unidad 1

CURSO DE QUIMICA:

El método científico es un modo natural, ordenado, racional y sistemático de obtener el conocimiento. Este modo comienza con la observación de un fenómeno, continúa con la formulación de hipótesis que intentan explicar lo observado, prosigue con los experimentos que permiten confirmar y descartar las hipótesis. Como resultado de las actividades descritas se obtienen conocimientos particulares que se expresan mediante las leyes científicas . Una visión más general de un tema sostenida por varias leyes se denomina teoría.

Los Sistemas Materiales
          El Estudio de los Sistemas materiales debe relacionarse fundamentalmente con aspectos estructurales y propiedades de la materia.
          El aspecto estructural fundamental es el carácter discontinuo, corpuscular o particulado de la materia que se manifiesta en fenómenos de difusión y cambios de estado físico.
               
Modelo Estructural Molecular de las Sustancias Puras
1 .- Un cierto tipo de partículas, llamadas moléculas, invisibles y que poseen cualidades que veremos a continuación, nos permiten comprender el concepto de Sustancia Pura.
2.- Una Sustancia Pura es un conjunto de moléculas idénticas, de igual tamaño, masa, y forma. 
Podemos así también inferir una definición de molécula:  La menor porción material en que se puede presentar una Sustancia Pura.
3.- Las moléculas tienen la cualidad del movimiento, poseen Energía Cinética que es proporcional a la temperatura y además se atraen entre sí mediante fuerzas de atracción intermoleculares que son de naturaleza eléctrica..
4.- En los cambios de tipo físico, que para las sustancias puras ocurren a temperaturas bien definidas, las moléculas permanecen inalteradas y por ello a este tipo de cambios se les denomina comunmente reversibles.

Las Sustancias Puras y las propiedades
           Los cambios de tipo físico de una sustancia pura nos muestran la necesidad de considerar el aspecto propiedades de los sistemas materiales. Esto es, si bién se trata del mismo tipo de moléculas , las propiedades (color, densidad, viscosidad, temperatura, etc. ) del sólido difieren de las del líquido y éste de las del gas.
           El aspecto propiedades de los sistemas materiales se enfrenta con el concepto de Fase.
           Una Fase es una porción de materia que posee idénticas propiedades, tanto físicas como químicas, en toda su extensión. En consecuencia los cambios de estado físico son cambios de Fase. Entonces una Sustancia Pura puede ser una fase sólida o una fase líquida o una fase gaseosa dependiendo de la temperatura a la que se encuentre.    Durante el cambio de estado coexisten dos fases a la temperatura de la transición correspondiente.
            A una determinada presión y a una determinada temperatura,  una Sustancia Pura puede presentar coexistencia (existencia simultánea) de tres fases como  representa el gráfico a continuación.

TECNICAS DE SEPARACIÓN DE SUSTANCIAS PURAS DESDE SISTEMAS HOMOGENEOS
DESTILACIÓN

                                                                      Rotavapor . 
                    El Rotavapor permite la destilación  a presión reducida o ligero vacío, de esta forma se logra una disminución de la temperatura de ebullición del solvente. Esta modalidad es conveniente cuando se desea evitar que los solutos de origen biológico se "desnaturalicen " o deterioren por excesivo calentamiento.

EXTRACCIÓN POR SOLVENTE

                 El soluto es extraído del solvente original por  un solvente extractor, inmiscuible con el primero,  y que disuelve mejor al soluto

 LAS SUSTANCIAS PURAS
EL CAMBIO QUÍMICO Y LAS LEYES FUNDAMENTALES
                   Sabemos que una Sustancia Pura es un sistema formado por un tipo de moléculas características para esa Sustancia, es decir de tamaño, masa y forma bien definidas.  Cuándo las Sustancias Puras reciben energía mayor que la necesaria para que acontezcan los cambios físicos sus moléculas se modifican, variando el tamaño, la masa y la forma, es decir se transforman en moléculas o Sustancia Puras distintas de las iniciales. En estos casos ha ocurrido un Cambio Químico o Reacción Química.
                                                                       Cambio Químico

            Sustancia (s) Pura (s) Inicial (es)                 ------>             Sustancia (s) Pura (s) Final (es)

                   Molécula (s) Inicial (es)                       ------>                    Molécula (s) Final (es)
                         Reaccionante (s)                           ------>                            Producto (s)

                  Se observa que algunas moléculas se rompen en fragmentos o degradan con relativa facilidad, finalmente se llega a fragmentos o moléculas muy resistentes a la ruptura o degradación. Estas últimas sustancias de difícil ruptura o degradación se consideran fundamentales y se les denomina Elementos y con ellas se formarían aquellas más complejas y que se les denomina Compuestos.    Una definición precisa de estos conceptos surge cuando se aclaran aspectos estructurales de las moléculas.
Ley de la Conservación de la Materia (Lavoisier)
                    En un cambio químico la masa de los reaccionantes es igual a la masa de los productos.
Ley de las Proporciones Definidas ( Proust)
                    La proporción en que los elementos se combinan para formar compuestos es definida o constante no importando la procedencia del compuesto.
Ejemplo     El sulfuro de plomo es un compuesto (negro) formado por los elementos plomo ( plomo) en 86,4% y azufre ( amarillo) en 13,6 %. Esto significa que por cada 100 g. de sulfuro de plomo 86,4 g. corresponden a plomo y 13,6 g. a azufre.
Así, si colocamos en un crisol para hacer reaccionar y calentamos:
0,864 g de plomo y 0,136 g de azufre se formará 1 g. de sulfuro de plomo.

   Y, si colocamos en un crisol para hacer reaccionar y calentamos:
   1,0 g de plomo y 0,136 g de azufre se formará 1 g. de sulfuro de plomo y sobrarán 0,136 g de Plomo 
   que no logran combinarse.
               Puesto que el sulfuro de plomo es una Sustancia Pura, debe estar formado por moléculas iguales. Además en todas ellas deben estar los elementos plomo y azufre en la misma proporción que se observa en las muestras macroscópicas. Aquí aparece la noción "porción definida de un elemento"
Ley de las proporciones Múltiples (Dalton)
               Los pesos de un elemento que se combinan con una cantidad fija de un segundo elemento cuando se forman dos o más compuestos están en relación de números enteros.
Ejemplo:         Peso de hidrógeno combinado con 1 g de nitrógeno en amoníaco           3
                       ________________________________________________  =  _______
                      Peso de hidrógeno combinado con 1 g de nitrógeno en hidrazina             2

                                                    La ley y su implicancia a nivel molecular
                Esta vez el concepto " porción definida de un elemento" se refuerza fuertemente y conduce al concepto definido de atomo
MODELO ATÓMICO
Las leyes fundamentales recién estudiadas demuestran que las moléculas a su vez están formadas por otras partículas aún más pequeñas. Estas nuevas partículas se denominan átomos y deben poseer las siguientes cualidades:
1.- Los átomos son partículas, que mediante fuerzas denominadas enlace químico, se unen para formar las moléculas.
2.- Cada elemento tiene un átomo característico, es decir , de tamaño y masa determinados. Existen tantos tipos de átomos como de elementos. ( Los Elementos son aquellas Sustancias que mediante Símbolos se presentan en el Sistema Periódico)
3.- Si los átomos se presentan solitarios, o bien unidos del mismo tipo, se trata de moléculas de un Elemento.
     Si los átomos se presentan unidos, de distinto tipo, se trata de molécula de un Compuesto.
4.- Un Cambio Químico es un reordenamiento de átomos
                   
LOS ELEMENTOS Y LOS COMPUESTOS
                   Con esta visión más profunda de los aspectos estructurales de la materia (modelo atómico) se comprenden  categorias aún mas finas de los sistemas materiales, esta vez en relación a las SustanciasPuras.
                           
Análisis de Sustancias Puras
El análisis de Sustancias Puras corresponde al denominado Análisis Químico.
Análisis Químico Cualitativo  Este comprende la separación e identificación de los elementos que forman un compuesto. 
 Análisis Químico Cuantitativo  Este comprende la medición de la cantidad de cada uno de los elementos que forman el compuesto. 

                                                                 SUSTANCIA PURA

                                     ELEMENTOS                                              COMPUESTO 
                  Inevitablemente para separar elementos desde los compuestos hay que recurrir a reacciones. El método más importante para separar elementos de su compuesto es la electrólisis.

                                                      Obtención de Cloro y Sodio a partir de Cloruro de Sodio por electrólisis.
                   También son utiles la formación de sales insolubles o precipitados y la formación de complejos.
NOMENCLATURA QUIMICA Y EJEMPLOS
Un átomo de un Elemento se representa por su Símbolo

         

Un átomo de cobre se representa por su Cu

 Un átomo de oxígeno se representa por O

Un átomo de hidrógeno se representa por H 

Una molécula de una Sustancia Pura se representa por su Fórmula

Una molécula de Oxido de Cobre (I) se representa por Cu₂O

      El número de átomos del elemento se indica con un subíndice después del Símbolo y se llama Atomicidad.
Un reordenamiento de atomos de un cambio Químico se representa por su Ecuación

Un reordenamiento de atomos de la formación del hidróxido de cobre (I) se representa por
                                                          Cu₂O + H₂O = 2 Cu OH
        El número de partículas idénticas se indica delante de la fórmula con el Coeficiente Estequiométrico

Algunas características de agrupación de los átomos al formar moléculas se indican  usando paréntesis.

                                         Cu(OH)₂                         CuO₂H₂              

¿Porqué esa relación de volumenes? ¿Cuál es la fórmula de las moléculas de esas sustancias?
HIPOTESIS O PRINCIPIO DE AVOGADRO

  Amadeus Avogadro                 En volumenes iguales, de cualquier gas, medidos en iguales 
                                                    condiciones de P y T existe igual número de moléculas.
La Presión que ejercen las moléculas al chocar con las paredes del recipiente depende:
   1) de la magnitud de los Impactos = masa x velocidad  
(relacionable con la Energía Cinética = 1/2 masa x velocidad ²  y  proporcional a la temperatura) 
   2) del número de Impactos ( proporcional al número de moléculas)
Avogadro razona:
Si las temperaturas son iguales, las magnitudes de los impactos son iguales (m v = m’v’,  la molécula liviana se mueve rápido y la pesada se mueve lento)  y si las presiones son iguales, el número de Impactos ( número de moléculas) son iguales.
                      Aplicando el Principio de Avogadro recién enunciado a lo observado por Gay Lussac según  los ejemplos ya entregados se concluye que los volumenes de reaccionantes y productos observados se explican mediante las siguientes proposiciones de reordenamientos:  

                                                   2 H ₂ + O ₂ = 2 H ₂ O

                                                   H ₂ + Cl ₂ = 2 H Cl
                        La Hipótesis de Avogadro no sólo explica los experimentos de Gay Lussac y permite conocer la fórmula de las moléculas de gases simples, sino que permite, pesando volumenes iguales de diferentes gases medidos en iguales condiciones de P y T donde hay igual número de átomos, establecer la primera relación de masas de los diferentes átomos.

                               











                         Primeras escalas de Pesos Atómicos o Pesos relativos.

                       Estos pesos permitieron las relaciones de la Ley de las Proporciones Recíprocas, que junto a otras reglas, permitieron conocer la masa relativa de otros átomos como los de elementos metálicos.
                       Avogadro, cuando presentó su hipótesis en 1811, era un joven desconocido y su aporte no fue reconocido sino hasta el 1858 cuando la fuerza de lo verdadero se impuso. Medio siglo de masiva dependencia intelectual y carencia de espíritu crítico, situación incomprensible e inaceptable entre quienes se supone hacen la Ciencia.

unidad 2 y 3

    ESTUDIO DE LOS ATOMOS
La materia y la Electricidad
                           Diferentes experimentos demuestran la existencia de dos tipos de electricidad, se les denomina la positiva y la negativa. Si dos cuerpos poseen igual tipo de carga se repelen en tanto que si tienen cargas de distinto signo se atraen.                        
  En sus experimentos de electrólisis, Faraday determinó la proporcionalidad entre la cantidad de sustancias transformadas y la cantidad de electricidad empleada. Surge la noción que la corriente eléctrica es un flujo de partículas que se les llamó electrones.
                            Thompson demuestra experimentalmente, con el tubo de rayos catódicos la existencia de los electrones.

                                           Tubo de rayos catódicos
                    Los electrones resultan ser partículas de carga eléctrica negativa cuya razón:
     Carga      
_________________   =         _1,76 . ₁₀ 8    (Coulomb / gramo)
     Masa                  
 Millikan determina la carga eléctrica del electrón en su clásico experimento de la gota de aceite.

                                         Experimento de la gota de aceite de Millikan
        Así la carga del electrón se establece en 1,6 ^. 10 ^-19 coulomb  y su masa en   9,1^. 10 ^–28 gramos.
 LAS PARTICULAS INTRATOMICAS FUNDAMENTALES
        Rutherford, bombardea una lámina de oro, con rayos a ( partículas "pesadas", cargadas positivamente)
     Dispersión de los rayos a por lámina de oro
                         Rutherford concluye que la lámina de oro es prácticamente vacía, o mejor, el átomo de oro concentra toda su masa en un núcleo de carga positiva de volumen muy pequeño en relación al volumen atómico total.        
                          Comprende la presencia en el núcleo del átomo, de los protones, partículas cargadas positivamente y de masa mayor que la del electrón y que ya habían sido detectadas con el tubo de Thompson. También se comprende la presencia en el nucleo de los neutrones, partículas de igual masa que el protón pero sin carga eléctrica.
El nucleo, por la presencia de los protones, tiene carga positiva y por esta razón atrae los electrones (cargas negativas) que giran a su alrededor en órbitas semejantes, en una primera aproximación  a las órbitas planetarias del sistema solar.
NOMENCLATURA PARA SISTEMAS ATOMICOS Y SUS MODIFICACIONES.

NUMERO MÁSICO      CARGA ELÉCTRICA  O ESTADO DE OXIDACIÓN                         A                    CARGA                               
                             SÍMBOLO                                                                                           S
NÚMERO ATÓMICO                   ATOMICIDAD                                                               Z                          X

DEFINICIONES
NÚMERO ATÓMICO = NÚMERO DE PROTONES = Z
NÚMERO MÁSICO = NÚMERO DE PROTONES + NÚMERO DE NEUTRONES = A
CARGA ELECTRICA = NÚMERO DE PROTONES - NÚMERO DE ELECTRONES

ISOTOPOS E ISOBAROS

Isótopos son átomos de igual Z pero distinto A.
Isobaros son átomos de distinto Z pero igual A

1 unidad de masa atómica, 1 (u.m.a.), equivale a 1/12 de la masa del átomo de ¹²C.
1 unidad de masa atómica  prácticamente coincide con la masa de un protón o de un neutrón.
                                              1 (u.m.a.) = 1, 67 ^. 10 ^{- 24} ( g ).
 LA ENVOLTURA DE LOS ATOMOS
                   La determinación de la disposición de los electrones alrededor del nucleo atómico ha sido un inmenso logro de científicos de las Matemáticas, la Física y la Química. Los resultados de las investigaciones muestran aspectos sorprendentes de la naturaleza de la materia y la energía. Estos aspectos, en relación al atomo,  permiten fundamentalmente la comprensión del comportamiento químico de las sustancias.
MAGNITUDES Y CUALIDADES DE LAS ONDAS

                                                                                               

A = Amplitud de la onda (La mayor oscilación respecto de la posición de equilibrio)
c = velocidad de propagación de la onda ( cm/ seg)
l = longitud de onda ( lambda) desplazamiento del frente de onda en un ciclo (cm)
T = Período ( tiempo de un ciclo ) (seg)
n = frecuencia ( nu ) = 1/T seg ^–1 = ciclos/seg = Hertz
Ecuación fundamental l = c T
                                                                           _
:. l = c / n               :. n = c / l                          :. n = 1 / l (N° de ondas ) cm ^-1
                          Un fenómeno inherente a la naturaleza de las ondas es la interferencia. Es decir, si las ondas se encuentran en fase se suman sus amplitudes, en cambio si las ondas están desfasadas se anulan mutuamente y la amplitud de la onda resultante puede ser nula.
                         El fenómeno de la difracción de las ondas es una clara manifestación de la propiedad de interferencia de las ondas. Los ribetes de claridad y oscuridad que acompañan la sombra de los bordes de la hoja de afeitar son consecuencia del fenómeno de la difracción y prueban la naturaleza ondulatoria de la luz.
ECUACIÓN DE MAX PLANCK   
                                         ENERGÍA DE UN FOTÓN = h  n 
                                   h = Constante de Planck = 6,62 10 ^-27 erg. seg

ECUACION ONDA PARTÍCULA DE SCHRODINGER

Ecuación diferencial de 2° orden para sistemas onda partícula, en tres dimensiones e independiente del tiempo donde:
h = constante de Planck,
y = Amplitud de la onda,
 m = masa dela partícula
x,y,z = coordenadas de posición,
V(x,y,z ) = Energía Potencial,
E = Energía de la partícula

Resolver la ecuación es, lograr por integración, expresiones para:
 y = f (x,y,z) ;                  E = g (x,y,z)

 y ²  _a  Probabilidad de encontrar la partícula en x,y,z
El encontrar, mediante el cálculo, las zonas de alta probabilidad de encontrar la partícula equivale a determinar los orbitales.
   ORBITAL
                ZONA DE ALTA PROBABILIDAD DE ENCONTRAR UNA PARTÍCULA
 LOS NUMEROS CUANTICOS, SU SIGNIFICADO,
SUS VALORES Y REGLAS DE COMBINACIÓN
n = Número cuántico principal.
Se asocia al tamaño y energia de los orbitales
¿Cuántos valores?           infinito
¿Cuáles?         1,2 3,4,..............a         ( Es el mismo n del átomo de Bohr)

l = Número cuántico secundario
Se asocia al tipo o forma de los orbitales
¿Cuántos valores?               n
¿Cuáles?              0,     1,     2,      3, .........(n-1)
                            s     p      d       f             
Cada uno de los cuatro primeros valores se asocian  respectivamente a las letras que se indican. 
m = Numero cuántico magnético.
Se asocia con la orientación espacial de los orbitales
¿Cuántos valores?               2l +1
¿Cuáles?     - l,   - ( l-1 ), .... -1,  0,  1, ......+ ( l-1 ),  +  l

s = Numero cuántico de spín electrónico.
Se asocia al giro del electrón sobre su eje
¿Cuántos valores?              2
¿Cuáles?                                                         - 1 / 2 ,       + 1 / 2

                                                                                         

GRAFICO RESUMEN

                     Diagrama para llenado electrónico, orbitales disponibles y en orden de energía creciente

unidad 4 ,5 y 6

 PROPIEDADES PERIODICAS DE LOS ELEMENTOS

CUADRO PERIÓDICO   

PROPIEDADES PERIODICAS DE LOS ELEMENTOS
                    La repetición de las configuraciones electrónicas y la consiguiente conformación de un sistema de períodos y grupos es el fenómeno de carácter periódico más relevante. Sin embargo, hay otras propiedades atómicas importantes afectadas de carácter periódico.


El RADIO ATOMICO (R.A.)
Es la distancia entre el núcleo del átomo y el electrón periférico.
El siguiente gráfico muestra elocuentemente la variación periódica del Radio Atómico al avanzar el Número Atómico en los elementos. Se observa que los picks de mayor Radio Atómico corresponde a los metales alcalinos.
     El RadioAtómico disminuye "suavemente" al Aumentar Z en un Período. Si bién los electrones están similar orbital, la carga positiva del nucleo se incrementa ejerciendo progresivamente mayor atracción sobre los electrones. Se muestra la situación observando los electrones periféricos (dibujados en amarillo) en orbitales 2p para elementos del 2° Período. Radio Atómico aumenta "bruscamente" al aumentar Z en un Grupo o familia. Los electrones periféricos se encuentra en un orbital del mismo tipo pero en el nivel siguiente. Para comprender la situación hay que recordar que, por un lado, el radio de la órbita en el átomo de Bohr o volumen del orbital en el átomo de Hidrógeno es proporcional al cuadrado de n. Por otro lado, también hay que tener presente que el aumento de Z significa mayor atracción sobre los electrones.  Predomina el primer efecto pero atenuado por el segundo factor.

               Los iones son atomos cargados eléctricamente que resultan de ganar o perder electrones.El Radio de lo iones es diferente al de los atomos neutros. Los iones negativos ( ganan electrones) son de mayor Radio, en cambio los positivos, ( pierden electrones) son menor Radio.
Diagrama de radios atómicos y radios iónicos

                                 tomado del Merrill Química (Smoot,Price,Smith pág 183 )

                  Las estructuras isoelectrónicas, son iones positivos o negativos o bien átomos neutros que poseen igual configuración electrónica ( igual número de electrones ). Puede pensarse, que por ésta razón, el Radio de las estructuras isoelectrónicas debe ser el mismo. No es así, pues, al igual que acontece con la disminución de los radios en un Período, la carga positiva en el nucleo es diferente.   A mayor Z menor Radio.
EL POTENCIAL DE IONIZACIÓN ( P . I .)

              Es la Energía que se necesita para arrancar el electrón periférico a un átomo neutro libre.

                  A ⁰ _(g)   +   POTENCIAL DE IONIZACIÓN    =   A^{+ 1} _(g)   +        e-


              Mientras más cercano al nucleo, el electrón periférico es atraído con mayor fuerza y viciversa. En consecuencia la magnitud de la Energía de Ionización se comporta en forma inversa a la del Radio Atómico.


LA ELECTROAFINIDAD ( E . A .)


                     Es la Energía que se libera cuando un átomo libre y neutro capta un electrón .

                      A ⁰ _(g)      +      e-      = A^-1 _(g)         +     ELECTROAFINIDAD

               Mientras más cercano al nucleo, el electrón periférico es atraído con mayor fuerza y viciversa. En consecuencia la magnitud de la Electroafinidad se comporta en forma inversa a la del Radio Atómico .
                       No cuenta para los gases nobles


LA ELECTRONEGATIVIDAD ( E. N.)

                      La Electronegatividad es una magnitud que engloba tanto al P.I como a la E.A. y, en consecuencia, es proporcional a ambas. De la misma forma que las magnitudes anteriores se comporta en forma inversa al Radio Atómico
                      Mide la tendencia a formar iones negativos o bien la capacidad de atraer electrones.
                      La electronegatividad máxima es la del Fluor  e igual a 4.   No cuenta para los gases nobles.

LA ELECTROPOSITIVIDAD   ( E . P .)

La Electropositividad es una magnitud de sentido inverso de la E. N.
Mide la tendencia a formar iones positivos o bien la capacidad de perder, ceder o repeler electrones. 

Tampoco cuenta para los gases nobles

    LA FORMACIÓN DE LOS IONES

                  Las propiedades periódicas recién estudiadas y sus variaciones en el ordenamiento del Sistema Periódico apuntan a un hecho de singular importancia para el comportamiento químico de los distintos elementos. Esta es la situación de estabilidad, sinónimo de baja energía, de los sistemas electrónicos de los gases nobles. Estos sistemas tienen sus orbitales comprometidos, completos de electrones. La circunstancia que las moléculas de gases nobles son monoatómicas son la prueba de tal estabilidad, es decir, los átomos de los gases nobles no realizan intercambios  electrónicos ni para formar iones ni para unirse con otros átomos pues sus configuraciones electrónicas son estables.
                   Tal concepto es reafirmado y a la vez explica el comportamiento de los átomos de los otros elementos. Estos realizan transferencias electrónicas para formar iones o formar moléculas de  tal forma de alcanzar la configuración electrónica del gas noble más cercano.  El tener niveles o subniveles electrónicos completos de electrones caracteriza el comportamiento de intercambio  electrónico de los átomos de los distintos elementos.
                   Es así que los atomos ganan o pierden determinadas cantidades de electrones para  completar niveles o subniveles alcanzando ciertas cargas eléctricas o estados de oxidación.
                   A continuación se señalan los estados de oxidación para átomos de elementos de presencia                   más corriente en un ordenamiento de grupos que, en parte, recuerda al del Sistema Periódico.
  H ^+1 (-1)                                                                                                                                               He⁰
  Li ⁺¹      Be ⁺²                     B⁺³       C ^-4+2+4       N ^{–3 (+1)+3 (+4)+5}     O ^–2                   F ^-1                              Ne⁰
  Na⁺¹     Mg⁺²                     Al⁺³     Si ^-4+2+4       P ^–3+3+5                S ^–2+2+4+6         Cl ^-1+1+3+5+7          Ar⁰
  K ⁺¹       Ca ⁺²                                                                                                                                              Br ^-1+1+3+5+7          Kr⁰
  Rb⁺¹        Sr ⁺²                                                                                                                                                 I ^-1+1+3+5+7            Xe⁰
  Cs⁺¹      Ba ⁺²           Cr⁺³⁺⁶      Mn ^+2+4+6+7     Fe ⁺²⁺³      Co⁺²     Ni ⁺²   Cu ^{(+1) +2}     Zn ⁺²                   Rn⁰
  Fr ⁺¹      Ra ⁺²          Hg ⁽⁺¹⁾⁺²   Cd ⁺²            Ag⁺¹         Au ⁺¹⁺³     Pb ⁺²⁺⁴          Sn⁺²⁺⁴

                  LA FORMACION DE LAS MOLECULAS
                    La formación de los iones o bién alcanzar ciertos estados de oxidación hay que observarlo como un proceso asociado entre distintos átomos y que conduce a la formación de las moléculas de las diferentes Sustancias Puras. Las fórmulas (atomicidades) de aquellas moléculas puede deducirse  teniendo en cuenta el estado de oxidación de los iones estabilizados y fundamentalmente la necesidad que la estructura molecular resultante sea eléctricamente neutra. La atomicidad de un elemento se obtiene tomando en primer término el valor absoluto del estado de oxidación del átomo del otro elemento y viciversa,  luego aquellas atomicidades se simplifican, de ser posible, llegándose a las definitivas.
   TIPOS DE COMPUESTOS FUNDAMENTALES

SU OBTENCIÓN FORMAL Y DENOMINACIÓN ACTUAL Y ANTIGUA

OXIDOS METALICOS
                           M ⁰   +    O ⁰ ₂            ^________ >       M ^+m ₂   O ^–2_m
                                                                                                   
Ejemplos:                 Cu ⁺¹₂   O ^–2        Oxido de cobre I ,             antes Oxido cuproso
                                Cu ⁺² O ^–2           Oxido de cobre II ,            antes Oxido cúprico

<sup>OXIDOS NO METALICOS ( antes ANHIDRIDOS)

                           N 0    +    O 0</sup> ₂       ^{_________>           N +n}₂ ^O –2_n

Ejemplos:          C ⁺² O ^–2          Oxido de carbono II ,        antes Anhidrído carbonoso
                        C ⁺⁴ O ^–2₂        Oxido de carbono IV,        antes Anhidrído carbónico
                     Como se puede observar, la denominación antigua que es muy persistente,       depende del Número de Oxidación con que interviene el elemento. Esta nomenclatura usa prefijos y terminaciones alrededor de la raíz del nombre del elemento de acuerdo al número de estados de oxidación que posee el elemento y a la posición, entre éstos, del número de oxidación en uso. 
Así:
Número de estados     1                  2                           3                              4
de Oxidación
                                                                         hipo ------ oso         hipo ------ oso
                              -------          ------oso                    ------ oso                ------ oso
                                                -------ico                     ------ ico                 ------ ico
                                                                                                          per ------ ico
------- = raíz del nombre del elemento    

LOS HIDRÓXIDOS (OXIDO METALICO+ AGUA)

                        M ^+m₂ O ^-2_m    +      m H⁺¹₂ O^-2        =        2 M^+m ( O^-2 H⁺¹)_m
Ejemplo:
          Al ⁺³₂ O ^-2₃          +     3 H⁺¹₂ O^-2      =      2 Al⁺³ ( O^-2 H⁺¹)₃              (   Al ( OH)₃ )

            Oxido de Aluminio                                           Hidróxido de Aluminio

LOS OXACIDOS ( OXIDO NO METALICO + AGUA)

                           N ⁺ⁿ ₂ O ^-2_n     +       H⁺¹₂ O ^-2      =      H⁺¹₂ N⁺ⁿ₂ O^-2_n+1
Ejemplo:
             S⁺⁶ O^-2 ₃       +        H⁺¹₂ O^–2      =      H⁺¹₂ S⁺⁶ O^-2₄          (   H₂ S O₄ )
            ^{Anhídrido Sulfúrico                                                     Acido Sulfúrico}

LOS HIDRACIDOS (HIDROGENO +NO METALES)
                               n H ⁰₂     +     N ⁰₂       =        2 H⁺¹_n N ^{– n}
Ejemplo:
                   n H ⁰₂       +     S ⁰₂       =         2 H⁺¹₂ S ^{– 2}                  (  H₂ S )
                                                         Acido Sulf hídrico
^{LOS ACIDOS Y LAS BASES}
                       Mejor que un nuevo tipo de compuestos habría que señalar que son compuestos  que poseen una propiedad relacionada a la reacción de disociación del agua y a los iones que allí  son liberados:
                                                         H₂O
                                     H₂O              =              H ⁺            +         OH ^{–
                                                                    ión hidrógeno      ión hidroxilo}

 ^{EL ENLACE QUIMICO}

                     El enlace químico es la fuerza que une a los atomos para formar las moléculas.

                     Como ya se ha dicho es un proceso de estabilización por interacciones electrónicas donde cada átomo trata de alcanzar la configuración electrónica del gas noble más cercano. Por lo general los gases nobles tienen 8 electrones de valencia, de allí se acostumbra a decir que el enlace químico se forma cumpliendo la "regla del octeto".

                     La energía de estabilización se denomina  también la energía de enlace y corresponde además de la energía liberada cuando se forma el enlace a la energía necesaria para romper el enlace.   

    Aquí es conveniente repasar el concepto de electrones de valencia y su representación mediante la notación de Lewis.

          Los electrones de valencia son aquellos que se encuentran en los orbitales de mayor número cuántico  principal más aquellos que están en orbitales con el número cuántico principal anterior al mayor a condición de estar incompletos.

TIPOS DE ENLACES Y POLARIDAD DE LOS ENLACES

Existen dos mecanismos para cumplir la regla del octeto.

a.      ENLACE IONICO. Cesión de electrones, de parte de un átomo fuertemente electropositivo a otro fuertemente electronegativo. Formación de iones positivos y negativos y atracción electrostática entre ellos.

b.     ENLACE COVALENTE. Compartición de parejas de electrones entre átomos de parecida o igual electronegatividad. Electrones compartidos con spines opuestos y atracción magnética.

          Ejemplos de estas situaciones, donde se muestra la estructura electrónica a nivel molecular, se dan a continuación mediante las correspondientes notaciones de Lewis.

  En la segunda parte de gráfico precedente se muestra como un enlace covalente deviene en covalente polar y luego en iónico polar simplemente al crecer la asimetría de la posición de la pareja de electrones compartida.

                      A continuación una visión total, o sea las diferentes situaciones  en función de la diferencia de electronegatividad entre los átomos involucrados.

      PARA UN CURSO DE QUIMICA ORGANICA

                                                        

ENLACE COVALENTE DATIVO Y CARGAS FORMALES

                       Se presenta con relativa frecuencia la situación que para formar un enlace covalente o de compartición, es uno de los átomos participantes del enlace el que aporta la pareja de electrones del enlace.    El enlace que se forma se llama covalente dativo y va acompañado de desbalances de cargas eléctricas que deben ser determinados para tener una clara visión de la situación molecular.

                       Los desbalances de cargas eléctricas se detectan mediante el cálculo de las cargas formales haciendo uso de la siguiente relación:

   CF   = N° de electrones de valencia - ( N° electrones no enlazantes + 1/2 N° electrones enlazantes )

LA RESONANCIA ELECTRÓNICA

" Cuando para una molécula se puede escribir varias varias configuraciones de Lewis correctas ( sin cambiar de posición los átomos) , la verdadera configuración es una mezclade todas ellas que se denomina hibrido de resonancia y dónde la importancia de cada estructura contribuyente es proporcional a sus estabilidad." 

Ejemplo:  el dióxido de carbono

  Los porcentajes de contribución  al híbrido en este caso son estimativos y se entregan sólo a forma de ilustración.

Otro ejemplo:    el ión carbonato

               En este caso la contribución es la misma pues las estructuras son equivalentes desde el punto de vista de la energía. Se ha demostrado por la técnica de difracción de los rayos x, que las distancias entre el carbono y los oxígenos es siempre la misma y corresponde a un valor intermedio entre la longitud de un enlace simple y uno doble.

 Reglas de la resonancia electrónica

1).- Al escribir estructuras resonantes se desplazan electrones y nunca átomos.

2).- Todas las formas resonantes del híbrido deben tener el mismo número de electrones apareados.

3).- Las estructuras con mayor número de enlaces son más contribuyentes. La estructuras con cargas eléctricas son menos contribuyentes.

4).- Las estructuras con carga negativa en el átomo más electronegativo son más contribuyentes que aquellas que tienen la carga negativa en el átomo menos electronegativo.

5).- Las estructuras con cargas de distinto signo más próximas, son más contribuyentes.

6).- Las estructuras con cargas de igual signo muy próximas, tienen poca contribución.

        EL ENLACE QUÍMICO Y LA MECANICA CUANTICA

                       La Mecánica Cuántica contempla la combinación matemática de las funciones de ondas de orbitales atómicos para dar orbitales moleculares ( pertenecen a la molécula). La combinación produce dos orbitales moleculares.

ENERGÍA DE LOS ORBITALES MOLECULARES ENLAZANTES Y ANTIENLAZANTES EN FUNCIÓN DE LA DISTANCIA INTERATÓMICA

                       La suma de funciones atómicas da un orbital molecular enlazante donde se sitúa la pareja de electrones con spines opuestos . Este se puede visualizar como la superposición de los orbitales atómicos. En el grafico siguiente se muestra la energía de éste orbital molecular en función de la distancia internuclear. Existe una estabilización a medida que los átomos se acercan pues predominan las fuerzas de atracción entre los atomos sin embargo si los átomos se acercan demasiado hay una desestabilización producto de fuerzas de repulsión interatómica. La menor energía corresponde a un pozo de energía en que se encuentran los átomos en equilibrio respecto de las atracción y la repulsión interatómicas. Este pozo de energía determina la distancia internuclear llamada también longitud de enlace.

                       La diferencia de funciones atómicas genera un orbital molecular antienlazante marcado por fuerzas de repulsión en donde la la mayor estabilidad se alcanza cuando los átomós están separados a gran distancia. En este orbital los electrones se encuentran con spines paralelos. Corrresponde al proceso de ruptura d el enlace.    

TIPOS DE UNIONES

             Los gráficos siguientes además de reforzar los conceptos de orbitales moleculares enlazantes y antienlazantes y sus implicancias desde el punto de vista de la energía nos muestran dos situaciones que apuntan más bién al tipo de orbitales que intervienen o a distintas formas de unión.   

   GEOMETRÍA MOLECULAR 

LA HIBRIDACIÓN DE ORBITALES

                           La disposición de los átomos en el espacio se determina experimentalmente mediante la técnica de difracción de rayos X.    Para hacer concordar la información experimental con aspectos teóricos se ha visto la necesidad de formular un modelo de reordenamiento posicional de los orbitales atómicos. Esta formulación de orden matemático se conoce como hibridación de los orbitales atómicos (mezcla matemática de funciones de onda).

                           Existen diferentes formas de hibridación y la forma que en definitiva adopte un átomo decidirá la orientación espacial de sus orbitales y por consecuencia laGEOMETRIA MOLECULAR .  

            PROPIEDADES FISICOQUIMICAS
                           DE LAS SUSTANCIAS PURAS

                   Los tipos de enlaces, la direccionalidad de éstos, los rasgos eléctricos y otras características moleculares determinan las propiedades fisicoquímicas de las sustancias.
                  Parece conveniente referirse en éste momento a la fortaleza comparada de los distintos tipos de enlaces interatómicos. La fortaleza del enlace está dada por la energía necesaria para romper el enlace y ésta a su vez es directamente proporcional a la energía de estabilización o energía liberada cuando el enlace se forma. 
                 El enlace covalente es el más fuerte, lo sigue el iónico y finalmente el metálico que es el más débil.
MOLECULAS GIGANTES
                   Son arreglos de átomos, unidos mediante fuerzas de enlace químico (interatómico), en que no está definido el tamaño del sistema. Por lo general son arreglos de gran tamaño y de allí el nombre de la categoría. La proporción de distintos átomos se conoce y se representan estos sistemas por su fórmula empírica. La fórmula verdadera es (F.E.) _n , pero n es indeterminada. 
                  Hay tres grandes tipos de moléculas gigantes, las de enlace iónico, las de enlace covalente y las de enlace metálico.        
COVALENTES TRIDIMENSIONALES
                     Son arreglos tridimensionales de átomos iguales o diferentes unidos por enlaces covalentes y dispuestos en el espacio siguiendo las reglas de la hibridación. Son las estructuras más rígidas, duras o resistentes que se conocen.
                     Sus temperaturas de fusión son muy altas ( miles de°C) y en muchos casos se descomponen químicamente por el calor antes de entrar en fusión. Por otra parte la separación de las partículas por acción de moléculas de un solvente es imposible, por lo tanto son completamente insolubles. 
                      El Carbono en su forma de diamante ( hibridación sp^{3   )} es un ejemplo típico de ésta categoría. Las láminas de Silicio de la nariz del Discovery son otro ejemplo.

OVALENTES BIDIMENSIONALES
                      Es cuando la red de enlaces covalentes se teje en dos dimensiones. Los mismos conceptos de infusibilidad e insolubilidad que para las mallas trididimensionales pero no así en lo que se refiere a la dureza pues las fuerzas de atracción entre las mallas bidimensionales es débil. Por esa razón estas sustancias son blandas en el sentido del desprendimiento de las mallas.
                      El ejemplo típico es el Carbono en su forma de grafito en que los C están hibridizados sp² . Es interesante consignar que en cada orbital p_z existen un electrón. Estos electrones se pueden desplazar sobre la malla y en consecuencia el grafito es conductor de la corriente eléctrica.
COVALENTES UNIDIMENSIONALES
                      Corresponde a las sustancias denominadas polímeros, largas cadenas de unidades conectadas por enlaces covalentes.
                      Los homopolímeros que repiten unidades iguales (-A-A-A-A-A-A-  ;     -(A)- _n ).
                      Los copolímeros que repiten unidades distintas ( A-B-A-B-A-B- ;        ( -A-B-) _n ).
                      Son cadenas largas llamadas también macromoléculas y por ésta razón es que interaccionan unas con otras de manera significativa. Las interacciones entre macromoléculas son fuerzas de distintos tipos y que veremos más adelante en el caso de moléculas pequeñas.
                      En los polímeros, en primer término, la fusión y la solubilización están determinadas por la magnitud de las fuerzas de atracción entre las macromoléculas, en principio altas, precisamente por la longitud de las cadenas. Sin embargo, existe un segundo factor determinante, el factor entrópico o desorden que pueden alcanzar las estructuras una vez solubilizadas o fundidas.     
                      Los polímeros flexibles o plegables forman estructuras sólidas bifásicas (cristalinas – amorfas) que son quebradizas, éstas estructuras se pueden disolver o fundir con relativa facilidad pues cuando alcanzan tales estados la macromoléculas están muy enroscadas, plegadas u ovilladas, en suma desordenadas lo que favorece el proceso de separación de 
IONICAS.
                En estas moléculas gigantes los átomos están unidos por enlaces iónicos. Es decir son un arreglo de iones positivos y negativos que se disponen alternadamente en el espacio compensando sus cargas . La geometría del arreglo es simple cuando los iones positivos y negativos son monoatómicos y además se encuentran en relación 1:1 como en el caso del Na⁺Cl ^-. Cuando los iones son complejos, con grandes diferencias de tamaños o la proporción entre ellos no es simple, los arreglos son complicados y son materia de estudio de la Cristalografía que hace uso de las técnicas de difracción de rayos X para resolver estas situaciones.

                   Son estructuras de temperatura de fusión elevadas , alrededor de los 1000°C de acuerdo a la fortaleza del enlace iónico. En estado sólido o cristalino, donde los iones se encuentran atrapados no conduce la corriente eléctrica, pero sí la conducen en estado fundido.
                   Estas estructuras pueden ser solubilizadas, aunque no siempre, mediante solventes con moléculas polares como el caso de agua. Las moléculas del solvente rodean los iones apuntando sus fracciones de carga al ión de carga opuesta. Así los iones solvatados son separados al debilitarse el enlace iónico. De ésta forma los iones disueltos (móviles) constituyen partículas para el flujo eléctrico.
METALICAS
                     Corresponde al caso de los metales. Los átomos metálicos , al ser muy electropositivos se desprenden de sus electrones de valencia pasando a formar iones positivos. Por su parte los electrones que han perdido su pertenencia a un átomo determinado se mueven entre los iones constituyendo una nube de electrones delocalizados. Esta nube de electrones que une a iones positivos es el enlace metálico.

Ya nos hemos referido a la fortaleza del enlace metálico y podemos generalizar diciendo que los puntos de fusión de los metales son medianamente altos. Señalemos que metales como el Hg, Cs, y Fr son líquidos a temperatura ambiente.
                      La naturaleza de movilidad del enlace metálico confiere a los metales su blandura, es decir los convierte en dúctiles y maleables.
                      La movilidad de los electrones se traduce en la capacidad de conducción de la corriente eléctrica y también es responsable de la conductividad térmica.
                     Es interesante observar la relación entre las conductividades eléctricas y térmicas y la situación de los diagramas de energía de los orbitales llenos y vacíos de metales y no metales. Los metales promueven sus electrones de valencia de orbitales s a los orbitales p vacíos que se encuentran energéticamente cercanos formando éstos últimos orbitales o bandas de conducción. Por el contrario, los no metales tienen los electrones en orbitales p y los orbitales s siguientes vacíos se encuentran energéticamente lejanos por lo que no se produce la promoción y los electrones permanecen ligados a sus respectivos átomos.
MOLECULAS CONVENCIONALES 
 O SUSTANCIAS MOLECULARES
                    Son aquellos sistemas formados por moléculas que se encuentran claramente definidas, se conoce el número exacto de átomos y de qué elementos está constituída la molécula. Se representan por las llamadas fórmulas moleculares reales.
                    En su gran mayoría las moléculas de ésta categoría unen sus átomos con enlaces covalentes y al expresar esto pensamos en muchas moléculas simples formadas entre no metales y en la inmensa cantidad de compuestos orgánicos constituídos principalmente por los elementos C, H, O, N, P, S.
                    Sin embargo al momento de racionalizar las propiedades fisicoquímicas de este tipo de estructuras, el tipo de enlace interatómico ( covalente) y su fortaleza no cuenta pués en este caso lo determinante son las fuerzas entre moléculas o fuerzas intermoleculares y en algunos casos son fuerzas intramoleculares ( fuerzas dentro de las moléculas; pero no interatómicas o de enlace químico ) las determinantes de las propiedades.
                    En todo caso las fuerzas intermoleculares son de naturaleza eléctrica, pero las hay de diferente naturaleza y magnitudes pero siempre dependen en definitiva de las características eléctricas, del tamaño y geometría de las moléculas.
                    En los comentarios generales cabe señalar que estos sistemas no conducen la corriente eléctrica en ningún estado físico y también son malos conductores del calor.