Texto De Quimica

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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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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• 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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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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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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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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UNIDAD II
ESTRUCTURA ATÓMICA

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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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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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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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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• 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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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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UNIDAD III
NOMENCLATURA Y FORMULACIÓN DE LOS
COMPUESTOS INORGÁNICOS


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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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

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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

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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

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

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

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
Ejemplos:
• Fe3O4 Oxido de hierro (II,III)
• Pb3O4 Oxido de plomo (II, IV)

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

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
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
Ejemplos:
• Na2 O2 Peroxido de sodio
• Ca O2 Peroxido de calcio
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

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.
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),
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) )
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

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.
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)

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)
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

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

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.
HXO
par dos hidrógenos H2
• 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

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.
HXO
• Si el numero de oxidación del no metal es impar, escribir tres hidrogeno H 3 si
es par cuatro hidrógenos H4
• 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

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.
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

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

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

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

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

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

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

UNIDAD IV
DEFINICIONES QUÍMICAS

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

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

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

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

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

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

UNIDAD V
GASES

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

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

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

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

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

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

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

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

ECUACIONES QUÍMICAS – ESTEQUIOMETRÍA

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

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

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

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

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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

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