8. quimica

PALACIO VIEJO 304 Centro de estudios Lehninger
QUIMICA
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QUIMICA
TABLA PERIODICA
1. INTENTOS DE CLASIFICACIÓN PERIÓDICA.
Durante los primeros años del siglo pasado, la
identificación de cada vez más elementos químicos
condujo a varios intentos de clasificación.
Posteriormente, fueron muchos los intentos que se
hicieron para obtener la tabla periódica actual.
1.1.HIPÓTESIS DE PROUT (1815).
William Prout clasifica los elementos químicos como
múltiplos del átomo de Hidrógeno, al cual considera
como generador de todos los demás elementos.
1H  Generador
He = H + H
Li = H + H + H
Be = H + H + H + H
B = H + H + H + H + H
1.2. TRIADAS DE JOHAN W. DÖBEREINER (1829).
Clasificó los elementos en triadas o grupos de tres
elementos que presentaban propiedades químicas
semejantes. En cada triada el peso atómico del
elemento central es el promedio aritmético de los pesos
atómicos de los elementos extremos.
40Ca
88Sr
(Ca) (Ba)
(Sr)
PA PA 40 136
PA 88
2 2
+ +
= = =
136Ba
Fue sustituido porque comenzaron a aparecer otros
grupos de elementos que no cumplían dichas
condiciones.
1.3.OCTAVAS DE NEWLANDS (1865).
John A. Newlands clasificó los elementos en grupos de
7 en 7 donde el octavo elemento repetía las propiedades
químicas análogas al primero. Esto le permite formar
columnas y dar lugar a la “Ley de Octavas”.
Arreglo de Newlands en Octavas
G: Actual Berilio (Be)
Bo: Actual Boro (B)
Esta clasificación fue sustituida por tener malas
ubicaciones de elementos, como el Cr debajo del Al, el
Fe debajo del S y el no haber dejado espacios vacíos
para los elementos que todavía no se descubrían.
1.4 LEY PERIÓDICA DE DIMITRI MENDELEIEV
(1869).
“Las propiedades de los elementos químicos están
en función periódica de sus pesos atómicos”
Clasifica a los elementos en orden creciente de sus
pesos atómicos de tal manera que los elementos de
propiedades similares están alineados en la misma
columna. Mendeleiev presentó los resultados de su
estudio en forma de tabla. Esta tabla recibe el nombre
de Tabla Periódica o Sistema Periódico.
Ese mismo año, el alemán Lothar Meyer dio a conocer
su propia clasificación periódica, con particularidades
semejantes al sistema periódico de Mendeleiev.
Se forman filas y columnas. Filas son los PERIODOS,
es decir, el intervalo existente entre dos elementos de
propiedades físicas y químicas semejantes. Las
propiedades varían a lo largo del período. Las Columnas
reciben el nombre de GRUPOS o Familias. Los
elementos de un grupo poseen todas propiedades
físicas y químicas muy parecidas.
Tabla Periódica de Mendeleiev (1971)
A. Ventajas:
Estas ventajas permiten el descubrimiento de nuevos
elementos químicos:
− Dejó espacios indicando que iban a ser ocupados
por elementos que más tarde serían descubiertos.
− Dio a conocer en forma aproximada las
propiedades de estos posibles elementos.
− Les dio nombre a cada uno de ellos de acuerdo a
su posición:
Mendeleiev Actual
Eka Aluminio Galio
Eka Silicio Germanio
Eka Boro Escandio
Eka Manganeso Tecnecio
Duo Manganeso Renio
Eka Teluro Polonio
B. Desventajas:
− El hidrógeno no tiene una posición fija, por sus
propiedades físicas se le incluye en los no metales y
por su propiedad química de perder un electrón y
formar un catión, se le incluye en los metales.
− Solo consigna una valencia a los elementos (e.g, Cl:
sólo 7).
− No refleja la estructura o C.E. de los átomos de los
elementos, característica asociada directamente con
las propiedades físicas y químicas de los elementos.
− No se puede diferenciar claramente a los metales de
los ametales.
− Las Tierras Raras no tienen un lugar apropiado en la
tabla.
− Para agrupar a los elementos atendiendo a sus
propiedades, no se tuvo en cuenta el orden creciente
de los pesos atómicos: (Co-Ni, cuando debería ser
Ni-Co; Te-I en lugar de I-Te).

QUIMICA
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− Ordenar a los elementos en forma creciente de sus
pesos atómicos (propiedades físicas). En la T.P.A.
los elementos están alineados en forma creciente de
sus propiedades químicas (Z).
1.5.TABLA PERIÓDICA ACTUAL.
En 1913 Henry Moseley encontró experimentalmente
una base más exacta para el ordenamiento de los
elementos de la Tabla Periódica que el de los pesos
atómicos.
Demostró que cada elemento emitía un espectro de
rayos X característico y diferente, cuya frecuencia
experimentaba un aumento regular de elemento a
elemento, estableciendo un orden creciente de éstos en
una sucesión. Para acentuar la validez de sus
resultados, Moseley dotó a cada elemento de un número
atómico Z que correspondía a la posición del elemento
en la sucesión.
La Expresión matemática que relaciona la frecuenta con
el número atómico es la siguiente:
2
c(Z b)
 = −
Donde c y b son constantes.
Espectros de Alta Frecuencia de los
Elementos
Raiz Cuadrada de la Frecuencia x 10−8
( 8
x10−
 )
Este número atómico era igual numéricamente a la
carga eléctrica del núcleo atómico de los elementos y,
ya que ésta es igual a la carga eléctrica negativa
aportada por sus electrones, se comprendió luego que
las propiedades químicas de los elementos están
determinadas por la configuración electrónica de sus
átomos.
La tabla periódica de Moseley, basada en los números
atómicos eliminó ciertos problemas presentes en la tabla
periódica basada en los pesos atómicos, como la
presencia de pares de elementos colocados en aparente
orden inverso.
Como resultado del trabajo de Moseley, la ley de
periodicidad debe ser enunciada en términos modernos:
“Las propiedades físicas y químicas de los
elementos son funciones periódicas de los
números atómicos”
Es decir, los elementos están ordenados en función
creciente de sus números atómicos.
Tabla Periódica, Versión de 1930
La tabla periódica actual (forma larga) fue es el producto
de modificaciones de la tabla de Mendeleiev, hechas por
Werner y Seaborg donde los elementos son separados
en bloques de acuerdo a las C.E. de sus átomos en el
estado basal o fundamental.
Los bloques son: ns, np, (n-1)d, y (n-2)f.
Bloques de la Tabla Periódica Actual
s
d
p
f
2. DESCRIPCIÓN DE LA TABLA PERIÓDICA
ACTUAL.
Los 112 elementos se hallan distribuidos:
• En 7 filas (Períodos o Niveles).
• En 18 columnas, que contienen a 16 Grupos o
Familias: 8 grupos A y 8 grupos B (IUPAC 1970).
A. Periodos:
Que son las filas horizontales y nos indican el último
nivel de energía del elemento. Existen 7 períodos o
niveles.
• Períodos 1°, 2° y 3° formados por 2, 8 y 8 elementos
respectivamente, son denominados Períodos
Cortos.
• Períodos 4°, 5° y 6° son los Períodos largos. El 7°
período está incompleto.
• Los elementos de Números Atómicos comprendidos
entre Z=57 (La) y Z=71 (Lu), se llaman Lantánidos.
• Los elementos de Números Atómicos comprendidos
entre Z=89 (Ac) y Z=103 (Lr) se llaman Actínidos.
108

QUIMICA
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• Estos grupos están separados de la Tabla y
dispuestos en dos filas con el fin de no extender la
figura, recibiendo el nombre de Tierras Raras.
• Los elementos después del 92U (93Np,...) se han
obtenido en forma artificial del Uranio, llamándose a
éstos Transuránidos.
B. Grupos o Familias:
Son agrupaciones verticales, que nos indican que sus
elementos integrantes poseen propiedades químicas
semejantes por poseer la misma cantidad de electrones
de valencia.
La tabla periódica está ordenada en Grupos A y B. El
número de grupo se representa en números romanos
(IUPAC 1970).
GRUPO A: Elementos Representativos
Situados en los extremos de la Tabla Periódica, reciben
este nombre porque el número de grupo representa la
cantidad de electrones en su capa de valencia o último
nivel así como su máxima valencia.
Su C.E .termina en subniveles “s” y/o “p”.
Grupo Nombre #e−
val
C.E.
Terminal
IA / 1
Alcalinos 1 ns1
IIA / 2
Alcalino −
Térreos
2 ns2
IIIA / 13
Térreos 3 ns2np1
IVA / 14
Carbonoides 4 ns2np2
VA / 15
Nitrogenoideos 5 ns2np3
VIA / 16
Anfígenos,
Calcógenos,
Oxigenoideos
6 ns2np4
VIIA / 17
Halógenos 7 ns2np5
VIIIA / 18
Gases Nobles 8
ns2np6
GRUPO B: Elementos de Transición
− Situados en la zona central de la Tabla Periódica.
− El grupo no nos indica el número de electrones de la
última capa debido a que su valencia es variable, así
como sus propiedades, que son indefinidas.
− Se caracterizan por tener incompleta alguna órbita
interior.
− Su C.E. termina en el subnivel “d”.
− Los elementos de transición están distribuidos en 8
grupos. El grupo VIIIB tiene 3 columnas.
Elementos de Transición Interna.
− Tienen una C.E. que termina en el subnivel “ f ”.
− Originalmente, el término genérico de Tierras Raras
se aplicaba a los Lantánidos, cuya serie está
conformada por el 57La y los catorce elementos que
le siguen. Estos elementos se denominaron
elementos de las tierras raras, porque fueron
extraídos a partir de óxidos, antiguamente llamados
tierras y porque estos óxidos eran bastante escasos.
− Los Actínidos, la serie constituida por el 89Ac y los
catorce elementos que le siguen, constituyen la 2da
serie de los elementos de transición interna; aunque
sus propiedades no están excesivamente
relacionadas con los Lantánidos. La característica
más sobresaliente de los Actínidos es que sus
núcleos se desintegran en fragmentos más sencillos
con una velocidad mensurable.
NOTA: Modernamente (IUPAC 1988), se designa el
número de grupo utilizando números arábigos, en forma
secuencial y continua:
1
A
2
A
3
B
4
B
5
B
6
B
7
B
8B 1
B
2
B
3
A
4
A
5
A
6
A
7
A
8
A
1 2 3
1 2 3 4 5 6 7 8 9
1
0
1
1
1
2
1
3
1
4
1
5
1
6
1
7
1
8
3. CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS
QUÍMICOS.
Los elementos químicos de la Tabla Periódica pueden
clasificarse de acuerdo a su comportamiento químico
como:
Metales.
− Son buenos conductores del calor y la electricidad.
− Se oxidan (pérdida de electrones).
− Se denominan agentes reductores.
− Son electropositivos.
− Son sólidos, excepto Hg, Ga, Cs, Fr.
No Metales.
− Son malos conductores del calor y la electricidad.
− Se reducen (ganan electrones).
− Se les denomina oxidantes.
− Son electronegativos.
− La mayoría se encuentran en estado sólido a
temperatura ambiente, con excepción de:
Gases: N2, O2, F2, Cl2, H2
Líquidos: Br
Semimetales o Metaloides.
Son los elementos que tienen propiedades
metálicas y no metálicas. Algunos son llamados
elementos de frontera y ocupan una región diagonal
que se observa en la tabla (transición entre metal y
ametal).
Son: B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po, At
Citamos a otros elementos que suelen comportarse
según las condiciones como metales o como
ametales.
También: V, Cr, Mn, Mo, W, Zn, Ga Sn, Ge, Al, Pb,
Tc, Ru, Rh

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Gases Nobles.
Son: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn
− Son elementos químicamente estables por tener
8 electrones en su última capa; con excepción
del 2He, que tiene 2. Se representan: ns2
np6
− Para el 2He: ns2
− Sus moléculas son monoatómicas.
Aunque en un principio se consideraban inertes,
ahora se conocen compuestos estables como
sucede con el Kr, Xe y Rn (desde 1962)
4. Ubicación de un Elemento en la Tabla Periódica.
A. Elementos Representativos (Grupos A).
Se puede reconocer a los elementos representativos
porque sus C.E. siempre terminan en los subniveles s
y/o p.
Ubicación de Elementos Representativos
Period
o:
Última capa o nivel en la C.E.
Grupo:
# de electrones de la última capa o nivel:
s + p.
B. Elementos de Transición (Grupos B).
Se puede reconocer a los elementos de transición
porque sus C.E. siempre terminan en el subnivel d.
Ubicación de Elementos de Transición
Periodo
:
Grupo:
# de electrones de la última capa (n) +
#de electrones del subnivel incompleto
(n−1): s + d.
Recordar la equivalencia entre los sistemas de
nomenclatura de grupo para las versiones de la Tabla
Periódica de 1970 y 1988, mostradas a continuación:
1
A
2
A
3
B
4
B
5
B
6
B
7
B
8B 1
B
2
B
3
A
4
A
5
A
6
A
7
A
8
A
1 2 3
1 2 3 4 5 6 7 8 9
1
0
1
1
1
2
1
3
1
4
1
5
1
6
1
7
1
8
C. Elementos de Transición Interna.
Estos elementos se caracterizan por tener C.E.
irregulares, aunque la mayoría termina en el subnivel f;
sin embargo, basta recordar que, si:
57< Z <71  Lantánido: 6to nivel (57La)
89< Z <103  Actínido: 7mo nivel (89Ac)
Ubicación de Elementos de Transición
Interna
Periodo
:
Grupo:
Opción 1:
Todos se consideran en el grupo
3B
Opción 2:
Si P = 6  G = Lantánido
Si P = 7  G = Actínido
PROCEDENCIA DE ALGUNOS ELEMENTOS
QUÍMICOS
➢ Nombres de Elementos en honor a planetas y
asteroides
− Mercurio (Hg) : su nombre se debe al
planeta del mismo nombre,
pero su abreviatura es Hg.
Dioscórides lo llamaba
plata acuática (en griego
hydrárgyros) hydra = agua,
gyros = plata.
− Uranio (U) : del planeta Urano.
− Neptunio (Np) : del planeta Neptuno.
− Plutonio (Pu) : del planeta Plutón.
− Cerio (Ce) : por el asteroide Ceres,
descubierto dos años
antes. (¿Sabíais que el
cerio metálico se
encuentra principalmente
en una aleación de hierro
que se utiliza en las
piedras de los
encendedores?).
− Titanio (Ti) : de los Titanes, los primero
hijos de la Tierra según la
mitología griega.
➢ Nombres de lugares y similares
− Magnesio (Mg) : de Magnesia, comarca de
Tesalia (Grecia).
− Scandio (Sc) : Sacndia, Escandinavia (por
cierto, Vanadio (V):
Vanadis, diosa
escandinava.
− Cobre (Cu) : cuprum, de la isla de
Chipre.
− Galio (Ga) : de Gallia, Francia.
− Germanio (Ge) : de Germania, Alemania.
− Selenio (Se) : de Selene, la Luna.
− Estroncio (Sr) : Strontian, ciudad de
Escocia.
− Itrio (Y) : de Ytterby, pueblo de
Suecia.
− Rutenio (Ru) : del latín Ruthenia, Rusia.
− Terbio (Tb) : de Ytterby, pueblo de
Suecia.
− Europio (Eu) : de Europa.

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− Holmio (Ho) : del latín Holmia,
Estocolmo.
− Tulio (Tm) : de Thuke, nombre antiguo
de Escandinavia. (¿Pero
porqué Tm?)
− Lutecio (Lu) : de Lutetia, antiguo nombre
de Pans.
− Hafnio (Hf) : de Hafnia, nombre latóin de
Copenhague.
− Polonio (Po) : de Polonia, en honor de
Marie Curie (polaca)
codescubridora del
elemento junto con su
marido Pierre.
− Francio (Fr) : de Francia.
− Americio (Am): de América.
− Berkelio (Bk) : de Berkeley, universidad de
California.
− Californio (Cf) : de California (estado
estadounidense).
− Reunio (Re) : del latín Rhenus, Rin.
➢ Nombres que hacen referencia a propiedades
− Berilio (Be) : de beriio, esmeralda de
color verde.
− Hidrógeno (H) : engendrador de agua.
− Nitrógeno (N) : engendrador de nitratos
(nitrum).
− Oxígeno (O) : formador de ácidos (oxys).
− Cloro (Cl) : del griego chloros (amarilio
verdoso).
− Argón (Ar) : argos, inactivo (Ya sabes,
los gases nobles son poco
reactivos).
− Cromo (Cr) : del griego chroma, color.
− Manganeso (Mg): de magnes, magnético.
− Bromo (Br) : del griego bromos, hedor,
peste.
− Zinc (Zn) : del alemán zink, que
significa origen oscuro.
− Arsénico (As) : arsenikon, oropimente
amarillo (auripigmentum).
− Zirconio (Zr) : del árabe zargun, color
dorado.
− Rubidio (Rb) : de rubidius, rojo muy
intenso (a la llama).
− Rodio (Rh) : del griego rhodon, color
rosado.
− Yodo (I) : del griego iodes, violeta.
− Indio (In) : debido al color indigo (anil)
que se observa en su
espectro.
− Cesio (Cs) : de caesius, color azul
celeste.
− Disprosio (Dy): del griego dysprositos,
volverse duro. (Si alguien
conoce la razón que me lo
haga saber).
− Osmio (Os) : del griego osme, olor
(debido al fuerte olor del
OsO4).
− Iridio (Ir) : de arco iris.
− El platino (Pt) : en estado metálico es
blanquecino y
medianamente similar a la
plata (aunque mucho
menos maleable que esta),
por lo que cuando en 1748
el español don Antonio de
Ulloa lo
encontró en una
expedición por
Sudamérica lo llamó
“platina”, lo que quiere
decir más o menos
“parecido a la plata”. Se
describe en una obra :
“Relación Histórica del
viaje a la América
Meridional” (Madrid, 1748)
como sigue :
“En el partido de Chocó,
habiendo muchas minas
de lavadero, como las que
se acaban de explicar, se
encuentran también
algunas, donde por estar
disfrazado, y envuelto el
oro con otros cuerpos
metálicos, jugos y piedras,
necesita para su beneficio
del auxilio del azogue
[mercurio]; y tal vez se
hallan minerales, donde la
platina (piedra de tanta
resistencia, que no es fácil
romperla, ni desmenuzarla
con la fuerza del golpe
sobre el yunque de acero)
es causa de que se
abandonen;
porque ni la calcinación la
vence, ni hay arbitrio para
extraer el metal, que
encierra, sino a expensas
de mucho trabajo y costo”.
− Oro (Au) : de aurum, aurora
resplandeciente.
− Talio (Tl) : del griego thallos, vástagoo
retoño verde.
− Bismuto (Bi) : del alemán weisse masse,
masa blanca.
− Astato (At) : del griego astutos,
inestable.
− Radón (Rn) : radium emanation
(radiactiva). (De noble
nada de nada, es
radioactivo).
− Radio (Ra) : del latín radius, rayo.
− Actinio (Ac) : del griego aktinos, destello
o rayo.
− Volframio (W) : del inglés wolfrahm, o
tungteno, de tung sten,
del sueco, piedra persada.

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− Bario (Ba) : del griego barys, pesado.
− Praseodimio (Pr): de prasios, verde, y
didymos, gemelo.
➢ Nombre que hacen referencia a la mitología
− Vanadio (V) : Vanadis, diosa
Escandinava.
− Niobio (Nb) : Níobe, hija de Tántalo.
− Paladio (Pd) : Palas, diosa de la
sabiduría.
− Prometio (Pm): de Prometeo, personaje
mitológico.
− Tantalio (Ta) : de Tántalo (mitología).
(Mira lo que significa y
dime si sabes por qué le
pusieron este nombre).
− Torio (Th) : de Thor, dios de la guerra
escandinavo. ¡Mira que dar
el nombre de un dios
guerra a un elemento!
− Vanadio (V) : Vanadis, diosa
escandinava.
➢ Nombres de científicos
− Curio (Cm) : en honor de Pierre y Marie
Curie.
− Einstenio (Es) : en honor de Albert Einstein.
− Fermio (Fm) : en honor de Enrico Fermi.
− Mendelevio (Md): en honor al químico ruso
Dimitri Ivanovich
Mendeleiev precursor de
la actual tabla periódica.
− Nobelio (No) : en honor de Alfred Nobel.
− Lawrencio (Lr): en honor de E.O.
Lawrence.
− Unnilquadium (Unq): Unnilquadium
significa 104 (su número
atómico) en latín. Los
soviéticos propusieron el
nombre de Kurchatovium
(Ku) en honor de Igor V.
Kurchatov, mientras que
los estadounidenses
preferian el nombre de
Rutherfordium (Rf) en
honor de Ernest
Rutherford. La IUPAC le
asignó este nombre
temporal en 1980.
− Unnilpentium (Unp): en latín unnilpentium
equivale a 105 (su número
atómico). La IUPAC
estableció este nombre
frente a las propuestas
estadounidenses de
llamarlo Hahnio (Ha) en
honor de
Otto Hahn y de los
soviéticos de llamarlo
Nielsbohrium en honor de
Niels Bohr. (Desde hace
un tiempo, la IUPAC
utiliza este sistema de
nomenclatura para los
elementos a partir del
104, hasta que se decida
cuales van a ser los
nombres definitivos).
− Gadolinio (Gd) : del mineral gasolinita, del
químico finlandés Gadolin.
− Samario (Sm) : del mineral samarskita, (en
honor del ruso Samarski).
➢ Otros
− Helio (He) : de la atmósfera del sol
(helios, se descubrió por
primera vez en el espectro
de la corona solar durante
un eclipse en 1868,
aunque la mayoría de los
científicos no lo aceptaron
hasta que se aisló en la
tierra).
− Litio (Li) : de lithos, roca.
− Boro (B) : del árabe buraq.
− Carbono (C) : carbón.
− Fluor (F) : de fluere (que no se lo que
significa).
− Neón (Ne) : nuevo (del griego neos).
(No se complicaron nada la
vida con el nombre).
− Sodio (Na) : del latín sodanum (sosa),
Na del latín natrium (nitrato
de sodio).
− Aluminio (Al) : del latín alumen (que
tampoco se lo que
significa).
− Silicio (Si) : de silex, sílice
− Fósforo (P) : de phosphoros, portador de
luz (el fosforo emite luz en
la obscuridad porque arde
al combinarse lentamente
con el oxígeno del aire).
− Azufre (S) : del latín sulphurium.
− Potasio (K) : kalium; el nombre, del
inglés pot ashes (cenizas).
(Las cenizas de algunas
plantas son ricas en
potasio).
− Calcio (Ca) : de calx, caliza. (La caliza
está formada por Ca2CO3).
− Hierro (Fe) : de ferrium.
− Cobalto (Co) : He leído dos explicaciones,
una que dice que cobalto
proviene de cobaltos,
mina. Otra versión asegura
que cobalto es el nombre
de un espíritu maligno de
la mitología alemana.
− Niquel (Ni) : proviene del término
alemán kupfernickel, que
quiere decir algo como
cobre del demonio,
(aparece en minas de

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cobre pero no lo es). Como
kupfer significa cobre,
niquel debe querer decir
demonio.
− Kriptón (Kr) : del griego kryptos, oculto,
secreto.
− Molibdeno (Mo) : de molybdosk, plomo. (Al
parecer, los primeros
químicos lo confundieron
con MENA de plomo).
− Tecnecio (Tc) : de technetos, artificial,
porque fue uno de los
primeros sintetizados.
− Plata (Ag) : del latín argentum.
− Cadmio (Cd) : del latín cadmia, nombre
antiguo del carbonato de
zinc. (Casi todo el cadmio
industrial se obtiene como
subproducto en el refinado
de los minerales de zinc,
quizás sea por eso).
− Estaño (Sn) : del latín stannum.
− Antimonio (Sb) : de antimonium; Sb de
stibium.
− Teluro (Te) : de Tellus, tierra.
− Xenon (Xe) : del griego xenon, extraño,
raro.
− Lantano (La) : del griego lanthanein, yacer
oculto.
− Neodimio (Nd): de neos-dydmos, nuevo
gemelo (del lantano).
− Plomo (Pb) : del latín plumbum.
− Protoactinio (Pa) : de protos (primero) y
actinium.
PROPIEDADES PERIÓDICAS
LECTURA:
QUÍMICA Y VIDA
CALCIO, FLUORURO Y OSTEOPOROSIS
El ión calcio es un componente indispensable en nuestra
dieta, necesario para coagular la sangre y mantener el
ritmo cardíaco. No obstante, la mayor parte del calcio de
la dieta se usa para formar y mantener huesos y dientes;
el 99% del calcio del cuerpo se encuentra en el sistema
esquelético. Los huesos se componen de fibras,
proteínicas llamadas colágeno, agua y sales inorgánicas
llamadas Minerales.
El mineral primado de los huesos y dientes es la
hidroxiapatita, Ca5(PO4)3OH, una sustancia en la que
el calcio está presente como iones Ca2+. La cantidad
diaria de calcio recomendada en la dieta es de 1000 mg
al día, y en su mayor parte es suministrada por
productos lácteos como la leche y el queso.
Hay diversos problemas de salud asociados a una
deficiencia de calcio en la dieta.
La más prominente de estas condiciones es la
osteoporosis (del griego osteon, que ignifica “hueso”, y
poros, que significa “un conducto”), el umento en la
porosidad o reblandecimiento de los huesos. Cerca de
25 millones de estadounidenses padecen osteoporosis,
que da lugar a huesos delgados y quebradizos que se
fracturan con facilidad. La enfermedad afecta más a las
mujeres que a los hombres el 80% de las personas
afectadas son mujeres de edad madura –porque el
metabolismo del calcio es afectado por la hormona
femenina estrógeno. La reducción en la producción de
estrógeno después de la menopausia afecta
adversamente el reemplazo del calcio y origina huesos
más débiles.
La osteoporosis se puede tratar con suplementos de
calcio, pero el hueso nuevo que se produce no es tan
fuerte como el que se producía antes de presentarse la
enfermedad. Se utiliza como terapia el Ión fluoruro, F–,
para aumentar la masa ósea mediante la formación de
fluoropatita, Ca5(PO4)3F. Sin embargo, la ingestión
de fluoruro tiene efectos secundarios adversos, y el
hueso producido tiene cualidades estructurales
deficientes.
En 1995 investigadores del Centro Médico del Sudoeste
de la Universidad de Texas informaron de un nuevo y
prometedor tratamiento para la osteoporosis de la
columna vertebral, una forma severa de la enfermedad
que produce compresión de las vértebras, dolores
agudos en la espalda y deformación de la columna. E1
tratamiento utiliza la sal de calcio del ácido cítrico, citrato
de calcio, en combinación con una formulación de
liberación prolongada de fluoruro de sodio, NaF. El
citrato de calcio, Ca3(C6H5O7)2, es más soluble en
agua que el carbonato de calcio, CaCO3 y más
comúnmente usado, y se absorbe de forma más efectiva
en el organismo. La combinación precisa de calcio y
fluoruro de este tratamiento da lugar a un aumento más
significativo en la masa ósea que el tratamiento con
cualquiera de los dos iones por separado.
PROPIEDADES PERIÓDICAS
Son aquellas propiedades, que tienen una variación
regular ya sea en un grupo o en el periodo de la tabla
periódica moderna.
1. Electronegatividad (E.N.)
Es la fuerza relativa de un elemento para atraer
electrones en un enlace químico. Según Linus Pauling,
el elemento más electronegativo es el flúor (E.N. = 4 =
0) y los elementos electronegativos o más
electropositivos son Cs y Fr (E.N. = 0,7)
Algunos valores de electronegatividad
• F : 4,0 • O : 3,5 • N : 3,0
• Cl : 3,0 • S : 2,5 • C : 2,5
• H : 2,1 • Ca : 1,0 • Na: 0,9
• Cs : 0,7
Completar la siguiente tabla, dibujando flechas que
indican la variación de la electronegatividad (hacia
donde aumenta)

QUIMICA
_______________________________________________________________________________________________________
Carácter metálico
Significa la tendencia de un elemento para perder
electrones (oxidación), en este caso el elemento se
denomina agente reductor. Los metales poseen baja
electronegatividad y son buenos agentes reductores
Carácter No–metálico
Significa la tendencia de un elemento para ganar
electrones (reducción), en este caso el elemento se
denomina agente oxidante los no–metales poseen alta
elctronegatividad son agentes oxidantes.
PREGUNTAS
1. ¿Cuál de los siguientes elementos, se oxida con
mayor facilidad?
A) 11Na B) 79Au C) 30Zn D) Pt
E) 29Cu
Resolución:
La oxidación, es pérdida de e–; se oxida más fácil el
elemento de menor E.N.
Rpta.: Na, está situada en la izquierda.
2. ¿Qué elemento es mejor agente oxidante
A) 16S B) 14Si C) 13Al
D) 17Cl E) 15P
Resolución:
El mejor agente oxidante, se reduce con más
facilidad, por lo cual tiene la electronegatividad más
alta
13Al14Si15P16S17Cl mayor E.N.
Rpta.: 17Cl
3. ¿Qué elemento posee mayor carácter metálico?
A) 33As B) 83Bi C) 7N D) 51Sb E) 15P
Resolución:
Corresponde a una E.N. más baja.
Energía de Ionización (E.I)
Es la energía mínima necesaria para arrancar 1e– de un
átomo al estado gaseoso. Los valores más altos de la
propiedad corresponden a los gases nobles, como el
Helio un término asociado a esta propiedad es potencial
de ionización (P.I.)
Variación de la Tabla: en
¡Dibuja en qué sentido aumenta la E.I. con
flechas!
Afinidad Electrónica (A.E.)
También se denomina electroafinidad, es la energía
liberada ó absorbida cuando un átomo gana 1e– en su
último nivel y al estado gaseoso. Los valores más altos
de esta propiedad corresponden a no–metales como el
cloro.
OBSERVACIÓN:
Por convensión, la afinidad electrónica es (–) cuando en
el proceso se libera energía, es el caso de la mayoría de
los elementos pero los elementos de grupos IIA (ns2) y
VIIIA (ns2np6), absorben energía cuando ganan 1e–,
por lo cual le A.E. es (+) para los estos casos
Variación General: Considerando la energía
liberada

QUIMICA
_______________________________________________________________________________________________________
¡Indique con flechas, en qué sentido la A.E.
aumenta!
Radio Atómico (R.A.) y Radio Iónico (R.I)
El radio (R.A.) es una medida aproximada del tamaño
del átomo neutro de un elemento. Está definido como la
mitad de la distancia entre dos núcleos de átomos
adyacentes. Para elementos diatómicos, se define como
la distancia entre los dos núcleos atomicos de la
molécula diatómica.
Ejemplo 1: Ejemplo 2:
Molécula de Cloro (Cl2)
Variación General
Dibuje dos flechas que indique como aumenta el radio
átomico.
• El más pequeño es: El hidrógeno R.A. = 32 pm
• El más grande es: El Francio R.A. = 255 pm
El radio iónico es el radio de un catión de anión. El radio
iónico afecta las propiedades físicas y químicas de un
compuesto iónico, por ejemplo la estructura
tridimensional de un compuesto iónico de un compuesto
iónico de tamaño relativo sus cationes y aniones.
radio E+ < radio E0 < radio E–
En especies isoelectrónicas se cumple que: A mayor
radio, menor z, y a menor radio, mayor z.
Ejemplo:
Indique la especie de menor radio.
A)19K+ B)18A C)15P–3 D)16S2 E)
20Ca2+
Solución:
Como todas las especies dadas son isolectrónicas se
cumple:
• A menor z, mayor radio
• a mayor z, menor radio
Variación General de las Propiedades
Periódicas
• R.A. : Radio atómico
• C.M. : Carácter Metálico
• E.N. : Electronegatividad
• A.E. : Afinidad Electrónica
• E.I. : Energía de Ionización
PRACTICA 1
01. ¿A qué periodo y grupo pertenece un elemento cuya
configuración termina en .... 5p4?
a) 5 y VIA b) 5 y VIB c) 4 y IVA
d) 5 y IVA e) N.A.
02. Si el número de un átomo es 76 y su número de
neutrones es 56. ¿En qué periodo y a qué familia
pertenece dicho elemento?.
a) 4to – alcalino b) 5to – terreo
c) 4to – Boroide d) 4to – alcalino terreo
e) 5to – alcalino
03.¿A qué grupo pertenece un elemento “G” cuyo ión B
–3 es isoelectrónico con 17Cl –1?
a) Carbonoide
b) Nitrogenoide
c) Calcógeno
d) Gas Noble
e) Anfígeno
04. Un elemento A es isoelectrónico con el ión B–2.
¿Cuál es la posición de A en la tabla periódica, si a B–1
le faltan dos electrones para alcanzar la configuración
electrónica de un gas noble? (No considerar al Helio)
-3
15
P

2
15Ca +

Aumenta
A.E.; E.I.;
E.N.
Aumenta
R.A.
C.M.

QUIMICA
_______________________________________________________________________________________________________
a) VA
b) VIA
c) VIIA
d) IVA
e) N.A.
05. Respeto a los elementos A(Z = 39) y B(Z = 33).
Determinar la relación que no corresponde:
a) Pertenecen a familias diferentes
b) Pertenecen a periodos diferentes
c) B posee 5 electrones de valencia
d) A es un metal por qué no posee carácter no metálico
e) Todas son correctas
06. Indique el subnivel de mayor energía en la
configuración electrónica de un elemento que se ubica
en el periodo 5 y grupo VA.
a) 3 d b) 5 p c) 4 d d) 4 f e) 6 s
07. Un ión de un anfígeno es isoelectrónico con un gas
noble del mismo periodo, señalar la carga del ión.
a) – 1 b) + 1 c) +2 d) – 2 e) + 3
08. Señale el número de relaciones correctas:
Elemento Periodo Z
Alcalino 1 1
Gas Noble 6 86
Alcalino Térreo 4 20
Halógeno 3 17
Nitrogenoide 5 51
a) 5 b) 4 c) 3 d) 2 e) 1
09. De los siguientes elementos:
4x 3
2x 7 3x
A
+
− 
9b 9
3b 1 5b
G
−
+
Cuál de ellos posee mayor electronegatividad:
a) El elemento A
b) Ambos igual
c) N.A.
d) El elemento G
e) No tienen electronegatividad
10. Si el ión G–1 es isoelectrónico con un átomo anfígeno
de periodo 4. Determinar el número de electrones del ión
(G2 O5)–4.
a) 96
b) 100
c) 104
d) 110
e) 116
11. El ión (XO3)–2 es isoelectrónico con el ión (BO3)–3.
Determinar la familia del elemento x(B = 5, O = 8)
a) Alcalino
b) Boroide
c) Carbonoide
d) Nitrogenoide
e) Calcógeno
12. Marca lo verdadero (V) y lo falso (F). U n elemento
que está en el quinto periodo y tiene tres orbitales
desapareados y número atómico es mínimo entonces;
se puede decir que:
I. Pertenece el grupo V B
II. Es un elemento de transición
III. Su número atómico es 41
a) VVV b) VFF c) VVF d) FVF e) FFF
13. Se observa que un elemento tiene en su átomo más
de 25 electrones pero menos de 33 electrones, si
pertenece al grupo IIB, determine a cuál periodo
pertenece el elemento.
a) Cuarto
b)Tercero
c) Quinto
d) Primero
e) Sexto
14. En un anión trinegativo de un elemento x tiene en su
estructura atómica 43 electrones, luego calcular a qué
grupo de la tabla periódica pertenece el elemento x.
a) Grupo IVB
b) Grupo VIA
c) Grupo IIIB
d) Grupo VIIA
e) Grupo IA
15. Un futuro cachimbo al estar estudiando la tabla
periódica observa detenidamente a un elemento que le
falta como dato su número atómico, entonces decide
que el profesor la calcule realizando la siguiente
pregunta: ¿Profesor podría Ud. calcular el número
atómico de un elemento que se encuentra en el quito
periodo y en e grupo VIIA?
a) 84
b) 61
c) 21
d) 53
e) 68
16. Si un catión dipositivo tiene en su estructura
atómica 48 electrones, luego el elemento que dio origen
a dicho catión, ñeque grupo de a tabla periódica se
encuentra.
a) Grupo IIA
b) Grupo IIB
c) Grupo VA
d) Grupo IVA
e) Grupo IIIB
17. En el átomo Z X +2 se observa la siguiente relación:
#e catión 1
#N 2
−

=
sabiendo que su # A = 200. Calcular a qué grupo de la
tabla periódica pertenece dicho átomo.
a) IA b) IIIB c) VA d) IVB e) IIA

QUIMICA
_______________________________________________________________________________________________________
18. Un elemento se halla en la tabla periódica en el
cuarto periodo y el grupo IIB. Calcular cuántos
electrones “p” apareados tiene en su átomo.
a) 12
b) 10
c) 6
d) 8
e) 4
19. Si la configuración electrónica de un elemento
termina en el orbital 4p3. Calcular el periodo de la tabla
periódica al cual pertenece.
a) Quinto
b) Segundo
c) Tercero
d) Cuarto
e) Primer
20. Hallar (A + B) con las siguientes triadas de
Dobereiner:
I) X78 XA X200 II) YB Y101 Y 201
a) 220 b) 140c) 200 d) 230 e) 240
21. Determine la ubicación en periodo y grupo en la
(tabla periódica) del siguiente ión. 31 X –1
a) 3ro; IIA b) 3ro; IV A c) 4to; IIA
d) 4to; IIIA e) 4to; IV A
22. Un elemento presenta como número atómico 52.
Hallar a qué periodo y grupo en la T.P. se ubica.
a) 7mo; VI A b) 5to; VII B c) 3ro; II A
d) 6to; V A e) 5to; VI A
23. Determine el número atómico y señala a un elemento
del cuarto periodo.
a) 37 b) 53 c) 17 d) 23 e) 55
24. Un elemento se encuentra en el cuarto periodo y
grupo VIA de la Tabla Periódica. Calcular su número de
masa si tiene 36 neutrones.
a) 36 b) 38 c) 48 d) 70 e) 72
25. Un átomo de un elemento “X” que pertenece al grupo
IA se ioniza con otro átomo de un elemento “Y” del grupo
VIA.
¿Qué compuesto es el que puede formar?
a) XY b) X2 Y c) XY2 d) X2 Y3 e) X3 Y4
26. Indicar el periodo y grupo donde se encuentra el
siguiente elemento:
4x 5 2
2x 3 E
− +
−
a) 4to; III B b) 5to, IA c) 4to; IIB
d) 5to; IIA e) 4to; VIA
27. A qué grupo y periodo de la T.P. pertenece un
elemento cuyo número de masa excede en 2 al doble
del número atómico siendo el número de neutrones igual
a 27.
a) 3ro; VIA b) 3ro; VIA. c) 4to; VIA.
d) 4to; VB e) 3ro; VB
29. A qué periodo y grupo pertenece un elemento “X”
sabiendo que X–2 e Y+3 son isoelectrónicos, además “Y”
es un elemento del quinto periodo y grupo IA.
a) 4to; IA b) 4to; VIA c) 4to; VIIIA
d) 4to; IVA e) 5to; IIIB
29. La configuración electrónica, simplificada de un
elemento que se halla en el 4to periodo y grupo IA es:
a) [He] 2s2 2p6 b) [Ne] 3s2 3p6 4s1
c) [Ar] 4s1 d) [Ne] 3s2 e) [Ne] 3s2 3p4
30. El ión X – 3 pone estructuras de gas noble en su
última capa, entonces dicho elemento “X” pertenece al
grupo:
a) VIIA b) VAc) IVA d) VIA e) VIIA
31. Determinar el número atómico de un elemento que
está ubicado en el grupo VIIB. Y periodo 6to.
a) 72 b) 73 c) 74 d) 75 e) 70
32. Determinar el grupo y periodo para el elemento que
presente 10 electrones en el nivel “M”.
a) IIIB; 3ro. b) IV B; 3ro. c) IV B; 4to.
d) IV B; 5to. e) IIB; 4to.
33. A qué familia pertenece el elemento cuyo ión
bipositivo presenta los siguientes números cuánticos
para su último electrón: (4, 1, 0, –1/2)
a) Halógeno b) Alcalino c) Anfígeno
d) Boroide e) Gas noble
34. Se tiene dos especies con igual cantidad de
electrones:
3
R−
; 3
L+
Si “L” es un calcógeno del quinto periodo.
Determine el periodo y grupo del elemento “R”.
a) 4to; VIIA b) 3ro; VIIIA c) 5to; VIIIA
d) 5to; VIII B e) 2do; VIIIA
35. Si el ión R+2 tiene igual cantidad de electrones con
un elemento halógeno del periodo 5. Hallar el número
atómico del átomo R.
a) 65 b) 60 c) 55 d) 50 e) 45
PRACTICA 2
1. Los elementos del grupo II A se denominan:
a) Alcalinos d) Anfígenos b) Alcalinos Terreos
e) Gases Nobles c) Boroides
2. Indicar el grupo y período del átomo de calcio, si
presenta 45 neutrones y 80 nucleones.
a) V A, 3
b) V A, 4
c) VII A, 3
d) VII A, 4
e) VII A, 5
3. Indicar la familia de “E” si tiene 19 electrones
a) Alcalino d) Calcogeno b) Alcalino Terreo
e) N.A. c) Nitrogenoides

QUIMICA
_______________________________________________________________________________________________________
4. Un átomo pertenece al grupo I A si presenta 3
niveles. Determinar el número atómico :
a) 7 b) 9 c) 11 d) 13 e) 19
5. Determinar el número atómico de un elemento “E”
perteneciente al cuarto período y al grupo IV A.
a) 30 b) 32 c) 4 d) 44 e) 34
6. ¿Qué grupo esta incorrectamente relacionado con
el subnivel y los electrones que ahí existen?
a) II A, s2 b) II A, p1 c) VIII A, p6
d) II B, d2 e) VI A, p4
7. Un átomo de un elemento tiene 55 neutrones y su
número de masa es igual a 106. ¿En qué grupo y
período debe ubicarse dicho elemento?
a) II A, 5 b) I A, 6 c) III B, 4
d) V A, 5 e) V B, 4
8. Un elemento “x” es un anfígeno del cuarto período
de la tabla. Determinar su número de masa si
presenta 36 neutrones.
a) 66 b) 68 c) 70 d) 72 e) N.A.
9. ¿Qué grupo está correctamente relacionado?
a) d9, VII B b) p3, VI A c) s1, I B
d) p5, VII A e) d4, IV B
10.Un elemento con número atómico 38 se ubica en el
período :
a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5
11.Los elementos anfígenos presentan como orbital
externo :
a) ns1 b) ns2 c) np4 d) np5 e) np6
12.La familia de los calcogenos se encuentran :
a) I A b) III A c) IV A d) VI A e) VII A
13.La familia de la alcalinos térreos se encuentran
a) I A b) II A c) III A d) V A e) VIII A
14.Indique un elemento halógeno :
a) X = 9 b) X = 17 c) X = 35
d) X = 53 e) Todos
15.En la naturaleza existen pocos gases
monoatómicos. Nombre a 3 de ellos :
a) Sodio, potasio, rubidio
b) Cloro, bromo, yodo
c) Helio, neón y argón
d) Hidrógeno, nitrógeno y oxígeno
e) Cobalto, níquel y hierro
PRACTICA 3
1. Ordeno a los elementos químicos de tres en tres
estableciendo una Ley de Triadas.
a) Newland's
b) Proust
c) Moseley
d) Dobereiner
e) Stewar
2. Indicar con (V) verdadero o (F) falso según
corresponda:
I. Los elementos químicos se ubican en la Tabla de
Mendeleyev según su peso atómico.
II. Las octavas de Newland's ordena a los elementos
químicos de 7 n 7.
III. De acuerdo a Proust los elementos se clasifican
en electropositivos y electronegativos.
a) VVV b) VFV c) VFF d) VVF e) FVV
3. A continuación se muestra una triada:
Hallar el valor de x para que se cumple la Ley de
Triadas.
a) a+2b b) a-2b c) 2a+b d) 2a-b e) N.A.
4. Cierto elemento ocupa el séptimo lugar en la Tabla
Periódica y presenta 3 isótopos en números de masa
consecutivos. Si el más pesado presenta 10
neutrones. ¿Cuántos neutrones presenta el liviano?
a) 7 b) 6 c) 8 d) 9 e) 11
5. Cierto elemento ocupa el décimo lugar en la Tabla
Periódica y presenta 22 nucleones. Determinar el
número de protones, electrones y neutrones que
presenta respectivamente.
a) 10,8,12 b) 10,12,12 c) 10,10,12
d) 10,12,22 e) 10,10,15
6. Ordenó a los elementos químicos en orden creciente
del peso atómico y en base a la ley periódica:
a) Newland's b) Mendeleyev c) Benzelius
d) Dobereiner e) Mosseley
7. A qué grupo y período pertenece el elemento Azufre
(Z = 16)
a) VIA, 2 b) VIA, 3 c) IVA, 2
d) IVA, 3 e) IIA, 3
8. Hallar el grupo período del Calcio. (Z = 20)
a) VIA, 3º b) IVA, 2º c) IIA, 3º
d) IIA, 4º e) IIA, 2º
9. Uno de los siguientes ordenó la tabla en orden
creciente de su número atómico.
a) Newlands b) Chancantois
c) Dobereiner d) Mendelaieu
e) Mosselev
10.A qué grupo y período de la tabla pertenece el cobre
(Z = 29)
a) VIIIA, 3º b) VIIIA, 4º c) IB, 4º
d) IB, 3º e) IXB, 3º
11.Se tiene la siguiente triada: "x", "y", "z"; el peso
atómico de "x" es "a" y la del elemento promedio de
"z"?
a) 2b+a b) 2b-a

QUIMICA
_______________________________________________________________________________________________________
c) 2a-b d) 2a+2b e)
12.En la tabla periódica los elementos representativos
se caracterizan por estar llenando el sub-nivel.
a) s b) p c) d d) f e) a y b
13.Un átomo presenta 6 electrones en sub-niveles "s".
Halle el grupo y período.
a) IIA,2 b) IVA,3 c) IIIA,2
d) IVA,4 e) IIA,3
14.Señale el número atómico de un elemento que se
ubica en el tercer período y grupo IVA.
a) 12 b) 14 c) 16 d) 20 e) 22
15.Para un elemento donde su número de masa es el
doble de su número de neutrones que es 15. ¿Cuál
es el grupo al cual pertenece dicho elemento?
a) IVA b) VA c) VIA d) VIIB e) IIB
16. Indicar el período para un elemento que tiene la
siguiente representación: y presenta 16
neutrones.
a) 2 b) 4 c) 3 d) 1 e) 5
17.El niquel (Z = 28) pertenece al grupo:
a) VIIIB b) XB c) VB d) VIIB e) VIIIA
18.Un átomo de un elemento presenta 15e- en
subniveles p. Hallar el grupo y período.
a) VA, 4 b) VA, 3 c) IIIA, 4
d) IIIA, 3 e) IA, 4
19.Johan Wolfgang Dobereiner ordenó a los elementos:
a) de 2 en 2
b) de 3 en 3
c) de 7 en 7
d) de 8 en 8
e) de 5 en 5
20.En la tabla periódica moderna los elementos están
ordenados según el orden creciente de:
a) número de masa b) peso atómico
c) volumen atómico d) número atómico
e) número de neutrones
21.¿Cuál de las siguientes parejas no corresponde a un
mismo grupo en la tabla periódica?
a) helio – argón
b) oxígeno - azufre
c) nitrógeno – fosfóro
d) sodio - calcio
e) cobre - plata
22.En la naturaleza existen pocos gases monoatómicos,
nombre a 3 de ellos:
a) sodio, potasio, rubidio
b) cloro, bromo, iodo
c) helio, neón, argón
d) hidrógeno, oxígeno, nitrógeno
e) cobalto, niquel, hierro
23.¿Cuál de las siguientes aseveraciones es verdadera
respecto a la tabla periódica?
a) está formada por 16 columnas
b) contiene 8 períodos
c) están ordenados por peso atómico creciente.
d) los elementos representativos pertenecen a la
zona A.
e) Todos son verdaderos.
24.Hallar el grupo y período del átomo: 37R.
a) IA;3º b) IIA;3º c) IA;4º
d) IA;5º e) IIA;5º
25.Hallar el grupo y período del átomo de selenio (Z =
34).
a) IVA;4º b) IVA;5º c) IVA;3º
d) VIA;3º e) VIA;4º
26.La configuración de un átomo termina en ........ 3p5.
Hallar el grupo y período.
a) VA;3º b) VIIA;3º c) VA;4º
d) VIIA;4º e) VIIA;2º
27.Un átomo presenta una terminación en su
configuración en .......... 3d4. Hallar el grupo y
período.
a) 4º;VIA b) 4º;VIB c) 3º;VIA
d) 3º;VIB e) 5º;VIB
28.¿Cuál de las siguientes parejas no corresponde a un
mismo grupo en la tabla periódica?
a) helio – argón b) oxígeno - azufre
c) nitrógeno – fósforo d) sodio - plata
e) cobre - plata
29.Dadas las siguientes afirmaciones:
I. Las filas horizontales en la T.P. se llama grupo.
II. En el grupo IB se encuentra: Cu, Ag, Au.
III. El hidrógeno es metal.
a) VVV b) FFF c) FVF d) VVF e) FFV
30.Un elemento ubicado en el 4º período, su átomo
presenta:
a) 3 niveles b) 2 c) 6 d) 4 e) 5
31.Un elemento químico de número atómico 38. Se
ubica:
a) 2º período b) 4º c) 1º d) 3º e) 5º
32.Un elemento (z = 34) se ubica en:
PERÍODO GRUPO
a) 3 VA
b) 2 IIIA
c) 4 VIA
d) 4 VIB
e) 5 IIA
33.La configuración electrónica de un átomo termina en
5p4. Luego el elemento pertenece al grupo.
a) VA b) VIA c) IVA d) VIIA e) IIA
a b
+
2
x
x
E
2

QUIMICA
_______________________________________________________________________________________________________
34.La configuración electrónica termina en 3p2. El
elemento pertenece al grupo.
a) IA b) IIA c) IIIA d) IVA e) VA
35.¿Cuál de las siguientes configuraciones corresponde
a un halógeno?
a) 1s22s22p6 b) 1s22s2 c)
1s22s22p4
d) 1s22s22p63s23p6 e) 1s22s22p63s23p5
36.¿Cuál de las configuraciones corresponde a un
carbonoide?
a) 1s2 b) 1s22s4 c)
1s22s22p63s1
d) 1s22s22p2 e) 1s22s22p1
37.Indicar cuál de las configuraciones es falsa:
a) Alcalino: ns1 b) Alcalino térreo : ns2
c) Carbonoide : np2 d) Halógeno : np5
e) Anfigeno : np3
38.¿Qué relación mostrada es incorrecta?
a) Alcalino ® Li, Na, K, Rb
b) Alcalino térreo ® Mg, Ca, Sr
c) Gas Noble ® He, En, Ar
d) Metales de Acuñación ® Cu, Ag, Au
e) Halógeno ® F, Cl, Br, I
39.De la distribución electrónica de un elemento:
1s22s22p63s23p1
Respecto a la tabla periódica podríamos decir que:
a) Es un térreo (Boroide) b) Es un
carbonoide
c) Es un metal de transición d) Pertenece al 4º
período
e) Es del grupo IA.
40.¿A qué familia pertenece el Cloro Z = 17?
a) Anfigeno b) Halógeno c) Alcalino
d) Boroide e) Carbonoide
ENLACE QUÍMICO
Lewis, Gilbert Newton (1875-1946), químico
estadounidense, célebre por su teoría de la
interpretación del enlace covalente. Nació en
Weymouth, Massachusetts, y estudió en las
universidades de Nebraska, Harvard, Leipzig y Götinga.
Enseñó química en Harvard desde 1899 hasta 1900 y
desde 1901 hasta 1906, y en el Instituto de Tecnología
de Massachusetts desde 1907 a 1912. A partir de ese
año y hasta su muerte, fue profesor de Química Física
en la Universidad de California en Berkeley, y también
fue decano de la Escuela de Química.
Lewis hizo importantes aportaciones en el campo de la
Física teórica, sobre todo al estudio de la termodinámica
química. Desarrolló una teoría sobre la atracción y
valencia químicas con el químico estadounidense Irving
Langmuir, basándose en la estructura atómica de las
sustancias, conocida como teoría Langmuir-Lewis.
También se le conoce por su trabajo sobre la teoría de
las disoluciones y la aplicación de los principios de la
termodinámica a los problemas químicos.
DEFINICIÓN
Mientras que sólo hay alrededor de 114 elementos
catalogados en la tabla periódica, obviamente hay más
substancias en la naturaleza que los 114 elementos
puros. Esto es, porque los átomos pueden reaccionar
unos con otros para formar nuevas sustancias
denominadas compuestos. Un enlace químico se
forma cuando dos o más átomos se enlazan
fuertemente, por interacción de sus electrones de
valencia, cada uno en la búsqueda de mayor
estabilidad química (proceso exotérmico). El
compuesto que resulta de este enlace es química y
físicamente único y diferente de sus átomos originarios.
NOTACIÓN DE LEWIS
Es la representación abreviada de los átomos de
elementos representativos, considerando solamente sus
electrones de valencia, ya que son los únicos que
determinan la química del mismo. Se utiliza el símbolo
del elemento para designar la parte interna del mismo
(kernel), y los electrones de valencia se representan
alrededor del mismo, mediante puntos o aspas.
(*) Excepto el Helio cuya notación de Lewis es
REGLA DEL OCTETO
Cuando se forman las uniones químicas entre átomos
de elementos representativos, cada uno de ellos
adquiere la estructura electrónica del gas noble más
cercano, quedando el último nivel de energía de cada
uno de éstos átomos con ocho electrones, excepto los
átomos que se encuentran cerca del Helio, que
completan su último nivel con sólo dos electrones. Se
aclara que esta regla presenta muchas excepciones y
sólo se utiliza con fines didácticos.
ENLACE INTERATÓMICO
ENLACE IÓNICO
Fue propuesto por W. Kossel en 1916 y es el resultado
de la transferencia de uno o más electrones de un
átomo o grupo de átomos a otro generando un ión
positivo (catión) y un ión negativo (anión), los cuales se
mantienen unidos debido a una atracción electrostática.
Este tipo de enlace se produce con mayor facilidad entre
los elementos metálicos y no metálicos, dado que los
primeros poseen baja energía de ionización y por lo
tanto pierden electrones con facilidad mientras que los
no metales tienen alta afinidad electrónica y tienden a
ganar electrones.

QUIMICA
_______________________________________________________________________________________________________
Una condición necesaria, pero no suficiente para que se
dé el enlace iónico es que la diferencia de
electronegatividades entre los átomos implicados sea
mayor o igual a 1,7.
Obs: Los compuestos iónicos no forman moléculas
Cristal de NaCl
ENLACE COVALENTE
Desde un punto de vista clásico implica la compartición
de pares de electrones entre átomos cuya diferencia de
electronegatividades es menor a 1,7; en la búsqueda
cada uno de mayor estabilidad química.
CLASIFICACIÓN DE LOS ENLACES COVALENTES
Por la polaridad del enlace
(*) Este rango sólo permite ayudarnos a establecer si el
enlace es o no covalente polar; sin embargo, no debe
tomarse como una regla absoluta para determinar si un
enlace es covalente polar o no. Por ejemplo: en el enlace
(H – F) la diferencia de electronegatividad es 1.9.
Debería esperarse un enlace iónico; pero el enlace es
covalente polar.
Por el origen de los electrones compartidos
Por el número de pares electrónicos compartidos
ENLACE COVALENTE APOLAR
Se produce por una compartición simétrica de los pares
electrónicos de los átomos enlazados. Todos los
enlaces covalentes en moléculas diatómicas
homonucleares son apolares.
ENLACE COVALENTE POLAR
Se produce por una compartición desigual de los pares
electrónicos entre los átomos unidos por enlace
covalente. La separación de cargas en un enlace
covalente polar crea un dipolo eléctrico
PROPIEDADES GENERALES DE LOS
COMPUESTOS IÓNICOS Y COVALENTES
COMPUESTOS IÓNICOS
• Son sólidos con elevado punto de fusión
(típicamente mayor a 400°C)
• Muchos son solubles en solventes polares como
el agua.
• La mayoría son insolubles en solventes apolares
como el benceno: C6H6
• Los compuestos fundidos y en disolución acuosa
conducen bien la electricidad debido a que tienen
partículas cargadas en movimiento (iones).
• En fase sólida no conducen la electricidad.
• Poseen un ordenamiento regular de iones
positivos y negativos dispuestos en forma de red
cristalina iónica.
• Generalmente, involucran a metales alcalinos y
alcalinos térreos (excepto el berilio) y no metales
tales como los halógenos o calcógenos.
• No existen moléculas separadas (discretas) de
sustancias iónicas; por eso, nos referimos a ellas
como unidades fórmula y no como fórmulas
moleculares.
COMPUESTOS COVALENTES
• Son gases, líquidos o sólidos con bajos puntos de
fusión (típicamente menor de 300°C).
• Muchos son insolubles en solventes polares como
el agua
• La mayoría son solubles en solventes apolares
como el benceno: C6H6
• Los compuestos fundidos y líquidos no conducen
la electricidad
• Las disoluciones acuosas son habitualmente
malas conductoras eléctricas.
• Sus unidades químicas son moléculas.
• Típicamente se producen entre elementos no
metálicos o cuya diferencia de electronegatividad
sea menor que 1,7.

QUIMICA
_______________________________________________________________________________________________________
RESONANCIA
Cuando utilizamos para el ozono las reglas habituales
de las estructuras de Lewis, nos encontramos con dos
posibilidades.
Pero hay algo equivocado en las dos estructuras. Ambas
indican que un enlace oxígeno-oxígeno es simple y el
otro doble. Sin embargo, la evidencia experimental
indica que los dos enlaces oxígeno-oxígeno son iguales;
ambos de 147,5 pm del enlace simple en la
molécula de peróxido de hidrógeno ; pero es
mayor que la longitud de 120,74 pm del doble enlace en
la molécula de oxígeno diatómico, . Los enlaces
en el ozono son enlaces intermedios entre un enlace
doble y uno simple. El problema se resuelve si se dice
que la verdadera estructura de Lewis del O3 no es
ninguna de las dos propuestas, sino una combinación o
híbrido de ambas, algo que podemos representar como:
Cuando pueden escribirse dos o más estructuras de
Lewis aceptables para una especie química, se dice que
existe resonancia. La estructura verdadera es un híbrido
de resonancia de las posibles estructuras
contribuyentes. Las estructuras aceptables que
contribuyen al híbrido de resonancia deben tener todas
el mismo esqueleto, solamente pueden diferir en la
distribución de los electrones dentro de la estructura.
DEFINICIONES IMPORTANTES:
1. Electrones de Valencia: Son los electrones más
externos de la nube electrónica. Son los únicos que
participan en el enlace (los más internos no
participan)
En los elementos tipo A (Representativos) los
electrones de valencia son los del último nivel
solamente. Su número coincide con el número de la
familia
Ejemplo:
Be: 2 −
e de valencia - familia IIA)
Se: 6 −
e de valencia o del último nivel - (familia VIA)
2. Configuración de LEWIS: Es colocar los electrones
del último nivel ( −
e de valencia) como puntos
alrededor del símbolo. Sólo se usa para elementos
tipo A.
Ejemplo:
Aluminio Al (familia IIIA)
Selenio Se (familia VIA)
Calcio Ca (familia IIA)
Fierro No tiene (es tipo B)
3. Valencias Esperadas: Generalmente los elementos
de familias pares tienen valencias pares (y los de
familias impares tienen valencias impares).
Sin embargo, algunos elementos no llegan a tener
todas las valencias esperadas.
IIIA B Al Ga In Tl
1 X X X X
3
IVA C Si Ge Sn Pb
2 X X
4
VA N P As Sb Bi
1 X X X
3
5
* El N también tiene valencias 2 y 4
VIA O S Se Te Po
2
4 X X
6 X X
VIIA F Cl Br I At
1
3 X X
5 X X
7 X X
4. Valencia Principal: Indica el número de enlaces que
con más frecuencia forma el elemento. Va del 1 al 4.
Para los primeros grupos, coincide con el # de
familia. Para los últimos grupos, es lo que les falta
para llegar a 8.
Famili
a
IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIII A
Valenc
ia
princip
al
+1 +2 +3 4 -3 -2 -1 0
5. Reglas del Octeto: Un átomo alcanza estabilidad
cuando llega a tener la configuración electrónica de
un gas noble (8 electrones en el último nivel).

QUIMICA
_______________________________________________________________________________________________________
Se puede llegar al octeto ganando o perdiendo
electrones.
Ejemplo:
a) Cloro gana 1
Cl
e
1
−
−
→
b) Galio pierde 3
Ga
e
3
+
−
→
c) Azufre .............................................
d) Nitrógeno ........................................
e) Calcio ..............................................
f) Potasio ............................................
g) Yodo ...............................................
h) Bario ...............................................
i) Selenio ............................................
También se puede llegar al octeto compartiendo
electrones:
Ejemplo:
a) 2
O
O
O comparte −
e
4
b) 2
N ...................... ..................
c) 2
Cl ...................... ..................
d) SO ...................... ..................
e) 3
PCl ...................... ..................
f) 2
CO ...................... ..................
g) 2
SCl ...................... ..................
6. Excepciones de la regla del Octeto
a) Octeto Incompleto: Algunos átomos son
estables con menos de −
e
8 en su último nivel.
−
−
−
−







→
→
→
e
8
a
llegan
Nunca
e
6
Al
y
B
e
4
Mg
y
Be
e
2
He
y
H
b) Octeto Expandido: Cuando el átomo llega a
tener más de −
e
8 en el último nivel.
5 6
PCl (P con 10e ) SF (S con 12e )
− −
→ →
Se puede dar sólo en elementos que tengan tres o
más niveles de energía
c) Moléculas con Número Impar: de electrones de
valencia:
valencia
de
e
11
6
5
NO
−
=
+
→
valencia
de
e
17
12
5
NO2
−
=
+
→
En estas moléculas no es posible aparear todos los
electrones. Siempre queda alguno desapareado.
d) Los Elementos Tipo B (de transición)
generalmente no llegan a tener −
e
8 en su último
nivel.
Resumiendo:
IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA
e- de valencia
Config. de
Lewis
Val. principal
Valencias
esperadas
1 2 3 4 5 6 7 8
1 2 3 4 3 2 1 0
1 2 1 2 1 2 1 2
3 4 3 4 3 4
5 6 5 6
7 8
X X X X X X X X
En condiciones especiales el Kr y el Xe han formado
compuestos, donde exhiben valencias 2, 4, 6 y 8.
Hasta ahora no se han podido formas compuestos de
He, Ne y Ar.
7. Orden de Enlace: Indica el número de pares
compartidos de electrones (Enlaces) en una
molécula.
O = O Orden = 2
N  N Orden = 3
H – C  N Orden = 4
O
H2 ..................
4
CH ..................
6
2H
C ..................
4
2H
C ..................
H – CHO ..................
H – COOH ..................
CHO
CH3 − ..................
COOH
CH3 − ..................
)
a
cos
glu
(
O
H
C 6
12
6 ..................
3
HNO ..................
4
2SO
H ..................
2
SO ..................
3
SO ..................
4
3PO
H ..................
CO ..................
2
CO ..................
7
2O
Cl ..................
NOTA:
2
valencia
e
octeto
e
OE
−
−
−
=
2
valencias
OE

=
Llenar el cuadro
−
e de
valencia
Valencia
principal
Valencias
esperadas
Z = 33 5 3 1, 3, 5
Z = 37

QUIMICA
_______________________________________________________________________________________________________
Z = 52
Z = 36
Z = 52
Z = 86
Z = 7
Z = 23
Pb
Tl
Ga
Be
He
Cl
Rb
P
Sn
Xe
S
N
Dados los siguientes números cuánticos, escribir
las dos posibles configuraciones de LEWIS
a) (4, 0, 0, -1/2)  x x
b) (3, 1, 0, -1/2)  .......... ...........
c) (5, 1, -1, +1/2)  .......... ...........
d) (4, 1, +1, -1/2)  .......... ...........
e) (3, 0, 0, -1/2)  .......... ...........
f) (5, 2, -1, +1/2)  .......... ...........
g) (4, 1, 0, +1/2)  .......... ...........
TIPOS DE ENLACES QUIMICOS
Enlaces químicos son las fuerzas
(fundamentalmente electrostáticas o coulómbicas)
que mantienen unidos a los átomos y a las
moléculas.
De esta forma, se reconoce que hay dos tipos
fundamentales de enlace.
 Enlace interatómico (entre los átomos dentro
de una molécula, llamado también
intramolecular). Son enlaces cortos y fuertes.
Están más relacionados con las propiedades
químicas (combustión, hidrogeneración,
reacción frente a ácidos por ejemplo)
 Enlace intermolecular (entre dos moléculas
distintas). Son largos y débiles. Se relacionan
más con las propiedades físicas, en especial con
el estado físico.
O H
H
O H
H
O
Enlace
intermolecular
(largo debil)
Enlace inter
atómico (corto
fuerte)
El enlace Interatómico puede ser de tres tipos:
Iónico
Metal vs
Ametal
Transferencia de
electrones
Covalent
e
Ametal vs
Ametal
Compartir electrones
Metálico
Metal vs
Metal
Electrones
deslocalizados
El enlace intermolecular puede ser de 2 tipos,
dependiendo de la polaridad de la molécula.
a) En moléculas polares: fuerzas dipolo – dipolo.
Ejemplo: CO, HBr, 2
SO
b) En moléculas apolares: fuerzas de London o
de dispersión (antes llamados de Vander Walls)
EJERCICIOS
Indicar si los siguientes fenómenos dependen de
enlace
Interatómico (IA) o Intermolecular (IM)
 El metano se quema con gran desprendimiento de
calor ..................
 El agua se descompone por electrólisis ..................
 Los alquenos por hidrogenación se convierten en
alcanos ..................
 El yodo se sublima ..................
 El hielo se expande cuando se congela
..................
 Los gases reales se desvían del comportamiento
ideal ..................
 Los gases freón son poco reactivos
..................
 El helio líquido es una de las sustancias más frías
que se conoce ..................
 Los gases freón se usan como refrigerantes
..................
 El nitrógeno líquido es tan frío que puede volver
quebradizo al acero...............
 El hielo es menos denso que el agua ..................

QUIMICA
_______________________________________________________________________________________________________
 Las grasas se disuelven en benceno, pero no en el
agua ..................
 Las grasas con álcalis pueden saponificarse y dar
jabón ..................
Indicar si el enlace formado por las siguientes
parejas de elementos es iónico o covalente
 Ca/O ...................................
 S/H ...................................
 H/Cl ...................................
 Na/S ...................................
 Rb/F ...................................
 Ne/O ...................................
 N/C ...................................
 Fe/O ...................................
 Fe/Cl ...................................
 Cl/O ...................................
 Be/Cl ...................................
 Be/O ...................................
 Be/H ...................................
 Al/Cl ...................................
 −
+
Cl
/
NH4 ...................................
 −
+
3
NO
/
NH 4 ...................................
Indicar si el enlace formado es iónico o covalente
 IA con VIIA ...............................
 VA con VIIA ...............................
 IIA con VIIIA ...............................
 IVA con VA ...............................
 Z = 17 con Z = 32 ...............................
 Z = 11 con Z = 19 ...............................
 Z = 56 con Z = 36 ...............................
 Z = 15 con Z = 8 ...............................
 Z = 19 con Z = 35 ...............................
 Z = 55 con Z = 54 ...............................
Se tiene 5 elementos con las siguientes
configuraciones electrónicas
2
2
d
4
s
5
]
Kr
[
:
A
6
2
6
2
2
p
3
s
3
p
2
s
2
s
1
:
B
5
2
p
3
s
3
]
Ne
[
:
C
1
s
7
]
Rn
[
:
D
4
2
2
p
2
s
2
s
1
:
E
¿Qué tipo de enlace forman: (iónico o covalente)
 A con C ..............................
 B con D ..............................
 C con D ..............................
 E con B ..............................
 D con E ..............................
 Fluor con A ..............................
 Xenon con D ..............................
 Oxígeno con C ..............................
 Hidrógeno con D ..............................
Se tiene 5 elementos cuyo electrón tiene los
siguientes números cuánticos (suponer que –1/2
tiene menos energía que +1/2)
A: (4, 1, 0, +1/2) B: (3, 0, 0, -1/2)
C: (5, 1, 1, +1/2) D: (2, 1, -1, +1/2)
E: (5, 2, +2, -1/2)
Indicar si se forma enlace iónico o covalente
 D con C ..............................
 A con D ..............................
 D con D ..............................
 A con B ..............................
 B con E ..............................
 Hidrógeno con A ..............................
 Hidrógeno con B ..............................
 Hidrógeno con C ..............................
 Sodio con A ..............................
 Sodio con B ..............................
 Sodio con D ..............................
Indicar que tipo de excepción a la regla del octeto se
presenta en:
 3
BH ..............................
 2
BeCl ..............................
 2
H ..............................
 6
SF ..............................
 NO ..............................
 FeO ..............................
 3
AlCl ..............................
 5
PCl ..............................
 6
SeCl ..............................
 2
NO ..............................
 He ..............................
 2
BeH ..............................
PRACTICA 4

QUIMICA
_______________________________________________________________________________________________________
01. Para la molécula del C3 H4. Determinar cuántos
enlaces sigma y pi respectivamente
a) 2 y 6 b) 2 y 4 c) 4 y 2
d) 6 y 2 e) N.A.
02. Cuántos enlaces sigma y phi existen en el siguiente
compuesto.
a) 11 y 3
b) 21 y 2
c) 14 y 3
d) 14 y 2
e) 21 y 3
03. Cuántos enlaces phi y sigma posee el siguiente
compuesto.
a) 23 y 4
b) 24 y 3
c) 22 y 2
d) 24 y 2
e) N.A.
04. Los átomos A, B, C y D están en un mismo periodo,
si tienen: 1, 3, 5, 7 electrones de valencia
respectivamente. Hallar el tipo de enlace que
forman C y D.
a) Cov. Puro b) Cov. Polar c) Iónico
d) Metálico e) Metálico
05. Para la molécula del ácido sulfúrico (H2SO4).
¿Cuántos electrones libres existen?
a) 20e- b) 18e- c) 16 e– d) 22e- e) 2 e-
06. ¿Cuántas covalencias puras y dativas existe en la
molécula del anhídrido clórico respectivamente? (Cl2
O5)
a) 3 y 2 b) 3 y 1 c) 4 y 2 d) 2 y 4 e) 2 y 3
07. ¿Cuántos enlaces sigma y enlaces phi existe en una
molécula de ácido acético? CH3 – COOH
a) 6 y 2 b) 7 y 1 c) 2 y 1 d) 3 y 1 e) 4 y 2
08. ¿Cuántos enlaces  presenta CS2? Dato: Z(C = 6
 S = 16)
a) 0 b) 1 c) 2 d) 3 e) 4
09. ¿Cuántos enlaces pi y sigma posee el estireno?
CH C CHCH
CH CH
CH CH
2
a) 5 y 12 b) 4 y 14 c) 6 y
10
d) 4 y 16 e) N.A.
10. ¿Cuántos enlaces Pi() y enlaces sigma () existe
en el acetileno?. (C2H2).
a) 2 ; 2 b) 2, 3 c) 3, 
d) 2,  e) 2 , 
11. En la estructura dióxido de carbono, utilizado en las
debidas gasificadas, indique. ¿Cuántos electrones
libres y electrones de valencia presenta?.
a) 4, 10 b) 8, 20 c) 6, 15
d) 8, 16 e) N.A.
12. Indique cuántos enlaces sigma y pi hay en la
siguiente estructura: CH = CH – CH2 – C 
CH
CH3
a) 17, 2 b) 3, 13 c) 14, 3
d) 19, 2 e) 13, 3
13. En la estructura de la molécula de O2 y H2O que
cumplen con la regla del octeto, los átomos de
oxígeno se hibridizan respectivamente en:
a) sp3, sp3 b) sp1, sp2 c) sp2, sp3
d) sp2, sp2 e) sp1, sp3
14. Los ácidos carboxílicos abundan en la naturaleza,
por ejemplo el ácido cítrico se encuentra en al reino
vegetal (limón, naranja) y en el reino animal
(músculos), siendo su estructura:
HOOC – CH2 – COH – CH2 - COOH
|
COOH
¿Cuántos enlaces sigma () y pi () tiene una molécula
de este ácido?.
a) 17 y 3 b) 16 y 3 c) 19 y 4 d) 22 y 5
e) 20 y 3
16. Respecto al enlace iónico señale verdadero (V) o
falso (F).
I. Se produce entre iones de cargas opuestas
II. Siempre se forma entre especies metálicas y no
metálicas
III. En todo compuesto iónico la diferencia de
electronegatividades es mayor o igual a 1,7
a) VFF b) VVV c) VVF d) FFV e) FVF
17. Determinar el número de enlaces dativos en la
estructura molecular del ácido sulfúrico.
(H2SO4) y el ácido nítrico (HNO3) respectivamente:
a) 0 y 1 b) 2 y 1 c) 1 y 2 d) 1 y 0 e) 2 y 0
18. Indique cuál de las siguientes moléculas tiene un
mayor número de electrones compartidos:
a) H2O b) CO2 c) C2H2 d) C2 H6 e) PH3
19. ¿Cuál de las siguientes moléculas tiene mayor
número de enlaces covalentes coordinados?.
I. HBr II. H3PO4 III. H2SO4 ÍV. HClO4

QUIMICA
_______________________________________________________________________________________________________
a) I b) II c) III d) IV e) IV y III
20. Se tiene un átomo metálico perteneciente al quinto
periodo cuya configuración de Lewis es: M
Luego cuando reaccione con otro elemento, cuál será su
número de oxidación característico.
a) + 3 b) +2 c) –2 d) – 1 e) + 4
21. Indique cuántos enlaces presenta los siguientes
compuestos respectivamente (covalentes dativos):
HClO4 , H3PO4, SO3 , Cl2O7, O3
a) 3, 2, 1, 2, 3 b) 3, 1, 2, 6, 1 c) 1, 2, 3, 4, 5
d) 6, 3, 1, 2, 3 e) N.A.
22. El cloruro de azufre (S2Cl2) es empleado en la
industria como solvente para el azufre durante la
vulcanización de muchos productos de jebe. ¿Cuál
de las siguientes expresiones describe
correctamente el tipo y el número de enlaces
covalentes que posee?.
a) Tiene 3 enlaces covalentes coordinados
b) Tiene 2 enlaces covalentes coordinados.
c) Tiene 1 enlace covalente coordinado y 2 enlaces
covalentes normales.
d) Tiene 3 enlaces covalentes normales.
e) N.A.
23. Respecto a las moléculas del ácido acético (CH3 –
CO2H) podemos afirmar:
a) Hay dos enlaces dobles y dos simples
b) Hay dos enlaces pi y 4 enlaces sigma
c) Hay un enlace pi y 3 enlaces sigma
d) Hay 2 enlaces covalentes coordinados y 3 enlaces
covalentes.
e) N.A.
24. Respecto a las moléculas del ácido fórmico (CO2 H2)
podemos afirmar:
a) Hay 2 enlaces dobles y 2 simples
b) Hay un enlace  y 4 enlaces 
c) Hay un enlace y 3 enlaces 
d) Hay 2 enlaces covalentes coordinados y 3 covalentes
puros.
e) Todos son falsos.
25. Sobre la molécula del HNO3 indique la proposición
falsa:
a) Tiene 3 enlaces sigma
b) Tiene 1 enlace covalente coordinados.
c) El átomo de nitrógeno se hibridiza en sp2
d) En el enlace dativo, el oxígeno proporciona el par
electrónico a compartir.
e) Dos átomos de oxígeno se hibridizan en sp3.
ENLACE QUÍMICO
01.- En la estructura molecular de la ASPIRINA (ácido
acetíl salicílico) determinar el número de enlaces
“pi” y “sigma”.
a) 5 – 17 b) 7 – 18 c) 4 – 15
d) 18 – 7 e) 17 – 5
02.- ¿Qué relación hay entre la energía de la molécula
de H2 y la suma de las energías de los átomos de
H?
a) menor b) igual c)
mayor
d) ninguna relación e) N.A.
03.-Señale el compuesto que sólo posee enlace
covalente.
a) KCl b) CaCO3 c) H2SO4
d) KNO3 e) BaO
04.- Realice la estructura Lewis del Carbonato de
Sodio.
05.-Con respecto a la estructura molecular del ión
pirofosfato P2O7
-4, marque lo incorrecto:
a) Posee dos enlaces dativos
b) Posee en total 8 enlaces sigma
c) Hay 2 átomos de Oxigeno que ganaron 2e-
d) Sólo hay cuatro átomos de oxígeno que ganaron
en total 4e-
e) Hay 56e- de valencia en total.
06. El amoniaco gaseoso se disuelve en agua según
3 2 4
(g) (I) (ac)
NH H O NH OH
+ →
El producto se ioniza parcialmente dando lugar a la
formación del catión amonio y anión oxidrilo según:
4 4
(ac) (ac) (ac)
NH OH NH OH
+
→ +
Determine el número de enlaces sigma y pi ( )
 que
presenta el ión amonio:
a) 3 y 1 b) 4 y 0 c) 2 y 2
d) 5 y 10 e) 2 y 5
07. El etanol 2 5
C H OH es un compuesto orgánico que
resulta de la primera oxidación del etano, se emplea
como antiséptico en medicina, y es además el
componente principal de toda bebida alcohólica
como el vino, la cerveza, etc. Es miscible con el
agua porque:
a) Forman enlaces covalentes apolares
b) Tienen pares de electrones libres
c) Forman enlace puente de hidrogeno
d) El alcohol es de enlace iónico
e) Todo compuesto orgánico es apolar
08. ¿Cuántos pares de electrones pares no
compartidos presenta cada una de las siguientes
sustancias?
I. 2
CO II. 3
NH III. 2 4
H SO
a) 4, 8 , 10 b) 10, 12, 14 c) 6, 8, 10
d) 4, 1, 10 e) 8, 14, 20
10. El hecho de que se puedan licuar los gases se debe
a la:
a) Existencia de enlaces covalentes
b) Existencia de enlaces iónicos
c) Existencia de fuerzas de London
d) Existencia de enlaces covalentes coordinados
e) Poca densidad

QUIMICA
_______________________________________________________________________________________________________
11. El elemento “x” tiene Z=17 señale la proposición
incorrecta:
a) Su configuración electrónica es 1s22s22p63s23p5
b) Elemento “x” forma con el Na un compuesto de
formula NaX.
c) El elemento “x” se considera no metal
d) El elemento “x” forma con el hidrogeno una
sustancia polar
e) El elemento “x” forma con el hidrogeno una
sustancia de formula H2X
12. El diamante es un cristal formado por átomos de
carbono, dichos átomos están unido por enlaces de
tipo:
a) Metálico b) Covalente c) Molecular
d) Iónico e) Puente de hidrogeno
13. Precise a cuál de los compuestos químicos,
siguientes no le corresponde el tipo de enlace
asignado:
a) En el agua (H2O) en enlace O – H es un enlace
covalente polar.
b) En la NaCl el enlace Na-Cl es u enlace iònico.
c) En el CH3CH2CH3 el enlace C – C es covalente
apolar.
d) En el HCl(ac) el enlace H – Cl es iónico.
e) En el CH4 el enlace C – H es covalente.
16. Elija la opción verdadera:
I. El ión sulfato tiene 30 e- de valencia
II. La molécula del SO2 presenta resonancia
III. La molécula del HCl es polar
a) Solo I b) I y II c) I y III
d) II y III e) I, II y III
17. De acuerdo a las estructuras Lewis, para el:
Br2, HBr y NaBr señale que tipo de enlaces
presentan:
a) Covalente no polar, covalente no polar, iónico.
b) Covalente polar, covalente no polar, iónico
c) Covalente no polar, covalente polar, iónico
d) Covalente polar, iónico, covalente no polar
e) Covalente no polar, iónico, covalente polar
18. ¿Cuáles de los compuestos que siguen cabría
esperar que fueran electrolitos
I. Azúcar II. Carburo de calcio
III.Cianuro de sodioIV. Alcohol etílico
V. Carburo de silicio
a) I y IV b) II y III c) Solo V
d) II y IV e) Solo III
20. De los siguientes compuestos:
I. HNO3 II. H2C2
III. Ar – CN IV. HClO4 (Ar =
fenil)
Señale el número total de enlaces pi ()
a) 10 b) 8 c) 18 d) 5 e) 4
22. ¿Qué tipo de enlace existen entre los átomos de
carbono que se unen para formar el gráfico?
a) Covalente
b) Iónico
c) Van Der Walls
d) P. de hidrógeno
e) Metálico
23. EL fosgeno es un gas empleado en la guerra como
arma química. Si su fórmula es el COCl2. ¿Cuál es
la hibridación del átomo de carbono y cuantos
enlaces sigma presenta el compuesto?
a) sp2; 4 b) sp2; 4 c) sp2; 5
d) sp; 3 e) sp2; 3
24. ¿Qué molécula presenta resonancia?
a) NH3 b) HCl c) So2
d) H3O+ e) C2H4
25. De las siguientes sustancias:
Fósforo blanco, azufre monoclínico, acero,
amalgama, sal de cocina y aceite.
¿Cuántos tienen el movimiento descontrolado de
electrones. (mar de electrones)?
a) 6 b) 5 c) 1 d) 4 e) 2
26. De las siguientes sustancias:
NH3, KCl, AlCl3, CH4, O3. ¿Cuántas son sustancias
iónicas?
a) Uno b) Cuatro c) tres
d) Dos e) Cinco
27. Un elemento químico “E” posee 16 orbitales
apareados y es paramagnético. Indique su notación
Lewis para el elemento “E”.
28. Un elemento químico “X” del quinto periodo de la
tabla periódica presenta la siguiente notación Lewis
YX
X
X
X
indique su carga nuclear:
a) 54 b) 53 c) 52 d) 50 e)51
29. Un elemento representativo tiene 6 electrones de
valencia ¡Cuántos electrones de valencia posee el
nuevo elemento cuando libera una partícula alfa?
a) 6 b) 4 c) 2 d) 8 e) 1
31. Teniendo en cuanta los valores de las
electronegativas. ¿Qué afirmación(es) es (son)
la(s) correcta(s)?
I. El enlace Be – Cl es iónico
II. El enlace O – H es covalente polar
III.El enlace N – H es covalente puro.
(Be = 1,5; Cl = 3,0; O = 3,5; H = 2,1: N = 3,0)
a) II b) II y III c) I y III
d) Solo III e) Todas
32. ¿Qué representación Lewis son correctas?
I. II.
III. IV.

QUIMICA
_______________________________________________________________________________________________________
a) I, II,IV b) II, III, IV c) I y III
d) I, II, III e) II y IV
33. Un elemento químico “X” de electronegatividad 1,2
se une con otro elemento químico “Y” de
electronegatividad 3,8 formando un compuesto XY2-
¿Qué enlace químico las mantiene unidos?
a) Cov. Polar
b) Cov. Apolar
c) Cov. Puro
d) Iónico
e) Metálico
34. ¿Qué tipo de enlace no es interatómico?
a) Metálico
b) Cov. Polar
c) Cov. Coordinado
d) Puente de hidrogeno
e) Electrovalente
35. Indique el número de enlaces sigma ( ) y pi ( )
para el siguiente compuesto: Ar - OH
a) 12 y 3 b) 13 y 4 c) 14 y 3
d) 13 y 3 e) 14 y 4
36. Se sabe que un hidrocarburo tiene la formula global
C6H6 y es alifático. Estime el número de enlaces pi
sigma que se forman:
a) 4 y 12 b) 3 y 11 c) 4 y 11
d) 3 y 12 e) 3 y 14
37. Señale el número de enlaces sigma en cada caso:
I. n – Octano II. Acetona III.
Ciclohexano
a) 26, 9, 12 b) 26,10, 12 c) 25, 9, 18
d) 24,8, 12 e) 26, 10, 18
38. Señale el compuesto que solo posee enlace
covalente:
a) KCl b) CaCO3 c) H2SO4
d) KNO3 e) BaO
39. Dadas las siguientes sustancias:
I. P4 II. HNO3 III. AgNO3
IV.C12O22O11 V. BeCl2
¿Cuántos son iónicos?
a) 1 b) 2 c) 3 d) 5 e) 4
40. En el perclorato de amonio, determine el numero de
enlaces covalentes coordinados.
a) 4 b) 5 c) 10 d) 3 e) 1
41. No es característica de los compuestos iónicos:
a) En solución acuosa conducen la corriente
eléctrica
b) A condiciones ambientales son sólidos
c) Sus enlaces son de naturaleza eléctrica
d) Poseen altos puntos de fusión y ebullición
e) Los electrones son compartidos por los átomos.
42. ¿En cuál de las siguientes especies es posible la
existencia de dos enlaces covalentes coordinados?
a) NH4
+ b) HNO3 c) H2SO4
d) H2O e) SO2
43. Determine el número de electrones libres (no
enlazantes) en el CO2.
a) 2 b) 4 c) 6 d) 8 e) 10
44. Se combinan los elementos químicos:
A(Z=8) y B(Z=17). Hallar la formula posible y el tipo
de enlace que las mantiene unidos.
a) BA, iónico b) BA, covalente
c) BA2; iónico d) B2A; covalente
e) BA3; iónico
45. La combinación de A (Z=19) y B (Z = 35) formaran
un compuesto:
I. Ternario II. Iónico
III. Covalente polar IV. Enlace metálico
V. Soluble en agua
Es(son) correcto(s):
a) I y III b) II y V c) Solo V
d) I, II, III e) Solo I
46. La estructura Lewis para el agua (H2O) es:
a) H :O: H b) H O
..
: : c)
d) H O H
− − e) H – O - H
47. Que sustancia forman E.P. de Hidrogeno:
a) Agua, Alcohol, metanal
b) Fenol, Metano, Cloroformo
c) Formol, Ac. Acético, etano
d) Ac. Sulfúrico, Benceno, amoniaco
e) Amoniaco, Agua y Ac. Fórmico
48. Se tiene los elementos 17X y 37W, al combinarse
ambos qué clase de enlace formarían:
a) Covalente puro b) Covalente polar
c) Metálico d) Iónico
e) Covalente dativo
49. Respecto a la tabla periódica moderna es falso:
a) Los elementos están ordenados en función de
las cargas nucleares de sus átomos
b) Existen siete periodos
c) Los grupos A so ocho y los B son diez
d) Existe una diferencia clara precisa entre los
metales y los no metales
e) De los elementos conocidos la mayoría son
metales.
50. Respecto a los elementos de la familia de los
alcalinos, es falso:
a) Reaccionan violentamente con el agua
b) Son los elementos más electropositivos
c) El hidrogeno es un miembro de la familia
d) Su densidad aumenta con Z
e) Poseen mayor número atómico que los gases
nobles del periodo anterior

QUIMICA
_______________________________________________________________________________________________________
NOMENCLATURA INORGÁNICA
INTRODUCCIÓN:
El conocimiento de la nomenclatura es esencial para
estudiar química, como lo es tener un buen vocabulario
para estudiar historia, literatura y otros temas.
El estudiante debe comenzar por aprender las
propiedades de los compuestos. Todos sabemos que la
sal de mesa es cloruro de sodio (NaCl), pero ¿sabía
usted que una tableta antiácida, está hecha de
carbonato de calcio?, debido a este ingrediente, su
acción antiácida se puede ilustrar por medio de una
ecuación química.
En este capítulo vamos a aplicar los nombres y las
fórmulas principalmente de los compuestos binarios
oxigenados, para así tener dominio de ellas.
Valencia
 Es la capacidad de enlace o el número de enlaces
que puede formar un átomo.
 Es el número de electrones que un átomo puede
ganar, perder o compartir.
Ejemplo:
H N H
H
Valencia del N = 3
Valencia del H = 1
Estado de Oxidación (# de oxidación): Es un número
(positivo o negativo) que indica los electrones
aparentemente ganados o perdidos.
A diferencia de la valencia el estado de oxidación:
 Siempre lleva signo (+ ó -)
 Puede ser fraccionario
 No considera electrones compartidos
Generalmente:
Valencia E.O.
=
Reglas para hallar el Estado de Oxidación
 Un elemento en estado libre (sin combinarse) tiene
E. O. cero.
Ejemplo:
Cu; H2
; O2
; P4
 El H generalmente está con +1; y el oxígeno con –2,
en compuestos comunes. Las excepciones son:
 Peróxidos : Oxígeno con –1
 Superóxidos : Oxígeno con –1/2
 Oxido de fluor : Oxígeno con +2
 Hidruros metálicos : Hidrógeno con -1
 Los metales alcalinos funcionan siempre con E.O.
+1.
 Los alcalinoterreos (IIA) funcionan siempre con E.O.
+2. No hay excepciones
 En una molécula neutra, la sumatoria de todos los E.
O. da cero. En un ión poliatómico, la sumatoria da la
carga del ión.
Función Química
Es un conjunto de compuestos con propiedades
químicas semejantes. Hay cinco funciones inorgánicas
importantes:
a) Hidruros: 3
NH , HCl, 2
SH , etc
b) Óxidos: 2
SO , CaO, 3
SeO , etc
c) Hidróxidos: NaOH, 2
)
OH
(
Ca , etc
d) Ácidos: 4
SO
2
H , 3
HNO , HCl, etc
e) Sales: NaCl, 4
CaSO , 3
KNO , etc
METAL NO METAL
Oxido
Básico
Hidruro
Metálico
Oxido
Básico
Hidruro
Metálico
O2 O2
H2 H2
H2O H2O
Hidróxido Acido Oxácido
Hidruro
Especial
Acido Hidrácido
(IIIA, IVA, VA) (VIA, VIIA)
Sal Oxisal
Sal Haloidea
CUADRO GENERAL DE LAS FUNCIONES INORGÁNICAS
Grupo Funcional
Átomo o conjunto de átomos que caracteriza e identifica
a una función química.
Función Química Grupo Funcional
Ácidos H+
Hidróxidos OH-
Óxidos O2
Alcoholes OH-
Aldehidos CHO-
Ácidos Carboxílicos COOH-
HIDRUROS
 Compuestos binarios (hidrógeno + cualquier
elemento)
 Si el elemento es de una familia representativa (A),
sólo forma un hidruro, usando su valencia principal
(del 1 al 4)







)
IVA
fam
(
4
XH
)
VA
y
IIIA
fam
(
3
XH
)
VIA
y
IIA
fam
(
2
XH
)
VIIA
y
IA
fam
(
XH
v
XH
v = valencia principal de “X”

QUIMICA
_______________________________________________________________________________________________________
 Si el elemento es tipo B, la valencia usada se indica
en #s romanos (nomenclatura stock)
 El grupo funcional podría ser 1
H+ en hidruros
covalentes, y 1
H− en hidruros iónicos.
1
H+ : ión hidrógeno
1
H− : ión hidruro
Clases de Hidruros
a) Hidruros Metálicos
Son iónicos, sólidos. El H tiene E. O.=-1 Son
formadas fundamentalmente por los alcalinos (IA),
alcalinos – terreos (IIA) y por plata (Ag) mercurio
(Hg) y Al.
Ejemplo:
Hidruro de sodio: NaH
Hidruro de calcio 2
CaH
b) Hidruros no metálicos ácidos
Son covalentes gaseosos. Si se disuelven en agua
se ionizan y forman ácidos hidrácidos. Son formados
por las familias VIA y VIIA.
c) Hidruros no metálicos en nombres especiales
También son covalentes. Los forman algunos
hidruros de las familias IIIA, IVA y VA.
IIIA : 3
BH Bonano
IVA : 4
CH Metano
4
SiH Silano
4
GeH Germano
VA : 3
NH Amoniaco
3
PH Fosfina
3
AsH Arsina
3
SbH Estibina
d) Hidruros intersticiales
Formados por H + elementos voluminosos de
familias B (de transición). Los subíndices pueden ser
decimales.
Ejemplo: Hidruro de titanio 8
,
1
TiH
EJERCICIOS 1
Escribir la fórmula de:
Hidruro de Aluminio: ........................
Hidruro de Bario ........................
Hidruro de Potasio ........................
Hidruro de Zinc ........................
Hidruro de Plata ........................
Hidruro de Rubidio ........................
Hidruro de Cesio ........................
Hidruro de Manganeso (II) ........................
Hidruro de Galio ........................
Fosfina ........................
Metano ........................
Borano ........................
Diborano ........................
ÓXIDOS
Son compuestos binarios formados por oxígeno +
cualquier elemento.
1. Óxidos Metálicos o Básicos
Son compuestos iónicos (sólidos cristalinos de altos
puntos de fusión)
Tienen carácter básico (al reaccionar con agua, dan
hidróxidos)
Formulas posibles:







=
→
→
→
2
MO
4
Val
)
o
sesquióxid
(
3
O
2
M
3
Val
MO
2
Val
)
hemióxido
(
O
2
M
1
Val
val
O
2
M
Nomenclatura Clásica:





)
val
mayor
(
ico
..........
)
val
menor
(
oso
..........
Óxido
Nomenclatura Moderna recomendada: stock
Óxido de ........... (valencia en romanos)
Ejemplo:
FeO óxido ferroso
Óxido de hierro (II)
2. Óxidos no Metálicos (Anhidridos)
Son compuestos covalentes moleculares (de
preferencia gases)
Tienen carácter ácido, ya que cuando reaccionan con el
agua dan ácidos oxácidos (ácidos que contienen
oxígeno)
Formulas posibles: Val
O
2
X
Val 1 O
2
X 2 XO
3 3
O
2
X 4 2
XO
5 5
O
2
X 6 3
XO
7 7
O
2
X → Anhídrido
per_ico
Nomenclatura Clásica







ico
_____
per
ico
_____
oso
_____
oso
_____
hipo
Anhidrido
Nomenclatura Moderna recomendada por la IUPAC:
Descriptiva (sistemática)

QUIMICA
_______________________________________________________________________________________________________
__________
de
óxido
hepta
penta
tri
di
mono









Ejemplos:
3
SO Anhídrido sulfúrico (Nomen. Clás.)
Trióxido de azufre (Nom. Mod.)
5
O
2
Cl Anhídrido clórico (clásica)
Pentóxido de dicloro (moderna)
1. Óxidos Anfóteros:
Tienen doble comportamiento ácido – base, ya que
al reaccionar con agua, pueden dar ácidos o
hidróxidos, dependiendo del medio.
Ejemplo: 3
O
2
Al
2. Óxidos Neutros:
No reaccionan con el agua, y por lo tanto no dan ni
ácidos ni hidróxidos.
Ejemplo: CO
3. Óxidos Dobles o Salinos:
Son llamados también minióxidos u óxidos
compuestos. Su formula siempre es:
M3O4
4. Peróxidos:
Son compuestos que poseen el radical peróxido
(oxígeno con E.O.= -1)
2
2
O
ó
2
)
2
O
(
O
O
−
−
−
−
−
Son inestables, oxidantes y se descomponen
liberando oxígeno molecular )
2
O
(
Ejemplo:
2
O
2
Na peróxido de sodio
2
CaO peróxido de calcio
5. Superóxidos:
Llamados también subperóxidos o hiperóxidos. Se
caracterizan por tener oxígeno con E. O. –1/2
Ejemplo:
2
NaO superóxido de sodio
2
KO superóxido de potasio
PRACTICA
a) Nombrar en nomenclatura clásica
SrO : .................................................
2
SrO : .................................................
4
SrO : .................................................
2
2O
Na : .................................................
O
Na2 : .................................................
2
NaO : .................................................
4
3O
Pb : .................................................
2
SeO : .................................................
4
3O
Ni : .................................................
4
3O
Pt : .................................................
4
3O
Fe : .................................................
3
CrO : .................................................
CrO : .................................................
4
3O
Cr : .................................................
7
2O
Mn : .................................................
MnO : .................................................
3
2O
Mn : .................................................
3
MnO : .................................................
2
KO : .................................................
3
2O
P : .................................................
O
Br2 : .................................................
TeO : .................................................
3
2O
Al : .................................................
4
CaO : .................................................
b) Nombrar en nomenclatura moderna (recomendada
por la IUPAC)
3
SO : .................................................
7
2O
I : .................................................
2
PdO : .................................................
10
4O
P : .................................................
5
2O
P : .................................................
O
P2 : .................................................
O
Au 2 : .................................................
3
2O
Au : .................................................
CrO : .................................................
3
CrO : .................................................
3
MnO : .................................................
7
2O
Mn : .................................................
MnO : .................................................
4
2O
N : .................................................
FeO : .................................................
O
Cu2 : .................................................
CuO : .................................................
3
2O
Br : .................................................
HgO : .................................................
O
Hg2 : .................................................
c) Buscar la fórmula de:
Hematita : ...........................................
Magnetita : ...........................................
Sílice : ...........................................
Oxilita : ...........................................
Cuprita : ...........................................
Hielo seco : ...........................................
Gas de la risa : ...........................................
Óxido nítrico (factor relajante derivado del endotelio)
: ....................................
Alúmina : ...........................................
Casiterita : ...........................................

QUIMICA
_______________________________________________________________________________________________________
d) ¿Cuántos gramos de oxígeno se necesitan para
oxidar completamente:
27 g de aluminio : .............................
80 g de calcio : .............................
460 g de sodio : .............................
50 g de carbono : .............................
1 g de hierro : .............................
10,8 g de plata : .............................
4 g de cobre : .............................
10 at-g de plomo : .............................
20 at-g de bario : .............................
6 at-g de cobalto : .............................
1 at-g de hierro : .............................
0,2 at-g de sódio : .............................
3N átomos de calcio : .............................
5N átomos de plomo : .............................
10N átomos de C : ..............................
23
10
*
24 átomos de alumínio: ..............................
23
10
*
3 átomos de sódio :
..............................
15
10
*
2 átomos de selenio : ..............................
4
10
*
6 átomos de boro :
..............................
e) ¿Cuántos gramos de oxígeno están contenidos en:
560g de óxido de calcio :
................................................
6,2g de óxido de sodio :
................................................
320g de anhídrido sulfuroso:
...........................................
1000g de hematina : ................................................
50g de cuprita :
................................................
1mol-g de óxido férrico :
................................................
3mol-g de cal viva : ................................................
10mol-g de minióxido de cobalto:
......................................
0,2mol-g de anhídrido nítrico:
...........................................
4mol-g de tetróxido de dinitrógeno:
...................................
3N moléculas de hielo seco:
.............................................
10N moléculas de peróxido de sodio:
................................
4N moléculas de anhídrido clórico:
....................................
HIDRÓXIDOS
 Son compuestos inorgánicos iónicos que tienen el
grupo funcional 1
)
OH
(
−
llamado ión oxhidrilo o
hidroxilo
 Como son iónicos, siempre son sólidos cristalinos de
altos puntos de fusión.
 Generalmente derivan de metales (excepto OH
NH4
hidróxido de amonio)
 Presentan sabor amargo (que se siente en la parte
posterior de la lengua) debido al 1
OH
−
 Son de carácter básico (pH mayor de 7)
Obtención
Óxido básico + agua → hidróxido
Metal activo + agua → hidróxido + H2
Formulación







=
=
=
=
4
3
2
V
)
OH
(
M
4
V
)
OH
(
M
3
V
)
OH
(
M
2
V
MOH
1
V
)
OH
(
M
Nomenclatura
Clásica:



)
(
_____
)
(
_____
val
mayor
ico
val
menor
oso
hidróxido
Stock : hidróxido de _____ (valencia)
Sistemática: ____
de
hi droxi do
tetra
tri
di
mono







Debido a que son compuestos iónicos, la nomenclatura
moderna recomendada es la stock.
EJERCICIOS
a) Vocabulario
Clásico:
....................................................................................
...........
Básico:
....................................................................................
...........
Álcali:
....................................................................................
...........
Amargo:
....................................................................................
...........
Tornasol:
....................................................................................
...........
b) En su cuaderno, escribir las formulas y el nombre
clásico de todos los hidróxidos de:
Oro Cobalto Paladio
Plata Plomo Niquel
Cobre Platino Mercurio
Calcio Manganeso Fierro
Sodio Cromo Amonio
Cadmio Vanadio
c) Escribir la formula de:
Hiddróxido áurico : .............................
Hidróxido cuproso : .............................
Hidróxido de sodio : .............................
Hidróxido de calcio : .............................
Hidróxido de aluminio : .............................
Trihidroxido de fierro: .............................
Dihidroxido de cobalto : .............................

QUIMICA
_______________________________________________________________________________________________________
Tetra hidroxido de plomo : .............................
b) Nombrar en nomenclatura clásica y moderna
(recomendada por la IUPAC)
2
Hg(OH) : ..........................................
: ..........................................
2
Ca(OH) : ..........................................
: ..........................................
CuOH : ..........................................
: ..........................................
2
Pt(OH) : ..........................................
: ..........................................
4
Pt(OH) : ..........................................
: ..........................................
2
Cr(OH) : ..........................................
: ..........................................
3
Cr(OH) : ..........................................
: ..........................................
2
Ca(OH) : ..........................................
: ..........................................
3
Al(OH) : ..........................................
: ..........................................
e) Escribir la reacción de formación del:
Hidróxido de aluminio
...............................................................
Hidróxido de calcio
...............................................................
Hidróxido crómico
...............................................................
Hidróxido de sodio
...............................................................
Hidróxido manganoso
...............................................................
f) Cuántos gramos de agua reaccionan con:
28g de óxido de calcio
...............................................................
620g de óxido de sodio
...............................................................
10,2g de óxido de aluminio
...............................................................
4 mol-g de óxido cromoso
...............................................................
5 mol-g de óxido crómico
...............................................................
ÁCIDOS COMUNES
• Ácido es una sustancia que libera iones hidrógeno
(hidrogeniones o protones: +
H ).
• Su grupo funcional es el H
• Derivan de los no metales
• Tienen sabor agrio (debido al +
H )
• Sus soluciones tienen pH menor de 7.
OBTENCIÓN
Depende del tipo:
 Los ácidos hidrácidos (Sin oxígeno): Se obtiene
disolviendo los hidruros no metálicos de las familias
VIA y VIIA en agua.
Ejemplo:
)
g
(
HCl es cloruro de hidrógeno
)
aq
(
HCl es ácido clorhídrico.
 En cambio los ácidos oxácidos (con oxígeno) se
obtienen haciendo reaccionar anhídridos (óxidos
ácidos o no metálicos) con agua.
Anhídrido + agua → Accido oxácido.
REACCIONES
 Recuerda que los ácidos pueden disolver a los
metales, liberando hidrógenos:
2
H
sal
ácido
Metal +
→
+
 También pueden neutralizar a las bases (Rx de
neutralización)
Acido + base → sal + agua
CLASES DE ÁCIDOS
 Monopróticos: Solo liberan un +
H
Ejemplo:
3
HNO HCl
4
HMnO COOH
3
CH −
Ac. Láctico )
COOH
CHOH
3
CH
( −
−
 Polipróticos (dipróticos, tripróticos, tetrapróticos,
etc.)
2
SH (diprótico)
4
SO
2
H (diprótico
4
PO
3
H (triprótico)
HOOC–COOH Ác, oxálico (diprótico)
Ácido cítrico (tricarboxílico, triprótico)
7
O
2
P
4
H (tetraprótico)
 Fuertes: Se ionizan al 100%.
 Débiles: Se ionizan poco
 Orgánicos: Son los ácidos carboxílicos. Siempre
son débiles
 Hidrácidos: No poseen oxígeno. Su nombre
termina “hídrico”. Son los hidruros de las familias
VIA y VIIA disueltos en agua.
Ejemplo:
)
aq
(
HCl : Ác. Clorhídrico
)
aq
(
2
SH : Ác. Silfhídrico
2
F
2
H : Ác. flurhídrico
 Oxácidos: Poseen oxígeno
Ácidos Oxácidos

QUIMICA
_______________________________________________________________________________________________________
Como ya dijimos, poseen oxígeno. Resultan de
combinar:
anhidrido + agua
Pueden tener 1, 2 ó 3 hidrógenos
☺ 1H si la valencia es impar
☺ 2H si la valencia es par
☺ 3H si se trata de B, P, As ó Sb (que forman de
preferencia ácidos tipo ORTO)
El # de oxígenos es:
Las posibles formulas son:







→
→
→
→
4
HXO
7
3
HXO
5
2
HXO
3
HXO
1
impares
Valencias





→
→
4
XO
3
H
5
3
XO
3
H
3
)
ORTO
tipo
ácidos
(
Sb
,
As
,
P
,
B
Para
La nomenclatura es similar a la de anhídridos







ico
_____
per
ico
_____
oso
_____
oso
_____
hipo
Ácido
EJERCICIOS 2
Resolver en su cuaderno
a) Escribir la formula y el nombre común de todos los
ácidos comunes de:
* Azufre * Cloro
* Nitrógeno * Yodo
* Selenio * Arseníco
* Carbono * Cromo
* Fósforo * Manganeso
* Boro * Vanadio
b) Nombrar en los 3 sistemas (común, stock y
sistemático) los ácidos
* Del azufre
* Del cloro
* Del fósforo
* Del manganeso
c) Ordenar por su fuerza decreciente
* Los ácidos del azufre
* Los ácidos del cloro
* Los hidrácidos de la fam. VII A
* Los 4 primeros ácidos orgánicos
ÁCIDOS ESPECIALES
1. ÁCIDOS POLIÁCIDOS
Resultan teóricamente de la unión de varias
moléculas de anhídrido y una de agua.
n anhídrido + 1 agua → Poliácido
1
n 
Su fórmula es:
2
H
vxn
O
n
X
2
1
H +
−
Llevan sólo uno o dos hidrógenos, porque se forman
sólo con un agua (incluso para B, P, As y Sb)
Se usan los prefijos di, tri, tetra, etc para indicar el
número de átomos de no metal.
Escribir la formula de:
Ac. Tetraborico......................................
Ac. Trinítrico......................................
Ac. Trinitroso ......................................
Ac. Pentasulfúrico .................................
Ac. Dicrómico ......................................
Ac. Tetrahiposulfuroso ..........................
Ac. Tetrapermangánico .........................
2. ÁCIDO POLIHIDRATADOS
Provienen de la unión de un anhídrido con varias
moléculas de agua.
Val. impar Val. par
META 1 anh + 1 agua 1 + 1
PIRO 1 + 2 2 + 1
ORTO 1 + 3 1 + 2
Escribir la fórmula de:
Ac. Metabórico ......................................
Ac. Piro fosforoso ......................................
Ac. Ortonítrico ......................................
Ac. Meta cromoso ......................................
Ac. Piro carbónico ......................................
Ac. Meta arsenioso ......................................
Ac. Piro crómico ......................................
Ac. Ortohiponitroso ......................................
Ac. Piro fosfórico ......................................
Ac. Piro silícico ......................................
3. ÁCIDOS TIOÁCIDOS
Resultan de cambiar los oxígenos por azufres.
1 S → tio
2 S → ditio
3 S → tritio







→
→
→
4
XO
2
H
6
3
XO
2
H
4
2
XO
2
H
2
pares
Valencias

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