material para tercero de secundaria

1. Propiedades físicas de la materia
Son aquellas en las que se mantienen las propiedades originales de las
sustancia ya que sus moléculas no se modifican.

2. Propiedades físicas de la materia
Color. Es la percepción visual que es captada por la retina del ojo.
Olor. Es la sensación resultante
de la recepción de un estimulo por
el sistema sensorial olfativo.
Sabor. Es una sensación que nos produce gusto al
contacto con un alimento.

3. Ductibilidad. Es la propiedad que tienen algunos
materiales que atreves de fuerza pueden deformarse sin
llegar a romperse.
Fusibilidad. Es la propiedad que tienen los
metales de pasar de un estado sólido al líquido
y viceversa, mediante cambios adecuados de temperatura.
Dureza. Es la resistencia que oponen los cuerpos al
dejarse penetrar por otro.

4. Tenacidad. Es la energía total que absorbe un material
antes de alcanzar la rotura por acumulación de
dislocaciones.
Elasticidad. Es la propiedad que tienen los
metales para deformarse y regresar a su
estado normal.
Maleabilidad. Es la propiedad que tienen los materiales de que se puedan
manejar con facilidad sin que se rompan.

5. Densidad. Es la cantidad de masa que
contiene un volumen.
Punto de fusión. Es el proceso por el cual
una sustancia sufre un cambio gracias a la
temperatura la cual el estado sólido al calentarse pasa al estado líquido.
Punto de ebullición. Es el proceso mediante un estado liquido pasa a ser
gaseoso y se realiza cuando la temperatura del liquido es igual al punto de
ebullición del mismo. en cualquier punto del líquido.

6. Peso especifico. Es el peso cualquiera de una
sustancia y se define como su peso por
unidad de volumen
Conductividad eléctrica. Capacidad de
un cuerpo para conducir energía a través de si.
Conductividad térmica. Es la capacidad que tiene un material de conducir calor.

7. Propiedades
químicas

8. Reactividad química. Es la capacidad de reacción química que presenta ante
otros reactivos.
Combustión. Es una reacción química en la que un elemento (combustible) se
combina con otro (comburente, generalmente oxígeno en forma de O2 gaseoso),
desprendiendo calor.

9. Oxidación. Es una reacción química donde un metal o un no metal ceden
electrones, y por tanto aumenta su estado de oxidación.
Reducción. Es el proceso electroquímico por el cual un átomo o ion gana
electrones.

11. Problemas de
densidad

12. 1.- Tenemos un cubo de 2 cm de lado y su masa es 24 g. ¿cuál será su densidad?
¿Qué densidad tendrá una sustancia de 100 g de masa y 30 cm3
de volumen?
Si la densidad del agua es de 1000 kg/m3. ¿Qué densidad tendrá un vaso que
contiene 250 cm3de agua? ¿Qué masa tendrá esos 250 cm3?.
¿Qué volumen ocuparan 300 g de una sustancia cuya densidad es 2,7 g/cm3?
Una bola metálica tiene una masa de 13,5 g. Si la introducimos en un vaso con
agua desplaza un volumen de agua de 5 cm3 ¿Cuál será su densidad?

13. Cambio químico
Son procesos en los que cambia la naturaleza de las sustancias, además
de formarse otras nuevas.
Combustión: Si quemamos un papel, se transforma en cenizas y, durante
el proceso, se desprende humo. (Inicialmente, tendríamos papel y
oxígeno, al concluir el cambio químico tenemos cenizas y dióxido de
carbono, sustancias diferentes a las iniciales).
Corrosión: Si dejamos un trozo de hierro a la intemperie, se oxida y
pierde sus propiedades iniciales. (Las sustancias iniciales serían hierro y
oxígeno, la sustancia final es óxido de hierro, con unas propiedades
totalmente diferentes a las de las sustancias iniciales).

14. Cuando se produce una reacción química suelen producirse algunos indicios
típicos:
Cambio de coloración: Indica la aparición de una o de varias sustancias
nuevas distintas a las iniciales.
- Aparición de sedimento o precipitado: Es señal de que una o algunas de
las sustancias nuevas formadas son insolubles.
- Desprendimiento de gas: Como resultado de la reacción aparece una
nueva sustancia que se presenta en estado gaseoso a temperatura
ambiente.
Absorción o liberación de calor: Los cambios espontáneos de
temperatura de la mezcla revelan que se está produciendo una reacción.
- Cambios en otras propiedades: La acidez, el olor, la aparición de
propiedades ópticas frente a la luz, propiedades magnéticas o eléctricas,
etc.

15. Una reacción química es un proceso en que, a partir de unas sustancias
iniciales, llamadas reactivos, se obtienen unas sustancias finales distintas,
llamadas productos.
Reactivos: Son las sustancias iniciales que, una vez mezcladas, reaccionan
químicamente.
Productos: Son las sustancias nuevas que se forman como resultado de la
reacción química entre los reactivos

16. Ley de las proporciones constantes: Los reactivos que participan en una
reacción química reaccionan siempre en proporciones fijas.

17. Pasos para resolver la ley de las proporcionalidades
a) Identifica los reactivos y los productos.
b) Escribe la ecuación química y ajústala.
c) Comprueba que se cumple la ley de Lavoisier.
En un recipiente hermético que contiene 2.8 g de nitrógeno se
inyectan 3.2 g de oxígeno, con lo que reaccionan formando un óxido
de nitrógeno. Se determina mediante análisis químico que no sobra
ninguno de los dos reactivos. ¿Qué masa de producto se habrá
formado?
N2 + O2 = NO
N = 2.8g
O = 3.2g
N2 + O2 = 2NO

18. 1. Se sabe que 4,0 gr de azufre reaccionan con 7,0 gr de hierro, agotándose ambas
cantidades. ¿Cuál será la masa
del sulfuro de hirro (II) formado?. Sol: 11,0 gr de sulfuro de hierro (II).
S = 4g Fe= 7g
3S + 2Fe = Fe2S3

20. Bloque 2

22. GASEOSO LIQUIDO SOLIDO
LA MATERIA ES SOMETIDA A
DIFERENTES CAMBIOS DE ESTADOS

23. LAS SUSTANCIAS PURAS
• SON LAS SUSTANCIAS QUE SÓLO TIENEN UN
• COMPONENTE.
• PUEDEN SER DE DOS TIPOS : COMPUESTOS Y ELEMENTOS.

24. Un elemento es una sustancia química formada por un solo tipo de
átomo, que no se puede descomponer en sustancias más simples.
Se clasifican en metales, no metales y metaloides.
Los elementos químicos están presentes en múltiples situaciones de
nuestro diario vivir, como por ejemplo la sal está formada de sodio (Na) y
cloro (Cl).

25. Un compuesto químico es una sustancia pura formada por átomos de
distintos elementos químicos y combinados entre
sí en una relación numérica sencilla y constante.
H2O: agua
NH3 amoníaco
CaO cal viva
CaSO4 hidratado: yeso

27. Configuraciones electrónicas
La actual tabla periódica está ordenada según la configuración electrónica, la
cual indica la posición de cada electrón dentro de la envoltura nuclear, indicando
en el nivel energético en el que éste se encuentra y en que orbital
Lo átomos tienen un núcleo donde se encuentran los protones y los
neutrones, pero alrededor del núcleo están los electrones girando en las
llamadas órbitas. Un átomo puede tener varias órbitas alrededor de su
núcleo y sobre las cuales están girando sus electrones.

28. Configuración electrónica de
Bohr
Se ha podido determinar el número máximo de electrones que pueden agruparse en los distintos niveles de energía y tenemos:
Primer nivel de energía n=1: 2 . 12 = 2 electrones
Segundo nivel de energía n=2: 2 . 22 = 8 electrones
Tercer nivel de energía n=3: 2 . 33 = 18 electrones
Modelo de Bohr: señala la existencia de un núcleo formado
por protones y neutrones, donde está concentrada la masa y la carga positiva
del átomo. los electrones se distribuyen en los átomos formando capas alrededor
del núcleo que reciben el nombre de capas electrónicas o también niveles
energéticos.

30. Configuración electrónica
La configuración electrónica de un átomo es el modo en que están distribuidos los
electrones alrededor del núcleo de ese átomo. Es decir, cómo se reparten esos
electrones entre los distintos niveles y orbitales.
1.- los orbitales se llenan de menor a mayor energía.
2.- en cada orbital caben dos electrones
3.- 3.- La regla de máxima multiplicidad de Hund establece que, para los átomos
en estado fundamental, al llenarse los orbitales de energía equivalente (orbitales
degenerados), por ejemplo, los 3 orbitales p, los espines de los electrones se
mantienen desapareados o paralelos, si es posible.

32. REGLA DE LAS DIAGONALES
Si se siguen las diagonales, la dirección de las flechas te darán el
orden de la configuración electrónica, respetando el Principio de
Aufbau (siempre se deben colocar los electrones en los orbitales
de menor energía).
SOBRE LOS ORBITALES ELECTRÓNICOS:
• Que cada orbital acepta solo 2 electrones
• Que sólo hay 1 orientación para los orbitales s
(2 electrones)
• Que hay 3 orientaciones para los orbitales p
(6 electrones)
• Que hay 5 orientaciones para los orbitales d
(10 electrones)
• Que hay 7 orientaciones para los orbitales f
(14 electrones)
n
1
2
3
4
5
6
7

34. Cada nivel tiene sus electrones distribuidos en distintos subniveles,
que pueden ser de cuatro tipos:
s, p, d, f.
Números cuánticos s, p, d, f:
P: x – y - z
D: v – w – x – y – z
F: t – u – v – w – x – y – z

36. Estructura de Lewis
Los átomos tienden a ser estables cuando tienen ocho electrones en su capa de
valencia (con excepción del hidrogeno que posee un electrón y el helio que solo
tiene dos)
Los únicos que cumplen con esta condición son los gases nobles y casi no reaccionan
con otros elementos para formar compuestos.
Los demás elementos buscan transferir o compartir electrones hasta conseguir
tener ocho electrones en su última capa.
Lewis propuso representar los electrones de la última capa de un elemento por
medio de puntos alrededor del símbolo.
Cada uno de los puntos representa los electrones de valencia se localizan uno a uno
en cada uno de los cuatro lados del símbolo en cualquier sucesión, y se completan
por partes hasta haberlos usado todos

37. La Regla del Octeto dice lo siguiente: la tendencia de los átomos de los elementos
es (perdiendo, ganando o compartiendo electrones) a completar sus últimos
niveles de energía con una cantidad de 8 electrones de forma tal que adquiere
una configuración muy estable.
Los átomos pueden completar el octeto formando enlaces químicos (iónicos,
covalentes).
La regla del octeto solo se puede aplicar a los elementos representativos (grupo
A).

38. EXCEPCIONES A LA REGLA DEL
OCTETO
Algunos de los compuestos que no
cumplen la regla del octeto son los
siguientes:
H2
BeH2
BH3
BF3
PCl5
SF6
AlCl3

39. Una molécula de hidrogeno (H2) esta formada por dos átomos de hidrogeno
enlazados mediante un par de electrones
Estas moléculas diatómicas (es decir, su estructura está formada por moléculas de
dos átomos). Estos elementos químicos se encuentran en la naturaleza o se
preparan en el laboratorio. H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2, I2

40. a. 4.Na + O2 → 2.Na2O - óxido de sodio
b. 2.Ca + O2 → 2.CaO - óxido de calcio
c. 2.Fe + O2 → 2.FeO - óxido ferroso
d. 4.Fe + 3.O2 → 2.Fe2O3 - óxido férrico
e. 2.N2 + 3.O2 → 2.N2O3 - óxido nitroso
f. 2.N2 + 5.O2 → 2.N2O5 - óxido nítrico
4.K + O2 → 2.K2O - óxido de potasio
b. 2.Ba + O2 → 2.BaO - óxido de bario

41. Dibuje la estructura de Lewis para los siguientes compuestos indicando el tipo de
enlace. Escribe sobre la linea el nombre del compuesto.
a) K2S _________________________
b) Cs2O ________________________
c) CaI2 _________________________
d) Al2O3 ________________________

42. Estructuras de Lewis de compuestos iónicos
En el enlace iónico (metal con no metal) los electrones de valencia no se
comparten, sino que se transfieren del metal al no metal, formándose iones; el
metal se convierte en catión (+) y el no metal se convierte en anión (-).
Por lo tanto, en la estructura de Lewis de un compuesto iónico los electrones de
valencia pasan del metal al no metal, de modo que cada átomo cumpla la regla
del octeto. Además la estructura de Lewis debe incluir, en este caso, las cargas
eléctricas que quedan en cada átomo.
Cuando se forman enlaces iónicos una estructura de Lewis no representa una
molécula, sino cationes y aniones que en conjunto forman cristales.
(raíz del nombre del elemento)uro
Fluorur
o
Clorur
o
Bromu
ro
Yoduro
Hidrur
o
Hidróxi
do
Cianuro
F- Cl- Br- I- H- OH- CN-

43. Ejemplo: la estructura de Lewis del NaCl (cloruro de sodio) es la siguiente:
Ejemplo: la estructura de Lewis del CaS (sulfuro de calcio) es la siguiente:

44. Ejemplo: la estructura de Lewis del MgF2 (fluoruro de magnesio) es la siguiente:
Ejemplo: la estructura de Lewis del K2O (óxido de potasio) es la siguiente:

45. CLASIFICACIÓN DE LOS
ELEMENTOSQUÍMICOS

46. De acuerdo con la Tabla del Sistema Periódico los elementos químicos se clasifican de la siguiente
forma según sus propiedades físicas:
Gases nobles
•Metales
•No metales
•Metaloides
Gases nobles. Son elementos químicos inertes, es decir, no
reaccionan frente a otros elementos, pues en su última órbita
contienen el máximo de electrones posibles para ese nivel de
energía (ocho en total). El argón (Ar), por ejemplo, es un gas
noble ampliamente utilizado en el interior de las lámparas
incandescentes y fluorescentes. El neón es también otro gas
noble o inerte, muy utilizado en textos y ornamentos lumínicos de
anuncios y vallas publicitarias.

47. Propiedad de los metales
Poseen bajo potencial de ionización y alto peso específico
Por regla general, en su último nivel de energía tienen de 1 a 3 electrones.
Son sólidos a excepción del mercurio (Hg), galio (Ga), cesio (Cs) y francio (Fr),
que son líquidos
Presentan aspecto y brillo metálicos
Son buenos conductores del calor y la electricidad
Son dúctiles y maleables, algunos son tenaces, otros blandos
Se oxidan por pérdida de electrones
Su molécula está formada por un solo átomo, su estructura cristalina al unirse
con el oxígeno forma óxidos y éstos al reaccionar con el agua forman
hidróxidos
Los elementos alcalinos son los más activos

48. Propiedades generales de los no-metales
Tienen tendencia a ganar electrones
Poseen alto potencial de ionización y bajo peso específico
Por regla general, en su último nivel de energía tienen de 4 a 7 electrones
Se presentan en los tres estados físicos de agregación
No poseen aspecto ni brillo metálico
Son malos conductores de calor y la electricidad
No son dúctiles, ni maleables, ni tenaces
Se reducen por ganancia de electrones
Sus moléculas están formadas por dos o más átomos
Al unirse con el oxígeno forman anhídridos y éstos al reaccionar con el agua,
forman oxiácidos
Los halógenos y el oxígeno son los más activos
Varios no-metales presentan alotropía

49. Metaloides. Son elementos que poseen, generalmente, cuatro electrones en
su última órbita, por lo que poseen propiedades intermedias entre los metales y
los no metales. Esos elementos conducen la electricidad solamente en un
sentido, no permitiendo hacerlo en sentido contrario como ocurre en los
metales. El silicio (Si), por ejemplo, es un metaloide ampliamente utilizado en la
fabricación de elementos semiconductores para la industria electrónica, como
rectificadores diodos, transistores, circuitos integrados, microprocesadores, etc.

53. Teoría de Lewis del enlace covalente
Según número de electrones que participen
en el enlace:
ENLACE SIMPLE: Se comparte un par de
electrones. Ejemplo:
ENLACE DOBLE: Se comparten dos pares de
electrones. Ejemplo:
ENLACE TRIPLE: Se comparten tres pares de
electrones. Ejemplo:

54. para la molécula SO2
Cl Cl H F
H O
H
H N H
H
CH
H
H
H
Oxido nitros = N2O
Diborano = B2H6
metano = CH4
Amoniaco = NH3
Fosfina = PH3
Agua = H2O
Sulfuro de hodrogeno = H2S
Acido nítrico = HNO3
Trióxido de Azufre (SO3)
Bióxido de Carbono (CO2)
Cloruro de Fósforo (PCl5)

55. enlace metálico
Se produce cuando se combinan metales entre sí. Los átomos de los metales
necesitan ceder electrones para alcanzar la configuración de un gas noble. En
este caso, los metales pierden los electrones de valencia y se forma una nube de
electrones entre los núcleos positivos.

56. Configuración de gas noble

58. Enlace iónico Enlace metálicoEnlace covalente
K2S
Cs2O
CaI2
Al2O3
O=C=O.
Dióxido de carbono
Fluoruro de ástato
Bromuro de yodo
Cloruro de selenio
Sulfuro de carbono
Platino
plomo
zinc
berilio
francio

59. TABLA PERIÓDICA
ANTECEDENTES DE LA

60. Caracol telúrico de Chan Courtois (1862): ordeno a los
elementos graficándolos en la pared de un cilindro en orden
creciente a sus masas atómicas.
Jacobo Berzelius (1814) : Clasifico los elementos en
electropositivos y electronegativos.
Willian Proust (1815): todos los elementos están
compuestos por hidrogeno como materia original
Triadas de Do Bereiner (1817): la amsa atómica del elemento
central es aproximadamente la semisuma de las masas
atómicas de los elementos extremos.

61. Tabla periódica actual (TPA)- Moseley (1913): las propiedades
de los elementos dependen del numero atómico, por ello son
ordenadas en forma creciente a este.
Las octavas de Newlands (1865): clasifico a los elementos en
las filas horizontales de 7 en 7 donde el 8° elemento se
parecía al primero en propiedades.
Ley periódica de Mendeléiev (1869): deja espacios vacíos
para elementos por descubrirse, además predice las
propiedades que debería tener.

62. Características
periódica
de la tabla

63. PERIODOS:
Son los renglones o filas horizontales de la tabla periódica. Actualmente se incluyen
7 periodos en la tabla periódica.
GRUPOS:
Son las columnas o filas verticales de la tabla periódica. La tabla periódica consta
de 18 grupos. Éstos se designan con el número progresivo, pero está muy difundido
el designarlos como grupos A y grupos B numerados con números romanos.
ELEMENTOS REPRESENTATIVOS:
Están formados por los elementos de los
grupos "A".
ELEMENTOS DE TRANSICIÓN:
Elementos de los grupos "B", excepto
lantánidos y actínidos.
ELEMENTOS DE TRANSICIÓN
INTERNA:
Lantánidos y actínidos.
GASES NOBLES: Elementos del grupo VIII A (18)
CLASES.- SE DISTINGUEN 4 CLASES EN LA TABLA PERIÓDICA:

64. Elementos
representativos
Elementos
representativos
Elementos de
transición
IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB
Elementos de transición interna
Gasesnobles

65. FAMILIAS
Están formadas por los elementos representativos
(grupos "A") y son
GRUPO FAMILIA
I A Metales alcalinos
II A Metales alcalinotérreos
III A Familia del boro
IV A Familia del carbono
V A Familia del nitrógeno
VI A Calcógenos
VII A Halógenos
VIII A Gases nobles

66. • El nombre de esta familia proviene de la palabra árabe
álcalis, que significa cenizas.
• Al reaccionar con agua, estos metales forman hidróxidos,
que son compuestos que antes se llamaban álcalis.
• Son metales blandos, se cortan con facilidad.
• Los metales alcalinos son de baja densidad
• Estos metales son los más activos químicamente
• No se encuentran en estado libre en la naturaleza, sino en
forma de compuestos, generalmente sales . Ejemplos:
El NaCl (cloruro de sodio) es el compuesto mas
abundante en el agua del mar.
Metales alcalinos
1
IA

67. • Se les llama alcalinotérreos a causa del aspecto
térreo de sus óxidos .
• Sus densidades son bajas, pero son algo mas
elevadas que la de los metales alcalinos.
• Son menos reactivos que los metales alcalinos.
• No existen en estado natural, por ser demasiado
activos y, generalmente, se presentan formando
silicatos, carbonatos, cloruros y sulfatos.
2
IIA
Metales alcalinotérreos

68. •TODOS SON METALES TÍPICOS; POSEEN UN LUSTRE METÁLICO CARACTERÍSTICO
Y SON BUENOS CONDUCTORES DEL CALOR Y DE LA ELECTRICIDAD
• LAS PROPIEDADES FÍSICAS Y QUÍMICAS DE LOS ELEMENTOS DE TRANSICIÓN
CUBREN UNA AMPLIA GAMA Y EXPLICAN LA MULTITUD DE USOS PARA LOS CUÁLES
SE APLICAN
3
IIIB
5
VB
6
VIB
7
VIIB
9
VIIIB
11
IB
12
IIB
4
IVB
Metales de transición

69. • Son químicamente inertes lo que significa que
no reaccionan frente a otros elementos
químicos.
• En condiciones normales se presentan siempre
en estado gaseoso.
18
VIIIA
Gases Nobles

70. BLOQUES.- Es un arreglo de los elementos de acuerdo
con el último subnivel que se forma.
BLOQUE "s" GRUPOS IA Y IIA
BLOQUE "p" GRUPOS III A al VIII A
BLOQUE "d" ELEMENTOS DE TRANSICIÓN
BLOQUE "f" ELEMENTOS DE TRANSICIÓN INTERNA

72. HNO3 + HBr Br2 + NO + H2O
FeCl2+ H2O + HCl FeCl3+ H2O
H2SO4 + HI H2SO3 + I2 + H2O
KMnO4 + HBr MnBr2 + KBr + H2O + Br2
AgNO3 + H2S → Ag2S + HNO3

74. nombre símbolo Configuración de Bohr
Na
Fr
Hg
Au
Ag
O
Cl
F
I
Fe
Zn
Pt
P

78. BLOQUE 3

79. Ecuación química
Es una transformación de una o varias sustancias en otras sustancias
diferentes, debido a que su composición y propiedades se modifican.

86. Cambios Químicos
Son procesos en los que cambia la naturaleza de las
sustancias, además de formarse otras nuevas a las iniciales.
Ejemplos:
Combustión: Si quemamos un papel, se transforma en cenizas
y, durante el proceso, se desprende humo. (Inicialmente,
tendríamos papel y oxígeno, al concluir el cambio químico
tenemos cenizas y dióxido de carbono, sustancias diferentes a
las iniciales).

87. Corrosión: Si dejamos un trozo de hierro a la intemperie, se
oxida y pierde sus propiedades iniciales. (Las sustancias
iniciales serían hierro y oxígeno, la sustancia final es óxido de
hierro, con unas propiedades totalmente diferentes a las de las
sustancias iniciales).

88. La fotosíntesis: proceso mediante el cual las plantas son
capaces de convertir la energía del Sol en alimento.

89. La respiración: mediante la cual se dan una serie de cambios químicos
entre el aire y la sangre que liberan bióxido de carbono y vapor de agua a
partir del oxígeno inspirado.

90. ¿Cómo sabemos cuándo se ha
producido una reacción química?
Cuando se produce una reacción química suelen producirse
algunos indicios típicos:
a) Cambio de coloración: Indica la aparición de una o de
varias sustancias nuevas distintas a las iniciales.

91. Desprendimiento de gas: Como resultado de la reacción
aparece una nueva sustancia que se presenta en estado
gaseoso a temperatura ambiente.

92. Absorción o liberación de calor: Los cambios espontáneos
de temperatura de la mezcla revelan que se está produciendo
una reacción.

93. Cambios en otras propiedades: La acidez, el olor, la
aparición de propiedades ópticas frente a la luz,
propiedades magnéticas o eléctricas, etc.

94. REPRESENTACIÓN
DE MOLÉCULAS Y
COMPUESTOS

95. Formula
química
Modelo de
Lewis
Modelo
bidimensional
Modelo
tridimensional
Ion sulfato

96. Formula
química
Modelo de
Lewis
Modelo
bidimensional
Modelo
tridimensional
Cloruro de sodio

97. Formula
química
Modelo de
Lewis
Modelo
bidimensional
Modelo
tridimensional
Agua

98. Formula
química
Modelo de
Lewis
Modelo
bidimensional
Modelo
tridimensional
Amoniaco

102. VALENCIAS EN LAS FÓRMULAS
QUÍMICAS

103. VALENCIA es la capacidad de combinación de un
átomo. Indica el número de enlaces.
Para ubicar y calcular los electrones de valencia de los
distintos elementos utilizamos la siguiente tabla:

104. IONES: CATIONES Y ANIONES
IONES
Son especies químicas (átomos o grupos de átomos) cargadas
eléctricamente. Es decir, que tienen un número distinto de
protones que de electrones.
CATIONES
Son iones con carga positiva. Los hay monoatómicos y
poliatómicos.
Cationes monoatómicos: suelen corresponder a metales
que han perdido sus electrones de valencia.
Ejemplos
Nombre
Ca2+ Ión calcio
Fe2+ Ión ferroso
Sn4+ Ión estáñico

105. ANIONES
Son iones con carga negativa. Los hay monoatómicos y
poliatómicos.
Aniones monoatómicos: suelen corresponder a no metales
que han ganado electrones completando su capa de valencia.
Ejemplos
Ión Nombre
Cl- cloruro
H- hidruro
S2- sulfuro

106. Aniones poliatómicos: se pueden considerar como
procedentes de una molécula que ha perdido protones.
Ejemplos
Compuesto Nombre
(SO4 )2- Ión sulfato
(NO2 )-1 Ión nitrito
ClO- Ión hipoclorito
MnO4
- Ión permanganato
GASES DIATÓMICOS
Los elementos que normalmente, a temperatura ambiente, se
encuentran en estado gaseoso, suelen estarlo en forma de
moléculas diatómicas.

107. Gases diatómicos
Elemento Nombre Átomo Nombre
H2 Hidrógeno H Hidrógeno atómico
F2 Flúor F Flúor atómico
Cl2 Cloro Cl Cloro atómico
Br2 Bromo Br Bromo atómico
N2 Nitrógeno N Nitrógeno atómico
I2 Iodo I Iodo atómico

108. Características de una
ecuación química

109. Reacciones de síntesis o adición:
1. Metal + Oxígeno = Óxido metálico
Al2O3 Óxido de Aluminio
Fe2O3 Óxido de Hierro (III)
P2O5 Óxido de fósforo (V)
Hg2O Óxido de Mercurio (I)

110. No Metal + Oxígeno = Óxido no metálico (Anhídrido)
Nomenclatura estequiometria: consiste en anteponer a la
palabra “óxido” un prefijo que nos indique el número de
oxígenos seguida de “de” y el nombre del no metal con un
prefijo que nos indique el número de átomos de ese no metal.
Los prefijos que designan el número de átomos son:
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12
mono
-
di- tri-
tetra
-
penta
-
hexa
-
hepta
-
octa
-
nona
-
deca-
undeca
-
dodeca-

111. Nomenclatura estequiométrica
N2O Óxido de dinitrógeno
NO Monóxido de nitrógeno
N2O3 Trióxido de dinitrógeno
CO Monóxido de carbono
CO2 Dióxido de carbono

112. Metal + Hidrógeno =
Hidruro

113. En este caso se nombra con la palabra "ácido" y el nombre
del no metal terminado en -hídrico.
Ácido NOMETAL-hídrico
Los hidrácidos son combinaciones del hidrógeno con los
Calcógenos (grupo 16) y los Halógenos (grupo 17).
HF Fluoruro de hidrógeno o fluorano ----> HF(aq) Ácido fluorhídrico
HCl Cloruro de hidrógeno o clorano ----> HCl(aq) Ácido clorhídrico
HBr Bromuro de hidrógeno o bromano ----> HBr(aq) Ácido
bromhídrico
HI Yoduro de hidrógeno o yodano ----> HI(aq) Ácido yodhídrico
H2S Sulfuro de hidrógeno o sulfano ----> H2S(aq) Ácido sulfhídrico