Guillermo Gastañaga Bravo

1. UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS
(UNIVERSIDAD DEL PERÚ - DECANA DE AMÉRICA)
FACULTAD DE EDUCACIÓN
ESCUELA ACADÉMICO PROFESIONAL DE EDUCACIÓN
SEMESTRE ACADÉMICO 2015-I
QUÍMICA INORGÁNICA
Prof. GUILLERMO GASTAÑAGA BRAVO

2. LA QUÍMICA:
- Es una ciencia:
. Natural (Abarca todo lo que está en la naturaleza)
. Experimental (Utiliza la experimentación) y es
. Exacta (Utiliza la matemática: medición en SI)
- Estudia:
. La materia y la energía (Todo el universo: E = m.c2)
. Su composición (De qué está hecho la materia)
. Sus propiedades físicas y químicas y
. Las transformaciones estructurales (Cambios, reacciones
ó fenómenos químicos).
- La química es una sola, pero como abarca todo el
universo, su campo de estudio es amplio, se ha dividido
en ramas, una de ellas es la “Química Inorgánica”

3. LA MATERIA es todo aquello que:
- Impresiona nuestros sentidos
- Ocupa un lugar en el espacio
- Tiene masa y peso
No es lo mismo masa que peso
MASA PESO
- Es la cantidad de materia que tiene
un cuerpo
- Es la fuerza con que la tierra atrae a
los cuerpos hacia su centro
- Es una magnitud escalar - Es una magnitud vectorial
- Es constante, no varía con la latitud ni
la altura
- Varía con la latitud y la altura
- Se mide con la balanza - Se mide con el dinamómetro
- Unidades: kg, g y lb
Equivalencia: 1kg = 103 g
1lb = 454 g
-Unidades: dinas(din), Newtons(N)
Equivalencia:
1N = 105 dinas

4. CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA
* Metales: Cu, Ag, Au
a) Simples ó * No metales: C, N, F
a) SUSTANCIAS Elementos * Gases raros: He, Ne,
M (Moléculas ó (Átomos =s)
A unidades b) Compuestos ó * Inorgánicos
T formulares =s) combinaciones * Orgánicos
E (Átomos ≠s)
R * Sólida
I b) MEZCLAS a) Homogéneas: Solución * Líquida
A (Moléculas ó (Una fase) - Soluto * Gaseosa
unidades - Solvente
formulares ≠s) b) Heterogéneas: Dos o más fases
LA QUÍMICA INORGÁNICA SE ENCARGA DEL ESTUDIO DE LOS
ELEMENTOS Y LOS COMPUESTOS INORGÁNICOS

5. ENERGÍA (E)
- Es todo aquello que puede efectuar un trabajo (W)
E = W
- Trabajo es un gasto de fuerza a lo largo de un camino
W = Fxd  E = Fxd
- Unidades de energía: Son las unidades de trabajo:
• 1 ergio = 1 erg = 1din x 1cm = 1 g.cm2/s2
• 1 Joule = 1J = 1 N x m = 1 kg, m2/s2
Equivalencia:
1J = 103g.104cm2/s2 = 107g.cm2/s2 = 107 erg
Unidades de calor
• 1 caloría = 1 cal
• 1 kilocaloría = 1 kcal = 103 cal
• Equivalente mecánico del calor: 1 cal = 4,183 J
1 kcal = 4,183 kJ
• Transferencia de calor: Q(g) = – Q(p)

6. - Calor específico (ce):
Q cal J
ce = ---------- = -------- = ------  Δt = Tf - Ti
m x Δt g °C g°C
- Cantidad de calor (Q):
Q = m.ce.Δt  Q = m,ce(tf – ti )
Problemas:
1. ¿Cuántas cal son necesarias para elevar 40 °C, 10 gramos de
plata?
Q = m.ce.Δt = 10g x 0,056 cal/g°C x 40 °C = 22,4 cal
2. 10g de plata a 100 °C, se introducen en 100 g de agua a 20 °C,
¿Cuál es la temperatura de equilibrio?
Q(g) = – Q(p)  m.ce.Δt(H2O) = – m.ce.Δt(Ag)
100gx1cal/g°C(Tf – 20) = – 10gx0,056cal/g°C(Tf – 100)
100Tf – 2000 = – 0,56Tf +56  100Tf + 0,56Tf = 2000 + 56
100,56Tf = 2056  Tf = 2056/100,56 = 20,44 °C

7. LOS ELEMENTOS

8. - Los ELEMENTOS Son sustancias simples, formadas por una sola
clase de átomos.
- Los elementos ya no se pueden descomponer en otras sustancias
- Actualmente existen 118 elementos y por lo tanto hay 118 átomos
diferentes.
- El símbolo representa:
. Al elemento
. Un átomo del elemento
. Una mol de átomos del elemento (6,02x1023 átomos)
- El símbolo es la primera letra del nombre del elemento en
mayúsculas y si se repite una segunda pero en minúsculas. Ejm:
Carbono  C
Calcio  Ca
Cloro  Cl
Hidrógeno  H
Helio  He

9. - OJO: Co ≠ CO (monóxido de carbono), lo mismo Na ≠ NA (Ninguno
de los anteriores).
- Es necesario y sencillo conocer el símbolo de los elementos. Solo
hay que tener cuidado con aquellos elementos que no son castizos
pues su nombre proviene del latín, griego, árabe, romano, inglés e
inclusive hasta alemán y son:
Sodio (Natrium)  Na Mercurio (Hidrargirium)  Hg
Potasio (Kalium)  K Curio (Curium)  Cm
Estroncio (Strontian)  Sr Azufre (Sulfurus)  S
Escandio (Scandia)  Sc Fósforo (Phosfatum)  P
Hierro (Ferrum)  Fe Estaño (Stannus)  Sn
Cobre (Cuprum)  Cu Plomo (Plumbus)  Pb
Plata (Argentum)  Ag Antimonio (Stibium)  Sb
Oro (Aurum)  Au Itrio (Ytterby)  Y

10. - Lo que caracteriza a un elemento es su número atómico (Z)
- El Número atómico es el número de protones que tiene el
núcleo de un átomo.
- El protón es una unidad de masa atómica (uma). Es un
número entero, no hay medio protón ni un cuarto de protón.
- El número atómico puede remplazar al símbolo de un
elemento xq:
Decir 1 es decir hidrógeno, 6 es carbono, 17 es cloro, 47 es
plata, 79 es oro, 92 es uranio, cada elemento tiene su propio
número atómico (Z)
- De los 118 elementos reconocidos por la IUPAC:
a) 92 elementos se encuentran en la naturaleza al estado
libre o combinados, desde el 1H hasta el 92U
b) 112 elementos tienen nombre aceptado por la IUPAC,
desde el Hidrógeno (1H) hasta el Copernicio (112Cn)
c) Luego del Uranio el resto se ha obtenido en el laboratorio,
son los elementos transuránicos. Gesellschaft für Schwerionenforschung

11. ELEMENTOS TRANSURÁNICOS Ó ARTIFICIALES
Z ELEMENTO SÍMBOLO Z ELEMENTO SÍMBOLO
93 Neptunio Np 108 Hassio Hn
94 Plutonio Pu 109 Meitnerio Mt
95 Americio Am 110 Darmstadtio Ds
96 Curio Cm 111 Roentgenio Rg
97 Berkelio Bk 112 Copernicio Cn
98 Californio Cf 113 Ununtrio Uut
99 Einstenio Es 114 Flerovio Fl
100 Fermio Fm 115 Ununpentio Unp
101 Mendelevio Md 116 Livermorio Lv
102 Nobelio No 117 Ununseptio Uus
103 Lawrencio Lr 118 Ununoctio Uuo
104 Rutherfordio Rf 119
105 Dubnio Db 120
106 Seaborgio Sg 121
107 Bohrio Bh 122

12. - Han existido muchos intentos de clasificar a los elementos que
han generado Leyes Periódicas:
- Ley de Mendeleev y Meyer:
* “Las Prop. son función periódica del (PA)”
* Ley que permitió la elaboración de la primera Tabla periódica
de los elementos (Forma corta)
- Ley de Moseley:
* “Las Prop. son función periódica del (Z)”
* Ley que permitió la elaboración de la Actual Tabla periódica de
los elementos (Forma Larga)
- Ley de la DIstribución Electrónica Orbital: (E. Schrodinger)
* “Las Prop, son función periódica de la (DEO)”
* Ley que comprobó y permitió la formación de cuatro bloques
o grupos en la Tabla Periódica de los Elementos: s, p, d y f

14. La Tabla Periódica comprende:
- Siete períodos (Filas horizontales)
* Se representan por los números del 1 al 7
* El período indica el máximo nivel de energía que alcanzó el
elemento
* También indica el número de niveles de energía que tiene el
elemento
- 18 Grupos (Columnas Verticales). Recomendación de La IUPAC
* Cada grupo tiene un número exacto de electrones en el último
nivel de energía.
* Existen dos Sub-Grupos:
- Sub-Grupo A, son los elementos representativos
(I-A, II-A, III-A, IV-A, V-A, VI-A, VII-A, VIII-A)
- Sub-Grupo B, son los elementos de transición
(I-B, II-B, III-B, IV-B, V-B, VI-B, VII-B, VIII-B)

15. - Los elementos cuya D.E.O. termina en “s” o en “p”, pertenecen a los
Elementos Representativos (Sub-Grupo A)
- Los elementos cuya D.E.O. termina en “d” pertenecen a los
Elementos de Transición.
- Los elementos cuya D.E.O. termina en “f” pertenecen a los
Elementos de Transición Interna

16. - Cada grupo de la Tabla Periódica conforma una verdadera FAMILIA
DE ELEMENTOS que tienen propiedades semejantes, hay que
conocer las familias de elementos porque su conocimiento permite
predecir la formulación y nomenclatura de los compuestos.
Ejemplos:
A) Metales(Electropositivos):
a) Alcalinos: I-A (1), ns1, +1: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr
b) Alcalino-térreos: II-A (2), ns2, +2: Be, Mg, Ca, Sr, Ba,
Ra
c) Térreos: III-A (13), ns2np1, +3[ Al, Ga, In, Tl(+1)]
d) Fam. Del Ge: IV-A (14), ns2np2; +4: Ge, (Sn, Pb) = +2
e) Fam. Del Cu: I-B (11), ns1(n-1)d10, +1: Cu(+2), Ag,
Au(+3)
f) Fam. Del Zn: II-B (12), ns2(n-1)d10, +2: Zn, Cd, Hg(+1)
g) Fam. Del Fe: VIII-B (8,9,10), +2, +3: Fe, Co, Ni

17. B) No metales (Electronegativos)
a) Halógenos: VII-A (17); ns2np5; -1: F, (Cl, Br, I, At) = 1,
3, 5, 7
b) Anfígenos: VI-A (16), ns2np4, -2: O (-1, +2), (S, Se,
Te) = 2, 4, 6 y Po (2, 4, 6)
c) Nitrogenoides: V-A (15), ns2np3, -3: N(1,2,3,4,5), (P,
As, Sb) = 3, 5 y Bi (3,5)
d) Carbonoides: IV-A (14), ns2np2, +4: C(+2, -4), Si
e) Fam. del B: III-A(13), ns2np1, +3: B
f) Fam. del H: I-A (1), ns1, +1: H(-1)
C) GASES RAROS:
VIII-A (18) ns2np6, 0: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn
Nulivalentes (N.O. = 0)

18. Ejemplos:
1) Cuáles son los 4 números cuánticos del último electrón de ión
8E2-
Es un anión (Ha ganado 2 e- ) luego su DEO será:
8E2- = 1s22s22p6
El último e- está en el 2p6
-1 0 +1
n = 2
ℓ = p = 1 (2, 1, +1, - ½ )
m = +1
s = - ½
2) ¿A qué grupo, período y cuál es su número atómico del elemento
cuyos 4 números cuánticos del último electrón es (3, 2, 0, +1/2)
El último electrón está en el 3d
3d  El último e- está en el 3d3
-2 -1 0 +1 +2

19. Luego:
ZE = 1s22s22p63s23p64s23d3
Grupo = 4s23d3 = 2 + 3 = V-B (5)
Período = 4
Z = 2+2+6+2+6+2+3 = 23
- Notación de Lewis: Se escribe el símbolo del elemento y alrededor
suyo los e- de valencia, los e- del último nivel, que viene a ser el N°
de Sub-Grupo al que pertenece en la Tabla periódica, por medio de
pequeños círculos o pequeñas aspas ó puntos,. Los e- deben
estar como apareados o desapareados. Ejemplo: 2 apareados
El 8O = 1s22s22p4 en la cv tiene 6 e-
2 desapareados
Notación Un Par electrónico  : ( – )
de Lewis
- La Formación de los Compuestos requiere conocer el enlace
químico, el número de oxidación, la formulación y la nomenclatura.

20. - Propiedades Periódicas. Son propiedades que se repiten
periódicamente en la Tabla periódica y tienen que ver con el
comportamiento de los elementos en las diferentes reacciones
químicas. Hay muchas, las más importantes son:
- El radio Atómico. - Radio Iónico
- El carácter metálico - El carácter no metálico
- La energía de Ionización - La Electronegatividad
- La afinidad electrónica
- El radio atómico (RA). Es la distancia media entre los núcleos de
dos átomos consecutivos de un elemento.
Cuanto más grande es un átomo, atrae con menos fuerza a los
electrones de valencia.
Cuanto más chico es un átomo, atrae con más fuerza a los
electrones periféricos.
El radio iónico de un catión es menor que del átomo neutro
El radio iónico de un anión es mayor que del átomo neutro

23. - El radio atómico de los metales es más grande que el de los no
metales, luego, el RA en la Tabla Periódica, aumenta de derecha a
izquierda y de arriba para abajo.
- Carácter metálico (CM). Es la capacidad a ceder electrones de
valencia y presentar propiedades de metales, como el brillo metálico
Entre los metales hay metales que son más metales que otros, por
ejemplo el k es más metal que el Na.
Entre los no metales también hay carácter metálico por ejemplo en
los halógenos el Cl tiene mayor carácter metálico que el F, el Br que
el Cloro y el I que el Br, por ejemplo, tiene brillo metálico (Yodo
metálico)
El carácter metálico en la TP aumenta de derecha a izquierda y de
arriba para abajo.
- Energía de Ionización (EI). Es la energía que hay que suministrar a
un átomo neutro para transformarlo en un catión por la pérdida de
un electrón: [ X + EI  X1+ + 1 e- ]

25. Un átomo puede requerir una dos o más EI según su capacidad de
combinación. Ejemplo:
Mg° + EI1  Mg1+ + 1e- EI1 = 738,1 kJ/mol
Mg1+ EI2  Mg2+ + 1e- EI2 = 1450 kJ/mol
Mg2+ + EI3  Mg3+ + 1e- EI3 = 7330 kJ/mol
La EI en la TP aumenta de abajo hacia arriba y de derecha a
izquierda.
- Afinidad Electrónica (AE). Es la energía involucrada cuando un
átomo cede un electrón:
[ X + AE  X1- + 1e- ]
Como lo no metales tienen mayor facilidad para ganar electrones
entonces tiene AE altas.
Mientras que los metales que tienen facilidad a perder electrones,
tienen AE bajas, por lo que no forman aniones
En general, no siempre, en la TP la AE aumenta de abajo hacia
arriba y de derecha a izquierda.

26. - Carácter no metálico (CnM). Es la capacidad que tienen los no
metales de ganar electrones , de formar iones negativos o aniones
Hay no metales que forman aniones con mucha facilidad que otros
no metales, tienen marcado carácter no metálico.
Cuanto menor es el radio atómico y mayor la EI, el átomo tiene
mayor carácter no metálico.
- Electronegatividad (En). Es la fuerza con que los núcleos atómicos
atraen a los electrones periféricos.
La electronegatividad está afectada fundamentalmente por dos
magnitudes: su masa atómica y la distancia promedio de los ev con
respecto al núcleo atómico. Fue Linus Pauling el químico que
propuso esta magnitud por primera vez en el año 1932, como un
desarrollo más de su “teoría del enlace de valencia”.
Dos átomos con electronegatividades muy diferentes forman un
enlace iónico. Pares de átomos con diferencias pequeñas de
electronegatividad forman enlaces covalentes polares con la carga
negativa en el átomo de mayor electronegatividad.

28. PROPIEDADES PERIÓDICAS:
AUMENTA DISMINUYE

29. Ejercicios:
1. Averiguar el nombre común de los siguientes elementos: nitrógeno, mercurio,
2. ¿El oropimente es oro?. ¿Qué es la piedra infernal?
3. Cuál es el Z de los elementos cuya DEO termina en 3p5, 2d4. 4p2, 3d7
4. Hallar los 4 nc del último electrón del Cr, Pb, Cu y Au
5. A qué grupo y período de la TP pertenece el elemento 27E y el 47E