1. QUIMICA INORGANICA
Daniela García Sánchez
Karen Alegría Chio

2. NOMENCLATURA
INORGANICA
En los inicios de la química no
había un sistema para nombrar lo
compuestos sino que usaban
nombres comunes basados en
características físicas, químicas,
organolépticas o aplicativas de los
compuestos conocidos entonces
pero cuando se ampliaron los
conocimientos en el campo de la
química se hizo evidente que el uso
de los nombres comunes para
referirse a los compuestos
produciría
mucha
confusión
además que sería imposible
memorizarlos y la solución fue
crear un sistema de nomenclaturas
que tomara en cuenta algunos
conceptos fundamentales.

3. GRUPOS FUNCIONALES
1)
2)
3)
4)
5)
OXIDOS
ANHIDRIDOS
HIDROXIDOS
HISRUROS
ACIDOS
 HIDRACIDOS
 OXIACIDOS
6) SALES
 SALES HALOIDES O BINARIAS
 OXISALES
PROCEDIMINEOENTO
 ESCRIBIR LSO ELEMENTOS CON SU VALENCIA
 VALENCIAS IGUALES SE ELIMINAN
 LAS VALENCIAS DESIGUALES SE DEJAN IGUAL
 VALENCIAS CON NUMEORS PROPIOS SE SIMPLIFIFCAN
 EN LOS RADICALES NUMERO MAYOR DE DOS SE ESCRIBE
ENTRE PARENTESISIS ().
 VALENCIA 1 NO SE ESCIRBE

4. SISTEMAS
GINEBRA
1ERA. REGLA
ELEMNETOS DE VALENCIA FIJA (1 VALENCIA)
 GRUPO FUNCIONAL
 SE ESCRIBE: DE
 SE ESCRIBE EL ELEMENTO
EJEMPLO:
Na 1
OXIDO DE SODIO
2DA. REGLA
ELEMENTOD DE DOS VALENCIAS
 SE ESCRIBE LE GRUPO FUNCIONAL
 ESBREIBIR LA RAIZ DEL ELEMENTO
TEMRINACIONES
VLAENCIA MENOR: OSO
VALENCIA MAYOR: ICO
EJEMPLOS:
Fe 2,3
OXIDO FERROSO (2)
OXIDO FERRICO (3)
3ERA. REGLA
ELEMENTO DE 3 VLAENECIAS O MÁS
 ESCRIBIR GRUPO FINCUONAL
VALENCIA
PREFIJOS
1,2
3,4
5,6
7,∞
HIPO
PER
Mn 2,3,4,6,7
OXIDO HIPOMANGANOSO (2)
OXIDO MANGANOSO (3)
OXIDO MANGANOSO (4)
OXIDO MANGANICO (5)
OXIDO MANGANICO (6)
OXIDO PERMANGANICO (7)
RAIZ DEL
ELEMENTO
TERMINACION
OSO
OSO
ICO
ICO

5. PREFIJOS GRIEGOS
Los prefijos griegos solo se aplican a los óxidos y los anhídridos
MONO- 1
NOTA: el prefijo mono solo se usa para el oxigeno
DI- 2
TETRA- 4
PENTA- 5
HEPTA- 7
Cuando un prefijo termina en “a” este se le quita cuando se aplica.
EJEMPLO:
CL7 02
HEPTOXIDO DE DICLORO
NOMENCLATURA STOCK
1.
SE ESCRIBE LE GRUPO FUNCIONAL
2. NOMBRE DEL ELEMENTO
3. NÚMERO DE VALENCIA EN NUMEROS ROMANOS EN ENTRE PARENTESIS ()
EJEMPLO:
BA 1
OXIDO DE BARIO (I)

6. Óxidos
Nomenclatura:
 Sistema de Ginebra
2da. Regla
Como se trabaja con la valencia menor se le agrega la terminación –OSO
Oxido Plumboso
 Prefijos griegos
Se le agrega el prefijo MONO – debido a que el en el resultado final el oxigeno
se termina con una valencia.
*NOTA: el prefijo MONO solo se utiliza con el oxigeno, por lo que si el metal
tiene valencia uno se le pone el nombre del elemento sin ningún cambio.
Monóxido de Plomo

Nomenclatura Stock
Primero, se escribe su grupo funcional que en este caso es ”OXIDO”
Después, Se le agrega “DE”
Luego, se le pone el nombre del elemento que ahora es “PLOMO”
Y finalmente entre paréntesis se pone en números romanos la valencia con la
que se está trabajando “(II)”
Oxido de plomo (II)
Lo mismo proceso ocurre cuando la valencia es 4
Pb4 O2
Pb2 O4 – Se saca la mitad
Pb1 O2
PbO2
Oxido plúmbico - GINEBRA
Dioxido de plomo – PREFIJOS GRIEGOS
Oxido de plomo (IV) – NOMENCLATURA DE STOCK
Metal + Oxigeno
Ejemplos:
Pb (plomo) tiene valencias 2 y 4
Pb2 O2
Pb2 O2 – Se intercambien valencias y como son iguales se eliminan
PbO

7. Anhídridos
No metal + Oxigeno
Los anhídridos son muy similares a los óxidos con la diferencia que los
anhídridos usan no metales en lugar de metales. Su nomenclatura puede ser de
3 diferentes formas (la misma que los óxidos)
Ejemplos:
S (azufre) con valencia 2, 4,6
S2 O2
S2 O2 – Se intercambien valencias y como son iguales se eliminan
SO
Nomenclatura:
Se usan los mismos pasos de nomenclatura que en los óxidos
Anhídrido hiposulfuroso
Monóxido de Azufre
Anhídrido o de azufre (II)
Hidróxido
Metal + Radicales “Hidroxilo” (OH) -1
Ejemplos:
Au (oro) tiene valencias 3 y 1
Au1 O3
Au3 O1 – Se intercambien valencias
Au2O
Nomenclatura:
Hidróxido auroso
Hidróxido de oro (I)

8. Metal + Hidrogeno (OH)-1
Hidruro
Ejemplos:
Na (sodio) valencia 1
Na1H1
Na1 H1 – Se intercambien valencias
NaH
Nomenclatura:
Las reglas de nomenclatura son las mismas que en los casos anteriores.
Hidruro de sodio
Hidruro de sodio (I)

9. Acidos
Hidrácido
Hidrogeno + Halógeno (F, I, Cl, S, Br)
Ejemplos:
Se sigue el procedimiento usual
Na (sodio) valencia 1
I (halógeno) valencia 1
H1 I1
H1 I1–
HI
Nomenclatura:
Las reglas de nomenclatura no cambian.
Acido yodhidrico
Oxácidos
Anhídrido + H20
Ejemplos:
CO2 + H20 ---> H2CO3
Nomenclatura:
Anhídrido carbónico --->Acido carbónico
Acido de carbono (IV)

10. Sales
Sales Haloideas
Hidrácido + Hidróxido
HCl + NaOH ---> NaCl +H20
1. Se pasa el primer elemento del hidróxido.
2. Se pasa el segundo el elemento del hidrácido.
3. Se contabiliza el numero de oxígenos y hidrógenos que hay.
4. La suma de debe dar como resultado agua
Nomenclatura:
Cloruro de sodio
Se toma la raíz del segundo elemento del hidrácido (cloruro) y el nombre del
primer elemento de hidróxido ( este puede variar según el sistema de ginebra)
OXISAL (M, O, NM)
Metal + Radical Oxigenado
Ejemplos:
Fe (fierro) valencia 2, 3
ClO (hipoclorito)
Fe2ClO1
Fe1ClO
Fe (ClO)2
Nomenclatura:
Hipoclorito ferroso
Nota: la tabla de radicales se encuentra en los anexos

11. REACCIONES
QUIMICAS
La química trata fundamentalmente de los cambios
que sufre la materia en su estructura intima esto es la
transformación de una o más sustancias en otras con
características totalmente diferentes.

12. Reacción química:
Una reacción química se define como la transformación de una o más
sustancias en otra u otras distintas.
Representación mediante ecuaciones:
Para representar las reacciones químicas en forma abreviada y
simbólica se emplea la expresión ecuaciones químicas
Partes de una
ecuación:
En una ecuación las sustancias que se van a transformar en otras
distintas se llaman reactivos o reactantes y las que resultan productos
Terminología de las ecuaciones
químicas:
La ecuación química también consta de dos términos se utiliza una flecha que indica el sentido de la reacción
que significa reaccionan y producen en la química el primer termino no es igual al segundo en calidad ya que
las sustancias se transforman en otras distintas.
NOTA: En toda reacción química se debe cumplir una ley la “ley de la conversión de la masa” esta establece
que la cantidad total de masa de los reactivos en una reacción química es igual a la de los productos para
lograr que se cumpla se debe balancear la ecuación.

13. Principales tipos de reacciones
SUSTITUCION SIMPLE
Reacciones que ocurren un atomo o
grupo de atomos sustituyen a otros
atomos diferentes que forman
unidades formiila de un compuesto
también se les llama dezplasamiento
simple
Fe+CuSO4FESO4+CU
ZN+H2SOAH2SO4H2+ZNSO4
FE+2HCIFECI2+HS
DESCOMPOSICIÓN
Formación de dos o más sustancias
elementales o no a partir de un solo
compuesto este tipo de reacción es
inversa al de síntesis o adicción
CaCO3CaO+CO2
2KCIO 2KCI+302
2H2O2HSO2
SÍNTESIS O ADICIÓN
SUSTITUCION DOBLE
También
se
les
llama
de
transportación
esta
clase
de
reacciones
ocurre
entre
dos
compuestos con intercambio de
elementos para formar dos nuevos
compuestos
aGno3+NaCINaNO3+AgCL
CaCL2+Na2CO3CaCO3+2NACL
Unión de dos o más elementos o
compuestos sencillos para formar un
único compuesto.
Fe+S -FeS
2H2+O22H2O
CaO+H2OCa(OH)2
H2O+SO3H2SO4

14. Elementos químicos
En las ecuaciones termoquímicas el calor incluye como reactivo o como producto cuando un sistema absorbe
calor parte de esa energía se emplea para producir un trabajo la otra parte de la energía se almacena dentro
del propio sistema como energía de los movimientos internos e interacción entre átomos y moléculas
ENTALPIA
Es una magnitud que se relaciona de manera estrecha con la energía interna es el incremento de la entalpia
de cualquier sistema que sufre un cambio a presión y temperatura constantes igual al calor absorbido en el
proceso
ENTROPIA
La primera ley de la electrodinámica refiere que la energía se conserva a cualquier proceso físico o químico
pero no indica la dirección que este proceso puede seguir El termino entropía se usa para describir y medir el
grado de desorden en un sistema la segunda ley de la termodinámica establece que los procesos ocurren en
la dirección en que aumenta la entropía
Velocidad de reacción definición
y factores que la afectan
TEMPERATURA
De manera empírica se aprecia al aumentar la temperatura incrementa la velocidad de cualquier reacción al
aumentar la temperatura incrementa la
velocidad de la partículas de los reactivos y en
consecuencia el numero de colisiones entre
ellas
CATALIZADORES
La velocidad de una reacción también se
puede modificar mediante la presencia de
catalizadores un catalizador es una sustancia
que está presente en la masa reaccionante
que no sufre modificación alguna únicamente
acelera o retarda la velocidad de la reacción

15. Balanceo de ecuaciones químicas
Método de tanteo:
Consiste en dar coeficientes al azar hasta igualar todas las especies.
Ejemplo :
CaF2 + H2SO4 CaSO4 + HF
Ecuación no balanceada
El número de F y de H esta desbalanceado, por lo que se asignará (al azar) un coeficiente en la especie del
flúor de la derecha.
CaF2 + H2SO4 CaSO4 + 2 HF
Ecuación balanceada
Método Redox
K2Cr2O7 + H2O + S SO2 + KOH + Cr2O3
1. Escribir los números de oxidación de todas las especies y observar cuáles son las que cambian.
K+12Cr+62O-27 + H+12O-2 + S0 S+4O-22 + K+1O-2H+1 + Cr+32O-23
Indicar el número de electrones ganados o perdidos (el cromo de +6 a +3 gana 3 electrones y al ser dos
cromos ganan 6 electrones y el azufre que pasa de 0 a +4 pierde 4 electrones).
2.
+6 e
Cr
+6
Cr+32 Reducción
2
- 4e
S0
S+4
Oxidación
3. Igualar el número de electrones ganados al número de electrones perdidos.
+6 e
2 [ Cr
+6
Cr+32 ]
2
- 4e
0
S+4
3[ S
+12 e
2 Cr
+6
2Cr+32
2
- 12e
3 S0
3 S+4
]

16. 4. Hacer una sumatoria de las hemirreacciones para obtener los coeficientes, y posteriormente, colocarlos en
las especies correspondientes.
3 S0 + 2Cr+62
2K2Cr2O7 + H2O + 3S
3SO2 + KOH + 2Cr2O3
5. Terminar de balancear por tanteo.
2K2Cr2O7 + 2H2O + 3S
3SO2 + 4KOH + 2Cr2O3
3 S+4 + 2Cr+32

17. ESTEQUIOMETRIA
Las ecuaciones químicas balanceadas
son de importancia en términos de
cantidad tanto de reactivos como de
productos este tema abarca la parte de
la química que trata los cálculos de masa
o volumen de las sustancias que
intervienen en las reacciones químicas y
que recibe el nombre de estequiometria

18. Relaciones Ponderales Y
Volumétricas
MOL -MASA
H2SO4+2NAOHNA2SO4+2H20
NA:1X23=23
O:1X16=16
H:1X1=1
X=(W SUST)(OBTIENE)
REACCIONA
RELACION VOL-VOL
X=(VOL SUST)(REACCIONANTE)
(50L)(67.2L)
OBTIENE
(44.8)
VOLUMEN-MASA
2KCIO32KCI+302
MM-REACCIONA
KCIO3 K:1X39=39 CL:1X35=35 O:3X16=48
X=(10L)(244 GR)
67.2L
X=36.30 GR DE KCIO3
MASA- VOLUMEN
CACO3CaO+CO2
CA:1X40=40
C=1X12=12
O=3X16=48
X=(20gr)(22.46)
100gr
X=4.48 L de CO2
MOL- MASA
1HCI+MNO2MNCI2+CL2+2H2O
MN:1X55=55
CL:2X35=7’
MM:125GR
REACCIONA : 4 MOL=HCI
(10GR)(4 MOL)
125GR
X= 75 L DE O2

19. Ley de las proporciones definidas:
Este dice que dos o más elementos que se combinan para formar un compuesto dado, lo hacen siempre en la
misma proporción.
Ley de las proporciones múltiples:
Relaciona los pesos de dos elementos cuando estos se pueden combinar en distintas en proporciones para
formar más de un compuesto.
Ley
de
reciprocas:
las
proporciones
Esta ley enuncia que los pesos de los diferentes elementos que se combinan con un mismo peso de un
elemento dado son los pesos relativos de aquellos elementos cuando se combinan entre si o bien múltiplos o
submúltiplos de estos pesos
Ley de Avogado:
Avogrado estableció que volúmenes iguales de todos los gases a igual presión y temperatura tienen el mismo
número de moléculas
¿Qué es mol?
El mol es la masa molecular expresada en gramos se le llama también masa molar
Numero de avogrado:
El numero de moléculas que existen en una mol es igual a 6.02x1023.
Calculos Esquiometricos:
Composición porcentual:
Los atomos de un mismo elemento no son exactamente iguales en su masa; es por eso que las masas
atomicas que aparecen en la tabla periódica son fraccionarias y corresponden al promedio ponderado de las
masas de los distintos isotopos que forman un elemento dado
Formas empíricas
La formula empírica habla de la proporción en los números enteros más pequeños en que están presentes los
aromos de cada elemento en un compuesto
Formas moleculares:
La formula molecular representa el numero real de átomos de cada elemento en una molécula de compuesto
Formula real:
La formula real de un compuesto puede ser la formula empírica o un múltiplo entero de ella para determinar
la formula real de un compuesto es necesario conocer en Primer lugar la formula empírica u la masa
molecular de dicho compuesto.
Relaciones ponderales
Una ecuación química balanceada proporciona la información necesaria para realizar cálculos
estequiometricos referidos a las sustancias que en ella intervienen.

20. Reactivo limitante y en exceso
Un reactivo limitante se consume por completo en una reacción mientras que el reactivo en exceso es el que
se encuentra en mayor proporción estequiometrica o como su nombre lo indica en exceso.
Rendimiento de reacción
En los problemas resentados en esta unidad los cálculos son teóricos pero en la realidad se obtiene una
menor cantidad de producto que la calcula teóricamente a partir de las reacciones estequiometricas

21. ANEXO
TABLA DE RADICALES
SIMBOLO
NH4
OH
NO2
NO3
HCO3
HSO4
HSO3
VELENCIA
+1
-1
-1
-1
-1
-1
-1
NOMBRE
Amonio
Hidróxido
Nitrito
Nitrato
Bicarbonato
Bisulfato
Bisulfito
ClO
ClO2
ClO3
ClO4
CO3
SO3
SO4
CrO4
Cr2O7
AsO3
-1
-1
-1
-1
-2
-2
-2
-2
-2
-3
Hipoclorito
Clorito
Clorato
Perclorato
Carbonato
Sulfito
Sulfato
Cromato
Dicromato
Arsenito
AsO4
PO3
PO4
BO3
IO
IO2
IO3
IO4
BrO
BrO2
-3
-3
-3
-3
-1
-1
-1
-1
-1
-1
Arsenato
Fosfito
Fosfato
Borato
Hipoyodito
Yodito
Yodato
Peryodato
Hipobromito
Bromito
BrO3
MnO4
-1
-2
Bromato
Permanganico