Manual de quimica

UNIVERSIDAD CATÓLICA SANTO TORIBIO DE
MOGROVEJO
ESCUELA PRE UNIVERSITARIA
MSc.Ing. Ysabel Nevado Rojas

INDICE
1. Concepto de química.
 Objeto de estudio e Importancia del estudio de la química.
 Materia, clasificación.
 Propiedades de la materia
 Fenómeno físico y químicos
2. Estructura del Átomo
 Números cuánticos,
 Tabla Periódica Moderna. y propiedades de los elementos
3. Concepto de Enlace Químico.
 Electrones de valencia.
 Enlace iónico.
 Enlace covalente.
 Enlace metálico.
 Fuerzas Intermoleculares (físicos)
4. Compuestos inorgánicos
 Nomenclatura y formulación.
5. Reacciones química
 Ecuaciones químicas.
 Tipos de reacciones
 Balanceo de ecuaciones
6. Soluciones.
 Propiedades de las soluciones,
 Solubilidad,
 Unidades Concentración
7. Química Orgánica
 El átomo de carbono y sus propiedades.
 Características de los compuestos orgánicos.
 Clasificación de compuestos orgánicos-
 Alcanos.

1
INTRODUCCION A LA QUIMICA
El ser humano está rodeado de una serie de cuerpos, con los que interactúa constantemente, como son las
plantas los animales los objetos inanimados, el aire, el fuego, materiales diversos para usos cotidianos, ropa,
alimentos; así también interactúa con los rayos solares, con radiaciones de los microondas, televisor,
computadoras, celulares y demás todo esto no es otra cosa que manifestaciones de materia, la cual es el tema
principal del estudio de la química.
Concepto
La química es una ciencia natural experimental que se encarga del estudio de la materia constituida por
átomos: su composición, su estructura, sus propiedades, sus transformaciones y los cambios de energía que
acompañan a dichas transformaciones.
Clasificación. Para una mejor comprensión del amplio campo de la química podemos dividirla en las
siguientes ramas:
a. Química General.- Estudia las leyes, principios y teorías que rigen a las sustancias y que son aplicadas a
todas las ramas de la química.
b. Química Inorgánica.- Estudia a todas las sustancias que no tengan carbono con excepción: CO, CO2,
H2CO3, bicarbonatos (HCO3—), carbonatos (CO32-), cianuros (CN-), cianatos (NCO-); es decir la materia
inerte o inanimada.
c. Química Orgánica.- Estudia las sustancias que contienen carbono. Ejm: los componentes de la materia
viva.
d. Química Analítica.- Se encarga de desarrollar técnicas y procedimientos para el conocimiento de
sustancias.
 Q. A. Cualitativa.- identifica el tipo o tipos de elementos o iones que forman parte de la composición de
una sustancia. Ejm: determinación de la presencia de cationes y aniones en una muestra.
 Q. A. Cuantitativa.- Determina la cantidad de cada elemento o ión que forma parte de un compuesto o
sustancia. Ejm: el análisis químico volumétrico.
e. Fisicoquímica (Química Física).- Estudia la rapidez (cinética) con que ocurren las reacciones y el papel del
calor en los cambios químicos (termodinámica).
f. Bioquímica (Química Biológica).- Estudia las reacciones (transformaciones) químicas que ocurren en un
organismo vivo; debido a que todas las funciones que se desarrollan en los organismos vivos implican
reacciones químicas. Ejm: el fenómeno de la fotosíntesis en las plantas, el proceso de digestión, el
metabolismo de plantas y animales, el ciclo de los seres vivos, la respiración, circulación, reproducción, etc..
g. Química Nuclear.- Estudia las reacciones que se producen en el núcleo de los átomos. Ejm: fisión y fusión
nuclear.
Importancia.- Consideramos las aplicaciones de la química sobre otros dominios científicos en las disciplinas
de ingeniería, en la vida diaria, así como en el desarrollo de la humanidad.
a. En Medicina.- Fabricación de anestésicos, antibióticos, antisépticos, jarabes, fármacos, hormonas, prótesis,
siliconas, sueros, sulfas, vacunas, etc., que salvan y prolonga la vida. El uso de sustancias radiactivas
(Quimioterapia); los isótopos radiactivos facilitan el seguimiento de procesos vitales.
b. En Agricultura.- Fabricación de abonos y fertilizantes artificiales, fungicidas, herbicidas, insecticidas,
plaguicidas, análisis de la composición de suelos y del agua para una mejor producción.
c. En Metalurgia.- Desarrollo de técnicas y procedimientos para la obtención y refinación de metales,
producción de aceros y otras aleaciones.
d. En la Alimentación.- El uso de sustancias químicas como aditivos, colorantes de uso alimentario,
enlatados, embutidos y conservas, gaseosas, preservantes de los alimentos, proteínas y vitaminas
sintéticas, vinos, y bebidas diversas, saborizantes, etc.
e. En Industria.- Fabricación de sustancias útiles para el hombre: ácidos y álcalis, azúcar (sacarosa)
(cooperativas) , alcohol (alcoholeras), caucho sintético, cemento, cueros, combustibles, cosméticos,
detergentes, fibras sintéticas (nylon y rayón), lubricantes, materiales de construcción (FORTEX: ladrillos),
pinturas y lacas, plásticos, polímeros, siliconas, urea, vidrio, etc.
f. Fuente de energía.- A partir de la energía atómica, el uso de la energía nuclear, fotoquímica, petróleo, y
sus derivados, nuevos combustibles como el carbón mineral, gas natural, y biogás.
g. Industria bélica.- Fabricación de: bomba de hidrógeno, bomba de neutrón, bombas nucleares, explosivos,
gases tóxicos, etc. Que el mundo civilizado no tiene necesidad de usar.
h. Grandes adelantos técnicos.- Construcción de naves y satélites artificiales, grandes aviones a reacción.

2
Definición de Materia
Es todo aquello que ocupa un lugar en el espacio y tiene masa.; es decir es todo aquello que ocupa un sitio en
el espacio, se puede tocar, se puede sentir, se puede medir, etc. Se considera que es lo que forma la parte
sensible de los objetos perceptibles o detectables por medios físicos
Concepto físico
En física, se llama materia a cualquier tipo de entidad física que es parte del universo observable, tiene
energía asociada, es capaz de interaccionar, es decir, es medible y tiene una localización espaciotemporal
compatible con las leyes de la física.
Clásicamente se consideraba que la materia tiene tres propiedades que juntas la caracterizan: que ocupa un
lugar en el espacio y que tiene masa y duración en el tiempo
En el contexto de la física moderna se entiende por materia cualquier campo, entidad, o discontinuidad
traducible a fenómeno perceptible que se propaga a través del espacio-tiempo a una velocidad igual o inferior a
la de la luz y a la que se pueda asociar energía. . Así todas las formas de materia tienen asociadas una cierta
energía
Clasificación de la Materia
a.- Materia común (ordinaria, condensada, concentrada,
sustancial o materia propiamente dicha).- Materia que tiene
masa tanto en reposo como en movimiento. Ocupa un espacio.
Compuesta de átomos. Todo aquello que tenga una velocidad
menor que la de la luz. Ejm.: agua, aire, galaxias, estrellas, tierra,
mares, ríos cerros, azúcar etc.
b.- Energía (materia disipada, no sustancial).- Es aquella que
posee masa a la velocidad de la luz. Materia que no tiene masa
en reposo, sólo en movimiento. Compuesta de quantos o
fotones, los cuantos son mas diminutos que los átomos. Ejm.: las
radiaciones electromagnéticas, tales como: luz visible, ondas de
radio, ondas de televisión, ondas de radar, rayos infrarrojos (IR),
rayos ultravioletas (UV), rayos x, rayos cósmicos, etc.
SISTEMA COLOIDAL
Mezcla Separación por
Medios físicos en
Sustancia pura
Composición química
definida.
HOMOGENEA
Uniformesen todas
sus partes, 1 sola fase.
Son llamadas
soluciones, ejm. aire,
gasolina,
aleación:latón, bronce
amalgama
HETEROGENEA
- No uniforme en
todas sus partes.
- Varias fases
(arena, roca,
madera, agua-
aceite, una gota de
sangre.
Compuestos Separación por
Medios químicos
Elementos
Dos o más elementos
químicamente combinados
- C. Iones
- C. Moleculares
- Formados por una sola clase de
átomos
- No se descomponen en otras más
sencillaspor reacción química.Ejm.
elementos de la Tabla Periódica.
Unión física de
sustancias en proporción
variable
MATERIA ENERGIA
E = hf
E = m c2
MATERIA

3
CARACTERISTICAS DE MATERIA COMÚN
CARACTERISTICAS DE MEZCLAS
SISTEMA COLOIDAL:
-Tiene dos fase: dispersa y dispersante
- Pueden contener a coloides liofóbicos (no se atraen con el solvente) o liófilos (se atraen con el solvente).
Elementos(sustancias simples) Compuestos(sustancias
complejas)
Mezclas
Formada por una sola clase de
átomos; es decir átomos iguales,
aunque dentro de cada elemento
se pueden encontrar isótopos
(átomos de estructura similar).
Formado por dos o más
elementos químicamente
combinados.
Formado por dos o más
sustancias que no reaccionan
químicamente.
Pueden ser elementos simples:
Na, Ar. o elementos moleculares
:Cl2, O2, O3, P4, H2
Composición constante y
definida.
Composición variable.
No se descomponen en otras
sustancias más simples.
Se descomponen en sustancias
más simples por medios
químicos.
Se separan sus componentes
por medios físicos o
mecánicos.
90 naturales
16 artificiales (creados a partir de
1940, modificando el núcleo
atómico).
Los elementos que forman el
compuesto pierden sus
propiedades químicas. Son más
de 3 millones.
Las sustancias que forman la
mezcla conservan sus
propiedades químicas; sin
producir cambios energéticos.
Se clasifican en metales, no
metales y gases nobles.
Se clasifican en inorgánicos y
orgánicos.
Se clasifican en homogéneas
y heterogéneas. Y sistemas
coloidales
Se representan mediante símbolos
químicos y sus temperaturas de
cambio de estado son constantes
Se representan mediante
fórmulas químicas. Y sus
temperaturas de cambio de
estado son constantes.
Ejm.: Na, Ag, Au, O2, P4, C, S8, etc. Ejm.: H2O, CaSO4, H2SO4,
MEZCLAS HOMOGÉNEAS MEZCLAS HETEROGÉNEAS
 Son aquellas que poseen las mismas
propiedades en toda su extensión (uniformes en
todas sus partes). No permiten diferenciar sus
componentes. Sus partes no son distinguibles ni
con la vista, lupa o microscopio. Presentan
idénticas propiedades en todos sus puntos.
 No existe límites entre sus componentes.
 Una sola fase. Temperaturas de cambio de
estado es variable.
 Son aquellas en las cuales se distinguen
claramente c/u. De sus componentes. Dos o
mas sustancias que retienen su identidad
cuando se mezclan (no uniformes en todas sus
partes).
 Los componentes están separados por límites
físicos.
 Presenta fases en su constitución.

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CARACTERISTICA DE LA MEZCLA
Sistema disperso
Un sistema disperso está constituido por un gran número de partículas líquidas, sólidas o gaseosas de
diferentes tamaños, inmersas en un fluido. En estos sistemas, una. fase se dispersa en otra, de tal forma que
pueden ocurrir diversos procesos de masa, momento y energía entre ellas
CARACTERÍSTICAS IMPORTANTES DE CADA DISPERSIÓN o Mezclas
SUSPENSIONES o Mezcla
Heterogénea
COLOIDES SOLUCIONES o Mezcla
Homogénea
 Mayores de 10 000 Å
 Partículas de soluto es visible a
simple vista.
 Sistema de 2 fases
 No son transparentes, tienen
aspecto nebuloso.
 Presentan movimiento solo por
gravedad.
 Sedimentan al dejar en reposo.
 No pasan a través del papel de
filtro.
 Al paso de la luz, tienen aspecto
nebuloso a opacas, y a menudo
son translúcidas.
 Constituye sistemas
heterogéneos-
macroheterogéneos.
Ejemplo: Arena en agua.
 10 Å a 10 000 Å
 Partículas de soluto son visibles
en microscopio electrónico.
 Sistema de 2 fases
 Por lo general no son
transparentes, son translúcidos u
opacos.
 Presentan movimiento
Browniano.
 No sedimentan al dejar en
reposo.
 Pasan a través del papel de filtro
y no por membranas como el
papel de pergamino.
 Reflejan y dispersan la luz,
presenta efecto TYNDALL.
 Constituye sistemas
heterogéneos
microheterogéneos.
Ejemplo: Oro coloidal, agrupación
de un millón de átomos como
mínimo, hemoglobina,
responsable del color rojo de la
sangre, es una sola molécula
gigante.
 0,3 Å a 10 Å
 Partículas de soluto son
invisibles al microscopio.
 Sistema de una sola fase.
 Son transparentes
 Poseen movimiento
molecular.
 No sedimentan al dejar en
reposo.
 Pasan a través del papel de
filtro y membranas como el
papel de pergamino.
 No reflejan ni dispersan la
luz, no presenta efecto
TYNDALL.
 Constituye un sistema
homogéneo.
Ejemplo: Solución incolora y
límpida de almidón usado en
pequeñas cantidades para
detectar presencia de yodo.

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SISTEMA COLOIDAL
Nº FASE
DESPERSA
MEDIO
DISPERSANTE
SISTEMA
COLOIDAL
EJEMPLO
Sólido Líquido Sol Pintura, plasma sanguíneo, pastas, oro o
azufre en agua
1. Líquido Líquido Emulsión Agua en benceno, leche, mayonesa.
2. Gas Líquido Espuma Espuma en cerveza, c rema batida,
espuma de jabón.
3. Sólido Sólido Sol sólido Cristal de rubí, turquesa, esmeralda
4. Liquido Sólido Emulsión sólido Cuarzo lechoso; ópalo, mantequilla,
gelatina, clara de huevo.
5. Gas Sólido Espuma sólido Piedra pomez, lava, marshmelos, esponja.
6. Sólido Gas Aerosol sólido Humos, polvo.
7. Líquido Gas Aerosol liquido Niebla, vaho, nube, neblina, pulverizado
líquido.
8. Gas Gas ___________ Todos son soluciones.
ENERGIA
Capacidad de un sistema para producir o realizar trabajo. Es todo aquello capaz de producir un cambio o
movimiento. Puede ser energía mecánica, energía eléctrica, energía química, energía atómica, energía
calorífica.
Espectro Electromagnético :
Conjunto de ondas electromagnéticas que se propagan de manera ondulatorias y con velocidad constante, que
es la de la luz, aproximadamente de 300.000 km/s. Las ondas electromagnéticas se dividen en luz visible,
infrarroja, ultravioleta, rayos X, rayos gama, radiofrecuencia y microondas.
Referido a un objeto se denomina espectro electromagnético o simplemente espectro a la radiación
electromagnética que emite (espectro de emisión) o absorbe (espectro de absorción) una sustancia. Dicha
radiación sirve para identificar la sustancia de manera análoga a una huella dactilar.
PROPIEDADES DE LA MATERIA ORDINARIA
I. De acuerdo al estado físico en que se presenta:
a. Propiedades generales
Las presentan los sistemas materiales básicos sin distinción y por tal motivo no permiten diferenciar una
sustancia de otra. Algunas de las propiedades generales son extensivas. Ejm. inercia, densidad, masa,
peso, indestructibilidad, Extensión o volumen, Atracción, Divisibilidad, Impenetrabilidad, temperatura,
etc.
b. Propiedades Específicas
Las presentan sistemas particulares, las presentan alguno de los estados físicos y determina al tipo de
sustancia Ejm. dureza, ductibilidad, compresibilidad, tensión superficial, etc.

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II. De acuerdo a la influencia de la Masa
a. Propiedades extrínsecas o extensivas
Son las cualidades que dependen de la cantidad de sustancia y son aditivas .Ejm: inercia,
impenetrabilidad, porosidad, Cantidad de calor sensible, Cantidad molar. Volumen etc.
b. Propiedades intrínsecas o intensivas
Son las cualidades de la materia independientes de la cantidad que sustancia, es decir no dependen de
la masa. No son aditivas y, por lo general, resultan de la composición de dos propiedades extensivas.
Ejm. densidad, punto de fusión, punto de ebullición, el coeficiente de solubilidad, el índice de refracción,
el módulo de Young, etc.
III. De acuerdo como se obtienen
a. Propiedades químicas
Son aquellas propiedades distintivas de las sustancias que se observan cuando
reaccionan, es decir, cuando se rompen o se forman enlaces químicos entre los
átomos, formándose con la misma materia sustancias nuevas distintas de las
originales. Ejm: oxidación, corrosividad de ácidos, poder calorífico o energía
calórica, acidez, reactividad , etc.
b. Propiedades Físicas
Se manifiestan en los procesos físicos no se transforma la materia. Ejm:
cambio de estado, la deformación, el desplazamiento, etc.
EJERCICIOS
1. Responda verdadero (V) o falso (F) a las siguientes proposiciones:
( ) La química estudia la materia constituida por átomos y sólo los cambios físicos que en ella ocurren.
( ) La química sólo abarca el estudio de las propiedades químicas de la materia.
( ) La química estudia a los elementos y compuestos, sus reacciones y la energía involucrada en las mismas.
( ) La Fisicoquímica estudia la composición, estructura y funciones de las moléculas complejas que forman
sistemas biológicos e intervienen en procesos químicos vitales.
a) VVVF b) VVFF c) VFVF d) FFVF e) VFFV
2. Respecto a la materia determine la verdad (V) o falsedad (F) de las siguientes proposiciones:
( ) Es todo aquello que tiene masa, susceptible de cambios y transformaciones, posee inercia y extensión e
impresiona nuestros sentidos.
( ) El peso de un cuerpo es una medida de la fuerza gravitacional que ejerce la Tierra sobre el mismo.
( ) Los cuerpos o sistemas son porciones limitadas de materia, que son nuestro objeto de estudio; pueden ser
sólidos, líquidos o gaseosos.
( ) La masa es una medida de la cantidad de materia contenida en un cuerpo, su valor no varía con la posición
de éste.
a) VVFV b) VVVF c) VVVV d) VFVF e) FVFV
3. Una sustancia química simple es la materia:
a) Formada por varias clases de moléculas.
b) Gaseosa.
c) Líquida que como el agua de mar contiene varias sales disueltas.
d) Formada por una sola clase de átomos.
e) De alto peso molecular.
4. Las propiedades físicas de la materia pueden dividirse en dos grupos:
Extensivas, que son las que dependen de la cantidad de materia presente.
Intensivas, que son las que no dependen de la cantidades de materia. Tomando como referencia las
definiciones anteriores, precise Ud ¿Cuál de las siguientes propiedades no es intensiva?
a) El punto de ebullición.
b) La densidad de los líquidos.
c) La electronegatividad característica de cada elemento químico.
d) La constante de equilibrio de una reacción química, a una temperatura determinada.
e) La cantidad de calor requerido para calentar una sustancia líquida de 20ºC a 50ºC
5. En cuales de los siguientes casos se presenta una propiedad intensiva:
I. Medición del radio atómico de diversos átomos.
II. Determinación de la temperatura de ebullición alcohol etílico.
III. Dureza del diamante.

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IV. Temperatura de inflamación de un aceite lubricante.
V. Conductividad de un alambre de cobre.
a) Sólo I y III b) Sólo II y IV c) Sólo I, II y III d) Sólo III, IV y V e) I, II, III, IV y V
6. Son fenómenos químicos:
I. La explosión de la nitroglicerina.
II. Oxidación del magnesio.
III. Fijación del CO2 y H2O por las plantas en la fotosíntesis.
IV. Combustión del propano.
a) II y IV b) I y II c) I, II, III y IV d) II, III y IV e) I, II y IV
7. Respecto a la ciencia química, es incorrecto que:
a) Es una ciencia natural experimental.
b) Tiene como base la observación, la hipótesis y la experimentación.
c) Estudia el movimiento de los cuerpos.
d) Proporciona bases científicas para entender las propiedades de la materia
e) Tiene como campo de acción la preservación de alimentos
8. En las siguientes relaciones sobre las ramas de la química, indique con verdadero (V) o falso (F):
Química analítica : Análisis de agua dura ( )
Química Nuclear : Velocidad de una reacción ( )
Química orgánica : Oxidación de alcoholes ( )
Bioquímica : Catalizador biológico ( )
Petroquímica : Cracking del petróleo ( )
a) VVVVV b) VFVVF c) VFVVV d) FFVVV e) VFFVV
9. ¿Qué proposición es correcta?
a) El agua siempre ebulliciona a 100ºC.
b) El paso del estado sólido a líquido se llama solidificación
c) La sublimación directa implica el cambio del estado sólido al gaseoso con pérdida de energía
d) Los metales no pueden llegar al estado gaseoso
e) Siempre que ocurre un cambio químico, a la vez ocurre un cambio físico
10. Un analista desea sacar a la venta un jugo de frutas a partir del yacón, para lo cual saco producto de
prueba a la cual le realizó las siguientes determinaciones ; determinó la acidez y el contenido de
azucares(1) la densidad, la temperatura de cambio de estado y la velocidad de descomposición del
producto(2), Así mismo desea determinar la composición y las propiedades de las sustancias presentes en
el yacon(3) .Para realizar todas estas determinaciones se requiere el conocimiento de que ramas de la
química, según los números indicados respectivamente;
a) Química analítica, q. general, q inorgánica
b) Química del yacon, q analítica, q general
c) Química analítica cualitativa, q analítica cuantitativa, q general
d) Química analítica , q física, q orgánica
e) Química física, q del ambiente, q orgánica
11 .Un estudiante colocó en un vaso agua pura, y en un segundo vaso adicionó agua con cianuro, y olvido
rotular cada uno de los vasos que permitiera identificarlos; indique de los procedimientos indicados a
continuación ¿cuál será el más apropiado para identificar el contenido de cada vaso
a) Saborear un sorbo de cada vaso.
b) Filtrar para separar componentes
c) Determinar el contenido de cianuro precipitándolo con NaCl
d) Determinar la temperatura de cambio de estado
e) No se puede identificar.
12. Un material homogéneo de composición constante se denomina:
a) Sustancia b) Solución c) Coloide d) Mezcla heterogénea e) Mezcla homogénea
13.Respecto a las sustancias, es correcto que:
a) Los elementos son sustancias, los compuestos no.
b) Los compuestos químicamente no se pueden dividir en elementos.
c) Los elementos que forman el agua conservan sus propiedades químicas.
d) El propano es una sustancia que se descompone por procedimientos mecánicos.
e) La glucosa se representa mediante fórmula química
14.Respecto a los compuestos químicos, marque verdadero (V) o falso (F):

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( ) Toda sustancia no es compuesto químico.
( ) Están formados por átomos de dos o más elementos diferentes.
( ) Se descomponen en sus elementos.
( ) El agua es un sistema heterogéneo.
a) V F F V b) F V V F c) F V V V d) V F V F e) V V V F
15.De los siguientes ejemplos:
I) Latón II) Neblina III) Bronce IV) Almidón en agua V) Acero VI) Clara de huevo
Constituyen mezclas homogéneas:
a) I, II, III b) I, III, V c) II, IV, VI d) II, III, IV e) IV, V, VI
16. Una probeta cerrada al vacío contiene alcohol al 60% hasta las 2/3 partes y 4 gramos de NaCl. Entonces el
sistema es:
a) Cuaternario y trifásico b) Binario y tetrafásico c) Unitario y monofásico
d) Binario y trifásico e) Ternario y difásico
17.Respecto a los cambios de la materia, es correcto que:
a) La condensación es un cambio químico
b) En la molienda de los minerales se da un cambio químico
c) La evaporación del agua implica un cambio en su estructura interna
d) Se altera la composición de las sustancias en la ruptura de un trozo de carbón
e) La fragmentación es un cambio físico
18.¿Cuál de las proposiciones siguientes describen cambios químicos?
I) El sodio al ser cortado en medio inerte se empaña rápidamente.
II) El jugo de naranja congelado se reconstituye agregándole agua.
III) Una cucharada de azúcar se disuelve en una taza de té luego de agitarla.
IV) Dependiendo de la cantidad de aire que ingresa por el interior de un mechero Bunsen, entonces el
color de la llama puede cambiar de amarillo a azul.
V) En un tubo de ensayo se queman una mezcla de azufre y limaduras de hierro
a) I y IV b) I y V c) II y IV d) III y V e) IV y V
19.No es ejemplo de mezcla homogénea
a) Agua potable
b) Sangre
c) Salmuera
d) Acido muriático
e) Suero fisiológico
20.No es ejemplo de sistema coloidal
a) homo
b) gelatina
c) arena
d) esponja
e) vinagre
21. Acerca de las mezclas podemos decir que
I - Las mezclas se caracterizan porque: las componentes de las mezclas conservan sus propiedades,.
II.- Intervienen en proporciones variadas, en ellos hay diferentes clases de moléculas,
III.-cuando son homogéneas se pueden fraccionar y cuando son heterogéneas se pueden separar en fases
IV.-Las mezclas se caracterizan porque: las componentes de las mezclas conservan sus propiedades
V.-, intervienen en proporciones variadas, en ellos hay diferentes clases de moléculas
SON CIERTAS;
a) I,II,IV,V b) II y III c) II, III, IV d) sólo II e) todas
CLAVES:
1.d 2.c 3.d. 4.e. 5.e. 6.c. 7.c. 8.c. 9.e. 10.d. 11.d. 12.a. 13.e. 14.e. 15.b. 16.e. 17.e. 18.e. 19.b. 20.e. 21.e.

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Estructura del Átomo
- En la actualidad, el minúsculo átomo es considerado un inmenso vacío, constituido básicamente por un
núcleo y una envoltura electrónica.
- El átomo en su estado fundamental es eléctricamente neutro, porque tiene la misma cantidad de protones
(cargas eléctricas positivas) y de electrones (cargas eléctricas negativas).
- El átomo es un micro sistema energético en completo equilibrio con una estructura interna muy compleja
donde existe una gran variedad de partículas sub atómicas como por ejemplo: electrón, muón, high,
hadrón, quark, etc.
ESTRUCTURA DEL ATOMO
NÚCLEO
PROTONES
NEUTRONES
ELECTRONES
1. PARTÍCULAS SUBATÓMICAS FUNDAMENTALES
Núcleo Atómico. Fue descubierto por Rutherford, es la parte central del átomo y tiene carga eléctrica
positiva. Es extremadamente denso porque en su interior se concentra prácticamente toda la masa del
átomo, siendo sus partículas fundamentales los protones y neutrones
(nucleones).
Da la identidad del átomo; y no interviene en las reacciones químicas ordinarias.
Nube Electrónica
Está constituida por los electrones que tiene el átomo en torno al núcleo.
El electrón (descubiertos por Thompsom) es una partícula con masa
prácticamente despreciable y carga eléctrica negativa.
El movimiento veloz y complejo del electrón genera al orbital atómico.
En una reacción química ordinaria, interactúan los electrones de valencia de un
átomo con los electrones de valencia de otro átomo.
PARTÍCULA DESCUBIERTO
POR:
CARGA
ABSOLUTA
CARGA
RELATIVA
MASA
ABSOLUTA
MASA
(UMA)
PROTÓN 




 p1
1
RUTHERFORD
1919
+1,6 x 10-19C +1 1,672 x 10-24g 1
NEUTRÓN 




 n1
0
CHADWICK
1932
0 0 1,675 x 10-24g 1
ELECTRÓN 






e0
1
THOMPSON
1897
-1,6 x 10-19C -1 9,109 x 10-28g 0,000545
2. NÚMERO ATÓMICO O CARGA NUCLEAR (Z).
Es el número de protones que tiene el núcleo de un átomo. Z = # p+
En un átomo eléctricamente neutro, el número atómico también indica el número de electrones del
átomo.
“Z” es el criterio utilizado para la ubicación de los elementos en la Tabla Periódica.
Fue el científico inglés H. Moseley quien dedujo un método para calcular el número atómico de los
elementos químicos.

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3. NUMERO DE NEUTRONES (n)
Número de partículas neutras que contiene el núcleo de un átomo, n = A – Z
4. NUMERO DE MASA (A).
Es la suma del número de protones y neutrones (número de nucleones fundamentales) que tiene el
núcleo de un átomo.
A = # p+ + # nº
Una expresión más simple de la anterior es: A = Z + n
“A” y “Z”, denominados los números identificatorios del átomo, y son colocados alrededor del símbolo
químico del elemento en cualquiera de las formas siguientes:
E – A , EA
Z o
A
Z E
NÚMEROS CUANTICOS
Los números cuánticos son parámetros numéricos que describen los estados energéticos del electrón.
Los números cuánticos son cuatro.
a) Número Cuántico Principal ( n )
 Determina el tamaño del orbital y la energía del nivel.
 Indica el nivel energético en el que se encuentra girando el electrón.
 Toma valores de números enteros y positivos: 1,2,3,4,5,6,7,... (representación cuántica). A “n”
se le puede asignar valores literales: K,L,M,N,O,P,Q, ... (representación espectroscópica)
b) Número Cuántico Secundario (ℓ )
 También es denominado número cuántico azimutal, subsidiario o de momento angular.
 Indica la forma que tiene el orbital atómico.
 Toma valores de números enteros y positivos comprendidos en el rango entre 0 (valor mínimo
de ℓ ) y ( n – 1 ) (valor máximo de ℓ ).
n ℓ Tipo de orbital
Forma (s) del
orbital (es)
Número de orbitales
1 0 s ( sharp ) esférica 1
2
0
1 P ( principal ) dilobular 3 ( px, py , pz )
3
0
1
2 d ( diffuse ) tetralobular
dilobular
4 (dxy, dxz, dyz, d(x2-y2)
1 ( dz2)
4
0
1
2
3 f fundamental) complejos 7
 Los niveles energéticos se dividen en subniveles (subcapas), de la manera siguiente:
Nivel Subniveles Nivel Subniveles
1 1s 5 5s, 5p, 5d, 5f
2 2s, 2p 6 6s, 6p, 6d
3 3s, 3p, 3d 7 7s, 7p
4 4s, 4p, 4d, 4f
c) Número Cuántico Magnético ( m / mℓ )
 Indica la orientación que toma el orbital atómico en el espacio, con respecto a los tres ejes
coordenados.
 Toma valores de números enteros negativos y positivos comprendidos en el rango entre –ℓ y
+ℓ, incluyendo el valor 0.
 El número de valores que toma “m”, se puede calcular con la fórmula ( 2ℓ + 1 ), y esta
cantidad de valores indica el número de orbitales que tiene el subnivel correspondiente.
Valor de
“ℓ”
Valores de “m”
Número de
valores de “m”
( 2ℓ + 1 )
Número de
orbitales

11
0 (s) 0 1 1
1 (p) -1,0,+1 3 3
2 (d) -2,-1,0,+1,+2 5 5
3 (f) -3,-2,-
1,0,+1,+2,+3
7 7
d) Número Cuántico de Spin ( s / ms )
 También es denominado número cuántico de giro.
 Indica el sentido de rotación que tiene el electrón alrededor de su eje que imaginariamente
pasa por su centro.
 Si el electrón gira en sentido antihorario, se le asigna un número cuántico de spin de +1/2
(  ).
 Si el electrón gira en sentido horario, se le asigna un número cuántico de spin de –1/2 (  ).
Número Cuántico Determina para el electrón Define para el Orbital
Energético o Principal (n)
El nivel principal de energía. El tamaño o volumen efectivo.
De momento angular,
Secundario, Azimutal o
Subsidiario (ℓ)
El subnivel donde se encuentra
dentro de un determinado nivel
de energía.
La forma geométrica espacial.
Magnético (m)
El orbital donde se encuentra
dentro de un subnivel
determinado.
La orientación espacial que
adopta bajo la influencia de un
campo magnético externo.
Spin Magnético (s) El sentido de rotación o giro
alrededor de su eje imaginario.
--------------------
Cuando nos referimos a la ubicación del electrón en el átomo, debemos utilizar determinadas regiones del
espacio en donde existe la máxima probabilidad ( 90 %) de encontrar al electrón. A tales regiones de
mayor probabilidad se les denomina ORBITALES o REEMPE.
EJERCICIOS
1. Designe los electrones correspondientes a los números cuánticos indicados:
(4, 3, 0,+1/2) (2, 1,-1,+1/2)
(3, 1,+1,-1/2) (5, 2, 0,-1/2)
2. Indicar los números cuánticos de los electrones: 2s2,3d6,5p2,3p6

12
DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA
a) Definición.- Es la ubicación de los electrones que tiene un átomo en sus respectivos niveles, subniveles y
orbitales.
b) Principios
b.1. Principio de AUFBAU (Regla de Construcción): “El llenado de los subniveles energéticos se efectúa
desde los que tienen menor energía hacia los de mayor energía“(energía relativa). El orden en que se
llenan los subniveles es:
K = 1 1s 2He
L = 2 2s 2p 10Ne
M = 3 3s 3p 3d 18Ar
N = 4 4s 4p 4d 4f 36Kr
O = 5 5s 5p 5d 5f 54Xe
P = 6 6s 6p 6d 86Rn
Q = 7 7s 7p
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA KERNEL O SIMPLIFICADA
Consiste en realizar la distribución electrónica haciendo uso de la configuración electrónica de un gas
noble.
[2He]; [10Ne]; [18Ar]; [36Kr]; [ 54Xe]; [86Rn ]
Energía relativa de un subnivel ( Er ).- Se determina con la siguiente fórmula:
Er = n + ℓ
donde: n = valor del número cuántico principal
ℓ = valor del número cuántico secundario
Cuando dos subniveles tienen la misma Er, sus orbitales son denominados “degenerados”. En este caso,
el subnivel que pertenece al mayor nivel, es el de mayor energía (menos estable). Ejemplo: 2s, 3p, 4s, 5f.
Er del 2s ; n = 2 y ℓ= 0, por lo que Er = 2
Mayor Er es 5f: Er = 5 + 3 = 8. Orbítales degenerados 3p (Er = 4) y 4s (Er = 4). Se llena primero 3p por
que tiene menor n.
Elementos Anómalos (Antiserruchos).- Son aquellos que no cumplen estrictamente con el principio de
AUFBAU.
La anomalía consiste en la migración, por lo general de un electrón (a veces 2 electrones), de un subnivel
ns a un subnivel (n-1) d (a veces del subnivel (n-2) f al subnivel (n – 1) d).
Los elementos anómalos son:
ANOMALÍAS DE LA DISTRIBUCION ELECTRÓNICA
La migración o el traslape de electrones de un orbital a otro se realiza con la finalidad de buscar una mayor
estabilidad electrónica. Las anomalías por periodos más importantes son:
Migra 1ē
Periodo 4 : 24Cr y 29Cu 4s 3d
Migra 1ē
Periodo 5 : 41Nb y 42 Mo 44Ru + 45Rh 47Ag 5s 4d
Migra 2ē
46Pd : 5s 4d

13
Migra 1ē
Periodo 6 : 78Pt y 79Au 6s 5d
Migra 1ē
57La 58Ce y 64Gd: 4f 5d
Migra 1ē
Periodo 7 : 89Ac 91Pa 92U 93Np 96Cm y 97Bk 5f 6d
Migra 2ē
90Th : 5f 6d
b.2. Principio de exclusión (W. Pauli).- “En un átomo no puede existir dos electrones cuyos 4 valores de
números cuánticos sean iguales; al menos debe diferenciarse en el spin”.
Un orbital atómico puede tener un máximo de dos electrones, los cuales deben tener signos
contrarios para sus números cuánticos de spin.
Subnivel
Número máximo
de electrones
s 2
p 6
d 10
f 14
b.3. Principio de máxima multiplicidad (Regla de F. Hund).- “Un orbital no puede tener dos electrones si
es que hay otros orbitales del mismo subnivel que no tienen por lo menos un electrón”.
Ejemplo:
a) 24 Cr : 1s22s22p63s23p64s23d4 (Falso) 1 e- del 4s2 pasa al 3d, entonces:
24Cr : 1s22s22p63s23p64s13d5 (Correcto)
b) 29Cu : 1s22s22p63s23p64s23d9 (Falso) 1 e- del 4s2 pasa al 3d, entonces:
29Cu : 1s22s22p63s23p64s13d10 (Correcto)
Los IONES, partículas cargadas que se forman cuando un átomo o un grupo de átomos neutros ganan o pierde
uno o más electrones.
Cuando # p+ = # e- , se trata de un átomo neutro
Cuando # p+ ≠ # e- , entonces es un ION que puede ser:
Catión (+): # p+ > # e-
Anión (-) : # p+ < # e-
(ZXA)q  #e = Z + ( q ), si es catión q es positivo y si es anión q es negativo.
EJERCICIOS
1. Con respecto al subnivel “p” presenta, son ciertas:
I. Número secundario = 2
II. Se encuentra en todos los niveles.
III. Seis electrones máximo
IV. Sólo dos electrones
V. En 4p3 , s = + ½
VI. Tres orbitales
a) I, II, III b) II, III, V c) III, IV, V d) III, V, IV e) N.A.
2. ¿Cuáles son los posibles valores de ℓ (número cuántico azimutal ) para el número cuántico principal igual a
:
a) 2 b)4 c)1 d)3
3. ¿Cuáles son los valores de m (número cuántico magnético)para los sgts. Valores de ℓ (número cuántico
secundario).:
a) 0 b)2 c)3 d)1
4. Designar al electrón en cada caso:
a) 5,1,+1, - ½
b) 4,1, +1, + ½

14
c) 5, 0, 0, + ½
d) 3, 2, +1, + ½
5.¿Cuáles son los números cuánticos de…?
a) 4d3 =
b) 3p5 =
c) 5s2 =
d) 6s1 =
6. Hallar Z (número atómico) del elemento cuyo último electrón tiene los siguientes números cuánticos:
a) 3, 1, 0, + 1/2
b) 4, 3, +2,+ 1/2
c) 5, 3, -2, + 1/2
d) 6, 1, 0, - 1/2
7. Hallar los números cuánticos del último electrón distribuido para los sgts elementos
a) 12Mg b) 17Cl c) 11Na d) 20Ca
8. Hallar el número de protones, neutrones y electrones de los sgts. Elementos
a) 8O16 b)20Ca40 c)19K39 d) 56Ba137 e)Ca+2 f) O-2 g) 29Cu+2

15
TABLA PERIODICA
1. BASES ACTUALES DE LA TABLA PERIÓDICA
Los elementos químicos están ubicados en la Tabla Periódica por
orden creciente y correlativa de sus números atómicos
( Z ).
Todos aquellos elementos que tienen D.E. externa
semejante, constituyen grupos en la T.P. Los
elementos de un grupo tienen propiedades químicas
semejantes.
2. LEY PERIÓDICA ACTUAL
“Las propiedades químicas de los elementos y algunas de sus propiedades físicas son
función periódica del valor de su número atómico”. Esta ley fue enunciada por Henry
Moseley (1913).
3. DESCRIPCIÓN DE LA TABLA PERIÓDICA (T.P)
 El perfil actual de la T.P. fue diseñada por el alemán J. Werner, la cual es conocida como la T.P.
en su forma larga.
 Está constituida por 7 filas (hileras horizontales) denominadas PERIODOS.
Período Elementos N° de elementos
1 1H, 2He. 2
2 3Li a 10Ne 8
3 11Na a 18Ar 8
4 19K a 36Kr 18
5 37Rb a 54Xe 18
6 55Cs a 86Rn 32
7 87Fr a ... (*) Incompleto
 Desde el elemento 57La hasta el elemento 71Lu, están ubicados en la parte inferior de la T.P., con
el nombre de LANTÁNIDOS, y pertenecen al período 6 grupo 3 ( III B ).
 Desde el elemento 89Ac hasta el elemento 103Lr, están ubicados en la parte inferior de la T.P., con
el nombre de ACTINIDOS, y pertenecen al período 7 y grupo 3 ( III B )
 Período: Indica el número de niveles que necesita el átomo para alojar a todos sus electrones.
 GRUPOS
 Está constituida por 18 columnas (Hileras verticales) denominadas GRUPOS o FAMILIAS.
Los grupos son: “A” y “B”.
 La FAMILIA “A” está formada por los grupos 1 (I A), 2 (II A) y desde 13 (III A) hasta el 18
(VIII A). A estos elementos se les denomina Elementos Representativos. La D.E. de sus
átomos neutros terminan en “s” o “p”.
 La FAMILIA “B” está formada desde el grupo 3 (III B) hasta el 12 (II B). A estos
elementos se les denomina Elementos de Transición. La D.E. de sus átomos neutros
terminan en “d” o “f”.
 Los elementos conocidos como Lantánidos y Actínidos, son denominados elementos de
Transición Interna. Son aquellos cuya D.E. de sus átomos neutros terminan en el subnivel "f".
 Grupo A.- El número del grupo indica la cantidad de electrones que tiene el átomo en su último
nivel de energía (electrones de valencia).
 Grupo B.- El número de grupo se determina en algunos casos , sumando los electrones de la
capa de traslapamiento ns y (n+1)d
. El numero de grupo será esta sumatoria si la misma es mayor o igual a 8 .
. Si la sumatoria es mayor de 8 hasta 10 , los elementos pertenecen al grupo VIII B .
. Si la sumatoria de estas capas es mayor de 10 , el número de grupo se determina con los
electrones de la última capa ns.
 Algunos grupos de la T.P. reciben nombres especiales
IUPAC Grupo Denominación D.E. externa
1 I A Metales alcalinos, excepto el H n s1
2 II A Metales alcalino – térreos n s2
3 III B n s2 , (n-1)d1
4 IV B n s2 , (n-1)d2
5 V B n s2 , (n-1)d3
6 VI B n s1 , (n-1)d5 *

16
7 VII B n s2 , (n-1)d5
8 VIII B Ferromagnéticos n s2 , (n-1)d6
9 VIII B Ferromagnéticos n s2, (n-1)d7
10 VIII B Ferromagnéticos n s2 , (n-1)d8
11 I B Metales de acuñación n s1 , (n-1)d10
12 II B Elementos puente n s2 , (n-1)d10
IUPAC Grupo Denominación D.E. externa
13 III A Térreos n s2, np1
14 IVA n s2, np2
15 V A n s2, np3
16 VI A Calcógenos o anfígenos n s2, np4
17 VII A Halógenos n s2, np5
18 VIII A Gases nobles n s2, np6
* Excepto: Wolframio ó Tungsteno
 La T.P. también clasifica a sus elementos en metales, metaloides y no metales.
METALES NO METALES SEMIMETALES
- Son sólidos excepto el Hg
que es líquido
- Poseen alta conductividad
eléctrica y térmica.
- En reacciones químicas
pierden e- (oxidación), son
agentes reductores
- Son sólidos y gaseosos,
excepto el Br2 que es líquido
- Son malos conductores
eléctricos y térmicos.
- En las reacciones químicas
generalmente ganan e-, son
oxidantes.
- Todos son sólidos
- Su conductividad eléctrica
aumenta con la temperatura.
- En combinaciones ganan o
pierden e-
CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS POR BLOQUES
Considerando el último subnivel en la distribución electrónica de los elementos, éstos se clasifican en cuatro
bloques (s, p, d y f lo que permite identificar el grupo al cual pertenece cada elemento. El elemento cuya
configuración electrónica termina en subnivel "s" o "p" es representativo (grupo A); si la configuración
electrónica termina en sub nivel "d" es un elemento de transición (grupo B); y si la configuración termina en
subnivel f, es un elemento de transición interna o tierra rara (grupo IIIB).
METALES
NO
METALES
METALOIDES
METALES
IA
IIA
TABLA PERIÓDICA: M ETALES, NO M ETALES Y M ETALOIDES

17
La clasificación por bloques, permite ubicar un elemento en la tabla periódica, es decir, indicar el número de
período y el número de grupo.
PRINCIPALES CARACTERÍSTICAS DE LOS ELEMENTOS POR SU GRUPO
A. Metales Alcalinos Grupo I-A
- No se encuentran libres en la naturaleza, están formando compuestos (especialmente óxidos y sales)
- Se pueden obtener puros por procesos electroquímicos a partir de sus sales
- Poseen baja densidad, por lo tanto son metales ligeros o livianos.
- Poseen alta reactividad química
- El Na y K reaccionan vigorosamente con el agua.
B. MetalesAlcalinas Térreos: Grupo II-A
- No se encuentran libres en la naturaleza, se encuentran formando compuestos.
- El calcio y el magnesio son los más abundantes en la corteza terrestre, principalmente en forma de
carbonatos y sulfatos; el berilio, estroncio y bario son los menos abundantes.
- Todos los isótopos del radio son radioactivos y muy escasos.
- Son de color blanco plateado, maleables, dúctiles, ligeramente más duros que sus vecinos del grupo IA
y posen baja densidad, por lo que son considerados también como metales livianos.
- Son menos reactivos que los metales del grupo IA
- El Ca, Sr. y Ba reacciona con H2O lentamente a 25ºC para formar hidróxido e hidrógeno (H2)
C. Anfígenos o Calcógenos (VI-A)
Oxígeno
- Gas incoloro y diatómico (O2), poco saludable en H2O (aún así la vida acuática se debe a la presencia
de O2(g) disuelto en ella).
- Entre sus usos comunes tenemos: en tratamiento de aguas negras (servidas), blanqueador de la pulpa
y del papel, en medicina para superar dificultades respiratorias y en muchas reacciones inorgánicas y
orgánicas.
Azufre:
- Es un sólido verde amarillo, se emplea en la fabricación de ácido sulfúrico, pólvora negra,
vulcanización del caucho, etc.
Selenio
- Es un sólido, cuyo color varía de rojizo a gris, posee conductividad eléctrica, muy sensible a la luz, por
ello se emplea en fotocopiadoras y celdas solares.
D. Halógenos (VIIA)
- El nombre halógeno proviene de un término griego que significa formador de sales, porque la mayoría
de ellos se les encuentra formando sales en las aguas marinas
- Poseen moléculas biatómicas: F2, Cl2, Br2, I2 y At2 Siendo este último radiactivo.
- Son los elementos no metálicos de alta reactividad química
- Su poder oxidante disminuye al descender en el grupo
- En general, son tóxicos y antisépticos. Cuyo orden es:
F2 > Cl2 > Br2 > I2
E. Gases nobles (VIIIA) He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn
- Son gases incoloros e inodoros y todos tuenen puntos de ebullición y de fusión extremadamente bajos.
- Se denominan también gases raros, por la escasez que tienen respecto a los otros elementos

18
f. Metales de transición (Grupos B)
La diferencia de los metales de los grupos 1 y 2, los iones de los elementos de transición pueden tener
múltiples estados de oxidación estables ya que pueden perder electrones d sin un gran sacrificio
energético.
Sus combinaciones son fuertemente coloreadas y paramagnéticas
 Sus potenciales normales suelen ser menos negativos que los de los metales representativos,
 estando entre ellos los llamados metales nobles.
 Pueden formar aleaciones entre ellos.
 Son en general buenos catalizadores.
 Son sólidos a temperatura ambiente (excepto el mercurio)
 Forman complejos iónicos.
EJERCICIOS
1.Hallar la distribución electrónica, subniveles, niveles, # cuánticos de:
a) 12Mg e) 78Pt +1
b) 29Cu f) 46Pd
c) 13Al+3 g) 35Br-1
d) 78Pt
2¿Cuántos orbitales desapareados hay en cada uno de los siguientes iones: 16S2- -17Cl1- y 28Ni2+
respectivamente:
a) 2, 1, 2 b) 0, 1, 2 c) 1, 2, 0 d) 0, 1, 0 e) 0, 0, 2
3. Sobre la conformación de la tabla periódica, señale verdadero (V) o
Falso (F) según corresponda :
( ) Tiene 7 periodos de diferentes tamaños.
( ) Existen 16 grupos, cada uno con la misma cantidad de elementos.
( ) Los grupos “B” corresponden a los elementos de transición.
a) VVV b) VVF c) VFV d) VFF e) FFF
4. Marque la secuencia correcta para la tabla periódica moderna, con verdadero (V) o falso (F) según
corresponda:
( ) Los elementos están ordenados en grupos y periodos.
( ) Para la IUPAC sólo tiene grupos “A” y “B”.
( ) Los elementos se pueden ordenar en 4 bloques: s, p, d, f.
a) VVV b) VFV c) FFF d) FVF e) VFF
5. Si un átomo pertenece al grupo III”A” y al cuarto periodo.
¿Cuántos electrones posee su átomo cuando se ioniza a X3+ ?
a) 25 b) 26 c) 27 d) 28 e) 29
6. Sobre la clasificación por bloques de la tabla periódica, que alternativa es correcta:
a) En la tabla periódica todos los metales son sólidos a temperatura ambiente.
b) Los elementos del mismo grupo tienen igual numero atómico.
c) Son 6 gases nobles y 10 elementos gaseosos a presión normal y temperatura ambiente.
d) Los elementos representativos tienen configuraciones electrónicas que terminan en orbitales “s” o “p”.
e) Los elementos se agrupan en 08 columnas o grupos según la IUPAC
7. Sobre la clasificación por bloques de la tabla periódica, que alternativa es correcta:
a) En la tabla periódica todos los metales son sólidos a temperatura ambiente.
b) Los elementos del mismo grupo tienen igual número atómico.
c) Son 6 gases nobles y 10 elementos gaseosos a presión normal y temperatura ambiente.
d) Los elementos representativos tienen configuraciones electrónicas que terminan en orbitales “s ” o “p”.
e) Los elementos se agrupan en 08 columnas o grupos según la IUPAC
8. El átomo de un elemento presenta 12 e- en subniveles con número cuántico secundario 2. Determina su
grupo y periodo en la Tabla Periódica
a) IV A, 5 b) V A, 5 c) IV B, 5
d) VI A, 5 e) III A, 5
9.¿Cuál es el grupo y periodo de un elemento, cuyo átomo presenta 10 electrones en los subniveles
principales?
a) III A; 3 b) V A; 3 c) VI A; 3 d) VII A; 3 e) III B; 3
10.El último electrón de un conjunto de átomos de elementos diferentes tiene por notación cuántica:
I) 3, 0, 0, +1/2 II) 2, 1, + 1, +1/2 III) 2, 1, +1, -1/2
Indique la relación correcta elemento (E) - ubicación.

19
E PERIODO GRUPO
a) I 3º IIA
b) II 2º VIIA
c) III 4º IIA
d) I 4º IA
e) II 2º VA
11. La distribución electrónica de un átomo neutro en su estado basal es 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p2. A partir de
esta información deduzca en el orden respectivo:
I. Número de electrones no apareados
II. Número de electrones en la capa de valencia
III. Número atómico
a) 4, 4, 14 b) 2, 4, 14 c) 3, 2, 14
d) 3, 6, 16 e) 4, 8, 4
12.¿Cuántos orbitales desapareados hay en cada uno de los siguientes iones: 11Na+1-16S-2 y 24Cr+3:
13.Para un elemento cuyo átomo está en el periodo 4 y Grupo IVA señale verdadero (V) o falso (F):
( ) Es un carbonoide
( ) Su número atómico es 22
( ) Es un metaloide
( ) Su configuración es [Ar], 4s2, 3d10, 4p2
a) VVVV b) FFVV c) VFVV d) VVVV e) FFFF
14.¿Cuántos electrones de enlace o de valencia tiene el Mg (Z = 12)?
a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5

21
ENLACES QUÍMICOS Y FISICOS
INTRODUCCIÓN
Son fuerzas de naturaleza electromagnética (eléctrica y magnética)
predominantemente eléctrica que unen a los átomos y las moléculas. Si estas
fuerzas unen átomos entre sí con el objetivo de formar moléculas, sistemas
cristalinos, compuestos o iones poliatómicos, se llama enlace químico.
Si unen moléculas polares y no polares se llama, físico o inter molecular y es
determinante en las propiedades macroscópicas de las fases condensadas de la
materia
PRINCIPIO FUNDAMENTAL
Los átomos y moléculas forman enlaces químicos con la finalidad de adquirir un
estado de menor energía, para tener mayor estabilidad. En el caso de los átomos, la
estabilidad se reflejará en un cambio de su configuración electrónica externa.
REGLA DEL OCTETO (Estabilidad química). Los átomos tienen la tendencia de completar su última capa con
ocho electrones, es decir ser isoelectrónicos con un gas noble".
Existen elementos que no cumplen con esta regla como es el Hidrógeno,
Litio, Helio, se adecuan a la Regla del DUETO (2e- en la última capa).
ELECTRONEGATIVIDAD
Linus Pauling definió la electronegatividad como La capacidad que tienen los átomos de atraer y retener los
electrones que participan en un enlace químico. La electronegatividad se ha establecido en escala de 0 hasta
4. Pauling asignó de manera arbitraria un valor de 4 al fluor que es el elemento con más capacidad para atraer
electrones. En química los valores de electronegatividad de los elementos se determinan midiendo las
polaridades de los enlaces entre diversos átomos. La polaridad del enlace depende de la diferencia entre los
valores de electronegatividad de los átomos que lo forman .Debe recordarse que en la tabla periódica la
electronegatividad aumenta al avanzar en un período y disminuye bajando en un grupo.
Tabla de electronegatividades

22
1. ENLACES QUÍMICOS O INTRAMOLECULARES
a) Definición.- Fuerzas de atracción que mantienen unidos a los átomos en los
compuestos.
b) Tipos:
b.1. Iónico o electrovalente
 Fuerzas de atracción electrostática originada por transferencia de electrones
entre un metal (catión) y un no metal (anión).
 Este enlace se encuentra formando la estructura de los compuestos iónicos,
con excepciones como por ejemplo: BeO, BeCl2, AlCl3, BeBr2, BeF2, BeI2.
 Los compuestos iónicos son sólidos cristalinos a temperatura ambiente. Tienen alta temperatura de
fusión. En solución acuosa o fundidos conducen la corriente eléctrica, pero en estado sólido no.
 Existe reglas empíricas que indican EN > 1,7
EN = Diferencia de Electronegatividad
Ejemplo: 2,1ENClNa
0,3.Electroneg
Cl
9,0.Electroneg
Na





b.2. Enlace metálico
 Es propio de los elementos metálicos que les permite actuar como molécula monoatómica. Los
electrones se trasladan continuamente de un átomo a otro, generando una densa nube electrónica.
 Se presenta en todos los metales y aleaciones, ejemplo: latón (Cu + Zn), bronce (Cu + Sn).
 Este enlace da origen a propiedades como:
 Brillo metálico
 Conductividad eléctrica
 Maleabilidad y ductibilidad
b.3. Enlace Covalente.
 Es la fuerza electromagnética que mantiene unidos a átomos que comparten mutuamente pares de
electrones, generalmente son no metálicos (con algunas excepciones como NH4Cl; NH4NO3;
(NH4)2SO4, y adquieren configuración de un gas noble. Este tipo de enlace genera moléculas
(compuestos moleculares).
 A temperatura ambiente pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos, ejemplos: SiO2 (s),H2O (l), CO2 (g).
 Son generalmente insolubles en agua, pero solubles en disolventes apolares, tienen bajas
temperaturas de fusión y ebullición. Son aislantes por lo mal que conducen la corriente eléctrica.
 Existe una regla práctica
Puede ser:
Simple.- Cuando los átomos enlazados comparten un par de electrones.
Doble.- Cuando los átomos enlazados comparten dos pares de electrones.
Triple.- Cuando los átomos enlazados comparten tres pares de electrones.
Enlace Covalente Apolar o Puro.- Cuando los átomos comparten equitativamente los electrones de
enlace. Generalmente participan átomos del mismo elemento no metálico, con igual electronegatividad.
Se originan moléculas apolares.Se cumple que:
Ejemplo : O2, H2, N2,, CO2, , CH4, CCl4, CS2, AlCl3, BeCl2 son apolares por simetría.
Enlace Covalente Polar.- Es cuando los electrones enlazantes no son compartidos en forma equitativa
por los átomos, esto debido a que uno de ellos es más electronegativo que el otro.
Se cumple la diferencia de electronegatividad:
Ejemplo:: HF, HCl, SO3, HNO3, H2O, NH3
 Covalente Normal: Cuando cada átomo aporta igual número de electrones.
 Covalente Coordinado ó Dativo: Sólo uno de los átomos aporta el par de electrones
enlazantes. Ejm: H3PO4, SO2, SO3
RESUMEN;
 Para el compuesto AB:
EN < 1,7
EN = 0
O < EN < 1,7

23
 Si | ENA – ENB |  1.7 Enlace iónico
 Si 0.4 <| ENA – ENB | < 1.7 Enlace covalente POLAR
 Si | ENA – ENB | < 0.4 Enlace covalente NO POLAR
2. ENLACES FÍSICOS O INTERMOLECULARES
Son aquellas fuerzas que mantienen unidas a las moléculas iguales o diferentes (polares y/o apolares) para
dar lugar a los estados condensados de la materia (líquidos y sólidos) y permiten explicar propiedades de la
materia como por ejm. La solubilidad, las temperaturas de cambio de estado..
Tipos:
1. Interacciones dipolo-dipolo
 Fuerza de atracción electrostática que se da entre moléculas
polares, de manera que el extremo positivo de uno de ellos atrae el
extremo negativo de otro, y así sucesivamente.
 Enlace Puente de Hidrógeno.- Es un tipo de enlace especial de
enlace dipolo – dipolo, es muy fuerte y se manifiesta entre el par
electrónico de un átomo de alta EN como fluor, oxígeno o nitrógeno y el
núcleo de un átomo de hidrógeno prácticamente libre de electrones: HF;
NH3; H20; H2O2; R – OH; R – COOH.
2. Interacciones dipolo-dipolo inducido
 Fuerza de atracción entre una molécula polar (dipolo permanente) y el dipolo inducido (átomo o
molécula no polar).
3. Fuerzas de London
 Se denominan así en honor al físico- químico alemán Fritz London (1 930), también son denominadas
fuerzas de dispersión; antiguamente se les llamaba también fuerzas de Van der Walls. Actualmente,
fuerzas de Van der Walls involucra a todas las interacciones o fuerzas intermoleculares.
 Fuerza de atracción electrostática muy débil producida entre dipolos no permanentes, es decir, entre
un dipolo instantáneo y un dipolo inducido correspondiente a dos átomos o dos moléculas que se
encuentran a una distancia de 5 a 10 °A entre sí.
 Esta clase de fuerzas existen entre especies de todo tipo, ya sean moléculas neutras, iones,
moléculas polares y no polares, cuando las sustancias se encuentran en estado líquido o sólido.
 La intensidad de las fuerzas de London es directamente proporcional al peso molecular.
4. Interreacciones iónicas
Son interacciones que ocurren a nivel de catión-anión, entre distintas moléculas cargadas, y que por lo mismo
tenderán a formar una unión electrostática entre los extremos de cargas opuestas, lo que dependerá en gran

24
medida de la electronegatividad de los elementos constitutivos. Un ejemplo claro de esto, es por ejemplo lo que
ocurre entre los extremos Carboxilo ( − COO − ) y Amino de un aminoácido, péptido, polipéptido u
proteína con otra
Fuerzas ion-dipolo
Estas son interacciones que ocurren entre especies con carga. Las cargas
similares se repelen, mientras que las opuestas se atraen. Es la fuerza que
existe entre un ion y una molécula polar neutra que posee un momento dipolar
permanente, las moléculas polares son dipolos tienen un extremo positivo y un
extremo negativo. Los iones positivos son atraídos al extremo negativo de un
dipolo, en tanto que los iones negativos son atraídos al extremo positivo.
Las fuerzas ion-dipolo son importantes en las soluciones de las sustancias
iónicas en líquidos. Generalmente el orden respecto a la intensidad de las
fuerzas intermoleculares es: Enlace puente de hidrógeno > Enlace Dipolo –
Dipolo > Enlace por Fuerza de London
EJERCICIOS
1. Respecto al concepto de enlace químico responder verdadero (V) o falso (F) según corresponda:
( ) En un enlace químico, los electrones del enlace se comparten si ambos elementos presentan bajo
potencial
de ionización.
( ) Se considera un enlace químico cuando el carácter iónico del enlace es mayor al 50%.
( ) En un enlace iónico, el elemento más electronegativo gana los electrones del enlace.
a) VVV b) FVF c) FFF d) FVV e) FFV
2. Respecto al enlace iónico indique verdadero (V) o falso (F) según corresponda:
( ) El enlace iónico es la unión química formada por la atracción electrostática entre iones de carga opuesta.
( ) Entre los átomos que participan en el enlace iónico, existe una alta diferencia de electronegatividades,
generalmente ≥ a 1,7.
( ) Se trata de compuestos iónicos: NaBr, MgO, CaCℓ2 .
a) FVF b) VVF c) VFV d) VVV e) FFV
3. Sobre enlace iónico, colocar verdadero (V) o falso (F)
( ) Son fuertes atracciones electrostáticas.
( ) Generalmente los iones adquieren configuración de un gas noble.
( ) Existe compartición de electrones.
( ) M+ ( X_ ) representa el diagrama de Lewis para el enlace entre átomos del grupo IA y VIIA-
a) VVFV b) VVVF c) FVFV d) VFFF e) VFVF
4. Señale la secuencia correcta:
( ) En un enlace covalente puro cada átomo aporta igual cantidad de electrones al enlace.
( ) Un enlace covalente coordinado siempre presenta enlaces múltiples.
( ) La polaridad de un enlace covalente se define a través del número de enlaces que presenta la molécula.
( ) En un enlace covalente simple, la diferencia de electronegatividades de los átomos siempre debe ser
cero.
( ) Moléculas homonucleares presentan enlace covalente polar.
a) VVFVF b) VFFFF c) FVFVV d) VVFFV e) VFVFF
5. Señale la secuencia correcta :
( ) El enlace covalente es un tipo de fuerza intermolecular.
( ) Los enlaces iónico y covalente son los únicos enlaces químicos.
( ) El enlace covalente es un tipo de enlace interatómico.
( ) Las moléculas se unen a través de fuerzas intermoleculares.
a) VVFV b) VVVF c) FFVF d) FVFV e) FFVV
6. El número de enlaces covalentes múltiples, covalentes coordinados y pares de electrones no compartidos
respectivamente del HNO3 es:
a) 2; 4; 8 b) 2; 4; 7 c) 6; 2; 7 d) 4; 2; 9 e) 1; 1; 7
7. Indique la correspondencia :
I.- N2 ( ) Enlace covalente polar.

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II.- CH3I ( ) Enlace covalente simple.
III.- Cℓ2 ( ) Enlace covalente múltiple.
a) II, III, I b) III, I, II c) II, I, III d) I, III, II e) I,II,III
8. Indique verdadero(V) o falso(F) según corresponda:
( ) En una molécula de H2CO3
( ) El enlace pi ( π ) se efectúa entre orbitales atómicos “p” por encima y por debajo del eje internuclear.
a) VVV b) FVF c) FFV d) FVV e) FFF
9.En el cloruro de amonio NH4Cℓ existen enlaces :
a) Iónico y covalente polar. b) Iónico y covalente apolar
c) Iónico, coordinado y covalente normal d) Iónico y dativo.
e) Iónico, covalente apolar y coordinado.
10. Indique lo incorrecto:
a) H2 ( enlace simple ) b) BeCℓ2 ( enlace iónico )
c) KCℓ ( enlace iónico ) d) SO2 ( enlace doble ) e) HCN ( enlace triple)
11. Respecto al enlace metálico y las propiedades de los metales, marque la secuencia correcta:
( ) Generalmente presenta puntos de ebullición altos.
( ) Son buenos conductores del calor y la electricidad.
( ) El enlace metálico se debe a los electrones de valencia deslocalizados.
a) FVV b) VVF c) FFV d) VFV e) VVV
12. Determine que proposiciones son verdaderas (V) o falsas (F) :
( ) Las fuerzas de Van der Waals en ciertos casos son tan intensas como los enlaces químicos.
( ) Las fuerzas intermoleculares dipolo-dipolo y de dispersión de London son las llamadas fuerzas de Van
der Waals.
( ) Las fuerzas de Van der Waals son de naturaleza eléctrica.
a) VVV b) VFV c) VVF d) FVV e) FVF
13.Determine cuál(es) de las siguientes sustancias presenta enlace puente de hidrógeno:
I. CH3CHO II. CH3OH III. CH3NH2 IV. CH3COCH3
a) Todos b) I y II c) I y IV d) III y IV e) II y III
14. Identifique una molécula no polar, con enlaces no polares. ( Dato : O=8, B = 5; F = 9; N = 7 ; H = 1 )
a) O3 b) CF4 c) BF3 d) NH3 e) N2
15. Indique cuál de las siguientes moléculas presentan mayor número de formas resonantes.
a) HNO3 b) H2SO4 c) NO2 d) TeO2 e) SO3
16. Indique cuántos electrones de valencia se utilizan en total, al hacer la estructura de Lewis del compuesto
CH2Cℓ2 .( Dato : Número de grupo: C = IVA ; H = IA; Cℓ = VIIA )
a) 18 b) 20 c) 25 d) 30 e) 34
17. El enlace que se relaciona con la licuación del gas nitrógeno es:
a. Enlace metálico
b. Enlace covalente
c. Las fuerzas de London
d. Enlace iónico
e. Enlace puente de hidrógeno
18. De las siguientes sustancias. ¿Cuántos son elementos y compuestos? y ¿Cuántos son moleculares e
iónicas? O2; PH3; LiCl; SeO3; NH4OH; HCN(g); N2; KNO3
a. 2 elementos, 6 compuestos y 6 moleculares, 2 iónicas
b. 3 elementos, 5 compuestos y 4 moleculares, 4 iónicas
c. 2 elementos, 6 compuestos y 5 moleculares, 3 iónicas
d. 5 elementos, 3 compuestos y 1 moleculares, 7 iónicas
e. 6 elementos, 2 compuestos y 7 moleculares, 1 iónicas
19. Dadas las siguientes sustancias:
I. CO2 II. CH4 III. NH4OH IV AgNO3
¿Cuáles se consideran iónicas?
a. I, II b. I, III c. III y IV d. I, II y III e. I, III y IV

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20. Indique la alternativa que contiene moléculas polares
I. CH4 II. CHCl3 III. PH3 IV. CS2 V. CH3COCH3
a). I y II b) I y III c)I , III y IV d) II , III y V e)Todas
21. Respecto al enlace puente de hidrógeno, indicar con (V) si es verdadero o (F) si es falso.
( ) Se da entre el H de una molécula y el F, O, N de otra molécula.
( ) El agua forma 4 enlaces puente de hidrógeno.
( ) El HCl presenta 2 enlaces puente de hidrógeno.
( ) El CH3OH presenta enlaces por puente de hidrógeno, pero el éter dietílico no.
a)VVVV b)VVFV c)VVFF d)VFFF e)FFFF
CLAVES:
1.d. 2.d. 3.c. 4.b. 5.e. 6.e. 7.a. 8.d. 9.c. 10.b. 11.e. 12.e 13.e. 14.e. 15.e. 16.b. 17.c. 18.c. 19.c. 20.d. 21.b.

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NOMENCLATURA Y FORMULACIÓN DE COMPUESTOS INORGÁNICOS
1. INTRODUCCIÓN
Existen alrededor de 100 000 sustancias inorgánicas, de las cuales muchas son
usadas en forma cotidiana, en limpieza, como medicamentos, bebidas etc,
Estas deben ser agrupadas de acuerdo a sus características comunes en
familias de compuestos, con el objetivo de facilitar su estudio. Dichas familias
constituyen las funciones químicas.
Una función química es un conjunto de compuestos con propiedades químicas
semejantes en virtud a que se generan del mismo grupo funcional.
Se llama grupo funcional al átomo o grupo de átomos característicos de una
función química y que determina sus propiedades. Ejemplo: La función
hidróxido tiene el grupo funcional hidróxido (OH-): NaOH, Ca(OH)2, Al(OH)3 etc.
Las formulas químicas están formadas por el conjunto de símbolos de los
elementos que constituyen el compuesto y por los subíndices, que expresan el
número de átomos de cada elemento en la fórmula.
En la mayoría de las formulas se escribe primero la parte positiva, la cual puede ser un catión metálico, el
catión ácido o un no metal poco electronegativo; la parte negativa se escribe después y puede estar formada
por el anión oxido, hidróxido, peróxido, hidruro, uro, o un oxanión.
Escritura de Fórmula:
A B
+x -y
A Bxy
A y B son especies químicas. +x, -y son los E.O. de A y B respectivamente.
Nota: Si x e y son múltiplos, se simplifican; salvo que se indique lo contrario. Cuando se combinan dos
elementos el más electronegativo adquiere E.O. negativo y se ubicará al lado derecho de la fórmula.
Al nombrar se nombra primero la parte negativa y luego la positiva, solo en los ácidos se nombra primero
la parte positiva.
Generalidades
Valencia.
Es la capacidad de combinación que posee el átomo de un elemento para formar compuestos. Su valor es un
número entero (sin signo); Generalmente nos indica el número de enlaces que puede realizar con otros
átomos.
Número de oxidación o Estado de Oxidación (E.O)
 Es la carga relativa real de cada IÓN, en un compuesto iónico.
 Es la carga relativa aparente que adquiere cada átomo, cuando se rompen hipotéticamente todos los
enlaces, en sustancias covalentes.
 Su valor es entero o fraccionario con su respectivo signo.
Ejemplo: En el metano (CH4) la valencia del carbono es 4 y el nº de oxidación es -4. En el cloroformo, CHCl3,
la valencia del carbono es 4 y su nº de oxidación es +2.
Cuando el elemento gana electrones queda cargado negativamente E-q
Cuando el elemento pierde electrones queda cargado positivamente E+q
Cuando el elemento no gana ni pierde electrones queda neutro -----EO
EJERCICIOS
1. Hallar la valencia de cada elemento presente en los sgts. Compuestos:
H2, N2, O2, H2O, HCl, MgCl2, PCl3, NH3, CO2
2. Hallar el estado de oxidación de cada elemento presentes en los sgts. Compuestos:
H2, N2, O2, H2O, HCl, MgCl2, PCl3, NH3, CO2
ESTADOS DE OXIDACIÓN DE LOS PRINCIPALES ELEMENTOS QUÍMICOS
METALES:
+1 +2 +3 +1, +2 +1,+3 +2, +3 +2, +4 +3, +4
IA, Ag, IIA, Zn, Cd Al, Ga, In, Sc, La Cu, Hg2+2, Hg+2 Au, Tl Fe, Co, Ni Sn, Pb, Pd, Pt, Zr, Po Ce
NO METALES:
1 +3 +2, 4 -4 +1, 3, +5 3, +5 2, +4 +6 1, +3, +5, +7 -2 -1
H B C, Si Ge P As, Sb S, Se, Te Cl, Br, I, At O F

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ANFOTEROS: Elementos metálicos que tienen comportamiento acido-básico.
ELEMENTO E.O.
(basico)
E.O. (Acido)
Bi +3 +5
Cr +2 , +3 +6
V +2 , +3 +4 , +5
Ir +2 , +3 +4 , +6
Mo +2, +3 +4, +5, +6
Mn +2 , +3 +4 , +6 , +7
PRINCIPALES ANIONES
OXIANIONES
CATIONES NO METALICOS H+ Ácido NH4+ Amonio
ANIONES QUE GENERAN FUNCIONES QUIMICAS
H1- Hidruro O2– Oxido OH- Hidróxido
ANIONES URO
F1- Fluoruro Cl1– Cloruro Br1- Bromuro I1- Ioduro
S2– Sulfuro Se2– Seleniuro Te2– Telururo
.
1) REGLAS PARA ASIGNAR ESTADOS DE OXIDACIÓN A LOS ÁTOMOS.
a) Los elementos en su estado libre ( no enlazados químicamente a otro u otros átomos ), tienen EO igual
a cero ( 0 ). Ejemplos :
N +1, +2 ,
+4 (E.O.
neutro)
3 , +5
(No metal)
ClO
1-
Hipoclorito BrO
1-
Hipobromito IO
1-
Hipoiodito
ClO2
1-
Clorito BrO2
1-
Bromito
ClO3
1-
Clorato BrO3
1-
Bromato IO3
1-
Iodato MnO4
2–
Manganato
ClO4
1-
Perclorato IO4
1-
Periodato MnO4
1-
Permanganato
SO3
2–
Sulfito SeO3
2–
Selenito TeO3
2–
Telurito
SO4
2–
Sulfato SeO4
2–
Selenato TeO4
2–
Telurato CrO4
2–
Cromato MoO4
2–
Molibdato
S2O3
2–
Tiosulfato Cr2O7
2–
Dicromato
NO2
1-
Nitrito PO2
1-
m-Fosfito AsO2
1-
m-Arsenito
As2O5
4–
p-Arsenito
AsO3
3–
o-Arsenito
NO3
1-
Nitrato PO3
1-
m-Fosfato AsO3
1-
m-Arseniato BiO3
1-
m-Bismutato VO3
1-
m-Vanadato
P2O7
4–
p-Fosfato As2O7
4–
p-Arseniato V2O7
4–
p-Vanadato
PO4
3–
o-Fosfato AsO4
3–
o-Arseniato BiO4
3–
o-Bismutato VO4
3–
o-Vanadato
CO3
2–
Carbonato SiO3
2–
m-Silicato SnO2
2–
Estannito
HCO3
–
Bicarbonato SiO4
4–
o-Silicato SnO4
4–
Estannato
BO2
1-
m-Borato AlO2
1-
m-Aluminato
BO3
3–
o-Borato AlO3
3–
o-Aluminato
BeO2
2–
Berilato ZnO2
2–
Zincato

29
He0 ;
0
2N ;

Cu ;

Na ;
o
eF , oC , o
2
H , o
2
O
b) Todos los metales alcalinos tienen un E.O. de 1+ y todos los metales alcalinotérreos tienen un E.O. de
2+ en sus compuestos. El aluminio (Al) tiene un E.O. de 3+ en todos sus compuestos. Ejemplos
1+ 1+ 2+ 2+ 3+ 3+
K2CrO4 ; Na2CO3 ; CaSO4 ; Mg(NO3)2 ; Al2O3 ; Al2(SO3)3, AlO2-
c) En todo ion o en todo compuesto que no sea hidruro, el hidrógeno tiene EO igual a 1 +. Ejemplos :
1+ 1+ 1+ 1+ 1+ 1+ 1+
[NH4] 1+ , [HCO3] 1- , H2O , H2SO4 , PH3 , NH3 , HNO3
Hidrógeno enlazado con metales en compuestos binarios (hidruro) su E.O. es igual a 1 -.
Ejemplos:
1- 1- 1-
LiH , NaH , CaH2 ,
d) En todo ión o en todo compuesto que no sea peróxido (-1) o superóxido (-1/2) o OF2 (+2), el oxígeno
tiene EO igual a -2 . Ejemplos
2- 2- 2-
[ NO3]1- , [ ClO] 1- , H2CO3 , 2O2Na , 2
4SO2H , 2
6
O12H6C , Excepto en: 
2O2H (Peróxido).
e) La suma de los EO de todos los átomos que forman un compuesto es igual a cero ( 0 ).
 ( E.O. )compuesto = 0
Ejemplo: Determine el E.O. del cromo en K2Cr2O7:
Aplicando las reglas (b) , (d) y (e).
1+ X 2-
K2 Cr2 O7 2(1+) + 2 X + 7(-2) = 0, Resolviendo: 2X = +12 ; Por lo que: X = +6
Ejemplo: Determine el E.O. del carbono en C5H12
Aplicando las reglas (c) y (e) :
X 1+
C5 H12 5X + 12 = 0; X = -12/5
f) La suma de los EO de todos los átomos que forman un ion es igual a la carga neta del ion.
 ( E.O. ) ion = carga neta del ion
Ejemplos:
Calcular el estado de :
a) Del Mn en [ MnO4] - b) Del fósforo en [ PO4]3- c) Del Nitrógeno en [ NH4] 1+
X 2- X 2- X 1+
[ Mn O4] – [ P O4] 3- [ N H4] 1+
X – 8 = -1 X – 8 = -3 X + 4 = + 1
X = + 7 X = + 5 X = -3
NOMENCLATURA DE IONES
I. Cationes:
MONOATÓMICOS
1. Cuando los elementos metálicos dan sólo un catión; se nombra al metal precedido de la palabra ión:
Na1+  ión sodio
Ca2+  ión calcio
Con elemento no metálico  H1+  ión hidrógeno ó ión ácido
2. Cuando los elementos metálicos dan 2 cationes; se usa el sistema de sufijos:"oso e ico" ejemplo:
Cu1+  ión cuproso  (oso para el menor E.O)
Cu2+  ión cúprico  (ico para el mayor E.O.)
3. También se utiliza el sistema STOCK, en el que el estado de oxidación se indica con números romanos.
Ejemplo: Fe2+  ion hierro (II)

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Fe3+  ion hierro (III)
Cationes Poliatómicos: Tienen nombres particulares
NH4+ : Ión amonio
PH4+ : Ión fosfonio
AsH4+ : Ión arsonio
SbH4+ : Ión estibonio
H3O+ : Ión hidronio
NO2+ : Ión nitronio
SbO+ : Ión antimónilo (III)
II. Aniones
Monoatómicos : Aniones “URO”, Oxido e Hidruro
Nombre del elemento no metálico con terminación "uro" a excepción del O2-.
Cl1-  ión cloruro O 2- ión óxido N3- ión nitruro C4-  ión carburo
Br1-  ión bromuro H 1- ión hidruro P3-  ión fosfuro
Poliatómicos
a. Simple: Tienen nombres no sistemáticos. Ejemplo:
CN1-  ión cianuro CNS
1-
 ión tiocianato ó sulfocianuro
OH1-  ión hidróxido CNO1-  ión cianato
2
2O  ión peróxido HS
1-
 ión sulfuro ácido ó bisulfuro
b. Oxianiones
Se nombra la raíz del elemento principal seguido del sufijo "ito" para el menor E.O. y "ato" para el mayor E.O.
en caso de más de dos E.O. usar prefijos: "Hipo" para el menor E.O. seguido del sufijo ito y "per" para el mayor
E.O. con su sufijo ato.
ClO
1-
 ión hipoclorito
ClO21-  ión clorito
1
2NO  ión nitrito
ClO31-  ión clorato
1
3NO  ión nitrato
ClO41-  ión perclorato
c. Existen también los "tio oxianiones", en los cuales la palabra tio indica presencia de azufre el cual a
reemplazado a uno de los átomos de oxigeno del oxianión
2
32OS  ión Tio sulfato 2
22OS  ión Tio sulfito
d. Aniones Ternarios, son los derivados de los ácidos oxácidos
Ejm :
HCO3
1-
: ión hidrógeno carbonato o ión bicarbonato o ión carbonato ácido
HSO4
1-
: ión hidrógeno Sulfato o ión bisulfato o ión sulfato ácido
H2PO4
1-
: ión dihidrógeno fosfato o fosfatodiácido.
EJERCICIOS
1. En el H2C y NH3 determine la valencia y el E.O. del H, O, N respectivamente
a) 1, 2, 3 y +1, -2, -3 b) 0, -2, +3 y -1, +2, -3 c) -1, -2, -3 y -1, +2, +3
d) 2,0, 1 y -1, 0, +3 e) 1, 0, 2 y 1, +2, -3
2. ¿Cuál es el E.O. del azufre en los siguientes compuestos: H2S, SO3, Na2SO4 , Na2S4O6 , S8 ?
a) +2, +3, +4, +5, +8 b) -2, +3, +6, +2, +8 c) -2, +6, -4, +2.5, +0
d) +2, -6, -6, -2.5, 0 e) -2, +6, +6, +2.5, 0
3. De los siguientes elementos indique cuáles pueden ser cationes monoatómicos y cuales aniones
monoatómicos: S, Br, Bi, Mg, P, Cr
a) Bi, Mg, Cr y S, Br, P
b) S, Br, P y Bi, Mg, Cr
c) Bi, S, Br y Mg, P, Cr
d) Mg, P, Cr y Bi, S, Br
e) P, Be, Mg y S, Br, Cr

31
4. Indique el estado de oxidación del elemento principal en cada uno de los siguientes cationes
1. SbO+1 2. NH4+ 3. (CaH)+1 4. H3O+
a) +5, +3, +2, +1 b) +3, -3, 0, +1 c) +2, +3, -3, +2 d) -2, +2, +3, -3 e) +3, -3, +2, -2
I. DAR EL NOMBRE A LOS SIGUIENTES IONES, EN EL SISTEMA DE SUFIJOS, IUPAQ Y STOCK
1. Fe+3 ..............................................
..............................................
2. Al+3 ..............................................
..............................................
3. Sn+2 ..............................................
..............................................
4. Ba+2 ..............................................
..............................................
5. I-1 ..............................................
..............................................
6. S-2 ..............................................
..............................................
7. NH4+1 ..............................................
..............................................
8. O-2 ..............................................
..............................................
II. ELABORA LOS SIGUIENTES IONES
1. Ión calcio ...............................
2. Ión cloruro .............................
3. Ión sodio ...............................
4. Ión cianuro .............................
5. Ión Hidróxido .....................
6. Ión seleniuro .................................
7. Ión cobaltico ..............................
8. Ión cobalto(II) ...................................
III. Elabora los siguientes oxaniones
1. Sulfato
2. Carbonato
3. Hipoclorito
4. Bromato
5. Perclorato
6. Nitrito
7. Estannito
8. Cromato
9. Permanganato
10. Tiosulfato
11. Carbonato acido (bicarbonato)
12. Pirofosfato
13. Ortofosfato

32
FUNCIONES QUÍMICAS
OXIDOS:
Óxidos Metálicos:
Es una combinación binaria del oxígeno con un elemento metálico. Estos emplean uno o dos estados de
oxidación. Son los óxidos propiamente dichos. La fórmula se escribe:
CATIÓN METÁLICO + IÓN ÓXIDO (O2-)  OXIDO METALICO……….formulación
Formulación:
Ex+ + O2-  E2Ox (Si x es par se simplifican)
Ejm: Na2 O : Óxido de Sodio
Ca O : Óxido de Calcio
Fe O : Óxido ferroso ú óxido de hierro (II)
Cu O : Óxido cúprico ú óxido de Cobre (II)
Sist sufijos Sist stock Sist IUPAC Común
Fe2O3 Óxido ferrico óxido de hierro (III) Trioxido de dihierro Hematita
a) OXIDOS BÁSICOS: ÓXIDO BÁSICO + AGUA  HIDRÓXIDO
Ejemplo: Na2O, CaO, Al2O3
b) OXIDOS NEUTROS: Llamados así porque no reaccionan con el agua. Ejemplo: CuO, PbO
c) ÓXIDOS ANFÓTEROS.- Se comportan como óxidos básicos y óxidos ácidos, entre estos tenemos:
Al2O3, BeO, ZnO, Cr2O3, PbO2, SnO2 entre otros.
ZnO + 2H+ (ac) Zn2+ + H2O
ZnO + 2OH- + H2O Zn(OH)42-
d) ÓXIDOS DOBLES: Tienen la estructura M3O4, en donde el metal tiene E.O.:+2,+3 o+2, +4. Ejm:
Fe3O4 Oxido doble ferroso-férrico
Oxido salino de hierro
Tetroxido de trihierro
Magnetita o Imán natural
Óxidos no metálicos:
Se originan cuando los no metales se combinan con el oxígeno, excepto un gas noble. Estos emplean en
algunos casos hasta cuatro estados de oxidación.La fórmula se escribe:
NO METÁL + IÓN ÓXIDO (O2-)  OXIDO NO METALICO……formulación
a) OXIDOS ACIDOS
OXIDO ACIDO (anhídrido) + AGUA  ACIDO OXACIDO……reacción
Nomenclatura Clásica:
Se utiliza los siguientes prefijos y sufijos de acuerdo a los estados de oxidación que tienen los elementos;
anteponiendo la palabra anhídrido según sea el caso.
Nombre
1º
E.O.
2º
E.O.
3º
E.O.
4º
E.O.
Hipo..oso  
... oso   
… ico    
Per .. ico 
Ejemplo
SISTEMA DE SUFIJOS IUPAC
B+3 O-2  B2 O3 Anhídrido Bórico trioxido de diboro

33
MOLÉCULAS
PRINCIPALES ANHIDRIDOS
Cl2OAnh. Hipocloroso Br2O Anh. Hipobromoso
I2O5 Anh. Iódico
Cl2O7 Anh. Perclórico Br2O7 Anh. Perbrómico
SO2 Anh. Sulfuroso SeO2 Anh. Selenioso TeO2 Anh. Teluroso
SO3 Anh. Sulfúrico SeO3 Anh. Selénico TeO3 Anh. Telúrico
N2O3 Anh. Nitroso P4O6 Anh. Fosforoso As4O6 Anh. Arsenioso
N2O5 Anh. Nítrico P4O10 Anh. Fosfórico As4O10 Anh. Arsénico
CO2 Anh. Carbónico SiO2 Anh. Silícico
B2O3 Anh. Bórico
a) OXIDOS NEUTROS:
Llamados así porque no reaccionan con el agua. Para nombrarlos se emplea la nomenclatura sistemática de
prefijos, que indica el número de átomos en la fórmula. Ejemplo: N2O (oxido nitroso o gas hilarante), NO (oxido
nítrico), NO2 (dióxido de nitrógeno), OF2, CO (monóxido de carbono),
Cl O2 = Dióxido de Cloro
Br2 O8 = Octóxido de dibromo
N2 O = Monóxido de dinitrógeno
NO = Monóxido de nitrógeno
HIDRÓXIDOS (BASES):
Compuestos ternarios que se caracterizan por la presencia del grupo OH- (hidroxilo u oxidrilo). Los hidróxidos
se forman de la hidratación de los óxidos básicos.
ÓXIDO BÁSICO + AGUA  HIDRÓXIDO -----Reacción
METAL (IA, IIA) + AGUA  HIDROXIDO + HIDROGENO……….. formulación
Sist sufijos Sist stock Sist IUPAC
Fe(OH)2 Hidróxido ferroso Hidróxido de hierro(II) Dihidróxido de hierro SE
Hidróxido de hierro(II) SF
Ejm: Na OH : Hidróxido de sodio
Mg(OH)2 : Hidróxido de magnesio
Fe(OH)2 = Hidróxido ferroso ó Hidróxido de hierro(II)
Ni(OH)3 = Hidróxido niquélico ó Hidróxido de níquel(III)
COMPUESTOS DEL HIDROGENO:
Hidruros:
El elemento químico es un metal. Grupo A o B. E.O. (H) = -1. El metal actúa con su principal estado de
oxidación.
Formulación: M+x + H -1  MHx
Hidruro Clásica Stock (solo si > 1EO) IUPAC
FeH3 Hidruro Férrico Hidruro de hierro (III) Trihidruro de hierro
Nótese que cuando se trata de elementos metálicos que tienen más de un E.O. es obligatorio poner el
mismo en romanos dentro de paréntesis (Nomenclatura Stock). Ejm:
NaH : Hidruro de Sodio
Ca H2 : Hidruro de Calcio
PbH4 : Hidruro de plomo (IV) ó Tetrahidruro de plomo
CuH2 : Hidruro de Cobre (II) ó Dihidruro de Cobre
Hidrógeno y No Metal:
El elemento químico es un no metal del Grupo del IIIA a VIIA E.O. (H) = +1
a) H con F, Cl, Br, I, S, Se, Te (Ácido puro)

34
HF (g) : Fluoruro de hidrógeno
H Cl(g) : Cloruro de hidrógeno
H2S(g) : Sulfuro de hidrogeno
Compuestos especiales: (Grupos IIIA al VA)
Fórmula Nomenclatura Fórmula Nomenclatura
BH3 Borano N2H4 Hidrazina
CH4 Metano PH3 Fosfina o
fosfamina
SiH4 Silano
(monosilano)
AsH3 Arsina o
Arsenamina
GeH4 Germano SbH3 Estibina o
estibamina
NH3 Amoniaco B2H6 Diborano
ÁCIDOS:
Son compuestos covalentes que pueden ser binarios o ternarios principalmente, sus propiedades acidas se
intensifican en solución acuosa, debido al aumento de los iones hidrogeno libres, sus soluciones acuosas son
incoloras con la fenolftaleina, siendo agrias al gusto.
Ácidos hidrácidos:
Son compuestos binarios cuyos componentes son el hidrogeno y un no metal de los grupos VIA o VIIA a
excepción del oxigeno. Tienen comportamiento iónico en solución acuosa.
ión Ácido (H)1+ + ión “URO”
La terminación “URO” del anión se cambia por “hídrico” y se nombra primero el ión ácido.
HCl(ac) :Ácido clorhídrico ó cloruro de hidrógeno (puro)
H2S(ac) :Ácido sulfhídrico ó sulfuro de hidrógeno (puro)
HCN(ac) :Acido cianhídrico ó cianuro de hidrógeno (puro)
Ácidos oxácidos:
Son compuestos ternarios formados por hidrógeno, no metal (generalmente) y el oxígeno. Tienen
comportamiento iónico en solución acuosa. Son susceptibles de sustituir parcial o totalmente sus
hidrógenos por cationes.
Para FORMULARLOS se escribe el símbolo del hidrógeno, seguido del símbolo del otro elemento
(elemento central) y finalmente el del oxígeno, afectados todos ellos por los subíndices correspondientes:
HaXbOc ==> Ha [XbOc]
Por reacción química se forman de la reacción de:
OXIDO ACIDO + AGUA  ACIDO OXACIDO
Nomenclatura: Se nombra cambiando la palabra anhídrido por ácido. Ejm:
CO2 + H2O  H2CO3 Ác. carbónico
SO3 + H2O  H2SO4 Ác. sulfúrico
N2O5 + H2O  2 HNO3 Ác. nítrico
HCNO Acido ciánico
Pueden ser:
a) Polihidratados:
Son ácidos que provienen de la reacción de los anhídridos con una, dos, tres moléculas de agua, se
identifican con los prefijos. Meta, piro, orto.
ANHÍDRIDO + nH2O  ÁC. POLIHIDRATADO
n = 1, 2, 3…
Nomenclatura:
Prefijo
E.O.
Par del Elemento
E.O. Impar del Elemento
Meta…... 1 anh + 1 H2O 1 anh + 1 H2O
Piro….... 2 anh + 1 H2O 1 anh + 2 H2O
Orto..…. 1 anh + 2 H2O 1 anh + 3 H2O
Tomando como referencia al SO3  E.O. (S) = +6, par:

35
SO3 + H2O  H2SO4 Ác. Metasulfúrico
2SO3 + H2O  H2S2O7 Ác. Pirosulfúrico
SO3 + 2H2O H4SO3 Ác. Ortosulfúrico
Tomando como referencia al P2O5  E.O.(P) = +5, impar:
P2O5 + H2O  HPO3 Ác. Metafosfórico
P2O5 + 2H2O  H4P2O7 Ác. Pirofosfórico
P2O5 + 3H2O  H3PO4 Ác. Ortofosfórico
b) Poliácidos: n Oxido acido + H2O  Poliácido
2B2O3 + H2O  H2B4O7 (Ácido tetrabórico)
2CrO3 + H2O  H2Cr2O7 (Ácido dicrómico o pirocrómico)
c) Peroxiácidos (Peroxoácidos): Combinación de acido oxácido (mayor E.O. del no metal) y oxigeno
Oxácido + O  peroxiácido
H2SO4 + O  H2SO5 (ácido peroxisulfúrico)
HClO4 + O  HClO5 (ácido peroxiperclórico)
d) Tioácidos: Se obtienen por reemplazo de uno ó más átomos de oxígeno por igual número de átomos
de azufre.
HClO2 1 “O” x 1 “S” HClOS
Ácido Cloroso Ácido Tiocloroso
H2SO4 2 ”O” x 2 “S” H2S3O2
Ácido Sulfúrico Ácido ditiosulfúrico
NOMENCLATURA SISTEMATICA
[PREFIJO NUMERAL(c)] OXO [PREFIJO NUMERAL (b)] ATO [E.O. NO METAL EN ROMANOS] DE
HIDRÓGENO
H2SO4 Tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno
HNO3 Trioxonitrato (V) de hidrógeno
H3PO4 Tetraoxofosfato (V) de hidrógeno
HClO2 Dioxoclorato (III) de hidrógeno
H4B2O5 Pentaoxodiborato (III) de hidrógeno
SALES:
Pueden ser de dos tipos: Haloideas y Oxisales
ÁCIDO + HIDROXIDO  SAL + H2O…………. reacción de obtención
METAL ACTIVO + ACIDO  SAL + H2 ………………… reacción de obtención
SALES HALOIDEAS:
HIDRACIDO + HIDROXIDO  HALOIDEA + H2O…………..reacción de obtención
Catión Metalico + Anión (VIA, VIIA) “URO”………..formulación
Clases:
a) Neutras: Se obtienen por sustitución total de hidrógenos de un ácido hidrácido por cationes
KI : Yoduro de potasio PbS2 : Sulfuro plúmbico
NaCl :Cloruro de Sodio AuCl3 :Cloruro aúrico
b) Ácidas: Se forman por sustitución parcial de iones hidrógeno.
Co(HSe)2 :Seleniuro ácido de cobalto (II) ó biseleniuro de cobalto (II).
NH4HS : Sulfuro ácido de amonio ó bisulfuro de amonio
c) Básica:Tienen ión (OH)1- en su fórmula
Ca(OH)Cl : Cloruro básico de calcio ó Hidroxicloruro de calcio
Fe(OH)2Br :Bromuro dibásico de fierro (III) ó Dihidroxibromuro de fierro (III)
d) Dobles: Tienen dos cationes diferentes en su fórmula
CaLiI3 : Yoduro doble de calcio y litio
CuFeS2 : Sulfuro doble de cobre (II) y hierro (II)
e) Hidratadas: Tienen moléculas de agua en su fórmula
BaCl2.2H2O : Cloruro de bario dihidratado

36
CaS.7H2O : Sulfuro de calcio heptahidratado
SALES OXISALES:
OXACIDO + HIDROXIDO  OXISAL + H2O……. reacción
METAL ACTIVO + OXACIDO  OXISAL + H2…………reacción
CATIÓN METALICO + OXIANIÓN ……formulación
Clases:
a) Neutras: Se obtienen de sustituir todos los hidrógenos del ácido oxácido por cationes
Na2CO3 : Carbonato de Sodio
Pb(SO4)2 : Sulfato de plomo (IV) ó Sulfato plúmbico
CuClO2 : Clorito de Cobre (I) ó Clorito cuproso
b) Ácidas: Se forman por sustitución parcial de hidrógenos de un ácido oxácido por cationes.
NaHCO3 : Carbonato ácido de sodio ó bicarbonato de sodio
(NH4)2HPO4 : Fosfato ácido de amonio ó Hidrógeno fosfato de amonio
c) Básicas: Se obtienen por la sustitución parcial de iones hidróxido (OH)1- de la correspondiente base
por oxianión.
Mg(OH)ClO3 : Clorato básico de magnesio ó Hidroxiclorato de magnesio
Al(OH)2MnO4 : Permanganato dibásico de aluminio ó Dihidroxipermanganato de aluminio.
d) Dobles: Tienen dos cationes diferentes en su fórmula.
NaMgPO4 : Fosfato doble de magnesio y sodio
FeLi2(CO3)2 : Carbonato doble ferrosolítico
e) Hidratados: Presentan moléculas de agua en su fórmula
Na2CO3.10H2O :Carbonato de sodio decahidratado
NOMENCLATURA SISTEMÁTICA
[PREF MULTIPLICATIVO] {[PREF NUM] OXO [PREF NUM] [NOMBRE DEL NO METAL CENTRAL] ATO
[E.O. NO METAL EN ROMANOS]} DE [PREF NUM INDICATIVO DEL N°ÁTOMOS DEL METAL] [NOMBRE
DEL METAL]
Ejemplos:
Al2(B4O7)3 Tris {heptaoxotetraborato(III)} de dialuminio
Fe2(SO4)3 Tris {tetraoxosulfato(VI)} de dihierro
Sn(SO4)2 Bis {tetraoxosulfato(VI)} de estaño
AlPO4 Tetraoxofosfato(V) de aluminio
Cu(ClO)2 Bis {oxoclorato(I)} de cobre
K2SO3 Trioxosulfato(IV) de dipotasio
CaCO3 Trioxocarbonato(IV) de calcio
AlK(SO4)2 Bis{Tetraoxosulfato(VI)} de aluminio y potasio
CaNa2(SO4)2 Bis{Tetraoxosulfato(VI)} de calcio y disodio
NaHSO4 Hidrógenotetraoxosulfato(VI) de sodio
Na2HPO4 Hidrogenotetraoxofosfato(V) de disodio
NaH2PO4 Dihidrógenotetraoxofosfato(V) de sodio
EJERCICIOS
I. FORMULA LOS SIGUIENTES OXIDOS METÁLICOS
1. Óxido de plata
2. Óxido de zinc
3. Óxido cobaltoso
4. Óxido de cesio
5. Óxido de litio
6. Óxido de hierro (III)
7. Óxido de níquel (II)
8. Óxido de manganeso (III)
9. Óxido de radio
10. Óxido áurico
11. Óxido de potasio
12. Óxido de berilio
13. Trióxido de dialuminio
14. Dióxido de Estaño
15. Trióxido de aluminio
II. NOMBRA A LOS SIGUIENTES COMPUESTOS (según las nomenclatura estudiadas)
1. Li2O
2. Co O
3. FeO
4. Ni2O3
5. CdO
6. PoO2
7. Mn O2
8. Pb O
9. K2 O
10. Au2 O3
III. DADO LOS SIGUIENTES COMPUESTOS, IDENTIFICA LOS IONES QUE LO FORMAN Y NOMBRALOS
1. ZnO
2. Fe2O3
3. Cu2O
4. Na2O2
5. Ni (OH)2
6. Ag2O
7. FeH3
8. Al2(O2)3
9. ZnOH
10. CaO2
IV. ELABORA Y/O NOMBRA LOS SIGUIENTES COMPUESTOS ( SEGÚN LAS TRES NOMENCLATURAS)
1. Fe(OH)3 9. Trihidróxido de Aluminio
2. Cu(OH) 10.Hidróxido de Cromo (III)
3. Sn(OH)4 11.Hidroxido de Magnesio

37
4. NH4OH 12.Hidruro de Aluminio
5. NaH 13.Hidruro de plata
6. CaH2 14.Peróxido de sodio
7. K2O2 15.Diperoxido de Potasio
8. CaO2
V. FORMULA LAS SIGUIENTES SALES HALOIDEAS
1. Fluoruro de Niquel (III)
2. Bromuro de litio
3. Cloruro de zinc
4. Sulfuro cobaltico
5. Telururo de hierro (III)
6. Ioduro plumbico
7. Tricloruro de Aluminio
8. Fluroruro de plata
9. Seleniuro de potasio
10. Hidroxicloruro de calcio
11. Sulfuro acido de Litio
12. Cloruro de Amonio
13. Sulfuro de sodio y potasio
VI. NOMBRA A LAS SIGUIENTES SALES HALOIDEAS

39
1. BaI2
2. Al2S3
3. LiBr
4. CoBr3
5. CuI
6. CaCl2
7. FeCl3
8. MgF2
9. Ag2S
10. CuS
11. NaI
12. PbS
13. PbS2
VII. FORMULA LAS SIGUIENTES SALES
OXISALES
1. Nitrato de niquel (II)
2. Bromato de bario
3. Clorato de cesio
4. Sulfato estañoso
5. Yodato platinico
6. Perclorato cobaltoso
7. Hipoyodito de litio
8. Perclorato de zinc
9. Sulfito de potasio
10. Bromito cuproso
11. Carbonato de aluminio
12. Tiosulfato de sodio
13. Carbonato acido de sodio
VIII. NOMBRA A LAS SIGUIENTES SALES
OXISALES (según las nomenclatura estudiadas)
1. Al(NO3)3
2. KIO
3. Li3PO4
4. Ag2CO3
5. CuTeO3
6. Be(BrO)2
7. AgClO2
8. Fe2(CO3)3
9. BaSeO4
10. Cs2SO3
Formula los sgts
1.Acido clorhídrico
2.Acido sulfhídrico
3.Ac. selenhídrico
4.Bromuro de hidrogeno
5. Acido sulfúrico
6.Ac.nitroso
7.Ac. carbónico
8.Ac. cromico
9.Ac. permanganico
Nombra a los sgts.
1. HI
2. HTe
3. H2S
4. HNO2
5. H2SO4
6. H3PO4
7. HClO4
8. H2MnO4
9. HNO3
10. HPO2
IX. RESUELVA
1. De los siguientes compuestos cuáles son ionicos
1. NaCN 2. LiH 3. Co(OH)2 4. CO2 5. HCl
a) 1,2 ,3, 5 b) 3, 4, 5 c) 1, 2, 3 d) Todos e) Ninguno
2. De los siguientes compuestos cuántos son moleculares
1. SO3 2. NH3 3. H2O 4. H3PO4 5. HClOS
a) 1b) 2 c) 3 d) 4 e) 5
3. Del siguiente listado ¿cuáles son óxidos básicos?
1. CaO 2. B2O3 3. Cu2O4. P2O5 5. CO2
a) 1, 3,5 b) 2, 4, 5 c) 1, 2, 3 d) 2,3, 4 e) 3, 4, 5
4. Del siguiente listado ¿cuáles son ácidos hidrácidos?
1. H2CO3 2. HCl 3. H2S 4. HCH3COOH 5. HNO
a) 1,4,5 b) 1, 3, 5 c) 2, 3, 4 d) 2, 3
5. Sea las siguientes listas, relaciona fórmula y nombre según corresponda
1. Peróxido de sodio ( ) Fe2o5
2. Óxido de sodio ( ) P2O5
3. Óxido férrico ( ) Na2O2
4. Pentóxido de difosforo ( ) Fe2O3
5. Peróxido férrico ( ) Na2O
6. Indique los anhídridos del siguiente listado
1. Cl2O7 2. I2O5 3. SiO2 4. CO2 5. P4O10
a) 1, 2, 3, 4, 5 b) 1, 2, 4 c) 3, 4, 5 d) 1, 2, 3 e) Ninguna
7. El nombre de las sales haloideas del siguiente listado son:
1. MgI2 2. Mg(IO3)2 3. (NH4)2S 4. (NH4)SO4
a) Ioduro de magnesio y sulfurote amonio
b) Iodato e magnesio y sulfato de amonio

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c) Ioduro de magnesio y iodato de magnesio
d) Sulfuro de amonio y sulfato de amonio
e) Ioduro e magnesio
8. El nombre de los ácidos oxácidos del siguiente listado
1. H2CrO4 2. HCl 3. HF 4. HMnO4 5. HClO4
a) Ac. crómico, ac. Clorhídrico
b) Ac. Clorhídrico y ac. fluorhídrico
c) Ac. crómico, ac. Permanganico, ac. perclorico
d) Ac. Perclórico, cloruro de hidrógeno
e) Ac. crómico, fluoruro de hidrógeno
9. Completa el nombre según corresponda
a) H2Se (ac) ……………………………………………
b) H2CO3 (ac) ……………………………………………
c) H3PO4 (ac) ……………………………………………
d) H2S2O3 (ac) ……………………………………………
10. ¿Cuántos aniones y cationes existen en la relación?
Ión óxido, ión hidruro, ión o-arseniato, ión berilato, ión hiploclorito, ión cúprico
a) 5; 1 b) 1; 5 c) 2; 4 d) 3;3 e) 4; 2
11. El nombre de dihidroxinitrato de bismuto, es:
a) Sal neutra b) Sal ácida c) Sal oxisal d) Sal haloidea e) Sal básica
12. ¿Qué nombre no corresponde a la fórmula adjunta?
a) P4S3 : Tetrafosfuro de triazufre
b) B2I4 : Tetraioduro de dibromo
c) N2O3 : Trióxido denítrogeno
d) XeF2 : Difluuro de oxígeno
e) Al(OH)3: Trihidróxido de aluminio
13. El nombre del siguiente compuesto OF2 es:
a) Monóxido de difluir
b) Monóxido de fluor
c) Anhídrido fluoroso
d) Difluoruro de oxígeno
e) Oxigeniuro de fluor
14. La fórmula del nitruro de fósforo es:
a) P3N5 b) PN c) P2N3 d) P3N e) PN3
15. ¿Cuántas sales oxisales hay en:
Fe(NO2) ; NaBiO3 ; BaBrCl ; (NH4)3VO4 ; KCr(SO4)2
a) 3 b) 2 c) 1 d) 4 e) 5
16. Colocar verdadera (V) o falso(F) en:
i. Los óxidos son compuestos binarios ( )
ii. peróxido de potasio es molécula biatómica ( )
iii. El dióxido de silicio, su atomicidad es 3 ( )
iv. óxido de níquel (III) es Ni2O3 ( )
a) VFVV b) FFVF c) VVVF d) FFVV e) FVVV
17. El nombre de SO3 es:
a) Anhídrido sulfuroso
b) Anhídrido sulfúrico
c) Anhídrido hiposulfuroso
d) Anhídrido persulfúrico
e) Anhídrido de azufre
18. Escoja la alternativa que indica un compuesto que no es molecular
a) As4O10 b) B2O3 c) SiO2 d) Cl2O3 e) Na2O2
19. De las siguiente relación cuántas son correctas
I. Las sales haloideas contiene oxígeno en su estructura
II. Los metales alcalinos forman óxidos ácidos
III. El K2O más agua da anhídrido
IV. El H+ se llama ión hidruro
V. El cromo es un elemento anfótero
a) 1 b)2 c) 3 d) 4 e) 5

41
REACCIÓN QUÍMICA
Es un cambio ó fenómeno que modifica la composición química de las sustancias originando sustancias
nuevas de composición diferente.En una reacción química una o más sustancias iniciales llamadas reactantes
o reaccionantes, mediante choques eficaces ocurridos entre sus átomos o moléculas, originan la ruptura de
enlaces produciéndose reacomodo de los átomos y formación de nuevos enlaces químicos, originándose de
esta manera nuevas sustancias de propiedades y composición diferentes a las iniciales denominadas
productos o resultantes.
TODO CAMBIO QUÍMICO IMPLICA UN CAMBIO FÍSICO: LA VARIACIÓN DE ENERGÍA
¿Cómo sabemos cuándo ocurre una Reacción Química? Existen algunas evidencias o manifestaciones que
pueden indicar la ocurrencia de un cambio químico, entre ellas tenemos:
Liberación de gases Cambios de energía
Desprendimiento de luz
Formación de precipitados
1. ECUACIÓN QUÍMICA: Es la representación simbólica a través de símbolos y fórmulas de una reacción
química, donde se especifica la parte cualitativa y cuantitativa de los reactantes y productos.
Debe cumplir con la ley de la conservación de la materia y la energía y debe representar un hecho real.
Ejemplo:
a A + b B c C + d D
Reactantes Productos
SO3 + H2O  H2SO4
N2O5 + H2O  2HNO3
H2SO4(ac) + 2NaCl(ac)  Na2SO4(ac) + 2HCl(g)
Clasificación de Reacciones
I. Según la Transferencia o no de Electrones
A. Según la Química Moderna:
1. Redox, con cambios en el estado de oxidación de los elementos principales
2. No redox, sin cambios en el estado de oxidación
3. Metátesis.sin cambios en el estado de oxidación y de doble desplazamiento
B. Según la Química Antigua
1. DE COMPOSICIÓN, ADICIÓN O SÍNTESIS: Dos o más reactantes forman un solo producto. Son del tipo:
A + B  C
Cuando la reacción implica la formación de un compuesto a partir de sus elementos, se denomina
REACCIÓN DE FORMACIÓN o síntesis y generalmente libera energía. Ejemplo:

42
H2 (g) + Cl2(g)  2HCl(g ) ΔH = - 92,3 kj/mol (Exotérmica)
2H2 (g) + O2(g)  2 H2O(l) ΔH = - 285,8 kj/mol (Exotérmica)
N2 (g) + 2 H2 (g)  N2H4(g) ΔH = + 50,4 kj/mol (Endotérmica)
I2 (g) + H2 (g)  2 HI (g) ΔH = + 25,9 kj/mol (Endotérmica)
No toda reacción de adición es redox:
H2O (l) + CO2(g)  H2CO3 (ac) CaO(s) + H2O (l)  Ca(OH)2 (ac)
2. DE DESCOMPOSICIÓN, ANÁLISIS, PIRÓLISIS O DISOCIACIÓN TÉRMICA: Un reactante se
descompone en 2 ó más productos por medio de un agente energético
externo (energía calorífica, luz, corriente eléctrica, etc) ó un catalizador. Son
del tipo:
A  B + C
2H2O(l) 2H2(g) + O2(g) (electrólisis)
CaCO3(s) ∆ CaO(s) + CO2(g) (Calcinación)
2KClO3 ∆ 2KCl + 3O2
NaHCO3 ∆ Na2CO3 + CO2 + H2O
H2O2 ∆ 2H2O + O2
3. DE DESPLAZAMIENTO SIMPLE O SUSTITUCIÓN: Se presenta cuando un
elemento químico más activo ó más reactivo desplaza a otro elemento menos reactivo que se encuentra
formando parte de un compuesto. Son de 3tipos principales:
a- Metal desplaza a metal :
Cu SO4 + Fe --------- FeSO4 + Cu
El Fe más activo deslaza al Cu+2 y lo libera y el Fe pasa a formar compuesto oxidándose.
- Generalmente libera energía. Ejm:
- juntas de metales (Al y Fe)
-Electrodeposición. Cromado,
-Corrosión de fierro por cloruros del agua en el concreto armado.
b. Metal desplaza al hidrógeno del acido
2Fe(s) + 6HCl(ac)  2FeCl3 (ac) + 3H2 (g)
El Fe desplaza al hidrógeno del acido, liberándolo en forma de gas y el
Fe pasa a formar compuesto oxidándose, ejemplo.
- Llamada corrosión
- Jugo del ceviche limón en recipiente de Al o Fe.
- Ketchup en recipiente metálico,
Cuando en la reacción de desplazamiento simple reacciona un metal con un
ácido la reacción se denomina: CORROSION
c- Metal desplaza al hidrógeno del H2O
Fe + H2O --------- FeO + H2
El Fe desplaza el Hidrógeno del agua, liberándolo en forma gaseosa y el metal (Fe)
pasa a formar un oxido respectivo. Ejm:
Agua envasada en recipientes metálicos
“Serie electroquímica de tensiones” (Actividad química)
Ordenamiento decreciente de metales y no metales, según su propiedad de desplazar al siguiente de la serie,
de su disolución.
Li > K > Ca > Na > Mg > Ba > Al > Mn > Zn > Cr > Fe > Cd > Co > Ni > Sn > Pb > H > Cu > Ag >
Hg > Au > Pt
Se incrementa su reactividad química
Para los anfígenos: S > Se > Te

43
Para los halógenos: F > Cl > Br > I
Cl2(g + 2NaBr(ac)  2NaCl(ac) + Br2(l)
4- DE METATESIS O DOBLE DESPLAZAMIENTO: Se produce entre compuestos iónicos en solución
acuosa. Existe un intercambio de iones. No cambia el estado de oxidación, tampoco hay transferencia
de electrones. Son del tipo:
AB(ac + CD(ac CB + AD
Corresponden a este tipo de reacciones, las de precipitación, neutralización (Acido–Base de
Arrhenius) y reacciones de formación de sustancias gaseosas.
Según la química moderna la define como Metátesis , si cumple los sgts. requisitos:
- Doble Desplazamiento y que
- Forme Precipitado ó
- Forme gas ó
- Forme H2O ó
- Forme ácido o base débil
-
EJEMPLOS
 CuCl2 + KOH ---------- Cu(OH)2 + KCl
 FeS + HCl ----------FeCl2 + H2S
 NH4NO3 + KOH -----------NH4OH + KNO3
. HNO3 + NaOH --------------NaNO3 + H2O
Reacción de neutralización: Es la reacción entre una sustancia de
carácter ácido y una sustancia de carácter básico, para formar una sal. Si
la base es un hidróxido, entonces también se forma agua. Ejemplo:
Las neutralizaciones ácido base de ARRHENIUS
2 NaOH(ac) + H2SO4(g) Na2SO4 (ac) + 2H2O( l )
REGLAS DE SOLUBILIDAD
Nos permite identificar que sustancias son solubles y cuales son precipitados o sustancias insolubles.
COMPUESTO SOLUBLES INSOLUBLES
1 Sales del Grupo I A, NH4+ Todas -------
2 Nitratos, Cloratos, Acetatos Todas _____
3 Cloruros, Bromuros, Ioduros La mayoría Los de Ag+, Pb2+, 2
2Hg y HgI2
4 Sulfatos La mayoría Los de Ag+, Pb2+, Hg2+, Ca+2, Sr+2, Ba 2+
5 Óxidos Grupo I A,
Ca+2, Sr+2, Ba+2 La mayoría
6 Hidróxidos Grupo I A,
NH4+, Ca2+, Sr2+, Ba2+ La mayoría
7 Carbonatos, fosfatos, Sulfitos,
sulfuros
Grupo I A, NH4+ La mayoría
CLASIFICACIÓN SEGÚN LA VARIACIÓN DE ENERGÍA
REACCIÓN EXOTÉRMICA: Aquella que libera energía calorífica a
los alrededores. Al calor liberado se le denomina CALOR DE REACCIÓN O
ENTALPIA DE LA REACCIÓN (ΔH) el cual tiene signo negativo. En esta
reacción, la suma total de las energías de los reactantes es mayor a la
suma total de las energías de los productos.
Pertenecen a este tipo las reacciones de combustión, neutralización y la
gran mayoría de las reacciones de adición. Ejemplo:
N2(g) + 3 H2(g)  2NH3(g) ΔH = - 46,2 kJ/mol
A + B  C + D + calor
REACCIÓN ENDOTÉRMICA: Aquella que necesita o
absorbe energía calorífica conforme se lleva a cabo. Al
calor absorbido también se le denomina CALOR DE REACCIÓN O ENTALPIA DE LA

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REACCIÓN el cual tiene signo positivo. Esta reacción no es espontánea. Por ejemplo, pertenece a éste clase,
la reacción de descomposición térmica ó pirólisis. Ejemplo:
CaCO3(s) + Calor  CaO(s) + CO2(g) ΔH = + 46,2 kJ/mol
A + B + calor  C + D
CLASIFICACIÓN SEGÚN LA REVERSIBILIDAD
Reacción reversible: Aquella que se efectúa en ambos sentidos: hacia la derecha (en el sentido de formación
de los productos), y hacia la izquierda (en el sentido de regeneración de los reactantes). Ejemplo:
H+
CH3COOH + HOCH2CH3 CH3COOCH2CH3 + H2O
Ac. Acético Etanol Acetato de etilo
H2O + CO2(g) H2CO3
Reacciones Irreversibles.
La reacción se da en una sola dirección, es decir los reactantes se transforman en productos solamente.
C3H8 + 5O2 3CO2 + 4H2O + calor + luz
EJERCICIOS
1. Respecto a reacciones químicas, marcar V o F, según corresponda
( ) Es todo proceso químico en el que una o más sustancias sufren transformaciones químicas para
convertirse en otra u otras
( ) A la representación simbólica de las reacciones se les llama ecuaciones químicas.
( ) Los productos obtenidos a partir de ciertos tipos de reactivos dependen de las condiciones bajo las que se
da la reacción química.
( ) La entalpía de reacción depende de la entalpía de los reactantes y productos
( ) Para que la reacción química se de es necesario que reciban la energía de activación
a ) FFFVV b) VFVFV c)FVVFF d) FVVVF e) VVVVV
2. Con respecto a la variación de energía en las reacciones químicas, indicar las correctas;
I. Las reacciones químicas van acompañadas en unos casos de un desprendimiento y en otros de una
absorción de energía.
II.- Cada átomo y cada molécula de una sustancia posee una determinada energía química o energía interna
característica, que depende de las energías cinética y potencial de las partículas constituyentes: átomos,
electrones y núcleos.
III.- Por tanto, se puede afirmar que los reactivos de una reacción química poseen un determinado contenido
energético propio (energía interna) y los productos la misma energía.
IV.- Si en una reacción química disminuye la energía interna del sistema, se desprende energía. Si, por el
contrario, aumenta la energía interna, se absorbe energía.
V.- La energía de una reacción es la energía que se pone en juego en la reacción y, por tanto, es igual al
balance de energía interna entre los productos y los reactivos.
a) I, II, III, IV b) II, III, IV, V c) I, II, IV, V d) sólo III e) Todas
3. Completa según correspondaSi existe desprendimiento de energía, la reacción se denomina ____________
y, por el contrario, si para que se efectúe la reacción, se requiere el aporte de energía, la reacción se llama
______________. La energía desprendida o absorbida puede ser en forma de energía ____________ pero
habitualmente se manifiesta en forma de _____________, por lo que el calor desprendido o absorbido en una
reacción química, se llama calor de reacción.
a) Exoenergética – endoenergética- luminosa, eléctrica, etc- calor
b)Endoenergética- Exoenergética- electromagnética- rayos
c)Exoenergética – endoenergética- calor- electrolisis
d) No espontánea- espontánea-libre-calor
e)Espontánea- no espontánea- cuántica- energía potencial
4. Cual de los sgts. eventos indican reacción química:
I.-Emisión de gases.
II. Efervescencia
III.-Cambio de color.
IV.-Emisión de luz.
V.- Elevación de la temperatura.
a) I, II,III,IV b) I, II,III c) Sólo IV y V d) Ninguno e) Todas
5. Indique que reacciones son de metátesis

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