a las propiedades de un elemento.

3. Número Atómico
• El número de protones que se encuentra en el núcleo se
denomina número atómico y se designa con la letra “Z” y es
el parámetro de organización actual de los elementos en la
tabla periódica.
Número Másico
• La masa del átomo se concentra en el núcleo, formado
por protones y neutrones, la suma de ambos recibe el
nombre de número de masa y se le designa con la letra
“A”.
Por ejemplo: El átomo de Na libre en la naturaleza contiene 11
protones y 12 neutrones; lo que significa que su Z=11 y su A=
23.

4. Notación Isotópica
• Los núcleos de los átomos de un elemento en particular
tienen el mismo número atómico, sin embargo pueden
tener diferentes números de masa; esto se debe a que
hay átomos de un elemento químico que si bien los
núcleos tienen el mismo número de protones, pueden
tener diferente número de neutrones. A estos átomos
con diferente número de masa e igual número atómico,
se le conoce con el nombre de Isótopo.

5. Niveles de Energía. Números Cuánticos
Cada átomo tiene igual número de electrones y protones si se
encuentra en su estado basal, en función de ello se describen
cuatro números cuánticos:
Número cuántico
principal (n):
• son números
enteros que
describen el nivel
de energía
principal que
tienen un
electrón. Puede
ser: n= 1, 2, …
Número cuántico
secundario (l):
• Designa el
subnivel o clase
especifica de
orbital atómico
que puede
ocupar el
electrón, es decir
denota la forma
de la región
espacial que
ocupa el
electrón,
tomando valores
desde 0 hasta (n-
1). Puede ser:
l=0, 1,2, … (n-1),
es decir s, p, d y f
Número cuántico
magnético (ml):
• Indica la
orientación
espacial del
orbital atómico
que ocupa un
electrón. Puede
ser desde +l
hasta –l, ambos
inclusive.
Número cuántico
de spín (ms):
• Los electrones
giran en forma
distinta
existiendo dos
posibilidades:
una en un
sentido y otra en
el sentido
contrario
formando un
campo
magnético que
favorezca su
proximidad.
Puede tener sólo
los valores de
+1/2 ó -1/2

6. Formas de Orbitales

7. Configuración Electrónica y Principio de Aufbau
• La configuración electrónica es la distribución de los electrones en los orbitales
atómicos de un elemento. El ordenamiento sigue un principio de construcción o
“principio de Aufbau”. Este principio nos permite ubicar los electrones a medida que
aumenta el número atómico. Recordemos que el número atómico, Z, equivale al
número de protones y por tanto también al número de electrones de un elemento en su
estado basal. A medida que vamos agregando protones al núcleo, los electrones van
ocupando niveles de mayor energía (más alejados del núcleo).
• El principio de Aufbau o “regla de la lluvia” (por la semejanza que hacen las líneas
descendientes con la lluvia), se muestra en la figura:
Las letras s, p, d, y f representan diferentes
tipos de orbitales. Por el principio de
exclusión de Pauli, en cada orbital sólo puede
haber un número máximo de dos electrones.
Los superíndices que se muestran (s2, p6, d10,
f14) indican el número máximo de electrones
que pueden entrar a un determinado tipo de
orbital.

8. Configuración Electrónica y Diagrama de
Orbitales. Ejemplo
• Realice la configuración electrónica del elemento
potasio.
Para realizar la configuración electrónica del potasio, se busca, en la tabla
periódica, el símbolo del elemento y se halla el número atómico. El símbolo del
potasio es K y el número atómico 19, por lo que su notación es 19K. Esto indica
que el potasio tiene 19 protones en su núcleo, de modo que en estado neutro
debe tener también 19 electrones, entonces:
[K]=1s22s22p63s23p64s1
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
Es muy común abreviar las configuraciones electrónicas, para ello se sustituye, la parte de la
configuración que corresponde al gas noble inmediatamente anterior, por su símbolo. Por
ejemplo, en el caso del potasio, el argón, es el gas que tiene configuración electrónica
[Ar]=1s22s22p63s23p6. Se sustituye, y la configuración del potasio queda: [K]=[Ar]4s1.
Lo anterior, muestra únicamente los electrones de valencia, los de mayor interés: que son el
número total de electrones que hay en la ultima capa

9. Configuración Electrónica
Se puede ver que la tabla periódica se separa en varios
bloques según los orbitales de mayor energía de los
elementos.
Separación de la tabla periódica en bloques de elementos según el llenado de los orbitales de
valencia
s
p
d
f

10. Tabla Periódica
La tabla periódica moderna es un sistema de clasificación de los elementos químicos, que
los ordena de acuerdo a sus propiedades, las cuales son una función periódica del
número atómico. Este orden viene determinado por la distribución electrónica de los
átomos. Los elementos que tienen el mismo número de electrones en el nivel energético
más externo presentan propiedades similares. A estas propiedades las conocemos como
propiedades periódicas.
La tabla periódica se ordena de izquierda a derecha y de arriba abajo conforme va
aumentando el número atómico (Z):
• Las filas (horizontal), son los períodos. En los períodos el número atómico varía de uno
en uno desde los metales, pasando por los semimetales, hasta culminar en los no
metales. La tabla periódica se divide en 7 períodos.
• Las columnas (verticales) son los grupos. En estos se encuentran los elementos con
propiedades químicas similares. Los grupos están constituidos por elementos con el
mismo número de electrones en su última capa (conocida como capa de valencia).
Actualmente la tabla se organiza en 18 grupos, numerados del 1 al 18, aunque existen
otras nomenclaturas anteriores que todavía se usan. En la nomenclatura antigua, se
tiene que los grupos se identifican por un número romano y una letra, ya sea A ó B.

11. ALCALINOS
ALCALINOTÉRREOS
METALES DE TRANSICIÓN
TÉRREOS
CARBONOIDEOS
NITROGENOIDEOS
CALCÓGENOSO
ANFÍGENOS
HALÓGENOS
GASESNOBLES
LANTÁNIDOS O
TIERRAS RARAS
ACTINIDOS

12. Propiedades Periódicas

13. Radio Atómico
• Como la nube electrónica de un átomo no tiene límite definido, el tamaño de un
átomo no se puede precisar en una forma simple y única, por lo que existen
varias formas de especificar el tamaño de los átomos dependiendo de la
propiedad que se mida.
• El radio metálico, se define como la mitad de la distancia entre los centros de
dos átomos adyacentes.
• Para moléculas diatómicas, el radio covalente, se define como la mitad de la
distancia entre los dos núcleos.
2rvdw
2rcov
2rmetálico

14. Radio Iónico
• Se refiere al tamaño del átomo al quitar un electrón para
formar un catión o al añadir un electrón al átomo para
formar un anión.
Energía de Ionización
• Es la energía necesaria para quitar el electrón y llevarlo
hasta una distancia infinita del núcleo

15. Afinidad Electrónica
• Es el cambio de energía que acompaña a la adición de
un electrón a un átomo gaseoso.
Electronegatividad
• La electronegatividad de un átomo es la capacidad de dicho
átomo, en una molécula, de atraer los electrones hacia sí para
formar un anión; de esta forma los no metales tienen más
tendencia de atraerlos, en cambio los metales disminuyen esta
tendencia.

16. RADIO ATÓMICO
Periodo: Disminuye de
izquierda a derecha
Grupo: Aumenta de arriba
hacia abajo
RADIO IÓNICO
Periodo: Disminuye de
Izquierda a derecha
Grupo: Aumenta de arriba
hacia abajo
ENERGÍA DE IONIZACIÓN
Periodo: Aumenta de
izquierda a derecha
Grupo: Disminuye de arriba
hacia abajo.
AFINIDAD ELECTRÓNICA
Periodo: Aumenta de
izquierda a derecha
Grupo: Disminuye de arriba
hacia abajo.
ELECTRONEGATIVIDAD
Periodo: Aumenta de
izquierda a derecha
Grupo: Disminuye de arriba
hacia abajo.
Propiedades Periódicas

17. Enlaces Químicos
Cuando las fuerzas eléctricas atractivas son lo
suficientemente grandes para mantener unidos los
átomos se dice que se ha formado un enlace químico.
Los electrones de valencia son los responsables de
formar los enlaces. Existen tres modelos de enlaces,
los cuales permiten representar las interacciones
electrostáticas entre los átomos enlazados, estos son:
 Modelo de enlace iónico
 Modelo de enlace covalente
 Modelo de enlace metálico

18. Modelo de Enlace Iónico
Se presenta cuando un metal que tiene baja electronegatividad se
une con un no metal con alta electronegatividad, produciendo una
apreciable diferencia de electronegatividad. Este enlace se forma
cuando la diferencia de electronegatividad es igual o mayor a 2,0
con lo cual se puede predecir que el electrón del átomo menos
electronegativo le transfiere los electrones de valencia al átomo
más electronegativo. Debido a ello, uno de los átomos pierde
electrones formando un catión y el otro gana electrones formando
un anión, estableciéndose una fuerza electrostática que los enlaza
y da origen a los compuestos iónicos.
2,0 3,3
ENLACE IÓNICO

19. Modelo De Enlace Covalente
• Se produce por compartición de pares de electrones entre átomos
de elementos no metálicos, los cuales tienen electronegatividades
similares, produciendo una diferencia de electronegatividad que
puede ser igual o superior a 0 pero menor a 1,9. de esta manera a
diferencia del enlace iónico, no se forman iones, debido a que los
electrones no se transfieren de un átomo a otro, por el contrario, se
comparten.
0 1,9
ENLACE COVALENTE
El enlace que se forma cuando los
elementos no se comparten en forma
equitativa, se le conoce como enlace
covalente polar, en el se comparten de
forma desigual los electrones
generándose dos polos a través del
enlace, donde el polo positivo está
centrado en el átomo menos
electronegativo.
ENLACE
COVALENTE
PURO

20. Modelo de Enlace Metálico
En este modelo los
electrones de valencia
actúan como una nube
negativa que se desplaza a
través de todo el sólido
metálico. En el enlace
metálico los electrones
pueden moverse en todos
los sentidos

21. Regla del Octeto y Estructura de Lewis
Los átomos interaccionan para modificar el número de
electrones en sus niveles externos, en un intento de lograr
una estructura electrónica similar a la de un gas noble de
ocho electrones. Esta tendencia de los átomos por adquirir la
configuración estable de ocho electrones en el nivel de
energía más externo se le conoce como regla del octeto.
Gilbert Newton Lewis desarrolló un modelo para su teoría , el
cual consistía en un símbolo químico que representa el
núcleo y los electrones internos del átomo, y alrededor de
éste se encuentran unos puntos que constituyen los
electrones de valencia, a esto se le conoce como simbolo de
Lewis. La estructura de Lewis es una combinación de
simbolos de Lewis –con puntos- que representa la
transferencia o compartición de electrones en un enlace

22. Regla del Octeto y Estructura de Lewis
H O H O C O

23. Nomenclatura de Compuestos
Químicos Inorgánicos
• Óxidos Básicos: Son producto de la reacción entre un metal y el
oxígeno
metal + oxígeno → óxido básico
4 Na(s) + O2 (g) → 2 Na2O (s) Óxido de Sodio
• Óxidos Ácidos o Anhídridos: Son compuestos producto de la unión
entre un no metal y el oxígeno. Los números romanos en superíndice
indican la valencia del elemento.
no metal + oxígeno → óxido ácido o anhídrido
2 CII(s) + O2 (g) → 2 CO(g)
CIV(s) + O2 (g) → CO2(g)
Tradicional Stock Sistemática
Óxido de Sodio Óxido de Sodio Monóxido de disodio
Tradicional Stock Sistemática
Anhídrido Carbonoso Óxido de Carbono (II) Monóxido de Carbono
Anhídrido Carbónico Óxido de Carbono (IV) Dióxido de Carbono

24. • Hidruros Metálicos: Son compuestos binarios que resultan de la
combinación del hidrógeno con los metales.
metal + hidrógeno → hidruro metálico
2Al + 3H2 → 2 AlH3
• Hidruros no metálicos: Son compuestos binarios que resultan de la
combinación del hidrógeno con los no metales.
no metal + hidrógeno → hidruro metálico
N2 + 3H2 → 2 NH3
Nomenclatura de Compuestos
Químicos Inorgánicos
Tradicional Stock Sistemática
Hidruro de Aluminio Hidruro de Aluminio Trihidruro de Aluminio
Tradicional Stock Sistemática
Hidruro de Nitrógeno
(Amoníaco)
Nitruro de Hidrógeno Trihidruro de Nitrógeno

25. • Hidróxidos o bases: Se originan de la reacción entre un óxido metálico y
el agua.
óxido básico + agua → hidróxido o base
Na2O (s) + H2O(l) → 2 NaOH(s)
• Ácidos oxácidos: Se originan de la reacción entre un anhídrido y el
agua.
anhídrido + agua → ácido oxácido
N2O5 (g) + H2O (l) → 2 HNO3 (ac)
Nomenclatura de Compuestos
Químicos Inorgánicos
Tradicional Stock Sistemática
Hidróxido de Sodio Hidróxido de Sodio Monohidróxido de Sodio
Tradicional Stock Sistemática
Ácido Nítrico Trioxonitrato (V) de Hidrógeno Ácido Trioxonitrico (V)

26. • Ácidos hidrácidos: La reacción entre un halógeno (F, Cl, Br, I) o un
anfígeno (S, Se Te) con hidrógeno origina un ácido hidrácido. Estos ácidos
se caracterizan por la carencia de oxígeno
halógeno o anfígeno + hidrógeno → ácido hidrácido
Cl2(g) + H2 (g) → 2 HCl (l)
• Sales: existen varios tipos de sales:
ácido oxácido + hidróxido → sal + agua
H2SO4(ac) + 2 NaOH (ac) → Na2SO4 (s) + 2 H2O(l)
Nomenclatura de Compuestos
Químicos Inorgánicos
Tradicional
Cloruro de Hidrógeno o Ácido clorhídrico
Tradicional
Sulfato de Sodio

27. ácido + metal activo → sal + hidrógeno
3 H2SO4 (ac) + 2 Al (s) → Al2(SO4)3 (s) + H2(g) 
óxido básico + ácido hidrácido → sal + agua
Na2O (s) + 2 HCl(ac) → 2 NaCl(ac) + H2O(l)
sal A + sal B → sal C + sal D
NaCl (ac) + AgNO3 (ac) → NaNO3 (ac) + AgCl(s) 
Nomenclatura de Compuestos
Químicos Inorgánicos
Tradicional
Sulfato de Aluminio
Tradicional
Cloruro de Sodio
Tradicional
Nitrato de Sodio
Tradicional
Cloruro de Plata