papa

1. 1
MATERIA, ÁTOMOS Y MOLÉCULAS
CAMBIOS DE ESTADO:
Cuando un cuerpo cambia de estado de agregación por
acción de la temperatura se dice que se produjo un cambio
de estado.
Son cambios físicos ya que no se produce ruptura ni
formación de nuevos enlaces.
En el estado sólido, las moléculas se encuentran más cerca
entre ellas y en el estado gaseoso más alejadas:
SÓLIDO LÍQUIDO GAS
No se comprime No se comprime Se comprime
No adopta la forma del recip Adopta la forma del recip Adopta la forma del rec
Tiene volumen propio Tiene volumen propio Su volumen es el del recip
MATERIAL REGISTRADO
ISBN 978-987-9419-81-6
PROHIBIDA SU
REPRODUCCIÓN TOTAL O
PARCIAL.

2. 2
SISTEMAS MATERIALES
A la porción del universo que se aísla para su estudio se la
llama sistema material.
Las propiedades físicas de la materia pueden ser
extensivas o intensivas.
Las propiedades intensivas son aquellas que no dependen
de la cantidad de materia en estudio como pueden ser la
densidad, el color, el brillo, la temperatura de fusión o
ebullición y son importantes para identificar a una
sustancia.
Por ejemplo la temperatura de ebullición del agua a una
atmósfera es de 100 °C sin importar la cantidad de agua
que se utilice.
Las propiedades extensivas son las que dependen de la
masa en estudio, como la masa, el peso, el volumen,
ninguna de las cuales sirve para identificar a una sustancia.
GAS
CONDENSACIÓN
LÍQUIDO
SOLIDIFICACIÓN
SÓLIDO
VOLATILIZACIÓN
SÓLIDO
FUSIÓN
LÍQUIDO
VAPORIZACIÓN
GAS
SUBLIMACIÓN

3. 3
Cuando ponemos en un recipiente una mezcla con agua,
sal y clavos de hierro es un sistema material en el cual
podemos notar distintas porciones con diferentes
propiedades intensivas. A este sistema se lo llama
heterogéneo.
Un sistema heterogéneo está formado por dos o más
fases, cada fase tiene la misma composición y
propiedades.
Este sistema está formado por tres componentes (agua,
sal y clavos de hierro) y dos fases (agua con sal y clavos
de hierro).
Es importante entender que un sistema heterogéneo no
tiene necesariamente tiene que estar formado por distintos
componentes. Un vaso con agua y dos cubitos de hielo
tiene un solo componente (agua) y dos fases (agua líquida
y agua sólida), por lo que se trata de un sistema
heterogéneo.
Cuando un determinado sistema material posee las mismas
propiedades intensivas en toda su masa se trata de un
sistema homogéneo.
Si el sistema está formado por un puñado de sal, no
podemos distinguir distintas fases, se trata entonces de un
sistema homogéneo que posee un solo componente, la
sal, que es una sustancia pura.
Si en cambio el sistema está formado por un vaso de agua
con una cucharadita de sal, tampoco podemos distinguir
distintas fases pero encontramos dos componentes (agua y
sal). En este caso se trata de una solución.

4. 4
Es decir, un sistema homogéneo está formado por una
única fase y puede estar formado por un solo componente
(sustancia pura) o por más de un componente (solución).
Una solución está formada por un solvente y uno o más
solutos.
El solvente es el componente que disuelve al soluto o el
que se encuentra en mayor proporción. Por ejemplo, en la
solución formada por sal y agua el soluto es la sal y el
solvente el agua.
No necesariamente el solvente debe ser agua (solución
acuosa), ni tampoco necesariamente el solvente debe ser
un líquido. Por ejemplo, en el humo hay varios minerales
sólidos disueltos en gases, mientras que en la niebla
encontramos líquido en gases.
Si bien tanto las sustancias puras como las soluciones son
sistemas homogéneos, entre ellas hay una diferencia muy
importante.
Sistemas
Homogéneos Una fase
Un componente Sustancia pura
Dos o más
componentes
Solución
Heterogéneos
Dos o más fases
Cada fase tiene las mismas
propiedades intensivas
Pueden tener uno
o más
componentes

5. 5
Las sustancias puras no pueden separarse por medios
físicos en cambio las soluciones sí.
Las sustancias puras tienen propiedades físicas
determinadas como la densidad, solubilidad, la temperatura
permanece constante mientras se da un cambio de estado
y tienen una determinada temperatura de fusión y de
ebullición.
Estas propiedades se utilizan para identificar a una
sustancia pura.
Las sustancias puras se clasifican en sustancias simples
y sustancias compuestas.
Las sustancias simples son aquellas formadas por átomos
de un mismo elemento. Ejemplos de ellas son el oxígeno
gaseoso (O2), el ozono (O3), el nitrógeno gaseoso (N2), el
bromo líquido (Br2), el aluminio (Al), el hierro (Fe), etc.
Estas sustancias no se descomponen en otras sustancias.
Las sustancias compuestas son aquellas formadas por
átomos de más de un elemento. Por ejemplo, el agua (H2O)
que está formada por átomos de hidrógeno (H) y por
átomos de oxígeno (O) , el cloruro de sodio (NaCl), el
alcohol etílico (CH3CH2OH), etc. Estas sustancias pueden
descomponerse en otras sustancias. Por ejemplo, el agua
se puede descomponer mediante la electrólisis en
hidrógeno y oxígeno gaseosos.
Las soluciones son mezclas homogéneas formadas por
más de un componente que se pueden separar por
métodos físicos como evaporación o cromatografía.

6. 6
Hay diversas formas de expresar la concentración de una
solución. Veremos tres de ellas: porcentaje masa en masa
(% m/m), porcentaje masa en volumen (% m/V) y
porcentaje volumen en volumen (% V/V).
1. % m/m: El porcentaje masa en masa es la masa
de soluto (medida en gramos) que se encuentra
por cada 100 gramos de solución.
2. % m/V: El porcentaje masa en volumen es la
masa de soluto (medida en gramos) que se
encuentra por cada 100 mililitros o cm3
de
solución.
3. % V/V: El porcentaje volumen en volumen es el
volumen de soluto (medido en mililitros o cm3
)
que se encuentra por cada 100 mililitros o cm3
de
solución.
Sistema homogéneo
Un solo componente Sustancias puras
Simples
Formadas por átomos
de un mismo
elemento
Compuestas
Formadas por átomos
de distintos
elementos
Dos o más
componentes
Solución
Sus componentes se
pueden separar por
métodos físicos
%
m/m
CADA
100 g de
solución
gramos
de
soluto
%
m/V
CADA
100 cm3
de
solución
gramos
de
soluto
%
V/V
CADA
100 cm3
de
solución
cm3 de
soluto

7. 7
La masa de la solución está vinculada con su volumen por
medio de la densidad:
El siguiente esquema se usa para hacer los cálculos
relacionados con la densidad.
Solo se deben respetar los niveles de las burbujas para
relacionar las tres variables entre sí:
m = ρ .V
1 litro
1 dm3
1000
cm3
1000
ml masa de solución
masa de
solvente
masa de
soluto
msc
Vscρsc

8. 8
COMPOSICIÓN CENTESIMAL
Es el porcentaje de cada componente en una mezcla. Para
obtenerla, se debe calcular la masa de cada componente
cada 100 g de muestra.
Se preparó una mezcla con 50,0 ml de agua (ρ = 1,00
g/ml), 20,0 ml de etanol (ρ = 0,800 g/ml) y 10,0 g de
arena. El agua y el etanol formaron una solución pero
la arena no se disolvió.
a) Para el sistema final, indicar: número de fases,
estado de agregación de cada fase y número e
identidad de componentes presentes en cada fase.
b) Calcular la composición de la solución, expresada
como % V/V.
c) Calcular la composición de la solución, expresada
como % m/m.
d) Calcular la composición centesimal del sistema
final.
Nuestro sistema es el siguiente:
a) Tenemos 2 fases:
PROBLEMA PARA CALCULAR CONCENTRACIÓN DE UNA SOLUCIÓN Y
COMPOSICIÓN CENTESIMAL

9. 9
1 fase líquida formada por la solución de etanol
en agua (2 componentes)
1 fase sólida formada por arena (1 componente)
b) El % V/V corresponde a los ml de etanol cada 100 ml
de solución. Para poder calcularlo debemos
considerar que podemos sumar los volúmenes:
50,0 ml agua + 20,0 ml etanol = 70,0 ml solución
Por lo tanto:
70,0 ml sc _____ 20,0 ml etanol
100 ml sc ____ x = 28,6 ml etanol
Es decir, la solución es 28,6 % V/V
c) El % m/m corresponde a los gramos de soluto (es
decir de etanol) cada 100 gramos de solución.
Por lo tanto, para calcular la masa de solución
necesitamos la masa de soluto (etanol) y la masa de
solvente (agua).
Ambas las calcularemos a partir de sus respectivas
densidades (ρ):
msv = ρsv. Vsv = 1,00 g/ml . 50,0 ml = 50,0 g sv
mst = ρst. Vst = 0,800 g/ml . 20,0 ml = 16,0 g st
msc = mst + msv = 16,0 g + 50,0 g = 66,0 g sc
Por lo tanto cada 66,0 g de solución hay 16,0 g de
soluto:

10. 10
66,0 g sc _____ 16,0 g st
100 g sc _____ x = 24,2 g st es 24,2 % m/m
d) El sistema final está formado por la solución y por la
arena. Por lo tanto, si quiero calcular su composición
centesimal debo considerar la masa total de los
componentes:
m sistema final = m agua + m etanol + m arena
m sistema final = 50,0 g agua + 16,0 g etanol + 10,0 g
arena
m sistema final = 76,0 g
La composición centesimal se calcula a partir de 100 g
de sistema:
76,0 g sistema final ____ 50,0 g agua
100 g sistema final __ x = 65,8 g agua
65,8 % agua
76,0 g sistema final ____ 16,0 g etanol
100 g sistema final ___ x = 21,1 g etanol
21,1 % etanol
76,0 g sistema final ____ 10,0 g arena
100 g sistema final ___ x = 13,1 g arena
13,1 % arena
NOTAR QUE LA SUMA DE LOS % DEBE DAR 100
%.

11. 11
COMPOSICIÓN ATÓMICA
El átomo está formado por un núcleo y una zona
extranuclear.
En el núcleo se encuentran partículas positivas llamadas
protones (p+
) y partículas neutras llamadas neutrones (n).
En la zona extranuclear se encuentran los electrones que
poseen carga negativa.
La masa del protón es semejante a la masa del neutrón,
pero la masa del electrón es despreciable frente a éstas.
Por lo tanto, la masa del átomo está concentrada en el
núcleo.
Por otro lado, el volumen del núcleo es despreciable frente
al volumen de la zona ocupada por los electrones.
ÁTOMO
NÚCLEO
Se concentra toda
la masa del átomo
PROTONES
p+
NEUTRONES
n
ZONA
EXTRANUCLEAR
Volumen del átomo
ELECTRONES e-
Masa despreciable

12. 12
Definiremos dos números importantes, llamados número
atómico (Z) y número másico (A):
Notar que la tabla periódica está en orden de Z
creciente
Si X es el símbolo del elemento la notación es:
NUCLEIDO: partícula de la cual conoces su nº p+
y su nº n
EJEMPLOS
Z= nº p+
= 17 por ser neutro n ºe-
= 17
A= Z + nº n entonces nº n = A – Z = 35 – 17 = 18 n
Z: nº atómico= nº p+
ES LO QUE CARACTERIZA AL ELEMENTO
A: nº másico= nº p+
+ nº n o A= Z + nº n

13. 13
.
IONES: partículas con carga positiva o negativa producidos
por la pérdida ó ganancia de electrones:
Si tenemos un átomo neutro, significa que tiene el mismo
número de protones
+
que de e- -
es decir, el mismo número de cargas positivas que
negativas:
+ + +
- - -
IONES
POSITIVOS
CATIONES
Se producen por
la PÉRDIDA DE
e-
X X+ + e-
NEGATIVOS
ANIONES
Se producen por
la GANANCIA
DE e-
X + e- X-

14. 14
y PIERDE 1 e- + + +
- -
se formará un ión con carga positiva, es decir, un CATION.
Si por el contrario, un átomo neutro
+ + + + + + + + +
- - - - - - - - -
GANA 1 e-, quedará con carga negativa formando un
ANION:
+ + + + + + + + +
- - - - - - - - - -

15. 15
QUÉ ÁTOMOS SON CAPACES DE FORMAR
IONES?QUÉ ÁTOMOS SON CAPACES DE FORMAR
IONES?
Los átomos captan ó liberan electrones hasta quedar con 8
en el último nivel como poseen los gases nobles, que son
los que poseen máxima estabilidad.
Por lo tanto, todos los átomos de los elementos que se
encuentran en el grupo VII A de la tabla periódica, que son
los que poseen 7 electrones en su último nivel, captarán 1
electrón para llegar a tener el octeto.
Otra forma de entenderlo puede ser pensar que todos los
átomos captan ó liberan electrones para quedar con el
mismo número de electrones que el gas noble más
cercano.
Cabe aclarar que al captar ó liberar electrones no se
transforman en el gas noble sino que sólo quedan con el
mismo número de electrones (isoelectrónico), ya que el
número de protones no varía.
Por ejemplo, el Cl tiene Z=17, es decir, posee 17 protones
y 17 electrones. El gas noble más cercano a él es el 18Ar
que posee 18 electrones, entonces el Cl captará 1 electrón.
De la misma manera todos los átomos de los elementos del
grupo VI A, poseen 6 electrones en el último nivel, por lo
que captarán 2 electrones para quedar con 8.
Si tomamos como ejemplo de este grupo al 34Se, podemos
ver que el gas noble más cercano a él es el 36Kr, como el
Se tiene 34 electrones, para tener 36 captará 2 electrones.

16. 16
Por otro lado los átomos de los elementos del grupo IA
poseen 1 electrón en el último nivel, pero en el nivel
anterior poseen 8 electrones. Por lo tanto, ellos liberarán 1
electrón y así quedarán con el octeto.
También se puede entender teniendo en cuenta que
liberarán 1 electrón para quedar con el mismo número de
electrones que el gas noble más cercano.
Por ejemplo, en el caso del 11Na, el gas noble más cercano
a él es el 10Ne, por lo tanto liberará 1 electrón:
http://www.youtube.com/watch?v=uvZCFupdI4U
El Na con Z=11 y A=23 y pierde 1 e-
forma un CATIÓN
MONOVALENTE O IÓN MONOPOSITIVO:
+
+ e-
11p+
11p+
12n 12n
11e-
10e-
Notar que el catión sodio tiene 11 p+
y 10 e-
. Debido a
que tiene 11 cargas positivas y 10 cargas negativas le
queda una carga neta positiva que es la que figura en su
símbolo: Na+
El Mg con Z=12 y A=24, tiene en su último nivel 2 e-
, el gas
noble más cercano a él es el 10Ne, por lo que el Mg liberará

17. 17
2 electrones formando un CATIÓN DIVALENTE O IÓN
DIPOSITIVO:
2+
+ 2 e-
12p+
12p+
12n 12n
12e-
10e-
El F con Z=9 y A=19 forma un ANIÓN MONOVALENTE O
IÓN MONONEGATIVO ya que al captar 1 electrón queda
isoelectrónico con el 10Ne:
+ e- -
ANIÓN FLUORURO
9p+
9p+
10n 10n
9e-
10e-

18. 18
El S con Z=16 y A=32 tiene 16 electrones por lo que
formará un ANIÓN DIVALENTE O IÓN DINEGATIVO para
quedar con 18 electrones al igual que el 18Ar que es el gas
noble más cercano:
+ 2 e- 2-
ANIÓN SULFURO
16p+
16p+
16n 16n
16e-
18e-
Notar que en todos los casos el Z y el A del átomo y de su
ión COINCIDEN ya que sólo se gana o pierden electrones
que no afectan el Z ni el A.
IONES ISOELECTRÓNICOS: iones que poseen igual nº de
e-
por ejemplo Na+,
Mg2+,
F-
(todos tienen 10 e-
).
A su vez, estos iones son isoelectrónicos con el 10Ne.

19. 19
ISÓTOPOS: átomos de un mismo elemento (=Z) que
tienen distinta masa (distinto nº n y distinto A)
6n 7n 8n
A=12 A=13 A=14
Recordar que el Z caracteriza al elemento, por lo tanto
como tienen Z=6 se trata del C. Son isótopos por ser
átomos del mismo elemento que tienen distinta masa y
por lo tanto distinto nº de neutrones y distinto nº
másico A.

20. 20
MAGNITUDES ATÓMICO MOLECULARES
UNIDAD DE MASA ATÓMICA (uma): es la doceava parte de la
masa del nucleído 12
C. Se representa con la letra u.
1u= 1,66 10-24
g
De este modo la masa del nucleído 12
C es de 12 u.
Habiendo tomado como patrón al C se puede expresar la
masa de los demás átomos diciendo cuántas veces más
pesado es cada uno de ellos que la unidad de masa
atómica, es decir expresándolo en u.
En la Tabla periódica figuran las masas promedio de todos
los isótopos que constituyen cada elemento expresadas en
u. Por ejemplo:
H: 1,008 u es decir 1,008 x 1,66 10-24
g= 1,67 10-24
g
O: 16,0 u es decir 16,0 x 1,66 10-24
g= 2,66 10-23
g
Br: 79,9 u es decir 79,9 x 1,66 10-24
g= 1,33 10-22
g
NOTAR QUE LOS DATOS QUE FIGURAN EN LA TABLA
PERIÓDICA ESTÁN EXPRESADOS EN u Y NO
CORRESPONDEN A LAS MASAS EXPRESADAS EN g. Es decir
la masa de un átomo de H NO ES 1,00 g sino que es de
1,67 10-24
g.
Por otro lado el A coincide con el nº entero más próximo a
la masa del nucleído, expresada en u.

21. 21
Los datos de la Tabla Periódica son en realidad el resultado
de realizar un promedio ponderado (que tiene en cuenta la
abundancia de cada uno) de todos los isótopos naturales.
La masa promedio de un elemento se calcula como:
Masa promedio =
EJEMPLO
(7.42%y 6,015 u), (92,58% y 7,016 u)
Masa promedio Li= 7,42 %. 6,015 u + 92,58% . 7,016u = 6,942 u
100%
De la misma manera recordemos que una molécula es un
conjunto de átomos, entonces para calcular la MASA
MOLECULAR de una sustancia debemos sumar las masas
atómicas expresadas en u teniendo en cuenta su fórmula.
Por ejemplo:
m(H2SO4) = 2 x 1,00 u + 1 x 32,0 u + 4 x 16,0 u = 98,0 u
Esto significa que una molécula de H2SO4 tiene una masa
de 98,0 u y NO de 98,0 g.
La masa expresada en g será de 98,0 x 1,66 10-24
= 1,63
10-22
g

22. 22
MOL: CANTIDAD de sustancia que contiene 6,02 1023
unidades elementales (átomos, moléculas, iones, etc.)
Nº de Avogadro= NA = 6,02 1023
mol-1
Simplemente tengamos en cuenta que el mol es una
cantidad que nos sirve para contar partículas, así como:
Este n° resulta muy útil ya que si, por ejemplo, un solo
átomo de N tiene una masa de 14,0 u, un mol de átomos
(6,02 1023
átomos) pesará 14,0 g:
1 át N ____ 14,0 u ____ 14,0 x 1,66 10-24
g
6,02 1023
át N ____x= 14,0 x 1,66 10-24
x 6,021023
g= 14,0 g
Cada vez que nos pregunten CANTIDAD debemos
responder MOLES.
Docena 12
Centena 100
Mol 6,02 10 23
1 MOL DE ÁT N 1

23. 23
MASA MOLAR (M): corresponde a la masa de 1 mol de
partículas y se expresa en g/mol o lo que es lo mismo
g.mol-1
.
La masa de 1 mol de partículas COINCIDE con el valor de
su masa expresada en u.
MASA DE UN
ÁTOMO DE H
m(H)
Mirar Tabla
Periódica
1,00 u
1,00 x 1,66 10 -24 g = 1,66 10 -24 g
MASA DE UN
ÁTOMO DE O
m(O)
Mirar Tabla
Periódica
16,0 u
16,0 x 1,66 10 -24 g = 2,66 10 -23 g

24. 24
MASA MOLAR DE H
MH
1,00 g/mol
COINCIDE CON EL
VALOR QUE APARECE
EN LA TABLA
PERIÓDICA
MASA DE 1 MOL DE
ÁTOMOS DE H
MASA DE 1 MOLÉCULA DE H2O
MIRAR TABLA PERIÓDICA
2 VECES m(H) + 1 VEZ m(O)
m(H2O)= 2 m(H)+ m(O)
m(H2O)= 2. 1,00 u +16,0 u= 18,0 u

25. 25
EJERCICIOS
En la T.P. vemos que m(Na)= 23,0 u por tanto
MNa= 23,0 g/mol
1 mol ______ 23,0 g 1 mol ______ 6,02 1023
át
1,50mol_____ x= 34,5 g 1,50mol ____ x= 9,03 1023
át
Nºát? CANTIDAD de átomos? = MOLES de átomos? = n
En 500 g de Fe
En la T.P. m(Fe) = 55,8 u entonces MFe = 55,8 g/mol
55,8g ___1 mol ___ 6,02 1023
át Fe 55,8g ___ 1 mol át
500g ___________ x= 5,39 1024
át Fe 500g ___ x= 8,96 mol
MASA DE 1
MOLÉCULA DE
H2O = 18,O u
MASA DE 1
MOL DE
MOLÉCULAS DE
H2O = 18,0 g
MH2O = 18,0
g/mol
Indicar cuál es la masa y el n° de átomos presentes en 1,50 mol
de átomos de Na.
Indicar cuál es el n° de átomos y la cantidad de átomos
presentes en 500 g de Fe.

26. 26
m(Ca)= 40,0 u m(P)= 31,0 u m(O)= 16,0 u
m (Ca3(PO4)2)= 3x40,0 u+ 2x31,0 u+ 8x16,0 u= 310 u
i) MCa3(PO4)2= 310 g/mol
ii)
m(Ca3(PO4)2) = 310 u
iii) 1 unidad f.___ 310 u = 310 x 1,66 10-24
g = 5,15 10-22
g
Otra forma: 1 mol ___ 6,02 1023
unid. f. ___ 310g
1 unidad f. __ x= 5,15 10-22
g
Antes de seguir adelante con los problemas veamos lo
siguiente:
m(H2SO4)= 98,0 u MH2SO4= 98,0 g/mol
Calcular para el Ca3(PO4)2
i) M
ii) Masa de 1 molécula o unidad fórmula en u
iii) Masa de 1 molécula o unidad fórmula en g

27. 27
O por otra parte:
1 molécula
de H2SO4
2 átomos
de H
2x 1,00 u =
2,00 u
1 átomo de
S
1 x32,0 u =
32,0 u
4 átomos
de O
4x 16,0 u =
64,0 u
98,0 u
1 mol de moléculas de H2SO4
6,02 10 23 moléculas
98,0 g
2 moles de
átomos de
H
2x 6,02 1023
átomos de H
2 molx
1,00g/mol=
2,00 g
1 mol de
átomos de S
1x 6,02 1023
átomos de S
1 molx
32,0g/mol =
32,0g
4 moles de
átomos de
O
4x 6,02 1023
átomos de O
4 molx
16,0g/mol=
64,0 g

28. 28
EJEMPLOS
m (NH4NO3)= 80,0 u entonces M NH4NO3= 80,0 g/mol
i) 80,0g NH4NO3 ___ 1 mol unid. NH4NO3
100g NH4NO3 ___ x= 1,25 mol unid. NH4NO3
ii) 80,0 g NH4NO3 ___ 6.02 1023
unid. NH4NO3
100 g NH4NO3 ___ x= 7,53 1023
unid. NH4NO3
iii) 80,0g ___ 1 mol unid. NH4NO3 __ 2 moles át de N
100g _______________________ x= 2,50 moles át de N
iv) 80,0g __ 2 moles át de N __ 2 x 6,02 1023
át de N
100g __________________ x = 1,51 1024
át de N
v) 80,0g __ 2 moles át de N___ 2 x 14,0g N = 28,0 g N
100g _____________________________ x= 35,0 g N
Calcular para 100g de NH4NO3
i) Cantidad de unidades fórmula = moles
ii) Nº de unidades fórmula
iii) Cantidad de át de N = moles de át de N
iv) Nº de át de N
v) Masa de N

29. 29
m (CaCO3) = 1x m(Ca)+ 1x m(C) + 3x m(O)
m(CaCO3) = 1x 40,0 u+1x 12,0 u+3x 16,0 u = 100 u
MCaCO3= 100 g/mol
Según lo anterior cada 100g de CaCO3 el Ca aporta 40,0g
Recordar que 400 mg = 0,400 g
40,0 g de Ca ___ 100 g de CaCO3
0,400 g de Ca __ x= 1,00 g de CaCO3
MCaCO3= 100 g/mol
En primer lugar debemos calcular cuántos átomos de
oxígeno se encuentran en 2,00 moles de H2SO4:
Calcular la masa de CaCO3 que aporta 400 mg de Ca.
Calcular la masa de CaCO3 que posee el mismo número de
átomos de oxígeno que 2,00 moles de H2SO4 .

30. 30
1,00 mol H2SO4 _____ 4,00 moles de átomos de O
2,00 moles H2SO4 ___ x= 8,00 moles de átomos de O
En segundo lugar averiguamos la masa de CaCO3 en la
que se encuentran esos 8,00 moles de átomos de O:
Como la masa molar es: MCaCO3= 100 g/mol
Resulta:
100 g CaCO3 ___ 1,00 mol moléculas CaCO3 ___ 3,00 mol
át O
Por lo tanto:
3,00 mol át O ___ 100 g CaCO3
8,00 mol át O ___ x= 267 g CaCO3
VOLUMEN MOLAR ( VM) es el volumen de 1 mol de
sustancia
ρ = densidad ρ = m/V (masa/volumen)
ρ = M/VM (masa molar/volumen molar)
Las unidades de V y densidad varían según se trate de
líquidos, sólidos o gases:
Líq y sól Gases
V cm3
dm3
VM cm3
/mol dm3
/mol
ρ g/cm3
g/dm3

31. 31
MO2 = 32,0 g/mol
Entonces:
a) 1 mol XO2 ___ 2 moles át O ___ 2 x 6,02 1023
át O
Según el dato:
1,565 1024
át O ___ 59,8 g XO2
2 x 6,02 1023
át O __ x = 46,0 g XO2
Calcular el volumen molar para el O2 (g), cuya ρ es de
1,43 g/dm3
(0ºC y 1 atm).
Una masa de 59,8 g de XO2 posee 1,565 1024
átomos de
O.
Calcular:
a) M
b) Masa de 1 molécula en u
c) Símbolo de X

32. 32
Por lo tanto 46,0 g es la masa que corresponde a 1
mol de moléculas de XO2, es decir es la masa molar:
MXO2 = 46,0 g/mol
b) m(XO2)= 46,0 u
c) MXO2 = 1 x MX + 2 x MO = 46,0 g/mol
1 x MX + 2 x 16,0 = 46,0 g/mol
Entonces MX
MX = 46,0 – 2 x 16,0 = 14,0 g/mol
Por lo tanto, mirando la T.P. X= N
En 196 g de una sustancia pura al estado líquido a 25°C y 1
atm, hay 2,00 moles de moléculas. Su densidad en esas
condiciones es 1,20 g/ml.
Calcular:
a) El número de moléculas presentes
b) El volumen molar del líquido en esas condiciones
c) La masa en gramos de una molécula de la sustancia

33. 33
a.
1,00 mol moléculas ____ 6,02 1023
moléculas
2,00 mol moléculas ___x = 1,20 1024
moléculas
b.
Como se pide el volumen molar, debemos
utilizar:
y para ello debemos calcular la masa molar:
2,00 mol moléculas ___ 196 g
1,00 mol moléculas __x= 98,0 g
c.
Para sacar la masa de 1 molécula debemos recordar
que en 1 mol se encuentran 6,02 1023
moléculas, por
lo tanto, como 1 mol pesa 98,0 g, resulta:
6,02 1023
moléculas ____ 98,0 g
1,00 molécula ______ x= 1,62 10-22
g

34. 34
ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LOS ÁTOMOS
MODELO DE BOHR (ÁTOMO DE H)
El átomo de H está formado por un núcleo que posee un
protón con carga positiva y una zona extra nuclear formada
por órbitas circulares (zonas permitidas de energía) en
donde el electrón se mueve y mientras lo hace no absorbe
ni emite energía (E).
El e-
se encuentra normalmente en la primer órbita (n=1)
que es el nivel de menor energía (que es el más estable),
y en ese caso se dice que se encuentra en su estado
fundamental.
http://www.youtube.com/watch?v=sbEyLdhVgZo
Cuando el átomo recibe luz o calor, el e-
absorbe E y pasa
a una órbita superior, ahora el átomo se encuentra en
estado excitado.

35. 35
Cuando el átomo deja de recibir luz o calor pierde E y cae a
una órbita más cercana al núcleo (de menor E). Cuando el
e-
salta de una órbita permitida de mayor E a una de menor
E emite (libera) E, y cuando lo hace de una órbita de menor
E a una de mayor E absorbe E.
Con este modelo sólo se pudo explicar el espectro
luminoso del átomo de H. Pero no se pudieron explicar los
espectros luminosos de los átomos polielectrónicos.
Por ésta razón se descartó el modelo de Bohr y se llegó al
modelo actual.
MODELO ACTUAL
En este modelo se habla de la dualidad onda – partícula, es
decir se afirma que los e-
pueden comportarse como si
fueran ondas.
Es decir el mundo atómico no se rige por las mismas leyes
que la mecánica clásica.
Por otra parte, se dice que cuando efectuamos una
medición se produce una interacción con el objeto a medir,
por lo que provocamos algún cambio en la magnitud
medida.
Principio de incertidumbre de Heisenberg: es imposible
conocer simultáneamente la posición y la velocidad de una
micro partícula.
Es decir, no podemos conocer la velocidad y la posición del
e-
.

36. 36
Por lo tanto, en este modelo se habla de probabilidad de
encontrar al e-
en una zona determinada alrededor del
núcleo.
Se planteó entonces una ecuación matemática (ecuación
de ondas) para describir el comportamiento del e-
que
excede a este curso y que tiene como soluciones
matemáticas los llamados números cuánticos.
Llamamos orbital a la zona del espacio alrededor del
núcleo en donde hay mayor probabilidad de encontrar al e-
.
Si pudiéramos sacar muchas fotos al e-
del átomo de H y
luego las superponemos veríamos lo siguiente:
1º foto 2º foto 10º foto superpuesta
20º 44 fotos superpuestas
En este caso el orbital tiene forma esférica.

37. 37
Pero ese orbital puede tener distintos tamaños. El tamaño
del orbital está dado por los niveles (n). Los niveles pueden
tomar distintos valores: 1, 2, 3, 4, etc.. Cuanto mayor es el
nivel, mayor es el tamaño del orbital y mayor será su
energía:
A su vez esos orbitales pueden tener distintas formas. Si la
forma es esférica se llama orbital s, si la forma corresponde
a dos lóbulos unidos por sus extremos es un orbital p, y a
formas aún más complicadas se les asignan las letras d y f.
NIVEL 1 NIVEL 2 NIVEL 3
n = 1, 2, 3...
MAYOR E
A MAYOR NIVEL,
MAYOR E Y
MAYOR TAMAÑO
DISTANCIA AL
NÚCLEO DEL e
-
NIVELES
n

38. 38
s p d d
Tendremos entonces los llamados subniveles, que me
indicarán el tamaño y la forma del orbital.
Hay tantos subniveles como lo indique el número de nivel,
es decir, en el nivel 1 hay 1 subnivel que lo llamaremos
subnivel 1s, en el nivel 2, habrá 2 subniveles que los
llamaremos 2s y 2p, en el nivel 3 habrá 3 subniveles (3s,
3p y 3d) y en el nivel 4 habrá 4 subniveles (4s, 4p, 4d y
4f).
Dentro de un mismo nivel, el orbital s tiene menos energía
que el orbital p y éste menos energía que el orbital d y el de
mayor energía será el orbital f.
Es decir, el subnivel 2s tiene menos energía que el subnivel
2p, pero el subnivel 2p tiene menos energía que el 3s ya
que su nivel es inferior.

39. 39
subnivel subnivel orbital tipo s: forma esférica
1s 2s o.tipo p:forma de 2 lóbulos esferoidales
EXISTEN
TANTOS COMO
LO INDIQUE EL
Nº DE NIVEL
s, p, d, f ...
MAYOR E
FORMA DEL
ORBITAL
s ,p ,d ,f
SUBNIVEL

40. 40
A su vez los orbitales pueden tener distintas orientaciones
en el espacio,
por ejemplo, s tiene una única orientación en el espacio,
mientras que p tiene 3 orientaciones en el espacio,
conocidas como px, py y pz, d tiene 5 orientaciones
espaciales y f tiene 7 orientaciones.
Orientaciones en el espacio de p:
nivel 1 orbital s subnivel 1s
nivel 2
orbitales
s y p
subniveles
2s 2p
nivel 3
orbitales
s, p y d
subniveles
3s 3p 3d
nivel 4
orbitales
s,p,d y f
subniveles
4s 4p 4d 4f

41. 41
En cada una entran un máximo de 2 e-
por lo que resulta:
orbital s forma
esférica
1 orientación en
el espacio
entran un
máximo de 2 e-
orbital p forma
lobular
3 orientaciones
en el espacio
px, py, pz
entran un
máximo de 6 e-
orbital d 5 orientaciones
en el espacio
entran un
máximo de 10
e-
orbital f 7 orientaciones
en el espacio
entran un
máximo de 14
e-

42. 42
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA (CE): es la expresión
que indica la ubicación de los e-
.
Un átomo es más estable cuanto menos E posee, por lo
que los e-
se ubicarán en el lugar de menor E posible
(estado fundamental).
CEN? ZN = 7 es decir el N tiene 7 p+
y 7 e-
Debemos ubicar 7 e-
en el lugar de menor E posible. Tener
en cuenta que:
1, 2, 3, 4... s, p, d, f...
mayor E mayor E
Es decir:
1s 2s 2s 2p
mayor E mayor E
Entonces los 2 primeros electrones los ubicaremos en el
subnivel 1s (ya que en s entran un máximo de 2 e-
). Eso se
escribe: (1s)2
.

43. 43
Todavía nos restan ubicar 5 e-
, en el nivel 1 no hay más
lugar entonces pasamos al n=2 y ubicamos 2 e-
en el
subnivel 2s, de esta forma: (2s)2
. Allí no hay más lugar por
lo que empezaremos a ocupar el subnivel 2p. Si bien en él
entran un máximo de 6 e-
, sólo debemos ubicar 3e-
, es
decir, (2p)3
. En definitiva nos queda:
CEN = (1s)2
(2s)2
(2p)3
También se considera correcto:
CEN = 1s2
2s2
2p3
En lo sucesivo para realizar CE utilizaremos la regla de las
diagonales que nos dará el orden correcto de llenado:
REGLA DE LAS DIAGONALES

44. 44
Es decir que el orden de llenado será:
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p...
n = 1 subnivel: 1s
n = 2 subniveles: 2s, 2p
n = 3 subniveles: 3s, 3p, 3d
n = 4 subniveles: 4s, 4p, 4d, 4f
CEAl? CEK? CEAs? ZAl = 13 ZK = 19 ZAs = 33
CEAl = (1s)2
(2s)2
(2p)6
(3s)2
(3p)1
CEK = (1s)2
(2s)2
(2p)6
(3s)2
(3p)6
(4s)1
CEAs = (1s)2
(2s)2
(2p)6
(3s)2
(3p)6
(4s)2
(3d)10
(4p)3
Indicar cuáles son los subniveles en los 4 primeros niveles
Escribir la CE del Al, del K y del As

45. 45
Para resolver este problema debemos observar la última
columna de la T.P., que corresponde a los gases nobles
(GN, grupo VIII A ó 18):
CERb =? ZRb = 37 por lo que el GN anterior es el Kr:
CERb = [Kr] (5s)1
(notar que el Kr completa el nivel 4
entonces el electrón que falta va en 5s)
CES =? ZS = 16 por lo que el GN anterior es el Ne:
CES = [Ne] (3s)2
(3p)4
Escribir la CE del Rb, del S y del Pb teniendo en cuenta la
configuración del gas noble anterior.

46. 46
CEPb =? ZPb = 82 el GN anterior es el Xe que tiene 54 e-
pero faltan 28 e-
:
CEPb = [Xe] (6s)2
(4f)14
(5d)10
(6p)2
Rb: (5s)1
S: (3s)2
(3p)4
Pb: (6s)2
(6p)2
Para los átomos del ejercicio anterior escribir sólo la CE
correspondiente al nivel de mayor E.

47. 47
CONFIGURACIÓN ELECTRONICA DE IONES
Recordemos que la carga del ión nos indica el balance
entre las cargas positivas (p+
) y las cargas negativas (e-
).
20Ca2+
20 p+
18 e-
Del balance de 20 cargas positivas y 18 cargas negativas
resultan 2 cargas positivas (2+)
Entonces para hacer la CE del Ca2+
ubicaremos 18 e-
CE20Ca2+
= (1s)2
(2s)2
(2p)6
(3s)2
(3p)6
De la misma forma para:
34Se2-
34 p+
36 e-
CE 34Se2-
= (1s)2
(2s)2
(2p)6
(3s)2
(3p)6
(4s)2
(3d)10
(4p)6

48. 48
75
X3-
ISOELECTRÓNICOS (= nº de e -)
38R2+
X? nºnX?
38R2+
38 p+
Entonces 75
X3-
tiene 36 e-
y 3 cargas
36 e-
negativas netas, por lo que tiene 33
cargas positivas (33 p+
)
3-
33 p+
es decir ZX = 33
36 e-
Como X tiene 33 p+
, se trata del As.
Para sacar el nºn, recordemos:
Nºn = A – Z = 75 – 33 = 42 n
75
X3-
y 38R2+
son iones isoelectrónicos. Dar El símbolo de X e
indicar su n° de neutrones.

49. 49
38
E+
nºp+
= nºn nºn 40
R?
Isoelectrónico con 40
R
A = nº p+
+ nº n
38 = nº p+
+ nº n y como nºp+
= nºn
Resulta nºp+
E+ = 38/2 = 19 p+ entonces
38
E+
19 p+
18 e-
Y por lo tanto, 40
R tiene 18 e-
(isoelectrónico) y por ser
neutro
18 p+
, es decir Z = 18. Entonces:
nºn 40
R = A – Z = 40 – 18 = 22n
El catión38
E+
posee igual n° de protones que de neutrones y
es isoelectrónico con 40
R. Indicar cuál es el n° de neutrones
de R.

50. 50
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA EXTERNA (CEE)
Es la configuración electrónica de los electrones
pertenecientes a los niveles más externos.
Para determinarla, en principio se busca la primera vez que
aparece el nivel más alto y de ahí en adelante todo (luego
veremos que en algunos casos no es así):
CEAl = (1s)2
(2s)2
(2p)6
(3s)2
(3p)1
CEEAl = (3s)2
(3p)1
CEK =(1s)2
(2s)2
(2p)6
(3s)2
(3p)6
(4s)1
CEEK = (4s)1
CEZn =(1s)2
(2s)2
(2p)6
(3s)2
(3p)6
(4s)2
(3d)10
CEEZn=(4s)2
(3d)10
CESc = (1s)2
(2s)2
(2p)6
(3s)2
(3p)6
(4s)2
(3d)1
CEESc = (4s)2
(3d)1
Tener en cuenta que se deben eliminar los orbitales d o
f INTERMEDIOS que estén completos.
CEAs=(1s)2
(2s)2
(2p)6
(3s)2
(3p)6
(4s)2
(3d)10
(4p)3
CEEAs = (4s)2
(4p)3
CEBi = [Xe] (6s)2
(4f)14
(5d)10
(6p)3
CEEBi = (6s)2
(6p)3

51. 51
CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
(TABLA PERIÓDICA)
La Tabla Periódica (TP) está hecha en orden creciente de
Z. Para poder comprenderla comenzaremos a armarla
ubicando la CEE correspondiente. Veamos algunas CE:
1H = (1s)1
2He = (1s)2
5B =(1s)2
(2s)2
(2p)1
6C =(1s)2
(2s)2
(2p)2
7N = (1s)2
(2s)2
(2p)3
8O = (1s)2
(2s)2
(2p)4
9F = (1s)2
(2s)2
(2p)5
10Ne = (1s)2
(2s)2
(2p)6
18Ar = (1s)2
(2s)2
(2p)6
(3s)2
(3p)6
19K =(1s)2
(2s)2
(2p)6
(3s)2
(3p)6
(4s)1
20Ca =(1s)2
(2s)2
(2p)6
(3s)2
(3p)6
(4s)2
21Sc =(1s)2
(2s)2
(2p)6
(3s)2
(3p)6
(4s)2
(3d)1
30Zn =(1s)2
(2s)2
(2p)6
(3s)2
(3p)6
(4s)2
(3d)10
31Ga =(1s)2
(2s)2
(2p)6
(3s)2
(3p)6
(4s)2
(3d)10
(4p)1

52. 52
I A
VIII A(1s)1
II A 2 III A 13 IV A 14 V A 15 VI A 16 VIIA17 (1s)2
(2s)1
(2s)2
III B 3 IV B 4 V B 5 VI B 6 VII B 7 VIII B 8 VIII B 9 VIII B 10 I B 11 II B 12
(2s)2
(2p)1
(2s)2
(2p)2
(2s)2
(2p)3
(2s)2
(2p)4
(2s)2
(2p)5
(2s)2
(2p)6
(3s)1
(3s)2
(3s)2
(3p)1
(3s)2
(3p)2
(3s)2
(3p)3
(3s)2
(3p)4
(3s)2
(3p)5
(3s)2
(3p)6
(4s)1
(4s)2
(4s)2
(3d)1
(4s)2
(3d)2
(4s)2
(3d)3
(4s)1
(3d)5
(4s)2
(3d)5
(4s)2
(3d)6
(4s)2
(3d)7
(4s)2
(3d)8
(4s)1
(3d)10
(4s)2
(3d)10
(4s)2
(4p)1
(4s)2
(4p)2
(4s)2
(4p)3
(4s)2
(4p)4
(4s)2
(4p)5
(4s)2
(4p)6
(5s)1
(5s)2
(5s)2
(4d)1
(5s)2
(4d)2
(5s)2
(4d)3
(5s)1
(4d)5
(5s)2
(4d)5
(5s)2
(4d)6
(5s)2
(4d)7
(5s)2
(4d)8
(5s)1
(4d)10
(5s)2
(4d)10
(5s)2
(5p)1
(5s)2
(5p)2
(5s)2
(5p)3
(5s)2
(5p)4
(5s)2
(5p)5
(5s)2
(5p)6
(6s)1
(6s)2
(6s)2
(6p)1
(6s)2
(6p)2
(6s)2
(6p)3
(6s)2
(6p)4
(6s)2
(6p)5
(6s)2
(6p)6
(7s)1
(7s)2
(7s)2
(7p)1
(7s)2
(7p)2
(7s)2
(7p)3
(7s)2
(7p)4
(7s)2
(7p)5
(7s)2
(7p)6
BLOQUE s BLOQUE d BLOQUE p
BLOQUE f

53. 53
Los elementos se clasifican en grupos de acuerdo a dónde
se encuentra ubicado el último e-
:
Además la T.P. se divide en GRUPOS (columnas) que
reciben su nombre según la suma de los e-
de la CEE y en
los cuales los elementos tienen propiedades físicas y
químicas semejantes.
Cabe aclarar, que el H no es un metal alcalino y no posee
las mismas características que ellos. Sólo se coloca allí por
tener CE similar.
Al contrario, el He ES un gas noble (GN) aunque no posea
CEE de la forma (ns)2
(np)6
.
Los metales de transición no tienen nombres especiales. Al
igual que en los grupos A, su nombre viene dado por la
suma de los e-
de la CEE.
(Recordar que son grupos B por tener su último e-
en d).
último e-
en s ó en p
Elementos
Representativos
Grupos A
último e-
en d
Metales de
Transición
Grupos B
último e-
en f
Metales de
Transición
Interna

54. 54
18
IA 1 VIIIA
H IIA
2
GRUPOS B
IIIA 14 VA 16 VIIA
13 IVA 15 VIA 17
GASESNOBLESoGASESINERTES(ns)2
(np)6
METALESALCALINOS(ns)1
METALESALCALINO-TÉRREOS(ns)2
TRIELOSÓGRUPODELAl(ns)2
(np)1
GRUPODELC(ns)2
(np)2
GRUPODELN(ns)2
(np)3
CALCÓGENOSoG.DELO(ns)2
(np)4
HALÓGENOS(ns)2
(np)5
METALES
DE
TRANSICIÓN
METALES DE
TRANSICIÓN INTERNA

55. 55
La forma general de la CEE de los Metales de Transición es:
CEE GRUPO
(ns)2
((n-1)d)1
IIIB
(ns)2
((n-1)d)2
IVB
(ns)2
((n-1)d)3
VB
(ns)1
((n-1)d)5
VIB
(ns)2
((n-1)d)5
VIIB
(ns)2
((n-1)d)6
VIIIB
(ns)2
((n-1)d)7
VIIIB
(ns)2
((n-1)d)8
VIIIB
(ns)1
((n-1)d)10
IB
(ns)2
((n-1)d)10
IIB
Además la T.P. se divide en PERÍODOS (filas). El nº de
período está dado por el n mayor de la CEE. Por ejemplo
el 22Ti tiene
CEE = (4s)2
(3d)2
entonces se encuentra en el 4º período

56. 56
1º
2º
3º
4º Ti
5º
6º
7º
Observar que sólo en el caso de los GN el 1º elemento
(He) se encuentra en el 1º período; para el resto de los
representativos el 1º elemento se encuentra en el 2º
período, (por ejemplo el 2º halógeno se encuentra en el 3º
período).
Por último veamos donde se encuentran ubicados los
metales, los no metales y los metaloides que son los
elementos que no tienen propiedades bien definidas:
H
B
Si
Ge As
Sb Te
Po

57. 57
Por todo lo visto, podemos ver que con sólo tener como
dato el Z, podemos hacer la CE y luego con la CEE sacar
grupo y período al que pertenece el elemento.
CEE = (3s)1
3º período, grupo IA ó 1
CEE = (4s)2
4º período, grupo IIA ó 2
CEE = (3s)2
(3p)2
3° período, grupo IVA ó 14
CEE = (5s)2
(5p)3
5º período, grupo VA ó 15
CEE = (2s)2
(2p)2
2º período, grupo IVA ó 14
CEE = (5s)1
5º período, grupo IA ó 1
A partir de la CEE indicar Grupo y Período

58. 58
i) Z = 19 K
CE = (1s)2
(2s)2
(2p)6
(3s)2
(3p)6
(4s)1
CEE = (4s)1
4º período
Gr. IA ó 1
ii) Z es una unidad mayor que la del 3º halógeno
El 3º halógeno es el Br (ojo!! 4º período) que tiene Z = 35
Entonces el elemento es el de Z = 36 (Kr)
CE = 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d10
4p6
CEE = 4s2
4p6
4º período
Grupo VIIIA
iii) X2-
isoelectrónico con Ne
El Ne tiene Z = 10 es decir, tiene 10 p+
y 10e-
, por lo tanto, X2-
tiene 10 e-
:
X2-
10 e-
X (al igual que X2-
) posee 8 p+
(O), y por tanto 8 e-
8 p+
CEX = (1s)2
(2s)2
(2p)4
CEE = (2s)2
(2p)4
2º período
Grupo VIA ó 16
Notar que se pide grupo y período del elemento X y no
del anión X2-
ya que aniones y cationes no se pueden
ubicar en la T.P.
Indicar Grupo y Período

59. 59
FORMACIÓN DE IONES
Los iones formados serán isoelectrónicos con el GN
posterior ó anterior, según ganen ó pierdan e-
respectivamente.
H
CEE= (1s)1
Gana ó pierde
1 e-
Forma
H+ y H-
IA
Metales Alcalinos
CEE= (ns)1
Pierden 1 e-
Forman cationes
monovalentes
X+
IIA
Me Alcalino-térreos
CEE= (ns)2
Pierden 2 e-
Forman cationes
divalentes
X2+
VIIA
Halógenos
CEE= (ns)2(np)5
Ganan 1 e-
Forman aniones
monovalentes
X-
VIA
Calcógenos
CEE= (ns)2(np)4
Ganan 2 e-
Forman aniones
divalentes
X2-

60. 60
i) X? X2+
isoelectrónicos
Cl-
17Cl-
17 p+ Entonces X2+
tiene 18 e-
18 e-
X2+
18 e- Es decir que X2+
tiene 20 p+ y por tanto
20 p+ también X tiene 20 p+. Entonces X = Ca
ii) X? X2-
isoelectrónicos
3º GN
3º GN = 18Ar El 18Ar tiene 18 p+ y 18 e-, entonces
X2-
tiene 18 e-
X2-
18 e- X2-
16 p+ entonces X = S
16 p+ X
Identificar al elemento X si
i) X2+
esisoelectrónico con Cl-
ii) X2-
es isoelectrónico con el 3° gas noble
iii) X2-
es isoelectrónico con el ión que forma el 3°
Metal alcalino

61. 61
iii) X? Si su anión divalente es isoelectrónico con el catión que
forma el tercer metal alcalino.
X2-
isoelectrónicos (3º Me alcalino = K)
19K+
19K+
19 p+ X2-
18 e- X2-
16 p+
18 e- 16 p+ X
Por lo que X = S

62. 62
PROPIEDADES PERIÓDICAS
En este curso veremos:
RADIO ATÓMICO (RA)
ENERGÍA DE IONIZACIÓN (EI)
Luego veremos que con la EI se vinculan la
electronegatividad, la tendencia a formar aniones ó
cationes y el carácter metálico.
RADIO ATÓMICO (RA)
Es la distancia entre el centro del núcleo y el nivel
más externo. Para determinarlo se toma la mitad de la
distancia entre los núcleos de 2 átomos iguales. Se
mide en nanómetros nm (1nm = 1 10-9
m) ó en
picometros pm (1 pm = 1 10-12
m).
Variación del RA dentro de un grupo:
Analicemos el grupo IA:
Elemento Z=p+ (carga
nuclear)
Zef (carga nuclear
efectiva)
CEE Nivel
(n)
3Li 3 1 2s1
2
11Na 11 1 3s1
3
19K 19 1 4s1
4
37Rb 37 1 5s1
5
55Cs 55 1 6s1
6
87Fr 87 1 7s1
7

63. 63
Donde
Zef= carga nuclear efectiva= Z – n° de electrones internos
Niveles: 2
N° de electrones internos: 2
Zef= 3-2 = 1
3Li
Niveles: 3
N° de e- internos: 10
MAYOR EFECTO PANTALLA
Zef= 11-10 = 1
11Na
Como vemos dentro de un grupo, a medida que aumenta el
Z (carga nuclear), la carga nuclear efectiva permanece
constante, ya que a medida que aumenta el n° de protones
también aumenta el n° de electrones ubicados en las capas
internas. Es decir, el “efecto pantalla” que tiene que ver con
el apantallamiento producido por los electrones internos
(que “tapan” la carga nuclear que le llega a los electrones
de la última capa) va aumentando a medida que aumenta
el Z dentro de un grupo provocando que la carga nuclear
3
p+
11
p+

64. 64
efectiva no varíe, es decir que a pesar de que el n° de
protones aumenta no aumenta la atracción del núcleo
por los electrones. Los electrones de las capas internas
son muy eficientes para apantallar la carga nuclear, pero
los electrones de la misma capa externa casi no se
apantallan unos con otros.
Por lo tanto, dentro de un mismo grupo, diremos que al
aumentar el Z, la carga nuclear efectiva no varía (debido al
aumento del efecto pantalla), aumenta el nivel y con él, el
tamaño del orbital, es decir el radio atómico:
Es decir: rLi ‹ rNa ‹ rK ‹ rRb ‹ rCs ‹ rFr
A mayor Z
igual Zef
mayor nivel
mayor efecto pantalla
mayor tamaño del orbital
mayor Radio Atómico

65. 65
Cabe aclarar que aunque aumenta la carga nuclear, la
carga nuclear efectiva que produce una mayor atracción del
núcleo por el último e- NO VARÍA, el efecto más importante
es el aumento del tamaño del orbital debido al aumento de
nivel.
Variación del RA dentro de un período:
Elemento 3Li 4Be 5B 6C 7N 8O 9F 10Ne
Z (carga
nuclear)
3 4 5 6 7 8 9 10
Zef (carga
nuclear
ef)
1 2 3 4 5 6 7 8
CEE 2s1
2s2 2s2
2p
1 2s2
2p2
2s2
2p3
2s2
2p4
2s2
2p5
2s2
2p6
Nivel (n) 2
Analicemos el 2º período:
Niveles: 2
N° de electrones internos: 2
Zef= 3-2 = 1
3Li
Niveles: 2
N° de electrones internos: 2
Los 2 tienen el mismo efecto pantalla
4Be Zef= 4-2 = 2
3
p+
4
p+

66. 66
Dentro de un período, a medida que aumenta el Z también
lo hace la carga nuclear efectiva ya que el n° de electrones
internos no varía (igual efecto pantalla). Por ello aumenta la
atracción del núcleo por los electrones ubicados en la
última capa y como consecuencia disminuye el radio
atómico.
Es decir: rLi › rBe › rB › rC › rN › rO › rF › rNe
Por lo tanto la variación del RA en la T.P. será de la
siguiente forma:
A
mayor Z
igual
nivel y
efecto
pantalla
mayor
Zef
mayor
atracción
del
núcleo
por los e-
menor
Radio
Atómico

67. 67
Si nos piden que comparemos el RA de 2 elementos que
no se encuentran ni en el mismo grupo, ni en el mismo
período, se busca un 3º elemento que conecte a ambos
para poder compararlos.
Comparar el rF con el rNa
En 1º lugar, ubicamos los elementos en la T.P.
Mayor RA
IA VIIA
Li F
Na
Mayor RA
rF ‹ rLi
rF ‹ rNa
rLi ‹ rNa

68. 68
ENERGÍA DE IONIZACIÓN (EI)
Es la mínima E que hay que entregar a un átomo gaseoso
para arrancarle su último e-.
Cuanto mayor es el radio atómico, significa que el último
electrón se encuentra más alejado del núcleo. Cuanto más
alejado esté el último electrón del núcleo menos atraído
estará por él, por lo tanto habrá que entregar menos
energía para poder arrancarlo.
Variación de la EI dentro de un grupo
Analicemos el grupo IA:
Elemento Z (carga nuclear) Zef CEE Nivel (n)
3Li 3 1 2s1
2
11Na 11 1 3s1
3
19K 19 1 4s1
4
37Rb 37 1 5s1
5
55Cs 55 1 6s1
6
87Fr 87 1 7s1
7
3Li
11Na
3
p+
11
p+

69. 69
Niveles: 2 Niveles: 3
N° de electrones internos: 2 N° de e- internos: 10
Mayor efecto pantalla
Zef= 3-2 = 1 Zef= 11-10 = 1
Ultimo e- más lejos del
núcleo y menos atraído. Se debe entregar menos E para
arrancarlo.
El Na posee un radio mayor, por lo que su último electrón
está menos atraído que el del Li y por lo tanto habrá que
entregar menos energía para poder arrancarlo y formar el
catión.
A mayor Z
igual Zef
mayor nivel
mayor efecto pantalla
mayor tamaño del orbital
menor atracción del núcleo
por el último e-
menor EI

70. 70
Es decir: EILi › EINa › EIK › EIRb › EICs › EIFr
Variación de la EI dentro de un período
Analicemos el 2º período:
Elemento 3Li 4Be 5B 6C 7N 8O 9F 10Ne
Z (carga nuclear) 3 4 5 6 7 8 9 10
Zef 1 2 3 4 5 6 7 8
CEE 2s1
2s2
2s2
2p1
2s2
2p2
2s2
2p3
2s2
2p4
2s2
2p5
2s2
2p6
Nivel (n) 2
Niveles: 2
N° de electrones internos: 2
Zef= 1
3Li
Niveles: 2
N° de electrones internos: 2
Tienen igual efecto pantalla
4Be Zef= 2 Mayor carga nuclear
Mayor atracción por el e-
Se debe entregar más E para
arrancarlo
3
p+
4
p+

71. 71
Es decir: EILi ‹ EIBe ‹ EIB ‹ EIC ‹ EIN ‹ EIO ‹ EIF ‹ EINe
Si los elementos a comparar no se encuentran ni en el
mismo grupo, ni en el mismo período, se procede igual que
con el RA.
Es decir que la EI varía en la T.P. de la siguiente forma:
Li Ne (mayor EI)
Fr
A mayor
z
igual
nivel y
efecto
pantalla
mayor
Zef
mayor
atracción
del
núcleo
por los e-
mayor
EI

72. 72
La EI está vinculada con otras propiedades:
 Tendencia a formar cationes.
 Tendencia a formar aniones.
 Carácter metálico.
 Electronegatividad.
Ya que cuanta menos energía debo entregar para arrancar
el último e- es porque tiene más tendencia a producir
cationes, es decir, mayor carácter metálico.
Por otra parte, la electronegatividad es la capacidad de un
átomo de atraer hacia sí los e- de una unión con otro
átomo.
Los valores de las electronegatividades están dadas por la
escala de Pauling, donde se le asigna la máxima
electronegatividad al F con un valor de 4,0.
Menor EI
Pierde e-
fácilmente
Mayor tendencia a
formar cationes
Mayor carácter
metálico
Menor tendencia a
formar aniones
Menor
electronegatividad

73. 73
ENLACES Y COMPUESTOS QUÍMICOS
Por todo lo visto en la serie anterior resulta:
H
Vimos que los átomos tienden a unirse compartiendo ó
transfiriendo electrones de tal forma de completar el octeto
y así tener la CE del GN (8 electrones en el nivel más
externo). Tener en cuenta que el H se completa con 2
electrones.
De acuerdo a si el enlace se produce cuando se comparten
entre átomos pares de electrones, ó cuando se transfieren
electrones originando iones, el enlace será COVALENTE ó
IÓNICO.
METALES BAJA EI
CEDEN e- BAJA EL.
NO METALES
CAPTAN e-
ALTA EI

74. 74
ENLACE COVALENTE
Se comparten pares de electrones.
Se da entre átomos de alta electronegatividad y su
diferencia de electronegatividades debe ser menor a 2.
Tomaremos como generalidad que se produce entre no
metales (NoMe) salvo que se indique lo contrario.
Se forman moléculas.
A partir de ahora trabajaremos sólo con los electrones de la
CEE, es decir que indicaremos el grupo para saber cuántos
electrones posee en la capa exterior.
Los marcaremos en forma de puntos alrededor del símbolo
(notación de Lewis:
Cl pertenece al grupo VIIA
H2 H ∙ ∙ H Estructura de Lewis
Para hacer la fórmula desarrollada pondremos una línea
( — ) por cada par de electrones compartidos.
H — H Fórmula desarrollada

75. 75
Cl2
Cl — Cl
O2
O = O (enlace covalente doble)
N2 (enlace covalente triple)
Si la molécula está formada por átomos iguales, ambos
atraen por igual a los electrones de la unión por lo que
resulta que el enlace covalente será no polar (la
distribución de carga ó nube electrónica está distribuida en
forma simétrica). Si en cambio la molécula está formada
por átomos distintos, la distribución electrónica no será
simétrica y el enlace será polar.
Una unión covalente es más polar cuanto mayor es la
diferencia de electronegatividades de los átomos que se
unen.

76. 76
Si la molécula está formada por más de 2 átomos,
podremos saber la polaridad del enlace pero para saber la
polaridad de la molécula debemos conocer su geometría.
SO2 (dióxido de azufre) S VIA O VIA
Distribuyo simétricamente O S O
Distribuyo los electrones de afuera hacia adentro.
El O necesita 2 electrones
que se los da el S por medio de un enlace doble
El S recibió los 2 electrones del O y quedó completo
Por lo tanto comparte sus 2 electrones con el otro O
pero no recibe electrones de éste, formando un
enlace covalente dativo ó coordinado que se indica
con una flecha en la fórmula desarrollada.

77. 77
O = S O
Por lo tanto la molécula de dióxido de azufre posee 2
enlaces covalentes polares, uno doble y otro
coordinado.
Más adelante veremos que la molécula también es
polar.
CH4 (metano) C: IVA
Cada enlace C-H resulta covalente polar, aunque
veremos más adelante que la molécula de metano es
no polar.

78. 78
CO2 (dióxido de carbono)
El O necesita 2 electrones que se los da el C y forman
un enlace covalente doble
Entonces resulta
Cada enlace C-O será covalente polar pero la molécula
será no polar debido a su geometría lineal. (Esto lo
veremos en el tema Geometría Molecular y polaridad).
P2O5 (pentóxido de difósforo) P : VA
Ordenamos simétricamente:

79. 79
Empezamos a ubicar los electrones de afuera hacia
adentro:
El O quedó completo y el P también, entonces el P se
unirá a los otros 2 O por medio de un enlace covalente
dativo y un enlace covalente simple:
Ahora se completa simétricamente:
Estructura de Lewis
F. desarrollada

80. 80
Oxoácidos: HxNoMeOy
Aquí la distribución no es la más simétrica, sino que
siempre se ubica al NoMe en el centro, se lo rodea de los O
y los H van unidos a los O:
H2SO3 ácido sulfuroso S: VIA nº oxidación S: -2,+4,+6
(+4 corresponde al n º de electrones que forman parte de
los enlaces).
Se comienza de afuera hacia adentro: a cada H le falta 1
electrón que se lo da el O por un enlace simple. Entonces a
esos O le falta 1 sólo electrón que se los da el S por medio
de un enlace simple:
El S queda completo (6 electrones propios y 2 que acaba
de recibir):
NoMe
O
H

81. 81
Por lo tanto se une al último O por medio de un enlace
dativo:
Notar que de los 6 electrones del S sólo 4 formaron enlaces
por lo que su nº de oxidación es +4.
HBrO ácido hipobromoso Br: VIIA nº oxidación: -1,+1,+3,
+5, +7
Se usa la terminación OSO para el menor nº oxidación y
ICO para el mayor.
Si- como en el caso de los halógenos- tienen 4 nº
oxidación Se agregan los prefijos HIPO para el menor y
PER para el mayor.
Ojo! Aunque en la fórmula el H está al lado del Br, recordar
que en estas estructuras, el H va unido al O:

82. 82
Notar que de los 7 electrones del Br sólo uno forma enlace,
por lo que el nº oxidación del Br es +1.
ENLACE IÓNICO
Se transfieren electrones.
Se da entre elementos que posean una diferencia de
electronegatividad mayor que 2.
Se forman redes cristalinas entre iones, NO MOLÉCULAS.
Diremos que generalmente se da entre metales (Me) y no
metales (NoMe).
NaCl (cloruro de sodio) Na: IA (Me) Cl: VIIA (NoMe)
Na ∙ e-
Na+
catión sodio
anión cloruro
Como el Na cede 1 electrón y el Cl lo capta:

83. 83
NaNa
CaS (sulfuro de calcio) Ca: IIA (Me) S: VIA (NoMe)
∙ Ca ∙ e-
Ca2+
catión calcio
Ca
2+ 2-
Ca
2+ 2-
MgCl2 cloruro de magnesio Mg: IIA (Me) Cl: VIIA
(NoMe)
Como el Mg cede 2 e- y el Cl capta sólo 1, se necesitan 2
Cl:
Mg 2
2+
Mg 2
2+
Co2O3 óxido de cobalto (III) Co: Me de transición
Nº ox: +2, +3
O : VI A

84. 84
2-
Co2
3+
3
2-
Co2
3+
3
ESTRUCTURA DE LEWIS DE IONES
NO3
-
oxoanión nitrato N: VA nº oxidación N: -3, +3,+5
(en estas estructuras el NoMe tiene nº oxidación
positivo).
Comenzamos por ubicar los O alrededor del N y colocar el
electrón que corresponde a la carga negativa. Este electrón
siempre se ubica sobre el O (por ser el más
electronegativo); nunca sobre el átomo central.
Como el O tiene además 6 electrones sólo le falta uno que
se lo da el N por medio de un enlace simple:

85. 85
El N tiene 5 electrones propios y acaba de ganar uno, por
lo que le faltan 2 electrones.
No puede recibir uno de cada O porque, en ese caso, los O
quedarían con 7 electrones. Por lo tanto, debe recibir los 2
electrones del mismo O por medio de un enlace doble y
realizar un enlace dativo con el O restante:
NH4
+
catión amonio
H∙ H+
+ 1 e-
El H pierde 1 electrón y queda sin ninguno, por lo que
necesita 2 electrones que se los da el N por medio de un
enlace covalente dativo. La carga positiva no se pone sobre
el H sino afuera del corchete:

86. 86
Su fórmula desarrollada será entonces:
ESTRUCTURAS DE OXOSALES (MeNoMeO)
Recordar que en las oxosales el NoMe siempre actúa con
estado de oxidación positivo.
Forman compuestos con enlaces iónicos, ya que
resulta de la unión de Me y NoMe.
NaNO2 nitrito de sodio Na: IA Me +1
N: VANoMe -3, +3, +5 coval. iónico
O: VIA NoMe -2
Como regla general debemos saber que
(NoMeO) tendrá una carga negativa (NoMeO)-
si el
NoMe pertenece a un grupo impar y tendrá dos cargas
negativas (NoMeO)2-
si el NoMe pertenece a un grupo
par.

87. 87
Además, como el Na tiene una carga positiva, todo el resto
(NO2) debe tener una carga negativa:
NaNa
Del mismo modo que antes, completamos el oxoanión:
NaNa
Por lo que su fórmula desarrollada será:
NaNa
CaSO4 sulfato de calcio Ca: IIA Me +2
S: VIA NoMe -2, +4, +6
O: VIA NoMe -2
No Me
Grupo impar
(NoMeO)-
No Me
Grupo par
(NoMeO)2-

88. 88
Por lo dicho anteriormente, el Ca tendrá 2 cargas positivas
y el (SO4) dos cargas negativas: Ca2+
y (SO4)2-
Ca
2+
2-
Ca
2+
2-
Fe(ClO3)2 clorato de hierro(II) Fe: Me de transición +2
Cl: VIIA NoMe -1, +1, +3, +5, +7
Fe
2+
2Fe
2+
2
Su fórmula desarrollada será:
Fe
2+
2Fe
2+
2
En donde decimos que entre el Fe2+
y el (ClO3)-
hay unión
iónica y además tenemos 2 enlaces covalentes simples y 4
enlaces covalentes dativos.

89. 89
Co2(SO3)3 sulfito de cobalto(III) Co: Me de transición +3
S: VIA NoMe -2, +4, +6
Co2
3+
3
2-
Co2
3+
3
2-

90. 90
ESTRUCTURAS DE HIDRÓXIDOS: Me(OH)x
El estado de oxidación del Me coincide con el valor de x.
El grupo oxhidrilo (OH)-
siempre tiene carga -1.
Ag(OH) hidróxido de plata Ag: Me de transición +1
O: VIA NoMe -2
H NoMe -1, +1
El H solo actúa con estado de oxidación -1 cuando se
combina con Me.
La Ag queda con una carga positiva y el electrón que
perdió lo capta el O del (OH)-
.
AgAg
Pb(OH)2 hidróxido de plomo(II) Pb: IVA Me ojo! +2, +4
Pb
2+
2Pb
2+
2

91. 91
K3PO4 ortofosfato de potasio K: IA Me +1
P: VA NoMe -3, +3, +5
Ojo!! El anión ortofosfato tiene 3 cargas negativas (PO4)3-
a
pesar de que el P pertenece al grupo VA.
3-
K3
3-
K3
PROBLEMA: formar un oxoanión TRIATÓMICO (3 átomos
en total, NO 3 átomos de O) del 1º elemento del grupo 15
(VA).

92. 92
NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGÁNICOS
Para entender este tema es necesario conocer los números
de oxidación que, como dijimos anteriormente
corresponden al n º de e- que forman parte de los enlaces
químicos.
En todas las fórmulas se ubica adelante el metal (Me) ó el
de estado de oxidación positivo y atrás el de estado de
oxidación negativo.
La suma de los n º de ox de un compuesto neutro debe
ser cero.
Números de oxidación
IA
H
+1
HNoMe
-1
MeH
Resto del grupo
+1
IIA
+2
VA
-3
En binarios sin O
+3 y +5
En binarios con O
y en ternarios
VIA
O
-2
El resto
-2
En binarios sin O
+4 y +6
En binarios con O
y en ternarios
VIIA
F
-1
El resto
-1
En binarios sin O
+1,+3,+5,+7
En binarios con O
y en ternarios

93. 93
COMPUESTOS BINARIOS
La suma de los
n°de oxidación es
cero en un
compuesto neutro
+2+6-8=0
+1+6-2
H2SO4
La suma de los n°
de oxidación es
igual a la carga del
ión
+4-6=-2
+4-2
SO3
2-
Metal
Nº de
oxidación
POSITIVO
Me + NoMe
unión
IÓNICA
Me+[NoMe]-
O
-2
Me + O
unión
IÓNICA
NoMe O
unión
COVALENTE

94. 94
HIDRUROS: MeHx H: -1
¿Qué pasos se deben seguir para encontrar la fórmula y el
nombre?
Supongamos que queremos conocer la fórmula del
hidruro formado por sodio (Na) e hidrógeno (H).
 Buscamos los números de oxidación:
H: -1 Na:+1
 Ubicamos el metal adelante y el hidrógeno atrás
según MeHx donde x coincide con el número de
oxidación del sodio:
NaH (cuando la x=1 no se coloca el 1)
 El nombre será:
hidruro de sodio (no se aclara el número de
oxidación del sodio ya que posee un solo
número de oxidación).
Otra forma de obtener la fórmula es cruzando los números
de oxidación sin tener en cuenta los signos, de esta forma
se logra obtener la fórmula ya que la suma de los números
de oxidación dará cero.
Hidruros
Hidrurode
Metal(n°de
oxidación)
MeH Unión iónica
Hidrácidos No Metaluro
de hidrógeno
HNoMe
Unión
covalente
Óxidos
Básicos
Óxido de
Metal (n° de
oxidación)
MeO Unión iónica
Óxidos
Ácidos
Óxido de No
Metal (n° de
oxidación)
NoMeO
Unión
covalente
Sales
No Metaluro
de Metal (n°
de oxidación)
MeNoMe Unión iónica

95. 95
+1 -1
NaH Como son unos, no se colocan.
En este caso en particular debíamos notar que con un
átomo de cada uno, la suma de los números de oxidación
da cero. Por lo tanto esa es la fórmula.
Si queremos combinar el hidrógeno con el magnesio
(Mg) seguimos los siguientes pasos:
 Buscamos los números de oxidación:
H:-1 Mg:+2
 Formamos el hidruro según MeHx donde x
coincide con el número de oxidación del
magnesio:
MgH2
También lo podría obtener cruzando los números
de oxidación:
+2 -1
MgH es decir, MgH2
 Su nombre es: hidruro de magnesio
Si el metal es el hierro (Fe) vemos en la tabla
periódica que posee dos números de oxidación que
son +2 y +3.
Se formarán entonces dos hidruros distintos, uno
cuando el hidrógeno se combine con el hierro con

96. 96
número de oxidación +2 y el otro cuando lo haga con
el hierro con +3.
Los mismos serán: FeH2 y FeH3.
¿Podremos entonces simplemente llamarlos a ambos
“hidruro de hierro”?
Por supuesto que no, ya que debemos distinguir uno
de otro.
Por ello se llamarán hidruro de hierro (II) e hidruro
de hierro (III) respectivamente, en donde el (II) y el
(III) corresponden a los números de oxidación del
hierro en cada caso.
Es importante remarcar que de ninguna manera
corresponde a la atomicidad que tiene el hierro en la
fórmula, es decir, no significa que en la fórmula se
deben poner dos o tres átomos de hierro.
Átomos
Est. de ox.
del Me
Fórmula Nombre:
Hidruro de Me(n º ox.)
Na, H +1 +1-1
NaH NaH Hidruro de sodio
Ca, H +2 +2-1
CaH CaH2 Hidruro de calcio
Fe, H +2, +3 +2-1
FeH FeH2 Hidruro de hierro(II)
Fe, H +2, +3 +3-1
FeH FeH3 Hidruro de hierro(III)
Zn, H +2 +2-1
ZnH ZnH2 Hidruro de cinc
Sólo en los casos en donde el Me tenga más de un n º
de oxidación.
* Se colorea el utilizado
** SE FORMA CRUZANDO LOS N º DE OXIDACIÓN:

97. 97
HIDRÁCIDOS: HxNoMe H: +1 NoMe: negativo
A los compuestos binarios formados por hidrógeno (H) y un
no metal del grupo VIA o VIIA se los llaman hidrácidos
(excepto cuando se combina con oxígeno para formar H2O
que obviamente se llama agua.).
Su fórmula general es HxNoMe en donde x coincide con el
número de oxidación del no metal.
En estos casos el número de oxidación del hidrógeno es +1
y por ello se escribe adelante en la fórmula y el no metal
actúa con número de oxidación negativo.
Como los no metales tienen un único número de oxidación
negativo no se aclara en el nombre dicho número.
Debido a que en los compuestos binarios sin oxígeno se le
pone la terminación “uro” al más electronegativo, estos
compuestos se denominan “Nometaluro de hidrógeno”.
Por ejemplo, si el no metal es el cloro, será cloruro de
hidrógeno, si es azufre, sulfuro de hidrógeno y así
sucesivamente.
Si queremos combinar el cloro con el hidrógeno,
tomamos para el hidrógeno el número de oxidación
positivo (+1) y para el cloro el número de oxidación
negativo (-1), si bien el cloro posee cuatro números de
Fe 3+
3 H-
FeH3

98. 98
oxidación positivos (+1, +3, +5 y +7) posee un único
número de oxidación negativo que es (-1).
H: +1 Cl:-1
Los combinamos según HxNoMe en donde x es uno,
por lo tanto será: HCl.
También lo podríamos deducir a partir de que
poniendo un átomo de cada uno, los números de
oxidación suman cero y por tanto esa es la fórmula.
+1-1
HCl
O también podíamos cruzar los números de oxidación
(sin poner los signos):
+1-1
HCl por lo cual la fórmula es HCl.
Para dar el nombre, simplemente se pone la
terminación “uro” al no metal y por ello, se trata del
cloruro de hidrógeno.
La unión entre el cloro y el hidrógeno es covalente.
Por lo tanto es una molécula:
Si queremos conocer la fórmula del sulfuro de
hidrógeno, sabemos que el hidrógeno actúa con
número de oxidación +1 y buscamos el azufre en la
tabla periódica. Vemos que el azufre posee tres
números de oxidación que son: -2, +4, y +6.

99. 99
En los hidrácidos el no metal actúa con número de
oxidación negativo. En este caso el azufre actúa con
número de oxidación -2.
Armamos la fórmula sabiendo que debe responder a
la forma HxNoMe en donde x coincide con el número
de oxidación del no metal (sin el signo), por lo que
será: H2S.
Otra forma es cruzando los números de oxidación:
+1-2
HS Es decir su fórmula es H2S
Es un compuesto covalente.
En estos casos el NoMe siempre actúa con n º de ox.
NEGATIVO.
Átomos
Est.
de ox.
del
NoMe
Fórmula
Nombre
tradicional
Ácido
NoMetalhídrico
Nombre
IUPAC
NoMetaluro de
hidrógeno
Cl, H -1 HCl Ácido clorhídrico
Cloruro de
hidrógeno
Br, H -1 HBr Ác. bromhídrico
Bromuro de
hidrógeno
S, H -2 H2S Ácido sulfhídrico
Sulfuro de
hidrógeno
Se, H -2 H2Se
Ácido
selenhídrico
Seleniuro de
hidrógeno

100. 100
Existen también otro tipo de compuestos formados por H y
no metal que no son hidrácidos.
En particular los elementos del grupo VA con el H forman
compuestos que son bases y tienen nombres especiales
como:
NH3: amoníaco
PH3: fosfina
AsH3: arsina
Por otro lado, los elementos del grupo IVA, cuando se unen
a H también tienen nombres especiales:
CH4: metano
SiH4: silano
Y el B del grupo IIIA forma el BH3 cuyo nombre es borano.
(El resto de los elementos del grupo IIIA son metales).

101. 101
ÓXIDOS METÁLICOS (óxidos básicos): MeO (O:-2)
Los compuestos binarios formados por oxígeno y algún
metal se denominan óxidos metálicos u óxidos básicos.
Se los denomina óxidos básicos debido a que cuando
reaccionan con agua forman sustancias llamadas
hidróxidos que son básicas es decir poseen un pH mayor a
7.
Los mismos se escriben de la forma general MeO.
El metal se escribe adelante en la fórmula por ser el más
electropositivo de los dos.
El metal sólo tiene números de oxidación positivos y el
oxígeno siempre actúa con número de oxidación -2.
Se denominan óxido de metal, aclarando el número de
oxidación del metal entre paréntesis y con números
romanos sólo en aquellos casos en los que el metal posea
más de un número de oxidación.
Para obtener la fórmula, se deben cruzar los números de
oxidación.
Si queremos formular y nombrar al compuesto binario
formado por oxígeno y potasio debemos seguir los
siguientes pasos:
 Buscamos el o los números de oxidación del
metal, es decir, en nuestro caso del potasio: K:
+1
 Como tiene un solo número de oxidación, éste no
se aclara en el nombre.
Se llama: óxido de potasio.
 Se cruzan los números de oxidación:

102. 102
+1-2
KO por lo tanto la fórmula es: K2O
Para formular y nombrar al óxido formado por oxígeno
y calcio seguimos los siguientes pasos:
 Buscamos el o los números de oxidación del
calcio: Ca: +2
 Como el calcio tiene un único número de
oxidación, el mismo no se aclara en el nombre.
Se nombra: óxido de calcio.
 Se cruzan los números de oxidación:
+2-2
CaO resulta: Ca2O2, se simplifica y resulta CaO
(Si al poner los números de oxidación notábamos
que la suma de los números de oxidación daba
cero, no hacía falta cruzar y simplificar ya que si
la suma da cero, corresponde a la fórmula).
Como resulta de la unión entre un Me y O que es
un NoMe la unión es iónica (NO FORMA
MOLÉCULAS):
2+ 2-
¿Existe el óxido de oro?
 Buscamos el o los números de oxidación del oro
(Au).
Au: +1 y Au:+3

103. 103
 Como el oro posee más de un número de
oxidación no existe el óxido de oro, sino que
existen el óxido de oro (I) y el óxido de oro (III).
 Para obtener sus fórmulas cruzamos los números
de oxidación:
+1-2
AuO Au2O que se nombra óxido de oro (I)
+3-2
AuO Au2O3 que se nombra óxido de oro (III)
Es importante remarcar que el numeral de stock
corresponde al número de oxidación del metal y no a la
atomicidad del metal. Es decir, por ejemplo, no significa
que hay tres átomos de oro en la fórmula sino que el
número de oxidación del oro es +3.
Átomos
Est. de ox.
del Me
Fórmula
Nombre
Óxido de Me(n º ox.)
K, O +1 +1-2
KO K2O Óxido de potasio
Mg, O +2 +2 -2
MgO MgO Óxido de magnesio
Au, O +1, +3 +1 -2
AuO Au2O Óxido de oro(I)
Au, O +1, +3 +3 -2
AuO Au2O3 Óxido de oro(III)
Ag, O +1 +1 -2
AgO Ag2O Óxido de plata

104. 104
Óxidos NO METÁLICOS (óxidos ácidos): NoMeO
(O:-2)
A los compuestos binarios formados por oxígeno y algún
no metal se los llama óxidos no metálicos u óxidos
ácidos.
La denominación de óxidos ácidos la reciben debido al
hecho de que cuando se los introduce en agua forman
otras sustancias llamadas oxoácidos que tienen un pH
menor a 7.
Los mismos tienen fórmula general NoMeO.
En los mismos el oxígeno actúa con número de oxidación -
2 y el no metal con número de oxidación positivo (excepto
en el caso del flúor que es el único elemento más
electronegativo que el oxígeno), por lo tanto el no metal se
ubica adelante en la fórmula.
La fórmula se obtiene cruzando los números de oxidación.
El nombre es óxido de no metal aclarando siempre el
número de oxidación del no metal.
Si queremos combinar el oxígeno con el cloro
debemos buscar los números de oxidación del cloro.
Sus números de oxidación son -1, +1, +3, +5 y +7.
El -1 se descarta ya que es el oxígeno el que actúa
con número de oxidación negativo y el cloro debe
actuar entonces con número de oxidación positivo.
Por lo tanto, existen cuatro óxidos de cloro diferentes
que se obtienen cruzando los números de oxidación
(todos son compuestos covalentes por lo que forman
moléculas):

105. 105
+1-2
ClO Cl2O cuyo nombre es óxido de cloro (I)
+3-2
ClO Cl2O3 óxido de cloro (III)
+5-2
ClO Cl2O5 óxido de cloro (V)
+7-2
ClO Cl2O7 óxido de cloro (VII)
Debemos recordar que el número de oxidación es el
número de electrones que forman parte de la unión
química.
Si bien el cloro se encuentra en el grupo VIIA de la
tabla periódica, es decir, posee siete electrones en su
última capa, no siempre participan los siete de las
uniones.
Veamos cada caso:
 Óxido de cloro (I): Cl2O

106. 106
En este caso cada cloro actúa con número de oxidación +1,
ya que sólo uno de sus siete electrones participa de la
unión covalente simple.
 Óxido de cloro (III): Cl2O3
En este caso, el cloro actúa con número de oxidación +3
ya que tres de sus siete electrones están formando parte
de las uniones en cada caso (uno forma una unión
covalente simple y los otros dos una unión covalente dativa
o coordinada).
 Óxido de cloro (V): Cl2O5
Aquí el cloro está actuando con número de oxidación +5 ya
que de sus siete electrones, uno forma una unión covalente
simple y los otros cuatro, dos uniones covalentes dativas.

107. 107
 Óxido de cloro (VII): Cl2O7
En este caso los siete electrones de cada cloro participan
de las uniones por lo que el número de oxidación del cloro
es +7.
En estos casos el NoMe actúa con n º de oxidación
POSITIVO.
Átomos
Est. de ox. del
NoMe Fórmula
Nombre
Óxido de NoMe
(n º de ox.)
ó por atomicidad
Cl, O +1, +3, +5, +7 +1-2
ClO
Cl2O Óxido de cloro(I)
Monóxido de dicloro
Cl, O +1, +3, +5, +7 +7-2
ClO
Cl2O7 Óxido de cloro(VII)
Heptóxido de dicloro
P, O +3, +5 +5-2
PO
P2O5 Óxido de fósforo(V)
Pentóxido de difósforo
S, O +4, +6 +6-2
SO
SO3 Óxido de azufre(VI)
Trióxido de azufre

108. 108
SALES BINARIAS: MeNoMe
Los compuestos binarios formados por un metal y un no
metal se denominan sales.
En ellas el metal es el que tiene el número de oxidación
positivo y el no metal actúa con número de oxidación
negativo. Por ello su fórmula general es MeNoMe.
La misma se obtiene cruzando los números de oxidación.
Al no metal se le pone la terminación “uro” que corresponde
al más electronegativo y por lo tanto su nombre es
nometaluro de metal aclarando el número de oxidación
del metal sólo en aquellos casos en donde el metal posea
más de un número de oxidación.
Para formular y nombrar a la sal formada por el sodio
(Na) y el cloro (Cl) buscamos los números de
oxidación de ambos (teniendo en cuenta que el no
metal, en este caso el cloro, actúa con número de
oxidación negativo).
Na: +1 Cl: -1
Luego, simplemente cruzamos los números de
oxidación:
+1 -1
NaCl su fórmula es NaCl y su nombre es cloruro
de sodio.
No se aclara el número de oxidación del sodio ya que
sólo posee un número de oxidación.
El cloruro de sodio es un compuesto iónico.

109. 109
NaNa
No forma moléculas sino que forma redes cristalinas.
Para formular y nombrar a la sal formada por calcio y
azufre buscamos los números de oxidación en la tabla
periódica: Ca: +2 y S:-2
Como en este caso la suma de los números de
oxidación da cero, la fórmula es CaS y su nombre es
sulfuro de calcio (no se aclara el número de
oxidación del calcio ya que sólo tiene un número de
oxidación).
¿Cómo se formula el bromuro de níquel (II)?
Buscamos los números de oxidación del bromo y del
níquel. El bromo actúa con número de oxidación -1 (si
bien tiene otros números de oxidación positivos no se
tienen en cuenta para la formación de las sales) y el
níquel tiene números de oxidación +2 y +3 pero en este
caso debemos formular el bromuro de níquel (II) por lo
que el níquel está actuando con +2.
Luego cruzamos éstos números:
+2 -1
NiBr y resulta: NiBr2

110. 110
¿Cómo se nombra el siguiente compuesto Ni2Se3?
En primer lugar buscamos los números de oxidación de
níquel y del selenio.
Ni: +2, +3 y Se: -2 (los positivos no los tenemos en
cuenta).
Basándonos en el selenio que es el que posee un único
número de oxidación averiguamos el de níquel sabiendo
que la suma de los números de oxidación debe dar cero.
Como cada selenio tiene -2, los tres selenios nos dan -6.
+6 -6
? -2
Ni2Se3
Por ello, los dos de níquel dan +6 y por lo tanto, cada
níquel actúa con +3.
Por lo tanto, el nombre es seleniuro de níquel (III).
¿No hubiéramos llegado a la misma conclusión si tan
sólo cruzábamos las atomicidades para obtener los
números de oxidación?
En éste caso sí.
+3 -2
Ni2Se3

111. 111
Pero esto no siempre es así. Por ejemplo, la fórmula del
sulfuro de plomo (IV) es PbS2. En el mismo, los números
de oxidación del plomo y del azufre son +4 y -2
respectivamente.
+4-2
PbS2
Si tan sólo hubiéramos cruzado las atomicidades,
llegaríamos a números de oxidación erróneos.
+2 -1
PbS2 NO ES CORRECTO
En estos casos el NoMe actúa con n º de oxidación
NEGATIVO y por ello lleva la terminación URO.
Se aclara únicamente el n º de oxidación del Me y sólo
cuando este último posea más de uno.
Átomos Est. de
ox.
del Me
Est. de
ox.del
NoMe
Fórmula Nombre
NoMetaluro de
Me(nº ox)
Li, Cl +1 -1 +1-1
LiCl
LiCl Cloruro de litio
Ba, S +2 -2 +2-2
BaS
BaS Sulfuro de bario
Ni, Br +2, +3 -1 +2-1
NiBr
NiBr2 Bromuro de níquel(II)
Ni, Se +2, +3 -2 +3-2
NiSe
Ni2Se3 Seleniuro de níquel(III)

112. 112
COMPUESTOS TERNARIOS
HIDRÓXIDOS: Me(OH)x (OH)-
: oxhidrilo
El oxhidrilo siempre posee una carga negativa (OH)-
, por lo
que x siempre coincidirá con el n º de oxidación del Me.
La fórmula también se puede obtener cruzando los
números de oxidación del Me y del OH-
.
+2 -1
Pb(OH) es decir, Pb(OH)2
Y su unión es iónica:
Pb
2+
2Pb
2+
2
HIDRÓXIDOS Me(OH)x
Hidróxido de
Me (nº
oxidación)
Unión IÓNICA
OXOÁCIDOS HNoMeOx ó
H2NoMeOx
Ácido NoMe
OSO/ICO
Unión
COVALENTE
OXOSALES MeNoMeO
NoMe
ITO/ATO de
Me (nº ox.)
Unión IÓNICA
SALES
ÁCIDAS
MeHNoMe
Hidrógeno
NoMeURO de
Me (nº ox.)
Unión IÓNICA

113. 113
Su nombre es hidróxido de plomo (II).
El oxhidrilo siempre posee una carga negativa (OH)-
, por lo
que x siempre coincidirá con el n º de oxidación del Me.
Átomos Est. de ox.
del Me
Fórmula Nombre
Hidróxido de Me(n º ox.)
Na, O, H +1 +1 -1
Na(OH)
NaOH Hidróxido de sodio
Cu, O, H +1, +2 +1 -1
Cu(OH)
CuOH Hidróxido de cobre(I)
Cu, O, H +1, +2 +2 -1
Cu(OH)
Cu(OH)2 Hidróxido de cobre(II)
Pb, O, H +2, +4 +4 -1
Pb(OH)
Pb(OH)4 Hidróxido de plomo(IV)
OXOÁCIDOS: HxNoMeOy H: +1 O: -2 NoMe:
positivo
En estos casos el NoMe actúa con nº de oxidación
POSITIVO.
Átomos Est. de ox.
del NoMe
Fórmula
*
Nombre
Ácido ...NoMetal...
H,Cl,O +1, +3, +5, +7 +1+1-2
HClO
HClO Acido hipocloroso
H,Cl,O +1, +3, +5, +7 +1+3-4
HClO
HClO2 Ácido cloroso
H,Cl,O +1, +3, +5, +7 +1+5-6
HClO
HClO3 Ácido clórico
H,Cl,O +1, +3, +5, +7 +1+7-8
HClO
HClO4 Ácido perclórico
H, S, O +4, +6 +2+4-6
H2SO
H2SO3 Ácido sulfuroso
H, S, O +4, +6 +2+6-8
H2SO
H2SO4 Acido sulfúrico

114. 114
*Para sacar el n º de oxidación del NoMe se procede de la
siguiente forma:
H2SO3 H:+1 O: -2 S: x? +4 ó +6?
2 .(+1) + 1 . x + 3 . (-2) = 0
2 + x - 6 = 0
x - 4 = 0 entonces x = +4
Otra forma puede ser:
+2 ? -6 = 0
+1 -2
H2SO3
Para que la suma de cero, el S debe tener n° de oxidación
+4.
Esto también se puede deducir de su estructura de Lewis
recordando que como son todos no metales la unión será
covalente y que el H va unido al O:
Para saber la fórmula a partir del nombre debemos utilizar
la siguiente regla:

115. 115
Por ejemplo: ácido nitroso
1. Buscamos n º de oxidación del N: +3, +5 impar
2. Como el nombre termina en oso tomamos el menor:
+3
3. Armamos la fórmula: HNOx
4. +4 -4
+1+3 -2
HNOx
Por lo tanto debe ser x = 2
O despejamos:
Despejamos x sabiendo que la suma de los n º de
oxidación debe ser 0 y que el n º de oxidación del O es -2 y
el del H es +1.
1 . (+1) + 1 . (+3) + x . (-2) = 0
1 + 3 - 2x = 0
4 - 2x = 0
entonces x = 2
No Me
n° de oxidación impar
HNoMeOx
No Me
n° de oxidación par
H2NoMeOx

116. 116
Por lo tanto la fórmula del ácido nitroso es HNO2
Ácido carbónico
1. N º ox del C: +4 par
2. H2COx
3. Despejamos x x = 3
4. H2CO3
+2 +4 -6
+1 -2
H2COx
Por lo tanto, x debe ser 3.
OXOÁCIDOS DEL P
El P se comporta de manera especial ya que sus óxidos
son capaces de combinarse con 1, 2 ó 3 moléculas de
H2O formando 3 oxoácidos distintos cada uno. Lo
ejemplificaremos con el óxido de fósforo(V): P2O5
P2O5 + H2O 2 HPO3 ácido metafosfórico
P2O5 + 2 H2O H4P2O7 ácido pirofosfórico
P2O5 + 3 H2O 2 H3PO4 ácido ortofosfórico

117. 117
OXOSALES: MexNoMeOy O: -2 NoMe: n º ox
positivo
Para formarlas nos fijamos en el grupo del NoMe. Si
pertenece a um grupo impar el oxoanión tendrá uma carga
negativa, pero si pertenece a um grupo par el oxoanión
tendrá 2 cargas negativas:
Por ejemplo, si queremos escribir la fórmula del nitrito de
sodio, seguimos los siguientes pasos:
 Buscamos el grupo del N en la tabla periódica: grupo
VA, es un grupo impar, por lo que el oxoanión tendrá
una carga negativa: (NOx)-
 Si es el nitrito, como los n° de oxidación del N son +3
y +5, se trata del N con +3 ya que es el menor. Por lo
tanto:
+3
(NOx)-
Para que el oxoanión tenga una carga negativa, el O
debe tener -4: +3 -4
(NOx)-
Pero sabemos que cada O tiene -2, por lo que se
necesitan 2 O:
No Me
Grupo impar
(NoMeOx)-
No Me
Grupo par
(NoMeOx)2-

118. 118
(NO2)-
 Por último, debemos combinar al nitrito con el Na+
.
Como el Na tiene una carga positiva y el nitrito una
carga negativa, necesitamos uno de cada uno:
NaNO2
Si queremos formar el sulfito de plata:
 Buscamos el S en la tabla periódica. Grupo VIA, que
es par, por lo tanto el oxoanión tendrá 2 cargas
negativas: (SOx)2-
 Como se trata del sulfito y los n° de oxidación del S
son +4 y +6, el S está actuando con +4: +4
(SOx)2-
 Por lo tanto el O tiene -6 y como cada O es -2 debe
haber tres O:
(SO3)2-
 Sólo falta combinar el sulfito que posee 2 cargas
negativas con la plata que posee una carga positiva
(Ag+). Para que quede neutro se necesitan 2 de Ag:
Ag2SO3
Si en cambio, nos dan la fórmula y con ella debemos dar el
nombre, se procede de la siguiente forma:
 Si queremos el nombre de Fe(ClO3)2, buscamos el Cl
en la tabla periódica, se encuentra en el grupo VIIA,
por ello, el oxoanión tendrá una carga negativa:
(ClO3)-
 Deducimos el n° de oxidación del Cloro debe ser +5,
ya que la suma de los n° de oxidación de un ión nos
debe dar igual a la carga del ión:

119. 119
+5 -6 = -1
-2
(ClO3)-
 Nos resta combinarlo con el Fe2+
entonces será
Fe(ClO3)2
Las oxosales son compuestos iónicos:
Fe(ClO3)2 clorato de hierro(II) Fe: Me de transición +2
Cl: VIIA NoMe -1, +1, +3, +5, +7
Fe
2+
2Fe
2+
2
Átomos
Est.
de ox.
del
Me
Est.
de ox.
del
NoMe
Fórmula
Nombre
NoMetalito/ato
de Me(n º ox)
Na, N,O +1 +3, +5 +1 -1
Na(NO2)
NaNO2
Nitrito de sodio
Ca, C, O +2 +4 +2 -2
Ca(CO3)
CaCO3
Carbonato de calcio
Ag ,S, O +1 +4, +6 +1 -2
Ag(SO3)
Ag2SO3
Sulfito de plata
Fe, Cl, O +2, +3 +1,+3,+5,+7 +2 -1
Fe(ClO3)
Fe(ClO3)2
Clorato de hierro(II)
(ver Lewis)
Fe, S, O +2, +3 +4, +6 +3 -2
Fe(SO4)
Fe2(SO4)3
Sulfato de hierro(III)
Ni, I, O +2, +3 +1,+3,+5,+7 +3 -1
Ni(IO4)
Ni(IO4)3
Periodato de
niquel(III)

120. 120
SALES ÁCIDAS Me(HNoMe)x H: +1 NoMe: n ºox
negativo
Son compuestos iónicos, como siempre el metal actuará
con número de oxidación positivo. El no metal siempre
estará unido al hidrógeno formando un anión. Para que se
forme una sal ácida el no metal deberá tener n° de
oxidación -2 o -3.
Átomos Est.
de
ox.
del
Me
Est.
de
ox.del
NoMe
Fórmula Nombre
hidrógenoNoMetaluro
de Me(n º ox)
Na,H,S
+1 -2
+1+1-
2
NaHS
NaHS Hidrógenosulfuro de
sodio
Fe,H,Se +2,
+3
-2 +3 -1
Fe(HS)
Fe(HSe)3 Hidrógenoseleniuro de
hierro(III)

121. 121
COMPUESTOS CUATERNARIOS
HIDRÓGENOOXOSALES: Me(HNoMeO)x H: +1 O: -2
NoMe: positivo
Átomos
Est
.
de
ox.
del
Me
Est.
de
ox.
del
NoM
e
Fórmula
Nombre
hidrógenoNoMetalito/a
to
de Me(n º ox)
Na,H,S,
O
+1
+4,
+6
NaHSO3 Hidrógenosulfito de sodio
Mg,H,S,
O
+2
+4,
+6
Mg(HSO4)
2
Hidrógenosulfato de
magnesio
OXOSALES DE AMONIO: (NH4)xNoMeOy NH4
+
NoMe: positivo
Átomos
Est. de
ox. del
NoMe
Fórmula
Nombre
NoMetalito/ato
de amonio
N,H,C,O +4
+1 -2
(NH4)(CO3) (NH4)2CO3
Carbonato de
amonio
N,H,Cl,O
+1, +3, +5,
+7
+1 -1
(NH4)(ClO3) NH4ClO3
Clorato de
amonio

122. 122
En el siguiente enlace pueden realizar ejercicios
interactivos de nomenclatura y comprobar si lo están
haciendo correctamente.
http://www.latizavirtual.org/quimica/quim_ino.html

123. 123
NOMENCLATURA DE COMPUESTOS ORGÁNICOS
(compuestos del C)
Hidrocarburos: son los compuestos del C más sencillos,
ya que sólo tienen C e H. Pueden ser saturados (todos
enlaces simples) ó insaturados (enlaces dobles, triples ó
ciclos).
En todos los casos aclararemos polaridad y fuerzas
intermoleculares.
ALCANOS (CnH2n+2) “ANO” No polar: London
CH4 metano Fórmula desarrollada
En realidad, si tenemos en cuenta su geometría molecular,
se debe dibujar teniendo en cuenta que no se encuentra en
un plano sino que forma un tetraedro con ángulos de
109,5º:

124. 124
Por una cuestión de practicidad nos manejaremos con la 1º
estructura.
C2H6 etano Fórmula semidesarrollada : CH3-CH3
Fórmula condensada: CH3CH3
Fórmula desarrollada
C3H8 propano CH3-CH2-CH3 CH3CH2CH3
F. desarrollada
C4H10 butano CH3-CH2-CH2-CH3 CH3CH2CH2CH3

125. 125
Fórmula desarrollada
Su forma es en realidad:
H
H
H
H
H
H
H
HH
H
Por lo que en la bibliografía muchas veces se escribe
como:
CH3
CH3
A partir de aquí, las cadenas lineales reciben el nombre de
pentano, hexano, heptano, octano, y así sucesivamente.

126. 126
Si las cadenas tienen ramificaciones:
1. Se busca la cadena más larga:
33
3
2 2
ramificación
2
33
3
2 2
ramificación
2
En las ramificaciones se cambia la terminación ano por il.
-CH3 metil -CH2-CH3 etil -CH2-CH2-CH3 propil
2. Se numeran los C de tal forma que las ramificaciones
queden en el C con menor n º posible:
3
33 22
12
3456 2 3
33 22
12
3456 2
3. Como es una cadena de 6 C (no se cuentan todos
sino sólo los que corresponden a la cadena más
larga) se trata de un hexano sustituido.
4. Como el metil se encuentra ubicado en el C 3, se trata
de un 3-metil. (siempre va un guión entre el n º y la
palabra).
Por lo tanto, se trataba del 3-metilhexano.

127. 127
Ahora veamos el
3
3
33
2 2
2
2
3
3
33
2 2
2
2
En este caso la cadena principal tiene 7 C:
3
3
3
3
2
12
3 4
5 6 7
2
2
2
3
3
3
3
2
12
3 4
5 6 7
2
2
2
Por lo tanto se trata de un heptano sustituido con un
metil en 3 (3-metil) y un etil en 4 (4-etil).
Cuando tenemos más de una ramificación, se ordenan
alfabéticamente: 4-etil-3-metil.
Por lo tanto nos queda: 4-etil-3-metilheptano.
Veamos el siguiente ejemplo:

128. 128
3
3
3
3
2 2
2
3
3
3
3
2 2
2
Si buscamos la cadena más larga vemos que tenemos 2
cadenas de 6 C cada una, es decir que es un hexano
3
33
3
2 2
2
3
33
3
2 2
2
que tiene una sola ramificación y:
3
33
3
2 2
2
3
33
3
2 2
2
que tiene 2 ramificaciones.
En ese caso se toma como cadena principal, la que
tiene más ramificaciones, es decir, la segunda. La
numeramos de tal forma que las 2 ramificaciones
queden con el menor n º posible:

129. 129
3
3
3
3
2
1 2 3
4 5 6
2
2
3
3
3
3
2
1 2 3
4 5 6
2
2
Tenemos un 2-metil y un 3-etil. Alfabetizamos y resulta:
3-etil-2-metilhexano
Su fórmula condensada es:
(CH3)2CHCH(CH2CH3)(CH2)2CH3
3
333
3 2
1 2 3 4 5 6 7
2
2
3
333
3 2
1 2 3 4 5 6 7
2
2
En este caso tenemos un heptano en el cual:
-CH3 en 2
C y en 3
C 2,3-dimetil
5-etil-2,3-dimetilheptano
-CH2-CH3 en 5
C 5-etil
Al alfabetizar NO se tienen en cuenta los prefijos.

130. 130
3
3
3
3 2 2 2
2
3
3
3
3 2 2 2
2
Numeramos:
3
3
3
3
3 2 2 2
2
12456 3
3
3
3
3 2 2 2
2
12456
Tenemos un hexano con:
-CH3 en 3
C 3-metil
3-etil-3-metilhexano
-CH2-CH3 en 3
C 3-etil

131. 131
33
3 3
3
1 2 3 4 5 6
2
33
3 3
3
1 2 3 4 5 6
2
Tenemos un hexano con:
-CH3 en 2
C, 3
C y 4
C 2,3,4-trimetil
Por lo tanto: 2,3,4-trimetilhexano
33
3
3
3 2 2
2
2
2 33
3
3
3 2 2
2
2
2
Ojo!! La cadena más larga tiene 9 C, es un nonano:
4 3
3
3
3 3
3 2 2
1
2
2567
8 9
2
2
4 3
3
3
3 3
3 2 2
1
2
2567
8 9
2
2
-CH3 en 4
C y 7
C 4,7-dimetil
3-etil-4,7- dimetilnonano
-CH2-CH3 en 3
C 3-etil

132. 132
ALQUENOS (CnH2n) “ENO” No polar: London
Tienen un doble enlace C-C:
Su geometría es plana triangular con ángulos cercanos a
120º.
Si no es el grupo que prevalece se lo llama “en”. Siempre
el “en” forma parte de la palabra que indica el n º de C.
El doble enlace prevalece sobre la ramificación.
3
3 2 2 2
3
3 2 2 2
Es decir, se numera de tal forma que el doble enlace quede
con el menor n º posible:
5
3
3 2 22
12346 5
3
3 2 22
12346
Se trata de un hexeno, siempre se debe indicar la ubicación
del doble enlace, entonces resulta: 1-hexeno

133. 133
-CH3 en 5
C 5-metil
Por lo tanto: 5-metil-1-hexeno
Los alquenos son isómeros estructurales
de los cicloalcanos. Ambos poseen fórmula
molecular CnH2n.
Un cicloalcano es un compuesto formado solamente por
enlaces simples, C e H.
Por ejemplo al ciclopentano lo podemos representar como:
CH2
CH2
CH2
CH2
CH2 ó
El ciclopentano es isómero estructural del 1-penteno y del
2-penteno, ya que los 3 compuestos tienen la misma
fórmula molecular que es C5H10:
CH2 CH CH2CH2CH3 CH3 CH CH CH2CH3

134. 134
DIENOS (CnH2n-2) “DIENO” No polar: London
Poseen 2 dobles enlaces C-C. Se numera de tal forma que
los 2 queden con el menor n º posible:
23
12345
23
12345
C=C en 1
C y en 3
C 1,3-pentadieno
ALQUINOS (CnH2n-2) “INO” No polar:
London
Notar que tienen la misma fórmula molecular
que los dienos (CnH2n-2) pero la CONECTIVIDAD es
distinta, por ello se dice que alquinos y dienos son
ISÓMEROS ESTRUCTURALES.
Por ejemplo el 1,3-pentadieno es isómero estructural del 2-
pentino ya que ambos poseen como fórmula molecular
C5H8:
CH2 CH CH CH CH3 CH3 C C CH2 CH3
1,3-pentadieno 2-pentino

135. 135
Los alquinos tienen un triple enlace C-C. La geometría del
triple enlace es lineal con ángulos cercanos a 180º:
Si el triple enlace no es el grupo que prevalece se lo llama
“in”.
3
1 2 3 4
2 3
1 2 3 4
2
OJO! Aunque el triple enlace se encuentre en
el 1
C, se debe mencionar la ubicación: 1-butino
El triple enlace prevalece sobre las ramificaciones:
3
3
1 2 3 4 5
2
3
3
1 2 3 4 5
2
-CH3 en 4
C 4-metil
4-metil-1-pentino
-C=C- en 1
C 1-pentino
Siempre se debe tomar como cadena principal a la
cadena más larga pero que tenga el grupo que
prevalece:

136. 136
4 2
3
3 2
3
3
3
135678
22
2
4 2
3
3 2
3
3
3
135678
22
2
-CH3 en 6
C y 6
C 6,6-dimetil
-CH2-CH2-CH3 en 4
C 4-propil 6,6-dimetil-4-propil-2-
octino
-C=C- en 2
C 2-octino
London
ALCOHOLES: R-OH OL Polares dipolo
puente de H
La geometría del grupo funcional es angular, con un
ángulo cercano a 109,5º:
R

137. 137
Si el alcohol no es el sustituyente principal, se lo llama
“hidroxi”.
Existen alcoholes primarios, secundarios y terciarios.
R
R
R
R R
R
2
R
R
R
R R
R
2
Alcohol primario secundario terciario
El alcohol prevalece sobre las ramificaciones y
sobre dobles y triples enlaces.
Se debe especificar la ubicación del –OH.
1-butanol ó n-butanol 2-butanol metil-2-propanol
23 2 2
1234 22
3
3 3 33
1 13 34
223 2 2
1234 22
3
3 3 33
1 13 34
2
Fórmula general: C4H10O ISÓMEROS

138. 138
Todos estos alcoholes poseen la misma fórmula molecular
pero no son el mismo compuesto ya que difieren en su
CONECTIVIDAD por lo que son ISÓMEROS
ESTRUCTURALES.
Para evaluar la conectividad debemos tomar cada C e
identificar a qué grupos se encuentra unido.
Por ejemplo si evaluamos el 2
C en los 3 casos anteriores:
En el 1-butanol está unido a: 2 -H, 1 -CH2CH3 y 1 -
CH2OH
En el 2-butanol está unido a: 1 –H, 1 –CH3, 1 -CH2CH3 y 1
-OH
En el metil-2-propanol está unido a: 3 –CH3 y 1 -OH
Volvamos a la nomenclatura de los alcoholes:
2
13
3
3
24
2 2
13
3
3
24
2
–OH en 1
C 1-butanol
3-metil-1-butanol
-CH3 en 3
C 3-metil

139. 139
Si tenemos un doble enlace y un alcohol, recordar que la
palabra que indica la cantidad de C va con “eno” y “ol” va al
final:
2
13
2
24
2 2
13
2
24
2
–OH en 1
C 1-ol
3-buten-1-ol
C=C en 3
C 3-buten
Veamos un diol:
22
125 3
3
3 3
3
4678
2 2
2
22
125 3
3
3 3
3
4678
2 2
2
–OH en 1
C y en 3
C 1,3-octanodiol
-CH3 en 5
C y 7
C 5,7-dimetil 5-etil-5,7-dimetil-
1,3-octanodiol
-CH2-CH3 en 5
C 5-etil

140. 140
Los ALCOHOLES son ISÓMEROS
ESTRUCTURALES de los ÉTERES su fórmula es
CnH2n+2O
ÉTERES: Polar London
Dipolo
R R1R R1
Como vemos la geometría de este grupo es angular
con ángulos CERCANOS a 109,5º:
1. Si R =R1 hay 3 nomenclaturas:
3 2 323 2 32
Éter etílico
Dietil éter
Éter dietílico
2. Si R ≠ R1 se alfabetiza y se termina con “éter”:
3 2 33 2 3
Etil metil éter

141. 141
Veamos un alcohol y un éter isómeros, de fórmula
molecular C5H12O:
Etil propil éter 1-pentanol
4
23 32 22 2
123
3
5
2 2
4
23 32 22 2
123
3
5
2 2
La CONECTIVIDAD es distinta, por lo que son ISÓMEROS
ESTRUCTURALES.
ALDEHÍDOS Y CETONAS (CnH2nO)
Ambos se caracterizan por tener el grupo carbonilo (C = O)
que los hace ser polares. Este grupo tiene geometría plana
triangular con ángulos de aproximadamente 120º:
Prevalecen sobre todo lo visto anteriormente. Entre ellos
SON ISÓMEROS ESTRUCTURALES.

142. 142
ALDEHÍDOS: “AL” Polar London
Dipolo
RR
En las fórmulas se lo puede poner R – CHO ó R – CH = O.
Si el C = O no es el grupo que prevalece se lo llama “oxo”.
Como el aldehído está siempre en la punta no se aclara
su posición.
Por ejemplo el propanal será:
3 2
Ó también se puede escribir:
3 2
Si tiene ramificación:
3
3 2
3 124
3
3 2
3 124
-CH3 en 3
C 3-metil
C=O en 1
C butanal 3-metilbutanal

143. 143
Si tiene más de un sustituyente se alfabetiza:
3
3
3 2
45
3
126
3
3
3 2
45
3
126
-CH3 en 2
C y 5
C 2,5-dimetil
–OH en 3
C 3-hidroxi 3-hidroxi-2,5-
dimetilhexanal
C=O en 1
C hexanal
Si tenemos un doble enlace:
3
23
1245 3
23
1245
C=C en 3
C
3-pentenal
C=O en 1
C

144. 144
CETONAS: “ONA” Polar London
Dipolo
Si no es el que prevalece se lo llama “oxo”. Las cetonas, a
diferencia de los aldehídos no tienen el grupo C=O en la
punta de la cadena, por lo que hay que decir su ubicación
salvo que sea única.
La fórmula se puede escribir como R-CO-R1.
Propanona butanona
33 33 233 33 2
2-pentanona 3-pentanona
3 23 32 32 23 23 32 32 2
Notar que la 2-pentanona y la 3-pentanona tienen la misma
fórmula molecular (C5H10O) pero difieren en la conectividad
por ejemplo del 2
C por lo que son isómeros estructurales.
El pentanal también tiene fórmula molecular C5H10O, pero
el 1
C tiene distinta conectividad, es decir es un isómero
estructural de las cetonas nombradas.

145. 145
Pentanal
3 22 23 22 2
El aldehído prevalece sobre la cetona:
4
3 2
3 2 14
3 2
3 2 1
C=O en 1
C butanal
2-oxobutanal
C=O en 2
C 2-oxo
Ácidos carboxílicos: “ACIDO OICO” (CnH2nO2)
London
Polar Dipolo
Puente de H
R
También se pueden escribir de la forma: R-COOH. Se
caracterizan por tener el grupo carboxilo:

146. 146
Cuya geometría es plana triangular con ángulos cercanos a
120º.
Prevalecen sobre todos los grupos funcionales. El carboxilo
siempre se encuentra en la punta por lo que no se aclara
su posición.
El ácido de menor masa molar es el ácido metanoico ó
ácido fórmico, de fórmula: HCOOH.
Si debemos nombrar al siguiente compuesto:
(CH3)2CHCH2COCH2COOH
Primero lo debemos abrir:
3
3 2
456 3 12
2
3
3 2
456 3 12
2

147. 147
-COOH en 1
C ácido...hexanoico
-CH3 en 5
C 5-metil ácido 5-metil-3-oxohexanoico
C=O en 3
C 3-oxo
En el siguiente compuesto:
CH3CH(OH)CH2C(CH3)2CH2CH(CH2CH3)CH2COOH
Al abrirlo:
6 1
3 2 2
5 3
3
33
2478
2
2
6 1
3 2 2
5 3
3
33
2478
2
2
-COOH en 1
C ácido... octanoico
-CH3 en 5
C y 5
C 5,5-dimetil
Ácido 3-etil-7-hidroxi-5,5-
–OH en 7
C 7-hidroxi dimetiloctanoico
-CH2-CH3 en 3
C 3-etil

148. 148
Si hay algún halógeno en la fórmula, sólo se lo nombra por
orden alfabético (tiene la misma prioridad que la
ramificación):
CH3CH=CHCH(Cl)COOH
Abrimos:
13
3
245 13
3
245
-Cl en 2
C 2-cloro
C=C en 3
C ácido 2-cloro-3-
ácido..3-pentenoico pentenoico
-COOH en 1
C

149. 149
Los ácidos carboxílicos son ISÓMEROS
ESTRUCTURALES de los:
Ésteres
Hidroxialdehídos
Hidroxicetonas
Todos tienen fórmula molecular CnH2nO2
Veamos 3 isómeros de fórmula general: C5H10O2
Notar que responde a la fórmula general CnH2n que
significa que tiene una insaturación, es decir un doble
enlace:
Ácido pentanoico 4-hidroxi-2-pentanona
54
4
4
3 2
3
2
2
3
3 15
23 2 2 2
112 33 25 54
4
4
3 2
3
2
2
3
3 15
23 2 2 2
112 33 25
4-hidroxipentanal

150. 150
Veamos un α-aminoácido:
14
3 2
3 2
2
14
3 2
3 2
2
-NH2 en 2
C 2-amino
ácido 2- aminobutanoico
-COOH en 1
C ácido...butanoico
DIÁCIDOS: “ACIDO...DIOICO”
Tienen 2 grupos –COOH:
2 2
5 3
3
124
2 2
5 3
3
124
-CH3 en 3
C 3-metil
ácido 3- metil
-COOH en 1
C y 5
C ácido..pentanodioico pentanodioico

151. 151
Sales de ácidos: R-COO-
Me+
“ ...ATO de Me”
Por ejemplo, la sal de Na que deriva del ácido propanoico
será:
3 2
123
3 2
123
Propanoato de sodio
Aquí no hablamos de fuerzas intermoleculares ya que
tienen un enlace predominantemente iónico en su
estructura.
ÉSTERES “...ATO de ...ILO” polar London
Dipolo
R-COOR’ ó R’-O-COR
Es decir:
R'
1
R
R'
1
R

152. 152
Tienen el grupo funcional éster: -COO-. Derivan de la
reacción entre un ácido carboxílico y un alcohol:
2
R'
R'
R R
2
R'
R'
R R
Por ejemplo de la reacción entre el ácido etanoico y el 1-
propanol, resulta el éster etanoato de propilo:
CH3 C
OH
O
CH2CH2 CH3
OH
+ CH3 C
O
O
CH2 CH2 CH3
+ OH2
ácido etanoico 1-propanol etanoato de propilo
Tener en cuenta que el C del grupo éster (-COO-) siempre
es el 1
C.
El éster que deriva del ácido etanoico (ácido acético) y el
metanol es el etanoato de metilo ó acetato de metilo:
CH3COOCH3
El butanoato de metilo, se puede escribir de varias formas:
CH3(CH2)2COOCH3 ó CH3-O-CO-(CH2)2CH3
3 22 32 23 3
112 23 34 4
3 22 32 23 3
112 23 34 4
Butanoato de metilo

153. 153
Veamos si tiene ramificaciones y sustituyentes:
3
2
3
3 3
124
2
3
2
3
3 3
124
2
-CH3 en 3
C 3-metil
–OH en 3
C 3-hidroxi 3-hidroxi-3-metilbutanoato de etilo
-CH2CH3 (etilo) unido al O
Si tenemos un halógeno se alfabetiza (EL HALÓGENO
TIENE LA MISMA PRIORIDAD QUE LA RAMIFICACIÓN):
3 22 2
3
3
1 2 4
3 22 2
3
3
1 2 4
–OH en 3
C 3-hidroxi
-Br en 3
C 3-bromo 3-bromo-3-hidroxibutanoato
de propilo
-CH2CH2CH3 (propilo) unido al O

154. 154
Veamos un ejemplo más:
2
2
4 51
3 3
32
2
2
4 51
3 3
32
–OH en 4
C 4-hidroxi
-NH2 en 3
C 3-amino 3-amino-4-hidroxipentanoato de metilo
-CH3 (metilo) unido al O
AMINAS: “ALCANOAMINA”
Son compuestos nitrogenados. Todas son polares.
La geometría del grupo funcional es piramidal, con ángulos
cercanos a 109,5º:

155. 155
Hay aminas primarias, secundarias y terciarias:
Aminas primarias secundarias terciarias
R' R'
R R R''
2
R
R' R'
R R R''
2
R
Metilamina:
23
Dimetilamina: (CH3)2NH ó
3
3
London, dipolo y puente de H London, dipolo

156. 156
Trimetilamina: (CH3)3N ó
3
3 3
3
3 3
Si los sustituyentes son distintos se alfabetiza:
32 23
32
32 23
32
Etilmetilpropilamina
AMIDAS: R-CONH2 R-CONHR’ R-CONR’R’’
“ALCANAMIDA” Polar
El grupo funcional tiene geometría plana triangular, con
ángulos cercanos a 120º:
2
1
R
2
1
R

157. 157
Son derivados de los ácidos carboxílicos. Resultan de la
reacción entre un ácido y una amina (pérdida de H2O).
Por ejemplo, de la reacción entre el ácido etanoico y el
amoníaco NH3 resulta la etanamida:
CH3 C
OH
O
+ CH3 C
NH2
O
+ OH2NH3
ácido etanoico amoníaco etanamida
Otro ejemplo es la reacción entre el ácido etanoico y la
propilamina resulta la N-propiletanamida:
CH3 C
OH
O
CH2CH2 CH3
NH2
+ CH3 C
NH
O
CH2 CH2 CH3
+ OH2
ácido etanoico propilamina N-propiletanamida
La metanoamida deriva del ácido metanoico (ácido
fórmico).
En el nombre se cambia la terminación “oico” por “amida”.
Metanamida: H-CONH2 ó
Etanamida: CH3CONH2 ó
2
2
3
1
2
2
3
1

158. 158
Notar que el C del C=O es el 1
C.
Si tiene sustituyentes se alfabetiza:
(CH3)2CHCH(OH)CONH2
Lo abrimos:
2
2 1
3
3
34
2
2 1
3
3
34
-CH3 en 3
C 3-metil
2-hidroxi-3-metilbutanamida
–OH en 2
C 2-hidroxi
Si el N está sustituido:
CH3CH2CONH(CH2CH3) es N-etil entonces resulta:
13
3 2
32
2 13
3 2
32
2
N-etilpropanamida

159. 159
NITRILOS:R-CN“ALCANONITRILO” Polar London
Dipolo
El grupo funcional tiene geometría lineal, con ángulos de
180º:
R
1
R
1
Prevalece sobre: alquenos, alquinos, alcoholes, aldehídos,
cetonas y aminas.
El C del grupo nitrilo es el 1
C y se debe contar:
3
2 1
3
2 1
Etanonitrilo ó acetonitrilo
Si tiene sustituyentes:
3 2
3
13 2
3
1
2-hidroxipropanonitrilo

160. 160
1
2
3
3
245
2
1
2
3
3
245
2
3-oxopentanonitrilo
1
3
345 2
2
1
3
345 2
2
3-pentenonitrilo
Remarquemos el orden de prioridad para los
compuestos polifuncionales:
Ácidos carboxílicos, ésteres, amidas, nitrilos,
aldehídos, cetonas, alcoholes, aminas, alquenos,
alquinos, halogenuros.

161. 161
HIDROCARBUROS CÍCLICOS No polar: London
Se nombran igual que los alcanos, alquenos y alquinos
pero anteponiendo la palabra “CICLO”.
Ciclopentano (en cada vértice hay un CH2)
33
Metilciclohexano
Los cicloalcanos son isómeros estructurales de los
alquenos (difieren en su conectividad).
1
2 3
4
5
1
2 3
4
5
1,3-ciclopentadieno

162. 162
HIDROCARBUROS AROMÁTICOS:
Su representante más simple es el benceno (C6H6):
Que lo escribiremos como:
ó
que corresponde a:
23 23
Metilbenceno aminobenceno hidroxibenceno
Tolueno anilina fenol

163. 163
Ácido benzoico benzoato de sodio
3 3
3
3
3
3
3 3
3
3
3
3
1,3-dimetilbenceno
1,2-dimetilbenceno m-xileno 1,4-dimetilbenceno
o-xileno p-xileno

164. 164
El grupo –C6H5 se llama fenil:
Difenilamina: C6H5-NH-C6H5 ó:

165. 165
GRUPO
FUNCIONAL
NOMBRE
EJEMPLO
POLARIDAD
Y
FUERZAS
INTERMOLEC.
GEOMETRÍA
DEL GRUPO
FUNCIONAL
ALCANO
CnH2n+2
“ANO”
PROPANO
NO POLAR
LONDON
Tetraédrica
ALQUENO
CnH2n
“ENO”
1-BUTENO
NO POLAR
LONDON
Plana
triangular
ALQUINO
CnH2n-2
“INO”
2-PENTINO
NO POLAR
LONDON
Lineal
ALCOHOL
CnH2n+2O
“OL”
Si no es el
principal:
“HIDROXI”
2-BUTANOL
2-HIDROXI-3-
PENTANONA
POLAR
LONDON
DIP-DIP
PUENTE DE H
Angular

166. 166
ETER
CnH2n+2O
ALQUIL ÉTER ETIL METIL
ÉTER
POLAR
LONDON
DIP-DIP
Angular
ALDEHÍDO
CnH2nO
“AL”
Si no es el
principal:
“OXO”
PROPANAL
POLAR
LONDON
DIP-DIP
Plana
triangular
CETONA
CnH2nO
“ONA”
Si no es el
principal
“OXO”
3-PENTANONA
POLAR
LONDON
DIP-DIP
Plana
triangular
ÁCIDO
CnH2nO2
“ACIDO …OICO” ACIDO
HEXANOICO
POLAR
LONDON
DIP-DIP
PUENTE DE H
Plana
triangular
ÉSTER
CnH2nO2
“…ATO DE
…ILO”
ETANOATO DE
PROPILO
POLAR
LONDON
DIP-DIP
Plana
triangular
AMINA
“ALQUIL
AMINA” TRIMETIL
AMINA
POLAR
1° Y 2° L,D-D Y
PTE
3° L, D-D
Piramidal

167. 167
2
AMIDA “ALCANAMIDA”
BUTANAMIDA
POLAR
LONDON
DIP-DIP
PUENTE DE H
Plana
triangular
NITRILOS
“ALCANO
NITRILO”
HEPTANO
NITRILO
POLAR
LONDON
DIP-DIP
Lineal
ORDEN DE PRIORIDAD:
Ácidos carboxílicos, ésteres, amidas, nitrilos,
aldehídos, cetonas, alcoholes, aminas, alquenos,
alquinos, halogenuros.

168. 168
ESTEREOISOMERÍA
Estudiaremos a partir de ahora los estereoisómeros, que
son aquellos compuestos que poseen igual fórmula
molecular, IGUAL CONECTIVIDAD, pero tienen una
distribución espacial diferente.
Entre ellos se encuentran los DIASTERÓMEROS ó
isómeros CIS-TRANS y los ENANTIÓMEROS.
DIASTERÓMEROS Ó ISÓMEROS CIS-TRANS
Para que exista este tipo de isomería debemos tener un
doble enlace
C-C. En cada uno de estos 2 C deben estar unidos átomos
o grupos de átomos distintos:
R
R1
CIS TRANS
R
R2RR
R2 R1
R
R1
CIS TRANS
R
R2RR
R2 R1
Del mismo lado del plano De lados opuestos del plano
Cl
H
I
H
Cl
H
H
I

169. 169
Esta isomería se debe a que no hay libre rotación alrededor
del doble enlace, entonces resultan ser 2 moléculas
distintas.
Si tenemos un enlace simple hay libre rotación pero si
tenemos un enlace doble no hay libre rotación de los
átomos ó grupos de átomos unidos a él.
Al no poder rotar el doble enlace tenemos moléculas con
igual fórmula molecular (isómeros) pero que difieren en la
disposición de los átomos en el espacio y no en su
estructura. Esto hace que estos isómeros posean distintas
propiedades.
CH3
H
H
CH3
CH3
H H
CH3
trans 2-penteno cis 2-penteno
Diasterómeros