Programa de quimica general completo

PROGRAMA QUÍMICA GENERAL, ING. QCO. ALCIDES TORREGROZA M.

INTRODUCCIÓN

La química puede definirse como la ciencia que se ocupa de la caracterización,
composición y transformaciones de la materia. Sin embargo esta definición no es
la más adecuada. La interrelación entre las áreas de la ciencia moderna, ha
hecho que los límites entre ellas estén poco definidos; es decir, seria casi
imposible seleccionar un área y decir “esto es química”. No solamente los
intereses de los campos científicos se superponen, sino que los conceptos y
métodos encuentran aplicación universal. Además, esta definición no expresa el
espíritu de la química, puesto que ésta, como todas las ciencias es una actividad
en pleno crecimiento y no una acumulación de conocimientos. La química misma
es auto-generadora; la esencia natural de cada nuevo concepto químico, estimula
nuevas observaciones y experimentaciones que conducen a un progresivo
refinamiento como tambien al desarrollo de otros conceptos. A la luz del
desarrollo científico, no es sorprendente que, a menudo, una determinada
investigación sobrepase los límites artificiales establecidos por el hombre.

No obstante, hay una idea popular, aunque algo indefinida, sobre cuál es el campo
de la química; por esto debemos volver a nuestra definición preliminar.

La química tiene que ver con la composición y estructura de las sustancias y con
las fuerzas que las mantienen juntas. Las propiedades físicas de las sustancias
se estudian porque proporcionan claves para las determinaciones estructurales,
sirven como bases para la identificación y clasificación e indican posibles
aplicaciones para materiales específicos. Sin embargo, la parte central de la
química es probablemente la reacción química. El interés de la química se
extiende a cada aspecto concebible de estas transformaciones e incluye
consideraciones tales como: una descripción detallada de cómo y a qué velocidad
ocurren las reacciones; las condiciones necesarias para que ocurran los cambios
deseados y para evitar cambios indeseables; la energía que acompaña a las
reacciones químicas; la síntesis de las sustancias presentes en la naturaleza y
aquellas que no tienen contrapartes naturales y las relaciones cuantitativas de
masa entre los materiales involucrados en los cambios químicos.

La evolución de la química moderna

La química moderna, que se inició a fines del siglo XVIII, necesitó cientos de años
para desarrollarse. La historia de su desarrollo puede dividirse aproximadamente
en cinco periodos.

1. Las artes practicas (-hasta 600 A.C.). La producción de metales a partir de
minerales, la elaboración de cerámicas, la fermentación, el horneado de pan y la
preparación de medicinas, tinturas y drogas son artes antiguas. Las evidencias

UNIVERSIDAD POPULAR DEL CESAR FACULTAD DE INGENIERÍAS


arqueológicas demuestran que los habitantes del antiguo Egipto y de la
Mesopotamia practicaban hábilmente estas artesanías, pero no se sabe cómo ni
cuando las aprendieron. Estas artes, las cuales son procesos químicos,
alcanzaron un alto desarrollo durante este periodo. Sin embargo, el desarrollo fue
empírico; esto es, estaba basado solamente sobre experiencia práctica, sin
referencia a los principios químicos involucrados. El artífice egipcio sabía cómo
obtener cobre calentando el mineral malaquita con carbón, aunque no supo ni
intentó saber cómo trabajaba el proceso y lo que ocurría en el fuego.

2. Los griegos (600 A.C. a 300 A.C.). El aspecto filosófico (o teórico) de la
química comenzó en el periodo clásico griego, alrededor del año 600 A.C. Los
fundamentos de la ciencia griega se basaban en la búsqueda de principios a
través de los cuales se pudiese obtener una comprensión de la naturaleza. Dos
teorías de los griegos se hicieron muy importantes en los siglos siguientes:

a) El concepto de que todas las sustancias terrestres están compuestas de
cuatro elementos (tierra, aire, fuego y agua) en variadas proporciones se
originó con los filósofos griegos de este periodo.

b) La teoría de que la materia consiste en unidades separadas y distintas,
llamadas átomos fue propuesta por Leucipo y extendida por Demócrito en
el siglo V A.C.

Platón propuso que los átomos de un elemento difieren de otros átomos en la
forma. Por lo tanto, pensaba que los átomos de un elemento pueden cambiarse
(o transmutarse) en otros átomos, cambiando la forma de los átomos.

El concepto de la transmutación se halla tambien en las teorías de Aristóteles,
quien no creía en la existencia de los átomos; propuso que los elementos y por
consiguiente todas las sustancias, estaban compuestos de la misma materia
primaria y diferían solamente en la forma que asumía esta materia primaria. Para
Aristóteles, la forma incluía no sólo la geometría, sino tambien las cualidades
(tales como color y dureza) que distinguen una sustancia de las otras, y propuso
que los cambios en la forma ocurren constantemente en la naturaleza y que todas
las cosas materiales (animadas e inanimadas) crecen y se desarrollan de forma
inmadura a formas adultas. (Durante la Edad Media se creía que los minerales
podían crecer y que las mismas se rellenaban después de que se habían extraído
los minerales).

3. La alquimia (300 A.C. a 1650 D.C.). La tradición filosófica de los antiguos
griegos y la tradición artesanal del antiguo Egipto, se encontraron en Alejandría
(Egipto), la ciudad fundada por Alejandro el Grande en 331 A.C., y la alquimia fue
el resultado de la unión. Los primeros alquimistas utilizaron técnicas egipcias para



el manejo de materiales en la investigación de teorías concernientes con la
naturaleza de la materia. Los libros escritos en Alejandría (los trabajos sobre
temas químicos más antiguos) contenían diagramas de aparatos químicos y
descripciones de muchas operaciones de laboratorio (por ejemplo destilación,
cristalización y sublimación).

El contenido filosófico de la alquimia incorporó elementos de astrología y
misticismo en las teorías de los griegos antiguos. Un interés dominante de los
alquimistas era la transmutación de metales básicos como el hierro y plomo en el
metal noble, el oro. Creían que un metal podía cambiarse alterando sus
cualidades (particularmente su color) y que tales cambios se presentaban en la
naturaleza y que los metales tendían hacia la perfección representada por el oro.
Por consiguiente los alquimistas creían que estos cambios podían realizarse
mediante una pequeña cantidad del agente transmutante (mas tarde llamado la
piedra filosofal). En el siglo VII D.C., los árabes conquistaron los centros de la
civilización helenística (incluyendo Egipto en 640 D.C.) y la alquimia pasó a sus
manos. Los textos griegos se tradujeron al árabe y sirvieron de fundamento para
el trabajo de los alquimistas árabes. Los árabes llamaron a la piedra filosofal
aliksir (de donde se deriva elixir). Los alquimistas árabes creían que esta
sustancia no solamente podía ennoblecer metales transmutándolos en oro, sino
tambien podría ennoblecer la vida, curando todas las enfermedades. Durante
muchos siglos, los dos objetivos principales de la alquimia fueron la transmutación
de los metales básicos en oro y el descubrimiento de un elixir de la vida que podía
hacer al hombre inmortal impidiendo la muerte.

En los siglos XII y XIII, la alquimia fue gradualmente introducida en Europa por
medio de la traducción de los trabajos árabes al latín. La mayoría de las
traducciones fueron hechas en España donde después de la conquista islámica en
el siglo VIII, se estableció y prosperó una rica cultura mora.

Una escuela de iatroquímica, una rama de la alquimia concerniente con la
medicina prosperó en los siglos XVI y XVII. Sin embargo, los alquimistas
europeos contribuyeron muy poco que fuese nuevo a la teoría alquímica. La
importancia de su trabajo reside en que preservaron la gran cantidad de datos
químicos que recibieron del pasado, lo incrementaron y lo pasaron a alquimistas
posteriores.

La alquimia perduró hasta el siglo XVII. Gradualmente las teorías y actitudes de
los alquimistas comenzaron a ser cuestionadas. El trabajo de Robert Boyle, quien
publicó El químico escéptico en 1661, es importante. Aunque Boyle creía que la
transmutación de los metales conocidos en oro, pudiese ser posible, criticó
severamente el pensamiento alquímico. Boyle recalcó que la teoría química
debería obtenerse a partir de evidencia experimental.



4. Flogisto (1650 a 1790). A lo largo de la mayor parte del siglo XVIII la teoría del
flogisto dominó la química. Esta teoría, que según se demostró más tarde era
errónea, fue principalmente el trabajo de George Ernest Stahl. El flogisto (un
principio de fuego), fue postulado como constituyente de cualquier sustancia
combustible.

Después de la combustión, se creía que una sustancia perdía su flogisto y se
reducía a una forma sencilla. Se creía que el aire actuaba en la combustión, solo
para eliminar el flogisto que quedaba en libertad. Así pensaríamos en la
combustión de la madera en los siguientes términos:

Madera + oxigeno gaseoso (del aire) cenizas + oxigeno que contiene
Gases; de acuerdo a la teoría del flogisto,

Madera cenizas + flogisto (removido por el aire)

Por consiguiente, se creyó que la madera era un compuesto formado por cenizas
del flogisto. Se pensó que los materiales fácilmente combustibles eran ricos en
flogisto.

La teoría del flogisto interpreta la calcinación en una manera similar. La formación
de un oxido metálico (llamado un cal) por calentamiento de un metal en el aire se
le llamó calcinación:

Metal + oxigeno gaseoso (del aire)  cal (óxido metálico)

De acuerdo a la teoría del flogisto, se supone que un metal es un compuesto
integrado de un cal y flogisto. La calcinación, por consiguiente, se creyó ser la
perdida del flogisto por un metal:

Metal  cal + flogisto (removido por el aire)

La teoría del flogisto se extendió para explicar muchos otros fenómenos químicos.
La preparación de ciertos metales, por ejemplo, puede llevarse a cabo calentando
el óxido metálico con carbón.

Cal (óxido metálico) + carbón  metal + monóxido de carbono

En un proceso de este tipo, el carbono (supuestamente rico en flogisto)
reemplazaba el flogisto perdido por calcinación:

Cal + flogisto (del carbono)  metal



Una dificultad inherente a la teoría del flogisto nunca se explicó adecuadamente,
cuando se quema la madera, ésta supuestamente pierde flogisto y las cenizas
resultantes pesan menos que la pieza de madera original. Por otra parte, en la
calcinación, la pérdida de flogisto está acompañada por un aumento en peso,
puesto que el cal (óxido metálico) pesa más que el metal original. Los partidarios
de la teoría del flogisto reconocieron este problema, pero a lo largo de la mayor
parte del siglo XVIII no se comprendía la importancia de pesar y medir.

5. La química moderna (1790- ) El trabajo de Antoine Lavoisier a fines del siglo
XVIII, es generalmente considerado como el comienzo de la química moderna.
Lavoisier deliberadamente se propuso eliminar la teoría del flogisto y revolucionar
la química. Dependió de los resultados cuantitativos de los experimentos (utilizó
extensamente la balanza para poder explicar varios fenómenos químicos).

Se ha aprendido más cerca de la química en los dos últimos siglos después de
Lavoisier, que en los veinte siglos que le precedieron. La química ha desarrollado
gradualmente cinco ramas principales, estas divisiones, sin embargo, son
arbitrarias y la clasificación está sujeta a crítica.

a. Química Orgánica. La química de la mayoría de los compuestos del carbono.
Durante algún tiempo se supuso que estos compuestos podían obtenerse
solamente de plantas o animales o derivados de otros compuestos que se habían
obtenido de material vivo.

b. Química Inorgánica. La química de todos los elementos excepto el carbono.
Algunos compuestos de carbono sencillos (por ejemplo dióxido de carbono y
carbonatos) están tradicionalmente clasificados como compuestos inorgánicos.

c. Química Analítica. Trata de la identificación y de la composición tanto
cualitativa como cuantitativa de las sustancias.

d. Fisicoquímica. Tiene que ver con el estudio de los principios físicos que rigen
la estructura de la materia y las transformaciones químicas.

e. Bioquímica. Es la química de los sistemas vivos, plantas y animales.



NOCIONES FUNDAMENTALES

1. PROPIEDADES DE LA MATERIA

1.1 Materia. El material del cual está compuesto el universo o todo lo que ocupe
espacio y tiene masa (concepto clásico), o concepto moderno Einstein (es energía
concentrada).

1.2 Cuerpo. Es una porción de materia limitada por la forma.

1.3 Sustancia. Es la calidad o clase de materia de que están hechos los cuerpos.

1.4 Energía. Es la capacidad de un sistema para realizar trabajo. Según Einstein,
materia y energía no son cosas distintas, son dos aspectos que presenta una
misma realidad, es decir la materia puede transformarse en energía y la energía
en materia. La energía del universo es una, pero puede manifestarse de muy
diversas formas: energía química, luminosa, calúrica, magnética, radiante,
mecánica, etc. La energía mecánica puede ser potencial o cinética.

Las propiedades de la materia se clasifican en:

a. Propiedades generales, genéricas o extrínsecas, son aquellas comunes a
toda clase de materia y que por lo tanto no permiten diferenciar entre una
sustancia y otra, ejemplos (masa, peso, volumen, impenetrabilidad, tamaño,
forma, porosidad, inercia).

b. Propiedades específicas o intrínsecas, son aquellas propias de cada
sustancia y que permiten por lo tanto diferenciar una sustancia de otra. Se
subdividen en:

- Físicas, aquellas que pueden ser descamas sin referencia a un patrón
(color, olor, sabor, textura, dureza, viscosidad, elasticidad, solubilidad,
ductibilidad, brillo, maleabilidad, densidad, punto de fusión, punto de
ebullición, atracción magnética, conductibilidad térmica, conductibilidad
eléctrica.
- Químicas, son aquellas que para ser descritas necesitan un patrón de
referencia, tambien se definen como la capacidad que tiene una sustancia
para reaccionar o para transformarse en otra u otras, ejemplo (oxidación del
hierro, combustión del alcohol, etc.)



Las propiedades generales y las específicas pueden ser:

a. Extensivas
b. Intensivas
c. Organolépticas

2. MASA. Es la medida de la cantidad de materia, la masa de un cuerpo es
invariable, en un mismo lugar dos objetos de igual masa tiene pesos iguales.

2.1 Peso. Es la fuerza con que la tierra atrae a un cuerpo. El peso varia con la
distancia de ese cuerpo al centro de la; es directamente proporcional a su masa
como tambien a la aceleración gravitacional de atracción de la tierra. En un
mismo lugar dos objetos de igual masa tienen pesos iguales.

2.2 Volumen. Se define diciendo que todo cuerpo ocupa un espacio. Es igual a
la masa sobre la densidad.

2.3 Impenetrabilidad. Es consecuencia del volumen. Según este principio, el
espacio ocupado por un cuerpo no puede ser ocupado por otro en el mismo
instante.

2.4 Densidad. Es la masa sobre la unidad de volumen.
2.5 Inercia. Todo cuerpo que no se encuentre bajo la acción de alguna fuerza
externa, tiene la tendencia a permanecer en reposo o, cuando está en movimiento
a continuar en movimiento uniforme en la misma dirección. La masa de un cuerpo
es proporcional a la inercia del cuerpo.

2.6 Elemento. Una sustancia pura que no puede descomponerse en sustancias
más simples. Un elemento puede diferir de un idioma a otro, el símbolo no.

2.7 Mezclas. Una muestra de materia que consiste de dos o más sustancias
puras que no tiene composición física y puede descomponerse en sus
componentes por medios físicos.

2.8 Fase. Una porción físicamente distinta de materia que es uniforme a través de
su composición y propiedades.

2.9 Compuestos. Una sustancia pura que está compuesta de dos o más
elementos en proporciones fijas y que pueden descomponerse químicamente en
estos elementos.



3. CIFRAS SIGNIFICATIVAS

Cada medida es incierta hasta cierto punto. Supóngase por ejemplo, que desea
medir la masa de un objeto. Si se usa una balanza de plataforma, podemos
determinar la masa hasta el 0.1 g más cercano. Por otra parte, una balanza
analítica está capacitada para producir resultados correctos hasta 0.0001 g. La
exactitud o precisión de la medida depende de las limitaciones del aparato de
medida y de la habilidad con que este se use. La precisión de una medida está
indicada por el número de cifras utilizadas para obtenerla. Los dígitos, en una
medida adecuadamente obtenida, son cifras significativas. Estas cifras incluyen
todas aquellas que son conocidas con certidumbre y además otra que es una
aproximación. Las siguientes reglas pueden ser utilizadas para determinar el
numero adecuado de cifras significativas que deben escribirse para una mediad.

1. Los ceros usados para localizar el punto decimal no son significativos.

2. Los ceros que aparecen como parte de la medida son significativos. El numero
0.0005030 tiene cuatro cifras significativas. Los ceros después del cinco son
significativos. Aquellos que preceden al numero 5 no son significativos debido a
que se han agregado solamente para ubicar el punto decimal.

3. A veces, la respuesta a un cálculo contiene más cifras que son significativas.

a. Si la cifra que sigue al ultimo numero a retenerse es menor que 5, todas las
cifras no deseables se pueden descartar y el ultimo numero se deja sin
modificación.

3.6247 es 3.62 hasta tres cifras significativas

b. Si la cifra que sigue al último número que se va retener es mayor que 5 ó 5, con
otros dígitos que le siguen, el último numero se aumenta en 1 y las cifras restantes
se descartan.

7.5647 es 7.565 hasta cuatro cifras significativas
6.2501 es 6.3 hasta dos cifras significativas

c. Si el número que sigue a la última cifra a retenerse es 5 y hay solo ceros
después del cinco, el 5 se descarta y la ultima cifra se aumenta en 1 si es impar o
no se cambia si es un número par. En un caso de este tipo, la última cifra del
valor aproximado es siempre un número par. El cero se considera un número par.

3.250 es 3.2 hasta dos cifras significativas




4. El resultado de una suma o resta debe presentarse con el mismo numero de
cifras decimales que tenga el termino con el menor numero de decimales. La
respuesta para la suma

161.032
5.6
32.4524

199.0844

Debe reportarse como 199.1. Debido a que el número 5.6 tiene solamente un
digito seguido de un lugar decimal.

5. La respuesta a la multiplicación o división se redondea al mismo número de
cifras significativas como tenga el término menos preciso usado en el cálculo. El
resultado de la multiplicación:

152.06 X 0.24= 36.4944

Debe reportarse como 36, puesto que el termino menos preciso en el calculo es
0.24 (dos cifras significativas).

EL MÉTODO DE FACTOR DE CONVERSIÓN EN LA SOLUCIÓN DE
PROBLEMAS

1. Plantee el problema. Escriba la unidad en que deberá expresarse la respuesta,
un signo igual, y la cantidad dada en le problema que conducirá a una solución.

2. Derive un factor de conversión en el cual la unidad del denominador sea la
misma que la unidad de la cantidad dada. El factor puede derivarse de la
información dada en el problema o de la definición de una unidad.
3. Escriba el factor de conversión después de la cantidad dada (escrita en el paso
1) para indicar la multiplicación. Cancele las unidades. Cuando esta
multiplicación se realice, la respuesta se expresará en la unidad del factor del
numerador.

4. Si esta unidad no es la deseada, se deben emplear otros factores de
conversión. La unidad en el denominador de cada factor debe cancelar la unidad
en el numerador del factor anterior.

5. Continúe el proceso hasta que solamente las unidades sin cancelar sean las
unidades deseadas.



6. Realice las operaciones matemáticas indicadas y obtenga la respuesta.
TEORÍA ATÓMICA DE DALTON

Generalmente se otorga a los antiguos griegos el reconocimiento de la primera
teoría atómica, pero este concepto pudo haber tenido sus orígenes en
civilizaciones más antiguas todavía. Dos teorías prevalecieron entre los griegos.
Aristóteles (siglo IV A.C.) creía que la materia es continua y de ahí,
hipotéticamente, puede dividirse infinitamente en partículas más y más pequeñas.
La teoría atómica de Leucipo y Demócrito (siglo V A.C.), sostenía que la
subdivisión de la materia produciría al cabo átomos, los que no podían dividirse.
Las teorías de los antiguos griegos se basaban en el pensamiento abstracto y no
en la experimentación planificada. Durante casi dos mil años, la teoría atómica
permaneció como una simple especulación. La existencia de átomos fue aceptada
por Robert Boyle en su libro El químico escéptico (1661) y por Isaac Newton en
sus libros Principia (1687) y Optica (1704). John Dalton, sin embargo, propuso una
teoría atómica que desarrolló en 1803 a 1808, y que es muy importante en la
historia de la química.
En esa época, muchos científicos creían que toda la materia consistía en átomos,
pero Dalton fue más allá. Dalton convirtió a la teoría atómica en cuantitativa,
demostrando que es posible determinar las masas relativas de los átomos de
diferentes elementos. Los principales postulados de la teoría de Dalton son:
1. Los elementos están compuestos de partículas extremadamente pequeñas
llamadas átomos. Todos los átomos del mismo elemento son parecidos y los
átomos de diferentes elementos son diferentes

2. La separación de átomos y la unión de átomos se realiza en las reacciones
químicas. En estas reacciones, ningún átomo se crea o se destruye y ningún
átomo de un elemento se convierte en un átomo de otro elemento.



3. Un compuesto químico es el resultado de la combinación de átomos de 2 o
más elementos en una proporción numérica simple. Daltón creía que todos los
átomos de un elemento dado tienen masas atómicas iguales. Hoy día sabemos
que muchos elementos consisten en varios tipos de átomos que difieren en
masas. Todos los átomos de un mismo elemento, sin embargo reaccionan
químicamente de la misma forma. Por consiguiente podemos trabajar con la
teoría de Daltón utilizando una masa promedio para los átomos de cada elemento.
Daltón derivo los aspectos cuantitativos de su teoría de las leyes de cambio
químico su segundo postulado justifica la Ley de la conservación de la masa,
dice que no hay cambos detectables en la masa durante el transcurso de una
reacción química puesto que las reacciones químicas consisten en la separación y
unión de átomos y debido a que los átomos no se crean ni se destruyen en estos
procesos, la masa total de todos los materiales que participan en una reacción
química deben ser iguales a la masa total de todos los productos de la reacción.
El tercer postulado de la teoría de Dalton, explica la Ley de las proporciones
definidas, la cual dice que un compuesto puro siempre contiene los mismos
elementos combinados en las mismas proporciones en masa.
Sobre la base de esta teoría, Dalton propuso una tercera ley de las combinaciones
químicas, la Ley de las proporciones múltiples. Esta ley establece que cunado
dos elementos, A y B, forman más de un compuesto, las cantidades de A que se
combinan en estos compuestos, con una cantidad fija de B, están en relación de
números pequeños enteros. Esta ley es consecuencia del punto de vista de
Dalton, según el cual los átomos en un compuesto se combinan en proporciones
fijas.
Aunque Dalton cometió errores en la asignación de masas atómicas relativas, se
le debe dar crédito por la introducción del concepto y el reconocimiento de su
importancia. Las masas relativas de los átomos son los pilares de la
estequiometria química.



FÓRMULAS

Los símbolos químicos que se asignan a los elementos, se usan para escribir
fórmulas que describen la composición atómica de los compuestos. La fórmula del
agua es H2 O, lo cual indica que hay dos átomos de hidrógeno por cada átomo de
Oxígeno en el compuesto. Los subíndices de la fórmula indican el número relativo
de átomos de cada tipo que se combinan. Si un símbolo no lleva subíndice, se
supone que el número es 1. La fórmula del ácido sulfúrico es H2 SO4, lo cual indica
la relación de combinación de este compuesto es de dos átomos de hidrógeno a
un átomo de azufre y a cuatro átomos de oxígeno.
Una molécula, es una partícula formada por dos o más átomos. Algunos (pero no
todos) compuestos se hallan en la forma molecular. En estos casos, la fórmula da
el número de átomos de cada tipo en una sola molécula de compuesto. Las
fórmulas de este tipo son, algunas veces, llamadas formulas moleculares.
Ambos, agua y ácido sulfúrico se encuentran como moléculas en la naturaleza y
sus fórmulas H2O y H2SO4, son fórmulas moleculares.
La fórmula molecular del peróxido de hidrógeno, H2O2, indica que hay dos átomos
de hidrogeno y dos átomos de oxígeno en una molécula de peróxido de
hidrógeno. Observe que la relación de átomos de hidrogeno a átomos de oxigeno
(2 a 2) no es la más simple (la cual es de 1 a 1). Una fórmula que se escribe
utilizando la proporción de números enteros más sencilla, se llama fórmula
simple ó fórmula empírica. La fórmula molecular del peróxido de hidrogeno es
H2O2; la fórmula empírica es HO.
Para algunos compuestos moleculares, las fórmulas empíricas y moleculares son
idénticas; por ejemplo: H2O, H2SO4, CO2 y NH3. Para muchos compuestos
moleculares, sin embargo, las fórmulas empíricas y moleculares son diferentes.
Las fórmulas moleculares
N2H4 B3N3H6 C6H6 Corresponden a las fórmulas empíricas



NH2 BNH2 CH
Observe que la proporción para una fórmula empírica puede obtenerse reduciendo
la proporción atómica de la fórmula molecular al conjunto más bajo posible de
números enteros
Una muestra de cualquier elemento que tenga una masa en gramos
numéricamente igual al peso atómico del elemento, contendrá el mismo número
de átomos. Este número se llama número de Avogadro. El valor del número de
Avogrado se ha determinado experimentalmente: 6.02205 multiplicado por 1023. La
cantidad de una sustancia que contienen el número de Avogrado de unidades
elementales se llama mol.
El de una sustancia es la suma de los pesos atómicos peso fórmula o peso
molecular de todos los átomos en la fórmula de la sustancia. El peso fórmula del
agua, por ejemplo, puede calcularse como sigue:
2(peso atómico H) = 2(1.0) = 2.0
Peso atómico O = 16.0
Peso fórmula H2 O = 18.0

El peso fórmula de BaCl2 es:

Peso atómico Ba = 137.3
2(peso atómico Cl) = 2(35.5) = 71.0
Peso fórmula del BaCl2 = 208.3

Si la fórmula en cuestión hace relación a una sustancia molecular y es una fórmula
molecular, el correspondiente peso fórmula puede también llamarse un peso
molecular. Un peso molecular es la suma de los pesos atómicos de los átomos
que constituyen una molécula. El peso fórmula del agua es también el peso
molecular de la sustancia, debido a que la fórmula es una descripción de la
composición de la molécula de agua.



Un mol consiste en número de Avogadro de entidades. Un mol de una sustancia
molecular consiste en el número de Avogadro de moléculas. Para estas
sustancias, una muestra que tiene una masa en gramos numéricamente igual al
peso molecular es un mol de la sustancia y contiene el número de Avogadro de
moléculas. Un mol de agua, por consiguiente, tuene una masas de 18.0 g y
contiene 6.02 x 1023 moléculas de H2O. puesto que existen dos átomos de H y un
átomo de O en una molécula de agua, un mol de moléculas de H2O (18.0 g)
contiene dos moles de átomos de H (2.0g) y una mol de átomos de O (16.0g).
Cuando se usa la designación de mol, debe especificarse el tipo de entidad a
medirse. Un mol de átomos de H contiene 6.02x1023 átomos de H, y tiene una
masa de 1.01 g; un mol de moléculas de H2 contiene 6.02 x 1023 moléculas de H2 y
tiene una masa de 2.02g. Para el flúor,
1 mol F = 6.02 x 1023 átomos de F = 19,0g Flúor
1 mol F2 = 6.02 x 1023 moléculas de F2 = 38.0g Flúor
¿Qué sucede con las sustancias iónicas? La designación “1 mol de BaCl2 “,
significa q1ue la muestra contiene el número de Avogadro de unidades de fórmula
de BaCl2 la entidad especificada. Un mol de BaCl2, por consiguiente, tiene una
masa de 208.3 g, el peso fórmula de BaCl2. En realidad, un mol de BaCl2, contiene
1 mol de Ba2+ = 6.02 x 1023 iones de Ba2+ = 137.3g bario
2 moles de Cl - = 2(6.02 x 1023) iones de Cl - = 2(35.5)gCl - = 71.0g cloro.
Los que sumados hacen
1 mol de BaCl2 = 6.02 x 1023 unidades de BaCl2 = 208.3 g BaCl2
Puesto que un mol de átomos de un elemento contiene el mismo número de
átomos que un mol de átomos de cualquier otro elemento, la relación en moles es
la misma que la relación en átomos. El numero de moles de cada elemento
presente en una muestra del compuesto se obtiene fácilmente a partir de la masa
de cada elemento presente.

EL ÁTOMO



El átomo fue considerado la más pequeña expresión de la materia. Su nombre, de
origen griego, quiere decir indivisible (a= sin y tome = división).
Pero la ciencia moderna no solo ha demostrado que es divisible, sino además,
que constituye un universo diminuto en cuyo interior tiene lugar una cantidad de
fenómenos semejantes a los ocurridos en el espacio sideral.

GENERALIDADES DEL ÁTOMO

Cualquiera que sea la naturaleza de los átomos, éstos son entidades complejas,
increíblemente diminutas y constituidas por partículas más simples,
denominadas partículas elementales o subatómicas.

Las investigaciones realizadas han permitido el descubrimiento de mas de 30
partículas subatómicas, de las cuales el electrón, el protón y el neutrón son las
más importantes y las de mayor interés para el químico. Son estables (como el
electrón o el protón), en tanto que otras, que se desintegran radiactivamente de
forma espontánea, son inestables (como el neutrón). Las partículas que poseen
masa se denominan partículas másicas, las que carecen de ella, partículas
energéticas (como el fotón).
Todos los electrones, sin importar el tipo de átomo a que pertenezcan, son iguales
en carga y en masa. Todo átomo es eléctricamente neutro, es decir, sus cargas
positivas están igualadas con sus cargas negativas, o sea que la cantidad de
protones que posee es igual a la de electrones.

En todo átomo neutro p+ = e-

Además, la carga positiva del núcleo (indicada con la letra mayúscula Z) se
expresa en unidades que son la de la magnitud de la carga negativa del electrón;
el valor de Z coincide con el número atómico (posición ocupada por un átomo en
la tabla periódica),y, en la actualidad, ambos se designan con la misma letra Z. El



número atómico y la carga nuclear (z) son iguales a la cantidad de protones que
se encuentran en el núcleo.

Número atómico y carga nuclear del átomo = Z = p+

El número de nucleones (protones y neutrones) corresponde a número masa,
el cual se representa con la letra mayúscula A. Es importante comprender que A
no es una masa, sino un entero que representa el número total de nucleones.

Así que p+ nº = A = # nucleones = # masa

ISÓTOPOS

En la naturaleza se encuentran átomos de un mismo elemento que tienen el
mismo Z pero diferentes A, a los cuales se les denomina Isótopos (palabra que
significa en el mismo lugar)

NÚMEROS CUÁNTICOS

El número cuantico principal (n), define el tamaño del nivel de energía principal
que el electrón ocupa, y suministra a demás, información a cerca de la energía del
electrón en su orbita.
El número cuántico principal, n, puede ser cualquier número entero positivo K
(n=1), L (n=2), M (n=3), N (n=4), O (n=5),
P (n=6), Q (n=7)…
El número máximo de electrones en un nivel energético viene determinado por la
formula 2n2
Ejemplo: El número máximo de electrones del nivel M (n=3) es:
Solución: 2n2 = 2 (3)2 = 2 (9) = 18 electrones



Número Cuántico dividido o Azimutal (l), junto con n define el subnivel
energético. El subnivel indica la forma de la región que ocupa el electrón (El
llamado orbital) y se designan por la letras minúsculas s, p, d y f y sus valores se
encuentran entre 0 y 3.
El número total de electrones de un subnivel viene determinado por al fórmula (2l
+ l) x 2 electrones. Veamos un ejemplo ¿Cuál es el total de electrones del
subnivel d(1=2) ?

Solución: (2l + l) x 2 = ((2 x2) + 1) x 2 = 10 electrones

En resumen el número cuántico n define el nivel energético; el subnivel energético
viene definido por n y l , mientras los orbítales requieren para su definición los
números cuánticos n, l, m. El conjunto de los cuatro números cuánticos ( n, l, m
y ms ) define el estado cuántico de un electrón

DISTRIBUCION Y CONFIGURACION ELECTRÓNICA DE ÁTOMOS
MULTIELECTRÓNICOS

Regla Nemotécnica. Una regla muy fácil de recordar para la determinación del
cubrimiento de los distintos subniveles electrónicos de los átomos, se resume en
el diagrama donde se hace en forma de zigzag, en diagonal.



ORDEN PARA OCUPAR LOS SUBNIVELES DE ENERGÍA

Kn=1 1 s2

L n=2 2 s2 2 p6

Mn=3 3 s2 3 p6 3 d10

N n=4 4 s2 4 p6 4 d10 4 f 14

On=5 5 s2 5 p6 5 d10 5 f 14

Pn=6 6 s2 6 p6 6 d10 6 f 14

Qn=7 7 s2 7 p6 7 d10 7 f 14

NOTA: Con el propósito de no alargar las distribuciones electrónicas de un
elemento, se acostumbre presentarla de una forma más resumida. En estas
distribuciones se reemplazan los electrones de las orbitas internas con el símbolo
y el número atómico delgas noble (mas próx imo) que antecede al elemento de
la tabla periódica. La notación utilizada es z G/ s- p- d, donde z G/ es la
representación de la distribución electrónica del gas noble: el subíndice Z es el
número atómico correspondiente del gas noble, y G su símbolo.



5. ELEMENTOS QUÍMICOS

Al estudiar los elementos, resultaría inconveniente escribir el nombre completo de
cada uno cada vez que aparece. Se hace necesario, pues, abreviar sus nombres
para facilitar su escritura. La simbología universal utilizada en la actualidad fue
propuesta por Jacobs y Berzelius, quienes idearon la manera de representarlos
gráficamente por medio de símbolos, como si fuera una especie de taquigrafía.

Para la nomenclatura de los elementos químicos no existen reglas y sus nombres
ayudan muy poco al estudio de sus propiedades. A cada elemento se le asignan
una o dos letras se símbolo químico que se ha decidido por acuerdo internacional.
Mientras que el nombre de un elemento puede variar o diferir de un idioma a otro,
el símbolo para los elementos aislados y descubiertos mas recientemente, sus
nombres se agrupan en tres tipos: los neoclásicos, los geográficos y los
honoríficos.

Algunos elementos se representan con la primera letra en mayúscula de su
nombre, así O representa Oxigeno, N el nitrógeno, C el carbono y H el hidrogeno.
Como los nombres de algunos elementos empiezan con la misma letra, en
algunos casos se ha añadido otra letra más para distinguirlos, por ejemplo, Ca
para el calcio, Ba para el bario, Cl para el cloro y Br para el bromo.

5.1 CLASIFICACIÓN PERIÓDICA

La ley periódica propuesta por Moseley en 1913 es el principio en el que se basa
la clasificación moderna de los elementos químicos; dice: “Las propiedades de los
elementos son función periódica de sus números atómicos”.

La forma larga de la tabla o clasificación periódica suele denominarse tabla
periódica larga o simplemente tabla periódica y ordena los elementos conocidos
en sentido creciente de sus números atómicos en 7 renglones horizontales
llamados periodos o series y 18 columnas llamadas grupos o familias. Dicha tabla
fue propuesta primero por el químico danés Julius Thomsen, en 1895, y es la que
se utiliza hoy día.

Los elementos se organizan en dos grandes grupos: familia A o elementos
representativos (conocida por algunos autores como familia R), y familia B o
elementos de transición (tambien conocida como familia T).



Elementos representativos; son aquellos cuya configuración electrónica
corresponde al llenado de los orbítales ns y np de la capa más externa o capa de
valencia.

Elementos de transición; aquellos que en su estado fundamental o en cualquiera
de sus estados comunes de oxidación poseen subniveles d parcialmente llenos.

Dentro de los elementos de transición tambien se incluyen los llamados tierras
raras (o series del lantánido y del actínido) que son aquellos elementos cuya
configuración electrónica corresponde al llenado de los orbítales.

5.1.1 GRUPOS

Los diferentes grupos se indican con números romanos del I al VIII, acompañados
de la letra que indica la familia a que pertenecen, A o B.

La distribución electrónica de un elemento puede indicar el grupo o familia a la que
pertenece. Tome, por ejemplo, el silicio (Si) con Z= 14 y el titanio (Ti) con Z= 22.

Si Ti
1s 2 2 s 2 2 p 6 3s 2 3 p 2 1s 2 2 s 2 2 p 6 3s 2 3 p 6 4s 2 3d 2
K =1 L = 2 M = 3 K =1 L = 2 M = 3 N = 4 M = 3

El subnivel parcialmente lleno determina la familia del elemento: si es s o p la
familia es A, si es d, pertenece a los elementos de transición (familia B) y si es f
quedará incluido dentro de las tierras raras. Así, de acuerdo con la distribución
electrónica anterior, el SI pertenece a la familia A, en tanto que el Ti es un
elemento de transición.

Los elementos de un mismo grupo presentan igual número de electrones en el
último nivel de energía o electrones de valencia. Los electrones del último nivel
energético determinan el número del grupo. Así, el Si pertenece al grupo IVA
(porque tiene 4 electrones en su ultimo nivel energético) y el Ti al grupo IVB (por la
misma razón).

Los grupos grandes de la tabla periódica son:

IA (1) metales alcalinos
IIA (2) metales alcalinotérreos
IIIA (13) térreos
IVA (14) carbonoides o familia del carbono
VA (15) nitrogenoides o familia del nitrógeno
VIA (16) anfígenos



VIIA (17) halógenos (formadores de sales)
VIIIA (18) gases nobles

5.1.2 PERIODOS

Los periodos se enumeran con números arábigos del 1 al 7. En una distribución
electrónica, el periodo al que pertenece un elemento viene indicado por el numero
cuántico principal (n) del nivel energético más alto. Al representar la distribución
electrónica del cloro (Cl, Z= 17) y del calcio (Ca, Z= 20), se tiene que:

Cl Z= 17 Ca Z= 20

1s 2 2 s 2 2 p 6 3s 2 3 p 5 1s 2 2 s 2 2 p 6 3s 2 3 p 6 4s 2
K L M K L M N ( n −4)

Localizado en el periodo 3 Localizado en el periodo 4

Recientemente, la tabla periódica se modificó, colocando números arábigos en las
18 columnas verticales, los cuales aparecen arriba de la numeración romana, y, al
referirse a un grupo, se utiliza el numero romano y entre paréntesis el numero de
la columna; así, por ejemplo, para indicar la posición del aluminio (de símbolo AI)
en la tabla periódica debe escribirse IIIA (13).

5.1.3 Descripción de los periodos de la tabla periódica

El periodo 1 contiene solo dos elementos (H y He). En este periodo se llena el
primer nivel energético (subnivel 1s). El número del periodo indica el número del
nivel de energía principal que los electrones empiezan a llenar.

El periodo 2 contiene ocho elementos (Li, Be, B, C, N, O, F y Ne). En este
periodo se llena el segundo nivel de energía principal (subniveles 2s y 2p). El
segundo nivel de energía está completamente lleno en el gas noble neón.

El periodo 3 contiene tambien ocho elementos (Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl y Ar), y
llena el tercer nivel de energía principal (subniveles 3s y 3p). El argón, que es el
último elemento de este periodo, tiene ocho electrones en su tercer nivel de
energía. A los periodos 2 y 3 se les llama periodos cortos por tener solo ocho
electrones.



El periodo 4 contiene 18 elementos: desde el potasio (K) hasta el criptón (Kr). En
este periodo los subniveles de energía 4s y 4p están llenos y el subnivel 3d
comienza a llenarse desde el escandio (Sc) hasta el cinc (Zn).

El periodo 5 contiene tambien 18 elementos: desde el rubidio (Rb) hasta el xenón
(Xe). En este periodo se llenan los subniveles de energía 5s y 5p, y el 4d
comienza a llenarse desde el itrio (Y) hasta el cadmio (Cd).

En el periodo 6 hay 32 elementos: desde el cesio (Cs) hasta el radón (Rn). Aquí
se llenan los subniveles de energía 6s y 6p. Al mismo tiempo comienzan a
llenarse los subniveles 5d y 4f. A los elementos del z= 58 al Z= 71, cerio (Ce) y al
lutecio (Lu), se les llama serie de los lantánidos (llenado del subnivel 4f).

El periodo 7 tiene hasta el momento 23 elementos (hasta el de Z= 109): desde el
francio (Fr) hasta el unnilenio (Une). En este periodo se llama el subnivel 7s y
comienzan a llenarse los subniveles 6d y 5f. A los elementos del Z= 90 (Th) al Z=
103 (Lr), se les llama serie de los actínidos y corresponden al llenado del subnivel
5f. A los periodos 4, 5, 6 y 7 se les llama periodos largos por contener muchos
más elementos que los otros.

5.2 METALES, NO METALES Y METALOIDES

La tabla periódica separa los metales de los no metales por medio de una línea
resaltada en forma de escalera.

A la derecha de esta línea se encuentran los no metales y a la izquierda los
metales. Al extremo izquierdo se encuentran los elementos más metálicos. Los
elementos adyacentes a la línea en escalera se llaman metaloides (excepto el A1),
ya que poseen propiedades metálicas y no metálicas (como B, Si, Ge, As, Sb, Te,
po, y At).

En el grupo VIIIA se encuentran un grupo especial de no metales llamados gases
nobles.

En los elementos representativos (grupos A), las propiedades metálicas aumentan
conforme se incrementan los números atómicos, al tiempo que las propiedades no
metálicas disminuyen.

Los metales poseen las siguientes características:

 Todos son sólidos, con excepción de Hg, Cs, Fr, Ga, que son líquidos.
 Presentan brillo por lo que tienen una superficie pulida.



 Tienen ductilidad, es decir, capacidad para convertirse en hilos, como Cu,
Au, Ag y Pt.
 Presentan maleabilidad, es decir, tienen la capacidad de convertirse en
láminas, como Sn, Al, Cu, Ag, Au, Zn, y Fe.
 El color es variable, así por ejemplo, Au es amarillo, Cu es rojo y Ag es
gris blanquecina.
 Son duros, es decir, oponen resistencia a ser rallados por otros cuerpos.
 Son buenos conductores de la electricidad y del calor.

Los no metales poseen las siguientes características:

 Algunos son sólidos, otros líquidos y otros gaseosos.
 No poseen brillo
 No son ni dúctiles ni maleables.
 Presentan baja dureza.
 Son malos conductores térmicos y eléctricos.

5.3 VENTAJAS DE LA TABLA PERIÓDICA

La tabla periódica es de enorme utilidad, y presenta indiscutibles ventajas, como
las siguientes:

 Relaciona la posición de un elemento con su configuración electrónica.
 Refleja en forma satisfactoria semejanzas, diferencias y tendencias en la
variación de las propiedades químicas y físicas.
 Es fácil de recordar y de reproducir.
 Los elementos de los grupos A y B están claramente separados.
 La elevada inercia química de los gases nobles queda justificada por su
configuración electrónica cerrada.
 Existe en la tabla periódica una separación razonablemente nítida entre
metales y no metales.

Aunque presenta algunos inconvenientes, como ubicar en un mismo lugar todos
los isótopos de un mismo elemento (de ahí su nombre), los cuales si bien tienen
un comportamiento químico similar muestra grandes diferencias en sus
propiedades físicas, y no poseer una posición perfectamente definida y
universalmente aceptada para el hidrogeno.

6. LA LEY PERIÓDICA MODERNA



Se enuncia de la siguiente manera: “Cuando los elementos se colocan en el orden
creciente de su numero atómico, las propiedades físicas y químicas se repiten
periódicamente”; o tambien: “las propiedades de los elementos químicos no son
arbitrarias, sino que dependen de la estructura del átomo y varían, de manera
ordenada, con el numero atómico”.

Entre todas las propiedades, algunas no tienen carácter periódico, en tanto que
otras muestran una periodicidad de la configuración electrónica y, sobre todo, de
la capa más externa.
6.1 propiedades no periódicas de los elementos químicos

Entre las propiedades que no cumple la ley periódica, pueden enumerarse:

6.1.1 carga nuclear (Ze+)

La carga nuclear de un elemento es proporcional al numero atómico Z, pues, por
definición, este es igual al numero de protones presenten en el núcleo. La carga
nuclear no es una propiedad periódica, sino que aumenta linealmente con Z.

6.1.2 masa atómica (Ma)

Se denomina más atómica de un elemento a la masa media ponderada, relativa,
de los diferentes isótopos de un elemento, respecto a otro nuclido que se toma
como patrón.

En general, las masas atómicas aumentan con Z, según puede observarse en la
tabla periódica.

6.1.3 calor especifico (Ce)

Se denomina calor específico de una sustancia a la “cantidad de calor necesario
para elevar en un grado centígrado la temperatura de un gramo de la sustancia”.

6.2 PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS

Existe una serie de propiedades físicas y químicas de los elementos que varia
regularmente en la tabla periódica ya sea a través de un grupo y/o de un periodo.
La causa está en la propia configuración electrónica de los elementos. Algunas de
esas propiedades periódicas son: volúmenes atómicos, densidades, radios
atómicos, covalentes e iónicos, energías de ionización, afinidades electrónicas,
números de oxidación, electronegatividades, temperaturas de fusión y de



ebullición, propiedades espectrales, propiedades magnéticas, entre otras. Varias
de ellas se verán a continuación.

6.3 ELECTRONEGATIVIDAD (EN)

Es la tendencia que tiene un átomo para atraer a los electrones de otros átomos
en un compuesto. Aun cuando la electronegatividad de un átomo puede
relacionarse con las características del átomo aislado, depende no solo de este,
sino tambien de aquellos otros átomos que unidos a este constituyen la molécula
del compuesto.

Son características de la electronegatividad:

 Para una misma familia, la electronegatividad decrece, en general, al
aumentar Z.
 Dentro de un mismo periodo, la electronegatividad de los elementos
representativos de los bloques s y p aumenta con Z. dicho incremento es
cuantitativamente menor a medida que aumenta el número cuántico
principal de la capa de valencia.
 En los elementos de transición de los bloques d y f, las variaciones de los
valores de la electronegatividad con Z son menos importantes que en los
elementos de los grupos representativos.

F>O>Cl>Br>I>S>H>N>P>C>Si>B

7. NÚMERO DE OXIDACIÓN

Se denomina numero de oxidación de un elemento en un compuesto al número
total de electrones que parece haber ganado (estado de oxidación negativo) o
perdido (estado de oxidación positivo) si se considera que los electrones del
enlace están asociados al átomo más electronegativo. O dicho de otra forma, el
número de oxidación es igual a la carga que tendría un elemento unido a otros en
un compuesto. El número de oxidación tambien es una propiedad periódica,
asociada a la configuración electrónica.



REGLAS

1. A cualquier átomo libre o cualquier átomo de una molécula de un elemento, se
le asigna un número de oxidación cero.

2. La suma de los números de oxidación de los átomos de un compuesto es cero,
puesto que los compuestos son eléctricamente neutros.

3. El número de oxidación de un ion monoatómico es igual a la carga a la carga
del ion. En sus compuestos, los elementos del grupo I A (Li, Na, K, Rb y Cs)
siempre tienen números de oxidación 1+; los elementos del grupo IIA (Be, Mg, Ca,
Sr y Ba) siempre tienen números de oxidación 2+.

4. La suma de los números de oxidación de los átomos que forman un ion
poliatómico, es igual a la carga del ion.

5. El número de oxidación de fluor, el elemento más electronegativo, es 1-, en
todos los compuestos que contienen fluor.

6. En la mayoría de los compuestos que contienen oxigeno, el numero de
oxidación del oxigeno es 2-. Sin embargo, existen algunas excepciones.

a. En los peróxidos, cada átomo de oxigeno tiene un numero de oxidación
de 1-. Los dos átomos de O del ion peroxido O2-2, son equivalentes. A cada
uno se le debe asignar un numero de oxidación de 1-, tal que la suma iguale
la carga del ion.

b. En el ion superóxido, O-2, cada oxigeno tiene un número de oxidación de
½-.

c. En el OF2, el oxigeno tiene un número de oxidación de 2+ (regla 5).

7. El número de oxidación del hidrogeno es 1+ en todos sus compuestos, excepto
en los hidruros metálicos (CaH2 y NaH son ejemplos) en los cuales el hidrogeno
está en estado de oxidación 1-.



8. En la combinación de dos no metales (ya sea una molécula o un ion
poliatómico), el número de oxidación del elemento más electronegativo, es
negativo e igual a la carga del ion monoatómico común de ese elemento. En el
PC13, por ejemplo, el número de oxidación del Cl es 1- y el del P es 3+. En el CS2,
el número de oxidación del S es 2- y el del C es 4+.

7. PRINCIPALES FUNCIONES INORGÁNICAS

7.1 función química y grupo funcional

Es una serie de sustancias con propiedades comunes y especificas que las
distinguen de otras. Ejemplo; función oxido, función hidróxido, función ácido,
función sal, función hidruro.
Grupo funcional: es el átomo o grupo de átomos cuya presencia en una molécula
determina las propiedades características de la función a que pertenece. El grupo
funcional es el grupo activo en la molécula, es el sello característico que distingue
una especie química de otra. Ejemplo: NaOH, Ca (OH)2, Ai (OH)3, Fe (OH)3
Pertenecen a la función hidróxido o base y por consiguiente tiene comportamiento
semejante en las reacciones químicas; esta similitud en su conducta química se
debe a que todos ellos llevan en su estructura el grupo (-O-H) hidróxido, que es le
grupo funcional característico de los hidróxidos o bases.

7.2 óxidos: Es La combinación de cualquier elemento con el oxigeno origina un
oxido.
Si el elemento que se combina con el oxigeno es un metal, se forma un oxido
básico u oxido metálico, pero si el elemento que se combina con el oxigeno es un
metal se forma un oxido ácido, principalmente, llamado anhídrido.
Un oxido básico al reaccionar con el agua forma un hidróxido o base (ciertos
óxidos metálicos no reaccionan con el agua), en cambio un oxido ácido o
anhídrido al reaccionar con el agua forma un ácido (oxiácido).
1. Metal + Oxigeno  oxido básico o metálico

4Na + O2  2Na2O Oxido de sodio

Oxido básico + agua  Hidróxido o Base
Na2O + H2O  2NaOH



Oxido de sodio Hidróxido de sodio

2. No metal + Oxigeno  Oxido Ácido o Anhídrido
2Cl + O2  2Cl2O Anhídrido Hipocloroso

3. Anhídrido + Agua  Ácido (Oxiácido)
Cl2O + H2O  H2Cl2O2  2HClO
Anhídrido Ácido Hipocloroso

Formulación
Para al escritura de la formula (formulación) de un compuesto se requiere
principalmente, tener presente los símbolos de los elementos, el grupo a que
pertenecen y la valencia o numero de oxidación.
IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA
M2 O MO M2O3 MO2
Ll2O BGO B2O3 CO2 Anhídrido* N2O S2O OF2
Na2O MgO Al2O3 SiO2 Anhídrido NO SO Cl2O
K2O CaO Ga2O3 GeO2 Débilmente básico* N2O3 S2O3 CpO
Rb2O SrO In2O3 SnO2 Anfótero* NO2 SO2 Cl2O3
Cs2O BaO TI2O3* N2O5 S2O5 ClO2
RaO SO3 Cl2O5
ClO3
Cl2O7
+1 a + 5 +2a+6 +1 a + 7

M= Metal excepto B, C, Si.

La tabla anterior aplica, de manera simplificada los conceptos explicados y facilita
la formulación de óxidos de los elementos representativos.

Tambien de una manera sencilla se puede escribir la formula de un oxido: se
colocan, uno a continuación de otro, los símbolos del metal y del oxigeno, con sus
respectivas valencias en la parte superior derecha. Luego para obtener la formula,
recíprocamente, la valencia del uno se coloca como subíndice del otro.
Finalmente se simplifica, si es posible. El subíndice (1) no se anota. Si se
emplean los números de oxidación, al hacer el cruce, se hace caso omiso del
signo.

Nomenclatura



Ante la confusión surgida por el empleo de nombres comunes de las sustancias,
diferentes para cada país, en 1947 se consolidó la Unión Internacional de Química
y Aplicada (I.U.P.A.C.), encargada de estructurar las reglas y principio, que de
manera unificada describiera los compuestos químicos.

Actualmente se emplean tres sistemas de nomenclatura:

a. Nomenclatura clásica, común o tradicional
b. Nomenclatura Stock-Werner
c. Nomenclatura racional o sistematica

Sistema clásico. Distingue entre óxidos básicos y óxidos ácidos o anhídridos (no
metálico)

Nomenclatura de óxidos básicos

a. Si el metal trabaja con un solo numero de oxidación, se emplea el nombre
genérico oxido, luego la preposición de y el nombre del metal. Si se quiere
suprimir la preposición de, el nombre del metal se hace terminar en ico.

b. Si el metal trabaja con dos números de oxidación diferentes, se suprime la
preposición de y el nombre del metal se hace terminar en oso o en ico, según el
metal esté trabajando con el menor o con el mayor numero de oxidación,
respectivamente.

c. Si el metal trabaja con más de dos números de oxidación, la palabra oxido va
precedida de diversos prefijos, sub, proto, di, tri, sesqui, (una vez y media), tetra,
etc. Según el grado de oxidación. Luego la preposición de, y el nombre del metal.

Nomenclatura de óxidos ácidos o anhídridos

Producen anhídrido principalmente los elementos de los grupos VIIA, VIA, VA,
IVA; además, algunos elementos anfóteros, entre ellos cromo y manganeso.

Para los grupos anteriores, valen las siguientes reglas:

- Si el elemento es de grupo par, con numero de oxidación par, da anhídrido
- Si el elemento es de grupo impar, con número de oxidación impar de
anhídrido.
- Para cromo y manganeso, si el numero de oxidación es  + 4 producen
óxidos básicos, pero si el numero de oxidación es > + 4 producen
anhídrido.



Los anhídridos se denominan con el nombre genérico anhídrido, y el nombre
específico es el del no metal, así:

- Terminado en oso y se le antepone el prefijo hipo para el primer número de
oxidación par o impar.
- Terminado en oso para el segundo numero de oxidación par o impar.
- Terminado en ico para el tercer numero de oxidación par o impar.
- Terminado en ico y se le antepone el prefijo per o hiper para el cuarto
numero de oxidación impar.

Sistema Stock-Werner

Este sistema no distingue entre óxidos básicos y anhídridos. Todos se nombran
con la palabra genérica oxido, luego la preposición de y el nombre del elemento
(metal, no metal o anfótero); por ultimo en números, romanos y entre paréntesis
se anota el numero de oxidación del elemento unido al oxigeno. Cuando el
elemento funciona con un solo número de oxidación se suprime el número romano
y el paréntesis.

Sistema racional o nomenclatura sistemática recomendado por la I.U.P.A.C.

Este sistema tampoco hace diferencia entre óxidos básicos y anhídridos. Se
emplea el nombre genérico oxido, pero se le antepone el prefijo, mono, di, tri,
tetra, penta, hexa, hepta, según el numero de átomos de oxigeno que lleve el
oxido (1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, respectivamente); luego la preposición de, y el nombre
especifico es del elemento unido al oxigeno. Si el elemento solo produce un
oxido, se suprime el prefijo mono.

Cuando se presente el caso de dos óxidos de un elemento, que tienen el mismo
número de átomos de oxigeno, debe indicarse además el numero de átomos del
otro elemento.

Na2O Oxido de Sodio
CaO Oxido de Calcio
Al2O3 Trióxido de Aluminio
Cu2O Monóxido de Dicobre
CuO Monóxido de Cobre

7.2.1 ACCIÓN DEL CALOR SOBRE LOS ÓXIDOS



Los óxidos, en su mayoría, son estables, sin embargo unos pocos de
descomponen por el calor.

Algunos resisten el calor sin modificarse (CaO, Al2O3); otros se modifican
físicamente fundiéndose (K2O, Bi2O3) o volatilizándose (As2O3, Sb2O3), otros se
descomponen en metal y oxigeno (HgO, Au2O3, PtO2) o en oxigeno y un oxido
inferior (PbO2, MnO2); otros, en fin, se oxidan (Cu2O pasa a CuO; PbO pasa a
Pb3O4).

7.2.2 ALGUNAS PROPIEDADES DE LOS ÓXIDOS

- Los óxidos de metales ligeros son blancos, los otros tienen colores
diversos, variando en algunos según el método de preparación y la
temperatura (el HgO obtenido por precipitación es amarillo y por calcinación
rojo; el ZnO en frío es blanco, en caliente es amarillo).
- Los óxidos de los metales alcalinos son muy solubles en agua; bastante
solubles los alcalinos – térreos; algo solubles los de plomo y magnesio; los
demás son insolubles.
- Los óxidos SiO2, B2O3 y As2 O3, son tan insolubles en agua, que
prácticamente no reaccionan con ella para formar ácidos; no obstante estos
óxidos neutralizan bases, por lo cual se consideran óxidos ácidos.

7.2.3 CLASIFICAN DE LOS ÓXIDOS

Los óxidos se clasifican en 7 tipos diferentes como se muestra en la tabla

Tipo de oxido características Ejemplos
1. ÓxidosReaccionan con agua formando el SO2, SO3, P2O3,
Ácidos, nooxiácido respectivo, y si son insolubles o P2O5.
metálicos ono reaccionan con ella, reaccionan con
Anhídridos las bases originando sales.
2. ÓxidosReaccionan con agua formando bases, K2O, Na2O, Li2O,
Básicos oo reaccionan con los ácidos originando MgO.
metálicos sales, grupo numeroso.
3. óxidosReaccionan indistintamente con los Al2O3, ZnO, MnO2,
Anfóteros oácidos o con las bases dando sales, es PbO.
indiferentes decir, se comportan como óxidos
débilmente ácidos ante bases fuertes.
4. Óxidos No funcionan como óxidos ácidos ni CO, NO; N2O, H2O,
Neutros básicos, y no son peróxidos. etc.
5. Óxidos Son óxidos formados por dos óxidos del Pb3O4, Fe3O4,
Salinos o Mixtos mismo metal con diferentes grados de Mn3O4.
oxidación, de manera que uno de ellos



hace las veces de oxido ácido.
6. Peróxidos Son óxidos sólidos que contiene el Na2O2, K2O2, BaO2,
grupo –O-O-, (oxigeno con numero de H2O2, SrO22, MgO2,
oxidación -1), el ion O-2 no contiene CaO2, etc.
electrones desapareados. Reaccionan
violentamente con agua formando una
solución que contiene H2O2 y el
correspondiente hidróxido metálico.
7. Superóxidos Producidos por K, Rb y Cs, son sólidos NaO2, KO2, CsO2.
iónicos que contienen O-1/2(oxigeno con
numero de oxidación -1/2). Con el agua
forman H2O2, hidróxido metálico y
oxigeno molecular.
7.2.4 PERÓXIDOS Y SUPERÓXIDOS

Los peróxidos son óxidos que tienen mayor proporción de oxigeno que los óxidos
normales de un elemento y en su estructura la cadena formada por 2 átomos de
oxigeno entre si, -O-O- (grupo peróxido).

En los peróxidos excepcionalmente el oxigeno trabaja con numero de oxidación (-1).

Los metales alcalinos, y Ca, Sr y Ba forman los peróxidos iónicos, los cuales
originan H2O2 al reaccionar con agua o ácidos diluidos.

Los peróxidos más conocidos son: H2O2, Na2O2, K2O2, BaO2, MgO2, CaO2.

Los superóxidos son óxidos que contienen O-1/2, con un electrón desapareado, son
agentes oxidantes muy poderosos. Los superóxidos iónicos se forman por acción
del oxigeno sobre K, Rb o Cs; reaccionan violentamente con agua formando H2O2,
hidróxido metálico y oxigeno molecular.

7.3 HIDRÓXIDOS O BASES

Los hidróxidos o bases son compuestos formados por la combinación de un oxido
básico y el agua. El grupo funcional característico de las bases es el grupo (-OH)
llamado hidróxido u oxhidrilo.

La formula general de un hidróxido es M(OH)n, donde M= metal, y n= número de
oxidación del metal.

IA IIA IIIA IVA VA
MOH M(OH)2 M(OH)3
LiOH BG(OH)2 B*



NaOH Mg(OH)2 AI(OH)3
KOH Ca(OH)2 Ga(OH)3 Ge(OH)2
RbOH Sr(OH)2 In(OH)3 Sn(OH)2
CsOH Ba(OH)2 TI(OH)3* Sn(OH)4 Bi(OH)3
NH4OH [Sn(OH)6]-2 Complejo

Formulación

De una manera sencilla, para obtener la formula de un hidróxido, se escribe el
símbolo del metal y a su derecha, (OH), afectado de un subíndice igual al numero
de oxidación del metal. Ejemplo: AI (OH)3.

Si el número de oxidación del metal es (+1), se suprime el paréntesis y el
subíndice.

Nomenclatura

Sistema clásico

a. Cuando el metal trabaja con un solo numero de oxidación, el nombre genérico
es hidróxido, luego la preposición de, y el nombre especifico es el nombre del
metal; si se quiere suprimir la preposición de, el nombre del metal se hace
terminar en ico.

b. Si el metal produce dos hidróxidos, el nombre genérico es hidróxido, se suprime
la preposición de, y el nombre especifico es el nombre del metal, terminado en oso
para el menor numero de oxidación y en ico para el mayor numero de oxidación.

Sistema Stock Werner

Se nombran como hidróxido de, luego el nombre del metal, y con números
romanos, entre paréntesis se anota el numero de oxidación del metal.

Cuando el metal solo trabaja con un número de oxidación se puede suprimir el
número romano y el paréntesis.

Sistema racional

Al nombre genérico hidróxido, se antepone un prefijo di, tri, tetra, según que el
numero de (OH) sea 2,3,4, respectivamente; enseguida la preposición de y el
nombre del metal. Cuando lleva un solo (OH) no se antepone prefijo alguno.



7.3.1 Acción Del Calor Sobre Los Hidróxidos

Los alcalinos y el de bario se funden sin descomponerse. Los demás hidróxidos
se descomponen por calentamiento, en oxido metálico y agua.

7.3.2 PROPIEDADES DE LOS HIDRÓXIDOS

a. Son untuosas al tacto.

b. Vuelven azul el papel de tornasol rojo.

c. Enrojecen la fenoltaleína.

d. Vuelven amarillo el rojo de metilo y el anaranjado de metilo.

e. Al combinarse con los ácidos dan sal más agua:
HNO3 + NaOH  NaNO3 + H2O

f. Al combinarse con ciertos óxidos dan sal más agua:

CrO3 + 2NaOH  Na2CrO4 + H2O

g. Al combinarse con ciertos metales dan sal más hidrogeno:

2NaOH + Zn  Na2ZnO2 + H2

h. Los alcalinos son muy solubles; bastante solubles los alcalino-térreos; algo
solubles los de Pb y Mg; los demás son insolubles.

i. Las bases se clasifican en fuertes y débiles. Bases fuertes son las que tienen
gran tendencia a combinarse con los protones y con facilidad ceden sus oxhidrilos:
NaOH, KOH, Ca(OH)2, etc. Bases débiles son las que tienen escasa tendencia a
aceptar protones y con dificultad ceden sus oxhidrilos: NH4OH, AI (OH)3, Zn(OH)2,
etc.

7.4 ÁCIDOS

Los ácidos son compuestos formados:

a. Por la combinación de un elemento no metálico con el hidrogeno. (Hidráxidos
no llevan O en su molécula.



b. por la reacción entre un anhídrido (oxido ácido) y el agua. (Oxácidos u
oxiácidos, si llevan O en su molécula).

Ejemplo:

H2 + Cl2  H2CI2  2HCI
CO2 + H2O  H2CO3

7.4.1 HIDRÁCIDOS (FORMULACIÓN)

Para escribir la fórmula de un hidrácido, se colocan uno a continuación de otro los
símbolos del H y del no metal con sus correspondientes números de oxidación;
luego, el numero de oxidación de uno pasa a ser subíndice del otro (haciendo
caso omiso del signo). Ejemplo:

H+1 ×F-1  HF

H+1×S-2  H2S

Nomenclatura
Sistema clásico

Los hidrácidos se nombran con la palabra genérica ácido, seguida de la específica
que se toma del no metal terminado en hídrico. Ejemplo;

HF ácido fluorhídrico
HCI ácido clorhídrico
HBr ácido bromhídrico
HI ácido yodhídrico
H2S ácido sulfhídrico
H2Se ácido selenhídrico
H2Te ácido telurhídrico

Los compuestos correspondientes del N, P, As, Sb, B, C, y si con el hidrógeno,
por no presentar propiedades ácidas no se consideran como hidrácidos y reciben
nombres especiales:

NH3 Amoníaco
PH3 Fosfamina o Fosfina
AsH3 Arsenamina o Arsina
SbH3 Estibamina o Estibina
BH3 Borano



B2H6 Diborano
CH4 Metano
SiH4 Silano o Hidruro de Silicio

7.4.2 Oxácidos

Se forman por la combinación de un oxido no metálico con una molécula de agua.

Formula general: Ha Xb Oc

H= Hidrogeno
O= Oxigeno
X= Un elemento no metal
A, b, c, son subíndices

Nomenclatura clásica

Oxácidos: los ácidos oxácidos, se denominan con el nombre genérico ácido y el
nombre específico es el del metal así:

1. Terminado en oso y se le antepone el prefijo hipo para el primer numero de
oxidación par o impar.

2. Terminado en oso para el segundo numero de oxidación par o impar.

3. Terminado en ico para el tercer numero de oxidación par o impar.

4. Terminado en ico y se le antepone el prefijo per o hiper para el cuarto numero
de oxidación impar.

7.4.3 ácidos polihídricos y poliácidos

Lo normal es que un mol de anhídrido se combine con un mol de agua para formar
el oxiácido, sin embargo hay casos en que un mol de anhídrido se combina con
varios moles de agua, y tambien, varios moles de anhídrido con un mol de agua,
se forman así los llamados ácidos polihídricos.

Se presenta este fenómeno principalmente en, B, Si, P, As, Sb, S, Se, Te.



Estos ácidos se designan con el nombre genérico ácido, y al nombre específico se
le antepone el prefijo meta, piro u orto, como aparece en las tablas siguientes:

Prefijo Moles de anhídrido Moles de agua
Meta 1 mol de anhídrido 1 mol de H2O
Piro 1 mol de anhídrido 2 moles de H2O
Orto 1 mol de anhídrido 3 moles de H2O

Prefijo Moles de anhídrido Moles de agua
Meta 1 mol de anhídrido 1 mol de H2O
Piro 1 mol de anhídrido 2 moles de H2O
Orto 2 mol de anhídrido 1 mol de H2O

Observe que el prefijo Meta se aplica cuando se combina un mol de anhídrido y un
mol de agua, así el no metal sea de grupo par o impar.

Los elementos del grupo VA (con excepción del nitrógeno) fósforo, Arsénico y
Antimonio con su mismo numero de oxidación forman varios oxácidos
dependiendo del numero de moles de agua que se adicionen al oxido. Tales
ácidos se nombran con los prefijos meta (1) 1 mol, orto (2) 2 moles, piro (3) 3
moles.

7.4.4 propiedades de los ácidos

a. Tienen sabor agrio, picante.
b. Son corrosivos y cáusticos (producen escozor sobre la piel).
c. Vuelven rojo el papel de tornasol azul.
d. Vuelven incolora la fenoltaleína enrojecida por las bases.
e. Vuelven rojo el rojo de metilo y el anaranjado de metilo.
f. Al actuar sobre los carbonatos desprenden anhídrido carbónico:

Na2CO3 + 2HCL  CO2 + H2O + 2NaCL

g. Al combinarse con las bases forman sal más agua:

H2SO4 + Ca(OH)2  CaSO4 + 2H2O

h. Al combinarse con ciertos metales dan sal y desprenden hidrogeno:

2HCI + Fe  FeCI2 + H2

i. Al combinarse con ciertos óxidos dan sal más agua:



2HCI + CaO  CaCI2 + H2O

j. Ácidos fuertes son los que tienen un alto grado de ionización y ceden fácilmente
sus protones, mientras que ácidos débiles son los que tienen grado de ionización
bajo y ceden con dificultad sus protones.

Son ácidos fuertes, HCIO4, HCI, HNO3, H2SO4, etc.

Son ácidos débiles, H2S, H2CO3, H3BO3, etc.

k. Los ácidos pueden ser monopróticos, dipróticos, tripróticos, etc, y en general
polipróticos, si al ionizarse liberan 1, 2, 3, etc, protones respectivamente.

l. Algunos ácidos se descomponen por el calor en anhídrido y agua.
7.5 SALES:

Las sales son compuestos químicos que resultan de la combinación entre un ácido
y un hidróxido o base:

Ácido + Base o Hidróxido  Sal + Agua

HCl + KOH  KCL + H2O

La anterior es la forma más común de obtener una sal, pero estas tambien pueden
formarse por acción de un ácido sobre ciertos metales, de un ácido sobre ciertos
óxidos, de una base sobre ciertos metales, de una base sobre ciertos óxidos o de
una sal sobre otra sal.

Ácido + Metal  Sal + Hidrogeno
H2SO4 + Mg  MgSO4 + H2

Ácido + Oxido  Sal + Agua
2HNO3 + CaO  Ca(NO3)2 + H2O

Base o Hidróxido + metal  Sal + Hidrogeno
2KOH + Zn  K2ZnO2 + H2

Base o Hidróxido + Oxido  Sal + Agua
3Ca(OH)2 + P2O5  Ca3(PO4)2 + 3H2O

Sal + Sal  Sal + Sal
BaCI2 + Na2SO4  BaSO4 + 2NaCI



Clasificación de las sales

Según su origen las sales pueden ser clasificadas como sales halóideas y
oxisales.

Sales haloideas (Hidrosal) provienen al reaccionar un hidróxido más un hidrácido.
Son sales no oxigenadas que provienen de los hidrácidos (NaCl, K2S, etc).

Las oxisales son sales oxigenadas que provienen de los oxácidos (NaNO3, K2SO4)

Oxisal= Hidróxido + oxácidos

Con respecto a su estructura, las sales pueden ser neutras o normales, ácidas,
básicas, mixtas o dobles.

Una sal neutra o normal es aquella en que se han reemplazado totalmente los
hidrógenos de un ácido por metal.

Ejemplos: NaCl, Li2SO4, KNO3, etc. No siempre las sales neutras dan reacción
neutra a los indicadores (Na2CO3 da reacción alcalina; ZnCl2 da reacción ácida).

Una sal ácida es aquella en que se han reemplazado parcialmente los hidrógenos
de un ácido por metal. Ejemplos: NaHCO3, KHSO4.

Una sal básica es aquella en que se han reemplazado parcialmente los oxhidrilos
de una base por no metal o ion negativo. Ejemplos: ZnOHCl, MgOHNO3.

Una sal mixta o doble es aquella en que los hidrógenos de un ácido se han
reemplazado por dos metales diferentes. Ejemplo: NH4MgPO4, KNaSO4.

Formulación de una sal

Para escribir la formula de un sal, se colocan frente a frente el cation y el anion
con sus respectivos números de oxidación, luego, el numero de oxidación del
catión (omitiendo el signo) se coloca como subíndice del anión, y viceversa. Si se
puede simplificar se simplifica; el subíndice (1) no se anota. Ejemplo:

Li+1 ×CI-1  LiCl

Al+3 ×SO4-2  Al2(SO4)3



Sistema tradicional o clásico

Sales neutras

a. Si el metal funciona con un solo numero de oxidación, el nombre genérico de la
sal se toma del ácido de donde proviene, cambiando la terminación. Hídrico por
uro.

Enseguida la preposición de, y el nombre especifico del metal. Si se suprime la
preposición de, el nombre del metal se hace terminar en ico.

b. Si el metal funciona con dos números de oxidación diferentes, el nombre
genérico de las al se toma del ácido de donde proviene cambiando la terminación
hídrico por uro. La preposición de, y el nombre especifico es el del metal
terminado en oso o en ico, según que esté trabajando con el menor o con el
mayor número de oxidación, respectivamente.
Sales ácidas

a. Si el metal trabaja con un solo numero de oxidación, se coloca la palabra ácido
antes de la preposición de en el nombre de la sal neutra correspondiente; o
anteponiéndole a la palabra ácido el prefijo mono, di, tri, etc, según el numero de
hidrógenos presentes. Estos prefijos pueden anteponerse tambien al nombre del
metal para indicar el número de hidrógenos sustituido. Cuando se ha
reemplazado la mitad de los hidrógenos sal ácido, basta anteponer la partícula bi
al nombre genérico de la sal.

b. Si el metal funciona con dos números de oxidación diferentes, se suprime la
preposición de, y el nombre del metal se hace terminar en oso o en ico según que
esté trabajando con el menor o con el mayor número de oxidación,
respectivamente.

Sales básicas

a. Si el metal trabaja con un solo numero de oxidación, se coloca la palabra básico
antes de la preposición de en el nombre de la sal neutra correspondiente; o
anteponiéndole a la palabra básico el prefijo mono, di, tri, etc, según el número de
hidroxilos (OH) presente. Cuando se ha reemplazado la mitad de los hidroxilos de
la base, basta anteponer la partícula sub al nombre genérico de la sal. Si la sal
básica lleva un solo (OH) se suprime el prefijo mono.

b. Si el metal funciona con dos números de oxidación diferentes, se suprime la
preposición de, y el nombre del metal se hace terminar en oso o en ico según que
esté trabajando con el menor o con el mayor número de oxidación,
respectivamente.



Sales mixtas o dobles

El nombre genérico se toma del ácido de donde proviene después la palabra
doble, la preposición de, y los nombres de los metales separados por la
conjunción y; si se quiere suprimir la palabra doble, se omite la preposición de, y el
nombre de cada metal termina en ico.

Sistema Stock-Werner

En este sistema como ya lo hemos dicho para óxidos e hidróxidos, se coloca el
número de oxidación del metal en números romanos y entre paréntesis al final del
nombre especifico. Cuando el metal trabaja con un solo número de oxidación se
suprimen el paréntesis y su contenido.
Ejemplo de sales neutras:

NaCl Cloruro de sodio
FeI2 Yoduro de hierro (II)
FeI3 Yoduro de hierro (III)

Ejemplo de sales ácidas:

NaHCO3 Carbonato ácido de sodio o bicarbonato de sodio
CuHCO3 Carbonato ácido de cobre (l)
Cu(HCO3)2 Carbonato ácido de cobre (II)

Ejemplo de sales básicas:

ZnOHCI Cloruro básico de zinc
SnOHI Yoduro básico de estaño (II)
Sn(OH)3I Yoduro tribasico de estaño (IV)
Sn(OH)2I2 Yoduro dibasico de estaño (IV)
SnOHI3 Yoduro básico de estaño (IV)

Ejemplo de sales dobles:

KNaSO4 Sulfato de sodio y potasio
NH4MgPO4 Sulfato de magnesio y amonio

Sistema racional de la I.U.P.A.C.

En este sistema las modificaciones están dirigidas especialmente a las sales
ácidas, básicas y dobles.



Sales ácidas

Si el metal trabaja con un solo numero de oxidación, se antepone la palabra
hidrogeno, dihidrógeno, trihidrógeno, o su apócope, hidro, dihidro, trihidro, al
nombre del anión para indicar el numero de hidrógenos sustituibles presente.

Ejemplos:

NaHCO3 Hidrógenocartbonato de sodio, hidrocarbonato de sodio
NaH2PO4 Dihidrógenofosfato de sodio, dihidrofosfato de sodio
Na2HPO4 Hidrógenofosfato de sodio, hidrofosfato de sodio
KHS Hidrógenosulfuro de potasio, hidrosulfuro de potasio
Ca(H2PO4) Dihidrógenofosfato de calcio, dihidrofosfato de calcio
CaHPO4 Hidrogenofosfato de calcio, hidrofosfato de calcio
Si el metal trabaja con dos números de oxidación diferentes, se suprime la
preposición de, y el nombre del metal termina en oso o ico para el menor y el
mayor numero de oxidación, respectivamente. Ejemplo:

CuHCO3 Hidrógenocarbonato cuproso
Cu(HCO3)2 Hidrógenocarbonato cúprico

Sales básicas

Se nombran como sales hidróxidos, anteponiendo hidróxido, dihidroxido, etc, o su
apocope, hidroxo, dihidroxo, al nombre del anión para indicar el numero de (OH)
presente, luego la preposición de y el nombre del metal.

CdOHBr Hidróxido bromuro de cadmio o hidroxo bromuro de cadmio
MgOHCl Hidróxido cloruro de magnesio o hidroxo cloruro de magnesio
Al(OH)2Cl dihidroxido cloruro de aluminio o dihidroxo cloruro de aluminio
AlOHCl2 Hidróxido cloruro de aluminio o hidroxo cloruro de aluminio

Si el metal trabaja con dos números de oxidación diferentes, se suprime la
preposición de, y el nombre del metal termina en oso o ico para el menor y mayor
numero de oxidación, respectivamente. Ejemplo:

SnOHI Hidróxido yoduro estannoso o hidroxo yoduro estannoso
Sn(OH)3I Trihidroxido yoduro estánnico o trihidroxo yoduro estánnico
Sn(OH)2I2 Dihidroxido yoduro estánnico o dihidroxo yoduro estánnico
SnOHI3 Hidroxido yoduro estánnico o hidroxo yoduro estánnico



Sales dobles

Se suprime la palabra doble. Los cationes se nombran por orden creciente de
números de oxidación (excepto el H+), y para cationes de igual numero de
oxidación, por orden decreciente de número atómico, y de ultimo los iones
poliatámicos NH4+. Ejemplo:

NH4MgPO4 Fosfato de amonio y magnesio
NaCaPO4 Fosfato de sodio y calcio
KNaSO4 Sulfato de potasio y sodio

8. ECUACIONES QUÍMICAS

Las ecuaciones químicas son representaciones de símbolos y formulas de los
elementos y compuestos involucrados. Los reactivos se indican en la parte
izquierda y los productos en la derecha. Se utiliza una flecha en vez del
acostumbrado signo igual de la ecuación algebraica esta puede considerarse
como una abreviatura para la palabra producida.

• Si la reacción es reversible esto se indica mediante dos medias flechas en
sentido opuesto.
• Si se forma un precipitado a la derecha de la formula se coloca una flecha
hacia abajo.
• Si se desprende un gas la flecha va hacia arriba.

8.1 Representación de una ecuación química

• Para que una ecuación química representa adecuadamente una reacción
química debe cumplir.

1. Contiene la información experimental, es decir que reactivos intervienen y
que productos se forman.
2. Conocerse la formula correcta de cada una de las sustancias reaccionantes
y resultantes.
3. Cumplir la ley de la conservación de la materia, mediante el ajuste o
balance de la ecuación ninguno de los subíndices deben cambiarse al
balancear la ecuación.



4. Cumplir con la ley de las cargas eléctricas en las ecuaciones iónicas la
suma algebraica de las cargas debe ser igual a ambos lados de la
ecuación.
5. Indicar el estado de reacción y productos con la letra S, L, G o AC con
frecuencia se omite.
6. Sobre la flecha se anotan algunas circunstancias como calor, temperatura,
presión, catalizador.

• La ecuación final balanceada debe verificarse para algunos que haga tantos
átomos de cada elemento a la derecha como a la izquierda. Ya que una
ecuación química balanceada nos proporcionará las relaciones molares y
masicas entre reactivos y productos.

Existen ciertas pruebas experimentales, que nos confirman la realización de una
reacción química como son:

- Liberación de un gas
- Cambio de color
- Desprendimiento o absorción de calor (C.T.)
- Emisión de luz
- Formación o desaparición de un precipitado
- Cambio de temperatura

8.3 REACCIONES CON TRANSFERENCIA DE ELECTRONES

Llamados tambien de oxido-reducción, en los cuales, por lo menos un elemento
cambia su numero de oxidación.
O o 2+ 2-
2Mg + O2  2Mg O2

8.3.1 Reacciones sin transferencia de electrones

En los cuales simplemente se produce una reacomodación de los átomos o iones
de los reaccionantes.
2+ 2- 4+ 2- 2+ 4+ 2-
CaO + CO2  CaCO3

Todos los elementos conservaron su numero de oxidación al pasar del primero al
segundo miembro, solo hubo una reordenación de los átomos en la molécula.



8.4 REACCIONA EXOTÉRMICOS Y ENDOTÉRMICAS

8.4.1 Reacciones Exotérmicas: Son aquellas en que se desprende energía, se
expresa escribiendo a la derecha de la ecuación el valor de H en kilocalorías con
signo negativo, la entalpía de los productos es menor que la de los reactivos.

Reaccionante  producto + energía

H2(g) + ½ O2(g)  H2O

H= -68,3 Kcal

8.4.2 Reacciones endotérmicas: Son aquellas en que se absorbe energía, se
Expresa escribiendo a la derecha de la ecuación el valor de H con signo positivo.

Reaccionantes + energía  Productos
H2O(l)  H2(g) + ½ O2(g) H= 68,3KCAL

La entalpía de los productos es mayor que la entalpía de los reactivos H2 > H1 DH
tiene un valor positivo.

8.5 REACCIONES REVERSIBLES E IRREVERSIBLES

La mayoría de las reacciones no se realizan completamente, es decir no todas las
cantidades de reactivos se combinan para transformarse en productos. En estos
casos la transformación química es incompleta, los productos que se forman
reaccionan entre si para originar de nuevo los reaccionantes.

A este tipo de reacciones se le denomina reacciones reversibles o incompletas.
Se representa así:

N2 + 3H2 ℑ 2NH3
I2 + H2 ℑ 2HI

el caso contrario ocurre cuando la totalidad de los reaccionantes se convierte en
productos y la reacción termina cuando se agotan los reaccionantes o se consume
el reaccionante que se hallaba en menos cantidad en este caso los productos que
se forman no tienen tendencia a reaccionan nuevamente para originar los
reactivos, estas reacciones de denominan irreversibles, totales o completos.
Ejemplo:



Zn + 2HCl  ZnCl2 + H2

NaCl + AgNO3  AgCl + NaNO3

Reacciones iónica y molecular

8.6 BALANCE DE ECUACIONES

El balance de una Ecuación Química consiste en asignar o colocar para cada
término el coeficiente adecuado de manera que se satisfaga la ley de la
conservación de la materia.

Existen varios métodos para balancear una ecuación química:

a. Método del tanteo (ensayo y error)
b. Método matemático o algebraico
c. Método oxido reducción
d. Método del ion electrón

Son los métodos más utilizados, no son los únicos.

8.6.1 Método de tanteo (ensayo y error)

Se emplean cuando se tratan ecuaciones sencillas para lo cual se ensayan
coeficientes de menor a mayor comparando los elementos de los reactivos con los
productos. Ejemplo:

2KClO3 2KClO + 3 O2

Para ecuaciones más complejas aunque es posible balancear por este método, el
procedimiento resultaría muy dispendioso:

a. Escribir correctamente la ecuación en lo referente a reactivo y producto.



b. Elegir el compuesto que contenga la mayor cantidad de átomos (en el
compuesto) ya sea reactante o producto. Comenzar con este es mejor no
comenzar por el Hidrogeno o con el Oxigeno.

8.6.2 Método matemático o algebraico

Es de general aplicación pero exige el dominio de las ecuaciones simultáneas que
en ocasiones se complican un poco. Ejemplo:

MnO2 + HCl  Cl2 + MnCl2 + H2O

a. A cada término tanto reactivo como producto se le asigna un coeficiente literal

a MnO2 + b HCl  c Cl2 + d MnCl2 + f H2O

b. Con este coeficiente se establecen tanto ecuaciones matemáticas como
elementos químicos presente en los reactivos.

Mn)  a= d
O)  2a= F
H)  b= 2F
Cl  b= 2C + 2d

c. Como quiera que resulta un sistema indeterminado de ecuaciones se le da un
valor arbitrario a una de las incógnitas (generalmente un valor entero pequeño y a
la incógnita más repetida)

Para a= 2

a= 2 ^ d=2

F= 2 (2)  F=4

b= 2F  b= 2(4)  b= 8

b − 2d
2c= b – 2d  C= 2

8 − 2( 2) 8 −4
c= 2
=
2
⇒C = 2



Reemplazamos estos valores en la ecuación se resultan coeficientes fraccionarios
se multiplican todos por un factor que origina productos enteros, si se puede
simplificar se hace y comprobar que quede balanceada la ecuación.

MnO2 + 4 HCl  Cl2 + MnCl2+2 H2O


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