Teoría Atómica

Número Másico (A)

- o "Número de masa" -Indica la cantidad de neutrones + protones que posee un átomo. -*Símbolo*: A. -*Por ejemplo*: -El número de masa (A) del sodio es 23 y el número atómico (Z) es 11, esto se indica; 23 (número total de protones + neutrones) - 11 (número de protones) = 12 (número de neutrones--> A-Z)

Enlace Químico

-*Conjunto de fuerzas que mantienen unidos los átomos, iones y moléculas, cuando forman distintas agrupaciones estables*. -Los átomos se unen para formar otras especies químicas, como moléculas que poseen menor contenido energético que las especies atómicas de procedencia. -La condición necesaria para que los átomos se unan, y para que el conjunto resultante se mantenga, es que el grupo de átomos formado sea más estable que los átomos por separado. -Los gases nobles son los únicos elementos cuyos átomos se encuentran en la naturaleza de manera aislada. En el resto de los elementos, los átomos se encuentran unidos a átomos iguales o diferentes a sí mismos. -Como existe una estrecha relación entre estabilidad y energía, puede deducirse que los sistemas más estables son los que contienen menos energía. Por lo tanto, los agregados atómicos tienen más estabilidad que los átomos aislados porque contienen menos energía. Esto significa que siempre que se forme un enlace se desprenderá energía (energía de enlace), mientras que para romper un enlace será necesario suministrar energía. - Al hacer referencia a la estructura atómica en las secciones anteriores, se observó la importancia de los electrones del último nivel en las propiedades químicas de un elemento. -La diferencia de electronegatividad entre dos átomos permite predecir qué tipo de enlace se establecerá entre ellos y la polaridad que presentará esa molécula.

Fórmula molecular

-*Es la fórmula real de la molécula*. -Nos indica los tipos de átomos y el número de cada tipo que participan en la formación de la molécula. -*Por ejemplo, la fórmula molecular de la glucosa, C6H12O6, nos dice que cada molécula se compone de 6 átomos de C, 12 átomos de hidrógeno y 6 átomos de oxígeno.*

Fórmulas químicas

-*Utilidad*: Expresar la composición de las moléculas y los compuestos iónicos por medio de los símbolos químicos.

Número Atómico (Z)

-Cada elemento se caracteriza por un número entero llamado número atómico (Z) -Es el número de protones que tienen todos sus átomos y por lo tanto de electrones, ya que el átomo es eléctricamente neutro -*Por ejemplo*: El número atómico del magnesio es 12, esto significa que todos los átomos del elemento magnesio poseen 12 protones en su núcleo. Cómo ya se dijo, para un átomo neutro, el número de protones es igual al número de electrones, por lo tanto, en este caso el número atómico también indica el número de electrones.

Átomo

-Compuesto parcialmente de partículas con carga eléctrica, algunas con carga positiva (+) y algunas con carga negativa (-).

Enlace Apolar

-Cuando las *electronegatividades* de los átomos participantes son *iguales*. -*Ejemplo*: los enlaces que se generan entre: C - C, C - H

Enlace Polar

-Cuando las *electronegatividades* de los átomos que la conforman son *diferentes*, y los electrones se ven atraídos hacia el átomo con la mayor electronegatividad. Por ejemplo, en el cloruro de hidrógeno (HCl) los electrones no son atraídos de la misma manera por los núcleos y pasarán estadísticamente más tiempo cerca del núcleo del átomo más electronegativo, en este caso el cloro (3,0). La diferencia de atracción de los núcleos genera un dipolo permanente en la molécula. Por los tanto, existen una zona con carga negativa sobre el átomo de cloro y otra con carga positiva sobre el hidrógeno (2,1).

Estructura electrónica de un átomo

-Describe las energías y la disposición de los electrones alrededor del núcleo.

Concepto de óxido-reducción

-El concepto electrónico de oxidación-reducción (o redox) considera que un proceso es de oxidación-reducción *cuando transcurre con transferencia de electrones de unas especies químicas (moléculas, como átomos o iones) a otras*

Radio Atómico

-El tamaño de un átomo depende del medio inmediato, es decir, de su interacción con los átomos circundantes. -El radio de los átomos disminuirá al desplazarse hacia la derecha en un período a medida que se agregan electrones a determinado nivel de energía y aumentará al bajar en un grupo porque los radios atómicos aumentan cuando se añaden más electrones a los orbitales de gran tamaño en niveles de energía altos.

Propiedades Periódicas

-Electronegatividad -Radio atómico -Energía de ionización -Afinidad electrónica (AE)

Metales alcalinos

-Elementos del grupo IA, con excepción del H,

Tabla Periódica de los elementos (Historia)

-En 1869, el químico ruso Dimitri Mendeleev (se basó principalmente en las propiedades químicas de los elementos) y el químico alemán Lotear Meyer (se basó en las propiedades físicas), publicaron en forma independiente ordenamientos de los elementos conocidos. Ambos indicaron la periodicidad o repetición periódica regular de propiedades al incrementarse la masa atómica.

Fuerzas o interacciones de London

-Enmarcada dentro de las fuerzas de Van der Waals -Son características de las moléculas *apolares* *como el hidrógeno, el metano y el oxígeno*. -El movimiento de los electrones en las moléculas no polares provoca la aparición de dipolos transitorios, que cambian de manera constante en sentido y magnitud. Estos dipolos actúan sobre las moléculas cercanas e inducen la formación de otros dipolos. -Las fuerzas de London se producen cuando interaccionan los extremos de los dipolos inducidos.

Fuerzas o interacciones dipolo-dipolo

-Enmarcada dentro de las fuerzas de Van der Waals. -En las moléculas *polares*, los electrones compartidos de la unión covalente están más cerca del núcleo del átomo que más los atrae (el más electronegativo). Se forma entonces un dipolo, y la diferencia en la densidad de la carga que existe entre uno y otro átomo se denomina "momento dipolar". -Las moléculas polares cercanas se acomodan, de manera que el extremo negativo de una se acerca, lo más posible, al extremo positivo del dipolo de otra. Así se produce una atracción electrostática entre los extremos de dipolos opuestos, que se denomina "interacción dipolo-dipolo", tanto más intensa es la interacción cuanto mayor es el momento dipolar de la molécula. Este tipo de interacción es posible sólo cuando las moléculas se hallan muy próximas y son fuerzas relativamente débiles.

Ecuación Química

-Es *la representación en el papel de una Reacción Química*. - Se escriben en el primer miembro (a la izquierda) las sustancias que se consumen o Reactivos y en el segundo miembro (a la derecha) las sustancias que se forman o Productos. - Los reactivos y los productos se separan por una raya o flecha.

Volumen del átomo

-Es el espacio en el que residen los electrones. Los electrones son atraídos hacia los protones del núcleo por la fuerza que existe entre partículas con carga eléctrica opuesta.

Agente oxidante

-Es el que favorece la oxidación de la otra especie, y por lo tanto capta electrones (hace que los pierda). -El oxidante, al ganar electrones se reduce

Agente reductor

-Es el que favorece la reducción de la otra especie, y por tanto le cede electrones. -El reductor, al ceder electrones se oxida.

Enlace covalente

-Es el tipo de unión que se da *entre elementos de electronegatividad semejante*. -Es aquel en el que dos átomos *comparten un par de electrones*, de esta manera, los átomos adquieren la configuración externa que predice la Teoría del Octeto: ocho (o dos electrones en el caso del helio). -Este tipo de unión se produce *entre elementos no metales*. -El par de electrones compartidos forman una nube electrónica que mantiene unidos fuertemente a los átomos. -Mediante este tipo de unión se pueden formar enlaces simples, dobles o triples -Cuanto *mayor numero de electrones compartan los dos átomos, más fuerte será el enlace* resultante y más próximos entre sí estarán situados los dos átomos (menor distancia de enlace).

Energía de Ionización

-Es la energía necesaria para que un átomo aislado en estado gaseoso pierda un electrón. -Mide la fuerza con que los electrones se encuentran enlazados a los átomos. -Las energías bajas indican que los electrones se eliminan con facilidad, y por tanto, se forma fácilmente un ión positivo (catión). Siempre es más difícil desplazar a un electrón de un ión con carga positiva que del átomo neutro correspondiente.

Molécula

-Es un agregado de, por lo menos, dos átomos en una colocación definida que se mantienen unidos a través de fuerzas químicas (también llamadas enlaces químicos). -Puede contener átomos del mismo elemento o átomos de dos o más elementos, siempre en una proporción fija. Así, una molécula no siempre es un compuesto, el cual, por definición, está formado por dos o más elementos. El hidrógeno gaseoso, por ejemplo, es un elemento puro, pero consta de moléculas formadas por dos átomos de H cada una. Por otra parte, el agua es un compuesto molecular que contiene hidrógeno y oxígeno en una relación de dos átomos de H y un átomo de O. -Al igual que los átomos, las moléculas *son eléctricamente neutras*. -A su vez podemos reconocer dentro de las moléculas dos tipos: -->*Molécula diatómica*: porque contiene sólo dos átomos como ejemplo oxígeno (O2) o monóxido de carbono (CO). -->*Moléculas poliatómicas*: porque contienen más de dos átomos como por ejemplo el ozono (O3), el agua (H2O)

Reacciones Químicas

-Es un proceso por el cual una o más sustancias, llamados *reactivos*, se transforman en otra u otras sustancias con propiedades diferentes, llamadas *productos*. -En una reacción química, los enlaces entre los átomos que forman los reactivos se rompen. Entonces, los átomos se reorganizan de otro modo, formando nuevos enlaces y dando lugar a una o más sustancias diferentes a las iniciales -*Tipos*: Exotérmicas y endotérmicas -Se cumple el principio de conservación de la masa (se dice que está "ajustada" o "equilibrada"

Uniones Puente de Hidrógeno

-Esta unión es considerada por algunos científicos como un tipo especial de interacción dipolo-dipolo. -Se forma cuando *un átomo de hidrógeno, unido a un elemento muy electronegativo por un enlace covalente*, interacciona con un par electrónico no compartido de otro átomo de alta electronegatividad; se establecen así puentes entre moléculas. -En general, son más fuerte que las fuerzas de London, pero más débil que las covalentes intra moleculares. -*Por ejemplo* Cuando en una molécula el hidrógeno se encuentra unido a un elemento muy electronegativo que tenga un par de electrones sin compartir, como por ejemplo flúor, en ese caso el flúor atrae tanto al par de electrones que el hidrógeno casi queda desnudo (queda el núcleo). El núcleo del hidrógeno es tan pequeño que atraerá hacia si al par de electrones no compartidos de un átomo de una molécula vecina.

Configuración electrónica

-Existen 7 niveles de energía o capas donde pueden situarse los electrones para girar alrededor del núcleo. -Numerados del 1 (el más cercano al núcleo, el que tiene menor nivel de energía), al 7,(el más externo o más alejado del núcleo; el que tiene mayor nivel de energía). -Entre más alejada del núcleo, mayor nivel de energía en la órbita, por la tendencia a intercambiar o ceder electrones desde las capas más alejadas. -Estos niveles de energía corresponden al número cuántico principal (n) y además de numerarlos de 1 a 7. - A su vez, cada nivel de energía o capa tiene sus electrones repartidos en distintos subniveles, que pueden ser de cuatro tipos: *s, p, d y f*. -Para determinar la configuración electrónica de un elemento sólo hay que saber cuántos electrones debemos acomodar y distribuir en los subniveles empezando con los de menor energía e ir llenando hasta que todos los electrones estén ubicados donde les corresponde. -Recordemos que partiendo desde el subnivel s, hacia p, d o f se aumenta el nivel de energía. -En cada subnivel hay un número determinado de orbitales que pueden contener, como máximo, 2 electrones cada uno. Así, hay 1 orbital tipo s, 3 orbitales p, 5 orbitales d y 7 del tipo f. De esta forma el número máximo de electrones que admite cada subnivel es: 2 en el s; 6 en el p (2 electrones x 3 orbitales); 10 en el d (2 x 5); 14 en el f (2 x 7) *Para los aniones*: Para los aniones, se añade un número de electrones igual a la carga del mismo en el orbital que corresponda. *Íon= O2- es: 1s2 2s2 2p6* Para los cationes: Para los cationes, se deben retirar un número de electrones, igual a la carga del mismo, del orbital más externo del átomo, una vez ordenados en función del valor de n *Íon= Mn2+ es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5*

Halógenos

-Formadores de sales -Los elementos del grupo VIIA

Tabla Periódica

-Grupos y Periodos -Metales alcalinos, Tierras alcalinas o metales alcalinotérreos, Halógenos y Gases nobles -Elementos representativos, Elementos de transición d, Elementos de transición interna y Elementos de transición interna -Metales, No metales y Metaloides

Coeficiente estequiométrico

-Indica el número de moléculas de compuesto presentes en la ecuación. -Por lo general si el coeficiente estequiométrico es la unidad no se escribe

Subíndice

-Indica el número de átomos presentes en cada molécula de compuesto

Fórmula empírica

-Indica los átomos que participan en el compuesto así como su *proporción*. -*Por ejemplo-*: la glucosa tiene de fórmula empírica CH2O, que nos indica la presencia de carbono, oxígeno e hidrógeno en su estructura en proporción 1:2:1. Sin embargo, la fórmula real de la molécula de glucosa es C6H12O6.

Unidad de masa atómica (U.M.A.)

-La 1/12 parte de la masa de un átomo de un tipo particular de carbono, llamado carbono 12. -*Por ejempo*: Cuando se dice que la masa atómica del N es 14 uma, se indica que la masa de un átomo es 14 veces mayor que la 1/12 parte de la masa del 12C

Electronegatividad

-La electronegatividad de un elemento mide la tendencia relativa del átomo a atraer los electrones hacia él, cuando se combina químicamente con otros átomos para formar un enlace químico. -*Por ejemplo*: la electronegatividad del flúor es la más alta de todos los elementos. Esto indica que cuando el ión flúor está enlazado químicamente a otros elementos muestra mayor tendencia a atraer el par de electrones aumentando la densidad electrónica hacia él. El oxígeno es el segundo elemento más electronegativo.

Estados de oxidación

-La pérdida/ganancia de electrones en los procesos redox está relacionada con cambios en el llamado *número o estado de oxidación* de un elemento en la especie química que se reduce/oxida, en los términos siguiente: -->La pérdida de electrones en la oxidación implica un aumento del número de oxidación en el elemento constituyente de la especie química que se oxida. -->La ganancia de electrones en la reducción implica una disminución del número de oxidación en el elemento constituyente de la especie química que se reduce

No metales

-Las capas externas contienen 4 o más electrones. -Energía de ionización alta. -Afinidades electrónicas muy negativas. -Electronegatividades altas -Forman aniones ganando electrones. -Forman compuestos iónicos con los metales y compuestos moleculares (covalentes) con otros no metales.

Metales

-Las capas externas contienen pocos electrones, por lo general 3 o menos -Energías de ionización bajas -Afinidades electrónicas ligeramente positivas o negativas -Electronegatividades bajas -Forman cationes, perdiendo electrones -Forman compuestos iónicos con los metales

Grupos

-Las columnas verticales -Tienen propiedades físicas y químicas similares, y los que se encuentran dentro de un período tienen propiedades que cambian en forma progresiva a través de la tabla.

Periodos

-Las filas los que se encuentran dentro de un período tienen propiedades que cambian en forma progresiva a través de la tabla.

Enlaces Intermoleculares

-Las moléculas suelen estar formadas por un pequeño número de átomos unidos por *enlace covalente, el cual no se rompe cuando se producen cambios de estado*. -Existen fuerzas que actúan entre las moléculas y que son las responsables de que los compuestos covalentes se puedan licuar y solidificar, ya que si las moléculas fueran totalmente independientes unas de otras serían gases. -Estas fuerzas son *las responsables de la existencia de los estados sólido y líquido de la materia*, determina los puntos de fusión y de ebullición de las sustancias, como así también la solubilidad en distintos solventes y la dureza que tendrán los cuerpos sólidos moleculares. -Estas fuerzas son *mucho más débiles que las que mantienen los enlaces covalentes intramoleculares*. Hay tres tipos principales de fuerzas intermoleculares -Fuerzas o interacciones dipolo-dipolo -Fuerzas o interacciones de London -Uniones puente de hidrógeno

Gases Nobles

-Los del grupo VIII

Principio de Incertidumbre de Heisenberg

-Los electrones giran en órbitas absolutamente no definidas, tanto que no se puede determinar ni el tiempo ni el lugar para ubicar un electrón. En este caso se habla de orbitales definidos por la probabilidad de locación de los electrones.

Tierras alcalinas o metales alcalinotérreos

-Los elementos del grupo IIA

Enlace Metálico

-Los metales tienen estructuras tridimensionales en la que cada átomo está rodeado dentro de una capa de un determinado número de átomos iguales y a la vez está rodeado de otros átomos situados en las capas de encima o de debajo del átomo considerado. -Para explicar las propiedades características de los metales (su alta conductividad eléctrica y térmica, ductilidad y maleabilidad) se ha elaborado un modelo de enlace metálico conocido como modelo de la nube o del mar de electrones.

Modelo de la nube o mar de electrones

-Los átomos de los metales tienen pocos electrones en su última capa, por lo general 1, 2 ó 3. Estos átomos pierden fácilmente esos electrones (electrones de valencia) y se convierten en iones positivos, por ejemplo Na+, Cu2+, Mg2+. Los iones positivos resultantes se ordenan en el espacio formando la red metálica. Los electrones de valencia desprendidos de los átomos forman una nube de electrones que puede desplazarse a través de toda la red. De este modo todo el conjunto de los iones positivos del metal queda unido mediante la nube de electrones con carga negativa que los envuelve

Compuestos

-Los átomos de muchos elementos interactúan entre sí para formar compuestos. -*Por ejemplo*: la combustión del hidrógeno gaseoso con el oxígeno gaseoso forma agua, cuyas propiedades difieren claramente de las correspondientes a los elementos que la forman. El agua consiste en dos partes de hidrógeno por una de oxígeno. Esta composición no se modifica, sin importar que el agua provenga de un lago o de la canilla de un hogar. -*A diferencia de las mezclas*, los compuestos solo se pueden separar en sus componentes puros por medios químicos.

Unidad de masa atómica y masa atómica relativa (historia)

-Los átomos son muy pequeños. Si se expresa la masa de un átomo en gramos, este valor es muy pequeño. Esta cuestión motivó a los científicos a buscar una unidad adecuada que permita trabajar con valores enteros. Es así como definieron una unidad patrón: la unidad de masa atómica (u.m.a.),

Estructura atómica

-Los átomos tienen una estructura interna, es decir, que están formados por partículas aún más pequeñas, llamadas partículas subatómicas: electrones, protones y neutrones. -Los *protones* (+) y *neutrones* (0) se encuentran en el núcleo del átomo. -Los *electrones* (-) forman una nube alrededor del núcleo llamada zona extra nuclear. -Todos los electrones que constituyen los distintos tipos de átomos son idénticos. De la misma manera, todos los protones y los neutrones son idénticos. -La variación entre un elemento y otro es el número de estas partículas subatómicas.

Fórmula estructural

-Muestra *la forma en que se unen los diferentes átomos* para dar lugar a la molécula. -*Por ejemplo, el ácido acético tiene de fórmula molecular, C2H4O2, que *no indica como se unen* los 8 átomos que componen la molécula. La fórmula estructural nos muestra que uno de los carbonos se une mediante enlaces simples a tres hidrógenos y al segundo carbono. Por su parte, el segundo carbono forma un enlace doble con el primer oxígeno y un enlace simple con el segundo que a su vez une a un hidrógeno.

Atomicidad

-Número de átomos que hay en la molécula de una sustancia simple

Elementos de transición interna

-O elementos de transición f. -Son elementos en los que se añaden electrones en los orbitales f. -Todos son metales. -Se localizan entre los grupos IIIB y IVB de la tabla periódica

Reducción

-Proceso en el que un átomo de un elemento o de un compuesto gana electrones.

Oxidación

-Proceso en el que un átomo de un elemento o de un compuesto pierde electrones.

Sustancias

-Pueden ser elementos o compuestos

Afinidad electrónica (AE)

-Se define como la cantidad de energía que se pone en juego (puede absorber o emitir) cuando se añade un electrón a un átomo gaseoso aislado para formar un ión con carga -1. -Por conveniencia se asigna un -->*Valor positivo*: a la energía que se absorbe -->*Valor negativo*: a la que se libera. En la mayoría de los elementos se absorbe energía. -Los elementos con afinidades electrónicas muy negativas ganan electrones con facilidad para formar iones negativos (aniones). -Las afinidades electrónicas, por lo general, se hacen más negativas de izquierda a derecha a lo largo de la Tabla Periódica (excluyendo a los gases nobles). Esto significa que los elementos representativos de los grupos IA a VIIA muestran mayor atracción para un electrón adicional de izquierda a derecha.

Iones

-Si el número de protones y electrones no es el mismo, entonces el átomo queda cargado y se denomina ión. -*Clasificación*: -->*Cationes*: Cuando los iones tienen mayor número de protones que de electrones, por lo tanto quedan cargados positivamente. -->*Aniones*: Cuando los iones tienen mayor número de electrones que de protones, por lo tanto quedan cargados negativamente

Elementos representativos

-Son los elementos del grupo A. -Sus niveles de energía más altos están parcialmente ocupados. -Su último electrón entra en un orbital s o p. estos elementos muestran variaciones diferentes y bastante regulares de sus propiedades con su número atómico.

Elementos de transición d

-Son los elementos del grupo B (con excepción del IIB). -Se consideraban como transición entre los elementos alcalinos (que forman bases) de la izquierda y los que forman ácidos en la derecha. -Todos ellos son metales y se caracterizan por que tienen electrones en los orbitales d. -Los elementos del grupo IIB (zinc, cadmio y mercurio) no son metales de transición d porque sus últimos electrones penetran a orbitales s. Suelen estudiarse junto con los metales de transición d, porque sus propiedades químicas son similares.

Enlace Iónico

-Son resultado de la transferencia completa de electrones de un átomo a otro, con la formación de una red tridimensional de partículas cargadas. -La estabilidad de las sustancias iónicas se debe a las fuertes atracciones electrostáticas entre un ión y los iones circundantes de carga opuesta. -Los *iones* son *partículas cargadas eléctricamente* y pueden ser cationes (+) o aniones (-). -Los átomos con baja energía de ionización forman cationes y los de alta energía de ionización, aniones. -Entre cationes y aniones se produce una fuerza electrostática de atracción. -En los compuestos iónicos, los cationes y los aniones se disponen alternadamente en forma ordenada. De esta manera, como los iones de distinto signo están más cercanos entre sí que los del mismo signo, las fuerzas de atracción son superiores a las de repulsión -Se puede afirmar, en general, que la unión iónica se da *entre metales y no metales*. Cuando *la diferencia de electronegatividad es muy grande*, el par de electrones se encuentra sobre el átomo más electronegativo que queda cargado negativamente y el otro queda cargado positivamente. -La pérdida o ganancia de electrones de un átomo neutro conduce a la estructura electrónica de gas noble, de acuerdo a la Teoría del Octeto. *Ejemplo*: los átomos de sodio, que tienen un electrón en su último nivel, tenderán a perderlo y permanecerán con la misma configuración electrónica del neón. Además, quedarán con carga positiva, porque al conservar once protones y diez electrones, el resultado será una carga neta de +1 y la notación es Na+. Estos átomos se transforman en cationes. Los átomos de cloro, que tiene siete electrones en su último nivel, tenderán a ganar un electrón y permanecerán con la configuración del argón. Además, quedarán con carga negativa, ya que, como tiene diecisiete protones y dieciocho electrones, la carga neta será -1, que se anota Cl-1. Estos átomos se convierten en aniones.

Elemento

-Sustancia que no se puede separar en otras más sencillas por medios químicos. -Por conveniencia, los químicos usan símbolos de una o dos letras para representar a los elementos: la primera letra del símbolo siempre es mayúscula, no así la letra siguiente. *Por ejemplo*: Co es el símbolo del elemento cobalto, mientras que CO es la fórmula de la molécula monóxido de carbono.

Ajuste de reacciones óxido-reducción

-Un proceso químico se representa mediante una ecuación química, en la que se describen las fórmulas de las especies químicas que intervienen. Se establece una ecuación química donde los productos son justamente los mismos átomos de los reactivos, pero con una distribución diferente y donde deben ajustarse los coeficientes estequiométricos ya que debe haber el mismo número de átomos de cada elemento en cada lado de la ecuación. *Ejemplo 1*: -->Cuando un metal se corroe, pierde electrones y forma cationes. Por ejemplo, los ácidos atacan vigorosamente al calcio para formar iones calcio, (Ca2+) Cuando un átomo, ion o molécula adquiere una carga más positiva (es decir, cuando pierde electrones), decimos que se oxida. Así, el calcio, que no tiene carga neta, se oxida (sufre oxidación) en la ecuación y forma Ca2+ *Ejemplo 2*: --> El metal pierde electrones que el oxígeno capta, y se forma un compuesto iónico del ión metálico y el ión óxido. Por ejemplo, cuando el calcio metálico se expone al aire, la superficie metálica brillante del metal se opaca al formarse CaO Al oxidarse el calcio en la ecuación, el oxígeno se transforma, de O2 neutro a dos iones O2-. - Cuando un átomo, ión o molécula adquiere una carga más negativa (gana electrones) (reducción). Si un reactivo pierde electrones, otro debe ganarlos.

Reacciones de oxido-reducción

-Una de las reacciones químicas más importantes que ocurre en los sistemas biológicos. -Son reacciones donde se transfieren electrones entre los reactivos y productos -Ambos procesos (de oxidación-reducción) se dan siempre de forma simultánea, mientras una especie química pierde electrones, la otra los gana, estableciéndose un equilibrio de oxidación-reducción o equilibrio redox. -En estos equilibrios se distingue el agente oxidante y el agente reductor. -Oxidante1 + Reductor2 = Reductor1 + Oxidante2

Regla de las diagonales

1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p <6s < 4f

Formulas estructural y molecular

3 tipos de fórmulas: -*Fórmula Empírica* (Proporción) -*Fórmula Molecular* (Fórmula real) -*Fórmula Estructural* (Disposición de los atomos)

Energía de enlace

Energía que se desprende durante la formación de enlaces químicos.

Regla de partículas cargadas

Partículas con la misma carga se repelen, mientras que partículas con carga distinta se atraen.