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QUÍMICA 1

Química es la ciencia que describe la materia, sus propiedades, los cambios que
experimenta y los cambios energéticos que acompañan a esos procesos.
La materia abarca todo lo tangible, desde nuestro cuerpo y los materiales que nos
rodean hasta los grandes objetos del universo. Algunos llaman a la química la ciencia
central, porque tiene como base las matemáticas y la física, y a su vez da sustento a
las ciencias de la vida, como la biología y la medicina. Para entender los sistemas
vivos completamente, primero debemos entender las reacciones químicas y los
factores que las controlan y afectan, ya que las sustancias químicas de nuestro
organismo afectan profundamente hasta nuestros pensamientos y emociones.

Materia
Materia es todo lo que tiene masa y ocupa espacio. Masa es una medida de la cantidad
de materia de una muestra de cualquier material. Todos los cuerpos se componen de
materia.

Estados de la materia
La materia se presenta en forma muy diversa; en la Tierra se presenta principalmente
en tres estados de agregación: gaseoso, líquido y sólido. Durante muchos años, el
hombre trató de explicarse las diferencias entre estos tres estados, así como los
fenómenos de evaporación, condensación, fusión y solubilidad de las sustancias. No
fue sino hasta finales del siglo xix cuando se propuso la teoría cinética, que establece
que el calor y el movimiento están relacionados con el comportamiento de las
moléculas, y explica las propiedades de los estados de la materia. Los postulados de
la teoría cinética son los siguientes:
 La materia está constituida por pequeñas partículas.
 Las partículas se encuentran en constante movimiento produciendo energía
cinética que determina la temperatura del cuerpo.
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 Las moléculas interactúan entre sí, interviniendo entre ellas fuerzas de

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atracción (cohesión) y separación (repulsión)
En los gases…
La distancia entre las moléculas es muy grande y las fuerzas intermoleculares son
despreciables. Además, las colisiones entre las moléculas y las paredes del recipiente
son perfectamente elásticas (no hay pérdida de energía).
Los gases presentan las siguientes características:
 Expansión: Llenan todo el espacio donde se encuentran.
 Forma Indefinida; adquieren la forma del recipiente que los contiene.
 Volumen Indefinido; pueden expandirse y contraerse (inclusive hasta licuarse
o convertirse en líquidos).
 Compresibilidad: Se pueden comprimir, esto es, disminuyen su volumen al
aplicárseles una fuerza.
 Densidad: Sus densidades son inferiores a las de líquidos y sólidos.
 Miscibilidad: Cuando dos o más gases que no reaccionan entre sí se mezclan,
lo hacen de una manera uniforme
En los líquidos…
La distancia entre las moléculas es pequeña, el movimiento para cambiar de lugar lo
realizan lentamente sin ocupar posiciones definidas, es decir, las fuerzas de cohesión
y repulsión se encuentran equilibradas. Por lo anterior, los líquidos presentan las
siguientes características:
 Expansión: No se expanden de manera indefinida como los gases.
 Forma Indefinida; adquieren la forma del recipiente que los contiene.
 Volumen: Presentan volumen fijo sin importar la forma del recipiente que los
contiene.
 Compresibilidad: Se comprimen ligeramente cuando ocurre algún cambio de
temperatura o presión.
 Densidad: Su densidad es mucho mayor que la de los gases.
 Miscibilidad: Un líquido se mezcla con otro si son solubles.
En los sólidos…
Las moléculas se encuentran más cercanas entre sí. La fuerza que predomina es la de
cohesión. Por tanto, las partículas no se desplazan, sino que sólo vibran en torno a
puntos fijos. Los sólidos presentan las siguientes características:
 Expansión: No se expanden cuando la temperatura varía.
 Forma: Tienen forma definida.
 Volumen: Su volumen es definido.
 Compresibilidad: No se pueden comprimir.
 Densidad Alta, mucho mayor que los gases y los líquidos.
 Miscibilidad: Se mezclan con gran lentitud, de tal manera que no se puede
apreciar. Los sólidos pueden ser cristalinos o amorfos.
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En ocasiones la materia presenta algunas formas que no pueden describirse como

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sólido, líquido o gas. Estas formas son cristales líquidos, plasma y condensado de
Bose-Einstein.
Cambios de Estado
Los sistemas materiales, pueden cambiar de un estado de agregación a otro estado con
tan sólo un cambio de temperatura o presión que surja desde el medio ambiente que
los rodea.
Por ejemplo un cuerpo sólido, por un aumento de temperatura (o disminuye la
presión), pasará al estado líquido; y si continua el aumento de temperatura (o la
disminución de la presión) pasará al estado gaseoso.
En cambio, si al cuerpo en estado gaseoso, se disminuye la temperatura (o aumenta la
presión) del ambiente, pasará al estado líquido; y si continua disminuyendo (o
aumentando la presión) cambiará al estado sólido.

GASEOSO

SOLIDIFICACIÓN

SÓLIDO LÍQUIDO
FUSIÓN

Sistemas Materiales: Homogéneos y Heterogéneos

La materia no varía en función de su forma o tamaño, sino en relación con su
composición. Por eso, desde el punto de vista químico, interesa la constitución de la
materia. Para estudiar experimentalmente la composición o cualquier propiedad de la
materia, es necesario tomar y aislar una porción limitada de la misma a partir del
medio que nos rodea. Esa porción de materia se denomina Sistema Material.
Denominamos fase a toda porción de un sistema que tiene propiedades físicas y
químicas constantes. Una fase está separada de otra por una superficie límite definida
denominada interfaz.
Un sistema en el que se puede distinguir una sola fase se denomina sistema
homogéneo; por oposición, un sistema formado por más de una fase es un sistema
heterogéneo.
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Mezclas 4
Una mezcla resulta de la combinación de dos o más sustancias puras en las que cada
sustancia conserva su propia composición y propiedades. Casi cada muestra de
materia que encontramos con frecuencia es una mezcla. El tipo de mezcla que se
distingue con más facilidad es aquella cuyas partes no son uniformes. Este tipo de
mezcla, en la que porciones distintas de muestra tienen propiedades diferentes
distinguibles, recibe el nombre de heterogénea. Algunos ejemplos que podemos
mencionar son las mezclas de sal y carbón (en la cual los dos componentes de color
diferente pueden distinguirse con facilidad a simple vista), el aire brumoso (en el cual
están suspendidas gotitas de agua) y una sopa de vegetales. Otro tipo de mezcla tiene
propiedades uniformes en todas sus partes; esta mezcla se describe como mezcla
homogénea y también recibe el nombre de solución. Entre los ejemplos que podemos
mencionar están las mezclas de sal y agua; algunas aleaciones, que son mezclas
homogéneas de metales en estado sólido; y el aire (libre de niebla o materia
corpuscular). El aire es una mezcla de gases y sus componentes principales son
nitrógeno, oxígeno, argón, dióxido de carbono y vapor de agua. Sólo hay trazas de
otros componentes en la atmosfera.
Una mezcla heterogénea siempre puede descomponerse, mediante el proceso
adecuado, en mezclas homogéneas. Los procesos necesarios para descomponer una
mezcla heterogénea son siempre de carácter físico. Estos procesos son: filtración,
disolución, decantación, flotación, tría, imantación y tamización.
Los métodos para separar los componentes de una solución se basan en las diferentes
propiedades de las sustancias que constituyen la mezcla. Cuanto más diferentes sean
las propiedades de las sustancias más simples será su separación. Por ejemplo, el agua
de mar es una solución de sales en agua y para separarlas se puede utilizar la
evaporación de manera que en el recipiente quedan dichas sales como residuo sólido.
Los componentes de una solución, formada por dos o más líquidos miscibles (que se
mezclan), se pueden separar por destilación aprovechando las distintas temperaturas
de ebullición de los líquidos que forman el sistema. Para separar los sólidos de una
solución líquida puede recurrirse al método de cristalización. Otro método de
fraccionamiento es la cromatografía.
Sustancia, compuestos y elemento…
Las sustancias puras siempre tienen composición definida e invariable, y pueden ser
elementos o compuestos. Son sustancias puras el hierro, el agua, el azúcar, la cal, pero
no el agua salada, ya que esta última es una mezcla formada por agua y sal, sustancias
que poseen características diferentes que pueden separarse por medios mecánicos.
Un elemento es una sustancia simple, elemental, que no puede descomponerse en otra
más sencilla mediante procedimientos químicos ordinarios.
Cada elemento recibe un nombre cuyo origen, en muchos casos, se remonta a la época
de la alquimia. Existen en la naturaleza o han sido sintetizados por el hombre unos
118 elementos aunque este número cambia continuamente pues se siguen obteniendo
nuevos elementos en los laboratorios de experimentación.
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Un compuesto es una sustancia pura que resulta de la unión química de dos o más
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elementos diferentes, por tanto, puede experimentar descomposición ulterior.
Son compuestos: el agua, la sal de mesa, el ácido sulfúrico, el dióxido de carbono, el
alcohol etílico, el azúcar, el benceno, el butano y cientos de miles más. Las partes de
un compuesto reciben el nombre de constituyentes; por ejemplo, los constituyentes
del agua son hidrógeno y oxígeno; los de la sal de mesa (cloruro de sodio) son el sodio
y el cloro; los del ácido sulfúrico, el hidrógeno, el azufre y el oxígeno. Las
características de los compuestos son las siguientes:
 Los elementos que los integran pierden sus propiedades originales.
 Durante su formación hay pérdida o ganancia de energía.
 La proporción de los constituyentes de un compuesto es fija.
 Sus constituyentes sólo se pueden separar por medios químicos.

Estructura atómica
Partículas subatómicas
En el estudio de la estructura atómica, primero encontraremos a las partículas
fundamentales. Los átomos y, por lo tanto, toda la materia, se componen
principalmente de tres partículas fundamentales: electrones, protones y neutrones, los
cuales son los componentes fundamentales para la estructura atómica.
Un poco de historia… A principios de 1800, el químico inglés Humphry Davy publicó
algunas de las primeras pruebas sobre la estructura atómica. Encontró que cuando
hacía pasar una corriente eléctrica a través de algunas sustancias, éstas se
descomponían. George Stoney sugirió en 1874 que los átomos llevaban consigo
unidades de carga eléctrica. En 1891, sugirió asignarles el nombre de electrones. La
prueba más convincente de la existencia de los electrones surgió de los experimentos
con tubos de rayos catódicos.
En 1886, Eugen Goldstein fue el primero en observar que un tubo de rayos catódicos
también generaba un haz de partículas con carga positiva que se desplazaba hacia el
cátodo, a las que se llamó protón. El protón es una partícula fundamental con una
carga igual en magnitud, pero opuesta en signo a la carga del electrón. Su masa es
aproximadamente 1836 veces más grande que la del electrón.
La tercera partícula fundamental, el elusivo neutrón, se descubrió hasta 1932. James
Chadwick interpretó de manera correcta los experimentos sobre el bombardeo de
berilio con partículas a de alta energía. El neutrón es una partícula sin carga cuya masa
es ligeramente superior a la del protón.
Los átomos se componen de un núcleo muy denso y muy pequeño rodeado por nubes
de electrones que se encuentran a una distancia relativamente grande del núcleo.
Todos los núcleos tienen protones; los núcleos de todos los átomos, salvo la forma
común del hidrógeno, también contienen neutrones.
El número de protones en el núcleo de un átomo determina su identidad; este número
se conoce con el nombre de número atómico de ese elemento.
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Isótopos: son átomos del mismo elemento, pero con masas diferentes; son átomos que
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tienen el mismo número de protones, pero diferente número de neutrones.
Por ejemplo, existen tres clases de átomos de hidrógeno, comúnmente llamados
hidrógeno, deuterio y tritio. (Éste es el único elemento cuyos isótopos reciben un
nombre distinto). Cada uno contiene un protón en su núcleo atómico. La forma
predominante de hidrógeno no tiene neutrones, pero cada átomo de deuterio contiene
un neutrón, y cada átomo de tritio contiene dos neutrones en su núcleo. Las tres formas
de hidrógeno exhiben propiedades químicas muy parecidas.
Número másico: El número de masa de un átomo es la suma de protones y neutrones
en su núcleo; esto es
Número de masa = número de protones + número de neutrones
= número atómico + número de neutrones
En resumen:
1. El número atómico, Z, es un entero igual al número de protones que hay en el núcleo
de un átomo de un elemento. También es igual al número de electrones de un átomo
neutro. Es igual para todos los átomos de un elemento.
2. El número de masa, A, es un entero igual a la suma del número de protones y del
número de neutrones que hay en el núcleo de un átomo de un isótopo dado de un
elemento. Éste es diferente para isótopos distintos del mismo elemento.
3. Muchos elementos se encuentran en la naturaleza como mezclas de isótopos. La
masa atómica de dicho elemento es la masa promedio de las masas de sus isótopos.
Modelo atómico de la mecánica ondulatoria y números cuánticos

Las aportaciones de Dalton, Thomson, Rutherford y Bohr tienen un gran valor en el

desarrollo del modelo atómico moderno. Según Dalton el átomo es compacto;
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Thomson dice que su naturaleza es eléctrica; Rutherford descubrió el núcleo atómico,

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y Bohr dio a conocer la existencia de órbitas o niveles estables para los electrones.
Números cuánticos
Los números cuánticos son valores numéricos que indican las características de los
electrones de los átomos. El estudio del átomo debe efectuarse con base en los últimos
adelantos científicos y, aunque el modelo actual es matemático y de alta complejidad,
se tratará de lograr su representación visual lo más fielmente posible. ¿Cómo se
distribuyen los electrones en los orbitales? Esto se explicará al describir los cuatro
números que se indican con las letras: n, l, m, s
Definiremos cada número cuántico y describiremos el intervalo de valores que puede
tomar.
1. El número cuántico principal, n, refiere el nivel de energía en el que se localiza el
electrón. Sus valores son enteros positivos del 1 en adelante.
n= 1, 2, 3, 4,…
Ahora bien, cada nivel energético puede contener un número limitado de electrones
dado por la expresión 2n2.
El nivel energético menor (n = 1) es el más pequeño y el más cercano al núcleo. Este
nivel energético puede contener máximo dos electrones. El segundo nivel energético,
que es más grande porque se encuentra más alejado del núcleo, puede contener un
máximo de 8 electrones.

2. En cada capa (definida por el valor de n, el número cuántico principal) es posible

la existencia de subcapas o subniveles distintos con una forma característica.
Mediante el número cuántico del momento angular, l, se designa un subnivel, o una
forma específica del orbital atómico que puede ocupar un electrón. Este número, l,
puede tomar valores enteros que van desde 0 hasta (n -1):
l = 0, 1, 2,…,(n -1)
Por lo tanto, el valor máximo de l, es (n -1). A cada valor de l se le da una notación
literal. Cada letra corresponde a un subnivel (subcapa) diferente y a un orbital con
forma distinta:
l= 0: s, 1: p, 2: d, 3: f,…,(n-1)
La siguiente tabla muestra los niveles energéticos y los subniveles específicos que les
corresponden.
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3. El número cuántico magnético, m, este número cuántico indica las posibles

orientaciones de un orbital atómico.
Los valores del número cuántico magnético (m) dependen de los valores del número
cuántico secundario (l). Son números enteros que empiezan con el valor de –l, pasan
por 0 y terminan en el valor de +l, esto es:
m= (-l,),…, 0,…, (+l)
Por ejemplo, cuando l= 1, que designa la subcapa p, hay tres valores permisibles de
m: -1, 0 y +1. En consecuencia, con una subcapa p están asociadas tres regiones del
espacio distintas, llamadas orbitales atómicos, los cuales se designan como orbitales
px, py y pz.
4. El número cuántico del espín, s, se relaciona con el giro o movimiento de rotación
que el electrón efectúa sobre su propio eje. Para cada serie de valores de n, l y m, s
puede tomar el valor de -1/2 o +1/2:
s= ±1/2
Los valores de n, l y m, describen un orbital atómico en particular. Cada orbital
atómico no puede alojar más que dos electrones, uno con s = + 1/2 y otro con s = -1/2.
La siguiente tabla resume lo tratado hasta ahora con respecto a los números cuánticos
y la distribución de electrones en los átomos.
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Configuración electrónica
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Principio de exclusión de Pauli
El principio de exclusión de Pauli establece que dos electrones en un átomo dado no
pueden tener iguales sus cuatro números cuánticos.
Orden del llenado de las casillas

Notación
Al elaborar las configuraciones electrónicas se emplean coeficientes, letras (s, p, d, f)
y exponentes. El coeficiente indica el número cuántico principal (nivel energético); la
letra, el subnivel, y el exponente, el número de electrones.
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Para elaborar la configuración electrónica de los átomos, se sigue el orden presentado

en el “diagrama de configuración electrónica”, estructurando cada subnivel con el
máximo de electrones permitido.

(Al sumar los exponentes se obtiene el número de electrones totales en el átomo.)

Regla de Hund
El diagrama de un átomo se hace sustituyendo los exponentes (número de electrones)
por vectores (flechas), según el principio de máxima multiplicidad de Hund, que
establece que la distribución más estable de electrones en los subniveles es aquella
que tenga el mayor número de espines paralelos. A continuación, algunos ejemplos
de diagrama orbital.
Configuración electrónica: 1s2 2s2 2p3
Diagrama orbital:
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Los tres electrones del subnivel 2p se distribuyen en los tres orbitales que les
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corresponden. Además, cuando hay 2 electrones en un orbital debe indicarse que su
sentido es opuesto (↑↓), esto significa que tienen espín (giro) opuesto.
Configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
Diagrama orbital:

Uniones Químicas
Se llama unión química a la atracción entre los átomos que origina la formación de
una molécula, y a la atracción que ejercen las moléculas entre sí.
Estructura de Lewis
El número y la distribución de electrones en las capas más externas de los átomos
determinan las propiedades químicas y físicas de los elementos, así como del tipo de
enlace químico que forman. Escribimos fórmulas de Lewis como un método gráfico
para seguir la pista de estos “electrones importantes desde el punto de vista químico”.
Los elementos representativos suelen adquirir la configuración electrónica estable de
gas noble cuando comparten electrones. Muchas fórmulas de Lewis se basan en la
idea de que los elementos representativos adquieren la configuración de gas noble en
casi todos sus compuestos.
Este enunciado suele conocerse con el nombre de regla del octeto porque la
configuración de gas noble tiene 8 e- en su capa más externa (salvo la del He, que
tiene 2 e-).
Ejemplos de la representación de la estructura de Lewis:

Las estructuras de Lewis sirven para ilustrar enlaces químicos. Ejemplo de la

representación de Lewis en una molécula:

Interacciones entre los átomos

Existen dos tipos principales de enlace:
1) El enlace iónico: es el resultado de la transferencia neta de uno o más electrones de
un átomo o grupo de átomos a otro y de las interacciones electrostáticas entre cationes
y aniones que se forman.
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2) El enlace covalente resulta de la compartición de uno o más pares de electrones

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entre dos átomos.
Los compuestos que poseen enlaces iónicos en forma predominante reciben el nombre
de compuestos iónicos. Los compuestos que se mantienen unidos por enlaces
covalentes se llaman compuestos covalentes.
La electronegatividad es la capacidad de un átomo para atraer los electrones, en un
enlace químico. La escala de electronegatividad relativa más usada la desarrolló Linus
Pauling; en esta escala se le asigna un valor de 4 al flúor, que es el elemento más
electronegativo.
Cuando la diferencia de electronegatividad, ∆E, entre dos elementos es grande, como
en un metal y un no metal, es probable que los elementos formen un compuesto por
medio de un enlace iónico (transferencia de electrones).
Ejemplo de una unión iónica representada con estructura de Lewis:

Se considera que cuando la diferencia de electronegatividad (ΔE) entre los elementos

que forman un compuesto es mayor o igual que 1,7 el compuesto es iónico (ΔE ≥ 1.7)
Un enlace covalente tiene lugar cuando la diferencia de electronegatividad, (∆E), entre
los elementos (átomos) es cero o relativamente pequeña.
Dos átomos forman un enlace covalente sencillo cuando comparten un par de
electrones, un enlace covalente doble cuando comparten dos pares de electrones y un
enlace covalente triple cuando comparten tres pares de electrones. Estos suelen
llamarse enlaces simples, dobles y triples.
Ejemplo de una unión covalente representada con estructura de Lewis:

Unión covalente polar o no polar:

Los enlaces covalentes pueden ser polares o no polares. En un enlace no polar, como
el de la molécula de hidrógeno, el par electrónico está compartido por igual entre los
dos núcleos de hidrógeno. Definimos la electronegatividad como la tendencia de un
átomo a atraer electrones hacia sí mismo en un enlace químico. Ambos átomos de
hidrógeno tienen la misma electronegatividad, lo cual significa que los electrones que
comparten son atraídos por igual hacia ambos núcleos de hidrógeno y, por lo tanto,
pasan la misma cantidad de tiempo cerca de cada núcleo. Esto es cierto para todas las
moléculas diatómicas homonucleares, como H2, O2, N2, F2 y Cl2, porque dos átomos
idénticos tienen idéntica electronegatividad. Podemos generalizar: Los enlaces
covalentes de todas las moléculas diatómicas homonucleares deben ser no polares.
Al enlace covalente polar, se le llama así porque los átomos que forman sus moléculas
están unidos mediante enlaces covalentes pero, como estos átomos son de distinta
especie y tienen electronegatividades diferentes, en el espacio del átomo más
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electronegativo se concentra una mayor densidad de cargas eléctricas negativas,

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formándose un polo negativo en contraste con el polo opuesto, que es positivo.
Por ejemplo, al formarse el cloruro de hidrógeno (HCl), la diferencia de
electronegatividad (0,9) es lo suficientemente grande para que del lado del cloro se
forme un polo parcialmente negativo (δ–) y en el lado del hidrógeno otro polo
parcialmente positivo (δ+), ya que el cloro atrae con más fuerza a los electrones del
enlace. (El símbolo δ indica una separación parcial de cargas.)

Aunque el límite es arbitrario, se considera que un compuesto es predominantemente

covalente polar cuando su ∆E < 1,7 y > 0,5
Existe otro tipo de enlace llamado covalente coordinado, en el cual los átomos que
se combinan comparten electrones, pero ambos electrones, necesarios para formar el
enlace, son proporcionados solamente por uno de los átomos.
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Formación de compuestos 14

Metal No Metal

+ H2 + O2 + O2 + H2

Hidruro Hidruro no
metálico metálico

Óxido básico Óxido ácido En agua

Hidrácido

+ H2O + H2O

HIDRÓXIDO ÁCIDO Oxácido

SAL + H O
2

Óxidos
Los óxidos son compuestos binarios formados por el oxígeno y otro elemento. Si ese
otro elemento es un metal, se trata en general de un óxido básico (OB). Si el elemento
es un no metal, se trata de un óxido ácido (OA) o anhídrido.
Para nombrar los OB de la manera tradicional, si el metal tiene un solo número de
oxidación, decimos: óxido de ………… (el metal); si tiene dos números de oxidación,
puede formar dos óxidos, en ese caso, para el compuesto con el menor número de
oxidación, se agrega el sufijo oso a la raíz de nombre del metal precedido de la palabra
óxido. Para el compuesto con el mayor número de oxidación, se agrega el sufijo ico a
la raíz del nombre del metal precedido de la palabra óxido. Ejemplos:
Na2O óxido de sodio FeO óxido ferroso Fe2O3 óxido férrico
Existen otras maneras de nombrar estos compuestos y es utilizando los numerales de
Stock o según la IUPAC.
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La nomenclatura con numerales de Stock es muy sencilla, al igual que para la N.T
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usamos la palabra óxido y luego se coloca el nombre del metal y por último, entre
paréntesis y en número romano, el número de oxidación con el que el metal formó el
óxido. Por ejemplo el óxido ferroso recibirá el nombre de óxido de hierro (II) y el
óxido férrico el nombre óxido de hierro (III).
La nomenclatura por IUPAC tiene en cuenta el número de átomos en el compuesto
formado y utiliza prefijos.

Así, el FeO recibirá el nombre Monóxido de hierro y el Fe2O3 Trióxido de dihierro.

Para nombrar a los anhídridos de la manera tradicional, si el metal tiene dos números
de oxidación, es similar a la de los óxidos básicos; pero si tiene más números de
oxidación, se utilizan prefijos y sufijos anteponiendo la palabra anhídrido, según:
hipo………oso, ………….oso, ………….ico, per…………..ico.
Ejemplo: El cloro es un no metal que tiene los números de oxidación 1, 3, 5, y 7,
entonces los compuestos se llamarán: anhídrido hipocloroso, cloroso, clórico y
perclórico respectivamente.
Al igual que los OB los OA también pueden ser nombrados utilizando numerales de
Stock y según la IUPAC, y de manera similar. Ejemplo: Cl2O NT: Anhídrido
hipocloroso; NS: Óxido de Cloro (I); NI: Monóxido de dicloro.
Hidruros
El hidrógeno presenta la peculiaridad de poder ceder con facilidad su único electrón,
pero también tiene la capacidad de captar un electrón de otro átomo para presentar
estructura del gas helio. A estas combinaciones de H con cualquier otro elemento se
las denominan hidruros, y pueden ser hidruros metálicos y no metálicos.
Hidruros metálicos: son compuestos formados por un metal e hidrógeno, dónde el
hidrógeno actúa siempre con número de oxidación -1. Su fórmula general es:
MHx  Dónde M: metal y x: el número de oxidación del metal.
Nomenclatura: en el sistema tradicional se utiliza la palabra hidruro y se agrega el
nombre del metal con los prefijos –oso o –ico con las reglas generales para esta
nomenclatura. Para la NS y NI se utilizan las reglas generales con la palabra hidruro
como nombre genérico.
Ejemplo: PbH4 - NT: Hidruro plúmbico; NS: Hidruro de plomo (IV); NI: Tetrahidruro
de plomo.
Hidruros no metálicos e hidrácidos
Los hidrácidos (compuestos binarios ácidos) e hidruros no metálicos son compuestos
formados entre el hidrógeno y un no metal de los grupos 16 y 17 (anfígenos y
halógenos respectivamente). Los elementos de estas dos familias que pueden formar
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hidrácidos e hidruros no metálicos son: S, Se, Te, F, Cl, I y Br, que por lo general
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trabajan con el menor número de oxidación, -2 para los anfígenos y -1 para los
halógenos.
 Hidruros no metálicos: son solos que se encuentran en estado gaseoso y se
obtienen según la siguiente ecuación:

Nomenclatura: se nombran agregando al no metal el sufijo –uro y la palabra

hidrógeno precedido de la silaba “de”. El nombre del HCl (g) es Cloruro de
Hidrógeno.

 Hidrácidos: provienen de disolver en agua a los hidruros no metálicos y por

esa misma razón son estos los que se encuentran en estado acuoso.

Nomenclatura: se nombran con la palabra ácido, como nombre genérico, y

como nombre específico se escribe el nombre del no metal y se le agrega el
sufijo –hídrico. En nombre del HCl será ácido clorhídrico.
Hidróxidos
Son compuestos ternarios que se pueden formar a partir de un óxido básico con agua.
Para nombrar los hidróxidos cambiamos la palabra óxido por la de hidróxido
correspondiente. Ejemplos:

Oxácidos
Son compuestos ternarios que se pueden formar a partir de un anhídrido con agua.
Obedece a la fórmula general:

Los oxoácidos se obtienen según la siguiente ecuación química:

Anhídrido + H2O Oxácido (oxoácido)

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Nomenclatura: en el sistema tradicional se los nombra con las reglas generales para
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los anhídridos sustituyendo la palabra anhídrido por ácido. Ejemplo:

Para NS se nombra al no metal con el sufijo –ato, luego el número de oxidación del
no metal y por último se agrega “de hidrógeno”.
Ejemplo: HNO2: Nitrato (III) de hidrógeno.
Para NI se indica el número de átomos de oxígeno con el prefijo correspondiente (di,
tri, tetra…) seguido de la palabra “oxo” unida al nombre del no metal y el sufijo –ato,
por último se agrega al nombre las palabras “de hidrógeno”.
Ejemplo: HNO2: ácido dioxonitrato de hidrógeno.
Casos particulares:
Ciertos anhídridos pueden formar hasta tres oxácidos distintos dependiendo de
cuantas moléculas de agua se agreguen por molécula de anhídrido. En otras palabras,
en ciertos oxácidos especiales, un solo “no metal” con un solo número de oxidación
puede formar tres oxácidos. Estos no metales son el boro, fósforo, silicio, arsénico y
el antimonio. Para diferenciar a estos oxácidos en el sistema tradicional se utilizan tres
prefijo dependiendo de cuántas moléculas de agua se agregan por cada una de
anhídrido. Estos son:
 Meta-… (1 molécula de agua)
 Piro-… (2 moléculas de agua)
 Orto-… (3 moléculas de agua) este prefijo se puede omitir.
Ejemplos:
 P2O5 + H2O  HPO3 Ácido metafosfórico
 P2O5 + 2 H2O  H4P2O7 Ácido pirofosfórico
 P2O5 + 3 H2O  H3PO4 Acido ortofosfórico o ácido fosfórico
Sales Neutras
Las Oxosales surgen de la combinación de un hidróxido y un oxácido de acuerdo con
la siguiente ecuación:
Oxácido + Hidróxido  Oxosal + H2O
En éstas el ácido proporciona el anión y el hidróxido el catión, dando como resultado
un compuesto eléctricamente neutro. Se pueden obtener sales binarias si se utiliza un
hidrácido, la manera de obtener una u otra sal es similar.
Nomenclatura: Las sales que provienen de ácidos terminados en OSO, cambian este
sufijo por ITO; y las que provienen de ácidos terminados en ICO, lo cambian por
ATO. Para nombrar al catión: si tiene un único estado de oxidación se mantiene la
terminación –oso e –ico.
 INSTITUTO SUPERIOR DEL PROFESORADO DE SALTA N°6005
PROFESORADO DE EDUCACIÓN SECUNDARIA EN BIOLOGÍA

Ejemplo:
18
Hidróxido férrico + Ácido hipocloroso  Hipoclorito férrico + Agua
En la sal formada por hidrácidos, se cambia el sufijo –hídrico del no metal por –uro.
Así la sal formada por el Hidróxido de Sodio + Ácido Clorhídrico se llamará Cloruro
de Sodio.