04 QUIMICA 01 - José Natalio Guerrero Coxca

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Química - 227 
Química. 
M.EM. José Natalio Guerrero Coxca. 
 
 
 
 
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CONCEPTOS BÁSICOS DE QUÍMICA. 
Química: Ciencia experimental que estudia las transformaciones de la materia, así como su composición 
(de qué están hechas) y si interrelación con la energía. 
Materia: es todo lo que tiene masa y ocupa espacio 
Ley de conservación de la materia: no hay cambio observable en la cantidad de materia durante una 
reacción química o un cambio físico 
Energía: se define como la capacidad de realizar un trabajo, o transferir calor. La energía se puede 
clasificar en dos principales: energía cinética y energía potencial. 
La energía cinética representa la capacidad para realizar un trabajo de modo directo 
La energía potencial es la que posee un objeto debido a su posición, condición o composición 
Estudiamos la energía porque todos los procesos químicos vienen acompañados de cambios de energía. 
Exotérmicos: son los procesos, en los cuales la energía se disipa a los alrededores regularmente en forma 
de energía calorífica. 
Endotérmicos. son reacciones químicas y cambios físicos que absorben energía de sus alrededores. 
 
Manifestaciones y transformaciones de la Materia. 
 
 
 
 
 
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Estados de la materia: La materia puede clasificarse en tres estados, solido, liquido y gaseoso. 
 Solido: en el estado sólido las sustancias son rígidas y tienen forma definida y el volumen no cambia 
mucho con los cambios de temperatura y presión. En los sólidos cristalinos las partículas individuales que 
los componen ocupan posiciones definidas en la estructura cristalina. La fuerza de las interacciones entre 
las partículas individuales determina la dureza y resistencia de los cristales. 
Liquido: en el estado líquido las partículas individuales se encuentran confinadas a un volumen dado. 
Un líquido fluye y toman la forma del recipiente que lo contiene debido a que sus moléculas están 
orientadas al azar. Los líquidos son difíciles de comprimir debido a que sus moléculas están muy cercas 
unas de otras. 
Gaseoso: los gases son mucho menos densos que los sólidos y los líquidos, y pueden ocupar todo el 
espacio en el cual están confinados. Pueden expandirse en forma infinita y comprimirse fácilmente debido 
a que sus moléculas están muy separadas. 
 
Cambios de estado. 
 
 
 
 
 
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Propiedades químicas y físicas: distinguimos distintos tipos de materia en base a las diferencias en sus 
propiedades, las cuales se clasifican en químicas y físicas. 
Propiedades químicas: las propiedades químicas son aquellas en que la materia cambia de de 
composición. Estas propiedades de las sustancias tienen relación con los cambios químicos que 
experimentan dichas sustancias. (Una propiedad química del oxígeno es que se puede combinar con el 
magnesio) 
Propiedades físicas: las propiedades físicas son las que se pueden observar sin que haya algún cambio 
en la composición (color, dureza, punto de fusión). 
Las propiedades de las materias también pueden clasificarse según si dependen o no de la cantidad de 
muestra observable. 
Propiedades extensivas: las propiedades extensivas son las que dependen de la cantidad de materia de 
esa muestra como el volumen y la masa. 
Propiedades intensivas: las propiedades intensivas son independientes de la cantidad de materia de una 
muestra como el color y el punto de fusión (todas las propiedades químicas son intensivas). 
 
 
 
 
 
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Cambios químicos y físicos: cuando ocurren cambios químicos y físicos siempre hay absorción o d-
esprendimiento de energía. 
Cambios químicos: en todo cambio químico una o más sustancias se consumen (al menos de forma 
parcial), una o más sustancias se forman (al menos en forma parcial) y se absorbe o se libera energía. 
Cambios físicos: un cambio físico ocurre sin cambios en la composición química. Las propiedades físicas 
suelen alterarse de manera significativa mientras la materia experimenta cambios físicos. 
 
 
 
 
 
 
 
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Clasificación de la Materia. 
 
Mezclas: las mezclas resultan de la combinación de dos o más sustancias puras, en las cuales cada una 
conserva su composición y propiedades. Pueden tener una composición variada y pueden separarse por 
medios físicos porque cada medio conserva sus propiedades. Las mezclas se pueden separar en dos 
grupos, en heterogéneas y homogéneas. 
Mezclas heterogéneas: en las mezclas heterogéneas se distinguen con más facilidad las porciones de 
distintas muestras. 
Mezclas homogéneas: las mezclas homogéneas tienen propiedades uniformes en todas sus partes, y 
también reciben el nombre de solución. 
Sustancias: una sustancia no puede descomponerse o purificarse por medios físicos ya que es materia 
de tipo único, cada sustancia tiene propiedades características que difieren de las de cualquier otra. 
Compuesto: un compuesto es una sustancia que puede descomponerse en otras más sencillas, por 
medios químicos, siempre en la misma proporción en masa. 
Elementos: un elemento es una sustancia que no puede descomponerse en otras más sencillas 
mediante cambios químicos. 
 
 
 
 
 
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ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LOS ÁTOMOS 
Modelos atómicos 
Un modelo atómico es un diagrama conceptual o representación estructural de un átomo, cuyo fin es 
explicar sus propiedades y funcionamiento. Un modelo tiene el fin de asociar un concepto a un esquema 
o representación, en este caso del átomo, que es la más pequeña cantidad indivisible de materia. A lo 
largo de la historia existieron diversidad de modelos atómicos, a continuación se presenta un cuadro 
donde se comparan los mismos. 
 
 
 
 
 
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Particulas subatomicas. 
Partícula subatómica. Es una partícula más pequeña que el átomo. Puede ser una partícula elemental o 
una compuesta, a su vez, por otras partículas subatómicas, como son los quarks, que componen los 
protones y neutrones. No obstante, existen otras partículas subatómicas, tanto compuestas como 
elementales, que no son parte del átomo, como es el caso de los neutrinos y bosones. 
Los primeros modelos atómicos consideraban básicamente tres tipos de partículas subatómicas: 
protones, electrones y neutrones. Más adelante el descubrimiento de la estructura interna de protones 
y neutrones, reveló que estas eran partículas compuestas. Además el tratamiento cuántico usual de las 
interacciones entre las partículas comporta que la cohesión del átomo requiere otras partículas 
bosónicas como los piones, gluones o fotones. 
Los protones y neutrones por su parte están constituidos por quarks. Así un protón está formado por 
dos quarks up y un quark down. Los quarks se unen mediante partículas llamadas gluones. Existen seis 
tipos diferentes de quarks (up, down, bottom, top, extraño y encanto). Los protones se mantienen 
unidos a los neutrones por el efecto de los piones, que son mesones compuestos formados por parejas 
de quark y antiquark (a su vez unidos por gluones). Existen también otras partículas elementales que 
son responsables de las fuerzas electromagnética (los fotones) y débil (los neutrinos y los bosones W y 
Z). 
Los electrones, que están cargados negativamente, tienen una masa 1/1836 de la del átomo de 
hidrógeno, proviniendo el resto de su masa del protón. El número atómico de un elemento es el número 
de protones (o el de electrones si el elemento es neutro). Los neutrones por su parte son partículas 
neutras con una masa muy similar a la del protón. Los distintos isótopos de un mismo elemento 
contienen el mismo número de protones pero distinto número de neutrones. El número másico de un 
elemento es el número total de protones más neutrones que posee en su núcleo. 
Propiedades 
Las propiedades más interesantes de las 3 partículas constituyentes de la materia existente en el 
universo son: 
• Protón. Se encuentra en el núcleo. Su masa es de 1,6×10-27 kg.[1] Tiene carga positivaigual en 
magnitud a la carga del electrón. El número atómico de un elemento indica el número de protones 
que tiene en el núcleo. Por ejemplo el núcleo del átomo de hidrógeno contiene un único protón, 
por lo que su número atómico (Z) es 1. 
• Electrón. Se encuentra en la corteza. Su masa aproximadamente es de 9,1×10-31 kg. Tiene carga 
eléctrica negativa (-1.602×10-19 C).[2] 
• Neutrón. Se encuentra en el núcleo. Su masa es casi igual que la del protón. No posee carga eléctrica. 
El concepto de partícula elemental es hoy algo más oscuro debido a la existencia de cuasipartículas que 
si bien no pueden ser detectadas por un detector constituyen estados cuánticos cuya descripción 
fenomenológica es muy similar a la de una partícula real. 
 
 
 
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Tabla Periódica. 
El Sistema periódico o Tabla periódica es un esquema de todos los elementos químicos dispuestos por 
orden de número atómico creciente y en una forma que refleja la estructura de los elementos. 
Los elementos están ordenados en siete hileras horizontales, llamadas periodos, y en 18 columnas 
verticales, llamadas grupos. 
Tabla periódica de los elementos. Breve reseña. 
Antes de llegar a la tabla periódica actual, se pasó por muchas otras clasificaciones. 
La tabla periódica de los elementos clasifica, organiza y distribuye los distintos elementos químicos, 
conforme a sus propiedades y características. 
La primera clasificación de elementos conocida fue elaborada por el químico francés Antoine Lavoisier, 
quien propuso que los elementos se clasificaran en metales, no metales y metaloides o metales de 
transición. Aunque muy práctico y todavía funcional en la tabla periódica moderna, fue rechazada 
debido a que había muchas diferencias tanto en las propiedades físicas como químicas de los elementos 
agrupados. 
 
 
 
 
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El descubrimiento de un gran número de nuevos elementos, así como el estudio de sus propiedades, 
pusieron de manifiesto algunas semejanzas entre ellos, lo que aumentó el interés de los químicos por 
buscar algún tipo de clasificación. 
A continuación, algunos nombres de científicos, según el aporte que realizaron en la ordenación de los 
elementos hasta llegar a la tabla periódica actual. 
Dobereiner. Clasificó los elementos en tríadas. 
Newland. Colocó los elementos en orden creciente a sus masas atómicas y notó que las propiedades se 
repetían cada ocho elementos. 
Mendeleiev. Colocó los elementos en orden creciente a sus masas atómicas. 
Moseley. Colocó los elementos en orden creciente a sus números atómicos. 
Tríadas de Döbereiner 
Uno de los primeros intentos para agrupar los elementos fue propuesto por el químico alemán Johann 
Wolfgang Döbereiner, quien en 1817 agrupó dichos elementos según sus propiedades análogas y los 
relacionó con los pesos atómicos, con lo que puso en evidencia el notable parecido que existía entre las 
propiedades de ciertos grupos de tres elementos, con una variación gradual del primero al último. 
En su clasificación, Döbereiner expuso que el peso atómico promedio de los pesos de los elementos 
extremos es parecido al peso atómico del elemento del medio. Por ejemplo, para la tríada cloro, bromo, 
yodo, los pesos atómicos son, respectivamente, 36, 80 y 127; si sumamos 36 + 127 y dividimos entre 
dos, obtenemos 81, que es aproximadamente 80 y, si le damos un vistazo a nuestra tabla periódica, el 
elemento con el peso atómico aproximado a 80 es el bromo, lo cual hace que concuerde un aparente 
ordenamiento de tríadas. Hacia 1850, los químicos habían llegado a identificar unas veinte tríadas. Se 
descartó agruparlos de esta forma, porque se descubrieron nuevos elementos que no cumplían con las 
tríadas. 
Ley de las octavas de Newlands 
El químico inglés John Alexander Newlands, en 1864, comunicó los resultados que obtuvo al ordenar los 
elementos en orden creciente de sus pesos atómicos (prescindiendo del hidrógeno). Es así como pudo 
deducir que el octavo elemento a partir de cualquier otro tenía unas propiedades muy similares al 
primero. 
Esta ley revelaba un cierto grado de ordenación de los elementos en familias (grupos), con propiedades 
muy parecidas entre sí y en periodos formados por ocho elementos cuyas propiedades iban variando 
progresivamente. 
Debido a que a partir del calcio esta regla deja de cumplirse, esta ordenación no fue apreciada por la 
comunidad científica. 
 
 
 
 
 
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Enlace Químico. 
El enlace químico corresponde a la fuerza de atracción que mantiene unidos a los átomos que forman 
parte de una molécula, para lograr estabilidad. 
Los átomos, moléculas e iones se unen entre sí para alcanzar la máxima estabilidad, es decir, tener la 
mínima energía. Para ello, utilizan los electrones que se encuentran en la capa más externa, 
denominados electrones de valencia. Estos se mueven con mucha facilidad entre un átomo y otro, de 
lo cual depende el tipo de enlace que se forme. 
 
 
 
 
 
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NOMENCLATURA QUÍMICA INORGÁNICA. 
Los compuestos inorgánicos se clasifican según la función química que contengan y por el número 
de elementos químicos que los forman, con reglas de nomenclatura particulares para cada grupo. Una 
función química es la tendencia de una sustancia a reaccionar de manera semejante en presencia de 
otra. 
 
Grupos funciones – funciones químicas inorgánicas. 
 
 
 
https://es.wikipedia.org/wiki/Funci%C3%B3n_qu%C3%ADmica
https://es.wikipedia.org/wiki/Elemento_qu%C3%ADmico
 
 
 
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REGLAS BÁSICAS PARA NOMBRAR COMPUESTOS. 
CONSIDERACIONES IMPORTANTES: 
I. El oxígeno siempre trabajará con valencia – 2, a excepción de cuando forma peróxidos, 
es decir, aquellos compuestos donde trabajará con valencia – 1. 
II. El hidrogeno cuando esta al principio de un compuesto, es decir, cuando está formando 
ácidos, este siempre trabajará con valencia + 1. A diferencia de cuando forma hidruros, 
en los cuales estará trabajando con valencia – 1. 
III. La suma algebraica de la carga eléctrica de cada elemento con su número de oxidación 
en cada compuesto siempre será igual a cero. 
 
1) METALES. 
a) Si el metal solo tiene una valencia, se nombrará con la función química correspondiente y 
el nombre del metal. 
b) Si el metal tiene dos valencias, se nombrará con la función química correspondiente y a 
la valencia mayor se le asignará la terminación ico y a la valencia menor la terminación 
oso. 
c) Si el metal tiene tres valencias o más, para la valencias mayores y menores se utilizará la 
regla anterior, pero para las valencias intermedias se nombrará con la función química 
correspondiente y se colocará la valencia en número romano. 
 
2) NO METALES. 
a) Si en la formula química del compuesto el no metal aparece al final, este trabajara con la 
valencia menor y negativa. 
b) Si en la formula química del compuesto el no metal aparece al principio o en medio, este 
trabajara con la valencia según le corresponda, dependiendo del grupo donde se 
encuentre y utilizando los prefijos y/o sufijos según el tipo de función química con base 
en la siguiente tabla. 
 
 GRUPO 
Anhidrido 
oxiácido. 
13 14 15 16 17 
Oxisal. 
 B C N O F 
Per – ico 7 Per – ato 
ico 3 4 5 6 5 ato 
oso 1 2 3 4 3 Ito 
Hipo – oso 1 2 1 Hipo – ito 
 
c) Si en el compuesto aparece un metal y un no metal, se respetarán las reglas para ambos. 
 
 
 
 
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PRINCIPALES TERMINACIONES. 
 
FUNCIÓN QUÍMICA NOMENCLATURA 
Óxido Metálico Oxido de (nombre del metal) 
Óxido no Metálico o Anhidrido Oxido de (nombre del no metal) 
Anhidrido (tabla de prefijos y sufijos) 
Sales Binarias- Nombre del no metal con terminación uro mas 
el nombre del metal. 
Oxisales 
Sales ácidas. 
Nombre del radical + nombre del metal. 
No metal con sufijo o prefijos mas nombre del 
metal. 
Hidruros Metálicos. Hidruro de (nombre delmetal) 
Hidruro no metálico. Existen nombres ya establecidos, por ejemplo: 
CH4 Metano 
NH3 Amoniaco 
Hidrácidos. Ácido + el nombre del metal con terminación 
hídrico. 
Oxiácidos. Ácido + tabla de prefijos y sufijos. 
 
 
 
 
 
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BALANCEO DE ECUACIONES. 
Reacción química: 
Una reacción química es un proceso por el cual una o más sustancias, llamadas reactivos, se transforman 
en otra u otras sustancias con propiedades diferentes, llamadas productos. En una reacción química, los 
enlaces entre los átomos que forman los reactivos se rompen. 
 La reacción es química se clasifican según muestra el siguiente esquema: 
 
Para su representación, se requiere el uso de una ecuación química: 
 
 
 
 
 
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Estas deben cumplir con la ley de la conservación de la materia: 
 
Para poder balancear una ecuación, se tienen los siguientes métodos: 
BALANCEO POR TANTEO. 
REGLAS PARA EL BALANCEO POR TANTEO 
• Toda ecuación química consta de reaccionantes y productos. 
• Para balancear una ecuación química se colocan delante de las fórmulas, unos números 
llamados coeficientes, de tal manera que el número de átomos en ambos miembros de la 
ecuación sea exactamente igual. 
• El coeficiente 1 no se coloca, ya que se sobreentiende. 
• Los coeficientes afectan a toda la sustancia que preceden. 
• Los coeficientes multiplican a los subíndices que presentan las fórmulas. 
• En caso de que un compuesto tenga paréntesis, el coeficiente multiplicará al subíndice y 
luego este multiplicará a los sub-índices que están dentro del paréntesis. 
 
• El hidrógeno y el oxígeno se balancean al final (aunque hay excepciones) porque 
generalmente forman agua (sustancia de relleno). 
• En algunos casos es recomendable empezar a balancear los metales, luego los no 
metales (que no sean oxígeno e hidrógeno), seguido del oxígeno y finalmente el 
hidrógeno. 
 
 
 
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EJEMPLOS. 
 
1. Ca + HCl → CaCl2 + H2 
Esta es muy sencilla, como podemos observar el hidrógeno y el cloro están desbalanceados. 
1 – Ca – 1 
1 – H – 2 
1 – Cl – 2 
Entonces se debe colocar un coeficiente que al multiplicarlo por 1 de como resultado 2, del lado 
donde está la deficiencia de átomos, que en este caso sería el de los reactantes. Por tal razón, 
se coloca un 2 adelante del HCl, quedando: 
 
Ca + 2HCl → CaCl2 + H2 
 
1 – Ca – 1 
2 – H – 2 
2 – Cl – 2 
 
2. Al + O2 → Al2O3 
En este caso todas las sustancias están desbalanceadas. 
1 – Al – 2 
2 – O – 3 
Como se puede observar, el oxígeno está desbalanceado y de un lado tenemos un número par y 
del otro un número impar. Cuando sucede así, recomiendo empezar por el oxígeno y multiplicar 
en el lado impar, por un número par para así obtener otro número par: 
 
Al + O2 → 2Al2O3 
1 – Al – 4 
2 – O – 6 
Finalmente, balanceo del lado de los reactantes colocando coeficientes tanto en el oxígeno como 
en el aluminio: 
4Al + 3O2 → 2Al2O3 
4 – Al – 4 
6 – O – 6 
 
 
 
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3. Fe + H2SO4 → Fe2 (SO4)3 + H2 
Todos los componentes se encuentran desbalanceados, empezaremos por balancear el metal, 
en este caso el Hierro (Fe). 
 1 – Fe – 2 
1 – S – 3 
2 – H – 2 
4 – O – 12 
En este caso empezaremos balanceado el metal (el hierro). 
 
2Fe + H2SO4 → Fe2 (SO4)3 + H2 
2 – Fe – 2 
1 – S – 3 
2 – H – 2 
4 – O – 12 
Luego el no metal (azufre) 
2Fe + 3H2SO4 → Fe2 (SO4)3 + H2 
2 – Fe – 2 
1 – S – 3 
2 – H – 2 
4 – O – 12 
Para luego balancear el oxígeno y el hidrógeno. 
2Fe + 3H2SO4 → Fe2 (SO4)3 + 3H2 
2 – Fe – 2 
1 – S – 3 
6 – H – 6 
12– O – 12 
 
 
 
 
 
 
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BALANCEO POR EL METODO OXIDO REDUCCIÓN. 
1. ¿Cuáles es el orden de los coeficientes al balancear la siguiente ecuación química? 
Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O 
A) 8, 3, 3, 4, 2 
B) 3, 8, 2, 4, 4 
C) 3, 8, 3, 4, 2 
D) 3, 3, 4, 2, 8 
Alternativa 1. 
En la ecuación, el único elemento que aparece una sola vez, tanto en reactivos como productos es el Cu 
(cobre); es decir, reaccionan a simple vista 1 mol de Cu y produce 1 mol de Cu(NO3)2 cual indica que sus 
coeficientes deben ser iguales. El inciso C), es la opción que muestra los coeficientes con dicha 
afirmación. 
Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O 
3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 4NO + 2H2O 
Alternativa 2. 
Al balancear la ecuación, nos damos cuenta se observa que no es simple realizar un balanceo por tanteo 
y se recurre al proceso Oxido – reducción (REDOX) y se deben asignar números los números de oxidación 
a cada elemento presente. 
Es importante se consideren los siguientes conceptos: 
• Valencia: Capacidad de combinación de un átomo. 
• Número de oxidación: número entero positivo o negativo que describe la capacidad de 
combinación de un átomo. Su interpretación se da de la siguiente manera: 
o Un número de oxidación positivo indica pérdida de electrones. Los metales y no metales 
presentan este caso. 
o Un número de negativo positivo indica ganancia de electrones. Los no metales 
presentan este caso. 
• Oxidación: pérdida de electrones. 
• Reducción: ganancia de electrones. 
• Agente Oxidante: elemento que permite reducción. 
• Agente Reductor: elemento que permite oxidación. 
 
 
 
 
 
 
 
Química - 248 
REGLAS PARA ASIGNACIÓN DE NUMEROS DE OXIDACIÓN. 
1) Los elementos en estado puro, es decir aquellos que no han reaccionado es 0. 
2) Los metales alcalinos; Li, Na, K, Rb, Cs, Fr. (grupo 1), trabajan todos con valencia + 1. 
3) Los metales alcalinotérreos; Be, Mg, Ca, Sr , Ba, Ra. (grupo 2), trabajan todos con valencia + 2. 
4) El Hidrogeno trabaja con valencia + 1, excepto cuando forma hidruros, es decir, aparece al final. 
• H+2O 
• H2SO4 
• LiH 
• NH 
• LiHSO4 
• Ca(O H)2 
• H+12O-2 
• H+12S+6O4-2 
• Li+1H-1 
• N+3H-1 
• Li+1H+1S+6O4-2 
• Ca+2 (O-1H+1)2 
5) El oxígeno trabaja con valencia - 2, excepto cuando forma peróxidos. 
• H2O2 
• -H2SO4 
• BaO2 
• Na2O2 
• H+12O-2 
• H+12S+6O4-2 
• Ba+2O-12 
• Na+12O-12 
6) La suma algebraica de los números de oxidación de todos los elementos que integran el 
compuesto. 
• KNO3 
K+1N+5O3-2 
 
ELEMENTO CARGA ELECTRICA NUMERO DE ATOMOS CARGA TOTAL 
K +1 1 + 1 
N +5 1 + 1 
O – 2 3 – 6 
Suma de las cargas totales: + 1 + 5 – 6 0 
 
• LiHSeO4 
Li+1H+1Se+6O4-2 
ELEMENTO CARGA ELECTRICA NUMERO DE ATOMOS CARGA TOTAL 
Li +1 1 + 1 
H +1 1 + 1 
Se +6 1 + 6 
O – 2 4 – 8 
Suma de las cargas totales +1 + 1 + 6 – 8 0 
 
• SrO 
Sr+2O-2 
ELEMENTO CARGA ELECTRICA NUMERO DE ATOMOS CARGA TOTAL 
Sr + 2 1 + 2 
O + 2 1 – 2 
Suma de las cargas totales + 2 – 2 0 
 
 
 
Química - 249 
7) Si un paréntesis está presente en un compuesto, es más fácil verificar el número de oxidación 
del elemento que no aparece dentro de él. 
 
• Fe(HSO4)2 
Fe+2(H+12S+6O4-2)2 
ELEMENTO CARGA ELECTRICA NUMERO DE ATOMOS CARGA TOTAL 
Fe + 2 1 + 2 
H + 1 2 + 2 
S + 6 2 + 12 
O – 2 8 – 16 
Suma de las cargas totales + 2 + 2 + 12 – 16 0 
 
Los no metales, dado a su versatilidad en la capacidad de combinación, pueden adoptar valencias 
positivas y negativas. 
Para el primer caso, el no metal puede tomar las valencias como se enlista en la tabla, 
dependiendo el grupo al que se encuentre. Si no se conoce el grupo, podemos ver las posibilidades que 
se tengan para poder trabajar, esto considerando el elemento que es cabeza de grupo o según los 
valores resultantes. También se toma cuenta que los grupos pares trabajan con valencias pares y lo 
impares con impares. 
Grupo 13 14 15 16 17 
Elemento inicial. B C N O F 
Valencias. +7 
+ 3 + 4 + 5 + 6 +5 
+ 1 + 2 + 3 +4 +3 
 + 1 +2 +1 
 
Lo señalado con colores, solo indica una alternativa para memorizar más fácil esta tabla, considerando 
que los finales, solo son +1 y + 2.. 
Por ejemplo, al determinar el número de oxidación del S en el compuesto H2SO4 tomando como base la 
regla anterior, nos percatamos que la valencia usada por el azufre es +6, es decir,solo puede pertenecer 
al grupo 16. 
H+12S+6O4-2 
Cuando se determina el número de oxidación del Si en el compuesto Ca2SiO4 tomando como base la 
regla anterior, nos percatamos que la valencia usada por el silicio es +4, es decir, puede pertenecer al 
grupo 14 o 16. Para este caso no es necesario, pero si tomamos como base la nomenclatura química 
inorgánica, no se cumple con el grupo 16, porque los elementos de este grupo también ocupan +6, por 
consiguiente, el silicio, pertenece al grupo 14. 
Ca2SiO4→Ca+22Si+4O4-2→ Ca+22+ Si+4+ O4-2 → 4 + 4 – 8 = 0 
Ca2SiO4→Ca+22Si+6O4-2→ Ca+22+ Si+6+ O4-2 → 4 + 6 – 8 = 2 
 
 
 
Química - 250 
Si se trata de algún no metal, este trabajará con su valencia menor y negativa. Nótese que también, si 
el elemento no metálico pertenece a grupo par trabaja con – 2 y si es impar trabaja con – 1. 
Grupo 13 14 15 16 17 
Elemento inicial. B C N O F 
Valencias. – 1 – 2 – 1 – 2 – 1 
 
8) Si un paréntesis está presente en un compuesto, la suma de las cargas eléctricas, de los 
elementos dentro del paréntesis, equivale a la valencia en conjunto. Por ejemplo, al formar el 
Tl2 (SO4)3, lo que está dentro del paréntesis debe sumar – 2. 
 
Tl2 (SO2)3 → Tl+3 + (SO4) - 2 
 
-(SO4) - 2→ S+6 + O4-2→ 6 – 8 = – 2 
 
BALANCEO OXIDO - REDUCCIÓN REDOX. 
1) Determinar el número de oxidación en cada elemento. 
 
Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O 
Cu0 + H+1N+5O3-2 → Cu+2(N+5O-23)2 + N+2O-2 + H2O-2 
2) Verificar aquellos elementos que presentan cambios en su número de oxidación. 
 
Cu0 + H+1N+5O3-2 → Cu+2(N+5O-23)2 + N+2O-2 + H2O-2 
 
3) Con base en la siguiente recta numérica, identificar que elemento se oxida y cual se reduce. 
 
→→Si el cambio ocurre en este sentido, hay oxidación y pierde electrones. →→ 
– 7 – 6 – 5 – 4 – 3 – 2 – 1 0 + 1 + 2 + 3 + 4 + 5 +6 +7 
Si el cambio ocurre en este sentido, hay reducción y gana electrones.  
 
Los cambios observados fueron: 
a) De Cu0 a Cu+2, con base en la recta, parte de cero y termina en + 2, perdiendo 2 electrones. 
El cobre es el elemento que se oxida siendo también el agente reductor. 
 
 → → 
– 7 – 6 – 5 – 4 – 3 – 2 – 1 0 + 1 + 2 + 3 + 4 + 5 +6 +7 
 
b) De N+5 a N+2, con base en la recta, parte de cero y termina en + 3, ganando 3 electrones. El 
nitrógeno es el elemento que se reduce siendo también el agente oxidante. 
 
    
– 7 – 6 5 – 4 – 3 – 2 – 1 0 + 1 + 2 + 3 + 4 + 5 +6 +7 
4) Escribir las semirreacciones de oxidación y reducción. Señalando el número de electrones 
ganados o perdidos. 
 
 
 
Química - 251 
 
Semirreacción de oxidación Semirreacción de oxidación 
Cu0 – 2e → Cu+2 N+5 + 3e → N+ 
. 
Para continuar, se equilibran los electrones de tal manera que, al sumarlos de cero, con ayuda de lo que 
se realiza al resolver un sistema de ecuaciones por el método de reducción. En este caso, la primera 
semirreacción, se multiplica por 3 y la segunda por 2, para obtener el mismo número de electrones, en 
este caso 6. 
3 (Cu0 – 2e → Cu+2) 
 2 (N+5 + 3e → N+2) 
 
3Cu0 – 6e → 3Cu+2 
 2N+5 + 6e → 2N+2 
 
3Cu0 + 2N+5 → 3Cu+2+ 2N+2 
 
5) Tomamos los números que quedan como coeficientes en el resultado de la simplificación 
anterior. Dichos coeficientes se tomarán como base, es decir, como coeficientes 
estequiométricos de los compuestos que tengan la misma valencia y se encuentren en la misma 
posición de la reacción, es decir, respetando reactivos → productos. 
Semirreacción REDOX. 
 
3Cu0 + 2N+5 → 3Cu+2+ 2N+2 
 
Reacción con valores de oxidación asignados. 
. 
3Cu0 + 2H+1 N+5O3-2 → 3 Cu+2 (N+5O-23)2 + 2N+2O-2 + H2O-2 
Reacción original. 3Cu + 2HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO + H2O 
 
 
6) Tomando como base los coeficientes obtenidos en el paso anterior, la reacción se termina de 
balancear por tanteo. Si algún numero necesita modificarse, se puede hacer. Recuerda 
considerar el orden de balanceo: metales, no metales, hidrogeno y oxígeno. 
 
a) Contabilizamos los átomos al inicio del balanceo. 
 
3Cu + 2HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO + H2O 
3  Cu → 3 
2  N→ 6 + 2 →8 
2  H → 2 
6  O → 18 + 2 + 1 →21 
 
b) Al contabilizar, observamos que él metal, en este caso Cu, queda balanceado directamente, 
-sin embargo, si se requiere balancear, deberán realizarse las modificaciones 
correspondientes. 
c) Balanceamos él N. Se deberá modificar el coeficiente de HNO3 por el número 8. 
 
3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO + H2O 
 
 
 
Química - 252 
3  Cu → 3 
8  N →8 
8  H → 2 
24  O → 18 + 2 + 1 →21 
 
d) Balanceamos él H. Se deberá colocar como coeficiente de H2O el número 4. 
 
3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O 
3  Cu → 3 
8  N →8 
8  H → 2 
24  O → 18 + 2 + 4 →24 
e) Verificamos el balanceo final. 
 
3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O 
3  Cu → 3 
8  N →8 
8  H → 2 
24  O → 24 
Es así como hemos concluido el proceso de balance por oxido-reducción. El orden de los coeficientes 
obtenidos fue: 
3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O 
 
 
 
Química - 253 
REACTIVO. 
Indique el inciso que contiene los coeficientes que balancean correctamente la siguiente reacción: 
Zn + FeS3 → ZnS + Fe 
A) 3, 1, 3, 1. 
B) 1, 2, 3, 3 
C) 1, 3, 3, 1 
D) 1, 3, 1, 3 
Partiendo de los conceptos básicos, considere: 
Reactivos → Productos. 
 
i. Reacción → proceso de transformación entres dos elementos o dos compuestos. 
ii. Ecuación química → representación de una reacción. 
iii. Subíndices → Numero de átomos presentes de cada elemento 
iv. Coeficientes → moléculas presentes de cada elemento y/o compuesto según sea el caso. 
Con base en lo anterior, observemos que los coeficientes estequiométricos de los compuestos donde 
esté presente el Zn, deben ser iguales, siendo el inciso A), la que así los maneja y la respuesta correcta. 
 
Zn + FeS3 → ZnS + Fe 
 
3Zn + FeS3 → 3ZnS + Fe 
 
Comprobando por tanteo. 
31Zn →1→3 
1Fe →1 
3S →1 →3 
 
3Zn + 1FeS3 → 3ZnS + 1Fe 
NOTA: El coeficiente 1, no suele colocarse en las ecuaciones químicas. 
 
 
 
 
 
 
REACTIVO. 
 
 
 
Química - 254 
En la siguiente reacción, ¿qué elemento presenta cambio de número de oxidación para que se 
produzca el fenómeno de reducción? 
Fe + HNO3 → Fe(NO3)2 + NO + H2O 
A) Fe 
B) H 
C) N 
D) O 
 
Tomando en cuenta lo expuesto anteriormente, notamos que es una reacción similar a la ya expuesta, 
pero con Fe. Recuerda, además. 
• Reducción: ganancia de electrones (Metales y No metales). 
• Oxidación: Pérdida de electrones (Metales). 
Fe + HNO3 → Fe(NO3)2 + NO + H2O 
 
Fe0 + H+1N+5O3-2 → Fe+2(N+5O-23)2 + N+2O-2 + H2O-2 
Los cambios observados fueron: 
c) De Fe0 a Fe+2, con base en la recta, parte de cero y termina en + 2, perdiendo 2 electrones. 
El cobre es el elemento que se oxida siendo también el agente reductor. 
 
 → → 
– 7 – 6 – 5 – 4 – 3 – 2 – 1 0 + 1 + 2 + 3 + 4 + 5 +6 +7 
 
d) De N+5 a N+2, con base en la recta, parte de cero y termina en + 3, ganando 3 electrones. El 
nitrógeno es el elemento que se reduce siendo también el agente oxidante. 
 
    
– 7 – 6 5 – 4 – 3 – 2 – 1 0 + 1 + 2 + 3 + 4 + 5 +6 +7 
Siendo la opción A) la respuesta correcta. 
REACTIVO ORIGINAL. 
En la siguiente reacción, ¿qué elemento presenta cambio de número de oxidación para que se produzca 
el fenómeno de reducción? 
Fe + HNO3 → Fe(NO3)2 + NO + H2O 
A) Fe 
B) H 
C) N 
D) O 
 
REACTIVO. 
¿Cuántos moles de NH3 se necesitan para producir 5 moles de NO? Tomando como base la reacción: 
NH3 + O2 → NO + H2O 
 
 
 
Química - 255 
A) 3 
B) 5 
C) 7 
D) 9 
Coeficiente estequiométrico → numero de moles presentes de un compuesto en la reacción. 
Tomando en consideración que el coeficiente estequiométrico del NH3 y del NO, es el mismo, puesto 
que solo tienen un átomo de nitrógeno, la cantidad de moles de NH3 necesarios para producir moles de 
NO, será la misma. Esto puede verificarsecon el balanceo respectivo. 
En una reacción química, se cumple con la ley de la conservación de la materia de manera ideal. 
2NH3 + 
5
2
O2 → 2NO + 3H2O 
 
4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O 
En la misma reacción química, se cumple con la ley de la conservación de la materia de manera real, 
cuando se establecen condiciones alternativas para el proceso. 
Todo lo anterior da lugar a la estequiometría, que es la rama de la química que se encarga de estudiar 
las relaciones cualitativas y cuantitativas de los elementos. Esta se clasifica de la siguiente manera. 
TIPO CANTIDADES QUE RELACIONAR 
a) Mol – mol Coeficiente estequiométrico – coeficiente estequiométrico 
b) Mol – masa Coeficiente estequiométrico – peso molecular absoluto del compuesto. 
c) Masa – masa Peso molecular absoluto del compuesto - peso molecular absoluto del compuesto. 
 
Resolución por estequiometría mol – mol. 
¿Cuántos moles de NH3 se necesitan para producir 5 moles de NO? Tomando como base la reacción: 
4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O 
Ideal → Reacción 
4 moles de NH3 → 4 moles de NO 
Real→ Condición 
x moles de NH3 → 5 moles de NO 
Si resuelves la regla de tres, el resultado es 5 moles de NH3 
Si el planteamiento de la pregunta hubiese sido este, nos hubiéramos percatado de lo expresado 
anteriormente. 
 
 
 
 
 
Química - 256 
REACTIVO. 
 ¿Cuáles son los coeficientes que balancean perfectamente la reacción? 
HNO3 + HBr → Br2 + NO + H2O 
A) 1, 2, 3, 4, 5 
B) 2, 3, 4, 5, 6 
C) 2, 3, 4, 6, 2 
D) 2, 6, 3, 2, 4 
 
Tome en cuenta el caso anterior de balanceo y observaras que el bromo servirá como base. 
HNO3 + HBr → Br2 + NO + H2O 
 Br → Br2 
La relación de átomos de bromo es: 
1 → 2 
Si se modifica un coeficiente del Br ya quedan igual: 
2Br → Br2 
2 → 2 
Si duplicamos o triplicamos los coeficientes, la cantidad de átomos de bromo sigue siendo la misma: 
4Br → 2Br2 
4 → 4 
6Br → 3Br2 
6 → 6 
La única opción cuyos coeficientes cumplen con esta condición es la señalada con la letra D. 
También puedes encontrarla con los coeficientes pata el nitrógeno, dado que aparece una sola vez. 
HNO3 + HBr → Br2 + NO + H2O 
HNO3 → NO 
1 → 1 
Verificando el balanceo. 
2HNO3 + 6HBr → 3Br2 + 2NO + 4H2O 
8  H → 8 
2  N →2 
6  O →6 
6  Br –→6 
 
 
 
 
Química - 257 
Estequiometría. 
Unidades químicas 
 
Mol.- Es la unidad básica del sistema internacional, se define como la cantidad de sustancia de un 
sistema que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas o iones) como átomos hay en 
12 g de Carbono 12. En términos comunes se puede decir que un mol es un montón de partículas. 
 
Número de Avogadro: Es el número de átomos gramo o moléculas gramo contenidas en un mol de 
cualquier sustancia. Su valor es de 6.022 x 1023 
 
Átomo gramo.- Se define como el peso atómico o masa atómica, expresa en gramos, de un elemento. 
• Un átomo gramo de sodio pesa 23 g y contiene 6.023 x 1023 átomos 
• Un átomo gramo de carbono pesa 12 g y contiene 6.023 x 1023 átomos 
• Un mol de azufre (S) pesa 32 g y contiene 6.023 x 1023 átomos 
 
Molécula gramo.- Se define como el peso molecular, expresado en gramos, de una sustancia (elemento 
o compuesto). 
• Un mol de monóxido de carbono (CO) pesa 28 g y contiene 6.023 x 1023 moléculas 
• Un mol de agua (H2O) pesa 18 g y contiene 6.023 x 1023 moléculas 
• Un mol de cloro (Cl2) pesa 70 g y contiene 6.023 x 1023 moléculas 
 
Volumen gramo molecular.- Se define como el volumen que ocupa un mol de cualquier gas a 25°C y 1 
atm de presión, el cual equivale a 22.4 lt. 
• 1 mol de H2 tiene un volumen de 22. 4 lt 
• 2 moles de H2 tiene un volumen de 44. 8 lt 
• 1 mol de Cl2 tiene un volumen de 22. 4 lt 
• 1mol de NH3 tiene un volumen de 22. 4 lt 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Química - 258 
Leyes ponderales 
 
Las leyes ponderales son la base de la estequiometría, por medio de ellas podemos determinar 
los pesos y volúmenes de las sustancias que intervienen en una reacción química: 
 
a).- Ley de la conservación de la masa (Lavoisier) 
 “En un sistema sometido a un cambio químico, la masa total de las sustancias que intervienen 
permanece constante”, en otras palabras; la masa de los reactivos es igual a la masa de los productos. 
Ejemplo: 
2 H2 + O2 → 2 H2O 
 Reactivos Productos 
 
4 átomos de hidrógeno 4 átomos de hidrógeno 
2 átomos de oxígeno 2 átomos de oxígeno 
 4 g de hidrógeno + 32 g de oxígeno = 36 g 36 g de agua 
 
b).- Ley de las proporciones fijas (Proust) 
 “Siempre que dos o más elementos se unen para formar un compuestos, guardan entre sí 
proporciones fijas y determinadas” 
H2 + O → H2O 
 2 g 16 g 18 g 
 
c).- Ley de las proporciones múltiples (Dalton) 
 “Siempre que dos elementos se combinan para formar más de un compuesto (de manera que 
la cantidad de masa de uno de ellos permanece constante y la otra varía), existe entre ellos una relación 
de números enteros pequeños” 
 
Masa de O que se combina por cada gramo de H en el H2O 
 
Masa de O que se combina por cada gramo de H en H2O2 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
HdegporOdeg
Hdeg
Odeg
16
2
32
=
HdegporOdeg
Hdeg
Odeg
8
2
16
=
 
 
 
Química - 259 
d).- Ley de las proporciones recíprocas o equivalentes (Ritcher) 
 “Cuando dos elementos se combinan por separado con un peso fijo de un tercer elemento, los 
pesos relativos de esos elementos serán igual con los que se combinan entre sí, o bien, serán múltiplos 
o submúltiplos de éstos” 
 
 CuO BrO 
 63.55 g 16 g 79.90 g 16 g 
 
Peso relativo de Peso 
relativo de 
Cu respecto al Br respecto al O 
 
 
 Pesos relativos de Cu/Br 
 
 
De acuerdo con la ley de las proporciones equivalentes, el Cu y el Br se combinarán entre sí, 
guardando una relación de pesos igual o de múltiplos respecto a sus pesos relativos en su combinación 
con el oxígeno. 
 
 Sabemos que el Cu y el Br forman los compuestos CuBr y CuBr2; veamos como se verifica al ley 
en estos compuestos. 
CuBr 
 
 Cu= 63.55 Br=79.90 
 
 
 
 
0.80 = n (3.97 / 4.99) 
0.80 = n (0.80) 
 
 
 
 
 
 
 
 
CuBr2 
 
 Cu=63.55 Br=79.90 
 
 
 
 
0.40 = n (3.97 / 4.99) 
0.40 = n (0.80) 
 
 
 
 
97.3
16
55.63
==
O
Cu
99.4
16
90.79
==
O
Br
80.0
99.4
97.3
=
80.0
90.79
55.63
==
Br
Cu 40.090.79)2(
55.63
==
Br
Cu
1
1
1
80.0
80.0
seaon ==
2
1
5.0
80.0
40.0
seaon ==
 
 
 
Química - 260 
Ley de los volúmenes de combinación (Gay-Lussac) 
 
 “En cualquier reacción química, los volúmenes de las sustancias gaseosas que intervienen en 
ella, medidos en las mismas condiciones de temperatura y presión, guardan entre sí una relación de 
números enteros sencillos” 
2 H2 + O2 → 2 H2O 
 
 
 2 volúmenes de H 1 volumen de O 2 volúmenes de agua 
 Relación 2:1:2 
 
 H2 + Cl2 → 2 HCl 
 
 
 1 volumen de H 1 volumen de Cl2 2 volúmenes de HCl 
 Relación 1:1:2 
 
N2 + 3 H2 → 2 NH3 
 
 
 1 volumen de N2 3 volúmenes de H2 2 volúmenes de NH3 
 Relación 1:3:2 
 
Ley de Avogadro (Avogadro) 
 
 “Bajo las mismas condiciones de temperatura y presión, volúmenes iguales de gases diferentes 
contienen el mismo número de moléculas” 
 
 
 
 
 
 
 
O2 
 
 
 
 
 
 
HCl 
 
 
 
 
 
 
H2O 
 
 Se observan tres gases diferentes que tienen el mismo número de moléculas y ocupan el mismo 
volumen que es de 22.4 l y se conoce como el volumen estándar. 
 
 
 
 
 
Peso molecular 
 
 
 
Química - 261 
 
 
En el estudio de la estequiometría, existen conceptos como masa fórmula y masa molar;en el 
primer caso, como su nombre lo indica, es la suma de las masas de los átomos que forman parte de una 
fórmula unitaria expresada en uma, mientras que la segunda se determina en gramos; ambos conceptos 
numéricamente son iguales a la masa atómica, fórmula unitaria, o bien, masa molecular de un mol de 
sustancia. 
 
La masa molecular para una sustancia se define como la masa por mol de sus especies químicas. 
 
En la tabla periódica la masa molecular de un elemento, en la mayoría de los casos, es igual al 
valor numérico de la masa atómica; pero si un elemento químico forma una molécula como el O2 o N2, 
el peso molecular se obtiene multiplicando la masa atómica del elemento por el subíndice. 
 
Para obtener la masa molecular de un compuesto se suman los productos de las masas molares 
individuales por el número de veces que aparece el elemento que constituye el compuesto: 
Masa molar ó peso molecular (PM) de K2S = (2 x PM de K) + (PM de S) 
 = (2 x 39 g/mol) + (32 g/mol) 
 = 110 g/mol = 1 mol 
 Siempre el peso molecular de cualquier sustancia es igual a 1 mol 
 
 
Calculo del número de moles 
 Para determinar el número de moles presentes en una sustancia, se divide la masa de la muestra 
expresada en gramos entre su peso molecular 𝑛 =
𝑊
𝑃𝑀
 donde: 
n = Número de moles 
W = Masa de la muestra (g) 
PM = Peso molecular de la sustancia (g/mol) 
 
 Una muestra de NaCl pesa 500g, calcula el número de moles presentes en la muestra 
Datos Formula Sustitución Resultado 
W = 500g 𝑛 =
𝑊
𝑃𝑀
 𝑛 =
500𝑔
58
𝑔
𝑚𝑜𝑙
 𝑛 =
8.548 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 
PM = 58 g/mol 
 
 
 
 
 
 
 
Mol y número de Avogadro 
 
 
 
 
Química - 262 
 Mediante investigaciones se ha encontrado que el número de átomos presentes en 12 g de C-
12 (mol) es exactamente 6.022 X 1023 y se le conoce como número de Avogadro (N), por lo tanto el mol 
se utiliza para representar 6.022 X 1023 unidades elementales como átomos, moléculas, iones, etc. 
 
 1 mol de átomos de O2 contiene 6.022 X 1023 átomos de O2 
 1 mol de moléculas de H2O contiene 6.022 X 1023 moléculas de agua 
 1 mol de iones Na+ contiene 6.022 X 1023 iones sodio 
 
𝑛 =
𝑁ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 ó 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠
𝑁ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑎𝑣𝑜𝑔𝑎𝑑𝑟𝑜
 
 
¿Cuántos moles de Cl hay en una muestra de 15.432 X 1022 átomos de Cl? 
Datos Formula Sustitución 
 Resultado 
Átomos de Cl = 15.432 X 1022 𝑛 =
𝑁ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 ó 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠
𝑁ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑎𝑣𝑜𝑔𝑎𝑑𝑟𝑜
𝑛 =
15.432𝑋1022
6.022𝑥1023
 𝑛 =
0.256 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 
Número de Avogadro = 6.022 X 1023 
n = ? 
 
Composición porcentual 
 La composición porcentual de un compuesto se calcula a partir de su formula. El porcentaje de 
un elemento es 100 veces la masa del elemento divida entre la masa de un mol del compuesto. “La 
composición porcentual expresa, en porcentaje, la cantidad de cada elemento en el compuesto”. 
 
¿Cuál es el porcentaje de Fe en el Fe2O3? 
1.- Calcular el peso molecular del Fe2O3 
 Fe: 2 x 56 = 112 g 
 O: 3 x 16 = 48 g 
 160 g 
 
2.- Calcular el porcentaje de Fe por una regla de tres 
 160 g de Fe2O3 ⎯ 100 % 
 112 g de Fe ⎯ X 
 X = 70 % de Fe 
Reacciones químicas y estequiometría 
 Las ecuaciones nos dan información cualitativa y cuantitativa. Cada símbolo y cada fórmula en 
una ecuación representan una cantidad específica de elementos y compuestos. Las relaciones de masa 
entre los reactivos y los productos de una reacción química nos permiten determinar que cantidad de 
reactivos se necesita combinar y qué cantidad de productos se formará a partir de esos reactivos. 
 
Relaciones masa - masa 
 
 
 
Química - 263 
 Los coeficientes de una ecuación balanceada nos dan las cantidades relativas (en moles) de los 
reactivos y de los productos. Los cálculos que se realizan para buscar las masas de las sustancias que 
toman parte en una reacción se llaman problemas de masa-masa. 
 Calcular los gramos de AgCl que se obtienen a partir de 25 gr de AgNO3 con la siguiente reacción 
AgNO3 + NaCl → AgCl + NaNO3 
1.- Balancear la ecuación (En este caso ya esta balanceada) 
2.- Calcular los pesos moleculares de las sustancias involucradas 
 
 Ag: 1 x 108 = 108 AgCl Ag: 1 x 108 = 108 
AgNO3 N: 1 x 14 = 14 Cl: 1 x 35 = 35 
 O: 3 x 16 = 48 
 PM = 170 g/mol PM = 143 g/mol 
3.- Se convierten los gramos de AgNO3 en moles 
 
 170 g de AgNO3 143 g de AgCl 
 25 X g 
 X = 21.0945 moles 
 
Relaciones mol-mol 
 Conocido el número de moles de una especie, hallar el número de moles correspondientes a 
otras especies. 
 Cuántos moles de H se combinan con 0.276 moles de O mediante la reacción 
 
2 H2 + O2 → 2 H2O 
 
 2 moles de H − 1 mol de O2 
 X − 0.276 moles de O2 
 X = 0.552 moles de H2 
Relaciones masa-mol 
 Dada la masa de una especie, determinar el número de moles correspondiente de otras 
especies. 
 Cuántos moles de H se combinan con 16 g de O mediante la reacción 
 
2 H2 + O2 → 2 H2O 
 
 2 moles de H2 1 mol de O2 
 4 g de H 32 g de O 
 
1 mol de O2 − 32 g 2 moles de H2 − 1 mol de O2 
 X − 16 g X − 0.5 
 X = 0.5 moles X = 1 mol 
 
Relaciones masa-volumen 
 
 
 
Química - 264 
 Dada la masa de una especie, hallar el volumen de otras especies gaseosas en condiciones 
normales. 
 
 ¿Cuántos litros de O2 se necesitan para combinarse con 8.08 g de H2 en CNTP mediante la 
reacción? 
2 H2 + O2 → 2 H2O 
 2 moles de H2 1 mol de O2 
 4 g 22.4 lt 
 
 4 g − 22.4 lt 
 8.08 g − X 
 X = 45.248 lt 
 
 
 
Relaciones mol-volumen 
 Conocido el número de moles de una especie gaseosa en CNTP, encontrar el volumen de otras 
especies gaseosas que se encuentren en las mismas condiciones. 
 
 ¿Cuántos litros de agua en estado gaseoso se producirán en CNTP a partir de 5 moles de H2 
gaseoso en CNTP en la reacción 
2 H2 + O2 → 2 H2O 
 2 moles de H2 44.8 lt 
 
 2 moles de H2 ⎯ 44.8 lt H2O 
 5 ⎯ X 
 X = 112 lt 
Relaciones volumen-volumen 
 
 Conocido el volumen de una especie gaseosa en CNTP, encontrar el volumen de otras especies 
que se encuentren en las mismas condiciones. 
 
 ¿Cuántos lt de O2, en CNTP, se combinarán con 30 lt de H2 que estén en las mismas condiciones? 
2 H2 + O2 → 2 H2O 
 44.8 lt 22.4 lt 
 
 44.8 lt ⎯ 22.4 lt 
 30 lt ⎯ X 
 X = 15 lt 
 
 
 
 
Química - 265 
Concentración de las disoluciones 
 Como las disoluciones siempre están compuestas de al menos dos sustancias, necesitamos ser 
capaces de identificar el papel que desempeña cada sustancia. El soluto es la sustancia que está siendo 
disuelta, mientras que el disolvente es la sustancia que está haciendo la disolución. Algunas sustancias 
se disuelven más fácilmente que otras; esto se debe a que tienen diferente solubilidad, que es la 
propiedad que presentan algunas sustancias de poder disolverse en otras. El grado de solubilidad se 
mide por la cantidad máxima de soluto que se puede disolver en una determinada cantidad de 
disolvente. Cuando existe una cierta cantidad de soluto en una determinada cantidad de disolvente, se 
trata de la concentración. 
 Puede existir una pequeña cantidad de soluto en una determinada cantidad de disolvente y 
tener una disolución diluida; pero si aumenta la cantidad de soluto en esa determinada cantidad de 
disolvente, tendremos una disolución concentrada. Al seguir aumentando el soluto, la disoluciónse 
saturará y ya no podrá disolver un poco más de soluto y obtener una disolución sobresaturada, la cual 
no es estable y el soluto se puede precipitar en cualquier momento. 
 La concentración es un término que expresa la cantidad de soluto contenida en una cantidad 
unitaria de la solución. 
 
Porcentaje en masa 
 Para encontrar el porcentaje en masa, dividimos la masa del soluto entre la masa total de la 
disolución y multiplicamos el resultado por 100 (la masa de la disolución es igual a la masa del soluto 
más la masa del disolvente) 
 
 
 
 
 
 
 
Una disolución de NaOH al 20 % indica que en cada 100 g de disolución, hay 20 g de NaOH y 80 g de 
agua 
 
¿Cuál será el porcentaje en masa de una solución que se ha preparado disolviendo 30 g de KCl en 120 g 
de agua? 
Datos Solución 
% en masa = X 
m = 120 g de H20 
m = 30 g de KCl 
 
 
 
 
 
 
 
100x
disolucióndemasa
solutodelmasa
solutodelmasaenPorcentaje =
100x
solutodelmasadisolventedelmasa
solutodelmasa
solutodelmasaenPorcentaje
+
=
100x
solutodelmasadisolventedelmasa
solutodelmasa
solutodelmasaenPorcentaje
+
=
%20100
30120
30
=
+
= x
gg
g
solutodelmasaenPorcentaje
 
 
 
Química - 266 
Porcentaje en volumen 
 
 La concentración de disoluciones también puede expresarse en términos de porcentaje en 
volumen del soluto dentro de una disolución y se define como: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 ¿Qué cantidad de agua y alcohol necesitamos para preparar 150 ml de disolución acuosa de 
alcohol al 8 %? 
Volumen del soluto = 8 % de 150 ml = 0.08 X 150 ml = 12 ml de alcohol 
Volumen del soluto + volumen del disolvente = volumen de la disolución 
12 ml de alcohol + volumen del disolvente = 150 ml de la disolución 
Volumen del disolvente = 150 ml – 12 ml = 138 ml 
 
 Por lo tanto, se necesitan 138 ml de agua y 12 ml de alcohol para preparar 150 ml de 
disolución alcohólica al 8 %. 
 
Molaridad (M) 
 
 Es la unidad de concentración más utilizada por los químicos y se define como el número de 
moles de soluto disueltos en un litro de disolución. Se define como el número de moles de soluto 
disueltos en un litro de solución. 
 
 
¿Qué molaridad se obtiene al disolver 80 g de NaOH en medio litro de solución? 
 
Datos Solución 
M = X 
m = 80 g 
V = 0.5 l 
PM = 40 g 
n = 2 
 
. 
 
 
 
 
Molalidad (m) 
100x
disolucióndevolumen
solutodelvolumen
solutodelvolumenenPorcentaje =
100x
solutodelvolumendisolventedelvolumen
solutodelvolumen
solutodelvolumenenPorcentaje
+
=
V
n
M =
litros
moles
M 4
5.0
2
==
VPM
W
M
•
=
 
 
 
Química - 267 
 
 Es el número de moles de soluto por Kg de solvente contenido en una solución 
 
 
 
Si disolvemos 35g de K2CO3 en 480g de agua, ¿cuál será a molalidad de la solución? 
 
Datos Formula Sustitución Resultado 
W de K2CO3 = 35g 
W de H2O = 480g = 0.48Kg 0.528 moles / 
kg 
PM de K2CO3 = 138 g 
 
Normalidad (N) 
 
 Es el número de equivalentes de soluto por litro de solución 
𝑁 =
# 𝐸𝑞
𝑙𝑡
 
 El equivalente químico (Eq) de un soluto depende de la reacción en la cual participa el soluto, 
un eqq de un ácido, base o sal, representa al número de g del compuesto capaz de liberar 1 mol de iones 
de H+, OH- o cargas (+ ó -), respectivamente. 
 
 El Eq de un ácido, base o sal es numéricamente igual al peso molecular del compuesto, dividido 
entre el número de moles de iones de H+, OH- o cargas (+ ó -) que libera en la reacción. 
 
Eq de un ácido Eq de una base Eq de una sal 
𝐸𝑞 =
𝑃𝑀
# 𝑑𝑒 𝐻+
 E𝑞 = 
𝑃𝑀
# 𝑑𝑒 𝑂𝐻−
 E𝑞 =
 
𝑃𝑀
# 𝑑𝑒 𝑜𝑥𝑖𝑑𝑎𝑐𝑖ó𝑛 𝑑𝑒𝑙 𝑚𝑒𝑡𝑎𝑙
 
 
 Calcular el Eq del NaOH 
𝐸𝑞 = 
𝑃𝑀
# 𝑑𝑒 𝑂𝐻−
 E𝑞 = 
40𝑔
1
 𝐸𝑞 = 40𝑔 
 
 Calcular el Eq del H3PO4 
𝐸𝑞 =
𝑃𝑀
# 𝑑𝑒 𝐻+
 E𝑞 =
98𝑔
3
 E𝑞 = 32.66 𝑔 
 
 Calcular el Eq del CaCl2 
𝐸𝑞 = 
𝑃𝑀
# 𝑑𝑒 𝑜𝑥𝑖𝑑𝑎𝑐𝑖ó𝑛 𝑑𝑒𝑙 𝑚𝑒𝑡𝑎𝑙
 E𝑞 = 
110𝑔
2
 E𝑞 = 55𝑔 
 
 
 
Química Orgánica. 
 
Kg
n
m =
KgPM
W
m
•
=
KgPM
W
m
•
=
kgmolg
g
m
48.0/138
35
•
=
 
 
 
Química - 268 
Compuestos del carbono en su entorno 
 
La química orgánica es la ciencia que estudia los compuestos de carbono. 
 El interés de la humanidad por encontrar fórmulas o mezclas de sustancias que prolonguen la 
vida o eviten el envejecimiento de las personas (elixir de la vida) impulsó gradualmente las 
investigaciones químicas. 
 Paracelso, Van Helmont y otros enfocaron sus investigaciones en la destilación de hierbas, 
frutos, semillas y en algunos casos la utilización de animales para la obtención de extractos para el 
tratamiento de un sin número de enfermedades. Estas prácticas condujeron al conocimiento 
preliminar de las sustancias y a la definición de química orgánica, aceptada a principios del siglo XIX, 
como la “química de las sustancias derivadas de fuentes de origen vegetal y animal”. 
 El nombre engañoso “orgánico” es una reliquia de los tiempos en los que los compuestos 
químicos se dividían en dos clases: inorgánicos y orgánicos, según su procedencia. Los compuestos 
inorgánicos eran aquellos que procedían de los minerales y los orgánicos, los que se obtenían de fuentes 
vegetales y animales. 
 Hasta 1850 muchos químicos creían que los compuestos orgánicos debían tener su origen en 
organismos vivos y en consecuencia jamás podrían ser sintetizados a partir de sustancias inorgánicas; 
actualmente la diferencia entre los compuestos orgánicos e inorgánicos está basada en su composición 
elemental y no en su origen de materias vivas o no vivas. 
 Teoría vitalista: “No se pueden preparar compuestos orgánicos fuera del organismo”. 
 1828 Friedrich Wöhler Demostró que la teoría de vitalista era insostenible, y 
probó que: 
 
 
 
 
 
 Sustancia inorgánica Sustancia orgánica (Orina) 
 
 1850 Adolph W. Hermann Kolbe Obtuvo ácido acético a partir de una sustancia inorgánica, el 
ácido cloroacético, en presencia de Zn, con este resultado y otros posteriores, la teoría vitalista fue 
extinguiéndose. 
 1858 Friedrich Kekulé y Archibald Couper Desarrollan en forma independiente la teoría del 
enlace C-C y publican que los átomos se mantienen unidos en las moléculas por medio de enlaces y que 
cada átomo distinto tiene siempre el mismo número de enlaces. 
 1874 Jacobus Van’t Hoff y Joseph Le Bel Formulan la teoría del átomo de carbono asimétrico, 
los cuatro enlaces del carbono, en la mayoría de los compuestos, están dirigidos hacia los vértices de un 
tetraedro. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Química - 269 
Diferencias entre compuestos orgánicos e inorgánicos 
Compuestos inorgánicos: La mayoría son sólidos y se encuentran en forma de sales, sus átomos 
están unidos por enlaces iónicos, tienen puntos de fusión altos y baja volatibilidad debido a las redes 
cristalinas altamente estables, formadas por las fuertes atracciones electrostáticas de los cationes y 
aniones de las sales iónicas. 
Compuestos orgánicos: La mayoría no son sales, los átomos se encuentran unidos por enlaces 
covalentes, sus estructuras cristalinas son menos estables, por lo tanto tienen puntos de fusión menor 
y mayor volatibilidad. 
 
Estructura molecular de los compuestos del carbono 
 1859 Augusto Kekulé propuso la teoría estructural “cualquiera que fuese la complejidad de la 
molécula orgánica, cada átomo de carbono tiene siempre la valencia normal de cuatro”, también 
propuso que el H y los halógenos tiene valencia de uno; el O y el S dos y el N tres y así mismo propuso 
la utilización de guiones (-) para indicar gráficamente la valencia o enlaces de cada átomo. 
 
 Con base en esta teoría, se organizaron las primeras formulas estructurales de los compuestos 
orgánicos, que proporcionan la base para describir y predecir su comportamiento. 
 
Compuesto Formula condensada Formula estructural Kekulé 
 
EtenoC2H4 
 
 
Acetona 
 
C3H6O 
 
 
Amoníaco 
 
NH3 
 
 
Configuración electrónica del carbono e hibridación 
 El C contiene seis electrones en total y sus 
*orbitales pueden llenarse con electrones, de la siguiente 
manera: 
 
Geometría molecular 
Propiedad Compuestos inorgánicos, 
sales (mayoría) 
Compuestos orgánicos, no 
sales (mayoría) 
Estado físico Sólido Sólido, líquido y gas 
Punto de fusión Altos, mayores de 700ºC Bajos, menores de 250ºC 
Punto de ebullición No ebullen Bajos, menores de 300ºC 
Solubilidad en agua Solubles Insolubles 
Solubilidad en disolventes orgánicos Insolubles Solubles 
Combustibilidad No arden Arden en presencia de aire 
Conductividad eléctrica Conducen disueltos en H2O No conducen 
C C
H
H
H
H
C C
O
C
H
H
H
H
H
H
N:H
H
H
 
 
 
Química - 270 
 
Para formar sus compuestos, lo hace utilizando 
cuatro electrones de valencia, es decir uno de los electrones 
del orbital 2s debe salir y ocupar el orbital 2p vacío. Estos 
nuevos orbitales son llamados sp3 por que se forman con un 
electrón del 2s1 y 3 electrones del subnivel 2p. A esto se le 
llama hibridación. (Tetragonal) y se forman cuatro en laces covalentes de tipo . 
 
El carbono puede sufrir otras dos formas distintas 
de hibridación: la trigonal y la digonal. En la trigonal, el 
orbital atómico 2s se combina con dos orbitales 2p, para 
formar tres orbitales híbridos 2p2. 
 
 Los tres orbitales híbridos sp2 formados se solapan 
con tres orbitales de otros átomos y así forman tres 
orbitales moleculares, mientras que el orbital atómico p 
restante del carbono se solapa con otro orbital atómico p del átomo adyacente para formar el enlace . 
 
Por último, en la hibridación digonal el 
orbital 2s se combina con el orbital 2p para formar 
dos orbitales híbridos sp, dejando libres dos 
orbitales p. El solapamiento de los dos orbitales p 
con dos de otro átomo da origen a dos enlaces (Pi), 
como en el caso del acetileno. Los dos orbitales sp 
restantes se combinan con otros semejantes de 
otro átomo, para así formar los enlaces sigma. 
 
En el acetileno, un orbital híbrido sp del carbono se solapa con el orbital 1s del hidrógeno, 
mientras que el segundo orbital sp lo hace con uno de los orbitales sp del segundo átomo de carbono, 
originando así dos orbitales moleculares. Los dos orbitales p restantes se combinan con otros orbitales 
p del otro carbono, formando así dos orbitales p. 
 
 
 
 
 
 
Conjugación. Dos de los fenómenos más importantes en los orbitales moleculares son la 
conjugación y la resonancia. Éstos se dan sólo con la presencia de enlaces  vecinales en la molécula. 
Para mayor comprensión de estos compuestos, consideremos la molécula del butadieno: 
 
 
 
Química - 271 
 
El solapamiento de orbitales p conduce a la 
formación de enlace  entre los carbonos 1 y 2 Y los 
carbonos 3 y 4. Pero es evidente que el orbital p del 
carbono 2 tiende a solaparse con el orbital p del carbono 
vecino, en este caso el carbono 3, por lo que se forma un 
corrimiento de electrones a través de los cuatro 
carbones; es decir, se realiza una conjugación electrónica. 
 
Debido al movimiento de electrones de la 
nube a través de la cadena, podemos localizar los 
electrones  en todo el sistema formado por los 
cuatro carbonos. Asimismo, por este movimiento 
electrónico es posible que en determinado momento 
los carbonos terminales presenten descompensación 
electrónica y, por lo tanto, la aparición de iones 
positivos (iones carbonilo). 
 
Resonancia o aromaticidad. Existen moléculas cíclicas que presentan 
conjugación en sus electrones de enlace. Estas moléculas son más 
estables, ya que el movimiento de electrones  se da a través de todo 
el anillo. El benceno es ejemplo típico de este fenómeno. En esta 
molécula, los orbitales híbridos Sp2 se solapan entre sí para formar los 
enlaces sigma 
carbono-carbono y carbono-hidrógeno, y los seis 
orbitales p restantes se solapan entre sí para formar 
enlaces 7t, los cuales, por estas conjugaciones, 
forman una nube electrónica en ambos lados del 
plano del anillo. Esta conjugación estabiliza a la 
molécula y su estabilidad es mucho mayor que en los 
sistemas conjugados lineales. Dicha estabilidad recibe el nombre de aromaticidad. 
 
De acuerdo con el modelo de Lewis, podemos 
decir que el carbono tiene cuatro posibilidades de 
unión o enlace. Por tal motivo podemos pensar 
que un átomo de carbono se puede unir con otro, 
o más átomos de carbono por covalencia: 
 
 
En la figura de la izquierda se presenta la unión por covalencia y la derecha se expresa esa 
covalencia por medio de ligaduras o enlaces ahí mismo podemos apreciar que en el carbono del centro 
quedan dos posibilidades de unión y en los carbonos de los extremos se notan tres posibilidades de 
unión. A continuación, podemos predecir que en los carbonos pueden entrar ocho hidrógenos, tres en 
el primer carbono, dos en el segundo y tres en el tercero. 
 
 
 
Química - 272 
 
 
 
Si los pares electrónicos de covalencia que unen al 
hidrógeno con el carbono, se sustituyen por su ligadura correspondiente, la fórmula quedaría: 
 
Con base en lo anterior, nosotros podemos predecir cuántos hidrógenos corresponden a cada 
carbono, recordando que cada carbono como máximo acepta cuatro hidrógenos, considerando antes, 
el número de ligaduras que tiene con otros átomos de carbono. 
 
En ésta fórmula observamos que el primer carbono por tener una ligadura ya unida al carbono 
de la derecha, sólo acepta tres hidrógenos y el segundo carbono que 
presenta dos ligaduras, sólo acepta dos hidrógenos. Escribiendo los 
subíndices que faltan a los hidrógenos: 
 
 De una manera elemental, podemos pensar que los átomos de carbono se van enlazando 
formando largas cadenas, en las cuales se pueden presentar variantes, como arborescencias, dobles o 
triples ligaduras. 
 
 
 
 
 
Carbonos saturados e insaturados 
 
Como se estudió en la hibridación del carbono este presenta 4 
valencias que se observarán en el siguiente dibujo en forma de líneas y 
con la representación de Lewis. 
 
El hidrógeno presenta una valencia, es decir, tiene un electrón libre donde podrá 
formar un enlace covalente; si este lo unimos a las valencias del carbono veremos que 
necesitaremos cuatro hidrógenos para saturarlos, y estará representado de la siguiente 
manera: en donde una ligadura (-) nos indica que existen dos electrones formándola; y 
cada átomo de hidrógeno y de carbono aporta un electrón para formar el enlace. 
-Cuando un átomo de carbono tiene unidas a cada una de sus valencias átomos iguales o 
diferentes se dice que es un átomo de carbono saturado. 
 
Otro ejemplo de carbono saturado sería la unión de dos carbonos lo que nos daría 
la siguiente estructura: 
Como puedes observar cada átomo de carbono tiene tres valencias libres, 
las cuales pueden ser saturadas con hidrógeno y nos quedaría de la siguiente 
manera: 
 
 
 
 
 
Química - 273 
Podríamos seguir uniendo átomos de carbono uno tras otro y se formarían grandes cadenas, la 
cual es una propiedad que presenta el carbono tetravalente (estructura tetraédrica) ya que es una de 
las estructuras más estables en química orgánica. 
 
En otras ocasiones el átomo de carbono puede tener unido a él diferentes grupos, 
y, sin embargo, seguirá siendo carbono saturado. En este caso el carbono está saturado por 
un hidrógeno y tres cloros. 
 
Existen otros compuestos en los cuales el carbono presenta cuatro enlaces, pero solamente 
tiene unidos dos o tres grupos a el; a estos carbonos se les llama carbonos insaturados. 
 
En este caso el carbono presenta cuatro enlaces y tiene unidos a él tres grupos: otro carbono 
y dos hidrógenos. 
 
 
Otro caso de carbono insaturado sería el etino o acetileno: H – C  C – H 
En este caso se observa que cada carbono tiene cuatro enlaces, perosolo dos grupos: un 
carbono -y un hidrógeno. 
Tipos de cadenas en compuestos orgánicos 
 De acuerdo con las estructuras geométricas que puede 
presentar el átomo de carbono (tetraédricas, trigonal plana, 
lineal) origina los siguientes tipos de cadenas en los 
compuestos orgánicos: 
 
Como vemos en el cuadro anterior, los tipos de cadenas 
tienen dos grandes divisiones: los compuestos de cadena 
acíclica y los de cadena cíclica. 
A los compuestos de cadena acíclica también se les llama de cadena abierta, es decir, no forman 
ciclos. 
 
Los compuestos acíclicos, a su vez, pueden ser, saturados e insaturados. Los compuestos 
saturados son aquellos en los que todos los carbonos que los componen son saturados, es decir, que 
tienen cuatro enlaces y unidos a ellos cuatro grupos. 
 
Los compuestos cíclicos son también conocidos 
como de cadena cerrada y se pueden clasificar en alicíclicos 
y aromáticos. 
 
 
 
 
 
 
 
Química - 274 
 
 
 
 
 
 
 
 
*Los compuestos alicíclicos, a su vez se clasifican en saturados e insaturados, como por ejemplo: 
 
Los compuestos de cadena cíclica aromática tienen como grupo central al 
benceno: 
 
Las cadenas cíclicas pueden ser aliciclícas y aromáticas, están 
formadas por una serie de átomos de carbono (de tres en adelante) 
formando anillos. 
 
La cadena principal en los compuestos aliciclícos la forman los 
carbonos del anillo y en los compuestos alifáticos la cadena principal es 
aquella que contiene el mayor número de átomos de carbono, sin 
importar la forma que tenga la cadena. 
 
 
 
 
 
Química - 275 
Isomería: Se llaman isómeros a loa compuestos que tienen fórmulas moleculares idénticas, pero 
diferentes fórmulas estructurales. La causa de este fenómeno es que los átomos están ordenados de 
distinto modo en la molécula. Según la ordenación espacial de los átomos la ordenación espacial de los 
átomos, se conocen varios tipos de isomería: 
 
a) Isomería estructural: Se basa en que los átomos pueden estar unidos a otros átomos en un orden 
diferente, pero siempre es el mismo número y tipo de átomos. 
Ejemplo: 
 
 Hexano 2- metil – pentano 3 – metil - pentano 
 
b) Isomería de posición: en esta isomería los compuestos contienen en su estructura uno o varios grupos 
funcionales, que van variando de posición sobre el esqueleto carbonado. 
 
 
 1-cloro butano ó cloruro de butilo 2-cloro butano ó cloruro de butilo 
 
c).- Isomería de grupo funcional.- Se presenta cuando cada isómero pertenece a grupos funcionales 
diferentes 
Metil – etil – éter CH3 CH2 CH2 COH Butanal 
 
CH3 CH2 CH2 OH Propanol 
CH3 C
O
CH2 CH3
 metil – etil - cetona 
d) Isomería geométrica: La unión de dos átomos de carbono por un doble enlace, o sea un enlace  y 
otro , restringe la rotación de los mismos y por lo tanto, da origen a la isomería geométrica y los 
isómeros que resultan no son interconventibles por rotación. Se les llaman estereoisómeros 
 
 
 
 Cis-buteno-2 Trans-buteno-2 
En este tipo de isomería los carbonos que contienen el doble enlace se escriben con dos guiones, 
lo que significa que están en la orientación sobre el plano del panel; los metilos dibujados con líneas 
completa triangular, están saliendo del papel hacia delante y las líneas punteadas de los otros enlaces 
nos indican que se encuentran tras del plano del papel. 
 
A estos estereoisómeros geométricos se les conoce como isómeros cis-trans, siendo los 
isómeros los que tienen los dos sustituyentes equivalentes o más pequeños del mismo lado del plano; 
los isómeros trans presentan los dos sustituyentes equivalentes en lados opuestos. Los isómeros 
geométricos presentan diferentes propiedades físicas y laguna propiedades químicas distintas entre sí. 
 
Clasificación de los compuestos orgánicos 
CH3 CH2 CH2 CH2 Cl
CH3 CH2 CH CH3
Cl
H
C C
H3C
H
CH3
H3C
C C
H
H
CH3
CH3 CH2 CH2 CH2 CH2 CH3 CH3 CH2 CH2 CH CH3
CH3
CH3 CH2 CH CH2 CH3
CH3
CH3 O CH2 CH3
 
 
 
Química - 276 
 Las moléculas orgánicas tienen grandes zonas químicas inertes, dentro de las cuales poseen 
grupos o agregados de uno o más átomos, susceptibles de ataque por una extensa variedad de reactivos. 
Este agregado recibe el nombre de grupo funcional; su presencia en la molécula confiere a la estructura 
un comportamiento químico característico y único. 
 
El comportamiento químico de los diferentes grupos funcionales da origen a distintas cases de 
compuestos orgánicos, cuyas propiedades comunes están determinadas por el grupo funcional. Los 
grupos funcionales más importantes y las clases de compuestos que forman son los siguientes; en la 
serie alifática se emplea el símbolo R para designar al grupo alquilo y AR para el grupo arilo de la serie 
aromática. 
 
 
Grupo funcional Clase de compuestos 
Estructura Nombre del grupo funcional Fórmula general Nombre de los 
compuestos 
X- Halo R-X Haluros 
-OH Hidroxilo R-OH Alcoholes 
-OR Alcoxilo R-O-R Éteres 
-OAr Ariloxilo R-O-Ar Éteres aromáticos 
- CH2 – CH2 - Alcano R – CH2 – CH2 – R Alcanos 
- CH = CH - Alqueno R – CH = CH – R Alquenos 
- C  C - Alquino R – C  C - R Alquinos 
C
O 
Carbonilo CR R
O 
Cetonas 
CH
O 
Formilo CHR
O 
Aldehídos 
C
O
OH
 
Carboxilo CR
O
OH
 
Ácidos carboxílicos 
C
O
X
 
Haluro carbonilo CR
O
X
 
Haluros de ácido 
C
O
OR
 
Alcoxicarbonilo CR
O
OR
 
Esteres 
- C  N Ciano R - C  N Nitrilos 
C
O
NH2
 
Carboxamida CR
O
NH2
 
Amidas 
- C – NO2 Nitro R – NO2 Nitroalcanos 
 
 
Nomenclatura de hidrocarburos 
Alcanos 
 
 
 
Química - 277 
R – CH2 – CH2 – R 
 También son llamados parafinas, son hidrocarburos saturados de cadena abierta y sólo tienen 
enlaces sencillos carbono-carbono y carbono-hidrógeno. Estos hidrocarburos han sido aislados de 
fuentes naturales como el petróleo, ceras de abeja, ceras vegetales, etc. Los cuatro primeros 
hidrocarburos de la serie son gases; los que tienen de cinco a quince átomos de carbono son líquidos y 
los de dieciséis en adelante sólidos. Todos son insolubles en agua y disolventes polares. 
 
Nomenclatura 
Se sigue la nomenclatura de la IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada), para el 
uso de la nomenclatura es preciso dominar antes los prefijos del número de carbonos de la cadena y los 
radicales. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1. Se nombra la raíz, que señala la característica del 
esqueleto o cadena de carbonos, seguida del sufijo o 
terminación ano, que indica el grado de insaturación. 
 
2. Para nombrar la raíz se escoge la cadena más larga de la 
molécula. Ésta constituye el alcano principal y se asigna el 
nombre según el número de carbonos. Recuerda que los cuatro primeros alcanos tienen nombres 
comunes y del quinto en adelante se nombran según la cantidad de carbonos. Si en la estructura hay 
dos o más cadenas de carbonos de igual número, se elige la que contenga más sustituyentes. 
 
3. Se enumeran los átomos de carbono consecutivos sobre la cadena principal, comenzando por el 
extremo que tenga más próximos los sustituyentes. 
 
 
Número de carbonos Prefijo 
1 Meta 
2 Eta 
3 Propa 
4 Buta 
5 Penta 
6 Hexa 
7 Hepta 
8 Octa 
9 Nona 
10 Deca 
Nombre Radical 
Metil CH3 - 
Etil CH3 – CH2 - 
Propil CH3 – CH2 – CH2 - 
Isopropil CH CH3H3C
 
Butil CH3 – CH2 – CH2 – CH2 - 
Isobutil CH3 CH
CH3
CH2
 
Secbutil CH3 CH CH2 CH3
 
Terbutil 
CH3 C
CH3
CH3
 
 
 
 
Química - 278 
-4. Se nombra cada uno de los grupos o sustituyentes, precedido del número que indica el átomo de 
carbono al que está unido; si existen dos grupos sobre el mismo carbono, se repite el número. Los 
números se separan del nombre mediante guiones. Si el mismo sustituyente aparece más de una vez en 
la cadena, los números de sus posiciones se 
separan entre sí por comas y se emplean losprefijos di, tri, tetra, etc., para indicar las veces 
de aparición de dicho grupo. 
a) La cadena más larga es de 10 C. Se 
trata de un decano. 
b) Numerando de izquierda a derecha, 
el sustituyente más próximo está en C2; de 
derecha a izquierda estaría en C 4; por lo tanto, escogemos la primera numeración. 
c) Los sustituyentes son metilo, etilo y propilo. Cuando son sustituyentes o radicales se cambia 
la terminación ano por “ilo” (ver radicales). 
 
El nombre correcto del compuesto es: 2-metil-5-propil- 7 –etil-decano 
Cicloalcanos 
Estos hidrocarburos poseen anillos, igual que sus análogos de cadena abierta, son solubles en 
disolventes orgánicos que hierven de 10° a 20° por encima de los alcanos de cadena lineal de igual 
número de carbonos. Esta diferencia se debe a que los ciclos o anillos que forman son mucho menos 
flexibles, y por lo mismo presentan menos movimiento entre sus átomos. 
El primer compuesto cíclico que se puede formar en esta familia es el ciclopropano; le siguen el 
ciclobutano, ciclopentano, ciclohexano, etcétera. 
 
Nomenclatura 
1.- Se anota el prefijo ciclo delante del nombre del alcano correspondiente 
2.- El carbono número uno se le asigna a cualquier carbono 
3.- El carbono número dos se le asigna al que posee 
más cerca un sustituyente en orden de complejidad 
menor a mayor. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 1-metil-3-etil ciclopentano 1,2-dimetil ciclohexano 
Alquenos 
R – CH = CH – R 
 
 Los alquenos (etilenos u olefinas) forman una serie de hidrocarburos que al igual que los 
cicloalcanos, se diferencian de los alcanos lineales por contener dos átomos menos de hidrógeno, a 
CH2
CH3
CH3 CH3
CH3
 
 
 
Química - 279 
pesar de poseer cadena abierta. Contienen un doble enlace carbono-carbono, se llaman etilenos por 
considerarse derivados del etileno (CH2=CH2), el miembro más sencillo de la serie. Su tendencia a 
transformar el doble enlace en enlace sencillo por adición de hidrógenos (saturación del doble enlace), 
los hace mucho más reactivos que los alcanos. 
 
Nomenclatura 
1.- Se elije la cadena principal que es la más larga que con tenga el doble enlace 
2.- Se enumeran los carbonos de tal forma que el número uno es aquél en el que está más cerca el doble 
enlace 
3.- Para nombrar al compuesto se siguen las mismas reglas de los alcanos, solo cambiamos la 
terminación ano por “eno” 
4.- Si en la molécula hay más de un doble enlace, se da la terminación: dieno, trieno, tetraeno, etc. Según 
corresponda, indicando con un número la posición de los dobles enlaces. 
 
 
 
 
 
 
3-secbutil-2-hepteno 
Cicloalquenos 
 Se aplican las mismas reglas de nomenclatura que para los cicloalcanos, solo que en estos 
damos prioridad al doble enlace para asignar el carbono número uno. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4-terbutil-ciclohexeno ciclobuteno 2-etil-3-metil ciclopenteno 1,4 
ciclohexadieno 
 
Las fuentes principales para la obtención de los hidrocarburos de mayor importancia son: gas 
natural, los yacimientos de carbón y el petróleo. El gas natural sólo contiene los hidrocarburos (alcanos) 
más volátiles. Está constituido en 80% de metano y cantidades menores de etano 12%, propano 3% y 
butano 1%. 
 El metano, también conocido como gas de los pantanos, se emplea como combustible. El etano 
carece de interés práctico. El propano y butano se envasa comprimida en cilindros y se comercializa en 
forma de gas licuado, para utilizarse como combustible doméstico. 
CH3 CH2 CH
CH3
C CH
CH2
CH3
CH2 CH2 CH3
CH3C
CH3
CH3
CH2
CH3
CH3
 
 
 
Química - 280 
 El carbón mineral es otra fuente potencial de alcanos: por hidrogenación se pueden transformar 
los carbonos sólidos en combustibles líquidos. 
 
Industria del petróleo 
 Los yacimientos de petróleo posiblemente proceden de la grasa de grandes depósitos de 
plancton del período Silúrico o de los restos de animales y vegetales de la era terciaria, que durante 
millones de años han estado sometidos a muy altas presiones. El petróleo natural o crudo no presenta 
utilidad comercial, pero por el proceso de refinación se pueden obtener productos bastante útiles. Este 
proceso consiste en la separación por destilación fraccionada de una serie de fracciones con distintos 
puntos de ebullición. 
 De las fracciones obtenidas en el proceso de refinación del petróleo, la gasolina es la de mayor 
demanda, el queroseno tiene aplicación en los aviones de reacción; el gasóleo se emplea en calefacción 
y como combustible en motores diesel; los aceites lubricantes para el uso indicado por su nombre y las 
últimas fracciones se utilizan para fabricar vaselinas y parafinas. 
 
Hidrocarburos aromáticos (derivados del benceno) 
 Son nombrados así porque muchos de ellos despiden aromas fuertes, además de poseer 
propiedades muy especiales; no hay que confundirse, la palabra aromático para estos compuestos no 
significa que todos presentan aroma, sino que tienen un comportamiento especial. El más sencillo de la 
serie es el benceno. 
 
 
 1, 3, 5 ciclohexatrieno ó benceno 
 
 
 
 
Química - 281 
 
Sus derivados más importantes son: 
 
 
 
 
Tolueno Naftaleno Antraceno Fenol 
 
 
 
 Fenantreno Nitrobenceno Ácido benzoico Benzaldehído Anilina 
 
Nomenclatura: El benceno sirve como base para dar nombre a muchos aromáticos sustituidos. 
1.- Se anota el nombre del sustituyente y a continuación la palabra benceno 
 
 
 
 
 
 
 
 Etil benceno Isopropil benceno 1,4 dimetil-2-isopropil benceno 
 
Las enormes cantidades de compuestos aromáticos provienen de dos grandes yacimientos de 
material orgánico, que son el carbón mineral y el petróleo. La fuente principal de los derivados 
aromáticos es el alquitrán de carbón (hulla), un líquido espeso que se obtiene cuando se calienta al 
carbón en ausencia de aire; de el se obtienen los siguientes productos: benceno, tolueno, xilenos, fenol, 
cresol y naftalenos. Por destilación fraccionada se separan estos compuestos: aceite ligero, aceite 
medio, aceite pesado, aceite de antraceno y brea. 
 
CH3 OH
NO2 COOH
CH=O NH2
CH2 CH3 CH
CH3
H3C
H3C CH3
CH
CH3H3C
 
 
 
Química - 282 
Alquinos 
R – C  C - R 
 Los alquinos o acetilenos son hidrocarburos con uno o más triples enlaces. Se conocen como 
acetilenos por que toman el nombre del hidrocarburo más sencillo de su serie: el acetileno (CH  CH). 
Las propiedades físicas de los alquinos son ligeramente superiores a las de los alquenos y alcanos 
correspondientes. Los tres primeros son gases; después del cuarto, hasta el de quince átomos de 
carbono son líquidos; de dieciséis átomos de carbono en adelante son sólidos. 
Nomenclatura 
 Se siguen las mismas reglas que para los alquenos, solo que en este caso la prioridad la tiene el 
triple enlace y se cambia la terminación “eno” por “ino” 
 
 
 
 
 
5-metil-2-hexino 4-secbutil-2-heptino 
 
Derivados halogenados 
R-X 
 Son el producto se sustituir átomos de hidrógeno por átomos de halógeno (F, Cl, Br, I). Los 
derivados halogenados se pueden nombrar de dos formas distintas. 
Nomenclatura 
a)1.- Se indica con un número la posición del halógeno y a continuación el nombre del halógeno 
indicando cuantos intervienen (di, tri, tetra). 
2.- Se anota el nombre del alcano correspondiente, la numeración de la cadena principal toma en cuenta 
las prioridades que ya se han visto en compuestos anteriores. 
 
 
 
 
 2-bromo propano 1-bromo-2-metilpropano 3,4-dicloro-1-
buteno 
b) Cuando el compuesto no está ramificado se anota el nombre del halógeno con terminación “uro” y 
enseguida el nombre del radical con terminación “ilo”. 
 
 
 
 
 
 Bromuro de isobutilo cloruro de isopropilo 
Alcoholes 
R-OH 
Se encuentran abundantemente