El documento aborda conceptos fundamentales de química, incluyendo la definición de materia, sus propiedades y clasificación, además de las ramas de la química. Se explican los estados de la materia, cambios de estado y fenómenos físicos y químicos, proporcionando una base para el estudio de la estructura atómica y la teoría de átomos, protones, neutrones y electrones. Finalmente, se describen isótopos, isóbaros y la configuración de electrones en los átomos.

1. UNIDAD I
QUIMICA Y MATERIA
OBJETIVOS: Al término de esta unidad el estudiante debe ser capaz de:
1.- Establecer el campo de estudio de la química
2.- Explicar que es la materia, sus propiedades, estados físicos, cambios de estado y
clasificación
3.- Establecer diferencias entre fenómenos: físico, químico y alotrópico.
QUÍMICA.- Es una ciencia experimental que estudia la naturaleza de la materia, es
decir, su estructura molecular y atómica, sus propiedades y reacciones y las leyes que
rigen dichas reacciones.
RAMAS DE LA QUÍMICA
• Química general: que estudia los fenómenos que son comunes a toda la materia.
• Química inorgánica: que estudia las sustancias constituyentes de la materia sin
vida.
• Química orgánica: Que estudia las sustancias constituyentes de la materia con
vida (química del carbono)
• Química analítica: Emplea técnicas y procedimientos para analizar las sustancias
químicas y se divide en:
- Química analítica cualitativa: que descubre el tipo de sustancias presentes un
una muestra.
- Química analítica cuantitativa: que logra calcular la cantidad de cada sustancia
presente en una muestra
• Fisicoquímica: Estudia los fenómenos comunes a ambas ciencias por ejemplo la
velocidad de reacción química.
• Bioquímica: Estudia los procesos químicos que ocurren en los seres vivos por
ejemplo la fotosíntesis.
MATERIA Y SUS ESTADOS
MATERIA.- Es toda realidad objetiva cuya propiedades fundamentales son la masa y
la extensión; (realidad objetiva es todo lo que existe independientemente de nuestra
voluntad, masa es la cantidad de materia y extensión es la propiedad que tiene la
materia de ocupar un lugar en el espacio)
CUERPO.- Es una porción limitada de materia
PESO DE LOS CUERPOS.- El peso de un cuerpo es la fuerza con la que el cuerpo
es atraído hacia el centro de la tierra
El peso de un cuerpo varía con la latitud y con la distancia al centro de la tierra.
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2. MASA DE LOS CUERPOS.- La masa de un cuerpo es igual al cociente entre la
fuerza que actúa sobre el cuerpo y la aceleración que esta fuerza le comunica. m=F/a
La masa de un mismo cuerpo es igual a nivel del mar, a 100 Km sobre el nivel del
mar, en el polo o en el ecuador.
A nivel del mar y a 45° de latitud la masa de un determinado cuerpo es igual a su
peso es decir que un cuerpo cuya masa es 1 g masa tiene un peso de un g fuerza
PROPIEDADES DE LA MATERIA:
Una propiedad de la materia es una cualidad de la misma que puede ser apreciada
por los sentidos.
Las propiedades de la materia se clasifican en dos grupos: propiedades extensivas y
propiedades intensivas.
PROPIEDADES EXTENSIVAS O GENERALES.- Son aquellas que varían con la
cantidad de materia considerada, por ejemplo la superficie, el volumen, la dilatación,
la impenetrabilidad, etc.
Por ejemplo una bolita de vidrio pesa 5 gramos, una bolita más grande del mismo
vidrio pesará más de 5 gramos.
PROPIEDADES INTENSIVAS O ESPECÍFICAS.- Son aquellas que no varían con la
cantidad de materia considerada, por ejemplo el punto de fusión, el punto de
ebullición, el coeficiente de solubilidad, el índice de refracción, la dureza, la
elasticidad, etc.
Por ejemplo el punto de ebullición del agua a presión normal es 100 ºC cualquiera sea
la cantidad de agua que se considere.
ESTADOS AGREGACIÓN DE LA MATERIA.- La materia puede hallarse en cuatro
estados diferentes que se denomina estados de la materia.
• ESTADO SÓLIDO.- Estado en el cual los cuerpos poseen forma y volumen
propio y definido, entre sus moléculas predomina la fuerza de atracción.
• ESTADO LÍQUIDO.- Se caracteriza por tener volumen propio y definido, no
tiene forma propia, se adapta al recipiente que lo contiene, las fuerzas de
atracción y repulsión entre sus moléculas están equilibradas.
• ESTADO GASEOSO.- En el estado gaseoso predomina la fuerza de repulsión
a nivel molecular, las moléculas se encuentran distanciadas unas de otras. No
poseen forma ni volumen propio, adquieren la forma del recipiente que los
contiene, tienden a ocupar el mayor volumen posible.
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3. • ESTADO PLASMÁTICO.- Es el cuarto estado de la materia, se produce
cuando un gas se somete a muy altas temperaturas, el gas se ioniza
totalmente, siendo el plasma una mezcla de iones (átomos con carga eléctrica
y electrones libres). Se presenta en regiones de muy elevada temperatura
(Superior a 5000ºC) Ejemplo: el sol, en el interior de los volcanes, etc.
CAMBIOS DE ESTADO.- La materia cambia de un estado a otro por efecto de la
temperatura y presión, ya sea aumentado o disminuyendo la energía calórica.
En la naturaleza es frecuente observar que la materia cambia de un estado a otro. El
fenómeno natural más conocido es el caso del agua que se puede encontrar en
forma sólida liquida y gaseosa.
• FUSIÓN.- Es el paso de una sustancia del estado sólido al estado liquido por la
acción del calor. Como ejemplo se puede citar la fusión del hielo.
• EVAPORACIÓN.- Es el paso de una sustancia del estado liquido al estado
gaseoso, se acelera este proceso, calentando el líquido o disminuyendo la presión
que soporta su superficie.
• CONDENSACIÓN.- Es el cambio de estado que se produce en una sustancia al
pasar del estado de vapor al estado liquido. Los vapores por compresión o por
enfriamiento se condensan.
• LIACUACIÓN.- Es el paso del estado gaseoso al estado líquido. Se consigue este
cambio primero enfriando el gas hasta su temperatura crítica y luego
comprimiendo el mismo.
• SOLIDIFICACIÓN.- Es el paso de una sustancia, desde el estado liquido al estado
sólido como ocurre cuando por enfriamiento o descenso de temperatura el agua se
transforma en hielo.
• VOLATILIZACIÓN.- Es el pasaje directo del estado sólido al estado gaseoso.
Ejemplo: calentamiento de yodo, cloruro de amonio, etc.
• SUBLIMACIÓN.- Es el cambio de estado que ocurre cuando una sustancia
gaseosa se vuelve sólida sin pasar por el estado liquido. Ejemplo: caso de
calentamiento del yodo o cloruro de amonio, estando como gases, por
enfriamiento, vuelven a su condición inicial de sólidos.
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4. CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA.- Para un estudio químico ordenado, los cuerpos
se han clasificado según sus características:
METALES
ELEMENTOS NO METALES
GASES NOBLES
SUSTANCIA
INORGANICOS
COMPUESTOS
ORGANICOS
MATERIA
SOLUCIONES
HOMOGENEAS COLOIDES
SUSPENCIONES
MEZCLAS
HETEROGENEAS
SUSTANCIA.- Es lo que tiene en común la materia con iguales propiedades
intensivas o específicas.
Cada sustancia se caracteriza por poseer las mismas propiedades intensivas también
llamadas constantes físicas, así toda su masa posee el mismo punto de fusión, de
ebullición, el mismo peso específico, el mismo coeficiente de solubilidad, etc.
ELEMENTOS.- Son sustancias simples, es decir que por procedimientos químicos ya
no pueden descomponerse en otras sustancias, en su composición solo hay un solo
tipo de átomos. Los elementos químicos se clasifican en metales, no metales y gases
nobles y se hallan ordenados y clasificados en la tabla periódica.
COMPUESTOS.- Son sustancias formadas por dos o mas elementos que se hallan
en proporción definida, en su composición solo intervienen moléculas del mismo tipo.
Los compuestos se clasifican en inorgánicos y orgánicos.
MEZCLAS.- Es la materia formada por dos o más sustancias que no reaccionan
químicamente y participan en proporción variable, cada sustancia conserva sus
propiedades químicas. Se clasifican en homogéneas y heterogéneas.
MEZCLAS HOMOGENEAS.- Son aquellas que tienen propiedades constantes y su
composición es uniforme en todos los puntos del cuerpo. Ejemplo: aire, salmuera,
aleación, etc.
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5. MEZCLAS HETEROGENEAS.- Son aquellas donde se puede distinguir fácilmente a
dos o más sustancias constituyentes. Ejemplo: agua y aceite, agua y mercurio.
LOS FENOMENOS.- Se entiende por fenómeno a todo cambio o transformación que
ocurre en la naturaleza.
FENÓMENO FÍSICO.- Es aquel que no altera la composición de la sustancia sobre la
cual actúa. Ejemplo: al congelar agua se pasa de estado líquido a sólido, al
descongelarse nuevamente vuelve al estado líquido, consecuentemente el agua no ha
sufrido ningún cambio. De la misma forma, el agua puede transformarse en vapor por
calentamiento y este vapor se puede condensar, es decir vuelve a ser agua en estado
líquido.
FENÓMENO QUÍMICO.- Es aquel cambio significativo que altera la sustancia sobre la
cual actúa, transformándola en una nueva sustancia con propiedades diferentes al
cuerpo inicial. Ejemplo: cuando se quema un papel, se reduce a cenizas y gases, se
puede recoger las cenizas y los gases pero el papel ya no se restituye. Otro ejemplo
es la transformación del vino en vinagre, la fermentación alcohólica, etc.
Los fenómenos físicos y químicos se diferencian fundamentalmente en los siguientes
aspectos:
a) Los cambios químicos, son generalmente permanentes, mientras que los
cambios físicos persisten únicamente mientras actúa la causa que los origina.
b) Los cambios químicos van acompañados por una alteración profunda de las
propiedades, mientras que los cambios físicos ocasionan una alteración
parcial.
c) Los cambios químicos van acompañados por una variación importante de
energía, mientras que los cambios físicos están unidos a una variación de
energía relativamente pequeña.
FENOMENO ALOTROPICO.- No es precisamente un cambio o transformación, la
alotropía es la propiedad que presentan ciertos elementos de hallarse en el mismo
estado físico en dos o más formas con distintas propiedades. Así el fósforo se
presenta en dos formas alotrópicas al estado sólido: fósforo blanco que arde a 14 ºC
despidiendo gases tóxicos y el fósforo rojo que es estable a condiciones de ambiente.
El oxígeno propiamente (O2) necesario en nuestra respiración y el ozono (O3) tóxico
al aspirarse.
EJERCICIOS
1.- Cuales son los estados de la materia y que propiedades diferencian uno de otro.
2.- ¿Como se logra realizar un cambio de estado?.
3.- ¿Que propiedades presenta una sustancia pura?
4.- ¿Que es el gas licuado?
5.- ¿Pesa lo mismo un cuerpo en la tierra y en la luna?
6.- ¿Por qué varia el peso?
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6. 7.- Un objeto que a nivel del mar y 45 º de latitud tiene un peso de 50 g ¿Qué masa
posee?
8.- En dos vasos de precipitación hay agua y alcohol ¿Qué propiedades específicas
permiten identificar el agua y el alcohol?
9.- Indica en los siguientes sistemas cuales son homogéneos y cuales heterogéneos.
a) Agua destilada b) Agua y aceite c) Agua con hielo
d) Agua y arena e) Dilución de sal en agua f) Sal común
10.- Da dos ejemplos de sistemas homogéneos sólidos, líquidos y gaseosos.
11.- Clasifica los siguientes fenómenos en físicos y químicos.
a) Ebullición del agua
b) Disolución de sal en agua
c) Combustión del papel
d) Destilación del agua
e) Calentamiento del hierro
g) Descomposición del óxido de mercurio.
12.- Da dos ejemplos de sustancias simples y compuestas.
13.- Da dos ejemplos de transformaciones físicas.
14.- Da dos ejemplos de transformaciones químicas.
15.- Indica cual de las afirmaciones siguientes es correcta (o si ambas son correctas o
incorrectas)
a) Las sustancias simples son siempre elementos.
b) Los elementos son siempre sustancias simples.
16.- Nombra dos variedades alotrópicas de un mismo elemento.
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7. UNIDAD II
ESTRUCTURA ATÓMICA
OBJETIVOS: Al término de esta unidad el estudiante debe ser capaz de:
1.- Describir La estructura interna del átomo
2.- Dar una descripción del modelo atómico moderno mecánico cuántico.
3.- Describir la tabla periódica moderna.
4.- Aplicar los principios necesarios para establecer la configuración electrónica.
EL ÁTOMO
La concepción de los átomos surge como idea filosófica en Grecia, aproximadamente
en el siglo V a de C con los filósofos Leucipo y Demócrito, porque se creía que todos
los elementos estaban formados por pequeñas partículas INDIVISIBLES. Átomo, en
griego, significa INDIVISIBLE. Es la porción más pequeña de la materia.
En la actualidad se considera al átomo como un sistema energético en equilibrio,
constituido por una parte central denominada núcleo, donde prácticamente se
concentra toda su masa y una región de espacio exterior que es la nube electrónica
donde se hallan los electrones moviéndose a grandes velocidades.
En el átomo existen una serie de partículas subatómicas siendo las más estables los
protones, neutrones y electrones.
El radio atómico resulta del orden de 1 a 2 ángstrom y su masa sumamente pequeña,
así por ejemplo:
Masa del átomo de carbono = 1.993 x 10 -23 g
Masa del átomo de sodio = 3.82 x 10 -23 g
EL NUCLEO.- Es la región central del átomo, su tamaño es aproximadamente 10000
veces mas pequeño que el átomo total. En el núcleo se hallan los protones y los
neutrones a los cuales también se los llama nucleones.
PROTONES (P+).- Son partículas elementales de carga positiva, se hallan en el
núcleo atómico, sus principales características son:
Masa del protón = 1.6725 x 10-24 g
Carga del protón = 1.6 x 10-19 coulomb
NEUTRONES (no).- Son partículas elementales sin carga eléctrica, se hallan en el
núcleo atómico, su masa es aproximadamente igual a la del protón.
NÚMERO ATÓMICO (Z).- Es igual al número de protones que existe en el núcleo, y si
el átomo es neutro es también igual al número de electrones.
Z = #p+ = # e-
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8. NÚMERO DE MASA (A).- Es igual a la suma de protones y neutrones en el núcleo
de un átomo
A = #p+ + #no
El número de neutrones de un elemento químico se puede calcular como A - Z, es
decir, como la diferencia entre el número másico y el número atómico.
ELEMENTO QUÍMICO.- Es la sustancia química simple en cuya composición solo
existen átomos con el mismo número atómico.
Representación ZEA
E = símbolo del elemento
Z = número atómico
A = número de masa
ISÓTOPOS.- Son átomos de un mismo elemento que tienen diferente número de
masa, esto debido a la variación del número de neutrones.
Ej. 6 C12, 6C13 , 6C14
La masa atómica de un elemento es una media de las masas de sus isótopos
naturales ponderada de acuerdo a su abundancia relativa.
A = masa atómica del elemento natural
Ai = masa atómica de cada isótopo
xi = porcentaje de cada isótopo en la mezcla
ISÓBAROS.- Son átomos de diferentes elementos que tienen el mismo número de
masa.
Ej. 30 Zn60, 29 Cu60
ISÓTONOS.- Son átomos de diferentes elementos que tienen igual número de
neutrones.
Ej. 5 B11, 6C12 # nº = 6
LA NUBE ELECTRONICA.- Es la región de espacio exterior al núcleo atómico donde
se hallan los electrones en movimiento, comprende niveles de energía, subniveles de
energía y orbitales.
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9. ELECTRONES (e-).- Son partículas elementales de carga eléctrica negativa que se
hallan en movimiento en la nube electrónica.
Masa del electrón = 9.1 x 10-28 g
Carga del electron = 1.6 x 10-19 coulomb
NIVEL DE ENERGÍA O CAPA (n) .- Es la región en la nube electrónica donde se
hallan los electrones con similar valor de energía.
n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7
nivel = K, L, M, N, O, P, Q
En cada nivel solo se puede alojar un número determinado de electrones y hasta el
cuarto nivel lo determina la regla de Rydberg.
Regla de Rydberg # máximo de e- en cada nivel = 2n2
Nivel (n) Regla de Rydberg # máximo de electrones
K (1) 2 x 12 2
L (2) 2 x 22 8
M (3) 2 x 32 18
N (4) 2 x 42 32
O (5) --- 32
P (6) --- 18
Q (7) --- 8
SUBNIVELES DE ENERGÍA (l).- En un mismo nivel existen electrones que se
diferencian ligeramente en su valor de energía, por ello los niveles se hallan
constituidos por uno más subniveles.
Designación l = 0, 1, 2, 3
Subnivel s, p, d, f
# máximo de e- en cada subnivel = 2 (2l + 1)
Subnivel ( l ) regla # máximo de electrones
S (l=0) 2 (2x0 + 1) 2
P (l=1) 2 (2x1 + 1) 6
d (l=2) 2 (2x2 + 1) 10
f (l=3) 2 (2x3 + 1) 14
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10. ORBITALES.- Son regiones de espacio en la nube electrónica donde existe la
máxima probabilidad de hallar un electrón
En un orbital como máximo puede haber dos electrones, si este se halla apareado
necesariamente los dos electrones tendrán spin contrarios.
El SPIN indica el sentido de giro del electrón sobre su propio eje, unos giran en un
sentido y otros en sentido contrario, los mismos que se representa de la siguiente
manera.
Representación:
orbital vacío orbital desapareado orbital apareado
Cada subnivel s tiene 1 orbital
Cada subnivel p tiene 3 orbitales
Cada subnivel d tiene 5 orbitales
Cada subnivel f tiene 7 orbitales
TABLA PERIODICA.- La tabla periódica agrupa a todos los elementos químicos
conocidos actualmente, además de los obtenidos por reacciones nucleares.
DESCRIPCION:
• Los elementos se hallan ubicados en orden creciente a su número atómico
• Existen columnas verticales o grupos (I, II, III, IV…..VIII)
- Subgrupo A (IA, IIA, IIIA,…..VIIIA) denominados elementos
representativos.
- Subgrupo B (IB, IIB, IIIB,……VIIIB) denominados elementos de
transición.
Para los elementos representativos el número de grupo indica el número de
electrones de valencia; electrones de valencia son los que se encuentran en el último
nivel.
# de grupo = # de electrones de valencia
Para los elementos de transición los electrones de valencia son los del penúltimo y
ultimo nivel debido a que los dos últimos niveles se hallan incompletos.
• Existen filas horizontales o periodos (1, 2, 3, 4, 5, 6, 7)
- Periodos cortos 1,2 y 3, periodos largos 4, 5, 6, 7
- Los periodos 6 y 7 tienen una prolongación en la parte inferior de 14
elementos cada uno, que en su conjunto se llaman tierras raras.
El número de periodo indica el número de niveles de energía o capas de los átomos.
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11. • Electronegatividad (EN).- Es la capacidad que tienen los átomos de atraer
electrones, varia de 0,7 a 4
El valor de la EN de los elementos en la tabla periódica aumenta hacia la derecha y
hacia arriba.
• Energía de ionización (EI).- Es la energía mínima necesaria que aplicada a un
átomo logra que este pierda un electrón de su último nivel de energía.
El valor de la EI en la tabla aumenta hacia la derecha y hacia arriba.
• Radio atómico (RA).- Es la distancia entre el núcleo y el límite efectivo de la
nube electrónica.
En la tabla periódica aumenta hacia abajo en cada grupo y disminuye hacia la
derecha en cada periodo.
• Radio iónico.- El radio del catión es menor que el de su átomo y el radio del
anión es mayor que el de su átomo.
• Gases nobles.- Se encuentran al final de cada periodo, se caracterizan por se
químicamente no reactivos y diamagnéticos.
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA.- La configuración electrónica de un átomo
expresa la distribución de los electrones en la nube electrónica, indicando los niveles,
subniveles y orbitales.
Para saber el orden de energía de los orbitales se usa el diagrama de Mouller. Ó bien
se sigue esta regla: "Los orbitales menos energéticos son los de menor valor de n+l.
Si los orbitales tienen el mismo valor de n+l, tendrá menos energía los de menor valor
de n".
De acuerdo con estas reglas el orden es el siguiente:
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s
DIAGRAMA DE MOULLER (REGLA DEL SERRUCHO)
Ej. Realizar la configuración electrónica del átomo de calcio.
Solución:
De la tabla periódica el número atómico del calcio Z = 20
Luego se distribuyen los electrones siguiendo el sentido de las flechas indicadas en el
diagrama de Mouller o regla del serrucho, una vez llenado un subnivel se puede pasar
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12. al próximo, hasta que la suma de los electrones empleados (suma de los
superíndices) coincida con el número atómico.
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
Ej. Realizar la configuración electrónica del elemento Z = 56
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2
EJERCICIOS
1.- A qué se llama número de masa.
2.- El I-123 es un isótopo radiactivo que se utiliza como herramienta de diagnóstico
por imágenes. ¿Cuántos neutrones hay en el I-123?
3.- Para el átomo de aluminio (número atómico 13; número másico 27). Cual es el
número de protones, neutrones y electrones.
4.- Los átomos X, Y, Z y R tienen las siguientes composiciones nucleares: 186 X410;
410
183Y ; 186Z412; 185R412; Indique cuales son isótopos, isóbaros e Isótonos.
5.- Un isótopo del cobalto (Co) es utilizado en radioterapia para algunos tipos de
cáncer. Escriba los símbolos nucleares de tres tipos de isótopos del cobalto
(Z=27) en los que hay 29, 31 y 33 neutrones, respectivamente.
6.- El átomo de potasio, K, se convierte en ión potasio perdiendo un electrón. Por
tanto si el peso atómico del K es 39. Cual será el peso atómico del ión potasio.
7.- Si un elemento representativo se encuentra en el sexto grupo y cuarto periodo.
Que podemos afirmar de este elemento.
8.- A que se llama electronegatividad y como varia en la tabla.
9.- Como varia el radio atómico en la tabla.
10.- Cierto átomo neutro tiene cinco electrones en su cuarto nivel de energía, si su
número de masa es 75. Cuantos neutrones tiene.
11.- Realice la configuración electrónica de los siguientes elementos: K, Fe, Sr, Cd,
Au
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13. UNIDAD III
NOMENCLATURA Y FORMULACIÓN DE LOS
COMPUESTOS INORGÁNICOS
OBJETIVOS: Al término de esta unidad el estudiante debe ser capaz de:
1.- Darle a la sustancia un nombre químico
2.- Predecir y escribir la fórmula de un compuesto utilizando la simbología y
nomenclatura recomendada.
3.- Determinar la familia a que pertenece
4.- Su posibilidad de lograr una reacción química
Las sustancias deben identificarse mediante nombres específicos. Este NOMBRE
debe llevar inherente la mayor información posible sobre la sustancia referida. Ya sea
de acuerdo a su composición molecular, sus propiedades físicas o a la familia a que
pertenece, estableciéndose así una SISTEMATIZACION de todas ellas que facilite su
NOMENCLATURA.
PREDICCIÓN DE FÓRMULAS QUÍMICAS
Para escribir la fórmula química de una sustancia inorgánica, se debe saber que se
forma por medio de enlaces químicos de tipo iónico, es decir se unen partículas
iónicas positivas (llamadas cationes) con partículas iónicas negativas (llamadas
aniones), por atracciones electrostáticas.
Los cationes son los átomos que por su baja electronegatividad pierden electrones de
la última capa de su configuración electrónica y los aniones son los que por su alta
electronegatividad ganan electrones en el intento del enlace químico, para lograr cada
uno tener ocho electrones en su última capa como lo tienen los gases inertes.
Al escribir la fórmula química, el catión se coloca del lado izquierdo y el anión del lado
derecho. La cantidad de electrones que pierde el átomo es la carga eléctrica positiva
que adquiere el catión y la cantidad de electrones que gana el átomo es la carga
eléctrica negativa que adquiere el anión. A esta carga eléctrica se le llama número de
oxidación.
Por ejemplo:
La sal común (o de cocina), que en la nomenclatura química es cloruro sódico el
átomo de sodio cede un electrón al átomo de cloro, por lo dicho el sodio tiene un
número de oxidación (valencia) de +1 y el cloro de -1.
Para formular con soltura y rapidez es, por lo tanto, necesario conocer las valencias
de los distintos elementos químicos, al menos las de los que intervienen en los
compuestos de uso más frecuente, pues los otros forman compuestos de
aplicaciones muy específicas y su valencia podemos deducirla por su posición en el
sistema periódico.
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14. La formula química y el nombre de las sustancias se escriben aplicando las reglas
establecidas por la UNION INTERNACIONAL DE QUIMICA PURA Y APLICADA
(siglas en inglés I. U. P. A. C.).
NÚMEROS DE OXIDACIÓN
El número de oxidación es la carga eléctrica (positiva o negativa) con la cual un átomo
(elemento químico) participa en la formación de una molécula por atracción
electrostática.
Aunque los números de oxidación se pueden obtener directamente de la T.P., es
necesario memorizar el símbolo y las valencias de los elementos más corrientes.
METALES.
VALENCIA 1+ VALENCIA 2+ VALENCIA 3+
Litio Li Berilio Be Aluminio Al
Sodio Na Magnesio Mg Bismuto Bi
Potasio K Calcio Ca
Rubidio Rb Estroncio Sr
Cesio Cs Zinc Zn
Francio Fr Cadmio Cd
Plata Ag Bario Ba
amonio NH4+ Radio Ra
VALENCIAS1+, 2+ VALENCIAS1+, 3+ VALENCIAS 2+, 3+
Cobre Cu Oro Au Níquel Ni
Mercurio Hg Talio Tl Cobalto Co
Hierro Fe
Cromo Cr
Manganeso Mn
VALENCIAS 2+, 4+
Platino Pt
Plomo Pb
Estaño Sn
Los metales siempre tienen valencias positivas y combinan con elementos
negativos
HIDRÓGENO.
VALENCIA 1+, 1-
Hidrógeno H
- - 14

15. NO METALES.
VALENCIA 1- VALENCIAS 1-, 1+, 3+, VALENCIA 2-, 1-
5+, 7+
Flúor F Cloro Cl Oxígeno O
Bromo Br
Yodo I
VALENCIAS 2-, 2+, 4+, VALENCIAS 3-, (1+), VALENCIAS 3-, 3+, 5+
6+ (2+), 3+, (4+), 5+
Azufre S Nitrógeno N Fósforo P
Selenio Se Arsénico As
Teluro Te Antimonio Sb
VALENCIAS 2-, VALENCIA 4-, 4+ VALENCIA 3-, 3+
2+, 4+
Carbono C Silicio Si Boro B
ELEMENTOS ANFOTEROS
Bismuto 5+
Cromo 6+
Manganeso 4+ 6+ 7+
SUSTANCIAS SIMPLES Y COMPUESTAS
Dentro de la gran diversidad de sustancias existentes en la naturaleza y que son
estables en condiciones ambientales, se puede distinguir dos grupos: SUSTANCIAS
SIMPLES o ELEMENTALES y SUSTANCIAS COMPUESTAS.
Una SUSTANCIA es SIMPLE cuando no puede ser descompuesta en otra más
sencilla por ningún método físico o químico reconocido como de uso común. Las
sustancias simples son llamadas también ELEMENTOS y se representan mediante
SIMBOLOS donde siempre la primera letra del nombre es escrita en mayúscula
pudiendo estar acompañada de una segunda letra en minúscula. Ejemplos: Cu
(cobre), Al (aluminio), Na (sodio), K (Potasio), Ca (Calcio), Pb (Plomo), P
(Fósforo), C (Carbono), Au (Oro), He (Helio) .
Son también sustancias simples las que están conformadas con Moléculas sencillas,
o sea aquellas que están formadas por un átomo o por la asociación de átomos de un
sólo tipo.
O2 (molécula de Oxígeno), O3 (molécula de Ozono), Cl2 (molécula de Cloro), H2
(molécula Hidrógeno),
Las SUSTANCIAS COMPUESTAS pueden descomponerse en sustancias simples y
se representan mediante FÓRMULAS las cuales están conformadas por cantidades y
símbolos de los átomos que forman al compuesto, de tal manera, que la fórmula nos
brinde información tanto cualitativa como cuantitativa sobre la composición de la
sustancia:
H2O (Agua ): 2 átomos de Hidrogeno y un átomo de oxígeno
- - 15

16. NH3 (Amoníaco): 1 átomo de nitrógeno y tres átomos de hidrógeno
Otros ejemplos: Na2O (óxido de Sodio), CaS (Sulfuro de Calcio), CO (Monóxido de
Carbono), KBr (Bromuro de Potasio).
Las sustancias compuestas son aglomerados de Moléculas compuestas, es decir
aquellas que están formadas por asociación entre átomos de elementos diferentes; y
se pueden clasificar en:
Compuestos binarios.- Están formados por átomos de dos elementos diferentes. Se
escribe a la izquierda el menos electronegativo, y a la derecha el más electronegativo:
H2O (Agua)
K2O (óxido de Potasio)
NaCl (Cloruro de Sodio)
Compuestos ternarios.- Están formados por tres elementos diferentes. En este tipo de
compuestos suelen formarse grupos de elementos que deben escribirse cerrados en
paréntesis para representar el número de veces que se repita dicho grupo, al igual
que en los BINARIOS se escribe primero el elemento o grupo de elementos menos
electronegativo:
(NH4) 2S Sulfuro de Amonio
Ca(OH) 2 Hidróxido de Calcio
Al2(SO4) 3 Sulfato de Aluminio
Compuestos cuaternarios.- Constituidos por más de tres elementos diferentes.
(NH4) 2CO3 (Carbonato de Amonio)
LiNaSO4 (Sulfato de Litio y Sodio)
NOMENCLATURA
Para nombrar los compuestos químicos inorgánicos se siguen las normas de la
IUPAC (unión internacional de química pura y aplicada). Se aceptan tres tipos de
nomenclaturas para los compuestos inorgánicos; la nomenclatura tradicional, la
nomenclatura de stock y la nomenclatura sistemática.
1.- Las sustancias sencillas o libres se nombran indicando el nombre simple del
elemento: Cu (cobre), Au (oro); H2 (Hidrógeno), etc..
2.- Las sustancias o moléculas compuestas se nombran indicando primeramente el
nombre del anión, seguido del nombre del catión…:
Al2(SO4)3 Sulfato de …
Al2(O)3 Oxido de …
Al(OH)3 Hidróxido de…
3.- Después del nombre del anión sigue el nombre del catión con las siguientes
variantes:
a) Si el catión actúa con un solo número de oxidación, a su nombre se le antepone la
palabra: de…
Al2(SO4)3 Sulfato de aluminio
- - 16

17. b) Si el catión actúa con dos números de oxidación, al de menor número, el nombre
del catión termina en: oso. Y el otro termina en: ico.
Ejemplo: Cuproso y cúprico
c) Si el catión actúa con tres números de oxidación, al de menor número, el nombre
del catión termina en: hipo-nombre-oso.
Hipo-nombre-oso
-nombre-oso
-nombre-ico
d) Si el catión actúa con cuatro números de oxidación, al de menor número, el nombre
del catión termina en: hipo-nombre-oso.
Hipo-nombre-oso
-nombre-oso
-nombre-ico
Per-nombre-ico
FAMILIAS DE SUSTANCIAS QUIMICAS
Si bien hemos visto que las sustancias se clasifican en simples y compuestas según
contengan moléculas simples o compuestas. Estas clasificaciones son de gran ayuda
en la escritura de las fórmulas, pero es poca la información que nos brindan sobre las
propiedades tanto físicas como químicas de la sustancia, es por ello que resulta
indispensable otra clasificación que los agrupe de acuerdo a sus propiedades
químicas comunes; para tal efecto surgen las siguientes funciones químicas y grupos
funcionales.
OXIDOS
Son compuestos binarios formados por la combinación del oxígeno con otro elemento,
si el elemento es un METAL se le conoce como OXIDO METALICO o también como
OXIDO BASICO casi todos son compuestos iónicos; el metal es el ion positivo, y el
ion oxido O2-, el negativo.
NOTACION.- Se escriben los símbolos del metal y del oxigeno, y se igualan sus
números de oxidación.
Obtención:
• 2Mg + O2  2MgO oxido de magnesio
Mg2+ con O2- los números de oxidación quedan igualados y resulta MgO
• 4Al +3O2  2Al2O3 oxido de aluminio
Al3+ con O2- se debe igualar los Nº de oxd. para ello se intercambian Al3+ O2- se
coloca como sub índice resultando Al 2 O3 para igualar las cargas de la molécula
• Pb + O2  PbO2 Oxido plúmbico
- - 17

18. 4+ 2−
Pb4+ con O2- simplificando e intercambiando resulta PbO2
Pb 2+ O 1−
Nomenclatura tradicional:
Óxido del metal (si el metal posee más de un estado de oxidación posible se utilizará
oso para el menor estado de oxidación e ico para el mayor).
Ejemplos:
• FeO (óxido Ferroso)
• Fe2O3 (óxido Férrico)
Nomenclatura de stock:
Óxido del metal utilizando numeral de stock indicando el estado de oxidación del
metal cuando este presenta más de un estado de oxidación posible.
Ejemplos:
• FeO (óxido de hierro (II)),
• Fe2O3 (óxido de hierro (III) )
Nomenclatura sistemática:
Óxido del metal utilizando prefijos que indiquen la cantidad de átomos de cada
elemento.
Para el caso de los óxidos, este tipo de nomenclatura es la mas utilizada, dado que
para un metal pueden existir varios tipos de óxidos, para los cuales el utilizar los otros
tipos de nomenclatura lleva a confusiones.
Ejemplos:
• FeO (monóxido de hierro)
• Fe2O3 (Trióxido de dihierro)
OXIDOS MIXTOS
Son óxidos que parecen estar formados por la suma de los dos óxidos normales de
un mismo metal, constituyen un caso especial que solo se da con algunos metales, a
saber: Fe, Co, Ni, Cr, Mn, y Pb.
Para escribir la formula de los óxidos mixtos más comunes se usa la fórmula general.
Ejemplo:
(+2) FeO Oxido ferroso (+2) PbO Oxido Plumboso
(+3) Fe2O3 Oxido ferrico (+2) PbO Oxido Plumboso
Fe3O4 Oxido ferroso-férrico (+4) PbO2 Oxido Plúmbico
Pb3O4 Oxido Plumboso-Plúmbico
Formula General:
M3O4 Donde M metal 3, y O oxigeno 4
- - 18

19. Nomenclatura tradicional:
Óxido del metal (si el metal posee más de un estado de oxidación posible se utilizará
oso para el menor estado de oxidación e ico para el mayor).
Ejemplos:
• Fe3O4 Oxido ferroso-férrico
• Pb3O4 Oxido Plumboso-Plúmbico
Nomenclatura de stock:
Óxido del metal utilizando numeral de stock indicando el estado de oxidación del
metal cuando este presenta más de un estado de oxidación posible.
Ejemplos:
• Fe3O4 Oxido de hierro (II,III)
• Pb3O4 Oxido de plomo (II, IV)
Nomenclatura sistemática:
Óxido del metal utilizando prefijos que indiquen la cantidad de átomos de cada
elemento.
Ejemplos:
• Fe3O4 Tetroxido de trihierro
• Pb3O4 Tetroxido de triplomo
PEROXIDOS
Son compuestos binarios que contienen un metal unido al ion peroxido, O22-, donde el
oxigeno trabaja con el numero de oxidación (-1), el grupo peroxido consta de dos
átomos de oxigeno por lo tanto el numero de oxidación total es (-2)
Para escribir la formula de los peróxidos se anota el símbolo del metal seguido del
grupo peróxido
Ejemplo:
2Na + H2O2  Na2 O2 + H2
+1 2-
Na O 2 intercambiando los números de oxidación Na+1 O22- resulta Na2O2
Ca + H2O2  Ca O2 + H2
2+ 2−
Ca+2 O22- simplificando e intercambiando los números de oxidación Ca 1+ O2 1− resulta
Ca O2
- - 19

20. Formula General:
M O2 Donde M metal que trabaja con numero de oxidación positivo “solo forma con el
grupo I (alcalinos +1) y el grupo II (alcalinos térreos +2)” y O22- ion peroxido
Nomenclatura tradicional:
Peroxido del metal se nombra el anion “peroxido” el articulo de y el nombre del metal
Ejemplos:
• Na2 O2 peroxido de sodio
• Ca O2 Peroxido de calcio
Nomenclatura de stock:
Óxido del metal utilizando numeral de stock indicando el estado de oxidación del
metal cuando este presenta más de un estado de oxidación posible.
Ejemplos:
• Na2 O2 Peroxido de sodio
• Ca O2 Peroxido de calcio
Nomenclatura sistemática:
Óxido del metal utilizando prefijos que indiquen la cantidad de átomos de cada
elemento.
Ejemplos:
• Na2 O2 Dióxido de disodio
• Ca O2 Dióxido de calcio
HIDROXIDOS
Son compuestos que contienen un metal unido al grupo hidroxilo, OH-, que consta de
un átomo de oxigeno y uno de hidrogeno, y tiene numero de oxidación total -1. Los
hidróxidos son compuestos iónicos: el metal es el ion (+), y el ion hidroxilo OH-,(-)
.NOTACION.- Se escriben los símbolos del metal y del grupo hidróxilo, y se igualan
sus números de oxidación. El metal trabaja con número de oxidación positivo, y el
grupo hidróxilo, con -1.Si son necesarios dos o más grupos hidroxilos, se los encierra
entre paréntesis, con el respectivo subíndice fuera.
Obtención:
• MgO + H2O ---> Mg(OH) 2
(Oxido de Magnesio) (Hidróxido de Magnesio)
Mg OH intercambiando para igualar el Nº de oxidación Mg2+ OH1- resulta Mg(OH)2
+2 1-
• K2O + H2O  2 KOH
Oxido de Potasio Hidróxido de Potasio
- - 20

21. K+ OH1- intercambiando para igualar el Nº de oxidación K+ OH1- resulta KOH
Formula General:
M (OH)n Donde M: metal, y n corresponde al número de iones oxidrilo (OH), que
corresponde al estado de oxidación del metal.
Nomenclatura tradicional:
Hidróxido del metal, utilizando los prefijos oso e ico cuando el metal presenta más de
un estado de oxidación posible.
Ejemplos:
• NaOH (hidróxido de sodio)
• Ca(OH)2 (Hidróxido de calcio)
• Fe(OH)3 (hidróxido ferrico),
Nomenclatura de stock:
Hidróxido del metal utilizando numeral de stock cuando el metal presenta mas de un
estado de oxidación posible.
Ejemplos:
• Ca(OH)2 (hidróxido de calcio)
• Fe(OH)3 (hidróxido de hierro (III) )
• CuOH (hidróxido de cobre (I) )
Nomenclatura sistemática:
Prefijos indicando la cantidad de iones oxidrilo presentes en el compuesto.
Ejemplos:
• Cu(OH)2 (dihidròxido de cobre)
• NaOH (monohidròxido de sodio)
• Fe(OH)3 (Trihidròxido de hierro)
OXIDOS NO METALICOS
Son óxidos que contienen un no metal unido a oxigeno. Se escribe los símbolos del
no metal y del oxigeno y se iguala sus números de oxidación. El no metal trabaja con
números de oxidación positivo, y el oxigeno con números de oxidación negativo -2
Obtención:
2 Cl2 + O2  2 Cl2O
Cl O intercambiando Cl1+ O2- resulta Cl2O (óxido hipocloroso)
1+ 2-
S + O2  SO2
- - 21

22. S4+ O2- simplificando e intercambiando S2+ O1- resulta S O2 (óxido
sulfuroso)
Fórmula general:
Nm O con los respectivos coeficientes estequiométricos indicando la cantidad de
átomos de cada elemento.
Nomenclatura tradicional:
Óxido del no metal (si el no metal posee más de un estado de oxidación posible se
utilizará oso para el menor estado de oxidación e ico para el mayor).
Ejemplos:
• Cl2O (Anhídrido hipocloroso)
• SO2 (Anhídrido sulfuroso)
• SO3 (Anhídrido sulfúrico)
• CO (Anhídrido carbonoso)
• CO2 (Anhídrido carbónico)
Nomenclatura de stock:
Óxido del no metal utilizando numeral de stock indicando el estado de oxidación del
no metal cuando este presenta más de un estado de oxidación posible.
Ejemplos:
• Cl2O (óxido de cloro) (I),
• SO2 (óxido de azufre (IV) )
• SO3 (óxido de azufre (VI) )
• CO (óxido de carbono (II) )
• CO2(óxido de carbono(IV)
Nomenclatura sistemática:
Óxido del no metal utilizando prefijos que indiquen la cantidad de átomos de cada
elemento.
Para el caso de los óxidos, este tipo de nomenclatura es la mas utilizada, dado que
para un no-metal pueden existir varios tipos de óxidos, para los cuales el utilizar los
otros tipos de nomenclatura lleva a confusiones.
Ejemplos:
• Cl2O (monóxido de dicloro)
• CO2 (dióxido de carbono)
• CO monóxido de carbono)
• SO2 (dióxido de azufre)
• SO3 (trióxido de azufre)
- - 22

23. LOS OXACIDOS
Son ácidos que contienen hidrogeno unido a un no metal y oxigeno derivan de los
OXIDOS, cuya función química es (O- 2), siendo compuestos BINARIOS se combinan
con el agua para producir compuestos TERNARIOS.
Los OXIDOS ACIDOS reciben este nombre por contener oxigeno en su molécula y
porque al reaccionar con el agua producen sustancias con características ACIDAS, a
las que se les llama OXIACIDOS.
NOTACION.-Se lee con la palabra ácido y el nombre del no metal, utilizando de
manera exactamente igual que para los anhídridos (nomenclatura clásica).
Para nombrar la formula se escribe el nombre genérico ácido el nombre del no metal
dependiendo con el número de oxidación que este trabajando usaremos los
siguientes prefijos y terminaciones:
Mínimo numero de oxidación hipo(prefijo) – oso (terminación)  trabaja con (1 ó 2)
Menor numero de oxidación oso (terminación)
mayor numero de oxidación ico (terminación)
máximo numero de oxidación per(prefijo) – oso (terminación)  trabaja con (7)
Obtención:
SO3 + H2O  H2SO4
Oxido de azufre VI ó Anhídrido sulfúrico ácido sulfúrico
CO2 + H2O  H2CO3
Oxido de carbono IV ó Anhídrido carbónico ácido carbónico
Regla para escribir formula de ácidos
• Se escribe los símbolos de Hidrogeno “H”, no metal “X” y oxigeno “O”:
HXO
• Si el numero de oxidación del no metal es impar, escribir un hidrogeno H si es
par dos hidrógenos H2
• Sumar el número de oxidación del no metal con los hidrógenos; la mitad del
resultado es el subíndice del oxígeno.
Ejemplo:
Acido nítrico: el nitrógeno trabaja con 5 por esto anotamos 1 hidrogeno: 5+1=6 la
mitad 3 es el subíndice del oxígeno.
H1 N5 O (5+1=6)  H N O 6/2=3 H N O3
Acido Sulfuroso: trabaja con 4 por ser par anotamos 2 hidrogeno: 4+2=6 la mitad 3 es
el subíndice del oxígeno.
H2 S4 O (4+2=6)  H2 S O 6/2=3 H2 S O3
- - 23

24. Excepto: fosforo “P”,Arsénico “As”, Antimonio “Sb”, Boro “B”, Silicio “Si”
LOS OXACIDOS CASOS ESPECIALES
Los elementos : fósforo “P”,Arsénico “As”, Antimonio “Sb”, Boro “B” Forman
ácidos meta, piro, orto, , Silicio “Si” Forman ácidos meta y orto
Meta:
Los cinco elementos responden a este caso de la siguiente manera: P, As, Sb, B, Si.
• Se escribe los símbolos de Hidrogeno “H”, no metal “X” y oxigeno “O”:
HXO
• Si el numero de oxidación del no metal es impar, escribir un hidrogeno H si es
par dos hidrógenos H2
• Sumar el número de oxidación del no metal con los hidrógenos; la mitad del
resultado es el subíndice del oxígeno.
• Para nombrar la formula se escribe el nombre genérico ácido el nombre del no
metal anteponiendo el prefijo meta dependiendo con el número de oxidación
que este trabajando el no metal usaremos las siguientes terminaciones:
o Menor numero de oxidación oso (terminación)
o mayor numero de oxidación ico (terminación)
Ejemplo:
Para “P5+” el fósforo trabaja con 5 por esto anotamos 1 hidrogeno: 5+1=6 la mitad 3 es
el subíndice del oxígeno
H1 P5 O (5+1=6)  H P O (6/2=3)  H P O3 acido meta fosforico
P2O5 + H2O  2 HPO3
Oxido de fósforo V ó Anhídrido fosfórico ácido metafosfórico
Piro:
Los cuatro elementos responden a este caso de la siguiente manera: P, As, Sb, B.
• Se escribe los símbolos de Hidrogeno “H” con subíndice 4 , no metal “X”
con subíndice 2 y oxigeno su subíndice depende del numero de oxidación
del no metal”: HXO
• El numero de oxidación del no metal se multiplica por el subíndice del mismo y
se suma cuatro hidrogeno H4; la mitad del resultado es el subíndice del
oxígeno.
• Para nombrar la formula se escribe el nombre genérico ácido el nombre del no
metal anteponiendo el prefijo piro dependiendo con el numero de oxidación
que este trabajando el no metal usaremos las siguientes terminaciones:
o Menor numero de oxidación oso (terminación)
- - 24

25. o mayor numero de oxidación ico (terminación)
Ejemplo:
Para “P5+” el fósforo trabaja con 5 su terminación será en ico se anotamos 4 hidrogeno
por que es el caso piro: 5*2+4=14 la mitad 7 es el subíndice del oxígeno.
H4 P25 O (5*2+4=14)  H4 P2 O (14/2=7)  H4 P2 O7 acido pirofosfórico
P2O5 + 2 H2O  2 H4P2O7
Oxido de fósforo V ó Anhídrido fosfórico ácido pirofosfórico
orto:
Los cinco elementos responden a este caso de la siguiente manera: P, As, Sb, B, Si.
• Se escribe los símbolos de Hidrogeno “H”, no metal “X” y oxigeno “O”:
HXO
• Si el numero de oxidación del no metal es impar, escribir tres hidrogeno H 3 si
es par cuatro hidrógenos H4
• Sumar el número de oxidación del no metal con los hidrógenos; la mitad del
resultado es el subíndice del oxígeno.
• Para nombrar la fórmula se escribe el nombre genérico ácido el nombre del no
metal anteponiendo el prefijo orto ó también se puede nombrar como un acido
simple y dependiendo con el número de oxidación que este trabajando el no
metal usaremos las siguientes terminaciones:
o Menor número de oxidación oso (terminación)
o mayor número de oxidación ico (terminación)
Ejemplo:
Para “P5+” el fósforo trabaja con 5 por esto anotamos 3 hidrogeno: 5+3=8 la mitad 4 es
el subíndice del oxigeno.
H3 P5 O (5+3=8)  H3 P O (8/2=4)  H3 P O4 acido ortofosfórico
P2O5 + 3 H2O  2H3PO4
Oxido de fósforo V ó Anhídrido fosfórico ácido ortofosfórico o ácido
fosfórico
LOS ACIDOS HIDRACIDOS
Son ácidos que contienen hidrogeno unido a un no metal solo es posible realizar con
la familia de los halógenos (grupo VII), y los calcógenos (grupo VI) excepto el oxigeno
del grupo VI
- - 25

26. NOTACIÓN Se escriben los símbolos del hidrogeno y del no metal, y se igualan sus
números de oxidación. El hidrogeno trabaja con (+1) y el no metal con número de
oxidación negativo.
NOMENCLATURA Se leen con el nombre genérico ácido el nombre del no metal y su
terminación en hídrico.
• Si el numero de oxidación del no metal es impar, escribir un hidrogeno H si es
par dos hidrógenos H2 y a continuación se escribe el símbolo del no metal.
Obtención:
Hidrogeno + no metal  Acido
H2 + Cl2  2HCl
Hidrogeno cloro Acido clorhídrico
SALES
Los ACIDOS, cuya función química es (H3O)+1 pueden ser compuestos binarios o
ternarios. Formados por la combinación del HIDROGENO con otro elemento o grupos
de elementos de gran electronegatividad cuya principal característica es el aumento
de IONES HIDRONIO (H3O) + 1 al ser disueltos en agua. Esto les confiere la propiedad
de neutralizar los IONES HIDROXILO (OH) - 1 liberados en las soluciones de las
BASES formándose AGUA, además de una SAL producto de la combinación del ION
negativo (ANION) y el positivo (CATION) liberados por el ACIDO y la BASE
respectivamente.
H2SO4 + Mg(OH) 2  MgSO4 + 2 H2O
Ácido Base Sal(sulfato de magnesio) Agua
HCl + NaOH  NaCl + H2O
Ácido base sal(cloruro de sodio) agua
Otra característica de los ACIDOS es la liberación del HIDROGENO presente en ellos
cuando reaccionan con algún METAL formándose también una SAL.
Zn + H2SO4  ZnSO4 + H2
Metal ácido sal hidrógeno
Fe + HCl  FeCl2 + H2
Metal ácido sal hidrógeno
-1
Las BASES o HIDROXIDOS, cuya función química es (OH) al ser liberadoras del
ANION HIDROXIDO (OH) - 1 serán capaces de neutralizar a los ACIDOS los cuales
liberan el CATION de HIDROGENO (H) +1 formando AGUA, por lo que
MUTUAMENTE SE NEUTRALIZAN originando sustancias de una relativa estabilidad.
- - 26

27. 2 Fe(OH) 3 + H2SO4 ---> Fe2(SO4) 3 + 6 H2O
base ácido sal agua
Al(OH) 3 + 3 HCl ---> AlCl3 + 3 H2O
Base ácido sal agua
Como se puede apreciar, las bases son compuestos TERNARIOS con la participación
de un METAL el cual es realmente el que cede el electrón y que le confiere la carga
negativa al ANION (OH) - 1, quedando él como un CATION. Esto origina que en
interacciones entre compuestos que por su fórmula sean llamados hidróxidos, alguno
de ellos tenga un comportamiento ACIDO, lo cual depende de la capacidad de ceder
electrones de los metales. Aquel que tenga una mayor electronegatividad se
comportara como NO METAL (Al) y el compuesto que lo posea se comportara como
un ACIDO.
3 NaOH + Al(OH) 3 ---> Na3AlO3 + 3 H2O
base ácido sal agua
A los elementos que dependiendo de las condiciones pueden adquirir características
de METAL o de NO METAL se le conoce como METALOIDE o ANFOTERO.
Ejemplos: Zn, Mn, Al, Cr, W, As, Sb, etc.
Las SALES son sustancias que se componen de un catión y un anión y son de una
relativa estabilidad; su solubilidad y actividad química depende de los elementos que
la integran. El CATION proviene de una BASE y el ANION su origen quizá sea un
ACIDO, de los cuales se ha obtenido por NEUTRALIZACION de las características de
ACIDO y BASE. Pueden ser compuestos BINARIOS, TERNARIOS o
CUATERNARIOS.
K2SO4 (sal ternaria) sulfato de potasio
NaI (sal binaria) yoduro de sodio
a) Las sales en solución pueden reaccionar entre sí para dar productos que a su vez
son sales pero de mayor estabilidad:
AgNO3 + KCl  AgCl + KNO3
Sal sal sal sal
Nitrato de plata cloruro de sodio cloruro de plata nitrato de potasio
b) En compuestos con CATIONES o ANIONES multivalentes es posible que se den
NEUTRALIZACIONES PARCIALES y por lo tanto las sales que así se originen podrán
tener características ácidas o básicas.
NaOH + H2CO3 ---> NaHCO3 + H2O
sal ácida
Mg(OH) 2 + HCl ---> Mg(OH)Cl + H2O
sal básica
- - 27

28. Este tipo de sales pueden ser neutralizadas con un ión diferente originando SALES
MIXTAS.
NaHCO3 + KOH ---> KNaCO3 + H2O
sal ácida base sal mixta
Mg(OHCl + HBr ---> MgBrCl + H 2O
sal básica ácido sal mixta
d) Sales HIDRATADAS.- En ocasiones las sales cristalizan absorbiendo moléculas
de agua; a estas se les conoce como SALES HIDRATADAS, su fórmula se escribe
anexándole el número de moléculas de agua a la cual se le conoce como AGUA DE
CRISTALIZACION.
CaSO4 · 2 H2O (Sulfato de Calcio dihidratado)
CuSO4 · 5 H2O (Sulfato cúprico penta hidratado)
EJERCICIOS
1. Escriba la fórmula de los siguientes óxidos
a) Oxido de sodio d) Oxido mercurioso g) Oxido niquélico
b) Oxido de estroncio e) Oxido cúprico h) Oxido ferroso
c) Oxido de aluminio f) Oxido auroso i) Oxido
estannoso
2. Indicar el nombre de los siguientes óxidos
a) Ag2O d) CdO g) Cr2O3
b) ZnO e) CuO h) PtO2
c) Bi2O3 f) CoO i) PbO
3. Escribir la formula de los siguientes peróxidos:
a) Peróxido de hidrógeno c) Peróxido de bario
b) Peróxido de plata d) Peróxido de magnesio
4. Nombrar los siguientes compuestos:
a) Na2O2 c) CaO2 e) K2O2
b) H2O2 d) Li2O2
5. Escribir la formula de los siguientes anhídridos
a) Anhídrido hipocloroso e) Anhídrido sulfuroso i) Anhídrido bórico
b) Anhídrido bromoso f) Anhídrido telúrico j) Anhídrido carbónico
c) Anhídrido yódico g) Anhídrido arsenioso k) Anhídrido bismútico
d) Anhídrido perclórico h) Anhídrido antimónico l) Anhídrido crómico
6. Indicar el nombre de los siguientes compuestos
- - 28

29. a) I2O e) SO3 i) SiO2
b) Cl2O f) SeO2 j) CO
c) Br2O5 g) Sb2O3 k) CrO3
d) I2O7 h) P2O5 l) Mn2O7
7. Escribir la formula de los siguientes compuestos
a) Dióxido de carbono d) Tetraóxido de dinitrógeno
b) Trióxido de azufre e) Heptaóxido de dicloro
c) Monóxido de nitrógeno
8. Nombrar los siguientes compuestos
a) SO2 b) CO c) P2O3 d) NO2
9. Escribir la formula de los siguientes hidróxidos
a) Hidróxido de sodio e) Hidróxido mercurioso h) Hidróxido niquélico
b) Hidróxido magnesico f) Hidróxido áurico i) Hidróxido estánnico
c) Hidróxido de aluminio g) Hidróxido manganoso j) Hidróxido platinoso
d) Hidróxido cádmico
10. Indicar el nombre de los siguientes compuestos
a) KOH e) Cd(OH)2
b) Ra(OH)2 f) AuOH
c) Bi(OH)3 g) Pt(OH)4
d) CuOH h) Pb(OH)2
11. Escriba la formula de los siguientes ácidos:
a) Ácido hipocloroso h) Ácido sulfhídrico o) Ácido bórico
b) Ácido clorhídrico i) Ácido telúrico p) Ácido mangánico
c) Ácido yódico j) Ácido nítrico q) Ácido dicrómico
d) Ácido bromoso k) Ácido arsénico r) Ácido selenhídrico
e) Ácido fluorhídrico l) Ácido fosfórico s) Ácido antimónico
f) Ácido perbrómico m) Ácido bismútico t) Ácido permanganico
g) Ácido sulfuroso n) ácido carbónico
12. Indicar el nombre de los siguientes compuestos
a) HBrO g) HlO4 l) HBrO3
b) HI h) HPO3 m) HNO3
c) HClO2 I) HF n) H2CrO4
d) HAsO2 J) H2SO4 o) H2MnO4
e) H2S k) H2MnO3 p) H2SiO3
f) H2TeO3
13. Escriba la formula de los siguientes ácidos especiales
a) Ácido orto – silícico e) Ácido orto - antimonioso
b) Ácido piro – fosforoso f) Ácido piro - fosfórico
c) Ácido meta – arsénico g) Ácido orto - bórico
- - 29

30. d) Ácido piro – bórico h) Ácido meta – arsenioso
14. Nombrar los siguientes compuestos:
a) H3AsO3 d) H2SiO3 g) HPO3
b) H4P2O5 e) H3PO4 h) H3SbO5
c) HSbO3 f) H4AsO7
15. Escriba la formula de las siguientes sales:
a) Hipoclorito estannoso d) Cloruro ferroso
b) Yoduro de sodio e) peryodato cúprico
c) Bromato cobáltico f) Clorito de calcio
16. Nombre los siguientes compuestos:
a) Na3PO4 b) Ni3(AsO4)2 c) Na3BO3
d) NaHCO3 e) CaK(MnO4)3 f) ZnHPO4
- - 30

31. UNIDAD IV
DEFINICIONES QUÍMICAS
OBJETIVOS: Al término de esta unidad el estudiante debe ser capaz de:
1.- Expresar emplear las definiciones químicas de: peso atómico, número de
avogadro y volumen molar.
2.- Realizar cálculos utilizando pesos moleculares, números de átomos, número de
moles, densidad, etc.
PESO ATÓMICO O MASA ATÓMICA.- Es la masa relativa de un átomo con
respecto a la unidad de masa atómica (u.m.a.)
Cada elemento químico tiene un peso atómico particular representado por el
promedio de masa de sus isótopos, cuyos valores están especificados en la tabla
periódica.
PESO MOLECULAR O MASA MOLECULAR.- Es la masa relativa de una molécula
con respecto a la unidad de masa atómica.
Se halla sumando los pesos atómicos de todos los átomos que forman la molécula.
ÁTOMO GRAMO O MASA DE UN MOL DE ATOMOS (A).- Es igual al peso
atómico de un elemento expresado en gramos.
Ejemplo:
Un at-g de cloro equivale a 35.5 g
Un at-g de hidrógeno equivale a 1,008 g
_
MOLÉCULA GRAMO O MASA DE UN MOL DE MOLÉCULAS (M).- Es el peso
molecular de una sustancia expresada en gramos.
Ejemplo:
El peso molecular del agua es:
H2O……..M = 2 (peso atómico del H) + 1 (peso atómico del O)
= 2 (1) + 1(16) = 18 g
18 g de agua equivale a 1 mol de moléculas de agua
El peso molecular del H2SO4 es:
H + S + O4 = 98
2 + 32 + 64 = 98 g
NÚMERO DE AVOGADRO
Representa el número de átomos que existen en un átomo gramo (mol de átomos) de
cualquier elemento o el número de moléculas que existe en un mol de moléculas de
cualquier sustancia, este número es 6,023 x 1023 .
- - 31

32. Por ejemplo:
1 mol de moléculas = 6,023 x 1023 moléculas
1 at – g (mol de átomos) = 6,023 x 1023 átomos
En los siguientes cuadros se muestran equivalencias entre pesos atómicos, átomo –
gramo, peso molecular, número de átomos y número de moléculas.
ELEMENTO PESO ATÓMICO ÁTOMO GRAMO NÚMERO DE ÁTOMOS
H 1,008 1,008 g 6,023 x 1023
O 16,00 16,00 g 6,023 x 1023
Cl 35,5 35,5 g 6,023 x 1023
Ag 107,87 107,87 g 6,023 x 1023
MOLÉCULAS DE PESO MOLECULAR MOLÉCULA GRAMO NÚMERO DE MOLÉCULAS
COMPUESTOS
CO 12 + 16 = 28 28 g 6,023 x 1023
HCl 1,008 + 35,5 = 36,5 36,5 g 6,023 x 1023
NH3 14 + 3(1,008) = 17,02 17,02 g 6,023 x 1023
COMPUESTO NÚMERO DE PESO EN GRAMOS NÚMERO DE MOLÉCULAS
MOLES
CO2 1 44 6,023 x 1023
CO2 2 2(44) 2(6,023 x 1023)
CO2 0,5 0,5(44) 0,5(6,023 x 1023)
NÚMERO DE ATOMO GRAMO O NÚMERO DE UN MOL DE ATOMOS (# at-g).- Se
halla dividiendo el peso de un elemento en gramos entre su respectivo peso atómico.
# at-g = Peso en gramos del elemento
Peso atómico del elemento
NUMERO DE MOL GRAMO O NUMERO DE MOLES DE MOLÉCULAS (n).- Se
halla dividiendo el peso de una sustancia entre su respectivo peso molecular.
n = Peso en gramos de la sustancia
Peso molecular de la sustancia
NÚMERO DE EQUIVALENTE GRAMO (#Eq-g).- Se halla dividiendo el peso de una
sustancia entre su respectivo equivalente gramo.
# Eq-g = Peso en gramos de la sustancia
Equivalente gramo
- - 32

33. EQUIVALENTE GRAMO.- De un elemento como la masa del mismo que se combina
con 8 gramos de oxígeno o con 1 gramo de hidrógeno, o con la masa de otro
elemento capaz de combinarse a su vez con 8 gramos de oxígeno o con un 1 gramo
de hidrógeno.
Peso Atómico Pa
Peso equivalente = =
Valencia V
REGLAS PARA CALCULAR EL PESO EQUIVALENTE
1.- Para un elemento simple: Es el peso atómico dividido por la valencia
Pa
Peq =
V
Ejemplo: para el aluminio
Peso atómico del Al = 27 g
27
Peq = = 9g
3
2.- Cuando se trata de un ácido, el peso molecular se divide por el número de
hidrógenos sustituibles.
Ejemplo: para el ácido sulfúrico
Peso molecular del H2SO4 = 2 + 32 + 64 = 98 g
−−
Peq = M =
98
= 49 g
+
# de H sustituibles 2
3.- Cuando se trata de un hidróxido, el peso molecular se divide por el número de
oxhidrilos.
Ejemplo: Para el hidróxido férrico
Peso molecular del Fe(OH)3 = 56 + 3(16+1) = 107
−−
Peq = M =
107
= 35,6 g
−
# de OH 3
4.- Cuando se trata de una sal, el peso molecular se divide por el número de cargas
positivas o negativas (del catión o del anión).
Ejemplo: para el carbonato de calcio
Peso molecular del CaCo3 = 100 g
- - 33

34. Carga del catión Ca2+ = 2
Carga del anión CO3 2- = -2
Peso..molecular de la sal 100
Peq = = = 50 g
# de c arg as positivas o negativas 2
Ejemplo:
Para el cloruro de aluminio AlCl3
133,5
Peq = = 44,5 g
3
VOLUMEN MOLAR (Vm).- Es el volumen ocupado por un mol de moléculas de una
sustancia gaseosa, su valor depende de la temperatura y de la presión. En
condiciones normales de temperatura y presión CNTP (0 ºC y 760 mmHg), un mol de
moléculas de cualquier sustancia gaseosa ocupa un mismo volumen, denominado
volumen molar, cuyo valor es 22,4 litros.
Según la hipótesis de Avogrado, 22,4 litros de cualquier sustancia gaseosa en CNTP
contendrán el mismo número de moléculas, es decir 6,022 x 1023 (Número de
Avogrado). Por lo tanto el peso de 22,4 litros de cualquier gas en CNTP será su
peso molecular.
DENSIDAD ABSOLUTA.- La densidad de una sustancia es una propiedad que
representa, la masa que tiene un cuerpo por cada unidad de volumen.
Cuando se trata de sólidos y líquidos se expresa en gramos por cm3. La densidad de
un gas se expresa en gramos por litro, kilogramos por m3 ó libras por pie3.
Para calcular la densidad absoluta de un gas, se debe conocer su peso molecular.
Según el principio de Avogrado, un mol de moléculas de cualquier gas ocupa un
volumen de 22,4 litros medidos en C.N. luego:
−−
= M =
peso..molecular
D=
volumen..molar 22,4 L
Ejemplos:
Considerando volumen molar y en condiciones normales de temperatura y presión.
La densidad absoluta del oxigeno será:
El peso molecular del oxigeno (O2) es 32 g
El volumen de un mol de moléculas de oxigeno en CNTP es 22,4 litros
32g g
D= = 1,429 (peso de 1 litro de oxigeno en C.N.)
22,4L L
- - 34

35. La densidad absoluta del hidrógeno será:
El P.M del H2 es 2 g
2g g
D= = 0,0899
22,4L L
DENSIDAD RELATIVA.- Es la relación que existe entre las densidades absolutas de
dos cuerpos y es adimensional. Para sustancias gaseosas, es la relación entre la
densidad del gas y la densidad de otra sustancia gaseosa tomada como referencia.
Normalmente se emplea como patrón o referencia, el hidrógeno, el oxigeno o el aire.
Ejemplo:
Calcular la densidad relativa del oxigeno con respecto al aire:
g
1,429
Densidad del oxigeno L = 1,105
Dr = =
Densidad del aire g
1,293
L
Significa que el oxigeno es 1,105 veces más pesado que un volumen igual de aire.
Cuando se trata de calcular densidades relativas de cuerpos sólidos o líquidos
normalmente se utiliza como referencia la densidad de agua.
Ejemplo:
Calcular el peso de 5 litros de dióxido de azufre medidos en condiciones normales.
Primero se determina el peso molecular:
-
M SO2 = 32 + 32 = 64 g/mol.
Luego:64 g de SO2 ocupan 22,4 litros
X g de SO2 ocupan 5 litros
5 litros x 64 g
X= = 14,28 g de SO2
22,4 litros
EJERCICIOS
1.- Halla el peso molecular de los siguientes compuestos:
a) ácido sulfuroso b) hidróxido de calcio
c) ácido fosfórico d) carbonato de sodio
e) nitrito de bario f) Permanganato de ptasio
2.- Cuantos moles de moléculas hay en:
a) 980 gramos de ácido sulfúrico
b) 800 gramos de sulfato férrico
- - 35

36. c) 500 gramos de carbonato de calcio
d) 148 gramos de hidróxido de calcio
e) 500 gramos de nitrato de plata
f) 700 gramos de ortoarseniato de sodio
3.- Cual es la masa de:
a) 1 mol de moléculas de oxigeno
b) 2 moles de moléculas de ácido nítrico
c) 3.5 moles de moléculas de agua
d) 5 moles de moléculas de carbonato de sodio.
e) 2 moles de moléculas de ácido metafosfórico
f) 0,5 moles de hidróxido de calcio
4.- Calcular el volumen ocupado en CNTP por:
a) 4 moles de moléculas de oxigeno
b) 98 gramos de ácido sulfúrico
c) 34 gramos de amoniaco
d) 2 moles de moléculas de dióxido de carbono.
e) 44 gramos de dióxiodo de carbono
f) 2 moles de moléculas de amoniaco
5.- Cuantas moléculas hay en una gota de agua de 0,1 gramos.
6.- Cuanto pesa una molécula de ácido sulfúrico.
7.- Si 2.7 gramos de aluminio se combinan con 2.4 gramos de oxígeno. Hallar el
equivalente gramo del aluminio.
8.- Cual es el valor del equivalente gramo del calcio en el carbonato de calcio
9.- Calcule el equivalente gramo de las siguientes sustancias:
a) ácido sulfúrico b) ácido clorhidrico
c) ácido nítrico d) ácido ortoforfórico
e) hidróxido de calcio f) hidróxido de magnesio
g) hidróxido de sodio h) nitrato de plata
i) sulfato de aluminio j) nitrato de calcio
10.- Sabiendo que el peso molecular del cloro es 71 y conociendo su volumen molar
en CN, calcular la densidad del cloro.
11.- Si la densidad relativa de un aceite con respecto al agua es 0,70 ¿Cuál es la
densidad absoluta del aceite?
- - 36

37. UNIDAD V
GASES
OBJETIVOS: Al término de esta unidad el estudiante debe ser capaz de:
1.- Explicar las propiedades principales de los gases
2.- Reconocer las unidades con que se mide la presión y calcular la presión absoluta.
2.- Aplicar en la solución de problemas las leyes de los procesos: isotérmicos,
isobáricos e isocóricos.
3.- Aplicar en la solución de problemas la ecuación general de los gases.
4.- Aplicar en la solución de problemas la ecuación universal de los gases.
GAS.- Es toda sustancia que en condiciones ambientales no presentan forma ni
volumen definido, ello se debe a que las fuerzas repulsivas intermoleculares son de
mayor intensidad que las fuerzas atractivas.
GAS IDEAL.- Es un modelo teórico de gas que cumple exactamente con las leyes de
Boyle- Mariotte, Charles y Gay Lussac.
GAS REAL.- Es todo gas que existe en la naturaleza, estos gases a bajas presiones
y altas temperaturas tienen un comportamiento muy aproximado al gas ideal.
VARIABLES DE ESTADO DE UN GAS.- Son la presión (P), el volumen (V) y la
temperatura (T), la medida de estas magnitudes nos da información de la condición
física de un gas.
PROCESO GASEOSO.- Es aquel proceso donde ocurre que un gas cambia la
medida de sus variables de estado.
Un proceso gaseoso restringido es aquel tipo de proceso donde una de sus variables
de estado (presión, volumen o temperatura) permanece constante, los mismos que
tienen un nombre característico y se hallan regidos por tres leyes fundamentales.
• Proceso isotérmico------Temperatura constante-----------Ley de Boyle-Mariotte
• Proceso isobárico--------Presión constante------------------Ley de Charles.
• Proceso isocórico-------- Volumen constante----------------Ley de Gay Lussac
PRESIÓN.- Es la magnitud física que expresa la relación que existe entre una fuerza
y el área sobre la que actúa dicha fuerza.
- - 37

38. Equivalencia de unidades:
1 atm. = 760 mm Hg = 760 Torr.
1 atm. = 14,7 lbf/pulg2 = 14,7 p.s.i
1 atm. = 10,33 m H2O = 29,9 pulg H2O
1 atm. = 1,033 Kg/cm2
1 atm. = 101,3 x 103 N/m2
1 atm. = 101,3 KPa = 101,3 x 103 Pa
PRESIÓN ATMOSFÉRICA (Pb).- Es la presión que ejerce la atmósfera sobre la
superficie de la tierra y sobre cualquier cuerpo que se halle bajo su efecto. Esta
presión se mide con el barómetro por este motivo es llamada presión barométrica.
A medida que aumenta la altura sobre el nivel del mar, la presión atmosférica
disminuye.
PRESIÓN MANOMETRICA (Pm).- Es toda presión que no es debida a la atmósfera,
la presión manométrica es la presión que ejerce un gas encerrado y se mide con un
manómetro.
PRESIÓN ABSOLUTA.-Es la presión total que soporta un cuerpo, su medida se halla
sumando la presión manométrica y la atmosférica.
P = Pm + Pb
TEMPERATURA.- Es el grado de nivel térmico perceptible por nuestro sentido o La
medida del flujo de calor de un cuerpo.
Las escalas de medición de la temperatura se dividen fundamentalmente en dos tipos,
las absolutas y relativas. Ya que los valores que puede adoptar la temperatura de los
sistemas, aún que no tienen un máximo, sí tienen un nivel mínimo, el cero absoluto.
Las escalas relativas usan como punto de referencia dos fenómenos que ocurren
siempre a la misma temperatura, generalmente los puntos de congelación y ebullición
del agua, las mas empleadas son la escala Celsius o centígrada y la escala
Fahrenheit
La escala internacional para la medición de temperatura es una escala absoluta, parte
del cero absoluto, que es un punto teórico no alcanzado aun por ningún cuerpo y
donde hipotéticamente se sostiene que no habría movimiento molecular. (escala
Kelvin K, y escala Rankine R)
La escala Kelvin se inicia en el cero absoluto y cuando la presión exterior es una
atmósfera, marca 273º en el punto de congelación del agua y 373º en el punto de
ebullición del agua.
- - 38

39. Cuadro comparativo entre las diferentes escalas:
Escala Cero Absoluto Fusión del Hielo Ebullición del
agua
Kelvin 0K 273 K 373 K
Rankine 0 °R 492 °R 672 °R
Centígrada -273 °C 0 °C 100 °C
Fahrenheit -460 °F 32 °F 212 °F
Cuadro para cambiar la lectura de una a otra escala
De hacia Fahrenheit hacia Celsius hacia Kelvin
ºF F (ºF - 32)/1.8 (ºF-32)*5/9+273
ºC (ºC * 1.8) + 32 C ºC + 273
K (K-273 )*9/5+32 K – 273 K
PROCESOS GASEOSOS
LEY DE BOYLE-MARIOTTE (TEMPERATURA CONSTANTE)
“Los volúmenes ocupados por una masa gaseosa manteniendo la temperatura
constante, son inversamente proporcionales a las presiones que soportan”. Esta ley
se relaciona con la propiedad de gran compresibilidad que presentan los gases. En
términos matemáticos, el producto presión x volumen de una cantidad determinada de
gas permanece constante. Por tanto, al comparar las propiedades de una cantidad
determinada de un gas ideal bajo dos condiciones, conocidas como estado inicial y
final, se puede representar la siguiente ecuación a temperatura constante
PV (Inicial) = PV (Final) ó P1V1 = P2V2
Ejemplo:
Una masa de nitrógeno ocupa 10 litros bajo un presión de 700 mm Hg. Determine el
volumen que ocupará a 770 mm Hg si la temperatura permanece constante.
El aumento de pesión de 700 a 770 mm Hg dá lugar a una disminución de volumen.
P1V1 = P2V2
700 mm Hg x 10 litros = 770 mm Hg V2
700mm Hg x 10 litros
V2 = = 9 litros
770 mm Hg
LEY DE CHARLES (PRESIÓN CONSTANTE)
“Los volúmenes ocupados por una masa gaseosas manteniendo la presión constante,
son directamente proporcionales a las temperaturas absolutas”. Esta ley se refiere a
la capacidad que tienen los gases de poderse expandir o dilatarse térmicamente.
V V V1 V 2
(Inicial) = (Final) ī =
T T T1 T 2
- - 39

40. Ejemplo:
Determinar el volumen que ocuparán 260 litros de helio a 35º C si el gas a un principio
se encuentra a 12ºC.
La temperatura debe convertirse: 35 + 273 = 308 K
12 + 273 = 285 K
Luego reemplazando en la ecuación:
260 litros V2 260 litros x 308 K
= V2 = V 2 = 28,09 litros
285 K 308 K 285 K
LEY DE GAY LUSSAC (VOLUMEN CONSTANTE)
“Manteniendo el volumen constante, la presión de una masa dada de gas varía
directamente proporcional con la temperatura absoluta”
La presión ejercida por una masa gaseosa, depende de la velocidad de las moléculas,
a su vez la velocidad de las moléculas depende de la temperatura, por lo tanto la
presión ejercida por un sistema gaseoso cambia de acuerdo con la temperatura del
gas siempre que el volumen se mantenga constante.
P P P1 P 2
( Inicial) = (Final) ī =
T T T1 T 2
Ejemplo :
Un tanque de acero contiene SO2 a 25º C y una presión de 10 atm. Determine la
presión del gas a 95º C.
25 + 273 = 298 K
95 + 273 = 368 K
10 atm P2 10 atm x 368 K
= P2 = P 2 = 12,34 atm
298 K 368 K 298 K
El aumento de temperatura ocasiona, aumento de presión.
ECUACIÓN GENERAL DE LOS GASES (LEY COMBINADA)
Los cambios de volumen de una masa de gas, tienen lugar con frecuencia por
cambios simultáneos de presión y temperatura. La ecuación general de los gases o
Ley combinada, reúne en un solo enunciado dos de las tres leyes anteriores. Es decir,
por combinación de dos leyes, se obtiene una ley que se aplica a todas las posibles
combinaciones de cambios.
La obtención de la ecuación general de los gases se realiza a partir de la Ley de
Boyle y de Charles. Se considera el proceso de expansión de un gas en dos etapas:
La ecuación general de los gases se puede expresar también en función de la
densidad.
- - 40

41. Multiplicando ambos miembros de la ecuación por la masa del gas
P1 P2
=
T1V 2 T 2 V1
mP1 mP2 m
= Luego = d2 ;
T1V 2 T 2 V1 V2
m
= d1
V1
d 2 P1 d1P 2
Reemplazando: =
T1 T2
Significa que: las densidades de los gases, son directamente proporcionales a sus
presiones e inversamente proporcionales a sus temperaturas absolutas.
d1 P1T 2
=
d 2 P 2T1
PRESIONES PARCIALES (LEY DE DALTON)
A temperatura constante, la presión ejercida por un gas, es directamente proporcional
al número de moléculas del gas en ese volumen.
Cuando una o más muestras gaseosas se introducen en el espacio ocupado
previamente por un solo gas, la presión sobre las paredes del recipiente aumentará.
La presión parcial de un gas en una mezcla gaseosa es igual a la presión que
ejercería ese gas si ocupara el volumen el solo.
La presión total será igual a la suma de las presiones parciales ejercidas por cada uno
de los gases.
Si varios gases, A, B y C, se colocan en un mismo recipiente, acaban formando una
mezcla homogénea. La presión que cada gas ejerce individualmente en una mezcla
se denomina presión parcial.
La ley de Dalton de las presiones parciales se expresa:
Ptotal = PA + PB + PC
Tanto la mezcla de los gases como cada componente individual cumplen la ecuación
de los gases ideales o perfectos:
Ptotal × V = (nA + nB + nC) RT
Cuando se realizan trabajos de laboratorio con gases, estos se pueden recoger sobre
agua, en estos casos, la presión del gas húmedo contribuye a la presión total de la
mezcla.
- - 41

42. La presión parcial del vapor de agua está definida para cada temperatura y es
independiente de la naturaleza del gas, este valor definido se encuentra en tablas. La
presión de vapor de agua debe restarse de la presión total para obtener la presión
parcial efectiva del gas que se está midiendo.
PRESIÓN DEL GAS = PRESIÓN TOTAL - PRESIÓN DE VAPOR DE AGUA
ECUACIÓN DE ESTADO
Las leyes de Boyle, de Charles y el principio o hipótesis de Avogrado, pueden
combinarse para obtener una expresión general que relacione V – P – T y número de
moles de una masa gaseosa. Esta expresión recibe el nombre de Ecuación de estado
debido a que demuestra como se combinan las cuatro variables V, P, T y n (número
de moles) al pasar el gas de un estado a otro en la expresión:
PV P 0 V 0
= = Constante
T T0
Asumiendo: condiciones normales de presión y temperatura y para un mol
P0 = 1 atm.
T0 = 273 K.
V0 = 22,4 L = Vm.
Reemplazando valores
P 0 Vm 1 atm 22,4 L / mol 0,082 atm litro
= =
T0 273 K K mol
Este valor se representa por la letra R y se asume como la constante universal de los
gases, por lo tanto se tendrá:
PV = RT
Luego para n moles de gas
PV = n R T (Ecuación universal de los gases)
El número de moles n en un volumen de gas puede ser reemplazado por m/M siendo
m los gramos de la sustancia gaseosa y M su peso molecular. La expresión será:
m
PV = RT
M
Despejando M:
- - 42

43. Significa que se puede conocer el peso molecular M de una sustancia en función de
magnitudes que pueden determinarse. Se conoce también que m/v es la densidad
absoluta del gas.
dRT
M=
P
Expresión que permite calcular el peso molecular conociendo la densidad.
Ejemplo:
A 20º C y 758 mm Hg, 1,29 litros de un gas pesa 2,71 g. Calcule el peso molecular
aproximado del gas.
T: 273 + 80 = 293 K.
P: 758 mm Hg conociendo que 1 atm = 760 mm Hg
760 mm Hg
P = 0,997 atm
mRT
M=
PV
atm L
2,71 g x 0,082 x 293 K
K mol
M=
0,997 atm x 1,29 L
g
M = 50
mol
EJERCICIOS
1.- El volumen de gas a 20º C y presión de 750 mm Hg es de 280 litros. Hallar el
volumen que ocupará si la temperatura aumenta a 50º C y la presión disminuye a
650 mm Hg
R. 354,2 litros
2.- Una masa de nitrógeno ocupa 10 litros bajo una presión de 640 mm Hg.
Determinar el volumen que ocupará el gas si la presión llega a 1.5 atm, la
temperatura permanece constante
R. 5,61 litros
3.- Una masa de oxigeno ocupa un volumen de 13 litros a una presión de 725 mmHg
Calcule el volumen de dicho gas a presión estándar si la temperatura se mantiene
constante.
R. 12,40 litros
- - 43

44. 4.- Una masa de un gas ocupa un volumen de 170 cm3 a 110º C. Calcular el volumen
que ocupará el mismo gas a 0º C si la presión se mantiene constante
R. 121,17 cm3
5.- 7 litros de amoniaco se encuentran a 15º C y 760 torr. Calcule el volumen cuando
la temperatura cambie a 30º C y la presión sea 750 torr
R. 7,46 litros
6.- En un recipiente de 3 pie3 se encuentra dióxido de nitrógeno a 15º C y 900 torr.
Calcular el volumen en C.N.
R. 3,36 pie3
7.- Calcule la presión en atmósferas que ejercerán 16 gramos de He cuando estén
confinados en un recipiente de 4 litros a 220º C
R. 40,42 atm
8.- Gas metano se encuentra contenido en un recipiente de 13 litros a una
temperatura de 17º C. y una presión de 510 torr. La masa de metano a cuantos
moles equivalen
R. 0,37 moles
9.- Una mezcla de gases se encuentra a una presión de 760 torr. La mezcla está
compuesta de la siguiente manera en volumen: nitrógeno 70 %; oxigeno 12 %; y
dióxido de azufre 18 %. Determine la presión parcial de cada gas en torr
R. Presión parcial de N2 = 532 torr
Presión parcial de O2 = 91,2 torr
Presión parcial de SO2 = 136,8 torr
10.- Se recogen 250 cm3 de oxigeno sobre agua a 23º C y 790 torr; calcular el
volumen de oxigeno seco en C.N. La presión de vapor de agua a 23º C es 21,1
torr. (valor de tabla)
R. 233,2 cm3
UNIDAD VI
- - 44

45. ECUACIONES QUÍMICAS – ESTEQUIOMETRÍA
OBJETIVOS: Al término de esta unidad el estudiante debe ser capaz de:
1.- Identificar cuando ocurre una reacción química
2.- Identificar el número de oxidación de los elementos en un compuesto.
3.- Balancear ecuaciones químicas por el método redox.
4.- Identificar al reactivo limitante en una ecuación química.
5.- Aplicar en problemas las relaciones estequiométricas, calcular el rendimiento de
una reacción química.
REACCIONES QUÍMICAS
Una Reacción química es un proceso en el cual una sustancia (o sustancias)
desaparece para formar una o más sustancias nuevas.
Las ecuaciones químicas son el modo de representar a las reacciones químicas.
Por ejemplo el hidrógeno gas (H2) puede reaccionar con oxígeno gas (O2) para dar
agua (H20). La ecuación química para esta reacción se escribe:
2H2 + O2  2H2O
El "+" se lee como "reacciona con"
La flecha significa "produce".
Las fórmulas químicas a la izquierda de la flecha representan las sustancias de
partida denominadas reactivos.
A la derecha de la flecha están las formulas químicas de las sustancias producidas
denominadas productos.
Los números al lado de las formulas son los coeficientes (el coeficiente 1 se omite).
Las reacciones químicas pueden clasificarse de la siguiente forma:
1.- Por su mecanismo
2.- Por la transferencia de electrones entre átomos
3.- Por su extensión
4.- Por los cambios de energía calorífica
ESTEQUIOMETRÍA DE LA REACCIÓN QUÍMICA
Las transformaciones que ocurren en una reacción química se rigen por la Ley de la
conservación de la masa: Los átomos no se crean ni se destruyen durante una
reacción química. Entonces, el mismo conjunto de átomos está presente antes,
durante y después de la reacción. Los cambios que ocurren en una reacción química
simplemente consisten en una reordenación de los átomos. Por lo tanto una
ecuación química ha de tener el mismo número de átomos de cada elemento a
ambos lados de la flecha. Se dice entonces que la ecuación está balanceada.
- - 45

46. 2H2 + O2 2H2O
Reactivos Productos
4H y 2O = 4H + 2O
BALANCE DE ECUACIONES
Todas las reacciones químicas para ser válidas, deben cumplir con la ley de la
conservación de la materia, es decir, el número de átomo de cada elemento sea el
mismo en los reactantes y productos.
En el presente nos limitaremos a estudiar los siguientes métodos de balance de
ecuaciones químicas (igualación de ecuaciones químicas):
- De tanteo
- Redox
MÉTODO DE TANTEO
Es un método utilizado cuando las reacciones son sencillas. En este método, es
recomendable iniciar el balance por los elementos metálicos o aquellos elementos
que menos se repiten. Los hidrógenos y oxígenos se deben dejar para lo último. Si un
coeficiente no es entero, se multiplican todos por el mayor denominador.
Ejemplo:
Fe + HCl  FeCl3 + H2
- El Fe está igualado en ambos miembros
- Existen 3 átomos de cloro a la derecha por lo tanto se coloca un coeficiente de 3
delante del HCl
1Fe + 3HCl  1 FeCl3 + H2
- Luego se balancean los hidrógenos colocando 3/2 delante del hidrógeno.
1Fe + 3HCl 1FeCl3 + 3/2H2
- El coeficiente del hidrógeno debe ser transformado en número entero, para ello toda
la ecuación se multiplica por 2
2Fe + 6HCl 2 FeCl3 + 3H2
Ejemplo:
HCl + MnO2  MnCl2 + Cl2 + H2O
- Está equilibrado el número de Mn
- En el lado derecho existen 4 átomos de cloro por lo tanto se debe ajustar colocando
4 delante del HCl.
4HCl + MnO2  MnCl2 + Cl2 + H2O
- Finalmente para el hidrógeno se tiene un coeficiente definido de 4 en el HCl por lo
tanto corresponde colocar un coeficiente de 2 al agua
4HCl + MnO2  MnCl2 + Cl2 + 2H2O
MÉTODO REDOX
Las reacciones Redox son aquellas en las cuales se produce transferencia de
electrones.
- - 46

47. Oxidación.- Es un proceso en el cual una especie pierde electrones.
Reducción.-Es un proceso en el cual una especie gana electrones.
Oxidante.- Es toda especie química que puede provocar una oxidación. En la
reacción el oxidante se reduce.
Reductor.- Es toda especie química que puede provocar una reducción. En la
reacción el reductor se oxida.
Siempre que una especie química gana electrones, existe otra que los pierde. El
número de electrones ganados por el oxidante coincide con el número de electrones
perdidos por el reductor.
Ejemplo:
Oxidación: Cu0 - 2e-  Cu+2 (pérdida de electrones)
(cobre metálico)
Reducción: Ag+1 + 1e-  Ag0 (ganancia de electrones)
(ión plata)
El proceso de oxidación se multiplica por (1) y el proceso de reducción se
multiplica por (2)
1Cu0  1Cu+2 + (1)2e-
2Ag+1 + 2e-  2Ag0
Sumando ambas semi-reacciones:
Cu0 + 2Ag+1  Cu+2 + 2Ag0
Para igualar una ecuación redox se deben seguir los siguientes pasos:
1.- Se identifican los elementos que al reaccionar han cambiado su número de
oxidación indicando la variación de carga.
2.- Se expresa el cambio de número de oxidación escribiendo las semireacciones
electrónicas parciales, una de reducción y otra de oxidación.
3.- El número de electrones ganados o perdidos, se intercambia en ambas
semireacciones.
4.- Se suman ambas semireacciones obteniéndose la ecuación iónica.
5.- Se colocan los coeficientes correspondientes en la ecuación original molecular y
se hacen reajustes finales.
Ejemplo: Igualar la siguiente reacción
o 5+ 2+ 2+
Cu + HNO3  Cu (NO3)2 + NO + H2O
El nitrógeno y el cobre cambian en su número de oxidación
El nitrógeno cambia de +5 a +2 (oxidante)
El cobre cambia de 0 a +2 (reductor)
Semi-reacción para el agente reductor:
Cu0  Cu+2 + 2e- (Ecuación 1)
- - 47

48. Semi-reacción para el agente oxidante
3e- + N+5  N+2 (Ecuación 2)
Se intercambia la variación de carga electrónica
La ecuación (1) se multiplica por 3
3Cu0  3Cu+2 + 6e-
La ecuación (2) se multiplica por 2
6e- + 2N+5  2N+2
Sumando ambas reacciones
3Cu0  3Cu+2 + 6e-
6e- + 2N+5  2N+2
3Cu0 + 2N+5  3Cu+2 + 2N+2
Luego se colocan estos coeficientes en la ecuación original o molecular (con
preferencia en los productos) luego se hacen los reajustes necesarios.
+ 3Cu + 8HNO3  3Cu (NO3)2 + 2NO + 4H2O (ecuación final)
En forma directa:
o 5+ 2+ 2+
Cu + HNO3  Cu (NO3)2 + NO + H2O
2x1=2 3x1=3 (corresponde a número de electrones ganados y perdidos multiplicados por su
atomicidad)
Luego se intercambia dichos números, el 3 como coeficiente del Cu (NO3)2 y el 2
como coeficiente del NO
0 +5 +2 +2
Cu + HNO3  3 Cu (NO3)2 + 2 NO + H2O
2x1=2 3x1=3
Tenemos 3 Cu en la derecha, colocamos 3 Cu en la izquierda
Tenemos 8 N en la derecha, colocamos 8 en el HNO3 en la izquierda
3 Cu + 8HNO3  3 Cu (NO3)2 + 2 NO + H2O
Luego igualamos los hidrógenos o los oxígenos, al igualar uno de ellos el otro queda
automáticamente igualado, por ejemplo hay 8 H en la izquierda, colocamos 4 en el
H2O.
3 Cu + 8HNO3  3 Cu (NO3)2 + 2 NO + 4 H2O
Ejemplo: Igualar la siguiente ecuación:
HNO3 + H2S  S + NO + H2O
El N gana 3 electrones x su atomicidad 1= 3
El S pierde 2 electrones x su atomicidad 1= 2
Intercambiando: tenemos HNO3 + H2S  3S + 2NO + H2O
Luego por tanteo: tenemos 2HNO3 + 3H2S  3S + 2 NO + 4 H2O
ESTEQUIOMETRÍA
- - 48

49. Es el estudio de las relaciones cuantitativas entre reactantes y productos que
participan en una reacción química. Las sustancias pueden ser sólidas, líquidas o
gaseosas y las relaciones estarán referidas a pesos o volúmenes.
CÁLCULOS MEDIANTE ECUACIONES QUÍMICAS
Se pueden establecer tres relaciones basadas en cálculos estequiométricos:
Relación peso – peso
Relación peso – volumen
Relación volumen – volumen
RELACIÓN PESO – PESO
Ejemplo:
Encuentre el peso de CaO que puede obtenerse al calentar 300 g de CaCO3.
La reacción corresponde a la descomposición por calentamiento del CaCO3.
CaCO3 + Calor  CaO + CO2
Peso molar peso molar
100 g 56 g
significa que 100 g de CaCO3 forman 56 g de CaO, los 300 g de CaCO3 forman X g
de CaO
100 g CaCO3 56 g CaO
300 g CaCO3 X
56 x 300
X= = 168 g de CaO
100
X = 168 g de CaO (resultado)
O bien por el método de factores de conversión:
1 mol CaCO3 1 mol CaO 56 g CaO
300 g CO3 Ca x x x = 168 g de CaO (resultado)
100 g CaCO3 1 mol CaCO3 1 mol CaO
Con la descomposición de 300 g de CaCO3 se formarán 168 g de CaO.
RELACIÓN PESO – VOLUMEN
Determine el volumen en litros de CO2 medidos en C.N que pueden obtenerse al
calentar los 300 g de CaCO3.
CaCO3 + Calor  CaO + CO2
Peso molar 22,4 litros
100 g (volumen molar)
significa que 100 g de CaCO3 dan lugar a la formación de 22,4 litros de CO2, luego los
300 g de CaCO3 darán lugar a X litros de CO2.
100 g CaCO3 22,4 litros de CO2
300 g CaCO3 X
- - 49

50. 22,4 x 300
X= = 67,2 litros de CO2
100
X = 67,2 litros de CO2
Por factores de conversión:
1 mol CaCO3 1 vol. molar CO2 22,4 litros CO 2
300 g CaCO3 x x x = 67,2 litros de CO 2
100 g CaCO3 1 mol CaCO3 1 vol. molar CO 2
RELACIÓN VOLUMEN – VOLUMEN
Ejemplo:
Calcular el volumen de oxigeno necesario para quemar 30 litros de metano. Los
volúmenes de ambos gases, están medidos en las mismas condiciones de presión y
temperatura (C.N).
La ecuación es: CH4 + 2O2  CO2 + 2H2O
22,4 L 2x22,4 L
luego: 22,4 litros CH4 consumen 2 x 22,4 litros de O2
30 litros CH4 consumiran X litros de O2
2 x 22,4 x 30
X= = 60 litros de O2
22,4
X = 60 litros de Oxigeno.
Calculando por factores de conversión:
2 vol. molar O 2 1 vol. molar CH 4 2(22,4 litros O 2)
30 litros CH 4 x x x = 60 litros de O 2
1 vol. molar CH 4 22,4 litros CH 4 vol. molar O 2
El resultado nos indica que para quemar 30 litros de CH4 en C.N se requieren 60 litros
de oxigeno.
PUREZA, REACTIVO LÍMITE Y RENDIMIENTO
Gran parte de las sustancias químicas utilizadas en las reacciones no son
completamente puras o no tienen una pureza del 100 %. Por este motivo, en estos
casos, las cantidades a utilizar no siempre están representadas por los resultados
estequiométricos si no que debe considerarse la pureza correspondiente.
En una reacción química, la sustancia que primero se consume se llama reactivo
límite debido a que determina o limita la reacción, o cantidad de producto que se
forma. Pueden sobrar uno o más reactivos los cuales son llamados reactantes o
reactivos en exceso.
La cantidad de producto calculado que debe formarse cuando el reactivo límite o
limitante ha reaccionado se denomina rendimiento teórico. En cambio la cantidad de
producto que realmente se obtiene en una reacción, se llama rendimiento real, este
último, generalmente es menos que el rendimiento teórico por diferentes razones:
- - 50

51. No siempre es posible recuperar todo el producto de la reacción o por que se
producen otras reacciones secundarias.
Ejemplo:
1.- Según la reacción indicada, calcule la cantidad de N2SO4 que se puede obtener a
partir de 370 g de NaCl al 85 % de pureza.
2NaCl + H2SO4  Na2SO4 + 2HCl
Pasos a seguir:
Se balancea la ecuación, se determinan pesos moleculares de las sustancias de
interés y luego se hacen las relaciones estequiométricas considerando la pureza del
NaCl.
Pesos moleculares:
Na2SO4 = 142 g/mol. Cantidad real de NaCl = 370 x 0,85 = 314,5 g
NaCl = 58,5 g/mol.
2NaCl + H2SO4  Na2SO4 + 2HCl
2(58,5 g) → 142 g
314,5 g → X
142 x 314,5
X= = 381,70
2(58,5)
X = 381,70 g de Na2SO4 (resultado)
2.- Según la siguiente reacción HCl + MnO2  MnCl2 + Cl2 + H2O
Cuando reaccionan 0,86 moles de MnO2 y 48,6 g de HCl.
a) Que reactivo se agotará primero?
b) Cuantos gramos de cloro gaseoso se producen?
Respuesta:
En principio se balancea la ecuación, luego se determinan pesos estequiométrios del
HCl; MnO2 y Cl2 y se hacen las relaciones estequiométricas.
4HCl + MnO2  MnCl2 + Cl2 + 2H2
Pesos estequiométricos:
HCl = 4(36,5)g = 146 g/mol
MnO2 = (55 + 32)g = 87 g/mol.
Los 0,86 moles de MnO2 pueden ser transformados a gramos
87 g MnO 2
0,86 moles MnO 2 x = 74,8 g MnO 2 existentes
1 mol MnO 2
En cuanto al HCl se disponen 48,6 g luego:
146 g HCl consumen 87 g MnO2
48,6 g HCl “ X
87 x 48,6
X= = 28,96 g de MnO2
146
X = 28,96 g MnO2 (necesarios)
- - 51

52. Considerando el MnO2 existente que es de 74.8 g, el reactivo limitante es el HCl,
puesto que 48.6 gramos de HCl solo consumirán 28.96 g de los 74.8 g de MnO 2
existentes.
a) El reactivo que primero se agota es el HCl
b) La cantidad de cloro gaseoso formado se debe calcular a partir de la masa del
reactivo limitante (HCl)
146 g HCl 71 g Cl2
48,6 g HCl X
71 x 48,6
X= = 23,6 g de Cl2
146
X = 23,6 g de Cl2 (producidos)
3.- El cromo puede obtenerse de su óxido de acuerdo a la siguiente reacción:
Cr2O3 + C  Cr + CO
¿ Cuantos kilogramos de cromo pueden obtenerse a partir de 400 Kg de Cr2O3 si el
rendimiento del proceso es del 86%?
Cr2O3 + 3C  2Cr + 3CO
Pesos (kg):
Cr2O3 = 152
2Cr = 104
152 kg Cr2O3 104 kg Cr
400 kg Cr2O3 X
104 x 400
X= = 273,68 kg de Cr
152
X = 273,68 kg de Cr
El rendimiento del proceso es del 86% entonces:
273,68 kg 100 %
X 86 %
273,68 x 86
X= = 235,36 Kg X = 235,36 kg de Cr se obtienen
100
EJERCICIOS
- - 52

53. 1.- Iguale las siguientes ecuaciones químicas
• H2O + Na2O2  NaOH + O2
• C + HNO3  CO2 + NO2 + H2O
• Sn + HNO3  SnO2 + NO2 + H2O
• KMnO4  K2MnO4 + MnO2 + O2
• Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2  CO3Ca + H20
• Ag2O + H2O2  Ag + H2O + O2
• S + HNO3  H2SO4 + H2O + NO2
• Sb2S3 + HCl  SbCl3 + H2S
• Zn + H2SO4  ZnSO4 + H2O +H2S
• Hl + H2SO4  l2 + H2O +H2S
• HCl + KMnO4  KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O
• K2Cr2O7 + HCl  KCl + CrCl3 + Cl2 + H2O
• KMnO4 + KCl + H2SO4  MnSO4 + K2SO4 + Cl2 + H2O
• CuO + NH3  N2 + Cu + H2O
• KMnO4 + Na2SO3 + H2O  MnO2 + Na2SO4 + KOH
2.- El calcio y el oxigeno se combinan en la relación 5:2 si se tienen 44 gramos de
calcio y 28 gramos de oxigeno que cantidad de óxido de calcio puede formarse?
Que elemento sobra y cuanto?
R- . Cantidad de óxido de calcio formado 61,6 g, sobra oxigeno 10,4 g
3. El azufre y el magnesio se combinan en la proporción de 4:3 se dispone de 80
gramos de azufre y 12 gramos de magnesio. ¿que cantidad de sulfuro de
magnesio se forma? Que elemento sobra y en que cantidad?
R.- Cantidad de sulfuro de magnesio formado 28 g, sobra azufre 64 g
4. Cuantos litros de dióxido de carbono medidos en C.N. pueden obtenerse al
calentar 320 gramos de carbonato de calcio?
R.- 71,6 litros de CO2
5. Hallar el peso de óxido de calcio que puede obtenerse al calentar 320 gramos
de carbonato de calcio.
R.- 179,2 g
6. Por descomposición térmica del nitrato de potasio se obtienen nitrito potásico y
oxigeno. Que volumen de oxigeno en C.N. se obtendrá al calentar 150 gramos
de nitrato de potasio?
R.- 16,6 litros de oxigeno
7. Que volumen de hidrógeno medido a 30º C y 1 atm se podrá obtener al hacer
reaccionar 30 gramos de Mg con HCl según la reacción:
Magnesio + ácido clorhídrico cloruro de magnesio + hidrógeno
R.- 31 litros
- - 53

54. 8. Se desea obtener 4 litros de sulfuro de hidrógeno medidos a 20º C y 780 mm
Hg. Calcular los gramos de sulfuro ferroso que se necesitan para ello según la
ecuación:
Sulfuro ferroso + ácido sulfúrico sulfato ferroso + sulfuro de hidrógeno
R.- 15 g de FeS
9. Se requieren obtener 20 litros de oxigeno que se recoge sobre agua a 22º C y
760 mm Hg. Cuantos gramos de clorato de potasio se deberán descomponer?
(P vapor agua = 19,827 mmHg) Clorato de potasio + calor cloruro de
potasio + oxigeno
R.- 65,4 g de KClO3
10. Cuando reaccionan el Zn con ácido clorhídrico, se produce cloruro de Zinc más
hidrógeno que se recoge sobre agua a 30º C y 780 mm Hg. Que volumen de H 2
se obtiene al hacer reaccionar 10 gramos de Zn con HCl? (presión de vapor de
H2O a 30º C = 31,82 mm Hg.)
R.- 3,88 litros de H2
11. Se hace arder 5 litros de propano que están a 15º C y 720 mm Hg. Calcular el
volumen de O2 medido a 30º C y 750 mm Hg que se necesita para la
combustión del propano. La ecuación es: Propano + oxigeno Dióxido de
carbono + agua
R.- 25,2 litros de O2
12. Que volumen de dióxido de carbono se formará cuando se queman 7 litros de
acetileno, ambos gases medidos en las mismas condiciones de presión y
temperatura (condiciones normales). La ecuación es:
Acetileno + oxigeno Dióxido de carbono + agua
R.- 14 litros de CO2
13. Calcular la cantidad en gramos de piedra caliza cuya riqueza (pureza) en
carbonato de calcio es de 90 % que se necesita para obtener 20 litros de CO 2
medidos a 25º C y 750 mm Hg según la ecuación:
Carbonato de calcio + ácido clorhídrico cloruro de calcio + dióxido de
carbono + agua
R.- 89,7 gramos de caliza
14. Considerar la siguiente reacción:
Cobre + ácido nítrico Nitrato cúprico + monóxido de nitrógeno + agua
Se hacen reaccionar 30 gramos de cobre de una pureza de 75 % con ácido
nítrico. Calcular el volumen de ácido necesario, cuya densidad es 1.2 g/cm3 y
32,94 % de pureza, para que reaccione todo el cobre.
R.- 149,4 ml de HNO3
15. Que volumen de gas amoniaco medido a 23º C y 750 mm Hg se puede obtener
de 50 gramos de cloruro de amonio al reaccionar con hidróxido de calcio. La
- - 54

55. ecuación es:Cloruro de amonio + hidróxido de calcio cloruro de calcio +
amoniaco + agua
R.- 22,9 litros de NH3
16. Se tiene la siguiente reacción:
Perbromato de sodio+ácido yodídrico yodo gaseoso+hipodromito de sodio +
agua. Calcular la masa de perbromato de sodio si se desea obtener 120 kg de
I2 considerando que la reacción tiene un rendimiento del 75 %
R.- 35,06 kg de NaBrO4
UNIDAD VII
- - 55

56. SOLUCIONES
OBJETIVOS: Al término de esta unidad el estudiante debe ser capaz de:
1.- Distinguir lo que es una solución y diferenciar los distintos tipos de soluciones
según su clasificación.
2.- Expresar las unidades de concentración de las soluciones y su aplicación a la
solución de problemas operativos.
DEFINICIÓN
Solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias puras denominadas
componentes de la solución.
Componentes - Soluto
- Disolvente
Disolvente es la sustancia donde se disuelve el soluto, tiene el mismo estado físico
que la solución y generalmente se encuentra en mayor cantidad (en toda solución
existe un solo disolvente).
Soluto es la sustancia que se dispersa a través del disolvente en forma de moléculas
o de iones para formar una sola fase (en una solución puede existir mas de un
soluto).
Cuando una sustancia se disuelve o dispersa a través de otra, formaremos una
mezcla donde encontramos tres posibilidades diferentes de tamaños de partículas o
miscelas, en cada caso da lugar a mezclas denominadas:
* solución 1 - 10 A
* Coloide 10 - 10000 A
* Suspensión > - 10000 A
En las soluciones las partículas constituyentes son de magnitud molecular o atómica,
es por ello que estas no precipitan o sedimentan.
En las suspensiones las partículas constituyen grupos grandes de moléculas y
precipitan, por lo tanto se las puede separar por medio de la filtración.
En una emulsión la materia que se dispersa es también un líquido, (solución coloidal)
la emulsión generalmente tiene un aspecto blanco por reflejar la luz y las gotitas de la
sustancia dispersa son generalmente un aceite.
CLASIFICACIÓN DE LAS SOLUCIONES:
- - 56

57. SEGÚN EL NÚMERO DE COMPONENTES
- Soluciones binarias de dos componentes
- Soluciones ternarias de tres componentes
- Soluciones cuaternarias de cuatro componentes
SEGÚN LA NATURALEZA DEL DISOLVENTE
- Soluciones acuosas (cuando el disolvente es el agua
- Soluciones orgánicas (cuando el disolvente es un compuesto orgánico por ejemplo
el benceno, acetona, etc.)
SEGÚN LA NATURALEZA DEL SOLUTO
- Soluciones iónicas (cuando la sustancia dispersa esta en forma de iones, estas
soluciones se caracterizan por que conducen la corriente eléctrica).
- Soluciones moleculares (cuando las sustancia dispersa se encuentra en forma de
moléculas, estas soluciones no conducen la corriente eléctrica).
SEGÚN LOS ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA
- Soluciones sólidas (donde sus componentes se encuentra en estado sólido, por
ejemplo las aleaciones, amalgamas, etc.)
- Soluciones líquidas (donde sus componentes se encuentran en estado líquido, por
ejemplo las salmueras, alcohol y agua, etc.)
- Soluciones gaseosas (donde sus componentes se encuentran en estado gaseoso
por ejemplo el aire, etc.)
SEGÚN LA CANTIDAD DE SUS COMPONENTES
- Soluciones diluidas (cuando la cantidad de soluto es pequeña con respecto a la
masa del disolvente)
- Soluciones concentradas (cuando la cantidad de soluto es representativa con
respecto a la masa del disolvente).
- Soluciones saturadas (cuando la solución no disuelve mas soluto a esa
temperatura, son soluciones estables)
- Soluciones sobresaturadas (cuando tiene mayor cantidad de soluto que el que
debería tener a esa temperatura, son soluciones inestables)
CONCENTRACIÓN DE LAS SOLUCIONES
Es la relación que existe entre la cantidad de soluto y la de disolvente o de solución a
una determinada temperatura.
UNIDADES FÍSICAS
1.- Gramos de soluto por 100 gramos de solvente
2.- Gramos de soluto por 100 gramos de solución (%p/p, %m/m, o % en peso)
3.- Gramos de soluto por 100 ml de solución (% p/v o %m/v)
4.- Gramos de soluto por litro de solución
PROBLEMAS RESUELTOS
- - 57

58. 1.- Calcular el porcentaje peso/peso de soluto y de solvente de una solución
formada por 30 g de soluto y 170 g de solvente.
m soluto
%( P / P ) soluto = —————x100
m solución
m solvente
%( P / P ) solvente = ——————x 100
m solución
Donde:
( % P / P ) soluto : porcentaje peso/peso o masa/masa de soluto
m soluto : masa del soluto medida en gramos.
m solución : masa de la solución medida en gramos.
Solución:
30
%( P / P ) soluto = ————x100 = 15 %
30 + 170
170
%( P / P ) solvente = ————x100 = 85 %
30 + 170
2.- Determinar la cantidad de soluto existente en 70 gramos de solución cuya
concentración es de 15% en peso.
Solución:
15% en peso significa que existen 15 gramos de soluto en 100 gramos de solución.
m soluto
%( P / P ) soluto = —————x100
m solución
m soluto = ?
m solución = 70 g
%p/p = 15
%( P / P ) soluto x m solución
m soluto = ——————————
100
15 x 70
m soluto = ———— = 10,5 gramos de soluto
- - 58

59. 100
Otra forma de resolver es utilizando regla de 3 simple
15 gramos de soluto 100 gramos de solución
X 70 gramos de solución
70 x 15
X= = 10,5 g de soluto
100
X = 10,5 gramos de soluto
Significa que existen 10,5 gramos de soluto en los 70 gramos de solución al 15% en
peso.
3.- Determinar la cantidad de solución que se puede preparar con 7 gramos de sal de
tal forma que la solución resultante tenga una concentración del 18% en peso.
Solución:
La solución final debe tener una concentración del 18 % en peso, significa que deben
existir 18 gramos de soluto en 100 gramos de solución, luego con 7 gramos de sal se
preparan X gramos de solución:
18 gramos de soluto 100 gramos de solución
7 gramos de soluto X
100 x 7
X= = 38,88 g de solución
18
X = 38,88 gramos de solución
Significa que con los 7 gramos de soluto se pueden preparar 38,8 gramos de solución
con una concentración del 18% en peso.
4.- Se disuelven 17 gramos de sal en 110 gramos de agua. Determinar la
concentración de la disolución en tanto por ciento en peso.
Solución:
Peso de la solución = peso de soluto + peso de disolvente
Peso de la solución = 17 gramos + 110 gramos de agua = 127 gramos.
17
%( P / P ) soluto = ————x100 = 13.38 %
127
Significa que la concentración de la solución es de 13,38 % en peso.
Otra forma
- - 59

60. 17 gramos de sal están disueltos en 127 gramos de solución y la concentración por
conocer está relacionada a 100 gramos de solución:
17 gramos de sal 127 gramos de solución
X 100 gramos de solución
100 x 17
X= = 13,38 g de sal
127
Significa que la concentración de la solución es de 13,38 % en peso.
5.- Se debe preparar 145 ml de una solución al 16% en volumen (p/v). Calcular los
gramos de sal que se deben pesar para obtener la solución requerida.
16 gramos de sal 100 ml de solución
X 145 ml de solución
145 x 16
X = = 23,2 g de sal
100
La cantidad de sal que se debe pesar es 23,2 g
6.- La densidad de una disolución al 13,5 % (P/P) es 1,13 g/ml ¿Cuántos gramos de
soluto son necesarios para preparar 100 ml de solución de la misma
concentración?
Solución:
Con la densidad se puede transformar los ml de solución a gramos de solución para
luego hacer una relación P/P.
m
δ=
V
Luego
m soluto
%( P / P ) soluto = —————x100
m solución
despejando la masa de soluto y reemplazamos los datos tenemos:
%( P / P ) soluto x m solución 13.5 x 113
m soluto = ———————————— = ————— = 15.25 g de soluto.
100 100
O bien:
13.5 gramos de soluto 100 gramos de solución
X 113 gramos de solución
g de soluto
X = 15.25 gramos de soluto son necesarios
- - 60

61. UNIDADES QUÍMICAS
1.- Molaridad (M): La molaridad de una solución expresa el número de moles de
moléculas del soluto por litro de solución.
2.- Normalidad (N): La normalidad de una solución indica el número de equivalentes
gramo de soluto por litro de solución.
3.- Molalidad (m): Es número de moles de soluto por cada kg de disolvente contenido
en una solución.
4.- Fracción molar (X): Es igual al número de moles de un componente, dividido por
el número de moles de todos los componentes existentes en la solución.
La suma de las fracciones molares de todos los componentes de una solución es
igual a 1
X soluto + X solvente = 1
n soluto
X soluto = ————————— ( soluciones binarias )
n soluto + n solvente
n solvente
X solvente = —————–——— ( soluciones binarias )
n soluto + n solvente
Donde:
X soluto : fracción molar de soluto
X solvente : fracción molar de solvente
n soluto : número de moles de soluto [ mol ]
n solvente : número de moles de solvente [ mol ]
PROBLEMAS RESUELTOS
- - 61

62. 1.- Se debe preparar 2 litros de solución 0,6 molar de ácido sulfúrico, calcule los
gramos de este ácido que se deben disolver.
Solución:
Una forma de resolver es aplicando la formula de Molaridad
n = 1,2 luego transformando a masa:
donde: n = número de moles
m = masa
= peso molecular
Respuesta:
Se deben pesar y luego disolver 117,6 gramos de ácido
Otra forma de resolver es aplicando regla de 3 simple:
0,6 molar significa 0,6 moles en 1 litro de solución
0,6 moles de ácido 1 litro de solución
X 2 litros de solución
2 x 0,6
X= = 1,2 moles de H 2SO 4
1
Luego relacionando con el peso molecular del ácido se determinan los gramos
necesarios:
1 mol de H2SO4 98 gramos
1,2 moles de H2SO4 X
2.- Explique como se preparan 10 litros de disolución de sulfito de sodio 3 molar
Solución:
n = 30 moles de sulfato de sodio ( luego transformando a masa)
m=nxM
donde: n = número de moles
m = masa
= peso molecular
- - 62

63. Peso molecular:
P.M. Na2SO3 = 126 g/mol
Respuesta:
Se pesan 3780 gramos (3,78 kg) de sulfito de sodio y se agrega agua de tal forma
que la solución ocupe un volumen de 10 litros
3.- Calcule la Normalidad de una disolución que contiene 30 gramos de ácido sulfúrico
por litro de solución.
Solución:
Luego calculamos el equivalente gramo del ácido sulfúrico.
98
1 Eq − g = g = 49 g de H 2 SO 4
2
1 Eq – g 49 gramos de H2SO4
X 30 gramos de H2SO4
30 x 1
X= = 0,61 Eq − g
49
Luego reemplazando en la formula de Normalidad tenemos:
0,61
N= = 0,61
1
Luego la Normalidad de la solución es 0,61
4.- Se disuelven 8 gramos de NaCl en 90 gramos de agua. Calcule la molalidad de la
solución.
Solución:
La formula de la molalidad es:
Inicialmente los gramos de soluto deben ser transformados a moles para luego aplicar
la formula transformando también los gramos de disolvente a kg
Peso molecular:
g
NaCl = 58,5
mol
1 mol NaCl
n = 8 g de NaCl x ------------------------ = 0.136 moles
58.5 g de NaCl
- - 63

64. Kg de disolvente = 0.09 Kg
Reemplazando en la fórmula de molalidad tenemos:
0,136
m= = 1,51 molal
0,09
La concentración de la solución es 1,51 molal
EJERCICIOS
1. Se disuelven 40 g de NaCl en 160 g de agua, calcule la concentración en peso.
R. 20 %
2. Se debe preparar 300 g de una solución de NaCl al 8 % en peso. Cuantos gramos
de NaCl se necesitan para preparar dicha solución?
R. 24 g
3. Calcular la cantidad de solución que se puede preparar con 16 g de soluto si la
concentración debe ser al 16 % en peso.
R. 100 g de solución
4. Se han disuelto 30 g de sal en 170 g de agua. Calcular la concentración de la
solución en tanto por ciento en peso.
R. 15 %
5. Se necesita preparar 50 g de una solución al 4% p/p. Calcular la cantidad de agua
necesaria
R. 48 g de agua
6. Se debe preparar 500 g de solución al 8% p/p de Na2SO4 . Calcular los gramos de
agua necesarios
R. 460 g de agua
7. En 500 ml. de una solución al 80% m/v, calcular la masa de alcohol puro
R. 400 g de alcohol
- - 64

65. 8. La masa de soluto que está contenida en 15 ml de solución al 15% m/v es
R. 2,25 g
9. Calcular el volumen de agua contenida en una solución al 15% v/v de HCl
R. 85 ml. de agua
10. Se prepara una solución mezclando 4 g de alcohol etílico con 80 g de agua.
Calcular la concentración v/v si la densidad del alcohol es 0,82 g/ml
R. 5,79% v/v
11. En 40 ml de una solución al 60% m/v, la masa de alcohol puro será:
R. 24 g de alcohol
12. Calcular la masa necesaria de H2SO4 para preparar 150 ml de solución 2M del
mismo ácido
R. 29,4 g
13. 1000 ml de solución de H2SO4 contiene 64 g de ácido. Calcular la Normalidad
R. 1,30 N
14. Se dispone de 240 g de NaOH, calcular el volumen que puede prepararse con una
concentración de 1,5 M.
R. 4 litros
15. Calcular la Normalidad de una solución que contiene 5,45 g de FeCl 3 en 60 ml de
solución
R. 1,67 N
16. Se tiene una solución 0,6 N de H2SO4 que tiene 12,49 g de ácido puro. Calcular el
volumen de la solución.
R. 0,41 litros de solución
17. Se han disuelto 15 g de carbonato de calcio en agua hasta formar 800 ml de
solución. Calcular la M de la solución
R. 0,187 M
18. Calcular la Molalidad de una solución que contiene 30 gramos de sacarosa
disuelta en 200 gramos de agua
R. 0,43 m
19. Se tiene una solución 0,1 N de H2SO4 con 45 gramos de ácido disuelto, determinar
el volumen de la solución
R. 9,18 litros
- - 65

66. 20. En 700 gramos de agua, se han disuelto 58,5 g de NaCl. Calcular la molalidad de
la solución
R. 1,42 m
21. Cuantos gramos de KOH son necesarios para preparar una solución 0,65 molal,
utilizando 400 gramos de disolvente
R. 14,5 g
22. Determinar la fracción molar de cada sustancia en una disolución que contiene 38
gramos de NaOH y 250 gramos de agua
R. XNaOH = 0,065
XH2O = 0,935
23. Si a 100 ml de una solución 0,6 M, se le adicionan 500 ml de agua. Cual es la
molaridad de la nueva solución.
R. 0,1 M
UNIDAD VIIII
QUÍMICA ORGÁNICA
OBJETIVOS: Al término de esta unidad el estudiante debe ser capaz de:
1.- Definir que es un hidrocarburo y establecer la clasificación de los
hidrocarburos.
2.- Escribir y nombrar las estructuras de los alcanos, alquenos y alquinos.
3.- Representar y nombrar la estructura de los hidrocarburos cíclicos.
CONTENIDO
Hidrocarburos lineales – Definición – Clasificación – Hidrocarburos cíclicos –
Ejercicios.
CONCEPTO.- Es la ciencia que estudia la estructura y propiedades de los
compuestos del carbono que constituyen principalmente la materia viva, su aplicación
a la industria y al desarrollo tecnológico.
Es llamada también Química de los Compuestos del Carbono, en esta rama de la
Química se exceptúan a los compuestos: CO2, acido carbónico, carbonatos,
ferricianuros, etc. que contienen carbono pero forman parte de la Química Inorgánica.
GENERALIDADES:
- - 66

67. Antiguamente la química se dividía en inorgánica o mineral y en orgánica,
denominada así porque se encargaba del estudio de los compuestos elaborados
dentro de los organismos vivientes.
En 1826 el químico alemán Federich Wholer elaboro el primer compuesto orgánico
artificialmente que fue la úrea a partir de compuestos inorgánicos.
La gran mayoría de los compuestos orgánicos muestra en su composición muy pocos
elementos, principalmente C, H, O, N., el que nunca falta es el carbono. Sin embargo
también se encuentran en los compuestos orgánicos otros elementos como el F, I, P,
S, Cl, Fe, Mg, Co, Pb, Na, etc.
Los compuestos orgánicos en solución acuosa se ionizan muy débilmente.
Según el número de elementos primordiales los compuestos orgánicos pueden
ser : binarios, terciarios , cuaternarios.
Presentan el fenómeno de la isometría es decir la misma formula global representa
varios compuestos.
CLASIFICACION DE LA QUIMICA ORGÁNICA:
• Hidrocarburos
• Funciones oxigenadas
• Funciones nitrogenadas
HIDROCARBUROS
Los hidrocarburos constituyen la función fundamental de la química orgánica por la
cual se le llama también función madre, debido a que los demás compuestos
orgánicos se consideran derivados de esta función. Los hidrocarburos son
compuestos orgánicos binarios formados por átomos de carbono e hidrógeno.
CLASIFICACION:
Alifáticos: La cual a su vez se subdivide en :
• Hidrocarburos. saturados: Alcanos.
• Hidrocarburos no saturados: Alquenos, Alquinos, Dienos, Trienos, Diinos, etc.
• Ciclo Alifáticos: Ciclo alcano, ciclo alqueno, ciclo alquino, etc.
Aromáticos: Benceno
- - 67

68. HIDROCARBUROS ALIFÁTICOS
ALCANOS
Los alcanos son hidrocarburos en los cuales todos los enlaces carbono-carbono son
enlaces simples. Su fórmula molecular es CnH2n+2
Los ciclo alcanos son alcanos en los cuales los átomos de carbono están unidos
formando un anillo.
Propiedades físicas.
Punto de ebullición. Los puntos de ebullición de los alcanos no ramificados
aumentan al aumentar el número de átomos de Carbono. Para los isómeros, el que
tenga la cadena más ramificada, tendrá un punto de ebullición menor.
Solubilidad. Los alcanos son casi totalmente insolubles en agua debido a su baja
polaridad y a su incapacidad para formar enlaces con el hidrógeno. Los alcanos
líquidos son miscibles entre sí y generalmente se disuelven en disolventes de baja
polaridad. Los buenos disolventes para los alcanos son el benceno, tetracloruro de
carbono, cloroformo y otros alcanos.
SÍNTESIS
El principal método para la obtención de alcanos es la hidrogenación de alquenos.
NOMENCLATURA
Alcanos lineales.
Se nombran mediante un prefijo que indica el número de átomos de carbono de la
cadena y el sufijo - ano.
Nº de C Prefijo Nº de C Prefijo Nº de C Prefijo
1 met 6 hex 11 undec
2 et 7 hept 12 dodec
3 prop 8 oct 13 tridec
4 but 9 non 14 tetradec
5 pent 10 dec 15 pentadec
Por ejemplo
CH3 - CH2 - CH3 CH3 - CH2 – CH2 – CH2 - CH3
propano pentano
Grupos alquilo.
- - 68

69. Son el resultado de que un alcano pierda un átomo de Hidrógeno. Se nombran
sustituyendo, en el nombre del alcano correspondiente, el sufijo -ano por -ilo.
CH3 - CH2 – CH2 - CH3 - CH2 – CH2 – CH2 – CH2 -
propilo pentilo
Alcanos ramificados.
• Se localiza la cadena continua más larga de átomos de Carbono. Esta cadena
determina el nombre base del alcano.
• Si una molécula tiene dos o más cadenas de igual longitud se selecciona como
cadena base o principal aquella que tiene un mayor número de sustituyentes.
• Se nombran todos los grupos unidos a la cadena más larga como sustituyentes
alquilo.
• Se numera la cadena principal comenzando por el extremo más próximo a uno
de los sustituyentes. Si tenemos dos sustituyentes a igual distancia de los
extremos se utiliza el orden alfabético para determinar la numeración. En una
cadena lateral el carbono 1 es siempre el que está unido a la cadena principal.
• Para nombrar el compuesto se colocan los nombres de los sustituyentes por
orden alfabético precedidos del nº del C al que están unidos y de un guión, y a
continuación se añade el nombre de la cadena principal.
• En el caso de ciclo alcanos se antepone el prefijo ciclo- al nombre del alcano
de igual número de átomos de C.
• En caso de ciclo alcanos monosustituidos si el sustituyente tiene más átomos
de Carbono, entonces ese sustituyente es la cadena principal. Si el
sustituyente tiene igual o menor número de átomos de Carbono entonces la
cadena principal es el ciclo alcano y no es necesario numerar la posición de
aquel.
• En caso de ciclo alcanos multisustituidos se ordenan alfabéticamente los
sustituyentes y se indica su posición relativa con un número asignándoles los
localizadores más bajos posibles.
Ej.
3-metil-pentano
- - 69

70. 2,2,4-trimetil-pentano
isobutilo (2-metilpropilo
ciclopropano
ciclobutano
1,1,2-trimetil-ciclopentano
ALQUENOS
Los alquenos son hidrocarburos cuyas moléculas contienen el doble enlace carbono-
carbono. Su fórmula molecular es CnH2n
Propiedades físicas.
Punto de ebullición. Los puntos de ebullición de los alquenos no ramificados
aumentan al aumentar la longitud de la cadena. Para los isómeros, el que tenga la
cadena más ramificada tendrá un punto de ebullición más bajo.
- - 70

71. Solubilidad. Los alquenos son casi totalmente insolubles en agua debido a su baja
polaridad y a su incapacidad para formar enlaces con el hidrógeno.
Estabilidad. Cuanto mayor es el número de grupos alquilo enlazados a los carbonos
del doble enlace (más sustituido esté el doble enlace) mayor será la estabilidad del
alqueno.
SÍNTESIS
Los métodos más utilizados para la síntesis de los alquenos son la deshidrogenación,
deshalogenación, deshidratación y deshidrohalogenación, siendo estos dos últimos
los más importantes.
NOMENCLATURA
• Se busca la cadena más larga que contenga el doble enlace y tomando como
base ese número de carbonos se nombra utilizando el sufijo -eno.
• Se numera la cadena principal de forma que se asigne el número más bajo
posible al doble enlace.
• La posición del doble enlace se indica mediante el localizador del primero de
los átomos que intervienen en el doble enlace. Si hay más de un doble enlace
se indica la posición de cada uno de ellos y se emplean los sufijos -dieno,
-trieno, -tetraeno, etc.
CH2=CH-CH3 CH2=CH—CH2CH3
Propeno 1-buteno
CH2=CH—CH=CH2
1,3-butadieno 1,3,5-hexatrieno
4-metil-1-penteno.
CH2CH2CH2CH2CH3
CH3CH2CH CHCH2CHCH CHCH3
9 8 7 6 5 4 3 2 1
4- pentil - 2,6 - nonadieno
- - 71

72. • Los ciclo alquenos se nombran de manera similar, al no existir ningún extremo
en la cadena, el doble enlace se numera de forma que esté situado entre los
carbonos 1 y 2.
ciclohexeno
3,4,5-trimetil-ciclohexeno
• En los bencenos trisustituidos o más se numeran los carbonos de forma que
tengan los localizadores más bajos posibles y se nombran teniendo en cuenta
el orden alfabético.
ALQUINOS
Los alquinos son hidrocarburos cuyas moléculas contienen el triple enlace carbono-
carbono. Su fórmula molecular es CnH2n-2
Propiedades físicas
Como podría esperarse, las propiedades físicas de los alquinos son muy similares a
las de los alquenos y los alcanos. Los alquinos son ligeramente solubles en agua
aunque son algo más solubles que los alquenos y los alcanos. A semejanza de los
alquenos y alcanos, los alquinos son solubles en disolventes de baja polaridad, como
tetracloruro de carbono, éter y alcanos. Los alquinos, al igual que los alquenos y los
alcanos son menos densos que el agua.
Los tres primeros alquinos son gases a temperatura ambiente.
SINTESIS
Existen tres procedimientos para la obtención de alquinos:
• Deshidrohalogenación de halogenuros de alquilo vecinales.
• Deshidrohalogenación de halogenuros de alquilo geminales
• Alquilación de alquinos.
- - 72

73. NOMENCLATURA
• Se busca la cadena más larga que contenga el triple enlace y tomando como
base ese número de carbonos se nombra utilizando el sufijo - ino.
• Se numera la cadena principal de forma que se asigne el número más bajo
posible al triple enlace.
• La posición del triple enlace se indica mediante el localizador del primero de los
átomos que intervienen en el triple enlace. Si hay más de un triple enlace se
indica la posición de cada uno de ellos y se emplean los sufijos -dieno, - trieno,
- tetraeno, etc.
• Si en una molécula existen dobles y triples enlaces se les asigna los
localizadores más bajos posibles. Al nombrarlos se indican primero los dobles
enlaces y después los triples.
• Si un doble y triple enlace están en posiciones equivalentes se empieza a
numerar por el extremo que da el localizador más bajo al doble enlace.
1-pentino 1-buten-3-ino
HIDROCARBUROS AROMATICOS
Son hidrocarburos derivados del benceno. El benceno se caracteriza por una inusual
estabilidad, que le viene dada por la particular disposición de los dobles enlaces
conjugados.
El nombre genérico de los hidrocarburos aromáticos mono y policíclicos es "areno" y
los radicales derivados de ellos se llaman radicales "arilo". Todos ellos se pueden
considerar derivados del benceno, que es una molécula cíclica, de forma hexagonal y
de formula C6H6 con un orden de enlace intermedio entre un enlace sencillo y un doble
enlace. Experimentalmente se comprueba que los seis enlaces son equivalentes, de
ahí que la molécula de benceno se represente como una estructura resonante entre
las dos fórmulas propuestas por Kekulé, según el siguiente esquema:
- - 73

74. benceno
Cuando el benceno lleva un radical se nombra primero dicho radical seguido de la
palabra "-benceno".
Clorobenceno tolueno nitrobenceno
Si son dos los radicales se indica su posición relativa dentro del anillo bencénico
mediante los números 1,2; 1,3 ó 1,4, teniendo el número 1 el substituyente más
importante. Sin embargo, en estos casos se sigue utilizando los prefijos "orto", "meta"
y "para" para indicar esas mismas posiciones del segundo substituyente.
1,2-dimetilbenceno 1,3-dimetilbenceno 1,4-dimetilbenceno
o-dimetilbenceno m-dimetilbenceno p-dimetilbenceno
o-xileno m-xileno p-xileno
• En el caso de haber más de dos substituyentes, se numeran de forma que
reciban los localizadores más bajos, y se ordenan por orden alfabético. En
caso de que haya varias opciones decidirá el orden de preferencia alfabético
de los radicales.
- - 74

75. 1-etil-2,5-dimetil-4-propilbenceno
• Cuando el benceno actúa como radical de otra cadena se utiliza con el nombre
de "fenilo".
4-etil-1,6-difenil-2-metil-hexano
fenilo bencilo
estireno naftaleno
EJERCICIOS
1.- Indique las fórmulas de los hidrocarburos:
a) Saturados.
b) Etilénicos.
c) Acetilénicos.
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76. 2.- Escriba la fórmula de los siguientes compuestos
a) butano
b) hexano
c) 3-metilheptano
d) 2,2,4- trimetilhexano
e) 3-etil-2-metilpentano
f) propeno
g) 2-etil-1-penteno
h) 2,4-dimetil-2,3-pentadieno
i) 2-butino
j) 1,5-octadiino
k) ciclohexano
l) 2-metil-3-octino
m) ciclopropeno
n) ciclobutino
o) 1,3-dimetil ciclobutano
p) 2,4-dietil-1-metil-ciclohexano
q) 1,4-dimetilbenceno
r) 1,2- etilmetilbenceno
s) 1-metilnaftaleno
3.- Nombrar los siguientes compuestos
a)
b)
c)
d)
e)
f)
- - 76

77. g)
h)
i)
j)
k)
l)
m)
- - 77

78. BIBLIOGRAGIA
Ricardo Sánchez G. - Química – 3º, 4º medio - Sucre Bolivia.
Química secundaria edb – Editorial Don Bosco
Jorge Luís Córdova Prado – Química teórica experimental – Editorial Logos – Lima
Peru
José Carlos Alonso Quevedo – Formulación y nomenclatura de química inorgânica y
orgânica – Galicia - España
Hector Fernández S. - química general e inorgánica - Editorial Losada S.A. Buenos
Aires
Programa de admisión básica – Química – U.A.G.R.M. - 2006
Nelson Lillo Terán – www.eneayudas.cl
- - 78

79. Nomenclatura química – monografías. com.
- - 79