UNIDAD 1 

TEORIA CUANTICA Y ESTRUCTURA ATOMICA 

1.1 ATOMO Y SUS PARTICULAS ATOMICAS 

1.1.1 RAYOS CATODICOS Y RAYOS ANODICOS 

1.2 BASE EXPERIMENTAL DE LA TEORIA CUANTICA 

1.2.1 TEORIA ONDULATORIA DE LA LUZ. 

1.2.2 RADIACION DEL CUERPO NEGRO Y TEORIA DE PLANK 

1.2.3 EFECTO FOTOELECTRICO. 

1.2.4 ESPECTROS DE EMISION Y SERIES ESPECTRALES. 

1.3 TEORIA ATOMICA DE BOHR. 

1.3.1 TEORIA ATOMICA DE BOHR-SOMMERFIELD. 

1.4 TEORIA CUANTICA 

1.4.1 PRINCIPIOS DE DUALIDAD POSTULADO DE BROGLIE 

1.4.2 PRINCIPIOS DE INCERTIDUMBRE HEINSENBERG. 

1.4.3 ECUACION DE ONDA DE SCHODINGER. 

1.4.3.1 SIGNIFICADO FISICO DE LA FUNCION DE ONDA 

1.4.3.2NUEMROS CUANTICOS Y ORBITALES ATOMICOS 

1.5 DISTRIBUCION ELECTRONICA EN SISTEMAS POLIELECTRONICOS 

1.5.1 PRINCIPIO DE AUFBAU O DE CONSTRUCCION. 

1.5.2 PRINCIPIO DE EXCLUSION DE PAULI 

1.5.3 PRINCIPIO DE MAXIMA MULTIPLICIDAD DE HUND. 

1.5.4 CONFIGURACION ELECTRONICA DE LOS ELEMENTOS Y SU UBICACIÓN EN LA CLASIFICACION PERIODICA. 

1.5.5 PRINCIPIO DE RADIOACTIVIDAD 

1.6 APLICACIONES TECNOLOGICAS DE LA EMISION ELECTRONICA DE LOS ATOMOS 

1.1 ATOMO Y SUS PARTICULAS SUBATOMICAS. 

DEFINICION DE ATOMO: UN ATOMO SE DEFINIA EN LA GRECIA CLASICA COMO LA PARTE MAS PEQUEÑA E INVISIBLE

CONSTITUYENTE DE LA MATERIA. 

FUE EL DESARROLLO DE LA QUIMICA LA QUE CONSIGUIO ESTABLECER UN NUMERO DETERMINADO DE CONSTITUYENTES DE

TODA LA MATERIA EXISTENTE Y MEDIBLE EN LA TIERRA. SUS HAYAZGOS DIERON SU MAYOR FRUTO DE LA MANO DE MENDELIEV,

AL CONCRETAR UNA FORMA SENCILLA TODOS LOS POSIBLES ATOMOS (DEFINIENDO DE HECHO LA EXISTENCIA DE ALGUNOS NO

DESCUBIERTOS HASTA TIEMPO DESPUES). 

MAS ADELANTE SE DESCUBRIO QUE, SI BIEN LOS RECIEN DEFINIDOS ATOMOS CUMPLIAN LA CONDICION DE SER

CONSTITUYENTESDE TODA LA MATERIA NO CUMPLIAN NINGUNA DE LAS OTRAS CONDICIONES .NI ERAN INDIVISIBLES .SIN

EMBARGO SE DECIDIO MANTENER EL TERMINO ATOMO PARA ESTOS CONSTITUYENTES DE LA MATERIA . 

LA ELECTROQUIMICA LIDERADA POR G. JONHSTONE , DIO LUGAR AL DESCUBRIMIENTO DE LOS ELECTRONES (e-), EN 1874 ,

OBSERVADO EN 1897 POR J.J THOMSON.ESTOS ELECTRONES DABAN LUGAR A LAS DISTINTAS CONFIGURACIONES DE LOS

ATOMOS Y DE LAS MOLECULAS .POR SU PARTE EN 1907 LOS EXPERIMENTOS DE ERNEST RUTHERFORD REVELARON QUE GRAN

PARTE DEL ATOMO ERA REALMENTE VACIO, Y QUE CASI TODA LA MASA SE CONCENTRABA RELATIVAMENTE EN UN NUCLEO

RELATIVAMENTE PEQUEÑO. 

OTROS EXPERIMENTOS DEMOSTRARON QUE EXISTIAN UNA PARTICULAS QUE FORMABAN EL NUCLEO:EL PROTON (p+) Y EL

NEUTRON (n),(POSTULADO POR RUTHERFORD Y DESCUBIERTO POR CHADWICK EN 1932).ESTOS DESCUBRIMIENTOS

REPLANTEABAN LA CUESTION DE LAS PARTES MAS PEQUEÑAS E INDIVISIBLES QUE FORMABAN EL UNIVERSO CONOCIDO . SE

COMENZO HABLAR DE LAS PARTICULAS SUBATOMICAS. 

PARTICULA SUBATOMICA:UNA PARTICULA SUBATOMICA ES UNA PARTICULA MAS PEQUEÑA QUE EL ATOMO .PUEDE SER UNA

PARTICULA ELEMENTAL O COMPUESTA .LA FISICA DE PARTICULAS Y LA FISICA NUCLEAR SE OCUPAN DEL DESTINO DE ESTAS

PARTICULAS ,SUS INTERACCIONES Y DE LA MATERIA QUE LAS FORMA Y QUE NO SE AGREGAN EN LOS ATOMOS. 

SE CONSIDERAN PARTICULAS SUBATOMICAS ALOS CONSTITUYENTES DE LOS ATOMOS : PROTONES ,NEUTRONES Y

ELECTRONES .LA MAYORIA DE LAS PARTICULAS ELEMENTALES QUE SE HAN DESCUBIERTO Y ESTUDIADO NO PUEDEN

ENCONTRARSE EN CONDICIONES NORMALES EN LA TIERRA , SINO QUE SE PRODUCEN EN LOS RAYOS COSMICOS Y EN LOS

PROCESOS QUE SE DAN EN LOS ACELERADORES DE PARTICULAS ,DE ESTE MODO EXISTEN DOCENAS DE PARTICULAS

SUBATOMICAS . 

1.1.1 RAYOS CATODICOS Y RAYOS ANODICOS. 

RAYOS CATODICOS: LOS RAYOS CATODICOS SON CORRIENTES ELECTRONICAS OBSERVADOS EN TUBOS DE VACIO, ES DECIR

LOS TUBOS DE CRISTAL QUE SE EQUIPAN POR 10 MENOS CON 2 ELECTRONES, UN CATODO (ELECTRODO NEGATIVO), Y UN

ANODO (ELECTRODO POSITIVO) EN UNA CONFIGURACION CONOCIDA COMO DIODO. 

CUANDO SE CALIENTA EL CATODO , EMITE UNA CIERTA RADIACION QUE VIAJA HACIA EL ANODO.SILAS PAREDES INTERNAS DEL

VIDRIO DETRÁS DEL ANODO ESTAN CUBIERAS CON UN MATERIAL FOSFORECENTE , BRILLAN INTENSAMENTE UNA CAPA DE

METAL COLOCADA ENTRE LOS ELECTRODOS PROYECTA UNA SOMBRA EN LA CAPA FOSFORECENTE .ESTO SIGNIFICA QUE LA

CAUSA DE LA EMISION DE LUZ SON LOS RAYOS EMITIDOS POR EL CATODO AL GOLPEAR LA CAPA FOSFORECENTE .LOS RAYOS

VIAJAN HACIA EL ANODO EN LINEA RECTA Y CONTINUAN MAS ALLA DEL EL DURANTE CIERTA DISTANCIA .PRONTO SE VIO QUE

LOS RAYOS CATODICOS ESTAN FORMADOS POR LOS PORTADORES REALES DE LA ELECTRICIDAD QUE AHORA SE CONOCEN

COMO ELECTRONES EL ECHO DE QUE LOS RAYOS SON EMITIDOS POR EL CATODO , ES DECIR EL ELECTRODO NEGATIVO ,

DEMOSTRO QUE LOS ELECTRONES TIENEN CARGA NEGATIVA. 

RAYOS ANODICOS: CUANDO EN EL TUBO SE DESCARGA SE COLOCA UN CATODO PERFORADO, SE OBSERVA QUE

ANALOGAMENTE AL CASO ANTERIOR EXISTEN UNOS RAYOS QUE LO ATRAVIESAN E INCIDEN EN LA PARTE OPUESTA DEL ANODO.

ESTOS RAYOS SE DENOMINAN RAYOS ANODICOS Y STAN FORMADOS POR PARTICULAS POSITIVAS, PARA ESTAS PARTICULAS LA

RELACION CARGA / MASA DEPENDE DE LA NATURALEZA DEL GAS ENCERRADO EN EL TUBO, SI EL GAS ES HIDROGENO ESA

RELACION ES LA MAYOR DE LAS CONOCIDAD POR LO CUAL EL ION POSITIVO ES EL DE MENOR MASA Y SE DENOMINA PROTON. 

1.2 BASE EXPERIMENTAL DE LA TEORIA CUANTICA. 

TEORIA FISICA BASADA EN LA UTILIZACION DEL CONCEPTO DE UNIDAD CUANTICA PARA DESCUBRIR LAS PROPIEDADES

DINAMICAS DE LAS PARTICULAS SUBATOMICAS Y LAS INTERACCIONES ENTRE LA MATERIA Y LA RADIACION .LAS BASES DE LA

TEORIA FUERON SENTADAS POR EL FISICO MAX PLANK , QUE EN 1900 POSTULO QUE LA MATERIA SOLO PUEDE EMITIR O

ABSORVER EN PEQUEÑAS UNIDADES DISCRETAS LLAMADAS CUANTOS. 

OTRA CONTIBUCION FUNDAMENTAL AL DESARROLLO DE LA TEORIA FUE EL PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE, FORMULADO POR EL

FISICO ALEMAN WERNER HEISENBERGEN 1927 Y AFIRMABA QUE NO ES POSIBLE ESPECIFICAR CON EXACTITUD

SIMULTANEAMENTE LA POSICION Y EL MOMENTO LINEAL DE UNA PARTICULA SUBATOMICA. 

LOS QUIMICOS DEL SIGLO PASADO SABIAN BIEN QUE EL HIDROGENO ERA EL ELEMENTO MAS LIGERO Y QUE SU ATOMO SERIA EL

MÁS SIMPLE: EN EL MODELO PLANETARIO UN ELECTRON CON CARGA E DARIA VUELTAS ATRAIDO ELECTRICAMENTE POR EL

PRIMERO DE LOS NUCLEOS, EL PROTON. 

LA ECUACION DE LA MECANICA CUANTICA, LLAMADA ECUACION DE SCHRODINGER, PUEDE RESOLVERSEEN ESTE CASO YA SU

SOLUCION SE LE LLAMA FUNCION DE ONDA Y RELACIONADA CON LA PROBABILIDAD DE ENCONTRAR AL ELECTRON EN

DISTINTOS PUNTOS DEL ESPACIO QUE RODEA AL PROTON. 

1.2.1 TEORIA ONDULATORIA DE LA LUZ. 

ESTA TEORIA CONSIDERA QUE LA LUZ ES UNA ONDA ELECTROMAGNETICA CONSISTE EN UN CAMPO ELECTRICO QUE VARIA EN

EL TIEMPO GENERANDO A SU VEZ UN CAMPO MAGNETICO Y VICEVERSA , YA QUE LOS CAMPOS ELECTRICOS VARIABLES

GENERAN CAMPOS MAGNETICOS (LEY AMPERE), Y LOS CAMPOS MAGNETICOS VARIABLES GENERAN CAMPOS ELECTRICOS (LEY

FARADAY).DE ESTA FORMA , LA ONDA SE AUTOPROPAGA INDEFINIDAMENTE ATRAVEZDEL ESPACIO , CON CAMPOS MAGNETICOS

Y ELECTRICOS GENERANDOSE CONTINUAMENTE . 

1.2.2 RADIACION DEL CUERPO NEGRO Y TEORIA DE PLANK. 

UN CUERPO NEGRO ES UN OBJETO TEORICO O IDEAL QUE ABSORVE TODA LA LUZ Y TODA LA ENERGIA RADIANTE QUE INCIDE

SOBRE EL .NADA DE LA RADIACION INCIDENTE SE REFLEJA O NPASA ATRAVEZ DE DEL CUERPO NEGRO.A PESAR DE SU NOMBRE ,

EL CUERPO NEGRO EMITE LUZ Y CONSTITUYE UN MODELO IDEAL FISICO PARA EL ESTUDIO DE EMISION DE RADIACION

ELECTROMAGNETICA. 

EL NOMBRE CUERPO NEGRO FUE INTRODUCIDO POR GUSTAV KIRCHOFF EN 1862. LA RADIACION DEL CUERPO NEGRO ES LA LUZ

EMITIDA POR UN CUERPO NEGRO AL ELEVAR LA TEMPERATURA NO SOLO AUMENTA LA ENERGIA EMITIDA SINO QUE LO HACE A

LONGUITUDES DE ONDA MAS CORTAS: A ESTO SE DEBE EL CAMBIO DE COLOR DE UN CUERPO CUANDO SE CALIENTA .LOS

CUERPOS NO EMITEN CON IGUAL INTENSIDAD A TODAS LAS FRUCUENCIAS O LONGUITUDES DE ONDA SINO QUE SIGUEN LA LEY

DE PLANK. 

LEY DE PLANK: 

LA INTENSIDAD DE LA RADIACION EMITIDA POR UN CUERPO NEGRO CON UNA TEMPERATURA T VIENE DADA POR LA LEY DE

PLANK. 

DONDE (V=OV ES LA CONTINUIDAD DE ENERGIA POR UNIDAD DE AREA ,UNIDAD DE TIEMPO Y UNIDAD DE ANGULO SOLIDO

EMITIDA EN EL RANGO DE FRECUENCIAS ENTRE V Y V +OV ;H ES UNA CONSTANTE QUE SE CONOCE COMO CONSTANTE PLANK,

C ES LA VELOCIDAD DE LA LUZ Y K ES LA CONSTANTE DE BOLTZMAN. 

TEORIA DE PLANK: EL TRABAJO DOCTORAL DE PLANK VERSO SOBRE TERMODINAMICA, EN PARTICULAR SE FIJO EN EL

PROBLÑEMAS DEL CUERPO NEGRO, QUE ABSORBE TODAS LAS FRECUENCIAS DE LA LUZ Y POR ESO SE CALIENTA, LAS EMITE. 

EN 1900 CONSIGUIO UNA ECUACION MUY SIMPLE QUE DESCRIBIA CON PRECISION LA DISTRIBUCION DE LA IRRADIACION DE LAS

VARIADAS FRECUENCIAS :SE BASABA EN UNA SUPOSICION DECISIVA :LA ENERGIA NO ES DIVISIBLE INDEFINIDAMENTE ,COMO LA

MATERIA ESTABA FORMADA POR PARTICULAS ,ALAS QUE LLAMO CUANTOS SIENDO EL TAMAÑO DE CADA DE CADA UNO , PARA

CADA RADIACION ELECTROMAGNETICA , DIRECTAMENTE PROPORCIONAL A SU FRECUENCIA ,.ALA PEQUEÑA CONSTANTE DE

PROPORCIONALIDAD SE LA LLAMO EN SU HONOR ,CONSTANTE DE PLANK Y SE RECONOCE COMO 

UNA DE LAS FUNDAMENTALES CONSTANTES DEL UNIVERSO. 

ESTA TEORIA ERA TAN REVOLUCIONARIA QUE NI EL MISMO PLANK CREIA COMPLETAMENTE EN ELLA, SOSPECHANDO QUE PODIA

SER UNA TRAMPA MATEMATICA SIN NINGUNA RELACION CON ALGO REAL. PERO CUANDO EINSTEIN LA APLICO AL EFECTO

FOTOELECTRICO Y BOHR AL MODELO ATOMICO CON TAN EXELENTES RESULTADOS , LA TEORIA CUANTICA HABIA ALCANZADO

TANTA IMPORTANCIA QUE PLANK RECIBIO EL NOBEL EN 1918. 

1.2.3 EFECTO FOTOELECTRICO 

EL EFECTO FOTOELECTRICO CONSISTE EN LA APARICION DE UNA CORRIENTE ELECTRICA EN CIERTOS MATERIALES CUANDO

ESTOS SE VEN ILUMINADOS POR RADIACION ELECTROMAGNETICA. LA FOTOELECTRICIDAD FUE DESCUBIERTA Y DESCRITA

EXPERIMENTALMENTE POR HEINRICH HERTZ EN 1877. EL EFECTO FOTOELECTRICO CONSTITUIA UN MISTERIO ABIERTO DE LA

FISICA HASTA SU EXPLICACION POR ALBERT EINSTEIN EN 1905 QUIEN BASO SU FORMULACION DE LA FOTOELECTRICIDAD EN

UNA EXTENSION DEL TRABAJO DE MAX PLANK. SE SUELE SEÑALAR QUE CON LA FORMULACION DEL EFECTO FOTOELECTRICO

EINSTEIN DIO ORIGEN ALA FISACA CUANTICA, MADRE DE LA ELECTRONICA MODERNA. 

LA EMISIONDE ELECTRONES POR METALES ILUMINADOS CON LUZ DE DETERMINDAD FRECUENCIA A FINALES DEL SIGLO XIX. EL

PROCESO POR EL CUAL SE LIBERAN ELECTRONES DE UN MATERIAL POR EFECTO DE LA RADIACION SE DENOMINA EFECTO

FOTOELECTRICO O EMISION FOTOELECTRICA. 

*PARA CADA SUSTANCIA HAY UNA FRECUENCIA MINIMA O UMBRAL DE LA RADIACION ELECTROMAGNETICA POR DEBAJO DE LA

CUAL NO SE PRODUCEN FOTOELECTRONES POR MAS INTENSA QUE SEA LA RADIACION. 

*LA EMISION ELECTRONICA AUMENTA CUANDO SE INCREMENTA LA IUNTENSIDAD DE LA RADIACION QUE INCIDE SOBRE LA

SUPERFICIE DEL METAL YA QUE HAY MAS ENERGIA PARA LIBERAR ELECTRONES. 

ECUACION DE EINSTEIN DEL EFECTO FOTOLELECTRICO. 

EL EFECTO FOTOELECTRICO EXPLICA FACILMENTE APARIT DE LA HIPOTESIS FOTONICA DE LA LUZ. AL LLEGAR ALA SUPERFICIE

DEL METAL , UN FOTON DE FRECUENCIA (F), CORRESPONDIENTE ALA RADIACION LUMINICA ,CHOCA CON UN ATOMO Y LE

ARRANCA UN ELECTRON SI LA ENERGIA DEL FOTON (E=h x f) ES MAYOR QUE EL TRABAJOO ENERGIA DE EXTRACCION DEL

ELECTRON (E) .LA DIFERENCIA E –E ENTRE LA ENERGIA DEL FOTON (E=h x f )Y LA ENERGIA DE EXTRACCION SE CONVIERTE EN

ENERGIA CINETICA DEL METAL EXPULSANDO CON UNA VELOCIDAD (V), POR TANTO. 

E-Eo =1/2 V2, ES DECIR E=Eo+1/2 M V2. 

LA ENERGIA DEL FOTON (E) SE EMPLEA EN ARRANCAR EL ELECTRON DEL METAL Y COMUNICARLE UNA ENERGIA CINETICA. LA

ENERGIA CORRESPONDIENTE AL VALOR UMBRAL FOTOELECTRICO (Fo) SERA: hxf =Eo. EL EFECTO FOTOELCTRICO SE PRODUCE

CUANDO LA ENERGIA DE LA RADIACION ES IGUALK O MAYOR QUE EL UMBRAL FOTOELECTRICO. LA FRECUENCIA (F) EN ESTE

CASO, DEBE SER IGUAL O MAYOR QUE (Fo), FRECUENCIA LIMITE: Fo =Eo/h, POR DEBAJO DE LA CUAL NO ES DISPONIBLE

OBTENER EL EFECTO DESEADO EN EL METAL CUYA ENERGIA DE EXTRACCION VALE Eo. 

LA LUZ TIENE UN COMPORTAMIENTO DUAL, SE COMPORTA COMO ONDA PARA CIERTOS FENOMENOS COMO LA INTERFERENCIA Y

COMO CORPUSCULO PARA OTROS FENOMENOS TALES COMO EL EFECTO FOTOELECTRICO. 

1.2.4 ESPECTROS DE EMISION Y SERIES ESPECTRALES. 

REFERIDO A UN OBJETO SE DENOMINA ESPECTRO ALA RADIACION ELECTROMAGNETICA QUE EMITE O ABSORVE UNA

SUSTANCIA. DICHA RADIACION SIRVE PARA IDENTIFICAR LA SUSTANCIA DE MANERA ANALOGA A UNA HUELLA DACTILAR. 

EL SPECTRO DE EMISION DE UN ELEMTO SON LAS RADIACIONES EMITIDAS POR ESTE, EN ESTADO GASEOSO CUANDO SE LE

COMUNICA ENERGIA. UN EJEMPLO SI COLOCAMOS UN TUBO CON HIDROGENO CALENTADO A ALTA TEMPERATURA , ESTE

PRODUCE QUE EMITA RADIACIONES Y CUANDO ESTAS SE HACEN PASAR POR UN PRISMA DE CUARZO SE REFRACTAN Y SE

DESVIAN .EL ESPECTRO DE EMISION DE UN ELEMENTO SON LAS RADIACIONES SE ENCUENTRA SEPARADAS EN LA PLACA

DETECTORA . 

EL ESPECTRO DE ABSORCION DE UN ELEMNTO CONSISTE EN ABSORVER LAS RADIACIONES POR ATOMOS .PARA ELLO ALOS

ATOMOS LES COMUNICAMOS CALOR PARA QUE EMITAN RADIACIONES QUE HAN SIDO ABSORVIDAS POR ESTOS.LOS ELEMENTOS

QUIMICOS EN ESTADO GASEOSO Y SOMETIDO A TEMPERATURAS ELEVADAS PRODUCEN ESPECTROS DISCONTINUOS EN LOS QUE

SE APRECIAN UN CONJUNTO DE LINEAS QUE CORREPONDEN A EMISONES DE SOLO ALGUNOAS LONGUITUDES DE ONDA. 

SERIES ESPECTRALES. 

ESPECTRO DE MISION: SON AQUELLAS QUE SE OBTIENEN AL DESCOMPONER LAS RADIACIONES EMITIDAS POR UN CUERPO

PRIVIAMENTE EXITADO. 

ESPECTRO DE EMISION CONTINUO: SE OBTIENEN AL PASAR LAS RADIACIONES DE CUALQUIER SOLIDO INCANDECENTE POR

UNPRISMA .TODOS LOS SOLIDOS ALA MISMA TEMPERATURA PRODUCEN ESPECTROS DE EMISION IGUALES. 

ESPECTRO DE MISION DESCONTINUO: SE OBTIENEN AL PASAR LA LUZ DE VAPOR A GAS EXITADO. LAS RADIACIONES EMITIDAS

SON CARACTERISTICAS DE LOS ATOMOS EXITADOS. 

ESPECTRO DE ABSORCION: EL ESPECTRO DE ATRACCION DE UN MATERIAL MUESTRA LA FRACCION ELECTROMAGNETICA

INCIDENTE QUE UN MATERIAL ABSORVE DENTRO DE UN RANGO DE FRECUENCIAS. ES EN CIERTO SENTIDO, EL OPUESTO DE UN

ESPECTRO DE EMISION. CADA ELEMENTO QUIMICO POSEE LINEAS DE ABSORCION ALGUNAS LONGUITUDES DE ONDA, HECHO

QUE ESTA ASOCIADA A LAS DIFERENCIAS DE ENRGIA DE SUS DISTINTOS ORBITALES ATOMICOS. 

1.3 TEROIA DE BOHR. 

EN 1916, BOHR COMENZO A EJERCER DE PROFESOR EN LA UNIVERSIDAD DE COPENHAGUE, ACCEDIENDO EN 1920 ALA

DIRECCION DE RECIENTEMENTE CREADO INSTITUTO DE FISICA TEORICA. 

EN 1943 BOHR ESCAPO A SUECIA PARA EVITAR SU ARRESTO, VIAJANDO POSTERIORMENTE ALONDRES UNA VEZ A SALVO, APOYO

ALOS ANGLOAMERICANOS PARA DESARROLLAR ARMAS ATOMICAS, EN LA CREENCIA ERRONEA DE QUE LA BOMBA ALEMANA ERA

INMINENTE, Y TRABAJO EN LOS ALAMOS, NUEVO MEXICO EN EL PROYECTO MANHATTAN. 

DESPUES DE LA GUERRA, ABOGANDO POR LOS USOS PACIFICOS DE LA ENERGIA NUCLEAR, RETORNO A COPENHAGUE, CIUDAD

EN LA QUE RECIDIO HASTA SU FALLECIMIENTO EN 1962. 

PARA EXPLICAR LA ESTRUCTURA DEL ATMO EL FISICO DANES NIELS BOHR DESARROLLO EN 1913 UNA HIPOTESIS CONOCIDA

COMO TEORIA ATOMICA DE BOHR. BOHR SUPUSO QUE LOS ELECTRONES ESTAN DISPUESTOS EN CAPAS DEFINIDAS, O NIVELES

CUANTICOS A UNA DISTANCIA CONSIDERABLE DEL NUCLEO .LA DISPOSICION DE LOS ELECTRONES SE DENOMINA

CONFIGURACION ELECTRONICA. 

EL NUMERO DE LECTRONES ES IGUAL AL NUMERO ATOMICO .EL HIDROGENO TIENE UN UNICO ELECTRON ORBITAL ELL HELIO 2 Y

EL URANIO 92. LAS CAPAS ELECTRONICAS SUPERPONEN DE FORMA REGULAR HASTA UN MAXIMO DE SIETE Y CADA UNA DE

ELLAS PUEDE ALVERGAR UN DETERMINADO NUMERO DE ELECTRONES. LA PRIMERA CAPA ESTA COMPLETA CUANDO CONTIENEN

DOS ELECTRONES, EN LA SEGUNDA CABEN UN MAXIMO DE 8 Y LAS CAPAS SUCESIVAS PUEDEN CONTENER CANTIDADES CADA

VEZ MAYORES. 

TODOS LOS GASES INERTES O NOBLES TIENEN LLENA SU CAPA ELECTRONICA EXTERNA .NO SE CONBINAN QUIMICAMENTE EN LA

NATURALEZA , AUNQUE LOS TRES GASES NOBLES MAS PESADOS PUEDEN FORMAR COMPUESTOS QUIMICOS EN EL

LABORATORIO. 

POR OTRA PARTE LAS CAPAS EXTERIORES DE LOS ELEMENTOS COMO LITIO, SODIO, POTASIO, SOLO CONTIENEN UN

ELECTRON.ESTOS ELEMENTOS SE COMBINAN CON FACILIDAD CON OTROS ELENTOS PARA FORMAR NUMEROSOS COMPUESTOS

QUIMICOS. DE FORMA EQUIVALENTE ALOS ELEMENTOS COMO EL FLUOR, EL CLORO EL BROMO SOLO LES FALTA UN ELECTRON

PARA QUE SU CAPA EXTERIOR ESTE COMPLETA.TAMBIEN SE COMBINAN CON FACILIDAD CON OTROS ELEMNETOS DE LOS QUE

OBTIENEN ELECTRONES. 

1.3.1 TEORIA TOMICA DE BOHRY SOMMERFIELD. 

EN 1922 RECIBIO EL PREMIO NOBEL DE FISICA POR SUS TRABAJOS SOBRE LA ESTRUCTURAATOMICA Y LA RADIACION .FISICOS

BASANDOSE EN ESTE PRINCIPIO CONCLUYERON QUE LA LUZ REPRESENTABA UNA DUALIDAD ONDA-PARTICULA MOSTRANDO

PROPIEDADES MUTUAMENTE EXCLUYENTES SEGÚN EL CASO. 

EN 1933 BOHR PROPUSO LA HIPOTESIS DE LA GOTA LIQUIDA, TEORIA QUE PERMITE EXPLICAR LAS DESINTEGRACIONES

NUCLEARES Y EN CONCRETO LA GRAN CAPACIDAD DE FISION DEL ISOTOPO DE URANIO 235. 

BOHR SE BASO EN EL ATMO DE HIDROGENO PARA REALIZAR EL MODELO QUE LLEVA SU NOMBRE .ESTE INTENTABA REALIZAR

UN MODELO ATOMICO CAPAZ DE EXPLICAR LA ESTABILIDAD DE LA MATERIA Y LOS ESPECTROS DE EMISION Y ABSORCION

DISCRETOS QUE SE ABSORVEN EN LOS GASES .DESCRIBIO EL ATOMO DE HIDROGENO COMO UN PROTON EN EL NUCLEO Y

GIRANDO A SU ALREDEDOR UN ELECTRON .EL MODELO ATOMICO DE BOHR PARTIA CONCEPTUALMENTE DEL MODELO ATOMICO

DE RUTHERFORD Y DE LAS INCIPIENTES IDEAS SOBRE CUANTIZZACION QUE HABIAN SURGIDO UNOS AÑOS ANTES CON LAS

INVESTIGACIONES DE MAX PLANK Y ALBERT EINSTEIN . DEBIDO A SU SIMPLICIDAD EL MODELO DE BOHR ES TODAVIA UTILIZADO

FRECUENTEMENTE COMO UNA SIMPLIFIACION DE LA ESTRUCTURA DE LA MATERIA. 

ARNOLD JOHANNES WILHELM SOMMERFIELD. 

EL PRIMER TRABAJO DE SOMMERFIELD BAJO LA SUPERVISION DE KLEIN FUE UN IMPRESIONANTE TRABAJOSOBRE LA TEORIA

MATEMATICA DE LA DIFRACCION , SU TRABJO EN ESTE TEMA CONTIENE UNA TEORIA IMPORTANTE DE ECUACIONES

DIFERENCIALES .OTROS TRABAJOS IMPORTANTES TALES COMO EL ESTUDIO DE LA PROPAGACION DE LAS ONDAS

ELECTROMAGNETICAS EN CABLES Y SOBRE EL ESTUDIO DEL CAMPO PRODUCIDO POR UN ELECTRON EN MOVIMIENTO .EN 1906

TRABAJO EN EL ESPESTRO ATOMICO , ESTUDIANDO LA HIPOTESIS DE QUE LOS RAOS X FUERAN ONDAS Y LO DEMOSTRO

UTILIZANDO CRISTALES COMO RENDIJAS DE DIFRACCION DE TRES DIMENSIONES. 

SU CONCLUSION FUE DENTRO DE UN MISMO NIVEL ENRGETICO EXISTIAN SUBNIVELES, ES DECIR ENEGIAS LIERAMENTE

DIFERENTES PARA UN NIVEL ENERGETICO DADO. 

SOMMERFIELD POSTULO QUE EL NUCLEO DEL ATOMO NO PERMANECE INMOVIL, SINO QUE TANTO EL NUCLEO COMO EL

ELECTRON SE MUEVEN ALREDEDOR DE MASAS DEL SISTEMA, QUE ESTARA SITUADO MUY PROXIMO AL NUCLEO AL TENER ESTE

UNA MASA VARIOS MILES DE VEES SUPERIOR ALA MASA DEL ELECTRON. 

EN CONSECUENCIA EL MODELO ATOMICO DE SOMMERFIELD ES UNA GENERALIZACION DEL MODELO ATOMICO DEBOHR DESDE

EL PUNTO DE VISTA RELATIVISTA , AUNQUE NO PUDO DEMOSTRAR LAS FORMAS DE EMISION DE LAS ORNITALES ELIPTICAS ,

SOLO DESCARTO SU FORMA CIRCULAR. 

1.4 TEORIA CUANTICA. 

ES UNO DE LOS PILARES FUNDAMENTALES DE LA FISICA ACTUAL .ESTO RECOJE UN CONJUNTO DE NUEVAS IDEAS INTRODUCIDAS

ALO LARGO DEL PRIMER TERCIO DEL SIGLO XX PARA DAR EXPLIACION A PROCESOS CUYA COMPRENSION SE HALLABA EN

CONFLICTO CON LAS CONCEPCIONES FISICAS VIGENTES. 

SU MARCO DE APLICACIÓN SE LIMITA ALOS NIVELES ATOMICO SUBATOMICO Y NUCLEAR DONDE RESULTA TOTALMENTE

IMPRECENDIBLE. LA TEORIA CUANTICA ES NETAMENTE PROBABILISTICA: DESCRIBE LA PROBABILIDAD DE QUE UN SECESO DADO

ACONTESCA EN UN MOMENTO DETERMINADO, SIN ESPECIFICAR CUANDO OCURRIRA. 

LA TEORIA CUANTICA ,ES LA TEORIA FISICA BASADA EN LA UTILIZACION PARA DESCRIBIR LA PROPIEDADES DINAMICAS EN LAS

PARTICULAS SUBATOMICAS Y LAS INTERACCIONES ENTRE LA MATERIA Y LA RADIACION CON LA TEORIA CUANTICA SE HAN

PODIDO EXPLICAR PROPIEDADES DE LOS ATOMOS Y LAS MOLECULAS ,LAS REACCIONES ENTRE ELLOS Y SUS CONSECUENCIAS

QUIMICAS. 

LA TEORIA CUANTICA BASICAMENTE NOS DICE QUE LA LUZ NO LLEGA DE UNA MANERA CONTINUA , SINO QUE ESTA COMPUESTA

,POR PEQUEÑOS PAQUETES DE ENERGIA ,ALOS QUE LLAMAMOS CUANTOS ESTOS CUANTOS DE ENERGIA SE LLAMAN

FOTONES .TODA LA LUZ QUE NO LLEGA VIENE POR PEQUEÑOS PAQUETES NO ES CONTINUA. 

LOS FOTONES SON LAS PARTICULAS ¨FUNDAMENTALES¨¨ DE LA LUZ ASI COMO LOS ELECTRONES SON LAS PARTICULAS

FUNDAMENTALES DE LA MATERIA , ESTA ANALOGIA ES LA QUE SIRVIO PARA REALIZAR EL CARÁCTER CUANTICO DE LA LUZ .POR

ESTA MISMA ANALOGIA ,AÑOS DESPUES DE BROGLIE DESARROOLLO LA TEORIA QUE FORMULA QUE LA MATERIA TAMBIEN TIENE

CARÁCTER ONDULATORIO .LA CARGA ELECTRICA Y LA ENERGIA TIENEN UNA ESTRUCTURA GRANULAR (ESTA FORMADA POR

CUANTOS), AL IGUAL QUE LA MATERIA. 

LA TEORIA CUANTICA NOS HA SERVIDO PARA DESMOSTRAR LOS FENOMENOS QUE NO SE PUDIERON EXPLICAR CON LA TEOPRIA

ONDULATORIA DE LA LUZ, PERO HAY FENOMENOS QUE NO PUEDEN SER EXPLICADOS CON LA TEORIA CUANTICA, Y ADEMAS HAY

CIERTOS FENOMENOS QUE NO PUEDEN EXPLICARSE POR AMBAS TEORIAS. 

LAS IDEAS QUE SUSTENTAN LA TEORIA CUANTICA SURGIERON ,PUES COMO ALTERNATIVA AL TRATAR DE EXPLICAREL

COMPORTAMIENTO DE SISTEMAS EN LOS QUE EL APARATO CONCEPTUAL DE LA FISICA CLASICA SE MOSTRABA INSUFICIENTE .ES

DECIR UNA SERIE DE OBSERVACIONES EMPIRICAS CUYA EXPLICACION NO ERA ADORABLE A TRAVES DE LOS METODOS

EXISTENTES PROPICIO LA APARICION DE LAS NUEVAS IDEAS. 

1.4.1 PRINCIPIOS DE DUALIDAD, POSTULADO DE BROGLIE. 

POSESION DE PROPIEDADES TANTO ONDULATORIAS COMO CORPUSTULARES POR PARTE DE LOS OBJETOS SUBATOMICOS. EL

PRINCIPIO DE LA TEORIA CUANTICA QUE ESTAMOS ACOSTUMBRADOS A CONSIDERAR COMO PARTICULA (POR EJEMPLO UN

ELECTRON, CON UN MOMENTO LINEAL P),PUEDE COMPORTARSE TAMBIEN COMO UNA ONDA , MIENTRAS QUE OTRAS ENTIDADES

QUE SOLMENOS CONCEVIR COMO ONDAS (POR EJEMPLO LA LUZ ,CON UNA LONGUITUD DE ONDA)TAMBIEN PUEDEN

DESCRIBIRSE COMO CORPUSCULOS (EN ESTE CASO FOTONES).LA LONGUITUDE INDA() Y EL MOMENTO LINEAL P DE UNA

ENTIDAD CUANTICA ESTAN RELACIONADAS POR LA ECUACION P ()=H , DONDE H ES UNA CONSTANTE CONOCIDA COMO

CONSTANTE DE PLANK.

ESTA DUALIDA ONDA-CORPUSCULO SE APRECIA ESPECIALMENTE BIEN EN LOS EXPERIMENTOS DE ¨¨DOBLE RENDIJA¨¨ , EN LOS

QUE UN CAÑON DE PARTICULAS DISPARA ELECTRONES O FOTONES (UNO CADA VEZ) ATRAVEZ DE UN PAR DE AGUJEROS EN

UNA BARRERA, TRAS LO QUE SON DETECTADOS EN UNA PANTALLA SITUADO AL OTRO LADO.EN AMBOS CASOS , LO QUE SALE

DEL CAÑON Y LO QUE LLEGA ALA PANTALLA DETECTORA SON PARTICULAS Y CADA UNA MARCA UN PUNTO INDIVIDUAL EN LA

PANTALLA .NO OBSTANTE LA FIGURA GLOBAL QUE SE ACUMULA EN LA PANTALLA A MEDIDA QUE SE DISPARAN MAS Y MAS

CORPUSCULOS ATRAVES DE LOS DOS AGUJEROS ES UN DIAGRAMA DE INTERFEREENCIA FORMADO POR FRANJAS CLARAS Y

OBSCURAS ,QUE SOLO PUEDEN EXPLICARSE COMO RESULTADO DE ONDAS QUE PASAN POR AMBOS AGUJEROS DE LA BARRERA

E INTERFIEREN ENTRE SI , ESTO SE EXPRESA EN EL ALFORISMO DE QUE LAS ENTIDADES CUANRICAS VIAJAN COMO ONDAS PERO

LLEGAN COMO PARTICULAS. 

POSTULADO DE BRIOGLIE. 

SE INICIA EL MODELO MECANO: CUANTICO CON LOS ESTUDIOS DEL FISICO FRANCES LUIS DE BROGLIE .SEGUN DE BROGLIE ,UNA

PARTICULA CONCIERTA CANTIDAD DE MOVIMIENTO SE COMPORTA COMO UNA ONDA .EN TAL SENTIDO , EL ELECTRON TIENE UN

COMPORTAMIENTO DUAL DE ONDA Y CORPUSCULO PUES TIENE MASA Y SE MUEVE A VELOCIDADES ELEVADAS. 

AL COMPORTARSE EL ELECTRON COMO UNA ONDA, ES DIFICIL CONOCER EN FORMA SIMULTANEA SU POSICION EXACTA Y SU

VELOCIDAD, POR LO TANTO, SOLO EXISTE LA PROBABILIDAD DE ENCONTRAR UN ELECTRON EN CIERTO MOMENTO Y EN UNA

REGION DADA EN EL ATOMO DENOMINANDO A TALES REGIONES COMO NIVELES DE ENERGIA. 

LA IDEA PRINCIPAL DEL POSTULADO SE CONOCE CON EL NOMBRE DE PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE HEINSENBERG. 

1.4.2 PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE HEISENBERG. 

PRINCIPIO QUE AFIRMA QUE ES IMPOSIBLE MEDIR SIMULTANEAMENTE DE FORMA PRECISA LA POSICION Y EL MOMENTO LINEAL

DE UNA PARTICULA, POR EJEMPLO UN ELECTRON. EL PRINCIPIO, TAMBIEN CONOCIDO COMO PRINCIPIO DE INDETERMINACION,

AFIRMA IGUALMENTE QUE SI SE DETERMIINA CON MAYOR PRECISION UNA DE LAS CANTIDADES SE PERDERA PRESICION EN LA

MEDIDA DE LA OTRA, Y QUE EL PRODUCTO DE MABAS INCERTIDUMBRES NUNCA PUEDER SER MENOR QUE LA CONSTANTE DE

PLANK LLAMADA ASI EN HONOR AL FISICO ALEMAN MAX PLANK. 

LA INCERTIDUMBRE ES MUY PEQUEÑA Y RESULTA APRECIABLE EN MECANICA CLASICA.EN CAMBIO EN LA MECANICA CUANTICA

LAS PREDICCIONES PRECISAS DE LA MECANICA CLASICA SE VEN SUSITITUIDAS POR CALCULOS DE PROBABILIDADES. 

EL PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE FUE FORMULADO EN 1927 POR EL FISICO ALEMAN WERNER HEISENBERG Y TUVO UNA GRAN

IMPORTANCIA PARA EL DESARROLLO DE LA MECANICA CUANTICA.LAS IMPLICACIONES FILOSOFICAS DE LA INDETERMINACION

CREARON UNA FUERTE CORRIENTE DE MISTICISMO ENTRE ALGUNOS CIENTIFICOS QUE INTERPRETARON QUE EL CONCEPTO

DERRIBABA LA IDEA TRADICIONAL DE CAUSA Y EFECTO .OTROS ENTRE ELLOS ALBERT EINSTEIN ,CONSIDERABAN QUE LA

INCERTIDUMBRE ASOCIABA ALA _--_--- NO CONTRADICE LA EXISTENCIA DE LEYES QUE GOBIERNEN EL COMPORTAMIENTO DE

LAS PARTICULAS , NI LA CAPACIDAD DE LOS CIENTIFICOS PARA DESCUBIR DICHAS LEYES. 

1.4.3 ECUACION DE ONDA DE SCHRODINGER. 

AUNQUE ESTA ECUACION DIFERENCIAL ERA CONTINUA Y PROPORCIONABA SOLUCIONES PARA TODOS LOS PUNTOS DEL ESPACIO

, LAS SOLUCIONES PERMITIDAS DE LA ECUACION ESTYABAN RESTRINGIDAS POR CIERTAS CONDICIONES EXPRESADAS POR

ECUACIONES LLAMADAS PROPIAS O EIGE FUNCIONES(DEL ALEMAN IGEN , ¨¨PROPIO¨¨) ASI LA ECUACION DE ONDA DE

SCHRONDIGER SOLO TENIA DETERMINADAS SOLUCIONES DISCRETAS. ESTAS SOLUCIONES ERAN EXPRESIONES MATEMATICAS

EN LAS QUE LOS NUMEROS CUANTICOS APARECIAN COMO PARAMETROS (LOS NUMEROS CUANTICOS, SON NUMEROS ENTEROS

INTRODUCIDOS EN LA FISICAA DE PARTICULAS PARA INDICAR LAS MAGNITUDES DE DETERMINADAS CANTIDADES

CARACTERISTICAS DE LAS PARTICULAS O SISTEMAS). 

LA ECUACION DE SCHRODINGER SE RESOLVIO PARA EL ATOMO DE HIDROGENO Y DIO RESULTADOS QUE ENCAJABAN

SUSTANCIALMENTE CON LA TEORIA CUANTICA ANTERIOR. ADEMAS TIENE SOLUCION PARA EL ATOMO DE HELIO, QUE LA TEORIA

ANTERIRO NO HABIA LOGRADO EXPLICAR DE FORMA ADECUADA, Y TAMBIEN EN ESTA CASO CONCORDABA CON LOS DATOS

EXPERIMENTALES. LAS SOLUCIONES DE LA ECUACION DE SCHRONDINGER TAMBIEN INDICABAN QUE NO PODIA HABER DOS

ELECTRONES QUE TUVIERAN CUATRO NUMEROS CUANTICOS IGUALES, ESTO ES QUE TUVIERAN EL MISMO ESTADO

ENERGETICO. 

1.4.3.1 SIGNIFICADO FISICO DE LA FUNCION DE ONDA. 

EN 1926 USANDO TECNICAS MATEMATICAS APLICADAS, FORMULA UNA ECUACION QUE DESCRIBE EL COMPORTAMIENTO Y LA

ENERGIA DE PARTICULAS MICROSCOPICAS EN GENERAL. ESTA ECUACION INCORPORA TANTO EL COMPORTAMIENTO DE

PARTICULA EN FUNCION DE ONDA () QUE DEPENDE DE LA POSICION DEL SISTEMA EN EL ESPACIO (POR EJEMPLO UN ELECTRON

EN UNA ATOMO). 

SIGNIFICADO FISICO DE LA FUNCION DE ONDA: 

ÏNDICA LA PROBABILIDAD DE ENCONTRAR AL ELECTRON EN CIERTA REGION DEL ESPACIO CUANDO SE ELEVA AL CUADRADO

Y2 .ESTO SIGNIFICA QUE Y2 DEFINE LA DISTRIBUCION DE LA DENSIDAD ELECTRONICA ALREDEDOR DEL NUCLEO EN EL ESPACIO

TRIDIMENSIONAL ; UNA ALTA DENSIDA REPRESENTADA UNA PROBABILIDAD ALTA DE LOCALIZAR AL ELECTRON Y VICEVERSA. EL

ORBITAL ATOMICO O REEMPE, SE PUEDEN CONSIDERAR COMO LA FUNICON DE ONDA DELL ELECTRON DE UN ATOMO. 

1.4.3.2 NUMEROS CUANTICOS Y ORBITALES ATOMICOS. 

EL NUMERO CUANTICO MAGNETICO NOS INDICA LAS ORIENTACIONES DE LOS ORBITALES MAGNETICOS EN EL ESPACIO, LOS

ORNITALES MAGNETICOS SON LAS REGIONES DE LA NUBE ELECTRONICA DONDE SE ENCUENTRAN LOS ELECTRONES, EL

NUMERO MAGNETICO DEPENDE DE 1 Y TOMA VALORES DES DE –A HASTA 1. 

NUMERO CUANTICO DE SPIN(S). 

EL NUMERO CUANTICO DE SPIN NOS INDICA EL SENTIDO DE ROTACION EN EL PROPIO EJE DE LOS ELECTRONES UN ORBITAL,

ESTE NUMERO TOMA LOS VALORES DE -1/2 Y DE ½. DE ESTA MANERA ENTONCES SE PUEDE DETERMINAR EL LUGAR DONDE SE

ENCUENTRA UN ELECTRON DETERMINADO Y LOS NIVELES DE ENERGIA DEL MISMO , ESTO ES IMPORTANTE EN EL ESTUDIO DE

LAS RADIACIONES , LA ENERGIA DE INONIZACION ASI COMO LA ENERGIA LIBERADA POR UN ATOMO EN UNA REACCION. 

N-NUM.CUANTICO PRINCIPAL, L-NUM.CUANTICO DEL MOMENTO ANGULAR ORBITAL, M-NUM.CUANTICO MAGNETICO, S NÚMERO

CUANTICO DEL SPIN ELECTRONICO. 

ESTOS NUMEROS CUANTICOS SOLO PUEDEN TOMAR CIERTOS VALORES PERMITIDOS: N-1, 2,3….., L NUM. ENTEROS HASTA (N-1),

M: NUM.ENTEROS DSD +L Y –L INCLUIDO EL 0, S: SOLO NUM.FRACCIONARIOS -1/2 Y +1/2. 

ORBITALES ATOMICOS. 

EN QUIMICA EN GENERAL SUELE ESTUDIARSE DETERMINADAMENTE EL CONCEPTO DE ORBITAL, POR TANTO BASTARA CON

RECORDAR QUE UN ORBITAL ES UNA REGION TRIDIMENSIONAL ALREDEDOR DEL NUCLEO ATOMICO DONDE EXISTE MAYOR

PROBABILIDAD DE ENCONTRAR UN ELECTRON... 

AUNQUE CON LAS ESTRUCTURAS DE LEWIS SE DISPONE DE UNAS FORMULAS DE LAS MOLECULAS M,UY INTITUITIVAS Y

MANEJABLES , LA COMPRENSION COMPLETA DE TODAS LAS PROPIEDADES FISICAS Y QUIMICAS DE LAS MISMAS EXIGE

PROFUNDIZAR MAS EN LA NATURALEZA DEL ENLACE COVALENTE .ELLO ES POSBLE CON EL DESARROLLO DE LA MECANICA

CUANTICA Y DICE QUE LOS ELECTRONES NO SOLO TIENEN CARACTERISTICA DE PARTICULA SINO TAMBIEN DE ONDA .POR ESTE

CARÁCTER LOS ELECTRONES ,COMO LAS SONDAS ESTACIONARIAS , SE DESCRIBEN MEDIANTE ECUACIONES DE ONDA , CUYAS

SOLUCIONES , LLAMADAS FUNCIONES DE ONDA , CORRESPONDEN A DIFERENTES NIVELES DE ENERGIA PARA EL ELCTRON. UNA

FUNCION DE ONDA, QUE SE DESIGNA CON LA LETRA GRIEGA DEFINE LA REGION DEL ESPACIO EN TORNO A UN NUCLEO DONDE

LA PROBABILIDA DE ENCONTRAR A UN ELECTRONES GRANDE .ESTAS ZONAS DE MAXIMA PROBABILIDA DE ENCONTRAR UN

ELECTRON RECIBE EL NOMBRE DE ORBITALES ATOMICOS. 

SE PUEDE CIRCUNSCRIBIR ALA ZONA QUE ABARCA EL 90 -95% DE PROBABILIDA Y CONSIDERARLA COMO LA CORRESPONDIENTE

AL ROBITAL ATOMICO ES TAS ZONAS O CONTORNOS DE LOS ORBITALES SON DIFERENTES TANTO EN TAMAÑO COMO EN FORMA.

LOS ORBITALES S SON ESFERICO CON EL NUCLEO ATOMICO EN EL CENTRO DE LA ESFERA Y LOS ORBITALES P SON

BILOBULADOS CON EL NUCLEO SITUADO EN EL PUNTO TANGENCIAL. 

1.5 DISTRIBUCION ELECTRONICA EN SISTEMAS POLIELECTRONICOS. 

A PESAR DE QUE LA DISTRIBUCION DE LA DENSIDAD ELECTRONICA ES DIFERENTE EN LOS ORBITALES 2S Y 2P , EL ELECTRON

DEL HIDROGENO TENDRIA LA MISMA ENERGIA YA SEA QUE ESTUVIERAN EN UN ORBITAL 2S O 2P , SE DICE QUE LOS ORNITALES

TIENEN LA MISMA ENERGIA ESTAN ¨¨DEGENERADOS¨¨. 

EL ORBITAL 1S EN UN ATOMO DE HIDROGENO CORRESPONDE ALA CONDICION DE MAXIMA ESTABILIDAD Y SE LE LLAMA ESTADO

FUNDAMENTAL. UN ELECTRON QUE SE UBIQUE EN ESTE ORNBITAL SERA EL MAS FUERTE ATRAIDO POR EL NUCLEO, UN

ELECTRON EN 2S, 2P U OTROS ORBITALES DE UN ATMO DE HIDROGENO, ESTARA EXITADO. LOS NIVELES ENERGETICOS SON

DIFERENTES PARA LOS ATOMOS POLIELECTRONICOS .LA ENERGIA DE UN ELECTRON DE UN ATOMO PÓLIELECTONICO, A

DIFERENCIA DEL ATOMO DE HIDROGENO, DEPENDE NO SOLO DE SU NUMERO CUANTICO PRINCIPAL (N), SINO TAMBIEN DE SU

NUMERO CUANTICO DE MOMENTO ANGULAR(N). 

LA ENERGIA TOTAL DEL ATOMO DEPENDE NO SOLO DE LA SUMA DE LAS ORBITALES, SINO TAMBIEN DE LA REPULSION

ELECTRONICA EN ESTOS ORBITALES, RESULTA QUE LA ENERGIA TOTAL DE UN ATOMO ES MENOR CUANDO SE LLENA LA

SUBCAPA 4S ANTES QUE LA 3D. 

1.5.1 PRINCIPIO DE AUFBAU O DE CONSTRUCCION. 

EL PRINCIPIO DE AUFBAU CONTIENEN UNA SERIDE INTRUCCIONES RELACIONADAS ALA UBICACIÓN DE ELECTRONES EN LOS

ORBITALES DE UN ATOMO. EL MODELO FORMULADO POR EL ERUDITO FISICO NEILS BOHR, RECIBIO EL NOMBRE DE AUFBAU (DEL

ALEMAN AUFBAU PRINZI: PRINCIPIO DE CONSTRUCCION), EN VEZ DELNOMBRE DEL CIENTIFICO, TAMBIEN SE CONOOCE

POPULARMENTE COMO REGLA DEL SERRUCHO. 

LOS ORBITALES SE LLENAN RESPETANDO LA REGLA DE HUND QUE DICE QUE NINGUN ORBITAL PUEDE TENER DOS ELECTRONES

ANTES QUE LOS RESTANTES ORBITALES DE LA MISMA SUBCAPA TENGAN AL MENOS UNO. SE COMIENZA CON EL ORBITAL DE

MENOR ENERGIA .PRIMERO DEBE LLENARSE EL ORBITAL 1S (HAST UN MAXIMO DE 2 ELECTRONES) ESTO DE ACUERDO CON EL

NUMERO CUANTICO 1. 

SEGUIDO SE LLENA EL ORBITAL 2S (TAMBIEN CON 2 ELECTRONES COMO MAXIMO), LA SUBCAPA 2P TIENE 3 ORBITALES

DEGENERADOS EN ENERGIA DENOMINADOS, SEGÚN SU POSICION TRIDIMENSIONAL ,2PX, 2PY, 2PZ, ASI LOS TRES ORBITALES 2P

PUEDEN LLENARSE HASTA CONSEIS ELECTRONES, DOS DE CADA UNO. 

PARA LLENAR LOS ORBITALES CORRECTAMENTE, SIGA LA FLECHA TAL COMO SE Explican PRIMNERO 1S, LUEGO 2S, SUBE A 2P Y

BAJA 3S, 3P Y BAJA A 4S. EN ESTE PUNTO NO BAJA A 4P SINO QUE SUBE A 3D PARA LUEGO BAJAR A 4P Y 5S, Y ASI

SUCESIVAMENTE. SE LE LLAMA REGLA DEL SERRUCHO DEBIDO A LA ACCION DE SUBIR Y BAJAR DEL MODO DESCRITO:

1S2S2P3S3P3D4P5S, ETC. 

1.5.2 PRINCIPIO DE EXCLUSION DE PAULI. 

LOS ELECTRONES SE ENCUADRAN EN EL GRUPO DE LOS FERMIONES DADO QUE TIENEN ESPIN SEMIENTERO .ELLO CONSUERDA

CON EL CARÁCTER ANTISIMETRICA DE SU FUNCION DE ONDA .SE CONSIDERABA UN ATOMO CON DOS ELECTRONES , UNO DE

ELLOS EN ESTADO CUANTICO DESCRITO POR LOS NUMEROS (N,L,M,S) YEL OTRO POR (N”,L”,M”,S”), LA FUNCION DE ONDA G

DEL ATOMO SERIA. 

POR TANTO SI LOS ELECTRONES TUVIERAN EXACTAMENTE EL MISMO ESTADO LA FUNCION DEL ATOMO SERIA NULA. DE ELLO SE

DEDUC EL PRINCIPIO DE PAULI QUE SOSTIENE QUE DOS ELECTRONES NO PUEDEN TENER LOS CUATRO NUMEROS CUANTICOS

IGUALES. LA APLICACIÓN DE EST PREINCIPIO SE AJUSTA PERFECTAMENTE ALA AGRUPACION DE LOS ELEMENTOS QUIMICOS EN

LA TABLA PERIODICA Y PERMITE DESCRIBIR SATISFACTORIAMENTE LA ESTRUCTURA DE TODOS LOS ATOMOS CONOCIDOS. 

1.5.3 PRINCIPIO DE MAXIMA MULTIPLICIDAD DE HUND. 

CUANDO SE REALIZA EL LLENADO ELECTRONICO PRIMERO SE LLENA EL ORBITAL S Y SE CONTINUA CON EL SIGUIENTE ORBITAKL

DEL MISMO NIVEL .LOS ORNITALES SE ACOMODAN DE UNO HASTA LLENAR EL ESPACIO DE ESE ORBITAL , COLOCANDO EL

ELECTRON CON EL MISMO SPIN(FLECHA HACIA ARRIBA) Y SE REGRESA CON EL PRIMER ESPACIO COLOCANDO LA FLECHA EN

SENTIDO CONTRARIO PARA EMPEZAR A LLENAR EN EL MISMO ORDEN TODOS LOS ESPACIOS .EN UN MISMO ORBITAL PUEDEN

QUEDARSE ESPACIOS BASIOS SEMILLENOS POR EJEMPLO EL FLUOR CO Z=9 ,ACOMODA SUS 9 ELECTRONES ENTRE EL PRIMER Y

EL SEGUNDO NIVEL ESO SE REPRESENTA EN UNA CONFIGURACION CONDENSADA 9F 1S2/2S22P5. 

EN FISICA Y QUIMICA ,LA CONFIGURACION ELECTRONICA ES LA MANERA EN LA CUAL LOS ELECTRONES SE ESTRUCTURAN EN UN

ATOMO ,MOLECULA O EN OTRA ESTRUCTURA FISICA , DE ACUERDO CON EL MODELO DE CAPAS ELECTRONICO EN EL CUAL LA

FUNCION DE ONDA DEL SISTEMA SE EXPRESA COMO UN PRODUCTO DE ORBITALES ANTISIMETRIZADO ,CUALQUIER CONJUNTO

DE ELECTRONES EN UN MISMO ESTADO CUANTICO DEBEN CUMPLIR CON EL PRINCIPIO DE EXCLUSION DE PAULI AL SER

PARTICULAS IDENTICAS ,POR SER FERMIONES (PARTICULAS DE SPIN SEMIENTERO), EL PRINCIPIO DE EXCLUSION DE PAULI NOS

DICE QUE LA FUNCION DE ONDA TOTAL (CONJUNTO DE ELECTRONES), DEBESER ANTISIMETRICA POR LO TANTO EN EL

MOMENTO EN QUE UN ESTADO CUANTICO ES OCUPADO POR UN ELECTRON EL SIGUIENTE ELECTRON DEBE OCUPAR UN ESTADO

CUANTICO DIFERENTE. 

MODELO DE CAPAS ELECTRONICO. 

LA CUBIERTA DE ELCTRONES O CAPA DE ELCTRONES PUEDE PENSARSE COMO UNA ORBITA SEGUIDO POR ELECTRONES

ALREDEDOR DEL NUCLEO DE UN ATOMO .POR QUE CADA CAPA CONTIENE UN CIERTO NUMERO DE ELECTRONES ,CADA CAPA ES

ASOCIADA CON UN PARTICULAR RANGO DE ENERGIA , Y POR TANTO CADA CAPA EXTERIOR .LOS ELECTRONES EN LA ULTIMA

CAPA DETERMINAN LAS PROPIEDADES QUIMICAS DEL ATOMO (VER CAPA DE VALENCIA),PARA UNA EXPLICACION DE POR QUE

LOS ELECTRONES EXISTEN EN ESTAS CAPAS VEASE CONFIGURACION DE ELECTRONES. 

1.5.4 CONFIGURACION ELECTRONICA DE LOS ELEMENTOS Y SU UBICACIÓN EN LA CLASIFICACION PERIODICA. 

LOS CUATRO NUMEROS CUANTICOS (N, L, M, S), PERIMTEN IDENTIIFICAR COMPLETAMENTE UN ELCTRON EN CUAALQUIER

ORBITAL DE CUALQUIER ATOMO. SI ANALIZAMOS EL ATOMO DE HIDROGENO, VEMOS QUE REPRESENTA UN SISTEMA MUY

SENCILLO POR QUE SOLO CONTIENEN UN ELECTRON, QUE SE UBICA EN EL ORBITAL S DEL PRIMER NIVEL DE ENERGIA. ESTA

SITUACION ES DIFERENTE PARA ATOMOS QUE TIENEN MAS DE UN ELECTRON, PARA CONOCER LA DISTRIBUCION DE

ELECTRONES EN LOS DISTINTOS ORBITALES (LUGARES DONDE ES MAS POSIBLES ENCONRAR UN ELECTRON) EN EL INTERIOR DE

UN ATOMO, SE DESARROLL LA CONFIGURACION EN EL INTERIOR DE UN ATOMO, SE DESARROLLA LA CONFIGURACION

ELECTRONICA. EN ELLA SE INDICA CLARAMENTE EL NIVEL DE ENERGIA, LOS ORBITALES OCUPADOS Y EL NUMERO DE

ELECTRONES DE UN ATOMO. LA CONFIGURACION ELECTRONICA DEL ATOMO DE HIDROGENO ES 1S1. PARA ATOMOS MAS

GRANDES LA CONFIGURACION ELECTRONICA SE EFECTUA SEGÚN TRES PRINCIPIOS. 

1)PRINCIPIO DE CONSTRUCION O DE AUFBAU: ESTE PRINCIPIO ESTABLECE QUE LOS ELECTRONES IRAN OCUPANDO LOS NIVELES

DE MAS BAJA ENERGIA EN FORMA CRECIENTE ES DECIR,LOS ELECTRONES IRAN OCUPANDO LOS NIVELES DE NERGIA MAS

CERCANO AL NUCLEO EN ADELANTE. 

2) PRINCIPIO DE EXCLUSION DE PAULI: ESTE PRINCIPIO ESTABLECE QUE NO PUEDE HABER 2 ELECTRONES CON LOS CUATRO

NUMEROS CUANTICOS IGUALES, POR TANTO EN UN ORBITAL SOLO CABEN 2 LECTRONES QUE COMPARTIRIAN 3 NUMEROS

CUANTICOS Y SE DIFERENCIARIAN EN EL NUMERO CUANTICO DE SPIN(S). 

3) PRINCIPIO DE MAXIMA MULTIPLICIDAD, REGLA DE HUND: ESTE PRINCIPIO ESTABLECE QUE PARA ORBITALES DE IGUAL

ENERGIA, LA DISTRIBUCION MAS ESTABLES DE LOS ELECTRONES ES AQUELLA QUE TENGA MAYOR NUMERO DE ESPINES

PARALELOS ES DECIR, ELECTRONES DESAPAREADOS, ESTO SIGNIFICA QUE LOS ELECTRONES SE UBICAN UNO A UNO (CON EL

MISMO SPIN), EN CADA ORBITAL CON SPIN OPUESTO. 

1.5.5 PRINCIPIO DE RADIOACTIVIDAD. 

LA RADIACTIVIDAD O RADIOACTIVIDAD ES UN FENOMENO FISICO, POR EL CUAL ALGUNAS SUSTANCIAS O ELEMENTOS QUIMICOS

LLAMADOS RADIACTIVOS, EMITEN RADIACIONES QUE TIENEN LA PROPIEDAD DE IMPRESIONAR PLACAS FOTOGRÁFICAS IONIZAR

GASES, PRODUCIR FLOUORECENCIA, ATRAVESAR CUERPOS OPACOS A LUZ ORDINARIA, ETC. DEBIDO A ESTA CAPACIDAD SE LE

SUELE DENOMINAR RADIACIONES IONIZANTES (EN CONTRASTE CON LA NO IONIZANTE). 

LAS RADIACIONES EMITIDAS PUEDEN SER ELECTROMAGNETICAS EN FORMA DE RAYOS ELECTROMAGNETICAS EN FORMA DE

RAYOS X O RAYOS GAMMA, O BIEN PARTICULAS, COMO PUEDEN SER NUCLEOS DE HELIO, ELECTRONES O POSITRONES,

PROTONES U OTRAS. 

LAS RADIACIONES ES UNA PROPIEDAD DE LOS ISOTOPOS QUE SON INESTABLES , ES DECIR QUE SE MANTIENEN EN UN ESTADO

EXITADO EN SUSU CAPAS ELECTRONICAS O NUCLEARES ,CONLO QUE PARA ALCANZAR SU ESTADO FUNDAMENTAL DEBEN

PERDER ENERGIA .LO HACEN EN EMISIONES ELECTROMAGNETICAS O EN EMISIONES DE PARTICULAS CON UNA DETERMINADA

ENERGIA CINETICA. 

ESTO SE PRODUCE VARIANDO LA ENERGIA DE SUS ELECTRONES (EMITIENDO RAYO X), SUS NUCLEONES (RAYO GAMMA), O

VARIANDO EL ISOTOPO (AL EMITIR NEUTRONES, PROTONES, O PARTICULAS MAS PESADAS), Y EN VARIOS PASOS SUCESIVOS,

CON LO QUE UN ISOTOPO PUEDE TERMINAR CONVIRTIENDOSE EN UNO MUCHO MAS LIGERO, COMO EL URANIO QUE CON EL

TRANSCURRIR DE LOS SIGLOS ACABA COVIRTIENDOSE EN PLOMO. 

ES APROVECHADA PARA LA OBTENCION DE NERGIA, USADA EN MEDICINA (RADIOTERAPIA Y RADIADIAGNOSTICO) Y EN

APLICACIONES INDUCTRIALES (MEDIDAS DE ESPESORES Y DENSIDADES ENTRE OTRAS.LA RADIACTIVIDAD PUEDE SER: 

NATURAL: MANIFESTADA POR LOS ISOTOPOS QUE SE ENCUENTRAN EN LA NATURALEZA. 

ARTIFICIAL O INCLUIDA: MANIFESTADA POR RADIOISOTOPOS PRODUCIDOS EN TRANSFORMACIONES ARTIFICIALES. 

1.6 APLICACIONES TECNOLOGICAS DE LA EMISION DE ELECTRONICA DE LOS ATOMOS. 

EN BIOLOGIA Y MEDICINA, LOS DIFERENTES ISOTOPOS DE UN ELEMENTO TIENEN LAS MISMAS PROPIEDADES QUIMICAS, EL

REEMPLAZO DE UNO POR OTRO EN UNA MOLECULA NO MODIFICA, POR CONSIGUIENTE LA FUNCION DE LA MISMA. 

EN BIOLOGIA NUMEROSO ADELANTOS REALIZADOS EN EL TRANSCURSO DE LA SEGUNDA MITAD DEL SIGLO XX ESTAN

VINCULADOS ALA UTILIZACION DE LA RADIACTIVIDAD: FUNCIONAMIENTO DEL GENOMA (SOPORTE DE LA HERENCIA)

METABOLISMO DE LA CELULA, FOTOSINTESIS, TRANSMISION DE MENSAJES QUIMICOS (HORMONAS, NEUROTRANSMISIONES), EN

EL ORGANISMO. 

LOS ISOTOPOS RADIACTIVOS SE UTILIZAN EN LA MEDICINA NUCLEAR,PRINCIPALMENTE EN LAS IMÁGENES MEDICAS PARA

ESTUDIAR EL MODO DE ACCION DE LOS MEDICAMENTOS ENTENDER EL FUNCIONAMIENTO DEL CEREBRO,DETECTAR UNA

ANOMALIA CARDIACA ,DESCUBRIR LAS METASTASIS CANCEROSAS.LAS RADIACIONES Y LA RADIOTERAMIA ,LAS RADIACIONES

IONIZANTES PUEDEN DESTRUIR LAS CELULAS TUMORALES Y CONSTITUYEN UNA TERAPEUTICA EFICAZ CONTRA EL CANCER ,LA

RADIOTERAPIAQUE FUE UNA DE LAS PRIMERAS APLICACIONES DEL DESCUBRIMIENTO DE LA RADIACTIVIDAD. 

Unidad 2 

2.1-. Caracteristicas de la Calasificacin Periodica Moderna de los Elementos. 

2.1.1.- Tabla Periodica Larga y Cuantica. 

2.2.- Propiedades Atomicas y sus Variaciones Atomicas. 

2.2.1 .-Carga Nuclear Efectiva. 

2.2.2.- Radio Atomico, Radio Covalente y Radio Ionico. 

2.2.3.- Energia de Ionisacion. 

2.2.4.- Afinidad Electronica. 

2.2.5.- Numero de Oxidacion. 

2.2.6.- Electronegatividad. 

2.3.- Aplicación impacto economico o ambiental de algunos elementos. 

2.3.1.- Abundancia de los elementos en la naturaleza. 

2.3.2.- Elementos de Importancia Economica. 

2.3.3.- Elementos Contaminantes. 

2.1 Elementos químicos y la tabla periódica 

En el siglo xlx se inicia la organización sistematica de los elementos al observar que mucho elementos presentaban grandes

similitudes entre si como la regularidad en el comportamiento de las propiedades físicas y químicas de estos elementos. 

Los elementos se pueden dividir en 3 categorías metales, no metales, metaloides. 

Un metal: es un buen conductor del calor y electricidad con excepción del mercurio. 

No metales; suelen ser mal conductores del calor y la electricidad y tienen propiedades físicas mas variables que los metales. 

Metaloides; tienen propiedades intermedias entre las de un metal y las de un no metal. 

Los metales son divididos en grupos. 

Elementos del grupo 1ª: son elementos metálicos alcalinos tienen bajos valores de energía de ionización. Estos metales son tan

reactivos que se encuentran libres sin combinar en la naturaleza. cuando se exponen al aire libre pierden gradualmente su

apariencia brillante al combinarse con el oxido brillante para formar diferentes tipos de óxidos o compuestos de oxigeno. 

Elementos del grupo 2ª: los elementos alcalinotérreos son metales muy reactivos pero menos que los metales alcalinos.

elementos muy reactivos que pueden dañar nuestro cuerpo expuesto a la energía emitida por uno de estos elementos como el

estroncio que provocan enfermedades crónicas . 

Elementos del grupo 1b al 8b: son conocidos como metales de transición su característica es la inclucion en su configuración

electrónica de orbita d parcialmente llena de electrones. 

Elementos del grupo 3ª:el primer elementos de este grupo es el boro:este es un metaloide y el resto son metales los elementos

metalicos de este grupo forman iones unipositivos y tripositivos. 

Elementos del grupo 4ª: el primer elenemto del grupo 4ª:el carbono y que es un no metal y los siguientes elementos son

metaloides,los elementos de este grupo el estaño y el plomo son metales que no reaccionan con el agua pero si con los acidos. 

Elementos del grupo 5ª: el primer elemento es el nitrógeno después el fosforo estos son no metales el orsenico y antimonio son

metaliodes. 

Grupo 6ª: los primeros tres elementos del grupo 6ª oxigeno ,azufre, selenio, son metaliodes.los elementos de este grupo en

especial el oxigeno forman una gran cantidad de compuestos moleculares con los no metales de otros grupos. 

Grupo 7ª: los elemtos de este grupo son alogenos no metales ,los alogenos nunca se encuentra en estado elemental de la

naturaleza el ultimo elemento de este grupo es el ástato : elemento radioactivo .el fluor: es tan radioactivo que ataca al agua

para generar el oxigeno. 

Grupo 8ª: en este se encuentran los gases nobles existen como especies monoatómicas estos suguire que son probable mente

radioactivos y quer no pueden combinarse entre ellos mismos o con otros elementos. son incoloros e inodoros. son llamados

gases inertes por su falta de radioactividad. 

Lantánidos y actinidos: a estos se les conoce como tierras raras se les dice asi porque se encuentran pocos elementos de este

grupo el la corteza terrestre también se les llaman elementos de transición interna del bloque f en la configuración electrónica. 

2.1.1 Tabla cuántica 

La tabla cuántica es la calificación de los elementos basados en la periodicidad de sus propiedades químicas como consecuencia

y función de la distribucion electrónica obtenida de los valores de los numeros cuanticos.al igual que la tabla peroodica están

agrupados en periodos y en familias .la tabla cuántica tiene 8 periodos que están ubicados horizontalemente.triene 32 familis

están ubicadas en columnas verticales,los elementos que están es la misma familia presentan para su electrón duferencial

valores iguales en los numeros cuanticos .tambien son clasificados por clase. 

2.2.1Carga nuclear efectiva 

Es la facilidad con que un electrón externo se elimina de un átomo esta influida por la carga positiva del núcleo . debido a la

protección que ejercen los otros electrones en un átomo , el electrón mas externo no queda muy sujeto a la carga nuclear si no

a una carga nuclear efectiva. 

2.2.- Propiedades Atómicas Y Su Variación: 

Radio Iónico: 

Es el radio de un anión o de un catión. Este afecta las propiedades físicas y químicas de un compuesto iónico. 

Cuando algún átomo neutro se convierte en un anión, su tamaño o radio aumenta, dado que la carga nuclear permanece

constante pero la repulsión resultante de la adición de un electrón es mayor.Un catión es menor que su átomo neutro, dado que

al quitar electrones reduce la repulsión electrónica y se contrae la nube electrónica 

*Energía de Ionización: 

Es la mínima energía requerida para quitar a un electrón de un átomo gaseoso en su estado fundamental. La energía de

ionización es una energía absorbida por átomos ( o iones) por lo cual será siempre una energía positiva. Esta magnitud es una

medida del esfuerzo necesario para quitarle un electrón a un átomo o de cuán fuertemente esta enlazado un electrón al núcleo

en el átomo. En un grupo la energía de ionización disminuye al aumentar el número. 

*Afinidad Electrónica 

Es la cantidad de energía librada cuando un átomo gana un electrón. Al igual que en el tamaño atómico ya la energía de

ionización, esto se debe al hecho de que los electrones de valencia están en el mismo nivel de energía pero la carga nuclear es

mayor. De esta forma, con los electrones de valencia cada vez más cerca del núcleo y con mayor carga nuclear, se va liberando

mayor cantidad de energía cuando se agrega un electrón a la capa de valencia. 

*Electronegatividad: 

De un átomo se define como la tendencia general de un átomo para tener electrones hacia sí mismo en un compuesto. Esta es

determina a partir de la electro afinidad y de la energía de ionización. No es una medida de energía, pero sí una simple

tendencia de los átomos para atraer electrones. 

Hay diferentes escalas de electronegatividad, la más común es la escala que realizó Linus Paulig. Este concepto es muy útil para

predecir el tipo de enlace, para la escritura de nombres y fórmulas de compuestos y para la polaridad de enlaces y moléculas. 

2.2.2 - RADIO ATOMICO, RADIO COVALENTE, RADIO IONICO 

El radio atómico representa la distancia que existe entre el núcleo y la capa de valencia (la más externa). Por medio del radio

atómico es posible determinar el tamaño del átomo. Dependiendo del tipo de elemento, existen diferentes técnicas para su

determinación como la difracción de neutrones, de electrones o de rayos X. En cualquier caso no es una propiedad fácil de medir

ya que depende, entre otras cosas, de la especie química en la que se encuentre el elemento en cuestión. 

  

Los átomos o ion no poseen un tamaño finito debido a la naturaleza nebulosa de la carga del electrón. En conveniente

considerar al átomo o ion en el estado combinado como una partícula esférica cuyo radio corresponde al radio atómico o iónico. 

La disposición de los átomos o de los iones en las moléculas pueden obtenerse por difracción de los rayos x, por difracción de

electrones o por espectroscopia infrarroja. 

Es posible obtener el radio atómico o iónico suponiendo que la distancia intermolecular es la suma de los radios de dos átomos o

iones esféricos. Para una molécula diatónica homonuclear, el radio atómico es simplemente la mitad de la distancia

internuclear. 

  

 DISTANCIA INTERNUCLEAR 

 En los grupos, el radio atómico aumenta con el número atómico, es decir hacia abajo. En los períodos, el radio atómico

disminuye al aumentar Z número atómico, hacia la derecha, debido a la atracción que ejerce el núcleo sobre los electrones de

los orbitales más externos, disminuyendo así la distancia núcleo-electrón. El tamaño efectivo de un átomo depende de cómo

este enlazado a otros átomos. Por ejemplo, al aumentar el orden de enlace, se reduce la distancia internuclear y

consecuentemente, disminuye el radio atómico. 

ORDEN DE ENLACE | DISTANCIA INTERNUCLEAR | RADIO ATOMICO | 

C-C | 1.54 Å  | 0.77 Å  | 

C=C | 1.34 Å  | 0.67 Å  | 

C≡C | 1.20 Å  | 0.60 Å  | 

  

El radio covalente de un elemento es el radio de los átomos cuando están formados en enlace (En química, se denomina radio

covalente a la mitad de la distancia entre dos átomos iguales que forman un enlace covalente). El cálculo del radio iónico es

menos exacto que el del radio metálico o covalente. La razón es que la distancia internucleares en los sólidos iónicos no dan una

indicación directa del radio iónico. 

 La suma de dos radios covalentes debería ser la longitud del enlace covalente entre los dos átomos. Sin embargo, esta relación

no se cumple de forma exacta ya que el tamaño de un átomo no es constante. Este depende del entorno químico donde se

encuentre. 

2.2.3 Energía de ionización 

La energía de ionización, potencial de ionización o EI es la energía necesaria para arrancar un electrón de un átomo

perteneciente a una sustancia que se encuentra en estado gaseoso.[1] 

En los elementos de una misma familia o grupo el potencial de ionización disminuye a medida que aumenta el número atómico,

es decir, de arriba abajo. 

Sin embargo, el aumento no es continuo, pues en el caso del berilio y el nitrógeno se obtienen valores más altos que lo que

podía esperarse por comparación con los otros elementos del mismo período. Este aumento se debe a la estabilidad que

presentan. 

La energía de ionización más elevada corresponde a los gases nobles, ya que su configuración electrónica es la más estable, y

por tanto habrá que proporcionar más energía para arrancar los electrones. 

2.2.4 Afinidad electrónica 

La carga positiva del núcleo nunca se halla totalmente balanceada por los electrones circundantes por esta razón , los átomos

atraen electrones , y si existe acomodo para un electrón mas en ese átomo lo efectúa con un desprendimiento de energía . este

desprendimiento de energía , cuando un atomo en estado gaseoso gana un electrón a esto se le llama afinidad electrónica y se

mide en kilocalorías 

2.2.5.- Numero de Oxidación: 

Se define como la suma de cargas positivas y negativas de un átomo, lo cual indirectamente indica el numero de electrones que

el átomo ha aceptado o cedido. El estado de oxidación es una aproximación conceptual. 

Los protones de un átomo tienen carga positiva, y esta carga se ve compensada por la carga negativa de los electrones; si el

numero de protones y de electrones es el mismo el átomo es eléctricamente neutro. 

Si el átomo cede un electrón las cargas positivas de los protones no son compensadas, pues hay insuficientes electrones. De

esta forma se obtiene un ion con carga positiva (catión), A+, y se dice que es un ion monopositivo; su estado de oxidación es de

+1. 

En cambio, si el átomo acepta un electrón, los protones no compensan la carga de los electrones, obteniéndose un ion

mononegativo, A-. El átomo puede ceder un mayor numero de electrones obteniéndose iones dispositivos, tripositivos, etc. Y de

la misma forma, puede aceptarlos, dando iones de distintas cargas. 

Los estados de oxidación se denotan en las nombres químicos mediante números romanos entre paréntesis después del

elemento de interés. Por ejemplo, un ion de hierro con un estado de oxidación +3, Fe3+, se escribiría de la siguiente forma:

hierro (III).Por ejemplo: Vamos a determinar el número de oxidación del Cl en Cl2 y en HCl. 

Los dos electrones de enlace se reparten uno para cada átomo, ya que por tratarse de átomos del mismo elemento, obviamente

tendrán igual valor de electronegatividad. Cada átomo de Cl queda ahora con 7 electrones de valencia, que son los mismos que

tiene el átomo neutro, lo que determina que su número de oxidación sea 0. 

Existen 2 Reglas para el Numero de Oxidación: 

1.-Los electrones compartidos por átomos de idéntica electronegatividad se distribuyen en forma equitativa entre ellos. 2.-Los

electrones compartidos por átomos de diferente electronegatividad se le asignan al más electronegativo. 

2.2.6.-Electronegatividad: 

La electronegatividad es una medida de la fuerza de atracción que ejerce un átomo sobre los electrones de otro en un enlace

covalente. Los diferentes valores de electronegatividad se clasifican según diferentes escalas, entre ellas la escala de Pauling y

la escala de Mulliken.

En general, los diferentes valores de electronegatividad de los átomos determinan el tipo de enlace que se formará en la

molécula que los combina. Así, según la diferenciaentre las electronegatividades de éstos se puede determinar

(convencionalmente) si el enlace será, según la escala de Linus Pauling: 

* Iónico (diferencia superior o igual a 1.7) 

* Covalente polar (diferencia entre 1.7 y 0.4) 

* Covalente no polar (diferencia inferior a 0.4) 

Según Linus Pauling, la electronegatividad es la tendencia o capacidad de un átomo, en una molécula, para atraer hacia sí los

electrones. La electronegatividad de un elemento depende de su estado de oxidación y, por lo tanto, no es una propiedad

atómica invariable. Esto significa que un mismo elemento puede presentar distintas electronegatividades dependiendo del tipo

de molécula en la que se encuentre. 

2.3 EL IMPACTO ECONOMICO O AMBIENTAL DE ALGUNOS ELEMENTOS 

*CLASIFICACIÓN DE LOS METALES DE ACUERDO A COMO SE ENCUENTRAN EN LA NATURALEZA 

Metales, grupo de elementos químicos que presentan todas o gran parte de las siguientes propiedades físicas: estado sólido a

temperatura normal, excepto el mercurio que es líquido, son buenos conductores eléctricos y térmicos; brillantes, una vez

pulidos, y estructura cristalina en estado sólidoEl número de elementos que existen en la naturaleza es de 92 pero pueden

añadirse algunos elementos obtenidos artificialmente. 

Elementos actínidos. Serie de elementos que comienza con el actinio (número atómico 89) y que incluye el torio, protactinio,

uranio y los elementos transuránicos hasta el laurencio (número atómico 103). Estos elementos tienen gran parecido químico

con los lantánidos, o tierras raras, elementos de números atómicos 57 a 71. 

Elementos metaloácidos. En estado elemental todos son metales de alta densidad, alto punto de fusión y baja volatilidad. La

clasificación como elementos metaloácidos se refiere al hecho de que sus óxidos reaccionan con el agua para producir

soluciones ligeramente ácidas, en contraste con el comportamiento más usual de los óxidos de otros metales que dan

soluciones básicas. 

Elementos de tierras raras. Al grupo de 17 elementos químicos, con números atómicos 21, 39 y 57-71, se le conoce con el

nombre de tierras raras; el nombre lantánidos se reserva para los elementos del 58 a 71. El nombre de tierras raras es

inapropiado, porque no son ni raras ni tierras. La mayor parte de las primeras aplicaciones de las tierras raras aprovecharon sus

propiedades comunes, utilizándose principalmente en las industrias del vidrio, cerámica, de alumbrado y metalurgia. 

Elementos de transición. Todos los elementos de transición son metales y, en general, se caracterizan por sus elevadas

densidades, altos puntos de fusión y bajas presiones de vapor. La facilidad para forma enlaces metálicos se demuestra por la

existencia de una gran variedad de aleaciones entre diferentes metales de transición. 

2.3.1 Abundancia de los elementos de la naturaleza 

Los elementos químicos existentes en la naturaleza son 92 y pueden presentarse en estado gaseoso, líquido o sólido. De su

unión está formada toda la materia que observamos en el Universo. Elementos químicos son por ejemplo: el hidrógeno, el helio,

el oxígeno, el hierro, el uranio Para tener una amplia idea de los elementos químicos principales que están presentes en la vida,

se plantean 10 elementos distintos a continuación: 

Carbono C Algunos la consideran la estructura fundamental de la vida, ya que es un elemento muy energético que proporciona

grandes cantidades de energía a los seres que la consumen. 

Hidrógeno H El hidrógeno es un gas muy inestable de la materia que esta muy presente en los seres vivos. Para empezar, forma

el agua, y todos ó la mayoría de los seres vivos tienen agua. 

Oxígeno O Este elemento también es fundamental en todo ser vivo y en el estudio de la biología. Todo ser vivo aerobio necesita

del oxígeno para eliminar el exceso de carbono en el organismo, y alimentar a las células, proceso conocido por respiración. 

Nitrógeno N Al igual que los ya mencionados, el nitrógeno también es muy vital para los organismos, lo encontramos en la orina

animal (ciclo del nitrogeno) y en las hojas de las plantas (fotosíntesis). 

Fósforo P El fósforo es un elemento fundamental en todo ser vivo, pero quisiera hablar de los problemas ecológicos (dentro del

campo de estudio de la biología) que ocasiona: el fósforo como sirve de alimento para las plantas se utiliza en la elaboración de

fertilizantes, pero el uso inadecuado del fósforo causa la erosión del suelo, y diversas alteraciones al suelo. 

Potasio K Esta en muchas plantas, como el plátano. Forma glucógeno, reafirmándolo, transforma el glucógeno de los músculos,

por lo que al ser comido por los animales, los nutre y evita los calambres frecuentes. 

Calcio Ca El calcio por ejemplo, en el ser humano forma estructuras de soporte y el sistema locomotor, por lo que este elemento

se encuentra en grandes proporciones del ser humano. 

Flúor F Es el elemento más electronegativo, por lo tanto es uno de los elementos que más tienden a reaccionar con el medio. 

Cobre Cu Es un metal pesado que se encuentra de manera mínima en un ser vivo, ya que en su condición de metal es tóxico si

se presenta en grandes cantidades. 

Zinc Zn Es un compuesto abundante en el océano, ya que las sales marinas estan compuestas por varios compuestos, entre

ellos zinc, que es vital para la preservación de escamas en los animales, distintas funciones dependiendo del zinc en diversas

algas, puede entrar en el estudio de las diversas especies biológicas clasificadas. 

2.3.2 Elementos de importancia económica,industrial,y los que contaminan el ambiente. 

Carbono: este metal es importante ya que forma parte de numerosos compuestos y son importantes para la vida cotidiana del

ser humano. 

Nitrógeno: la mayor parte del nitrógeno se encuentran en el aire de la atmofera.y también se usa como congelante. 

Oxigeno: se encuentra también en el aire de la atmosfera y es esencial para el ser humano también se administra a pacientes

con problemas respiratorios y a los que vuelan en altitudes elevadas donde se baja la concentacion de oxigeno normal. 

Fluor: se utilza en pastas para prevenir las caries. 

Cloro: se utiliza para hacer plástico disolvente,pesticidas,refrigerante,y colorante. 

Industria 

Aluminio:se puede laminar e hilar se emlea en la construcción de vehículos ,aviones,y utensilios domesticos. 

Cobalto:se emplea en la elaboración del acero debido a su alta resistencia al calor,corrocion y friccion. 

Mercurio: se usa para la fabricación de instrumentos de presión,baterías,termómetro,barómetro,y insecticidas. 

Plata:se emplea en la elaboración de monedas y vajillas y joyas. 

Cobre: se usa como conductor eléctrico. 

Oro:es el patrón monetario internacional sus aleaciones s emplean yoyeria,y piezas dentales. 

Ambiental 

Bromo: sus vapores contaminan el aire y sus componentes son lacrimógenos. 

Azufre: contamina el aire y mezclado con agua producen lluvia acida. 

Cadmio: contamina el agua y el airte . 

Mercurio: contamina el agua,el aire y causa envenenamiento. 

Antimonio: el elevamiento por antimonio se produce por,inhalación,del vapor y principalmente por un gas llamado estibina. 

Arsénico: es altamente toxico. 

Fosforo: debido que se usa usa en opinturas,plaguacidas,y fertelizantes,contaminan el suelo,el aire,y el agua. 

Cloro: sus vapores contaminan el aire y dañan compuestos organicos ,hígado y elerebroal ingerirlo e inhalarlo. 

2.3.3 ELEMENTOS CONTAMINANTES 

PLOMO: 

El plomo se encuentra en la naturaleza en forma de carbonato, y de sulfato, casi todo el plomo del comercio se obtiene del

sulfuro que constituye el mineral galena. 

Se trata de un metal color gris, pesado, blando y poco resistente a la tracción. Recién cortado presenta una superficie brillante

que expuesta al aire, se empaña rápidamente por oxidación; la capa opaca de oxido lo protege de un ulterior ataque. 

Los vapores de plomo son los causantes de una gran enfermedad llamada saturnismo, caracterizada entre otros síntomas por

anorexia, constipación pertinaz, anemia parálisis muscular, insomnio, angustia etc. Suele afectar a mineros que extraen plomo,

a tipógrafos a pintores y a quienes fabrican acumuladores. 

Existen diferencias importantes en la epidemiología, manifestaciones clínicas de la intoxicación por el plomo en los niños y

adultos. 

En los niños, la enfermedad debe ser debida a la malacia o pica (perversión del apetito que lleva al niño a ingerir cosas

impropias para la nutrición) o mordisque de objetos decorados con pinturas que contienen plomo. 

En los adultos, la intoxicación por plomo es comúnmente de origen profesional aunque raras veces puede ser causada por el

consumo de bebidas o alimentos contaminados. Los síntomas en los niños son: dolor abdominal, vómitos, somnolencia,

irritabilidad, debilidadd o convulsiones; coma, signos de elevación de la presión intracraneal. 

Así como el arsénico , estaño , mercurio etc…. 

UNIDAD 3 

3.1 Introducción 

3.1.1 Concepto de enlace químico 

3.1.2 Clasificación de los enlaces químicos. 

3.1.3 regla del octeto 

3.2 Enlace covalente 

3.2.1 Teorías para explicar el enlace covalente y sus alcances 

3.2.1.1 Teoría del enlace de valencia 

3.2.1.3 Teoría del orbital molecular 

3.3 Enlace iónico 

3.3.2.1 Estructura 

3.3.2.2 Energía reticular 

3.3.1 Formación y propiedades de los compuestos iónicos 

III. enlaces químicos 

3.1 Introducción 

Las propiedades de las sustancias están determinadas en parte por los enlaces químicos que mantienen unidos a los átomos.

Cuando los átomos interactúan para formar un enlace químico, solo entra en contacto sus regiones más externas. 

En la mayor parte de las moléculas los átomos están enlazados por uniones covalentes. La mayoría de los enlaces iónicos se

obtienen de la purificación de minerales que contienen al compuesto. 

La tendencia de los átomos en las moléculas a tener ocho electrones en su capa de valencia se conoce como Regla del Octeto,

formulada por el mismo Lewis. 

También se hablara sobre la electronegatividad, el concepto relativo, en el sentido de que la electronegatividad de un elemento

solo se puede medir respecto de la de otros elementos. Sabemos por varios experimentos que las moléculas tienen estructuras

definidas; esto es, los átomos de una molécula tienen posiciones definidas relativas uno con el otro en un espacio de tres

dimensiones, es de aquí donde sale el estudio experimental denominado El Momento Dipolo. 

3.1.1 Concepto de enlace químico. 

Estos enlaces químicos son fuerzas intermoleculares, que mantienen a los átomos unidos en las moléculas. En la visión simplista

del enlace localizado, el número de electrones que participan en un enlace (o están localizados en un orbital enlazante), es

típicamente un número par de dos, cuatro, o seis, respectivamente. Los números pares son comunes porque las moléculas

suelen tener estados energéticos más bajos si los electrones están apareados. Teorías de enlace sustancialmente más

avanzadas han mostrado que la fuerza de enlace no es siempre un número entero, dependiendo de la distribución de los

electrones a cada átomo involucrado en un enlace. Por ejemplo, los átomos de carbono en el benceno están conectados a los

vecinos inmediatos con una fuerza aproximada de 1.5, y los dos átomos en el óxido nítrico, NO, están conectados con

aproximadamente 2.5. El enlace cuádruple también son bien conocidos. El tipo de enlace fuerte depende de la diferencia en

electronegatividad y la distribución de los orbitales electrónicos disponibles a los átomos que se enlazan. A mayor diferencia en

electronegatividad, con mayor fuerza será un electrón atraído a un átomo particular involucrado en el enlace, y más

propiedades "iónicas" tendrá el enlace ("iónico" significa que los electrones del enlace están compartidos inequitativamente). A

menor diferencia de electronegatividad, mayores propiedades covalentes (compartición completa) del enlace. 

Los átomos enlazados de esta forma tienen carga eléctrica neutra, por lo que el enlace se puede llamar no polar. 

Los enlaces covalentes pueden ser simples cuando se comparte un solo par de electrones, dobles al compartir dos pares de

electrones, triples cuando comparten tres tipos de electrones, o cuádruples cuando comparten cuatro tipos de electrones. 

Los enlaces covalentes no polares se forman entre átomos iguales, no hay variación en el número de oxidación. Los enlaces

covalentes polares se forman con átomos distintos con gran diferencia de electronegatividades. La molécula es eléctricamente

neutra, pero no existe simetría entre las cargas eléctricas originando la polaridad, un extremo se caracteriza por ser

electropositivo y el otro electronegativo. 

3.1.2 Clasificación de los enlaces químicos. 

Debido a que existen diversos elementos con distintas características, existen diferentes formas de agrupar a los compuestos

que surgen de la combinación de estos, en esta unidad trataremos los enlaces covalentes y los enlaces iónicos, los cuales son

compuestos formados a partir de elementos con distintas características, de los cuales hablaremos mas delante. 

3.1.3 regla del octeto 

La regla del octeto, enunciada en 1917 por Gilbert Newton Lewis, dice que la tendencia de los átomos de los elementos del

sistema periódico es completar sus últimos niveles de energía con una cantidad de 8 electrones tal que adquiere una

configuración semejante a la de un gas noble,[1] ubicados al extremo derecho de la tabla periódica y son inertes, es decir que

es muy difícil que reaccionen con algún otro elemento pese a que son elementos electroquímicamente estables, ya que cumplen

con la estructura de Lewis. Esta regla es aplicable para la creación de enlaces entre los átomos, la naturaleza de estos enlaces

determinará el comportamiento y las propiedades de las moléculas. Estas propiedades dependerán por tanto del tipo de enlace,

del número de enlaces por átomo, y de las fuerzas intermoleculares. 

Existen diferentes tipos de enlace químico, basados todos ellos, como se ha explicado antes en la estabilidad especial de la

configuración electrónica de los gases nobles, tendiendo a rodearse de ocho electrónes en su nivel mas externo. Este octeto

electrónico puede ser aquirido por un átomo de diferentes maneras: 

* Enlace iónico. 

* Enlace covalente. 

* Enlace metálico. 

* Enlaces intermoleculares. 

Es importante saber, que la regla del octeto es una regla práctica aproximada que presenta numerosas excepciones, pero que

sirve para predecir el comportamiento de muchas sustancias. 

3.2 Enlace covalente 

Un enlace covalente se produce por compartición de electrones entre dos átomos. Este tipo de enlace se produce cuando existe

electronegatividad polar pero la diferencia de electronegatividades entre los átomos no es suficientemente grande como para

que se efectúe transferencia de electrones. De esta forma, los dos átomos comparten uno o más pares electrónicos en un nuevo

tipo de orbital, denominado orbital molecular. Los enlaces covalentes se suelen producir entre elementos gaseosos no metales. 

A diferencia de lo que pasa en un enlace iónico, en donde se produce la transferencia de electrones de un átomo a otro, en el

enlace químico covalente, los electrones de enlace son compartidos por ambos átomos. En el enlace covalente, los dos átomos

no metálicos comparten uno o más electrones, es decir se unen a través de sus electrones en el último orbital, el cual depende

del número atómico en cuestión. Entre los dos átomos puede compartirse uno, dos o tres electrónes, lo cual dará lugar a la

formación de un enlace simple, doble o triple. En representación de Lewis estos enlaces pueden representarse por una pequeña

línea entre los átomos. 

Tipos de enlace covalente 

Existen dos tipos de sustancias covalentes: 

Sustancias covalentes moleculares: los enlaces covalentes forman moléculas que tienen las siguientes propiedades: 

* Temperaturas de fusión y ebullición bajas. 

* En condiciones normales (25 °C aprox.) pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos 

* Son blandos en estado sólido. 

* Son aislantes de corriente eléctrica y calor. 

* Solubilidad: las moléculas polares son solubles en disolventes polares y las apolares son solubles en disolventes apolares

(semejante disuelve a semejante). 

Redes: además las sustancias covalentes forman redes, semejantes a los compuestos iónicos, que tienen estas propiedades: 

* Elevadas temperaturas de fusión y ebullición. 

* Son sólidos 

* Son sustancias muy duras (excepto el grafito). 

* Son aislantes (excepto el grafito). 

* Son insolubles. 

* Son neocloridas 

simples : forma un electron molecular 

3.2.1 Teorías para explicar el enlace covalente y sus alcances 

El enlace covalente se debe a la compartición de electrones, que experimentan 

Simultáneamente atracciones de aproximadamente la misma magnitud, por dos o más átomos, la cual rebaja la energía y hace,

por consiguiente, que el sistema resultante sea más estable que los átomos por separado. 

Toda teoría del enlace covalente debe ser capaz de explicar tres aspectos fundamentales del mismo: 

* Las proporciones en que los átomos entran a formar parte de la molécula y el número total de átomos de ésta. 

* La geometría de la molécula. 

* La energía de la molécula. 

Sólo mediante teorías cuánticas es posible abordar de manera satisfactoria el estudio del enlace covalente, porque la

disminución de energía por formación del mismo es debida fundamentalmente a que es imposible localizar un cierto electrón en

un determinado sitio, lo que origina el concepto de compartición de electrones. Las atracciones electrostáticas también

intervienen en el enlace, pero en mucha menor medida. 

A diferencia del iónico, que se forma por atracción electrostática, el enlace covalente se forma por compartición de electrones

entre los átomos que forman la molécula. La diferencia de electronegatividad entre los átomos varía desde cero hasta valores

que en ningún caso permiten la transferencia completa de los electrones. Cada átomo tiende a adquirir la configuración

electrónica de gas noble, compartiendo electrones entre átomos de características similares. En 1916, Lewis resaltó que los

gases nobles eran muy poco reactivos debido a que su configuración electrónica era muy estable, y sugirió que los átomos

pueden adquirir estabilidad compartiendo electrones con otros átomos, formando enlaces mediante pares de electrones, y

adquiriendo así estructuras similares a las de los gases nobles. 

3.2.1.1 Teoría del enlace de valencia 

En química, la teoría del enlace de valencia explica la naturaleza de un enlace químico en una molécula, en términos de las

valencias atómicas.[1] La teoría del enlace de valencia resume la regla que el átomo central en una molécula tiende a formar

pares de electrones, en concordancia con restricciones geométricas, según está definido por la regla del octeto. La teoría del

enlace de valencia está cercanamente relacionada con la teoría del orbital molecular. 

Lo anterior se refiere a que como todo compuesto tiende a cumplir su siclo vital que es ocho electrones en su último nivel de

energía, se cumple que los electrones de un átomo los cuales intervienen en la reacción son los que le dan su valencia a este. 

3.2.1.3 Teoría del orbital molecular 

En química, la Teoría de los Orbitales Moleculares (OM), es un método para determinar la estructura molecular en la que los

electrones no están asignados a enlaces individuales entre átomos, sino que se toman con un movimiento que está bajo la

influencia de los núcleos de toda la molécula. En esta teoría, cada molécula tiene un grupo de orbitales moleculares, y se asume

que la función de onda ψf del orbital molecular está escrita como una simple suma entre los n orbitales atómicos

constituyentes. 

3.3 Enlace iónico 

Es un tipo de enlace químico que ocurre entre 2 átomos cuando estos átomos tienen diferente carga eléctrica, este enlace

ocurre entre un elemento metálico y un elemento no metálico. 

Al elemento metálico se le conoce como electropositivo ya que solo tiene de 1-3 electrones en su último nivel de energía y está

cargado positivamente. 

Al elemento no metálico se le conoce como electronegativo porque en su último nivel de energía tiene de 5-7 electrones y se

encuentra cargado negativamente. 

El proceso de este enlace consiste en que uno de los átomos, normalmente el metal cede sus electrones de valencia al otro

átomo normalmente el no metal, para que este pueda completar 8 electrones de valencia y así obtener la configuración y

estabilidad del gas noble más cercano a él. 

En realidad este proceso ocurre millones de veces en millones de átomos y con esto se forman formas muy ordenadas con los

átomos a las que se les llama: red iónica o cristal. 

Los compuestos iónicos tienen varias características que se mencionare: 

*Tienen altos puntos de fusión, superiores a los 400 grados C. 

*Son sólidos cristalinos (cuando se encuentran en estado sólido son cristales como la sal). 

*Son buenos conductores cuando están fundidos en agua (el ejemplo más conocido es cuando un compuesto iónico en este caso

la sal de mesa Na+ y Cl- = NaCl se funde en agua y al colocar unos cables para que circule la electricidad a través de un circuito

y pueda prender la bambilla si lo hace, porque el circuito se cierra, pero al encontrarse el compuesto iónico sin estar fundido en

el agua, no conduce). 

Compuestos iónicos Metal (+) No metal (-) 

Li F Li F 

KBr K Br 

NaF Na F 

MgO Mg O 

RbSe Rb Se 

3.3.1 Formación y propiedades de los compuestos iónicos 

a) Puntos de fusión y ebullición elevados 

b) Sólidos duros y quebradizos 

c) Baja conductividad eléctrica y térmica al estado solido 

PROPIEDADES DE LOS ENLACES. 

Propiedades de las sustancias iónicas: 

•Las sustancias iónicas se encuentran en la naturaleza formando redes cristalinas, por tanto son sólidas. 

•Su dureza es bastante grande, y tienen por lo tanto puntos de fusión y ebullición altos. 

•Son solubles en disolventes polares como el agua. 

•Cuando se tratan de sustancias disueltas tienen una conductividad alta.

3.3.2.1 Estructura 

Distribución de los átomos en un compuesto por medio de los enlaces químicos. Existen varias modalidades de enlaces y las

características típicas de la sustancia se deben a ellas. Cuando los átomos de un elemento pierden uno o más electrones se

convierten en cationes cargados positivamente. Estos electrones son captados por los átomos de otro elemento, convirtiéndolos

en aniones cargados negativamente. Como las cargas positivas y negativas se atraen, esos cationes y aniones se unen

mediante un enlace iónico para formar un conjunto que consiste en grandes cantidades de iones de ambas clases. El compuesto

resultante se llama compuesto iónico 

3.3.2.2 Energía reticular 

La energía reticular o energía de red es la energía requerida para separar completamente un mol de un compuesto iónico en sus

iones gaseosos. En otras palabras, es la energía que se obtendría de la formación de un compuesto iónico a partir de sus iones

gaseosos 

No es posible medir la energía reticular directamente. Sin embargo, si se conoce la estructura y composición de un compuesto

iónico, puede calcularse, o estimarse, mediante la ecuación que proporciona el modelo iónico y que se basa entre otras leyes en

la Ley de Coulomb. 

La energía de red también se puede determinar experimentalmente de un modo indirecto aplicando la ley de Hesse, que es un

caso particular del primer principio de la termodinámica 

Unidad 4 

Reacciones Químicas 

 4.1combinacion 

4.2 descomposición 

4.3 sustitución, simple y doble 

4.4 neutralización 

4.5 oxido-reducción 

4.6 Aplicaciones 

4.7 cálculos estequiométricos con reacciones químicas 

4.7.1 reacción oxido reducción en electroquímica 

4.7.2 fuerza electromotriz (Fem.) en una celda electroquímica 

4.7.3 calculo de la Fem. Y potenciales de oxidorreducción 

4.7.4 electro deposito (calculo del electro deposito) 

4.7.5 aplicaciones de electroquímica en electrónica 

4.7.5 nanoquimica (propiedades fisicoquímicas no convencionales de polímeros cateananos y rotaxanos 

REACCIONES QUIMICAS 

Una reacción química o cambio químico es todo proceso químico en el cual dos o más sustancias (llamadas reactantes), por

efecto de un factor energético, se transforman en otras sustancias llamadas productos. Esas sustancias pueden ser elementos o

compuestos. Un ejemplo de reacción química es la formación de óxido de hierro producida al reaccionar el oxígeno del aire con

el hierro. 

A la representación simbólica de las reacciones se les llama ecuaciones químicas. 

Los productos obtenidos a partir de ciertos tipos de reactivos dependen de las condiciones bajo las que se da la reacción

química. No obstante, tras un estudio cuidadoso se comprueba que, aunque los productos pueden variar según cambien las

condiciones, determinadas cantidades permanecen constantes en cualquier reacción química. Estas cantidades constantes, las

magnitudes conservadas, incluyen el número de cada tipo de átomo presente, la carga eléctrica y la masa total. 

Los tipos de reacciones inorgánicas son: Ácido-base (Neutralización), combustión, solubilización, reacciones redox y

precipitación. 

4.1 Reacción de combinación o síntesis 

La reacción de síntesis o reacción de combinación es aquella en que dos elementos o compuestos reaccionan para generar un

solo producto. 

Algunas reacciones de síntesis se dan al combinar un óxido básico con agua, para formar un hidróxido, o al combinar el óxido de

un no metal con agua para producir un oxi-ácido. 

Ejemplos: 

Na2O(s) + H2O(l) → 2Na(OH)(ac) 

SO3(g) + H2O(l) → H2SO4(ac) 

Otras reacciones de síntesis se dan al combinar un no metal con hidrógeno, para obtener un hidrácido. 

Ejemplo: 

Cl2(g)+ H2(g) → 2HCl(g) 

La oxidación de un metal, también es una reacción de síntesis. 

Ejemplo: 

4Na(s) + O2(g) → 2Na2O(s) 

4.2 Descomposición 

Descomposición Son reacciones químicas en la que una sustancia se descompone en dos o más sustancias de carácter simple o

sencillo. Por ejemplo. 

CaCO3 ------> CO2 + CaO 

Al contrario que en las reacciones de síntesis, los productos son en este caso sustancias más sencillas que los reactivos. 

Ocurre cuando un átomo sustituye a otro en una molécula:

2HgO (s) → 2Hg(l) + O2(g) 

4.3 Sustitución 

Sustitucion simple : En este tipo de reacción, un elemento libre sustituye y libera a otro elemento presente en un compuesto, su

ecuación general es: 

CuSO4 + Fe  ! FeSO4 +     Cu 

En esta reacción un mol de sulfato de cobre con 1 mol de hierro para formar sulfato de hierro y cobre 

Sustitucion doble o doble desplazamiento: Son aquellas reacciones que se dan por intercambio de átomos entre los reactivos 

AB + CD----------------- AC + BD 

Por Ejemplo: 

K2S + MgSO4    ! K2SO4 +    MgS 

En esta reacción 1 mol de sulfuro de potasio reaccionan con sulfato de magnesio para formar sulfato de potasio y sulfuro de

magnesio. 

Es difícil encontrar reacciones inorgánicas comunes que puedan clasificarse correctamente como de doble sustitución. 

4.4 Neutralización 

Una reacción de neutralización es una reacción entre un ácido y una base. Cuando en la reacción participan un ácido fuerte y

una base fuerte se obtiene una sal y agua. Mientras que si una de las especies es de naturaleza débil se obtiene su respectiva

especie conjugada y agua. Así pues, se puede decir que la neutralización es la combinación de cationes hidrógeno y de iones

hidróxido para formar moléculas de agua. Durante este proceso se forma una sal. 

Las reacciones de neutralización son generalmente exotérmicas, lo que significa que desprenden energía en forma de calor. 

Generalmente la siguiente reacción ocurre: 

ácido + base → sal + agua 

Este tipo de reacciones son especialmente útiles como técnicas de análisis cuantitativo. En este caso se puede usar una solución

indicadora para conocer el punto en el que se ha alcanzado la neutralización completa. Algunos indicadores son la fenolftaleína

(si los elementos a neutralizar son ácido clorhídrico e hidróxido de sodio), azul de safranina, el azul de metileno, etc. Existen

también métodos electroquímicos para lograr este propósito como el uso de un pHmetro o la conductimétria. 

Ejemplos: 

* 

* 

4.5 Oxido-reduccion 

Para utilizar éste método es necesario tener en cuenta que sustancia gana electrones y cual los pierde, además se requiere

manejar los términos que aparecen en la siguiente tabla: 

BALANCEO DE ECUACIONES CAMBIO EN ELECTRONES CAMBIO DE NÚMERO DE OXIDACIÓN 

como los procesos de oxido-reducción son de intercambio de electrones, las ecuaciones químicas estarán igualadas cuando el

número de electrones cedidos por el agente oxidante sea igual al recibido por el agente reductor. El número de electrones

intercambiados se calcula fácilmente, teniendo en cuenta la variación de los números de oxidación de los elementos. 

El mecanismo de igualación por el método de oxido-reducción es el siguiente : 

(a) Se escribe la ecuación del proceso.Se determina qué compuesto es el oxidante y el reductor, y qué átomos de estos

compuestos son los que varían en su número de oxidación. 

Mn+4O2-2 +H+1 Cl-1→ Mn+2Cl2-1 + Cl20 +H2+1O-2 

(b) Se calcula el número de oxidación de cada uno de estos átomos, tanto en su forma oxidada como reducida y se procede a

escribir ecuaciones iónicas parciales.Mn+4 + 2e- → Mn+2Cl-1 + 2e- → Cl20 

(c) Se establecen los coeficientes mínimos del oxidante y del reductor, de tal forma que el número total de electrones ganados y

perdidos sea el mismo; para ello multiplicamos en las ecuaciones iónicas el número de electrones por los factores adecuados. 

(d) Se asignan como coeficientes de las sustancias afectadas en la ecuación, los factores que se utilizaron para que el número

de electrones sea igual. 

MnO2 + 2HCl → MnCl2 + Cl2 + H2O 

(c) Por último el balanceo se determina por el método de inspección o ensayo y error. 

MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2 + 2H2O 

EJEMPLO: 

Balancear la ecuación de oxidación-reducción siguiente por el método de la variación del numero de oxidación 

(1) El N sufre una variación en el estado de oxidación de +5 en el NO3 a +2 en el NO. El S sufre un cambio en el número de

oxidación de -2 en H2S a 0 en S. 

(2) El esquema de igualación de electrones es como sigue:N+5 + 3e- → N+2 ( cambio de -3) (2a) 

S-2 → S0 + 2e- ( cambio de +2) (2b) 

(3) Para que el número de electrones ganados sea igual al de los perdidos, se multiplica la ecuación (2a) por 2,y la ecuación (2b)

por 

32N+5 + 6e- → 6N+2 (3a) 

3S-2 → 3S0 + 6e- (3b) 

(4) Por tanto, el coeficiente del HNO3 y del NO es 2, y el del H2S y S es 3. en forma parcial, la ecuación esquemática es la

siguiente; 

2HNO3 + 3H2S → 2NO + 3S (4a) 

(5) Ajuste de H y O. Los átomos de H de la izquierda en la ecuación (4a) ( 2 de HNO3 y 6 del H2S) deberán formar 4H2O en la

derecha de la ecuación. la ecuación final será: 

2HNO3+3H2S → 2NO+3S+4H2O (4a) 

4.6 Aplicación de las reacciones Químicas 

Digestión 

La transformación de los alimentos que ingerimos en nutrientes asimilables por el organismo es un conjunto de procesos

químicos de vital importancia para los seres vivos heterótrofos. Las responsables de la digestión son unas complejas moléculas

llamadas enzimas . Las enzimas son proteínas sintetizadas por el organismo, cuya misión es dirigir y acelerar las reacciones

químicas que deben tener lugar en cada momento. 

Lluvia acida; 

Entendida como cualquier forma de precipitación de pH inferior a 5,6 (el del agua de lluvia no contaminada), se trata de un

problema a escala mundial, que incide sobre todo en las zonas urbanas y muy industrializadas. 

Los combustibles fósiles -procedentes de la degradación de organismos muertos hace millones de años- contienen impurezas de

azufre (S) y nitrógeno (N) en su composición. 

Al producirse la combustión, se generan óxidos de azufre y nitrógeno , que escapan a la atmósfera. Allí, entran en contacto con

el agua, dando lugar a pequeñas cantidades de ácido sulfúrico ácido nítrico , responsables de la acidez de las precipitaciones 

Fotosíntesis 

Este complejo proceso químico es el verdadero motor de la vida tal y como la conocemos. Los ingredientes son la luz, el agua, el

dióxido de carbono y una molécula importantísima: la clorofila. 

La clorofila absorbe parte de la radiación solar. De esta forma, se consigue la energía necesaria para la síntesis de moléculas

más complejas. 

Se inicia entonces una serie de reacciones químicas encadenadas que conducen a la formación de glucosa, almidón, lípidos e

incluso proteínas a partir de agua, dióxido de carbono y sales minerales. Además, otro producto del proceso es el oxígeno,

manteniéndose así el equilibrio en la composición del aire que respiramos. 

Combustibles 

Son la fuente de energía en la que se basan la industria y el transporte. El petróleo y el carbón, llamados combustibles fósiles

por haberse formado hace millones de años, son los responsables del gran desarrollo alcanzado por la sociedad en que vivimos.

Curiosamente, cuando quemamos una sustancia, no estamos interesados en los productos de la reacción (dióxido de carbono y

agua), como es lo habitual, sino en la energía liberada. 

La combustión es un caso particular de un tipo de reacciones químicas llamadas de oxidación-reducción (o redox). Se trata de

una rápida reacción entre la sustancia combustible y el oxígeno del aire, con gran desprendimiento de calor. 

4.7 cálculos estequiometricos 

Es el cálculo de las cantidades de reactivos y productos de una reacción química. 

Definición 

Información cuantitativa de las ecuaciones ajustadas 

Los coeficientes de una ecuación ajustada representan: 

* el número relativo de moléculas que participan en una reacción 

* el número relativo de moles participantes en dicha reacción. 

Por ejemplo en la ecuación ajustada siguiente: 

la producción de dos moles de agua requieren el consumo de 2 moles de H2 un mol de O2. 

Por lo tanto, en esta reacción tenemos que: "2 moles de H2, 1 mol de O2 y 2 moles de H2O" son cantidades

estequiométricamente equivalentes. 

Estas relaciones estequiométricas, derivadas de las ecuaciones ajustadas, pueden usarse para determinar las cantidades

esperadas de productos para una cantidad dada de reactivos. 

Ejemplo: 

¿Cuántas moles de H2O se producirán en una reacción donde tenemos 1,57 moles de O2, suponiendo que tenemos hidrógeno

de sobra? 

El cociente: 

es la relación estequiométrica entre el H2O y el O2 de la ecuación ajustada de esta reacción. 

Cálculos 

Cálculos de moles 

La ecuación ajustada muestra la proporción entre reactivos y productos en la reacción 

de manera que, para cada sustancia en la ecuación se puede calcular las moles consumidas o producidas debido a la reacción. 

Si conocemos los pesos moleculares, podemos usar cantidades en gramos. 

Conversión de moles a gramos: 

Ejemplo: N2 ¿Cuántos moles hay en 14,0 g? 

PM = 14,01 x 2 = 28,02 g/mol 

Cálculos de masa 

Normalmente no medimos cantidades molares, pues en la mayoría de los experimentos en el laboratorio, es demasiado

material. Esto, no es así cuando trabajamos en una planta química 

En general mediremos gramos, o miligramos de material en el laboratorio y toneladas en el caso de plantas químicas 

Los pesos moleculares y las ecuaciones químicas nos permiten usar masas o cantidades molares 

Los pasos son: 

* Ajustar la ecuación química 

* Convertir los valores de masa a valores molares 

* Usar los coeficientes de la ecuación ajustada para determinar las proporciones de reactivos y productos 

* Reconvertir los valores de moles a masa. 

Para la reacción: 

Tenemos un exceso de HCl, de manera que está presente todo el que necesitamos y más. 

Nótese que por cada Ca producimos 1 H2 

1) Calculamos el número de moles de Ca que pusimos en la reacción. 

2) 10 g de Ca son 0,25 moles, como tenemos 0,25 moles de Ca, únicamente se producirán 0,25 moles de H2. ¿Cuántos gramos

produciremos? 

gramos de H2 = moles obtenidos x peso molecular del H2 = 0,25 moles x 2,016 (g/mol) = 0,504 g 

¿Cuántos g de CaCl2 se formaron? También serán 0.25 moles. Y entonces: 

gramos de CaCl2 = moles obtenidos x peso molecular del CaCl2 = 0,25 moles x 110,98 (g/mol) = 27,75 g 

4.7.1 Reacciones oxido-reducción en electroquímica 

La oxidación se define como pérdida de electrones y la reducción es la ganancia de electrones. 

Al reaccionar el cloro y el sodio elementales, cada átomo de sodio pierde un electrón y forma un ion 1+; por tanto, se dice que el

sodio se oxida. Cada átomo de cloro gana un electrón y forma un ion cloruro negativo, y por tanto se reduce. Siempre que un

metal reacciona con un no metal para formar un compuesto iónico se transfieren electrones del metal al no metal; en

consecuencia, estas reacciones siempre son de óxido-reducción y el metal se oxida (pierde electrones) y el no metal se reduce

(gana electrones). 

Ejemplo 1.1 

En las siguientes reacciones identifique el elemento que se oxida y el que se reduce 

a. 2Mg(s) + O2(g) 2MgO(s) 

b. 2Al(s) + 3I2(s) 2AlI3(s) 

Solución: 

a. Se sabe que los metales del grupo 2 forman cationes 2+ y los no metales del grupo 6 forman aniones 2-, por lo que se predice

que el óxido de magnesio contiene iones Mg2+ y O2- Esto significa que en la presente reacción cada Mg pierde dos electrones

para formar Mg2+ y por tanto se oxida. Además cada O gana dos electrones para formar O2- y se reduce. 

El concepto de estados de oxidación (llamados en ocasiones números de oxidación) permite saber qué ocurre con los electrones

en las reacciones de óxido-reducción asignando cargas a los diversos átomos de un compuesto. En ocasiones estas cargas son

aparentes. Por ejemplo, en un compuesto iónico binario los iones tienen cargas que se identifican fácilmente: en el cloruro de

sodio, el sodio es + 1 y el cloro es -1; en el óxido de magnesio el oxígeno es -2 y el magnesio es 

+2; y así sucesivamente. En estos compuestos iónicos binarios los estados de oxidación son 

simplemente las cargas de los iones. 

En un elemento puro todos los átomos son neutros. Por ejemplo el sodio metálico contiene 

átomos de sodio neutros y el cloro gaseoso está constituido por moléculas Cl2, que contienen dos 

átomos de cloro neutros. Por lo tanto un átomo de un elemento puro no tiene carga y se le asigna el estado de oxidación de

cero. 

En un compuesto covalente como el agua aunque no hay iones presentes en 

realidad, es de utilidad asignar cargas imaginarias a los elementos. Los estados de oxidación de los elementos en estos

compuestos son iguales a las cargas imaginarias que se determinan suponiendo que el átomo más electronegativo del enlace

controla o atrae ambos electrones compartidos. Por ejemplo en el enlace O—H del agua se supone, con el fin de asignar estados

de oxidación, que el átomo de oxigeno por ser más electronegativo controla ambos electrones compartidos en cada enlace. Así

el oxígeno completa sus ocho electrones de valencia. 

En efecto, se dice que cada hidrógeno pierde su electrón frente al oxígeno. Así el hidrógeno 

queda con estado de oxidación +1 y el oxígeno con estado de oxidación -2 (el átomo de oxigeno gana formalmente dos

electrones). Prácticamente en todos los compuestos covalentes se asigna al oxígeno un estado de oxidación de -2 y al hidrógeno

un esta do de oxidación de +1. 

Como el flúor es tan electronegativo siempre se supone que controla los electrones compartidos, para completar su octeto de

electrones y se le asigna el estado de oxidación de -1. 

Es decir, para asignar estados de oxidación siempre se supone que el flúor es F- en compuestos covalentes. 

Los elementos más electronegativos son F, O, N y Cl. En general a estos elementos se les asigna un estado de oxidación igual a

la carga del anión (-1 para el flúor, -1 para el cloro, -2 para el oxígeno y -3 para el nitrógeno). Cuando dos de estos elementos se

encuentran en un mismo compuesto se les asignan cargas por orden de electronegatividad, comenzando por el que tiene mayor

electronegatividad. 

F > O > N > C l 

Mayor electronegatividad Menor electronegatividad 

Por ejemplo en el compuesto NO2, como el oxígeno tiene mayor 

electronegatividad que el nitrógeno se le asigna el estado de oxidación -2. Así queda una "carga" total de -4 (2x-2) en los dos

átomos de oxígeno. Como la molécula NO2 tiene carga neutra total N debe ser +4 para equilibrar exactamente la carga de -4 en

los oxígenos. Por tanto en NO2 el estado de oxidación de cada oxígeno es -2 y el del nitrógeno es +4. 

4.7.2 Fuerza electromotriz (FEM) en una celda electroquímica. 

Se denomina fuerza electromotriz (FEM) a la energía proveniente de cualquier fuente, medio o dispositivo que suministre

comente eléctrica. Para ello se necesita la existencia de una diferencia de potencial entre dos 

puntos o polos (uno negativo y el otro positivo) de dicha fuente, que sea capaz de bombear o impulsar las cargas eléctricas a

través de un circuito cerrado. 

A. Circuito eléctrico abierto (sin carga o resistencia) Por tanto, no se establece la circulación de la corriente eléctrica desde la

fuente de FEM (La batería en este caso). 

B. Circuito eléctrico cerrado, con una carga o resistencia acoplada, a través de la cual se establece la circulación de un flujo de

corriente eléctrica desde el polo negativo hacia el polo positivo de la fuente de FEM o batería. 

Existen diferentes dispositivos capaces de suministrar energía eléctrica entre los que podemos citar: 

Pilas o Baterías. Son las fuentes de FEM más conocidas del gran público. Generan energía eléctrica por medios químicos. Las

más comunes y corrientes son las de carbón -zinc y las alcalinas, que cuando se agotan no admiten recarga. Las hay también de

níquel- cadmio (Ni Cd), de níquel e hidruro metálico (Ni-MH) y de ión de litio (Li-ion), recargables. En los automóviles se utilizan

baterías de plomo-ácido, que emplean como electrodos placas de plomo y como electrolito ácido sulfúrico mezclado con agua

destilada. 

Máquinas electromagnéticas. Generan energía eléctrica utilizando medios magnéticos y mecánicos, Es el caso de las dinamos y

generadores pequeños utilizados en vehículos automotores, plantas eléctricas portátiles y otros usos diversos, así como los de

gran tamaño empleados en las centrales hidráulicas, térmicas y atómicas, que suministran energía eléctrica a industrias y

ciudades. 

¿QUÉ ES LA FEM? 

Celdas fotovultaicas o fotoeléctricas. Llamadas también celdas solares, transforman en energía eléctrica la luz - natural del Sol o

la de una fuente de luz artificial que incida sobre éstas. Su principal componente es el silicio (Si). Uno de los empleos más

generalizados en todo el mundo de las celdas voltaicas es en el encendido automático de las luces del alumbrado público en las

ciudades. 

También se utilizan en el suministro de pequeñas cantidades de energía eléctrica para satisfacer diferentes necesidades en

zonas apartadas hasta donde no legan las redes del tendido de las grandes plantas generadoras. Las celdas fotovoltaicas se

emplean también como fuente principal de abastecimiento de energía eléctrica en los satélites y módulos espaciales. Las hay

desde el tamaño de una moneda hasta las del tamaño aproximado de un plato. 

Para obtener una tensión o voltaje más alto que el que proporciona una sola celda, se unen varias para formar un panel. 

Termopares. Se componen de dos alambres de diferentes metales unidos por uno de sus extremos. Cuando reciben calor en el

punto donde se unen los dos alambres, se genera una pequeña tensión o voltaje en sus dos extremos libres. 

Entre algunas de las combinaciones de metales utilizadas para la fabricación de termopares podemos encontrar las siguientes:

chromel-alumel (Ni Cr?-Ni Al?), hierro-constantán (Fe-Cu Ni?), chromel-constantán (Ni Cr-Cu Ni), cobreconstantán (Cu-Cu Ni).

platino-rodio (Pt-Rh), etc. 

Los termopares se utilizan mucho como sensores en diferentes equipos destinados a medir, fundamentalmente, temperaturas

muy altas, donde se hace imposible utilizar termómetros comunes no aptos para soportar temperaturas que alcanzan los miles

de grado. 

Efecto Piezoeléctrico. Propiedad de algunos materiales como el cristal de cuarzo de generar una pequeña diferencia de potencial

cuando se ejerce presión sobre ellos. 

Una de las aplicaciones prácticas de esa propiedad es captar el sonido grabado en los antiguos discos de vinilo por medio de una

aguja de zafiro, que al deslizarse por los surcos del disco en movimiento convierten sus variaciones de vaivén en corriente

eléctrica de audiofrecuencia de muy baja tensión o voltaje que se puede amplificar y oír a un nivel mucho más alto. 

Existe también un tipo de micrófono de cerámica, que igualmente convierte las variaciones de los sonidos que capta en

corrientes de audiofrecuencia que pueden ser amplificadas, transmitidas o grabadas. 

El efecto piezoeléctrico del cristal de cuarzo, por ejemplo, tiene también una función inversa, que es la de vibrar cuando en lugar

de presionarlo le aplicamos una pequeña tensión o voltaje. En este caso la frecuencia de la vibración dependerá del valor de la

tensión aplicada y del área que tenga el cristal sobre el cual se aplica. 

El uso práctico más conocido de esta variante del efecto piezoeléctrico está en los relojes de cuarzo, fijar la frecuencia de

trabajo del microprocesador en los ordenadores, fijar as frecuencias de transmisión de las estaciones de radio, etc. 

El valor de la fuerza electromotriz (FEM) o diferencia de potencial, coincide con la tensión o voltaje que se manifiesta en un

circuito eléctrico abierto, es decir, cuando no tiene carga conectada y no existe, por tanto, circulación de corriente. 

La fuerza electromotriz se representa con la letra (E) y su unidad de medida es el volt (V). En algunos textos la tensión o voltaje

puede aparecer representada también con la letra (U). 

4.7.3 cacluclo de la FEM y potenciales de oxidoreduccion 

Una de las celdas galvánicas más conocidas es la llamada celda Daniell. Consta de dos semiceldas separadas por un vidrio

poroso o puente salino. En una de ellas se coloca un electrodo de cobre y una solución 1 molar de sulfato de cobre, mientras que

en la otra se coloca un electrodo de zinc en una solución 1 molar de sulfato de zinc. Al unir los electrodos mediante un medidor

potencial, se determina que la celda genera un potencial máximo de 1.1 volts, denominado fuerza electromotriz (fem). 

Este valor puede ser calculado con base en las reacciones químicas que tienen lugar en la celda y el potencial 

estándar asociado a estas reacciones. En este caso, los pares son Cu2+/Cu0 y Zn2+/Zn0. 

Un potencial más positivo indica una mayor tendencia de las especies a ganar electrones, esto es, a reducirse. En cambio, a

medida que un potencial es más negativo (o menos positivo) se tiene una mayor tendencia a la oxidación, o sea a la pérdida de

electrones. De acuerdo a lo anterior, se puede afirmar que las reacciones en la celda Daniell seran: 

Cu2+ + 2e- Cu0 Zn0 - 2e- Zn2+ 

La fem de una celda se calcula mediante la relación: 

fem = Potencial más positivo — Potencial más negativo, sin cambiar nunca los valores reportados en la tabla a menos que las

condiciones de concentración, presión o temperatura sean diferentes a las estándar.

4.7.4 Electro depósito (calculo de electro depósito) 

La galvanoplastia o electroplateado es el proceso basado en el traslado de iones metálicos desde un ánodo a un cátodo en un

medio líquido, compuesto fundamentalmente por sales metálicas y ligeramente acidulado. 

Desde el punto de vista de la física, es la electrodeposición de un metal sobre una superficie para mejorar sus características.

Con ello se consigue proporcionar dureza, duración, o ambas. 

Otra de las importantes aplicaciones de la galvanoplastia es la de reproducir por medios electroquímicos objetos de muy finos

detalles y en muy diversos metales. 

Proceso Electroquímico 

El proceso puede resumirse como el traslado en forma de iones metálicos desde un ánodo (carga positiva) a un cátodo (carga

negativa) a través de un medio líquido (electrolito), compuesto fundamentalmente por sales, como resultado de aplicar una

corriente eléctrica en un dispositivo o reactor que constituye un circuito eléctrico.

La galvanoplastia es un proceso mediante el cual se recubre un objeto con un metal, gracias al paso de una corriente eléctrica

por una celda electroquímica. Es un depósito de una capa metálica sobre un material no metalico. 

Un electro deposito se puede obtener bajo las siguientes caracteristicas: 

1. uniformidad de deposito 

2. brillo 

3. dureza 

4. rugorosidad 

5. adherencia 

6. no adherencia 

7. quemado 

para un buen deposito electrolitico es importante la limpieza. Las sustancias a eliminar son: 

1. oxidos y productos de corrosión 

2. sustancias organicas ( grasas y aceites) 

3. astillas metalicas. 

4.7. 5 Nano química 

Los químicos han aprendido cómo controlar el tamaño y la forma de una gran variedad de materiales a escala molecular. Así, a

través de estrategias denominadas "de abajo a arriba" (Bottom-Up) han sintetizado materiales moleculares y polímeros que

presentan propiedades físicas de extraordinario interés. La nanoquímica constituye una herramienta de valor incalculable para

la elaboración de máquinas moleculares artificiales. El químico pronto podrá proveer a los físicos del estado sólido y a los

ingenieros electrónicos de "pequeñas piezas" (sistemas autoensamblados) que podrán utilizarse como "ladrillos" a escala

molecular para la construcción de dispositivos electrónicos y electro-ópticos, miniaturizados con respecto a los actualmente

utilizados. 

Durante los últimos años la química ha evolucionado hacia un modelo multidisciplinar que ha llevado a la fusión de los campos

clásicos, representados por la química orgánica, la química inorgánica, la química-física, la química analítica y la química teórica.

Por otra parte, se han desarrollado extraordinariamente las interfases entre la química y otras áreas científicas como la física, la

biología y la ciencia de materiales. Campos relativamente nuevos como la química supramolecular, los materiales moleculares y

los polímeros funcionales, entre otros, son aportaciones de la química a disciplinas emergentes englobadas dentro del término

nanociencia. 

Los términos “Nanociencia” o “Nanotecnología” hacen referencia al desarrollo científico y tecnológico que se viene produciendo

en las últimas dos décadas, y que ha permitido la construcción y manipulación de materiales en la escala del nanometro. La

nanotecnología trata con estructuras y sistemas que poseen tamaños desde 1 a 100 nanometros. Todo este desarrollo promete

un impacto social y económico mayor en varios órdenes de magnitud que el proporcionado por la tecnología “submicrométrica”,

que es la base de la electrónica moderna y de las amplias capacidades de telecomunicación que existen actualmente. 

La nanociencia se puede definir como el conjunto de conocimientos y metodologías dirigidos a fabricar, estudiar y caracterizar

estructuras funcionales dentro del rango de los nanometros. Esto incluye el análisis de propiedades químicas, estructurales,

mecánicas, eléctricas, ópticas o magnéticas, el estudio de las interacciones con otras nanoestructuras, su interacción con ondas

electromagnéticas,etc. 

MATERIALES MOLECULARES Y POLÍMEROS FUNCIONALES 

Los materiales moleculares y polímeros que presentan “propiedades no convencionales” 

(fundamentalmente propiedades eléctricas, ópticas o magnéticas) han sido objeto de atención por parte de una amplia

comunidad científica internacional durante las últimas tres décadas. Este interés se basa en las potenciales aplicaciones que

estos materiales pueden tener en áreas tan diversas como la química, la biología, la física o, en general, la ciencia de

materiales. Se trata pues de un campo altamente interdisciplinar cuyo progreso ha dependido, en gran medida, de las

interacciones entre disciplinas fundamentales. 

Los materiales moleculares están constituidos por unidades moleculares, las cuales pueden ser sintetizadas aisladamente, y

organizadas posteriormente en algún tipo de fase condensada capaz de presentar propiedades físicas no convencionales. 

CONCLUSIÓN 

La nano química se está desarrollando de manera espectacular, y no cabe duda que podrá 

Proveer en un futuro próximo a los tecnólogos de una generación de materiales funcionales e innovadores, los cuales

encontrarán aplicación en nanoelectrónica, fotónica, almacenamiento de información y en la construcción de nuevas

generaciones de ordenadores, entre otras. La revolución que se avecina está comenzando por logros sencillos.