Unidad N° 1 ESTRUCTURA ATÓMICA

Transcripción

Curso de Ingreso FAyA – 2012
Introducción
INTRODUCCION
Química. Materia. Energía
La Química es una ciencia de importancia capital en todos los ámbitos de nuestra
sociedad, con múltiples aplicaciones en otras áreas científicas, como medicina, tecnología de
materiales, industria farmacéutica, construcción, medio ambiente, y las tan de moda,
nanotecnología y biotecnología.
“Es la ciencia que estudia la materia, sus propiedades, su constitución cualitativa y
cuantitativa, los cambios que experimenta y las variaciones que acompañan sus
transformaciones”.
Considerando esta definición, y puesto que el universo está constituido
exclusivamente por materia y energía, tenemos que el campo de la química abarca desde los
átomos hasta las estrellas, desde algo tan sencillo como una roca hasta algo tan complejo
como un ser vivo.
La materia, según el diccionario, es "aquello que constituye la sustancia del universo
físico". La Tierra, los mares, la brisa, el Sol, las estrellas, todo lo que el hombre contempla,
toca o siente, es materia. También lo es el hombre mismo. La palabra materia deriva del latín
mater, madre. La materia puede ser tan dura como el acero, tan adaptable como el agua,
tan uniforme como el oxígeno del aire. A diferentes temperaturas puede presentar
diferentes fases, pero cualquiera que sea su forma, está constituida por las mismas
entidades básicas, los átomos.
A la energía, se la define generalmente como la capacidad para realizar trabajo.
A pesar que la energía puede asumir muchas formas que son interconvertibles no se
crea ni se destruye. Cuando una forma de energía desaparece, otra forma de igual magnitud
debe aparecer y viceversa. La energía total del universo permanece constante: ley de
conservación de la energía.
La materia se ha distribuido en dos grandes bloques: la estructura de la materia, y la
energía y dinámica de los procesos químicos y físicos con que la materia se transforma.
Docentes: G. Fabiani, M. Garcia, R. Mignone, V. Palazzi
1
Introducción
Cada bloque da respuesta a diferentes aspectos de esta ciencia: el bloque que abarca
la estructura de la materia permite explicar la constitución de los elementos, así como su
clasificación y la manera en que se unen y relacionan para generar nuevos compuestos; el
bloque que abarca la energía y dinámica de los procesos de transformación explica los
intercambios de calor y/o trabajo con el entorno que ocurren en los procesos químicos y
físicos, así como también la posibilidad de que tengan lugar, y la velocidad con que estos
ocurren.
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Estructura atómica
Unidad N° 1
ESTRUCTURA ATÓMICA
La concepción del átomo que se ha tenido a lo largo de la historia ha variado de
acuerdo a los descubrimientos realizados en el campo de la física y la química.
En el modelo actual, “modelo de Schrödinger”, los electrones se describen por medio
de una función de onda y el cuadrado de la cual representa la probabilidad de encontrarlo en
una región delimitada del espacio. Esta zona de probabilidad se conoce como orbital.
Para nuestras clases seguiremos con el modelo atómico de Bhor, ya que es el más
didáctico en la aplicación química.
Figura 1: Modelo atómico de Bohr.
Nuestra imagen del átomo recuerda la de un sistema planetario en el que el núcleo
está en el centro y los electrones giran a su alrededor, aunque de hecho no puede decirse, a
diferencia de nuestro Sistema Solar, exactamente dónde se encuentra cada electrón en cada
instante, como se ilustra en la figura 2.
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Estructura atómica
Figura 2: Imagen del átomo.
ESTRUCTURA DEL ATOMO
En el átomo se distinguen dos zonas bien diferenciadas:
1- Zona cortical externa: formada por electrones que se distribuyen alrededor del núcleo en
orbitas o niveles de energía. Los electrones se desplazan acercándose o alejándose del
núcleo, formando una esfera difusa alrededor del mismo (nube electrónica).
Los electrones del nivel mas externo se denominan electrones de valencia, los restantes se
llaman electrones satélites.
2- Núcleo: formado por protones y neutrones.
Los protones son partículas cargadas positivamente, cuya masa es 1836 veces mayor que la
del electrón. Se encuentran en cada átomo en número igual a los electrones.
Los neutrones son corpúsculos de masa igual a la de los protones pero no poseen igual carga
eléctrica.
La suma de la masa de los protones y neutrones equivale al 99% de la masa total del átomo.
Al conjunto de estas dos partículas se las conoce como nucleones.
El átomo es eléctricamente neutro.
NÚMERO ATÓMICO (Z)
Se denomina número atómico al número de protones que tiene un átomo en su núcleo. Se
designa con la letra Z.
Como en un átomo hay igual cantidad de protones que de electrones, el número atómico
indica también el número de electrones que posee un átomo.
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Estructura atómica
Z= ne- = np+
NUMERO MÁSICO (A)
Es el número que resulta de sumar los protones y neutrones de su núcleo atómico. Se
designa con la letra A.
Tiene un valor igual o aproximado a la masa atómica relativa de cada elemento.
A = np + nn  A = Z + n n  nn = A – Z
Notación Espectroscópica
De acuerdo con esta notación, se consignan los elementos con su símbolo químico al que se
le adicionan abajo y a la esquina Z y arriba y a la izquierda o derecha A:
ZX
A
o
A
ZX
Un átomo puede a su vez ganar o perder electrones transformándose en una especie
cargada eléctricamente que se denomina ion. Los iones que se originan por ganancia de
electrones se denominan aniones y los que se originan por pérdida de estos, cationes.
X + e-  X- (anión)
X - e-  X+ (catión)
Resumen

Los átomos no tienen carga eléctrica.

Los átomos al ganar o perder electrones se transforman en iones.

Si un átomo gana electrones adquiere carga eléctrica negativa y se transforma en un
ion negativo denominado anión.

Si un átomo pierde electrones adquiere carga positiva y se transforma en un ion
positivo denominado catión.

Se denominan especies isoelectrónicas a las que poseen igual número de electrones.
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Estructura atómica
ISOTOPOS
Se llaman isótopos de un elemento a los átomos de un mismo elemento cuyos núcleos
contienen el mismo número de protones (igual número atómico) pero diferente número
de neutrones.
Difieren por lo tanto en el número másico.
La palabra isotópo deriva del griego (iso = igual; topo = lugar) o sea que son elementos que
ocupan el mismo lugar en la Tabla Periódica, por tener el mismo número atómico.
Los isotópos poseen las mismas propiedades químicas, difiriendo entre sí solamente en lo
relacionado con algunas propiedades físicas.
Ejemplos:
Figura 3: Los isótopos del hidrógeno.
Aunque los isotópos tienen diferente masa atómica, poseen, como ya se dijo, las
mismas propiedades químicas, esto nos demuestra que las propiedades químicas dependen
del número atómico y no del número másico. En cambio las propiedades físicas dependen
de este último.
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Estructura atómica
Ejercicio:
Complete la siguiente tabla:
Especie
Protones Electrones Neutrones
Ba
60
Mn
30
Si
16
Kr
36
A
56
55
14
38
Ca++
N-3
Z
20
10
40
15
VARIEDADES ALOTRÓPICAS
Alotropía es la propiedad de algunos elementos de formar distintas sustancias simples.
Entre los elementos que poseen esta propiedad podemos mencionar:
Carbono que posee dos variedades alotrópicas: diamante y grafito.
Oxígeno que posee dos variedades alotrópicas: oxígeno molecular (O2) y ozono (O3).
Fósforo que posee tres variedades alotrópicas: fósforo blanco, rojo y negro.
Las variedades alotrópicas de un elemento presentan propiedades intensivas diferentes.
MODELO ATOMICO ACTUAL
NUMEROS CUANTICOS
Para representar los niveles energéticos, así como para determinar la ubicación de los
orbitales atómicos, se emplean cuatro valores designados con las letras n, l, m, s
denominados números cuánticos.
1- Número cuántico principal (n)
Este número determina el nivel de energía en que se ubica el electrón. Precisa además la
distancia media del electrón al núcleo. El valor de este número está relacionado con la energía
asociada al electrón y con el volumen o tamaño del orbital. Se lo designa con la letra ene (n).
El número n toma valores enteros a partir de 1.
n = 1,2,3,4,……….
7
Estructura atómica
En el pasado estos niveles de energía se consideraban como capas electrónicas y se
designaban con letras: K, L, M, N, O, P, Q, ……………
La correspondencia entre ambas notaciones es:
Número cuántico principal
1
2
3
4
5
6
7
Capa
K
L
M
N
O
P
Q
La cantidad de electrones que puede alojar cada nivel de energía se calcula con 2n2.
2- Número cuántico secundario o azimutal (l)
Indica, dentro de cada nivel energético, el subnivel donde se halla el electrón. Está
relacionado con la forma del orbital. Se lo designa con la letra ele (l).
Toma valores enteros a partir de cero hasta n – 1
l = 0,1,2,3,….. n – 1
Los subniveles se representan con las letras s, p, d y f de la siguiente forma:
Para l = 0  subnivel s (sharp)
Para l = 1  subnivel p (principal)
Para l = 2  subnivel d (diffuse)
Para l = 3  subnivel f (fundamental)
A los orbitales se los representa de la siguiente forma:
X
Y
Z
Orbital s
X
Y
Y
Z
Orbital pz
X
X
Y
Z
Orbital px
Z
Orbital py
Cantidad de subniveles en cada nivel energético:
El primer nivel: n = 1 tiene subnivel: l = 0 (s)
El segundo nivel: n = 2 tiene 2 subniveles: l = 0 (s) y l = 1 (p)
El tercer nivel: n = 3 tiene 3 subniveles: l = 0 (s), l = 1 (p) y l = 2 (d)
El cuarto nivel: n = 4 tiene 4 subniveles: l = 0 (s), l = 1 (p), l = 2 (d) y l = 3 (f)
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Estructura atómica
Cantidad de orbitales en cada nivel energético:
La cantidad de orbitales atómicos para cada nivel de energía es igual a: n2
Nivel de energía
Primer nivel: n = 1
Segundo nivel: n = 2
Tercer nivel: n = 3
Número de orbitales
12 = 1
22 = 4
32 = 9
3- Número cuántico magnético (m)
Indica el orbital que ocupa cada electrón en un subnivel. Está relacionado con el
campo magnético que produce la carga del electrón al girar alrededor del núcleo. Se lo
designa con la letra eme (m).
Los valores de m dependen del valor de l, pudiendo tomar valores enteros, positivos,
negativos o nulos no mayores que l o sea:
m = - l ……. O ……. + l
Para l = 0 (s)  m = 0
Para l = 1 (p)  m = -1, 0, +1
Para l = 2 (d)  m = -2, -1, 0, +1, +2
Para l = 3 (f)  m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3
Dado que cada valor de m indica um orbital se puede establecer que:

El subnivel s tendrá un orbital cuya forma es esférica.

El subnivel p tendrá tres orbitales bilobulados orientados en los tres ejes del
espacio (pz, px, py).

El subnivel d tendrá cinco orbitales.

El subnivel f tendrá siete orbitales.
Resumiendo lo anterior:
Subnivel
s
p
d
f
Orbitales
1
3
5
7
Número de electrones
2
6
10
14
9
Estructura atómica
4- Número cuántico del spin (s)
Esta relacionado con el sentido de giro del electrón sobre sí mismo. Se lo designa
con la letra ese (s).
Permite diferenciar un electrón de otro, en un orbital de la misma energía. Puede
tomar solamente dos valores: + 1/2 y – 1/2. El primero indica que el electrón gira en el
sentido de las agujas del reloj, el segundo que el electrón gira en sentido contrario a las
agujas del reloj. Dos electrones con spin paralelo se repelen y con spin antiparalelo se
atraen.
Se admite que cada orbital puede contener como máximo dos electrones. Estos
deberán tener spines opuestos. El spin +½ se representa como:  y el -½ se representa
como: 
Resumiendo
El nivel está definido por el número cuántico principal (n).
El subnivel está definido por n y el número cuántico azimutal (l).
El orbital está definido por n, l y el número cuántico magnético (m).
El electrón está definido por n, l, m y el número cuántico del spin (s).
PRINCIPIO DE EXCLUSION DE PAULI
Wolfgang Pauli enunció en 1925 un principio que hoy lleva su nombre y que se denomina
principio de exclusión.
Establece que dos electrones en un mismo átomo no pueden tener iguales valores de n, l y
m, por lo tanto deben diferir en su valor de s.
Conclusiones:
En un orbital no puede haber más de dos electrones y ellos deben tener sus spins opuestos.
Cada orbital se representa mediante rectángulos. Los electrones que se ubican en el orbital
se simbolizan con una flecha.

Si un orbital posee un solo electrón se denomina incompleto o desapareado.

Cuando un orbital tiene dos electrones se llama completo o apareado.
10
Estructura atómica

Cuando un orbital no tiene electrones se llama vacío.
REGLAS DE HUND O DE MAXIMA MULTIPLICIDAD
Estas reglas establecen que:
1-Los electrones ocupan primero los orbitales de menor contenido energético (más
próximos al núcleo).
2-Cuando los electrones ocupan un subnivel que tiene varios orbítales (Ej. El subnivel p, que
tiene 3), lo hacen de forma tal que todos los orbitales posean un electrón con spins paralelos
antes que se produzca el apareamiento entre ellos.
px
pz


py

Principio de mínima energía
Los electrones se ubican en un átomo de tal manera que les corresponda el menor valor de
energía posible.
La secuencia de llenado de los subniveles, según su energía creciente es:
1s, 2s, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 6f, 7d, 7f
CONFIGURACIONES ELECTRONICAS DE LOS ELEMENTOS
Se llama configuración electrónica de un elemento a la expresión simbólica de la distribución
de los electrones en niveles y subniveles.
Se simboliza con:
1-Un número que es el Número Cuántico Principal e indica el nivel.
2-Una letra que representa el Número Cuántico Secundario e indica el subnivel (s, p, d, f).
3-Un exponente que indica el número de electrones en el subnivel. La suma de todos los
exponentes indica el número total de electrones (Z).
4-La suma de todos los exponentes indica la cantidad total de electrones.
Una forma práctica de obtener la secuencia de llenado de los subniveles se obtiene
aplicando la siguiente regla:
11
Estructura atómica
En la tabla siguiente se resume la configuración de los primeros once elementos.
Elemento
Nro de electrones
Configuración electrónica
H
1
1s1
He
2
1s2
Li
3
1s22s1
Be
4
1s22s2
B
5
1s22s22p1
C
6
1s22s22p2
N
7
1s22s22p3
O
8
1s22s22p4
F
9
1s22s22p5
Ne
10
1s22s22p6
Na
11
1s22s22p63s1
12
Estructura atómica
Sobre la base del número atómico y la configuración electrónica es posible ubicar a un
elemento en la Tabla Periódica.
Para ello se aplica la siguiente regla:
Número de electrones en el último nivel  Valencia máxima = Número del grupo
Número de niveles = Número del Período
Se debe señalar que el subnivel 4s posee menos energía que el 3d, y el 5s menos que el 4d;
como los orbitales se llenan de acuerdo con estados de energía crecientes, estas
alteraciones se deben tener en cuenta para escribir correctamente la configuración
electrónica de los distintos elementos.
Aclaración: Para calcular si 4s tiene mayor o menor energía que 3d, se suman los valores
correspondientes a los números cuánticos que determinan esos niveles y subniveles de
energía:

n = 4 y l = 0 luego n + l = 4
3d 
n = 3 y l = 2 luego n + l = 5
4s
Por lo tanto el estado energético de 4s es menor que el de 3d y se escribe antes 4s que 3d.
Ejemplo: la configuración electrónica del Zn es: 1s 22s22p63s23p64s23d10
De la misma forma se puede calcular la relación entre el estado energético de 5s y 4d,
comprobándose que en la estructura electrónica corresponde colocar 5s antes que 4d.

n = 5 y l = 0 luego n + l = 5
4d 
n = 4 y l = 2 luego n + l = 6
5s
Existen elementos que tienen configuraciones electrónicas experimentales distintas a las
teóricas, presentan pequeñas diferencias de ordenación de electrones y por consiguiente de
variación energética.
1-Caso del Cu
Estructura electrónica teórica: 1s22s22p63s23p64s23d9
Estructura electrónica experimental: 1s22s22p63s23p64s13d10
2-Caso del Cr
Estructura electrónica teórica: 1s22s22p63s23p64s23d4
13
Estructura atómica
Estructura electrónica experimental: 1s22s22p63s23p64s13d5
Ejercitación:
1. Los números atómicos de los elementos P y Mn son 15 y 25, respectivamente. Escribe la
configuración electrónica de cada uno de ellos.
2. Dadas las siguientes configuraciones electrónicas:
A: 1s22s22p63s23p4
B: 1s22s2
C: 1s22s22p6
Indica razonadamente: a) El grupo y el período en los que se hallan A, B y C; b) Los iones más
estables que formarán A, B y C.
3. Un átomo tiene 12 protones, 13 neutrones y 12 electrones. ¿Cuál es su número atómico?
a. 12 b. 13 c. 24
d. 25
4. Los isótopos de oxígeno-16, oxígeno-17 y oxígeno-18, se diferencian en:
a. nº de protones
b. nº atômico
c. nº de neutrones d. nº de electrones
5. Indica la configuración electrónica de los átomos de los elementos A, B y C cuyos números
atómicos son, respectivamente, 13,17 y 20. Escribe la configuración electrónica del ion más
estable de cada uno de ellos.
6. Cuatro elementos diferentes A, B, C y D tienen números atómicos 6, 9, 13 y 19,
respectivamente. Se desea saber, sin necesidad de identificarlos:
a) La configuración electrónica y b) el número de electrones de valencia de cada uno de ellos
7. Contestar si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:
a. Todos los electrones de un mismo nivel energético tienen igual spin.
b. En los orbitales atómicos f se pueden ubicar 14 electrones.
c. Todos los electrones que se encuentran en los orbitales del segundo nivel tienen la
misma energía.
8. ¿Cuántos electrones sin aparear hay en un átomo de oxigeno (Z=8)?
9. ¿Cuáles son los números cuánticos n y l del último electrón de un átomo de P (Z=15)?
10. indica la composición nuclear de un átomo Z=40 y A=84
11. indicar para cada una de las siguientes afirmaciones si es válida o no:
Para un átomo dado:
a. Los protones ocupan la zona nuclear.
b. El número atómico es la suma de protones y neutrones.
c. La masa de un protón es mucho menor que la masa de un neutrón.
d. Los electrones forman parte del núcleo.
14
Estructura atómica
e. Los neutrones ocupan la zona extra nuclear.
f. El número de protones es igual al de electrones.
g. Con el número atómico se puede determinar el número de neutrones.
h. La zona nuclear ocupa un pequeño volumen si masa.
12. indicar para cada una de las siguientes afirmaciones si son verdaderas o falsas:
a. Los isótopos son átomos que tienen igual número de neutrones.
b. Si los átomos tienen igual número de masa, son isótopos.
c.
6C
12
y
6C
13
forman un par de isótopos.
d. El numero másico es suficiente para conocer la estructura nuclear.
e. Dos isótopos tienen igual número de masa, pero distinto numero atómico.
13. completar el siguiente cuadro:
Símbolo
Z
Ca
20
A
Nº de p Nº de e Nº de n
20
Ne
10
10
29 64
30
Mn
55
P
30
15
6
35
16
3
Ag
47
61
Na
11
12
14. ¿Qué es un orbital?
15. ¿Cuáles son los números cuánticos?
16. ¿Cuáles son los nombres, masas y cargas de las principales partículas subatómicas?
17. Si en un elemento el número másico es 22 y el número atómico es 10. El numero de
protones y neutrones será:
a. 10 y 10
b. 10 y 12
c. 22 y 12
d. 12 y 22
e. 22 y 22
18. El átomo de cloro tiene Z=17 y A=37 por lo tanto en número de protones, neutrones y
electrones será:
15
Estructura atómica
a. 17-17-17
b. 17-17-37
c. 17-37-17
d. 17-20-17
e. 20-17-17
19. Una de las estructuras que se indican a continuación corresponde a un isótopo del 11Na23
, diga cual es:
a. 11p, 11n y 11e
b. 11p, 12n, 10e
c. 10p, 12n, 11e
d. 9p, 13n, 11e
e. 11p, 12n, 11e
20. ¿Cuál es la configuración electrónica del
20Ca
40
?
a. 1s2 2s2 2p6 3s2
b. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d2
c. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
d. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6
e. Ninguna de las anteriores
21. la configuración electrónica del ion 8O16(-2) es la siguiente:
a. 1s2 2s2 2p6
b. 1s2 2s2 2p6 3s2
c. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1
d. 1s2 2s2 2p5
22. la configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 corresponde a:
a. Ca
b. Ca+2
c. Cl+
d. K+2
e. b y c son correctas
23. El sodio tiene la siguiente configuración electrónica:
I- 1s2 2s2 2p6 3s1
Pero puede adquirir la siguiente en ciertas situaciones:
II- 1s2 2s2 2p6 4s1
En relación a lo anterior, indica la opción correcta:
16
Estructura atómica
a. I corresponde al estado fundamental y II a un estado de menor energía.
b. I es el estado más inestable.
c. En II un electrón externo ha pasado a ocupar un nivel cuántico superior.
d. A, b, y c son correctas
24. Dadas las siguientes series de especies químicas:
I) Na
Mg+2 Al+3
II) N
O-2 F- Na
Si
III) F Ne Na Mg
Indica la opción que señala las series ordenadas por orden creciente de Z:
a. Solo I y II
b. Solo III
c. I, II, y III
d. Solo I
e. Todas
25. ¿Cuántos electrones desapareados tiene el átomo de nitrógeno?
a. 3
b. 1
c. 7
d. 23
e. Faltan datos
26. identifica los elementos que tienen los siguientes ordenamientos de electrones:
Nivel de energía
1
2
3
I
2e 1e
II
2e 8e 2e
III
1e
IV
2e 8e 7e
V
2e 6e
Elemento
17
Tabla periódica
Unidad N° 2
TABLA PERIÓDICA
La Tabla Periódica es el ordenamiento sistemático de los elementos químicos y una
herramienta de enorme utilidad.
Propuesta en el año 1869 por el químico ruso Dimitri Mendeleiev, el sistema periódico fue
elaborado originalmente a partir de las propiedades químicas de los elementos y de sus
masas atómicas esta fue la base sobre la cual se construyo la actual tabla periódica
La Tabla Periódica Moderna es una tabulación de todos los elementos químicos naturales y
artificiales conocidos hasta el momento, donde los mismos se acomodan en orden creciente
de sus números atómicos y no de sus masas atómicas como se propuso originalmente, en
este ordenamiento las propiedades químicas son repetitivas es decir presentan un patrón
periódico, por ello su nombre.
En la tabla los elementos están ordenados de acuerdo con su numero atómico reciente y
distribuidos en 7 periodos (filas horizontales), y 18 grupos o familias (columnas verticales) ;
existen dos criterios para numerar los grupos:
El Tradicional en el cual los grupos
se clasifican en Representativos y de Transición
utilizando para su identificación números romanos seguidos de la letra mayúscula A o B
respectivamente. Los elementos representativos van del IA,IIA….. al VIIA y los de Transición
de IB al VIIB.
Bloque s (representativo)
Grupo 1 (IA): metales alcalinos
Grupo 2 (IIA): metales alcalinotérreos
Bloque d (metales de transición)
Grupo 3 al Grupo 12: IB al VIIB
Bloque p (representativos)
Grupo 13 (IIIA)
Grupo 14 (IVA)
Grupo 15 (VA)
Grupo 16 (VIA)
18
Tabla periódica
Grupo 17 (VIIA): halógenos
Grupo 18 (VIIIA): gases nobles
Bloque f (transición interna)
Constituyen dos familias: la de los lantánidos y la de los actínidos. Se colocan en dos filas,
fuera del entorno general.
El hidrogeno suele colocarse encima del grupo de los metales alcalinos por tener un solo
electrón alojado en el orbital 1s, pero no es un metal.
La tabla periódica efectúa también una división natural de los elementos en su estado
elemental (o no combinado) en metales y no metales. La línea gruesa escalonada separa a la
derecha los no metales, y a la izquierda los metales.
Los elementos adyacentes a esta línea, se llaman metaloides porque muestran
características tanto de metales como de no metales. Ejemplos: silicio, germanio.
La base electrónica de la tabla periódica
Todos los elementos de un mismo periodo tienen el mismo valor de número cuántico n de
su capa de valencia. Llamándose capa de valencia o capa externa, aquella que contiene los
electrones del último nivel de energía y que son los que efectivamente participan en la unión
con otros átomos.
Todos los elementos de un mismo grupo tienen en su capa de valencia el mismo número de
electrones en su último nivel n como lo indica el número del grupo de la tabla periódica al
que pertenecen.
Así mismo coincide el valor de número cuántico l: por eso es que la tabla también se divide
en bloques, a saber: bloque s, bloque p, bloque d y bloque f.
Resumiendo:
Reglas practicas para ubicar un elemento en la Tabla Periódica (T.P.)
1. el periodo esta dado por el nivel energético más alto en el que se ubica un electrón.
2. el grupo:
19

Tabla periódica
Si la configuración electrónica termina en s, el numero del grupo es igual al número
de electrones que hay en s, seguida de la letra A. Ejemplo: Li (Z=3) 1s 2 2s1; segundo
periodo, grupo IA.

Si la configuración electrónica del elemento termina en p, el numero del grupo es
igual al número de electrones que hay en p mas 2, seguido de la letra A. Ejemplo: Cl
(Z=17) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5; tercer periodo, grupo VIIA.

Para los elementos de transición (d) el grupo se obtiene sumando los electrones del
subnivel s y d. Ejemplo: Co (Z=27) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d7; grupo 9 periodo 3.
PROPIEDADES PERIODICAS:
Una cantidad muy grande de propiedades químicas y físicas de los elementos, varían
periódicamente según el numero atómico. Las más importantes son:
1. Radio atómico:
Se define como radio atómico a la mitad de la distancia que existe entre los centros de dos
átomos que están en contacto.
En un grupo, aumenta a medida que aumenta el número atómico, porque se agregan
electrones a las capas externas del núcleo.
En un periodo, aumenta a medida que disminuye el número atómico, debido a la
disminución de la carga nuclear efectiva Zef (es una medida de la atracción que el núcleo
ejerce sobre los electrones. Esta dada por el número del grupo de la TP)
2. Radio iónico:
Los elementos que forman iones positivos, tendrán un radio menor que el del átomo neutro.
Esto se debe a que se produce una contracción de la nube electrónica, que será mayor
cuanto mayor sea la carga del catión.
Los elementos que forman iones negativos tendrán un radio mayor que el del átomo neutro.
Habrá una expansión de la nube electrónica, que será mayor cuanto mayor sea la carga del
anión.
3. Energía de ionización o potencial de ionización:
Es la energía necesaria para arrancar un electrón de un átomo gaseoso en su estado
fundamental, transformándolo en un ion positivo. La cantidad de energía que se necesita
20
Tabla periódica
para quitar un electrón, se llama 1º energía de ionización y esta será menor a la 2ºenergia de
ionización, y así sucesivamente. Esto se debe al exceso de carga positiva que tiene el núcleo.
X + energía  X+ + e-
1º energía de ionización
X+ + energía  X++ + e-
2º energía de ionización
La energía de ionización es una medida de la fuerza con que los electrones se encuentran
unidos al núcleo del átomo.
La energía de ionización aumenta al ascender en un grupo, porque es menor la distancia al
núcleo, y por lo tanto mayor la fuerza de atracción nuclear.
En un periodo, aumenta de izquierda a derecha porque es menor la distancia al núcleo, y
por ende mayor la fuerza de atracción nuclear.
4. Afinidad electrónica:
Es la energía que desprende un átomo gaseoso en su estado fundamental cuando capta un
electrón libre transformándose en un ion negativo.
X (g) + e-  X- (g)
En un grupo, aumenta de abajo hacia arriba. En un periodo, de izquierda a derecha.
5. Electronegatividad:
Es la tendencia que tiene un átomo a atraer los electrones de un enlace, es una medida
relativa. Se emplea una escala propuesta por Pauling que considera al Cs como elemento de
menor electronegatividad con un valor igual a 0,7 y al F como el más electronegativo con un
valor de 4.
-En la tabla varia de igual modo que la afinidad electrónica y de la energía de ionización.
Esquema de la Tabla Periódica:
21
Tabla periódica
22
Tabla periódica
Ejercitación:
1) Ubique al elemento sodio en la tabla periódica y resuelva:
A) ¿a que periodo y grupo de la tabla periódica pertenece?
B) Enuncie su número atómico y símbolo químico
C) ¿Es un elemento de transición? Justifique
2) Ubique al elemento azufre en la tabla periódica y resuelva:
A) ¿a que periodo y grupo de la tabla periódica pertenece?
B) Enuncie su número atómico y símbolo químico
C) ¿Es un elemento de transición? Justifique.
3) Cual de los siguientes elementos se encuentra en el mismo periodo que el antimonio:
Fósforo Europio Estroncio Arsénico Yodo
4) Discuta el Tamaño relativo de los siguientes elementos:
A) Li ; Cs
C) O ; Cl
B) C ; F
D) Tc ; Re
5) ¿Cual de los siguientes átomos tiene menor radio?
N, Cl, S, F, O
6) Si se quita un electrón de cada una de las siguientes especies: He, Li, Be, se observa que la
energía necesaria para hacerlo:
i) Seria la misma ya que son isoeléctricos.
ii) Seria mayor en el caso del Helio (es un gas noble)
iii) Seria mayor en el Be
iv) Seria mayor en el Li
v) Ninguna de las anteriores
7) Si se quita un electrón de cada una de las siguientes especies: He, Li +, Be2+, se observa
que la energía necesaria para hacerlo:
i) Seria la misma ya que son isoelectrónicos.
ii) Seria mayor en el caso del Helio (es un gas noble)
iii) Seria mayor en el Be2+
iv) Seria mayor en el Li+
v) Ninguna de las anteriores
8. Indica cuales de estas expresiones son falsas o verdaderas:
a. Los elementos de los grupos 1, 2 ,13 ,14 ,15 ,19 y 20 se denominan representativos.
b. Los electrones de valencia pertenecen al penúltimo y ultimo nivel.
23
Tabla periódica
c. El nivel energético mas externo siempre está incompleto, excepto en los gases
nobles.
d. Los electrones del nivel más externo se denominan de valencia.
9. según las siguientes configuraciones electrónicas señala:
a. Cuales corresponden a elementos de un mismo grupo.
b. Cuales a elementos de un mismo período.

1s22s1

1s22s22p63s1

1s22s22p63s2

1s22s22p63s23p1

1s22s22p63s23p64s2

1s22s22p63s23p64s1
Dado este elemento:
122
51Sb
a. Representa la configuración electrónica
b. ¿Cuántos electrones posee en el nivel energético externo?
c. ¿Cuántos en el cuarto nivel?
10. Señala, observando la TP a que periodos y grupos pertenecen los átomos de los
siguientes elementos:
a. Elemento M que produce un anión bivalente y que, entonces posee 18 electrones.
b. Elemento N con 15 protones en su núcleo.
c. Elemento Q que tiene sus últimos 5 electrones en nivel 5p.
11. ordena de manera decreciente según su electronegatividad los siguientes átomos.
A) C, Be, Li, B
B) Br, F, I
C) Mg, Ca, Sr, Ba
D) K, Cl, Rb, Na
12. Señala en orden creciente e radio de los átomos.
a. N, Cl, S, F, O
13. discuta el tamaño relativo de las siguientes especies.
a. Fe, Fe+2, Fe+3
b. S, S-2
14. El átomo de cloro tiene menor tamaño que el magnesio, dado que:
a. El átomo de Cl tiene mayor número cuántico principal.
24
Tabla periódica
b. El metal alcalino terreo tiene mayor numero cuántico principal.
c. El átomo del halógeno tiene mayor carga nuclear efectiva.
d. El átomo de Mg tiene mayor carga nuclear efectiva.
e. El átomo de Mg posee mayor número de neutrones.
15. Si comparamos la energía de ionización (EI) del segundo halógeno (x) con el tercer
alcalino terreo (y) podemos afirmar que:
a. EI x < EI y
b. EI x > EI y
c. EI x = EI y
d. No se puede predecir.
Ninguna es correcta
16. Indica la opción incorrecta:
a. El anión del átomo de N tiene un radio mayor que el ion negativo del átomo de O.
b. Los cationes poseen siempre un radio menor que el del átomo neutro respectivo.
c. El radio de los elementos de un periodo es inversamente proporcional a su carga
nuclear efectiva.
d. Los gases nobles son los elementos más electronegativos de la tabla.
e. Los metales alcalinos tienen una alta electropositividad.
25
Uniones químicas
Unidad N° 3
UNIONES QUÍMICAS
Los Elementos descriptos en la tabla periódica no se hallan aislados en la naturaleza.
La tendencia general es la unión de átomos. Por ejemplo, el oxígeno, nitrógeno, cloro, son
moléculas diatómicas. La molécula de azufre es octoatómica (S8), el fósforo blanco es
tetraatómico (P4). El carbono en su forma de diamante está constituido por millones de
átomos con un ordenamiento en red. Los metales tales como cobre, cinc, sodio y potasio son
sólidos que poseen una red formada por empaquetamiento compacto de átomos.
¿Cómo se unen o combinan los átomos?
Gilbert Lewis (científico norteamericano) realizo una serie de observaciones en base a las
cuales postuló la teoría de enlace que hoy lleva su nombre y cuyas premisas son las
siguientes:
*Los gases nobles neón, argón, criptón, xenón y radón, por tener ocho electrones en su nivel
energético externo, son estables y presentan muy poca reactividad química. Lo mismo
ocurre con el He, que tiene dos electrones que completan el primer nivel.
* La actividad química de los metales y los no metales, generalmente, se explica por la
tendencia a adquirir una estructura más estable, similar a la del gas inerte más próximo en la
tabla periódica. Existen excepciones.
* Dicha estructura electrónica se logra cuando el átomo gana, pierde o comparte electrones.
En definitiva la teoría de Lewis establece que:
“Todos los átomos tienden a adoptar la configuración electrónica propia del gas noble más
cercano en la tabla periódica”.
La fuerza que mantiene unidos a los átomos o a los iones para formar las distintas
sustancias se denomina enlace químico.
Existen diferentes tipos de Uniones o enlaces químicos entre los átomos; según sea la
naturaleza de los elementos estas pueden ser:
- Uniones o Enlace Iónico (también llamado Electrovalente)
- Uniones o Enlace Covalente
- Uniones o Enlace Metalico
26
Uniones químicas
Cuando los átomos interactúan para formar enlaces químicos, solo entran en contacto los
electrones de la capa de valencia.
Con el objeto de destacar los electrones de valencia y seguir su comportamiento en
una reacción química, se utilizan lo símbolos de puntos de Lewis. Esta estructura propuesta
por Lewis está formada por el símbolo del elemento y un punto por cada electrón de
valencia que contenga éste átomo.
Con excepción del helio, el número de electrones de valencia de un átomo
Representativo es el mismo que el número de grupo al cual pertenece.
A continuación se muestra una tabla con los símbolos de Lewis para distintos
elementos. Los metales de transición y los de transición interna tienen capas internas
incompletas y en general no es posible escribir símbolos de Lewis sencillos.
El enlace iónico
En la unidad anterior se estudió la variación de propiedades periódicas tales como la
electronegatividad y la afinidad electrónica de los elementos. Tal como se recordará aquellos
elementos con energía de ionización baja forman cationes, en tanto que los que tienen
afinidad electrónica alta, tienden a formar aniones. Los metales alcalinos y los
alcalinotérreos son los que presentan la tendencia más alta a formar cationes, en tanto que
los halógenos y el oxígeno son los que tienden a formar aniones. Entonces los elementos con
características similares formarán un tipo de unión llamado enlace iónico.
Un enlace iónico es la fuerza que mantiene unidos a los iones de un compuesto iónico.
El esquema muestra el aspecto electrónico del enlace
27
Uniones químicas
En el ejemplo puede notarse que cuando los átomos entran en contacto, el electrón
de valencia o de capa externa del sodio se transfiere al cloro y de esta manera cumplen
ambos con la teoría de Lewis.
En este caso hay una transferencia de dos electrones por parte del magnesio, de los
cuales sólo uno es recibido por cada átomo de bromo y de este modo logra la configuración
de gas noble más cercano.
El NaCl, MgBr2 y otros compuestos de naturaleza iónica, en realidad no existen como
entidades aisladas, sino que cada catión se estabiliza cuando está rodeado por una cantidad
determinada de aniones y los aniones solo se estabilizan cuando se encuentra rodeado por
iones de carga opuesta.
Como consecuencia de esta necesidad de estabilidad es que se forman los
denominados sistemas extendidos.
El enlace covalente en las moléculas
Las moléculas son conjuntos de átomos que se encuentran unidos a través de enlaces
químicos llamados covalentes.
El enlace covalente es aquel en el que los átomos comparten pares de electrones y de
esta manera adquieren la configuración del gas noble más cercano, cumpliendo con la teoría
de Lewis.
Sin dudas, el caso más simple, pero a la vez más ilustrativo, de este tipo de enlace lo
muestra la molécula de hidrógeno H2. Un átomo aislado de hidrógeno tiene la configuración
28
Uniones químicas
electrónica del estado fundamental 1s1, con la densidad de probabilidad de encontrar este
único electrón esféricamente distribuida en torno al núcleo del hidrógeno (figura a).
Cuando dos átomos de hidrógeno se acercan uno a otro, el electrón de cada átomo
es atraído por el núcleo del otro átomo de hidrógeno tanto como por su propio núcleo
(figura b).
Si estos dos electrones tienen espines opuestos de forma que pueden ocupar la
misma región (orbital), ambos electrones pueden ocupar preferencialmente la región entre
los dos núcleos.
(figura c):
Los electrones son compartidos entre los dos átomos de hidrógeno, y se forma un
enlace covalente simple. Se dice que los orbitales 1s se solapan, así que ambos electrones
ahora están en los orbitales de los dos átomos de hidrógeno. Mientras más se aproximan los
átomos, más cierto es esto. En este sentido, cada átomo de hidrógeno ahora tiene la
configuración del helio 1s2.
Los átomos enlazados tienen una energía inferior a los átomos separados y es
también un justificativo para que la unión se lleve a cabo, ya que todos los sistemas tienden
al estado de mínima energía. Lo anterior queda representado en una curva conocida como
curva de energía potencial que muestra la variación de energía del sistema en función de la
distancia entre los átomos que formarán la molécula.
Otro ejemplo interesante es el de la molécula de flúor F2. La configuración electrónica
del flúor es 1s22s22p5. Los electrones del nivel 1s no participan del enlace, por lo que se
considera sólo a los 7 electrones, que como recordará se denominan “de valencia”, por lo
que
la
formación
del
enlace
representado
según
Lewis
será:
29
Uniones químicas
También pueden encontrarse representaciones en donde en lugar de un par de
electrones segrafica una línea llena que los representa. F--- F
Observe que en la formación de F2 solo participan dos electrones de valencia (cada
átomo aporta solamente 1 electrón). Los demás electrones que no intervienen en el enlace
se llaman par de electrones libres o no enlazantes, entonces cada átomo de flúor en el
enlace tiene 3 pares de electrones libres.
En los ejemplos citados los átomos se unen a través de un par de electrones, (dos
electrones entre los átomos enlazados) por lo que se forma una unión que recibe el nombre
de enlace simple.
En muchos compuestos se forman enlaces múltiples, es decir son enlaces en las que
los átomos comparten dos o tres pares de electrones.
Si dos átomos comparten dos pares de electrones, el enlace covalente se denomina
enlace doble. El enlace triple surge cuando dos átomos comparten tres pares de electrones.
Algunos ejemplos los constituye la molécula de dióxido de carbono y la de nitrógeno,
respectivamente.
Es importante tener en cuenta que los enlaces múltiples son más cortos que los
enlaces sencillos. La longitud de enlace se define como la distancia entre el núcleo de dos
átomos unidos por el enlace covalente de una molécula.
30
Uniones químicas
Enlace covalente coordinado
El enlace covalente se llama coordinado cuando uno sólo de los átomos aporta el par
de electrones que se comparte y sigue conservando ocho electrones en su nivel externo. Un
ejemplo muy conocido es el presenta el SO2.
Estructuras de Lewis para sistemas poliátomicos
Para poder representar los enlaces involucrados en las moléculas usando estructuras
de Lewis, se tienen en cuenta una serie sencilla de reglas.
1. Sumar los electrones de valencia de todos los átomos y si se trata de un anión se suman la
cantidad de electrones que contribuyen a la carga. En el caso de los cationes, los electrones
se restan.
2. Escribir los símbolos de los átomos para indicar cuales están unidos entre si tratando de
lograr una estructura ordenada. En general el átomo menos electronegativo es el que se
ubica en el centro.
3. Completar los octetos de los elementos unidos al átomo central (recordar que en el caso
del hidrógeno, este logra la configuración del He).
Colocar el resto de los electrones en el átomo central. Si no hay suficientes electrones para
que este complete su octeto, intentar con enlaces múltiples.
Algunos ejemplos
*Molécula de H3COH (metanol)
1. las configuraciones electrónicas de las capas externas de los elementos involucrados son:
C 2s22p2; O 2s22p4; H 1s1, por lo que el total de electrones de valencia será 14.
31
Uniones químicas
2. la distribución de los átomos será
3. se dibuja un enlace covalente sencillo entre el C y cada uno de los tres átomos de H y con
el átomo de O. Luego se dibuja el enlace entre el O y el H.
con la estructura anterior cada uno de los elementos involucrados cumple con la teoría de
Lewis y que efectivamente, cada átomo logra la configuración de gas noble más cercano en
la tabla periódica.
* el anión CO3 2- (carbonato)
C 2s22p2 y O 2s22p4 y además deben sumarse dos electrones ya que se trata de un anión con
dos cargas, por lo que el total de electrones de valencia será 24.
2. la distribución de átomos será
3. se intenta en primer lugar con enlaces sencillos, lo que origina la siguiente
Representación:
32
Uniones químicas
4. como el C no completa el octeto, entonces se hace necesario utilizar un enlace
múltiple
5.
*el catión NH4 + (amonio)
N 1s22s22p3 y H 1s1, además debe restarse un electrón ya que se trata de un catión con una
carga, por lo que el total de electrones de valencia será 7.
2. la distribución de los átomos que forman la molécula será
3. se intenta en primer lugar con enlaces sencillos. Como puede notarse todos los
átomos cumplen con la teoría de Lewis. Tenga en cuenta que el enlace entre el nitrógeno y
uno de los átomos de hidrógeno es dativo o coordinado (compare este
esquema con el correspondiente al amoníaco NH3)
33
Uniones químicas
Enlace metálico
En general los metales son elementos químicos y por lo tanto están constituidos por
un solo tipo de átomos, pero esos átomos están enlazados a través de un tipo particular de
enlace.
Para poder explicar este enlace es necesario definir un nuevo concepto, el de kernel.
Los kernel están formados por los núcleos de los átomos y todos sus electrones excepto los
de valencia, por lo tanto tendrá naturaleza positiva.
En el enlace metálico los kernels están rodeados por los electrones de valencia que
se encuentran deslocalizados a modo de un mar de electrones, pudiendo éstos desplazarse
en todas direcciones
La fuerza de cohesión entre estos kernel y los electrones deslocalizados se llama
enlace metálico.
Las características del enlace permiten explicar las propiedades de los metales y que
permiten diferenciarlos de otros compuestos y sustancias.
Ejercitación:
1- Cuando se combinan dos elementos A y B pertenecientes IIA y VIIA respectivamente se
forma:
a- Una unión iónica doble
b- Dos uniones covalentes simples
c- Dos uniones covalentes coordinadas
d- Dos uniones iónicas simples
e- Una unión covalente simple
2- ¿En cuál de los siguientes casos puede esperarse la formación de una unión covalente
coordinada?
a- Cuando se combinan dos átomos de igual electronegatividad
34
Uniones químicas
b- Cuando uno de los átomos toma dos electrones del otro y hay una verdadera cesión de
electrones.
c- cuando uno de los átomos tiene un par de e- libres y ya tiene formado su octeto.
d- cuando los dos átomos reaccionantes no tienen completo su octeto
e- ninguna es correcta
3- en el compuesto amoniaco NH3 hay
a- 3 enlaces covalentes dativos
b- 2 enlaces covalentes y un covalente dativo
c- 3 enlaces covalentes simples
d- tres enlaces iónicos.
e- ninguna es correcta.
4- En el compuesto acido nítrico HNO3 hay:
a- 2 enlaces covalentes dativos y un enlace covalente simple.
b- un enlace covalente doble, dos enlaces covalentes simples y uno dativo.
c- un enlace covalente doble y un enlace covalente dativo
d- un enlace covalente simple, un covalente dativo y un enlace iónico.
e- ninguno es correcto.
5- Entre un elemento con Z=6 y otro con Z=8 se forman:
a- solamente enlaces iónicos.
b- solamente enlaces covalentes dativos
c-enlaces puente de hidrógeno
d- enlaces covalentes
e- ninguna de las anteriores
6- Realiza el diagrama de puntos del ion NH4+ e indica la veracidad o falsedad de las
siguientes afirmaciones:
a- posee 3 enlaces covalentes y un enlace iónico.
b- el N aporta 5e- para la formación de los enlaces presentes en la molécula.
c- tiene 3 enlaces iónicos y un enlace coordinado.
d- cuenta con 4 enlaces covalentes.
7- Representa las estructuras de Lewis de las siguientes moléculas
a.CCl4
b. Cl2
c. HClO2
d. NaCl
8. Indica la polaridad de las siguientes moléculas con una flecha.
a. F2
b. HBr
c. CCl4
d. SO2
e. CO2
9. Indica cual de las siguientes opciones es correcta:
35
Uniones químicas
a. el KF tiene menor punto de fusión que el NaCl.
b. la molécula de BrCl tiene mayor polaridad que la de ICl.
c. las moléculas O2-SO2-NaO están ordenadas según su polaridad decreciente.
e. Ninguna es correcta.
10. Indica la opción incorrecta:
a. En la molécula de HF se forma un enlace covalente.
b. El fósforo no cumple la ley del octeto al formar la molécula de PCl5
c. La diferencia entre el enlace covalente dativo y el covalente común reside en la fuerza del
enlace.
11. Para cada uno de los siguientes pares de elementos, establezca si el compuesto binario
(solo dos tipos de átomos) que forman es iónico o covalente:
a) I y Cl
b) Mg y F
c) B y F
d) K y Br
e) Ca y O
f) C y O
12. Indique el tipo de unión existente en los siguientes sistemas:
a- Fluoruro de calcio sólido (CaF2)
b- Cloruro de hidrogeno gaseoso (HCl)
c- Hierro sólido
d- Diamante
e- Grafito
f- Cloruro de sodio (sal de mesa)
g- Dióxido de azufre gaseoso ( SO2)
h- Oxido de calcio (CaO)
i- Plomo sólido
13. El enlace de los átomos de cloro y de potasio es iónico. ¿Cuál es la razón de ello?
a- difieren mucho de tamaño
b- el Cl tiene mayor potencial de ionización que el K
c- la electronegatividad del Cl difiere mucho de la del K
14. Un elemento X, del grupo IA, reacciona con un elemento Y, del grupo VI. Señale cuales de
las siguientes afirmaciones son correctas:
a) X es un no metal
36
Uniones químicas
b) Y es un metal
c) La fórmula del compuesto es XY2
d) El compuesto es iónico.
37
Nomenclatura química
Unidad N° 4
NOMENCLATURA QUÍMICA
INTRODUCCIÓN
Cuando la química era una ciencia joven y el número de compuestos conocidos era
pequeño, era posible memorizar todos los nombres. Muchos nombres se derivaban de su
aspecto físico, de sus propiedades, de su origen o de sus aplicaciones; por ejemplo, leche de
magnesia (hidróxido de magnesio), gas hilarante (óxido nitroso), piedra caliza (carbonato de
calcio), soda caústica (hidróxido de sodio), lejía (hipoclorito de sodio), etc.
En la actualidad el número de compuestos conocidos sobrepasa los 13 millones, por lo
que los químicos han diseñado un sistema claro para nombrar las sustancias químicas. Las
reglas propuestas son aceptadas mundialmente, lo que facilita la comunicación entre los
químicos y proporciona una forma útil para trabajar con la abrumadora variedad de
sustancias.
Para iniciar el estudio de la nomenclatura química (el nombre de los compuestos), es
necesario primero distinguir entre compuestos inorgánicos y orgánicos. Los compuestos
orgánicos contienen carbono, comúnmente combinado con elementos como hidrógeno,
nitrógeno, oxígeno y azufre. El resto de los compuestos se clasifica como compuestos
inorgánicos. Por conveniencia, algunos compuestos que contienen carbono, como el
monóxido de carbono (CO), dióxido de carbono (CO2), disulfuro de carbono (CS2),
compuestos que contiene el grupo cianuro (CN-), así como los grupos carbonatos (CO32-) y
bicarbonatos (HCO3-) se consideran compuestos inorgánicos.
Las sustancias inorgánicas simples o elementos son aquellas formadas por una sola
clase de átomos, los que se encuentran unidos por enlaces covalentes puros. Ej.: H 2, O2, He,
Fe, etc.
Los compuestos inorgánicos pueden ser clasificados de acuerdo al número de elementos
químicos diferentes que constituyen la fórmula química del compuesto.
Los compuestos binarios son aquellos constituidos por dos elementos diferentes
(independientemente del número de cada uno de ellos presentes en su fórmula química).
Ej.: HCl, N2O, BaS, Fe2O3, CO2, Mn2O7, etc.
38
Los compuestos ternarios están constituidos por tres elementos diferentes
(independientemente del número de cada uno de ellos presentes en su fórmula química).
Ej.: Na2CO3, KOH, H2SO4, etc.
Los compuestos cuaternarios tienen cuatro elementos diferentes (independientemente
del número de cada uno de ellos presentes en su fórmula química). Ej.: NaHCO3, KNaSO 4,
etc.
Para aprender correctamente y de la forma más rápida la nomenclatura y formulación
química son imprescindibles los siguientes puntos:
 Saber los símbolos de todos los elementos químicos de la Tabla Periódica.
 Saber los elementos que están incluidos en los 18 grupos de la Tabla Periódica.
 Localizar cualquier elemento químico en su grupo correspondiente.
 Saber qué elementos son metales y cuáles son no metales.
 Conocer el significado y los números de oxidación de los elementos químicos.
Concepto de número de oxidación
Cada átomo de un compuesto se caracteriza por un estado de oxidación, debido a los
electrones ganados o perdidos (totalmente en los compuestos iónicos o parcialmente en los
covalentes) con respecto al átomo aislado. El número (positivo en los que pierden
electrones, negativo en los que ganan electrones) que indica este estado se llama número
de oxidación (n.o.) del elemento en dicho compuesto.
El n.o. se define como la carga eléctrica formal (puede que no sea real) que se asigna a
un átomo en un compuesto.
Para asignar el n.o. a cada átomo en una especie química se emplea un conjunto de
reglas (que se pueden deducir fácilmente a partir de la configuración electrónica), que se
pueden resumir del modo siguiente:
 El n.o. de todos los elementos libres es cero, en cualquiera de las formas en que
se presenten: Ca metálico, He, N2, P4, etc. (En moléculas con átomos iguales, N2,
H2, etc., los electrones del enlace están compartidos equitativamente y no se
pueden asignar a ninguno de los átomos).
 El n.o. de cualquier ión monoatómico es igual a su carga eléctrica. Así, los n.o. del
S2–, Cl–, K+ y Zn2+ son, respectivamente, –2, –1, +1 y +2, que coinciden con sus
respectivas cargas eléctricas (reales).
39
 El n.o. del H en sus compuestos es +1, excepto en los hidruros metálicos, que es
–1.
 Los n.o. para el O son: a) -2 a menos que se combine con el F; b) -1 en los
peróxidos (O2)2-; c) -1/2 en superóxidos (O2)1-; d) -1/3 en ozónidos (O3)1-.
 El n.o. de los metales alcalinos es siempre +1.
 El n.o. de los metales alcalinotérreos es siempre +2.
 El n.o. del F en sus compuestos es siempre –1. El n.o de los demás halógenos
varía desde ±1 a ±7, siendo positivo cuando se combina con el O o con otro
halógeno más electronegativo.
 La suma algebraica de los n.o. de los átomos de una molécula es cero, y si se
trata de un ion, igual a la carga del ion.
Con estas reglas se puede calcular fácilmente el n.o. de cualquier elemento en una
especie química. Así, en NH3 y ClO3– los n.o. son: N = –3, H = +1, Cl = +5 y O = –2.
En la Tabla Periódica se encuentran detallados los n.o. de todos los elementos cuando
forman parte de compuestos.
Conviene insistir que, en general, el n.o. no representa la carga eléctrica real de un
átomo en un compuesto. Por ejemplo, en NO y CaO el n.o. del O es –2 en ambos
compuestos; pero en NO no existe realmente una carga de –2 en el átomo de O, ni de +2 en
el de nitrógeno, pues se trata de un compuesto covalente. En cambio, en CaO si ocurre esto,
porque es iónico.
Número de oxidación y valencia
La valencia son los electrones que un átomo pone en juego en un enlace. Son los
electrones que se ganan, pierden o comparten. La valencia a diferencia del número de
oxidación, no tiene signo.
Es importante distinguir entre n.o. y valencia. Consideremos, por ejemplo, los siguientes
compuestos del carbono:
–4
–2
0
+4
CH4
CH3Cl
CH2Cl2
CCl4
En todos ellos el carbono presenta invariablemente su valencia de 4, mientras que su
n.o. es distinto en cada compuestos (se indica encima del símbolo).
40
Sustancias simples o elementos: H2, O2, O3, He, Cu, Fe, Ag, etc.
Metálicos: BaH2, CaH2,
LiH, NaH, KH, etc.
Hidruros
No metálicos: HCl(g),
HF(g), H2S(g), H3N, etc.
Binarios
Hidrácidos
HCl(ac), HF(ac), H2S(ac),
etc.
Sales neutras
KI, NaCl, CaF2, FeS,
AlCl3, etc.
Metálicos: Na2O, CaO,
MgO, Al2O3, PbO2, etc.
Óxidos
Sustancias
inorgánicas
Compuestos
Ternarios
No metálicos: NO2,
SO3, CO2, N2O5, etc.
Peróxidos
K2O2, H2O2, CaO2, etc.
Hidróxidos
KOH, NaOH, Ba(OH)2,
Al(OH)3, Fe(OH)3 , etc.
Oxoácidos
H2CO3, HNO3, HIO,
H2SO4, etc.
Oxosales
K2SO4, Na2CO3, etc.
Sales ácidas derivadas de hidrácidos
NaSH, Ca(SH)2, etc.
Sales de amonio derivadas de hidrácidos
NH4Cl, NH4I, etc.
Oxosales ácidas
NaHSO4, KHCO3, etc.
Cuaternarios
Sales básicas
MgOHCl, Cu(OH)2CO3
Sales dobles
KAl(SO4)2, LiKSO4, etc.
Oxosales de amonio
(NH4)2SO4, (NH4)IO3,
etc. Excepto NH4NO3
41
Para moléculas neutras, la suma algebraica de los números de oxidación de los elementos
involucrados, multiplicado por sus respectivas atomicidades, debe ser igual a cero. Dicho
de otra manera, el número de oxidación aportado por la parte electronegativa debe ser
igual, en valor absoluto, al aportado por la parte electropositiva. Para conseguirlo el
procedimiento más utilizado es intercambiar los números de oxidación y simplificar
cuando sea posible
NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGÁNICOS
Se aceptan tres tipos de nomenclaturas para nombrar compuestos químicos
inorgánicos:
 SISTEMÁTICA: También llamada nomenclatura por atomicidad o estequiométrica, es el
sistema recomendado por la IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada).
Debe escribirse primero los elementos menos electronegativos, seguidos de los más
electronegativos, cada uno afectado por un subíndice que indica el número de átomos
que estos aportan para formar la molécula (atomicidad).
Se debe nombrar primero al anión y luego al catión.
Para indicar la atomicidad de cada uno de los elementos presentes en cada molécula se
usan prefijos numéricos griegos:
Prefijo griego
atomicidad
mono1
di2
tri3
tetra4
penta5
hexa6
hepta7
oct8
El prefijo mono, si resulta innecesario, puede omitirse. No es necesario mencionar las
proporciones estequiométricas si en el compuesto interviene un elemento de n.o.
constante.
Ejemplos:
Cl2O7: heptaóxido de dicloro
CrBr3: tribromuro de cromo
CO: monóxido de carbono
 STOCK: el número de oxidación del elemento se indica en números romanos y entre
paréntesis inmediatamente después del nombre. Si en el compuesto interviene un
elemento cuyo número de oxidación es cte., es innecesario indicarlo.
42
Ejemplos:
MnO: óxido de manganeso (II)
Mn2O3: óxido de manganeso (III)
MnO2: óxido de manganeso (IV)
 TRADICIONAL: En este sistema de nomenclatura se indica la valencia del elemento de
nombre específico con una serie de prefijos y sufijos. De manera general las reglas son:

Cuando el elemento sólo tiene un número de oxidación, simplemente se coloca el
nombre del elemento precedido de la sílaba “de” y en algunos casos se puede optar
a usar el sufijo –ico.
Ej. K2O, óxido de potasio u óxido potásico.

Cuando tiene dos números de oxidación se usan los sufijos -oso (cuando el
elemento usa el menor n.o.) e -ico (cuando el elemento usa el mayor n.o.).
Ej. Fe+2O-2 (hierro con n.o. +2): óxido ferroso.
Fe2+3O3-2 (hierro con n.o. +3): óxido férrico.

Cuando tiene tres números de oxidación se usan los prefijos y sufijos
hipo- … -oso (para el menor n.o.)
… -oso (para el n.o. intermedio)
… -ico (para el mayor n.o.)

Cuando tiene cuatro números de oxidación se usan los prefijos y sufijos.
hipo- … -oso (para n.o. 1 y 2)
… -oso (para n.o. 3 y 4)
… -ico (para n.o. 5 y 6)
per- … -ico (para n.o. 7):
1 – COMPUESTOS INORGÁNICOS BINARIOS
1.1) HIDRUROS: son compuestos binarios constituidos por hidrógeno (H) y otro elemento
(metálico o no metálico). De acuerdo al elemento que está unido al H, se
clasifican en:
43
1.1.1) HIDRUROS METÁLICOS (iónico): combinación del ión hidruro (H-, n.o. = -1) con
cationes metálicos (Mn+. n.o. = +n). Para escribir su fórmula, se coloca primero el
símbolo del metal y se coloca como subíndice del hidrógeno el n.o. del metal.
Nomenclatura sistemática: se antepone hidruro de seguido del nombre del elemento
metálico, indicando la proporción entre ellos.
Nomenclatura de Stock: se antepone hidruro de seguido del nombre del elemento
metálico. Cuando el metal posee más de un n.o. este se indica entre paréntesis con
números romanos.
Nomenclatura tradicional: se antepone hidruro de seguido del nombre del elemento
metálico. Cuando el metal posee más de un n.o. se debe colocar el sufijo oso para
indicar el menor de estos e ico para indicar el mayor.
Fórmula
NaH
CaH2
AlH3
PbH4
FeH2
Sistemática
Nomenclatura
Stock
Tradicional
monohidruro de sodio
dihidruro de calcio
trihidruro de aluminio
tetrahidruro de plomo
dihidruro de hierro
hidruro de sodio
hidruro de calcio
hidruro de aluminio
hidruro de plomo (IV)
hidruro de hierro (II)
hidruro de sodio
hidruro de calcio
hidruro de aluminio
hidruro plúmbico
hidruro ferroso
1.1.2) HIDRUROS NO METÁLICOS (covalente): combinaciones del H (n.o. = +1) con los no
metales C, Si, N, P, As, Sb y O. Sus disoluciones en agua no presentan carácter ácido.
Todos reciben nombres particulares aceptados por la IUPAC. En todos los casos los
elementos actúan con el menor n.o.
Fórmula
BH3
SiH4
NH3
PH3
AsH3
SbH3
H2O
CH4
Nomenclatura
Sistemática
Tradicional
trihidruro de boro
tetrahidruro de silicio
trihidruro de nitrógeno
trihidruro de fosforo
trihidruro de arsénico
trihidruro de antimonio
tetrahidruro de carbono
borano
silano
amoníaco
fosfina
arsina
estibina
agua
metano
44
1.1.3) HIDRUROS NO METÁLICOS DE CARÁCTER ÁCIDO (covalentes): Son combinaciones
del H (n.o. = +1) con F, Cl, Br, I (n.o. = –1) y S, Se, Te (n.o. = –2). Tales compuestos dan
disoluciones ácidas cuando se disuelven en agua, llamándose en ese caso
HIDRÁCIDOS. Los no metales que los forman actúan siempre con su menor n.o.
Para escribir su fórmula, se coloca primero el hidrógeno seguido del no metal y se
coloca como subíndice del hidrógeno el n.o. del metal.
Nomenclatura tradicional: en estado gaseoso (estado natural) se designan añadiendo
el sufijo uro al nombre del elemento y agregando a continuación de hidrógeno.
Disueltos en agua llevan el nombre de ácido seguido del nombre del no metal al que
se le agrega el sufijo hídrico.
Fórmula
HF
HBr
H2S
H2Te
Nomenclatura tradicional
en estado gaseoso
en solución acuosa
fluoruro de hidrógeno
bromuro de hidrógeno
sulfuro de hidrógeno
teleruro de hidrógeno
ácido fluorhídrico
ácido bromhídrico
ácido sulfhídrico
ácido telurhídrico
1.2) ÓXIDOS: son compuestos binarios constituidos por oxígeno y otro elemento (metal o no
metal). De acuerdo al elemento que está unido al O, se clasifican en:
1.2.1) ÓXIDOS BÁSICOS: resultan de la combinación de un elemento metálico y oxígeno
(n.o. = -2). El carácter básico de estos óxidos, se deben a que reaccionan con ácidos
para dar como producto una sal.
Los óxidos básicos que se disuelven en agua dan compuestos denominados bases o
hidróxidos que se estudiarán más adelante.
Para escribir su formula se coloca el símbolo del metal seguido del oxígeno, se coloca
como subíndice del metal el n.o. del oxígeno y como subíndice del oxígeno el n.o. del
metal. Si los subíndices son divisibles entre sí, se simplifican.
45
Nomenclatura sistemática: se indica primero el número de átomos de oxígeno
seguido de la preposición de y del número de átomos del elemento metálico y su
nombre. El prefijo mono se omite para el metal.
Nomenclatura de Stock: se coloca la palabra óxido (de) seguido del nombre del
elemento metálico. Cuando el metal posee más de un n.o. este se indica entre
paréntesis con números romanos.
Nomenclatura tradicional: se antepone óxido (de) seguido del nombre del elemento
metálico. Cuando el metal posee dos n.o. se debe colocar el sufijo oso para indicar el
menor de estos e ico para indicar el mayor.
Fórmula
Na2O
ZnO
PbO
PbO2
Fe2O3
Cr2O3
Sistemática
monóxido de sodio
monóxido de zinc
monóxido de plomo
dióxido de plomo
trióxido de dihierro
trióxido de dicromo
Nomenclatura
Stock
óxido de sodio
óxido de zinc
óxido de plomo (II)
óxido de plomo (IV)
óxido de hierro (III)
óxido de cromo (III)
Tradicional
óxido de sodio
óxido de zinc
óxido plumboso
óxido plúmbico
óxido férrico
óxido crómico
1.2.2) ÓXIDOS ÁCIDOS: resultan de la combinación de un no metal y oxígeno (n.o. = -2).
Se caracterizan por reaccionar con el agua para formar oxoácidos.
Para escribir su formula se coloca el símbolo del no metal seguido del oxígeno, se
coloca como subíndice del metal el n.o. del oxígeno y como subíndice del oxígeno el
n.o. del metal. Si los subíndices son divisibles entre sí, se simplifican.
Nomenclatura sistemática y Stock: se procede de la misma manera que para básicos.
Nomenclatura tradicional: se antepone la palabra anhídrido seguido del nombre del
elemento no metálico terminado en ico (cuando el no metal tiene un solo n.o.)
Cuando el no metal posee dos n.o. se debe colocar el sufijo oso para indicar el menor
de estos e ico para indicar el mayor. Cuando el no metal puede actuar con cuatro n.o.
(Cl, Br, I) se antepone la palabra anhídrido y al no metal se lo nombra como sigue:
hipo(no metal)oso (n.o.=+1)
(no metal)oso (n.o.=+3)
(no metal)ico (n.o.=+5)
per(no metal)ico (n.o.=+7)
46
Fórmula
CO2
SO2
Cl2O
Br2O5
I2O7
Sistemática
dióxido de carbono
dióxido de azufre
monóxido de dicloro
pentóxido de bromo
heptóxido de iodo
Nomenclatura
Stock
óxido de carbono (IV)
óxido de azufre (IV)
óxido de cloro (I)
óxido de bromo (V)
óxido de iodo (VII)
Tradicional
anhídrido carbónico
anhídrido sulfuroso
anhídrido hipocloroso
anhídrido brómico
anhídrido periódico
Notas:
1) El nitrógeno presenta un comportamiento especial. Con números de oxidación +3 y +5
forma los óxidos nitroso (N2O3) y nítrico (N2O5), respectivamente. Pero con +1 forma en
monóxido de dinitrógeno (N2O), con +2 el monóxido de nitrógeno (NO) y con +4 el dióxido
de nitrógeno (NO2).
2) El manganeso con números de oxidación +6 y +7 forma los anhídridos mangánico (MnO3)
y permangánico (Mn2O7), respectivamente.
3) El cromo con números de oxidación +6 forma el anhídrido crómico (CrO3).
1.2.4) ÓXIDOS ANFÓTEROS: son óxidos metálicos que se comportan como óxidos ácidos
frente a las bases fuertes y como óxidos básicos frente a ácidos fuertes.
Los metales que forman estos óxidos son: Be, Al, Ga, Sn, Pb, Zn, Cr.
Se designan de la misma forma que lo óxidos básicos.
1.2.5) ÓXIDOS NEUTROS: provienen de no metales y no tiene propiedades ácidas ni
básicas. No reaccionan con el agua.
Ejemplos:
NO: monóxido de nitrógeno
NO2: dióxido de nitrógeno
CO: monóxido de carbono
MnO2: dióxido de manganeso
SO: monóxido de azufre
1.2.6) PERÓXIDOS: son óxidos que se caracterizan por presentar en su molécula en anión
peróxido, O22- (n.o. = -2). Se denominan así porque estas moléculas presentan mayor
47
cantidad de oxígeno que los óxidos correspondientes. Solo forman peróxidos los
elementos de los grupos IA y IIA de la tabla periódica.
 Los elementos del grupo IA actúan con n.o. = +1 y por lo tanto forman peróxidos
de fórmula general: E2O2.
 Los elementos del grupo IA actúan con n.o. = +2 y por lo tanto forman peróxidos
de fórmula general: EO2.
Fórmula
H2O2
Li2O2
K2O2
BeO2
MgO2
CaO2
Nomenclatura
peróxido de hidrógeno
peróxido de litio
peróxido de potasio
peróxido de berilio
peróxido de magnesio
peróxido de calcio
1.3) SALES DE HIDRÁCIDOS: sustancia resultante de la sustitución de los átomos de
hidrógeno de un hidrácido por átomos de un metal.
Nomenclatura tradicional: se escribe el nombre del elemento no metálico terminado
en uro, seguida del nombre del elemento metálico. Si el metal posee dos n.o., se
agrega el sufijo oso para indicar el menor de estos e ico para indicar el mayor.
Fórmula
NaCl
CaS
PbF2
Fel3
Co2S3
Sistemática
cloruro de sodio
sulfuro de calcio
difluoruro de plomo
triyoduro de hierro
trisulfuro de dicolbato
Nomenclatura
Stock
cloruro de sodio
sulfuro de calcio
fluoruro de plomo (II)
ioduro de hierro (III)
sulfuro de cobalto (III)
Tradicional
cloruro de sodio
sulfuro de calcio
fluoruro plumboso
ioduro férrico
sulfuro cobáltico
48
1.4) COMPUESTOS ENTRE NO METALES: resulta de la combinación de dos elementos no
metálicos.
Nomenclatura sistemática: Para designar estos compuestos se agrega la terminación
uro al no metal más electronegativo, precedida de un prefijo que indica la cantidad
de átomos de este y a continuación se designa el otro no metal.
Nomenclatura de Stock: se escribe el nombre del elemento no metálico más
electronegativo terminado en uro, seguida del nombre del otro elemento no
metálico. Cuando el no metal posee más de un n.o. este se indica entre paréntesis
con números romanos.
Nomenclatura
Fórmula
PCl3
PCl5
CCl4
SiC
IBr
NCl3
Sistemática
Stock
tricloruro de fósforo
pentacloruro de fósforo
tetracloruro de carbono
carburo de silicio
bromuro de yodo
tricloruro de nitrógeno
cloruro de fósforo (III)
cloruro de fósforo (V)
cloruro de carbono (IV)
carburo de silicio
bromuro de yodo (I)
cloruro de nitrógeno (III)
2 – COMPUESTOS INORGÁNICOS TERNARIOS
2.1) HIDRÓXIDOS: compuestos ternarios constituidos por un elemento metálico, oxígeno e
hidrógeno. El oxígeno y el hidrógeno se encuentran unidos formando
una especie iónica con una carga negativa, llamada ion oxidrilo o
hidroxilo (OH-). Para escribir su formula se coloca el símbolo del metal
seguido del ion oxidrilo, se coloca como subíndice del ion oxidrilo el
n.o. del metal.
Nomenclatura sistemática: se coloca la palabra hidróxido precedida del prefijo que
indica la cantidad de oxidrilos que hay en la fórmula y a continuación el nombre del
metal.
Nomenclatura de Stock: se coloca la palabra hidróxido (de) seguido del nombre del
elemento metálico. Cuando el metal posee más de un n.o. este se indica entre
paréntesis con números romanos.
49
Nomenclatura tradicional: se antepone hidróxido (de) seguido del nombre del
elemento metálico. Cuando el metal posee dos n.o. se debe colocar el sufijo oso para
indicar el menor de estos e ico para indicar el mayor.
Nomenclatura
Fórmula
Na(OH)
Ca(OH)2
Cu(OH)
Fe(OH)3
Pb(OH)4
Sistemática
monohidróxido de sodio
dihidróxido de calcio
monohidróxido de cobre
trihidróxido de hierro
tetrahidróxido de plomo
Stock
hidróxido de sodio
hidróxido de calcio
hidróxido de cobre (I)
hidróxido de hierro (III)
hidróxido de plomo (IV)
Tradicional
hidróxido de sodio
hidróxido de calcio
hidróxido cuproso
hidróxido férrico
hidróxido plúmbico
2.2) OXOÁCIDOS: son compuestos ternarios formados por un elemento no metálico,
hidrógeno (n.o. = +1) y oxígeno (n.o. = -2). Se obtienen a partir del
óxido ácido o anhídrido correspondiente sumándole una molécula de
agua.
Para escribir su fórmula:
 Se coloca el símbolo del hidrógeno, seguido del no metal y por
último el oxígeno.
 Si el n.o. del no metal es impar se coloca un átomo de hidrógeno, si
es par se colocan dos.
 El número de átomos de oxígeno se obtiene sumando el n.o. del no
metal más el número de átomos de hidrógeno y dividiendo el
resultado entre dos.
Nomenclatura sistemática: se indica el número de oxígenos presentes en la fórmula
mediante prefijos seguida del sufijo oxo. A continuación se designa el elemento no
metálico terminado siempre en
ato. Finalmente se designa el de hidrógeno
precedido del prefijo que indica la cantidad de este elemento en la fórmula.
Nomenclatura de Stock: se coloca el nombre del elemento no metálico terminado en
ato y el n.o. del mismo entre paréntesis y en números romanos, a continuación se
agrega de hidrógeno.
50
Nomenclatura tradicional: se coloca la palabra ácido (de) seguido del nombre del no
metal terminado en ico (cuando el no metal tiene un solo n.o.). Cuando el no metal
posee dos n.o. se debe colocar el sufijo oso para indicar el menor de estos e ico para
indicar el mayor. Cuando el no metal puede actuar con cuatro n.o. (Cl, Br, I) se lo
nombra como sigue:
hipo(no metal)oso (n.o. = +1, +2)
(no metal)oso (n.o.=+3, +4)
(no metal)ico (n.o.=+5, +6)
per(no metal)ico (n.o.= +7)
Fórmula
H2SO3
HNO3
HClO4
H2CO3
HBrO
Sistemática
trioxosulfato de diH
trioxonitrato de H
tetraoxoclorato de H
trioxocarbonato de diH
monooxobromato de H
Nomenclatura
Stock
sulfato (IV) de H
nitrato (V) de H
clorato (VII) de H
carbonato (IV) de H
bromato (I) de H
Tradicional
ácido sulfuroso
ácido nítrico
ácido perclórico
ácido carbónico
ácido hipobromoso
Notas:
1) El nitrógeno solo forma oxoácidos con los n.o. +3 (ácido nitroso) y +5 (ácido nítrico).
2) El cromo con n.o. +6 forma el ácido crómico (H2CrO4). Este ácido es inestable y se
descompone con pérdida de agua originando el ácido dicrómico (H2Cr2O7) según la siguiente
reacción:
2 H2CrO4  H2Cr2O7 + H2O
3) El manganeso con los n.o. +6 y +7 forma los ácidos mangánico (H2MnO4) y permangánico
(HMnO4), respectivamente.
51
Ácidos meta, piro y orto.
Los óxidos ácidos de los elementos P, As, Sb, B pueden reaccionar con una, dos o tres
moléculas de agua originando los ácidos denominados meta, piro y orto.
Ejemplo:
óxido ácido
ecuación
N. Tradicional
P2O3
P2O3
P2O3
P2O5
P2O5
P2O5
P2O3 + H2O  2 HPO2
P2O3 + 2H2O  H4P2O5
P2O3 + 3H2O  2 H3PO3
P2O5 + H2O  2 HPO3
P2O5 + 2H2O  H4P2O7
P2O5 + 3H2O  2 H3PO4
ácido metafosforoso
ácido pirofosforoso
ácido ortofosforoso
ácido metafosfórico
ácido pirofosfórico
ácido ortofosfórico
Nota: Por lo general el prefijo orto se puede omitir, por lo tanto los ácidos ortofosforoso y
ortofosfórico se pueden denominar ácido fosforoso y ácido fosfórico, respectivamente.
2.3) OXOSALES: son compuestos ternarios formados por un elemento no metálico, un metal
y oxígeno (n.o. = -2). Provienen de reemplazar totalmente los átomos de
hidrógenos de los oxoácidos. Para escribir su formula se aplican las
siguientes reglas:
 Se cribe primero el oxoácido del cual deriva la sal, se eliminan los
hidrógenos de éste a fin de obtener el anión del oxoácido, teniendo
en cuanta siempre que el número de hidrógenos eliminados nos
dará la carga del anión del oxoácido.
 Se coloca primero el símbolo del metal y luego el anión del
oxoácido.
 Se colocan como subíndice del anión el n.o. del metal y como
subíndice del metal la carga del anión.
Fórmula del
ácido
HNO2
H2SO4
HClO
H2CO3
Nombre del ácido
ácido nitroso
ácido sulfúrico
ácido hipocloroso
ácido carbónico
Representación
del anión
NO2SO42ClOCO32-
Nombre del
anión
nitrito
sulfato
hipoclorito
carbonato
Carga del
anión
-1
-2
-1
-2
52
Nomenclatura sistemática: se indica el número de oxígenos presentes en la fórmula
mediante prefijos seguida del sufijo oxo. A continuación se designa el elemento no
metálico terminado siempre en ato y el n.o. del mismo entre paréntesis y en
números romanos. Finalmente se designa el metal precedido del prefijo que indica la
cantidad de este elemento en la fórmula.
Nomenclatura de Stock: se coloca el nombre del elemento no metálico terminado
siempre en ato y el n.o. del mismo entre paréntesis y en números romanos, a
continuación se agrega la preposición de y el nombre del metal. Si el metal posee dos
n.o., se coloca el mismo entre paréntesis y en números romanos
Nomenclatura tradicional:
 Se coloca el nombre del no metal terminado en ato (cuando el no metal tiene
un solo n.o.). Cuando el no metal posee dos n.o. se debe colocar el sufijo ito
para indicar el menor de estos e ato para indicar el mayor.
 Si el no metal presenta más de dos n.o. se usan los prefijos hipo y per para
indicar el menor y mayor respectivamente.
 Por último se designa al metal. Si solo tiene un n.o. se coloca el nombre del
metal; si presenta dos n.o. se escribe el nombre del metal con terminación
oso (menor n.o.) o ico (mayor n.o.).
Fórmula
K2CO3
Sn(NO3)2
Fe2(SO3)3
NaClO
Ni(BrO4)2
Sistemática
trioxocarbonato de
dipotasio
bis(trioxonitrato) de
estaño
tris(trioxosulfato) de
dihierro
monooxoclorato de sodio
bis(tetraoxobromato) de
niquel
Nomenclatura
Stock
Tradicional
carbonato de potasio
carbonato de potasio
nitrato (V) de estaño (II)
nitrato estannoso
sulfato (IV) de hierro (III)
sulfito férrico
clorato (I) de sodio
hipoclorito de sodio
bromato (VII) de niquel (II)
perbromato niqueloso
53
2.4) SALES ÁCIDAS DERIVADAS DE HIDRÁCIDOS: resultan de la sustitución parcial de átomos
de hidrógeno de hidrácidos.
Nomenclatura tradicional:
 Anteponer la palabra bi a la nomenclatura tradicional de la sal neutra
correspondiente. Si el metal posee dos n.o., se agrega el sufijo oso
para indicar el menor de estos e ico para indicar el mayor.
 Intercalar la palabra ácido a la nomenclatura tradicional de la sal
neutra correspondiente.
Fórmula
NaHS
Ca(HS)2
Fe(HS)2
Co(HS)3
bisulfuro de sodio
sulfuro ácido de sodio
bisulfuro de calcio
sulfuro ácido de calcio
bisulfuro ferroso
sulfuro ácido ferroso
bisulfuro cobáltico
sulfuro ácido cobáltico
2.5) SALES DE AMONIO DERIVADAS DE HIDRÁCIDOS: son compuestos ternarios constituidos
por hidrógeno, nitrógeno y un no metal. Con la característica particular que el
hidrógeno se encuentra siempre unido al nitrógeno formando una unidad,
denominada ion amonio, NH4+. Resultan de la sustitución de todos los átomos
de hidrógeno del hidrácido por el ion amonio.
Nomenclatura: nombre del no metal terminado en uro, seguida de la preposición de
y del nombre del ión amonio.
NH4Cl: cloruro de amonio
(NH4)2S: sulfuro de amonio
3 – COMPUESTOS INORGÁNICOS CUATERNARIOS
3.1) OXOSALES ÁCIDAS: compuestos que resultan del reemplazo parcial de átomos de
hidrógeno por metales en oxoácidos que tienen dos o más hidrógenos en su
fórmula.
54
Fórmula
KHSO3
NaHCO3
Ba(HSO4)2
Na2HPO4
LiH2PO4
FeHPO4
Fe(H2PO4)3
Nomenclatura
bisulfito de potasio
sulfito ácido de sodio
bicarbonato de sodio
carbonato ácido de sodio
bisulfato de bario
sulfato ácido de bario
fosfato monoácido de sodio
fosfato diácido de litio
fosfato monoácido ferroso
fosfato diácido férrico
3.2) OXOSALES BÁSICAS: compuestos que resultan del reemplazo parcial de iones OH- por
aniones de ácidos (hidrácidos u oxiácidos) en hidróxidos que tienen dos o más
iones OH-.
Fórmula
Mg(OH)Cl
Al(OH)2Cl
Al(OH)Cl2
Pb(OH)2S
Cu(OH)(NO3)
Pb(OH)(NO3)
[Co(OH)2]2(SO4)
Al2(OH)4(SO4)
Nomenclatura
cloruro básico de magnesio
cloruro dibásico de aluminio
cloruro básico de aluminio
sulfuro dibásico plúmbico
nitrato básico cúprico
nitrato básico plumboso
sulfato dibásico cobáltico
sulfato tetrabásico de aluminio
3.3) SALES DOBLES: compuestos por dos elementos metálicos (también puede ser el ión
NH4+), oxígeno y un elemento no metálico.
Nomenclatura: nombre primero el anión, según el ítem 2.3 (sulfato, carbonato, etc)
seguido de la palabra doble, luego la preposición de y d a continuación los nombre de
los n elementos metálicos (comenzando por el de mayor n.o.). Se indica entre
paréntesis el n.o. de los metales cuando sea necesario.
AgK(NO3)2: nitrato doble de plata y potasio
LiAl(SO4)2: sulfato doble de aluminio y potasio
KNaCO3: carbonato doble de sodio y potasio
55
EJERCICIOS DE NOMENCLATURA INORGÁNICA
1.1) Nombre los siguientes hidruros metálicos.
Nomenclatura
Fórmula
NaH
KH
LiH
CaH2
BeH2
SnH4
PbH2
FeH2
FeH3
AlH3
CuH2
AuH
NiH2
CuH
Sistemática
Stock
Tradicional
1.2) Nombre los siguientes hidruros no metálicos.
Nomenclatura
Fórmula
BH3
SiH4
Si2H6
NH3
PH3
P2H4
AsH3
As2H4
SbH3
CH4
Sistemática
Tradicional
1.4) Nombre los siguientes hidrácidos.
Fórmula
HF
HCl
HBr
HI
H2 S
H2Se
H2Te
en estado gaseoso
en solución acuosa
56
1.4) Formule los siguientes hidruros.
Hidruro de cesio:
Hidruro de magnesio:
Hidruro de estaño (IV):
Hidruro de cromo (III):
Hidruro niqueloso:
Hidruro cobáltico:
Hidruro de cinc:
Hidruro de titanio (IV):
Hidruro de cobalto (II):
Dihidruro de estaño:
Trihidruro de niquel:
Hidruro plúmbico:
1.5) Nombre las siguientes sales de hidrácidos.
Fórmula
KCl
BaCl2
FeS
Fe2Se3
CaF2
LiI
PtS
AuI3
HgCl2
HgS
PbSe
LiBr
NiS
CoBr2
K2Se
CuCl
KI
PbCl4
Sistemática
Nomenclatura
Stock
Tradicional
1.6) Formule las siguientes sales de hidrácidos.
Cloruro de plomo (II):
Bromuro de calcio:
Fluoruro de plata:
Yoduro de hierro (III):
Bromuro de manganeso (III):
Cloruro de cobalto (II):
Dicloruro de níquel:
Pentafluoruro de bismuto:
Trifluoruro de aluminio:
Disulfuro de plomo:
Fluoruro de hierro (II):
Seleniuro cúprico:
Sulfuro platinoso:
Cloruro ferroso:
57
1.7) Nombre los siguientes óxidos básicos.
Fórmula
CaO
SrO
CrO
MnO
Ni2O3
ZnO
CdO
Ag2O
HgO
PtO2
PbO
Au2O3
Ni2O3
K2O
BaO
FeO
Li2O
SnO2
SnO
NiO
Cu2O
Sistemática
Nomenclatura
Stock
Tradicional
1.8) Formule los siguientes óxidos básicos.
Óxido de titanio (IV):
Óxido de cobre (II):
Óxido de calcio:
Óxido de sodio:
Óxido férrico:
Óxido auroso:
Óxido platínico:
Trióxido de dicobalto:
Monóxido de hierro:
Óxido de oro (III):
Trióxido de dihierro:
Óxido de aluminio:
1.9) Nombre los siguientes óxidos ácidos.
Fórmula
N2O3
N2O5
P2O3
SiO2
Sb2O5
Sb2O3
Sistemática
Nomenclatura
Stock
Tradicional
58
I2O
I2O3
Cl2O5
Cl2O7
SO3
As2O3
MnO3
Mn2O7
CrO3
SO2
1.10) Formule los siguientes óxidos ácidos.
Anhídrido carbónico:
Anhídrido fosfórico:
Heptóxido de dibromo:
Óxido de cloro (V):
Anhídrido crómico:
Óxido de arsénico (III):
Trióxido de difósforo:
Dióxido de azufre:
Anhídrido fosforoso:
Trióxido de diyodo:
Pentóxido de dinitrógeno:
Óxido de selenio (VI):
1.11) Nombre los siguientes óxidos.
Fórmula
CO
BeO
B2O3
SO2
CO2
Cr2O3
MgO
Br2O7
As2O5
CaO2
H2O2
Mn3O4
Fe2O3
Bi2O5
Na2O
NO2
MnO
Sb2O3
Sistemática
Nomenclatura
Stock
Tradicional
59
1.12) Formule los siguientes óxidos.
Óxido de potasio:
Óxido de manganeso (IV):
Óxido de arsénico:
Heptóxido de diyodo:
Óxido aúrico:
Óxido arsénico:
Pentóxido de difósforo:
Óxido brómico:
Monóxido de carbono:
Trióxido de dialuminio:
Óxido hipocloroso:
Peróxido de bario:
Óxido nítrico:
Peróxido de potasio:
Óxido arsenioso:
Óxido de oro (I):
Óxido permangánico:
Dióxido de plomo:
Óxido de bromo (V):
Anhídrido fosforoso:
Anhídrido carbónico:
Anhídrido nítrico:
1.13) Nombre los siguientes hidróxidos.
Nomenclatura
Fórmula
Pb(OH)4
Fe(OH)3
Hg(OH)
Rb(OH)
Sn(OH)2
Ni(OH)3
Al(OH)3
Sn(OH)4
Bi(OH)5
Pt(OH)4
Cr(OH)2
Sr(OH)2
Au(OH)3
Ag(OH)
Co(OH)3
Fe(OH)2
Cu(OH)
Cu(OH)2
Li(OH)
Sistemática
Stock
Tradicional
60
1.14) Formule los siguientes hidróxidos.
Hidróxido ferroso:
Hidróxido de oro (III):
Hidróxido de sodio:
Hidróxido plúmbico:
Hidróxido de níquel (II):
Hidróxido de manganeso (II):
Hidróxido de estroncio:
Hidróxido crómico:
Hidróxido de bismuto (III):
Hidróxido de cesio:
Hidróxido paládico:
Hidróxido mercúrico:
Hidróxido cádmico:
Hidróxido de platino (IV):
Hidróxido de potasio:
Hidróxido de oro (I):
1.15) Nombre los siguientes oxoácidos.
Fórmula
HIO
HClO
HClO2
HBrO3
HIO4
HNO2
HBO2
H2CrO4
H2Cr2O7
H2SeO3
H4P2O5
HMnO4
H4SiO4
H3PO3
H2CO2
HAsO2
HAsO3
H3AsO3
H2SO4
HNO3
H3PO4
Sistemática
Nomenclatura
Stock
Tradicional
61
1.16) Formule los siguientes oxoácidos.
Ácido perclórico:
Ácido nítrico:
Ácido carbónico:
Ácido ortofosfórico:
Ácido cromoso:
Ácido crómico:
Ácido permangánico:
Ácido meta arsénico:
Ácido selénico:
Ácido sulfuroso:
Ácido pirobórico:
Ácido fosforoso:
Ácido antimonioso:
Ácido cloroso:
Ácido sulfúrico:
Ácido hipoiodoso:
Ácido metasilícico:
Ácido ortobórico:
Ácido nitroso:
Ácido mangánico:
1.17) Nombre las siguientes oxosales.
Nomenclatura
Fórmula
Ca(IO4)2
Co(NO3)2
BaCrO4
Pb(SeO3)2
Ni4(SiO3)3
K2Cr2O7
Fe(MnO4)2
FeMnO4
AgAsO3
NiPO4
CuBrO3
PbSO4
LiAsO3
HgClO
Pb(IO3)2
Sr(PO3)2
Cu2P2O5
PtSeO4
SnCO3
Pb2P2O7
Al(PO3)3
Sistemática
Stock
Tradicional
62
1.18) Formule las siguientes oxosales.
Nitrato de litio:
Sulfito plumboso:
Hipoclorito niquélico:
Arsénico de plata:
Dicromato de sodio:
Cromato de cesio:
Carbonato auroso:
Iodato de aluminio:
Sulfato (IV) de mercurio (I):
Clorato (III) de cobre (II):
Permanganato de cobalto (III):
Piroborato áurico:
Pirofosfito platinoso:
Hipobromito de sodio:
Piroantimoniato platinoso:
Sulfato de magnesio:
Nitrato de cádmico:
Carbonato de hierro (III):
Clorato férrico:
Ortosilicato estañoso:
1.19) Nombre las siguientes sales.
Fórmula
AgH2PO4
Ni(H2BO3)2
HgHAsO3
NH4HSO3
Fe2(H2P2O7)3
CuHSeO4
Ba(HMnO4)2
Ba(HS)2
Fe(HS)3
Pb(HSe)4
Co(OH)CO3
Pb(OH)BrO3
Cu(OH)ClO4
[Fe(OH)2]2SO4
Pb(OH)2 SO3
Au(OH)2NO3
Hg(OH)Cl
[Ba(OH)]2S
Mg(OH)ClO4
KNaMnO4
LiNH4S
AgMgPO4
RbCsCO3
MgNH4PO4
KAl(SO4)2
CaBaP2O7
AlNaP2O5
[KNH4]3(PO4)2
Nomenclatura
63
Estequiometria
Unidad N° 5
ESTEQUIMETRIA
Átomo, molécula. Atomicidad. Peso atómico. Peso molecular. Mol. Volumen molar de los
gases. Ley de conservación de la materia. Cálculos estequiométricos.
La palabra estequiometria se refiere a la rama de la ciencia que se ocupa de establecer
relaciones ponderales (o de masa) en las transformaciones químicas.
Átomo: es la partícula más pequeña de un elemento capaz de combinarse.
Molécula: es la menor porción de sustancia pura (simple o compuesta) que puede existir en
estado libre, conservando las propiedades de esa sustancia. También puede definirse como
un conjunto neutro de átomos que se comporta como una unidad.
Atomicidad: se llama así al número de átomos que forman la molécula de una sustancia
simple.
El número de átomos se escribe junto al símbolo del elemento como subíndice.
En general los átomos se presentan en la naturaleza formando moléculas monoatómicas. Sin
embargo se encuentran excepciones, por ejemplo existen 7 elementos cuyos átomos se
aparean para formar moléculas biatómicas y son: F2, Cl2, Br2, I2, N2, O2, H2.
En la siguiente tabla se consigna la atomicidad de algunas sustancias simples:
Sustancia simples
neón, helio, sodio
hidrogeno, nitrógeno
ozono
fósforo, arsénico
azufre
Atomicidad
monoatómica
biatómica
triatómica
tetratómica
octatómica
Notación
Ne, He, Na
H 2, N2
O3
P4, As4
S8
Masa Atómica Relativa (A) o Peso Atómico Relativo (PA)
64
Estequiometria
Se denomina masa atómica (A) de un elemento al número abstracto que indica cuantas
veces mayor es la masa de un átomo de ese elemento que la unidad de masa atómica
(u.m.a.).
A partir del año 1961 se adoptó como unidad de masa atómica (u.m.a) a la doceava parte de
la masa del átomo de carbono 12.
Por lo tanto la masa atómica relativa de un elemento X estará dada por:
masa de átomo del elemento X
A (x) =
1/12 masa de un átomo de carbono 12
No deberá confundirse el concepto de masa atómica relativa de un elemento con el de masa
de átomo de ese elemento. La masa del átomo de un elemento es un número concreto. Es
una cantidad expresada en gramos.
Elemento
H
N
O
Masa atómica relativa (A)
1,008
14,0
16,0
Masa de un átomo
1,6744 x 10-24g
2,325 x 10-23g
2,6578 x 10-23g
Masa Molecular Relativa (M) o Peso Molecular Relativo (PM)
Masa molecular relativa (M) de una sustancia es el número abstracto que indica cuantas
veces mayor es la masa de una molécula de esa sustancia que la unidad de masa atómica
(u.m.a.)
En la práctica la masa molecular (M) de una sustancia se determina sumando las masas
atómicas relativas (A) de los elementos cuyos átomos constituyen la molécula de esa
sustancia.
Ejemplo:
Calcular la M del CO2
2 A O = 2 x 16 = 32 u.m.a.
65
Estequiometria
1 A C = 1 x 12 = 12 u.m.a.
M CO2 = 44 u.m.a.
Mol, Número de Avogadro, Volumen Molar
En el año 1971 se adoptó para el Sistema Internacional de unidades el siguiente concepto de
mol:

Mol es la cantidad de materia que contiene tantas partículas elementales como átomo
hay en 0,012 Kg de carbono 12.

Cuando se emplea el mol, las partículas elementales deben especificarse y pueden ser
átomos, moléculas, iones, electrones, etc.
Es posible definir también el concepto de mol como la cantidad de materia que posee un
sistema formado por 6,02 x 1023 partículas elementales.
Al número 6,02 x 1023 se lo denomina Número de Avogadro. Se lo representa con la letra N.
Mol de Moléculas: es la cantidad de materia que posee N moléculas.
Es posible generalizar el concepto el concepto de mol de moléculas planteando las
siguientes igualdades:
1mol de moléculas = 1 mol = 6,02 x 1023 moléculas = M o PM en g = 22,4 litros (gas en CNPT)
Mol de Átomos: es la cantidad de materia que posee N átomos.
Generalizamos el concepto de mol de átomos mediante las siguientes igualdades:
1 mol de átomos = 1 átomo – gramo = 6,02 x 1023 átomos = PA en g
Aplicando los conceptos anteriores para el oxígeno atómico y molecular tenemos que:
1 mol de átomos de
O
Masa: 16 g
Nº de átomos: 6,02x
1023
66
Estequiometria
1 mol de moléculas de
O2
Masa: 32 g
Volumen en CNPT: 22,4
litros
Nº de moléculas: 6,02x
1023
Una ecuación química contiene información acerca de las cantidades de reactivos y
productos que participan en el proceso. Las ecuaciones químicas pueden interpretarse en
términos de átomos y moléculas o bien en términos de gramos, moles o litros.
Cada problema, en estequiometria, se basa en una reacción química balanceada y su
interpretación se hace en términos de moles, gramos, litros. Los números relativos de
moléculas de los reaccionantes y de los productos están indicados por los coeficientes de las
fórmulas que corresponden a estas moléculas.
Ley de conservación de la masa (Ley de Lavoisier): En toda reacción química que ocurre en
un sistema aislado la suma de las masas de las sustancias reaccionantes es igual a la suma de
las masas de los productos de la reacción. En otras palabras podemos decir que En un
sistema material aislado la masa permanece constante cualquiera sea la transformación
física o química a que se someta el sistema.
A modo de ejemplo analizaremos la química de formación de trióxido de azufre, a partir de
dióxido de azufre y oxígeno:
2 SO2(g) + O2(g)
2 SO3(g)
A partir de la cual podemos decir que:
67
Estequiometria
Cada vez que…
Reaccionan con…
Se forman…
2 moléculas de SO2
1 molécula de O2
2 moléculas de SO3
2 moles de SO2
1 mol de O2
2 moles de SO3
128 g de SO2
32 g de O2
160 g de SO3
Ejercitación
1. Calcular el nº de átomos presentes en 2,3 g de Sodio (PM = 23,0 g/mol)
2. Calcular cuantas moléculas hay en 4,4 gramos de CO2 (PM = 44,0 g/mol)
3. Calcular la masa de agua que contiene 0,23 moles de agua (H = 1, O = 16 g/mol)
4. Calcular el número de átomos de azufre y de hidrógeno contenidos en 25 g de H 2S (H=1,
S=32 g mol)
5. Determinar cuál es el peso de las siguientes mezclas:
a. 0,15 moles de Hg más 0,15 g de Hg más 4,53 x1022 átomos de Hg.
b. 0,25 moles de O2 más 4,15 x1022 átomos de oxígeno
6. Una muestra de 1 gramo de un elemento contiene 1,5 x1022 átomos. ¿Cuál es la masa
molar del elemento?
7. Considerando que el SO3 es un gas:
a. ¿Cuántas moléculas contienen 160 g de SO3?
b. ¿Cuantos átomos y gramos de oxigeno contiene?
8. Razone cuál de las siguientes cantidades tendrá un mayor número de átomos:
a. 20 g de Fe
b. 20 g de S
c. 20 g de O2
d. 20 g de CaCO3
68
Estequiometria
9. Disponemos de una muestra de 10 g de un compuesto orgánico cuya masa molar es 60.
Cuando analizamos su contenido obtenemos: 4 g de C; 0,67 g de H y 5,33 g de O. Calcular la
fórmula empírica y la fórmula molecular.
10. Se disponen de 2 moles de moléculas de N2, calcular:
1. Masa en gramos
2. Número de moléculas
3. Volumen en CNPT
11. Teniendo en cuenta la siguiente ecuación química:
2 NO(g) + O2(g)
2 NO2(g)
1. Señalar cuáles son los reactivos y productos
2. Marcar cuáles de las siguientes afirmaciones son verdaderas.
a. dos moléculas de monóxido de nitrógeno se combinan con una molécula de oxígeno para
dar dos moléculas de dióxido de nitrógeno.
b. dos gramos de monóxido de nitrógeno se combinan con un gramo de oxígeno para dar
dos gramos de dióxido de nitrógeno.
c. dos moles de moléculas de monóxido de nitrógeno reaccionan con un mol de moléculas
de oxígeno para formar dos moles de moléculas de dióxido de nitrógeno.
d. en CNPT 44,8 L de NO se combinan con 22,4 L de O2 para dar 44,8 L de NO2.
e. dos moléculas de monóxido de nitrógeno se combinan con un átomo de oxígeno para dar
dos moléculas de dióxido de nitrógeno.
3. Señalar las respuestas correctas a medida que transcurre la reacción:
a. el número de moléculas de NO aumenta.
b. el número de moléculas de O2 permanece constante.
c. el número de moléculas de NO2 aumenta.
d. el número de moléculas de NO disminuye.
e. el número de moles de NO (g) que se transforman es igual al número de moles de NO 2 (g)
que se forman.
12. A partir de la siguiente ecuación:
69
Estequiometria
2 H2S(g) + 3 O2(g)
2 SO2(g) + 2 H2O(g)
Calcule:
a. los moles de O2 necesarios para reaccionar con 0,60 moles de H2S.
b. los moles de SO2 producidos a partir de 0,60 moles H2S.
c. los gramos de O2 necesarios para reaccionar con 0,60 moles H2S.
13. Si 30 litros de cloro reaccionan con hidrógeno para formar cloruro de hidrógeno.
Calcular:
a. masa de hidrógeno empleada.
b. volumen de cloruro de hidrógeno medido en CNPT
c. moles de moléculas de hidrógeno empleado.
14. Se hacen reaccionar cuatro moles de dióxido de azufre con oxígeno obteniéndose el
óxido ácido correspondiente.
2 SO2 + O2
2 SO3
Calcular:
a. el volumen de oxígeno que reacciona en CNPT
b. la masa de trióxido de azufre que se obtiene.
15. Calcular las masas de ácido clorhídrico y de hidróxido de sodio que se necesitan para
obtener 292 g de NaCl.
HCl + NaOH
NaCl
16. El gas amoníaco es oxidado por el oxígeno según la reacción:
2 NH3 (g)+ 5/2 O2 (g)
2 NO (g)+3 H2O (g)
a. ¿Cuántos litros de oxígeno serán necesarios para reaccionar 500 L de amoníaco?
b. ¿Cuántos litros de NO se formarán?
c. ¿Cuántos litros de H2O se formarán?
(Todos los gases han sido medidos en condiciones normales de presión y temperatura).
17. A partir de la descomposición de la piedra caliza (CaCO3)
CaCO3
CaO + CO2
Calcular:
a. ¿Cuántos gramos de CaCO3 serán necesarios para obtener 1,5 moles de óxido de calcio
70
Estequiometria
b. ¿Cuántos litros de dióxido de carbono, medidos en CNPT, se desprenden en esta reacción?
18. Dos litros de hidrógeno reaccionan con 1 litro de oxígeno, ambos medidos en CNPT.
Indique:
a) ¿Cuántos moles de moléculas de agua se obtienen?
b) ¿Qué masa de agua se obtiene?
19. Dada la siguiente ecuación química, no balanceada:
AlO + HCl
AlCl3 + H2
Calcular la cantidad de H2, cuando se hace reaccionar 3.0 mol de Al con 4.0 mol de HCl.
20. ¿Cuántas moléculas de O2 pueden obtenerse por la descomposición de 300 g de KClO3 de
acuerdo a la siguiente ecuación no igualada?
KClO3
KCl + O2
21. Si se hace reaccionar 64 g de metano con 355 g de cloro, de acuerdo a la ecuación:
CH4 + 4 Cl2
CCl4 + 4 HCl
Calcular la cantidad de CCl4 y HCl formado.
22. El gas propano, C3H8, en presencia de oxigeno reacciona para dar CO2 y H2O.
¿Cuántos moles de CO2 se forman cuando se queman 110,0 g de propano en presencia de
aire?
23. ¿Cuántos gramos de FeS se necesitan para producir 350,0 g de H2S según la ecuación:
FeS + 2HCl
H2S + FeCl2
24. ¿Cuántos moles de O2 se necesitan para formar 0,80 moles de Cl2 según la ecuación
4 HCl + O2
2 H2O + 2 Cl2
25. ¿Qué peso de FeS se necesitan para preparar 6.75 moles de H2S?
FeS + 2 HCl
H2S + FeCl2
71
Estequiometria
26. Utilizando la reacción balanceada:
4 FeS + 7 O2
2 Fe2O3 + 4 SO2
Calcular:
a. el número de moléculas SO2 formadas a partir de 80 moléculas de FeS
b. el número de moléculas de O2 necesarias para reaccionar con 40 moléculas de FeS.
72

Unidad N° 1 ESTRUCTURA ATÓMICA

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