Introducción a la bioquímica

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INTRODUCCION A LA QUIMICA 
 QUIMICA INORGANICA 
 Y 
 QUIMICA ORGANICA 
 
 Concepto de Química 
 La química puede describirse como el estudio de la 
composición de la materia y los cambios por los que 
atraviesa. 
Materia: Es todo lo que ocupa un lugar en el espacio, 
por tanto, tiene masa y volumen 
 Origen de la Química 
 La química como ciencia comenzó a partir del siglo 17 
los chinos, egipcios, griegos y alquimistas contribuyeron 
a su desarrollo. 
 
 Química Orgánica 
 La que estudia especialmente los compuestos del carbono. 
 
 Química Inorgánica 
 Es el estudio de todos los compuestos y elementos que no 
son orgánicos, sus reacciones y propiedades. 
 
 Bioquímica 
 Estudio de las reacciones químicas en los seres vivos, como 
la utilización de los alimentos que contienen energía y la 
síntesis de los organismos que están activos en los seres 
vivos. 
 
 Química Medica 
 Es la química que a través de procesos químicos crea 
diferentes sustancias para el mejoramiento de la medicina 
 
La bioquímica es el estudio de la química, y lo que se 
relaciona con ella, de los organismos biológicos. 
 
Forma un puente entre la química y la biología al estudiar 
como tienen lugar las estructuras y las reacciones 
químicas complejas que dan lugar a la vida y a los 
procesos químicos de los seres vivos. 
¿Qué es la Bioquímica? 
Estados de agregación molecular.- 
Los estados de agregación molecular se refieren a los estados de 
la materia. 
 
Cambios de estado.- 
 
Los nombres de los elementos se 
representa mediante símbolos 
Existen dos reglas para escribir un símbolo 
correctamente: 
 Si el símbolo es una sola letra, ésta debe ser 
mayúscula. 
Ejemplos: C (carbono), H (hidrógeno), S (azufre), 
etc. 
 Si el símbolo tiene dos o tres letras la primera es 
mayúscula y las demás son minúsculas. 
Ejemplos: Na (sodio), Hg (mercurio), Cl (cloro), 
 
COMPUESTO: Sustancia pura que se puede descomponer por medio químicos en 
dos o mas sustancias diferentes. Está formado por dos o más 
elementos. Ejemplos: Na2CO3 (carbonato de sodio), HNO3 (ácido 
nítrico), SO3 (trióxido de azufre), Fe2O3 (óxido de hierro III), etc. 
MOLÉCULA: Es la partícula más pequeña de un compuestos que conserva sus 
propiedades. 
MEZCLAS: Las mezclas están formados por dos o más sustancias puras 
(elementos y/o compuestos), pero su unión es solo aparente, ya que 
los componentes no pierden sus características originales. 
Ejemplos: Agua de limón, azufre y azúcar, latón, bronce, agua de 
mar, etc. 
Átomo, la unidad más pequeña posible de un elemento 
químico. 
El átomo 
El átomo es la mínima cantidad de materia de un 
elemento químico. 
El núcleo está compuesto de protones (con carga positiva) y 
neutrones (sin carga) 
 
Los protones tienen una carga eléctrica positiva, conocida a veces como 
carga elemental, carga fundamental o carga de +1. 
 
Los electrones tienen una carga del mismo valor pero de polaridad 
opuesta, -1. 
El átomo 
http://astroverada.com/_/Main/T_particulas2.html
http://astroverada.com/_/Main/T_particulas2.html
El Neutrón es una partícula eléctricamente neutra, 
juntamente con los protones, los neutrones son los 
constitutivos fundamentales del núcleo atómico y se les 
considera como dos formas de una misma partícula: 
el nucleón. 
 
 
El neutrón 
http://images.google.co.ve/imgres?imgurl=http://www.eupmt.es/cra/img/gos_jimmy_neutron.jpg&imgrefurl=http://www.taringa.net/posts/imagenes/942836/Caricaturas-de-ayer-y-hoy.html&usg=__iHdd6CN8CrfV-yJJ-PSDPjzR8bo=&h=739&w=711&sz=82&hl=es&start=5&um=1&tbnid=JLniPjy8_N0H5M:&tbnh=141&tbnw=136&prev=/images?q=neutron&hl=es&sa=N&um=1
http://lc.brooklyn.cuny.edu/smarttutor/core3_22/images/Atom_structure_neutron2.gif
El electrón 
Movimientos de los electrones 
electrón s. m. Partícula elemental del átomo 
que se mueve a gran velocidad alrededor del 
núcleo y que tiene carga eléctrica negativa 
http://www.lagranepoca.com/pics/2007/05/01/xl/2007-05-01-xl--electron_calcium.jpg
http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/4/41/Electron_shell_013_Aluminium.svg
EMPÉDOCLES: 
Afirmaba que toda materia estaba compuesta de cuatro 
"elementos": tierra, aire, agua y fuego. 
DEMÓCRITO: 
Pensaba que las formas de la materia eran divisibles hasta 
cierto punto en partículas muy pequeñas indivisibles llamadas 
átomos. 
ARISTÓTELES: 
Contradijo la teoría de Demócrito y apoyó y desarrolló la teoría 
de Empédocles. Su teoría dominó el pensamiento científico y 
filosófico hasta principios del siglo XVII. 
TEORIAS ATOMISTAS 
1.- Los elementos están formados por partículas diminutas e 
indivisibles, llamadas átomos. 
2.
- 
Los átomos del mismo elemento son semejantes en masa y 
tamaño. 
3.- Átomos de elementos distintos tienen masas y tamaños 
distintos. 
4.
- 
Los compuestos químicos se forman por la unión de dos o más 
átomos de elementos diferentes. 
5.- Los átomos se combinan para forma compuestos, en relaciones 
numéricas sencillas como uno a uno, dos a dos, dos a tres, etc. 
6.
- 
Los átomos de dos elementos se pueden combinar en diferentes 
proporciones para formar más de un compuesto. 
TEORÍA ATÓMICA DE DALTON 
John Dalton (1766-1844) revivió el concepto de átomo y propuso una teoría 
basada en hechos y pruebas experimentales. Los puntos más importantes de 
la teoría atómica de Dalton son: 
 
 
• Los átomos están formados por partículas subatómicas. 
• No todos los átomos de un mismo elemento tienen la misma masa. 
• En ciertas condiciones los átomos se pueden descomponer. 
El modelo atómico de Dalton fue una aportación muy 
importante, y sus principales premisas aún se conservan, 
aunque otras han tenido que corregirse: 
Ley de las proporciones definidas.- 
Establece que un compuesto puro siempre contiene los mismos 
elementos exactamente en las mismas proporciones de masa. 
Ejemplo: Cualquier muestra de sal pura 
(cloruro de sodio), contiene 39.93% de sodio y 
60.7% de cloro en masa. 
Ejemplo: En el agua (H2O) hay 8.0 g de 
oxígeno por cada gramo de hidrógeno. 
Su proporción siempre es 2:1. 
LEY DE LAS PROPORCIONES 
MÚLTIPLES.- 
"Los átomos de dos o más elementos 
se pueden combinar en proporciones 
diferentes para producir más de un 
compuesto" 
 
Ejemplos: El nitrógeno y el oxígeno se combinan 
formando compuestos tales como: NO, NO2, 
N2O5, N2O3; sus relaciones son 1:1, 1:2, 2:5, 2:3. 
 
 
 
La siguiente figura muestra las 
modificaciones que ha sufrido el 
modelo del átomo desde Dalton 
hasta Schrödinger. 
 
 
El modelo actual del átomo se basa en la 
mecánica cuántica ondulatoria, la cual 
está fundamentada en cuatro números 
cuánticos, mediante los cuales puede 
describirse un electrón en un átomo. 
los orbitales moleculares son los orbitales que describen el 
comportamiento ondulatorio que pueden tener los electrones en las 
moléculas. 
 
Probabilidad de encontrar un electrón en una región del espacio. 
Orbital 
El nombre de los orbitales es debido a sus líneas espectroscópicas 
(en inglés 
 s sharp, 
 
p principal, 
 
d diffuse y 
 
f fundamental 
http://es.wikipedia.org/wiki/Orbital_at%C3%B3mico
http://es.wikipedia.org/wiki/Electr%C3%B3n
http://es.wikipedia.org/wiki/Mol%C3%A9cula
Formas de los orbitales 
Orbital s 
El orbital s tiene simetría esférica alrededor del núcleo atómico. 
http://es.wikipedia.org/wiki/Esfera
http://es.wikipedia.org/wiki/N%C3%BAcleo_at%C3%B3mico
Formas de los orbitales 
Orbital p 
La forma geométrica de los orbitales p es la de dos esferas achatadas hacia el 
punto de contacto (el núcleo atómico) y orientadas según los ejes de 
coordenadas. 
Se obtienen los tres orbitales p simétricos respecto a los ejes x, z e y. 
http://es.wikipedia.org/wiki/Archivo:Es-Orbitales_p.png
Orbital d 
 
Tienen una forma más diversa: cuatro de ellos tienen forma de 4 lóbulos 
de signos alternados (dos planos nodales, en diferentes orientaciones del 
espacio),y el último es un doble lóbulo rodeado por un anillo (un doble 
cono nodal). 
http://es.wikipedia.org/wiki/Imagen:Orbitales_d.jpg
Orbital f 
 
Los orbitales f tienen formas aún mas exóticas, que se 
pueden derivar de añadir un plano nodal a las formas de los 
orbitales d. 
http://es.wikipedia.org/wiki/Imagen:Orbitales_f.jpg
HIBRIDACIÓN o HIBRIDIZACIÓN: 
Hibridación sp: 
 Ocurre cuando se combina un orbital s con otro p para formar 
DOS orbitales híbridos sp, cuya energía es intermedia entre la 
de los orbitales s y p. 
Un orbital s y un orbital p se pueden hibridar para 
formar 2 orbitales sp equivalentes, cuyos lóbulos 
grandes apuntan en direcciones opuestas, con una 
separación de 180º. 
El carbono puede hibridarse de tres maneras distintas: 
Hibridación sp3: 
4 orbitales sp3 iguales que forman 4 enlaces simples de tipo “” 
(frontales). 
Hibridación sp2: 
3 orbitales sp2 iguales que forman enlaces “” + 1 orbital “p” 
(sin hibridar) que formará un enlace “” (lateral) 
Hibridación sp: 
2 orbitales sp iguales que forman enlaces “” + 2 orbitales “p” 
(sin hibridar) que formarán sendos enlaces “” 
•4 orbitales sp3 iguales que forman 4 enlaces simples 
de tipo “” (frontales). 
 
•Los cuatro pares de electrones se comparten con 
cuatro átomos distintos. 
 
•Geometría tetraédrica: ángulos C–H: 109’5 º y 
distancias C–H iguales. 
•Ejemplo: CH4, CH3–CH3 
•3 orbitales sp2 iguales que forman enlaces “” + 1 
orbital “p” (sin hibridar) que formará un enlace “” 
(lateral) 
•Forma un enlace doble, uno “” y otro “”, es decir, hay 
dos pares electrónicos compartidos con el mismo 
átomo. 
•Geometría triangular: ángulos C–H: 
120 º y distancia C=C < C–C 
•Ejemplo: H2C=CH2, H2C=O 
Enlace simple: Los cuatro pares de electrones se 
comparten con cuatro átomos distintos. 
Ejemplo: CH4, CH3–CH3 
Enlace doble: Hay dos pares electrónicos compartidos 
con el mismo átomo. 
Ejemplo: H2C=CH2, H2C=O 
Enlace triple: Hay tres pares electrónicos compartidos 
con el mismo átomo. 
Ejemplo: HCCH, CH3–CN 
 
•Hibridación sp2 
Se combina un orbital s con dos orbitales p para dar tres orbitales 
híbridos sp2 equivalentes. 
Un orbital s y dos orbitales p pueden hibridarse para 
formar tres orbitales atómicos híbridos sp2 equivalentes. 
Los lóbulos grandes de estos orbitales apuntan hacia las 
esquinas de un triángulo equilátero. 
 El átomo puede formar 3 enlaces iguales entre sí, que forman 
ángulos de 120º debido a la repulsión de los pares electrónicos. 
La molécula formada es triangular 
Hibridación sp3 
Los elementos que presentan esta hibridación forman moléculas tetraédricas, 
en las cuales el ángulo de enlace es, salvo excepciones, 109,4º. 
Se combina un orbital s con tres orbitales p para dar 4 orbitales 
híbridos sp3. 
Los enlaces del H2O pueden visualizarse en 
términos de la hibridización sp3 de los 
orbitales del oxígeno. Dos de los 4 orbitales 
híbridos se traslapan con los orbitales 1s de 
cada hidrógeno para 
formar enlaces covalentes. 
Hibridación sp3 
ORBITALES MOLECULARES 
Cuando dos átomos se aproximan uno a otro hasta que el orbital de 
uno de ellos comparte una cierta amplitud con el orbital del otro, se 
dice que ambos orbitales solapan. 
Los orbitales moleculares se construyen a partir por combinación lineal 
de orbitales atómicos de átomos distintos. Se forman tantos orbitales 
moleculares como orbitales atómicos se solapen. 
http://es.wikipedia.org/wiki/Combinaci%C3%B3n_lineal
http://es.wikipedia.org/wiki/Combinaci%C3%B3n_lineal
http://es.wikipedia.org/wiki/Combinaci%C3%B3n_lineal
ORBITALES σ (sigma) 
Tienen su máxima densidad en la dirección del eje internuclear. 
Pueden formarse a partir de: 
a)orbitales s de dos átomos: 
 
ORBITALES MOLECULARES 
b)Pueden formarse orbitales σ por unión 
de otro tipo de orbitales: 
•px y px, s y px, s y un orbital híbrido sp, sp
2 o sp3; o bien, entre 
orbitales atómicos híbridos sp y sp, sp2 y sp2 o sp3 con sp3. 
ORBITALES σ (sigma) 
ORBITALES MOLECULARES 
ORBITALES π (pi) 
ORBITALES MOLECULARES 
Tienen su máxima densidad en dos nubes electrónicas. Se 
forman a partir de la combinación de orbitales Py-Py, y Pz – Pz. 
También conocida como número de valencia, es una medida de la 
cantidad de enlaces químicos formados por los átomos de un 
elemento químico. 
Valencia 
Número que indica la cantidad de electrones que un átomo está 
compartiendo, cediendo o robando en un enlace covalente o 
iónico que mantiene con otro u otros átomos. 
 
De forma aislada, un átomo o elemento puede describirse con 
sus "posibles" valencias, que son los números de valencia que 
más frecuentemente utiliza al combinarse con otros elementos, y 
que son el resultado de su configuración electrónica en la capa 
de valencia. 
http://es.wikipedia.org/wiki/Enlace_qu%C3%ADmico
http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81tomo
http://es.wikipedia.org/wiki/Elemento_qu%C3%ADmico
http://www.ciencia.net/VerArticulo/?idTitulo=Enlace covalente
http://www.ciencia.net/VerArticulo/?idTitulo=Enlace covalente
http://www.ciencia.net/VerArticulo/?idTitulo=Enlace covalente
http://www.ciencia.net/VerArticulo/?idTitulo=Enlace iónico
HIDRÓGENO 
 
No. ATÓMICO: 1 
 
VALENCIA:  1 
 
 
EL HIDRÓGENO TIENE UN ELECTRÓN EN 
SUÚLTIMA CAPA 
(tiene valencia  1), se llama electrón de 
valencia. Aquí el hidrógeno puede ganar o 
perder un electrón. 
LITIO 
 
No. ATÓMICO: 3 
 
VALENCIA: +1 
 
 
El litio tiene un electrón en su última 
capa, tiene valencia + 1 y se llama 
electrón de valencia 
CALCIO 
 
No. ATÓMICO: 20 
 
VALENCIA: +2 
 
 
20 
20 
Calcio tiene dos electrones de valencia 
en su última capa, tiene valencia +2 
NITRÓGENO 
 
No. ATÓMICO: 7 
 
VALENCIA:  1  2  3 +4 +5 
 
 
El nitrógeno tiene  1  2  3 electrones de 
valencia negativa y positiva, es decir 
,puede recibir hasta 3 electrones o perder la 
misma cantidad o perder los 5 electrones 
de su última capa 
ELECTRONEGATIVIDAD 
La electronegatividad es una medida de fuerza de atracción que 
ejerce un átomo sobre los electrones de otro, en un enlace químico. 
Los diferentes valores de electronegatividad se clasifican según 
diferentes escalas 
Según la escala de Linus Pauling: 
Iónico (diferencia superior o igual a 2.0) 
 
Covalente polar (diferencia entre 2.0 y 0.5) 
 
Covalente no polar (diferencia inferior a 0.5) 
 
Cuanto más pequeño es el radio atómico, mayor es la energía de ionización y 
mayor la electronegatividad y viceversa. 
Según Linus Pauling, la electronegatividad es la tendencia o capacidad de 
un átomo, en una molécula, para atraer hacia sí los electrones. 
http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81tomo
http://es.wikipedia.org/wiki/Electr%C3%B3n
http://es.wikipedia.org/wiki/Enlace_qu%C3%ADmico
http://es.wikipedia.org/wiki/Enlace_i%C3%B3nico
http://es.wikipedia.org/wiki/Enlace_covalente
http://es.wikipedia.org/wiki/Radio_at%C3%B3mico
http://es.wikipedia.org/wiki/Radio_at%C3%B3mico
http://es.wikipedia.org/wiki/Radio_at%C3%B3mico
http://es.wikipedia.org/wiki/Energ%C3%ADa_de_ionizaci%C3%B3n
http://es.wikipedia.org/wiki/Energ%C3%ADa_de_ionizaci%C3%B3n
http://es.wikipedia.org/wiki/Energ%C3%ADa_de_ionizaci%C3%B3n
http://es.wikipedia.org/wiki/Energ%C3%ADa_de_ionizaci%C3%B3n
http://es.wikipedia.org/wiki/Energ%C3%ADa_de_ionizaci%C3%B3n
http://es.wikipedia.org/wiki/Linus_Pauling
http://es.wikipedia.org/wiki/Linus_Pauling
http://es.wikipedia.org/wiki/Linus_Pauling
Entre dos átomos que forman un enlace químico, el núcleo de cada 
átomo atrae a los electrones del enlace. La medida de esta atracción 
se conoce como electronegatividad. 
 
Un átomo con una tendencia muy alta a atraer a los electrones de 
enlace será muy electronegativo (como por ejemplo, el flúor) mientras 
que uno con una tendencia muy baja será muy electropositivo 
(tendencia a ceder los electrones). 
 
Conviene no usarel término electropositivo, para evitar confusiones; 
es más claro citar a un átomo como poco electronegativo. 
ELECTRONEGATIVIDAD 
ELECTRONEGATIVIDAD 
La electronegatividad influye mucho sobre el tipo de 
enlace que se forma entre los átomos. 
 
Si la electronegatividad de los átomos que forman el 
enlace es similar, los electrones del enlace serán 
compartidos casi por igual y se formará un enlace 
covalente. Si la diferencia es muy grande, los 
electrones serán transferidos al átomo más 
electronegativo, formándose un enlace iónico. 
ELECTRONEGATIVIDAD 
En un enlace covalente, los electrones son compartidos por 
ambos átomos pero como distintos elementos tienen distinta 
electronegatividad no serán compartidos de igual forma; será 
más probable encontrar los electrones cerca del átomo mas 
electronegativo del enlace, es decir, el enlace se "polariza" y se 
forma un enlace covalente polar. 
 
Sólo en el caso en que los átomos del enlace sean del mismo 
elemento (de electronegatividades idénticas) los electrones serán 
compartidos por igual y se formará un enlace covalente no polar 
(también llamado covalente puro). 
ELECTRONEGATIVIDAD 
A mayor diferencia en electronegatividad, con mayor fuerza será un 
electrón atraído a un átomo particular involucrado en el enlace, y más 
propiedades "iónicas" tendrá el enlace ("iónico" significa que los 
electrones del enlace están compartidos inequitativamente). 
 
 
 A menor diferencia de electronegatividad, mayores propiedades 
covalentes (compartición completa) del enlace. 
Cuándo hacemos leche en polvo, o 
cuando le echamos azúcar al té, 
 
 
¿desaparece la leche o el azúcar? 
 
http://www.monografias.com/trabajos6/lacte/lacte.shtml
http://www.monografias.com/trabajos15/cana-azucar/cana-azucar.shtml
http://www.monografias.com/trabajos6/lacte/lacte.shtml
http://www.monografias.com/trabajos15/cana-azucar/cana-azucar.shtml
Claro que no, uno respondería que estos se están disolviendo 
en el agua. Pero en realidad, ¿Qué sucede? ¿Por qué sucede? 
Son hechos tan comunes que se nos olvida hacernos estas 
preguntas. 
 
En realidad lo que sucede es que la leche y el azúcar son 
solutos, que serán disueltos en un solvente como el agua. 
 
Pero ¿qué es lo que en realidad sucede? ¿Qué son los solutos 
y los solventes? 
http://www.monografias.com/trabajos14/problemadelagua/problemadelagua.shtml
http://www.monografias.com/trabajos14/problemadelagua/problemadelagua.shtml
¿Qué mantiene unidos a los Átomos? 
 
Un concepto básico en química es el estudio de cómo los átomos 
forman compuestos. La mayoría de los elementos que conocemos 
existen en la naturaleza formando agrupaciones de átomos 
iguales o de distintos tipos, enlazados entre sí. 
 
Todos los compuestos están constituidos por dos o más átomos 
de un o más elementos diferentes, unidos entre sí por enlaces ya 
sean estos iónicos o covalentes. 
http://www.monografias.com/trabajos10/teca/teca.shtml
http://www.monografias.com/Quimica/index.shtml
http://www.monografias.com/trabajos7/filo/filo.shtml
Enlace iónico 
Enlace covalente 
Estructuras de Lewis 
Geometría molecular 
Polaridad de las moléculas 
Uniones Intermoleculares 
Estructuras de Lewis 
Los gases nobles se encuentran formados por 
átomos aislados porque no requieren compartir 
electrones entre dos o más atomos, ya que tienen en 
su capa de valencia ocho electrones, lo que les da su 
gran estabilidad e inercia. ( LEY DEL OCTETO) 
Los otros elementos gaseosos en cambio, se 
encuentran siempre formando moléculas diatómicas. 
Cada átomo de flúor tiene siete electrones en su capa de 
valencia, le falta sólo uno para lograr completar los ocho, 
que según la Regla del Octeto, le dan estabilidad. 
 
Si cada átomo de flúor comparte su electrón impar con 
otro átomo de flúor, ambos tendrán ocho electrones a su 
alrededor y se habrá formado un enlace covalente con 
esos dos electrones que se comparten entre ambos 
átomos 
 
 
Esta idea de la formación de un enlace mediante la 
compartición de un par de electrones fue propuesta por Lewis, y 
sigue siendo un concepto fundamental en la comprensión del 
enlace químico. 
 
Podemos aplicar el modelo de Lewis para explicar la formación 
de la molécula de Oxígeno 
 
 
Para que cada uno de los dos átomos de oxígeno complete un 
octeto de electrones, es necesario que compartan entre ellos DOS 
pares electrónicos. A esta situación se le conoce como DOBLE 
ENLACE. 
De manera análoga, la formación de la molécula 
diatómica de nitrógeno mediante el modelo de 
Lewis, lleva a plantear un TRIPLE ENLACE entre 
los átomos de N, para que ambos completen el 
octeto. 
 
 
El hidrógeno elemental también está constituido por 
moléculas diatómicas, pero debido a que están formadas por 
átomos con un solo electrón, es imposible que cumpla con la 
regla del octeto, el hidrógeno sólo tiende a tener DOS 
electrones alrededor. 
 
 
Método general para obtener estructuras de Lewis 
• Observa el tipo y el número de átomos que tiene el compuesto, a 
partir de su fórmula química. 
• Determina el número de electrones de valencia que tiene cada 
átomo, para lo cual puedes utilizar su posición en la tabla periódica. 
Con esta información también conoces el número total de electrones 
de valencia que vas a utilizar para construir la estructura de puntos. 
• Dibuja una propuesta de esqueleto para el compuesto. Para ello une 
a los átomos presentes entre sí con líneas rectas (éstas representan 
pares de electrones compartidos, o sea, enlaces sencillos). Este 
paso puede resultar difícil, ya que no es común contar con suficiente 
información para esbozar el esqueleto. Sin embargo, y a menos que 
tengas alguna otra información, asume que en moléculas sencillas 
que tienen un átomo de un elemento y varios átomos de otro, el átomo 
único está en el centro. 
•Coloca los puntos alrededor de los átomos de tal manera que cada 
uno tenga ocho electrones (para cumplir con la regla del octeto). 
Recuerda que el hidrógeno es una excepción y tan sólo tendrá dos 
puntos. 
 
• Verifica que el número total de electrones de valencia esté 
plasmado en tu estructura. Si no es el caso, posiblemente se trate de 
un compuesto que no satisface la regla del octeto 
Método general para obtener estructuras de Lewis 
Un enlace químico es el proceso físico responsable de las 
interacciones atractivas entre átomos y moléculas, y que confiere 
estabilidad a los compuestos químicos 
ENLACE QUÍMICO 
Los enlaces varían ampliamente en su fuerza. Generalmente, el 
enlace covalente y el enlace iónico suelen ser descritos como 
"fuertes", mientras que el enlace de hidrógeno y las fuerzas de Van 
der Waals son consideradas como "débiles". 
http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81tomo
http://es.wikipedia.org/wiki/Mol%C3%A9cula
http://es.wikipedia.org/wiki/Compuestos_qu%C3%ADmicos
http://es.wikipedia.org/wiki/Compuestos_qu%C3%ADmicos
http://es.wikipedia.org/wiki/Compuestos_qu%C3%ADmicos
http://es.wikipedia.org/wiki/Enlace_covalente
http://es.wikipedia.org/wiki/Enlace_covalente
http://es.wikipedia.org/wiki/Enlace_covalente
http://es.wikipedia.org/wiki/Enlace_i%C3%B3nico
http://es.wikipedia.org/wiki/Enlace_i%C3%B3nico
http://es.wikipedia.org/wiki/Enlace_i%C3%B3nico
http://es.wikipedia.org/wiki/Enlace_de_hidr%C3%B3geno
http://es.wikipedia.org/wiki/Enlace_de_hidr%C3%B3geno
http://es.wikipedia.org/wiki/Enlace_de_hidr%C3%B3geno
http://es.wikipedia.org/wiki/Enlace_de_hidr%C3%B3geno
http://es.wikipedia.org/wiki/Enlace_de_hidr%C3%B3geno
http://es.wikipedia.org/wiki/Fuerzas_de_Van_der_Waals
http://es.wikipedia.org/wiki/Fuerzas_de_Van_der_Waals
http://es.wikipedia.org/wiki/Fuerzas_de_Van_der_Waals
http://es.wikipedia.org/wiki/Fuerzas_de_Van_der_Waals
http://es.wikipedia.org/wiki/Fuerzas_de_Van_der_Waals
http://es.wikipedia.org/wiki/Fuerzas_de_Van_der_Waals
http://es.wikipedia.org/wiki/Fuerzas_de_Van_der_Waals
http://es.wikipedia.org/wiki/Fuerzas_de_Van_der_Waalshttp://es.wikipedia.org/wiki/Fuerzas_de_Van_der_Waals
ENLACE QUÍMICO 
Los enlaces covalentes pueden ser simples cuando se 
comparte un solo par de electrones, dobles al compartir dos 
pares de electrones, triples cuando comparten tres tipos de 
electrones, o cuádruples cuando comparten cuatro tipos de 
electrones. 
ENLACES COVALENTES 
Los enlaces covalentes no polares se forman entre átomos 
iguales, no hay variación en el número de oxidación. 
 
Los enlaces covalentes polares se forman con átomos 
distintos con gran diferencia de electronegatividades. La 
molécula es eléctricamente neutra, pero no existe simetría 
entre las cargas eléctricas originando la polaridad, un 
extremo se caracteriza por ser electropositivo y el otro 
electronegativo. 
ENLACE QUÍMICO 
ENLACES COVALENTES 
El tipo de enlace que se observa en la molécula de hidrógeno y en otras 
moléculas en que los electrones son compartidos por los dos núcleos se llama 
enlace covalente. 
 
En la molécula de H2 los electrones residen principalmente en el espacio entre 
los núcleos en donde son atraídos de manera simultánea por ambos protones. 
 
 El aumento de fuerzas de atracción en esta zona provoca la formación de la 
molécula de H2 a partir de dos átomos de hidrógeno separados. 
 
La formación de un enlace entre los átomos de hidrógeno implica que la 
molécula H2 es más estable por determinada cantidad de energía, que dos 
átomos separados 
ENLACE COVALENTE SIMPLE 
ENLACE COVALENTE MULTIPLE 
La formación de la molécula de O2, se puede explicar así por la compartición de dos 
electrones de valencia aportados por cada átomo formándose un enlace covalente 
doble entre los átomos de oxígeno 
http://www.genomasur.com/ani 2/covalente doble.JPG
Enlace iónico 
Tipo de interacción electrostática entre átomos que 
tienen una gran diferencia de electronegatividad. 
El enlace iónico se forma cuando un átomo que 
pierde electrones relativamente fácil (metal) 
reacciona con otro que tiene una gran tendencia a 
ganar electrones (no metal). 
el enlace iónico es la unión que resulta de la presencia de 
fuerzas de atracción electrostática entre los iones de distinto 
signo. Se da cuando uno de los átomos capta electrones del otro. 
Enlace iónico 
El metal dona uno o más electrones formando aniones que son 
iones con carga negativa o cationes con una carga positiva y 
configuración electrónica estable. Estos electrones luego ingresan 
en el no metal, originando un ion cargado negativamente o anión, 
que también tiene configuración electrónica estable. La atracción 
electrostática entre los iones de carga opuesta causa que se unan 
y formen un enlace. 
http://es.wikipedia.org/wiki/Electrost%C3%A1tica
http://es.wikipedia.org/wiki/Ion
http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81tomo
http://es.wikipedia.org/wiki/Electrones
http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/a/a9/Ionic_bonding.png
http://es.wikipedia.org/wiki/Metal
http://es.wikipedia.org/wiki/Electr%C3%B3n
http://es.wikipedia.org/wiki/Ion
http://es.wikipedia.org/wiki/Cati%C3%B3n
http://es.wikipedia.org/wiki/Configuraci%C3%B3n_electr%C3%B3nica
http://es.wikipedia.org/wiki/Configuraci%C3%B3n_electr%C3%B3nica
http://es.wikipedia.org/wiki/Configuraci%C3%B3n_electr%C3%B3nica
http://es.wikipedia.org/wiki/No_metal
http://es.wikipedia.org/wiki/No_metal
http://es.wikipedia.org/wiki/No_metal
http://es.wikipedia.org/wiki/Ani%C3%B3n
Enlace iónico 
Un átomo de Sodio dona un electrón a un 
átomo de Cloro para formar los iones sodio 
y cloro. 
FUERZAS INTERMOLECULARES 
Una gran diferencia de electronegatividad entre dos átomos 
enlazados fuertemente en una molécula ocasiona la 
formación de un dipolo (un par positivo-negativo de cargas 
eléctricas parciales permanentes). 
 
 Los dipolos se atraen o repelen unos a otros. 
Atracción entre dipolo y dipolo 
Existen gases cuyas moléculas están formadas por átomos que 
tienen diferente electronegatividad (enlace covalente polar) y que 
se hallan dispuestos de forma que en la molécula existen zonas 
con mayor densidad de electrones que otras (polo negativo y 
positivo respectivamente). 
http://es.wikipedia.org/wiki/Electronegatividad
http://es.wikipedia.org/wiki/Dipolo
Enlace de hidrógeno 
En el agua el átomo de hidrógeno está unido con el de un elemento bastante más 
electronegativo como es el oxígeno. 
 
Dada la pequeñez del átomo de hidrógeno (es el átomo más pequeño) y la ausencia de 
electrones que protejan su núcleo (el átomo de hidrógeno tiene sólo un electrón), la 
molécula será muy polar, lo cual implica la posibilidad de que se unan unas con otras 
mediante fuerzas de tipo eléctrico entre polos de distinto signo 
El hidrógeno es el único átomo capaz de formar este tipo de enlace porque 
al ser tan pequeño permite que los otros átomos más electronegativos de 
las moléculas vecinas puedan aproximarse lo suficiente a él como para que 
la fuerza de atracción sea bastante intensa. 
•Se presentan compuestos que tienen enlaces covalentes entre el 
hidrogeno y un átomo muy electronegativo, como fluor, oxigeno o 
nitrógeno, originando una atracción dipolo-dipolo muy fuerte. 
 
•Este tipo de enlace se produce cuando el átomo de hidrogeno de una 
molécula es atraído por un centro de carga negativo de otra molécula. la 
atracción molecular por puente de hidrogeno entre las mismas o 
diferentes moléculas. 
 
•Los compuestos cuyas moléculas presentan atracción por puente de 
hidrogeno tiene puntos de ebullición mayores ,comparados con los 
compuestos análogos de los elementos del mismo grupo. 
PUENTE DE HIDRÓGENO 
http://www.monografias.com/trabajos12/conpurif/conpurif.shtml
http://www.monografias.com/trabajos14/falta-oxigeno/falta-oxigeno.shtml
Dipolo instantáneo a dipolo 
inducido (van der Waals) 
son las interacciones más débiles,entre todas las sustancias 
químicas. 
 
En el átomo de helio: en cualquier instante, la nube electrónica 
alrededor del átomo (que, de otro modo sería neutral) puede 
estar ligeramente desbalanceada, con momentáneamente más 
carga negativa en un lado que en el otro. Esto es a lo que se 
refiere como un dipolo instantáneo. 
 
Este dipolo, con su carga ligeramente desbalanceada, puede 
atraer o repeler a los electrones en los átomos de helio vecinos, 
estableciendo otro dipolo (dipolo inducido). Los dos átomos se 
estarán atrayendo por un instante, antes que la carga se 
rebalancee y los átomos se muevan. 
http://es.wikipedia.org/wiki/Nube_electr%C3%B3nica
•Estas son fuerzas de naturaleza totalmente electrostáticas, es 
decir, se producen como consecuencia de la atracción entre 
centros de carga eléctrica opuesta, muy próximos entre sí en el 
caso de las moléculas polares, es fácil comprender la atracción 
entre carga parcial positiva (&+)y carga parcial negativa(&-). 
 
•Existen moléculas no polares en las cuales, al aproximarse 
unas a otras, por la acción de un agente a externo, por ejemplo 
la temperatura, se forman dipolos inducidos. Con eso también 
aparecen las fuerzas de Van Der Waals. 
 
http://www.monografias.com/trabajos/termodinamica/termodinamica.shtml
1. Antecedentes de la tabla periódica. 
2. Ley periódica 
 
 Fueron varios los intentos que se hicieron para ordenar los 
elementos de una forma sistemática. 
 
 En 1817 J. W. Doberiner, químico alemán, recomendó la 
clasificación de los elementos por tríadas, ya que encontró 
que la masa atómica del estroncio, se acerca mucho al 
promedio de las masas atómicas dos metales similares: 
calcio y bario. 
 
 Encontró otras tríadas como litio, sodio y potasio, o cloro, 
bromo y yodo; pero como no consiguió encontrar 
suficientes tríadas para que el sistema fuera útil. 
 
 La distribución más exitosa de los elementos fue desarrollada por Dimitrii 
Mendeleev (1834-1907), químico ruso. En la tabla de Mendeleev los elementos 
estaban dispuestos principalmente en orden de peso atómico creciente, aunque 
había algunos casos en los que tuvo que colocar enelemento con masa atómica 
un poco mayor antes de un elemento com una masa ligeramente inferior. Por 
ejemplo, colocó el telurio (masa atómica 127.8) antes que el yodo (masa atómica 
126.9) porque el telurio se parecía al azufre y al selenio en sus propiedades, 
mientras que el yodo se asemejaba al cloro y al bromo. Mendeleev dejó huecos 
en su tabla, pero él vio éstos espacios no como un error, sino que éstos serían 
ocupados por elementos aun no descubiertos, e incluso predijo las propiedades 
de algunos de ellos. 
 
 Después del descubrimiento del protón, Henry G. J. Moseley (1888-19915), físico 
británico, determinó la carga nuclear de los átomos y concluyó que los 
elementos debían ordenarse de acuerdo a sus números atómicos crecientes, de 
está manera los que tienen propiedades químicas similares se encuentran en 
intervalos periódicos definidos, de aquí se deriva la actual ley periódica: 
 
 "Los elementos están acomodados en orden de sus número atómicos crecientes 
y los que tienen propiedades químicas similares se encuentran en intervalos 
definidos." 
 
Elementos y Símbolos 
 Elementos 
 Son sustancias primarias que forman la materia. 
 No se pueden romper en sustancias más simples. 
 Existen diferentes tipos de elementos . 
 Ejemplo: Fe – hierro, presente en la hemoglobina 
que lleva el oxígeno en la sangre. 
 Existen 112 elementos, 88 ocurren naturalmente, los 
demás se producen artificialmente 
Símbolos Químicos 
 Muchos nombres de elementos surgen 
de planetas, mitología, minerales, 
colores, geografía y personas famosas. 
 Algunos provienen del latín o griego. 
 Símbolos Químicos 
 Abreviatura de una o dos letras que se le 
asigna a cada elemento. 
Elementos esenciales a la salud 
 Oxígeno – O, se encuentra en agua, 
carbohidratos, grasas y proteínas 
 Carbono – C, carbohidratos, grasas y 
proteínas 
 Calcio – Ca, huesos y dientes 
 Azufre – S, algunos amino ácidos 
83 
LA TABLA PERIÓDICA 
84 
A lo largo de la historia, los químicos han intentado ordenar los elementos de 
forma agrupada, de tal manera que aquellos que posean propiedades similares 
estén juntos. El resultado final el sistema periódico 
Los elementos están colocados por orden creciente de su 
número atómico (Z) 
GRUPOS 
a las columnas de la tabla 
PERÍODOS 
a las filas de la tabla 
Se denominan 
La utilidad del sistema periódico reside en que los elementos de 
un mismo grupo poseen propiedades químicas similares 
GRUPO FAMILIA 
I A Metales alcalinos 
II A Metales alcalinotérreos 
III A Familia del boro 
IV A Familia del carbono 
V A Familia del nitrógeno 
VI A Calcógenos 
VII A Halógenos 
VIII A Gases nobles 
FAMILIAS.- Están formadas por los elementos representativos (grupos "A") 
y son: 
 
86 
GRUPOS 
P
E
R
ÍO
D
O
S
 
87 
ESPECIES CON CARGA ELÉCTRICA. IONES. 
Si un átomo neutro gana o pierde electrones, se convierte en una especie 
cargada, denominada ion 
Si gana electrones, hay exceso de éstos, el ion será negativo y se denomina 
anión 
Si pierde electrones, hay defecto de éstos, el ión será positivo y se denomina 
catión 
Los elementos químicos se pueden clasificar, según su facilidad para 
perder o ganar electrones 
Metales 
No metales 
Semimetales 
Gases nobles 
Tipo de elemento Ejemplo Facilidad para formar iones 
Li, Be, Re, Ag 
O, F, I, P 
Si, Ge 
He, Ne, Ar 
Forman fácilmente iones positivos 
Forman fácilmente iones negativos 
Forman con dificultad iones positivos 
No forman iones 
88 
Los elementos de un mismo grupo, tienen propiedades químicas semejantes, 
ya que tienen el mismo número de electrones en su capa de valencia (última 
capa electrónica) y están distribuidos en orbitales del mismo tipo 
Por ejemplo, los elementos del grupo 17: 
Elemento Configuración 
más externa 
Configuración electrónica 
Flúor 
Cloro 
Bromo 
Yodo 
1s2 2s2 2p5 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p5 
ns2 np5 
Estos hechos sugieren que las propiedades químicas de un 
elemento están relacionadas con la configuración electrónica de 
su capa de valencia 
89 
Los bloques del Sistema Periódico se ubican de la 
siguiente forma 
90 
EL TAMAÑO ATÓMICO. 
Los átomos e iones no tienen un tamaño definido, pues sus orbitales no ocupan 
una región del espacio con límites determinados. Sin embargo, se acepta un 
tamaño de orbitales que incluya el 90% de la probabilidad de encontrar al electrón 
en su interior, y una forma esférica para todo el átomo. 
A continuación se muestra con el tamaño relativo de los átomos de los 
elementos representativos. Los radios están expresados en nm (1 nm = 10-9 m) 
Los radios de los 
átomos varían en 
función de que se 
encuentren en estado 
gaseoso o unidos 
mediante enlaces 
iónico, covalente o 
metálico 
91 
 En iones positivos (cationes): el tamaño del catión es más pequeño que el 
del átomo neutro ya que al perder electrones de la capa más externa, los que 
quedan son atraídos por el núcleo con más fuerza por la carga positiva del 
núcleo 
 En iones negativos (aniones): el tamaño del anión es más grande que el 
del átomo neutro. Un ión negativo se forma cuando el átomo gana electrones. 
Estos electrones aumentan las fuerzas de repulsión existentes entre ellos 
92 
ENERGÍA DE IONIZACIÓN. 
La primera energía de ionización (EI) es la energía necesaria para arrancar 
el electrón más externo de un átomo en estado gaseoso 
 Ca (g) + EI Ca+ (g) + e- 
La segunda energía de ionización es la energía necesaria para arrancar 
el siguiente electrón del ión monopositivo formado: 
 Ca+ (g) + 2ªEI Ca2+ (g) + e- 
La energía de ionización disminuye al descender en un grupo ya que la carga 
nuclear aumenta y también aumenta el número de capas electrónicas, por lo que 
el electrón a separar que está en el nivel energético más externo, sufre menos la 
atracción de la carga nuclear (por estar más apantallado) y necesita menos 
energía para ser separado del átomo 
93 
ENERGÍA DE IONIZACIÓN 
La energía de ionización crece al avanzar en un período ya que al avanzar en 
un período, disminuye el tamaño atómico y aumenta la carga positiva del 
núcleo. Así, los electrones al estar atraídos cada vez con más fuerza, cuesta 
más arrancarlos 
Excepciones: las anomalías que se observan tienen que ver con la gran 
estabilidad que poseen los átomos con orbitales semiocupados u ocupados, 
debido a que los electrones son más difíciles de extraer. 
94 
ELECTRONEGATIVIDAD. 
La electronegatividad es la tendencia que tienen los átomos de un elemento a 
atraer hacia sí los electrones cuando se combinan con átomos de otro elemento. Por 
tanto es una propiedad de los átomos enlazados 
La determinación de la electronegatividad se hace conforme a dos escalas: 
Escala de Mulliken: Considera la electronegatividad como una propiedad de los 
átomos aislados, su valor es: 
Escala de Pauling: Se expresa en unidades arbitrarias: al flúor, se le asigna el 
valor más alto, por ser el elemento más electronegativo, tiene un valor de 4 y al 
cesio, que es el menos electronegativo se le asigna el valor de 0,7 
2
EIAE
 EN


La electronegatividad 
aumenta con el número 
atómico en un período y 
disminuye en un grupo. 
El valor máximo será el 
del grupo 17 y el valor 
nulo es el de los gases 
nobles 
95 
CARÁCTER METÁLICO. 
 Metales: 
• Pierden fácilmente electrones para formar cationes 
• Bajas energías de ionización 
• Bajas afinidades electrónicas 
• Bajas electronegatividades 
• Forman compuestos con los no metales, pero no con los metales 
 
Según el carácter metálico podemos considerar los elementos como: 
 No Metales: 
• Ganan fácilmente electrones para formar aniones 
• Elevadas energías de ionización 
• Elevadas afinidades electrónicas 
• Elevadas electronegatividades• Forman compuestos con los metales, y otros con los no metales 
 Semimetales o metaloides: 
• Poseen propiedades intermedias entre los metales y los no metales (Si, Ge) 
96 
REACTIVIDAD. 
 Disminuye al avanzar en un período 
 Aumenta al descender en el grupo 
 Aumenta al avanzar en un período 
 Aumenta al ascender en el grupo 
En los gases nobles la reactividad es casi nula o muy baja, debido a 
que poseen configuraciones electrónicas muy estables 
Los metales reaccionan perdiendo electrones, así cuanto menor sea su 
energía de ionización serán más reactivos. La reactividad: 
Los no metales reaccionan ganando electrones, así cuanto mayor sea su 
afinidad electrónica serán más reactivos. La reactividad: 
97 
LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS VARÍAN DE 
LA SIGUIENTE MANERA 
NUMERO ATÓMICO 
•Es el número entero positivo que es igual al número total de 
protones en el núcleo del átomo. Se suele representar con la letra 
Z (del alemán Zahl, que quiere decir número). 
 
•El número atómico es característico de cada elemento químico y 
representa una propiedad fundamental del átomo: su carga 
nuclear. 
http://es.wikipedia.org/wiki/Prot%C3%B3n
http://es.wikipedia.org/wiki/N%C3%BAcleo_del_%C3%A1tomo
http://es.wikipedia.org/wiki/N%C3%BAcleo_del_%C3%A1tomo
http://es.wikipedia.org/wiki/N%C3%BAcleo_del_%C3%A1tomo
http://es.wikipedia.org/wiki/N%C3%BAcleo_del_%C3%A1tomo
http://es.wikipedia.org/wiki/N%C3%BAcleo_del_%C3%A1tomo