Curso introductorio · Módulo de Química · Tema 1
Principios de química y estructura atómica
Todo el contenido de las 28 diapositivas, explicado desde cero: de qué está hecha la materia, cómo se cuentan las partículas de un átomo y cómo se acomodan los electrones.
iCómo usar esta guía
Esta guía contiene todo lo que aparece en las diapositivas de la clase, pero explicado con palabras sencillas y con ejemplos resueltos. Las láminas que eran solo imágenes están incluidas y explicadas.
Los recuadros amarillos (En simple) traducen el concepto a lenguaje cotidiano. Los blancos con borde rosa (Ejemplo) son ejercicios resueltos. Los rojos (Ojo con esto) marcan errores frecuentes y detalles de examen.
Al final hay un resumen de fórmulas, un glosario en tarjetas y una autoevaluación con respuestas. Cada sección indica qué diapositivas cubre.
¿Qué estudia la bioquímica?
La bioquímica describe la estructura, la organización y las funciones de la materia viva en términos moleculares. Es decir: agarra un ser vivo y lo explica por las moléculas que lo forman y por lo que esas moléculas hacen.
Según la clase, la bioquímica se ocupa específicamente de cuatro cosas:
- Las estructuras químicas de los componentes de la materia viva: de qué están hechos el agua, las proteínas, los azúcares, las grasas, el ADN.
- La interacción de esos componentes para originar macromoléculas, células, tejidos y órganos: cómo las piezas pequeñas se unen y van armando estructuras cada vez más grandes.
- La extracción de energía del entorno para mantener su existencia: cómo el ser vivo saca energía de la comida y del ambiente para seguir vivo.
- Los cambios químicos de la reproducción, el envejecimiento y la muerte celular: qué reacciones ocurren cuando una célula se reproduce, envejece o muere.
★En simple
La bioquímica es la química aplicada a lo que está vivo. Responde: ¿de qué estoy hecho?, ¿cómo se arman esas piezas?, ¿de dónde saco la energía? y ¿qué pasa químicamente cuando nazco, envejezco y muero.
Las tres áreas principales de la bioquímica
| Área | De qué se ocupa |
|---|---|
| Química estructural | Estudia la forma y la composición de las biomoléculas: cómo están construidas las proteínas, los lípidos, los carbohidratos y los ácidos nucleicos, y cómo esa forma determina su función. |
| Metabolismo | Estudia el conjunto de reacciones químicas de la célula: cómo se degradan sustancias para obtener energía y cómo se fabrican las que el organismo necesita. |
| Genética molecular | Estudia cómo se guarda, se copia y se expresa la información hereditaria (ADN y ARN), y cómo esa información se traduce en proteínas. |
★En simple
Tres preguntas: ¿cómo están hechas las moléculas de la vida? (estructural), ¿qué reacciones ocurren con ellas? (metabolismo) y ¿cómo se hereda la información para fabricarlas? (genética molecular).
Áreas que se nutren de la bioquímica
Estas disciplinas usan los conocimientos de la bioquímica para poder explicar lo suyo.
Ciencias básicas de la vida
Estudian cómo funciona lo vivo
- Fisiología
- Biología celular
- Genética
Lo que entra al cuerpo o vive en él
Microbios, alimentos, dientes
- Microbiología
- Nutrición
- Cariología
Disciplinas clínicas
La enfermedad y su tratamiento
- Fisiopatología
- Medicina interna
- Farmacología
!Ojo con esto
La lista es de nueve áreas y suele preguntarse tal cual. El truco para recordarlas es justo el de los tres grupos de arriba: tres básicas, tres de lo que entra al cuerpo (cariología es el estudio de los dientes y las caries) y tres clínicas.
Disciplinas auxiliares de la bioquímica
Al revés que las anteriores: estas son las disciplinas en las que la bioquímica se apoya para poder trabajar.
- Química orgánica: le aporta el estudio de los compuestos del carbono, que son la base de todas las biomoléculas.
- Biofísica: le aporta las leyes físicas (energía, fuerzas, electricidad, óptica) aplicadas a los sistemas vivos.
- Biología celular: le aporta el conocimiento de la célula, que es el lugar donde ocurre toda la bioquímica.
!Ojo con esto
No confundas las dos listas. Se nutren de la bioquímica = la usan (fisiología, farmacología…). Auxiliares = la bioquímica las usa a ellas (química orgánica, biofísica, biología celular). La biología celular aparece en ambas listas, porque la relación es de ida y vuelta.
¿Qué es la química?
La química es la ciencia de los cambios. Estudia la composición, la estructura y las propiedades de la materia.
| Palabra | Qué significa | Ejemplo con el agua |
|---|---|---|
| Composición | De qué está hecha una sustancia y en qué proporción. | El agua está hecha de 2 hidrógenos y 1 oxígeno (H2O). |
| Estructura | Cómo están colocados y unidos esos átomos en el espacio. | Los dos hidrógenos forman un ángulo con el oxígeno: la molécula es angular, no recta. |
| Propiedades | Cómo se comporta esa sustancia. | Hierve a 100 °C, disuelve sales, moja. |
★En simple
Química = estudiar de qué está hecho algo, cómo está armado, cómo se comporta y en qué se puede transformar. Por eso se le llama la ciencia de los cambios.
Niveles de organización de la materia
La materia se organiza en niveles: cada nivel está formado por los del nivel anterior, de lo más pequeño a lo más grande.
| Nivel | Qué es |
|---|---|
| 1. Átomo | La partícula más pequeña de un elemento. |
| 2. Molécula | Varios átomos unidos por enlaces químicos. |
| 3. Organelos celulares | Estructuras dentro de la célula (mitocondria, núcleo, ribosomas…). |
| 4. Célula | La unidad más pequeña con vida. |
| 5. Tejido | Conjunto de células iguales que hacen la misma función. |
| 6. Órgano | Varios tejidos trabajando juntos (corazón, hígado). |
| 7. Sistema de órganos | Varios órganos con una función común (sistema digestivo). |
| 8. Organismo | El ser vivo completo. |
| 9. Población | Individuos de la misma especie en un mismo lugar. |
| 10. Comunidad | Todas las poblaciones (distintas especies) que conviven en ese lugar. |
| 11. Ecosistema | La comunidad + el ambiente físico (agua, suelo, clima). |
| 12. Bioma | Conjunto de ecosistemas con el mismo clima y vegetación (desierto, selva). |
| 13. Biósfera | Toda la zona del planeta donde hay vida. |
★En simple
Piensa en una escalera: átomo → molécula → organelo → célula → tejido → órgano → sistema → organismo → población → comunidad → ecosistema → bioma → biósfera. La química y la bioquímica trabajan en los primeros escalones; de la célula hacia arriba entran la biología y la ecología.
El átomo y sus partículas
iÁtomo
La partícula más pequeña de un elemento que conserva todas sus propiedades. Si lo partieras más, ya dejaría de comportarse como ese elemento.
Las tres partículas subatómicas
| Partícula | Carga | Dónde está | Detalle de la clase |
|---|---|---|---|
| Protón (p+) | Positiva (+) | En el núcleo | Define de qué elemento se trata. |
| Neutrón (n0) | Neutra (sin carga) | En el núcleo | Aporta masa y da estabilidad al núcleo. |
| Electrón (e−) | Negativa (−) | En la corteza, en los orbitales | Son los que permiten que los átomos se enlacen. |
Las dos zonas del átomo
- El núcleo: la parte central, muy pequeña y muy densa. Ahí están los protones y los neutrones, y por eso concentra casi toda la masa del átomo. Tiene carga positiva.
- La corteza: la zona que rodea al núcleo, donde están los orbitales con los electrones.
iDato extra de la lámina
Los protones y los neutrones están formados por quarks. O sea que no son las partículas más pequeñas que existen: se pueden dividir todavía más. El electrón, en cambio, sí se considera una partícula elemental (no está hecho de otra cosa).
★En simple
Imagina el Sol y los planetas. El núcleo es el Sol (protones + neutrones, pesa casi todo) y los electrones son lo que da vueltas alrededor, en la corteza. Los electrones son los que “se dan la mano” con otros átomos: por eso son los responsables de los enlaces químicos.
Número atómico (Z), masa atómica (A) y neutrones (N)
Estos tres números son la base de todo el tema. Hay que aprendérselos sí o sí.
| Símbolo | Nombre | Definición exacta de la clase |
|---|---|---|
| Z | Número atómico | Los protones que se encuentran en el núcleo del elemento químico. |
| A | Masa atómica | El número total de protones (Z) + neutrones presentes en el núcleo. |
| N | Número de neutrones | Los neutrones del núcleo. Se saca restando. |
En un átomo estable (neutro): número de protones = número de electrones
!La regla de oro
El número de protones debe ser igual al número de electrones para que el átomo sea estable, es decir, eléctricamente neutro. Tantas cargas + como cargas −, y el total da cero. Cuando esto se rompe, el átomo deja de ser neutro y se convierte en un ion.
Ejemplo resuelto de la clase: el aluminio
| Dato en la tabla periódica | Valor |
|---|---|
| Símbolo | Al |
| Nombre | Aluminio |
| Número atómico (Z) | 13 |
| Masa atómica (A) | 26,981538 ≈ 27 |
✎Ejemplo · El aluminio
¿Cuántos neutrones tiene el aluminio?
N = A − Z → N = 27 − 13 → N = 14 neutrones
¿Cuántos electrones tiene? Como es un átomo estable, tiene los mismos que protones: 13 electrones.
!Ojo con esto
En la tabla periódica la masa atómica viene con decimales (26,981538) porque es un promedio de todos los isótopos de ese elemento. Para estos ejercicios se redondea al entero más cercano: 26,98 → 27. Si no redondeas, te van a salir neutrones con decimales, y eso no existe.
Más ejemplos de la clase
| Elemento | Z (protones) | A (masa) | Cálculo de N | Neutrones | Electrones |
|---|---|---|---|---|---|
| Hidrógeno (H) | 1 | 1 | N = 1 − 1 | 0 | 1 |
| Carbono (C) | 6 | 12 | N = 12 − 6 | 6 | 6 |
| Aluminio (Al) | 13 | 27 | N = 27 − 13 | 14 | 13 |
★El caso curioso del hidrógeno
El hidrógeno más común es el único átomo que no tiene ningún neutrón: su núcleo es un solo protón. Por eso N = 1 − 1 = 0. Es el átomo más simple que existe.
Isótopos
Isótopos: átomos con el mismo número atómico (Z) pero con diferente masa atómica (A). Como Z es igual y A cambia, lo que necesariamente cambia es el número de neutrones.
Son el mismo elemento (porque Z no cambió, y Z es lo que define al elemento), solo que unos pesan un poco más que otros. Se escriben poniendo A arriba y Z abajo, a la izquierda del símbolo.
| Isótopo | Z | A | Protones | Electrones | Neutrones (A − Z) |
|---|---|---|---|---|---|
| Oxígeno-15 (15O) | 8 | 15 | 8 | 8 | 7 |
| Oxígeno-16 (16O) | 8 | 16 | 8 | 8 | 8 |
| Oxígeno-17 (17O) | 8 | 17 | 8 | 8 | 9 |
★En simple
Son como hermanos del mismo elemento: idénticos por fuera (misma cantidad de protones y electrones, así que reaccionan químicamente igual) pero con distinto peso, porque llevan más o menos neutrones adentro.
!Ojo con esto
Isótopo ≠ ion. En el isótopo cambian los neutrones (cambia la masa, no la carga: sigue neutro). En el ion cambian los electrones (cambia la carga, casi no la masa). Esta es una pregunta clásica de examen.
Iones: cationes y aniones
Iones: átomos que han perdido o ganado electrones. Cuando un átomo —o un conjunto de átomos— que era neutro gana o pierde electrones, se transforma en un ion y queda cargado, negativo o positivo.
| Tipo de ion | Qué pasó | Carga resultante | Por qué |
|---|---|---|---|
| Catión | Perdió electrones | Positiva (+) | Al irse cargas negativas, quedan protones (+) de sobra. |
| Anión | Ganó electrones | Negativa (−) | Al llegar cargas negativas de más, sobran electrones (−). |
★El truco para no equivocarse
Suena al revés, pero es pura lógica de restar: si el átomo pierde algo negativo, se vuelve positivo. Si gana algo negativo, se vuelve negativo.
CAtión = CArga positiva / pierde. ANión = Negativo / gana.
Ejemplos de iones de la clase
| Cationes (+) — perdieron electrones | Aniones (−) — ganaron electrones |
|---|---|
| Cu2+ (cobre) · Na+ (sodio) | S2− (sulfuro) · Cl− (cloruro) |
| Ag+ (plata) · Fe3+ (hierro III) | P3− (fosfuro) · Br− (bromuro) |
| NH4+ (amonio) | SO42− (sulfato) · NO3− (nitrato) · PO43− (fosfato) |
iIones de un solo átomo y de varios
Fíjate en la última fila: SO42−, NO3−, NH4+, PO43− no son un átomo solo, son grupos de átomos unidos que en conjunto llevan carga. Se llaman iones poliatómicos. Por eso la definición dice “cuando un átomo o conjunto de átomos”.
✎Ejemplo · Sodio y cloro
Sodio (Na), Z = 11. Neutro tiene 11 protones y 11 electrones. Si pierde 1 electrón queda con 11 protones y 10 electrones → sobra una carga positiva → Na+ (catión).
Cloro (Cl), Z = 17. Neutro tiene 17 protones y 17 electrones. Si gana 1 electrón queda con 17 protones y 18 electrones → sobra una carga negativa → Cl− (anión).
La tabla periódica y sus tendencias
¿Qué nos enseña la tabla periódica? Según la lámina, los elementos químicos se ordenan por:
- Su número atómico (Z), de menor a mayor, empezando por el hidrógeno (Z = 1).
- Su configuración de electrones, para conocer sus valencias, es decir, con cuántos y con quién puede interactuar cada elemento.
- Sus propiedades (metales, no metales, metaloides, puntos de fusión y ebullición, densidad…).
- Sus familias, que agrupan elementos con similitudes de comportamiento (alcalinos, alcalinotérreos, halógenos, gases nobles…).
!Error en la diapositiva 14
Dice «número atómico (N)». corregido El número atómico es Z. La letra N se usa para los neutrones.
Estructura básica de la tabla
| Concepto | Qué es |
|---|---|
| Período fila horizontal | Indica el nivel de energía más externo que ocupan los electrones. Hay 7 períodos. |
| Grupo o familia columna vertical | Reúne elementos con la misma cantidad de electrones en la última capa, por eso se comportan parecido. Hay 18 grupos. |
| Metales | Alcalinos, alcalinotérreos, metales de transición (bloque d), lantánidos, actínidos y otros metales. Tienden a perder electrones (forman cationes). |
| No metales | Otros no metales, halógenos y gases nobles. Tienden a ganar electrones (forman aniones). |
| Metaloides | Están en la frontera entre metales y no metales y tienen propiedades intermedias. |
Las dos tendencias que marca la lámina
Sobre la tabla periódica, la diapositiva dibuja flechas para dos propiedades:
| Propiedad | Qué es | Cómo cambia en la tabla |
|---|---|---|
| Radio atómico | El tamaño del átomo: la distancia desde el núcleo hasta el electrón más externo. | Aumenta hacia abajo (cada período añade una capa nueva) y disminuye hacia la derecha (el núcleo tiene más protones y jala más fuerte a los electrones, encogiendo el átomo). |
| Afinidad electrónica | Las ganas que tiene un átomo de capturar un electrón; la energía que libera al hacerlo. | Aumenta hacia arriba y hacia la derecha. Los átomos pequeños de la derecha (los halógenos, como el flúor y el cloro) son los que más quieren electrones. |
★En simple
Van al revés una de la otra: mientras más pequeño es el átomo, más fuerza tiene su núcleo para atraer electrones. Por eso el radio atómico crece hacia abajo y a la izquierda, y la afinidad electrónica crece hacia arriba y a la derecha. Esto explica por qué los metales (izquierda, grandes) sueltan electrones y los no metales (derecha, pequeños) los capturan.
Cómo leer la casilla de un elemento
Cada cuadrito de la tabla periódica trae varios datos. Estos son los tres ejemplos que se usaron en clase.
Los datos que trae una casilla
| Dato | Dónde suele estar | Ejemplo (oxígeno) |
|---|---|---|
| Número atómico (Z) | Arriba a la izquierda | 8 → tiene 8 protones y, si es neutro, 8 electrones |
| Masa atómica (A) | Arriba a la derecha | 15,9994 ≈ 16 |
| Estado de oxidación | Debajo de la masa | −2 (el más común del oxígeno) |
| Símbolo atómico | En grande, al centro | O |
| Configuración electrónica | Debajo del símbolo | 1s2 2s2 2p4 |
| Nombre del elemento | Abajo | Oxígeno |
| Punto de fusión (°C) | Al margen izquierdo | −218,8 (pasa de sólido a líquido) |
| Punto de ebullición (°C) | Al margen izquierdo | −183 (pasa de líquido a gas) |
| Densidad o electronegatividad | Al margen izquierdo | 1,14: la densidad del oxígeno líquido, en g/mL (su electronegatividad es 3,44) |
!Ojo con esto
El dato más importante es Z, porque de él sale todo: los protones, los electrones (si el átomo es neutro) y, junto con A, los neutrones. En la casilla del carbono la lámina lo resume así: Z = número atómico = nº de protones = nº de electrones.
Estados de oxidación (valencias)
El estado de oxidación (o valencia) indica cuántos electrones gana, pierde o comparte un átomo cuando se une a otro. Aparece en la casilla de la tabla periódica.
Muchos elementos tienen más de un estado de oxidación, es decir, pueden combinarse de varias maneras distintas. El ejemplo de la clase es el cloro:
| Dato de la casilla del cloro | Valor |
|---|---|
| Número atómico (Z) | 17 |
| Masa atómica (A) | 35,453 ≈ 35 |
| Estados de oxidación | ± 1, 3, 5, 7 |
| Configuración electrónica | (Ne) 3s2 3p5 |
| Ebullición / fusión (°C) | −34,7 / −101,0 |
| Densidad (cloro líquido) | 1,56 g/mL. No es la electronegatividad: la del cloro es 3,16 |
i¿Qué significa (Ne) 3s2 3p5?
Es la configuración abreviada. En vez de escribir 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 completo, se pone entre paréntesis el gas noble anterior —el neón, Ne, que ya tiene esos 10 primeros electrones— y solo se escriben los que faltan. Es un atajo, no un concepto nuevo.
★En simple
El estado de oxidación es “con cuántas manos se agarra” un átomo. El oxígeno casi siempre usa dos (−2). El cloro es versátil: puede usar una, tres, cinco o siete manos según con quién se combine, y de ahí que existan tantos compuestos con cloro distintos.
Electrones, orbitales y configuración electrónica
Los electrones se encuentran alrededor del núcleo, en los orbitales atómicos.
iDefinición clave
Orbital atómico: la zona del espacio atómico donde es máxima la probabilidad de encontrar un electrón.
★En simple
No es una órbita fija como la de un planeta. Nadie puede decir dónde está exactamente un electrón; solo se puede decir dónde es más probable encontrarlo. Esa nube de probabilidad es el orbital.
Carbono-121s² 2s² 2p²3D · arrástraloLa distribución electrónica
La distribución (o configuración) electrónica es escribir cómo se reparten los electrones de un átomo entre los distintos orbitales. Se llenan de menor a mayor energía. Así se escribe:
n = nivel (1, 2, 3…) · ℓ = tipo de subnivel (s, p, d, f) · x = cuántos electrones hay ahí
Cuántos electrones caben
Según la lámina de la clase:
| Orbital | Electrones que admite (según la lámina) |
|---|---|
| s | 2 electrones |
| p | 6 electrones |
| d | 18 electrones |
| f | 32 electrones |
Y en otra lámina aparece esta tabla, que reparte los electrones por nivel:
| Nivel | n | Subniveles | Nº máximo de e− |
|---|---|---|---|
| K | 1 | 1s2 | 2 |
| L | 2 | 2s2 2p6 | 8 |
| M | 3 | 3s2 3p6 3d10 | 18 |
| N | 4 | 4s2 4p6 4d10 4f14 | 32 |
| O | 5 | 5s2 5p6 5d10 5f14 | 32 |
| P | 6 | 6s2 6p6 6d10 | 18 |
| Q | 7 | 7s2 7p6 | 8 |
★Esta tabla aclara la duda
Mira los exponentes: d siempre lleva 10 y f siempre lleva 14. Los números 18 y 32 son la suma del nivel completo: nivel M = 2 + 6 + 10 = 18, nivel N = 2 + 6 + 10 + 14 = 32. Así que las dos láminas no se contradicen: una habla de subniveles y la otra de niveles.
!Error en la diapositiva 18
Aquí hay que tener cuidado. Los dos primeros valores son los estándar (s = 2, p = 6), pero los de d y f corresponden en realidad a la capacidad total de un nivel, no a la del subnivel. corregido Los valores que se usan universalmente para llenar configuraciones son:
s = 2 · p = 6 · d = 10 · f = 14 electrones.
Los números 18 y 32 sí aparecen, pero como el total de electrones que caben en el nivel n = 3 (2+6+10 = 18) y en el nivel n = 4 (2+6+10+14 = 32). Estudia los dos: reproduce la lámina si te la preguntan literal, pero para hacer configuraciones usa 2-6-10-14, porque si no los cálculos no cuadran. Vale la pena preguntárselo al profesor.
iY además…
La lámina remata con una idea importante: los orbitales son el ambiente donde ocurre el enlace entre átomos y el intercambio de electrones. Es decir, toda la química de las uniones pasa ahí.
Ejemplos resueltos de distribución electrónica
✎Ejemplo · Oxígeno (Z = 8)
¿Cuál es la distribución electrónica del oxígeno si su Z = 8?
Z = 8 significa 8 electrones que repartir. Se van llenando en orden: 1s (caben 2, quedan 6) → 2s (caben 2, quedan 4) → 2p (caben hasta 6, pongo los 4 que me quedan).
Respuesta: 1s2 2s2 2p4 (comprobación: 2 + 2 + 4 = 8, correcto)
✎Ejemplo · Sodio (Z = 11)
¿Cuál es la distribución electrónica del sodio si su Z = 11?
11 electrones: 1s2 (quedan 9) → 2s2 (quedan 7) → 2p6 (queda 1) → 3s1.
Respuesta: 1s2 2s2 2p6 3s1 (comprobación: 2 + 2 + 6 + 1 = 11, correcto)
Fíjate que le sobra 1 solo electrón suelto en la última capa. Por eso el sodio lo suelta con tanta facilidad y forma Na+.
✎Ejemplo · Calcio (Z = 20)
¿Cuál es la distribución electrónica del calcio si su Z = 20?
20 electrones: 1s2 (18) → 2s2 (16) → 2p6 (10) → 3s2 (8) → 3p6 (2) → 4s2.
Respuesta: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 (comprobación: 2+2+6+2+6+2 = 20, correcto)
Aquí surge la duda: después de 3p, ¿sigue 3d o 4s? La respuesta está en la sección siguiente.
★Siempre comprueba
Suma todos los exponentes de tu configuración. El resultado tiene que dar exactamente Z. Si no da, te equivocaste en algún paso. Es la forma más rápida de corregirte solo.
La regla n + ℓ (suma de números cuánticos)
Esta regla resuelve el problema de en qué orden se llenan los orbitales, porque el orden no es el intuitivo (1, 2, 3, 4…): a partir de cierto punto los niveles se solapan.
| Número | Nombre | Qué indica | Valores |
|---|---|---|---|
| n | Principal | El número de nivel | 1, 2, 3, 4… |
| ℓ | Secundario o azimutal | El tipo de subnivel | s = 0 · p = 1 · d = 2 · f = 3 |
Si dos orbitales empatan, primero el que tenga menor n
✎Ejemplo · ¿3d o 4s?
¿Qué orbital va primero, el 3d o el 4s?
3d: n = 3, ℓ = 2 → 3 + 2 = 5
4s: n = 4, ℓ = 0 → 4 + 0 = 4
Resultado: se llena primero el 4s, porque tiene menor energía (4 < 5).
Por eso la configuración del calcio termina en 4s2 y no en 3d2.
★En simple
No se llena por número de piso, se llena por energía: primero el más barato. Sumas n + ℓ y gana el número más chiquito. En caso de empate, gana el que esté en el piso más bajo (menor n).
El diagrama de Möller (la regla de las diagonales)
Es el atajo visual de la regla n + ℓ: escribes los subniveles en filas y sigues las flechas en diagonal.
iEl orden de llenado completo (memorízalo)
1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s → 4f → 5d → 6p → 7s → 5f → 6d → 7p
Fíjate en el salto clave: después del 4s viene el 3d (no el 4p), y después del 6s viene el 4f. Eso es exactamente lo que predice la regla n + ℓ.
Formas de los orbitales y bloques de la tabla
Cada tipo de orbital tiene una forma característica en el espacio y un número distinto de orientaciones posibles.
| Orbital | Forma | Nº de orientaciones | Electrones (2 por orientación) |
|---|---|---|---|
| s | Esférica | 1 | 2 |
| p | Dos lóbulos, como una pesa o un globo alargado | 3 (px, py, pz) | 6 |
| d | Cuatro lóbulos (forma de trébol), más una variante | 5 | 10 |
| f | Muy compleja, con muchos lóbulos | 7 | 14 |
Los bloques de la tabla periódica
La tabla periódica está dividida en cuatro bloques según cuál sea el último subnivel que se llena:
| Bloque | Dónde está en la tabla | Qué elementos incluye |
|---|---|---|
| Bloque s | Las 2 primeras columnas (+ el helio) | Alcalinos y alcalinotérreos |
| Bloque p | Las 6 últimas columnas | No metales, halógenos, gases nobles, otros metales |
| Bloque d | El bloque central de 10 columnas | Metales de transición |
| Bloque f | Las 2 filas sueltas de abajo | Lantánidos y actínidos |
★En simple
La tabla periódica no es un dibujo arbitrario: tiene esa forma porque refleja cómo se llenan los orbitales. 2 columnas a la izquierda (s, caben 2), 6 a la derecha (p, caben 6), 10 en el medio (d, caben 10) y 14 abajo (f, caben 14).
Diagrama de casillas e hibridación sp3
Además de escribirla como 1s2 2s2 2p4, la configuración se puede dibujar en casillas con flechas: cada casilla es un orbital y cada flecha es un electrón. Las flechas apuntan en sentido contrario (↑↓) porque los dos electrones de un mismo orbital deben tener espines opuestos.
iDos reglas que se ven en el dibujo
1. Principio de exclusión de Pauli: en un mismo orbital caben como máximo 2 electrones, y deben tener espín contrario (por eso ↑↓).
2. Regla de Hund: cuando hay varios orbitales de la misma energía (como los tres 2p), primero se coloca un electrón en cada uno y solo después se empiezan a emparejar. Por eso el oxígeno queda con dos electrones desapareados en el 2p.
La hibridación sp3 del oxígeno
Este es el punto que la clase repite dos veces, así que es importante. Dice textualmente:
!Texto de la lámina
«Se hibrida el orbital 2s con el 2p, originándose dos orbitales híbridos sp3 con un par de electrones libres y otros dos con un par desapareado.»
¿Qué significa hibridar? Que los orbitales 2s y 2p, que tenían formas y energías distintas, se mezclan y se reparten por igual, dando cuatro orbitales nuevos idénticos entre sí, llamados sp3. En el oxígeno:
- 2 orbitales sp3 quedan con un par de electrones libres (pares no enlazantes, o “pares solitarios”): ya están completos y no se unen a nadie.
- 2 orbitales sp3 quedan con un electrón desapareado: estos son los que forman enlaces, uno con cada hidrógeno.
★En simple
La hibridación es el átomo reorganizando sus orbitales antes de enlazarse, para quedar mejor acomodado. El oxígeno termina con cuatro “brazos” iguales: dos ocupados por pares de electrones propios y dos libres para agarrar hidrógenos. De ahí sale la forma angular del agua y todas sus propiedades.
Moléculas y la molécula de agua
iDefinición de la lámina
«Los átomos son muy inestables, difícilmente se encuentran solos. Una molécula es la unión de varios átomos de uno o más elementos a través de enlaces químicos en porciones definidas.»
Desarmemos la definición
- «Los átomos son muy inestables»: un átomo suelto casi nunca tiene la última capa completa, y eso lo vuelve reactivo. Para estabilizarse busca compartir, ganar o perder electrones. Las únicas excepciones son los gases nobles, que ya nacen con la capa llena y por eso sí andan solos.
- «De uno o más elementos»: la molécula puede ser del mismo elemento (O2, dos oxígenos) o de elementos distintos (H2O, hidrógeno y oxígeno).
- «A través de enlaces químicos»: la unión la hacen los electrones de la última capa, que se comparten o se transfieren.
- «En porciones definidas»: la proporción es siempre fija. El agua es siempre 2 hidrógenos por 1 oxígeno, nunca 2,5. Si cambias la proporción, ya es otra sustancia distinta (por ejemplo H2O2, el agua oxigenada).
| En la molécula de agua | Explicación |
|---|---|
| 8p / 8n en el centro | Es el núcleo del oxígeno: 8 protones y 8 neutrones (el isótopo 16O). |
| 1p a cada lado | Es el núcleo de cada hidrógeno: un solo protón, sin neutrones. |
| Electrones compartidos | Cada hidrógeno comparte su electrón con el oxígeno, y el oxígeno comparte uno con cada hidrógeno. Así el oxígeno completa 8 electrones en su última capa y cada hidrógeno completa 2. |
| Forma angular | Los hidrógenos no quedan en línea recta: los dos pares de electrones libres del oxígeno los empujan, y la molécula queda “en V”. Esto es consecuencia directa de la hibridación sp3 de la sección anterior. |
★En simple
Los átomos son como gente incompleta buscando pareja: solos están inquietos, unidos están tranquilos. La molécula es esa unión, siempre con la misma receta: 2 de hidrógeno + 1 de oxígeno = agua, ni más ni menos.
Resumen de fórmulas y datos clave
Átomo neutro: protones = electrones = Z
| Concepto | Lo esencial en una línea |
|---|---|
| Bioquímica | Estructura, organización y funciones de la materia viva en términos moleculares. |
| Áreas de la bioquímica | Química estructural · Metabolismo · Genética molecular. |
| Química | Ciencia de los cambios: composición, estructura y propiedades de la materia. |
| Átomo | Partícula más pequeña de un elemento que conserva todas sus propiedades. |
| Partes del átomo | Núcleo (protones + neutrones) y corteza (orbitales con electrones). |
| Protón | Carga positiva, en el núcleo. Su número (Z) define el elemento. |
| Neutrón | Sin carga, en el núcleo. Su número define el isótopo. |
| Electrón | Carga negativa, en los orbitales. Permite el enlace. |
| Quarks | Las partículas que forman a los protones y neutrones. |
| Z | Número atómico = protones = electrones (si es neutro). |
| A | Masa atómica = protones + neutrones. |
| Isótopos | Mismo Z, distinto A → distinto número de neutrones. |
| Ion | Átomo que ganó o perdió electrones, y queda cargado. |
| Catión | Perdió electrones → carga positiva (Na+, Cu2+, Fe3+, Ag+, NH4+). |
| Anión | Ganó electrones → carga negativa (Cl−, S2−, Br−, SO42−, NO3−, PO43−). |
| Orbital | Zona del espacio donde es máxima la probabilidad de encontrar un electrón. |
| Capacidad | s = 2 · p = 6 · d = 10 · f = 14 (la lámina indica 18 y 32 para d y f: ver la sección de orbitales). |
| Regla n + ℓ | Se llena primero el orbital con menor suma n + ℓ; si empatan, el de menor n. |
| ℓ | s = 0 · p = 1 · d = 2 · f = 3. |
| Orden de llenado | 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p. |
| Bloques | s (2 columnas) · p (6) · d (10, transición) · f (14, lantánidos y actínidos). |
| Radio atómico | Crece hacia abajo y hacia la izquierda. |
| Afinidad electrónica | Crece hacia arriba y hacia la derecha. |
| Hibridación sp3 del O | 2s + 2p → 4 orbitales sp3: 2 con pares libres y 2 con electrón desapareado. |
| Molécula | Unión de varios átomos por enlaces químicos en porciones definidas. |
Configuraciones que salieron en clase
| Elemento | Z | Configuración electrónica |
|---|---|---|
| Hidrógeno (H) | 1 | 1s1 |
| Carbono (C) | 6 | 1s2 2s2 2p2 |
| Oxígeno (O) | 8 | 1s2 2s2 2p4 |
| Sodio (Na) | 11 | 1s2 2s2 2p6 3s1 |
| Cloro (Cl) | 17 | 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 = (Ne) 3s2 3p5 |
| Calcio (Ca) | 20 | 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 |
Glosario
Toca cada tarjeta para ver la definición.
Autoevaluación
Responde sin mirar. Toca cada pregunta para ver su respuesta.
1. Define qué estudia la bioquímica y menciona sus cuatro objetos de estudio.
2. ¿Cuáles son las tres áreas principales de la bioquímica?
3. Nombra las tres disciplinas auxiliares de la bioquímica.
4. ¿Qué estudia la química y por qué se le llama la ciencia de los cambios?
5. Ordena de menor a mayor: tejido, átomo, célula, órgano, molécula, organelo celular.
6. ¿Qué es un átomo y cuáles son sus tres partículas? Indica la carga y la ubicación de cada una.
7. ¿Qué partículas están formadas por quarks?
8. ¿Qué significan Z y A? Escribe las dos fórmulas que las relacionan con N.
9. El potasio tiene Z = 19 y A = 39. Calcula sus neutrones y sus electrones (átomo neutro).
10. El hierro tiene Z = 26 y A = 56. ¿Cuántos neutrones tiene?
11. ¿Por qué el hidrógeno más común no tiene neutrones?
12. ¿Qué es un isótopo? ¿Qué cambia y qué se mantiene igual?
13. ¿Cuántos neutrones tienen el 15O, el 16O y el 17O?
14. ¿Qué diferencia hay entre un isótopo y un ion?
15. ¿Cómo se forma un catión? ¿Y un anión? Da un ejemplo de cada uno.
16. Clasifica: Fe3+, Cl−, NH4+, SO42−, Ag+, Br−.
17. ¿Cómo se ordenan los elementos en la tabla periódica?
18. ¿Hacia dónde aumenta el radio atómico? ¿Y la afinidad electrónica?
19. Enumera los datos que trae la casilla de un elemento en la tabla periódica.
20. ¿Qué estados de oxidación tiene el cloro?
21. Define orbital atómico con las palabras de la clase.
22. Escribe la distribución electrónica del oxígeno (Z = 8), del sodio (Z = 11) y del calcio (Z = 20).
23. Escribe la distribución electrónica del nitrógeno (Z = 7) y del azufre (Z = 16).
24. Aplica la regla n + ℓ: ¿se llena antes el 3d o el 4s? Demuéstralo con los números.
25. ¿Cuántos electrones caben en un subnivel s, p, d y f?
26. ¿Cuáles son los cuatro bloques de la tabla periódica y qué elementos tiene cada uno?
27. Explica qué ocurre en la hibridación sp3 del oxígeno.
28. ¿Qué es una molécula? ¿Por qué los átomos casi nunca están solos?
29. En la molécula de agua, ¿por qué el oxígeno aparece con 8p y 8n y cada hidrógeno con 1p?
★Último consejo
Si solo te da tiempo de repasar una cosa antes del examen, que sea esto: A = Z + N, la diferencia entre isótopo (cambian neutrones) e ion (cambian electrones), y saber escribir una configuración electrónica siguiendo el orden 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d… comprobando que los exponentes sumen Z. Con eso resuelves la mayoría de las preguntas del tema.
Errores que corregí en esta guía
Las diapositivas traen un par de cosas mal escritas. Aquí están, para que no te confundas si estudias con las dos cosas.
- Diapositiva 14 · Tabla periódicaDice «los elementos se ordenan por su número atómico (N)». Correcto: (Z). La letra N se reserva para los neutrones.
- Diapositiva 18 · Capacidad de los orbitalesDice d = 18 electrones y f = 32 electrones. Esas son las capacidades de un nivel completo (n = 3 y n = 4), no de un subnivel. Correcto para los subniveles: d = 10 y f = 14. La propia tabla de niveles K–Q de la clase lo confirma, porque escribe d10 y f14.
- Diapositiva 22 · HibridaciónDice que «se hibrida el 2s con el 2px». Si solo se mezclaran esos dos orbitales saldrían dos híbridos (sp), pero el dibujo de la misma lámina muestra cuatro orbitales sp3, que es lo correcto: se mezcla el 2s con los tres orbitales 2p.
- Diapositiva 9 · AluminioNo es un error, pero conviene saberlo: la masa 26,981538 hay que redondearla a 27 para que el cálculo N = A − Z dé un número entero de neutrones (14).
- Diapositivas 11 y 12 · IonesEscribe P4− (fosfuro). Correcto: P3−. El fósforo está en el grupo 15: le faltan 3 electrones para completar su capa, igual que en el fosfato PO43−.
- Diapositivas 21 y 23 · CasillasLos números al margen de las casillas del oxígeno (1,14) y del cloro (1,56) son densidades del elemento líquido, en g/mL, no electronegatividades. Las electronegatividades son O = 3,44 y Cl = 3,16. Y el «2,6» del dibujo del oxígeno son sus electrones por capa.
