Atomo

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FUNDAMENTOS DE QUÍMICA. CONCEPTOS GENERALES 
Materia: Es todo aquello que ocupa un espacio y posee una masa, es decir que es 
todo aquello que puede verse, tocarse y sentirse. 
Ejemplo: El aire que respiras, El agua que bebes. 
 
Cuerpo: Es una porción limitada de materia. Todo cuerpo tiene límites reales y peso. 
Ejemplo: El pizarrón, Un trozo de tiza, Una silla. 
 
Sustancia: Es cada una de las clases especiales de materia 
Ejemplo: Madera, Hierro, Vidrio. 
 
Energía: Es la capacidad de un cuerpo de producir transformaciones en sí mismo o 
en otros cuerpos. La energía se presenta bajo numerosas formas como: energía 
cinética, energía potencial, energía calórica, etc. 
Ejemplo: Calor, Luz, Electricidad. 
 
PROPIEDADES DE LA MATERIA 
Las cualidades de las sustancias se conocen como propiedades, estas se pueden 
dividir en dos grande grupos: 
1) Físicas y Químicas 2) Intensivas y Extensivas 
1) PROPIEDADES FISICAS Y QUIMICAS: 
1-a) PROPIEDADES FISICAS: 
Son aquellas propiedades que se observan o miden sin afectar la identidad de una 
sustancia. 
Las propiedades físicas se estudian sin relacionar la sustancia con otras sustancias 
químicas específicas. 
Cambio Físico Ejemplo: Cambio de forma: Estirar un trozo de cobre en un alambre 
delgado. Propiedad Física: Ductilidad 
Cambio de estado: Agua en ebullición. Propiedad Física: Punto de Ebullición 
Cambio de apariencia: Disolución de azúcar en agua. Propiedad Física: Solubilidad 
 
1-b) PROPIEDADES QUIMICAS: 
Son aquellas que describen la habilidad de una sustancia para cambiarla en una nueva. 
Durante un cambio químico la sustancia original se convierte en una o más sustancias 
nuevas con diferentes propiedades químicas y físicas. 
Las propiedades químicas se estudian observando el comportamiento de la sustancia, 
cuando se la coloca en contacto con otras bajo diversas condiciones o por acción de 
energía externa. Se asocian a las reacciones químicas. 
Cambio Químico: Formación de óxido. Ejemplo: El hierro que es gris y brillante, se 
combina con el oxígeno para formar oxido anaranjado-rojizo. 
Propiedad Química: Oxidación 
Cambio Químico: Quemar madera. Ejemplo: Un trozo de pino se quema con una llama 
que produce calor, cenizas, dióxido de carbono y vapor de agua. 
Propiedad Química: Combustión 
 
Conclusión: Por lo tanto cuando se determina la masa o la densidad de un trozo de 
hierro (propiedades físicas), antes y después de las determinaciones el material sigue 
siendo hierro. En cambio, si el trozo de hierro se sumerge en ácido clorhídrico se pondrá 
de manifiesto una propiedad química del metal, ya que luego de la interacción los 
materiales que aparecen no son hierro ni ácido clorhídrico. La composición de ambos 
materiales iniciales se ha visto alterada. 
2) PROPIEDADES INTENSIVAS y EXTENSIVAS 
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2-a) PROPIEDADES INTENSIVAS o ESPECÍFICAS: 
Las propiedades Intensivas o Específicas, son propiedades que No dependen de la 
cantidad materia de que se dispone, ya que para una misma sustancia estas 
propiedades son iguales, tanto en una pequeña proporción como en una cantidad 
mayor. 
“Las propiedades intensivas sirven para identificar un tipo determinado de 
materia” 
Entre las propiedades intensivas de las sustancias hay algunas que pueden apreciarse 
por medio de los sentidos, como el color, sabor, sensación al tacto, sonido, etc. 
Estas propiedades se denominan propiedades organolépticas, presentan el 
inconveniente de que no permiten distinguir claramente dos sustancias, pues no hay 
diferencia apreciable entre ellas. 
Ejemplo: Sal y azúcar. Ambas son: 
· Solidas 
· De color blanco, 
· Inodoras 
· De brillo parecido, a pesar de no ser sustancias iguales. 
Aunque sí las podríamos diferenciar por el sabor. 
 
Otras propiedades son expresables cuantitativamente y se miden con exactitud en el 
laboratorio, como el punto de fusión, punto de ebullición, densidad, calor 
específico, etc., tienen valores definidos y constantes para cada sustancia .Se 
denominan constantes físicas y permiten diferenciar las distintas sustancias con 
mucha certeza. 
Ejemplo: La Sal de mesa tiene: 
· Punto de Fusión: 801 °C 
· Densidad: 2165 kg/m3 
 
El Azúcar tiene: 
· Punto de Fusión: 186 °C 
· Densidad: 1587 kg/m3 
 
Densidad (ẟ) 
La densidad es una propiedad física importante de la materia. Es la medida de cuanta 
masa hay contenida en una unidad de volumen. Se expresa mediante la fórmula: 
 
masa___
 Volumen 

Donde es la de densidad, m la masa y v el volumen. Esta relación no depende de la 
cantidad de materia. 
Ejemplo: La densidad del agua, es de 1 gr/cm3. Esto significa que si tomamos 1 cm3 
de agua, tendrá una masa de 1 gramo. 
 
2-b) PROPIEDADES EXTENSIVAS o GENERALES: 
Las propiedades Extensivas o Generales son aquellas propiedades que Sí dependen 
de la cantidad de materia. Estas propiedades las poseen todas las sustancias de 
manera general. 
“Las propiedades extensivas no sirven para identificar un tipo determinado de 
materia” 
Ejemplo: peso, masa, volumen. 
Si un recipiente contiene 1 litro de agua y otro 10 litros de agua, es posible comprobar 
que la cantidad de agua en el segundo recipiente tiene mayor peso y volumen. 
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ATENCIÓN! La masa y el volumen son propiedades extensivas. Ninguna de las dos, 
tomadas independientemente, nos serviría para identificar la materia que compone un 
sistema material. El cociente: masa/volumen conocido como densidad es una 
propiedad intensiva que resulta útil para identificar materiales. 
 
ESTADOS DE AGREGACION DE LA MATERIA 
Todas las clases de materia que existen pueden encontrarse ordinariamente en tres 
estados físicos diferentes. 
Estos estados de la materia son: Sólido, Líquido y Gaseoso y se denominan estados 
de agregación de la materia. 
El estado de agregación en que se presenta una sustancia depende del tipo de material, 
de la temperatura y de la presión. Por ejemplo variando las condiciones de presión y 
temperatura, el agua puede encontrarse en cualquiera de los tres estados. 
Cada uno de estos estados tiene características físicas propias que permiten 
diferenciarlos. 
 
ESTADOS DE AGREGACION de LA MATERIA 
 Sólidos 
· Presentan forma propia. 
· Tienen Volumen propio 
· Prevalecen las fuerzas de atracción. 
·No se comprimen 
 Líquidos 
· No presentan forma propia, adoptan la forma del recipiente. 
· Tienen Volumen propio 
· Las fuerzas de atracción son débiles. 
· Se comprimen muy poco 
 Gaseoso 
 ·Carecen de forma propia. 
· Se adaptan al volumen del recipiente que los contiene. 
· Prevalecen las fuerzas de repulsión. 
· Se comprimen con facilidad. 
 
El estudio de las características de los estados de agregación se puede profundizar 
teniendo en cuenta la teoría cinético-molecular. Los principios básicos de esta teoría 
son los siguientes: 
1.- La materia está compuesta por partículas discretas, extraordinariamente pequeñas 
llamadas moléculas 
2.- Estas moléculas están dotadas de energía cinética y por lo tanto poseen movimiento 
3.-La energía cinética depende exclusivamente de la temperatura. A mayor temperatura, 
mayor energía cinética de las moléculas 
4.- Las moléculas están dotadas de campos de fuerza, de manera que cada una de ellas 
ejerce una atracción sobre las restantes 
La fuerza de atracción que tiende a aproximar una molécula a las otras recibe el nombre 
de fuerza de cohesión. Por otro lado, debido a los choques que se producen entre las 
moléculas como consecuencia de su movimiento, se manifiesta una fuerza contraria a 
la cohesión que es la fuerza de repulsión. 
 
ESTADO SOLIDO: 
Se caracteriza por fuerzas de cohesión grandes, mucho mayores que las de repulsión. 
Como consecuencia, los espacios intermoleculares son mínimos, el orden es perfecto y 
las partículas se mantienen en posiciones rígidas. Los sólidos poseen volumen propio. 
Las moléculas, átomos o iones ocupan posiciones específicas en una estructura 
tridimensional. Cada partícula posee energía cinética suficiente como paravibrar 
alrededor de una posición de equilibrio pero no le permite el desplazamiento desde esa 
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posición. La libertad de movimiento molecular es muy restringida, no pueden fluir. Los 
sólidos poseen forma propia. 
Ejemplo: Si consideramos un sólido cristalino cuyos iones se encuentran ordenados en 
el espacio, podemos representarlo con el siguiente esquema: 
 
Cada ion tiene una posición fija en el espacio. Esto le confiere forma y volumen propio 
.En esa posición fija, cada partícula (molécula, átomo o ion) vibra sin cesar. Los sólidos 
cristalinos poseen una estructura ordenada, pueden formar cristales gigantes. 
 
ESTADO LÍQUIDO: 
Se caracteriza por el equilibrio entre las fuerzas de cohesión y de repulsión. El orden de 
las partículas es inferior al del sólido y de corto alcance. Se forman pequeños grupos de 
partículas debido a las fuerzas de cohesión presentes. El orden aumenta cuando se 
disminuye la temperatura a valores próximos a la congelación porque disminuye la 
energía cinética. Toda molécula de un líquido se encuentra dentro del campo de 
atracción de las moléculas vecinas. Los espacios intermoleculares son mayores que en 
el estado sólido. 
El valor de energía cinética es tal que no permite que las moléculas abandonen el campo 
de atracción de las restantes, pero es lo suficientemente elevada como para que las 
mismas puedan desplazarse, cambiando constantemente de vecinas. Esto se traduce, 
en que el volumen de un líquido no cambia pero si la forma, (dada por el recipiente 
que contiene el líquido) y por consiguiente los líquidos pueden fluir. 
Cuando se hallan en reposo presentan una superficie plana horizontal, límite bien 
definido pero sin rigidez. 
Las moléculas de un líquido poseen los tres grados de libertad: vibración, traslación y 
rotación, pero atenuados. 
 
ESTADO GASEOSO: 
Las fuerzas de repulsión son mucho mayores que las fuerzas de cohesión. El valor de 
la energía cinética es tal que permite a las moléculas del gas aumentar el espacio 
intermolecular sin otro límite que el de la pared del recipiente que lo contiene, llenándolo 
totalmente. No poseen forma ni volumen propios. 
En los gases a presión normal las moléculas se hallan en completo desorden, siendo 
grande el espacio intermolecular, en relación con su tamaño, razón por la cual son 
fácilmente compresibles. 
Debido a su gran energía cinética las moléculas se encuentran en continuo movimiento. 
Poseen los tres grados de libertad: vibración, traslación y rotación y como consecuencia 
gran capacidad de fluir. 
 
La energía cinética de las moléculas de un líquido es mayor que la energía cinética 
de las moléculas de un sólido y menor que la energía cinética de las moléculas de 
un gas, considerándolos todos a la misma temperatura. 
 
 
http://www.google.com.ar/url?sa=i&rct=j&q=&esrc=s&source=images&cd=&ved=0ahUKEwjK9ePW6L_PAhWRl5AKHT8VBRIQjRwIBw&url=http://blogdelshaggy.blogspot.com/2011/03/registro-primera-clase-de-quimica.html&bvm=bv.134495766,d.Y2I&psig=AFQjCNGiAmb48INUG3ZW2jRL3ngXz2rAOw&ust=1475624672120155
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CAMBIOS DE ESTADO DE LA MATERIA 
Es común observar en la vida cotidiana los cambios de estado que sufre la materia. Por 
ejemplo: vapor de agua, agua líquida y agua sólida. 
Las moléculas serán siempre iguales desde el punto de vista de su constitución, solo se 
diferencian en el valor de su energía cinética. La energía cinética de las moléculas 
depende de la temperatura del sistema, por lo tanto aumentando o disminuyendo la 
misma podrán lograrse cambios de estado. 
Estos pasajes se esquematizan en el siguiente grafico 
 
: 
 
Generalmente se utiliza el termino : LICUEFACCION es el cambio de estado que ocurre 
cuando una sustancia pasa del estado GASEOSO al LIQUIDO, por aumento de presion 
y CONDENSACION es el cambio de estado que ocurre cuando una sustancia pasa del 
estado de VAPOR al LIQUIDO, por disminucion de la temperatura. 
Si a una sustancia solida cristalina se le suministra calor a ritmo uniforme durante cierto 
tiempo se observaran los siguientes cambios: 
En el instante inicial la sustancia se encuentra al estado solido. Al suministrarle calor 
progresivamente, sus particulas empiezan a oscilar a uno y otro lado de su posicion en 
el reticulo cristalino. 
A medida que se anade mas calor aumenta la amplitud de las vibraciones y el cristal se 
va desmoronando poco a poco de modo progresivo. 
El calor incrementa la energía cinética de las partículas y se mide por la temperatura, 
que aumenta hasta alcanzar el punto de fusión (P.F.) de la sustancia. En ese punto -en 
el grafico P.F.- las vibraciones son tan amplias que cualquier cantidad adicional de calor 
se gastara en romper las fuerzas de enlace entre las partículas próximas, en 
consecuencia en ese tramo el suministro de calor no aumenta la energía cinética, sino 
que se almacena aumentando la energía potencial. 
Como la energía cinética no varía y es directamente proporcional a la temperatura, esta 
permanece constante hasta que todo el sólido se transforma en líquido. Disminuye 
continuamente la cantidad de sólido y aumenta la de líquido, este pasaje del estado 
sólido al líquido a temperatura constante se denomina Fusión. 
La temperatura a la cual coexisten ambas fases -sólida y líquida- se denomina 
temperatura de fusión o Punto de Fusión (P.F.) de la sustancia. 
Cuando todo el sólido se ha fundido y al aumentar el calor aumenta la energía cinética 
de las partículas del líquido, ahora con incremento de la temperatura, hasta alcanzar el 
punto de ebullición (P.E.). La temperatura de ebullición se mantiene constante hasta 
que todo el líquido se ha transformado en vapor, este pasaje del estado líquido al 
gaseoso desde toda la masa del líquido a temperatura constante se denomina 
Ebullición. 
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El punto de ebullición de un líquido es la temperatura a la cual el líquido hierve, esta 
temperatura se mantiene constante mientras existan las dos fases: líquido y vapor. 
La presión atmosférica tiene importancia e influye en el punto de ebullición (P.E.) por lo 
que debemos definirlo teniendo en cuenta este factor. Punto de Ebullición es la 
temperatura a la cual la presión de vapor del líquido iguala a la presión atmosférica. 
De acuerdo con la definición el P.E. aumenta cuando aumenta la presión atmosférica. 
 
 
 
COMPOSICIÓN DE LA MATERIA 
 
 La materia se encuentra formada por distintos elementos. 
 
ELEMENTO: 
Los elementos tienen en común el estar constituidos por una mínima unidad: el átomo. 
Es decir que habrá tantos tipos de elementos químicos como átomos existan. 
Hay 106 clases de átomos distintos y cada uno corresponde a un elemento químico. 
Los elementos químicos se representan mediantes SIMBOLOS QUIMICOS, que son 
abreviaturas convencionales. 
La IUPAC (International Unión of Pure and Applied Chemistry) es el organismo 
internacional que en la actualidad, entre otras funciones, aprueba los nombres 
propuestos para los nuevos elementos. Cada elemento tiene un nombre y un único 
símbolo químico, Se usa la inicial de su nombre griego o latino, seguido a veces de una 
minúscula que ayuda a distinguir un elemento de otro. 
 
Ag: es plata (Argentum) 
C: es carbono (Carbo) 
Fe: es hierro (Ferrum) 
S: es azufre (Sulphurium) 
Ca: es el calcio (Calx) 
K: es el potasio (Kalium) 
Na: es sodio (Natrium) 
He: es Helio (Helios) 
Cu: es cobre (Cuprum) 
As: es arsénico (Arsenium) 
Au: es el oro (Aurum) 
P: es el fosforo (Phosphoros) 
 
ÁTOMO: 
Es la menor porción de una sustancia pura atómica que puede reaccionar o combinarse 
químicamente para formar una molécula. He, Na, Al. 
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MOLECULA: 
Es la porción más pequeña de una sustancia pura simple molecular o sustancia pura 
compuesta con existencia estable individual. H2O, Cl2, CO2, S8 
 
ESTRUCTURA DEL ATOMO 
Hoy se sabe que los átomos tienen una estructura interna y están constituidos por 
partículas de menor tamaño. 
En 1911, Rutherford postuló que la mayor parte de la masa del átomo y toda su carga 
positiva, reside enuna región muy pequeña, extremadamente densa, a la que llamo 
núcleo. La mayor parte del volumen total del átomo era espacio vacío en el que los 
electrones se movían alrededor del núcleo. La lista de partículas que constituyen el 
núcleo se ha vuelto larga y continúa creciendo desde la época de Rutherford, pero son 
tres las partículas fundamentales o partículas subatómicas que afectan el 
comportamiento químico: EL PROTÓN, EL NEUTRÓN Y EL ELECTRÓN. 
 
PARTICULAS SUBATOMICAS FUNDAMENTALES: Los átomos actualmente se 
dividen en dos partes importantes: el núcleo y la zona extra nuclear. 
 
NUCLEO 
Los protones y neutrones en un átomo están localizados en una región central del átomo 
muy pequeña, llamada núcleo. El diámetro del núcleo es extremadamente pequeño en 
comparación con el diámetro total del átomo, de aquí que la mayor parte del átomo la 
constituye la región donde se hallan espaciados los electrones. 
 
Protones: (p+) 
Son partículas con carga positiva dotados de masa, se encuentran en el núcleo del 
átomo. Se representan como p+ 
Neutrones: (N) 
Son partículas que como su nombre lo indica no poseen carga eléctrica pero si 
presentan masa y también se ubican en el núcleo. Se representan como N. 
 
ZONA EXTRANUCLEAR 
Los electrones de un átomo están localizados en una región extranuclear, es decir que 
se encuentran fuera del núcleo. 
 
Electrones: (e-) 
Son partículas con carga negativa y una masa que se considera despreciable, se 
encuentran girando alrededor del núcleo (niveles de energía). Se representan como e-. 
 
Ejemplo: El átomo de Carbono 
Núcleo: 
· 6 protones 
· 6 neutrones 
Zona Extranuclear: 6 electrones 
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REPRESENTACION DE LOS ATOMOS 
La representación de un átomo cualquiera (J) puede efectuarse del siguiente modo: 
 
 Donde: J= símbolo químico, 
 A= numero másico Z= numero atómico 
 
NUMEROS IMPORTANTES. 
Los distintos elementos se diferencian entre sí en la cantidad de protones que contiene 
el núcleo de sus átomos. 
NÚMERO ATÓMICO: Se representa con la letra Z 
Se define como la cantidad de protones que tiene un átomo en su núcleo. 
 Z = n° p+ 
Ejemplo: 
- Aluminio (Al): su Z =13, es decir tiene 13 protones 
-Carbono (C): su Z =6, es decir tiene 6 protones 
 
Como los átomos son neutros desde el punto de vista eléctrico, podemos decir: 
NÚMERO DE p+ = NÚMERO DE e- 
 
Ejemplo: 
-Hidrógeno (H): tiene un Z =1, es decir que tiene 1 protón y 1 electrón. 
-Calcio (Ca): tiene un Z =20, es decir que tiene 20 protones y 20 electrones. 
 
NÚMERO MÁSICO: Se representa con la letra A 
Es igual a la suma de protones y neutrones que tiene un átomo en su núcleo. 
 A= Z + N 
En el núcleo del átomo coexisten junto con los protones otras partículas de masa similar 
pero eléctricamente neutras, los neutrones. Por eso, la suma de protones y neutrones 
de un átomo se denominan Número Másico. 
 
Ejemplo: 
Cloro (Cl): como tiene en su núcleo 17 protones y 18 neutrones, entonces su número 
másico (A) es 35. 
 
ISÓTOPOS 
Existen átomos del mismo elemento que tienen el mismo número de protones y 
electrones. Sin embargo, los átomos de algunos elementos no son completamente 
idénticos porque pueden tener distinto número de neutrones. Así surgen los isótopos, 
que son átomos del mismo elemento que tienen el mismo número atómico (Z) pero 
distinto número másico (A) y poseen distinto número de neutrones. 
Para diferenciar a los diferentes isotopos se coloca el número másico A como 
superíndice a la izquierda del símbolo químico. 
 
 AX 
Ejemplos: Todos los átomos del elemento magnesio (Mg) tienen 12 protones, pero 
algunos de estos átomos tienen 12 ,13 e incluso 14 neutrones. Estas diferencias hacen 
que sus masas sean diferentes, pero no su comportamiento químico. Los tres isótopos 
del Mg tienen igual número atómico (Z) pero distinto número másico (A) 
Se los representa como: 24Mg, 25Mg, 26Mg. 
En la naturaleza, podemos encontrar varios isotopos de carbono. Los más frecuentes 
son el carbono-12, el carbono-13 y el carbono-14. Estos números indican el número 
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másico para cada isótopo. El numero atómico es siempre el mismo, ya que todos estos 
isótopos del carbono tienen 6 protones, y lo que varía entonces en cada uno de ellos es 
la cantidad de neutrones presentes en el núcleo: seis, siete y ocho, respectivamente. 
En la naturaleza, casi no existen elementos que no sean mezcla de isotopos; y aunque 
el número másico de cada isotopo es un numero entero, el numero másico de la gran 
mayoría de los elementos es un número fraccionario ya que el valor hallado corresponde 
siempre al promedio del numero másico de la mezcla isotópica. 
 
CATIONES Y ANIONES: 
 
Un catión es un ión que tiene carga positiva y un anión es un ión con carga negativa. 
Tanto cationes como aniones son tipos de iones. Un ión es un átomo o grupo de 
átomos que poseen una carga eléctrica, es decir, presentan una diferencia entre el 
número de protones y el número de electrones que lo conforman. 
 
Cationes Aniones 
Ión cargado positivamente Ión cargado negativamente 
Se forma por pérdida de electrones Se forma por ganancia de electrones 
Carga positiva Carga negativa 
Tipos de iones: 
 Cationes mono-atómicos 
 Cationes poli-atómicos 
 Cationes mono-valentes 
 Cationes divalentes 
 Cationes trivalentes 
Tipos de iones: 
 Aniones mono-atómicos 
 Aniones poli-atómicos 
 Aniones mono-valentes 
 Aniones divalentes 
 Aniones trivalentes 
Ejemplos de cationes: 
 Ión sodio: Na+ 
 Ión potasio: K+ 
 Ión calcio: Ca2+ 
 Ión plata: Ag+ 
 ión amonio: NH4+ 
Ejemplos de aniones: 
 Ión cloruro: Cl- 
 Ión oxígeno: O2- 
 Ión sulfuro: S2- 
 Ión sulfato: SO42- 
 Ión hidroxilo: OH- 
 
Qué es un anión? 
Un anión en química se define como un ión que está cargado negativamente porque 
tiene exceso de electrones. 
¿Cómo se forma un anión? 
Un anión se forma cuando gana electrones, es decir, gana una o más cargas 
negativas. 
Ejemplos de aniones más comunes: 
Aniones monoatómicos monovalentes: iones de un solo átomo con una carga 
negativa 
 Anión cloruro Cl- 
 Anión fluoruro F- 
 Anión hidruro H- 
Aniones monoatómicos divalentes: iones de un solo átomo con dos cargas 
negativas 
 Anión sulfuro S2- 
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 Anión óxido O2- 
Aniones monoatómicos trivalentes: iones de un solo átomo con tres cargas 
negativas 
 Anión nitruro N3- 
 Anión fosfuro P3- 
 Anión arseniuro As3- 
Aniones poliatómicos: iones de dos o más átomos 
 Anión peróxido O22- 
 Anión arseniato AsO43- 
 Anión borato BO33- 
 Anión carbonato CO32- 
 Anión hipoclorito ClO- 
 Anión cianuro CN- 
 Anión fosfato PO43- 
 Anión acetato C2H3O2- 
¿Qué es un catión? 
Un catión en química se define como un ión que está cargado positivamente porque 
perdió electrones de su capa más externa. 
¿Cómo se forma un catión? 
Los cationes se forman cuando pierden uno o más electrones de su capa de valencia. 
Ejemplos de cationes más comunes: 
Cationes monoatómicos monovalentes: iones de un solo átomo con una carga 
positiva 
 Catión litio Li+ 
 Catión potasio K+ 
 Catión plata Ag+ 
Cationes monoatómicos divalentes: iones de un solo átomo con dos cargas 
positivas 
 Catión berilio Be2+ 
 Catión magnesio Mg2+ 
 Catión estroncio Sr2+ 
Cationes monoatómicos trivalentes: iones de un solo átomo con tres cargas 
positivas 
 Catión aluminio Al3+ 
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 Catión cromo (III) Cr3+ 
 Catión cobalto (III) Co3+ 
Cationes poliatómicos: iones de dos o más átomos con carga positiva 
 Catión mercurio (I) Hg22+ 
 Catión amonio NH4+ 
 Catión hidronio H3O+ 
 
TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS: 
En 1869, Mendelejev, químico ruso, presenta una primera versión de su tabla periódica.Esta tabla fue la primera presentación coherente de las semejanzas de los elementos. 
Él se dio cuenta de que clasificando los elementos según sus masas atómicas se veía 
aparecer una periodicidad en lo que concierne a ciertas propiedades de los elementos. 
La primera tabla contenía 63 elementos. 
Todos los elementos químicos que se conocen están ordenados en la tabla periódica 
según su número atómico (Z) formando filas y columnas. Las filas (horizontales) se 
llaman períodos (P); los elementos que forman un mismo período están en el mismo 
nivel energético. Las columnas (verticales) se llaman grupos (G); cada grupo está 
formado por elementos con iguales propiedades químicas, algunos tienen algún nombre 
en particular: 
 G1 son los Metales alcalinos, 
 G2 son los Metales alcalinotérreos, 
 el G17 son los Halógenos 
 y el G 18 son los Gases nobles. 
La ubicación de los elementos en la tabla también se relaciona con la CE (Configuración 
electrónica) de cada uno: se ubican según cuál es el tipo de orbital (s, p, d o f) en el que 
termina su CE. 
 
Los elementos de los bloques s y p se llaman representativos. Los elementos que están 
a la izquierda y debajo de la “escalerita” son metales. Los que están a la derecha y arriba 
son no metales. Además de numerar los grupos, éstos tienen otro nombre y tienen 
una CE característica: 
https://www.lenntech.es/periodica/propiedades/propiedades-quimicas.htm
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Otra forma de escribir la CE de un elemento es poniendo entre corchetes el gas noble 
que está antes en la tabla y completando lo que falta. 
Por ejemplo, la CE el 20Ca se escribe como [Ar] 4s2. 
¿Cómo ubicar un elemento en la tabla? 
Hay 3 formas de ubicarlo: 
1) Sabiendo cuál es su período y cuál es su grupo. Entonces si hay un elemento con 
las siguientes coordenadas P3 y GIIA, se ingresa a la tabla, se recorre a lo largo del 
período 3 (segunda fila horizontal) y hay que detenerse en la casilla del grupo 2: es el 
magnesio (Mg). 
2) Sabiendo cuál es el número atómico (Z) del elemento. Se puede identificar cuál es el 
valor de Z que tiene cada elemento haciendo esto: el primer elemento es el hidrógeno 
(H: P1 y GI) con Z=1, arriba a la izquierda, y siguiendo hacia la derecha a lo largo de 
una fila se suma 1 al Z cuando se pasa al elemento de al lado; al acabar la fila se sigue 
sumando de igual manera en la fila de abajo (también empezando en la izquierda) 
3) Sabiendo cómo termina su configuración electrónica: según cuál sea el último orbital 
ocupado en seguida se sabe a qué bloque perteneces (s, p, d o f), y según cuántos 
electrones tenga ese orbital, se sabrá en qué grupo. 
Según el grupo en que se encuentren compartirán características comunes. 
Podemos obtener mucha información de la tabla periódica, por ejemplo, se pueden 
determinar las cargas de la mayor parte de los iones a partir de la ubicación de los 
elementos en la tabla periódica, es decir, cuáles elementos se transformarán en cationes 
o aniones. Esto tiene que ver con que el elemento esté dispuesto, o bien le convenga 
para obtener una mayor estabilidad, a ceder electrones o bien a aceptarlos desde otro 
elemento que se los ceda. 
Esta preferencia tiene que ver con algunas de las propiedades periódicas que se pueden 
predecir por la tabla periódica según su ubicación en ella, como son: la afinidad 
electrónica y la electronegatividad. 
Comencemos explicando que la situación de mayor estabilidad para un átomo de un 
elemento es poseer 8 electrones en su última capa o nivel de energía (teoría del octeto). 
Observamos que en el último grupo G VIII se encuentran los gases nobles o inertes, 
llamados de ese modo porque no necesitan relacionarse con otros átomos, es decir que 
no reaccionan prácticamente, no interaccionan con otros elementos ya que tienen su 
octeto completo, el grupo nos está indicando los electrones que posee en la última capa 
de energía. De este modo podemos empezar a deducir cuáles son los elementos que 
tomarán electrones y cuales los cederán, ya que por ejemplo, los elementos 
pertenecientes a los primeros grupos: I, II, III tenderán a ceder electrones y quedar con 
los de la capa de energía anterior que está completa en lugar de tener que conseguir 7, 
6 o 5 electrones para completar su octeto, lo cual será muy difícil. Por consiguiente estos 
elementos podemos deducir que tendrán baja afinidad electrónica, o también baja 
electronegatividad, ya que perderán sus electrones para convertirse en cationes. 
Todo lo contrario ocurrirá con los elementos ubicados en los grupos más altos G V, VI, 
VII, quienes tratarán de conseguir los electrones que les faltan y por lo tanto se 
convertirán en iones negativos (aniones). 
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Afinidad Electrónica: es la energía que se libera cuando agregamos un electrón a un 
átomo. También se la llama Energía de Unión Electrónica (E.U.E.). 
Los valores de esta energía pueden ser positivos o negativos. Hay que pensar que a un 
átomo como el oxígeno que le gusta ganar electrones, el hecho de “agregarle“ un 
electrón va a liberar energía, porque el O2- es más estable. En este caso, la AE va a ser 
negativa. 
Veamos el otro caso. A un átomo de calcio le gusta ceder electrones para cumplir la 
regla del octeto. Entonces el hecho de ponerle un electrón no le va a gustar. Va a haber 
que otorgarle energía, por lo que va a ser positiva. 
Cuando digo que disminuye se hace más negativo, es decir, se libera más energía. 
 
La Electronegatividad mide la capacidad de atracción que ejerce un elemento sobre 
los electrones en un enlace químico. Es responsables de que la densidad 
electrónica alrededor de un átomo sea más o menos elevada. 
Propiedades de la Afinidad Electrónica: 
 La Electronegatividad está asociada a la Afinidad Electrónica y a la Energía de 
Ionización por lo que aumentará hacia la derecha y hacia arriba en la Tabla 
Periódica 
 El elemento más Electronegativo es el Flúor 
 El elemento menos Electronegativo es el Francio 
 Los átomos de electronegatividades muy diferentes tienen tendencia a formar 
un enlace iónico 
La Electronegatividad afecta a la polaridad de las moléculas de manera que la carga 
negativa se concentra en el átomo más electronegativo 
El carácter metálico y no metálico de los elementos se define en función de su 
electronegatividad: 
 carácter metálico: átomo que cede fácilmente electrones y no muestra tendencia a 
ganarlos → baja electronegatividad 
 caracter no metálico: átomo que cede con dificultad electrones y frecuentemente los 
captan → muy electronegativos 
PESO ATÓMICO Y PESO MOLECULAR: 
El peso atómico de cada elemento se calcula en función de la proporción en la que 
sus isótopos estables aparecen en la corteza terrestre (es decir, para cada isótopo se 
agrega el peso de sus protones y el peso de sus neutrones, y se calcula la media 
ponderada en función de la abundancia en la que aparece cada isótopo). 
https://es.wikipedia.org/wiki/Is%C3%B3topo
https://es.wikipedia.org/wiki/Prot%C3%B3n
https://es.wikipedia.org/wiki/Neutr%C3%B3n
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Masa atómica es la masa de un átomo, más frecuentemente expresada en unidades 
de masa atómica unificada. El peso atómico estándar se refiere a la media de las 
masas atómicas relativas de un elemento en el medio local de la corteza terrestre y 
la atmósfera terrestre, como está determinado por la Commission on Atomic Weights 
and Isotopic Abundances (Comisión de Pesos Atómicos y Abundancias Isotópicas) de 
la IUPAC. Estos valores son los que están incluidos en una tabla periódica estándar, y 
es lo que es más usado para los cálculos ordinarios. 
En resumen, para nuestros cálculos simples, consideraremos el peso atómico de un 
elemento como su masa atómica (número másico) expresado en gramos. 
El peso molecular de un compuesto será entonces, la suma de los pesos atómicos de 
los elementos que componen esa molécula. 
Un mol de cualquier compuesto es el número de unidades de pesoigual al peso 
molecular del compuesto 
Ejemplo: 
Hallar el peso molecular del carbonato de calcio, CaCO3 
Si PM = peso molecular y Pa = peso atómico, entonces: 
PM = Pa (Ca) + Pa (C) + 3x Pa (O) (Recordar multiplicar por el subíndice, significa que son 3 
átomos de O los que forman la molécula del compuesto). 
Pues la molécula contiene un átomo de Ca, otro de C y 3 de O. Siendo: 
 
 
Pa (O)= 15,99 
Por lo tanto, el peso molecular del carbonato de calcio es: 
 PM CaCO3 = 40,08g + 12,00g + 15,99g x 3 = 100,077g 
Y esto equivale a 1 mol de carbonato de calcio. 
 
SOLUCIONES: 
¿Qué es una solución? 
Una solución es una mezcla homogénea compuesta por al menos dos sustancias: un 
soluto y un solvente. 
Dentro de la solución, el soluto se encuentra en una proporción menor que el solvente. 
 
Características de una solución 
 Una solución es una mezcla homogénea, lo que significa que las sustancias que 
la componen se conjugan de forma tal que no es posible diferenciarlas. 
https://es.wikipedia.org/wiki/Masa
https://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81tomo
https://es.wikipedia.org/wiki/Unidad_de_masa_at%C3%B3mica
https://es.wikipedia.org/wiki/Unidad_de_masa_at%C3%B3mica
https://es.wikipedia.org/wiki/Peso_at%C3%B3mico
https://es.wikipedia.org/wiki/Corteza_terrestre
https://es.wikipedia.org/wiki/Atm%C3%B3sfera_terrestre
https://es.wikipedia.org/wiki/IUPAC
https://es.wikipedia.org/wiki/Tabla_peri%C3%B3dica_de_los_elementos
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 No es posible separar nuevamente las sustancias que la componen. Una vez 
mezclados, tanto el soluto como el solvente no podrán separarse, al menos por 
medios mecánicos (usando alguna herramienta, filtro, etc.). 
 Permanecerá estable sin necesidad de que se realice ninguna acción sobre esta, 
siempre y cuando se mantengan las mismas condiciones (temperatura, presión). 
Solubilidad de una solución 
Si una sustancia es capaz de disolverse en otra, se dice que esta sustancia es soluble. 
La solubilidad de un soluto es el punto máximo en el que ya no puede disolverse en un 
solvente. 
Esta es la propiedad de una sustancia que le permite disolverse en otra sustancia. 
Cuando esto acontece, ambas sustancias alcanzan un equilibrio, sin que la solución 
resultante presente alteraciones, siempre que las condiciones existentes se mantengan. 
Saturación de una solución 
El soluto alcanza su límite de solubilidad cuando ya no es capaz de disolverse en el 
solvente. A esto se le conoce como saturación. Cuando una solución saturada se le 
adiciona más soluto, este se mantendrá en el estado en el que se encuentre y no se 
disolverá, provocando una sobresaturación de la solución. Por otro lado, una solución 
insaturada es aquella en la cual la cantidad de soluto a disolver en el solvente es inferior 
a la máxima cantidad posible que se podría disolver. 
Clasificación de una solución según la cantidad de soluto 
Cuando la cantidad de soluto en una solución es baja, este se disuelve en el solvente 
con facilidad, y la solución se considera diluida. En cambio, cuando hay una gran 
cantidad de soluto y se disuelve con dificultad, la solución está concentrada. En el caso 
de que el soluto ya no sea capaz de disolverse en el solvente, se dice que la solución 
está saturada. 
Concentración de una solución: es la cantidad de soluto contenido en una cantidad 
determinada de solvente o solución. Algunas Unidades de concentración son: 
a) Porcentaje peso en peso (%P/P) o masa en masa (% M/M): indica el peso de 
soluto por cada 100 unidades de peso de la solución en gramos. 
 
b) Porcentaje volumen en volumen (% V/V): se refiere al volumen de soluto por 
cada 100 unidades de volumen de la solución en cm3 o ml. 
 
c) Porcentaje peso en volumen (% P/V): indica los gramos de soluto por 100 ml de 
solución. 
 
 
https://www.monografias.com/trabajos5/volfi/volfi.shtml