QUIMICA

La química es el estudio de la materia y los cambios que experimenta, su estructura, sus

propiedades y las leyes que gobiernan estos cambios.
NOCIONES FUNDAMENTALES.-
Materia.- La materia es todo lo que ocupa un lugar en el espacio y está
compuesta por partículas elementales. Realidad espacial y perceptible por los
sentidos. Materia es la sustancia que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio.
Cuerpo.- Se la puede definir como una porción limitada de materia, hace
referencia a la forma que adapta la materia y la utilidad que presta. Poseen ciertas
propiedades como extensión es decir ocupa un lugar en el espacio, presenta
impenetrabilidad refiriendo que dos cuerpos no pueden ocupar un mismo lugar en
el espacio, presentan inercia es decir mayor o menor resistencia de un cuerpo de
ser acelerado o frenado y indestructibilidad dicho a que la masa de un cuerpo no
puede destruirse ya sea como tal o porque se transforma en energía.
Sustancia.- Una sustancia es una forma de materia que tiene una composición
constante o definida y con propiedades distintivas. Algunos ejemplos son el agua,
el amoniaco, el azúcar (la sacarosa), el oro y el oxígeno. Las sustancias difieren
entre sí en su composición y pueden ser identificadas por su apariencia, olor,
sabor y otras propiedades.
CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA.- La materia se clasifica en sustancias puras y
mezclas.
Una sustancia pura es en esencia lo que dice su nombre y presenta las
siguientes características: Presenta composición fija, no puede separarse por
medios físicos y su estructura permanece constante durante el cambio de estado
(fusión o ebullición).
La sustancia pura se puede dividir en:
a) Sustancias puras, elemento: Son sustancias puras más simples y no
se descomponen por medios quimios. Ejemplo Au (Oro)
b) Sustancias puras, compuestos: Que está formada por dos o más
elementos y pueden descomponerse por medios químicos. NaCl (Sal)
Una mezcla está formada por dos o más sustancias: por ejemplo Agua más
Cloruro de Sodio (dos sustancias) por lo tanto posee una composición variable,
pueden separarse por medios físicos y sus temperaturas son variables durante el
cambio de estado, se la divide en homogénea y heterogénea.
Las mezclas homogéneas (Soluciones) están formados por dos o más
componentes y presentan una sola fase (agua potable o aire), las mezclas
heterogéneas están formadas por dos o más componentes y presentan dos o
más fases (agua y aceite).

Masa.- Se define como la cantidad de materia que tiene un cuerpo. Es constante y

no cambia.
Peso.- El peso de un cuerpo es la fuerza de atracción gravitacional entre la masa
del cuerpo y la masa del planeta dicho de otra manera es la medida de la fuerza
de la gravedad entre el cuerpo y el centro de la tierra.
El peso de un cuerpo varia pero la masa no.
Densidad.- Se define como la masa de una sustancia que ocupa una unidad de
volumen o bien
Densidad = masa
Volumen
Sabemos que ciertas sustancias son más pesadas que otras aun cuando sus
volúmenes sean iguales, por ejemplo un trozo de madera balsa es mucho más
ligero que una pieza de plomo que tiene el mismo volumen. Las unidades de
densidad que por lo general se utilizan para sólidos y líquidos son g/mL, si se
tratase de un gas g/L.
Peso específico.- Es la relación que existente entre el peso y el volumen que
ocupa una sustancia, la unidad de medida que se utiliza para medir este peso
específico más común es el Newton sobre metro cubico.
ESTADOS DE LA MATERIA Y SUS CAMBIOS.-
Existen tres estados de la materia: solido, líquido y gaseoso. Cada estado tiene
sus propias características, por ejemplo el estado sólido tiene una forma y
volumen definido. El líquido tiene un volumen definido pero su forma se adapta al
recipiente que lo contiene. Mientras que el estado gaseoso no tiene forma ni
volumen definido.
Los gases difieren de los sólidos y los líquidos en la distancia de separación entre
las moléculas. En un sólido, las moléculas se mantienen unidas en forma
organizada, con poca libertad de movimiento no se comprimen, conservan su
forma y su volumen. En un líquido las moléculas están unidas, pero no en una
posición tan rígida y se pueden mover libremente, no se comprimen fácilmente, se
difunden lentamente, estando en reposo su superficie es horizontal, conservan su
volumen pero no su forma. En un gas las moléculas están separadas por
distancias que son grandes en comparación con el tamaño de las moléculas se
dejan comprimir fácilmente, se difunden rápidamente, cambian de volumen y
forma.
Los tres estados de la materia pueden ser convertibles entre ellos sin que cambie
la composición de la sustancia. Un sólido (por ejemplo el hielo) se fundirá por
calentamiento y formará un líquido (agua). (La temperatura a la cual se da esta
transición se denomina punto de fusión). El calentamiento ulterior convertirá el
líquido en un gas. (Esta conversión se lleva a cabo en el punto de ebullición del
líquido). Por otro lado, el enfriamiento de un gas lo condensará para formar un
líquido. Cuando el líquido se enfría aún más, se congelará y se formará un sólido.
CAMBIOS DE ESTADO.- Dependiendo de la temperatura y presión a la que se
encuentra, la materia cambia de estado, por ejemplo al hervir agua se observa la
producción de vapor, a dicho proceso se conoce como vaporización, se observa
en el hielo que se derrite debido al calor del ambiente, el agua pasa de solido a
liquido, a este proceso se llama fusión.
FUSIÓN.- Es el paso de una sustancia del estado sólido al estado líquido por la
acción del calor. Como ejemplo se puede citar la fusión del hielo.
EVAPORACIÓN.- Es el paso de una sustancia del estado líquido al estado
gaseoso, se acelera este proceso, calentando el líquido o disminuyendo la presión
que soporta su superficie.
CONDENSACIÓN.- Es el cambio de estado que se produce en una sustancia al
pasar del estado de vapor al estado liquido. Los vapores por compresión o por
enfriamiento se condensan.
LIACUACIÓN.- Es el paso del estado gaseoso al estado líquido. Se consigue este
cambio primero enfriando el gas hasta su temperatura crítica y luego
comprimiendo el mismo.
SOLIDIFICACIÓN.- Es el paso de una sustancia, desde el estado líquido al estado
sólido como ocurre cuando por enfriamiento o descenso de temperatura el agua
se transforma en hielo.
VOLATILIZACIÓN.- Es el pasaje directo del estado sólido al estado gaseoso.
Ejemplo: calentamiento de yodo, cloruro de amonio, etc.
SUBLIMACIÓN.- Es el cambio de estado que ocurre cuando una sustancia
gaseosa se vuelve sólida sin pasar por el estado líquido. Ejemplo: caso de
calentamiento del yodo o cloruro de amonio, estando como gases, por
enfriamiento, vuelven a su condición inicial de sólidos.
PROPIEDADES DE LA MATERIA.-
Las propiedades son las características que permiten reconocer y distinguir una
sustancia de otra sustancia. Las propiedades de la materia se clasifican en
propiedades físicas y en propiedades químicas. Existen propiedades comunes a
todos los cuerpos que nos permiten diferenciar una sustancia de otra tales como:
forma, masa, tamaño, impenetrabilidad, inercia, a estas propiedades se las
denomina propiedades extrínsecas. Las propiedades que permiten diferenciar una
sustancia de otra se denominan intrínsecas o específicas y son físicas y químicas.
Las propiedades físicas de la materia son aquellas que podemos observar o
medir sin cambiar la identidad y la composición de la sustancia. Por ejemplo: color,
olor, densidad, punto de fusión, punto de ebullición. Las propiedades químicas
se refieren a la capacidad de una sustancia de transformarse en otras. Ejemplo:
inflamabilidad (cuando una sustancia arde en presencia de Oxigeno), una
propiedad química del metal zinc, es que reacciona con los ácidos para producir
hidrógeno. Las propiedades también se clasifican de acuerdo con su dependencia
con la masa de la muestra.
Las propiedades (temperatura, punto de fusión y densidad) que no dependen de la
cantidad de materia analizada son llamadas Propiedades Intensivas y muchas
de ellas sirven para identificar las sustancias. (Por ejemplo densidad, punto de
fusión, punto de ebullición)
Las Propiedades Extensivas de las sustancias son aquellas que dependen de la
cantidad de la muestra presente (por ejemplo masa y volumen).
Los valores de una misma propiedad extensiva se pueden sumar (ejemplo: masa y
longitud), en cambio, las propiedades intensivas son no aditivas. Las sustancias
diferentes se distinguen por sus propiedades intensivas.
ATOMO.- En la concepción antigua el átomo era considerado indivisible e
indestructible, siendo la partícula más que pequeña de la materia. Actualmente se
la considera como la Unidad de intercambio químico.
Teoría atómica de Dalton.- En 1808, John Dalton enuncio su célebre teoría
atómica que justifica estos postulados.
• La materia está formada por pequeñas partículas, separadas e indivisibles,
llamadas átomos.
• La materia que tiene todos sus átomos iguales es un elemento.
• Los átomos de los diferentes elementos se distinguen por su masa y sus
propiedades.
• Los átomos de elementos distintos pueden unirse en cantidades fijas para
originar compuestos.
• Los átomos de un determinado compuesto o átomos compuestos son también
iguales en masa y en propiedades.
Tres años más tarde, en 1811, el químico italiano Amadeo Avogadro denomino
moléculas a los átomos compuestos de Dalton.
Estructura del átomo.- A partir de la teoría atómica de Dalton se puede definir al
átomo como la unidad básica de un elemento que puede intervenir en una
combinación química. Dalton imaginó un átomo como una partícula
extremadamente pequeña e indivisible. Sin embargo, una serie de investigaciones,
que empezó alrededor de 1850 y se extendió hasta el siglo XX demostrando que
los átomos tienen una estructura interna, partículas aún más pequeñas,
denominadas partículas subatómicas. Estas investigaciones condujeron al
descubrimiento de tres partículas: electrones (e-), protones (p+) y neutrones (no).
Actualmente el modelo atómico aceptado es:
Los protones y neutrones se encuentran concentrados en el centro del átomo
(núcleo) y alrededor giran los electrones en orbitas estacionarias de energía.
El núcleo.- Es la región central del átomo, su tamaño es aproximadamente 10000
veces más pequeño que el átomo total. En el núcleo se hallan los protones y los
neutrones a los cuales también se los llama' nucleones.
Protones (P+).- Son partículas elementales de carga positiva, se hallan en el
núcleo atómico, fueron descubiertas por Rutherford.
Neutrones (n°).- Son partículas elementales sin carga eléctrica, se hallan en el
núcleo atómico, su masa es aproximadamente igual a la del protón, fueron
descubiertas por Chadwick.
Número Atómico (Z).- Es igual al número de protones que existe en el núcleo, y
si el átomo es neutro es también igual al número de electrones.
Z=#p+=#e-
Elemento químico.- Es la sustancia química simple en cuya composición solo
existen átomos con el mismo número atómico.
Isótopos.- Son átomos de un mismo elemento que tienen diferente número de
masa, esto debido a la variación del número de neutrones.
Ej. 6C12, 6C13, 6C14 donde 6 es el número atómico y 12, 13, 14 es la suma de
protones y neutrones. Los anteriores son isotopos del carbono.
Isóbaros.- Son átomos de diferentes elementos que tienen el mismo número de
masa. Ej. 30Zn60, 29Cu60
Isótonos.- Son átomos de diferentes elementos que tienen igual número de
neutrones.
Ej. 5 B11, 6C12 #nº= 6
Los electrones se consideran una partícula porque tienen masa pero su
movimiento es ondulatorio y para caracterizar los electrones de un átomo se
deben conocer sus números cuánticos poseen carga negativa y se mueven cerca
del núcleo en regiones llamadas capas o niveles de energía, fueron descubiertas
por Thompson.
MODELOS ATÓMICOS.-
Modelo atómico de THOMPSON.- Uno de los primeros intentos para establecer
la estructura del átomo fue el de J.J. Thompson, poco después de su
descubrimiento del electrón Thompson pensó que el átomo debería poseer en
algún punto la suficiente carga positiva para neutralizar la carga negativa e
imagino que su átomo formado por una esfera de carga positiva que llevaba
incrustados los electrones de carga negativa.
Modelo de RUTHERFORD.- Dedujo que dentro del átomo, en el centro hay un
corpúsculo llamado núcleo, en la que se encuentran la mayor parte de la masa y
donde están las partículas de carga positiva llamadas protones. El intuyo la
presencia de neutrones en el núcleo y también determino la carga nuclear positiva
de diferentes elementos, en donde aparecieron los conceptos de:
• Numero masico (A): La suma de protones y neutrones que lo forman.
• Numero atomico (Z): Cada elemento tienen uno y representa el número de
protones.
• Neutrones (N): Es la diferencia entre A y Z.
• Isotopo: Es un elemento que tiene mismo numero atomico (Z) pero diferente
número másico (A).
El Modelo de Rutherford explicaba los resultados de su experimento:
– Las partículas α que pasan lejos del núcleo no se desvían porque la corteza
electrónica prácticamente no las afecta.
– Las partículas α que pasan cerca del núcleo se desvían porque este las somete
a repulsión electrostática.
– Las partículas α que chocan directamente contra el núcleo rebotan y son
repelidas violentamente, por tratarse de cargas del mismo signo.

Teoría de BOHR.- Propuso que los electrones giran alrededor del nucleo en
orbitas circulares de radios definidos, es decir hay orbitas permitidas y orbitas
prohibidas. Esto dependía del nivel en el que estaban.
El nivel estaba determinado en una región en torno al núcleo donde la probabilidad
de encontrar el electrón con energía es grande, a esto se conoce como orbital.
Cada nivel representa un número cuántico, donde obtenemos:
• n: número cuántico principal.
• l: número cuántico orbital.
• ml: número cuántico magnético.
• ms: número cuántico del spin.
Cada elemento tiene determinadas formas en cuanto a distribución de electrones
en sus orbitales, de aquí surge la configuración electrónica. La cual estable un
ordenamiento especifico y único para cada elemento.

LOS NEUTRONES Y OTRAS PARTICULAS SUBATOMICAS

En 1930, Bothe y Becker observaron una nueva radiación, muy penetrante, al
someter una muestra de berilio a la acción de las partículas α. En 1932 J.
Chadwick determino que se trataba de partículas neutras, a las que denomino
neutrones, con masa próxima a la del protón. Las características de esta
coincidieron con las predichas por E. Rutherford, y se mantuvo el nombre que este
le había dado: neutrón. Estas nuevas partículas deben ocupar el núcleo del átomo,
junto con los protones; y contribuyen a la masa de este.

Actualmente, sabemos que las partículas subatómicas pueden estar formadas por
otras partículas más pequeñas. Por ejemplo, los protones y los neutrones están
compuestos por unas partículas más pequeñas denominadas quarks.
ENERGIA.- La energía es la capacidad de la materia de hacer un trabajo, por
ejemplo hay energía cuando se levanta un libro de una mesa, se está haciendo
trabajo en contra de una fuerza opositora que es la gravedad. La energía existe en
muchas formas como la mecánica, química, eléctrica, nuclear, radiante o luminosa
y térmica,
FORMAS DE ENERGÍA.- La energía se clasifica en Energía Potencial y Energía
Cinética.
Energía Potencial o Energía de posición E.P.- Es la energía almacenada o
energía que un objeto posee debido a su posición relativa, por ejemplo una pelota
a 20 metros arriba del suelo tiene más energía potencial que cuando está a solo
10 metros y puede rebotar más alto cuando se la deja caer.
Energía Cinética o Energía de movimiento E. C.- Tu cuerpo en movimiento
posee energía cinética. Cuando se libera el agua de una represa, su energía
potencial se transforma en energía cinética que se utiliza para impulsar
generadores y producir electricidad.

CALOR.- Energía que se manifiesta por un aumento de temperatura y procede de

las transformaciones de otras energías, es originada por los movimientos
vibratorios de los átomos y moléculas que forman los cuerpos.
ESCALAS DE TEMPERATURA.- Actualmente se utilizan tres escalas de
temperatura. Sus unidades son [ºC], [ºF] y [ºK]. En la escala Celsius se divide en
100 grados el intervalo comprendido entre el punto de congelación (0ºC) y el punto
de ebullición del agua (100ºC).
En la escala Fahrenheit, que es la más utilizada en Estados Unidos fuera del
laboratorio, se definen los puntos de congelación y de ebullición normales del
agua exactamente en 32 ºF y 212 ºF, el Kelvin es la unidad fundamental SI de la
temperatura; es decir, es la escala de temperatura absoluta. El término
temperatura absoluta significa que el cero en la escala Kelvin, denotado por 0ºK,
es la temperatura teórica más baja que puede obtenerse.
Comparación de las escalas de temperatura Celsius, Fahrenheit y Kelvin. Observe
que hay 100 divisiones, o 100 grados entre el punto de congelación y el punto de
ebullición del agua en la escala Celsius y hay 180 divisiones o 180 grados entre
las mismas dos temperaturas limites en la escala Fahrenheit.
 FENOMENOS FISICOS Y QUIMICOS

Transformaciones de la materia.- Los diversos cambios que sufren la materia se

denomina procesos y se clasifican en: Físicos, Químicos y Nucleares.
1.- Procesos físicos.- Son transformaciones en las que no se alteran la
composición química de la materia y por consiguiente son reversibles por
ejemplo: La congelación del agua, la rotura del vidrio, trituración de una piedra.
En estos cambios no se forman nuevas sustancias.
2.- Procesos químicos.- Denominadas reacciones químicas. Son cambios en los
cuales se alteran las propiedades iniciales de la materia y en su mayoría son
irreversibles.
Los procesos o cambios químicos generalmente van acompañados de cambios de
energía, de tal manera que cuando la energía calorífica se desprende se
denominan reacciones exotérmicas, y cuando cierta cantidad de energía calorífica
se absorbe se denomina reacción endotérmica.
3.- Procesos nucleares.- Implican una alteración profunda en la naturaleza de la
materia. Son transformaciones de la materia en energía. Por ejemplo la
desintegración del átomo.
MEZCLA Y COMBINACION.-
Diariamente nos ponemos en contacto con incontables tipos de materia. El aire,
los alimentos, el agua, las rocas, el suelo, el vidrio, son todos aquellos tipos de
materia.
Mezclas homogéneas.- También llamada solución, es aquella que a simple vista
o con ayuda de instrumentos como el microscopio no se puede diferenciar la
separación de sus componentes, constituye una masa homogénea y cualquier
porción que se tome tendrá la misma composición y propiedades como agua
azucarada, el aire (libre de partículas suspendidas), el acero, agua potable, las
bebidas gasificadas, latón, bronce, gas natural, gasolina, etc.
Mezclas heterogéneas.- Es aquella que simple vista o con ayuda de instrumentos
se diferencia la separación de sus componentes y cualquier porción que se tome
tendrá composición y propiedades diferentes como el agua con aceite, limaduras de
hierro y azufre en polvo, suspensiones (aire polvoreado, agua turbia, jarabes, laxante,
etc.), coloides (leche, almidón, clara de huevo, pinturas, geles, etc.), benceno y agua,
mezcla de arena y cemento, etc.
Combinación.- Con origen en el latín combinatio, combinación es una palabra
que refiere al acto y consecuencia de combinar o unir dos o más sustancias que
dan origen a una nueva sustancia y de la que no pueden separarse fácilmente.
Diferencia entre mezcla y combinación.-

Separación de los compuestos de una mezcla.- La mayor parte de la materia

que nos rodea en la vida diaria está compuesta de mezclas de sustancias, que se
las puede separar por diferentes procedimientos como:
Filtración.- Haciéndose pasar la mezcla atreves de placas o un papel de filtro, el
sólido se quedara y el otro componente pasara.
Destilación.- Es la operación de separación mediante vaporización y
condensación.
Cromatografía.- Se refiere al método físico de separación para la caracterización
de mezclas complejas.
Extracción.- Es un procedimiento de separación de una sustancia que puede
disolverse en dos disolventes.
 LOS ELEMENTOS Y SU NOMENCLATURA

Los elementos químicos.- Son sustancias fundamentales con las que se

construyen todos los objetos materiales, constituidas con una sola clase de
átomos y no se pueden descomponer en sustancias más simples, hasta el
momento se identificaron 111 elementos de los cuales aproximadamente 90 se
encuentran en la naturaleza y los restantes fueron sintetizados.
Los elementos se hallan en cantidades variables de la tierra, la abundancia
relativa de los elementos en la corteza terrestre, incluyendo las aguas de
superficie y atmosfera es : Oxigeno= 49.2 %, Silicio= 25.% , Aluminio= 7.4 %,
Hierro= 4.7 %, Calcio= 3.4 % , Sodio= 2.6 %, Potasio= 2.4 % , Magnesio=1.9 % ,
todos los demás 2.7 %.
Primeros intentos de su clasificación.-
Clasificación de Mendeleiev.- La tabla periódica publicada por Demetrio
Mendeleiev en 1969 fue la primera tabla periódica de los elementos basada en la
hipótesis de que las propiedades de los elementos son función periódica de sus
pesos atómicos. Dimitri Mendeleiev coloco en esa tabla todos los elementos
conocidos en aquella época, inicialmente con 63 elementos, de forma tal que los
elementos pertenecientes a una misma familia aparecen en la misma línea
vertical.
Dispuso los elementos en orden creciente de sus nuevos.
El descubrimiento de Helio Causo una gran contrariedad en el científico ya que
este elemento no tenía un lugar apropiado para colocarla en la tabla. Pero en el
fondo fue una brillante confirmación de la ley periódica ya que el Helio junto con
los demás gases nobles descubiertos más tarde constituyeron el grupo O.
Estudio de la tabla periódica.- Permite establecer relaciones entre los diferentes
elementos, sus propiedades y su comportamiento químico.
En 1869, el ruso Dimitri Mendeleiev y, en 1870, el alemán Lothar Meyer, de
manera independiente, presentaron su tabla periódica con 63 elementos.
La tabla periódica de ese tiempo presentaba estas características:
• Los elementos aparecían ordenados en filas horizontales en las que su masa
atómica aumentaba de izquierda a derecha.
• Los elementos de una misma columna vertical tenían propiedades semejantes.
Sin embargo, para agruparlos fue necesario invertir el orden de masas atómicas
de algunos elementos; cambiar el valor entonces conocido de la masa atómica de
ciertos elementos; dejar huecos para elementos cuyas características se
predecían, pero que aún no habían sido descubiertos.
El científico británico Henry Moseley encontró una manera experimental de
determinar el número atómico. Conocidos los valores de los números atómicos (Z)
de los elementos, los coloco en orden creciente y observo que todos quedaban
en el lugar adecuado según sus propiedades.
Grupos y periodos.- Existen columnas verticales o grupos (I, II, III, IV..... VIII)
- Subgrupo A (IA, IIA, IIIA,.....VIIIA) denominados elementos representativos.
- Subgrupo B (IB, IIB, IIIB....... VIIIB) denominados elementos de transición.
Para los elementos representativos el número de grupo indica el número de
electrones de valencia; electrones de valencia son los que se encuentran en el
último nivel.
# de grupo = # de electrones de valencia

Para los elementos de transición los electrones de valencia son los del penúltimo y
ultimo nivel debido a que los dos últimos niveles se hallan incompletos.

Existen filas horizontales o periodos (1, 2, 3, 4, 5, 6, 7,8)

- Periodos cortos 1,2 y 3, periodos largos 4, 5, 6, 7

- Los periodos 6 y 7 tienen una prolongación en la parte inferior de 14 elementos
cada uno, que en su conjunto se llaman tierras raras.
Propiedades periódicas.-
Radio atómico: Es la distancia del centro del núcleo al último nivel de energía, A
medida que se incrementa un nivel de energía el radio aumenta.
Energía de ionización: Es la energía que se debe dar al átomo para poder
extraerle un electrón del último nivel de energía. Mientras más grande sea un
átomo será menos difícil arrancarle un electrón.
En las tablas periódicas se pueden observar que en el lado izquierdo existen dos
columnas que corresponden al orbital S, a la derecha existen seis columnas que
corresponden al orbital p, en el centro los grupos B tienen diez columnas que
corresponden al orbital d y en la parte inferior hay 14 que corresponden al orbital f.

Radio iónico.- El radio del catión es menor que el de su átomo y el radio del anión
es mayor que el de su átomo.
Gases nobles.- Se encuentran al final de cada periodo, se caracterizan por ser
Químicamente no reactivos y diamagnéticos.
Primeras clasificaciones de los elementos
Observemos algunos de los intentos de clasificación que, por su originalidad o por
su exito, merecen un especial reconocimiento.
Lavoisier (1743-1794) clasifico a los elementos en metales y no metales.
Berzelius (1779-1848) creo la simbologia quimica.
La actual tabla periodica se la debemos a Dimitri Mendeleiev y es este el mayor de
los aportes en la clasificacion y ubicacion de los elementos quimicos;
posteriormente Seaborg (1912-1999) ordeno los elementos lantanidos junto a
los transuranicos.

LEY PERIODICA.- La disposición de los elementos en el sistema periódico actual

no se produce al azar, sino que responde a la llamada ley periódica, que se
enuncia así:
“Muchas propiedades físicas y químicas de los elementos varían con regularidad
periódica cuando estos se sitúan por orden creciente de su número atómico”.
La Tabla Periodica presenta siete periodos, numerados del 1 al 7. El número de
elementos que contiene cada periodo es variable:
• El periodo 1 contiene 2 elementos.
• Los periodos 2 y 3 contienen 8 elementos cada uno.
• Los periodos 4 y 5 contienen 18 elementos cada uno.
• Los periodos 6 y 7 contienen 32 elementos cada uno, ya que incluyen,
respectivamente, los lantánidos y los actínidos.
• En cada grupo aparecen los elementos que presentan el mismo número de
electrones en el último nivel ocupado, o capa de valencia.
Asi, por ejemplo, los elementos del grupo 15 contienen cinco electrones en su
capa más extensa.

LA TABLA PERIODICA MODERNA.-

ESTRUCTURA ELECTRONICA.-
Al comparar la configuración electrónica de los elementos con su situación en la
tabla periodica, observamos que:
• Todos los elementos de un mismo periodo tienen el mismo número de niveles
electronicos, completos o no. Este número coincide con el número del periodo
(tabla).
• Los elementos de un mismo grupo presentan la misma estructura electrónica en
su nivel más externo, o capa de valencia.
Los elementos representativos de las columnas 1 y 2 y el helio tienen un orbital de
valencia del tipo s.
Los elementos representativos de las columnas 13 a 18 tienen orbitales de
valencia del tipo p.
Los metales de transicion tienen orbitales del tipo d en la capa de valencia.
Los metales de transición interna tienen orbitales del tipo f en la capa de valencia.
Las propiedades químicas de un elemento dependen de sus electrones de
valencia. Por ello, los elementos del mismo grupo tienen propiedades químicas
semejantes.
PERIODOS.- Los periodos se designan por números correlativos del 1 al 7. En
ellos los elementos presentan propiedades diferentes que varían progresivamente
desde el comportamiento metálico hasta el comportamiento no metálico, para
acabar siempre con un gas noble.

El nivel energético en el que se encuentran los electrones de valencia en los

elementos de un periodo dado es el mismo, ya que cada uno posee un electrón de
valencia más que el anterior. Por ello, tienen diferentes propiedades los elementos
en un periodo.
Los elementos del mismo periodo tienen sus electrones más internos ordenados
como el gas noble del periodo anterior, entre corchetes, seguido de la
configuración electrónica de los electrones de valencia.
Por ejemplo, a la configuración electrónica del Fe (Z = 26), elemento del periodo 4,
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6, la podemos escribir de manera simplificada como
[Ar] 4s2 3d6, siendo [Ar] la configuración del gas noble del tercer periodo: 1s2
2s2 2p6 3s2 3p6.
Los elementos de un periodo determinado se caracterizan por tener electrones en
el mismo nivel más externo, que es precisamente el número que designa cada
periodo. Así, los elementos del periodo 1 tienen electrones solo en el nivel 1,
los del periodo 2 tienen electrones ocupando hasta el nivel 2, los del tercer periodo
tienen electrones hasta el nivel 3, y así sucesivamente.
Por ejemplo, los elementos del tercer periodo tienen todos kernel de neon y sus
electrones ocupan hasta el tercer nivel.

FAMILIAS DE ELEMENTOS QUIMICOS.-

GRUPOS.- Los elementos de un mismo grupo presentan la misma estructura
electrónica en su nivel más externo, o capa de valencia. Por ello, con algunas
excepciones, presentan propiedades químicas similares.
Los grupos se designan mediante números correlativos del 1 al 18.
• Los elementos metálicos se sitúan en los grupos 1 y 2.
• Los metales de transición ocupan los grupos del 3 al 12.
• Los no metales y los semimetales ocupan los grupos del 13 al 17.
• Los gases nobles constituyen el grupo 18.
Los grupos 1, 2 y del 13 al 18 están constituidos por los elementos que
conocemos como elementos representativos.

Entre los metales de transición, se encuentran los elementos conocidos como

metales de transición interna: lantánidos y actínidos, que solemos escribirlos
aparte en dos filas de catorce columnas.
En los elementos de transición, el electrón diferenciador ocupa un orbital d, y en
los de transición interna, un orbital f. La configuración electrónica de estos grupos
de elementos no es tan regular como en los elementos representativos y son
frecuentes las excepciones.
Observa que el número de columnas en la tabla periódica está directamente
relacionado con el número de electrones que caben en cada subnivel.

ELEMENTOS REPRESENTATIVOS
• Los metales alcalinos: Corresponden al grupo o familia 1A de la tabla periódica y
su nombre se debe a que forman alcalis, metales reactivos que producen óxidos
fácilmente. Constituyen el 4,8% de la corteza terrestre.
• Los metales alcalinos térreos: Son metales del grupo o familia 2A. Están en un
4% en la corteza terrestre, tienen una apariencia terrosa, también forman óxidos
básicos y son: berilio, magnesio, calcio, estroncio, bario y radio.
Son un poco menos reactivos que el grupo 1A y no se encuentran libres; el radio
es muy raro, tienen dureza variable; son muy ligeros y tienen dos electrones de
valencia.
• Los metales térreos: Lo forman metales del grupo o familia 3A de la tabla
periódica; dentro de este grupo están el boro, aluminio, galio, indio, talio y
ununtrium. Se encuentran en un 7% en la corteza terrestre, sobre todo el aluminio
(tercer elemento más abundante después de oxígeno y silicio), bastante reactivo,
por lo que no se encuentran libres, forman óxidos e hidróxidos
Tienen tres electrones en su último nivel.
• Grupo 4A o carbonoides: Forman el grupo 14 de la tabla periódica y son el
carbono, silicio, germanio, estaño, plomo y ununquadio. Toda la familia tiene
cuatro electrones de valencia. Constituyen más del 27% en peso de la corteza. El
más abundante es el silicio, el cual se encuentra en la materia inorgánica,
mientras que el carbono, en la orgánica. El carbono, el estaño y el plomo se
presentan en forma libre.
• Grupo 5A o nitrogenoides: Nitrógeno, fosforo, arsénico, antimonio, bismuto y
ununpentio. Constituyen el 0,33% de la corteza terrestre (incluyendo agua y
atmosfera). Pocas veces se los encuentra libres en la naturaleza y todos poseen
cinco electrones en su último nivel energético.
• Grupo 6A o anfígenos: Oxigeno, azufre, selenio, teluro, polonio y ununhexio.
Una gran parte de los constituyentes de la corteza son óxidos o sulfuros, mientras
que anfígeno significa formador de ácidos y bases. Todos tienen seis electrones
en su último nivel. El elemento más abundante de la Tierra es el oxígeno, en un
50,5% de la corteza terrestre.
• Grupo 7A o halogenos: Son no metales como el fluor, cloro, bromo, yodo, astato
y ununseptio. El termino halógeno significa ‘formador de sales’.
No se encuentran libres en la naturaleza, pero si se los encuentra formando
haluros alcalinos y alcalinoterreos. El ástato es producto intermedio de las series
de desintegración radiactiva. Tienen siete electrones de valencia.
• Grupo 8A o gases nobles: Son el helio, neón, argón, criptón, xenón y radón. A
estos elementos los conoce como inertes debido a que su estado de oxidación es
0, porque tienen ocho electrones en su último nivel, lo que les impide formar
compuestos.
Los grupos o familias B corresponden a los elementos de transición.
REGIONES.- La tabla periódica está dividida en grupos (filas) y periodos
(columnas). Cada color representa elementos con propiedades comunes.
TIPOS DE ELEMENTOS.- Tenemos elementos sólidos, líquidos y gaseosos. La
mayor cantidad son elementos solidos; los líquidos son solo dos y los gases son
los elementos de la familia 8A y el hidrogeno.
METALES, NO METALES Y METALOIDES.- Un metal es un buen conductor del
calor y la electricidad mientras que un no metal generalmente es mal conductor
del calor y la electricidad. Un metaloide presenta propiedades intermedias entre
los metales y los no metales. La mayoría de los elementos conocidos son metales;
sólo 17 elementos son no metales y 8 son metaloides. A lo largo de cualquier
período, de izquierda a derecha, las propiedades físicas y químicas de los
elementos cambian de manera gradual de metálicas a no metálicas.
Un metal es un buen conductor de la electricidad, tiene brillo metálico y es dúctil y
maleable. Una sustancia maleable es aquella que se puede martillar,
constituyendo láminas, y una dúctil la que puede ser estirada en alambres.
Un no metal no conduce la electricidad, no es dúctil ni maleable.
Un metaloide tiene la apariencia y algunas propiedades de metal, pero se
comporta químicamente como no metal. Por ejemplo el silicio (Si) y el germanio
(Ge) son buenos semiconductores, elementos que, cuando están puros, son
malos conductores de la electricidad a temperatura ambiente, pero a temperaturas
superiores se convierten en conductores moderadamente buenos.
En general, se hace referencia de los elementos en forma colectiva, mediante su
número del grupo en la tabla periódica (grupo IA, grupo IIA y así sucesivamente).
Sin embargo, por conveniencia, algunos grupos de elementos tienen nombres
especiales. Los elementos del grupo IA se denominan metales alcalinos, los del
grupo IIA reciben el nombre de metales alcalinotérreos. Los del grupo VIIA se
conocen como halógenos, y los del grupo VIIIA son los gases nobles o gases
inertes
 LOS COMPUESTOS QUIMICOS

Numero de Oxidación.- El número de oxidación es la carga eléctrica (positiva o

negativa) con la cual un átomo (elemento químico) participa en la formación de
una molécula por atracción electrostática.
Valencia.- Es el número de electrones que ganan, pierden o comparten los
átomos en sus combinaciones, con la finalidad de alcanzar su configuración
electrónica estable.
Sustancias simples y Compuestas.- Dentro de la gran diversidad de sustancias
existentes en la naturaleza y que son estables en condiciones ambientales, se
puede distinguir dos grupos: sustancias simples o elementales y sustancias
compuestas o compuestos químicos.
Una sustancia es simple cuando no puede ser descompuesta en otra más
sencilla por ningún método físico o químico reconocido como de uso común. Las
sustancias simples son llamadas también elementos y se representan mediante
símbolos donde siempre la primera letra del nombre es escrita en mayúscula
pudiendo estar acompañada de una segunda letra en minúscula.
Ejemplos: Cu (cobre), Al (aluminio), Na (sodio), K (Potasio), Ca (Calcio), Pb
(Plomo), P (Fósforo), C (Carbono), Au (Oro), He (Helio).
Son también sustancias simples las que están conformadas con Moléculas
sencillas, o sea aquellas que están formadas por un átomo o por la asociación de
átomos de un sólo tipo. O2 (molécula de Oxígeno), O3 (molécula de Ozono), CI2
(molécula de Cloro), H2 (molécula de Hidrogeno).
Las sustancias compuestas pueden descomponerse en sustancias simples y se
representan mediante fórmulas las cuales están conformadas por cantidades y
símbolos de los átomos que forman al compuesto, de tal manera, que la fórmula
nos brinde información tanto cualitativa, como cuantitativa sobre la composición de
la sustancia:
H20 (Agua): 2 átomos de Hidrogeno y un átomo de oxígeno
NH3 (Amoníaco): 1 átomo de nitrógeno y tres átomos de hidrógeno
Otros ejemplos: Na2O (óxido de Sodio), CaS (Sulfuro de Calcio), CO (Monóxido
de Carbono), KBr (Bromuro de Potasio).
Las sustancias compuestas son aglomerados de Moléculas compuestas, es decir
aquellas que están formadas por asociación entre átomos de elementos
diferentes; y se pueden clasificar en:
Compuestos binarios.- Están formados por átomos de dos elementos diferentes.
Se escribe a la izquierda el menos electronegativo, y a la derecha el más
electronegativo:
H20 (Agua)
K20 (óxido de Potasio)
NaCI (Cloruro de Sodio)
Compuestos ternarios.- Están formados por tres elementos diferentes. En este
tipo de compuestos suelen formarse grupos de elementos que deben escribirse
cerrados en paréntesis para representar el número de veces que se repita dicho
grupo, al igual que en los binarios se escribe primero el elemento o grupo de
elementos menos electronegativo:
(N H4) 2S Sulfuro de Amonio
Ca(OH)2 Hidróxido de Calcio
Al2(SO4)3 Sulfato de Aluminio
Compuestos cuaternarios.- Constituidos por más de tres elementos diferentes.
(NH4)2CO3 (Carbonato de Amonio)
LiNaSO4 (Sulfato de Litio y Sodio)
Formulas.- Para los científicos químicos una formula permite resolver operaciones
y regular convenciones a la hora de poner en interacción sustancias y materiales.
La típica formula química está compuesta por símbolos e índices que se
corresponden con los elementos que la componen, existen fórmulas químicas muy
conocidas por el público general por ejemplo la del agua que está compuesta por
dos átomos de Hidrogeno y una de Oxigeno.
Interpretación de una formula química.- Una formula química nos informa
cualitativamente y cuantitativamente sobre la estructura interna de una sustancia
química pura.
En forma cualitativa nos informa que elementos forman a la sustancia por ejemplo
la fórmula del agua (H2O) nos señala que el agua está formada solo por dos
elementos hidrogeno y oxigeno por tanto es binaria.
En el aspecto cuantitativo podremos interpretar una formula bajo dos puntos de
vista: como una partícula estructural y como una unidad química de masa (mol-
gramo o formula-gramo).
a) Como partícula.- Que representa una molécula o una unidad formula
H2SO4 = 1 molécula compuesta por dos átomos de H, 1 átomo de S y 4
átomos de oxigeno haciendo la suma de 7 átomos totales.
b) Como masa= Representa un mol gramo o peso formula gramo. En este
caso los subíndices indican el número de moles de átomos o números
atómicos-gramo de cada elemento.

Tipos de formula.-
- Formula empírica.- Se forma por la yuxtaposición de los símbolos
atómicos, con los apropiados subíndices para dar la expresión de la
composición estequiometria del compuesto en cuestión.
- Formula molecular.- La fórmula molecular de un compuesto formado por
moléculas discretas es aquella que concuerda con la masa molecular
relativa.
- Formula estructural.- Nos indica la secuencia y el ordenamiento espacial
de los átomos en una molécula.

El uso de la formula empírica o de la formula molecular se basa en los siguientes

criterios:
Para sustancias que no contienen moléculas discretas (redes iónicas, metálicas,
polímeros, etc.) se emplea la formula empírica: Cl Na.
Para las sustancias como moléculas de masa molecular relativa variable con la
temperatura u otras condiciones se emplea la formula empírica.
Para las sustancias formadas por moléculas discretas se emplea la formula
molecular: Cl2, Hg2 Cl2.
 COMBINACION DE LOS METALES
Y NO METALES CON EL HIDROGENO

Los compuestos derivados de la combinación del hidrógeno con los restantes

elementos son muy dispares, dada la peculiaridad del hidrógeno (puede ceder
fácilmente su único electrón, pero también captar un electrón de otro átomo para
adquirir la estructura electrónica del helio). Así, en sus combinaciones binarias a
veces es la parte más electropositiva, otras la más electronegativa, y en las
restantes sus enlaces son predominantemente covalentes, todo ello en función de
su mayor o menor electronegatividad con respecto al otro elemento.

COMBINACIÓN DE LOS METALES CON EL HIDROGENO.- Combinaciones

binarias del hidrógeno, que actúa con número de oxidación -1, y un metal.
Existe bastante diferencia entre las propiedades de los hidruros de los metales
más electropositivos (también llamados hidruros salinos) y las de los hidruros de
metales como Al, Sn, Pb, etc., cuyas características metálicas son menos
acentuadas. Sin embargo, desde el punto de vista de la formulación, esto no tiene
mayor importancia.
Los Hidruros Metálicos tienen por fórmula general XHn donde X es el Metal y n
su valencia. La valencia del hidrógeno es aquí: -1.
En la nomenclatura tradicional, cuando el metal forma un solo hidruro (cuando
tiene una única valencia) se nombra con la palabra hidruro seguida de la
preposición de y a continuación el nombre del metal. Si el metal forma dos
hidruros se nombra con la palabra hidruro seguida del nombre del metal terminado
en –oso, en el caso de la valencia menor, o terminado en –ico, en el caso de la
valencia mayor.
En la nomenclatura funcional de Stock se nombran con la palabra hidruro
seguida de la preposición de y a continuación el nombre del metal y a continuación
la valencia del metal escrita con números romanos y entre paréntesis. Cuando la
valencia del metal es constante, ésta no se indica explícitamente.
En la nomenclatura sistemática se nombran con la palabra hidruro, precedida
de los prefijos mono, di, tri, tetra, etc, según los hidrógenos que tengan, y luego el
nombre del metal. (El prefijo mono, se puede suprimir cuando no es necesario).
EJEMPLOS:

HIDRACIDOS.-
Las combinaciones del hidrógeno con F, CI, Br, I, S, Se y Te se denominan
hidrácidos, en razón de que tales compuestos al disolverse en agua dan
soluciones ácidas.

Si admitimos que el hidrógeno actúa frente a los no metales con valencia + 1, se

puede observar que los elementos F, CI, Br y I (grupo 17) se comportan con
valencia -1, mientras que S, Se y Te lo hacen con valencia -2.
En los compuestos de la tabla anterior el hidrógeno se coloca a la izquierda por
ser el elemento menos electronegativo. Hablando con mayor precisión, la
I.U.P.A.C. recomienda en cualquier combinación binaria entre no metales colocar
más a la izquierda de la fórmula al elemento que va antes de la siguiente lista:
B, Si, C, Sb, As, P, N, H, Te, Se, S, At, I, Br, CI, O, F
Así, se escribe H2S y no SH2, HCI y no CIH, etc.
La terminación -uro (fluoruro de hidrógeno, cloruro de hidrógeno...) se añade, en
cualquier combinación binaria, detrás del nombre abreviado o de la raíz latina del
elemento que se debe escribir a la derecha. Así diremos sulfuro de hidrógeno y no
hidruro de azufre, o bromuro de hidrógeno y no hidruro de bromo.
HIDRÓGENO CON OTROS NO METALES.-
Estos compuestos, como la mayoría de los anteriores, tienen sus elementos
unidos por enlaces de un carácter covalente bastante acusado, pero se clasifican
aparte ya que no presentan en agua propiedades ácidas.

Obsérvese que la valencia de N, P, As y Sb es igual a -3, mientras que la valencia

del C y del Si es -4 y la del Boro es -3.
 COMBINACIONES CON EL OXIGENO

Desde un punto de vista electrónico, los compuestos que forma el oxígeno con
casi la mayoría de elementos suelen tener bastante carácter iónico: el oxígeno, el
elemento más electronegativo después del flúor, muestra una gran tendencia a
tomar dos electrones para adquirir una estructura electrónica de gas noble, es
decir, para pasar de
1s22s22p4 a 1s22s22p6
Ahí está la clave de que la valencia del oxígeno sea igual a -2:
ÓXIDOS DE LOS GRUPOS 1 y 2.- Se reproducen a continuación unas cuantas
fórmulas, conocidas experimentalmente desde hace mucho tiempo, de algunas de
las combinaciones más simples de metales con oxígeno.
Li2O óxido de litio BeO óxido de berilio
Na2O óxido de sodio MgO óxido de magnesio
K2O óxido de potasio CaO óxido de calcio
Rb2O óxido de rubidio SrO óxido de estroncio
Se observará en primer lugar que, de acuerdo con las normas sugeridas por la
I.U.P.A.C. (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada), hemos escrito el
elemento más electropositivo a la izquierda, a pesar de que luego, cuando
nombramos el compuesto en castellano, indicamos el metal al final. Pero ¿con qué
valencia se comportan los metales Li, Na, K y Rb en los óxidos anteriores? Hay
dos átomos de metal por cada uno de oxígeno, lo que significa que la capacidad
de combinación de los metales del grupo 1 es sólo la mitad de la del oxígeno (es
decir, la valencia de dichos metales es +1).
¿Con qué valencia se comportan los metales Be, Mg, Ca y Sr en los óxidos BeO,
MgO, CaO y SrO?
Como cada átomo de metal está unido a un solo átomo de oxígeno, es evidente
que ambos tienen la misma capacidad de combinación. Los elementos del grupo 2
tienen, pues, valencia +2.

Sin embargo, no todo es tan fácil como hasta aquí, ya que:

- Bastantes metales de transición están presentes en la Naturaleza en forma de
varios óxidos.
- Algunos metales de los casi intermedios entre metales y no metales (Pb, Bi...) se
presentan también, a veces, con más de una valencia.
- Los no metales dan a menudo (o pueden dar) varios compuestos cuando se
combinan con oxígeno. Así, por ejemplo, se conocen los siguientes compuestos
de nitrógeno y oxígeno:

N2O NO N2O3 NO2 N2O4 N2O5

En resumen: los metales de los grupos 1 y 2 siempre «actúan» con una valencia
fija, pero no podemos decir lo mismo de la mayoría de los restantes elementos de
la tabla periódica, que frente a un elemento tan peculiar como el oxígeno actúan a
menudo con varias valencias, dando lugar a óxidos diferentes.
Lo que acabamos de decir respecto a los óxidos puede generalizarse a otros tipos
de compuestos que veremos en los capítulos siguientes: son muchos los
elementos que presentan valencias variables en la realidad.
Aunque es evidente que esto complica las cosas, es un hecho que no podemos
soslayar.
En los elementos de la tabla periódica en quienes existen varias valencias se
subrayan las más «estables» o las más comunes. Debe remarcarse de nuevo que
sólo se anotan las valencias más ordinarias, a pesar de que se conocen a veces
compuestos estables en los que dichos elementos intervienen con distintas
valencias.
EJEMPLOS DE FORMULACIÓN DE ÓXIDOS.-
Vamos a formular, a título de ejemplo, unos cuantos óxidos sencillos. Para
formularlos bastará que nos acordemos de las valencias de los elementos. ¿Cómo
formular? Es suficiente con los ejemplos que siguen :
Se observa que los subíndices son las valencias intercambiadas; los subíndices
obtenidos se simplifican si es posible.
NOMENCLATURAS SISTEMÁTICAS.-
Otro problema distinto es el de nombrar los compuestos si conocemos sus
fórmulas. Según la I.U.P.A.C., las proporciones en que se encuentran los
elementos en una fórmula pueden indicarse o sugerirse por medio de:
• Prefijos griegos (mono-, di-, tetra-, penta-, hexa-, hepta-, etc.)`; está permitido
también, si hace falta, utilizar los prefijos hemi- (1/2) y sesqui- (3/2). Si resulta
innecesario, el prefijo mono- puede omitirse. (Sin embargo, no es necesario
mencionar las proporciones estequiométricas si en el compuesto interviene un
elemento de valencia constante).
• El sistema de Stock: la valencia del elemento se indica en números romanos y
entre paréntesis inmediatamente después del nombre. (Si en el compuesto
interviene un elemento cuya valencia es constante, es innecesario indicarla)
Por otra parte, la I.U.P.A.C. considera no recomendables algunos sistemas, que
están todavía en boga, como el de la nomenclatura en -oso y en -ico para
significar que un metal con sólo dos valencias actúa en un caso con la inferior y en
el otro con la superior. No obstante, estos sistemas de nomenclatura que podemos
considerar ya antiguos los incluiremos junto a los nombres aceptados para que
sirvan de comparación.
EJEMPLOS DE NOMENCLATURA DE ÓXIDOS.-
ÓXIDOS BÁSICOS
Los óxidos metálicos u óxidos básicos si reaccionan con el agua, forman bases o
hidróxidos. Los óxidos de los metales alcalinos y alcalinotérreos son iónicos
La fórmula general de los óxidos básicos es X2On:
X es el metal y n la valencia con que actúa; 2 es la valencia del oxígeno. Se
intercambian, pues, las valencias.
Esto ocurre en todas las combinaciones binarias.
Nomenclatura tradicional
Cuando el metal forma un solo óxido (valencia constante), se nombran los óxidos
con la palabra óxido seguida del nombre del metal precedida de la preposición de,
o bien sin preposición, terminando el nombre del metal en -ico.
Ejemplo. Na2O, óxido de sodio (o sódico); CaO, óxido de calcio (o cálcico), etc.
Si el metal forma dos óxidos, el nombre del metal termina en -oso cuando éste
actúa con la valencia menor y en -ico cuando actúa con la valencia mayor.
Ejemplo. CoO, óxido cobaltoso; Co2O3, óxido cobáltico. La relación 2/3 se puede
decir también sesqui; así, el Co2O3 también se dice sesquióxido de cobalto.
Si el metal forma más de dos óxidos, se indica la proporción de los elementos
metálicos con prefijos y las terminaciones -oso e -ico. Así:
- MnO óxido manganoso.
- Mn2O3 sesquióxido de manganeso.
- MnO2 óxido mangánico.
- MnO3 trióxido de manganeso.
- Mn2O7 óxido permangánico.
Nomenclatura de Stock
Según esta nomenclatura, los óxidos se nombran con la palabra óxido, seguida
del nombre del elemento), y a continuación el número de oxidación del elemento
con números romanos entre paréntesis. Los ejemplos anteriores se dirían, según
Stock:
- MnO óxido de manganeso (II)
- Mn2O3 óxido de manganeso (III)
- MnO2 óxido de manganeso (IV)
- MnO3 óxido de manganeso (VI)
- Mn2O7 óxido de manganeso (VII)

Nomenclatura sistemática
Según la I.U.P.A.C. (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada), las
proporciones en que se encuentran los elementos en los óxidos se indican
mediante prefijos griegos (mono-, di-, tri-, tetra-, penta-, hexa-, hepta-, etc.) para 1,
2, 3, 4, etc., átomos, pudiéndose utilizar también los prefijos hemi (1 /2) y sesqui-
(2/3). El prefijo mono- se puede suprimir si no es necesario. Por esto se denomina
también nomenclatura sistemática de las proporciones. Así, con esta
nomenclatura se dice:
- MnO monóxido de manganeso
- Mn2O3 trióxido de dimanganeso
- MnO2 dióxido de manganeso
- MnO3 trióxido de manganeso
- Mn2O7 heptaóxido de dimanganeso
Según esto, los óxidos (y demás funciones químicas) pueden nombrarse de
acuerdo con estas tres nomenclaturas: tradicional, de Stock y sistemática; pero es
preferible acostumbrarse a estas dos últimas porque han sido recomendadas
universalmente por la I.U.P.A.C.

Ejemplos:
Fórmula N. Tradicional N. de Stock N. Sistemática
MgO Óxido de magnesio Óxido de magnesio Óxido de magnesio
PbO2 Óxido plúmbico Óxido de plomo (IV) Dióxido de plomo
Cr2O3 Sesquióxido de cromo Óxido de cromo (III) Trióxido de dicromo
Hg2O Óxido mercurioso Óxido de mercurio (I) Óxido de dimercurio
PbO Óxido plumboso Óxido de plomo (II) Monóxido de plomo
HgO Óxido mercúrico Óxido de mercurio (II) Monóxido de mercurio
CrO Óxido cromoso Óxido de cromo (II) Monóxido de cromo
MoO Óxido molibdoso Óxido de molibdeno (II) Monóxido de molibdeno
VO Óxido vanadoso Óxido de vanadio (II) Monóxido de vanadio
CuO Óxido cúprico Óxido de cobre (II) Monóxido de cobre
Cu2O Óxido cuproso Óxido de cobre (I) Óxido de dicobre
PtO Óxido platinoso Óxido de platino (II) Monóxido de platino
PtO2 Óxido platínico Óxido de platino (IV) Dióxido de platino
Ni2O3 Óxido niquélico Óxido de níquel (III) Trióxido de diníquel
NiO Óxido niqueloso Óxido de níquel (II) Monóxido de níquel
SnO Óxido estannoso Óxido de estaño (II) Monóxido de estaño
SnO2 Óxido estannico Óxido de estaño (IV) Dióxido de estaño
En los ejemplos anteriores se dan los nombres correspondientes a las fórmulas de
la columna de la izquierda, en las distintas nomenclaturas que acabamos de
mencionar. Aunque el método de indicar las proporciones estequiométricas de los
elementos es el más simple y directo, se recomienda utilizar todas, como
«entrenamiento» para más adelante, donde la nomenclatura tradicional puede
presentar alguna ventaja sobre las demás.

OXIDOS SALINOS.-
En la nomenclatura de estos óxidos de fórmula general Y 2On, donde Y representa
el no-metal y n su valencia, se sigue la misma nomenclatura de Stock y
sistemática recomendada por la I.U.P.A.C. para los óxidos en general. Por tanto,
CO se dirá óxido de carbono (II) o bien monóxido de carbono. SO 2 es el óxido de
azufre (IV) o dióxido de azufre I 2O7 es el óxido de yodo (VII) o heptaóxido de
diyodo.
La mayor parte de los óxidos de los no-metales reaccionan con el agua y forman
el oxácido correspondiente: por eso se les llamaba anhídridos. En la
nomenclatura tradicional se les nombra con la palabra anhídrido seguida del
nombre del no-metal: si éste forma dos, al de menor valencia se le cambia
la terminación del no-metal por -oso y al de mayor por -ico. Si forman más de dos,
se les antepone los prefijos “hipo” al de menor valencia; o “per” al de valencia + 7,
junto con las terminaciones -oso, -ico como anteriormente. Así se decía:

- Cl2O anhídrido hipocloroso

- Cl2O3 anhídrido cloroso
- Cl2O5 anhídrido clórico
- Cl2O7 anhídrido perclórico
La I.U.P.A.C. desaconseja esta nomenclatura: no es recomendable.
Ejemplos:
PEROXIDOS Y SUPEROXIDOS.- Son compuestos formados por un metal y O,
actuando este último con número de oxidación mayor a -2, pero también
negativos. Una característica particular de este compuesto, es que el O nunca se
halla en forma monoatómica, sino diatónica. Para nombrarlos simplemente se
indica el tipo de compuesto, peróxido o superóxido, según corresponda, seguido
del nombre del metal.
PERÓXIDOS.- En ellos el O actúa con número de oxidación -1 y al ser diatómico
la fórmula de su anión es O22- (anión peróxido).

Metal + O2

Peróxido de sodio: Na2O2

El subíndice del sodio no es otra cosa que la carga del anión peróxido. Este, por
su parte, tiene su propio subíndice y como el sodio posee valencia +1 no se
agregan nada.
Peróxido de Magnesio: MgO2
En este caso, ambos iones, poseen una carga igual a 2, Mg 2+ y O22-, por lo que al
colocar los respectivos subíndices, estos se cancelan y solo permanece el que
indica el tipo de anión.
Peróxido férrico: Fe2(O2)3
Para este caso, los iones poseen diferente carga, por lo que no se cancelan los
subíndices, y es necesario colocar el anión peróxido entre paréntesis.

SUPEROXIDOS.- El oxígeno actúa con número de oxidación -0,5 y al ser

diatómico la fórmula de su anión es O21- (anión superóxido).
Ejemplos:
Superóxido de litio: LiO2
Como ambos iones tienen una carga igual a 1, ninguno lleva subíndice.
Superóxido de estaño: Sn(O2)2
En este caso, se indica como subíndice la valencia del Sn (II), poniendo entre
paréntesis el anión superóxido.
Importante: El subíndice 2 del oxígeno que indica el tipo particular de enlace
diatómico nunca se simplifica, por lo que debes aprender bien los tres tipos de
compuestos binarios que forma el oxígeno y no confundirlos. A modo de ejemplo,
para que veas la diferencia entre ellos:
Oxido de estaño: SnO
Peróxido de estaño: SnO2
Superóxido de estaño: Sn(O2)2

CASOS ESPECIALES.-
OTRAS COMBINACIONES BINARIAS
Se tratan aquí aquellos compuestos binarios que no son óxidos ni combinaciones
hidrogenadas.
NO METALES CON METALES
El metal, como elemento más electropositivo, lo escribiremos a la izquierda al
formulario. Para nombrar al no metal se le añadirá el sufijo -uro, de acuerdo con
los ejemplos que se citan a continuación:
En estos compuestos que estamos considerando, el no metal -el elemento más
electronegativo de los dos- suele presentarse en un único estado de oxidación
(negativo, por supuesto), que en valor absoluto corresponde a las valencias que
ya hemos indicado. Así pues, los estados de oxidación de los elementos no
metálicos en los compuestos NO METAL-METAL, salvo unas cuantas
excepciones, son los siguientes:

En las Tablas referentes a los estados de oxidación de los elementos, ya están

incluidos estos valores que acabamos de indicar. Si aquí los reproducimos es
porque así resultan más fáciles de relacionar y memorizar.
Teniendo en cuenta los anteriores números de oxidación, vamos a proceder a
formular unos cuantos compuestos de este tipo, a título de ejemplo.
NO METALES CON NO METALES.- Estas combinaciones se nombran de igual
modo que las anteriores haciendo terminar en -uro el elemento que figure delante
en la serie siguiente:
F, Cl, Br, I, S, Se, Te, N, P, As, Sb, C, Si, B
(Más electronegativo). Así, el compuesto CS 2 se debe nombrar sulfuro de carbono
(no carburo de azufre) porque el carbono está después del azufre en la serie
anterior por ser menos electronegativo que él (para los efectos de formulación
actúa como metal). Igualmente, el compuesto AsP se debe nombrar fosfuro de
arsénico y no arseniuro de fósforo; el nitruro de boro se debe escribir: BN, pues el
elemento menos electronegativo, el B, se escribe antes: sería incorrecto decir
boruro de nitrógeno.
 BASES Y ACIDOS
HIDROXIDOS.- Los hidróxidos son compuestos químicos resultantes de la
combinación del grupo hidroxilo (OH−) con cualquier elemento metálico.
En estos compuestos, el grupo hidroxilo presenta un estado de oxidación igual a
1−, yendo oxígeno siempre unido al hidrógeno, actuado como si de un solo
elemento se tratase (este grupo hace la misma función que el hidrógeno en los
hidruros).
Formulación.- La fórmula general de los hidróxidos es la siguiente:
Me(OH)n
siendo n el estado de oxidación del metal Me.
Cr(OH)3
Cuando n es igual a 1 el grupo se escribe sin paréntesis: KOH.
Nomenclatura.- El nombre de los hidróxidos depende de la nomenclatura elegida:
a) Según la nomenclatura sistemática de Stock, el nombre será el siguiente:
hidróxido de <nombre del elemento Me> (estado de oxidación de Me en números
romanos)
Hidróxido de plomo (II)
-cuando Me tiene un solo estado de oxidación, se omite dicho estadob)
b) Según la nomenclatura sistemática estequiométrica, el nombre será el
siguiente:
<prefijo de número> hidróxido de <nombre del elemento Me>
Dihidróxido de calcio
El prefijo indica el número de grupos hidroxilo que hay en la fórmula, siendo
di, tri, tetra, penta, hexa, hepta… para dos, tres, cuatro, cinco, seis, siete…
grupos.
-cuando Me tiene un solo estado de oxidación, se omite el prefijo que índica el
número de grupos hidroxilo-
Ejemplos.-
Formulación:

Nomenclatura:

ACIDOS.-
ACIDOS OXACIDOS.-
Definición.- Los ácidos oxoácidos son compuestos químicos cuya estructura está
formada por hidrógeno, oxígeno y un elemento no metálico, que proceden de la
reacción del óxido no metálico correspondiente con agua y que en disolución
acuosa ceden el hidrógeno en forma de ion H+ (protón).
En estos compuestos el no metal ocupa la posición central y tiene número de
oxidación positivo −El no metal puede ser sustituido en algún caso por un metal de
transición con estado de oxidación elevado−. El oxígeno tiene siempre estado de
oxidación 2− y el hidrógeno 1+.
Formulacion.- La fórmula general de los ácidos oxoácidos es la siguiente:
HaXOb
siendo X el no metal que da el nombre al ácido y a y b números relacionados
conlos estados de oxidación −ATENCIÓN, no son los estados de oxidación−.
H2SO4 − HMnO4
Para llegar a esta fórmula, conocido el nombre, se puede partir del óxido
correspondiente añadiéndole una molécula de agua, si la nomenclatura utilizada
es la tradicional o bien, si se trata de las nomenclaturas sistemáticas, se escribe
toda la información del nombre debiendo determinar el número de átomos de
hidrógeno.
Nomenclatura.- El nombre de los ácidos oxoácidos depende de la nomenclatura
elegida:
a) Según la nomenclatura sistemática funcional1, el nombre será el siguiente:
Ácido <prefijo de número> oxo <nombre del elemento X> <sufijo -ico> (estado
de oxidación de X en números romanos)
Ácido trioxonítrico (V)
b) Según la nomenclatura sistemática estequiométrica, el nombre será el
siguiente: <prefijo de número> oxo <nombre del elemento X> <sufijo -ato> (estado
de oxidación de X en números romanos) de hidrógeno
Trioxonitrato (V) de hidrógeno
Para escribir la fórmula de un ácido según las diferentes nomenclaturas se debe
obtener previamente el estado de oxidación del elemento central.
Determinación del número de hidrógenos cuando se formula.- Para
determinar el número de hidrógenos se debe tener en cuenta el número de
átomos de cada elemento, los estados de oxidación del oxígeno y del hidrógeno y
que la fórmula debe ser neutra, aplicando la expresión:
nº átomos O * (−2) + nº átomos de H * (+1) + nº átomos X * (EOx) = 0
calculando el número de átomos de hidrógeno.
Ejemplo: ¿Cuál es el número de H presentes en el ácido trioxonítrico (V)?:
Según la fórmula hay 3 átomos de oxígeno y uno de nitrógeno que actúa con
estado de oxidación 5+. Por tanto:
 3*(−2) + x*(+1) + 1*(+5) = 0  x = 1
Determinación del estado de oxidación del elemento central cuando se
construye el nombre.-
En estos compuestos químicos los estados de oxidación no se pueden obtener
directamente a partir de la fórmula. Para determinarlos se aplica la expresión
anterior:
nº atomos O * (−2) + nº átomos de H * (+1) + nº átomos X * (EOx) = 0
calculando el valor de EOx.
Ejemplo: ¿Cuál es el estado de oxidación del S en el ácido H2SO4?:
4*(−2) + 2*(+1) + 1*EOx = 0  EOx = +6
Ejemplos.-
Formulación.-

Nomenclatura.-

La IUPAC acepta como válidos los nombre tradicionales de los oxoacidos debido
a ser muy utilizados.

Particularidades de la nomenclatura tradicional.-

La nomenclatura tradicional, no recomendada, utiliza otros prefijos, además de
los conocidos, para dar nombre a “ácidos especiales”. Así, por ejemplo, el fósforo
o el yodo dan lugar a ácidos diferentes, con el mismo estado de oxidación, cuando
sus óxidos se combinan con distintas cantidades de agua:
a) P2O5 + H2O --- H2P2O6 --- HPO3
b) P2O5 + 2H2O --- H4P2O7
c) P2O5 + 3H2O --- H6P2O8 --- H3PO4
Los tres son ácidos fosfóricos, según esta nomenclatura, por lo que hay que
introducir nuevos prefijos para diferenciarlos:
a) ácido metafosfórico -- menor cantidad de agua
b) ácido pirofosfórico
c)ácido orto fosfórico --- mayor cantidad de agua
Esto ocurre con otros elementos como el silicio, el boro, el bromo y el yodo. En
el caso de yodo y del bromo el ácido orto, con mayor cantidad de agua, se formula
con 5 moléculas de agua y este prefijo se suele suprimir, por lo que el ácido
ortofosfórico se nombra normalmente como ácido fosfórico simplemente, el ácido
ortobórico como ácido bórico, etc.
El prefijo di en la nomenclatura de ácidos.-
Algunos ácidos contienen dos átomos del elemento central en su molécula: son
los diácidos.
Cuando se formulan o nombran utilizando las nomenclaturas sistemáticas se
sigue el mismo procedimiento que en los ácidos normales, de ahí la ventaja de
estos sistemas de formulación, incluyendo la partícula di- antes del nombre el
elemento central:
Acido heptaoxodicromico (VI) - H2Cr2O7
Heptaoxodisulfato (VI) de hidrógeno - H2S2O7
El problema surge cuando se utiliza la nomenclatura tradicional. Para
nombrarlos se antepone el prefijo di- al nombre:
ácido disulfúrico
mientras que para escribir la fórmula se parte del ácido normal, se suman dos
moléculas de éste y al resultado se le “quita” una molécula de agua:
Acido dicrómico: H2CrO4 + H2CrO4 ---- H4Cr2O8 − H2O = H2Cr2O7
TIOACIDOS.-
Oxoácidos en los que se ha sustituido uno o más grupos oxígenos (O 2−) por
azufre (S 2−).
• Se nombran como el oxoácido introduciendo el prefijo tio. El nº de átomos de S
introducidos se indica mediante prefijos.
Ejemplos:

PEROXOÁCIDOS.
Oxácidos en los que se ha sustituido un oxígeno (O 2−) por un grupo peroxo (O2-2).
• Se nombran anteponiendo el prefijo peroxo.
Ejemplos:
La fórmula del ácido peroxodisulfúrico no se simplifica, pues el subíndice 2 del
grupo peroxo no puede alterarse.
HALOGENOÁCIDOS:
Ácidos en los que se ha sustituido átomos de O por halógenos. Los estudiaremos
en la nomenclatura sistemática.
Derivados funcionales de los ácidos:
Resultan de la sustitución de grupos OH de los ácidos por otros átomos o grupos
de átomos (F, Cl, Br, NH2 , ...)
Ejemplos:
Nomenclatura sistemática.
El nombre del ácido se obtiene indicando el nº de átomos de oxígeno (oxo) con
prefijos numerales griegos; a continuación, el nombre del átomo central (X)
terminado en ato, y el nº de oxidación del átomo central mediante la notación de
Stock; el nombre finaliza con la expresión de hidrógeno.

Los prefijos hipo, per, meta, orto y di no son necesarios.

TIOÁCIDOS.
Se nombra con los mismos criterios, indicando el nº de átomos de S (tio) con
prefijos.

PEROXOÁCIDOS.
Siguiendo las mismas normas, pero indicando enl nº de grupos peroxo existentes.
HALOGENOÁCIDOS.
Se sigue las mismas normas, indicando el nº de átomos de halógeno.

Nomenclatura sistemática funcional.

Semejante a la nomenclatura sistemática, con las siguientes diferencias:
- Se suprime la terminación de hidrógeno y se incluye el nombre ácido.
- Se sustituye la terminación ato, por ico, en el nombre del átomo central.
 LAS SALES Y SU CLASIFICACION

SALES OXISALES.- Son compuestos ternarios derivados de los oxoácidos. Un

oxoácido pierde su o sus hidrógenos, se carga negativamente con un valor igual al
número de hidrógenos perdidos y los reemplaza por un metal.
Su fórmula general es:

Donde “M” es el metal, “nION” es la carga del anión que ha pasado como
subíndice del metal, “NM” es el no metal, “O” es el oxígeno y “nM” es el estado de
oxidación del metal que ha pasado como subíndice del anión.
Químicamente se forman por la neutralización total entre un oxoácido y un
hidróxido atendiendo a la siguiente ecuación general:

Para nombrar a estos compuestos se siguen los criterios de la nomenclatura

Tradicional, Stock e IUPAC.
Tradicional.- Se nombran sustituyendo, en el nombre del metal, el término “oso” e
“ico” por “ito” o “ato” respectivamente.
Stock.- Se los nombra igual que con la tradicional, pero indicando la valencia del
metal con números romanos, si fuera necesario.
IUPAC.- Se los nombra igual que a los oxoácidos, pero en lugar de la palabra
“hidrógeno” se escribe el nombre del metal y su valencia si es necesario. Se
recomienda el uso de las dos primeras nomenclaturas.
SALES ACIDAS DE HIDRACIDOS.- Son sales ácidas (con cierto contenido de
hidrógenos, que son los que les dan ese carácter ácido), se forman por la
sustitución parcial de los hidrógenos del H2S por un metal, las podemos nombrar
de acuerdo con las tres nomenclaturas, sin embargo se recomienda el uso de
Stock. Podemos decir también que se forman por la neutralización parcial de los
hidrógenos de un ácido hidrácido con los grupos hidroxilos de una base o
hidróxido.

COMPUESTOS SUPERIORES.-
Son los que están formados por más de tres elementos distintos, para nombrarlos
se recomienda la nomenclatura Stock
SALES ACIDAS.-
Las sales ácidas son sales derivadas de los ácidos hidrácidos o de los oxoácidos
en las cuales no se han sustituido todos los hidrógenos por un elemento metálico.
Neutralización parcial de los hidrógenos de un ácido poliprótico (con varios
hidrógenos) con los grupos hidroxilos de un hidróxido o base.
Formulación.- La fórmula general de las sales ácidas puede ajustarse a la
siguiente: Mea(HdXOb)c sal ácida derivada de ácido oxácido
Me(HX)b sal ácida derivada de ácido hidrácido
siendo X el no metal que da el nombre al ácido de procedencia, Me el metal que
sustituye al hidrógeno del ácido de procedencia y a, b c y d son números
relacionados con los estados de oxidación −ATENCIÓN, no son los estados de
oxidación−. En el caso de las sales derivadas de ácidos hidrácidos X es un
elemento no metálico del grupo VIA. Según sean los subíndices, la fórmula podrá
simplificarse:
NaHSO4 − Ca(HMnO4)2 − Fe(HCO3)3
NaHS − Ca(HSe)2 − Fe(HTe)3
Para llegar a esta fórmula, conocido el nombre, se pueden aplicar el siguiente.

Procedimiento:
1. Determinar la nomenclatura utilizada relacionándola con la nomenclatura de las
sales neutras.
2. Determinar que parte del nombre corresponde al anión y, por tanto, al ácido de
procedencia de la sal y cuantos hidrógenos contiene.
3. Determinar que parte del nombre corresponde al catión y, por tanto, al metal
que sustituye al hidrógeno.
4. Escribir el ácido de procedencia y eliminar los hidrógenos que correspondan.
Por cada hidrógeno eliminado se genera una carga negativa.
5. Escribir el metal con su estado de oxidación -que será positivo-
6. Escribir el símbolo del metal seguido del número de cargas negativas del anión
como subíndice.
7. A continuación escribir entre paréntesis el anión seguido del número de
oxidación del metal como subíndice.
8. Simplificar la fórmula si se puede.
Nomenclatura.-
El nombre de las sales ácidas depende de la nomenclatura elegida. Para las sales
ácidas oxácidos, la nomenclatura sistemática estequiométrica recomendada por la
IUPAC presenta dos variantes:
a) Según la primera variante, el nombre será el siguiente: <prefijo de número de
hidrógenos> hidrógeno <prefijo de número de oxígenos> oxo <nombre del
elemento X> <sufijo -ato> (estado de oxidación de X en números romanos) de
<nombre del metal Me> (estado de oxidación de Me)
Hidrógeno tretraxosulfato (VI) de hierro (III)
b) Según la segunda opción, el nombre será el siguiente:
<prefijo de número para grupo aniónico> <prefijo de número de hidrógenos>
hidrógeno <prefijo de número de oxígenos> oxo <nombre del elemento X> <sufijo
-ato> (estado de oxidación de X en números romanos) de <nombre del metal Me>
Tris hidrógenotetraoxosulfato (VI) de hierro.
Los prefijos de grupo aniónico son: bis, tris, tetrakis, pentakis, hexakis…, para
dos, tres, cuatro, cinco, seis… grupos en la fórmula, y viene determinados por el
valor del número c.
Para llegar al nombre, conocida la fórmula, se puede aplicar el siguiente
Procedimiento:
1. Determinar que parte de la fórmula corresponde al anión -se encontrará en la
parte derecha de la fórmula al ser la parte negativa- que contendrá átomos de
hidrógeno.
2. Determinar que parte de la fórmula corresponde al catión -se encontrará en la
parte izquierda de la fórmula al ser la parte positiva-.
3. En función del subíndice que acompañe al catión determinar el número de
cargas negativas del catión, el número de hidrógenos perdidos por el ácido de
procedencia y el estado de oxidación del elemento X.
4. En función del subíndice que acompañe al anión determinar el número de
oxidación que corresponde al catión.
5. En los dos pasos anteriores se debe considerar que la fórmula puede estar
simplificada, para saberlo, comparar el estado de oxidación obtenido para el
catión, que será un metal, con sus estados de oxidación reales.
6. Nombrar el compuesto utilizando el esquema propuesto.
También se pueden nombrar por la nomenclatura tradicional, sin bien no es
aconsejable. En este caso se nombrar como la sal neutra añadiéndole el prefijo bi:
Bisulfato férrico
Se puede utilizar una cuarta nomenclatura, permitida por la IUPAC, mezcla de
la nomenclatura tradicional y la de Stock, en la que el nombre se compone del
número de hidrógenos seguido del nombre del anión según la nomenclatura
tradicional y finalmente del nombre del metal y su valencia entre paréntesis:
Hidrógeno sulfato de hierro (III)
En cuanto a las sales ácidas hidrácidas, la nomenclatura recomendada indica
que se debe anteponer la palabra hidrógeno al nombre de la sal neutra:
Hidrógeno sulfuro de hierro (III)
Ejemplos.-
Formulación (sales ácidas oxoacidas):

Nomenclatura (sales ácidas oxoácidas):

OXISALES BASICAS.- Neutralización parcial de los grupos hidroxilos de una
base con los hidrógenos de un ácido.
OXISALES DOBLES.- Neutralización total entre dos hidróxidos y un ácido.

OXISALES MIXTAS.- Neutralización total entre un hidróxido y dos ácidos.

 MOL
COMCEPTO DE MOL.- El mol es la unidad fundamental del Sistema Internacional
que sirve para indicar cantidad de sustancia (átomos, moléculas, partículas en
general) que tenemos en una muestra.
Cuando decimos que tenemos un mol de sustancia nos referimos a que tenemos
una cantidad determinada de partículas.
Esa cantidad de partículas contenidas en un mol fue establecida por Amadeo
Avogadro, quien determinó el número que lleva su nombre (NA = 6,022.1023). Por
tanto, tener un mol de agua sería tener el número de Avogadro de moléculas de
agua, es decir, tener seiscientos dos mil dos cientos trillones de moléculas.
602.2003000.0002000.0001000.000 de moléculas de agua.
No lo olviden:
1 mol de átomos = 6,022.1023 átomos
1 mol de moléculas = 6,022.1023 moléculas
1 mol de iones = 6,022.1023 iones
Aunque el concepto de mol resulte extraño tiene una particularidad muy
interesante: la masa de un mol de cualquier sustancia es numéricamente igual a
su masa molecular (para los compuestos) o atómica (para los elementos)
expresada en gramos, es la denominada masa molar. Así, continuando con el
ejemplo del agua, la masa molecular del agua es 18 u (unidades de masa
atómica), la masa de un mol (del número de moléculas indicado antes) es de 18 g
por eso se la representa mejor así: 18g/mol (esta es la masa molar del agua).
Analicemos este ejemplo:
En un vaso tenemos 200 ml de agua, es decir, unos 200 g de agua, pues cada ml
de agua tiene una masa de 1g.
Veamos cuántos moles hay:
Si un mol de moléculas de agua tiene una masa de 18g, entonces

Por lo tanto, podemos decir que en este vaso con 200 ml de agua hay 11,11 veces
el número de Avogadro.
Calculemos ahora ¿Cuántas moléculas hay en 11,11 moles de agua?
Si en un mol hay 6,022.1023 moléculas de agua, entonces:

64690.0003000.0002000.0001000.000 moléculas de agua.

Existe una definición más técnica que dice: Mol es una cantidad de sustancia que
contiene el mismo de unidades fórmula como átomos hay exactamente en 12 g de
carbono-12.
NUMERO DE AVOGADRO.- Representa el número de átomos que existen en un
átomo gramo (mol de átomos) de cualquier elemento o el número de moléculas
que existe en un mol de moléculas de cualquier sustancia, este número es 6,023 x
1023. Este es el número de átomos o moléculas que se tomó en cuenta para el
peso atómico o peso molecular respectivamente.
Por ejemplo:
1 mol de moléculas = 6,023 x 1023 moléculas
1 at - g (mol de átomos) = 6,023 x 1023 átomos
En los siguientes cuadros se muestran equivalencias entre pesos atómicos, átomo
- gramo, peso molecular, número de átomos y número de moléculas.
MASA MOLAR.- La masa en gramos que le corresponde a un mol (6,02.1023) de
átomos de un elemento, o a un mol de moléculas de un compuesto.
UNIDADES FÓRMULA.- Es el átomo o la molécula que indica la fórmula de la
sustancia que se está analizando.

CALCULANDO MASAS Y MOLES.- Con la finalidad de mejorar la comprensión

de lo explicado anteriormente, desarrollaremos algunos ejercicios
complementarios.
Antes de todo, debemos conocer la masa atómica (si se trata de átomos) o la
masa molecular (si se trata de compuestos).
Los cálculos haremos utilizando el factor de conversión que como sabemos busca
cambiar las unidades de la forma en la que necesitemos.
Ejemplo: ¿Cuántos moles son 337 g de H2O?
a.- Calculamos la masa molecular del agua:
H2 = 1,0079 uma x 2 átomos = 2,0158 u
O = 15,9999 uma x 1 átomo = 15,9999 u
Masa molecular del agua = 18,0157 u
b.- Establecemos su masa molar:
Aplicando lo aprendido, su masa molar es 18,0157 g/mol
c.- Aplicamos el factor de conversión correspondiente

De acuerdo con las leyes de las cifras significativas: 2.101 moles de H2O.
a.- Calculamos la masa molar del compuesto, de forma rápida puede ser así:

b.- Aplicamos los factores de conversión correspondientes:

Por lo tanto, la composición porcentual del NaCl es 39,35% de Na y 60,65% de Cl

Si sumamos: 39,35% del Na + 60,65% de Cl = 100,00%

COMPOSICIÓN PORCENTUAL DE LAS SUSTANCIAS.- Es el porcentaje de

masa de cada uno de los elementos en un compuesto, de acuerdo con la ley de
las composiciones definidas, deberá siempre ser la misma, sin importar la cantidad
de la sustancia que haya; la masa molar representa la masa total del compuesto,
es decir el 100% de la masa.
Ejemplo uno: Calcular la composición porcentual del NaCl
a.- Calculamos la masa molar del compuesto, de forma rápida puede ser así:

b.- Aplicamos los factores de conversión correspondientes:

Por lo tanto, la composición porcentual del NaCl es 39,35% de Na y 60,65% de Cl

Si sumamos: 39,35% del Na + 60,65% de Cl = 100,00%
Ejemplo dos: Calcular la composición porcentual del K2SO4.
a.- Calculamos rápidamente la masa molar del compuesto:
K2 = 39 x 2 = 78 g
S = 32 x 1 = 32 g
O4 = 16 x 4 = 64 g
Masa molar = 174 g/mol -------------- Este valor representa el 100% de la masa del compuesto,
entonces:
b.- Aplicamos los factores de conversión correspondientes:

Verificación: Al sumar los tres porcentajes el resultado será 100,00%

FRAGCION MOLAR.- Es la unidad química que se usa para expresar la
concentración de un soluto en una disolución. Se define como cociente entre los
moles de soluto y el total de moles de la disolución que se calcula sumando los
moles de soluto y de solvente.

La fracción molar no tiene unidades debido a que representa una relación de dos
cantidades semejantes.
RELACION DEL MOL CON EL VOLUMEN DE LAS MOLECULAS GASEOSAS.-
Molaridad (M)
Se define como el número de moles de soluto en un litro de disolución, es decir.

Por lo tanto, las unidades de la molaridad son [moles / L]

Molalidad (m).-
La molalidad es el número de moles de soluto disueltos en un Kg (1000 g) de un
disolvente, es decir.

EL EQUIVALENTE QUIMICO.-
En química, un equivalente es la unidad de masa que representa a la mínima
unidad que puede reaccionar. Por esto hay distintos tipos de equivalentes, según
el tipo de reacción en el que interviene la substancia formadora. Otra forma de
definir al equivalente de una sustancia es como la masa de dicha sustancia
dividida por su peso equivalente.
Peso equivalente.- Es el valor numérico que se obtiene al relacionar el peso
atómico respectivo y su estado de oxidación o número de electrones transferidos.
Es el peso en gramos de una sustancia que se combina con 8g de oxígeno.

θ = Estado de oxidación o número de electrones transferidos

1. El peso equivalente en un óxido se obtiene al relacionar el peso molecular () y

el número de electrones transferidos. Para óxidos el número de electrones
transferidos se determina a partir de la carga neta del oxígeno
2.- El peso equivalente de un hidróxido se obtiene al relacionar el peso molecular
() y el número de electrones transferidos. En todo hidróxido el número de
electrones transferidos será igual al número de radicales oxidrilo (OH)-1. Si la
disociación no es completa el número de electrones transferidos será igual al
número de radicales (OH)-1 sustituibles.
3.- El peso equivalente en un anhídrido bastará relacionar el peso molecular y el
número de electrones transferidos. Para anhídridos el número de electrones
transferidos se determina a partir de la carga neta del oxígeno.

4.- El peso equivalente en un ácido oxácido e hidrácido bastará relacionar el peso

molecular y el número de electrones transferidos. Para ácidos oxácidos e
hidrácidos el número de electrones transferidos se determina a partir del número
de hidrógenos que tiene el compuesto (cuando la disociación es completa). Si la
disociación no es completa, se determina por el número de hidrógenos
sustituibles.
5.- El peso equivalente en sales oxisales y haloideas bastará relacionar el peso
molecular y el número de electrones transferidos. Para sales oxisales y haloideas
el número de electrones transferidos se determina a partir de la carga neta del
anión.
6.- El peso equivalente en ácidos carboxílicos (ácidos orgánicos) bastará con
relacionar el peso molecular y el número de electrones transferidos. Para ácidos
carboxílicos el número de electrones transferidos se determina a partir del número
de COOH.

ENLACE QUIMICO

SÍMBOLOS DE PUNTOS DE LEWIS.- El desarrollo de la tabla periódica y el

concepto de configuración electrónica les dio a los químicos los fundamentos para
entender cómo se forman las moléculas y los compuestos. Una explicación,
formulada por Gilbert Lewis, es que los átomos se combinan con el fin de alcanzar
una configuración electrónica más estable. La estabilidad máxima se produce
cuando un átomo es isoeléctrico con un gas noble.
Cuando los átomos interactúan para formar un enlace químico, sólo entran en
contacto sus regiones más externas. Por esta razón, cuando se estudian los
enlaces químicos se consideran sobre todo los electrones de valencia. Para
distinguir a los electrones de valencia y asegurarse que el número total de
electrones no cambia en una reacción química, los químicos utilizan el sistema
de puntos desarrollado por Lewis. Un símbolo de puntos de Lewis está formado
por el símbolo del elemento y un punto por cada electrón de valencia en un átomo
del elemento. En el grafico siguiente se muestra los símbolos de puntos de Lewis
para los elementos representativos y los gases nobles.
Observe que con excepción del helio, el número de electrones de valencia en
cada átomo es el mismo que el número de grupo del elemento.

Los elementos del mismo grupo tienen configuraciones electrónicas externas

semejantes y en consecuencia, los símbolos de puntos de Lewis son similares.
Los metales de transición, los lantánidos y los actínidos tienen capas internas
incompletas y en general no es posible escribir símbolos sencillos de puntos de
Lewis para ellos.
ENLACE IONICO.- Los átomos de los elementos que tienen bajas energías de
ionización tienden a formar cationes, en tanto que los que tienen alta afinidad
electrónica tienden a formar aniones. Los elementos con más probabilidad de
formar cationes en los compuestos iónicos son los metales alcalinos y
alcalinotérreos, y los más adecuados para formar aniones son los halógenos y el
oxígeno. En consecuencia, una gran variedad de compuestos iónicos están
formados por un metal del grupo IA o IIA y un halógeno u oxígeno.

Los elementos metálicos tienden a ceder electrones a los no metales. Por tanto,
los elementos metálicos dan origen a iones positivos y los no metálicos a iones
negativos.
Un enlace iónico es la fuerza electrostática que mantiene unidos a los iones en
un compuesto iónico. Considérese, por ejemplo, la reacción entre litio y flúor para
formar fluoruro de litio, un polvo blanco venenoso que se usa para disminuir el
punto de fusión de la “soldadura” y en la fabricación de cerámica. La configuración
electrónica del litio es 1s22s1 y la del flúor es 1s22s22p5. Cuando estos átomos
entran en contacto, el electrón de valencia 2s1 del litio se transfiere al átomo de
flúor. Al usar los símbolos de puntos de Lewis, la reacción se representa como:

.. ..
.Li + :F: ----- Li+ :F: - (o LiF)
. ..
1s22s1 1s22s22p5 1s2 1s22s22p6

Por conveniencia, imagínese que esta reacción sucede en dos pasos: El primero
es la ionización del litio:
.Li ------ Li+ + e-
y la aceptación de un electrón por el flúor
.. ..
:F: + e  :F: -
-

. ..
A continuación, imagínese que los dos iones separados se enlazan para formar la unidad de
LiF
.. ..
Li+ + :F: - Li+ :F: -
.. ..
Observe que la suma de estas tres reacciones es:
.. ..
.Li + :F:  Li+ :F: -
. ..

El enlace iónico en el LiF es la atracción electrostática entre el ión litio con carga positiva y
el ión fluoruro con carga negativa. A su vez, el compuesto es eléctricamente neutro.
Muchas otras reacciones comunes llevan a la formación de enlaces iónicos. Por ejemplo, al
quemar calcio en oxígeno se forma óxido de calcio:
2 Ca(s) + O2(g)  2 CaO(s)
Suponga que la molécula di atómica de oxígeno primero se separa en átomos de
oxígeno, entonces la reacción representada con los símbolos de Lewis sería:
. ..
Ca : + :O:  Ca2+ :O: 2-
. ..
[Ar]4s2 1s22s22p4 [Ar] [Ne]
Hay una transferencia de dos electrones del átomo de calcio al átomo de oxígeno.
Advierta que el ión calcio (Ca2+) formado tiene la configuración electrónica el
argón, el ión óxido (O2-) es isoelectrónico con el neón y el compuesto (CaO) es
eléctricamente neutro.
En muchos casos, el catión y el anión en un compuesto no tienen la misma carga.
Por ejemplo, cuando el litio se quema en aire y forma óxido de litio (Li2O), la
ecuación balanceada es:
4 Li(s) + O2(g) 2 Li2O(s)
Con los símbolos de Lewis se escribe:
 . ..
2 .Li + :O:  2 Li+ :O: 2- (o Li2O)
. ..
1s22s1 1s22s22p4 [He] [Ne]

En este proceso, el átomo de oxígeno recibe dos electrones (uno de cada uno de
los átomos de litio) para formar el ión óxido. El ión litio es isoelectrónico con el
helio. Cuando el magnesio reacciona con el nitrógeno a temperaturas altas, se
forma un compuesto sólido blanco, el nitruro de magnesio (Mg 3N2):
3 Mg(s) + N2(g) 􀁯 Mg3N2(s)
. ..
3 Mg: + 2 .N:  3 Mg2+ 2 : N: 3- (o Mg3N2)
. ..
[Ne] 3s2 1s22s22p3 [Ne] [Ne]
La reacción implica la transferencia de seis electrones (dos de cada átomo de
magnesio) a dos átomos de nitrógeno. El ión magnesio (Mg 2+) y el ión nitruro (N 3-)
formados son isoelectrónicos con el neón. Como hay tres iones 2+ y dos iones 3-,
las cargas se balancean y el compuesto es eléctricamente neutro.

EL ENLACE COVALENTE.- Aunque el concepto de molécula se remonta al siglo

XVII, no fue sino hasta principios del siglo XX que los químicos entendieron cómo
y por qué se forman las moléculas. El primer avance importante surgió con la
proposición de Gilbert Lewis de que la formación de un enlace químico implica que
los átomos compartan electrones Lewis describió la formación de un enlace
químico en el hidrógeno como:
Este tipo de apareamiento de electrones es un ejemplo de enlace covalente, un
enlace en el que dos electrones son compartidos por dos átomos. Los compuestos
covalentes son aquellos que sólo contienen enlaces covalentes. Para simplificar,
el par de electrones compartidos se representa a menudo como una sóla línea.
Así, el enlace covalente de la molécula de hidrógeno se puede escribir como H--H.
En el enlace covalente, cada electrón del par compartido es atraído por los
núcleos de ambos átomos. Esta atracción mantiene unidos a los dos átomos en el
H2 y es la responsable de la formación de enlaces covalentes en otras moléculas.
En los enlaces covalentes entre átomos poli electrónicos sólo participan los
electrones de valencia. Si consideramos la molécula de flúor (F 2), la configuración
electrónica del F es 1s22s22p5. Los electrones 1s son de baja energía y pasan la
mayor parte del tiempo cerca el núcleo, por lo que no participan en la formación el
enlace. En consecuencia, cada átomo de F tiene siete electrones de valencia (los
electrones 2s y 2p), sólo hay un electrón desapareado en el F, de modo que la
formación de la molécula de F2 se puede representar como:
Observe que en la formación de F 2 sólo participan dos electrones de valencia. Los
demás electrones no enlazantes se denominan pares libres, es decir, pares de
electrones e valencia que no participan en la formación del enlace covalente. Así,
cada F en F2 tiene tres pares libres de electrones:

Las estructuras que se utilizan para representar los compuestos covalentes, como
H2 y F2, se denominan estructuras de Lewis. Una estructura de Lewis es la
representación de un enlace covalente, donde el par de electrones compartidos se
indica como líneas o como pares de puntos entre dos átomos, y los pares libres no
compartidos se indican como pares de puntos en los átomos individuales. En una
estructura de Lewis sólo se muestran los electrones de valencia.
Considérese la estructura de Lewis para la molécula de agua. La figura muestra el
símbolo de puntos de Lewis para el oxígeno, con dos puntos desapareados o dos
electrones desapareados, de modo que se espera que el oxígeno pueda formar
dos enlaces covalentes. Como el hidrógeno tiene un solo electrón, sólo puede
formar un enlace covalente. De modo que la estructura de Lewis para el agua es:

En este caso, el átomo de O tiene dos pares libres, mientras que el átomo de
hidrógeno no tiene pares libres porque usó su único electrón para formar un
enlace covalente.
En las moléculas de F2 y H2O, los átomos de F y O adquieren la configuración de
gas noble debido a que comparten electrones:
La formación de estas moléculas ilustra la regla del octeto, formulada por Lewis:
un átomo diferente del hidrógeno tiende a formar enlaces hasta que se rodea de
ocho electrones de valencia, es decir, un enlace covalente se forma cuando no
hay suficientes electrones para que cada átomo individual tenga el octeto
completo. Al compartir electrones en un enlace covalente, los átomos individuales
pueden completar sus octetos. Para el hidrógeno el requisito es que obtenga la
configuración electrónica del helio, o un total de dos electrones.
La regla del octeto funciona principalmente para los elementos del segundo
período de la tabla periódica. Estos elementos sólo tienen subniveles 2s y 2p, los
cuales pueden contener un total de ocho electrones. Cuando un átomo de uno de
estos elementos forma un compuesto covalente, puede obtener la configuración
electrónica de gas noble [Ne] al compartir electrones con otros átomos del mismo
compuesto.
Los átomos pueden formar distintos tipos de enlaces covalentes, En un enlace
sencillo, dos átomos se unen por medio de un par de electrones. En muchos
compuestos se forman enlaces múltiples, es decir, enlaces formados cuando dos
átomos comparten dos o más pares de electrones. Si dos átomos comparten dos
pares de electrones, el enlace covalente se denomina enlace doble. Estos
enlaces se encuentran en moléculas como el dióxido de carbono (CO 2) y etileno
(C2H4):

Un triple enlace surge cuando dos átomos comparten tres pares de electrones,
como en la molécula de nitrógeno (N2):

La molécula de acetileno (C2H2) también contiene un triple enlace, en este caso

entre dos átomos de carbono:
En el etileno y acetileno todos los electrones de valencia se utilizan para el enlace
y no hay pares libres sin compartir en los átomos de carbono. De hecho, con
excepción del monóxido de carbono, las moléculas estables que contienen
carbono no tienen pares libres en los átomos de carbono.
Los enlaces múltiples son más cortos que los enlaces covalentes sencillos. La
longitud de enlace se define como la distancia entre el núcleo de dos átomos
unidos por un enlace covalente en una molécula.

Longitudes de enlace (en pm) de las moléculas de H2 y HI.

En la tabla se muestran algunas longitudes de enlaces determinadas

experimentalmente.
Para un par dado de átomos, como carbono y nitrógeno, los enlaces triples son
más cortos que los dobles, que a su vez, son más cortos que los enlaces sencillos.
Los enlaces múltiples más cortos también son más estables que los enlaces
sencillos.
Longitudes de enlace promedio de algunos enlaces sencillos, dobles y triples más
comunes.
ELECTRONEGATIVIDAD.- Un enlace covalente, como se dijo, es el enlace
formado entre dos átomos que comparten un par de electrones. En una molécula
como el hidrógeno (H2), donde los dos átomos son idénticos, se espera que los
electrones se compartan en forma equitativa, es decir, que los electrones pasen el
mismo tiempo en la vecindad de cada átomo. Sin embargo, en el enlace covalente
de la molécula de HCl los electrones no se comparten igual por los átomos de H y
Cl porque son átomos distintos:

El enlace del HCl se denomina enlace covalente polar, o simplemente enlace

polar porque los electrones pasan más tiempo en la vecindad de un átomo que del
otro. La evidencia experimental indica que en la molécula de HCl los electrones
pasan más tiempo cerca del átomo de cloro. Se puede pensar en este
compartimiento desigual de electrones como una transferencia parcial de
electrones o un desplazamiento de la densidad electrónica del H al Cl, como con
más frecuencia se describe.
Este “compartimiento desigual” del par electrónico de enlace ocasiona que haya
una densidad electrónica hasta cierto punto mayor cerca del átomo de cloro y en
forma correspondiente, una menor densidad electrónica cerca del hidrógeno. El
enlace del HCl y otros enlaces polares puede imaginarse como intermedio entre
un enlace covalente (no polar), en el cual los electrones se comparten en forma
equitativa, y un enlace iónico, en el cual la transferencia de electrón es
casi completa.
Una propiedad que ayuda a distinguir el enlace covalente no polar del enlace
covalente polar es la electronegatividad, es decir, la capacidad de un átomo para
atraer hacia sí los electrones de un enlace químico. Los elementos con
electronegatividad alta tienen más tendencia para atraer electrones que los
elementos con electronegatividad baja. Como es de esperarse, la
electronegatividad se relaciona con la afinidad electrónica y la energía de
ionización. Así, un átomo como el flúor, que tiene mayor afinidad electrónica
(tiende a tomar electrones fácilmente) y una energía de ionización alta (no pierde
electrones con facilidad), tiene electronegatividad alta.
Por el contrario, el sodio tiene baja afinidad electrónica, baja energía de ionización
y baja electronegatividad.
La electronegatividad es un concepto relativo, en el sentido de que la
electronegatividad de un elemento sólo se puede medir respecto de la de otros
elementos. Linus Pauling desarrolló un método para calcular las
electronegatividades relativas de la mayoría de los elementos. Estos
valores se muestran en la siguiente figura.
Un análisis cuidadoso de esta tabla muestra las tendencias y relaciones entre los
valores de electronegatividad de distintos elementos. En general, la
electronegatividad aumenta de izquierda a derecha a través de un período de la
tabla periódica, coincidiendo con la disminución del carácter metálico de los
elementos. En cada grupo, la electronegatividad disminuye al aumentar el número
atómico y aumentar el carácter metálico. Observe que los metales de transición no
siguen esta tendencia. Los elementos más electronegativos –halógenos, oxígeno,
nitrógeno y azufre- se ubican en el ángulo superior derecho de la tabla periódica, y
los elementos menos electronegativos (los metales alcalinos y alcalinotérreos) se
agrupan en el ángulo inferior izquierdo.
Los átomos de los elementos con grandes diferencias de electronegatividad
tienden a formar enlaces iónicos (como los que existen en el NaCl y CaO) unos
con otros, porque el átomo del elemento menos electronegativo cede su electrón
al átomo del elemento más electronegativo. Un enlace iónico generalmente une a
un átomo de un elemento metálico con un
átomo de un elemento no metálico. Los átomos de elementos con
electronegatividades similares tienden a formar entre ellos enlaces covalentes
polares porque el desplazamiento de la densidad electrónica es pequeño. En la
mayoría de los enlaces covalentes participan átomos de elementos no metálicos.
Sólo los átomos del mismo elemento, con igual electronegatividad, pueden unirse
por medio de un enlace covalente puro. Estas tendencias y características son de
esperarse por lo que se sabe de la energía de ionización y afinidad electrónica.
Escritura de las Estructuras de Lewis.- Aunque la regla del octeto y las
estructuras de Lewis no dan una imagen completa del enlace covalente, son de
gran utilidad como modelos de enlace en muchos compuestos así como para
explicar las propiedades y reacciones de las moléculas. Por esta razón, es
conveniente practicar la escritura de las estructuras de Lewis de los compuestos.
Los pasos básicos son los siguientes:
1) Escriba la estructura fundamental del compuesto mediante símbolos químicos
para mostrar qué átomos están unidos entre sí. Para compuestos sencillos, esto
es relativamente fácil. Para compuestos complejos, se requiere tener la
información adecuada o hacer predicciones razonables. En general, el átomo
menos electronegativo ocupa la posición central. El hidrógeno y el flúor por lo
general ocuparán las posiciones terminales en las estructuras de Lewis.
2) Cuente el número total de electrones de valencia presentes, y, si fuera
necesario, para aniones poliatómicos, agregue el número total de cargas
negativas. (Por ejemplo, para el ión CO3 2-
se agregan dos electrones porque la
carga 2- indica que hay dos electrones más, además de los que aportan los
átomos neutros). Para cationes poliatómicos, se resta el número de cargas
positivas del total. (Así, para el NH 4 se resta un electrón porque la carga 1+ indica
+

la pérdida de un electrón del grupo de los átomos neutros).

3) Dibuje un enlace covalente sencillo entre el átomo central y cada uno de los
átomos que lo rodean. Complete los octetos de los átomos enlazados al átomo
central. (Téngase presente que la capa de valencia de un átomo de hidrógeno se
completa con sólo dos electrones). Los electrones pertenecientes al átomo del
centro o a los átomos que lo rodean deben quedar representados como pares
libres si no participan en el enlace. El número total de electronesempleados es el
que se determinó en el paso 2.
4) Si no se cumple la regla del octeto para el átomo central, agregue dobles o
triples enlaces entre este átomo y los que lo rodean usando los pares libres de
estos últimos.
Los ejemplos siguientes muestran el procedimiento de cuatro pasos para escribir
las estructuras de Lewis de los compuestos así como de un ión.

Ejemplo 1: Escriba la estructura de Lewis del trifluoruro de nitrógeno (NF 3), en la

cual los tres átomos de F están enlazados al átomo de N.
Respuesta:
Paso 1: El átomo de N es menos electronegativo que el F, así que la estructura
básica del NF3 es:
FNF
F
Paso 2: Las configuraciones electrónicas de las capas externas del N y F son
2s22p3 y 2s22p5 respectivamente. Así es que hay 5 + (3x7) = 26 electrones de
valencia para el NF3.
Paso 3: Se dibuja un enlace covalente sencillo entre el N y cada F y se completan
los octetos para los átomos de F. Los dos electrones que restan se colocan en el
N:

Dado que esta estructura satisface la regla del octeto para todos los átomos, el
paso 4 no es necesario. Para confirmar, se cuentan los electrones de valencia en
el NF3 (en los enlaces químicos y en los pares libres). El resultado es 26, el
mismo número de los electrones de valencia en los tres átomos de F y en un
átomo de N.
Ejemplo 2: Escriba la estructura de Lewis para el ácido nítrico (HNO 3) en el cual
los tres átomosde O están enlazados al átomo de N, en el centro, y el átomo de H
ionizable está enlazado a uno de los átomos de O.
Respuesta:
Paso 1: La estructura básica del HNO3 es:
ONOH
O
Paso 2: Las configuraciones electrónicas de las capas externas de N, O e H son
2s22p3, 2s22p4 y 1s1, respectivamente. De modo que hay 5 + (3 x 6) + 1, ó 24
electrones de valencia que se deben tomar en cuenta en el HNO 3.
Paso 3: Se dibuja un enlace covalente sencillo entre el N y cada uno de los tres
átomos de O y entre uno de estos átomos y el átomo de H. Enseguida se llena con
los electrones necesarios para satisfacer la regla del octeto para los átomos de O:
Cuando se haya hacho esto, los 24 electrones disponibles deben haberse
utilizado.
Paso 4: Se observa que esta estructura satisface la regla del octeto para todos los
átomos de O pero no para el átomo de N. Por lo tanto, se mueve un par libre de
electrones de uno de los átomos de O de los extremos para formar otro enlace con
N. Así, la regla del octeto también se cumple para el átomo de N:

EL CONCEPTO DE RESONANCIA.- Al dibujar la estructura de Lewis del ozono

(O3) se satisface la regla del octeto para el átomo central porque se coloca un
enlace doble entre este átomo y uno de los dos átomos de O terminales. De
hecho, el enlace doble se puede colocar en cualquier extremo de la molécula,
como se muestra en estas dos estructuras de Lewis equivalentes:

Sin embargo, ninguna de estas dos estructuras explica las longitudes de enlace
conocidas en el O3. Se sabe que los enlaces dobles son más cortos que los
enlaces sencillos, por lo cual se esperaría que el enlace O 􀁿 O en el O3 fuese
mayor que el enlace O 􀀠 O. Sin embargo, según resultados experimentales,
ambos enlaces oxígeno – oxígeno tienen la misma longitud (128 ppm). Para
resolver esta discrepancia se utilizan ambas estructuras de Lewis para representar
la molécula de ozono:
Cada una de estas estructuras se denomina estructura de resonancia. Una
estructura de resonancia es entonces una de las dos o más estructuras de Lewis
para una sola molécula que no se puede representar exactamente con una sola
estructura de Lewis. La doble flecha indica que las estructuras mostradas son
estructuras de resonancia.
El término resonancia en sí mismo significa el empleo de dos o más estructuras
de Lewis para representar una molécula particular.
Moléculas con Número Impar de Electrones.- Algunas moléculas contienen un
número impar de electrones. Entre ellas se encuentra el óxido nítrico (NO) y el
dióxido de nitrógeno (NO2).

Puesto que se requiere un número par de electrones para completar ocho, la regla
del octeto no puede cumplirse para todos los átomos en cualquiera de estas
moléculas.
Energía de Disociación del Enlace
Una medida de la estabilidad de una molécula es su energía de disociación del
enlace (o energía de enlace), que es el cambio de entalpía necesario para romper
un enlace específico de un mol de moléculas gaseosas. La energía de disociación
del enlace determinada experimentalmente para la molécula de hidrógeno es:

Esta ecuación muestra que para la ruptura de enlaces covalentes en 1 mol de

moléculas de H2 gaseoso son necesarios de 436,4 kJ de energía. Para las
moléculas de cloro que son menos estables,
Cl2(g)  Cl(g) + Cl(g) H° = 242,7 kJ

Las energías de enlace también se pueden medir directamente para moléculas

diatómicas que contienen elementos diferentes, como el HCl,
HCl(g)  H(g) + Cl(g) H° = 431,9 kJ

Así como para moléculas que contienen dobles y triples enlaces:

 O2(g)  O(g) + O(g) H° = 498,7 kJ
N2(g)  N(g) + N(g) H° = 941,4 kJ
La medición de la fuerza de enlaces covalentes en moléculas poli atómicas es
más complicada.
Por ejemplo, en el caso del agua, las mediciones muestran que la energía
necesaria para romper el primer enlace O -- H es diferente de la que se requiere
para romper el segundo enlace O -- H:
H2O(g)  H(g) + OH(g) H° = 502 kJ
OH(g)  H(g) + O(g) H° = 427 kJ
En ambos casos el enlace O -- H se rompe, pero el primer paso es más
endotérmico que el segundo. La diferencia entre los dos valores de --H° indica que
el segundo enlace O – H experimenta en sí mismo un cambio debido a una
modificación en el medio ambiente químico.
Ahora se puede entender por qué la energía de enlace de la misma unión O -- H
en dos moléculas diferentes, como el metanol (CH 3OH) y el agua (H2O) no será la
misma ya que sus ambientes son distintos. Así, para moléculas poliatómicas se
puede hablar sólo de la energía de enlace promedio de un enlace particular. Por
ejemplo, se puede medir la energía del enlace O—H.
En diez diferentes moléculas poliatómicas y obtener la energía de enlace
promedio dividiendo la suma de las energías de enlace entre 10. La siguiente tabla
muestra una lista de las energías de enlace promedio de varias moléculas di
atómicas y poli atómicas. Como se recordará, los enlaces triples son más fuertes
que los enlaces dobles, que a su vez, son más fuertes que los enlaces sencillos.
Algunas energías de disociación del enlace de moléculas diatómicas* y energías
de enlace promedio para enlaces en moléculas poliatómicas.
Las energías de disociación de enlace para moléculas diatómicas (en negrita)
tienen más cifras significativas que las energías de enlace de las moléculas
poliatómicas. Esto se debe a que las energías de enlace para moléculas
diatómicas son cantidades que se pueden medir directamente y no como
promedio de muchos compuestos.
La energía del enlace C = O en el CO2 es 799 kJ/mol.

ENLACE METÁLICO.- Se ha usado la teoría de los orbitales moleculares para

explicar los enlaces en los cristales metálicos, como los de sodio puro o aluminio
puro. Cada orbital molecular, en lugar de estar formado por unos pocos átomos,
como en una molécula típica, debe abarcar todo el cristal (¡que podría tener 1020
átomos o más!). De acuerdo con la regla que establece que la cantidad de
orbitales moleculares debe ser igual a la cantidad de orbitales atómicos
combinados, todos esos orbitales moleculares deben tener energías tan cercanas
en un diagrama de niveles de energías, que forman una banda continua de
energías. Debido a este factor, esta teoría se llama teoría de bandas.
Imagine un trozo de sodio metálico. De sus 11 electrones, los 10 que forman el
núcleo del neón están en torno a cada núcleo de Na y queda un electrón de cada
átomo para llenar los orbitales moleculares que existen en todo el cristal. Si
hubiera N átomos en el cristal, se podrían formar N orbitales moleculares usando
un orbital 3s de cada uno.
Aunque esos orbitales moleculares tienen cantidades variables de carácter de
enlace y de no enlace, sus energías forman una banda continua 3s.
En los metales posteriores al grupo IA, se complica el panorama, porque se usan
los orbitales s y p para formar la banda de orbitales moleculares, que entonces
contiene muchos orbitales más que la cantidad de pares electrónicos
disponibles. El criterio para que haya conductividad eléctrica, propiedad que se
asocia con los metales, es que la banda de energía sólo esté parcialmente llena.
Un modelo alternativo simple, consistente con la teoría de bandas, es el concepto
del mar electrónico, Los círculos representan los iones sodio, que ocupan
posiciones regulares en la red cristalina (los renglones segundo y cuarto de
átomos están en un plano abajo de los renglones primero y tercero).
El undécimo electrón de cada átomo se deslocaliza ampliamente, de modo que el
espacio entre los iones sodio está lleno con un “mar electrónico” de densidad
suficiente para mantener el cristal eléctricamente neutro. Los iones masivos
vibran respecto a las posiciones en el mar de electrones, lo que los mantiene en
su lugar de un modo parecido a las cerezas dentro de un recipiente con gelatina.
Este modelo explica bien las propiedades excepcionales de los metales, como la
conductividad eléctrica y la resistencia mecánica. En muchos metales, en especial
los elementos de transición, el concepto se complica ya que algunos electrones
participan en enlaces, además de la existencia de electrones deslocalizados.
ENLACES INTERMOLECULARES.-
MOMENTO DIPOLAR DE ENLACE Y POLARIZACIÓN.-
*Momento dipolar

*Momento dipolar de enlace.-

*Las moléculas que tienen enlaces covalentes polares tienen átomos cargados
positivamente y otros negativamente.
*Cada enlace tiene un momento dipolar “μ” (magnitud vectorial que depende la
diferencia de χ entre los átomos cuya dirección es la línea que une ambos átomos
y cuyo sentido va del menos electronegativo al más electronegativo).

MOMENTO DIPOLAR DE ENLACE Y POLARIZACIÓN

MOMENTO DIPOLAR DE ENLACE Y POLARIZACIÓN
Momento dipolar de molécula
MOMENTO DIPOLAR DE ENLACE Y POLARIZACIÓN.-

FUERZAS DE WANDER WAALS.- Se presenta sobre todo entre moléculas no

polares como H2, He, Ne, etc. En este caso en las moléculas, el rápido
movimiento de los electrones provoca desequilibrios eléctricos internos que las
transforman instante a instante en dipolos fluctuantes o de vida corta, es decir que
en un momento son dipolos y en otro momento no, de manera que las moléculas
se comportan como dipolos débiles, pero capaces de generar fuerzas de
atracción.
La capacidad de polarización de las moléculas aumenta medida que se eleva el
número de electrones en la molécula así como su distancia al núcleo. A pesar de
estos dipolos momentáneos e inducidos cambian constantemente, resulta una
atracción neta entre ambas moléculas.

ENLACES ENTRE PUENTES DE HIDROGENO.- Un caso típico de atracción

dipolo-dipolo características de las moléculas que contienen hidrogeno
fuertemente polarizados que esta combinado con un atomo pequeño muy
electronegativo el cual posee uno o mas pares de electrones solitarios como ser el
F, N, O2, etc.
Este enlace ejerce profundos efectos sobre las propiedades físicas y/o químicas
de los compuestos, generalmente se las expresan con línea punteada.
 REACCIONES Y ECUACIONES QUIMICAS

REACCIONES QUÍMICAS
Una Reacción química es un proceso en el cual una sustancia (o sustancias)
desaparece para formar una o más sustancias nuevas.
Las ecuaciones químicas son el modo de representar a las reacciones químicas.
Por ejemplo el hidrógeno gas (H2) puede reaccionar con oxígeno gas (02) para
dar agua (H20). La ecuación química para esta reacción se escribe:

El "+" se lee como "reacciona con"

La flecha significa "produce".
Las fórmulas químicas a la izquierda de la flecha representan las sustancias de
partida denominadas reactivos.
A la derecha de la flecha están las formulas químicas de las sustancias producidas
denominadas productos.
Los números al lado de las formulas son los coeficientes (el coeficiente 1 se
omite).
Las reacciones químicas pueden clasificarse de la siguiente forma:
Por su mecanismo
1. Por la transferencia de electrones entre átomos
2. Por su extensión
3. Por los cambios de energía calorífica

ESTEQUIOMETRÍA DE LA REACCIÓN QUÍMICA

Las transformaciones que ocurren en una reacción química se rigen por la Ley de
la conservación de la masa: Los atomos no se crean ni se destruyen durante una
reacción química. Entonces, el mismo conjunto de átomos está presente antes,
durante y después de la reacción. Los cambios que ocurren en una reacción
química simplemente consisten en una reordenación de los átomos.
Por lo tanto una ecuación química debe tener el mismo número de átomos de
cada elemento a ambos lados de la flecha. Se dice entonces que la ecuación está
balanceada.

BALANCE DE ECUACIONES

Todas las reacciones químicas para ser válidas, deben cumplir con la ley de la
conservación de la materia, es decir, el número de átomo de cada elemento sea el
mismo en los reactantes y productos.
En el presente nos limitaremos a estudiar los siguientes métodos de balance de
ecuaciones químicas (igualación de ecuaciones químicas):
• Tanteo
• Redox
MÉTODO DE TANTEO

Es un método utilizado cuando las reacciones son sencillas. En este método, es

recomendable iniciar el balance por los elementos metálicos o aquellos elementos
que menos se repiten. Los hidrógenos y oxígenos se deben dejar para lo último. Si
un coeficiente no es entero, se multiplican todos por el mayor denominador.
Ejemplo:

- El Fe está igualado en ambos miembros

- Existen 3 átomos de cloro a la derecha por lo tanto se coloca un coeficiente de 3
delante del HCI
1 Fe + 3HCI - 1 FeCl3 + H2
- Luego se balancean los hidrógenos colocando 3/2 delante del hidrógeno.
1 Fe + 3HCI - 1 FeCl3 + 3/2H2
- El coeficiente del hidrógeno debe ser transformado en número entero, para ello
toda la ecuación se multiplica por 2

Ejemplo.-

- Está equilibrado el número de Mn

- En el lado derecho existen 4 átomos de cloro por lo tanto se debe ajustar
colocando 4 delante del HCI.

- Finalmente para el hidrógeno se tiene un coeficiente definido de 4 en el HCI por

lo tanto corresponde colocar un coeficiente de 2 al agua.

MÉTODO REDOX.-
Las reacciones Redox son aquellas en las cuales se produce transferencia de
electrones.
Oxidación.- Es un proceso en el cual una especie pierde electrones.
Reducción.- Es un proceso en el cual una especie gana electrones.
Oxidante.- Es toda especie química que puede provocar una oxidación. En la
reacción el oxidante se reduce.
Reductor.- Es toda especie química que puede provocar una reducción. En la
reacción el reductor se oxida.
Siempre que una especie química gana electrones, existe otra que los pierde. El
número de electrones ganados por el oxidante coincide con el número de
electrones perdidos por el reductor.
Ejemplo:
El proceso de oxidación se multiplica por (1) y el proceso de reducción se
multiplica por (2)

Sumando ambas semi-reacciones:

Para igualar una ecuación redox se deben seguir los siguientes pasos:
1. Se identifican los elementos que al reaccionar han cambiado su número de
oxidación indicando la variación de carga.
2. Se expresa el cambio de número de oxidación escribiendo las semireacciones
electrónicas parciales, una de reducción y otra de oxidación.
3. El número de electrones ganados o perdidos, se intercambia en ambas
semireacciones.
4. Se suman ambas semireacciones obteniéndose la ecuación iónica.
5. Se colocan los coeficientes correspondientes en la ecuación original molecular y
se hacen reajustes finales.
Ejemplo: Igualar la siguiente reacción
0 5+ 2+ 2+
Cu + HNO3 Cu (NO3)2 + NO

El nitrógeno y el cobre cambian en su número de oxidación

El nitrógeno cambia de +5 a +2 (oxidante)
El cobre cambia de 0 a +2 (reductor)
Semi-reacción para el agente reductor:
 Cu0  Cu+2 + 2e- (Ecuación 1)
Semi-reacción para el agente oxidante
3e- + N+5 N+2 (Ecuación 2)
Se intercambia la variación de carga electrónica
La ecuación (1) se multiplica por 3
3Cu0 3Cu+2 + 6e-
La ecuación (2) se multiplica por 2
6e + 2N+5  2N+2
Sumando ambas reacciones

Luego se colocan estos coeficientes en la ecuación original o molecular (con

preferencia en los productos) luego se hacen los reajustes necesarios.

En forma directa:

0 5+ 2+

Luego se intercambia dichos números, el 3 como coeficiente del Cu (NO3)2 y el 2

como coeficiente del NO
O +5 +2 +2

Tenemos 3 Cu en la derecha, colocamos 3 Cu en la izquierda

Tenemos 8 N en la derecha, colocamos 8 en el HN03 en la izquierda
Luego igualamos los hidrógenos o los oxígenos, al igualar uno de ellos el otro
queda automáticamente igualado, por ejemplo hay 8 H en la izquierda, colocamos
4 en el H20.

Ejemplo: Igualar la siguiente ecuación:

El N gana 3 electrones x su atomicidad 1= 3

El S pierde 2 electrones x su atomicidad 1= 2
Intercambiando: tenemos HNO3 + H2S 3S + 2NO + H20
Luego por tanteo: tenemos 2HNO 3 + 3H2S 3S + 2 NO + 4 H20

MÉTODO IÓN – ELECTRÓN

En un caso de Balance Redox donde participan iones y moléculas y depende del
medio.
Forma Práctica:
En primer lugar escogemos el par de iones que se oxida y reduce, para formar las
dos semireacciones.
Luego analizamos el Balance de Masa, pero en éste Balance no considere el
átomo de H y O.
El H y O se balancean de acuerdo al medio donde se realizan.

a) Medio Acido o Neutro:

1) Balance de cargas iónicas

2) Balance los Iones H+
3) Balance con el H2O, por exceso de “H”
b) Medio Básico:

1) Balance de cargas iónicas.

2) Balance con los Iones OH-
3) Balance con el H2O por exceso de “H”
Ejemplo:
Balancear en medio ácido.

Aplicamos Redox: en el par iónico.

Donde:

Balance de cargas iónicas: (M. Acido)

Balance con H+ : 4H+

Balance con H2O - = 2H2O

Finalmente:
 ESTEQUIOMETRIA

¿Porqué estudiamos las reacciones?

Primero: examinarlas y familiarizarnos con las reacciones químicas y sus
ecuaciones balanceadas.
Segundo: pensar en cómo podríamos predecir los productos de algunas de estas
reacciones conociendo únicamente sus reactivos.
La clave para predecir los productos formados por una combinación dada de
reactivos es reconocer patrones generales de reactividad química.
Reconocer un patrón de reactividad hace que nuestra comprensión sea más
amplia que si nos limitamos a memorizar un gran número de reacciones sin
relación entre sí.
Principios básicos de estequiometria.-
En química, la estequiometria (del griego "στοιχειον" = stoicheion (elemento o
parte) y "μετρον"=métron, (medida) es el cálculo de las relaciones cuantitativas
entre reactivos y productos en el transcurso de una reacción química (El primero
que enunció los principios de la estequiometria fue Jeremias B. Richter en 1792)
La estequiometria de reacciones químicas es el estudio de los aspectos
cuantitativos de las reacciones.

LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA (Ley de Lavoisier, 1783)

En una reacción química la masa total de los reactantes es igual a la masa
total de los productos. Es decir, en la naturaleza nada se crea ni se destruye,
sólo se transforma o se reordena.
Ley de las proporciones definidas (Ley de Proust, 1799)
“Cuando los elementos se combinan para formar compuestos lo hacen siempre en
proporciones en peso definidas”.
La ley de las proporciones definidas constituyó una poderosa arma en la búsqueda
de la composición y las reacciones químicas.

ESTEQUIOMETRÍA

- La estequiometría de reacciones químicas es el estudio de los aspectos

cuantitativos de las reacciones.
- Reacción química: proceso en el cual una o varias sustancias puras
(REACTIVOS o REACTANTES) se transforman para formar una o más
sustancias nuevas (PRODUCTOS).
- Se representan mediante ecuaciones químicas.
- La reacción química es sólo un reordenamiento de átomos.
- En la reacción química se conserva el número de átomos.
- En la reacción química NO se interviene sobre los núcleos.
- La REACCIÓN QUÍMICA se representa, en forma abreviada, mediante una
ECUACIÓN QUÍMICA.
- Como toda ecuación, la ecuación química (e.q.), tiene dos miembros.
- Las sustancias al lado izquierdo se denominan REACTANTES o
REACTIVOS y las del lado derecho, PRODUCTOS.

- El signo = se reemplaza por  y su significado es “se transforma en”.

LA ECUACIÓN QUÍMICA.- Una Ecuación química es una representación

simbólica de una Reacción química
En la e.q. tanto los REACTANTES como PRODUCTOS se representan mediante
la FÓRMULA del compuesto ó el SÍMBOLO del elemento. PRODUCTOS se
representan mediante la FÓRMULA del compuesto ó el SÍMBOLO del elemento.
En la ecuación se trata de incorporar el máximo de información posible.
El estado en que participan reactantes y productos, se indica en forma abreviada y
entre paréntesis inmediatamente después de la fórmula o del símbolo.
Ejemplos.

Donde:
(s) o con una flecha hacia abajo (↓) = sólido;
(l)= líquido;
(g) o con una flecha hacia arriba (↑) = gas
(aq) ó (ac) = en solución acuosa

La ecuación debe escribirse en forma balanceada. Esto requiere que para cada
elemento se cumpla:

El balance de una e.q. se logra anteponiendo a cada FÓRMULA un N° que

permita cumplir con el requisito indicado en el punto anterior.
¿Qué información nos da la ecuación química?

Se conserva la masa y la cantidad de átomos de cada tipo.

También puedo hacer “relaciones cruzadas”:
28 uma de N2 reaccionan con 6 átomos de hidrógeno para dar 2 moléculas de
NH3
Todo esto es a nivel MICROSCÓPICO
A NIVEL MACROSCÓPICO:

También acá puedo hacer relaciones cruzadas.

Lo que no puedo es mezclar el nivel micro con el nivel macro.
El balance de una ecuación química se logra anteponiendo a cada FÓRMULA un
N°que permita cumplir con el requisito del punto anterior.
Este número, en general, se determina “ensayando”(Por tanteo) y en casos más
complicados se recurre a métodos específicos para balancear ecuaciones.
Una vez balanceada la ecuación es necesario saber INTERPRETARLA para
poder realizar los cálculos cuantitativos.

La ecuación química.

Reactantes Productos

La ecuación balanceada.
Cálculos de Estequiometría
Unidad de masa atómica (uma) es la doceava parte de la masa
de un átomo de 12C
Peso atómico masa de un átomo expresado en uma
1 uma = 1.66 10-24 g
1H pesa 12 veces menos que 12C = 1 uma
16
O = 16 umas

Número de Avogadro (NA) es el número de átomos que hay en 12 g de C -12 y su

valor es de 6.023 x1023 Mol es la cantidad de cualquier sustancia que contiene
tantas unidades elementales como átomos de 12C hay en 12 g de 12C.
Es decir, es la cantidad de.
NA = 6.023x1023
Mol es la cantidad de cualquier sustancia que contiene tantas unidades
elementales como átomos de 12C hay en 12 g de 12C.
Es decir, es la cantidad de sustancia que contiene el NA de átomos, moléculas,
iones....
Un mol de cualquier sustancia es la cantidad en gramos que contiene el
Número de Avogadro de esa sustancia
La masa (o peso) atómico del O es de 16 umas lo que significa que 1 átomo de
O tiene una masas de 16 umas y como ya se ha indicado 1 uma = 1.66x10-24 g
por tanto:
Un mol de cualquier sustancia es la cantidad en gramos que contiene el
Número de Avogadro de esa sustancia:
Relaciones de masa de las ecuaciones

Los coeficientes de una ecuación química representan el número de moléculas o

el número de moles de reactivos y productos. Así, 4 moles de Fe reaccionan con 3
moles de O2 para dar 2 moles de Fe2O3.
- Dichos coeficientes en una ecuación ajustada pueden emplearse como factores
de conversión para calcular la cantidad de producto formada o la de reactivo
consumida.
- Ejemplo: ¿Cuantos moles de Fe2O3 se producirán a partir de…
REACTIVO LIMITANTE.-
Al llevar a cabo una reacción química, los reactivos pueden estar o no en la
proporción exacta que determinan sus coeficientes estequiométricos.
Si se parte de una mezcla de productos que no es la estequiométrica, entonces el
que se halla en menor cantidad se denomina reactivo limitante, pues la reacción
sólo tendrá lugar hasta que se consuma éste, quedando el otro (u otros) reactivo
en exceso.

RENDIMIENTO TEORICO.-
La cantidad máxima que puede obtenerse de un determinado producto en una
reacción química se denomina Rendimiento Teórico. Es una cantidad que se
calcula a partir de los coeficientes estequiométricos de una ecuación química y de
las cantidades de reactivos empleadas.
¿Cuál es el rendimiento teórico de sulfato de aluminio a partir de 39 grs de
hidróxido de aluminio?
RENDIMIENTO TEORICO Y REACTIVO LIMITANTE.-
¿Qué sucede si existe un reactivo limitante?
2Sb(g) + 3I2(s) ® 2SbI3(s)
Si se hacen reaccionar 1.2 mol de Sb y 2.4 mol de I2, ¿cuál será el
rendimiento teórico?
1) Se calcula la cantidad de producto que se formaría a partir de cada
reactivo:

2) Se calcula el rendimiento teórico a partir del reactivo limitante:

Rendimiento experimental. Rendimiento porcentual

El Rendimiento Teórico es una cantidad máxima, que en muchas ocasiones no se
alcanza, pues las reacciones químicas no siempre se completan. Por ello, la
cantidad de producto obtenida experimentalmente (esto es, medida tras realizar el
experimento en el laboratorio) suele ser menor que la calculada teóricamente. Por
ello, se define el Rendimiento Porcentual como el cociente entre la cantidad de
producto obtenida (rendimiento experimental) y el rendimiento teórico.
Número de Avogadro (NA) es el número de átomos que hay en
12 g de C-12 y su valor es de 6.023 x 1023 Mol es la cantidad de cualquier sustancia
que contiene tantas unidades elementales como átomos de 12C hay en 12 g de
12
C.
Es decir, es la cantidad de sustancia que contiene el NA de átomos, moléculas,
iones....
 QUIMICA ORGANICA

Los compuestos orgánicos son abundantes en la Naturaleza

- Todos ellos contienen átomos de Carbono e H
- Muchos contienen otros átomos: O, N, o S.
- Se conocen millones de compuestos orgánicos:
- Combustibles (gas natural, petróleo,…), fármacos, plásticos, grasas,
proteínas, hidratos de carbono.
- La gran mayoría son compuestos moleculares.
- Unos pocos son iónicos.
HIDROCARBUROS DEFINICION.-
Hidrocarburos – Los compuestos orgánicos más simples
*Sólo contienen C e H
*El hidrocarburo más simple es el metano: CH4

CLASIFICACION DE LOS HIDROCARBUROS.-

Hidrocarburos Saturados:
- Todos los enlaces C-C son simples.
- Cada átomo de C forma 4 enlaces.
- Los átomos de C pueden formar cadenas (alcanos) o formar anillos
(cicloalcanos)
- Hidrocarburos Insaturados:
- Con uno o más enlaces dobles C=C , se denominan alquenos
- Con uno o más enlaces triples C=C , se denominan alquinos
ALCANOS.-
Nomenclatura: el nombre de un alcano se compone de dos partes:
- Raíz: indica el nº de átomos de C
- Sufijo: terminación -ano (indica que la molécula es un alcano)
Ejemplos: etano (CH3–CH3), propano (CH3–CH2–CH3)

ALCANOS RAMIFICADOS.-
Selecciona la cadena más larga de la molécula
- Esta determina el nombre base.
- Considera que cada rama de la cadena principal es un sustituyente
derivado de otro hidrocarburo y cuya terminación es -il
–CH3, metil
–CH2CH3, etil
–CH2CH2CH3, propil
- Numera los átomos de C de la cadena principal de manera que los
sustituyentes aparezcan en los números más bajos posibles.

RAMIFICACIONES CON NOMBRE PROPIO.-

ALCANOS RAMIFICADOS.-
Asigna a cada sustituyente un nombre (según su identidad) y un número de
acuerdo con el átomo de C al que está unido.
- Para sustituyentes idénticos usa di, tri, tetra.
- Separa los números entre sí mediante comas, y con guiones separa
números de letras.
- Escribe los sustituyentes según el orden alfabético de sus nombres (sin
tener en cuenta los prefijos).
Ejercicios: nombra los siguientes compuestos:
- 4-t-butil-2-metilheptano
- 3-etil-2,6-dimetilheptano
- 2,2-dimetilpropano
- 3-isopropil-2-metilpentano

4-t-butil-2-metilheptano:
- Como el compuesto es heptano empieza escribiendo una cadena de 7
átomos de C.
 - En el 2º átomo de C une un grupo Metilo.
- Unimos un grupo t -butilo al 4º átomo de C.
- Añadimos los átomos de H adecuados para que cada átomo de C tenga 4
enlaces.

ELECCION DE LA CADENA PRINCIPAL.-

¿Qué ocurre si hay diversas cadenas de igual longitud?
ALQUENOS Y ALQUINOS.-
Alquenos
- Si hay un único doble enlace: CnH2n.
- Para nombrar un alqueno se cambia la terminación del alcano por -eno
Alquinos
- Si hay un único triple enlace: CnH2n-2
- Para nombrar un alquino se cambia la terminación del alcano por -ino.
Nomenclatura
1. Tomar como cadena principal la más larga que contenga la insaturación (el
doble o triple enlace)
2. La posición de la insaturación se indica con números (como en el caso de
los sustituyentes) y le debe corresponder la numeración más baja.
3. Si hay más de una insaturación utilizar las terminaciones dieno, trieno
 QUIMICA
CUESTIONARIO Nº1

1.- Se define como una sustancia pura más simple y no se descompone por
medios químicos.
R.- Elemento
2.- Cantidad de materia que tiene un cuerpo, es constante y no cambia.
R.-Masa
3.- Todo lo que ocupa un lugar en el espacio, compuesta por partículas
elementales.
R.- Materia
4.-Medida de la fuerza de la gravedad entre el cuerpo y el centro de la Tierra.
R.- Peso
5.- Relación que existe entre el peso y el volumen que ocupa una sustancia.
R.- Peso específico.
6.- Como se llama al paso del estado gaseoso al estado sólido sin pasar por el
estado líquido.
R.- Sublimación.
7.- Las propiedades que no dependen de la cantidad de materia analizada son
llamadas.
R.- Propiedades intensivas.
8.- Que investigador fue el primero en realizar la tabla periódica
R.- D. mendeleiev.
9.- Partículas subatómicas con carga positiva alojados dentro del núcleo del átomo
Descubiertas por Rutherford.
R.- Protón.
10.- Se las denomina también procesos químicos donde se alteran las
propiedades iniciales de la materia y en su mayoría son irreversibles
R.- Reacciones químicas.
11.- Unión de dos sustancias que darán origen a un productor adquiriendo
propiedades diferentes originando un desplazamiento o absorción de calor,
pueden separarse solamente por procesos químicos. Este concepto pertenece a
un fenómeno químico llamado.
R.- Combinación
12.- Mediante que procesos la Destilación separa los compuestos de una mezcla.
R.- Vaporización y condensación.
13.- Proceso en el cual las transformaciones no alteran las composiciones
químicas de la materia.
R.- Proceso físico.
14.-Capacidad de la materia de realizar un trabajo. Este concepto pertenece a:
R.- Energía.
15.- Se define como la masa de una sustancia que ocupa una unidad de volumen.
R.- Densidad.