Curso básico de química inorgánica

CURSILLO BASICO DE QUIMICA INORGANICA

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La química se define como la ciencia que estudia la
composición, estructura y propiedades de la materia, como
los cambios que ésta experimenta durante las reacciones
químicas y su relación con la energía. Si NO existiera la
química, y si tampoco existiera la alquimia, ahora
careceríamos de medicamentos, de comida que durase más
tiempo, de los colchones que hacen que durmamos tan bien,
de cristales que nos protejan del sol, de materiales resistentes
para construir casas, coches, electrodomésticos... Y no
digamos de los materiales que se utilizan en la NASA. Las
energías como la nuclear o el carbón, sin alguien que sepa
cómo funcionan, no se podría utilizar bien. Y los avances
tecnológicos serían menos eficientes, ya que la química
influye en la mayoría de los campos del conocimiento.
En resumen, viviríamos en una sociedad tipo edad media, o
peor ya que ellos ya conocían las aleaciones entre metales.

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La materia
Modelos atómicos
El átomo
La molécula
Elemento
Sustancia química
Actividad #1
Niveles de energía
Actividad #2
Configuración electrónica
Actividad #3
Tabla periódica
Estructura y organización
Grupos
Periodos
Enlaces iónico
Enlaces covalentes

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Actividad #4
Nomenclaturas de compuestos inorgánicos
Actividad #5
Hidruros
Óxidos
Ácidos
Bases
Sales y tipos de sales
Ecuaciones químicas
Balanceo de ecuaciones
Método tanteo
Actividad #6
Método redox
Actividad #7
Estequiometria
Actividad #8
Gases
Actividad #9

6
Soluciones. Actividad #10
La materia es todo
aquello que ocupa
un lugar en el

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En física y química, la teoría atómica es una teoría de la naturaleza de la materia, que
afirma que está compuesta por pequeñas partículas llamadas átomos.
Modelos atómicos
Año Científico Descubrimientos experimentales Modelo atómico
1808
John Dalton
Durante el s. XVIII y principios del XIX
algunos científicos habían investigado
distintos aspectos de las reacciones
químicas, obteniendo las llamadas leyes
clásicas de la Química.
La imagen del átomo expuesta por Dalton en
su teoría atómica, para explicar estas leyes, es la
de minúsculas partículas esféricas, indivisibles e
inmutables,
iguales entre sí en cada
elemento químico.

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1897
J.J. Thomson
Demostró que dentro de los átomos hay
unas partículas diminutas, con carga
eléctrica negativa, a las que se
llamó electrones.
De este descubrimiento dedujo que el átomo
debía de ser una esfera de materia cargada
positivamente, en cuyo interior estaban
incrustados los electrones.
(Modelo atómico de
Thomson.)
1911
E. Rutherford
Demostró que los átomos no eran macizos,
como se creía, sino que están vacíos en su
mayor parte y en su centro hay un
diminuto núcleo.
Dedujo que el átomo debía estar formado por
una corteza con los electrones girando alrededor
de un núcleo central cargado positivamente.
(Modelo atómico de
Rutherford.)
1913
Niels Bohr
Espectros atómicos discontinuos originados
por la radiación emitida por los átomos
excitados de los elementos en estado
gaseoso.
Propuso un nuevo modelo atómico, según el cual
los electrones giran alrededor del núcleo en unos
niveles bien definidos.
(Modelo atómico de
Bohr.)
Es la unidad más pequeña de un elemento químico que mantiene su
identidad o sus propiedades y que no es posible dividir mediante procesos
químicos.
Las partículas subatómicas, que se ubican en una región central del mismo
denominada núcleo atómico y una región periférica, los orbitales
electrónicos. Se compone de la siguiente manera:
1) Núcleo atómico: en el cual se concentra casi toda su masa. Se
conforma de neutrones y protones, donde los neutrones son neutros
y los protones positivos, hablando eléctricamente.

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2) Orbital, que es un área que rodea el núcleo donde hay una alta
posibilidad de encontrar electrones (eléctricamente negativos). Cabe
destacar que no son órbitas, de modo que las órbitas son recorridos
definidos.
Protones y
neutrones
Es un conjunto de átomos iguales
o diferentes, unidos por enlaces
químicos, que constituyen la
mínima porción de una sustancia
que puede separarse sin alterar
sus propiedades.

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LAS MOLÉCULAS DISCRETAS están constituidas
por un número bien definido de átomos, sean estos
del mismo elemento (moléculas homonucleares, como
el dinitrógeno o el fullereno) o de elementos
distintos (moléculas heteronucleares, como el agua).
LAS MACROMOLÉCULAS son moléculas grandes altamente organizadas, en
Ácido ribonucleico
su masa molecular
relativa es de 13.682
Dalton.
La sal común (NaCl) consta de solo
dos átomos y la masa molecular
relativa es de 58
Molécula heteronuclear

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todos los casos contienen de docenas a millones de átomos de carbono.
Son moléculas que pesan más de 10.000 Dalton de masa atómica. Estas
moléculas gigantes constituyen una parte importante de la masa de
cualquier célula. Algunas de ellas pueden ejecutar tareas complejas con
gran precisión y eficiencia, confieren al organismo las propiedades de la
vida. Estas macromoléculas no son más que polímeros de unidades más
pequeñas entre sí.
Están formados por un mínimo de 2 elementos que han reaccionado entre sí
para dar otra sustancia diferente a los elementos (reacción química).
Vamos a explicar todo esto mejor. Empecemos por definir:
¿QUE ES UN ELEMENTO?
Es aquella materia que está formada por átomos todos
iguales. Por ejemplo un trozo de hierro puro al verlo al
microscopio, solo veremos átomos de Fe (hierro), eso
quiere decir que es una sustancia pura y además simple,
o lo que es lo mismo que el Fe
es un elemento. Existen 144
Es una heteroproteína de la sangre, de masa
molecular 64.000 g/mol (64 kDa)

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elementos conocidos en el universo, agrupados en la tabla periódica de los
elementos.
UNA SUSTANCIA QUÍMICA
Es cualquier sustancia con una composición química definida, sin
importar su procedencia. Por ejemplo, una muestra de agua tiene las
mismas propiedades y la misma proporción de hidrógeno y oxígeno sin
importar si la muestra se aísla.
Para medir tu destreza y entendimiento de los temas vamos a realizar el
siguiente crucigrama:
Puede presentarse de distintas maneras o estados
Parte principal de la composición de la materia.
En estos cambios no se producen modificaciones en la naturaleza de las
sustancias o sustancias que intervienen.
Es un proceso por el cual una o más sustancias denominadas reactivos, se
transforman
Los cambios si alteran la naturaleza de las sustancias
Se concentra casi toda su masa.
Es un área que rodea el núcleo donde hay una alta posibilidad de
encontrar electrones.
Es un conjunto de átomos.
Constituidas por un número bien definido de átomos, sean estos del mismo
elemento.
Constituidas por la repetición de una unidad comparativamente simple.

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Están formados por un mínimo de 2 elementos.
Es aquella materia que está formada por átomos todos iguales
Es cualquier sustancia con una composición química definida.

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Existen 7 niveles de energía u orbitales el cual
puede mantener un máximo de electrones pero este
puede tener menos de su número límite. Estos
orbitales son:
K  2 e-
L  8 e-
M  18 e-
N  32 e-
O  50 e-
P  72 e-
Q  98 e-
Z = 34
La energía de un orbital dado
depende de la carga nuclear
(número atómico) y los diferentes
tipos de orbitales se ven afectados
por la carga nuclear de manera
diferente.

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Por la solución de este ejercicio nos podemos fijar que solo usamos 4
niveles u orbitales K, L, M, N
esto indica que el elemento
número atómico 34 se encuentra
ubicado en el periodo 4 de la
tabla periódica entonces:
Z = 34
P = 4
Elemento = selenio Se
Z = 12
Por la solución de este ejercicio nos podemos fijar que solo usamos 4
niveles u orbitales K, L, M
esto indica que el elemento
número atómico 12 se encuentra
ubicado en el periodo 3 de la
tabla periódica entonces:
Z = 12
P = 3
Elemento: magnesio Mg
Realizar los siguientes ejercicios de niveles de energía

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Z = 18
P:
G:
ELEMENTO:
Z = 56
P:
G:
ELEMENTO:
Z = 98
P:
G:
ELEMENTO:

18
El diagrama de Moeller es una regla
muy simple y útil para recordar el
orden de llenado de los diferentes
niveles y subniveles de energía del
átomo. Sólo hay que seguir el orden
marcado por las flechas:
La configuración electrónica de un
átomo es la manera en que están
distribuidos los electrones entre
los distintos orbítales atómicos.
El conocimiento de las
configuraciones electrónicas es
funda
mental
para entender y predecir las propiedades de
los elementos.
En el estado fundamental de un átomo, los
electrones ocupan orbítales atómicos de tal
La configuración electrónica es el modo en que los electrones de un
átomo se disponen alrededor del núcleo. En otras palabras, y de
acuerdo con el modelo de Bohr, la configuración electrónica nos
indica en qué niveles y subniveles de energía se encuentran los
electrones de un átomo.

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modo que la energía global del átomo sea mínima.
Se denomina principio de construcción al procedimiento para deducir la
configuración electrónica de un átomo, y consiste en seguir un orden para
el llenado de los diferentes orbítales, basado en los diferentes valores de
la energía de cada uno de ellos. Para recordarlo se utiliza el diagrama de
Moeller o de las diagonales, así como la regla de la mínima energía (n+l).
Además del principio de construcción hay que tener en cuenta
EL PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI: establece que no es posible que
dos electrones de un átomo tengan los mismos cuatro números cuánticos
iguales. Esto implica que en un mismo orbital atómico sólo pueden coexistir dos
electrones con espines opuestos.
LA REGLA DE HUND: establece que si hay más de un orbital en un mismo
subnivel, los electrones estar lo más desapareados posibles, ocupando el mayor
número de ellos.
En la Tabla Periódica existen cuatro regiones que te indican tu última
configuración que escribirás al acomodar electrones
Si el elemento pertenece a los bloques "s" o "p", considera:
Localiza la última configuración.
La literal (orbital), de la última configuración indica el bloque al que
pertenece el elemento.

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El coeficiente (nivel de energía), de la última configuración indica el
periodo en el que se encuentra el elemento.
Para determinar la familia o grupo de este elemento, reúne todas las
configuraciones que lleven el mismo coeficiente de la última configuración y
suma los exponentes de esos orbitales, la suma te dará el número de
familia romana al que pertenece este elemento
Para los elementos "d" y " f ", es difícil determinar la familia al que
pertenece.
EJERCICIO
Buscar la configuración electrónica de los siguientes ejercicios.
n = 20
Para la solución usamos la tabla de Pauli
Siguiendo el orden de las flechas y recordando que las S solo
tienen 2 e-, P = 6e-, d = 10e- y f =14e- siendo esto el
máximo de electrones que puede tener queda de esta forma:
n = 20
La suma de los exponentes tiene quedar 20

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Finalizada la configuración podemos determinar el periodo, el
grupo y el nombre del elemento en estudio:
Periodo: 4 es determinado por el número de configuración final
4s2
Grupo: IIA determinado por el exponente del s2
Nombre del elemento: es el calcio Ca
Actividad # 3
Realizar los siguientes ejercicios por configuración electrónica y dar el
periodo, grupo y nombre del elemento.
n = 12  ……………………………………………….
Periodo  ……
Grupo  ……….
Elemento  …………….
n = 45  ……………………………………………….
Periodo  ……
n = 66  ……………………………………………….

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Periodo  ……
n = 3 ……………………………………………….
Periodo  ……
Clasifica, organiza y distribuye los
distintos elementos químicos,
conforme a sus propiedades y
características; su función principal
es establecer un orden específico
agrupando elementos.

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Suele atribuirse la tabla a Dmitri Mendeléyev, quien ordenó los elementos
basándose en las propiedades químicas de los elementos, si bien Julius
Lothar Meyer, trabajando por separado, llevó a cabo un ordenamiento a
partir de las propiedades físicas de los átomos. La forma actual es una
versión modificada de la de Mendeléyev; fue diseñada por Alfred Werner.
En 1952, el científico costarricense Gil Chaverri (1921-2005) presentó
una nueva versión basada en la estructura electrónica de los elementos, la
cual permite colocar las series lantánidos y los actínidos en una secuencia
lógica de acuerdo con su número atómico.
La tabla periódica actual es un sistema donde se clasifican los elementos
conocidos hasta la fecha. Se colocan de izquierda a derecha y de arriba a
abajo en orden creciente de sus números atómicos. Los elementos están
ordenados en siete hileras horizontales llamadas periodos, y en 18
columnas verticales llamadas grupos o familias.
A las columnas verticales de la tabla periódica se les conoce como grupos.
Hay 18 grupos en la tabla periódica estándar, de los cuales diez son
grupos cortos y los ocho restantes largos, que muchos de estos grupos
correspondan a conocidas familias de elementos químicos: la tabla periódica
Todos los elementos que

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se ideó para ordenar estas familias de una forma coherente y fácil de
ver.
Numerados de izquierda a derecha utilizando números arábigos, según la
última recomendación de la IUPAC los grupos de la tabla periódica son:
Grupo 1 (I A): los
metales alcalinos
Grupo 2 (II A): los
metales alcalinotérreos.
Grupo 3 (III B): familia
del Escandio
Grupo 4 (IV B): familia
del Titanio
Grupo 5 (V B): familia del
Vanadio
Grupo 6 (VI B): familia del
Cromo
Grupo 7 (VII B): familia
del Manganeso
Grupo 8 (VIII B): familia
del Hierro
Grupo 9 (IX B): familia del
Cobalto
Grupo 10 (X B): familia
del Níquel
Grupo 11 (I B): familia del
Cobre
Grupo 12 (II B): familia del
Zinc
Grupo 13 (III A): los
térreos
Grupo 14 (IV A): los
carbonoideos
Grupo 15 (V A): los
nitrogenoideos
Grupo 16 (VI A): los
calcógenos o anfígenos
Grupo 17 (VII A): los
halógenos
Grupo 18 (VIII A): los
gases nobles

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Las filas horizontales de la tabla periódica son llamadas períodos o
familias. El número de niveles energéticos que tiene un átomo determina el
periodo al que pertenece. Cada nivel está dividido en distintos subniveles,
que conforme aumenta su número atómico se van llenando en este orden:
Siguiendo esa norma, cada elemento se coloca según su configuración electrónica y da forma a la
tabla periódica. Los electrones situados en niveles más externos determinan en gran medida las
propiedades químicas, por lo que éstas tienden a ser similares dentro de un mismo grupo, sin
embargo la masa atómica varía considerablemente incluso entre elementos adyacentes. Al
contrario, dos elementos adyacentes de mismo periodo tienen una masa similar, pero propiedades
químicas diferentes.

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27
Características:
Está formado por metal + no metal
No forma moléculas verdaderas, existe como un
agregado de aniones (iones negativos)
y cationes (iones positivos).
Los metales ceden electrones formando
por cationes, los no metales aceptan
electrones formando aniones.
Los compuestos formados pos enlaces iónicos tienen las
siguientes características:
Son sólidos a temperatura ambiente, ninguno es un líquido o un gas.
Son buenos conductores del calor y la electricidad.
Tienen altos puntos de fusión y ebullición.
Son solubles en solventes polares como el agua
Disposición de los iones en un cristal de cloruro de sodio.

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FORMACION DE ENLACES IONICOS
Ejemplo: NaF
Na: metal del
grupo IA
ENLACE
IONICO
F: no metal del
grupo VIIA
Para explicar la formación del enlace escribimos la configuración
electrónica de cada átomo:
Si el sodio pierde el electrón de valencia, su ultimo nivel
seria el 2, y en este tendría 8 electrones de valencia,
formándose un catión (ion positivo)
Na
1+
El flúor con 7 electrones de valencia, solo necesita uno para
completar su octeto, si acepta el electrón que cede el sodio se
forma un anión (ion negativo)
F
1-
11Na:
1s , 2s ,
2p , 3s
Electrones
de valencia
= 1
9F:
1s , 2s ,
2p
Electrones
de valencia
= 5 +2
= 7

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Características:
Está basado en la compartición de electrones. Los átomos no ganan ni
pierden electrones, COMPARTEN.
Está formado por elementos no
metálicos. Pueden ser 2 o 3 no metales.
Pueden estar unidos por enlaces sencillos,
dobles o triples, dependiendo de los
elementos que se unen.
Las características de los compuestos
unidos por enlaces covalentes son:
Los compuestos covalentes pueden
presentarse en cualquier estado de la materia: solido, líquido o
gaseoso.
Son malos conductores del calor y la electricidad.
Tienen punto de fusión y ebullición relativamente bajos.
Son solubles en solventes polares como benceno, tetracloruro de
carbono, etc., e insolubles en solventes polares como el agua.
FORMACION DE ENLACES COVALENTES
Ejemplificaremos, con elementos que existen como moléculas diatómicas.
Cl2, cloro molecular, formado por dos átomos de cloro. Como es un no
metal, sus átomos se unen por enlaces covalentes.
..
:Cl:
..
El cloro es un
elemento del grupo
VII A.

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El átomo de cloro solo necesita un electrón para completar su octeto. Al
unirse con otro átomo de cloro ambos comparten su electrón desapareado
y se forma un enlace covalente sencillo entre ellos. Este enlace se
representa mediante una línea entre los dos atamos.
..
: Cl
..
-
..
: Cl
..
La línea roja representa un enlace covalente sencillo, formado por dos
electrones. Estos electrones se comparten por ambos atamos.
Dibuje la estructura de Lewis para los siguientes compuestos indicando el
tipo de enlace. Escribe sobre la línea el nombre del compuesto.
a) H2SO4
_________________________
b) HCl
________________________

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c) CaI2
_________________________
d) Al2O3
________________________

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Una función química es la tendencia de una sustancia a reaccionar de
manera semejante en presencia de otra. Por ejemplo, los compuestos
ácidos tienen propiedades químicas características de la función ácido,
debido a que todos ellos tienen el ion hidrógeno H+1; y las bases tienen
propiedades características de este grupo debido al ion OH-1 presente en
estas moléculas. Las principales funciones químicas son: óxidos, bases,
ácidos y sales.
Los compuestos inorgánicos se
clasifican según la función química
que contengan y por el número de
elementos químicos que los
forman, con reglas de
nomenclatura particulares para
cada grupo.

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Para los Óxidos, Hidróxidos y Ácidos Oxácidos tiene en cuenta el número
de estados de oxidación de los elementos de tal forma:
Nº DE
ESTADOS DE
OXIDACIÓN
PREFIJOS Y
SUFIJOS
EJEMPLOS
Grupos I, II y
IIIA
1 estado
Ico Na+1
Sódico Al+3
Alumínico
Grupos IVA y
VA
Al mayor ico C+4
Carbonico C+2
Carbonoso
Al menor oso P+5
Fosfórico P+3
Fosforoso

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2 estados
Grupo VIA
3 estados
Al mayor ico S+6
Sulfúrico Se+6
Selenico
Al
intermedio
oso
S+4
Sulfuroso Se+4
Selenioso
Al menor
Hipo__oso
S+2
Hiposulfuroso Se+2
Hiposelenioso
Grupo VIIA
4 estados
Al mayor
Per__ico
Cl+7
Perclórico I+7
Periódico
Al
siguiente ico
Cl+5
Clorito I+5
Iodico
Al siguiente
oso
Cl+3
Cloroso I+3
Iodoso
Al menor
Hipo__oso
Cl+1
Hipocloroso I+1
Hipoiodoso
ÓXIDOS (compuestos binarios con oxígeno)
Los óxidos son compuestos
químicos inorgánicos
diatómicos o binarios
formados por la unión del
oxígeno con otro elemento
diferente de los gases
nobles.

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Según el elemento que acompañe el O, si es metal o no metal serán óxidos
básicos u óxidos ácidos. El O siempre tiene valencia -2 con excepción en
los peróxidos (ion peróxido enlazado con un metal) donde el oxígeno utiliza
valencia “-1”.
Óxidos básicos (metálicos) Son aquellos óxidos que se producen
entre el oxígeno y un metal cuando el oxígeno trabaja con un
número de valencia -2. Su fórmula general es: Metal + O.
Si se utiliza el sistema Stock los compuestos se nombran con las reglas
generales anteponiendo como nombre genérico la palabra óxido precedido
por el nombre del metal y su número de valencia.
Si se utiliza el sistema tradicional los sufijos y prefijos se asignan de
acuerdo a la valencia del elemento diferente del oxígeno. En la
nomenclatura tradicional se nombran con el sufijo -oso e -ico dependiendo
de la menor o mayor valencia del metal que acompaña al oxígeno. En la
nomenclatura tradicional para los óxidos que se enlazan con metales que
tienen más de dos números de valencia se utilizan las siguientes reglas:
metales con números de valencia hasta el 3 se nombran con las reglas de
los óxidos y los metales con números de valencia mayores o iguales a 4 se
nombran con las reglas de los anhídridos. Ejemplos: V2+3O3-2 se nombra
como óxido, óxido vanádoso; V2+5 O5-2 se nombra como anhídrido,
anhídrido vanádico. Los átomos de vanadio con número de valencia 2 (hipo-
...-oso) y 3 (-oso) se nombran como óxidos y los átomos de vanadio con
números de valencia 4 (-oso) y 5 (-ico) como anhídridos.
Y si se utiliza la nomenclatura sistemática, no se tienen en cuenta las
valencias, sino que se escriben los prefijos en cada elemento de acuerdo a
sus atomicidades en la fórmula molecular. Se utilizan las reglas generales
con la palabra óxido como nombre genérico.
Metal + Oxígeno → Óxido básico
4Fe + 3O2 → 2Fe2O3

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Óxidos ácidos o anhídridos (no metálicos) Son aquellos formados por la
combinación del oxígeno con un no metal. Su fórmula general es no metal +
O. En este caso, la nomenclatura tradicional emplea la palabra anhídrido
en lugar de óxido, a excepción de algunos óxidos de nitrógeno y fósforo.
La nomenclatura sistemática y la Stock nombran a los compuestos con las
mismas reglas que en los óxidos metálicos. En la nomenclatura tradicional
se nombran con los siguientes sufijos y prefijos.
HIDRUROS: (COMPUESTOS BINARIOS CON HIDRÓGENO)
HIDRUROS METÁLICOS: Son compuestos binarios o diatómicos formados
por hidrógeno y un metal. En estos compuestos, el hidrógeno siempre
tiene valencia -1. Se nombran con la palabra hidruro. Su fórmula general
es Metal + H. Para nombrar estos compuestos en el sistema tradicional se
utiliza la palabra hidruro y se agrega el nombre del metal con los sufijos -
oso o-ico con las reglas generales para esta nomenclatura. Para las
nomenclaturas Stock y sistemática se utilizan las reglas generales con la
palabra hidruro como nombre genérico.
Metal + Hidrógeno → Hidruro metálico
2K + H2 → 2KH

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Completar las reacciones y definir el nombre del compuesto
2K + H2  ……… nombre: _________________
2Li + H2  ……… nombre: _________________
2Rb + H2  ……… nombre: _________________
Be + H2  ……… nombre: _________________
Mg + H2  ……… nombre: _________________
Ca + H2  ……… nombre: _________________
HIDRÁCIDOS O HIDRUROS NO METÁLICOS Los hidrácidos (compuestos
binarios ácidos) o hidruros no metálicos son compuestos formados entre el
hidrógeno y un no metal de las familias VIA y VIIA ( anfígenos y
halógenos respectivamente). Los elementos de estas dos familias que
pueden formar hidrácidos e hidruros no metálicos
son: S, Se, Te, F, Cl, I y Br, que por lo general trabajan con el menor
número de oxidación, -2 para los anfígenos y -1 para los halógenos. Estos
compuestos se nombran en el sistema tradicional y de forma diferente
según si están disueltos (estado acuoso) o en estado puro (estado gaseoso).
Los hidrácidos pertenecen al grupo de los ácidos.
Los HIDRUROS NO METÁLICOS son los que se encuentran en estado
gaseoso o estado puro y se nombran agregando al no metal el sufijo -uro y
la palabra hidrógeno precedido de la sílaba “de”. En este caso el nombre
genérico es para el elemento más electropositivo que sería el del hidrógeno

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y el nombre específico es para el elemento más electronegativo que sería
el del no metal, por ejemplo H+1
Br-1
(g) bromuro de hidrógeno, bromuro
como nombre especifico e hidrógeno como nombre genérico.
Los HIDRÁCIDOS provienen de disolver en agua a los hidruros no
metálicos y por esa misma razón son estos los que se encuentran en estado
acuoso. Se nombran con la palabra ácido, como nombre genérico, y como
nombre específico se escribe el nombre del no metal y se le agrega el
sufijo –hídrico. Al igual que en estado gaseoso el nombre genérico es
nombrado por el elemento más electropositivo.
HIDRUROS CON LOS NITROGENOIDES: Estos hidrácidos o hidruros no
metálicos son compuestos binarios de hidrógeno y un elemento de la familia
V (nitrogenoides) que se enlazan siguiendo la fórmula No Metal + H3. A
estos compuestos se les llama por sus nombres comunes, aunque muy
raramente se les nombra con las reglas de nomenclatura de los hidruros
(metálicos). En estos hidruros no metálicos el hidrógeno es el elemento
más electronegativo en el compuesto.
No metal + Hidrógeno → Hidruro no metálico
Cl2 + H2 → 2HCl (g)
Hidruro No metálico + Agua → Hidrácido
HCl (g) + H2O → H+ 1 + Cl-1
No metal + Hidrógeno → Hidruro no metálico
N2 + 3H2 → 2NH3

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OXÁCIDOS (COMPUESTOS TERNARIOS ÁCIDOS)
Los oxácidos, también llamados oxoácidos y oxiácidos, son compuestos
originados de la combinación del agua con un anhídrido u óxido ácido. La
fórmula general para los oxácidos es H + No Metal + O. En el sistema
tradicional se les nombra con las reglas generales para los anhídridos
sustituyendo la palabra anhídrido por ácido (ya que de los anhídridos se
originan). Para el sistema Stock se nombra al no metal con el sufijo –ato,
luego el número de valencia del no metal y por último se agrega “de
hidrógeno”. Y para la nomenclatura sistemática se indica el número de
átomos de oxígeno con el prefijo correspondiente (según reglas generales
para este sistema) seguido de la partícula “oxo” unida al nombre del no
metal y el sufijo –ato, por último se agrega al nombre las palabras “de
hidrógeno”.
COMPUESTO NOMENCLATURA
SISTEMÁTICA
NOM. STOCK NOM.
TRADICIONAL
H2SO4 tetraoxosulfato de
Hidrógeno
sulfato (VI) de
hidrógeno3
ácido sulfúrico
HClO4 ácido tetraoxoclórico clorato (VII)
de hidrógeno3
ácido perclórico
H2SO2 ácido dioxosulfúrico sulfato (II) de
hidrógeno3
ácido
hiposulfuroso
Anhídrido + Agua → oxácido
SO3 + H2 O → H2 SO4

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Los ácidos son compuestos que se originan por combinación del agua con un
anhídrido u óxido ácido, o bien por disolución de ciertos hidruros no
metálicos en agua. En el primer caso se denominan oxácidos y en el
segundo, hidrácidos. Ácido, también es toda sustancia que en solución
acuosa se ioniza, liberando cationes de hidrógeno.
(COMPUESTOS TERNARIOS BÁSICOS)
Los hidróxidos son compuestos ternarios básicos formados por la unión de
un óxido básico con agua. Se caracterizan por tener en solución acuosa el
radical o grupo oxhidrilo o hidroxilo OH-1
. Para nombrarlos se escribe con
la palabra genérica hidróxido, seguida del nombre del metal electropositivo
terminado en -oso o -ico según las reglas generales para el sistema
tradicional. La fórmula general es Metal + (OH)-1
x. En la nomenclatura
Stock y sistemática se nombran con el nombre genérico hidróxido y las
respectivas reglas generales.
Las sales son compuestos que resultan de la combinación de sustancias
ácidas con sustancias básicas. Las sales comprenden tanto compuestos
COMPUESTO NOMENCLATURA
SISTEMÁTICA
NOMENCLATURA
STOCK
NOMENCLATURA
TRADICIONAL
Li (OH) hidróxido de litio hidróxido de litio
(I)
hidróxido de litio
Pb (OH)2 dihidróxido de
plomo
hidróxido de
plomo (II)
hidróxido plumboso
Al (OH)3 trihidróxido de
aluminio
hidróxido de
aluminio (III)
hidróxido de
aluminio
Óxido básico + Agua → Hidróxido
Na2O + H2O → 2Na (OH)

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binarios o diatómicos, como ternarios. Y hay distintos tipos o formas de
clasificarlas que son: sales neutras, sales ácidas, sales básicas y sales
mixtas.
Las sales neutras son compuestos formados por la
reacción de un ácido con un hidróxido (compuesto ternario básico)
formando también agua. Entre las sales neutras se encuentran las binarias
y las ternarias, que se diferencian entre sí por el ácido con el que
reaccionan, siendo estos un hidrácido o un oxácido. Las sales neutras
binarias o sales haloideas son compuestos formados por un hidrácido y un
hidróxido. Para nombrarlos en el sistema tradicional, stock y sistemático
se aplican las reglas generales usando el nombre del no metal con el sufijo
–uro como nombre genérico y el nombre del metal como nombre especifico.
En las dos primeras ecuaciones se presenta el proceso completo para la
formación de una sal neutra binaria y en las últimas dos se ejemplifica por
separado la neutralización y la formación de la sal neutra.
son compuestos formados por un hidróxido y un
oxácido. La denominación que reciben las sales proviene del nombre del
ácido, oxácido, que las origina. Para nombrar una sal cuando deriva de un
ácido cuyo nombre especifico termina en -oso, se reemplaza dicha
terminación por -ito. Análogamente cuando el nombre especifico del ácido
termina en –ico, se reemplaza por -ato. Por ejemplo: el Hidróxido de sodio
(Na (OH)) reacciona con el ácido ortofósforico o ácido fosfórico (H3PO4)
para formar la sal fosfato de sodio u ortofosfato de sodio (Na3PO4).
En el sistema tradicional se utiliza como nombre genérico el nombre del no
metal con el sufijo y prefijo correspondiente a su número de valencia y
como nombre especifico el nombre del metal, elemento proporcionado por
el hidróxido. Según el número de valencia del no metal en la sal (o del no
metal en el oxácido que da origen a la sal) los sufijos son:
Hidrácido + Hidróxido → Agua + Sal neutra
HCl + Na (OH) → H2O + NaCl

42
hipo- … -oso (para números de valencia 1 y 2) hipo- … -ito
… -oso (para números de valencia 3 y 4) … -ito
… -ico (para números de valencia 5 y 6) … -ato
per- … -ico (para el número de valencia 7) per- … -ato
son compuestos cuaternarios que resultan del reemplazo
parcial de los hidrógenos de un ácido por átomos metálicos. Los ácidos
deben presentar dos o más hidrógenos en su molécula para formar estas
sales. Para nombrarlos en el sistema tradicional se siguen las reglas de las
sales neutras ternarias agregando la palabra “acido” antes del nombre del
metal. Y para nombrarlos en el sistema Stock y sistemático se usan las
reglas generales para las sales neutras ternarias, en estos dos sistemas,
agregando la palabra “hidrógeno” antes del nombre del no metal.
: Estas sales son compuestos que resultan de reemplazar
parcialmente los oxhidrilos de un hidróxido por los aniones de un ácido.
Para nombrarlos en el sistema tradicional depende de si el ácido es binario
o ternario, es decir que si se trata de un hidróxido o un hidrácido. Cuando
el ácido es un hidrácido se utiliza el nombre del no metal con su sufijo uro
y se le antepone el prefijo “hidroxi” para el nombre general y como
nombre especifico el nombre del metal. Y cuando el ácido es un hidróxido,
como nombre general, se utiliza el nombre del no metal con el prefijo
“hidroxi” y su correspondiente sufijo según su valencia (como se indica en
Ácido + Hidróxido → Agua + Sal ácida
H2SO4 + Na (OH) → H2O + NaHSO4

43
la sección de las sales neutras ternarias), y como nombre específico el
nombre del metal.
Sales mixtas: Las sales mixtas son compuestos que resultan al sustituir
los hidrógenos de un ácido por átomos metálicos distintos de hidróxidos.
Las reglas para nombrar las sales mixtas en el sistema tradicional son
análogas a las sales ácidas.
Es una descripción simbólica
de una reacción química.
Muestra las sustancias que
Ácido + Hidróxido → Agua + Sal básica
HNO3 + Ca (OH)2 → H2O + CaNO3 (OH)

44
Se utilizan para describir lo que sucede en una reacción química en sus
estados inicial y final. En ella figuran dos miembros; en el primero, los
símbolos o fórmulas de los reactivos y en el segundo los símbolos o
fórmulas de los productos. Para separar ambos miembros se utiliza una
flecha que generalmente se dirige hacia la derecha, indicando el sentido
de la reacción.
Un caso general de ecuación química sería:
Dónde:
A, B, C, D, representan los símbolos químicos o la fórmula molecular de
los átomos o moléculas que reaccionan (lado izquierdo) y los que se
producen (lado derecho).
a, b, c, d, representan los coeficientes estequiometricos, que deben ser
ajustados de manera que sean reflejo de la ley de conservación de la
masa.
Las ecuaciones
químicas también
indican las
cantidades relativas
de las sustancias
que intervienen en
la reacción.

45
Si deseamos comprender las alteraciones que se dan en las reacciones,
debemos ser capaces de equilibrar o balancear las ecuaciones químicas.
El método de tanteo consiste en balancear una ecuación
química que es igualar el número y clase de átomos, iones o
moléculas reactantes con los productos, con la finalidad de
cumplir la ley de conservación de la materia.
Si se modifican los coeficientes, cambian las cantidades de la sustancia,
pero si se modifican los subíndices, se originan sustancias diferentes.
Paso 1. Balancea los metales
Paso 2. Balancea los no – metales
Paso 3. Balancea los hidrógenos
Paso 4. Balancea el oxígeno (se balancean automáticamente al balancear
los hidrógenos)
Balancear las ecuaciones por tanteo:
PbS + H2O2  PbSO4 + H2O

46
As2S3 + HNO3 + H2O  H2SO4 + H3As04 + NO
OXIDACIÓN: es cuando un elemento pierde electrones originando que
aumente su estado de oxidación.
REDUCCIÓN: es cuando un elemento gana electrones, originando que
disminuya su número de oxidación.
Por ejemplo: Un cambio de número de oxidación de +1 a +4 o de -2 a 0 es
oxidación. Una cambio de +4 a +1 o de -1 a -3 es reducción.
Una reacción de óxido-reducción
no es otra cosa que una pérdida y
ganancia de electrones, es decir,
desprendimiento o absorción de
energía (presencia de luz, calor
electricidad, etc.) En una reacción
si un elemento se oxida, también
debe de existir un elemento que
se reduce

47
En una reacción redox el agente oxidante acepta electrones (es el que se
reduce) y el agente reductor suministra electrones (es el que se oxida).
Para poder balancear por método redox es importante recordar como
determinar la cantidad de átomos de un elemento en un compuesto, y como
determinar la cantidad de número de oxidación de cada elemento.
PROCEDIMIENTO PARA EL MÉTODO REDOX
1.- Verificar que la ecuación este bien escrita y completa.
2.- Colocar los números de oxidación en cada uno de los elementos.
3.- Observar que números de oxidación cambiaron (un elemento se oxida
y uno se reduce).
4.- Escribir la diferencia de números de oxidación de un mismo elemento.
5.- Multiplicar la diferencia de números de oxidación por los subíndices
correspondientes de cada elemento.
6.- Cruzar los resultados
7.- Colocar los resultados como coeficientes en el lugar correspondiente.
8.-Completar el balanceo por tanteo.

48
9.- Verifica la cantidad de átomos en cada miembro de la ecuación.
10.-En caso de que todos los coeficientes sean divisibles se reducen a su
mínima expresión.
EJEMPLO
1.- Verificar que la ecuación este bien escrita y completa.
2.- Colocar los números de oxidación en cada uno de los elementos.
3.- Observar que números de oxidación cambiaron (un elemento se oxida y
uno se reduce).
4.- Escribir la diferencia de números de oxidación de un mismo elemento.

49
5.- Multiplicar la diferencia de números de oxidación por los subíndices
correspondientes de cada elemento.
6.- Cruzar los resultados
7.- Colocar los resultados como coeficientes en el lugar correspondiente.
8.-Completar el balanceo por tanteo.

50
9.- Verifica la cantidad de átomos en cada miembro de la ecuación.
10.-En caso de que todos los coeficientes sean divisibles se reducen a su
mínima expresión. (En este caso no son divisibles y quedan de la siguiente
manera:)
BALANCEAR POR OXIDO-REDUCCION
MnO4 + H2C2O4 + H  Mn + CO2 + H2O

51
OXIDACION: ………………………
REDUCCION: ………………………
HCl + KMnO4  KCl + MnCl2 + Cl + H2O
OXIDACION: ………………………
REDUCCION: ………………………
estequiometria
La estequiometria se refiere a las relaciones de peso y de
mol entre las sustancias que intervienen en una reacción
química. En el caso de los gases se incluyen también
relaciones de volumen. El concepto de mol es de gran
utilidad para calcular que cantidad de un producto se
puede esperar de una cantidad determinada de reactivo, o la

52
cantidad teórica de reactivo que se requiere para obtener una cantidad
determinada de un producto.
Hay dos métodos generales para resolver problemas en los cuales se
manejan las masas de las sustancias reaccionantes y de los productos: el
método del mol y el de las proporciones.
MÉTODO DEL MOL. En este método se consideran cuatro pasos:
Se escribe la ecuación balanceada.
Se indican las especificaciones del problema.
Se escribe la proporción molar establecida por la ecuación balanceada.
Se determina la masa de un mol de cada sustancia dada en el problema.
Se conocen varios métodos para resolver problemas estequiometricos, uno
es el método molar o de la relación molar. La relación molar es una
relación entre la cantidad de moles de dos especies cualesquiera que
intervengan en una reacción química. Por ejemplo, en la reacción
Sólo hay seis relaciones molares que se aplican. Estas son:
La relación molar es un factor de conversión cuyo fin es convertir, en una
reacción química, la cantidad de moles de una sustancia a la cantidad
correspondiente de moles de otra sustancia. Por ejemplo, si deseamos

53
calcular la cantidad de moles de H2O que se pueden obtener a partir de
4.0 mol de O2, usaremos la relación molar:
MÉTODO DE LAS PROPORCIONES se siguen los tres primeros pasos del
método anterior y en el cuarto paso se convierten las cantidades molares
dadas en la ecuación química en las correspondientes proporciones de
masas.
1. Se procede a escribir la ecuación química equilibrada:
2KClO3 ---> 2KCl + 3O2
2. Se hallan los pesos mol de las sustancias problema:
Peso de 1 mol de KCl3 = 122,55 g
Peso de 1 mol de O2 = 32 g
3. De acuerdo con la ecuación:
245,10 g de KClO3  96 g de O2
30 g de KClO3  X

54
Realizar el siguiente ejercicio:
Calcule los gramos de Fe (hierro) producidos, partiendo de 950 gr de óxido
de hierro
Fe3O4 + 4H2  3Fe + 4H2O

55
La descripción del aire diciendo que es un gas, o el agua como un líquido, o
el hierro como un sólido, es un error a manos que se especifiquen la
temperatura y presión a que están sometidas estas sustancias. La mayoría
de las sustancias pueden existir en estado gaseoso, estado líquido o estado
sólido, dependiendo de la temperatura y de la presión a las cuales se
observan. Por ejemplo, todas las sustancias que existen en el estado
gaseoso a la temperatura y presión del ambiente, se han podido convertir
en líquido y sólido. En la práctica, cuando se usa la palabra gas, se refiere
a una sustancia en el estado gaseoso bajo ciertas condiciones definidas de
temperatura y presión.
LEY DE BOYLE: Establece que: el volumen de
una determinada cantidad de gas, que se mantiene a temperatura
constante, es inversamente proporcional a la presión que ejerce, lo que se
resume en la siguiente expresión:
P.V = constante o P = 1 / V
La forma que más utilizamos para representar la Ley de Boyle corresponde
a la primera gráfica, donde se muestra a un rama de una hipérbola
equilátera y podemos usar la siguiente expresión para determinar los
valores de dos puntos de la gráfica:
P1 . V1 = P2 . V2
LEY DE CHARLES: El volumen de
una determinada cantidad de gas que se mantiene a presión constante, es

56
directamente proporcional a su temperatura absoluta, que se expresa
como:
Debemos tener presente que la temperatura se DEBE expresar en grados
Kelvin, K. Para determinar los valores entre dos puntos cualesquiera de la
recta podemos usar:
LEY DE LOS CAMBIOS TRIPLES: Al combinar las leyes mencionadas se
obtiene la ley combinada de los gases ideales o ley de los cambios triples,
que establece que para una determinada cantidad de gas se cumple:
Para determinar los valores entre dos estados diferentes podemos
emplear:
LEY DE AVOGADRO: Establece que el volumen de un gas mantenido
a temperatura y presión constantes, es directamente proporcional al
número de moles del gas presentes:
Para determinar los valores para dos estados diferentes podemos usar:

57
También podemos expresarlo en términos de: la presión de un gas
mantenido a temperatura y volumen constantes, es directamente
proporcional al número de moles del gas presentes:
LEY GENERAL DEL GAS IDEAL: Las leyes que hemos estudiado se cumplen
cuando se trabaja a bajas presiones y temperaturas moderadas. Tenemos
que:
Propiedades que se mantienen constantes Ley Expresión
moles, n temperatura, T Boyle P.V = constante
moles, n presión, P Charles V / T = constante
presión, P temperatura, T Avogadro V / n = constante
Cuando estas leyes se combinan en una sola ecuación, se obtiene la
denominada ecuación general de los gases ideales:
P V = n R T
Donde la nueva constante de proporcionalidad se denomina R, constante
universal de los gases ideales, que tiene el mismo valor para todas las
sustancias gaseosas. El valor numérico de R dependerá de las unidades en
las que se trabajen las otras propiedades, P, V, T y n. En consecuencia,
debemos tener cuidado al elegir el valor de R que corresponda a los
cálculos que estemos realizando, así tenemos:

58
Valor de R Unidades
0,082
8,314
1,987
Usando la ley de boyle resuelve el siguiente problema: un gas que ocupa un
volumen de 2,5 litros a una presión de 4,6 atmosfera ¿Cuál es la nueva
presión a un volumen del gas a una presión de 6,7 atmosfera?
Usando la ley de charles resuelve el siguiente problema: un gas ocupa un
volumen de 500 ml a una temperatura de 78°C ¿Cuál es el volumen del gas
a una temperatura de 143°C?
Una muestra de gas metano (CH4) ocupa un volumen de 2 litros a 20°C y a
una presión de 4,7 atmosfera ¿calcular cuál es su masa?

59
Una solución (o disolución) es una mezcla de dos o más componentes,
perfectamente homogénea ya que cada componente se mezcla íntimamente
con el otro, de modo tal que pierden sus características individuales.
Una solución que contiene agua como solvente se llama solución acuosa.
PORCENTAJE PESO A PESO (% P/P): indica el peso de soluto por cada
100 unidades de peso de la solución.
Esto último
significa que los
constituyentes
son
indistinguibles y
el conjunto se
presenta en una
sola fase (sólida,
líquida o gas)
bien definida.
Es decir, si se
analiza una muestra
de alguna solución
puede apreciarse
que en cualquier
parte de ella su
composición es
constante.

60
PORCENTAJE VOLUMEN A VOLUMEN (% V/V): se refiere al volumen de
soluto por cada 100 unidades de volumen de la solución.
PORCENTAJE PESO A VOLUMEN (% P/V): indica el número de gramos de
soluto que hay en cada 100 ml de solución.
FRACCIÓN MOLAR (XI): se define como la relación entre los moles de un
componente (ya sea solvente o soluto) de la solución y los moles totales
presentes en la solución.
MOLARIDAD (M): Es el número de moles de soluto contenido en un litro
de solución.
MOLALIDAD (M): se refiere a la relación entre el número de moles de
soluto por kilogramos de disolvente.

61
NORMALIDAD (N): se define como el número de equivalentes de soluto
por litro de solución
REALIZAR LOS SIGUIENTES CALCULOS DE SOLUCIONES:
Cuál es la molalidad (m) de una solución que se prepara disolviendo 60,8 gr
de KOH en 40 ml de agua.
Cuál es la molaridad (M) de una solución que contiene 98 gr de
CH3CH2CH2OH en 800 ml de agua.
Cuál es la normalidad (N) de una solución que resulta de disolver 58 gr de
HCl en 1200 ml de solución.

62
Bibliografía
Materia en: http://www.profesorenlinea.cl/fisica/Materia1.htm
Will Genius, 2011 en:
http://daemanacus.blogspot.com/2011/09/estados-de-la-materia.html
Teoría atómica en:
http://es.wikipedia.org/wiki/Teor%C3%ADa_at%C3%B3mica
Historia modelo atomico en:
http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_mat
eria/curso/materiales/atomo/modelos.htm
Atomos y enlaces químicos en:
http://www.monografias.com/trabajos79/atomos-elementos-
quimicos/atomos-elementos-quimicos.shtml
La formula del lápiz:
http://laformuladelapiz.wordpress.com/2010/06/17/la-forma-del-
atomo-i/
Diccionario de palabras en: http://significado.de/mol%C3%A9cula
Molecula en: http://es.wikipedia.org/wiki/Mol%C3%A9cula
Macromoléculas, 2011 en: http://macro-
sghdd.blogspot.com/2011_06_01_archive.html
Compuestos químicos en:
http://es.wikipedia.org/wiki/Compuesto_qu%C3%ADmico
Compuestos químicos en:http://www.areaciencias.com/compuestos-
quimicos.htm
Sustancias químicas en:
http://www.slideshare.net/juanarroyovizcardo/sustancias-quimicas
Números cuánticos en:
http://www.gobiernodecanarias.org/educacion/3/usrn/lentiscal/1-
cdquimica-tic/applets/numeroscuanticosyorbitales-1/teoria-
numeroscuanticos12.htm
Numero atomico, 2012 en: http://html.rincondelvago.com/el-numero-
atomico.html

63
Anexos
Los neutrinos intergalácticos del Polo Sur: El telescopio del Observatorio
«IceCube» ubicado en el Polo Sur, descubrió el pasado noviembre del año
2013 la presencia de neutrinos de muy alta energía en la Tierra.
Podemos encontrar más información n en el siguiente link:
http://www.abc.es/ciencia/20131227/abci-diez-descubrimientos-
cientificos-201312262247_1.html

64
Un grupo de investigadores de la NASA que desarrollaban el experimento AMS
de la Estación Espacial Internacional informaron del hallazgo de lo que
parecerían ser partículas de materia oscura procedentes del centro la galaxia.
Podemos encontrar más información en el siguiente link:
http://www.abc.es/ciencia/20131227/abci-diez-descubrimientos-cientificos-
201312262247_2.html

65
POSIBILIDADES DE VIDA EN MARTES
EVIDENCIA DE VIDA EXTRATERRESTRE

66
LA EDAD DEL UNIVERSO

67
EL BOSON DE HIGGS
Toda esta informacion la podemos encontrar en el
siguiente link:
http://curiosidades.batanga.com/2010/08/02/descubrimientos-
cientificos-recientes

Curso básico de química inorgánica

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