Atlas Tematico de Quimica

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Q UÍM ICA
ID E A B O O K S , S .A .
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Título de la colección 
ATLAS TEMÁTICOS
Texto e ilustración 
©1996 IDEA BOOKS, S.A.
Redacción / M.a Ángeles Febrer Canals, 
Doctora en Ciencias Químicas
Ilustraciones / Montserrat Fabra Hernández, 
José M.a Thomas-Doménech
Diseño de la cubierta / Lluís Lladó Teixldó
Prlnted in Spaln by
Emegé, Industria Gráfica, Barcelona
EDICIÓN 1997
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P R Ó L O G O
La Química es una ciencia: estudia la constitución y el comporta­
miento de las sustancias materiales, cómo se transforman unas en 
otras, y también la manera como utilizarlas; explica e interpreta 
transformaciones materiales y es capaz de predecir otras nuevas. 
Esta definición es a la vez restringida y amplia, pues todas las cien­
cias están relacionadas y conexionadas. Así, la Química necesita 
de las Matemáticas para sus cálculos, la determinación de sus 
medidas y el establecimiento de sus leyes; muchos de sus méto­
dos y los conocimientos acerca del átomo se basan en la Física; a 
su vez, la Química contribuye al desarrollo de otras ciencias y téc­
nicas: Biología, Geología, Ingeniería, Astronáutica, etc.
Para conocer una sustancia material es necesario saber cuál es su 
composición - calidad y cantidad de sus componentes-, e l modo 
de unión de sus partículas fundamentales constitutivas y la distri­
bución espacial de las mismas. No se conoce bien una molécula 
o agregado de átomos, ni un cristal iónico o agregado de iones, si 
no se sabe cómo es su estructura, o sea cómo están distribuidos sus 
átomos o sus iones en el espacio; para el conocimiento de los áto­
mos se precisa averiguar su estructura electrónica; para conocer 
una reacción, transformación de unas sustancias en otras, se pre­
cisa saber cómo ocurre este cambio estéricamente. Por tanto, y 
esto es importante, hay que «ver» los elementos y los compuestos 
en el espacio y «pensar» la Química tridimensionalmente; puesto 
que las representaciones en el papel son planas, es conveniente la 
utilización y el manejo de modelos atómicos.
La Química, como todas las ramas del saber, ha ¡do evolucionando 
con el tiempo, entre tanteos, equivocaciones y certezas. De modo 
que explicaciones de fenómenos y teorías válidas en otras épocas 
pueden en la actualidad continuar siéndolo, o, al revés, ser incom­
pletas o inadecuadas. Análogamente, teorías que en el presente se 
tienen por válidas son susceptibles, en un futuro próximo o lejano, 
de modificarse, completarse, ampliarse o ratificarse.
Las numerosas publicaciones que continuamente aparecen 
-libros, monografías y revistas- desbordan al químico y le hacen 
prohibitivo abarcar no ya toda la Química, sino incluso toda una 
rama de esta ciencia, como la Química Inorgánica, Química Ana­
lítica, Química Orgánica, Química Técnica, etc. Este ATLAS pre­
tende dar los conceptos fundamentales generales de la Química 
actual.
Deseo expresar mi más cordial agradecimiento a José MU Tho- 
mas-Doménech, que ha realizado los dibujos de este ATLAS, 
innovadores en su género; a Montserrat Fabra Hernández, que lo 
ha secundado eficazmente con su colaboración, y a los compa­
ñeros que me han ayudado con sus sugerencias y comentarios.
LA AUTORA
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Sustancias químicas
M A T ER IA
Cualquiera de los objetos que nos rodea es una 
sustancia química o una cierta clase de materia, 
la cual implica masa. Es imposible dar una defi­
nición de MATERIA. En principio puede decirse 
que ocupa lugar, o sea tiene volumen; en el 
vacío no hay materia, pero se maneja y se des­
criben sus propiedades. La MASA, según la ecua­
ción fundamental de la dinámica clásica, provie­
ne de la relación entre la fuerza aplicada a un 
cuerpo y la aceleración que le comunica. MATE­
RIA Y MASA no son sinónimos, pero de hecho, 
cantidad de materia y masa son indeslindables, 
pues aumentan y disminuyen conjuntamente y 
se miden de la misma manera. Las ciases de 
materia o sustancias químicas son enormemente 
variadas. Los barrotes de un balcón son de hie­
rro, un metal; el mercurio de un termómetro es 
otro metal; el tubo que lo contiene es de vidrio; 
el papel y el algodón son de celulosa.
Las sustancias constituidas por una sola clase 
de materia son los CUERPOS SIMPLES o ELE­
MENTOS QUÍM ICOS; actualmente se conocen 
109. Las partículas fundamentales de cada ele­
mento son los ÁTOMOS QUÍM ICOS. Las sus­
tancias formadas por la unión de dos o más ele­
mentos son los COMPUESTOS QUÍM ICOS; se 
conocen más de tres millones y continuamente 
se descubren otros nuevos; este elevado núme­
ro es debido a la facultad de unirse diferentes 
elementos y de diferentes maneras. Las partícu­
las fundamentales de cada compuesto (la 
mayoría de las veces) son las M OLÉCULAS.
LEYES PONDERALES
Ley de la conservación de la masa. — De Lavoi- 
sier (1743-1794). En las transformaciones quí­
micas corrientes, la suma de las masas de las 
sustancias reaccionantes es igual a la suma de 
las masas de las sustancias resultantes (fig, 1). 
Así, al quemar 12 g de carbono con 32 g de oxí­
geno se forman 44 g de dióxido de carbono. 
Para los fenómenos nucleares, en los que apare­
ce energía a expensas de un defecto de masa, 
rige la ecuación de Einstein: E = m-c2, donde 
m = masa, c = velocidad de la luz = 2,998-108 m/s, 
o seac2 = 9-1016 (m/s)2, E = energía liberada al 
desaparecer la masa m. Considerando la masa 
como una forma de energía, las leyes clásicas 
de la conservación de la masa y de conserva­
ción de la energía se reúnen en una sola. En los 
procesos químicos también hay interconversión 
entre masa y energía, pero la variación de masa 
es tan ínfima que no es apreciable por los méto-
) dos de medición corrientes, y en la práctica se 
continúa aplicando y utilizando la ley de la 
conservación de la masa: «La masa no se crea 
ni se destruye, sólo se transforma».
Ley de las proporciones definidas. — De Proust 
) (1754-1826). Llamada también ley de las pro­
porciones constantes y ley de las proporciones 
: fijas (fig.2): Dos o más elementos que se com­
binan para formar un compuesto, lo hacen 
siempre en una relación de su masa constante. 
Si 71,0 g de cloro se combinan con 16 g de oxí­
geno para formar 87 g de óxido de dicloro, 
C l20 , 17,7 g de cloro se combinarán con 4,0 g 
de oxígeno para formar 21,7 g de C120 , y 142 
g de cloro se combinarán con 32 g de oxígeno 
para formar 174 g de C l20 . Por tanto, si una 
cantidad de un elemento se trata con exceso de 
otro, este exceso no reacciona.
Ley de las proporciones múltiples. — De Dalton 
(1766-1844). Diferentes cantidades de un mismo 
elemento que se combinan con una cantidad fija 
de otro elemento, para formar diversos compues­
tos, están en la relación de números enteros y 
sencillos (fig. 3). El azufre forma dos óxidos 
importantes: el dióxido de azufre, S 0 2, y el trió­
xido de azufre, S 0 3; las diferentes cantidades de 
oxígeno que se combinan con una misma canti­
dad de azufre están en la relación 2 : 3. El estaño 
forma dos cloruros: el dicloruro de estaño, SnCl2, 
y el tetracloruro de estaño, SnCI4; la relación de 
las diferentes cantidades de cloro combinadas 
con una misma cantidad de estaño es 2 : 4, o 1 : 
2. Cada compuesto de éstos, prescindiendo del 
otro, sigue la ley de las proporciones definidas; 
así, al aplicar ésta al dicloruro de estaño, la rela­
ción de estaño combinada con cloro es:
Sn _ 118,70 g estaño 59,35 g Sn
2 Cl “ 2 ■ 35,5 g cloro “ 35,5 g Cl '
y en el SnCI4 la relación como están combina­
dos sus elementos es:
Sn _ 118,70 g estaño 29,7 g Sn
4 Cl “ 4 - 35,5 g cloro ~ 35,5 g Cl
Ley de las proporciones recíprocas. — De Rich- 
ter 0 762-1807). La relación entre distintas can­
tidades de diferentes elementos combinadas con 
una cantidad fija de otro elemento, es la misma 
relación con que secombinan entre s í (fig. 4). El 
carbono se combina con el hidrógeno para for­
mar el metano, CH4, y con el cloro para formar 
el tetracloruro de carbono, CCI4; la relación con 
que el hidrógeno y el cloro se combinan con 
una misma cantidad de carbono es:
(Continúa en la lám. A/4)
ATLAS DE QUÍM ICA
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L e u e s n / 1 
p o n d e r a l e s
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15 átomos de carbono + 20 átomos de oxígeno — > 10 moléculas de dióxido de carbono.
Sobran 5 átomos de carbono
Con múltiplos muy grandes de las masas atómicas, los átomos-gramo serian: 180 g de carbono + 320 g de oxígeno = 440 g de 
dióxido de carbono. Sobran 60 g de carbono
Fig.l — Ley de la r nncprv:,ri|^ n 4o la maca
Q + ° _ Q 'j>
Q
1 s s o.
1 s
o Q
Q — * í ¿ T
3 0
1 átomo de 
azufre +
2 átomos de 
oxígeno *
1 molécula de d ióxi­
do de azufre
1 S 3 2 ,0 6 4 g S _ _ 8 ,016 g S
2 0 2 -1 5 ,9 9 9 g O 8,000 g O
1 átomo de 
azu fre +
3 átomos de 
oxígeno
í m olécu la de trióxi­
do de azufre
T 5 3 2 ,0 6 4 g S _ 5 ,3 4 4 g S
3 0
' ( •
3 -1 5 ,9 9 9 g 0 8.000 g 0
Fig. 2 - Ley de las proporciones definidas.
Relación de las diferentes cantidades de oxigeno 2 13 ,9 9 9 g _ £
com binadas con una mism a cantidad de azufre: 3 15 ,9 9 9 g 3
E Q U IV A L E N T E del azu fre en el SO? ; 8 ,016 g
EQ U IV A L E N T E del ozufre en el SO-, ; 5 ,3 4 4 g
Fig. 3 - Ley de las proporciones múltiples.
4 H _
1C
H
I
H - - © r 1
io
H
_ 4 1 ,008 9 H 4CI 
12,011 g C ' 1C 
4H _ 4 1 ,008 g H _ JH _ 
4 C I _ 4 3 5 ,4 5 g C1 1CI
I
© r °
ci
_ 4 3 5 ,4 5 g Cl
12,011 g C Relación de las cantidades de 
hidrógeno y de cloro com bina­
das -con una mism a cantidad 
de carbono.
Fig. 4 - Ley de las proporciones recíprocas.
, H — 1,008 g H
1CI ” 3 5 ,4 5g Cl
Relación de las cantidades de
hidrógeno y de cloro combi-
n adas entre si.
SUSTANCIAS QUÍM ICAS: MATERIA
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S u s t a n c i a s q u í m i c a s
Equivalente químico. — Ya que los elementos 
son pocos y los compuestos muchísimos, en los 
inicios de la Química se pensó en una cantidad 
de elemento que sirviera de referencia para 
todos. De aquí vino el concepto de equivalente 
químico que se describió como la cantidad de 
sustancia que puede combinarse con 8,000 g de 
oxígeno, o sustituir 8,000 g de oxígeno. El equi­
valente químico depende exclusivamente del 
compuesto concreto. Así, en el S 0 2 el equiva­
lente químico del azufre es 8,016 g, pues está 
combinado con 8,000 g de oxígeno; y en el S 0 3 
el equivalente del S es 5,344 g, o sea la cantidad 
combinada con 8,000 g de oxígeno (lám. A/1, 
fig. 3.). Por la ley de las proporciones defindas, la 
relación con que se combinan los elementos es 
la relación de sus equivalentes químicos. Por la 
ley de las proporciones múltiples, un mismo ele­
mento puede tener varios equivalentes.
MOL
Cada sustancia química, o sea cada clase de 
materia, con aspecto continuo, es en realidad 
discontinua pues proviene de la agrupación de 
multitud de diminutas partículas de las que-aun­
que descomponibles en otras todavía menores- 
se consideran sus entidades fundamentales o ele­
mentales, llamadas así porque son las más 
pequeñas partículas que conservan las caracterís­
ticas de cada clase de materia (que no sean las 
estadísticas), es decir todavía son esa sustancia. 
En Química, la unidad empleada para medir una 
cantidad de clase de materia es el mol. El MOL 
se define como la cantidad de sustancia que con­
tiene un número de sus entidades fundamentales 
igual al número de átomos que hay en 0,012 kg 
de carbono-12. Este número se denomina cons­
tante de Avogadro, que se simboliza por NA y 
equivale a NA = 6,022045 • 1023 entidades/mol. 
Al usar el mol hay que especificar las entidades 
fundamentales, que pueden ser: átomos, iones, 
moléculas, electrones, fotones... o grupos espe­
cificados de tales partículas.
Masa formular. — Es la masa de la entidad fun­
damental. Se suele medir en daltons, d (ver B/1), 
y resulta de la suma de las masas de sus átomos 
o sus iones constituyentes. Si la entidad elemen­
tal es la molécula, la masa formular será la MASA 
MOLECULAR; así, la masa molecular del agua es 
18,016 dalton, pues es la suma de la masa de dos 
átomos de hidrógeno y uno de oxígeno, o sea (2 
X 1,008 + 16,00) dalton. Si la entidad elemental 
es el átomo, la masa formular es la masa atómi­
ca, siendo la del cobre de 63,54 daltons.
Masa molar. — Es la masa de 1 mol de sustancia. 
Así, la masa molar del agua es 18,016 g y la del 
cobre 63,54 g. El número que expresa la masa 
molecular en gramos es el número que expresa la
masa molecular, o la masa atómica, es decir, la 
masa formular en daltons.
DENSIDAD
La densidad absoluta de una clase de materia es 
la masa de la unidad de volumen. Se mide en uni­
dades de masa dividido por unidad de volumen. 
Si la masa se mide en gramos o en kilogramos y 
el volumen en cm3 o en m3, la densidad se expre­
sa en g/cm3 o en kg/m3 respectivamente. Así, la 
densidad del agua es 1 g/cm3 = 1.000 kg/m3 sig­
nifica que 1 cm3 de agua tiene la masa de 1 g o 
1 m3 tiene la masa de 1.000 kg. La densidad del 
mercurio es 13,6 g/cm3, significa que 13,6 g de 
mercurio ocupan el volumen de 1 cm3. La densi­
dad del éter es 0,78 g/cm3 = 780 kg/m3, significa 
que 0,78 g de éter ocupan el volumen de 1 cm3
0 que 1 m3 de éter tiene la masa de 780 kg. La 
densidad absoluta de un gas se suele expresar en 
g/dm3, y así la densidad absoluta del oxígeno en 
condiciones normales es de 1,43 g/dm3.
PRESIÓN
Presión es la fuerza ejercida sobre la unidad de 
superficie. Se mide en unidades de fuerza o peso 
dividido por unidades de superficie. Usualmente 
se toma como unidad de presión el peso de una 
columna de mercurio de 760 mm de altura y
1 cm2 de base; se dice que es la presión de 1 
atmósfera o 760 torr. En el sistema internacional 
de unidades, SI, la unidad de presión es la fuerza 
del 1 N ejercida sobre 1 m2, y se denomina Ras- 
cal, Pa; 1 atmósfera = 760 torr = 1,013 • 105 Pa. 
En talleres y en los tubos de gases expresan la pre­
sión en kilopondios/cm2 (kgtm 2 no es correcto); 
la equivalencia es 1 atm = 1,033 kp/cm2. Una 
misma fuerza puede ejercer distintas presiones 
según la superficie sobre la cual se aplique; un 
cubo de hierro de 5 cm de arista que pesa 9,63 N 
o sea aproximadamente 1 kp, se hunde en nieve 
blanda, pero no ocurre lo mismo con una plancha 
delgada de hierro del mismo peso; un clavo pene­
tra en la pared por la punta porque su superficie 
es mínima, pero aplicando la misma fuerza no 
penetra por la cabeza porque su superficie es 
mayor, o sea la presión es menor; el fundamento 
de la prensa hidráulica es que, aplicando peque­
ñas fuerzas, se puede ejercer grandes fuerzas, por­
que variando la superficie la presión es la misma. 
Es de todos conocido que la materia en la tierra 
se presenta en tres estados: sólido, líquido, ga­
seoso. El que una materia se halle en un estado u 
otro depende de ciertas condiciones, como pre­
sión, temperatura, etc. Una clase de materia en 
determinadas condiciones posee unas propieda­
des características, como densidad, dureza, 
color, conductividad eléctrica, viscosidad, etc.
ATLAS DE QUÍM ICA
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D e n s i d a d . 0 / p 
L e q e s d e l o s g a s e s H ' d
Fig. 1 - La misma masa, el mismo peso, pero distinto volumen.
m u i
P2 = 3P,
V3 =VjV,
P , = P, — V fa P , = V6 P, 
V , = V , + V6 V , = 7/6 P,
Fig. 2 - Ley de Boyle: para una misma masa de gas y a temperatura constante, los volúmenes son inversamente poporcionales a 
las presiones.
w ft
t w
Hidrógeno y Nitrógeno 
Presión to ta l:.5 cm + 12 cm = 17
Nitrógeno 
Presión: 12cm
Fig. 3 - Ley de las presiones parciales.
El l^t pasa menos 
(hay más H J
Fig. 4 - Difusión de los gases.
SUSTANCIAS QUÍM ICAS: MATERIA
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S u s t a n c i a s q u í m i c a s
LEYES DE LOS GASES
Ley de Boyle. — Permaneciendo constante la 
temperatura, los volúmenes que ocupa una 
misma masa de gas son inversamente propor­
cionales a las presiones que ejerce: p, • v1 = p2 • 
v2 = p3 • v3 = .. . = v = constante (lám A/2, fig.
2). La presión de los gases se debe a los choques 
de sus moléculas contra las paredes del reci­
piente; cuanto mayor sea el recipiente, menor 
será el número de choque, disminuyendo pro­
porcionalmente la presión.
Mezclas de gases. Leyes de las presiones par­
ciales de Dalton. — 1) En una mezcla de gases, 
la presión ejercida por un gas es la misma que 
ejercería si estuviera sólo ocupando el mismo 
volumen a la misma temperatura. 2) La presión 
total de los gases es la suma de las presiones 
parciales de cada gas en particular (lám A/2, 
fig. 3). Esto es así porque la presión se debe al 
número de choques de las moléculas contra las 
paredes, y depende del número de moléculas, 
no de la especie de éstas.
Difusión de gases. Ley de Graham. — Las velo­
cidades de difusión de los gases (lámina A/2, 
fig. 4) son inversamente proporcionales a las 
raíces cuadradas de sus densidades:
Velocidad del gas A _ v Densidad del gas B
Velocidad del gas B V Densidad del gas A
CALOR Y TEMPERATURA
Calor. — Es una de las varias formas de energía.
La energía, capacidad de realizar trabajo, se 
manifiesta de distintas maneras: mecánica o tra­
bajo, calorífica, eléctrica, luminosa, química, 
etcétera. Las diferentes formas de energía se pue­
den transformar unas en otras; es decir, puede \ 
aplicarse a los sistemas macrocópicos la ley clá- 
sica:«La energía no se crea ni se destruye, sólo se 
transforma». Cuando un gas se expansiona, rea­
liza un trabajo a expensas de la energía calorífi- / 
ca que se le suministra exteriormente; en las 
centrales eléctricas se aprovecha la energía 
mecánica de un salto de agua para transformar­
la en eléctrica, y ésta se transforma en mecánica 
al hacer trabajar una máquina; en las resisten­
cias eléctricas hay transformación de energía 
eléctrica en calor; el trabajo de rozamiento de 
dos cuerpos siempre produce calor.
Como consecuencia, cualquiera de las formas de 
energía se podrá expresar en cualquier unidad de 
energía; así, el calor se expresa en unidades de 
calor, o calorías, y en unidades de trabajo, por 
ejemplo jouls o julios; y el trabajo se expresa en 
unidades de trabajo y también de calor. 
Temperatura. — La temperatura nos da el nivel 
térmico de un cuerpo. Se mide en grados; se
) toma como 0° la temperatura de una mezcla de 
agua líquida y hielo, y como 100° la tempera­
tura de una mezcla de agua líquida y vapor de 
, agua. La escala entre 0° y 100° se divide en 
cien partes iguales; cada parte es 1° centígrado 
/' (fig. 5). Una comparación entre calor y tempe- 
\ ratura la tenemos en los depósitos A y B 
(fig. 1), en los cuales diferentes cantidades de 
líquidos alcanzan un mismo nivel, y en los 
depósitos B y C, donde una misma cantidad de 
, líquido llega a distinta altura. Sean dos bolas de 
hierro (fig. 2), una de 5 g y otra de 15 g, ini- 
: cialmente las dos a 20°. Si a cada una le comu­
nicamos la misma cantidad de calor, por ejem­
plo unas 430 calorías (exactamente 428 cal), la 
de menor masa llegará a 100° y la de mayor 
masa, sólo a 46,6° = 47°; con una misma can­
tidad de calor se alcanzan diferentes tempera­
turas. Si las dos bolas inicialmente a 20° han de 
aumentar 10°, o sea llegar a 30°, a la pequeña, 
de masa 5 g, se le han de comunicar 5,35 calo- 
) rías, y a la mayor, de masa 15 g, se le han de 
dar 16,05 calorías; con distinta energía calorífi- 
j ca se alcanza la misma temperatura.
Calor específico. — Es la cantidad de calor que 
se ha de comunicar a 1 g de una sustancia para 
elevar 10 su temperatura. El calor específico del 
hierro es 0,107 cal/0 g; significa que para elevar 
1° la temperatura de 1 g de hierro se necesitan 
0,107 calorías. La caloría es el calor específico 
del agua; es decir, para elevar 1° la temperatu­
ra de 1 g de agua se necesita 1 caloría.
Leyes de los gases. - Leyes de Charles-Gay Lus- 
sac. — 1. A presión constante (lámina A/3, fig. 
4, p. sup.), los volúmenes ocupados por una 
misma masa de gas son directamente propor­
cionales a las temperaturas absolutas:
V , V-, V , V
— i- = —— = —— = ...= — = constante.
T i T 2 T 3 T
Por cada grado que se aumente la temperatura 
de un gas, éste se dilata 1/273 de su volumen 
inicial; si el volumen inicial es I I , después de 
aumentar 1 ° su temperatura, el volumen será 11 
+ l/27¡ I; si se eleva 2°, el aumento de volumen 
será 2/27¡ 1 y el volumen final 11 +2/27¡ I; en 
general, si la temperatura de un volumen inicial 
v¡ de un gas se eleva t°, el volumen final será Vf 
+ v¡ • t/273°. Asimismo, si se disminuye la tem­
peratura, la disminución de volumen es 1/273 (o 
sea el aumento - 1/273) por grado y por unidad 
de volumen; si I litro de un gas a 0 "C descen­
diera 273°, la disminución de volumen sería 
273/27) y el volumen final 1 - 273/27J = 0, lle­
gando a un volumen nulo, o sea al imposible 
de que una cantidad de materia no ocupara 
volumen (en el supuesto de que continuara en 
estado gaseoso). Esta temperatura, - 273°, Ha-
ATLAS DE QUÍM ICA
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C a l o r g t e m p e r a t u r a . □ , n 
L e p e s d e l o s g a s e s
Fig. 1 - A y B: distinta cantidad de líquido, el mismo nivel. - B y C : la misma 
cantidad de líquido, distinto nivel.
I A
jarro con 100 mi de agua
+5,35 calorías.
+16,05 calorías
Con distinta cantidad 
de calor, el aumento 
de temperatura es el 
mismo At = 10°
Temp. final: 30°
Dos bolas de hierro 
Estado inicial: 20°
+430 caloríasv 
a cada una
Con igual cantidad de 
calor, la temperatura 
final es distinta.
Fig. 2 - Relaciones entre masa, cantidad de calor y temperatura.
O lla con 20 litros de agua 
Inicialmente los dos a temperatura del ambiente. 
Fig. 3 - Para que hierva el jarro, basta una pequeña 
llama. Para la olla se necesita un fogón, pues con la 
pequeña llama apenas se calienta.
_2Vj_
2 T ,
La masa del gas no varía
V3 ’/fVi 
T " v 3t ,
El numero de choques de las moléculas es el mismo
Mezcla de agua 
líquida y vapor 
(agua hirviente): 
punto de ebyJli-
100° 373°
v\
p2
Ti
V.T,
v3t ,
La masa del gas no varía
2'A
2AT,
El número de choques varía con la presión
M ezcla de agua 
líquida y hielo: 
punto de fusión. IJ
273°
Fig. 4 - Arriba: a presión constante, V es directamente proporcional a T. Fig. 5 - Graduación de un termómetro centígrado. 
Abajo: a volumen constante, P es directamente proporcional a T.
SUSTANCIAS QUÍM ICAS: MATERIA Y ENERGÍA
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S u s t a n c i a s q u í m i c a s
mada cero absoluto, sirve de punto de partida 
para la escala denominada de temperaturas 
absolutas: 0 °C = 0o = 273 K, temperatura de la 
mezcla de agua líquida y hielo; 100 °C = 373K, 
temperatura de la mezcla de agua líquida y 
vapor (lám. A/3, fig. 5); en general, T = t + 
273°, T = temperatura absoluta, t = temperatu­
ra centígrada; así 294 K, K en honor a Lord Kel- 
vin, equivalen a 2 1 en la escala centígrada no 
es necesario poner °C; indicando grados, basta. 
El valor 1/273 se simboliza por a.
2. A volumen constante, las presiones ejercidas 
por una misma masa de gas son directamente 
proporcionales a las temperaturas absolutas:
- í l - = -E l. = ...... —E_= constante.
T , T2 T
La variación de presión por grado de temperatu­
ra es también 1 A 73 = a de la presión inicial.
Las moléculas de un gas se mueven continua­
mente a distintas velocidades;la velocidad está 
relacionada con el contenido energético. Al ele­
var la temperatura de un gas, aumenta su conte­
nido energético y, por tanto, la velocidad de sus 
moléculas. 1. Si se eleva la temperatura del gas 
y se quiere que el número de choques de sus 
moléculas, o sea la presión, sea el mismo, como 
la energía y la velocidad de las moléculas son 
mayores, ha de aumentar proporcionalmente el 
volumen. 2. Al elevar la temperatura, aumenta el 
contenido energético y la velocidad de las molé­
culas; luego manteniendo el volumen constante, 
el número de choques es mayor, aumentando 
proporcionalmente la presión.
Ecuación del gas perfecto. — Se entiende por 
gas perfecto un gas ideal cuyas moléculas no 
ocuparan volumen y no ejercieran ninguna 
influencia entre sí. La relación que liga las tres 
variables (presión, volumen y temperatura) es
E l • v > = P2_ ^ = ...= - P ^ L = constante.
T i T2 T
A la temperatura de 0 PC = 273 K y a la presión 
de 1 atmósfera = 760 tor, llamadas condiciones 
normales, 1 mol de cualquier gas ocupa 22,4 
litros; luego siempre se verifica:
p ■ v 1 atmsf ■ 22,4 I D 
T-------------273í<— R'
I Si en vez de 1 mol, hay un número n de mol, la 
ecuación será:
R es la constante universal de los gases perfec­
tos, y sólo depende de las unidades en que se 
tomen la presión y el volumen; la temperatura 
se expresa en grados absolutos; así:
) 1 atmf • 22,4 I _ p _ n nR-,nq atmf • litro
273 K ' mol • K
Este volumen de 22,4 litros en condiciones norma­
les es el volumen molar; es decir, la masa de 2 2 , 4 
litros de cualquier gas en c. n. es igual a 1 mol; ej.: 
1 mol de hidrógeno, H2, es 2,016 g, que en c. n. 
ocupan 22,4 I; Ya masa de 22,4 I de oxígeno, 0 2, 
en c. n. es 32 g, pues 32 g de oxígeno son 1 mol. 
Ley de los volúmenes en la combinación. — De 
Cay Lussac. En una reacción química, los volúme­
nes de los gases reaccionantes y el de los produci­
dos están en la relación de números enteros y sen­
cillos. Así, 2 I de hidrógeno, H2, reaccionan con 1 
I de oxígeno, 0 2, para formar 2 I de vapor de agua, 
E12 0 ; en la reacción del hidrógeno con el cíoro 
para formar cloruro de hidrógeno, la relación es : 
1 I de H2 más 1 I de Cl2 dan 2 I de HCI; al oxidar 
la cantidad necesaria de azufre sólido con 1 I de 
oxígeno, se forma 1 I de dióxido de azufre.
En toda reacción, esta relación de volúmenes 
es la relación molecular; así, 2 moléculas de 
hidrógeno, formado por 2 átomos, reaccionan 
s con 1 molécula de oxígeno, formada por 2 áto­
mos, para dar 2 moléculas de agua constituidas 
por 3 átomos.
Ley de Avogadro. — Explica la anterior, y dice: En 
las mismas condiciones de presión, volumen y 
temperatura, todos los gases tienen el mismo 
número de moléculas. Este número es 6,023 • 
102 3 moléculas. En todos los océanos y mares se 
calcula que hay 1,4 ■ 102 4 mi = 1,4 - 1021 I de 
agua; en una gota de agua hay 1,7 ■ 1021 molé­
culas; 1 mol contiene 6 , 0 ■ 1 0 2 3 moléculas.
Nota. — El aire atmosférico es una mezcla de 
gases: principalmente oxígeno y nitrógeno. La 
composición del aire fue establecida por pri­
mera vez por A. Martí Franqués (1750-1832), 
que dio el contenido exacto de oxígeno, 2 1 % 
en volumen, y las cantidades de los otros gases 
muy parecidas a las actuales.
(Continuación de la lámina A /i)
4 H H 1,008 g H 
4 Cl “ a ” 35,5 g Cl ' 
pues bien, la relación con que se combinan el 
hidrógeno y el cloro para formar el cloruro de 
hidrógeno, HCI, es la misma:
H 1,008 g H 
Cl 35,5 g Cl
Combinación. — Según lo dicho, en una com ­
binación química, o compuesto, sus elemen­
tos no están combinados al azar, sino que 
obedecen a leyes concretas. Además, el com­
puesto posee unas propiedades y característi­
cas distintas a las de los elementos que lo han 
formado.
ATLAS DE QUÍM ICA
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L e y e s 
d e l o s g a s e s n/4
, , . j , . 1 volumen de
2 volúmenes de hidrogeno + oxígeno
1 litro de hidrógeno + 1 litro de cloro
2 X 22 ,4 I de dióxido 
de azufre
1 volumen de 
nitrógeno + ' 3 volúmenes de hidrógeno
La relación de las masas de las sustancias reaccionantes y/o formadas, múltiplos o submúltiplos de las masas moleculares, vale 
para sólidos, líquidos y gases. La relación de volúmenes, igual a la relación molar, vale sólo para los gases.
SUSTANCIAS QUIM ICAS: MATERIA
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Afomos
Átomo. — Es la partícula más pequeña de un ele­
mento que conserva sus propiedades. Si tenemos 
polvo de cinc, cada partícula de este polvo conser­
va todas las propiedades del cinc; si cada partícula 
de este polvo se pudiera dividir en otras muchísimo 
menores, se llegaría a los átomos, o sea a las meno­
res partículas que continúan siendo cinc, con todas 
sus características (que no sean las macroscópicas, 
las cuales resultan del promedio de muchísimos 
átomos). El diámetro medio de los átomos es del 
orden 1-5 ■ 10~10 m, o sea del orden de la diezmi- 
llonésima de milímetro. Los átomos de un mismo 
elemento se representan por símbolos, que son la 
primera, o la primera y alguna otra letra del nombre 
del elemento en latín; así el símbolo de la plata es 
Agde «argentum», el del hierro es fe de «ferrum».
CONSTITUCIÓN DE LOS ÁTOMOS
Los átomos están constituidos por la envoltura y el 
núcleo. En la envoltura hay exclusivamente elec­
trones, partículas de masa despreciable o ínfima, 
y con carga eléctrica negativa. La carga eléctrica 
del electrón se toma como la unidad fundamental 
de carga eléctrica.
En el núcleo hay diversas partículas, pero sólo 
consideraremos los protones y los neutrones. Los 
protones son partículas de masa aproximadamen­
te una unidad atómica de masa, u, y con carga 
eléctrica positiva. La carga eléctrica del electrón y 
la del protón tienen exactamente el mismo valor, 
pero son de signo contrario. Los neutrones son 
partículas de masa aproximadamente igual a la 
del protón: no tienen carga eléctrica. El diámetro 
medio del núcleo es del orden de 1CH4 m. Si se 
compara el diámetro del núcleo con el total del 
átomo, y considerando la masa del electrón des­
preciable, se puede ver que, prácticamente, la 
masa total del átomo está concentrada en el 
núcleo, pero en los átomos, incluido el núcleo, 
hay más espacios vacíos que «llenos».
Los símbolos de las partículas subatómicas son: 
electrón'fe, o e; protón, jH , p, o H +; neutrón, 
°n , o n; el subíndice indica la masa y el super- 
indice la carga eléctrica.
Número atómico. — Simbolizado por Z, es el 
número de protones que hay en el núcleo, 
número que es igual al de electrones que hay 
en la envoltura. Z es una constante característi­
ca de los átomos de un mismo elemento quí­
mico. Un átomo en estado neutro tiene el 
mismo número de protones que de electrones. 
En las transformaciones químicas corrientes el 
número de partículas en el núcleo permanece 
invariable; sólo cambia la distribución en la 
envoltura, perdiendo, ganando, o compartien-
) do electrones. El elemento más sencillo es el 
hidrógeno, de número atómico Z=1, significan­
do que tiene 1 protón en el núcleo y 1 electrón 
) en la envoltura y por tanto los protones son 
núcleos de átomos de hidrógeno. Los elemen­
tos están clasificados en orden creciente a su 
\ número atómico, que aumenta de unidad en 
unidad. Al hidrógeno le sigue el helio, de 
número atómico Z=2; a éste el litio de Z=3; o 
. sea con 3 protones en el núcleo y 3 electrones 
' en la envoltura. Los elementos que siguen, 
hasta Z=20, están representados en la figura. 
Número másico o número de masa. — Es la suma 
del número de protones Z, más el número de 
neutrones que hay en el núcleo. Por tanto la dife­
rencia entre el número másico A, y el número 
atómico, A-Z, es igual al número de neutrones. 
Isótopos. — Son los distintos átomos de un ele­
mento que tienen igual número atómico y distintonúmero másico, y por tanto distinta masa. El 
número atómico caracteriza los átomos de un 
mismo elemento químico; se conoce un centenar. 
El número másico caracteriza los átomos de un 
' mismo isótopo; se conoce un millar. Es decir, el 
comportamiento químico de los distintos isótopos 
con igual Z es el mismo. El cloro tiene dos isótopos 
cuyos números másicos son 35 y 37. Como su 
número atómico es 17, el isótopo de número mási­
co 35 tendrá 18 neutrones, y el isótopo A=37 ten­
drá 20 neutrones. El hidrógeno tiene dos isótopos 
más, cuyos números de masa son 2, deuterio, y 3, 
tritio, o sea con 1 y 2 neutrones respectivamente. 
Masa atómica. — Es la masa del átomo. Se suele 
medir en daltons, d, que es la unidad de masa 
) atómica, u, y se define como la doceava parte, o
, sea 1/12, de la masa del núcleo de carbono de
número atómico 6 y número másico 12, o sea 
1|C , o carbono-12, que es 1 u, o 1 d; es decir la 
masa del C-12 es exactamente 12,000 daltons. 
La masa atómica del ¡H es 1,008 daltons, signi­
ficando que la masa del átomo de hidrógeno es 
1,008 veces mayor que la doceava parte de la 
j masa del átomo de carbono de 12,0000 u. Así 
también se dice que la MASA ATÓMICA RELA­
TIVA del hidrógeno es 1,008 sin dimensiones o 
> sin unidades, pues proviene de una relación. Las 
masas atómicas de los elementos químicos, o las 
masas atómicas relativas que aparecen en las 
tablas, resultan del valor promedio ponderado 
. de su composición isotópica.
La masa molar o masa de 1 mol de átomos tam­
bién se denomina ÁTOMO-GRAMO, y es un 
número de gramos de un elemento igual al 
número de su masa atómica. Así, 1 átomo-gramo 
de H es 1,008 gramos.
ATLAS DE Q UÍM ICA
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C o n s t i t u c i ó n n / i 
d e l o s á t o m o s
íi.'sin
Adufre
Helio
/ V T \ \ \
Fig. 2 Símbolos, números atómicos y distribución de los electrones en la envoltura de los 20 primeros elementos. En la tabla 
interior: isopotos del primer elemento.
&
Fig. 1 - Gases nobles.
Símbolo y 
n.° de masa
H¡drc^ >eno 
n° de masa: 1
Deuterio
D
n° de masa: 2
Tritio 
n° de masa: 3
j
Envoltura 1 electrón: er 1 electrón: er 1 electrón: 1/er
Núcleo
li -hT .¡ ni r 1
1 protón: II I-
1 protón: 1 H,+ 
1 neutrón: 1 n,0
1 protón: 1 H,+
2 neutrones: 2n.
ÁTOMOS
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Á t o m o s
INTERCAMBIO DE ENERGÍA ENTRE 
RADIACIÓN ELECTROMAGNÉTICA Y MATERIA
Al tirar una piedra sobre las aguas en reposo de un 
estanque se produce una perturbación. Dicha 
perturbación se transmite a toda el agua del estan­
que en forma de ondas circulares concéntricas, 
con origen en el sitio donde ha caído la piedra; es 
decir, se propaga mediante un movimiento ondu­
latorio.
Una carga eléctrica en reposo origina un 
campo eléctrico; una carga eléctrica en movi­
miento origina un campo eléctrico y un campo 
magnético. Por tanto, una carga eléctrica 
puede causar perturbaciones, en este caso 
vibraciones, en un punto del espacio, las cua­
les pueden propagarse en todas direcciones en 
forma de movimiento ondulatorio transversal 
(fig, 3 ). Se propaga la perturbación pero no hay 
propagación ni transporte de materia. La pro­
pagación de un campo eléctrico y un campo 
magnético cuyos planos de vibración sean 
constantemente perpendiculares entre sí y per­
pendiculares a la dirección de propagación, 
constituye la radiación electromagnética, que 
puede dar lugar al espectro electromagnético. 
Un ESPECTRO consiste en un conjunto de 
radiaciones electromagnéticas recogidas sobre 
una pantalla, fotografiadas, registradas gráfica­
mente o también observadas directamente si 
son visibles, es decir, puestas de manifiesto de 
alguna manera sensible. Toda radiación se 
caracteriza por su X, su u y su energía.
La longitud de onda, X, es la distancia entre dos 
puntos con la mismas características en el 
camino que sigue la radiación; es decir, la dis­
tancia entre dos puntos que se hallan en las 
mismas condiciones de perturbación o vibra­
ción. Se mide en unidades de longitud y según 
la radiación que se considere, se expresa desde 
km y m para las ondas de la radiofrecuencia 
hasta pm para los rayos X duros.
La frecuencia, u, es el número de vibraciones, 
o de ciclos, en la unidad de tiempo y por tanto 
el número de longitudes de onda recorridas en 
la unidad de tiempo. Se mide en Hz, aunque 
para el caso de las ondas también se puede 
expresar en inversos de segundo, s-1. La rela­
ción que liga la longitud de onda con la fre­
cuencia es: X = cAt, c = Xu, siendo c la veloci­
dad de la luz = 3 • 108 m s-1.
A cada radiación le corresponde una energía 
radiante, E, es decir posee una energía que se 
relaciona con la frecuencia y la longitud de 
onda por las expresiones: E=ho y E=hc/A.; h es 
una constane universal, la constante de Planck, 
cuyo valor es h = 6,63 ■ 1O-3^ J s, y como se ve 
h tiene las dimensiones de una energía multi­
plicada por un tiempo.
DUALISMO ONDA-PARTÍCULA
Efecto fotoeléctrico.- Consiste en la emisión 
de electrones por un metal cuando sobre él 
incide radiación electromagnética de energía, 
es decir de frecuencia, suficiente; se comprue­
ba con el dispositivo esquematizado en la figu­
ra 4. Se acusa el paso de corriente eléctrica 
cuando sobre la placa metálica unida al polo 
negativo incide radiación capaz de arrancarle 
electrones, los cuales se dirigen a la otra placa 
unida al polo positivo. Se explica este efecto 
por la naturaleza corpuscular de toda radiación 
electromagnética. Los corpúsculos se llaman 
fotones, y cada fotón contiene o es una canti­
dad elemental de energía, el quantum o cuan­
to de energía E=hv, donde h es la constante de 
Planck y u la frecuencia de la radiación.
La energía de los fotones de la radiación se 
consume, parte en el trabajo de arrancar el 
electrón y parte en comunicarle la energía 
cinética, Ec = 1/2 m ■ v2, necesaria para 
moverse alejándose del metal, donde m=masa 
y v=velocidad del electrón. Si los fotones no 
tienen suficiente energía, aunque sobre el 
metal incida una radiación muy intensa, es 
decir, formada por muchos fotones, éste no 
emitirá electrones: si la energía de los fotones 
es suficiente, aunque la radiación sea débil, es 
decir formada por pocos fotones, el metal 
emitirá electrones.
Emisión de rayos X. — Un efecto inverso del 
fotoeléctrico es la emisión de rayos X por una 
placa metálica cuando sobre ella chocan elec­
trones a una velocidad, o sea con una energía 
cinética determinada, anulando a llí su movi­
miento (fig. 5). La energía y, por tanto la fre­
cuencia de los rayos X, dependen de la ener­
gía de los electrones que los han producido. 
Ondas de materia. — Louis De Broglie postuló 
que toda partícula material de masa m movién­
dose a una velocidad v tiene asociada una 
onda de naturaleza electromagnética cuya lon­
gitud de onda vale X=h/mv. El producto mv se 
llama cantidad de movimiento, y h es la cons­
tante de Planck.
Principio de indeterminación de Eteisenberg.
La luz visible y en general la radiación electro­
magnética, se nos manifiesta a veces con 
carácter ondulatorio continuo. Así en los fenó­
menos de reflexión, refracción, difracción, y a 
veces con carácter corpuscular discontinuo 
cuantizado. El principio de indeterminación, 
puntal de la mecánica cuántica, establece que 
es imposible observar SIMULTÁNEAMENTE 
ambos caracteres. La limitación reside en la 
mente humana; si se observa la radiación como 
onda, es imposible observarla como fotón y 
viceversa.
ATLAS DE QUÍM ICA
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I n t e r c a m b i o d e e n e r g í a e n t r e □ / p 
r a d i a c i ó n e l e c t r o m a g n é t i c a g m a t e r i a
Pantalla
v.
/ ~ ; Nf
/ < > N .
/ \I t i !
V y ,
N V - x /
I p * - s J
Pantalla vista de frente
Fig. 2 - Difracción de los rayos X.
Fig. 1 - Estanque.La perturbación en un punto se propaga 
en forma de ondas.
Fig. 2 - Onda de longitud de onda X . En (a), la onda en un 
instante determinado; en (b), la misma después de un 
pequeño tiempo.
Radiación
Cám ara donde hay un vacío 
perfecto
E lec­
trones
Indicador de 
corriente
Electrones.
Fig. 4 - Efecto fotoeléctrico. Fig. 5 - Emisión de rayos X por electrones.
• I S i l Ondas hertzianas
I 011 3 !_a Microondas 1Rayos y I Rayos X ! j H—^ i i
Infrarrojos f5 1 Radio 1
«f T
o o o o o o o 7 7 i i7 2 2 1 i 2 o o o o o o
I I
Fig. 6 - Espectro de las radiaciones electromagnéticas; longitd de onda X en m.
ÁTOMOS
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Á t o m o s
Espectroscopia. — Estudia el intercambio de ) 
energía entre radiación electromagnética y \ 
materia. Permite interpretar los espectros origi­
nados por las diversas sustancias.
En el átomo, los electrones negativos de la ( 
envoltura se mueven en torno al núcleo positi- / 
vo; parece, pues, que los electrones ¡rían a , 
colapsarse en el núcleo, pero sin embargo no ( 
ocurre así. La TEORÍA CUÁNTICA explica la j 
estabilidad del átomo y se basa en los hechos 
experimentales siguientes: el electrón es una 
partícula que posee un cierto contenido ener- S 
gótico; el electrón puede absorber energía de la . 
clase que sea: eléctrica, calorífica, radiante; el ) 
electrón puede emitir energía que es siempre , 
radiante y por tanto se manifiesta en forma de / 
radiación, pudiendo originar un espectro.
La luz blanca, compuesta por los distintos colo- ( 
res, es el conjunto de radiaciones electromagné- / 
ticas que percibe el sentido de la vista. Si una \ 
radiación electromagnética monocromática -o / 
sea que vibre en una sola longitud de onda- 
atraviesa un prisma óptico, al salir cambia de 1 
dirección, se refracta. Si un haz de luz blanca / 
compuesta por radiaciones electromagnéticas S 
de distintas longitudes de onda que constituyen 
los diversos colores atraviesa un prisma óptico, 
al salir se refracta y se dispersa. Es decir, el haz 1 
emergente se ha descompuesto en sus colores. 
Recogiendo el haz emergente sobre una panta­
lla se obtiene un ESPECTRO DE EMISION de ( 
aspecto continuo (figs, 1 y 3), compuesto por los 
diferentes colores que varían gradualmente; . 
cada color corresponde a luz de diferente ener­
gía con su longitud de onda y frecuencia carac- ) 
terísticas. El color rojo corresponde a la radia- ( 
ción electromagnética de menor energía, de 
mayor longitud de onda, de menor frecuencia, 
que se ha refractado menos; el color violeta / 
corresponde a la luz de mayor energía, de 
menor longitud de onda, de mayor frecuencia, 
que se ha refractado más. Este espectro óptico 
visible es una pequeñísima parte del espectro 
total de radiaciones electromagnéticas (lám. B/2, 
fig. 6); las longitudes de onda del espectro visi- ) 
ble van desde unos 400 nm hasta unos 800 nm.
Al comunicar energía a una sustancia, ésta la / 
absorbe y luego emite radiación electromagnéti­
ca; así ocurre al hacer saltar la chispa eléctrica ( 
en un tubo con hidrógeno o al calentar vapor de 
mercurio. Si esta luz emitida por el hidrógeno o \ 
por el mercurio atraviesa un prisma óptico, se / 
refracta y se dispersa según sus diferentes longi­
tudes de onda; si el haz dispersado se recoge 
sobre una pantalla, se obtendrá un ESPECTRO , 
DE EMISIÓN DISCONTINUO o ESPECTRO DE \ 
RAYAS (figs. 2, 4 y 5). Estas radiaciones emitidas ( 
por el hidrógeno o por el mercurio se deben a )
que sus átomos se han excitado de alguna mane­
ra; cada una de estas rayas corresponde a una 
radiación de energía definida, o sea de frecuen­
cia definida. Utilizando como fuente luminosa 
los distintos elementos siempre se obtienen 
espectros discontinuos; la posición de las rayas 
es característica de cada elemento.
Ademas, si un haz de luz blanca pasa a través 
de hidrógeno o de mercurio, a la luz emergen­
te le fatan ciertas radiaciones que han sido 
absorbidas por el elemento. Recogiendo las 
emergentes sobre una pantalla se obtiene un 
ESPECTRO DE ABSORCIÓN DISCONTINUO. 
Estas radiaciones que faltan son precisamente 
las que emite el elemento cuando se ha excita­
do. El espectro de emisión y el de absorción de 
una sustancia se complementan.
Modelo atómico de Bohr. — Niels Bohr, danés, 
Premio Nobel de Física 1922, estableció ciertos 
principios que explican la estabilidad del átomo. 
Dichos principios sirven de base para la compren­
sión de los espectros, y le permitieron interpretar y 
descifrar el espectro del átomo de hidrógeno.
Los electrones, partículas eléctricamente negati­
vas, se mueven en tomo al núcleo positivo. La 
energía total del electrón, o sea su contenido 
energético, es la suma de su energía cinética 
debido a ser una partícula en movimiento, más 
su energía potencial debido a ser una carga 
eléctrica negativa próxima al núcleo con carga 
eléctrica positiva e influenciado por los demás 
electrones cargados con electricidad del mismo 
signo. Esta energía total no puede tener valores 
cualesquiera, sino ciertos valores determinados, 
permitidos, cuantizados. Los electrones en 
torno al núcleo ocupan en preferencia ciertas 
regiones del espacio, sus correspondientes nive­
les energéticos cuantizados. Mientras el elec­
trón se mueve en un mismo nivel energético, o 
nivel cuántico, no absorbe ni emite energía.
Si el electrón salta a un nivel energético superior 
más alejado del núcleo, absorbe energía; si salta 
a un nivel energético inferior más cercano al 
núcleo, emite energía. Esta variación de energía 
no es gradual, sino de una vez, o sea cuantizada 
y es igual a la diferencia de energía entre los dos 
niveles energéticos (fig. 6). Las emisiones de ener­
gía radiante por el electrón al saltar a un nivel 
energético inferior, cuando previamente el elec­
trón se ha excitado a un nivel superior, son las 
reponsables de las rayas del espectro de emisión. 
Un átomo en el que todos sus electrones ocupen 
o se muevan en su nivel energético correspon­
diente, se halla en estado fundamental. Un átomo 
en el que algún electrón ocupe un nivel energéti­
co superior se halla en estado excitado; tiende a 
volver al estado fundamental emitiendo la energía 
que absorbió al excitarse.
ATLAS DE QUÍM ICA
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I n t e r c a m b i o d e e n e r g í a e n t r e R # -z 
r a d i a c i ó n e l e c t r o m a g n é t i c a g m a t e r i a ' á
Foco luminoso
R e e lija
Prisma
Fig. 1 - Formación de un espectro continuo.
430,8 nm 488,1 527
518,3
G F 517,2 b E
Fig. 2 - Formación de un espectro discontinuo.
589 589,6 656,3 687
D2 D , C
500 nm 600 nm
Fig. 3 - Espectro de emisión, continuo, de los colores de la luz blanca.
420,1 434
*400 nm ' 5ÓÓ nm 1 ¿ód nm 1
Fig. 4 - Espectro de emisión , discontinuo, del hidrógeno H1r
T ü ¡ ) r
502,5 577 615,2
.579 , Í>2M
l4 0 0 T rrr~ — 50Ó nm 600 nm 700 nm
Fig. 5 .- Espectro de emisión, discontinuo, del mercurio Hg 28Q. de £j a £j* energía em itida = E, - Ej
de E j a É_>r energía em itida = E s E2
-
o del electrón del nivel eperaótko E | al i 
rgía emitida: A£ = E2 - E, = nv
n = 7 
n = 6 
n = 5
n = 4
Fig. 6 - Niveles energéticos Ev E2, E3 y E4.
 4 f (1 4 e )
n = 4 (32 e i
n = 3 (18 e-)
n = 2 (8 e-)
I
I
i /
_ i 4 "
i \ - 
I > B
1 *■ 
- ¡ c
i
i
i
i
i
i
i
■,—
■Id (10 e i
4p (6 e i 
3a (10 e i 
4s (2 e i
i 3p (6 er)
i 3s (2 e i
, 2p (6 e i 
, 2s (2e4
ls(2e)
Fig. 7 - Niveles energéticos fundamentales. Fig. 8 - Niveles energéticos y subniveles.
ÁTOMOS
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A t o m o s
NÚMEROS CUÁNTICOS
Las características de cada electrón se especifi­
can mediante cuatro números llamados núme­
ros cuánticos.
Los electrones en el átomo se hallan distribui­
dos en capas o niveles energéticos o nivelescuánticos principales. En cada nivel energético, 
la energía total de los electrones que lo ocupan 
es aproximadamente la misma. A cada nivel 
energético principal se le asigna un número 
entero (lám. B/3, fig. 7): 1, 2, 3 ... n, llamado 
número cuántico principal, el cual informa 
acerca de la energía del electrón en su nivel 
energético principal. Además, el número cuán­
tico principal indica el número máximo de 
electrones que puede contener una capa o 
nivel energético, que es 2 ■ n2; así en el primer 
nivel energético sólo caben 2 ■ 12 = 2 electro­
nes, en el segundo caben 2 • 22 = 8 electrones, 
en el tercero 2 -32 = 18 electrones, etc.
Cada nivel energético principal se desdobla en 
subniveles de energía, cuyo número es igual a n, 
que dependen del segundo número cuántico, el 
número cuántico secundario, I, o número cuán­
tico orbital. El primer nivel principal de n = 1 es 
a la vez su subnivel; en la capa de n = 2 hay dos 
subniveles; en el nivel cuántico n = 3 hay tres 
subniveles, etc. (lám. B/3, fig. 8). Si en un ins­
tante se pudiera determinar la posición del elec­
trón en el espacio y marcarla con un punto, 
determinarla en otro instante y marcarla con otro 
punto, y así muchas, muchísimas veces, se lle­
garía a tener un diseño en el que en unos sitios 
los puntos están muy próximos, casi se tocan, y 
en otros se van espaciando. Esta representación 
constituye la llamada «nube electrónica», que 
informa sobre dónde es más posible hallar el 
electrón. Esta «nube electrónica» en unas regio­
nes es muy espesa y densa y en otras muy tenue; 
la zona más densa tiene formas distintas y repre­
senta la zona de preferencia máxima -en un 
nivel y subnivel- donde es más probable encon­
trar el electrón en torno al núcleo.
En realidad el electrón puede estar en cualquier 
sitio excepto en el núcleo del átomo; pero hay 
unas regiones donde es muy probable encon­
trarlo y otras muy poco. Se llama orbital a la 
región del espacio en torno al núcleo donde es 
más probable encontrar el electrón, o sea, la 
densidad electrónica es máxima.
El número cuántico secundario I puede tomar n 
valores empezando por 0, siendo su valor má­
ximo n-1; luego, estos valores son 0, 1 2 ,...n -1 , 
a los que se asignan las letras s, p, d, f , . . . res­
pectivamente, e indican la forma y el tamaño 
del orbital; así para n=1 el único valor de I es 0; 
para n=2, I toma los valores 0, 1, etc. Además,
la / indica el número de orbitales correspondientes 
a cada subnivel, que es 2 • /+ 1; así para /= 0, hay 
un solo orbital que es s, cualquiera que sea la n 
(figs. 1, 2), pues 2 - 0 + 1 =1; para I = 1 hay tres 
orbitales, que son p, pues 2 • 1 + 1 = 3, etc. Los 
orbitales s tienen forma esférica y su radio aumen­
ta con el nivel energético principal; los orbitales p 
tienen forma parecida a ocho (figs. 3, 4); los cinco 
orbitales d tienen forma parecida a lazos (fig. 6). 
Todos los orbitales que no sean s se orientan según 
los tres ejes de coordenadas cartesianas con origen 
en el núcleo; así los p orientados según el eje de 
abscisas son px, los orientados según el eje de 
ordenadas son Py y los orientados según el eje de 
las z, son pz . En el primer nivel energético no hay 
orbitales p, en el segundo nivel cuántico no hay 
orbitales d, en el tercero no hay orbitales f.
Los electrones se simbolizan por un número 
que es el número cuántico principal e indica el 
nivel donde hay el electrón, seguido de una 
letra que corresponde al número cuántico 
secundario e indica el subnivel y la forma del 
orbital. Así, un electrón simbolizado por Ts sig­
nifica que su número cuántico principal es 1, o 
sea está en el primer nivel energético; que su 
número cuántico secundario es 0 y que su orbi­
tal es esférico; un electrón simbolizado por 2s 
indica que su n=2 y que su / = 0; un electrón 
simbolizado por 2p significa que su n=2, que 
su / =1, y si es 2pz significa además que está 
orientado según el eje de las z ; un electrón sim­
bolizado por 3d significa que está en el tercer 
nivel de n=3, que su 1=2 y que su orbital es d. 
Por ser el electrón una partícula con carga eléc­
trica en movimiento, crea un campo magnético 
y por tanto se orienta en un campo magnético 
externo. Las diferentes orientaciones permitidas 
vienen indicadas por el tercer número cuánti­
co, el número cuántico magnético, m, que es 
un número entero: positivo, nulo o negativo. 
Los electrones poseen un movimiento rotacio­
nal o de giro sobre sí mismos o spin, indicado 
por un número cuántico, intrínseco del elec­
trón, el número cuántico de spin o rotacional, 
s, y toma los valores -1/2 y +1/2, según el sen­
tido de la rotación respecto a sí mismo.
En cada orbital sólo caben dos electrones, aun­
que pueda haber uno. Los dos electrones de un 
mismo orbital han de tener su número cuántico 
de spin opuesto, es decir, han de girar en senti­
do contrario. Se representan por U (fig. 5); se 
dice que están apareados, son de spin antipara­
lelo o constituyen un doblete.
Principio de exclusión de Pauli. Dos electrones 
de un mismo átomo no pueden tener los cuatro 
números cuánticos iguales; al menos diferirán 
en uno, por esto el par de electrones de un 
orbital ha de ser de spin opuesto.
ATLAS DE QUIM ICA
20 www.FreeLibros.me
E l e c t r o n e s . a ¡ A 
O r b i t a l e s a t ó m i c o s
F todo fundam enta l
del he lio : los electrones 1s2a p a re a d o s ¡gas noble!.
E lectrones d e sa p a re a d o s e le tiro n e s d e sa p a re a d
C a p a 2 com p leta : la últim a del neón {gas nob le i.
Fig. 5 — Electrones de la cap a 1 y la 2; en las capas,
Orbital 2py
Fig. 1 - Orbital 1s. Fig. 2 - Orbital 2s. Fig. 3 - Conjunto de tres orbitales 2p 
orientados según los tres ejes.de coor­
denadas, y con el origen común.
Orbital 2pz
Orbital 2px
Fig. 4 - Cada uno de los orbitales 2p orientados según los tres 
ejes coordenados.
ÁTOMOS
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Elementos
SISTEMA PERIÓDICO
Ya desde los comienzos de la Química se inten­
tó clasificar los elementos según la analogía o 
diferencia de sus propiedades. La primera cla­
sificación que agrupa los elementos atendiendo 
principalmente a sus masas atómicas y a sus 
valencias se debe a D.l. Mendeléiev (1834- 
1907).
Actualmente, el centenar de elementos conoci­
dos están clasificados basándose en el sistema 
periódico de Bohr, atendiendo a la configura­
ción electrónica de sus átomos, cuyas propie­
dades son consecuencia de la misma, y en 
orden creciente de sus números atómicos, Z, 
que aumentan de unidad en unidad. Es decir, 
los átomos de cada elemento poseen un protón 
más en el núcleo y un electrón más en la envol­
tura que los átomos del elemento situados en la 
casilla anterior; las masas atómicas también 
van aumentando excepto en tres casos en que 
las masas atómicas del elemento son mayores 
que las del siguiente. En el sistema periódico 
los elementos se hallan distribuidos en filas o 
períodos y en columnas, o grupos o familias. 
Cada PERIODO representa en la envoltura de 
sus átomos una capa o nivel energético princi­
pal más que en los átomos del período anterior. 
En el primer nivel energético de número cuán­
tico principal n = 1, sólo caben 2 • 12 = 2 elec­
trones; en este período hay el hidrógeno de 
número atómico Z = 1 y el helio de Z = 2. 
Sigue el segundo período, cuyos átomos van 
llenando con electrones el segundo nivel ener­
gético principal de n = 2 y por tanto sólo caben 
en él 2 • 22 = 8 electrones; es un período corto 
con 8 elementos. Sigue luego el tercer período 
correspondiente al nivel energético n = 3 en el 
que caben 2 • 32 = 18 electrones; este tercer 
período también es corto, con 8 elementos, 
pues un nivel cuando es último no puede con­
tener más de 8 electrones. Sigue el cuarto pe­
ríodo correspondiente al nivel n = 4, que puede 
contener 2 • 42 = 32 electrones; aunque esel 
primer período largo, no se completa la capa n 
= 4 sino la n = 3 con 10 hasta 18 electrones, 
que son los que caben en ésta. Después hay el 
quinto período, el segundo largo; empieza a 
llenarse el nivel de n = 5 ; cabrían pues en él 
2 • 52 = 50 electrones; pero hay también 18 ele­
mentos como en el anterior, pues así como una 
capa cuando es última no puede contener más 
de 8 electrones, cuando es penúltima no puede 
contener más de 18 electrones. Luego hay el 
sexto período, muy largo. En él empieza a ocu­
parse el nivel n = 6; cabrían por tanto 2 ■ 62 =
72 electrones. En este período se completa el 
nivel n = 4 con 14 electrones, van entrando 
hasta 10 electrones en le nivel n = 5, y en el 
nivel n = 6 queda con 8 electrones; por todo 
ello el sexto período queda con 32 elementos. 
El séptimo período se formaría de manera aná­
loga al anterior, y así ocurre con los átomos de 
los elementos conocidos hasta llegar al de Z = 
109, el último que se ha detectado.
Tamaños atómicos. — El tamaño de los átomos 
es difícil de determinar. Los electrones no están 
a distancias fijas del núcleo, sino que la región 
donde es probable hallar un electrón es muy 
amplia; además cada átomo está influenciado 
por los átomos vecinales, por lo cual su tama- 
ñoi varía según esté libre o no y según el carác­
ter de la vecindad. Con todo, es posible asignar 
a los átomos radios atómicos que indican su 
tamaño aproximado.
En un mismo grupo el radio atómico aumenta 
hacia abajo. En un mismo período, los mayores 
radios atómicos son los de los elementos situa­
dos más hacia la izquierda, o sea los de los gru­
pos IA y IIA; los menores son los de los ele­
mentos centrales, llamados elementos de 
transición, y a partir del grupo MIA los tamaños 
atómicos tienden otra vez a disminuir.
Energía, o potencial de ionización. — Al comu­
nicar energía cuantizada a un electrón, éste se 
excita, saltando a un nivel energético superior 
más alejado del núcleo. Si la energía comunica­
da es suficiente, el electrón es arrancado del 
átomo, salta al nivel infinito. A este proceso se le 
llama ionización, y a la energía cuantizada 
necesaria para arrancar al electrón, energía de 
ionización o potencial de ionización. El átomo 
neutro que ha perdido el electrón ha quedado 
cargado positivamente, es decir se ha ionizado, 
convirtiéndose en ion positivo o catión; ej.: 
Na —> Na+ + le - . El potencial de ionización se 
suele medir en electrón-volt/átomo; para arran­
car un electrón del átomo de sodio es 5,1 eV. Es 
posible arrancar más de un electrón de un 
átomo, pero cada vez la energía requerida es 
mayor, pues se ha de vencer la atracción debida 
a la carga positiva del catión anterior.
En un mismo grupo, el potencial de ionización 
disminuye hacia abajo, y en un mismo período, 
hacia la izquierda. Es así, puesto que aumenta 
el radio atómico y la atracción de los electro­
nes por el núcleo positivo disminuye con el 
cuadrado de la distancia al mismo. También 
interviene el aumento de la carga positiva del 
núcleo (o número de protones), que atrae al 
\ electrón, y el aumento de la negativa (o núme­
ro de electrones), que lo repele.
ATLAS DE QUÍM ICA
22 www.FreeLibros.me
III
A 
IVA
 
VA
 
VI
A 
V
H
A
V
ll
b
I 
G
as
es
 
I 
no
bl
es
S í s f e m a 
p e r i ó d i c o b
ELEMENTOS
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E l e m e n t o s
Afinidad electrónica. — Hay átomos que tien­
den a aceptar electrones. Cuando un átomo 
neutro acepta un electrón se ioniza, convirtién­
dose en ion negativo o anión. Ejemplos: 
Cl + 1 e” —» Cl~. La afinidad electrónica es la 
energía cuantizada desprendida por un átomo 
neutro al captar un electrón; se suele medir en 
electrón-volt/átomo. La del cloro es -3,61 eV. 
Hay átomos que aceptan electrones, pero no 
espontáneamente, por lo cual hay que comuni­
carles energía.
Electronegatividad. — Representa el poder de 
atracción de electrones por un átomo. Los valo­
res de la electronegatividad se expresan 
mediante números abstractos que dependen 
del Pl y de la AE. Los valores más corrientes se 
expresan mediante la escala de Pauling, en la 
que se asigna al flúor, el elemento más electro­
negativo, el valor 4,0. Con referencia al valor 
4,0 y a partir de él, se asignan valores de elec- 
tronegativldad a los átomos de los demás ele­
mentos, siendo la del oxígeno de 3,5. Prescin­
diendo del francio, poco conocido, el elemento 
más electropositivo es el cesio, cuya electrone­
gatividad es 0,7 respecto a la del flúor. 
Consideraciones generales. — En cada perío­
do, las propiedades de sus elementos y las de 
los compuestos que puedan originar varían sis­
temáticamente. En cada grupo, los elementos y 
sus compuestos poseen propiedades análogas, 
pues el número de electrones del último nivel 
de sus átomos es el mismo. En los grupos A y 
en el ESI y ESII, el número de electrones en el 
último nivel es igual al número de orden del 
grupo. En los elementos de los grupos Al y All 
entran electrones en los orbitales s; en los del 
grupo Allí hasta el AVI11 entran electrones en 
los orbitales p. Los elementos de transición, los 
de los grupos B, también presentan analogía y 
diferencia de propiedades según su situación; 
los electrones van ocupando los orbitales d de 
sus átomos. Los elementos de transición interna 
son bastante semejantes; en sus átomos lo elec­
trones van ocupando los orbitales f.
Los elementos del grupo VINA con 8 electrones 
en su último nivel, excepto el primero con 2, 
poseen una configuración electrónica estable, 
por lo que son químicamente muy poco reac- 
cionables. Son los gases nobles, cuyos nombres 
y símbolos respectivos son: helio He, neón Ne, 
argón Ar, criptón Kr, xenón Xe y radón Rn; el 
Rn es radiactivo.
Los elementos del grupo Al, con 1 electrón en 
el último nivel energético, son los alcalinos: 
litio Li, sodio Na, potasio K, rubidio Rb, cesio 
Cs y francio Fr. Pierden fácilmente este último 
electrón convirtiéndose en cationes, monova­
lentes positivos. Son metales típicos, muy acti-
) vos, por lo cual no se encuentran libres en la 
naturaleza. La composición y propiedades de 
sus compuestos son parecidas. Siempre forman 
compuestos iónicos, óxidos y sales; tienen las 
propiedades metálicas exaltadas.
Los elementos del grupo HA, con 2 electrones 
\ en el último nivel energético, son los alcalino- 
térreos: berilio Be, magnesio Mg, calcio Ca, 
estroncio Sr, bario Ba y radio Ra; pierden fácil­
mente los dos últimos electrones, es decir son 
divalentes positivos. Son también metales típi­
cos y muy activos. El radio, elemento clásico 
radiactivo, en sus propiedades químicas es aná­
logo a los demás elementos del grupo; así el 
sulfato de radio, R aS04, es insoluble, al igual 
/ que el sulfato de bario B aS04.
Los elementos del grupo VIIA, con 7 electrones 
v en el último nivel, son los halógenos: flúor F, 
cloro Cl, bromo Br, iodo I y astato At. Tienden a 
\ aceptar un electrón convirtiéndose en aniones 
monovalentes negativos. Son no metales muy 
activos. Sus moléculas son diatómicas.
Dentro de un mismo período, cuanto más a la 
izquierda está un elemento más acentuadas tiene 
las propiedades metálicas; hacia la derecha dis­
minuyen las propiedades metálicas y aumentan 
! las no metálicas. Dentro de un mismo grupo, 
cuanto más arriba está un elemento, menos acen­
tuadas tiene sus propiedades metáticas o más las 
no metálicas; hacia abajo aumentan las propieda­
des metálicas o disminuyen las no metálicas. El 
flúor, situado más a la derecha en el segundo perí­
odo, y más arriba en el grupo VIIA, es el elemen­
to más no metálico que existe. El cesio, prescin­
diendo del francio, situado en la parte inferior 
izquierda, es el elemento más metálico. Entre 
estos dos extremos hay todas las gradaciones. 
Ejemplos: el sodio es más metálico queel litio y 
menos que el potasio de su mismo grupo, y más 
) metálico que el magnesio de su mismo período; 
el doro es menos no metálico que el flúor y más 
que el bromo de su mismo grupo, y más que el 
azufre de su mismo período.
Los metales se caracterizan por ser buenos con- 
} ductores del calor y la electricidad, poseer brillo 
metálico, ser electropositivos, es decir, que se les 
puede arrancar fácilmente electrones quedando 
convertidos en cationes. Son sólidos a temperatu­
ra ordinaria, excepto el mercurio, que es líquido. 
Los no metales se caracterizan por no ser bue­
nos conductores del calor ni de la electricidad, 
no poseer brillo metálico, ser electronegativos, 
es decir, con tendencia a ceder electrones, 
transformándose en aniones. A temperatura 
r ordinaria pueden ser sólidos, como el carbono, 
\ azufre, fósforo; líquidos, como el bromo (el 
único), o gases, como el oxígeno, el nitrógeno 
J y el cloro.
ATLAS DE Q UÍM ICA
24 www.FreeLibros.me
Ta
m
añ
os
 
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19
46
).
S i s t e m a 
p e r i ó d i c o B / 6
9 *
ELEMENTOS
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Enlace químico
Hasta aquí se han considerado los átomos ) 
como entidades aisladas, pero en la Tierra los \ 
átomos se unen para formar agregados atómi- / 
eos. Los elementos o cuerpos simples están 
constituidos por átomos químicos de una 
misma clase. Los compuestos o combinaciones / 
químicas están formados por átomos de distin­
ta clase. La formación de agregados atómicos 
estables se debe a que los átomos atraen y se l 
unen. Esta atracción entre átomos es el enlace \ 
químico; la fuerza de atracción que mantiene 
unidos a los átomos se denomina fuerza de j 
enlace; las fuerzas de enlace son siempre de ( 
origen eléctrico.
Los átomos se unen porque el contenido ener­
gético de dos o más átomos en un agregado 
atómico estable es menor que la suma de los \ 
contenidos energéticos de cada átomo por 
separado y en la naturaleza se tiende a alean- ' 
zar las situaciones con el mínimo de energía . 
posible. La energía desprendida al formarse un 
agregado atómico estable es la energía de enla­
ce, que es igual a la energía que se ha de apor­
tar para romper un enlace liberando a los áto­
mos que estaban unidos.
En la formación y rotura de enlaces intervienen 
todos los núcleos y todos los electrones de los 
átomos; pero a efectos prácticos y en una pri­
mera aproximación elemental sólo se conside­
ran los electrones del último nivel energético, ) 
denominados electrones de valencia, sin tener ( 
en cuenta ni los núcleos ni los electrones de las 
capas internas del átomo. En la formación de . 
un enlace siempre se produce un cambio en la 
distribución electrónica, respecto a los átomos 
aislados; los átomos, al unirse, adquieren una 
configuración electrónica más estable. Los / 
gases nobles ya poseen una configuración elec- \ 
trónica estable, por ello sus entidades son 
monoatómicas, aunque puedan unirse a otros 
elementos.
ENLACE IÓNICO
El enlace iónico se forma por transferencia de 
electrones de un átomo a otro; un átomo cede 
uno o más electrones y otro los acepta. El 
átomo que ha cedido sus electrones se ha trans­
formado en ion positivo o catión con tantas 
cargas positivas como electrones ha perdido; el 
átomo que ha aceptado electrones se ha trans- ) 
formado en ion negativo o anión, con tantas 
cargas negativas como electrones ha ganado. El 
número de electrones cedidos o aceptados es 
la valencia iónica o electrovalencia, positiva o ■ 
negativa respectivamente. El número de valen- /
cia iónica positiva de los elementos de los gru­
pos Al y All es igual al número del grupo; así la 
del potasio es 1 + y la del calcio es 2+. El núme­
ro de electrovalencia de los elementos de los 
últimos grupos A es igual al número del grupo 
restándole 8; así la del cloro es 7-8 = 1-, la del 
oxígeno es 6-8 = 2-,
Las entidades fundamentales de los compuestos 
iónicos son los iones, que en estado sólido for­
man una red cristalina tridimensional, en cuyos 
nudos hay los iones, alternándose positivos y 
negativos, atraídos por intensas fuerzas electros­
táticas. La energía reticular es la que mantiene 
los iones en el retículo cristalino, que es la ener­
gía liberada por los iones al constituir este re­
tículo cristalino. Los compuestos iónicos fundi­
dos o en disolución conducen la electricidad. 
En el cloruro potásico, K+CI- (no KCI), el 
átomo de potasio, de número atómico 19, cede
1 electrón de su último nivel, transformándose 
en catión potásico con 19 protones en el 
núcleo y 18 electrones en la envoltura. Este 
electrón lo acepta el átomo de doro de núme­
ro atómico 17, y se transforma en anión cloru­
ro con 17 protones y 18 electrones. Ambos 
iones quedan con una última capa de 8 elec­
trones, como el argón. En los cristales cúbicos 
de K+CI_ , cada ion K+ está rodeado por iones 
cloruros y cada ion Cl_ está rodeado por iones 
potásicos.
Los átomos de transición no quedan como gas 
noble, lo cual explica sus diferentes números 
de valencia iónica. Así, el hierro puede perder
2 electrones pasando a ion ferroso Fe2+, o per­
der 3 pasando a ion férrico Fe3+, cuyas electro- 
valencias son 2+ y 3+. Algunos metales al ioni­
zarse quedan con 18 electrones en su última 
capa. Ejemplo: el óxido de plata (Ag+)20 2_; la 
plata se ioniza perdiendo 1 electrón y queda el 
ion argéntico Ag+, con 18 electrones en su últi­
mo nivel; el oxígeno acepta 2 electrones y 
queda como el neón; como la electrovalencia 
de la plata es 1 + y la del oxígeno 2-, se nece­
sitan 2 átomos de plata para que cada uno ceda 
1 electrón al átomo de oxígeno.
Hay átomos que al ionizarse quedan con la 
configuración electrónica del grupo All. Así el 
talio, de número atómico 81, pierde 1 electrón, 
y el ion T l+ queda con 2 electrones en su últi­
mo nivel, y su cloruro es T I+CI_ ; en cambio el 
talio trivalente T l3+ queda con 18 electrones en 
su último nivel; su cloruro es T l3+ (Cl- )3. El 
plomo divalente Pb2+ queda con 2 electrones 
en su último nivel; su cloruro es Pb2+ (CI- )2 y 
el sulfuro de plomo II es Pb2+S2_.
ATLAS DE QUÍM ICA
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E n l a c e a l e c t r o v a l e n t e p 
o i ó n i c o
19 protones 
19 electrones 18 protones 18 electróna
17 protones 
17 electróna
® Átomo de argón
Átomo de cloroÁtomo de potasio
0 1 7 protones 
18 electrones
19 protones 
18 electrones
Ion potásico Cloruro potásico Ion cloruro
Sulfuro magnésico16 protones 
16 electrone:
12 protones 
12 electrones 12 protones 
10 electrones
16 protones ' 
18 electrones
Ion magnésico 
Como el átomo de neón
fon sulfuro 
Como el átomo de argónÁtomo de azufreÁtomo de magnesio
30 protones 
28 electrones
Sulfuro de cine16 protones 
i 6 electrones
30 protones 
30 electrones'
18 electrones
Ion sulfuro Estructura cristalina del Zn++ S'Atomo de azufreÁtomo de cinc Ion cinc
47 protones 
47 electrones
47 protones 
47 electrones 47 protones 46 electo- i 
nes m Z +
8 protones 
8 electrones
• * 2
Átomo de plata Átomo de oxígeno Átomo de plata 8 protones 
10 electrón
Ion oxígeno
Fig. 1 - Símbolos y número atómico de los elementos de los dos períodos cortos con los Fig. 2 - Algunos enlaces iónicos, 
electrones de la última capa.
ENLACE Q UIM ICO
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E n l a c e q u í m i c o
ENLACE COVALENTE
El enlace covalente, que es el más abundante, 
consiste en la compartición de uno o más pares 
de electrones por dos átomos. Cada átomo cede 
parcialmente un electrón y acepta parcialmente 
otro, los comparte; una vez formado el enlace, 
los dos electrones son atraídos por los dos nú­
cleos y es indistinguible su procedencia. Unpar 
electrónico, compartido o no, constituye un 
doblete, enlazante o no enlazante respectiva­
mente. Si se comparte 1 par de electrones, la 
unión está formada por un enlace sencillo; si se 
comparten 2 pares o 2 dobletes, por un doble 
enlace; si se comparten 3 dobletes, por un triple 
enlace. La partícula unitaria o entidad funda­
mental de las sustancias cuyos átomos se unen 
por enlaces covalentes es la MOLÉCULA.
Se denomina orbital molecular enlazante, OM, 
la zona en torno a los dos núcleos donde es más 
probable encontrar el par electrónico del enlace. 
El OM resulta de la interpenetración o solapa- 
miento de dos orbitales atómicos, OA; por ello 
el enlace es dirigido y localizado en torno a los 
átomos unidos. Si se interpenetran dos orbitales 
atómicos s, o uno s y otro p, o dos p orientados 
según la línea imaginaria que pasa por los dos 
núcleos, se forma un orbital molecular tipo o; si 
se solapan dos orbitales atómicos p, perpendi­
culares a la línea que pasaría por los núcleos, se 
forman OM tipo 7t. La redistribución de electro­
nes y el paso de OA a OM se debe a la tenden­
cia de los átomos a adquirir una configuración 
electrónica más estable. Nótese que en los OM, 
al igual que en los OA, ninguna representación 
corresponde a la realidad.
El contenido energético de un orbital molecular 
enlazante es menor que la suma de contenidos 
energéticos de los átomos aislados. La unión 
covalente es muy fuerte. Las moléculas son ¡gua­
les en estado sólido, líquido o gaseoso, única­
mente se hallan ordenadas o desordenadas según 
su estado físico. Los compuestos covalentes son 
malos conductores del calor y de la electricidad. 
En la molécula de hidrógeno, H2 (fig. 2), en 
torno a cada núcleo de hidrógeno hay 2 elec­
trones, como en la envoltura del helio; de una 
manera más gráfica pero menos exacta, cada 
átomo cede y acepta parcialmente 1 electrón. 
El OM enlazante del H2 es el propiamente o, 
pues resulta del solapamiento de dos OA que 
son s.
Los átomos de los halógenos con 7 electrones en 
su último nivel tienden a rodearse de 8 electrones 
u octete, ganando 1 electrón, por lo cual se unen 
dos átomos mediante un enlace sencillo consti­
tuido por un doblete. Su OM enlazante es tipo ct. 
Cada electrón proviene de cada átomo pero, una
vez formado el enlace, pertenece por igual a los 
dos núcleos. Ej.: (fig. 3), la molécula de cloro.
Los átomos de nitrógeno con 5 electrones de 
valencia, para rodearse de un octete forman 
moléculas diatómicas cuyos átomos se unen 
por un triple enlace. Cada átomo de nitrógeno 
posee tres pares electrónicos compartidos y 
uno sin compartir, o sea tres dobletes enlazan­
tes y uno no enlazante (fig. 4). El OM de uno de 
los tres dobletes enlazantes es tipo o y los otros 
dos son tipo 7i.
En el dióxido de carbono, C 0 2 (fig. 6), el átomo 
de carbono está unido a cada uno de los de oxí­
geno por un doble enlace, y a cada átomo de 
oxígeno le queda un doblete sin compartir.
En el cloruro de hidrógeno, HCI (fig. 8), el clo­
ruro y el hidrógeno están unidos por un enlace 
sencillo. En el agua, H20 (fig. 7), el oxígeno está 
unido a cada hidrógeno por un enlace sencillo. 
Los átomos que poseen orbitales d pueden 
rodearse de un octete, como el fósforo en el tri- 
cloruro de fósforo PCl3 y en el hexaóxido de 
tetrafósforo P40 6, y además pueden rodearse 
de un decete, como el P en el pentacloruro de 
fósforo PCI5, y también de un docete, como el 
P en el decaóxido de tetrasfósforo P4O l0. Ver 
lam. G/1 figs. 4 y 5 y lám H/2 fig. B.
Polaridad de los enlaces. — Si los electrones del 
enlace están igualmente compartidos por los dos 
átomos, hay una distribución uniforme de carga 
eléctrica en la molécula y el enlace covalente es 
homopolar o apolar. Es el enlace covalente per­
fecto, como en las moléculas de H2, Cl2, N2, 
cuando sus dos átomos unidos son idénticos. Si 
los dos átomos unidos son diferentes, los elec­
trones del enlace están desigualmente comparti­
dos. Se establece un dipolo eléctrico más o 
menos intenso según las electronegatividades 
relativas de los átomo unidos, y el enlace cova­
lente es polar, y la molécula, si es asimétrica, es 
polar; pues en la vecindad de uno de los átomos 
hay un exceso, y en la del otro un defecto de 
densidad de carga electrónica; las moléculas 
polares se orientan en un campo eléctrico. Tén­
gase en cuenta que la molécula es eléctrica­
mente neutra. Así, en el monocloruro de iodo 
ICI (fig. 9), como el cloro es más electronegativo 
que el iodo, el doblete enlazante está más cerca 
del CI. La molécula de agua también es polar, 
pues el oxígeno atrae más a los electrones del 
enlace que el hidrógeno.
Las moléculas poliatómicas simétricas son apo- 
lares, como el CCI4 (fig. 10), pues aunque los 
enlaces sean polares se compensan entre sí.
Los potenciales de ionización, las afinidades 
electrónicas y las electronegatividades sirven 
para predecir si un enlace covalente será más o 
menos polar, o en último extremo si será iónico.
ATLAS DE QUÍM ICA
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E n l a c e p # q 
c o v a l e n f e '
Fig. 2 - Molécula de hidrógeno. Compartición de 2 electrones.Fig. 1 - Dos átomos de hidrógeno.
i c i- a I Cl; 
Molécula de cloro.
Fig. 4 - M olécula de nitrógeno.
Fig. 6 - Molécula de dióxido de 
carbono. _____Fig. 5 - Molécula cíclica de 
azufre.
Molécula de cloruro dePolaridad del H+O:
Fig. 7 - Molécula de
ÍFig. 9 - Molécula de monocloruro de Fig. 10 - Molécula de tetraclorurc 
!iodo. de carbono.
Fig. 11 - Transición del enlace covalente al iónico.
ENLACE Q UIM ICO
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ENLACE COVALENTE DATIVO
Consiste en la compartición de un par de elec­
trones pero aportados solamente por uno de los 
átomos. Se da en iones poliatómicos estables. 
Se explica con tres ejemplos:
Ion oxonio [H3Oj+, llamado también hidronio. 
Al disolver cloruro de hidrógeno gas en agua, el 
cloro se queda con el par electrónico del enlace 
sencillo, y el núcleo del átomo de hidrógeno, pro­
tón, se une al oxígeno del agua mediante uno de 
sus dobletes sin compartir, que desde ahora per­
tenecerá al oxígeno y al hidrógeno. Cada uno de 
los H está rodeado por 2 electrones, como ei 
helio, pero los dos hidrógenos originarios del 
agua aportan 1 electrón de los 2 del enlace y este 
último no aporta ninguno, sino que los 2 provie­
nen del oxígeno. En cuanto a su origen, en el ion 
oxonio hay dos enlaces covalentes compartidos y 
uno dativo; una vez formado el enlace cada 
doblete es igualmente compartido por los dos áto­
mos unidos. El O continúa rodeado por una últi­
ma capa de 8 electrones pero, propiamente, sólo 
tiene 5 y como sus electrones de valencia son 6, 
queda con una carga positiva.
Ion amonio [NH4]+. — Se forma por adición de 
1 protón a la molécula de amoníaco, NH:í. En 
el ion amonio el N está unido a tres de los H 
por enlaces covalentes compartidos y con el 
cuarto H por un enlace covalente dativo, pues 
este doblete lo aporta el N. Una vez formado el 
|NH4|+, la fuerza de unión de N con cada H es 
exactamente la misma. El nitrógeno tiene su 
octete completo, pero propiamente sólo le per­
tenecen 4 electrones, y como sus electrones de 
valencia son 5, queda con una carga positiva. 
Ion tetrafluoborato [BF4]_. — En el trifluoruro 
de boro BF3, los enlaces entre el flúor y el boro 
son compartidos. Si se trata con fluoruro sódico 
Na+F_, el ion fluoruro se une al boro aportando 
el doblete del enlace. El boro queda rodeado 
por 8 electrones con 4 propios, y como tiene 3 
de valencia, queda cargado negativamente. 
Estos iones se neutralizan con una última unión 
iónica. El catión oxonio y el amonio compen­
san su carga negativa con un anión, por ejem­
plo, el cloruro C l” . El anión tetrafluoborato 
compensa su carga negativa con un catión, por 
ejemplo, el sódico Na .
Iones complejos. — Son agregados