1. ESCUELA SECUNDARIA DIURNA NO. 92 II. CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA
“REPÚBLICA DE COSTA RICA”
Se divide en:
NOMBRE DEL ALUMNO:___________________________________ Solido- Forma y volumen definido, con fuerzas de
GRUPO:_________________ PROFR: ING. DAVID MARES HERNÁNDEZ interacción fuertes
Líquido- Forma y Volumen poco definido, fuerzas
APUNTES DE QUÍMICA de interacción media
Gaseoso Forma y volumen No definido, fuerzas de
interacción muy débil.
I. CONCEPTOS BÁSICOS
Leyes de la Conservación:
QUIMICA Es la ciencia experimental que estudia a la materia, su Materia: ”La materia no se crea ni se destruye solo
composición, sus transformaciones y sus relaciones con se transforma”
la energía. También se define como la ciencia que Energía: “La energía no se crea ni se destruye solo
estudia los fenómenos que alteran la composición de se transforma”
los cuerpos.
ENERGÍA Es el principio de actividad interna de la masa ó de los Propiedades:
cuerpos, que en ciertas condiciones permite desarrollar Generales: Toda la materia la tiene, algunas son:
MATERIA
trabajo. Masa - Cantidad de Materia
MATERIA. Es una manifestación de la energía, en forma de Peso - Atracción de la Tierra
partículas, que obviamente ocupa un lugar en el Volumen- Espacio que ocupa
espacio y por lo tanto están definidas por volumen y
masa. Especificas: Cambia de una a otra, algunas son:
MASA.- Es la cuantificación de la materia contenida en un Densidad- Masa / Volumen
cuerpo. Peso Especifico
FENÓMENO FÍSICO. Es aquel suceso que afecta o modifica a los cuerpos o a Temperatura de fisión
las sustancias externamente, es decir, sin alterar su Calor especifico
composición interna.
FENÓMENO QUÍMICO Se presenta cuando los cuerpos o sustancias Se clasifica:
modifican su composición y estructura interna, para Mezcla- Unión de 2 o más sustancias puras.
dar paso a otro tipo de sustancias. Elemento- Sustancia pura hecha de átomos del
mismo tipo.
Compuesto- Unión de 2 o más elementos

2. III. MEZCLAS IV. TEMPERATURAS Y CALOR
Una mezcla es la unión de 2 o más sustancias puras (elementos o Calor: Es una forma de energía que pasa de un cuerpo a otro.
compuestos) donde conservan sus propiedades. Del de mayor temperatura al de menor.
MEZCLAS HOMOGENEAS O SOLUCIONES: Temperatura Medida indirecta de la cantidad de energía cinética de
Son de una sola fase (no se ve una separación), se las moléculas de un cuerpo. Se puede dar en escalas
conforman de soluto (menor cantidad) y solvente (mayor de temperatura, algunas de ellas son:
cantidad)
Tipos de Soluciones: °F = 1.8°C + 32 (Grados Fahrenheit )
Solución Soluto Solvente Ejemplo K= °C + 273.15 (Grados Kelvin)
Solida Solido Solido Aleación
Solido Agua - mar Calor Especifico Es la cantidad de calor necesario para que un gramo
Liquida Liquido Liquido Vino de una sustancia incremente su temperatura un grado
Gas Refresco centígrado.
Gaseosa Gas Gas Aire Cp Agua = 1 cal / gr °C
Se clasifican por su solubilidad en: Calor Latente Es la energía necesaria para que una sustancia cambie
Tipo Soluto Solvente totalmente de estado, sin un cambio de temperatura.
No saturada Menor Justo
MEZCLAS Saturada Justo Justo Estados de Agregación:
Sobresaturada Exceso Justo Son los cambios de la materia de acuerdo a su incremento o
decremento de energía y de temperatura.
MEZCLAS HETEROGÉNEAS: GAS
Son aquellas que tienen dos o más fases (Se separan o
pueden verse una separación o fases). Ejemplo: EVAPORACIÓN
SUBLIMACIÓN
Coloides CONDENSACIÓN
Y
Suspensiones
Y
CONCENTRACIÓN GASIFICACIÓN
Relación cuantitativa de la cantidad de soluto entre una SOLIDIFICACIÓ
LICUEFACCIÓN
determinada cantidad de disolvente. SÓLIDO N
%masa = ( gr soluto / gr total solución) x 100 LÍQUIDO
FUSIÓN
%volumen = (volumen soluto / Volumen total) x 100

3. V. ESTRUCTURA ÁTOMICA DEFINICIONES
MODELOS ATOMICOS ÁTOMO “Es la partícula que representa la mínima cantidad de
La conceptualización del átomo ha sufrido una evolución a lo largo de un
la historia. elemento". Se encuentra formado:
DEMOCRITO Y EPICURO lo definían como la partícula más pequeña e PROTONES (p+) Carga +, se localiza en el núcleo
indivisible que compone un cuerpo. NEUTRONES (n ), S/carga, se localiza en el
núcleo
JHON DALTON lo definió como una esfera diminuta y sólida ELECTRONES (e- ). Carga -, se localiza en el orbital
El átomo es eléctricamente neutro, no puede dividirse
THOMPSON plantea al átomo como una esfera de carga positiva que por medios químicos pero sí por medios físicos, se
tiene incrustadas cargas negativas, después del descubrimiento del combina con otros átomos por medio de enlaces
fenómeno de la radioactividad se plantea la existencia de tres químicos.
partículas como formadoras de un cuerpo y no una sola como se
pensaba DATOS DE LAS SUBPARTICULAS ATOMICAS
RUTHERFORD es quien comprueba la existencia de tres partículas a las
cuales denomina como: (alfa), (beta) y (gamma), a partir de esto PARTICULA MASA EN GRAMOS MASA EN U.M.A.
denomina al átomo como una nube de partículas formada por partícula
positivas, negativas y neutras.
ELECTRÓN 9.1091 x 10-28 0.000 549
NIELS BOHR describe al átomo como una partícula en donde los PROTÓN 1.67252 x 10-24 1.007 277
electrones (e-) se mueven en trayectorias circulares o elípticas estables
y no emiten energía mientras están en esta. NEUTRÓN 1.67482 x 10-24 1.008 665
Este modelo plantea siete de estas regiones, niveles o bandas de
energía las cuales están representadas por K, L, M, N, O, P y Q; el
número de e- por cada uno de estos niveles es de 2, 8, 18, 32, 32, 18 y 8
respectivamente.
No. ATOMICO (Z) Es la cantidad de protones (igual al número de
electrones) que posee el núcleo de un átomo. Este
número define a que elemento pertenece un átomo.

4. No. DE MASA. Es la suma de la masa de los protones y neutrones que
se encuentran en el núcleo de un átomo. VALENCIA. Es la capacidad o poder de combinación que tiene el átomo de
un elemento con átomos de hidrógeno.
MASA ATOMICA. Son números abstractos proporcionales a los
promedios de masa de los isótopos de un elemento IÓN. Es el átomo de un elemento que ha modificado su número de
con respecto a la masa atómica patrón, la cual e- quedando cargado positivamente (CATIÓN) o negativamente
corresponde a la del isótopo 12 del carbono y cuyo (ANIÓN).
valor es de 12 u.m.a
ISÓTOPO. Es el átomo de un elemento con diferente número de
masa. Diferente número de neutrones.
No. DE OXIDACIÓN. Es la cantidad de e- que el átomo de un elemento
puede ceder o absorber cuando interactúa con algún
tipo de energía o con otro átomo.
Las reglas para establecer el número de oxidación son:
Toda sustancia pura o sin combinar tiene un no. de oxidación de cero.
La suma de los números de oxidación de los elementos que forman un
compuesto deber ser cero.
Por definición el no. de oxidación del HIDROGENO es de +1 ó 1+;
excepto en los hidruros en los cuales es de –1 ó 1-.
Por definición el no. de oxidación del OXIGENO es de –2 ó 2-; excepto
en los peróxidos en los cuales es de –1 ó 1-.
Los elementos Metálicos poseen no. de oxidación positivo y los
elementos No Metálicos poseen no. de oxidación negativo.
El grupo o familia al cual pertenece un elemento, proporciona su
número de oxidación.
En el proceso de OXIDACIÓN (pérdida de e-) el no. de oxidación crece y
en el proceso de REDUCCIÓN (ganancia de e-) el no. de oxidación
decrece.

5. MODELO ATOMICO CUÁNTICO Ejemplo: Sí n = 4, entonces l= n-1, por lo que toma los siguientes valores
Fue propuesto por Erwin Shöedinger, Max Planck, Lois D’ Broglie y l= 0, 1, 2, 3
Heinsenberg, entre otros. Este modelo plantea cuatro números Tipo de orbital Forma del orbital No.
Valor de l
llamados cuánticos, estos números son: n, l, m y s. Electrones
0 S
Número cuántico Principal (n) 2
Es el número cuántico principal. El cual expresa el nivel de energía u
orbital ocupado por él electrón-, puede tomar los valores de 1. 2. 3. 4. 1 P 6
5. 6 y 7.
Es decir: 2 d 10
indefinido
3 f 14
Número cuántico Magnético ( m )
Es el número cuántico magnético que proporciona la orientación permitida de
los niveles en un campo magnético que se forma alrededor de cada e- y cuyos
valores son de – l, 0 , + l.
Ejemplo, suponiendo que l= 1, entonces m = -1, 0, 1
Número cuántico secundario ( l )
Spin del electrón s
Es el número cuántico secundario ó azimutal, expresa el subnivel de energía
Los electrones además de girar alrededor del núcleo tienen un giro o spin que
que ocupa él electrón, es decir, dentro de cada orbital hay varios electrones en
un mismo nivel. 1
realizan sobre su propio eje. Puede tomar sólo dos valores el de + si es así un
2
También indica el tipo de orbital [s(sharp), p(principal), d(diffuse) y 1
sentido y el de – sé es hacia el sentido contrario.
f(fundamental)] ó región en el espacio en la que se encuentran los electrones. 2
Los valores que toma son de n – 1, es decir, 0, 1, 2, 3, 4, 5 y 6.
+1/2 -1/2

6. PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI. TABLA PERIODICA
Actúa para restringir la cantidad de e- dentro de un subnivel e indica que: “Dos La tabla periódica está ordenada en periodos y grupos o familias, en ella se
electrones dentro de un átomo dado no pueden tener los cuatro números ordenan los 118 elementos conocidos en la actualidad.
cuánticos idénticos, por lo menos uno debe ser diferente”.
CONFIGURACIÓN ELECTRONICA
Se define como la configuración más estable y más probable de cómo se
acomoden los electrones en los orbitales de un elemento.
Para ello se sigue la Regla de las Diagonales, la cual es
1s
2s 2p
3s 3p 3d
4s 4p 4d 4f
5s 5p 5d 5f
6s 6p 6d
7s 7p
Donde al orbital:
‘s’ le caben 2 electrones
‘p’ le caben 6 electrones
‘d’ le caben 10 electrones
‘f’ le caben 14 electrones
Ejemplo: ¿Cuál es la configuración electrónica del Sodio Na = 23 electrones?
Na23 = 1s22s22p63s23p64s23d3

7. GRUPOS O FAMILIAS. PROPIEDADES PERIÓDICAS
Los grupos se representan con las letras A y B, siendo el grupo A el de los RADIO ATOMICO. Es la distancia aproximada del centro del
llamados representativos y el grupo B el de los elementos metálicos de núcleo de un átomo a la capa externa de e- del
transición. mismo.
Grupo Electrones de Valencia ELECTRONEGATIVIDAD. Es la capacidad que posee el átomo de un
Nombre
A Valencia Representativa elemento para atraer pares de e- de otro
IA Metales Alcalinos 1 +1 átomo, esta propiedad aumenta de izquierda a
IIA Metales Alcalinos- Térreos 2 +2 derecha y de abajo hacia arriba en la tabla
IIIA Boro – Aluminio (Térreos) 3 +3 periódica.
IVA Carbono o carbonoides 4 +4 ENERGÍA DE IONIZACIÓN- Es la cantidad total de energía que se requiere
VA Nitrógeno o nitrogenoides 5 -3 para separar totalmente un e- de un átomo
VIA Calcógenos 6 -2 gaseoso en su estado basal.
VIIA Halógenos 7 -1 AFINIDAD ELECTRÓNICA.- Es la cantidad de energía que se desprende
VIIIA Gases Nobles 8 0 cuando un átomo gaseoso gana un e-.
En términos generales la tabla periódica divide a los elementos en: METALES Y
Grupo B Nombre NO METALES y METALOIDES.
1-VIII B Metales de transición
57-71 Lantánidos CARACTERÍSTICAS DE LOS METALES.
89-103 Actínidos Son sólidos, exceptuando al mercurio (Hg) que es líquido.
PERIODOS Presentan brillo y color característico.
Son siete, están representados horizontalmente, describen la periodicidad del Presentan Maleabilidad y ductilidad.
no. atómico de los elementos. Para describir los periodos Henry Moseley se Son buenos conductores de calor y electricidad.
basó en el espectro de emisión que producen los elementos al incidir una
Tienden a ceder e- cuando se combinan con No metales, lo que
fuente luminosa sobre ellos. A través de esto Moseley dice que: “Las implica un bajo valor de electronegatividad.
propiedades de los elementos son una función periódica de sus números
atómicos”. CARACTERÍSTICAS DE LOS NO METALES.
Presentan los tres estados de agregación.
No poseen brillo ni color característico.
No presentan maleabilidad ni ductilidad.
Son malos conductores de calor y de electricidad.
Tienden a aceptar e- cuando se combinan con metales, por lo tanto
poseen alto valor de electronegatividad.

8. CARACTERÍSTICAS DE LOS METALOIDES REGLA DEL OCTETO Y ESTRUCTURA DE LEWIS
Formados por B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po La regla del octeto determina que para que un elemento sea estable debe
Sólidos tener ocho electrones en el último nivel de energía (configuración de un gas
Tienen brillos metálico noble).
Semiconductores de la electricidad, malos conductores de calor De acuerdo a esta teoría un elemento que tenga una configuración electrónica:
Exhiben propiedades metálicas y no metálicas. Electrones de Valencia
2 2 2
1s 2s 2p
PERIODO
De acuerdo a esto el Periodo de este elemento es el 2, y tiene 4 electrones en
su última capa de valencia por lo que se trata de la familia IVA, por lo que se
trata del Carbono ( C )
Las estructuras de Lewis esquematizan el número de electrones de valencia
(electrones en el último nivel energético), por medio de puntos alrededor del
símbolo químico de cada elemento.
Electrones Estructura Electrones de Estructura
Familia Familia
de Valencia de Lewis Valencia de Lewis
IA 1 Na VA 5 N
IIA 2 Mg VIA 6 O
IIIA 3 B VIIA 7 F
IVA 4 C VIIIA 8 Ne

9. ENLACE QUÍMICO Por lo que:
Fuerza que mantiene juntos a grupos de dos o más átomos y hacen que Si la diferencia es mayor de 1.7 es un enlace iónico
funciones como una unidad, donde el nuevo compuesto tiene Si la diferencia es menor de 1.7 es un enlace covalente polar
características físicas y químicas diferentes a los elementos originales. Sí la diferencia es cero entonces es un enlace covalente no
polar.
Se clasifican como:
Propiedades del compuesto
Enlace Unión de:
formado
Sólidos cristalinos
Solubles en agua
Conducen electricidad
Iónico Metal + No metal
T fusión alta
Inflamables
No metal + No metal Insolubles en agua
Polar Casi todos son combustibles
Ponen electrones de T de fusión baja
manera desigual Casi todos los compuestos
No Polar orgánicos se unen por medio de
Covalente Ponen electrones de este tipo de enlace
manera igual
Coordinado
Uno solo pone los
electrones que forman
el enlace
ESCALA DE PAULI: TABLA DE ELECTRONEGATIVIDADES DE PAULI
Esta escala puede obtener el tipo de enlace de un compuesto de
acuerdo a la diferencia de electronegatividad de los elementos que lo
componen:
Tipo Enlace = Electronegatividad del elemento – Electronegatividad
del elemento Más electronegativo menos electronegativo

10. COMPUESTO NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGANICOS
OXIDOS METALICOS NOMBRE
Un compuesto es la unión de dos o más elementos diferentes. La diferencia Fe+3+ O-2 - > Fe2O3 OXIDO DE FIERRO III
con una MOLÉCULA, es que esta puede estar formada la unión de dos o más Fe+2 + O-2 - > FeO OXIDO DE FIERRO II
átomos del mismo o de diferentes elementos. K+1+ O-2 - > K2O OXIDO DE POTASIO
Los compuestos que se conocen en la actualidad se pueden dividir en dos OXIDOS BÁSICOS (ANHIDRIDOS) NOMBRE
grandes grupos: Compuestos Inórganicos y Compuestos del Carbono (también +4
C + 2O -2
- > C2O4 -> C O2 BIOXIDO DE CARBONO
llamados Órganicos). La manera de formular y denotar a cada uno de estos
N+5 + O-2 - > N2O5 PENTOXIDO DE NITROGENO
compuestos la establece la IUPAC (INTERNATIONAL UNION OF PURE AND
APPLIED CHEMISTRY ó UNIÓN INTERNACIONAL DE QUIMICA PURA Y N+4 + O-2 - > N2O4 TETRAOXIDO DE NITROGENO
APLICADA). N+1 + O-2 - > NO2 BIOXIDO DE NITROGENO
CLASIFICACIÓN DE COMPUESTOS INORGANICOS HIDRÁCIDO / OXIÁCIDO NOMBRE
+1 -1
COMPUESTO REACCIÓN EJEMPLO H + Cl - > HCl ÁCIDO CLORHIDRICO Cl->-1
Óxidos Metal + oxigeno -> óxido metálico 4Na +O2 -> 2Na2O H+1+ ClO-1 - > HClO ÁCIDO HIPO CLOROSO Cl->+1
básicos H+1 + ClO2-1 - > HClO2 ÁCIDO CLOROSO Cl->+3
Óxidos No metal + oxigeno -> óxido no 2S + 3O2 -> 2SO3 H+1 + ClO3-1 - > HClO3 ÁCIDO CLORICO Cl->+5
básicos metálico H+1 + ClO4-1 - > HClO4 ÁCIDO PER CLORICO Cl->+7
(Anhídridos)
Anhídrido + Agua -> Oxiácido SO3 +H2O -> H2SO4
Ácidos BASES NOMBRE
Hidrógeno + No metal -> Hidrácido H2 + S -> H2 S
Fe2O3 + 3H2O -> 2 Fe(OH)3 HIDRÓXIDO DE FIERRO III Fe ->+3
Bases Óxido metálico + Agua -> Hidróxido Na2O +H2O -> 2NaOH
FeO + H2O -> Fe(OH)2 HIDRÓXIDO DE FIERRO II Fe ->+2
Ácido + Base -> Sal + Agua HCl +NaOH ->NaCl +
H2O Na2O +H2O -> 2NaOH HIDRÓXIDO DE SODIO I Na ->+1
Sales
Oxiácido + Base -> Oxisal + Agua H2SO4 + 2NaOH -> Na2SO4
neutralización SAL / OXISAL NOMBRE
+ 2H2O
Hidrácido + Base -> Sal binaria + Agua HF + NaOH -> NaF + H2O HCl + NaOH -> NaCl + H2O CLORURO DE SODIO Cl->-1
Hidruros* Metal + Hidrogeno -> Hidruro K + H -> KH HClO + NaOH -> NaClO + H2O HIPO CLORITO DE SODIO Cl->+1
Valencia Hidruro de Potasio HClO2+ NaOH -> NaClO2 + H2O CLORITO DE SODIO Cl->+3
negativa del CLORATO DE SODIO Cl->+5
HClO3 + NaOH -> NaClO3 + H2O
H-1
HClO4 + + NaOH -> NaClO4 + H2O PER CLORATO DE SODIO Cl->+7

11. REACCIONES QUÍMICAS En algunas de estas reacciones se utilizan sustancias químicas y la
corriente eléctrica como catalizadores. Este tipo de reacciones
generalmente endotérmicas (Para producirse requieren la adición de
CONCEPTO DE REACCIÓN QUÍMICA
energía calorífica o eléctrica).
Es la forma en la cual se relacionan los elementos y/o compuestos entre sí, es
decir, describen los acontecimientos químicos.
c) Reacciones de Simple Sustitución o Simple Desplazamiento
En este tipo de reacciones un elemento toma el lugar de otro en un
La ECUACIÓN QUÍMICA, representa una reacción química por medio de
compuesto.
símbolos que indican la relación más simple de los componentes de una
Ejemplo:
reacción (reactivos) y el resultado de la misma (productos).
Zn CuSO4 ZnSO4 Cu
TIPOS DE REACCIONES
a) Reacciones de combinación o síntesis.
Comprenden la formación de un compuesto a partir de la unión de dos Fe 2 HCl FeCL2 H2
o más elementos y/o compuestos.
Ejemplos: d) Reacciones de Doble Sustitución ó Doble Desplazamiento.
Dos elementos o radicales de dos compuestos se intercambian.
2Ca O2 2CaO Ejemplo:
2SO2 O2 2SO3
HCl NaOH NaCl H 2O
CaO CO 2 CaCO3
AgNO3 NaCl NaNO3 AgCl
b) Reacciones de Descomposición.
Involucran la descomposición de un compuesto en sustancias más
sencillas. (Proceso inverso de la síntesis).
Ejemplos:
2 HgO 2 Hg O2
2 H 2 O2 2H 2 O O2

12. VI. ACIDEZ Y BASICIDAD (ÁCIDOS Y BASES) Base General de Arrhenius:
Solución
a) CONCEPTO DE ÁCIDO Y BASE
BOH B OH
Acuosa
ÁCIDO. Es aquella sustancia que en solución acuosa posee un
Solución
sabor agrio, tiñe de rojo el papel tornasol azul,
reacciona con los metales activos (grupos IA y IIA), con NaOH Na OH
desprendimiento de H2 y neutraliza a las bases. Acuosa
BASE. Es aquella sustancia que en solución acuosa posee un Solución
sabor amargo o salobre, tiñe de azul el papel tornasol Ca(OH ) 2 Ca 2(OH )
rojo, tiene consistencia jabonosa y neutraliza a los Acuosa
ácidos.
c) TEORÍA DE BRÖNSTED – LOWRY
b) TEORÍA DE ARRHENIUS Para Brönsted y Lowry un ácido y una base se pueden definir como:
Para Arrhenius un ácido y una base se pueden definir:
ÁCIDO.- Es aquella sustancia que pierde protones (p+),
ÁCIDO.- Es aquella sustancia que en solución acuosa produce produciendo una base conjugada
iones H+ e iones hidronio (H3O)+. BASE.- Es aquella sustancia que gana protones (p+),
BASE.- Es aquella sustancia que en solución acuosa produce produciendo un ácido conjugado.
iones hidróxido u oxidrilo OH-.
Ejemplo: Pares Conjugados de Brönsted – Lowry.
Ejemplos:
Ácido General de Arrhenius: Ácido1 H Base1
Solución
HA H A Base2 H Ácido2
Acuosa
Solución Ácido1 Base2 Ácido2 Base1
HCl H Cl
Acuosa
Solución
HCl H 2O H 3O Cl
Ácido1 Base2 Ácido2 Base1
H 2 SO4 2H SO4
Acuosa

13. d) TEORÍA DE LEWIS VII. BALANCEO DE ECUACIONES
El balancear una ecuación química es el procurar que ésta cumpla con el
ÁCIDO de LEWIS.- Es aquella sustancia que contiene un átomo principio de conservación de la materia.
capaz de absorber un par de e-. “La materia no se crea ni se destruye solo se transforma”
BASE de LEWIS.- Es aquella sustancia que contiene un átomo El número de átomos de los elementos que entran en los reactivos debe
capaz de ceder un par de e-. ser igual al número de átomos que salen en los productos durante una
Ejemplo: reacción química
a) Método de Prueba y Error (Tanteo)
NaOH HCl NaCl H 2O
Base + Ácido Para balancear una reacción química por tanteo se deben seguir los
siguientes pasos, haciendo la aclaración que el orden es inalterable,
Cuando un ácido y una base de Lewis se combinan, el producto es una de lo contrario el balanceo se haría más complicado.
sal y la producción de cierta cantidad de agua. En este caso se habla de
neutralización. Igualar en reactivos y productos la cantidad de átomos de
todos los elementos diferentes a hidrógeno y oxigeno.
Igualar en reactivos y productos la cantidad de átomos de
e) POTENCIAL DE HIDORGENO (PH) hidrógeno.
Igualar en reactivos y productos la cantidad de átomos de
Se define como el logaritmo negativo de la concentración de ión oxigeno.
hidronio o hidrógeno [H+]. Este valor define una escala en la cual se
puede observar el grado de acidez o basicidad de una sustancia Ejemplo:
determinada.
Fe2 SO4 3
BaCl2 BaSO4 FeCl3
ÁCIDOS NEUTRO BASES Se observa que la reacción no está balanceada (cantidad de átomos
de Fe, Cl, S y O) por lo que se aplica el 1er paso.
Se igualan Fe.
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13
Fe2 SO4 3
BaCl2 BaSO4 2FeCl3
14
Ácidos Ácidos Bases Bases Se igualan S.
Fuertes Débiles Débiles Fuertes

14. Nota: “Si al colocar los coeficientes en la ecuación original, ésta queda
Fe2 SO4 3
BaCl2 3BaSO4 2FeCl3 balanceada el proceso se da por terminado; de no ser así, a partir de los
Se igualan Ba. coeficientes colocados continua el balanceo por el método de prueba y
error”.
Fe2 SO4 3
3BaCl2 3BaSO4 2FeCl3 Ejemplo:
Cu HNO 3
Cu NO3 2 NO H 2O
Se observa que la cantidad de Cl, queda igualada automáticamente, por Aplicando el 1er paso:
lo tanto se realiza el paso dos.
Vemos que la ecuación no contiene átomos de H2 por lo que este paso se
0 1 5 2 2 5 2 2 2 1 2
da por hecho.
Cu H NO 3 Cu N O 3
2
NO H O 2
Obsérvese que al igualar la cantidad de Fe, S, Ba y Cl, se igualan al mismo
tiempo la cantidad de átomos de oxigeno, y por lo tanto el paso tres se Aplicando el 2º y 3er paso:
cumple al haber cumplido el primero. 0 2e 2
Cu Cu Pérdida de e- (Oxidación)
b) Método de Oxido – Reducción (REDOX) 5 3e 2
En este método se toma en cuenta el grado de oxidación que poseen los N N Ganancia de e- (Reducción)
elementos participantes en una reacción. Para este método podemos Aplicando el 4º paso:
enumerar los siguientes pasos: 0 6e 2
1. Establecer los números o estados de oxidación para cada uno de los
3Cu 3Cu
5 6e 2
elementos participantes en la reacción.
2. Identificar aquellos elementos que modifiquen su número de 2N 2N
oxidación al pasar de reactivos a productos. Aplicando el 5º paso:
3. Establecer cuál de los elementos cede y cuál absorbe e-, así como
cuántos e- se ceden y cuantos se absorben.
4. Igualar la cantidad de e- cedidos y ganados. 3Cu 2HNO 3
3Cu NO3 2 2NO H 2O
5. Colocar los coeficientes de las semi - reacciones en la ecuación
original.

15. Observando ésta ecuación, nos damos cuenta que no se encuentra balanceada c) ESTEQUIOMETRIA
por lo tanto se recurrió a la NOTA del 5º paso, quedando la ecuación
balanceada como: Es la parte de la química que estudia las relaciones de masa, peso y
volumen entre los reactivos y productos de una reacción. Para
3Cu 8HNO 3
3Cu NO3 2 2NO 4H 2O entender mejor ésta parte de la química debemos conocer los
siguientes conceptos:
MOL. Es la cantidad de una sustancia numéricamente igual a
la masa molecular, peso molecular o peso fórmula de la
misma.
1 mol = 6.023 * 1023 moléculas ( No. de Avogadro )
m
n
P.M .
Donde:
n = Número de moles
m: masa de la sustancia en grs.
P.M. : Peso molecular de la sustancia
VOLUMEN MOLECULAR GRAMO.
Es el espacio que ocupa un mol de cualquier gas en
condiciones normales de temperatura y presión (TPN) y
cuyo valor es de 22.4 l.
MASA MOLECULAR
Es la suma de la masa de la cantidad de átomos de cada
elemento que forman un compuesto, expresada en
unidades de masa atómica (u.m.a).
PESO MOLECULAR.
Es la masa molecular de un compuesto expresada en
gramos.

16. PESO FORMULA. 3. ¿Cuál es la masa de 0.75 mol de etano C2H6?
Es la suma de la masa de la cantidad de átomos de El no. de mol (n) es de 0.75 mol.
determinados elementos que intervienen en la fórmula El peso molecular de C2H6 es:
de una sustancia. Elemento No. átomos Masa atómica Total
C 2 12 uma 24 uma
Ejemplos: H 6 1 uma 6 uma
Peso Molecular 30 grs.
1. Calcular la masa molecular del sulfato férrico Fe2(SO4)3 Por lo tanto si:
El sulfato férrico contiene:
m
Elemento No. átomos Masa atómica Total n m = (0.75 mol) (30 grs.) = 22.5 grs.
Fe 2 56 uma 112 uma P.M .
S 3 32 uma 96 uma entonces:
O 12 16 uma 192 uma
Masa Molecular 400 uma m n P.M .
Peso Molecular 400 grs.
2. ¿Cuántos mol hay en 300 grs. de HCl?
La masa (m) es de 300 grs.
El peso molecular del HCl es:
Elemento No. átomos Masa atómica Total
H 1 1 uma 1 uma
Cl 1 35 uma 35 uma
Peso Molecular 36 grs.
Por lo tanto:
300grs
n 8.33 mol
36grs
n = 8.33 mol

17. VIII. QUÍMICA DEL CARBONO (ORGÁNICA) No Saturado: Indica la presencia de un doble o triple enlace
dentro del hidrocarburo. Se refiere a los
alquenos y alquinos.
Es aquélla parte de la química que estudia a todos los compuestos
formados por carbono, se le llamaba orgánica porque estudiaba a las
sustancias que intervenían en los procesos vitales de los organismos,
tanto vegetales como animales. Estos compuestos tienen como Acíclico: hidrocarburo Lineal, de cadena abierta
características principales: Cíclico: hidrocarburo de cadena cerrada.
Lineal: Sin arborescencias o ramificaciones
Todos contienen carbono en sus moléculas. Arborescente: Esqueleto con ramificaciones.
Presentan cadenas de enlaces de átomos de carbono que pueden
ser muy grandes.
La mayoría son combustibles. B) NOMENCLATURA DE ALCANOS O PARAFINAS
No son estables a altas temperaturas. Hidrocarburos saturados de cadena abierta con enlace sencillo C-
Muchos de ellos son no electrolitos.
C, su formula general es CnH2n+n, los cuatro primeros llevan
No son solubles en agua.
nombres comunes , pero a partir del quinto hidrocarburo se
Presentan el fenómeno de isomería.
nombran de acuerdo a las reglas de la IUPAC. Se nombran con la
terminación ‘ANO’
A) Clasificación de cadenas en compuestos orgánicos
El átomo de carbono (C+4) a causa de su tetravalencia (Capacidad No. Átomos C Alcano Nombre
de aceptar 4 electrones) puede formar moléculas grandes. La
longitud de la cadena de carbono determina la mayoría de sus 1 CH4 Metano
propiedades físicas. Los compuestos con cadenas cortas son
2 CH3-CH3 Etano
gases o líquidos con bajo punto de ebullición, los compuestos de
cadenas medianas son líquidos y los de cadenas largas son 3 CH3-CH2-CH3 Propano
sólidos.
4 CH3-CH2-CH2-CH3 Butano
De acuerdo a su estructura se clasifican en:
5 CH3-CH2-CH2- CH2-CH3 n- Pentano
Saturado: Cadena de enlaces simples entre átomos de C, 6 CH3-CH2-CH2- CH2- CH2-CH3 n-Hexano
se refiere a los hidrocarburos de enlace
simple (Alcanos),

18. Alcanos Arborescentes C) NOMENCLATURA DE ALQUENOS U OLEFINAS
Para nombrar alcanos con arborescencias hay que seguir las
siguientes reglas: Hidrocarburos insaturados de cadena abierta con enlace sencillo C=C,
Buscar la cadena más larga, la cual dará nombre al alcano su formula general es CnH2n, Son más reactivos químicamente, se
Numerar la cadena, empezando por el extremo que de la nombran con la terminación ‘ENO’.
menor posición a las arborescencias No. Átomos C Alqueno Nombre
Nombrar cada arborescencia con el número asignado la
2 CH2=CH2 Eteno
terminación ‘il’, y el nombre de la cadena principal.
Sí se encuentran arborescencias iguales se pueden utilizar 3 CH2=CH-CH3 Propeno
los términos di, tri, tetra, etc.
4 CH2=CH-CH2-CH3 Buteno
Ejemplo:
5 CH2=CH-CH2- CH2-CH3 Penteno
CH2-CH3
6 CH2=CH-CH2- CH2- CH2-CH3 Hexeno
CH31-CH2-CH23- CH24- CH25- CH26-CH37
D) NOMENCLATURA DE ALQUINOS O ACETILENOS
CH2-CH2-CH3
Hidrocarburos insaturados de cadena abierta con enlace sencillo C=C, su
formula general es CnH2n-2, Son más reactivos químicamente, se nombran
2,4 –etilpropilheptano con la terminación ‘INO’.
No. Átomos C Alquino Nombre
2 CHΞCH Etino
3 CHΞC-CH-CH3 Propino
4 CHΞC -CH2-CH3 Butino
5 CHΞC -CH2- CH2-CH3 Pentino
6 CHΞC-CH2- CH2- CH2-CH3 Hexino

19. E) NOMENCLATURA DE CICLOALCANOS F) GRUPOS FUNCIONALES
El átomo o grupo de átomos que definen la estructura de una clase
Son aquellos compuestos de cadena cerrada que poseen enlaces simples particular de compuestos orgánicos que determina sus propiedades se
entre cada átomo de carbono, también se llaman alicíclicos. Los cicloalcanos llama Grupo Funcional.
se representan con figuras geométricas, se nombran anteponiendo la palabra
‘CICLO’ a la cadena de carbones Grupo
Terminación Nomenclatura Ejemplo
Funcional
No. Átomos C en el anillo cicloalcano
CH3-OH
Alcohol -OH ‘-ol’
3 Ciclopropano Metanol
CH3-CHO
Aldehído -CHO -‘al’
4 Ciclobutano Metanal
CH3-CO- CH3
5 Ciclopentano Cetona -CO- -‘ona’
Propanona
CH3-COOH
6 Ciclohexano Ácido
-COOH Ácido + ‘-oico’ Ácido etanóico
Carboxílico
CH3-CH2-COO-CH3
Ester -COO- ‘oato’ +de+ ‘ilo’ Propanoato de
metilo
CH3- NH2
-NH2
Metil amina
CH3- NH- CH3
-NH-
Amina ‘il’ + amina Dimetil amina
CH3- N- CH3
-N- CH3
Trimetil amina
Amida CH3-CO NH2
-CONH2 ‘-amida’
Etano Amida
Halogenuros de -X Halogenuro de CH3- Cl
alquilo X-> Cl, Br, F + ‘ilo’ Cloruro de metilo