2. Conceptos básicos
Química: es la ciencia que estudia la composición, estructura, propiedades y cambios en la materia; y su relación con la
energía.
Materia: es todo lo que ocupa un lugar en el espacio y tiene masa, volumen, inercia, etc.
Energía: es la capacidad de un cuerpo para realizar un trabajo
Átomo: es al partícula más pequeña que podemos obtener de un elemento sin que este pierda sus características elementales.
Ordinariamente decimos que él átomo a su vez está constituido por 3 subpartículas:
 Protones: carga positiva, se encuentra en el núcleo del átomo.
 Electrones: carga negativa, se encuentra girando en orbitas alrededor del núcleo.
 neutrones: sin carga, se encuentra en el núcleo atómico.
Molécula: es la unión de dos o más elementos.
Ley de la conservación de la materia: La materia no se crea ni se destruye sólo se transforma.
Sustancia: es una forma de materia que tiene composición definida (constante) y propiedades distintivas.

3. Clasificación de la materia
Mezcla: es una combinación física de dos o más sustancias en la que estás conservan sus propiedades distintivas.
Mezclas homogéneas: la composición de la mezcla es uniforme.
Mezcla Heterogénea: la composición de la mezcla No es uniforme.
Elemento: sustancia que no se puede separar en otras más sencillas por métodos químicos.
Compuesto: sustancia formada por átomos de dos o más elementos unidos químicamente en proporciones fijas.

4. Estados de agregación de la materia
Al menos en principio, todas las sustancias pueden existir en tres estados: sólido líquido y gaseoso. Aunque actualmente
sabemos de por lo menos otros dos estados que son el plasma y el condensado de bose-einstein.

5. Cambios de la materia
Cambios Físicos: Es aquel en el que la materia sólo cambia su forma, su tamaño, su estado de movimiento o de agregación.
Ejemplo:
Cambios Químicos: la materia experimenta una variación en su composición, lo que da origen a la formación de nuevas
sustancias con propiedades diferentes.
Cambio Nuclear: cambia la estructura de la materia a nivel atómico.

6. Propiedades de la materia
En general podemos decir que toda la materia presenta dos tipos de propiedades medibles:
a) Generales o Extensivas: son aquellas que dependen de la cantidad de materia considerada y son aditivas. Como la
longitud, el volumen y la masa.
b) Particulares o intensivas: son aquellas en las que su valor medio no depende de la cantidad de la materia que se
considere, no so aditivas, y por ser propiedades particulares nos sirven para identificar y caracterizar una sustancia. Pueden
ser Físicas o Químicas.
 Propiedades Físicas: son aquellas que se pueden observar cuando no existen cambios en la composición de la
sustancia y no dependen de su cantidad.
 Propiedades Químicas: son aquellas cuando la sustancia experimenta un cambio en su composición.

8. Evolución del modelo atómico
Concepto antiguo:
Hace aproximadamente 2500 años, filósofos griegos reflexionaban acerca de la materia y de su composición. Leucipo y
Democrito; creyeron que el universo estaba formado por partículas comunes diminutas e indivisibles a las que llamaron
“átomos”
A= sin
Tomos= División
Modelo atómico de Dalton:
En 1808. “El átomo es una esfera sólida”. Afirmó otra vez que las sustancias están formadas por átomos, y que los átomos
de cada elemento tienen peso y tamaño parecidos. Se imaginó a los átomos como pequeñísimas esferas compactas,
indivisibles e indestructibles.
Modelo atómico de Thomson:
En 1897. (Pudín de pasas). Dedujo que el átomo debía de ser una esfera de materia cargada positivamente, en cuyo interior
estaban incrustados los electrones negativos. Su modelo se asemeja a un budín de pasas.
Modelo atómico de Rutherford:
En 1911. (Sistema solar en miniatura). Descubre el núcleo atómico; dedujo que el átomo debía estar formado por una
corteza con los electrones girando alrededor de un núcleo central cargado positivamente (protones).
Modelo atómico de Bohr:
En 1913. Los electrones giran alrededor del núcleo en niveles de energía bien definidos; pudiendo emitir o absorber
radiación electromagnética, si cambia de un nivel inferior a otro superior de distinta energía. (En 1932, Chadwick realizó un
descubrimiento fundamental en el campo de la ciencia nuclear: descubrió la partícula en el núcleo del átomo que pasaría a
llamarse neutrón,1 partícula que no tiene carga eléctrica).

9. Modelo atómico de Schrodinger:
En 1927. (Nube de electrones). Supone que el núcleo del átomo está rodeado por una nube tenue de electrones, pero a
diferencia del modelo de Bohr, no le atribuye al electrón trayectorias definidas, sino que describe su localización en
términos de probabilidad. lo que dio origen a los números cuanticos y al modelo atómico actual.

10. Tabla periódica
Hacia el año 1830 se habían identificado aproximadamente 55 elementos y se intentaban diferentes maneras de clasificarlos.
El resultado de estos trabajos es lo que hoy conocemos como tabla periódica.
La taba periódica actual se originó principalmente por el trabajo del químico ruso Dimitri Ivanovich Mendeleev, quien
publicó su trabajo en 1869, En la tabla de Mendeleev los elementos estaban dispuestos principalmente en orden de peso
atómico creciente, Mendeleev dejó huecos en su tabla, pero él vio éstos espacios no como un error, sino que éstos serían
ocupados por elementos aun no descubiertos, e incluso predijo las propiedades de algunos de ellos.
Después del descubrimiento del protón, Henry G. J. Moseley, físico británico, determinó la carga nuclear de los átomos y
concluyó que los elementos debían ordenarse de acuerdo a sus números atómicos crecientes, de está manera los que tienen
propiedades químicas similares se encuentran en intervalos periódicos definidos, de aquí se deriva la actual ley periódica:
"Los elementos están acomodados en orden de sus número atómicos crecientes y los que tienen propiedades químicas
similares se encuentran en intervalos definidos."
Periodos, grupos, familias, bloques y clases de elementos en la tabla periódica.
PERIODOS.- Son los renglones o filas horizontales de la tabla periódica. Actualmente se incluyen 7 periodos en la tabla
periódica.
GRUPOS (familia).- Son las columnas o filas verticales de la tabla periódica. La tabla periódica consta de 18 grupos. Éstos
se designan con el número progresivo, pero está muy difundido el designarlos como grupos A y grupos B númerados con
números romanos.
CLASES.- Se distinguen 4 clases en la tabla periódica:

11. ELEMENTOS REPRESENTATIVOS: Están formados por los elementos de los grupos "A".
ELEMENTOS DE TRANSICIÓN: Elementos de los grupos "B", excepto lantánidos y actínidos.
ELEMENTOS DE TRANSICIÓN INTERNA: Lantánidos y actínidos.
GASES NOBLES: Elementos del grupo VIII A (18)
En la tabla periódica los elementos se encuentran divididos por una línea diagonal escalonada (derecha T.P.). Lo elementos
que se encuentran a la izquierda de la línea son Metales; los que se encuentran a la derecha de la línea son No-metales;
Algunos elementos que se encuentran próximos a la línea escalonada son metaloides (semimetales); es decir elementos con
propiedades intermedias entre metales y no metales.
Gurpo 1-A: Metales alcalinos: con excepción del Hidrogeno, sus soluciones en agua son alcalinas (básicas).Son metales
blandos, de color gris-plateado, que se pueden cortar fácilmente. Presentan densidades muy bajas y son buenos conductores
del calor y la electricidad. Reaccionan de inmediato con agua y oxigeno, es por eso que se almacenan bajo aceite mineral o
queroseno.
Gurpo 2-A: Metales alcalinotérreos: se extraen de los minerales de la Tierra y también producen soluciones alcalinas,
excepto el berilio. Presentan puntos de fusión y densidades un poco más elevados que los metales alcalinos, además de ser
menos reactivos.
Metales de transición: Elementos de los grupos "B", excepto lantánidos y actínidos. Tienen puntos de fusión y de
ebullición más elevados que los metales alcalinos y alcalinotérreos. Además su reactividad es menor.
Metales de transición interna: Lantánidos y actínidos. Son blandos y maleables. Se emplean en piedras de encendedor,
láseres, agentes colorantes para el vidrio y compuestos que producen el intenso color rojo que se requiere para los
cinescopios de televisión.

12. No metales: La mayoría no conducen la electricidad, conducen muy poco el calor, y en estado sólido son quebradizos.
Muchos son gases a temperatura ambiente. De varios colores no lustrosos. Sus electrones de valencia están fuertemente
unidos.
Metales: Poseen brillo metálico, los sólidos se deforman con facilidad, buenos conductores del calor y la electricidad, los
electrones de valencia no están fuertemente unidos.
Metaloides: No conducen la electricidad tan bien como un metal, pero lo hacen algo mejor que un no-metal.
Grupo 17-A: Halógenos: porque todos ellos forman sales, similares al cloruro de sodio y reaccionen vigorosamente con los
metales alcalinos y también con otros metáles.
Gurpo 18-A: Gases nobles: Son los menos reactivos.

14. Números cuánticos
¿Cuál es la importancia de los números cuánticos?
Comprender el comportamiento del átomo en su tamaño, forma y espacio.
Los número cuánticos son el resultado de la ecuación de Schrodinger, y la tabulacion de ellos nos indica la zona atómica
donde es más probable encontrar un electrón.
Se representan por las letras: n, l, m, s
El número cuántico principal (n): describe el tamaño del orbital. Es decir; indica el nivel en el que se encuentran los
electrones. Puede tomar cualquier valor entero empezando desde 1: n=1, 2, 3, 4, etc.
Se puede determinar su nivel de energía total con la fórmula: 2(n)2
Ejemplo: n=2 sustituímos: 2(2)2
= 8 electrones
El número cuántico secundario (l): describe la forma del orbital atómico. Es decir; describe el subnivel en el que se
encuentran los electrones. Puede tomar valores naturales desde 0 hasta n-1 (siendo n el valor del número cuántico principal).
Por ejemplo si n=5, los valores de l pueden ser: l= 0, 1 ,2, 3, 4.
Formas geométricas (l = n-1) de los orbitales:
l = 0 = s (sharp)
l = 1 = p (principal)
l = 2 = d (diffuse)
l = 3 = f (fundamental)
l = 4 = g
l = 5 = h
l = 6 = i
El número cuántico magnético (m), determina la orientación espacial del orbital. Su fórmula es: m= +/- 1
Es decir sus valores son todos los enteros entre -1 y +1 incluyendo al cero.

15. El número cuántico de espín (s), Indica el giro del electrón sobre su propio eje. Sólo puede tomar dos valores: +1/2 y -1/2.
Y ¿Qué es un orbital?
Es la región del átomo donde es más probable encontrar el electrón.
Síntesis del tema

16. Configuración electrónica:
Son las representaciones de la distribución de los electrones en el átomo, según sus números cuánticos y atómicos.
La configuración electrónica de un átomo se obtiene siguiendo unas reglas:
1. Conocer el número atómico del elemento en cuestión.
2. Ubicar los electrones en cada uno de los niveles de energía, comenzando desde el nivel más bajo.
3. Respetar la capacidad máxima de cada subnivel (s=2e, p=6e, d=10e f= 14e).
4. Verificar que la suma de los electrones sea igual al número atómico.

17. Para recordar el orden de llenado de los orbitales se aplica el diagrama de Möeller:
Finalmente la Configuración queda de la siguiente manera:
2 4 10 12 18 20 30 36 38 48 54 56 70 80 86 88 102 112 118
1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d10
4p6
5s2
4d10
5p6
6s2
4f14
5d10
6p6
7s2
5f14
6d10
7p6
He Ne Ar Kr Xe Rn

18. PRINCIPIO DE AFBAU (del Alemán Aufbau que significa construcción): sólo se pueden ocupar los orbitales con un
máximo de dos electrones, en orden creciente de energía orbital: Es decir “los orbitales de menor energía se llenan antes
que los de mayor energía”.
Regla de exclusión de Pauli: Esta regla nos dice que en un estado cuántico sólo puede haber un electrón, es en este caso
donde salen los valores del espín o giro de los electrones que es:+1/2 y -1/2.
Es decir, “en un orbital pueden haber hasta dos electrones de espin opuesto”.
Principio de la máxima multiplicidad o de Hund: Para orbitales de igual energía, la distribución más estable de los
electrones, es aquella que tenga mayor número de espines paralelos. Es decir; los electrones se ubican de uno en uno en cada
orbital y luego se completan con el segundo electrón con espin opuesto.

19. Configuración estándar: Se representa la configuración electrónica considerando la configuración estándar (la que se
obtiene del rayado electrónico). Recuerda que los orbitales se van llenando en el orden en que aparecen.
Configuración condensada Los niveles que aparecen llenos en la configuración estándar, se pueden representar con un gas
noble (elemento del grupo VIII A ) , donde el número atómico del gas , coincida con el número de electrones que llenaron el
último nivel. Los gases nobles son (He , Ne, Ar , Kr , Xe y Rn).
Configuración desarrollada Consiste en representar todos los electrones de un átomo , empleando flechas para simbolizar
el spin de cada uno. El llenado se realiza respetando el principio de exclusión de Pauli y la Regla de máxima multiplicidad
de Hund
Configuración semidesarrollada Esta representación es una combinación entre la configuración condensada y la
configuración desarrollada . Aquí solo se representan los electrones del último nivel de energía.
La representación de las 4 configuraciones para el 24 Cr, son :

21. Ejemplos:
Determina la configuración electrónica estándar, condensada, desarrollada o gráfica, los números cuánticos y el periodo o
grupo para cada uno de los siguientes elementos:
Mg12
: 1s2
2s2
2p6
3s2
ó [Ne]3s2
3 0 0 -1/2
n l m s
S 3 2A
Bloque Periodo Grupo
n: nivel de energía (coeficiente) más alto.
L: Último subnivel que se forma. s=0, p= 1, d= 2, f= 3.
m: va de la mano con sping ya que al llenar la configuración
gráfica determinamos su valor de acurdo a los electrones
llenados en los orbitales m:-l, 0, l
S: es el spin ½ electrón arriba; -1/2 electrón abajo.
Bloque: Último subnivel que se forma: Es el subnivel en el
cual termina la configuración.
Periodo: Nivel de energía más externo (coeficiente más alto):
Grupo: Número de electrones presentes en el último nivel de
la configuración electrónica los de valencia.

22. S16
: 1s2
2s2
2p6
3s2
3p4
ó [Ne] 3s2
3p4
Mn25
: 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d5
ó [Ar] 4s2, 3d5
3 1 -1 -1/2
n l m s
P 3 Bloque p columna 4: 6a
Bloque Periodo Grupo
4 2 2 +1/2
n l m s
d 4 Bloque d columna 5: 6b
Bloque Periodo Grupo

23. Nd25
: 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d10
4p6
5s2
4d10
5p6
6s2
4f4
ó [Xe]6s2, 4f4
6 3 0 +1/2
n l m s
f 6 Bloque f columna 4: 3b
Bloque Periodo Grupo

24. PROPIEDADES PERIÓDICAS
a) Radio atómico.- Es la distancia existente del núcleo de un átomo a su electrón más lejano.
Para los grupos o familias el radio atómico aumenta de arriba hacia abajo; para los elementos que forman un periodo
disminuye ligeramente de izquierda a derecha.
b) La carga nuclear efectiva ( Z*).- Es la fuerza con la cual el núcleo positivo atrae a los electrones de la capa de
valencia.
c) En un grupo disminuye de arriba hacia abajo y aumenta a lo largo de un periodo de izquierda a derecha.
d) Efecto pantalla.- Es el efecto de interferencia que originan los electrones interiores entre la fuerza de atracción del
núcleo y los electrones de valencia.
Aumenta para los elementos de un grupo de arriba hacia abajo y permanece igual a lo largo de un periodo.
e) Energía de ionización o potencial de ionización.- Es la energía que requiere un átomo gaseoso en estado basal para
perder totalmente un electrón.
Aumenta para los elementos de un periodo de izquierda a derecha y disminuye para los elementos de un grupo de
arriba hacia abajo.
f) Afinidad electrónica.- Es la cantidad de energía que se desprende o absorbe por la adición de un electrón al átomo
neutro gaseoso de un elemento para producir un ión negativo.
Es mayos para los elementos no metálicos y es muy grande para los que se encuentran en grupo próximos a los gases
nobles.

25. g) Electronegatividad.- Es la fuerza con la cual un átomo atrae al par de electrones que forman el enlace.
Disminuye a lo largo de un grupo de arriba hacia abajo y aumenta en un periodo de izquierda a derecha.

26. ENLACES QUÍMICOS
Los enlaces químicos, son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos.
Cuando los átomos se enlazan entre si, ceden, aceptan o comparten electrones. Son los electrones de valencia quienes
determinan de qué forma se unirá un átomo con otro y las características del enlace.
Regla del octeto.
Los elementos al combinarse unos con otros, aceptan, ceden o comparten electrones con la finalidad de tener 8 electrones en
su nivel más externo, esto es lo que se conoce como la regla del octeto. El último grupo de la tabla periódica VIII A (18),
que forma la familia de los gases nobles, son los elementos mas estables de la tabla periódica. Esto se deben a que tienen 8
electrones en su capa más externa, excepto el Helio que tiene solo 2 electrones, que también se considera como una
configuración estable.
ENLACE IONICO:
Este tipo de enlace se efectúa entre metales y no metales por transferencia de electrones del átomo metálico al más
electronegativo (el no metálico). En esta transferencia se forman iones que después se atraen fuertemente por diferencia de
cargas eléctricas. Ejem: NaCl, CaFe, K2O, BaS.
Características:: Son sólidos a temperatura ambiente, ninguno es un liquido o un gas. Son buenos conductores del calor y la
electricidad. Tienen altos puntos de fusión y ebullición. Son solubles en solventes polares como el agua

27. ENLACE COVALENTE:
En este tipo de unión, un átomo puede completar su capa externa compartiendo electrones con otro átomo. Se presenta entre
átomos de elementos “no metálicos”.Ejem: CH4
Características:: pueden presentarse en cualquier estado de la materia. Son malos conductores del calor y la electricidad.
Tienen punto de fusión y ebullición relativamente bajos. Son solubles en solventes polares como benceno, tetracloruro de
carbono, etc., e insolubles en solventes polares como el agua.

28. ENLACE METÁLICO:
Sus átomos están fuertemente unidos, impidiendo su fácil desplazamiento, sin embargo sus electrones de valencia (los más
externos) dejan de pertenecer a estos formando un mar de electrones dinámicos; estos se mueven con libertad por la red
metálica y mantienen unidos a los cationes y aniones. Son muy electropositivos.
Características: Alta conductividad térmica y eléctrica, Brillo metálico, Maleabilidad (laminados, estiraje, doblado),
Ductilidad (hilos, alambres), Puntos de fusión y ebullición generalmente elevados, Dureza.
PUENTE DE HIDROGENO
Se presenta cuando un átomo de hidrogeno unido en forma covalente con un átomo electronegativo (oxígeno) se enlaza con
otr electronegativo que tiene pareas de electrones libres. (fluor, nitrogeno, oxígeno.).
 Puntos de fusión y ebullición elevados
 Líquidos de alto poder de disociación de los cristales iónicos.

29. NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGÁNICOS
INTRODUCCIÓN:
Se encarga del estudio integrado de la formación, composición, estructura y reacciones químicas de los compuestos que no
poseen enlaces carbono-hidrógeno, porque éstos pertenecen al campo de la química orgánica. Estas sustancias se identifican
mediante un nombre establecido por un sistema definido y universal dado por la Unión Internacional de Química Pura y
Aplicada (UIQPA) y conocido con el nombre de nomenclatura. La Nomenclatura, es la parte de la química que estudia
las reglas que se siguen para dar nombre a los diversos compuestos.
Se aceptan tres tipos de nomenclatura:
a) Sistemática: Indica el número de átomos de cada elemento con los prefijos: mono, di, tri, tetra, penta… etc.
Ejemplo: Monóxido de carbono, Dióxido de carbono, etc.
b) Stock: escribe primero el tipo de compuesto y luego el nombre del elemento seguido de su estado de oxidación.
Ejemplo: Oxido de cobre (I), Anhídrido de carbono (II), etc.
c) Tradicional: escribe el tipo de compuesto utilizando los prefijos y sufijos según los estados de oxidación.
Ejemplo: óxido cúprico, anhídrido perclórico, etc.
Dado que en la naturaleza existen sustancias químicas que manifiestan propiedades similares al reaccionar ante ciertos
reactivos, se les puede reunir en un grupo o especificación común llamada “grupo funcional” o “función química”:
Para poder entender y aplicar el conjunto de normas de formulación y nomenclatura química inorgánica resulta
imprescindible partir de algunos conocimientos básicos como son:
Conocer perfectamente los símbolos de TODOS los elementos químicos.
Conocer la tabla periódica y el orden de su electronegatividad.
Conocer lo Números de Oxidación más usuales de los elementos principales.

31. Electronegatividad:
Es una medida de la capacidad de un átomo para atraer los electrones involucrados en sus enlaces químicos con otros
átomos cuando forma una molécula. Es relativa porque sólo puede medirse con respecto a otro elemento. La
electronegatividad en la tabla periódica es más fuerte hacia la derecha y arriba.
Número de oxidación:
Es un número entero positivo o negativo que indica el número de electrones que aporta un determinado átomo en sus
uniones con otro u otros átomos en las moléculas. Es positivo (+) cuando el átomo considerado tiende a ceder electrones
(menos electronegativo); Y es negativo (-) cuando el átomo considerado atrae los electrones (es más electronegativo).
Existen una serie de reglas y criterios arbitrarios para asignar este número de oxidación. Como:
El número de oxidación de un elemento sin combinar es cero.

32. En la fórmula de un compuesto la suma de los números de oxidación negativos y positivos es de cero.
En un compuesto los elementos más electronegativos tienen carga negativa y los menos electronegativos tienen carga
positiva.
El número de oxidación del Hidrogeno es +1 cuando se combina con elementos no metálicos y -1 cuando se combina
con elementos metálicos.
El número de oxidación del Oxigeno es de -2 pero hay excepciones.
La tabla periódica es una gran guía ya que muchos números de oxidación están en función al grupo al que pertenecen:
Grupos IA IIA IIIA IVA VA VI VII
Números
de
oxidación
+1 +2 +3 +4 +5 +6 +7
+2 +3 +4 +5
-2 +1 +2 +3
-4 -3 -2 +1
-1
Óxidos
El oxígeno se combina con el resto de los elementos de la tabla periódica para formar compuestos llamados óxidos. Con los
metales forma óxidos metálicos, y con los no metales óxidos no metálicos, también conocidos como anhídridos.
Óxidos metálicos: MO
Los óxidos metálicos resultan de la unión de un metal con el oxígeno. El número de oxidación del oxígeno en este caso es de
-2.
Nomenclatura: Para nombrar a estos compuestos se antepone la palabra óxido seguida del nombre del metal.
Formulación: Se escribe el símbolo del elemento que forma el óxido y el símbolo del oxígeno con sus respectivos números
de oxidación encima de cada símbolo; se intercambian estos números como subíndices del otro; (nunca se escribe el
subíndice 1); Si se puede se simplifican.
Ejemplo:

33. Oxido de Aluminio
Al +3
+ O – 2
Al2O3
Otras formas para nombrarlos son:
Utilizando la nomenclatura stock en la cual se empieza escribiendo la palabra óxido, la preposición de seguida del
nombre del metal y entre paréntesis el número romano que indica su número de oxidación. Ejemplo:
Óxido de fierro (II) Fe2O2 → FeO
Óxido de fierro (III) Fe2O3
Es común nombrarles por el sufijo correspondiente a su numero de oxidación: Mono=1, Di= 2, Tri= 3 etc. Ejemplo:
Fe2O3 → Trioxido de difierro
También se utilizan los sufijos oso para el N.O. menor e ico para el N.O. mayor
Ejemplos:
Na+1
+ O-2
→ Na2O Oxido de Sodio
Li+1
+ O-2
→ Li2O Oxido de Litio
Ca+2
+ O-2
→ CaO Oxido de Calcio
Fe+3
+ O-2
→ Fe2O3 Oxido férrico ó de Fierro III ó Trioxido de difierro
EJERCICIOS:
ESCRIBE LA FÓRMULA O LOS NOMBRES DE LOS SIGUIENTES ÓXIDOS:
1. Óxido de plata
2. Óxido de torio
3. Óxido de talio ( III )
4. Óxido plúmbico
5. Óxido de zirconio
6. Óxido antimónico

34. 7. Óxido cúprico
8. BaO
9. PtO
10.Sc2O3
Otros ejemplos:

35. Óxidos no metálicos o Anhídridos: XO
Resultan de la unión de un no mental más el oxígeno.
Nomenclatura: Para nombrar a estos compuestos se antepone la palabra Anhídrido seguida del nombre del no metal
(aunque como en los ejemplos anteriores constatamos también pueden nombrarse como los óxidos metálicos).
Algunos no metales pueden tener más de dos números de oxidación, para designar éstos se consideran sus grupos y la
siguiente tabla:
Ejemplos:
CO2 Anhídrido carbónico
SO2 Anhídrido sulfuroso
SO3 Anhídrido sulfúrico
P2O3 Anhídrido fosforoso
P2O5 Anhídrido fosfórico
Cl2O Anhídrido Hipocloroso
NOMBRE III IV V VI VII
Hipo ______oso
1 2 1
_______oso
1 2 3 4 3
_______ ico
3 4 5 6 5
Per______ico
7

36. Cl2O3 Anhídrido cloroso
Cl2O5 Anhídrido clorito
Cl2O7 Anhídrido Perclorico
CO Monóxido de carbono
CO2 Dioxido de carbono o Anhídrido carbónico
EJERCICIOS
ESCRIBE LA FÓRMULA O LOS NOMBRES DE LOS SIGUIENTES ANHÍDRIDOS:
1) Anhídrido yodoso
2) Anhídrido nitroso
3) Anhídrido telúrico
4) Anhídrido arsenioso
5) Anhídrido hipofosforoso
6) Anhídrido perbrómico
7) Anhídrido bórico
8) Anhídrido selenoso
9) Br2O7
10) I2O5
11) N2O
12) B2O3
13) SO3
14) N2O5

37. Hidróxidos: MOH
También son llamadas bases, álcalis o lejías Estos compuestos resultan de la relación entre un óxido metálico con el agua y
siempre llevan en su fórmula un metal unido al radical OH. Se caracterizan por tener un pH alcalino (mayor a 7), Liberan
iones hidroxilo (OH-1
) en soluciones acuosas, sabor amargo, tacto jabonoso, Bronsted – Lowry: Una base es una sustancia
que tiende a aceptar un protón.
Nomenclatura: Se nombran anteponiendo la palabra Hidróxido seguida del nombre del metal correspondiente.
Ejemplo:
Na+1
+ OH-1
→ NaOH Hidróxido de Sodio
K+1
+ OH-1
→ KOH Hidróxido de potasio
Zn+2
+ OH-1
→ Zn(OH)2 Hidróxido de zinc
Al+3
+ OH-1
→ Al(OH)3 Hidróxido de aluminio
Fe+3
+ OH-1
→ Fe(OH)3 Hidróxido de ferrico o de hierro III
EJERCICIOS
ESCRIBE LA FÓRMULA O EL NOMBRE PARA LOS SIGUIENTES HIDROXIDOS:
1) Hidróxido de sodio
2) Hidróxido de fierro (III)
3) Hidróxido antimónico
4) Hidróxido de estaño (IV)
5) Hidróxido aúrico
6) Hidróxido de escandio
7) Hidróxido cuproso
8) Hidróxido de bario
9) Mo(OH)4
10) Ta(OH)5
11) Cd(OH)2

38. 12) Fe(OH)2
13) Sn(OH)2
OTROS:
Hidruros: MH ó XH
Los hidruros resultan de la combinación del hidrógeno con cualquier metal. En los Hidruros el hidrogeno siempre tiene
número de oxidación de -1.
Nomenclatura: Para darle nombre a estos compuestos se antepone la palabra Hidruro seguida del metal correspondiente.
Ejemplos:
Na+1
+ H-1
→ NaH Hidruro de sodio
K+1
+ H-1
→ KH Hidruro de potasio
Ca+2
+ H-1
→ CaH2 Hidruro de calcio
Al+3
+ H-1
→ AlH3 Hidróxido de Aluminio
Fe+3
+ H-1
→ FeH3 Hidróxido de Ferrico ó de fierro III
Hidruros de magnesio MgH2
Hidruro cúprico CuH2
Hidruro de boro (borano) BH3
Hidruro de carbono (metano) CH4
Hidruro de silicio (silano) SiH4

39. Hidruro de nitrógeno (amoniaco) NH3
Hidruro de fósforo (fosfatina) PH3
Hidruro de arsénico (arsina) AsH3
Hidruro de antimonio (estibina) SbH3
*Los nombres que están entre paréntesis son particulares.
EJERCICIO
ESCRIBE LA FÓRMULA O EL NOMBRE PARA LOS SIGUIENTES HIDRUROS:
1) Hidruro antimonioso
2) Hidruro de berilio
3) Hidruro de sodio
4) Hidruro de platino (IV)
5) Hidruro de platino (II)
6) Hidruro de erbio
7) Hidruro de bario
8) Hidruro plúmbico
9) Hidruro ferroso
10) Hidruro de mercurio (I)
11) CuH
12) VH4
13) TcH7
14) CsH
15) AgH
16) FrH
17) AuH3
18) FeH3
19) Hidruro de telurio

40. 20) Hidruro de bromo
21) Hidruro de azufre
22) Hidruro de yodo
23) Hidruro de selenio
OTROS:
Ácidos:
Son sustancias que originan iones hidrogeno (o H2O+
) al disolverse en agua. Un ácido tiene un pH menor que 7. En la teoría
de Bronsted – Lowry: los ácidos son sustancias que tienen la tendencia de liberar un protón. Tienen un sabor ácido,
reaccionan con los metales liberando Hidrogeno, reaccionan con las bases en un proceso llamado neutralización en el que
ambos pierden sus características para formar sales y agua. Cambian el color azul del papel tornasol a rosado, no producen
color en la fenolftaleína y con el naranja de metilo producen una coloración roja.
Los ácidos de acuerdo con el número de elementos químicos que los forman, se pueden clasificar en Hidrácidos o ácidos
binarios y oxiácidos o ternarios.

41. Hidrácidos: HX
Los hidrácidos resultan de la combinación de los aniones de la serie de los haluros (F, Cl, Br, I, y además S, Se, Te.) con el
hidrógeno.
En los hidrácidos el hidrógeno siempre tiene número de oxidación de +1.
Nomenclatura: Para nombrar a estos compuestos se antepone la palabra ácido seguida del nombre del no metal
correspondiente con la terminación hídrico.
Ejemplos:
H+1
+ F-1
→ HF Ácido fluorhídrico.
H+1
+ Cl-1
→ HCl Ácido clorhídrico.
H+1
+ Br-1
→ HBr Ácido Bromhídrico.
H+1
+ I-1
→ HI Ácido yodhídrico.
H+1
+ S-2
→ H2S Ácido sulfhídrico.
H+1
+ Se-2
→ HSe Ácido selenhídrico.
H+1
+ Te-2
→ HSe Ácido telurhídrico.
Oxiácidos: HXO
Los oxiácidos son compuestos que resultan de la unión química entre un anhídrido y el agua, llevando en su composición
al elemento hidrógeno, no metal, Y OXÍGENO.
Para deducir la fórmula de los oxiácidos se pueden seguir dos métodos:
Se puede obtener la fórmula del oxiácido por medio de una ecuación. En ella se escribe primero la fórmula del anhídrido
respectivo y se adiciona una molécula de agua, produciéndose un solo compuesto en cuya fórmula aparecen todos los
símbolos de los elementos que intervienen en los reactivos (HXO), concentrándose en el producto de los subíndices
respectivos.

42. Para el ácido nítrico se escribe la fórmula del anhídrido nítrico N2O5 y se agrega agua; pero la fórmula final del ácido nítrico
H2N2O6, se debe simplificar a su mínima expresión:
N2O5 + H2O H2N2O6 = HNO3
SO3 + H2O H2SO4
Otra forma es tomando en cuenta el número de oxidación del no metal:
a) HXOn La fórmula lleva un hidrógeno si el no metal (X) se encuentra en grupo impar de la tabla periódica.
b) H2XOn La fórmula tiene dos hidrógenos cuando el no metal (X) se encuentra en grupo par de la tabla periódica.
c) H3XOn La fórmula lleva tres hidrógenos si el no metal (X) es fósforo, boro o arsénico.
Para escribir la fórmula del ácido sulfúrico primero se escribe H S O. Como el azufre se encuentra en grupo par de la tabla
periódica (VI-A) la fórmula lleva dos hidrógenos: H2SO
A la palabra sulfúrico, en el cuadro de los anhídridos, lo corresponde el número de oxidación (+ 6). El hidrógeno tiene (+
1).
Como se aprecia en la fórmula, dos hidrógenos aportan dos positivos, que sumados a seis positivos del azufre dan ocho. Este
número, ocho, dividido entre el número de oxidación del oxígeno (-2), resulta cuatro, que es el subíndice que se escribe al
oxígeno: H2SO4.
Ejemplos:

43. Casos especiales de oxoácidos: Nomenclatura META, ORTO Y PIRO:
Valencias impares
Meta Se le suma una molécula de agua Ácido metafosfórico: HPO3
Piro Se le suman dos moléculas de agua Ácido pirofosfórico: H4P2O7
Orto Tres moléculas de agua Ácido ortofosfórico: H3PO4
Valencias pares
Meta Se le suma una molécula de agua Ácido metasulfúrico: H2SO4
Piro o di Una molécula de agua Ácido disulfúrico: H2S2O7
Orto Una molécula de agua o dos del óxido Ácido ortosulfúrico: H2S2O5

44. Sales:
En general las sales son sustancias que resultan de la reacción química entre un ácido y una base o también de la reacción
de un anhídrido con un óxido.
Sales binarias: MX
Son un producto de la reacción entre un hidrácido y una base. Están formadas por un metal y un no metal. En este caso el
metal trabaja con su número de oxidación positivo.
Nomenclatura: Para nombrar a estos compuestos se escribe el nombre del no metal con la terminación uro y después el
nombre del metal; para los metales aplicamos las reglas de nomenclatura ya vistas en óxidos metálicos, hidróxidos, etc.
Ejemplos:
Na+1
+ Cl-1
→ NaCl Cloruro de sodio
Rb+1
+ I-1
→ RbI Yoduroduro de rubidio
Al+3
+ Br-1
→ AlBr3 Bromuro de aluminio
Fe+
+ S-1
→ FeS3 Sulfuro ferrico o de fierro III

45. Oxisales: MXO
Son sales que se derivan de los oxiácidos; es decir contienen un metal unido a un radical negativo que contenga oxígeno.
Las oxisales resultan del producto de sustituir los hidrógenos de un oxiácido por metales o radicales positivos (NH4). Se
forman por la unión de un catión (metal) y un anión (radical negativo del ácido). Este último se forma por la ionización de
la molécula del ácido, apareciendo en el anión tantas cargas negativas como el hidrógeno pierde el ácido. Ejemplo:
Del ácido sulfúrico H2SO4 2H+
+ SO4
-2
radical sulfato
Del ácido nítrico HNO3 H+
+ NO3
–
radical nitrato
Del ácido fosfórico H3PO4 3H+
+ PO4
–3
radical fosfato
Del ácido cloroso HClO2 H+
+ ClO2
–
radical clorito
Del ácido hipobromoso HBrO H+
+ BrO–
radical hipobromito
Nomenclatura:
Se nombran cambiando la terminación oso de los ácidos por ito e ico por ato, seguida del nombre del metal correspondiente.
Para la nomenclatura de las oxisales se aplican las mismas reglas que para los oxiácidos, debido a que los radicales
provienen de ellos. Para nombrar al radical se usa el nombre del ácido; únicamente se cambia la terminación ico por ato para
la sal. Así:
El radical sulfito SO3
-2
proviene del ácido sulfuroso H2SO3
El radical clorato ClO3
–
proviene del ácido clórico HClO3
El radical arseniato AsO4
-3
proviene del ácido arsénico H3AsO4
Para elaborar la fórmula de la oxisal primero se escribe el símbolo del metal, seguido de un subíndice que equivale a la carga
negativa del radical (anión). Luego, entre paréntesis, la fórmula del radical; a la derecha del paréntesis se escribe como
subíndice el número de oxidación del metal. Ejemplo:
Sulfato de fierro (III) o Sulfato férrico
Fe+3
+ SO4
-2
Fe2(SO4)3
Ejemplos:
Na+1
+ SO4
-2
→ Na2SO4 Sulfato de sodio

46. Pb+2
+ NO3
-1
→ Pb(NO3)2 Nitrato de plomo
Ca+2
+ ClO-1
→ Ca(ClO)2 Hipoclorito de calcio
Fe+2
+ CO3
-2
→ FeCO3 Carbonato ferroso o de fierro II
Ca+2
+ ClO-1
→ Ca(ClO)2 Hipoclorito de calcio
Ag+1
+ NO3
-1
→ AgNO3 Nitrato de plata
Existen también sales ácidas y alcalinas, que se consideran formadas por una reacción incompleta de neutralización. Así
tenemos sales básicas y ácidas.
Las sales básicas son las que contienen uno o varios iones oxhidrilo en su composición:
Nitrato monobásico de bario Ba(OH)NO3
Nitrato dibásico de aluminio Al(OH)2NO3
Las sales ácidas son las que tienen uno o varios iones hidrógeno en su composición:
Sulfato ácido de potasio KHSO4 o sulfato monopotásico
Fosfato diácido de sodio NaH2PO4 o fosfato monosódico.
También hay sales hidratadas: son aquellas que en su formación de cristales (cristalización) requieren un número
determinado de moléculas de agua.
Sulfato cúprico pentahidratado CuSO4 • 5H2O
Carbonato de sodio decahidratado Na2CO3 • 10H2O
Sulfato de fierro (II) heptahidratado FeSO4 • 7H2O

49. Nomenclatura INORGÁNICA (repaso general)
Ejemplos:
OXÍDOS:
Na+1
+ O-2
→ Na2O Oxido de Sodio
Li+1
+ O-2
→ Li2O Oxido de Litio
Ca+2
+ O-2
→ CaO Oxido de Calcio
Fe+3
+ O-2
→ Fe2O3 Oxido férrico ó de Fierro III ó Trioxido de difierro
ANHIDRIDOS:
Cl2O Anhídrido Hipocloroso
Cl2O3 Anhídrido cloroso
Cl2O5 Anhídrido clorito
Cl2O7 Anhídrido Perclorico
IMPORTANTE: Entre las excepciones a las reglas de anhídridos para la nomenclatura tradicional están los óxidos de
nitrógeno y óxidos de fósforo. Estos compuestos se nombran así:
HIDROXIDOS:

50. Na+1
+ OH-1
→ NaOH Hidróxido de Sodio
K+1
+ OH-1
→ KOH Hidróxido de potasio
Al+3
+ OH-1
→ Al(OH)3 Hidróxido de aluminio
HIDRUROS:
Na+1
+ H-1
→ NaH Hidruro de sodio
K+1
+ H-1
→ KH Hidruro de potasio
Ca+2
+ H-1
→ CaH2 Hidruro de calcio
Al+3
+ H-1
→ AlH3 Hidruro de Aluminio
HIDRÁCIDOS:
H+1
+ F-1
→ HF Ácido fluorhídrico.
H+1
+ Cl-1
→ HCl Ácido clorhídrico.
H+1
+ Br-1
→ HBr Ácido Bromhídrico.
H+1
+ I-1
→ HI Ácido yodhídrico.
OXIÁCIDOS:
S+6
+ O-2
→ SO3 + H2O → H2SO4 Ácido sulfúrico
N+5
+ O-2
→ N2O5 + H2O → HNO3 Ácido nítrico
SALES BINARIAS:
Na+1
+ Cl-1
→ NaCl Cloruro de sodio
Rb+1
+ I-1
→ RbI Yoduro de rubidio
Al+3
+ Br-1
→ AlBr3 Bromuro de aluminio

51. OXISALES:
Del ácido sulfúrico H2SO4 2H+
+ SO4
-2
radical sulfato + NA+1
→Na2SO4 SULFATO DE SODIO
Del ácido cloroso HClO2 H+
+ ClO2
–
radical clorito + Ca+2
→ Ca(ClO2)2 CLORITO DE CALCIO

52. Tabla Resumen
ANIONES DE VALENCIA I
ClO Hipoclorito BrO Hipobromito IO Hipoyodito
ClO2 Clorito BrO2 Bromito IO2 Yodito
ClO3 Clorato BrO3 Bromato IO3 Yodato
ClO4 Perclorato BrO4 Perbromato IO4 Peryodato
NO2 Nitrito AsO2 Metaarsenito
NO3 Nitrato AsO3 Metaarseniato
PO2 Metafosfito SbO2 Metaantimonito
PO3 Metafosfato SbO3 Metaantimonato
BO2 Metaborato
Al2 Metaaluminato
MnO4 Permanganato
ANIONES DE VALENCIA II
SO2 Hiposulfito SeO2 Hiposelenito TeO2 Hipotelurito
SO3 Sulfito SeO3 Selenito TeO3 Telurito
SO4 Sulfato SeO4 Seleniato TeO4 Telurato
S2O3 Tiosulfato
CO2 Carbonito SiO2 Silicito CrO4 Cromato
CO3 Carbonato SiO3 Silicato Cr2O7 Dicromato
MnO4 Manganato
ANIONES DE VALENCIA III
PO3 Fosfito AsO3 Arsenito SbO3 Antimonito BO3 Borato
PO4 Fosfato AsO4 Arseniato SbO4 Antimonato AlO3 Aluminato
ANIONES DE VALENCIA IV
P2O5 Pirofosfito As2O5 Piroarsenito Sb2O5 Piroantimonito CO4 Ortocarbonato
P2O7 Pirofosfato As2O7 Piroarserato Sb2O7 Piroantimoniato SiO4 Ortosilicato
2 Números de oxidación
OSO
ICO
En las
Oxisales las
terminaciones
cambian:
OSO a ITO
ICO a ATO
3 Números de oxidación
HIP_OSO
OSO
ICO
4 Números de
Oxidación
HIP_OSO
OSO
ICO
PER_ICO

53. Atajo para obtener los aniones
Supongamos que queremos todos los aniones de un elemento “x”. Escribe tantas cargas positivas como corresponde
al elemento y añade tantos iones óxido (O-2
) como sean necesarios para que el conjunto resulte con una o dos cargas
negativas. Ejemplo
Hipoclorito: Cl+1
+ O-2
 ClO-
Clorito: Cl+3
+2O-2
 ClO2
-
Clorato: Cl+5
+3O-2
 ClO3
-
Perclorato: Cl+7
+4O-2
 ClO4
-

54. BALANCEO DE ECUACIONES QUIMICAS
Cuando la reacción química se expresa como ecuación, además de escribir correctamente todas las especies participantes
(nomenclatura), se debe ajustar el número de átomos de reactivos y productos, colocando un coeficiente a la izquierda de
los reactivos o de los productos. El balanceo de ecuaciones busca igualar el de átomos en ambos lados de la ecuación, para
mantener la Ley de Lavoisiere.
Por ejemplo en la siguiente reacción (síntesis de agua), el número de átomos de oxígenos de reactivos, es mayor al de
productos.
H2 + O2  H2O
Para igualar los átomos en ambos lados es necesario colocar coeficientes y de esta forma queda una ecuación balanceada.
2 H2 + O2  2 H2O
Los métodos más comunes para balancear una ecuación son : Tanteo , Algebraíco y Redox
Tanteo
Es un método empleado para balancear ecuaciones sencillas (uno o dos reactivos y productos). Sólo se necesita un poco de
visión y sentido común para encontrar coeficientes que deberán anteponerse a cada símbolo o fórmula para que la ecuación
esté balanceada. Es importante mencionar que al balancear una ecuación sólo se pueden ir cambiando los coeficientes hasta
encontrar los correctos; nunca se deben cambiar los subíndices de los elementos.
Algebraico
Este método es un proceso matemático que consistente en asignar literales a cada una de las especies , crear ecuaciones en
función de los átomos y al resolver las ecuaciones, determinar el valor de los coeficientes.
Los pasos a seguir son los siguientes:

55. 1. Asignar una letra, empezando por “A” (literal) sobre las especies de la ecuación.
2. Multiplicar la cantidad de átomos de cada elemento por la literal asignada. El símbolo produce ( ) equivale al signo
igual a (=).
3. Utilizando esas ecuaciones, dar un valor a cualquier letra que nos permita resolver una ecuación (obtener el valor de una
literal o variable) y obtener después el valor de las demás variables. Es decir se asigna un valor al azar (generalmente se le
asigna el 2) a alguna variable en una ecuación.
4. Asignar a cada una de las especies el valor encontrado para cada una de las variables.
Redox
Se conoce como estado elemental la forma en que se encuentra un elemento en estado puro (sin combinarse con otro
elemento), puede ser atómico como el metal (Al) , diatómico como los gases o halógenos (O2) y poliatómicos (S6) .
Como los elementos puros no están combinados se dicen que no tienen valencia, por lo que se creó el concepto "número de
oxidación", que para los átomos de los elementos tiene el valor de cero (0) .
Es decir cuando se trata de una reacción de Redox, el número de oxidación de los átomos de los compuestos equivale a su
valencia, mientras que los átomos de los elementos tienen número de oxidación cero.
El número de oxidación se define entonces como: Un número entero positivo o negativo que se asigna a un elemento en un
compuesto o ión. Representa el número de electrones que ha ganado o perdido o compartido la especie en cuestión
(elemento, compuesto, ión).

56. Reacción Redox
Se conoce como reacción REDOX aquella donde los números de oxidación de algunos átomos cambia al pasar de reactivos
a productos. Redox proviene de las palabras REDucción y OXidación. Esta reacción se caracteriza porque siempre hay una
especie que se oxida y otra que se reduce.
Oxidación. Es la pérdida de electrones que hace que los números de oxidación se incrementen.
Reducción. Ganancia de electrones que da lugar a que los números de oxidación se disminuyan.
Ejemplo: Na Na+1
Oxidación
H+1
2 H0
2 Reducción
La sustancia que pierde electrones, es decir la que se oxida, se llama agente rector, ya que provoca que otra sustancia
experimente una reducción.
La sustancia que gana electrones, es decir la que se reduce, se llama agente oxidante, porque produce la oxidación de la otra
sustancia.
Reglas para la asignación del número de oxidación
1. Cuando un elemento no se encuentra combinado, su número de oxidación es cero.
2. El N.O. del Hidrogeno es +1
3. El N.O. del oxígeno es -2
4. El N.O. del grupo A1 es +1
5. El N.O. del grupo A2 es +2
6. El N.O. del Aluminio es +3
7. El N.O. de los halógenos es -1 si en la molécula no hay oxígeno.

57. 8. Los números de oxidación positivos deben ser iguales a los positivos es decir su suma de be de dar cero, en una reacción
bien balanceada.
Procedimiento para balancear ecuaciones por el método de óxido reducción
1. Asignar correctamente el número de oxidación a todos los átomos que participan en la reacción.
2. Identificar los átomos de los elementos que cambiaron su número de oxidación al pasar de reactivo a producto. Es decir,
determinar el elemento que se oxida y el que se reduce.
3. Escribir las semireacciones de oxidación y de reducción para cada elemento según se trate. Balancear cada semirreacción
en cuanto al número de átomos del elemento e indicar el número total de electrones ganados o perdidos.
4. Balancear la cantidad de electrones ganados o perdidos, de tal forma que sea la misma cantidad en ambas semireacciones.
Para esto se debe multiplicar la semireacción de reducción por el número de electrones perdidos por el elemento que se
oxida. Es decir, el número de electrones ganados y perdidos debe ser igual.
5. Sumar las dos semireacciones para obtener una sola. Los coeficientes encontrados se colocan en las fórmulas que
corresponden en la ecuación original.
6. Por último, se termina de balancear la ecuación por el método de las aproximaciones en el orden de elementos siguientes:
metal, no-metal, hidrógeno, y oxígeno.

58. NOTA FINAL:
GaRPO
Si va hacia la derecha la reacción está perdiendo electrones por lo tanto se OXIDA.
Si va hacia la izquierda la reacción está ganando electrones por lo tanto se reduce.