Cuadernillo de Quimica-2022

Profesora: Iluminatti Andrea
Cuadernillo de
Química
Alumno:………………………………………………………………………….
Curso:……………………………………………………………………………..
Escuela:………………………………………………………………………….
Programa
Unidad 1: El estudio de la Química
El estudio de la Química
Concepto de Materia
Propiedades de la Materia
Sustancia, elementos, compuestos y mezclas
Estados de la Materia
Cambios de estado
Sistemas materiales
División de la Materia
Unidad 2: El átomo
Teoría atómica
La estructura del átomo
Partes del átomo
Unidad 3: Tabla periódica
Breve historia de la Tabla periódica
Clasificación de la T.P
Unidad 4: Enlace Químico
Definición de enlace químico
Regla del octeto
Clasificación de los enlaces
Fórmula de Lewis
Propiedades de compuestos iónicos y covalentes
Unidad 5: Formación de compuestos
Formación de compuestos
Fórmula química
2
Nomenclatura química
Funciones químicas
Función Hidruros metálicos
Función hidruros no metálicos
Función hidrácidos
Función óxidos
Función hidróxidos
Función ácidos-oxácidos
Función sal
3
QUÍMICA
UNIDAD 1
1. EL ESTUDIO DE LA QUÍMICA
La mayoría de los fenómenos que nos rodean y todos los cambios que ocurren son de
naturaleza química que permite dar explicación a cada uno de ellos.
Para poder estudiar y comprender los procesos químicos es necesario entenderla
como una disciplina con un vocabulario especializado que es preciso conocer y aplicar.
2. CONCEPTO DE MATERIA
2.1. MATERIA Es todo lo que ocupa un lugar en el espacio.
Todo lo que nos rodea y todo aquello que puede ser captado a través de nuestros cinco
sentidos, es materia. La Materia se nos representa formando parte de los cuerpos.
2.2. Definimos entonces a los CUERPOS como una porción limitada de la materia.
Los Cuerpos por estar formados de materia presentan tres propiedades que los
identifican y que deben poseer MASA, VOLUMEN Y PESO.
2.3. MASA: Cantidad de materia que tienen los cuerpos.
La unidad básica con qué se expresa la cantidad de masa de un cuerpo según el

Sistema Internacional es el Kilogramo = Kg
1 Kg = 1000 g = 1 x 103 g
2.4. VOLUMEN: Lugar que ocupa la materia en el espacio.
La unidad básica con qué se expresa el volumen de un cuerpo según el Sistema

Internacional es el metro cúbico = m3
1 L = 1000 ml = 1 x 103 ml
1 L = 1000 cm3 = 1 x 103 cm3
1 ml = 1 cm3
2.5. PESO: Es la fuerza que ejerce la GRAVEDAD sobre un cuerpo.
2.6. GRAVEDAD: Fuerza de atracción que ejerce la Tierra sobre los cuerpos y se asigna un
valor fijo de 9,8 m/seg2
4
Para calcular el peso de un cuerpo se debe multiplicar la masa del cuerpo por la
gravedad.
El peso de un cuerpo es directamente proporcional al producto de la masa del mismo
por el valor de la gravedad.
P=mXG
P = Kg X 9, 8 m/seg2
La unidad de medida del peso es el NEWTON
N = Kg x m/seg2
2.7. DENSIDAD: es una propiedad de la materia que relaciona la masa de un cuerpo con
su volumen.
La unidad de medida de para expresar la densidad según el Sistema Internacional es el
kg/m3, la cual resulta demasiado grande para muchas aplicaciones químicas; por lo tanto
se utiliza los g/cm3.
1g/cm3 = 1g / ml
La densidad de una sustancia es directamente proporcional a su masa e inversamente

proporcional a su volumen.
d=m/v
3. PROPIEDADES DE LA MATERIA
Las propiedades de la materia se pueden clasificar en:
3.1 PROPIEDADES FÍSICAS: Son propiedades que pueden medirse y observarse sin que se
modifique la composición de la materia.
Las propiedades físicas pueden clasificarse en:
3.1.1 Propiedades Extensivas: son aquellas propiedades que dependen de la cantidad de

materia analizada. Si la cantidad de materia se modifica también se modifica en forma
proporcional la propiedad extensiva.
Las Propiedades Extensivas son Propiedades Aditivas, es decir que las masas de los
cuerpos pueden sumarse para obtener el total de las masas. Por ejemplo si tenemos 2
recipientes con 100ml de agua y luego se unifican en un recipiente se obtendrán 200ml de
agua.
Son propiedades extensivas de la materia:

 Masa
5
 Volumen
 Calor
3.1.2 Propiedades Intensivas: son aquellas propiedades que NO dependen de la cantidad de
materia analizada, y constituyen una característica específica de la materia.
Las Propiedades Intensivas NO son Propiedades Aditivas, son propiedades específicas de

cada cuerpo o sustancia. Por ejemplo el punto de ebullición de los recipientes de 100ml de
agua es de 100 °C, si se unifican en un recipiente seguirá siendo 100°C
Son propiedades intensivas de la materia:
 Densidad: relación entre la masa y el volumen en condiciones de temperatura y

presión determinadas.
 Índice de refracción: cociente entre la velocidad de propagación de la luz en

esa sustancia y la velocidad de la luz en un medio de referencia.
 Temperaturas a las cuales ocurren los cambios de estados a una presión

determinada:
 Punto de Fusión: temperatura a la cual coexisten en equilibrio el

estado sólido y el estado líquido.
 Punto de Ebullición: temperatura a la cual coexisten en equilibrio el

estado líquido y el estado gaseoso.
 Dureza de los sólidos: resistencia de un cuerpo a ser rayado o cortado.
 Tensión Superficial, referida a los líquidos, que es la cantidad de energía que

se requiere para extender o aumentar la superficie de un líquido.
 Elasticidad: capacidad de los cuerpos de deformarse cuando se aplica una fuerza

sobre ellos y de recuperar su forma original al suprimir la fuerza aplicada.
3.2 PROPIEDADES QUÍMICAS: determinan qué cambios o transformaciones puede

experimentar la materia en su composición. Estos cambios ocurren a través de una reacción
química.
Una REACCIÓN QUÍMICA es un proceso durante el cual una o varias sustancias se

transforman en otras diferentes.
Entre las propiedades químicas de la materia podemos mencionar:

3.2.1 La capacidad de reaccionar con el oxígeno y de formar óxidos.
3.2.2 La capacidad de reaccionar con sustancias ácidas y formar nuevas sustancias.
3.2.3 La capacidad de reaccionar con sustancias básicas y formar nuevas sustancias.
4. SUSTANCIAS, ELEMENTOS, COMPUESTOS Y MEZCLAS
4.1 SUSTANCIA: es cualquier tipo de materia cuyas muestras tienen la misma composición
química y propiedades físicas idénticas. Una sustancia pura puede ser un compuesto o un
elemento Por ej. Agua, oxígeno.
6
4.2 ELEMENTO:: es toda aquella sustancia que no puede descomponerse en otra más simple.
Ejemplo: cobre, oro.
Para representar los elementos se emplea un conjunto de símbolos químicos que son
combinaciones de letras. La primera letra del símbolo químico es siempre imprenta mayúscula
acompañada por una segunda letra que es imprenta minúscula. Por ejemplo: sodio Na; aluminio
Al, etc.
4.3 COMPUESTO: formadas por dos o más elementos en proporción fija. Sustancias que se
puede descomponer en sus elementos constituyentes. Por ejemplo el compuesto agua, se
puede descomponer por electricidad en sus elementos constituyentes, hidrógeno y oxígeno
4.4 MEZCLA: No siempre las sustancias se presentan puras, a veces se encuentran asociadas
con otras sustancias de distinta naturaleza constituyendo las mezclas. Mezclas son
combinaciones de dos o más sustancias puras, en la que cada sustancia retiene su propia
composición y propiedades. Se clasifican en homogéneas y heterogéneas.
5. ESTADOS DE LA MATERIA
Se llama Estado de la Materia a la forma en que se presenta la materia en la

naturaleza. Los estados de la materia pueden ser SÓLIDO – LÍQUIDO Y GASEOSO.
Los estados de la materia también reciben el nombre de ESTADO DE
AGREGACIÓN, dando referencia a cómo se encuentran las partículas que conforman
la materia cuando se encuentra en un estado determinado.
CARACTERÍSTICAS DE CADA ESTADO
5.1. Los sólidos

 No se pueden comprimir, pues las partículas que los forman están muy juntas.
 Algunos sólidos presentan formas geométricas (poliédricas), pues sus partículas están
ordenadas.
 Los sólidos tienen forma y volumen constante pues sus partículas ocupan posiciones
fijas.
 Los sólidos al calentarse se dilatan pues como sus partículas solo pueden vibrar,
cuando aumentan de temperatura aumenta la amplitud de la vibración.
 Los sólidos tienen temperatura pues un sólido está caliente cuando sus partículas
vibran mucho y está frío cuando vibran poco.
7
Un sólido es una sustancia formada por moléculas que se encuentran estrechamente
unidas entre sí mediante una fuerza llamada fuerza de cohesión, las partículas están muy unidas,
y solo vibran en su puesto.
La disposición de estas moléculas le da un aspecto de dureza y de rigidez con el que
frecuentemente se le asocia.
La forma definida de los sólidos es producto de la fuerza de cohesión que mantiene
unidas a las moléculas.
Los sólidos son duros y presentan dificultad para comprimirse. Esto se explica porque
las moléculas que los forman están tan cerca, que no dejan espacios entre sí.
Los sólidos tienen una forma definida. Esta característica se mantiene, salvo que actúe
sobre ellos una fuerza tan grande que los deforme.
Tienen dificultad para Tienen forma

Los Sólidos
comprimirse definida
No todos los sólidos son iguales. Y las diferencias que presentan se deben según las propiedades
que poseen:
* Elasticidad: Un sólido recupera su forma original cuando es deformado. Un elástico o un

resorte son objetos en los que podemos observar esta propiedad. Estira un elástico y observa
lo que sucede.
* Fragilidad: Un sólido puede romperse en muchos pedazos (quebradizo). En más de una

ocasión habrás quebrado un vaso de vidrio o un objeto de greda. Estos hechos representan la
fragilidad de un sólido.
*Dureza: Un sólido es duro cuando no puede ser rayado por otro más blando. El diamante de
una joya valiosa o el utilizado par cortar vidrios presenta dicha propiedad.
5.2 Los líquidos
 Son fluidos que se adaptan a la forma del recipiente que los contiene y amorfos, pues
sus partículas vibran y se deslizan unas sobre otras lo que originan un auténtico caos.
 Los líquidos son incompresibles pues sus partículas están casi tan juntas como en los
sólidos.
 Se dilatan al calentarse y al enfriarse se contraen algo más que los sólidos.
 Algunos líquidos pueden difundirse en otros, aunque mucho más lentamente que los
gases. Otros, por el contrario, son inmiscibles.
8
Un líquido es una sustancia formada por moléculas que están en constante movimiento
de desplazamiento y que se deslizan unas sobre las otras.
La disposición de estas moléculas le da un aspecto de fluidez con la quefrecuentemente
se les asocia.
Los líquidos cambian de forma, al aplicar fuerza sobre la superficie del agua de una
cubeta, se observa que ésta pierde su aspecto inmóvil y se puede distinguir su movimiento a
través de la formación de ondas en la superficie.
* Los líquidos pueden cambiar de forma y esto se debe a que la fuerza de atracción que
mantiene unidas las moléculas es menos intensa que la fuerza que mantiene unidas
las moléculas de los sólidos.
* Los líquidos son incompresibles porque las moléculas que los constituyen están tan
unidas que no pueden acercarse más; sólo pueden deslizarse las unas sobre las otras.
Los Tienen forma Son

Líquidos indefinida incompresibles
Los líquidos, al igual que los sólidos, presentan propiedades específicas entre las cuales
señalaremos:
* Volatilidad, es decir, facilidad para evaporarse. Esta propiedad se aprecia claramente

al dejar abierto un frasco con alcohol, en que se percibe su olor y disminuye el volumen.
* Viscosidad, es decir, dificultad al escurrimiento.
Estas propiedades se presentan en mayor o menor grado en todos los líquidos.

Los perfumes, la bencina y la parafina son líquidos volátiles. La miel y la leche
condensada son líquidos viscosos.
5.3 Los gases
 Se expanden y se difunden pues sus partículas están en continuo movimiento.

 Los gases son fluidos que no tienen forma propia y se deslizan por orificios o tuberías.
 Los gases tienen masa.
 Los gases ejercen presión sobre las paredes del recipiente que los contiene.
 Los gases tienen temperatura. La temperatura está íntimamente relacionada con la
velocidad con la que se mueven sus partículas.
 Si las partículas se mueven lentamente, el gas está frío.
 Si las partículas se mueven rápidamente el gas está caliente.
 Los gases tienen volumen. Los gases ocupan siempre todo el volumen disponible, por
eso decimos que son expansibles.
 Los gases son impenetrables pues no puede haber otra sustancia que ocupe el mismo
espacio a la vez que un gas.
Un gas es una sustancia formada por moléculas que se encuentran separadas entre sí.
Esta disposición molecular le permite tener movilidad, por lo que no posee forma propia
y puede comprimirse. En él la fuerza de cohesión es nula y ha sido remplazada por la fuerza de
repulsión entre las moléculas.
Los gases no poseen forma propia, porque las moléculas que los forman se desplazan
en todas direcciones y a gran velocidad; por esta razón los gases ocupan grandes espacios.
Los gases pueden comprimirse debido a la disposición separada de las moléculas que
los compone. Si aplicas una fuerza intensa al émbolo de una jeringa con aire y tapas con el dedo
su extremo anterior, notarás que el espacio ocupado por el gas disminuye.
Esto se debe a que las moléculas se acercan entre sí y ocupan un menor espacio, el
cual depende de la magnitud de la fuerza aplicada.
Los Gases No tienen forma propia Pueden comprimirse
6. CAMBIOS DE ESTADO DE LA MATERIA
La materia es susceptible a cambios, cuando sufre variaciones en la temperatura y el

pasaje de un estado de la materia a otro estado se lo llama CAMBIO DE ESTADO.
10
7. SISTEMAS MATERIALES
Un SISTEMA MATERIAL es una porción específica de la materia que se ha seleccionado

para su estudio.
Los Sistemas materiales están formados por FASES, siendo las FASES cada una de las
partes que forman un sistema Material o cada uno de los sistemas homogéneos queforman
un sistema heterogéneo.
Los Sistemas materiales son mezclas y se clasifican en Sistemas (mezclas)Homogéneos
y Sistemas (Mezclas) Heterogéneos.
8.1 MEZCLAS HOMOGÉNEAS O DISOLUCIONES.
Una mezcla homogénea es un SISTEMA MATERIAL HOMOGÉNEO formado por varias

sustancias. Las mezclas homogéneas se llaman DISOLUCIONES.
Los Sistemas Homogéneos están formados por más de una sustancia que no se
diferencia entre sí, presentando iguales propiedades en toda su masa, viéndose en ellos
de esta manera una sola fase.
Nos encontramos con disoluciones de sustancias que se encuentran cualquier estado de
agregación con otras sustancias que se encuentran en el mismo estado de agregación o en otros
diferentes.
En una disolución denominamos disolvente a la sustancia de la mezcla que se encuentra
en mayor proporción. Denominamos soluto a la sustancia o sustancias que seencuentran en
menor proporción.
• Simples
• Sustancia Sustancia pura que no

Pura se puede descomponer
en otras. Está formada
Sistema por átomos de un
homogéneo que mismo elemento.
resisten los • Compuesto
procedimientos
• Sistema mecánicos y Sustancia pura que se
Homogéneo físicos del puede descomponer en
Materia análisis.
• Sistema otras. Esta formada por
Es aquel sistema átomos de diferentes
Es todo Material que posee iguales elementos.
lo que propiedades
posee Porción de • Soluto
intensivas en todos
peso, y materia que se sus puntos. • Solución
ocupa un aísla para su Sustancia en menor
lugar en estudio. Sistema abundancia dentro de la
el homogéneo solución.
espacio. constituido por • Solvente
dos o más
sustancias puras Sustancia cuyo estado
o especies físico es el mismo que
químicas. el que presenta la
solución.
• Sistema • Dispersión Grosera
Heterogéneo
Sistemas heterogéneos visibles a simple
Es aquel sistema vista.
11
Ingreso 2019 - Cuadernillo de QUÍMICA Instituto de Educación Superior 9-019
que en diferentes •
puntos del mismo Suspensiones
tiene distintas
propiedades Dispersiones
intensivas. finas con la
• Dispersión Fina fase
dispersante
Sistema heterogéneo liquida y la
visible al microscopio dispersa
(10000000 A < partículas sólida.
< 500000 A). • Emulsiones
Dispersiones
finas con
ambas fases
liquidas.
• Dispersión Coloidal
Sistema heterogéneo no visible al

microscopio, visible al ultramicroscopio.
8.1.1 SEPARACIÓN DE MEZCLAS HOMOGENEAS
Los métodos de separación se basan en diferencias entre las propiedades físicas de

los componentes de una mezcla. Para las disoluciones, los métodos más habituales son:
8.1.1.1 DESTILACIÓN
Se trata de una operación que consiste en la separación de una mezcla de dos líquidos
miscibles, primeramente mediante una evaporización y posteriormente con una condensación.
Esta operación se basa en los diferentes puntos de ebullición de los líquidos que la forman.
También se puede decir que es un método que consiste en separar los componentes
de las mezclas basándose en lo volátiles que sean las sustancias que forman la mezcla.
Una sustancia de punto de ebullición bajo se considera “volátil” en relación con las
otras sustancias de puntos de ebullición mayor.
Hay dos tipos de destilaciones:

 SIMPLE, que se utiliza para separar un líquido de la mezcla cuando el resto no son
volátiles, o para separar líquidos con puntos de ebullición distintos.
 DESTILACIÓN FRACCIONADA es la que se utiliza para separar líquidos con puntos

de ebullición próximos.
A. DESTILACIÓN SIMPLE
En el balón se coloca la mezcla de líquidos con diferente punto de ebullición, a través del
mechero se le proporciona energía calórica la balón. En la parte superior del mismo se le adiciona
un termómetro, el cual no hay que retirar mientras dure el procedimiento.
Cuando la mezcla alcanza la temperatura de ebullición del líquido que presenta menor
punto de ebullición, este comienza a pasar del estado líquido al gaseoso, es decir, comienza
la evaporización del mismo. Dichos vapores comienzan a transitar por un tubo que está en
contacto con una corriente de agua fría, este tubo recibe el nombre de tubo refrigerante. Los
vapores al tocar la superficie fría, comienzan a pasar del estado gaseoso al líquido, es decir,
comienza el proceso de condensación.
El líquido condensado es recuperado en un recipiente de vidrio que se ubica al final del
destilador.
12
La temperatura permanece constante mientras dura el proceso de ebullición del líquido

que comenzó a evaporarse primero. Cuando termina esta primera ebullición la temperatura
comienza a aumentar hasta alcanzar la temperatura de ebullición del segundo, y se produce el
mismo proceso, con recuperación del líquido al final del mismo
B. DESTILACIÓN FRACCIONADA
El petróleo o "aceite de piedra" es una mezcla compleja no homogénea de hidrocarburos

insolubles en agua.
La destilación del petróleo se realiza mediante las llamadas, torres de fraccionamiento. En esta,
el petróleo asciende por la torre aumentando su temperatura, obteniéndose los derivados de
este en el siguiente orden:
1. Residuos sólidos 5. Naftas
2. Aceites y lubricantes 6. Gasolinas
3. Gasoil 7. Disolventes
4. Querosén
13
8.1.1.2 EVAPORACIÓN Y CRISTALIZACIÓN:

o La EVAPORACIÓN consiste en eliminar el disolvente líquido, quedándonos
con el soluto. Para favorecer la evaporación podemos calentar la mezcla o
dejar que ocurra lentamente.
o La CRISTALIZACIÓN es el depósito del sólido disuelto en el líquido por algunode

los siguientes motivos:
 Por enfriamiento, habitualmente se disuelven mejor los sólidos en los
líquidos la aumentar la temperatura. Si nosotros enfriamos deberá tener
menos sólido disuelto en el líquido, el sólido que sobra acabará
depositándose en el fondo del recipiente (cristalización).
 Por evaporación, al disminuir la cantidad de disolvente deberá tener
menos sólido disuelto, el que vaya sobrando a medida que se evapore
el líquido se depositará en el fondo del recipiente (cristalización).
8.1.1.3 EXTRACCIÓN. Consiste en separar varios solutos disueltos en un disolvente. Se utiliza

la diferencia de solubilidad de cada soluto en diferentes disolventes. Se añade un disolvente
inmiscible (que no se disuelve) con el disolvente de la mezcla, los solutos se distribuyen entre
los dos disolventes: alguno de los solutos será más soluble en el primer disolvente y otro de
los solutos en el segundo disolvente. Posteriormente las dos fases se separan como mezclas
heterogéneas, por decantación en este caso.
8.1.1.4 CROMATOGRAFÍA. Las sustancias a separar se distribuyen entre dos fases según la
tendencia que tengan a estar más en una de las fases o en la otra. Una fase es ladenominada
móvil, la que avanza, y la otra es la fase fija. Los más solubles o que retiene mejor la fase fija
retrasan su avance y, de esta forma, se separan de los que retiene mejorla fase móvil.
Son Sistemas Materiales homogéneos formados de un solo tipo de sustancia.

Pueden ser de dos tipos:
 Simples o elementos. Son sustancias de composición simple y que no pueden

descomponerse en otras más sencillas por métodos químicos ordinarios. Son los
elementos químicos.
 Compuestos. Son sustancias formadas por la unión química, o combinación, de dos o
más elementos en proporciones fijas, siendo las propiedades del compuesto diferentes
de las de sus elementos constituyentes. Los compuestos se pueden descomponer en los
elementos que los constituyen por métodos químicos habituales.
14
8.1.3 MEDIOS FÍSICOS Y MEDIOS QUÍMICOS de separación de los componentes de

una sustancia.
La separación de un sistema material en los componentes que lo forman puede llevarse a

cabo por medios físicos o por medios químicos:
 Los medios físicos (destilación, decantación, evaporación, filtración, entre otros)
no producen alteración en la naturaleza de las sustancias que componen el sistema.
Si volvemos a juntar los componentes obtenidos tras la separación tendremos
nuevamente el sistema que habíamos separado.
 Los medios químicos conllevan transformaciones que afecta a la naturaleza de las
sustancias. Una vez que se produce la separación, la simple reunión de los
componentes separados no produce la sustancia original.
8.2 MEZCLAS HETEROGÉNEAS.
Una mezcla heterogénea o sistema material heterogéneo es un sistema material formado

por varias sustancias en el que su composición, estructura o propiedades no semantienen
en cualquier punto de su masa, pudiéndose percibir límites de separación entre regiones
diversas.
Es decir que un Sistema Heterogéneo es aquel que está formado por dos o más
sustancias que si se diferencian entre sí, presentando diferentes propiedades en toda su
masa y más de una fase.
En un sistema heterogéneo las fases que lo componen, se pueden definir como cada una
de las partes homogéneas o sistemas homogéneos que lo forman. Por esto también podemos
definir a los sistemas heterogéneos como un sistema formado por dos o más sistemas
homogéneos.
8.2.1 MÉTODOS DE SEPARACIÓN DE SISTEMAS HETEROGÉNEOS
8.2.1.1 SEDIMENTACIÓN
 Para separar sólidos de líquidos podemos:
 Si la densidad es muy diferente, sólido más denso que el líquido,
podemos dejar sedimentar (dejar que con el tiempo el sólido se
deposite en el fondo) y recoger la parte superior (líquido) volcando
ligeramente el vaso que lo contenga (decantación).
Previamente podríamos haber centrifugado el sistema para que el sólido
quedara más apelmazado en el fondo del vaso (centrifugación) y al
volcar pudiéramos separa mayor cantidad de líquido.
 También podríamos utilizar la filtración: tipo de criba en la que el
tamaño de los agujeros es sumamente pequeño.
 Si queremos separar líquidos de diferente densidad y no miscibles, que no se

disuelven unos en otros podemos utilizar el proceso anterior de decantación:
15
 Volcando ligeramente el vaso que contiene los líquidos la fase superior la

podemos trasvasar a otro recipiente y quedarnos en el vaso con la fase inferior
(la de menos densidad).
 Utilizando un embudo de decantación. El embudo de decantación tiene una
salida en la parte inferior con una llave de forma que cuando se encuentren
bien delimitadas las fases podemos ir separándolas abriendo la llave y
separando la parte inferior. Con el embudo de decantación podemos lograr
separaciones de líquidos por el método de decantación con una precisiónmucho
mayor que el simple volcado del vaso.
8.2.1.2 PRECIPITACIÓN.
Consiste en colocar la mezcla en un líquido, donde los dos sólidos se separan, uno flota y
el otro se hunde. También a través de este método se pueden separar más fácilmente
mezclas heterogéneas como el agua con harina o el agua con tierra. Si mezclas agua con
harina en una probeta y esperas un momento, observarás cómo la harina comienza a quedar
en el fondo de la probeta (comienza a precipitar o decantar) y a separarse del agua. El agua
potable se somete a un proceso de decantación con el objeto de purificarla, proceso
semejante al de precipitación.
Resumen de métodos:
 Sólido de sólido:
 Imantación si uno de ellos es atraído por imanes.
 Manual si el tamaño lo permite.
 Criba si son de diferentes tamaños.
 Sólido de líquido:
 Sedimentación seguido de decantación.
 Sedimentación y centrifugación, seguido de decantación.
 Filtración.
 Líquido de líquido, no miscibles:
 Decantación normal.
 Decantación, utilizando el embudo de decantación.
No hay que olvidar que el utilizar uno u otro método depende de las características de las
sustancias a separar y de qué interesa obtener de forma más pura
8.3 OTROS MÉTODOS DE SEPARACIÓN DE LOS COMPONENTES DE UNA MEZCLA
Los componentes de una mezcla pueden separarse por métodos físicos, mecánicos
o por combinación de ambos. La elección del método dependerá de las características de las
sustancias y de los estados de agregación en que se encuentren y en algunos casos se
puede llegar a utilizar más de un método.
16
8.3. 1 CENTRIFUGACIÓN
Permite separar sólidos no disueltos en líquidos que no se pueden separar mediante

filtros. Se utilizan centrifugadoras.
La centrifugación es un método por el cual se pueden separar sólidos de líquidos de
diferente densidad mediante una centrifugadora, la cual imprime a la mezcla un movimiento
rotatorio con una fuerza de mayor intensidad que la gravedad, provocando la sedimentación del
sólido o de las partículas de mayor densidad.
8.3.2 FILTRACIÓN:
A través de materiales porosos como el papel filtro, algodón o arena se puede separar
un sólido que se encuentra suspendido en un líquido. Estos materiales permiten solamente el
paso del líquido reteniendo el sólido. El filtro retiene la parte sólida y la separa de la líquida que
se precipita en el interior del recipiente. Puede realizarse de dos formas distintas: por presión
atmosférica o al vacío.
8.3.3 DECANTACIÓN
Este método se emplea cuando la mezcla
está formada por líquidos no miscibles, por
ejemplo agua y aceite, se colocan en una
ampolla de decantación, y como el aceite
es menos denso que el agua queda en la
parte superior. Al abrir el robinete de la
ampolla de decantación y se deja caer el
agua, para ser recogida en otro recipiente.
También sirve para separar un líquido y un
sólido insoluble en ese líquido.
17
8.3.4 SUBLIMACIÓN
Este método se utiliza para separar dos
sólidos uno que sublima y el otro no. El
sólido que sublima comienza a pasar del
estado sólido al estado gaseoso, sin pasar
previamente por el estado líquido
8.3.5 IMANTACIÓN
Método indicado para separar dos sólidos,
uno de los cuales presenta propiedades
magnéticas. Por ejemplo una mezcla de
arena con limaduras de hierro, el hierro es
atraído por el imán y los sólidos de las
mezcla se separan.
8.3.6 FLOTACIÓN
Sirve para separar dos sólidos de distinta
densidad mediante el agregado de unlíquido
de densidad intermedia. Por ejemplo un
sistema formado por virutas de madera y
limaduras de hierro, se le agrega agua, las
limaduras quedan depositadas enel fondo y
las limaduras flotan.
18
8.3.7 TAMIZACIÓN
El método de tamización se emplea para

separar sólidos cuyas partículas son de
distinto tamaño. La mezcla se hace pasar
por un tamiz y quedan retenidas las
partículas de mayor tamaño, dejando pasar
las de menor tamaño y así produciéndose
la separación de la mezcla.
19
9. DIVISIÓN DE LA MATERIA
MATERIA: Todo aquello que ocupa un lugar en el espacio, tiene

peso y es perceptible a través de los sentidos
SUSTANCIA es lo que PARTÍCULAS: porciones de sustancias obtenidas por

Formada por
constituye la materia, su medios físicos y/o mecánicos
naturaleza
MOLÉCULAS: es la porción más pequeña de una sustancia que

conserva las propiedades de esa sustancia.
La combinación de dos o más átomos constituye una molécula
ÁTOMO: Menor porción de la materia que no conserva las

propiedades y que constituye una molécula.
Unidad estructural y fundamental de la materia
Pueden interactuar unos con otros
Átomos
Átomos
Iguales
ELEMENTOS: Sustancia
pura formada por una COMPUESTO: Sustancia
sola clase de átomos pura formada por varias
clases de átomos
Monoatómicos Poliatómicos
Poliatómicos
METALES NO METALES O2 ; Cl2;
H2
Sodio - Na ; Hierro - Su unidad mínima es la molécula
Fe
20
Ingreso 2019- Cuadernillo de QUÍMICA Instituto de Educación Superior 9-019
UNIDAD 2
EL ÁTOMO
1. LA ESTRUCTURA DEL ÁTOMO
Un átomo se define como la unidad básica de un elemento que puede intervenir en una
combinación química. Dalton describió un átomo como una partícula extremadamente pequeña
e indivisible. Sin embargo, investigaciones posteriores demostraron que los átomos están
formados por partículas aún más pequeñas, llamadas partículas subatómicas. Estas
investigaciones condujeron al descubrimiento de tres partículas: electrones, protones y
neutrones.
LOS ÁTOMOS SON

ELECTRICAMENTE TIENEN IGUAL N° DE
NEUTROS, CARGAS NEGATIVAS
PRESENTAN IGUAL GIRANDO EN LAS
N° DE CARGAS ÓRBITAS COMO N° DE
POSITIVAS Y CARGAS POSITIVAS
NEGATIVAS DENTRO DEL NÚCLEO
EL N° DE NEUTRONES ES
INDEPENDIENTE AL N° DE
PROTONES O ELECTRONES
21
2.1 EL ELECTRÓN
Los electrones son partículas con carga negativa,

Los electrones se ubican dentro del átomo girando alrededor del núcleo siguiendo órbitas
circulares o elípticas.
El electrón puede saltar de una órbita de mayor energía a otra de menor energía. Las
órbitas que están más cerca del núcleo presentan mayor cantidad de energía, por esta razón los
electrones de estas órbitas están fuertemente atraídos por la energía positiva del núcleo atómico,
dada por la presencia de protones.
2.2 EL PROTÓN Y EL NÚCLEO
Luego de varios experimentos, el físico neozelandés Rutherford propuso que las cargas
positivas de los átomos estaban concentradas en un denso conglomerado centraldentro del
átomo, que llamó núcleo. Las partículas del núcleo que tienen carga positiva reciben el nombre
de protones.
2.3 EL NEUTRÓN
El físico inglés Chadwick descubrió un tercer tipo de partículas subatómicas, a las que
llamó neutrones, debido a que demostró que eran partículas eléctricamente neutras con una
masa ligeramente mayor que la masa de los protones.
Los neutrones sirven como aislantes, evitan que los protones se rechacen entre si. Los
protones y neutrones presentan la misma masa.
2. PARTES DEL ÁTOMO

Los átomos tienen dos partes claramente definidas, el NÚCLEO Y LA CORTEZA
3.1 NÚCLEO:
 Se concentra casi la totalidad de la masa atómica, y en el se encuentran los protones y

neutrones.
 La carga del núcleo siempre es positiva, y depende de la cantidad de protones presentes
en él.
22
 La masa del núcleo representa la masa atómica y se expresa en números enteros. Esta
masa se nombra como NÚMERO MÁSICO, que se representa con la letra A y se puede
definir como “la suma de protones y neutrones presentes en el núcleo atómico”
 El NÚMERO ATÓMICO se representa con la letra Z y se lo puede definir como la
“cantidad de protones presentes en el núcleo atómico”
3.2 CORTEZA ATÓMICA
 Está conformada por el espacio donde se mueven los electrones. Este espacio
recibe el nombre de ORBITALES
 Los Orbitales son espacio que presentan una forma y un tamaño definido y
cada orbital puede alojar como máximo 2 electrones-
 Como el átomo es eléctricamente neutro, es decir, que presenta igual cantidad
de cargas positivas como negativas, se puede decir entonces que el NÚMERO
ATÓMICO representa también “cantidad de electrones presentes en la
corteza atómica”
NÚMERO MÁSICO, que se representa con la letra A
“Es la suma de protones y neutrones presentes en el núcleo atómico”
PROTONES + NEUTRONES = A
NÚMERO ATÓMICO, se representa con la letra Z
“Es cantidad de protones presentes en el núcleo atómico”
“Es la cantidad de electrones presentes en la corteza atómica”

N° DE PROTONES = Z
N° DE ELECTRONES = Z
CÁLCULO DEL N° DE NEUTRONES
1. ORGANIZACIÓN DE LA CORTEZA ATÓMICA
 Cada electrón posee cierta cantidad de energía que le permite alejarse en menor
o mayor grado del núcleo.
Esta energía, característica de cada electrón, es la que determina los llamados niveles
de energía del átomo.
Los átomos más grandes poseen 7 niveles de energía.
Los niveles de energía hacen relación a la cantidad de energía que poseen los
electrones y al espacio donde existe mayor posibilidad de encontrarlos.
Cada electrón puede identificarse por la cantidad de energía que posee. Por esta razón
el nivel de energía constituye el NUMERO CÚANTICO PRINCIPAL, que se simboliza
con la letra n.
 Los electrones de un mismo nivel de energía poseen ligeras diferencias de Energía,
según sea su trayectoria, circular o elíptica.
Este concepto indica que cada nivel de energía se descompone en varios subniveles que
se identifican con las letras s, p, d y f.
Hasta el nivel 4, presenta un número de subniveles igual al valor del nivel, por ejemplo el
nivel 1 tiene 1 subnivel; el nivel 2 tiene 2 subniveles, y así sucesivamente. El número de
subniveles está indicado por el NÚMERO CUÁNTICO SUBSIDIARIO.
❸ ORBITALES: Los Orbitales son espacios volumétricos que tienen una forma y
un tamaño determinado.
Cada orbital puede alojar como máximo 2 electrones, aunque en un momento dado
pueden tener un solo electrón o estar vacíos.
23
Cada subnivel de energía posee un número determinado de orbitales, y este número

recibe el nombre de NÚMERO CUÁNTICO ORBITAL
NIVELES DE SUBNIVELES DE CANTIDAD DE CANTIDAD DE

ENERGÍA ENERGÍA ORBITALES ELECTRONES
n=1 s 1 2
n=2 s 1 2
p 3 6
n=3 s 1 2
p 3 6
d 5 10
n=4 s 1 2
p 3 6
d 5 10
f 7 14
n=5 Igual que nivel 4
n=6 s 1 2
p 3 6
d 5 10
n=7 s 1 2
p 3 6
 Cada nivel (capa) tiene sub-niveles.

 En cada sub-nivel hay orbitales
 Y en cada orbital caben únicamente 2 electrones.
Sub-nivel Nº de orbitales Nº máximo de e-

s 1 2
p 3 6
d 5 10
f 7 14
Los orbitales tienen distintas orientaciones en el especio. La orientación del orbital es
otra forma de caracterizar al electrón, y representa un tercer número llamado NÚMERO
CUÁNTICO MAGNÉTICO que se representa con la letra m.
❹ El electrón además de girar en torno al núcleo, posee un movimiento de giro

sobre sí mismo, denominado SPIN O NÚMERO CUÁNTICO DE GIRO.
Cada orbital presenta 2 electrones que pueden girar en el mismo sentido o en
sentido contrario.
El giro de un electrón o spin se representa gráficamente con una flecha en
sentido vertical hacia arriba o hacia abajo según sea el caso.
2 electrones En el mismo sentido 🠕🠕

2 electrones En sentido contrario 🠕🢙
El Spin constituye la cuarta característica del electrón, y se le asigna un valor ½

cuando el giro se considera positivo (en sentido de la agujas del reloj); y un valor
de – ½ para el giro opuesto, es decir, en sentido contrario a las agujas del reloj.
24
2. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DE LOS ELEMENTOS

1
La configuración electrónica del átomo de un elemento corresponde a la ubicación de
los electrones en los orbitales de los diferentes niveles de energía.
La manera de mostrar cómo se distribuyen los electrones en un átomo, es a través de
la configuración electrónica. El orden en el que se van llenando los niveles de energía es: 1s, 2s,
2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p.
El esquema de llenado de los orbitales atómicos, lo podemos tener utilizando la regla de
la diagonal, para ello debes seguir atentamente la flecha del esquema comenzando en 1s;
siguiendo la flecha se puede completar los orbitales con los electrones en forma correcta.
Para escribir la configuración electrónica de un átomo es necesario:
a) Saber el número de electrones que el átomo tiene; basta conocer el número atómico
(Z) del átomo en la tabla periódica. Recordar que el número de electrones en un átomo
es igual al número de protones por lo tanto Z = p+ y Z = e -
b) Ubicar los electrones en cada uno de los niveles de energía, comenzando desde el nivel
más cercano al núcleo (n = 1).
c) Respetar la capacidad máxima de cada subnivel (s = 2e-, p = 6e-, d = 10e- y f = 14e-).
Completando las reglas se puede agregar que:
d) Los electrones se distribuyen entre los diferentes niveles de energía, en orden

creciente de energía, primero los de menor energía y luego los de mayor energía.
e) En cada nivel hay subniveles en número igual al Número Cuántico Principal, por
ejemplo el nivel 2 tiene 2 subniveles, el nivel 3 tiene 3 subniveles y así sucesivamente.
f) En cada subnivel hay un número fijo de orbitales.
g) Cada orbital aloja como máximo 2 electrones.
Representando gráficamente:
Cantidad de
electrones
4s2
Subnivel
N° cuántico
Orden de llenado de los orbitales atómicos. Regla de Hund
1
lamaravilladelabiologia.blogspot.com/ Publicado por Edwin Alberto Rua Restrepo
25
El orden de llenado de los orbitales se hace en

orden creciente de energía. Según se muestra en la
figura.
26
UNIDAD 3
1. TABLA PERIÓDICA (T.P)

2
Breve historia de la Tabla Periódica
En 1860 los científicos ya habían descubierto más de 60 elementos diferentes y habían
determinado su masa atómica. Notaron que algunos elementos tenían propiedades químicas
similares por lo cual le dieron un nombre a cada grupo de elementos parecidos.
En 1829 el químico J.W. Döbenreiner organizó un sistema de clasificación de elementos
en el que éstos se agrupaban en grupos de tres denominados triadas.
Las propiedades químicas de los elementos de una triada eran similares y sus
propiedades físicas variaban de manera ordenada con su masa atómica.
Algo más tarde, el químico ruso Dmitri Ivanovich Mendeleyev desarrolló una tabla
periódica de los elementos según el orden creciente de sus masas atómicas. Colocó los
elementos en columnas verticales empezando por los más livianos, cuando llegaba a unelemento
que tenía propiedades semejantes a las de otro elemento empezaba otra columna. Al poco
tiempo Mendeleiev perfecciono su tabla acomodando los elementos en filas horizontales. Su
sistema le permitió predecir con bastante exactitud las propiedades de elementos no
descubiertos hasta el momento.
El gran parecido del germanio con el elemento previsto por Mendeleyev consiguió
finalmente la aceptación general de este sistema de ordenación que aún hoy se sigue aplicando.
Sin embargo, la tabla de Mendeleiev no era del todo correcta. Después de que se
descubrieron varios elementos nuevos y de que las masas atómicas podían determinarse con
mayor exactitud, se hizo evidente que varios elementos no estaban en el orden correcto. La causa
de este problema la determinó el químico inglés Henry Moseley quien descubrió que los átomos
de cada elemento tienen un número único de protones en sus núcleos, siendo el número de
protones igual al número atómico del átomo. Al organizar Moseley los elementos en orden
ascendente de número atómico y no en orden ascendente de masa atómica, como lo había hecho
Mendeleiev, se solucionaron los problemas de ordenamiento de los elementos en la tabla
periódica. La organización que hizo Moseley de los elementos por número atómico generó un
claro patrón periódico de propiedades.
1.1 ORGANIZACIÓN DE LA TABLA

PERIÓDICA
La tabla periódica se organiza en filas horizontales, que

se llaman periodos, y columnas verticales que reciben el
nombre de grupos, además, por facilidad de representación,
aparecen dos filas horizontales fuera de la tabla que
corresponden a elementos que deberían ir en el
sexto y séptimo periodo, tras el tercer elemento del periodo.
2
tablaplus.awardspace.com/Tabla.html
27
Los grupos con mayor número de elementos,
los grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 y 18, se conocen
como grupos principales, los grupos del 3 al 12
están formados por los llamados elementos de
transición y los elementos que aparecen aparte se
conocen como elementos detransición interna.
Los elementos de la primera fila de
elementos de transición interna se denominan
lantánidos o tierras raras, mientras que los de la
segunda fila son actínidos.
Cuando se descubrió la ordenación periódica de los elementos, se realizó de forma que

elementos con propiedades químicas similares cayeran en la misma vertical, en el mismo
grupo, de forma que algunas propiedades, que dependen más o menos directamente deltamaño
del átomo, aumentaran o decrecieran regularmente al bajar en el grupo (afinidadelectrónica,
potencial de ionización, electronegatividad, radio atómico o volumen atómico). De esta forma,
conocer la tabla periódica significa conocer las propiedades de los elementos y sus compuestos:
valencia, óxidos que forma, propiedades de los óxidos, carácter metálico, entre otros datos.
1.2 CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
1.2.1 Elementos Representativos: También llamados Elementos del Grupo Principal, son
aquellos elementos que forman parte del grupo A de la T.P (Del IA al VII A). Sus niveles de
energía más altos están parcialmente ocupados y su último electrón entra en un orbital s o p.
a) Los elementos del grupo IA o Grupo 1 pertenecen a los elementos denominados
ELEMENTOS ALCALINOS, no se encuentran libres en la naturaleza debido a su gran
actividad química. Todos ellos tienen un sólo electrón en su última capa por lo que les
resulta relativamente fácil cederlo para formar enlace iónico con otros elementos.
Los metales alcalinos son litio, sodio, potasio, rubidio, cesio y francio, siendo los dos
últimos los más reactivos del grupo. Como la mayoría de los metales, son dúctiles,
maleables y buenos conductores del calor y la electricidad. Reaccionan violentamente
con el agua, ardiendo en ella, por lo que deben ser manejados con cuidado.
b) Los elementos del grupo IIA o Grupo 2 pertenecen a los elementos denominados
ELEMENTOS ALCALINOS TERREOS, son el berilio, magnesio, calcio, estroncio, bario
y radio se encuentran situados en el segundo grupo del sistema periódico.
Los metales alcalinotérreos no se encuentran libres en la naturaleza sino formando
compuestos de tipo iónico, a excepción de los del berilio que presentan un importante
porcentaje covalente. Al contrario que los alcalinos, muchas de las sales de los metales
alcalinotérreos son insolubles en agua.
c) Los elementos del grupo VIIA o Grupo 17 pertenecen a los elementos denominados
HALÓGENOS, son elementos no metálicos y lo forman el flúor, cloro, bromo, yodo y
astato. Son elementos bastante reactivos porque por su estructura electrónica presentan
7 electrones en su ultimo nivel, tienden a estabilizarse completando el octeto final para
lo cual capturan un electrón o lo comparten dando lugar así a compuestos iónicos o
covalentes respectivamente.
d) Los elementos del grupo VIIIA o Grupo 18 pertenecen a los elementos
denominados GASES NOBLES: pertenecen a este grupo el helio, neón, argón, criptón,
xenón y radón. Todos ellos son muy estables porque tienen 8 electrones en su ultimo
nivel
1.2.2 Elementos de Transición: Forman parte del grupo B de la T.P, se conocen también
como metales de transición o metaloides por tener propiedades intermedias entre metales
y no metales.
1.2.3 Elementos de Transición Interna: Son elementos clasificados como tierras raras
suelen dividirse en dos grupos: los lantánidos (o primeras tierras raras) y los actínidos (o
segundas tierras raras).
28
La mayor parte de estos elementos han sido creados artificialmente, es decir no existen en
la naturaleza. Todos ellos están situados en el grupo 3 del sistema periódico, en los
período 6º (los lantánidos) y en el 7º (los actínidos).
1.3 PROPIEDADES PERIÓDICAS

Son propiedades que influyen en el comportamiento químico de los átomos. Entre ellas
se menciona:
1.3.1 RADIO ATÓMICO
El radio atómico es la distancia

entre el centro del núcleo del átomo y el
electrón estable más alejado del mismo.
29
Convencionalmente, se define como la mitad de la distancia existente entre los centros de dos
átomos que se tocan.
En función del tipo de enlace químico se definen también otros radios como el
covalente (generalmente para elementos no metálicos) y el iónico (para elementos metálicos).
 Al ir de izquierda a derecha atravesando un periodo en la tabla periódica, los radios

atómicos de los elementos representativos disminuyen en forma regular a medida que
se van agregando electrones a determinado nivel de energía.
 Al aumentar la carga nuclear atrae a la nube electrónica más cerca del núcleo y al
añadirse electrones en el mismo nivel de energía, produce que a medida que se
desciende en un mismo grupo el radio atómico aumenta.
 Para los elementos de transición, las variaciones no son tan regulares porque se están
añadiendo electrones en una capa más interna. Todos los elementos de transición tienen
radio más pequeños que lo elementos precedentes del grupo IA y IIA en el mismo
periodo.
1.3.2 RADIO IÓNICO (R.I)
El Radio Iónico es el radio de un catión o de un anión..
1.3.3 ENERGÍA DE IONIZACIÓN- (E.I) EI
La E.I es la energía mínima necesaria para desprender un electrón de un átomo en estado

gaseoso, en su estado original. Es decir; la EI es la mínima energía que hay que suministrar a un
átomo neutro y en su estado fundamental, perteneciente a un elemento en estado gaseoso, para
arrancarle un electrón. La reacción puede expresarse de la siguiente forma:
La EI es una medida de qué tan fuertemente se encuentra unido el electrón al átomo.

Cuanto mayor es la EI más difícil es desprender al electrón.
Umente un compuesto iónico positivo llamado catión.
30
COMPUESTOS IÓNICOS
ÁTOMOS CON ENERGÍA DE ÁTOMOS CON ENERGÍA DE

IONIZACIÓN BAJA IONIZACIÓN ALTA
FORMA CATIONES FORMA ANIONES
CEDEN ELECTRONES RECIBEN ELECTRONES
COMPUESTOS MOLECULARES
ÁTOMOS CON ENERGÍA DE IONIZACIÓN

INTERMEDIA
COMPARTEN ELECTRONES
1.3.4 AFINIDAD ELECTRÓNICA – (AE)
Otra propiedad de los átomos que influye en el comportamiento químico es su capacidad

para aceptar uno o más electrones. Dicha propiedad se denomina AE, la cual es el cambio de
energía que ocurre cuando un átomo, en estado gaseoso, acepta un electrón para formar un
anión.
31
Los halógenos, elementos del grupo 7A, son los que presentan valores de AE más
altos, pues solo con un electrón que aceptan adquieren la configuración electrónica del gas noble
que aparece inmediatamente a su derecha, transformándose así en un compuesto estable.
La AE es positiva si la reacción es exotérmica y es negativa si la reacción es
endotérmica.
1.3.5 ELECTRONEGATIVIDAD – (E)
La electronegatividad de un elemento mide la tendencia relativa del átomo a atraer los electrones
hacia sí cuando se combina químicamente con otros átomos.
 Para los Elementos Representativos, la E aumenta de izquierda a derecha a lo
largo de un periodo, pues presentan más tendencia a captar electrones los
elementos no metálicos, y aumenta de abajo hacia arriba dentro de un mismo
grupo.
La escala de E puede emplearse para predecir el tipo de enlace que se establece con
los elementos cuan do se combinan químicamente con otro átomo.
 Los elementos con grandes diferencias de electronegatividad tienden a reaccionar
entre si para formar compuestos iónicos.
 Los elementos menos electronegativo,(es decir más electropositivos), ceden su
electrón o electrones al elemento más electronegativo, formando enlaces iónicos
con formación de IONES:
 Ion positivo 🢩 llamado CATIÓN 🢩cede electrones
 Ión negativo🢩 llamado ANIÓN 🢩recibe electrones
 Los elementos con diferencias pequeñas de electronegatividad tienden a formar

enlaces covalentes entre si, es decir comparten electrones.
En este proceso el elemento más electronegativo, que es aquel elemento que presenta
mayor cantidad de electrones en su último nivel, es el que atrae electrones.
32
PROPIEDADES FÍSICAS
METALES NO METALES
1. La elevada conductividad 1. Mala conductividad
eléctrica disminuye al eléctrica(Excepto el carbono en
aumentar la temperatura forma de grafito)
2. Alta conductividad térmica 2. Buenos aislantes
térmicos(Excepto el carbono en
forma de diamante)
3. Color gris metálico o brillo 3. Sin brillo metálico
metálico. Excepto cobre y oro
4. Casi todos sólidos, menos el 4. Sólidos, líquidos o gaseosos
mercurio
5. Maleables 5. Quebradizo en estado sólido
6. Dúctiles 6. No dúctiles
7. El estado sólido se caracteriza 7. Moléculas con enlace covalente
por enlaces metálicos
PROPIEDADES QUÍMICAS
METALES NO METALES
1. Las capas externas contienen 1. Las capas externas contiene 4 o
pocos electrones, por lo general 3 más electrones (Excepto el
o menos hidrógeno)
2. Energías de Ionización bajas 2. Energías de Ionización altas
3. Afinidad Electrónica 3. Afinidad Electrónica muy
ligeramente negativas o negativas
positivas
4. Electronegatividades bajas 4. Electronegatividad alta
5. Forman cationes, cediendo 5. Forman aniones, ganando
electrones electrones
6. Forman compuestos iónicos con 6. Forman compuesto iónicos con
los no - metales lo metales y compuestos
moleculares con otros no
metales
33
UNIDAD 4
ENLACE QUÍMICO
La unión entre los átomos se realiza mediante los electrones de la última capa
exterior, que reciben el nombre de electrones de valencia. La unión consiste en que uno o
más electrones de valencia de algunos de los átomos se introducen en la esfera electrónica
del otro.
Los gases nobles, poseen ocho electrones en su última capa, salvo el helio que tiene
dos. Esta configuración electrónica les comunica inactividad química y una gran estabilidad.
Todos los átomos tienen tendencia a transformar su sistema electrónico y adquirir el
que poseen los gases nobles, porque ésta es la estructura más estable.
Las propiedades de las sustancias están determinadas en parte por los enlaces
químicos que mantienen unidos a los átomos. Cuando los átomos interactúan para formar un
enlace químico, sólo entra en contacto sus regiones más externas.
En la mayor parte de las moléculas los átomos están enlazados por uniones
covalentes. La mayoría de los enlaces iónicos se obtienen de la purificación de minerales
que contienen al compuesto.
Las estructuras que se utilizan para representar los compuestos covalentes se
denominan Estructura de Lewis, en dicha estructura solo se muestran los electrones de
valencia y se los simboliza con puntos, rayas, etc.
La tendencia de los átomos en las moléculas a tener ocho electrones en su capa
de valencia se conoce como Regla del Octeto, formulada por el mismo Lewis.
También hablaremos sobre la electronegatividad, el concepto relativo, en el sentido
de que la electronegatividad de un elemento solo se puede medir respecto de la de otros
elementos. Sabemos por varios experimentos que las moléculas tienen estructuras definidas;
esto es, los átomos de una molécula tienen posiciones definidas relativas unocon el otro
en un espacio de tres dimensiones, es de aquí donde sale el estudio experimental
denominado momento dipolo.
1. Definición de enlace químico

Se define como la fuerza de unión que existe entre dos átomos, cualquiera que sea
su naturaleza, debido a la transferencia total o parcial de electrones para adquirir ambos la
configuración electrónica estable correspondiente a los gases inerte, para formar una
molécula, es decir, el enlace es el proceso por el cual se unen átomos iguales o diferentes
para adquirir la configuración electrónica estable de los gases inertes y formar moléculas
estables.
2. Regla del octeto

“Todos los átomos tienden a poseer ocho electrones en su último nivel u órbita, para
asemejarse al gas noble más cercano a él en la tabla periódica”.
3. Clasificación de los enlaces químicos
3.1. Enlace iónico

Consiste en la atracción electrostática entre átomos con cargas eléctricas de signo
contrario. Este tipo de enlace se establece entre átomos de elementos poco electronegativos
con los de elementos muy electronegativos. Es necesario que uno de los elementos pueda
ganar electrones y el otro perderlo.
Este tipo de enlace se suele producir entre un no metal (electronegativo) y un metal
(electropositivo).
34
Características del enlace iónico
Se rompe con facilidad obteniéndose los iones que lo forman, generalmente basta
disolver la sustancia.
Las substancias con enlaces iónicos son solubles en solventes polares.
Formación de los compuestos iónicos
Resulta de las interacciones electrostáticas entre iones, que a menudo resulta de la

transferencia neta de uno o más electrones de un átomo o grupo de átomos a otro, es decir,
es la atracción de iones con carga opuesta (cationes y aniones) en grandes números para
formar un sólido. Ejemplo: un átomo de sodio (Na) fácilmente puede perder un electrón para
formar el catión sodio, que se representa como Na+, un átomo de cloro puede ganar un
electrón para formar el ion cloruro Cl -, Se dice que el cloruro de sodio (NaCl), la sal común
de mesa es un compuesto iónico porque está formado por cationes y aniones. El Na+ es el
catión y el Cl – es el anión.
NaCl
3.2. Enlace Covalente

Enlace covalente: enlace en el que dos átomos comparten dos o más electrones.
La unión de un mismo o de distintos no metales.
3.2.1. Características del enlace covalente
Es muy fuerte y se rompe con dificultad.

Si la diferencia de electronegatividades entre los 2 átomos es marcada, tenemos un
enlace polar y se favorecerá la solubilidad de la sustancia en solventes polares. Ejemplo: un
enlace O-H.
Si la diferencia de electronegatividades es poca, tenemos un enlace no polar y se
favorecerá la solubilidad de la sustancia en solventes no polares. Ejemplo: un enlace C-H o
C-C.
3.2.2. Tipos de enlaces covalentes
Los átomos pueden formar distintos enlaces covalentes: simple, dos átomos se unen
por medio de un par de electrones. En muchos compuestos se forman enlacesmúltiples, 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. Un triple enlace surge cuando dos átomos comparten tres pares de electrones:
tenemos así el enlace covalente triple y el enlace covalente coordinado o dativo: cuando
el par de electrones es aportado solamente por uno de ellos. Se define dela siguiente forma:
"Es el enlace que se produce cuando dos átomos comparten una pareja de electrones, pero
dicha pareja procede solamente de uno de los átomos combinados. En este caso el enlace
se llama covalente dativo o coordinado. El átomo que aporta la pareja de electrones recibe
el nombre de donante, y el que los recibe, aceptor.
3.3. Enlace metálico
El enlace metálico o nube electrónica, tiene las siguientes características:

Los átomos del metal ceden sus electrones de valencia convirtiéndose en iones
positivos.
Los electrones de valencia forman una nube electrónica alrededor de los iones
positivos.
La interacción entre los iones positivos y la nube electrónica estabiliza el cristal.
La unión entre los iones no es rígida ni demasiado fuerte.
35
La estructura cristalina de los metales y aleaciones explica bastante una de sus
propiedades físicas. La red cristalina de los metales está formada por átomos (red atómica)
que ocupan los nudos de la red de forma muy compacta con otros varios.
En la mayoría de los casos los átomos se ordenan en red cúbica, retenido por fuerzas
provenientes de los electrones de valencia; pero los electrones de valencia no están muy
sujetos, sino que forman una nube electrónica que se mueve con facilidad cuando es
impulsada por la acción de un campo eléctrico.
Es por esta particularidad que los metales son buenos conductores eléctricos.
La corriente eléctrica es un flujo de electrones. Los metales son buenos conductores
debido a que los electrones se mueven libremente de un átomo a otro a través de las bandas.
4. Fórmulas de Lewis para moléculas e iones poliatómicos
Las fórmulas de Lewis las usamos para mostrar los electrones de valencia en dos
moléculas simples. Una molécula de agua puede representarse por uno de los siguientes
diagramas.
xx
Hx  O0  H
0 x
xx
Una molécula de H2O tiene dos pares electrónicos compartidos, es decir, dos
enlaces covalentes simples. El átomo O tiene dos pares no compartidos.
Ozono (O3): se forma por la unión de una molécula de oxígeno (O2) con un átomo
de oxígeno (O). Este último se une por enlace dativo:
XX o oo o * ** *
X
 X
X O X . o .Oo * O*
En las fórmulas de guiones, un par de electrones compartidos se indican por un

guión. En el dióxido de carbono (CO2) hay dos dobles enlaces, y su formula de Lewis es:
xx x * * 0 00
O. . C . .O
xx x * * 0 00
Una molécula de dióxido de carbono (CO2) tiene cuatro pares electrónicos

compartidos, es decir, dos dobles enlaces. El átomo central (C) no tienes pares sin compartir.
Los enlaces covalentes en un ion poliatómico pueden representarse de la misma
forma. La fórmula de Lewis para el ion amonio, NH4+, (amoníaco mas un protón ácido), sería:
Hx  0H
X
0  H  

N

0 XX x
NH3 + H+  H 

Describir fórmulas de Lewis es un método de contar los electrones que son útiles
para la primera aproximación para sugerir esquemas de enlaces.
Es importante saber que las formulas de puntos de Lewis sólo muestran el número
de electrones de valencia, el número y las clases de enlaces y el orden en que están
conectados los átomos. No intentan mostrar las formas tridimensionales de las moléculas e
iones poliatómicos.
36
5. Propiedades de los compuestos iónicos y covalentes
En los compuestos covalentes, un átomo se rodea de un número limitado deátomos

en unas determinadas direcciones, formando moléculas totalmente diferenciadas (a
diferencia de los compuestos iónicos).
Las moléculas covalentes se unen entre sí con unas fuerzas muy débiles llamada
fuerzas de Van der Waals, con lo que los compuestos covalentes son gases, líquidos o
sólidos muy blandos con puntos de fusión y ebullición muy bajos.
Además, se disuelven en disolventes orgánicos y no son conductores de la corriente
eléctrica.
Los sólidos formados por compuestos covalentes unidos entre sí, se llaman cristales
moleculares, para distinguirlos de otros formados por átomos unidos entre sí por enlaces
covalentes, que se llaman, cristales covalentes o atómicos (Diamante, fósforo, cristalino,
sílice...) y que tienen propiedades totalmente distintas.
Los compuestos iónicos son en general sólidos blancos y frágiles a temperatura
ambiente. Son buenos conductores de la electricidad, presentan elevados puntos de fusión,
por ejemplo, el del cloruro de sodio es de 800 ºC, y en soluciones acuosas también son
buenos conductores eléctricos. Se disuelven fácilmente en solventes polares.
6. Conclusión:
Un enlace iónico es una fuerza de atracción enérgica que mantienen unidos los iones.
Dicho enlace se puede formar entre dos átomos por la transferencia de electronesde la
capa de valencia del otro. Un enlace covalente es una fuerza de atracción que mantiene
unidos a dos átomos por la copartición de sus electrones cuando son atraídos
simultáneamente hacia ambos núcleos atómicos y pasan una parte del tiempo cerca de un
átomo y otra parte del tiempo cerca del otro. Sin un par de electrones no es compartido
igualmente, el enlace es polar.
Esta polaridad es el resultado de la diferencia que hay en las electronegatividades
de los átomos para atraer hacia ellos los electrones enlazantes.
37
UNIDAD 5
FORMACIÓN DE COMPUESTOS EN QUÍMICA INORGÁNICA

1. ALOTROPÍA
Al fenómeno por el cual una misma sustancia elemental forma dos o más sustancias
simples, se llama ALOTROPÍA y las variedades que presenta se denominan
VARIEDADES O FORMAS ALOTRÁOPICAS, como un ejemplo se puede mencionar al
fósforo que presenta dos variedades alotrópicas, el fósforo rojo y el blanco. El fósfororojo
no se inflama espontáneamente en presencia del aire, pero el fósforo blanco debe
mantenerse cubierto en agua para evitar la combustión.
2. ELEMENTO QUÍMICO
Un Elemento Químico “es el componente presente en todas las sustancias simples o en
sus variedades alotrópicas”. Se utiliza para nombrarlos una nomenclatura específicay
para representarlos un SÍMBOLO, que es una abreviatura admitida del mismo.
3. ECUACIONES QUÍMICAS
Una Ecuación Química “es la representación gráfica o simbólica de una reacción
química”.
Dos o más sustancias pueden actuar entre sí dando lugar a la formación de nuevas
sustancias.
Cuando dos o más sustancias se combinan forman un COMPUESTO QUÍMICO:
Sustancias reaccionantes Productos de la reacción
4. REACCIÓN QUÍMICA
Una Reacción Química “es una transformación química, donde las características de los
compuestos iniciales son diferentes a las propiedades del producto de la reacción”.
4.1 CLASIFICACIÓN DE LA REACCIONES QUÍMICAS
4.1.1 REACCIÓN DE COMBINACIÓN O ASOCIACIÓN:

Las Reacciones de Combinación se producen cuando dos o más sustancias se unen para
formar otra con propiedades diferentes.
A+B  C
4.1.2 REACCIÓN DE DESCOMPOSICIÓN:

Las Reacciones de Descomposición se producen cuando a partir de una sustancia se
obtienen dos o más con características diferentes.
AB  A + B
4.1.3 REACCIÓN DE DESPLAZAMIENTO O SUSTITUCIÓN:

Las Reacciones de desplazamiento se efectúan entre una sustancia simple y una sustancia
compuesta, obteniendo otra sustancia simple y compuesta diferente a las iníciales.
A + BC  B + AC
4.1.4 REACCIÓN DE DOBLE DESPLAZAMIENTO:
38
Este tipo de reacciones se producen a partir de dos sustancias compuestas obteniéndose dos
sustancias compuestas distintas.
AB + CD  AC + BD
4.2 REACCIONES TERMOQUÍMICAS

En toda reacción química hay un intercambio de energía, que se manifiesta de distintas maneras,
ya se por emisión o absorción de luz, de calor, de electricidad, entre otras. Teniendo en cuenta
este concepto se pueden clasificar las reacciones en:
4.2.1 REACCIONES ENDOTÉRMICAS:

Son aquellas reacciones que necesitan energía o calor para que ocurran.
AB + CALOR  A + B
4.2.2 REACCIONES EXOTÉRMICAS:

Son aquellas reacciones en la que en la formación del producto se obtiene energía, o se
desprende calor.
A + B  C + CALOR
4.3 REACCIÓN DE PRECIPITACIÓN:

Estas reacciones ocurren cuando obtenemos una sustancia sólida que precipita en un líquido.
AB + CD  AC + BD precipitado
4.4 EQUILIBRIO QUÍMICO

En una reacción reversible:
A + B  C+ D
La reacción se iniciará cuando A y B (sustancias reaccionantes) actúen entre si y
formen las sustancias C y D (productos de la reacción)
La concentración de estos productos aumentará continuamente y llegará un momento
en que comenzarán a reaccionar, para regenerar nuevamente las sustancias
A y B.
Como estas dos reacciones, de derecha a izquierda y de izquierda a derecha, se
producen simultáneamente, en un instante dado, la velocidad en un sentido y en otro llegará a
igualarse y la reacción se detendrá (no progresará más en ningún sentido).En este momento de
la reacción se presenta en Equilibrio Químico.
Haciendo el balance de las 4 sustancias A, B, C y D, que están presentes en la reacción,
solo una parte de las sustancias reaccionantes se han transformado en los productos de la
reacción. Por lo tanto, una reacción reversible se considera incompleta, mientras que una
reacción irreversible es completa.
Las reacciones reversibles (incompletas) pueden hacerse completas (irreversibles) si se
elimina alguno de los productos de la reacción con lo que se logra romper el equilibrio.
Teniendo en cuenta el equilibrio químico que se produce en una reacción química se puede
realizar la siguiente clasificación:
4.4.1 REACCIONES REVERSIBLES

Son aquellas reacciones en la que los productos obtenidos en la misma pueden volver a
combinarse para volver a formar las sustancias reaccionantes. Se expresan en una sola ecuación
con doble fecha.
A + B ⮀ C+ D
39
4.4.2 REACCIONES IRREVERSIBLES
Son aquellas reacciones que se producen en un solo sentido, porque los productos de la
reacción no se combinan entre si. Se expresan en una sola ecuación con una sola flecha.
A + B ⭢ C+ D
5. FÓRMULA QUÍMICA
La fórmula química:
“es la representación escrita de la
composición molecular de una
sustancia”.
Está compuesta por los símbolos de los
elementos que constituyen la sustancia.
Junto a los símbolos pueden no figurar
subíndices números, que indican la
proporción de átomos del correspondiente
elemento que entra en cada molécula. En
el caso del agua, la fórmula indica que por
cada átomo de oxígeno existen dos de
hidrógeno en una molécula.
5.1 Clases de fórmulas
Las fórmulas se pueden clasificar en dos grupos:

1. En el primero tenemos las fórmulas obtenidas por análisis químico que son:
 La fórmula mínima o empírica Informa sobre el tipo de átomos que
forman la molécula, y la reacción mínima en la cual éstos se combinan.
La fórmula mínima del ácido sulfúrico es H2SO4. Ésta expresa que el
hidrógeno, el azufre y el oxígeno se combinan en proporción de 2:1:4,
la fórmula mínima del azúcar de la uva o glucosa es CH2O.
 La fórmula molecular. Expresa la composición real de un compuesto.
Indica el número mol de átomos de cada especie que constituye la
molécula.
En algunos compuestos la fórmula mínima y molecular son idénticas,por
ejemplo en H2SO4, en el CO2… En otros compuestos la fórmula mínima y
molecular son diferentes. La fórmula molecular de la glucosa es C6H12O6
y su fórmula mínima CH2O. Se debe multiplicar por 6 para obtener su
fórmula molecular.
Para los compuestos iónicos como el NaCI, NaF, KBr la fórmula
molecular, se disocia para los iones respectivos.
40
 NaF  Na+ + F-
 NaCl  Na+ + Cl-
2. En el segundo encontramos las fórmulas que se obtienen directamente a partir

de la fórmula molecular que son:
 La fórmula estructural Se establece teóricamente a partir de la fórmula
molecular. Expresa el tipo de enlaces entre los átomos y su distribución
en la molécula.
 La fórmula electrónica .Al igual que la anterior, se establece
teóricamente a partir de la molecular. Indica por medio de puntos o cruces
los electrones de valencia de los átomos participan en el enlace.
FÓRMULA
MOLECULAR ESTRUCTURAL ELECTRÓNICA
H2O H O H
6. NOMENCLATURA QUÍMICA
“La nomenclatura química se encarga de asignar un nombre a cada
compuesto, para lo cual se siguen ciertas reglas o acuerdos”.
A partir de dicho nombre, se puede establecer la fórmula del compuesto, y por

consiguiente, su composición.
Para escribir la fórmula correcta de los compuestos, es necesario saber los
símbolos de los distintos elementos, su posición en la tabla periódica y algunas
propiedades como la capacidad de combinación de los átomos y sus números de
oxidación.
6.1 Capacidad de combinación o valencia
La capacidad de combinación de un átomo recibe el nombre de valencia.

“La Valencia es la capacidad que tiene un átomo de un elemento para
combinarse con los átomos de otros elementos y formar compuestos”.
En la molécula de H2O, el oxígeno tiene valencia 2, como consecuencia de sus

dos enlaces con los hidrógenos. A su vez, cada hidrógeno tiene valencia 1.
Los únicos electrones que participan en los enlaces químicos son los del
último nivel de cada átomo. Por tal razón se les da el nombre de electrones de
valencia.
41
6.1.1 TABLA DE VALENCIAS
VALENCIA +1 VALENCIA +2 VALENCIA +3

Nombre Símbolo Z A Nombre Símbolo Z A Nombre Símbolo Z A
Hidrógeno H 1 1 Berilio Be 4 9 Boro B 5 11
Litio Li 3 7 Magnesio Mg 12 24 Aluminio Al 13 27
Sodio Na 11 23 Calcio Ca 20 40 Galio Ga 31 70
Potasio K 19 39 Estroncio Sr 38 88 Indio In 49 115
Rubidio Rb 37 86 Bario Ba 56 187 Escandio Sc 21 45
Cesio Cs 55 133 Radio Ra 88 226 Itrio Y 39 89
Francio Fr 87 223 Cinc Zn 30 65 Lantano La 57 139
Plata Ag 47 108 Cadmio Cd 48 112 Actino Ac 89 227
VALENCIA +1, +2 VALENCIA +1, +3 VALENCIA +2, +3

Cobre Cu 29 64 Oro Au 79 197 Hierro Fe 26 56
Mercurio Hg 80 201 Talio Tl 81 204 Cobalto Co 27 59
Níquel Ni 28 58
VALENCIA +2, +4 VALENCIA –2, -4, -6 VALENCIA –3, -5

Carbono C 6 12 Oxígeno O (2) 8 16 Nitrógeno N 7 14
Silicio Si 14 28 Azufre S 16 32 Fósforo P 15 31
Germanio Ge 32 73 Selenio Se 34 79 Arsénico As 33 75
Estaño Sn 50 119 Teluro Te 52 128 Antimonio Sb 51 122
Plomo Pb 82 207 Bismuto Bi 83 209
6.2 Números o estados de oxidación
“Estado de oxidación es la carga eléctrica que un átomo parece tener

cuando forma parte de un compuesto”.
La carga eléctrica depende de la cantidad de electrones ganados, perdidos o

compartidos por un átomo.
Si un átomo gana electrones, se reduce, y queda con carga negativa o
número de oxidación negativo. Su valor depende del número de electrones que el
átomo haya ganado:
Cl + 1 e-  Cl-
El cloro queda con número de oxidación -1 porque ha ganado un electrón. Es
un ión negativo o anión.
Si un átomo pierde electrones, se oxida, y queda con carga positiva o
número de oxidación positivo. Su valor depende del número de electrones que el
átomo haya perdido.
Na – 1 e-  Na+
El sodio queda con número de oxidación +1, porque ha perdido un electrón. Es

un ión positivo o catión.
El número de oxidación es un número entero que representa el número de

electrones que un átomo pone en juego cuando forma un compuesto determinado.
El número de oxidación es positivo si el átomo pierde electrones, o los comparte con
un átomo que tenga tendencia a captarlos. Y será negativo cuando el átomo gane
electrones, o los comparta con un átomo que tenga tendencia a cederlos.
42
El número de oxidación se puede escribir con caracteres arábigos, por ejemplo:
+1, +2, +3, +4, -1, -2, -3, -4
 El hidrógeno (H) presenta número de oxidación +1 con los no metales y –1 con

los metales.
 El flúor (F) sólo presenta el número de oxidación –1.
 El oxígeno (O) presenta el número de oxidación –2, excepto en los peróxidos
donde es –1.
 Los metales alcalinos (grupo 1, o grupo del Li) tienen 1 electrón de valencia,
tenderán a perderlo poseyendo siempre en los compuestos número de oxidación
+1.
 Los metales alcalinotérreos (grupo 2, o grupo del Be) tienen 2 electrones de
valencia, tenderán a perderlos poseyendo siempre en los compuestos número
de oxidación +2.
 El grupo del B (grupo 13) tiene 3 electrones de valencia, tenderán a perderlos
poseyendo siempre en los compuestos número de oxidación +3.
 El grupo del C (grupo 14) tiene 4 electrones de valencia, que tienden a
compartirlos, tienen número de oxidación +4 frente a los no metales, y número de
oxidación –4 frente a los metales y al H.
 El grupo del N (grupo 15) tiene 5 electrones de valencia, tenderán a ganar 3
electrones y tendrán número de oxidación –3(con los metales)
 El grupo del O (grupo 16) tienen 6 electrones de valencia, tenderán a ganar 2
electrones y tendrán número de oxidación –2(con los metales)
 Los halógenos (grupo 17, o grupo del F) tienen 7 electrones de valencia, tenderán
a ganar 1 electrón y tendrán número de oxidación –1(con los metales)
 Dentro de los metales de transición debemos saber que la Ag tiene número de
oxidación +1, el Zn y Cd tienen número de oxidación +2, y el Sc, Y y La tienen
número de oxidación +3.
NÚMEROS DE OXIDACIÓN En los oxácidos

+7
+4 +5 +6 +5
+1 +2 +3
H+1 o H–1
+3 +4 +3
+1
Li Be B C N O F
Na Mg Al Si P S Cl
K Ca Sc+3 Zn+2 Ga Ge As Se Br
Rb Sr Y+3 Ag+ Cd+2 In Sn Sb Te I
Cs Ba La+3 Tl Pb Bi - -
–4 –3 –2 –1
Con el H y con los
metales
43
6.3 Los iones y los compuestos
Un gran número de compuestos químicos se forma por una la unión de

iones de carga contraria.
Cuando dos iones forman un compuesto, las cargar positivas totales deben ser
iguales a las cargas negativas totales. De esta manera, la suma algebraica de las cargas
en el compuesto es igual a cero.
Por ejemplo,
Na+ + Cl- Na+ Cl-
La única carga positiva del ión sodio se compensa con la única carga negativa del
ión cloro.
En toda fórmula química, siempre se escribe la parte positiva primero y luego la
negativa.
6.4 Comportamiento de los metales y de los no metales
Los metales tienen número de oxidación positivo, porque pierden fácilmente

electrones.
Los no metales tienen tendencia a números de oxidación negativos porque
los ganan electrones con facilidad.
Cuando los elementos del grupo 1 de la tabla periódica forman compuestos, tienen
estado de oxidación +1 porque usualmente pierden un electrón.
Los del grupo 2 tienen número de oxidación +2, porque tienen tendencia a perder
2 electrones.
En general, un número de oxidación positivo para cualquier elemento es igual al
número del grupo de elemento en la tabla.
El número de oxidación negativo para cualquier elemento se puede obtener

sustrayendo de 8 el número del grupo y dándole a la diferencia un signo negativo.
Por esto el flúor es -1 y el azufre tiene número de oxidación -2, significa que elflúor tiene
tendencia a ganar un electrón y el azufre a ganar dos electrones.
6.5 Relación entre valencia y el número de oxidación.
En la mayoría de los casos, el valor numérico del estado de oxidación

coincide con el valor de la valencia.
El calcio tiene número de oxidación +2 y su valencia es 2. Tal hecho se da porque

su carga la adquirió al ceder dos electrones. Y como cada electrón forma un enlace al
aparearse con otro, se originan también dos enlaces.
La valencia de un elemento no tiene signo; el estado

de oxidación si.
6.7 Proporción de combinación entre los elementos.
Cuando los átomos se combinan para formar compuestos, deben utilizar la

totalidad de su capacidad de enlace o valencia.
6.8 Clases de compuestos
Los compuestos químicos se dividen en tres categorías: binarios, terciarios y

complejos.
44
 Compuestos binarios o de dos elementos
Na2O HBr
 Compuestos terciarios o de tres elementos

KCIO3 H2SO4
 Compuestos complejos, de cuatro o mas elementos

CuOHNO3
6.9 Los elementos y su valencia
Casi todos los elementos presentan más de una valencia.

Por ejemplo, el hierro puede perder dos o tres electrones, de allí que en ciertos
compuestos tenga número de oxidación +2 y en otros +3. Sus valencias serán 2 y 3.
6.9.1 Como establecer la valencia de un elemento
Para establecer la valencia de un elemento hay que determinar su ubicación en la tabla

periódica.
A partir de ella se establece que:
 La valencia más probable para los elementos de los grupos 1, 2,3 y 4 esta dada
por el número del grupo. El sodio tiene valencia 1 porque pertenece al grupo 1.
 La valencia más probable para los elementos de los grupos 5,6 y 7 se encuentra
restándole a 8 el número del grupo. La valencia mas probable del oxigeno es 2,
valor que se obtiene al restar de 8 el numero 6, que corresponde al grupo del
oxigeno.
 Desde el grupo 4 en adelante, los elementos además de su valencia más probable
poseen otras.
 Los elementos de los grupos pares tienen las valencias pares anteriores
Por ejemplo: El azufre pertenece al grupo 6, superior al 4 y par. Sus
valencias serán 2, 4 y 6. (No así el oxígeno).
 Los elementos de los grupos impares, las valencias impares anteriores.

Por ejemplo: El cloro pertenece al grupo 7; como es impar sus valencias
serán: 1, 3, 5 y 7.
7. FUNCIÓN QUÍMICA
Una función química esta constituida por un grupo de compuestos que poseen
propiedades parecidas.
7.1 FUNCIÓN HIDRUROS METÁLICOS
La combinación del H con un metal forma los Hidruros Metálicos.
Los Hidruros Metálicos son compuestos binarios que se nombran anteponiendo la

palabra hidruro al nombre del metal con el que se está estableciendo la unión.
Tanto el hidrógeno como el metal tienden a ceder los electrones de valencia, pero por ser
el metal más electropositivo que el H, cede sus electrones al H, formando uncompuesto
iónico, donde el H es el elemento electronegativo. Por esta razón el H, en los hidruros
metálicos presenta un estado de oxidación -1:
 2Na + H2 → NaH hidruro de sodio
En la disociación NaH ⮀ Na+ + H -
45
 Ca + H2 → CaH2 hidruro de calcio
En la disociación CaH2 ⮀ Ca++ + 2 H -
 Al + H2 → AlH3 hidruro de sodio aluminio
En la disociación AlH3 ⮀ Al+3 + 3 H -
METAL + HIDRÓGENO → HIDRURO METÁLICO
Na H
H
Ca
H FÓMULAS DESARROLLADAS DE
HIDRUROS
H
Al
H
7.2 FUNCIÓN HIDRUROS NO METÁLICOS
La combinación del H con un NO metal forma los Hidruros no Metálicos.
Los Hidruros no Metálicos, son compuestos binarios que se nombran agregando

el sufijo - URO al nombre del no metal.
Los hidruros no metálicos presentan uniones covalentes
 Cl2 + H2 → 2ClH Cloruro de hidrógeno

 Br2 + H 2 → 2 HBr Bromuro de hidrógeno
 N2 + 3 H2 →2NH3 Nitruro de hidrógeno ( Amoníaco)
 S2 +4 H2 → 2SH2 Sulfuro de hidrógeno
 P4 + 6 H2 → 4PH3 Fosfuro de hidrógeno (Fosfina)
NO METAL + HIDRÓGENO → HIDRURO NO METÁLICOS
7.3 FUNCIÓN HIDRÁCIDO
Los hidrácidos están formados por la combinación del H con un no metal de los grupos
VI y VII
Los hidrácidos se designan con la palabra ácido + la raíz del nombre del no metal la
terminación – HÍDRICO
46
 Cl2 + H2 → 2HCl acido Clorhídrico
 Br2 + H 2 → 2 HBr ácido Bromhídrico
 F2 + H 2 → 2HF ácido Fluorhídrico
 I2 + H 2 → 2 HI ácido Yodhídrico
 S2 + 4 H2 → 2H2S ácido Sulfhídrico
NO METAL + HIDRÓGENO → HIDRÁCIDO
7.4 FUNCIÓN ÓXIDO
Los óxidos son combinaciones de un elemento con el oxígeno. Existen dos grupos: los
óxidos básicos y los óxidos ácidos.
7.4.1 ÓXIDO BÁSICO
Resulta de la unión del oxígeno con un metal.
4Na + O2 → Na2O óxido de sodio
2Ca + O2 → 2 CaO óxido de calcio.
4Al + O2 → 2 Al2O3 óxido de aluminio
La unión del O2 con el metal resulta ser una unión iónica donde el metal, más
electropositivo le cede sus electrones de valencia al O 2 para que éste cumpla con
la regla del octeto.
METAL + OXÍGENO ÓXIDO BÁSICO
 Óxido de sodio
Na (Sodio) = valencia I O (Oxígeno) = valencia II
Regla práctica para escribir fórmula molecular:
NaI2 OII1 El subíndice del Na indica el número de átomos de O, y el subíndice del O
indica el número de átomos del Na.
Fórmula molecular: Na2O
Fórmula estructural:
Na \
O
Na/
Para formar el óxido de sodio se necesitan 2 átomos de sodio por cada átomo de
oxígeno.
 Si el metal que se combina con el oxígeno es bivalente, se necesita un

átomo de oxígeno por cada átomo del elemento metálico.
Ca (Calcio) = valencia II O (Oxígeno) = valencia II
Regla práctica para escribir la fórmula molecular:
CaII OII (Fórmula molecular) se simplifica = CaO (Fórmula Empírica)
2 2
Ca \
 Para formar la molécula del óxido de un metal trivalente se necesitan
dos átomos del metal por cada tres átomos del oxígeno.
Al (Aluminio) = valencia III O (Oxígeno) = valencia II
Regla práctica para escribir la fórmula molecular
AlIII OII = Al O
2 3 2
47
7.4.1.1 Nomenclatura de los óxidos básicos
 En los óxidos en que el metal actúa con una sola valencia se antepone la
palabra óxido al nombre del metal:
óxido de sodio, óxido de aluminio
 Cuando el metal que forma el óxido posee dos valencias, se agrega el sufijo
- OSO para designar al óxido en que el metal actúa con menor valencia y
el sufijo - ICO para aquel en que el metal actúa con mayor valencia.
Ejemplos:
Óxido cuproso = Cu2 O Óxido cúprico Cu O

Óxido ferroso = Fe O Óxido férrico Fe2O3
Mayor valencia terminación : ICO óxido férrico
Menor valencia terminación : OSO óxido ferroso
7.4.1.2 Diferentes nomenclaturas de los óxidos básicos

Fórmula Nomenclatura Números de átomos Numerales de stock
Na2O Óxido de sodio Monóxido de disodio Óxido de Sodio
Ca O Óxido de calcio Monóxido de calcio Óxido de calcio
Cu2O Óxido cuproso Monóxido de dicobre Óxido de cobre ( I )
Cu O Óxido cúprico Monóxido de cobre Óxido de cobre (II )
Fe O Óxido ferroso Monóxido de hierro Óxido de hierro ( I I )
Fe2O3 Óxido férrico Monóxido de dihierro Óxido de hierro ( III )
7.4.1.3 Ajuste de las ecuaciones que representan la formación de óxidos básicos

Para escribir la ecuación de formación de los óxidos, se escribe como reactivos los
símbolos del metal o no metal y la del oxígeno respetando su atomicidad y comoproductos
de la reacción se escribe correctamente la fórmula del óxido y debe igualarse usando
coeficientes estequiométricos que se escriben adelante de cada fórmula de manera que
multiplican a cada subíndice hasta lograr tener igual cantidad de átomos de cada elemento
a la derecha y a la izquierda de la reacción. Para ello coloca como coeficiente del óxido el
subíndice del oxígeno (reactivo) y como coeficiente del oxígeno (reactivo) el subíndice del
oxígeno en el óxido. Por último se iguala el metal con el coeficiente adecuado para tal fin.
Ej: formación del óxido férrico (Fe con números de oxidación III)
1° paso: se escribe como reactivos los símbolos del hierro y la del oxígeno respetando
su atomicidad y como productos de la reacción se escribe correctamente la fórmula del
óxido intercambiando sus números de oxidación.
Fe + O2 =======> Fe2O3
48
Como el número de oxidación del oxígeno es II (no confundir con el 2 que figura como
subíndice del oxígeno en la ecuación que es la atomicidad) y el número de oxidación del
Fe es III al intercambiar los números de oxidación se obtiene la fórmula escrita como
producto de la reacción;
2° paso: a esta ecuación deberemos igualarla: comenzando por el oxígeno se coloca un

2 adelante del óxido y un 3 adelante del oxígeno (reactivo), de esta manera como estos
coeficientes multiplican a los subíndices, tenemos 6 átomos de oxígeno de ambos lados:
Fe + 3 O2 =======> 2 Fe2O3
Como el 2 colocado antes del óxido nos indica que tenemos 4 átomos de Fe debemos
colocar un 4 adelante del Fe (reactivo), con lo que igualamos la ecuación de formación
del óxido férrico, óxido de hierro (III) o trióxido de di hierro.
4 Fe + 3 O2 =======> 2 Fe2O3
Se debe tener especial cuidado al considerar las fórmulas escritas en cualquier ecuación
en donde los COEFICIENTES de la reacción NO forman parte de la fórmula y solo
sirven para igualar una ecuación particular.
1) Óxidos de metales monovalentes: Óxido de sodio (Na2O)
La molécula de O es biatómica y la de Na es monoatómica. Al colocar (O2)

duplicamos el número de átomos de O; por eso debemos duplicar el número de
moléculas del Na.
4Na + O 2 2Na2O
Lectura correcta: Cuatro moléculas de sodio, al combinarse con una molécula de

oxígeno, forman dos moléculas de óxido de sodio.
2) Óxidos de metales bivalentes: óxido de bario (BaO).
2Ba + O 2 2BaO
3) Óxidos de metales trivalentes: óxido de aluminio (Al2O3)
4 Al + 3O 2 2 AL2O3
TEXTO DE INTEGRACIÓN
LOS ÓXIDOS BÁSICOS RESULTAN DE LA COMBINACIÓN DE UN METAL MÁS EL

OXÍGENO
- Los metales son moléculas simples, monoatómicas, es decir, que están formadas
por un sólo tipo de átomo.
- El oxígeno es una molécula simple, poliatómica, es decir que está formada por
átomos iguales y por más de uno.
- Los reactivos de la reacción química, que en éste caso son el metal + el oxígeno
se unen para formar el producto de la reacción intercambiando sus valencias y
formar el óxido básico correspondiente.
- Luego se procede a colocar un coeficiente numérico que lleva a que los reactivos
y productos tengan la misma cantidad de átomos.
49
- La molécula de óxido formada se mantiene estable y unida a través del ENLACE
IÓNICO, en el cual el metal que tiene poca cantidad de electrones en su último nivel,
le transfiere totalmente sus electrones de valencia al oxígeno que por estar en grupo
VI, tiene 6 electrones de valencia, con mayores posibilidades de cumplir la regla del
octeto, solo debe adquirir 2 electrones del metal para tener 8 electrones en su último
nivel
- El metal al perder sus electrones del último nivel (electrones de valencia) forma un
ión positivo, llamado catión, con tantas cargas positivas como cedió al oxigeno.
- El oxígeno al recibir electrones, forma un ión negativo, llamado anión, con tantas
cargas negativas como recibió del metal.
- El enlace se escribe con la representación de Lewis, que consiste en colocar los
símbolos de los elementos rodeados con tantas cruces o puntos como electrones
de valencia tengan los elementos que participan en la reacción, indicando así
electrones que participan en el enlace químico.
- El óxido presenta tres nomenclaturas posibles:
 NOMBRE COMÚN:
1. Cuando el metal tiene una valencia se coloca la palabra óxido
seguida por el nombre del metal que se combinó con el oxígeno.
2. Cuando el metal tiene dos valencias diferentes, se nombra con la
palabra óxido seguida por la raíz del la palabra del nombre del metal
seguido por la terminación - OSO, para la menor valencia ypor la
terminación - ICO para la mayor valencia.
 NOMBRE SEGÚN LA ATOMICIDAD: se nombran la cantidad de átomos
de oxígeno y del metal que tiene la fórmula molecular, anteponiendo los prefijos mono,
di, tri, tetra, penta, hexa y hepta, según sea la cantidad de átomos que presenta
la molécula
 NOMBRE SEGÚN STOK: se coloca la palabra óxido seguida por el

nombre del metal y colocando entre paréntesis el n° de valencia del metal.
7.4.2 OXIDO ACIDO O ANHÍDRIDO
 Resulta de la unión del oxígeno con un no metal: C
+ O2 → CO2 dióxido de carbono
NO METAL + OXÍGENO → ÓXIDO ÁCIDO

7.4.2.1 Regla práctica según sus valencias
Los óxidos ácidos se denominan anteponiendo la palabra Anhídrido al nombre del no

metal.
Si el no metal presenta 2 valencias, se diferencian los anhídridos formados por su

nombre, por ejemplo:
Anhídrido nitroso (menor valencia) Anhídrido nítrico (mayor valencia)
NIII2OII3 NV O II5
2
Anhídrido fosforoso Anhídrido fosfórico
PIII2OII3 PV O II5
2
50
7.4.2.2 Ejemplos de ecuaciones de formación
 Anhídrido nitroso o trióxido de di nitrógeno (valencia 3)
Ambas moléculas son biatómicas:
2N2 + 3O2 2N2O3
 Anhídrido nítrico o pentaóxido de di nitrógeno (valencia 5)
2N2 + 5O2 2N2O5
Anhídridos del cloro (valencia 1 - 3 - 5 - 7) (Ídem para el I y Br)
Como los halógenos presentan 4 valencias, los anhídridos tienen una regla específica
para nombrarlos
Anhídrido hipocloroso (valencia1) - Notación molecular
2Cl2 + O2 2Cl2O
Anhídrido cloroso (valencia3) - Notación molecular
2Cl2 + O2 2Cl2O3
Anhídrido clórico (valencia5) - Notación molecular
2Cl2 + O2 2Cl2O5
Anhídrido perclórico (valencia7) - Notación molecular:
2Cl2 + 7 O2 2 Cl2O7
7.4.2.3 Diferentes nomenclaturas de los óxidos ácidos

Fórmulas Nomenclatura Según sus átomos Numeral de stock
CO2 Anhídrido carbónico Dióxido de carbono Óxido de carbono(IV)
SO2 Anhídrido sulfuroso Dióxido de azufre Óxido de azufre(IV)
SO3 Anhídrido sulfúrico Trióxido de azufre Óxido de azufre(VI)
N2O3 Anhídrido nitroso Trióxido de dinitrógeno Óxido de nitrógeno(III)
N2O5 Anhídrido nítrico Pentóxido de dinitrógeno Óxido de nitrógeno(V)
Cl2O Anhídrido hipocloroso Monóxido de dicloro Óxido de cloro(I)
Cl2O3 Anhídrido cloroso Trióxido de dicloro Óxido de cloro(III)
Cl2O5 Anhídrido clórico Pentóxido de dicloro Óxido de cloro(V)
Cl2O7 Anhídrido perclórico Heptóxido de dicloro Óxido de cloro(7)
51
TEXTO DE INTEGRACIÓN
LOS ÓXIDOS ÁCIDOS RESULTAN DE LA COMBINACIÓN DE UN NO METAL MÁS

EL OXÍGENO
- Los metales pueden ser moléculas simples, monoatómicas, es decir, que están
formadas por un sólo tipo de átomo o molécula simple, poliatómica, es decir que
está formada por átomos iguales y por más de uno.
- Los reactivos de la reacción química, que en éste caso son el no metal + el oxígeno
se unen para formar el producto de la reacción intercambiando sus valencias y
formar el óxido ácido correspondiente.
- Luego se procede a colocar un coeficiente numérico que lleva a que los reactivos
y productos tengan la misma cantidad de átomos.
- La molécula de óxido formada se mantiene estable y unida a través del ENLACE
COVALENTE en cual ambos elementos tiene la misma posibilidad de llegar a
cumplir la regla del octeto, por ser elementos electronegativos, con una cantidad
de electrones de valencia superior a 3, comparten electrones, tantos como necesitan
para llegar al octeto, (tener ocho electrones en su último nivel).
- Pueden compartir un par de electrones entonces se establecerá un enlace
Covalente Simple.
- Pueden compartir dos pares de electrones entonces se establecerá un enlace
Covalente Doble.
- Pueden compartir tres pares de electrones entonces se establecerá un enlace
Covalente Triple.
- También el no metal con su octeto formado puede, si tiene disponible un par de
electrones, prestárselo a un oxígeno de la molécula del óxido que no haya llegado
a completar su octeto y en ese caso el enlace será Covalente Dativo.
- Al compartir electrones forman iones negativos, llamados aniones, con tantas
cargas negativas como necesitaron para formar el octeto.
- El enlace se escribe con la representación de Lewis, que consiste en colocar los
símbolos de los elementos rodeados con tantas cruces o puntos como electrones
de valencia tengan los elementos que participan en la reacción, indicando así
electrones que participan en el enlace químico.
- El óxido presenta tres nomenclaturas posibles:
-
 NOMBRE COMÚN:
1. Cuando el no metal tiene una valencia se coloca la palabra anhídrido
seguida por el nombre del no metal que se combinó con el oxigeno,
nombrándolo la asignatura de mayor valencia. Por ej.: Anhídrido
Carbónico
2. Cuando el no metal tiene dos valencias diferentes, se nombra la
palabra anhídrido seguida por la raíz del la palabra del nombre del
no metal seguido por la terminación - OSO, para la menor valencia y
por la terminación - ICO para la mayor valencia.
 NOMBRE SEGÚN LA ATOMICIDAD: se nombran la cantidad de átomos
de oxígeno y del no metal que tiene la fórmula molecular, anteponiendo los prefijos
mono, di, tri, tetra, penta, hexa y hepta, según sea la cantidad de átomos que
presenta la molécula
 NOMBRE SEGÚN STOK: se coloca la palabra óxido seguida por el

nombre del no metal y colocando entre paréntesis el n° de valencia del no metal.
52
7.5 FUNCIÓN HIDRÓXIDO
Un oxido básico al reaccionar con el agua forma las bases o hidróxidos.
Todos los hidróxidos se caracterizan por tener tantos radicales hidroxilos

(OH -), como valencia tenga el metal.
Na2O
Por esta+ razón
H2O son compuestos
→ 2NaOH hidróxido
que pueden de sodio
presentar uno o más iones
hidroxilo u oxidrilo
aO + H2O → Ca (OH)2 hidróxido de calcio
Al2O3 + 3 H2O → 2 Al (OH)3 hidróxido de aluminio
ÓXIDO BÁSICO + AGUA → HIDRÓXIDO
Na OH
OH
Ca
OH FÓRMULAS DESARROLLADAS DE
HIDRÓXIDO
OH
Al
OH
OH
 Los hidróxidos se nombran anteponiendo la palabra HIDRÓXIDO al nombre

del metal correspondiente
 Para nombrar los hidróxidos anteriormente representados sería en forma
respectiva:
 Hidróxido de sodio - Na (OH)
 Hidróxido de calcio - Ca (OH)2
 Hidróxido de aluminio - Al (OH)3
 En caso que el metal presenta 2 valencia el hidróxido se nombrará colocando

la palabra hidróxido al nombre del metal, el cual se nombrará con la
terminación – OSO o ICO para indicar la menor o mayor valencia con la cual
el metal formó el hidróxido-
 Hidróxido ferroso – Fe (OH)2
 Hidróxido Férrico – Fe (OH)3
7.6 FUNCIÓN ÁCIDO - OXÁCIDO
Un oxido ácido o anhídrido al reaccionar con el agua forma los ácidos u oxácidos.
ÓXIDO ÁCIDO + AGUA → ÁCIDO
53
 CO2 + H2O → H2 C O3
Anhídrido Carbónico Acido carbónico. Fórmula Molecular
 SO2 + H2O → H2 S O3
Anhídrido Sulfuroso Ácido Sulfuroso. Fórmula Molecular
 SO3 + H2O → H2 S O4
Anhídrido Sulfúrico Ácido Sulfúrico. Fórmula Molecular
 N2O3 + H2O → H2 N2 O4 ⭢ 2 H N O2
Anhídrido Nitroso Fórmula Molecular Ácido Nitroso
Fórmula Mínima o Empírica
 N2O5 + H2O → H2 N2 O6 ⭢ 2 H N O3
Anhídrido Nítrico Fórmula Molecular Ácido Nítrico
Fórmula Mínima Empírica
 Cl2O + H2O → H2 Cl2 O2 ⭢ 2 H Cl O

Anhídrido Hipocloroso Fórmula Molecular Ácido Hipocloroso =
Fórmula Mínima
Empírica
 Cl2O3 + H2O → H2 Cl2 O4 ⭢ 2 H Cl O2

Anhídrido Cloroso Fórmula Molecular Ácido Cloroso =
 Cl2O5 + H2O ⭢ H2 Cl2 O6 ⭢ 2 H Cl O3

Anhídrido Clórico Fórmula Molecular Ácido Clórico =
 Cl2O7 + H2O ⭢ H2 Cl2 O8 ⭢ 2 H Cl O4

Anhídrido Perclórico Fórmula Molecular Ácido Perclórico =
7.6.1 CASOS ESPECIALES
 Fósforo (P) – Arsénico(As) y Antimonio (Sb), Presentan valencia 3 y 5 y

número de oxidación +3 y +5, y forman ácidos actuando con una, dos y tres
moléculas de agua, tomando el nombre característicos para cada caso.
A.
 P2O3 + H2O → H2 P2 O4 ⭢ 2 H P O2
Anhídrido Fosforoso Ácido Metafosforoso =
 P2O3 + 2H2O → H4P2 O5

Anhídrido Fosforoso Ácido Pirofosforoso =
 P2O3 + 3H2O → H6P2O6 ⭢ H3PO3

Anhídrido Fosforoso Ácido Ortofosforoso = Fosforoso
54
 P2O5 + H2O → H2 P2 O6 ⭢ 2 H P O3
Anhídrido Fosfórico Ácido Metafosfórico =
 P2O5 + 2H2O → H4P2 O7

Anhídrido Fosfórico Ácido Pirofosforoso =
 P2O5 + 3H2O → H6P2O8 ⭢ H3PO4

Anhídrido Fosfórico Ácido Ortofosforico = Fosfórico
B.
 As2O3 + H2O → H2 As2 O4⭢ 2 H As O2
Anhídrido Arsenioso Ácido Metarsenioso =
 As2O3 + 2H2O → H4As2 O5

Anhídrido Arsenioso Ácido Piroarsenioso =
 As2O3 + 3H2O → H6As2O6 ⭢ H3AsO3

Anhídrido Arsenioso Ácido Ortoarsenioso = Arsenioso
 As2O5 + H2O → H2 As2 O6 ⭢ 2 H As O3

Anhídrido Arsénico Ácido Metarsénico =
 As2O5 + 2H2O → H4As2 O7

Anhídrido Arsénico Ácido Piroarsénico =
 As2O5 + 3H2O → H6As2O8 ⭢ H3AsO4

Anhídrido Arsénico Ácido Ortoarsénico = Arsénico
C.
 Sb2O3 + H2O → H2 Sb2 O4 ⭢ 2 H Sb O2

Anhídrido Antimonioso Ácido Metantimonioso =
 Sb2O3 + 2H2O → H4Sb2 O5

Anhídrido Antimonioso Ácido Piroantimonioso =
 Sb2O3 + 3H2O → H6Sb2O6 ⭢ H3SbO3

Anhídrido Antimonioso Ácido Ortoantimonioso =
Antimonioso
 Sb2O5 + H2O → H2 Sb2 O6 ⭢ 2 H Sb O3

Anhídrido Antimónico Ácido Metantimónico =
 Sb2O5 + 2H2O → H4Sb2 O7

Anhídrido Antimónico Ácido Piroantimónico =
55
 Sb2O5 + 3H2O → H6Sb2O8 ⭢ H3SbO4
Anhídrido Antimónico Ácido Ortoantimónico =
Antimónico
 Boro (B) Presenta valencia 3 y número de oxidación +3, y forma ácidos

actuando con una y tres moléculas de agua, tomando el nombre
característicos para cada caso.
 B2O3 + H2O → H2 B2 O4 ⭢ 2 H B O2
Anhídrido Bórico Ácido Metabórico =
Fórmula Mínima
Empírica
 B2O3 + 3H2O → H6B2O6 ⭢ H3BO3

Anhídrido Bórico Ácido Ortobórico = Bórico
❸ Silicio (Si) Presenta valencia 4 y número de oxidación +4, y forma ácidos

actuando con una y 2 moléculas de agua, tomando el nombre Matasilícico
para el ácido formado con una molécula de agua y Ortosilícico
para el ácido formado con dos moléculas de agua.
 Si O2 + H2O → H2 Si O3
Anhídrido Silícico Ácido Metasilícico =
 Si O2 + 2H2O → H4 Si O4
Anhídrido Silícico Ácido Ortosilícico =
❹ El Manganeso Mn, puede actuar como metal cuando presenta valencia

2 y 3,formando los óxidos básicos e hidróxidos correspondientes; y también
actúa como no metal cuando presenta valencia 4, 6 y 7, o con número de
oxidación +4, +6 y +7 respectivamente.
 MnO2 + H2O → H2 Mn O3
Anhídrido Manganoso Ácido Manganoso =
 MnO3 + H2O → H2 Mn O4
Anhídrido Mangánico Ácido Mangánico =
 Mn2O7 + H2O → H2 Mn2 O8 ⭢ 2 H Mn O4

Anhídrido Permangánico Ácido Permangánico Fórmula Mínima Empírica
❺ El Cromo Cr, puede actuar como metal cuando presenta valencia 2 y 3,

formando los óxidos básicos e hidróxidos correspondientes; y también actúa como
no metal cuando presenta valencia 4 y 6, o con número de oxidación +4y +6.
56
 CrO2 + H2O → H2 Cr O3
Anhídrido Cromoso Ácido Cromoso =
 CrO3 + H2O → H2 Cr O4
Anhídrido Crómico Ácido Crómico =
 Cr2O6 + H2O → H2 Cr2 O7

Anhídrido Bicrómico Ácido Bicrómico =
7.7 FUNCIÓN SAL
7.7.1 Sales neutras
La reacción entre un hidróxido y un acido da una sal mas agua.

Las sales resultan de la sustitución de uno o más hidrógenos del ácido por el elemento
metálico al que se está uniendo.
2KOH + H2SO4 → K2SO4 + 2H2O

Hidróxido de potasio + Acido Sulfúrico ⭢ Sulfato de potasio
Al formar el nombre de la sal eliminamos las palabras ÁCIDO e HIDRÓXIDO de las

sustancias que dieron origen a dicha sal.
Si el nombre del ÁCIDO que dió origen a la sal
tenía terminación OSO, el nombre de la sal tendrá terminación ITO
tenía terminación ICO, el nombre de la sal tendrá terminación ATO
El resto del nombre del HIDRÓXIDO que dio origen a la sal queda igual
ÁCIDO + HIDRÓXIDO → SAL + AGUA
Ejemplos:
NOMBRE DEL ÁCIDO NOMBRE DE LA SAL
HIDRÁCIDO
hídrico uro
OXOÁCIDO
hipo oso hipo ito
oso ito
ico ato
57
per ico per ato
KClO
KOH + HClO
→ + H2O
Ácido hipocloroso Hipoclorito de
potasio
Al(OH)3 + HNO3 → Al(NO3)3 + H2O

Ácido Nítrico Nitrato de aluminio
8. IONIZACIÓN
La ionización es el proceso químico o físico mediante el cual se producen iones, estos son
átomos o moléculas cargadas eléctricamente debido al exceso o falta de
electrones respecto a un átomo o molécula neutro.
A la especie química con más electrones que el átomo o molécula neutros se le llama anión, y
posee una carga neta negativa, y a la que tiene menos electrones catión, teniendo una carga
neta positiva.
 si se disocian por completo son ácidos o bases fuertes
 si se disocian parcialmente son ácidos o bases débiles
Los ácidos y bases fuertes se disocian por completo, es decir, la totalidad de los iones H+ o
OH- están en forma libre, y su concentración dependerá de la concentración del ácido o de la
base de donde provienen
Los ácidos y bases débiles se disocian parcialmente y por lo tanto, la concentración de los
iones H+ o OH- es menor que la totalidad de sus grupos ionizables.
8.1 IONIZACION DE LOS ACIDOS (Hidrácidos y oxácidos)
Los ácidos existen como sustancias covalentes solo en estado gaseoso, pero en la práctica,
cuando se las usa como reactivos se las tienen en soluciones acuosas.
Cuando los ácidos se disuelven en agua, al ser esta una molécula polar, transforma, enalgunos
casos, el enlace covalente polar del o de los hidrógenos con el resto de la molécula, eniónico,
formándose protones hidrógenos H+ y el anión del ácido correspondiente (en el caso del ejemplo
anterior nos quedaría H+ y NO -) cediendo
2 así iones hidrógenos. Estos iones le dan el
carácter de ácido.
La ecuación de ionización se expresa así:

-
HNO2 NO
3 + H+
En el caso de los hidrácidos:
HBr H+ + Br-
8.2. IONIZACION DE LOS HIDROXIDOS
El tipo de unión entre el grupo oxidrilo (OH) y el metal es de tipo iónica, así que cuando los
hidróxidos se disuelven en agua o se hallan en estado de fusión se ioniza, formándose un
anión oxidrilo OH- y un catión metálico.
Ejemplo: Na (OH) Na+ + OH-
La liberación de grupo OH por parte de los hidróxidos le confieren las características de bases.
Un caso especial lo constituye el Hidróxido de amonio. El amoniaco es un gas muy soluble en
agua. Al disolverse reacciona con esta formando un compuesto llamado Hidróxido de amonio.
58
NH3 + H2O NH4 (OH)
Amoniaco (o nitruro de hidrógeno) Hidróxido de amonio

Uno de los hidrógenos del agua ha formado una unión dativa con el nitrógeno y el otro electrón
forma otra unión dativa con el electrón del grupo oxidrilo.
El hidróxido de amonio se ioniza de acuerdo con la siguiente ecuación:

NH4 (OH) NH4+ + OH-
Catión amonio
59
Ejercicios
Prácticos
60
UNIDAD 1
1) Definir sistemas materiales
2) Definir:
Fases:………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………..
Materia:……………………………………………………………………………
………………………………………………………………………………………
Masa:………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………..
Sustancia:…………………………………………………………………………
………………………………………………………………………………………
3) ¿Señala cuáles de los procesos son cambios físicos y cuáles son cambios químicos?
 Congelación del agua: ………………………………………………………………..
 Mezcla de dos sólidos: hierro y azufre:……………………….…………………..
 Oxidación de un clavo de hierro:……………………………………………………
 Calentamiento de un cable de cobre:………………………………………….…..

 Encendido de un cigarrillo: ……………………………………………………….…
 Mezcla de harina y azúcar: ………………………………………………………….
 Hervir un huevo: …………………………………………………………….………..
 Disolver azúcar en el té: …………………………………………………….………..
 Quemar papel:………………………………………………………………..………
 Disolver un antiácido en agua: ……………………………………….……………….
4) Dado un sistema formado por: agua estancada con arena en suspensión en acequia,
botellas de plástico, pañal, botellas de vidrio, latas de gaseosa indicar:
a) ¿Cuántas fases forman el sistema y cuáles son?

……………………………………………………………………………………………………………….
b) ¿Cuántas sustancias hay y cuáles son?
………………………………………………………………………………………………………………
c) ¿Cómo separaría el sistema anterior
5) En los siguientes sistemas homogéneos son soluciones y cuáles sustancias puras

a) Hierro
b) Aire filtrado y seco
c) Carbonato de magnesio
d) Agua potable
6) En los siguientes sistemas heterogéneos ¿Cuántas y cuáles son las fases y como
podría separarlas
a) Agua, aceite y 10 bolitas de plomo
61
b) Arena, arcilla, solución acuosa de cloruro de sodio y cloruro de
sodio sólido
c) 5 trozos de hielo, oxígeno, dióxido de carbono (gas) y hielo
seco (CO2 solido)
7) Dadas las siguientes afirmaciones indique cuales son verdaderas o falsas:
a) Existen sistemas heterogéneos formados por un solo V F

componente
b) El sistema formado por agua y sal en concentración V F
menor de la saturación, es un sistema homogéneo
c) Un sistema heterogéneo puede estar formado por una V F

sola fase?
.
8) Indicar si es correcto o falso. La materia se caracteriza por:
a) Ser sólida
b) Ser homogénea
c) Ser igual en todos los cuerpos gaseosos
d) Poder ser destruida
9) Indicar si es correcto o falso. Los cuerpos se caracterizan por:

 Ser sólidos
 Tener masa
 Ser porciones limitadas de materia
 Tener propiedades definidas
10) Indicar si es correcto o falso. Una mezcla se caracteriza por:

a) Tener composición variable
b) Ser resultado de un fenómeno químico
c) Tener siempre un componente sólido
d) Ser visible a simple vista
11) Indicar si es correcto o falso. Un sistema homogéneo se caracteriza por:

a) Poseer dos o más fases
b) Porque presenta variación continua en sus propiedades
c) Porque está constituida por una sola fase
d) Porque tomando porciones de masas iguales de distintas
partes del sistema, todas ellas presentan propiedades iguales
12) Indicar si es correcto o falso. Recibe el nombre de sublimación el:

a) Pasaje de sólido a líquido
b) Pasaje de líquido a gas
c) Pasaje de sólido a gas
d) Pasaje de gas a sólido
13) ¿Cómo se denomina el pasaje de sólido a gas?
……………………………………………………………………………………………………………….
14) En qué se diferencian:
a) Sistema homogéneo y Sistema Heterogéneo

.........................................................................................................................................................
..............................................................................................................................................
b) Propiedades intensiva y extensiva
62
……………………………………………………………………………………………………………….
……………………………………………………………………………………………………………….
c) Solución y sustancia pura

………………………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………………….
d) Sustancia simple y sustancia compuesta
………………………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………………..
15) Nombre los métodos de separación de SISTEMAS HOMOGÉNEOS y de SISTEMAS

HETEROGÉNEO, de ejemplos de cada sistema en la columna que corresponde:
SISTEMAS HOMOGÉNEOS MÉTODO DE SEPARACIÓN
SISTEMAS HÉTEROGÉNEOS MÉTODOS DE SEPARACIÓN
63
UNIDAD 2
EL ÁTOMO
1) Qué entiende por:
a) Número atómico:……………………………………………………………………………
b) Número másico:……………………………………………………………………………
2) Marcar con X en la columna que corresponda para indicar si cada proposición es

verdadera (V) o falsa (F):
En los núcleos de los átomos sólo hay neutrones V F
Neutrones y protones constituyen los núcleos atómicos V F
Los electrones se distribuyen alrededor del núcleo V F
La diferencia entre el número de masa y el número de V F

protones es igual al número de neutrones
La cantidad total de neutrones de un átomo es igual al V F

número de masa
El número atómico de un elemento es igual al número V F

de protones en su núcleo.
3) Dado el número atómico y el número de masa, determinar la cantidad de electrones,

protones y neutrones y/o viceversa.
Elemento Electrones Protones Neutrones N° atómico Masa atómica
Zn
15
18 22
1 1
20
12
Cu
17 35,45
64
4) Defina anión y catión y coloque 5 ejemplos de cada uno.
5) ¿Cuál es el número atómico y masa atómica aproximada del elemento cuyo núcleo
atómico contiene 11 protones y 12 neutrones?
6) El número de masa de un elemento que tiene 18 neutrones es 35:
a. ¿Cuál es el símbolo?
b. ¿Cómo se llama?
c. ¿Cuántos electrones tiene?
7) Realizar la configuración electrónica de un elemento y de ión del mismo:

Representativo s:
Ión
Representativo p:
Ión
Transición:
Ión
Transición interna:
Ión
8) Realizar la distribución electrónica de:

a) Átomo de calcio, catión calcio
b) Átomo de hierro, catión ferroso y catión férrico
UNIDAD 3
TABLA PERIÓDICA (T.P)
1) ¿Qué es la tabla periódica?

2) Definir:
a. Energía de ionización
b. Afinidad electrónica:
3) Explique la tendencia de variación de la energía de ionización al avanzar de arriba

hacia abajo y de izquierda a derecha en la tabla periódica
4) Dibujar un esquema de tabla periódica para cada propiedad y con flechas indicar la
tendencia de aumento de:
a. Electronegatividad
b. Carácter metálico
c. Electroafinidad
d. Radios iónicos
65
5) De acuerdo a las propiedades periódicas, ordenar los siguientes elementos de acuerdo
a tamaño de átomo creciente:
6) Li, Ca, Al, Cl, O, H, F
7) ¿Cómo se ordenan los elementos en la tabla periódica?

8) Marque con una X lo que corresponda:
a) Potasio b) Cual corresponde al símbolo C

P
Californio
Po
Cromo
Ka
Cobalto
K
Carbono
Km
Carburo
9) Colocar el nombre y el símbolo que corresponde
Bario
Ca
Berilio
Ce
Si Boro
Co Bromo
Cu Bismuto
10) Definir los siguientes términos
Grupo
Periodo
Elementos de transición
Elementos de transición interna
Elementos representativos
Metal
No metal
11) ¿El cobre de los cables es un metal o un no metal? ¿Para qué se usa y por qué?
12) ¿La barra de azufre para aliviar molestias es un metal o un no metal? ¿Conduce la
electricidad?
66
13) Indique ¿Cómo determina el grupo y el periodo al cual pertenece un elemento dado su
número atómico?
14) ¿Qué otra clasificación del sistema periódico conoce? ¿qué nombre tienen los
elementos de los grupos IA, IIA y VIIA?
15) de los siguientes pares de elementos ¿cuál es el más electronegativo y porque?

K y Cs ; Br y Cl ; Mg y Al ; P y As ; Al y Ga ; Li y Be
16) Indicar en los siguientes pares, cuál posee mayor:

a) energía de ionización : F y Cl
b) afinidad electrónica: O y O-2
Dar las razones
UNIDAD 4
ENLACE QUÍMICO
1) ¿Cuál es el significado de la covalencia? ¿qué elementos tienen mayor posibilidad

de formar compuestos covalentes?
2) Nombrar los enlaces fuertes que conoce. Explicar que sucede en cada caso con
los electrones exteriores al formarse la unión
3) Escribir las propiedades más representativas aplicables a compuestos de enlaces:

iónicos, covalentes y metálicos.
4) La unión covalentes se forma cuando:
a) Se comparten electrones aportados por un solo elemento.

b) Un átomo pierde electrones y el otro lo recibe.
c) Se comparten electrones entre dos átomos, aportando electrones cada elemento.
d) Existen iones en un compuesto.
5) Los compuestos con unión química covalente tienen, en general las siguientes
características:
a) Son a presión y temperatura normal, gases o líquidos de bajo punto de ebullición o

sólidos de bajo punto de fusión.
b) Forman moléculas.
c) No conducen la corriente eléctrica.
d) Sólo fundidos son conductores de la corriente eléctrica.
e) Todo lo anterior.
f) Nada de lo anterior.
6) En la unión covalente coordinada hay:
a) Participación de un par de electrones, aportado por un solo elemento.

b) Un átomo dador y otro receptor.
c) Coparticipación de un par de electrones, aportando cada átomo un electrón.
d) Formación de iones, ya que un átomo pierde electrones y otro lo gana.
7) Las uniones químicas se forman para que:

a) Los átomos tengan una configuración estable.
b) Los átomos adquieran la configuración electrónica de los gases raros.
c) Los átomos se encuentran rodeados de 8 electrones en su última
67
8) Para las sustancias: HF, Fe, KF y BF3, justifique:
a) El tipo de enlace presente en cada una de ella
b) ¿Qué sustancia tendrá menor punto de fusión
c) ¿Cuál o cuáles conducen electricidad en estado sólido, cual o cuales en estado
fundido y cual o cuales no la conducen en ningún caso
9) Considere los elementos de números atómicos 3 y 18:

a) Justifique que tipo de enlace presentaría el posible compuesto formado por estos 2
elementos
b) Justifique que tipo de enlace presentaría el posible compuesto formado por los
elementos z= 3 y z= 17
10) Considere los elementos de números atómicos 9 y 11:

Justifique que tipo de enlace presentaría el posible compuesto formado por estos 2
elementos
11) Dada las moléculas HCl, KFy CF4

a) Razone el tipo de enlace el tipo de enlace presente en cada una de ellas
b) Justifique cuáles son solubles en agua
12) Considere los elementos A(z= 11), B(z= 17), C (z=12) y D(z=10)
a) ¿Qué formulación de los siguientes compuestos es posible?
B2;A;D2;AB;AC;AD;BC;BD? Nómbrelos
b) Explique el tipo de enlace de los compuestos posibles
13) Considere el elemento alcalinotérreo del tercer periodo y el segundo elemento del
grupo de los halógenos:
a) ¿Qué tipo de enlace corresponde a la unión química de estos dos elementos entre
sí?
b) Indique los nombres y símbolos de ambos elementos y escriba la fórmula del
compuesto que se forma.
14) A las siguientes especies: X-, Y y Z+, les corresponden los números atómicos
17,18 y 19, respectivamente. ¿Qué tipo de enlace presenta ZX? Describa
brevemente las características de este enlace
15) Justifique si son verdadero o falso

a) Los metales alcalinos no reaccionan con los halógenos
b) Los metales alcalinos no reaccionan vigorosamente con el agua
c) Los halógenos reaccionan con la mayoría de los metales, formando sales iónicas
16) Si un elemento del grupo IA se une con un elemento del grupo VIA ¿Qué tipo de
enlace se forma y porque?
68
UNIDAD N° 5
Actividad 1: a) Obtener hidróxidos con los siguientes elementos

b) Balancear la ecuación química
c) Nombrar el compuesto de las formas conocidas
1) Bismuto (V) 4) Sodio 7) Litio 10) Magnesio
2) Níquel (III) 5) Potasio 8)Plutonio (III)
3) Platino (IV) 6)Mercurio (II) 9) Estaño (II)
Actividad 2: a) Plantear las ecuaciones químicas balanceadas que describen la formación de

los siguientes compuestos.
b) Completar la nomenclatura
1) Hidróxido de aluminio 6) Dihidróxido de cinc
2) Hidróxido de hierro II 7) Hidróxido de calcio
3) Hidróxido cuproso 8) Hidróxido de litio
4) Trihidróxido de hierro 9) Trihidróxido de cobalto
5) Hidróxido de plomo II 10) Hidróxido de bario

Actividad 3: Completar la ecuación de formación y nombrar (balancear si fuera necesario)
1)  Hg (OH)2 6)  Sn (OH)4
2)  Mn (OH)3 7)  Rb(OH)
3)  Ag (OH) 8)  Co(OH)2
4)  Cd (OH)2 9)  Ti (OH)4
5)  Cu (OH)2 10)  Bi (OH)3
Actividad 4: Completar el cuadro
Fórmula molecular Ionización Nombre del catión
Hg (OH)2
Rb(OH)
Ca (OH)2
Bi (OH)5
69
Ti (OH)4
Zn (OH)2
Pt (OH)4
Ag (OH)
Cu (OH)2
Hg (OH)
Na (OH)
Ni (OH)3
Oxoácidos
Actividad 5: a) Obtener oxácidos con los siguientes elementos

b) Balancear la ecuación química
c) Nombrar el compuesto de las formas conocidas
1) Antimonio (III) 4) Arsénico (V)
2) Boro 5) Bromo (VII)
3) Cloro (I) 6) Azufre (IV)
Actividad 6: a) Plantear las ecuaciones químicas balanceadas que describen la formación de

los siguientes compuestos.
b) Completar la nomenclatura
1) Ácido permangánico 5) Ácido telúrico
2) Ácido fosforoso 6) Ácido perbrómico
3) Ácido fosfórico 7) Ácido nitroso
4) Ácido selenioso 8) Ácido yódico
Actividad 7: Completar la ecuación de formación y nombrar (balancear si fuera necesario)
1) +  Cr O2 5) P2 O5 + 3 H2O 
2) P2 O3 + 2 H2O  6)  HIO
70
3)  H Br O 7) Se O3 
4)  H Cl O3 8) F2 O 
Actividad 8: Completar el siguiente cuadro
Fórmula molecular Ionización Nombre del anión
H N O2
H Br
H4 P2 O7
H2 S O4
H Cl O4
H2 Cr O3
H B O2
H3 P O3
HI
H Cl O3
H N O3
H As O3
H2 S O3
H Cl O
Actividad 9: Escribir las fórmulas y nombre de las sustancias que forma el

oxígeno con los siguientes elementos:
Elemento K Ca Mg Fe Fe Al Hg
N° de ox. +1 +2 +2 +2 +3 +3 +1
Fórmula
nombre
Elemento C N N S S H C
N° de ox. +4 +3 +5 +4 +6 +1 +2
Fórmula
nombre
71
Actividad10: Realice las reacciones de formación y escriba los nombres de los
siguientes óxidos:
ÓXIDO REACCIÓN DE FORMACIÓN NOMBRE
Ag2O
CuO
Na2O
FeO
ZnO
Al2O3
PbO2
Actividad 11: Escriba los nombres y las fórmulas de los siguientes anhídridos u
óxidos ácidos:
Anhídrido REACCIÓN DE FORMACIÓN NOMBRE

SO2
CO2
Cl2O3
CO
P2O3
I2O5
Actividad 12: Formule las ecuaciones ajustadas estequiométricamente de

formación de las siguientes bases:
HIDRÓXIDO REACCIÓN QUÍMICA DE FORMACIÓN

Hidróxido de sodio.
72
Hidróxido de potasio.
Hidróxido de calcio.
Hidróxido férrico
Hidróxido ferroso
Hidróxido cúprico
Actividad 13: Realizar la ionización total de las bases del ejercicio anterior
Actividad 14: Formule las ecuaciones ajustadas estequiométricamente de
formación de los siguientes ácidos:
ÁCIDO REACCIÓN DE FORMACIÓN

Ácido bromhídrico
Ácido sulfúrico
Ácido perclórico
Ácido nitroso
Ácido sulfhídrico
Actividad 15: Realizar la ionización total de los ácidos del ejercicio anterior
73
HIDRUROS:
Actividad 16: Escribir las fórmulas de las siguientes sustancias y
clasificar cada elemento usado como metal o no metal (M - NM):
a) Hidruro de calcio
b) Hidruro de litio
c) Hidruro de sodio
d) Hidruro de cobre (I)
e) Amoníaco
f) Sulfuro de hidrógeno (ácido clorhídrico)
g) Hidruro de bario
OXIDOS Y ANHIDRIDOS:
Actividad 17:
1) Clasificar los elementos dados a continuación, como metales y no

metales, (M y NM).
2) Escribir todos los óxidos que forman los elementos dados e igualar
las ecuaciones químicas.
3) Nombrar los productos obtenidos con las 3 nomenclaturas

(antigua o clásica, Stock y por atomicidad):
a) Hierro + O2 ---- k) Berilio + O2 ----

b) Carbono + O2 ---- l) Fósforo + O2 ----
c) Cesio + O2 ---- m) Plomo + O2 ----
d) Selenio + O2 ---- n) Cromo + O2 ----
e) Mercurio + O2 ---- o) Nitrógeno + O2 ----
f) Manganeso + O2 ---- p) Aluminio + O2 ----
g) Estaño + O2 ---- q) Níquel + O2 ----
h) Zinc + O2 ---- r) Hierro + O2 ----
i) Azufre + O2 ---- s) Cloro + O2 ----
j) Plata + O2 ---- t) Litio + O2 ----
Actividad 18: Escribir las fórmulas de los siguientes compuestos:
a) Bióxido de manganeso
b) Óxido férrico
c) Óxido de cobalto (III)
d) Óxido de oro (I)
e) Trióxido de wolframio
f) Óxido de manganeso (VII)
g) Pentóxido de difósforo
h) Trióxido de dicloro
i) Óxido de radio
74
j) Anhídrido nitroso
Actividad 19: Escribir las ecuaciones de formación correspondientes

a los siguientes compuestos:
a) CaO f) CO
b) SO3 g) N2O5
c) Na2O h) P2O3
d) Al2O3 i) FeO
e) CO2 j) Cu2O
HIDROXIDOS Y OXOACIDOS:
Actividad 20:
1) Escribir e igualar las reacciones con el agua, de los
compuestos obtenidos en el punto a) anterior. Nombrarlos.
2) Escribir en fórmulas e igualar las siguientes reacciones

químicas:
a) Óxido de calcio + agua = Hidróxido de calcio
b) Trióxido de azufre + agua = Ácido sulfúrico
c) Trióxido de cloro + agua = Ácido cloroso
d) Óxido de cobre (I) + agua = Hidróxido de cobre (I)
e) Anhídrido nítrico + agua = Ácido nítrico
f) Óxido áurico + agua = Hidróxido áurico
g) Anhídrido hipocloroso + agua = Ácido hipocloroso
h) Óxido de cloro (VII) + agua = Clorato (VII) de hidrógeno
3) Indicar otras formas de nombrar a los elementos del punto

anterior
4) Desarrollar las fórmulas del ítem anterior
Actividad 21. Dados los siguientes compuestos, escribir las fórmulas

correspondientes:
75
a) Ácido fosforoso
b) Ácido perbrómico
c) Ácido sulfuroso
d) Ácido ortobórico
e) Hidróxido de cadmio
f) Hidróxido de plomo (IV)
g) Ácido dicrómico
Actividad 22. Escriba el nombre de los siguientes oxoácidos:
a) HNO2 f) HNO3
b) H3PO3 g) HClO3
c) H2CO3 h) H3PO4
d) H2SO3 i) H2SO4
e) H4P2O7
Actividad 23. Escriba el nombre de los siguientes hidróxidos:

a) Fe(OH)3 f) AgOH
b) Pb( OH)4 g) Al(OH)3
c) CuOH h) Mn(OH)2
d) NH4OH i) Cr(OH)3
e) AuOH
HIDRÁCIDOS
Actividad 24. Escribir la fórmula empírica de los siguientes hidrácidos:
a) Ácido clorhídrico d) Ácido bromhídrico

b) Ácido sulfhídrico e) Ácido yodhídrico
c) Ácido fluorhídrico
Actividad 25. Iguale las siguientes ecuaciones químicas, indicando los

nombres y completando con fórmulas cuando corresponda:
a) ................ + H2O-------------> HNO2
b) Cl2+ H2-------------> .............
c) MnO3+ H2O -------------> .............
d) HNO 2+…… ....... -------------> KNO 2+ .....……...
e) .………………….. + H2O -------------> .............
f) ……… + ………. -------- > H2S
Bibliografía:
 Kennet W. Whitten; Kennet D. Gailey; Raymond E. Davis, “Química General”.
Madrid, Editorial McGraw-Hill.
 G.A. de Biasioli, “Química General”. Buenos Aires, Editorial Kapeluz.
 A. Caballero, F Ramos, “Química General”. Buenos Aires, Editorial Kapeluz
 Apuntes y Trabajos Prácticos de UTN
76

Cuadernillo de Quimica-2022

Cargado por

Copyright:

Formatos disponibles

Cuadernillo de Quimica-2022

Cargado por

Información del documento

Título original

Derechos de autor

Formatos disponibles

Compartir este documento

Compartir o incrustar documentos

Opciones para compartir

¿Le pareció útil este documento?

¿Este contenido es inapropiado?

Copyright:

Formatos disponibles

Cuadernillo de Quimica-2022

Cargado por

Copyright:

Formatos disponibles

Profesora: Iluminatti Andrea

Unidad 1: El estudio de la Química

Sustancia, elementos, compuestos y mezclas

La estructura del átomo

Partes del átomo

Unidad 3: Tabla periódica

Breve historia de la Tabla periódica

Unidad 4: Enlace Químico

Definición de enlace químico

Regla del octeto

Clasificación de los enlaces

Propiedades de compuestos iónicos y covalentes

Unidad 5: Formación de compuestos

Función Hidruros metálicos

Función hidruros no metálicos

2.1. MATERIA Es todo lo que ocupa un lugar en el espacio.

2.3. MASA: Cantidad de materia que tienen los cuerpos.

La unidad básica con qué se expresa la cantidad de masa de un cuerpo según el

2.4. VOLUMEN: Lugar que ocupa la materia en el espacio.

La unidad básica con qué se expresa el volumen de un cuerpo según el Sistema

1 L = 1000 cm3 = 1 x 103 cm3

2.5. PESO: Es la fuerza que ejerce la GRAVEDAD sobre un cuerpo.

La unidad de medida del peso es el NEWTON

La densidad de una sustancia es directamente proporcional a su masa e inversamente

Las propiedades de la materia se pueden clasificar en:

Las propiedades físicas pueden clasificarse en:

3.1.1 Propiedades Extensivas: son aquellas propiedades que dependen de la cantidad de

Son propiedades extensivas de la materia:

Las Propiedades Intensivas NO son Propiedades Aditivas, son propiedades específicas de

Son propiedades intensivas de la materia:

 Densidad: relación entre la masa y el volumen en condiciones de temperatura y

 Índice de refracción: cociente entre la velocidad de propagación de la luz en

 Temperaturas a las cuales ocurren los cambios de estados a una presión

 Punto de Fusión: temperatura a la cual coexisten en equilibrio el

 Punto de Ebullición: temperatura a la cual coexisten en equilibrio el

 Dureza de los sólidos: resistencia de un cuerpo a ser rayado o cortado.

 Tensión Superficial, referida a los líquidos, que es la cantidad de energía que

 Elasticidad: capacidad de los cuerpos de deformarse cuando se aplica una fuerza

3.2 PROPIEDADES QUÍMICAS: determinan qué cambios o transformaciones puede

Una REACCIÓN QUÍMICA es un proceso durante el cual una o varias sustancias se

Entre las propiedades químicas de la materia podemos mencionar:

4. SUSTANCIAS, ELEMENTOS, COMPUESTOS Y MEZCLAS

Se llama Estado de la Materia a la forma en que se presenta la materia en la

CARACTERÍSTICAS DE CADA ESTADO

5.1. Los sólidos

Tienen dificultad para Tienen forma

* Elasticidad: Un sólido recupera su forma original cuando es deformado. Un elástico o un

* Fragilidad: Un sólido puede romperse en muchos pedazos (quebradizo). En más de una

5.2 Los líquidos

Los Tienen forma Son

* Volatilidad, es decir, facilidad para evaporarse. Esta propiedad se aprecia claramente

Estas propiedades se presentan en mayor o menor grado en todos los líquidos.

5.3 Los gases

 Se expanden y se difunden pues sus partículas están en continuo movimiento.

Los Gases No tienen forma propia Pueden comprimirse

6. CAMBIOS DE ESTADO DE LA MATERIA

La materia es susceptible a cambios, cuando sufre variaciones en la temperatura y el

Un SISTEMA MATERIAL es una porción específica de la materia que se ha seleccionado

8.1 MEZCLAS HOMOGÉNEAS O DISOLUCIONES.