GUIA QGA parte 1 2016

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FAUBA UNIVERSIDAD DE BUENOS AIRES 
FACULTAD DE AGRONOMÍA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUÍMICA GENERAL APLICADA 
(CARRERAS TÉCNICAS DE FLORICULTURA, JARDINERÍA Y 
PRODUCCIÓN VEGETAL ORGÁNICA) 
 
 
 
QUÍMICA GENERAL 
(PLANIFICACIÓN Y DISEÑO DEL PAISAJE) 
 
 
 
 
 
 
Primera Parte 
 
 
 
 
 
 
 
 
Cátedra de Química General e Inorgánica 
Edición 2016 
QUÍMICA GENERAL APLICADA 1 
 
 
 
Conceptos básicos 
Cuestionarios 
Problemas 
Guía de laboratorio 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Diana Effron 
M.Cristina Quinteros 
Silvia Catán 
Gabriela Sarti 
Alejandra de los Ríos 
 
 
 
 
Colaboración en la actualización Unidad 1: 
Josefina Miguez 
Melisa Castro Eiro 
 
 
 
 
QUÍMICA GENERAL APLICADA 2 
 
 
CONTENIDOS DE LA ASIGNATURA 
 
1- TEORÍA ATÓMICA Y CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS 
Estructura atómica. Número másico y número atómico. Isótopos. Nociones de configuración 
electrónica de un átomo. Aplicación a los elementos nitrógeno, oxigeno, fósforo, azufre, 
hidrógeno, sodio, potasio, calcio y magnesio. 
Masa atómica relativa y masa molecular relativa. Concepto de mol. 
Tabla periódica. Períodos y grupos. Grupos principales. Metales (macronutrientes y 
micronutrientes) y no metales (macronutrientes) 
 
2- UNIONES QUÍMICAS Y FORMULEO 
Electronegatividad. Concepto e importancia. Clasificación de las uniones químicas. Enlace 
iónico y enlace covalente. Estructuras de Lewis de compuestos binarios. 
Fuerzas intermoleculares presentes en compuestos moleculares. Importancia de estos 
conceptos para la sustancia agua y otras sustancias de interés biológico. 
Números de oxidación. Escritura de fórmulas y nomenclatura tradicional. Compuestos de 
sustancias simples y compuestas. Compuestos binarios: óxidos e hidruros covalentes. 
Hidróxidos y ácidos. Sales. Disociación. Aniones y cationes. Ejemplos de compuestos 
importantes para las carreras técnicas en cuestión. 
 
3- SOLUCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS 
Concepto e importancia de las soluciones acuosas de electrolitos. Expresiones de la 
concentración: % (m/m), % (v/v), %(m/v), Molaridad y ppm. 
Dilución. Aplicación del concepto de dilución en la preparación de soluciones diluidas a partir 
de soluciones concentradas. Aplicación al cálculo de volúmenes de soluciones stock 
necesarios para cubrir los requerimientos del cultivo. 
Ecuaciones químicas. Significado cuantitativo de las ecuaciones químicas. Estequiometría. 
Pureza y concepto de rendimiento. 
 
EQUILIBRIOS QUÍMICOS 
Concepto de equilibrio químico. Principio de Le Chatelier. Constantes de Equilibrio. 
 
 
 
QUÍMICA GENERAL APLICADA 3 
 
 
Equilibrio ácido-base 
Concepto de ácidos y bases: Teoría de Arrhenius y Brönsted. Comportamiento ácido-base del 
agua e importancia en relación con la nutrición vegetal y disponibilidad de nutrientes en el 
suelo. Comportamiento ácido base del agua. Concepto de pH y pOH. pH de ácidos y bases 
fuertes. Equilibrio de disociación de de ácidos y bases débiles. Ácidos polipróticos de 
importancia en los sistemas naturales. 
Iones presentes en aguas naturales. Parámetros de importancia en el agua de riego. Reacciones 
de neutralización. Sales utilizadas como fertilizantes. Hidrólisis de sales. Contenido de 
carbonatos y bicarbonatos en las aguas: alcalinidad. Concepto de soluciones reguladoras de 
pH. 
 
Equilibrio de óxido-reducción 
Hemireacciones de óxido-reducción (redox). Oxidantes y reductores. Potenciales normales de 
reducción. Espontaneidad de reacciones redox. Importancia de las reacciones redox en 
sistemas naturales. 
 
DISPERSIONES COLOIDALES 
Estado coloidal: características y su importancia biológica y en suelos. Soles liófobos y soles 
liófilos. Adsorción. Carga de las micelas. Propiedades de los sistemas cloidales. Electroforesis 
y diálisis. 
 
BIBLIOGRAFÍA 
 
Angelini, M.C. y otros. Temas de Química General. Versión ampliada. Editorial EUDEBA, 
Segunda edición. Bs. As. 2008 
Burriel Martí, F; Lucena Conde, F; Arribas Jimeno, S; Hernández Méndez, J. Química 
Analítica Cualitativa. Editorial Paraninfo. Madrid. 1998. 
Chang, R. Química. Editorial Mc. Graw-Hill. México. Décima edición. 2010. 
DiRisio, C; Roverano, M; Vazquez, I. Química Básica. Editorial Educando. Primera edición 
2006. 
Whitten, KW, Davis, RE, Peck, ML; Stanley, G. Química.. Mc Graw- Hill. Quinta edición. 
México. 2008. 
 
QUÍMICA GENERAL APLICADA 4 
 
 
 
Aclaración: los títulos que en el desarrollo de la presente guía de estudios aparecen entre 
asteriscos* corresponden a temas que se estudiarán dependiendo de la Carrera o contiene 
información adicional aclaratoria. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
IMPORTANCIA DEL ESTUDIO DE LA QUÍMICA 
 
Todos los objetos y seres vivos están formados por átomos de distintos elementos químicos. 
De éstos elementos, 6 constituyen del 95 al 99 % de los tejidos vivos: el carbono (C), el 
hidrógeno (H), el oxígeno (O), el nitrógeno (N), el azufre (S) y el fósforo (P), siendo los más 
abundantes del planeta. Los elementos químicos presentes en la materia viva reciben el 
nombre de bioelementos y también se los encuentra en la atmósfera, en el agua y en los 
suelos. Los animales asimilan estos bioelementos a través de la alimentación y las plantas a 
través de la absorción desde el suelo. Otros de los elementos que forman parte de los seres 
vivos son: calcio (Ca), magnesio (Mg), sodio (Na), potasio (K), hierro (Fe), entre otros. 
La mayoría de los elementos pueden interactuar con átomos de la misma o distinta especie y 
mantenerse unidos por fuerzas que llamamos enlaces químicos para formar moléculas, por 
ejemplo: el agua (H2O), la cuál representa el 70% del peso de los seres vivos, el oxígeno (O2) 
producto de la fotosíntesis realizada por las plantas o el dióxido de carbono (CO2), producto 
de la respiración de los seres vivos. Los bioelementos mencionados anteriormente forman las 
llamadas biomoléculas: proteínas, hidratos de carbono, lípidos y ácidos nucleicos (ADN y 
ARN responsables de la genética de nuestro organismo). 
La química se hace presente entonces en nuestros cuerpos y en el mundo que nos rodea, 
siendo imprescindible su conocimiento en cualquier área de las Ciencias Naturales: biología, 
botánica, edafología, medicina, etc. para comprender y poder interpretar los fenómenos 
naturales. 
 
 
 
 
QUÍMICA GENERAL APLICADA 5 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUÍMICA GENERAL APLICADA 6 
 
 
ESTRUCTURA ATÓMICA 
 
Las propiedades intensivas del agua contenida en una pileta son iguales a las del agua que 
contiene un vaso, una gota o media gota. Pero, ¿Cuál es la menor partícula de agua que 
mantiene dichas propiedades? Es la MOLÉCULA. 
A su vez, la molécula la podemos dividir obteniendo ÁTOMOS. 
El átomo está formado por: 
 Neutrones (sin carga 
 eléctrica) núcleo 
 Protones (carga eléctrica 
 positiva) 
 
 Electrones (carga eléctrica: nube extranuclear 
 negativa) 
El núcleo es extremadamente pequeño con respecto al tamaño total del átomo. Si el núcleo 
fuese una cabeza de alfiler, el tamaño total del átomo sería una esfera de aproximadamente 
100 m. de diámetro. 
En el núcleo se encuentra prácticamente toda la masa del átomo por lo tanto se considera 
despreciable la masa del electrón. 
Partícula CARGA MASA 
Neutrón Nula 1 uma 
Protón Positiva 1 uma 
Electrón Negativa 1/1840 uma 
 
donde, umasignifica: “unidad de masa atómica” que definiremos más adelante. 
 
En la nube extranuclear los electrones de un átomo se distribuyen en distintos niveles, 
subniveles y orbitales. El nivel representa la distancia a la cual se encuentra el electrón del 
núcleo. Como esta distancia determina distintos valores de energía del electrón (cuánto más 
alejado está del núcleo más energía tiene), podemos decir que existen niveles de energía. La 
distribución de Vale la pena mencionar que los electrones presentes en el nivel más externo 
son los que intervienen en las uniones químicas (es decir, la unión entre los átomos). 
los electrones en los distintos niveles de energía constituye la configuración electrónica del 
átomo. 
Se define orbital a la zona del espacio donde es más probable hallar un electrón. 
 
 
QUÍMICA GENERAL APLICADA 7 
 
 
Número atómico 
Lo simbolizamos con la letra "Z" y corresponde al número de protones. Por ser el átomo 
eléctricamente neutro, el número de electrones es igual al número de protones. 
Si el átomo no es eléctricamente neutro, es decir si presenta mayor o menor número de 
electrones que de protones, se denomina ion. Los iones pueden ser positivos, en tal caso son 
llamados cationes o negativos llamados aniones. 
 
Número másico 
Lo simbolizamos con la letra "A". Es igual al número de protones más el número de neutrones 
que contiene el núcleo. De estos dos conceptos surge que: 
 
 A - Z = número de neutrones 
 
Donde "Z" es un número entero y "A" puede tomar distintos valores para átomos de un 
mismo elemento, debido a la existencia de ISÓTOPOS, que se definen como átomos de un 
mismo elemento (igual valor de Z), pero con distinto número de neutrones (distinto valor de 
A). Por ejemplo: 
 
 
1
1H 
2
1H o 
2
1D 
 3
1H o 
3
1T 
 Deuterio Tritio 
 
 
 
 
Clasificación periódica 
 
La Clasificación Periódica, llamada también Sistema Periódico o Tabla Periódica, puede 
considerarse como una de las más útiles clasificaciones de la ciencia. El Sistema Periódico 
está basado en la estructura electrónica (distribución de los electrones en niveles y orbitales) 
de los átomos, de la que dependen sus propiedades químicas. 
En la Tabla Periódica se ordenan los elementos en orden creciente de sus números 
atómicos, de manera tal que quedan agrupados en columnas verticales (grupos) los elementos 
de propiedades químicas análogas. Cuando el número de electrones externos (también 
llamados electrones de valencia) del átomo es el mismo, son también muy análogas las 
propiedades químicas, y los elementos que cumplen esta condición forman una familia o 
grupo del sistema periódico. Así, por ejemplo, los metales alcalinos, tales como el Li (Z=3), 
el Na (Z=11), el K (Z=19), etc. tienen todos un electrón en el nivel más externo. Lo mismo 
ocurre en la familia de los metales alcalino-térreos: Be, Mg, Ca, Sr, Ba y Ra que tienen 
QUÍMICA GENERAL APLICADA 8 
 
 
todos dos electrones en el último nivel. Vale la pena mencionar que los electrones presentes 
en el nivel más externo son los que intervienen en las uniones químicas (es decir, la unión 
entre los átomos). 
La existencia de períodos (ordenamientos horizontales) es otra de las características de la 
clasificación periódica. El número de períodos es igual al número de niveles ocupados con 
electrones. Hay 7 períodos: cada período comprende a todos los elementos que están entre dos 
gases raros, nobles o inertes consecutivos. 
En la tabla períodica actual existen 18 grupos o familias (columnas). También puede 
considerarse dividida en 8 grupos subdivididos en subgrupos A y B (tabla tradicional). 
Los 2 primeros grupos: 1 (IA) y 2 (IIA) constituyen los metales llamados Metales alcalinos y 
alcalino-terreos ( tienen uno o dos electrones externos) 
El grupo 13 (IIIA) es la Familia del Boro (tienen tres electrones externos). 
El grupo 14 (IVA) es la Familia del Carbono (tienen cuatro electrones externos).. 
El grupo 15 (VA) es la Familia del Nitrógeno (tienen cinco electrones externos).. 
El grupo 16 (VIA) es la Familia del Oxígeno (tienen seis electrones externos). 
El grupo 17 (VIIA) es la Familia de los Halógenos (tienen siete electrones externos). 
El grupo 18 (VIIIA) es la Familia de los gases raros, nobles o inertes (tienen ocho 
electrones externos, excepto el He que tiene dos). 
 
Los subgrupos A son los llamados Elementos Representativos y para los mismos, el 
número de grupo coincide con el número de electrones en el último nivel. Por ejemplo: los 
elementos del grupo IA (metales alcalinos) tienen como ya vimos un electrón en su último 
nivel. 
 Además, el número de período al cual pertenece un elemento coincide con el número de 
niveles de energía que tienen sus átomos. Ejemplo: el elemento Na tiene Z = 11, por lo tanto 
tiene 11 electrones, ya que se trata de un átomo neutro. Sus electrones se distribuyen en 3 
niveles, por este motivo se ubica en la tabla en el período 3. Además, en su último nivel 
presenta sólo un electrón y por esto se encuentra en el grupo 1 (para mayor detalle consultar 
ANEXO I) 
 
Los subgrupos B son los llamados Elementos de Transición, pertenecientes a los grupos 
desde el 3 hasta el 12 inclusive. 
 
QUÍMICA GENERAL APLICADA 9 
 
 
Existen también elementos llamados de Transición Interna (Lantánidos o Tierras Raras y 
Actínidos o Transuránicos). 
 
 
ELEMENTOS DE IMPORTANCIA AGRONÓMICA 
 
El suelo proporciona a las plantas factores esenciales para su crecimiento: los nutrientes, el 
agua y el oxígeno para las raíces. 
En este sentido, la solución del suelo cumple un papel fundamental, ya que es la porción 
acuosa del mismo que contiene materia disuelta proveniente de los procesos químicos que 
ocurren en él y del intercambio con la hidrósfera y la biósfera. Esta solución transporta 
especies químicas desde y hacia las partículas del suelo y permite un contacto íntimo entre los 
solutos y las partículas del suelo. Además de proveer agua para el crecimiento de las plantas, 
es una vía esencial para el intercambio de nutrientes entre las raíces y la parte sólida del suelo. 
Los componentes inorgánicos disueltos en el suelo están presentes en la mayoría de los casos 
como iones. 
Son considerados como nutrientes todos los elementos químicos esenciales para el 
crecimiento de las plantas. Tres de ellos, C, H y O, son suministrados por el agua (H2O) y el 
aire (CO2) y no se incluyen en la nutrición mineral. Los 13 restantes, son provistos 
básicamente por el suelo, y pueden agruparse en 6 macronutrientes, necesarios en grandes 
cantidades, y 7 micronutrientes, de los que las plantas sólo necesitan trazas. Los 
macronutrientes en general cumplen funciones estructurales y los micronutrientes 
enzimáticas. 
Son macronutrientes: N, P, S, Ca, Mg y K. 
Son micronutrientes: B, Cl, Cu, Fe, Mn, Mo, Zn. 
Las plantas absorben Na y Cl en cantidad mayor que algunos micronutrientes, debido a su 
abundancia en el suelo, pero el Na se considera no esencial. 
Las plantas contienen también cantidades apreciables de Si y Al, pero no son esenciales. El Al 
en algunos suelos ácidos es absorbido en cantidades tan grandes que pasa a ser tóxico. 
 En los tejidos vegetales se han identificado más de 50 elementos diferentes, si bien la 
mayoría no son esenciales. 
 
Nitrógeno: La sustancia Nitrógeno (N2) es el principal constituyente de la atmósfera. El 
elemento Nitrógeno (N) forma parte de los aminoácidos de las proteínas presentes en todas las 
QUÍMICA GENERAL APLICADA 10 
 
 
membranas celulares de los seres vivos y también constituyen las enzimas (catalizadores 
biológicos). Además forma parte de la molécula de la clorofila. En muchos suelos, más del 
90% del Nitrógeno esta formando parte de sustancias orgánicas comoproducto de la 
biodegradación de plantas o animales muertos. Se puede eventualmente, hidrolizar a amonio 
NH
4+
 y luego oxidarse a ion nitrato NO
3-
 por acción de las bacterias del suelo. 
Algunos grupos de bacterias del suelo son capaces de fijar nitrógeno atmosférico 
transformándolo en formas asimilables por las plantas, siendo el anión nitrato (NO3
-
) la forma, 
en general, más habitual. Algunas plantas (como la del arroz) pueden utilizarlo en forma de 
ion NH4
+
, pero otras resultan intoxicadas. 
La deficiencia de nitrógeno en las plantas produce hojas amarillas por falta de clorofila y 
reducción del crecimiento de la masa foliar. 
 
Fósforo: Es constituyente de los fosfolípidos que forman la membrana plasmática y del ATP 
(adenina trifosfato), molécula de alto contenido energético (energía química) que se requiere 
para la mayoría de los procesos biológicos que se llevan a cabo en el interior de las células. 
Las formas químicas del Fósforo (P) fácilmente asimilable por las plantas son las especies 
derivadas del anión ortofosfato (PO4
3-
). Para los valores de pH habituales en los suelos las 
especies predominantes son HPO4
2-
 y H2PO4
-
. La deficiencia de fósforo retrasa la madurez 
de la planta. 
 
 Azufre: Está asociado con la síntesis de proteínas. Los cultivos ricos en proteínas como las 
leguminosas (alfalfa, trébol, soja etc) y particularmente las crucíferas (nabo, coliflor, colza) 
presentan altos requerimientos de azufre. El azufre es importante en la resistencia de las 
plantas a las enfermedades. 
El Azufre (S) es asimilado por las plantas como anión sulfato (SO4
2-
). La deficiencia de dicho 
elemento da como resultado una inhibición en la síntesis de las proteínas. Existen 
aminoácidos como la cisteína y la metionina que contienen S en su molécula y que son 
esenciales para formar ciertas proteínas; la falta de los mismos impide que dichas proteínas 
sean sintetizadas. 
 
Calcio y Magnesio: El calcio (Ca) interviene en el crecimiento de las raíces, se lo requiere 
para la elongación y división celular. Participa en la permeabilidad de las membranas 
celulares y en la estabilidad de las mismas. Evita la senescencia de las hojas. El Magnesio 
(Mg) es constituyente de la molécula de clorofila (todas las partes verdes contienen clorofila). 
QUÍMICA GENERAL APLICADA 11 
 
 
También existe en las semillas. Es necesario para la acción de diversas enzimas (por ejemplo 
las fosfatasas). 
 
Potasio: En las plantas es esencial para el crecimiento y la reproducción. Está presente en 
ellas en cantidades mayores que los otros nutrientes, excepto el nitrógeno. El potasio está 
asociado con el metabolismo de las plantas, regula el equilibrio osmótico de las células de los 
seres vivos. 
 
Micronutrientes: existen algunos elementos que se encuentran en bajas concentraciones en el 
suelo llamados micronutrientes u oligoelementos. Son indispensables para la vida de las 
plantas, pero en muy bajas concentraciones. Su ausencia no permite que la planta complete su 
ciclo de vida y dichos elementos son específicos ya que no pueden ser reemplazados por otros 
porque cada uno tiene una función metabólica determinada. Estos elementos son B, Mo, Fe, 
Cu, Zn, Mn. Algunos son absorbidos por la planta como aniones tal como el B u el Mo y los 
demás como cationes. El B es el único no metal de los micronutrientes. Tanto su deficiencia 
como su exceso (o toxicidad) son perjudiciales para las plantas. 
Algunos elementos pueden ser no esenciales en los vegetales, pero sí para los animales como 
el Se. Así, por ejemplo, el Cobre (Cu) es de vital importancia ya que participa en la 
fotosíntesis, respiración y también forma parte de enzimas. Su deficiencia es rara, inhibiendo, 
si la hubiere, el ciclo reproductivo. La toxicidad produce poca formación de ramas y 
oscurecimiento de raíces. 
El Manganeso (Mn) también participa en procesos metabólicos, en la fotosíntesis, en la 
fotólisis del agua y activa enzimas. Su deficiencia produce clorosis con posterior necrosis en 
nervaduras y bordes de las hojas. Su toxicidad está asociada a la deficiencia de Fe. 
El Hierro (Fe) interviene en procesos metabólicos, forma parte de enzimas e interviene en el 
proceso de formación de la clorofila. Se encuentra en los cloroplastos de las hojas verdes. En 
suelos bien aireados se oxida con facilidad a Fe
3+
 lo que impide su asimilación por las plantas 
produciendo clorosis. La toxicidad no es común porque aunque abunda en el suelo, la planta 
no lo toma en exceso (lo mismo ocurre con el Mn). 
En el caso del Boro (B), su deficiencia acarrea necrosis de tallos y zona meristemática de 
raíces. Se desintegran o decoloran los tejidos internos y aparece moteado clorótico. La 
toxicidad produce amarilleo de las hojas. 
 
QUÍMICA GENERAL APLICADA 12 
 
 
Otros elementos: Sodio: aun cuando el sodio no se considera esencial para el crecimiento de 
las plantas resulta benéfico para algunas de ellas. Tiene importancia especial en relación con 
los problemas de alcalinidad de los suelos. Silicio: unido al oxígeno y a otros elementos como 
Al, Fe, Mg, Ca, K forma parte de los minerales primarios más importantes de las rocas 
(silicatos) y de las arcillas de los suelos (minerales secundarios). 
 
Los metales, ya sean macro o micronutrientes, son absorbidos por las plantas en su forma 
iónica, por ejemplo: K
+
, Na
+
, Ca
2+
, Fe
2+
 
 
 
ANEXO I 
 
*Distribución de electrones en la nube extranuclear* 
 
Números cuánticos. Principio de incertidumbre de Heisenberg 
 
"Es imposible conocer simultáneamente la posición y la cantidad de movimiento 
(masa.velocidad) de un electrón", por esta razón hablamos de probabilidad de encontrar al 
electrón en un momento dado y en un lugar dado. 
Las ecuaciones de la mecánica cuántica nos permiten conocer cuatro números cuánticos que 
describen los estados de energía posibles para los electrones y, por lo tanto, la probabilidad de 
hallar a dichos electrones en distintas zonas del espacio alrededor del núcleo. 
Los números cuánticos son: 
1. n = NÚMERO CUÁNTICO PRINCIPAL: está vinculado con el diámetro de la nube 
de electrones, o sea, la distancia a la cual está el electrón del núcleo. Como esta 
distancia determina distintos valores de energía del electrón (cuanto más alejado está del 
núcleo, más energía tiene), podemos decir que existen niveles de energía. 
Los valores que puede tomar "n" son: 1 hasta infinito (1,2,3,4, ....) 
El valor de "n"=  corresponde a la separación total del electrón (ion). 
2. l = NÚMERO CUÁNTICO SECUNDARIO O AZIMUTAL: está vinculado con la 
forma de la nube y entonces determinar el subnivel. 
Los valores que pueda tomar “l” son 0 hasta (n - 1). 
3. m = NÚMERO CUÁNTICO MAGNÉTICO: está relacionado con la orientación de la 
nube de electrones frente a un campo magnético exterior. Decimos que determina el 
orbital (zona del espacio donde es mayor la probabilidad de encontrar un electrón). 
Los valores que puede tomar “m” son: - l hasta +l incluyendo el cero (0, 1, 2, 3, l). 
QUÍMICA GENERAL APLICADA 13 
 
 
4. spin = NÚMERO CUÁNTICO DEL SPIN: determina la dirección de giro del 
electrón. Puede tomar los valores: +1/2 ó -1/2. 
RESUMIENDO: 
n Volumen o tamaño del 
orbital y energía 
nivel 1, 2, 3, .....,  
energía cuantificada 
l Forma del orbital subnive
l 
0, 1, ....., (n-1) 
m orientación en campo 
magnético 
orbital 0, 1, .......,  l 
spin Dirección de giro +1/2 ó -1/2 
 
Representación del subnivel s (orbital esférico). 
Cuando l = 0 m = 0 hay una única orientación del electrón en presencia de un campo 
magnético exterior, entonces la probabilidad de encontrar al electrón es igual en todas las 
direcciones 
 yx 
 z 
 
Representación del subnivel p (orbital bilobulado) 
 
Cuando l = 1, los valores de m son: -1, 0, +1, entonces hay tres orientaciones posibles; existen 
tres orbitales o zonas de mayor probabilidad de encontrar al electrón. Estos tres orbitales son: 
px, py y pz. 
 px py pz 
 Y Y Y 
 
 
 
 
 X X X 
 
 
 
Z Z Z 
Las formas de los otros orbitales d y f son más complejas. 
QUÍMICA GENERAL APLICADA 14 
 
 
Principio de exclusión de Pauli 
Dos electrones de un mismo átomo no pueden tener sus cuatro números cuánticos iguales, al 
menos deben diferir en su spin (dirección de giro). 
Por ejemplo: 
 
 1s
2
 un electrón n=1 l=0 m=0 spin +1/2 
 
 un electrón n=1 l=0 m=0 spin -1/2 
 
 
 
Regla de máxima multiplicidad de Hund 
Antes de ocuparse totalmente un orbital (con dos electrones de distinto spin) se semiocupan 
todos los orbitales de un mismo subnivel. Por ejemplo: N tiene Z=7 
 
 1s
2
 2s
2
 2p
3
 
 
 
 
 2px 2py 2pz 
 
 
 
Configuración electrónica 
 
Es la distribución de los electrones de acuerdo a los valores de los cuatro números cuánticos. 
Por ejemplo: 
 
 n = 1 l = 0 (subnivel s) m = 0 spin +1/2 
 -1/2 1s
2 
 
 
 n = 2 l= 0 (subnivel s) m = 0 spin +1/2 
 -1/2 2s
2 
 
 
l= 1 (subnivel p)
 
 m = -1 spin +1/2 
 -1/2 
 
 
 m = 0 spin +1/2 2p
6
 
 -1/2 
 
 m= +1 spin +1/2 
 -1/2 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUÍMICA GENERAL APLICADA 15 
 
 
n=3 l=0 (subnivel s) m=0 spin +1/2 
 -1/2 3s
2
 
 
 l= 1 (subnivel p) m = -1 spin +1/2 
 -1/2 
 
 m = 0 spin +1/2 3p
6
 
 -1/2 
 
 m= +1 spin +1/2 
 -1/2 
 
 l=2 (subnivel d) m = -2 spin +1/2 
 -1/2 
 
 m=-1 spin +1/2 
 -1/2 
 
 m=0 spin +1/2 3d
10
 
 -1/2 
 
 m=+1 spin +1/2 
 -1/2 
 
 m=+2 spin +1/2 
 -1/2 
 
Principio de mínima energía 
Los electrones van ocupando en el átomo los niveles y subniveles de menor energía. 
La diferencia de energía entre dos niveles es mucho mayor que la diferencia de energía entre 
dos subniveles del mismo nivel. 
Por ej: la diferencia entre 1s y 2s es mayor que la que existe entre 2s y 2p. 
Esta diferencia es muy notable en los primeros niveles, luego va decreciendo de manera tal 
que a partir de n=3 hay superposición de niveles. La llamada regla de las diagonales es una 
regla mnemotécnica que permite ubicar dichas superposiciones. 
 
1s Las diagonales, en el esquema, nos indican el orden de llenado de los subniveles 
 con electrones, teniendo en cuenta el principio de mínima energía. 
2s 2p Ejemplo: para Pb, Z=82: 
 
3s 3p 3d 1s
2
 2s
2
 2p
6 
3s
2
 3p
6
 4s
2
 3d
10
 4p
6
 5s
2
 4d
10
 5p
6
 6s
2
 4f
14 
5d
10
 6p
2
 
 
4s 4p 4d 4f 
 
5s 5p 5d 5f 5g 
 
6s 6p 6d 6f 6g 
 
7s 7p 
Sin embargo, para algunos elementos, su configuración electrónica no concuerda con la que 
se obtiene aplicando la regla de las diagonales. 
 
QUÍMICA GENERAL APLICADA 16 
 
 
Por ejemplo: para el Cu que tiene Z= 29 
CE teórica: 1s
2 
2s
2 
2p
6
 3s
2 
3p
6
 4s
2 
3d
9
 
CE real: 1s
2 
2s
2 
2p
6
 3s
2 
3p
6
 4s
1 
3d
10
 
 
 
 
Leyes periódicas 
Las propiedades químicas de los elementos y muchas de sus propiedades físicas son una 
función periódica de sus números atómicos. Algunos ejemplos de estas variaciones periódicas 
son los números atómicos, radios de los átomos y de los iones, etc. 
 
Radio atómico 
Sabiendo que sólo podemos hablar de la probabilidad de encontrar a un electrón en una zona 
determinada alrededor del núcleo, no es correcto definir al radio atómico como la distancia 
desde el núcleo hasta el electrón más alejado. La definición correcta de radio atómico es "la 
distancia promedio entre dos núcleosde dos átomos de un mismo elemento". 
En la tabla periódica la variación del radio atómico es la siguiente: 
 En un grupo aumenta hacia abajo (al aumentar Z aumenta n, por lo tanto se van 
llenando nuevos niveles con electrones y aumenta entonces el radio atómico). 
 En un periodo aumenta de derecha a izquierda (al haber cada vez más protones, 
estos atraen más electrones, por lo tanto disminuye el radio atómico al aumentar 
Z). 
 El elemento de mayor radio atómico es el Fr. 
 
Energía de ionización 
La primera energía de ionización es la cantidad de energía necesaria para separar totalmente 
el electrón más débilmente unido al núcleo de un átomo que se encuentra aislado, en estado 
gaseoso y en su estado energético fundamental (de menor energía). 
 
 M(g) + energía M 
+ 
 + 1e Primera energía de ionización 
 
 M 
+
 + energía M 
2+
 + 1e Segunda energía de ionización 
 
 M
2+
 + energía M
3+
 + 1e Tercera energía de ionización 
 
 En la tabla periódica la energía de ionización varía de la siguiente manera: 
QUÍMICA GENERAL APLICADA 17 
 
 
 En un grupo aumenta de abajo hacia arriba (al aumentar Z aumenta n y aumenta el 
efecto pantalla de los electrones, lo que permite sacar al electrón con menor 
energía). 
 En un período aumenta de izquierda a derecha (al aumentar Z se necesita mayor 
energía para separar un electrón, porque la tendencia de los elementos de la 
derecha es atraer electrones para alcanzar la estructura más estable del gas noble 
más próximo). 
 
EJERCICIOS 
 
Estructura atómica y tabla periódica 
 
UTILIZANDO LA TABLA PERIÓDICA, RESUELVA LOS SIGUIENTES EJERCICIOS 
 
1. De las siguientes proposiciones, señale las que considera correctas: 
 
a) El número atómico de un elemento es igual al número de protones del núcleo. 
b) El número atómico de un elemento coincide con el número de protones del núcleo y 
es igual para el átomo neutro que para los iones de dicho elemento. 
c) El número atómico del ion Cl- es igual al del gas noble Ar. 
d) Todos los isótopos de los átomos de un dado elemento tienen el mismo número de 
protones. 
e) Si dos átomos tienen igual número másico pertenecen al mismo elemento 
 
2. a) De los siguientes elementos de importancia biológica y agronómica indicar cuáles 
son micro o macronutrientes: Cu, N, P, S, Fe, Ca, Mg, Mn y K. 
 b) Escribir la forma iónica en que cada elemento es absorbido por las raíces. 
 
3. Calcule el número de protones, neutrones y electrones que contiene cada uno de los 
siguientes átomos: 
 
 
 23
 
 35
 
80 
 
a) Na b) Cl c) Br 
 11 17 35
 
 
 
4. Sin utilizar tablas complete el siguiente cuadro de valores: 
 
ELEMENTO N
o
 MASICO N
o
 ATOMICO N
o
 PROTONES N
o
 NEUTRONES N
o
 ELECT. 
As 33 42 
Mn 55 25 
Cu 63 29 
Cu 65 
Si 28 14 
 
 
 
QUÍMICA GENERAL APLICADA 18 
 
 
5.Calcule qué número de protones, neutrones y electrones tiene cada uno de los iones 
siguientes: 
 
 37 39 32 31 27 
 a) Cl 
¯
 b) K 
+ 
 c) S 
2¯
 d) P
3¯ 
 e) Al 
3+
 
 17 19 16 15 13 
 
6. Indique el número de protones, neutrones y electrones para los siguientes iones: 
 
a) O
2¯ 
 b) Mg 
2+ 
 
7- Indique la ubicación en la tabla periódica de los siguientes átomos (grupo y periodo), su 
símbolo químico y determine el número de protones, neutrones y electrones en cada caso: 
 a) 
23
X b) 
32
Z
 
 
 
 11 16 
 
 
8- Indicar si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas y justificar la respuesta 
 a) el ion Na
+ 
tiene un protón más que el átomo de Na 
 b) el número de protones del ion Ca 
2+
 es igual al del átomo de Ca. 
 
9- Para los siguientes átomos, indique la composición del núcleo, el número de niveles 
 de energía y el número de electrones del último nivel. 
 
Átomo Grupo período número 
de masa 
I IVA 2 12 
II IIIA 3 27 
III VIIA 2 19 
IV IIA 4 40 
 
10- Dado un elemento de número atómico Z=14, indique cuál o cuáles de las siguientes 
 afirmaciones son correctas: 
 
 a) es del grupo VIIA 
 b) es un gas noble o inerte 
 c) es un no metal 
 d) es del grupo IVA 
 e) es del período 2 
 
11- El átomo de hidrógeno posee tres isótopos. Indique cuál de ellos posee mayor masa. 
Justifique. 
 
 
 
 
 
 
 
QUÍMICA GENERAL APLICADA 19 
 
 
UNIONES QUÍMICAS 
 
 
La unión química se define como la fuerza que actúa entre dos o más átomos o iones, con 
suficiente intensidad como para mantenerlos unidos formando en algunos casos una molécula. 
Los electrones que se encuentran en el último nivel de energía son los que intervienen en las 
uniones químicas. En la actualidad sabemos que cuando los átomos o iones se unen, lo hacen 
adquiriendo una configuración electrónica estable, tendiendo a completar un octeto (8 
electrones), según la configuración del gas noble más cercano, excepto los que adquieren la 
configuración del Helio (He). 
La electronegatividad es una propiedad muy importante que mide la capacidad relativa que 
tiene un átomo para atraer los electrones de una unión química. En la tabla periódica varia de 
la siguiente forma: 
en un grupo aumenta hacia arriba (al achicarse el átomo la atracción que ejerce el núcleo 
sobre los electrones es mayor). 
en un periodo aumenta de izquierda a derecha (al aumentar Z hacia la derecha de la tabla 
periódica, es mayor la tendencia a atraer electrones para alcanzar la estructura estable). 
 
Estas electronegatividades entre los átomos que constituyen la unión pueden ser: 
1) Muy diferentes (unión iónica) 
2) Similares y bajas (unión metálica) 
3) Similares y altas (unión covalente). 
 
 
1) Unión iónica o electrovalente 
 
Se produce entre elementos de muy diferente electronegatividad, por eso es la unión típica 
entre un metal y un no-metal. Esta diferente electronegatividad lleva a que un átomo ceda 
electrones (transformándose en catión) y otro átomo reciba a ese electrón (transformándose en 
un anión). 
 
Ej.: un átomo de Na cuyo Z= 11 se encuentra en el grupo IA de la tabla periódica (posee 1 
electrón en el último nivel de energía). Si pierde un electrón adquiere la configuración 
electrónica del gas noble más cercano que es el Ne cuyo Z= 10. 
 
QUÍMICA GENERAL APLICADA 20 
 
 
Un átomo de Cl tiene numero atómico 17, se encuentra en el grupo VIIA (posee 7 electrones 
en su último nivel de energía). Si toma un electrón adquiere la configuración del gas noble 
más cercano Ar (Z= 18). 
Na Na
+
 + e¯ 
Cl + e¯
 
 Cl¯
 
 
 
Representación de la sustancia formada por medio de su fórmula electrónica o fórmula de 
Lewis: 
 
 
Na
+ 
 NaCl: fórmula empírica o mínima 
 
 
2) Unión metálica 
Se produce entre elementos de electronegatividades bajas y similares, por eso es la unión 
típica entre los metales. Como los electrones más externos no están atraídos fuertemente por 
ninguno de los átomos (todos tienen baja electronegatividad), es como que esos electrones no 
pertenecen a ningúnátomo sino a toda la red metálica. Por eso se dice que un trozo de metal 
es un conjunto de iones positivos sumergidos en un mar de electrones móviles. 
 
 ++++++ 
 - - - - - - +: catión 
 ++++++ -: electrón 
 - - - - - - 
Los metales se caracterizan por presentar: 
Conductividad eléctrica alta: los electrones no están atraídos fuertemente por los átomos y se 
mueven con facilidad. 
Conductividad térmica alta: en las zonas de alta temperatura, los electrones poseen alta 
energía cinética. Como se mueven con facilidad van cediendo esa energía cinética a otros 
electrones para aumentar la agitación y de esa manera van aumentando la temperatura de las 
zonas mas frías. 
 
Elevada maleabilidad y ductilidad: su estructura de cationes y electrones móviles, hace 
posible que un plano de átomos resbale sobre otro plano permitiendo hacer láminas e hilos. 
 
 ++++++++ ++++++++ 
 - - - - - - - - - - - - - - - - 
 ++++++++ ++++++++ 
 - - - - - - - - - - - - - - - - 
QUÍMICA GENERAL APLICADA 21 
 
 
 
3) Unión covalente 
Se produce entre elementos de altas electronegatividades, por eso es la unión característica 
entre no-metales. Como se trata de elementos muy electronegativos ninguno tiene tendencia a 
ceder sus electrones, entonces los comparten, formando la unión. 
Hay dos tipos de uniones covalentes: 
 
 * Unión covalente común: el par de electrones compartidos provienen de cada átomo. 
 F. de Lewis F. Desarrollada F. Molecular 
 
 
 Cl-Cl Cl2 
 
 
 
 
H-Cl HCl 
 
 
 
 
 O=C=O CO2 
 
 
 H 
 
 H C H CH4 
 
 H 
 
Unión covalente dativa o coordinada 
Se da cuando el par de electrones compartidos proviene de uno solo de los átomos. 
 
 
 F. de Lewis F. Desarrollada F. Molecular 
 
 O 
 
 S O SO2 
 
 
 
 
 O 
 
 S O SO3 
 
 O 
 
 
 
QUÍMICA GENERAL APLICADA 22 
 
 
Polaridad del enlace covalente 
En una unión covalente, excepto que ambos núcleos pertenezcan al mismo elemento, el par 
electrónico de la unión nunca es igualmente compartido por ambos. Por lo tanto, en la 
mayoría de los compuestos con uniones covalentes existirá en mayor o menor grado un 
desplazamiento de la nube electrónica hacia el átomo más electronegativo de la unión. 
 
Ej.: 
 
 
 
Entonces cuando dos átomos comparten uno o más pares de electrones, (uniones covalentes 
comunes o covalentes dativas), pueden presentarse dos casos: 
a) Si los átomos tienen igual electronegatividad el par (o pares) de electrones esta 
igualmente atraído por ambos átomos y se forma una unión covalente pura. 
 
 b) Si los átomos pertenecen a elementos con distinta electronegatividad. 
 
Ej. : 
 
 
 ENBr = 2,7 ENH = 2,2 
 
El átomo de bromo, en este ejemplo, atraerá más hacia sí el par de electrones 
compartido, entonces habrá cerca de él acumulación de cargas negativas. Aparecen, por ende, 
dos polos y se dice que la molécula es un dipolo: 
 
 
 
 
 + 
 
 
El mayor o menor carácter dipolar de un enlace depende de la diferencia, entre los valores de 
electronegatividad de los átomos unidos. 
 
Una molécula puede tener enlaces covalentes con carácter polar y sin embargo la molécula 
puede resultar no polar. Ello depende de la geometría de las moléculas. 
 
 
 
QUÍMICA GENERAL APLICADA 23 
 
 
Geometría de las moléculas 
Las estructuras de Lewis sólo permiten describir las uniones químicas en una representación 
bidimensional. No da información acerca de la estructura espacial. Conocer la geometría 
permite predecir algunas de las propiedades de las sustancias, por ejemplo su solubilidad en 
determinados solventes, punto de ebullición, acción bioquímica, etc. 
Es importante tener en cuenta que una molécula puede tener enlaces polares como en el caso 
de nuestro ejemplo (HCl) y la molécula será polar. Pero si una molécula está formada por más 
de dos átomos la polaridad de la misma dependerá de su geometría. 
El factor más importante que determina la geometría de una molécula es el número de pares 
de electrones externos de los átomos involucrados en las uniones.. Dado que ellos se repelen 
entre sí, se acomodan en el espacio de forma tal que entre ellos exista la mayor distancia 
posible. 
Veremos algunos casos de importancia. 
Ejemplo: molécula de CO2 y de H2O, ambas moléculas con tres átomos cada una, sin 
embargo la primera tiene geometría lineal mientras que la segunda es angular 
 
 
 
 
 
 
 
 
Otro ejemplo de importancia, lo constituye la geometría tetraédrica que adquieren las 
moléculas donde participa el elemento C, cuando forma cuatro uniones covalentes simples, 
como en el caso del metano (CH4), donde a pesar que cada enlace C—H es polar, la molécula 
es no polar. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Otro ejemplo importante lo constituye la estructura piramidal que forma la molécula de 
amoniaco 
 
QUÍMICA GENERAL APLICADA 24 
 
 
 
 
 
Número de oxidación 
 
Cuando un átomo o ion pierde electrones decimos que se oxida. El número de oxidación de un 
elemento en una especie química dada, es el número de electrones que el átomo de dicho 
elemento cede o tiende a ceder parcialmente, de acuerdo con su electronegatividad. 
Cuando un átomo cede electrones, el número de oxidación del elemento es positivo. 
Ej. : número de oxidación del Na en el Na2O es +1. 
Cuando un átomo gana electrones, el número de oxidación del elemento es negativo. 
Ej. : número de oxidación del O en el Na2O es -2. 
En el caso de los compuestos constituidos compartiendo pares electrónicos (uniones 
covalentes comunes o dativas), consideramos formalmente, que el átomo que ha ganado los 
electrones, es el que corresponde al elemento más electronegativo de los dos así unidos. 
Ej. : en el CO2 número de oxidación del C: +4 
 número de oxidación del O: -2 
ya que el O es más electronegativo que el C. 
 
Reglas para asignar números de oxidación 
 
1) el número de oxidación de un elemento en una sustancia simple es cero. 
 
Ej. : el número de oxidación del Cl es cero en la sustancia simple Cl2. 
 
 
 Ninguno de los dos átomos de Cl tiene mayor tendencia a ganar 
electrones. 
 
 
2) El número de oxidación del O es siempre -2, excepto en sus sustancias simples y en sus 
compuestos con flúor. 
 
3) El número de oxidación del H es siempre +1, excepto en sus sustancias simples y en los 
hidruros metálicos (-1). 
 
 
QUÍMICA GENERAL APLICADA 25 
 
 
4) En los iones monoatómicos el número de oxidación del elemento coincide con la carga del 
ion. 
 
Ej. : el número de oxidación del Fe en el ion Fe
2+
 es 2+ porque pierde dos electrones. 
 
5) En los ionespoliatómicos y en las unidades elementales neutras, la suma algebraica de los 
números de oxidación coincide con la carga del ion o unidad elemental neutra. 
 
Ej.: en el SO2 de acuerdo con su estructura electrónica, el S tiene numero de oxidación +4 y el 
O -2. 
 
Entonces resulta: 
 +4 + 2 (-2) = 0, entonces la carga es cero. 
 
 Analizando la estructura electrónica de las distintas sustancias se deducen los números 
de oxidación posibles para cada elemento. Estos números de oxidación permiten escribir las 
formulas empíricas en forma rápida y sencilla. 
 
 
FUERZAS INTERMOLECULARES 
 
 
En la naturaleza, las moléculas de agua, sustancia fundamental para la vida y las 
biomoléculas (proteínas, lípidos y polisacáridos) no actúan independientemente, sino que 
ejercen interacciones mutuas, estableciéndose entre ellas fuerzas intermoleculares, que suelen 
ser más débiles que los enlaces covalentes, pero no por ello tienen menor importancia 
biológica. 
Estas fuerzas intermoleculares son las que explican las fuerzas que mantienen unidas las 
moléculas entre sí (fuerzas de cohesión), cuando la sustancia se encuentra en estado sólido y 
líquido. 
En un sólido, las moléculas, átomos o iones, según la sustancia de que se trate, vibran 
alrededor de su posición de equilibrio. Al calentarse una sustancia se aumenta la energía 
cinética y se mueven las moléculas, átomos o iones a mayor velocidad, hasta que llega un 
momento que escapan de la red cristalina y se produce la fusión. Por eso la temperatura de 
fusión de una sustancia (y algo similar, ocurre con su temperatura de ebullición a una presión 
dada) es una medida de las fuerzas de cohesión. Cuanto mayor sea la intensidad de estas 
fuerzas, mayor será la temperatura necesaria para vencerlas. 
 
QUÍMICA GENERAL APLICADA 26 
 
 
Ej.: el agua posee punto de fusión y ebullición anormalmente altos (respecto de otras 
sustancias semejantes) porque las fuerzas intermoleculares presentes son muy intensas. 
 
Por lo tanto, además de las uniones iónicas, covalentes y metálica, ya estudiadas, es 
importante considerar las fuerzas entre moléculas que explican diversas propiedades de las 
sustancias. Estas fuerzas se explican por la existencia de dipolos, con distintas características: 
a) Fuerzas entre dipolos permanentes 
b) Fuerzas por Puente de Hidrógeno 
c) Fuerzas entre dipolos temporarios 
 
a) Fuerzas entre dipolos permanentes 
 
Actúan entre moléculas polares, debido a la atracción entre los extremos positivo y negativo 
de moléculas adyacentes. Cuanto mayor sea el carácter polar de una molécula mayor será la 
atracción que ejercerá sobre las moléculas vecinas y por lo tanto, mayor será la intensidad de 
la fuerza intermolecular, lo que determina una mayor temperatura de fusión y de ebullición 
de la sustancia. 
 
 b) Fuerzas por Puente de Hidrógeno 
 
La fuerza por Puente de Hidrógeno es un tipo de interacción entre dipolos permanentes 
particularmente fuerte. En este caso, debe cumplirse la condición que el átomo de H este 
unido covalentemente a un átomo pequeño y muy electronegativo, como F, O o N. 
 
 
 
QUÍMICA GENERAL APLICADA 27 
 
 
El átomo de hidrogeno muy pequeño (+) ejerce una fuerte atracción sobre otro átomo 
electronegativo de una molécula vecina, con radio atómico relativamente pequeño. La unión 
entre moléculas es así muy fuerte y eso explica el punto de fusión y el punto de ebullición 
comparativamente alto de sustancias que poseen este tipo de fuerzas intermoleculares como 
el agua y el fluoruro de hidrogeno. 
Nota: El símbolo + (densidad) expresa una carga parcial, originada por un desplazamiento de 
electrones del átomo de Hidrógeno al átomo más electronegativo. 
 
c) Fuerza entre dipolos temporarios 
 
También existen fuerzas de atracción intermoleculares entre moléculas que no tienen carácter 
dipolar permanente: Ej. : Ar, N2, Cl2, I2, CO2. Dada la extrema movilidad de los electrones, la 
nube electrónica de una molécula simétrica puede sufrir desplazamientos y romper su 
simetría . En determinado momento un desplazamiento de los electrones hacia una zona de la 
molécula puede originar una cierta carga negativa (-) en una parte de la misma. Esta carga 
negativa induce otra positiva (+) sobre una molécula vecina. Las atracciones originadas por 
la formación momentánea de dipolos serán tanto mayores cuanto mayor sea, en general, el 
número de electrones que posee la molécula correspondiente. Por eso, a lo largo de un grupo 
de la tabla periódica, se observan las variaciones en los puntos de fusión y puntos de 
ebullición de sustancias constituídas por moléculas que no tienen carácter dipolar. En general 
estas fuerzas aumentan con la masa molecular. 
 
 A temperatura ambiente y presión normal 
 
 F2 gas 
 Cl2 gas 
 Br2 líquido 
 I2 sólido 
 
 
 
Resumiendo algunos aspectos importantes de lo visto hasta ahora podemos decir que muchas 
propiedades físicas de las sustancias puras son determinadas principalmente, por dos 
factores: 
 
 La naturaleza de las unidades estructurales (átomos, moléculas o iones) de las cuales se 
compone la sustancia. 
 
 La intensidad de las fuerzas (interatómicas, intermoleculares o interiónicas) entre estas 
partículas. 
QUÍMICA GENERAL APLICADA 28 
 
 
 
EJERCICIOS 
 
1. Dados los siguientes átomos: 
 
 37 21 
 X y Z 
 17 11 
 
a) Indique a qué grupo y periodo pertenecen los elementos correspondientes. 
b) Represente la fórmula de Lewis del compuesto que dichos elementos forman e indique 
qué tipo de unión se origina. 
c) Escriba la fórmula empírica de dicho compuesto. 
 
Respuesta: a) elemento grupo periodo 
 X 7 3 
 Z 1 3 
b) unión iónica 
 
c) ZX 
 
 
2. Aplique el enunciado del problema anterior a los átomos: 
 
 39 32 
 X y Z 
 19 16 
 
 
Respuesta: a) elemento grupo periodo 
 X 1 4 
 Z 6 3 
b) unión iónica 
c) X2Z 
 
 
3. Aplique el enunciado del problema 1 a los átomos: 
 
 31 24 
 X y Z 
 15 12 
 
 
 Respuesta: a) elemento grupo periodo 
 X 5 3 
 Z 2 3 
 b) unión iónica 
 c) Z3X2 
 
 
4. Representando los átomos con los electrones del ultimo nivel, o sea utilizando fórmulas de 
Lewis, esquematice la estructura electrónica de las moléculas de las sustancias simples: 
 
 a) hidrógeno, b) bromo y c) nitrógeno. 
 
QUÍMICA GENERAL APLICADA 29 
 
 
 
5- Indique el tipo de uniones que presentan las fórmulas de las siguientes sustancias, escriba 
las fórmulas de Lewis y fórmulas desarrollada (sólo cuando corresponda): 
 
 a) Mg0, b) C02, c) S02, d) NaCl, e) CH4, f) Ca0, g) KCl, h) H2S, i) Cl2, j) CaI2 
 
6- Represente con fórmulas de Lewis (o la estructura electrónica) las sustancias que a 
continuación se indican y escriba sus fórmulas empíricas: 
a) cloruro de potasio 
b) óxido de magnesio 
c) cloruro de magnesio 
b) fluoruro de aluminio 
c) cloruro ferroso o cloruro de hierro II 
d) cloruro de sodio 
e) yodo 
f) agua 
g) dióxido de carbono 
 
7- Escriba las fórmulas desarrolladas de las sustancias mencionadas en el ejercicio anterior 
siempre que no presenten uniones iónicas. 
 
8-Dadas las sustancias: NaCl, H2O, HCly Cl2, indicar para c/u. justificando sus respuestas: 
 
 a) Tipo de unión química que presenta cada una. 
b) Qué sustancias presentan uniones polares en sus moléculas. 
c) Qué sustancias presentan moléculas polares. 
 d) ¿Qué tipo de fuerzas intermoleculares (cuando corresponda) presentan las sustancias 
indicadas? 
 
9-Dé un ejemplo de una sustancia que presente unión puente de hidrógeno, explique por qué 
presenta ese tipo de unión. 
 
10- Se tiene un compuesto formado por el elemento X (que pertenece al Grupo 17 o VII A y 
está ubicado en el segundo período) y por el elemento Y que pertenece al Grupo IA y está 
ubicado en el tercer período. 
a) Indique el tipo de unión química del compuesto que pueden formar entre sí y escriba 
la estructura de Lewis del compuesto correspondiente. 
QUÍMICA GENERAL APLICADA 30 
 
 
b) ¿Qué unión formará el elemento X con el hidrógeno? Escriba la estructura de Lewis e 
indique justificando su respuesta qué tipo de fuerza intermolecular hay entre las 
moléculas de este último compuesto? 
 
11- Dé las fórmulas de Lewis y desarrollada de los siguientes compuestos: 
a) H2O 
b) HCl 
c) NH3 
Indique las uniones químicas y las fuerzas intermoleculares que están presentes en 
dichos compuestos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUÍMICA GENERAL APLICADA 31 
 
 
FORMULEO Y NOMENCLATURA 
 
ACLARACION: sólo trabajaremos con la nomenclatuta tradicional que es la más 
ampliamente usada en todos los ámbitos. Las otras nomenclaturas que se indican son sólo a 
título informativo 
 
1. ÓXIDOS 
 
Son compuestos binarios formados por un metal (Me) o un no metal (No Me) unido a 
oxígeno. 
Para escribir su fórmula, debe tenerse en cuenta los números de oxidación correspondientes. 
 
a) Óxidos de Me: óxidos BÁSICOS 
 
Se nombran como óxidos del metal correspondiente. Ejemplo: 
 
 
FÓRMULA NOMENCLATURA 
Li2O óxido de litio 
CaO óxido de calcio 
 
 
Cuando existe más de un número de oxidación para el metal, se nombra de la siguiente 
forma: 
 
FÓRMULA NOMENCLATURA 
MODERNA 
NOMENCLATURA 
TRADICIONAL 
FeO óxido de hierro (II) óxido ferroso 
Fe2O3 óxido de hierro (III) óxido férrico 
 
 
La nomenclatura tradicional, aún vigente, establece que si el metal tiene dos números de 
oxidación posibles, se le da la terminación oso cuando actúa con la menor, e ico para el 
mayor. 
 
La nomenclatura moderna utiliza el número de stock, que es un número romano, entre 
paréntesis, que indica el número de oxidación del Me. Otra alternativa de la nomenclatura 
moderna permite nombrarlos indicando la cantidad de átomos de oxígeno presentes. 
Ejemplo: trióxido de hierro. También admite trióxido de dihierro. 
 
b) Óxidos de No Me: óxidos ÁCIDOS 
 
Para nombrarlos según la nomenclatura tradicional se indican la cantidad de átomos de 
oxígeno. Según la nomenclatura moderna pueden usarse los números de stock. Ejemplo 
QUÍMICA GENERAL APLICADA 32 
 
 
FÓRMULA NOMENCLATURA 
TRADICIONAL 
NOMENCLATURA 
MODERNA 
SO2 dióxido de azufre óxido de azufre (IV) 
SO3 trióxido de azufre óxido de azufre(VI) 
 
 
2-HIDRUROS: 
 
Son compuestos binarios formados por algunos metales o no metales, unidos a hidrógeno. 
 
 
*Hidrógeno con Me: hidruros metálicos* 
 
En éstos el número de oxidación del hidrógeno es –1. Se nombran como hidruro del metal 
correspondiente. 
 
Ejemplo: 
FÓRMULA NOMENCLATURA 
CaH2 hidruro de calcio 
 
 
 
Para escribir la fórmula se hace como con los óxidos, teniendo en cuenta los respectivos 
números de oxidación. 
 
Hidrógeno con No Me: hidruros covalentes 
 
En estos casos el número de oxidación del hidrógeno es +1. Lo forman algunos No Me 
(citaremos el S, F, Cl, Br, I). Se nombran .......uro de hidrógeno. Ejemplos: 
 
FÓRMULA NOMENCLATURA 
HCl cloruro de hidrógeno 
H2S sulfuro de hidrógeno 
 
El nitrógeno forma el NH3, que lo mencionamos aparte porque para nombrarlo no se usa la 
nomenclatura mencionada. Se lo llama amoníaco. 
 
3-HIDRÓXIDOS O BASES 
 
Son sustancias ternarias que se caracterizan porque contienen iones hidróxidos unido en 
forma iónica, habitualmente, a cationes metálicos. Pueden obtenerse formalmente por 
reacción entre un óxido básico y agua. 
 
 Ion hidróxido: OH ¯ (anión poliatómico) 
 
QUÍMICA GENERAL APLICADA 33 
 
 
Se los nombra como hidróxido del Me correspondiente, usando numerales de stock o la 
terminación oso o ico, cuando dicho metal presenta más de un número de oxidación posible. 
La fórmula se escribe colocando tantos iones hidróxidos como indique el número de 
oxidación del metal. En la fórmula el metal se coloca a la izquierda. 
 
 
FÓRMULA NOMENCLATURA 
TRADICIONAL 
NOMENCLATURA 
MODERNA 
NaOH hidróxido de sodio hidróxido de sodio 
Ca(OH)2 hidróxido de calcio hidróxido de calcio 
Fe(OH)2 hidróxido ferroso hidróxido de hierro (II) 
Fe(OH)3 hidróxido férrico hidróxido de hierro (III) 
CuOH hidróxido cuproso hidróxido de cobre (I) 
Cu(OH)2 hidróxido cúprico hidróxido de cobre (II) 
 
 
 Aclaración: dentro de las bases o hidróxidos debemos incluir al amoníaco (NH3)ya que sus 
soluciones acuosas presentan caracter básico. 
 
Los hidróxidos o bases, al igual que otros compuestos que veremos, al ser disueltos en agua 
sufren el proceso de disociación electrolítica que para este caso se puede representar: 
 
 NaOH Na
+
 + OH
¯
 
 Fe(OH)2 Fe
2+
 + 2 OH
¯
 
 
 
4-OXOÁCIDOS 
 
Son sustancias ternarias, formadas por H, No Me y O. Provienen formalmente de la reacción 
del óxido ácido de dicho No Me con agua. 
Para escribir directamente la fórmula de dicho oxoácido, teniendo en cuenta los números de 
oxidación, (es decir, sin recurrir a reacciones representadas por ecuaciones) se puede 
proceder de la siguiente manera, tomando como ejemplo el oxoácido del azufre con número 
de oxidación +4: 
Los números de oxidación son H: +1 S: +4 O: -2 
O sea +1 +4 -2 +1 +4 -2 
 H S O y la fórmula sería Ha S Ob 
 
donde habrá que encontrar el valor del subíndice del O (b) y el del H(a). 
QUÍMICA GENERAL APLICADA 34 
 
 
Para esto se aplica la siguiente regla empírica: se procede primero a encontrar el valor de b 
que debe ser siempre el menor número que multiplicado por 2 (que es el valor del n de 
oxidación del O) dé un número mayor que el valor del n de oxidación del No Me (en este 
caso, mayor que 4) (no puede ser igual ni menor, pues, debe cumplirse que (+1)  a + 
(+4) + (-2)  b = 0 y además a debe ser 0 ya que todo oxoácido contiene hidrógeno). 
Evidentemente, en este caso, b debe ser 3. Luego, por cálculo se encuentra el valor de a, que, 
en este caso, resulta que debe ser 2. 
 
La fórmula resulta: H2SO3 
 
Para nombrarlos se procede de la siguiente manera: 
 
 si el No Me tiene un sólo número de oxidación posible, se le da la terminación 
ico. Ejemplo: ácido carbónico. 
 
 si el No Me tiene dos posibles números de oxidación, cuando actúa con el menor 
se le da la terminación oso y cuando actúa con el mayor la terminación es ico. En 
el ejemplo visto, la f'órmula corresponde al ácido sulfuroso (en donde el número 
de oxidación del S es +4) mientras que el compuesto dondeel S actúa con el 
número de oxidación del S es +6 se llama ácido sulfúrico y su fórmula es H2SO4. 
 
 para el caso del cloro, bromo, iodo del grupo 17 (VII A) que tienen cuatro 
posibles números de oxidación para la formación de óxidos ácidos y por lo tanto 
de oxoácidos, se les da la terminación oso a los dos primeros e ico a los otros dos. 
Para diferenciar a los dos primeros entre sí, al que tiene menor n de oxidación se 
antepone el prefijo hipo y para diferenciar a los otros dos, al que tiene mayor n 
de oxidación se antepone el prefijo per. 
Ejemplos HClO ácido hipocloroso 
 HClO2 ácido cloroso 
 HClO3 ácido clórico 
 HClO4 ácido perclórico 
 Para algunos no metales existe más de un oxoácido con el mismo número de 
oxidación, que provienen formalmente de la reacción del óxido con más de una molécula de 
agua. Mencionaremos algunos casos, veremos cómo se escriben sus fórmulas y cómo se 
nombran. 
QUÍMICA GENERAL APLICADA 35 
 
 
En estos casos, en la nomenclatura tradicional, al oxoácido que proviene de la reacción del 
óxido con una molécula de agua (o que, en forma directa, hemos visto anteriormente cómo 
podemos escribir la fórmula a partir de los números de oxidación aplicando la regla), se le 
antepone el prefijo meta. Para el silicio, por ejemplo, con el mismo número de oxidación 
(+4) existen dos oxoácidos. Entonces el que tiene por fórmula H2SiO3 (que ha salido de 
aplicar la regla vista anteriormente), se llama ácido metasilícico en lugar de silícico, porque 
existe otro que tiene un átomo de oxígeno más en su fórmula (y simultáneamente deberá 
tener también dos átomos más de hidrógeno) cuya fórmula será H4SiO4 y se lo denomina 
ácido ortosilícico. 
Generalizando, si primero obtenemos la fórmula del oxoácido que lleva el prefijo meta, 
agregando 1 átomo de O (y 2 de H) obtenemos la fórmula del que lleva el prefijo 
ortoconocemos la fórmula del podemos obtener la fórmula del oxoácido que lleve el prefijo 
orto. Esta situación se da en elementos que pertenecen a los grupos IIIA, IVA y VA . 
 
Para el caso del fósforo (del grupo VA o 15), existen tres oxoácidos para cada número de 
oxidación posible (+3, +5). Veremos los casos con número de oxidación +5. Uno es el que s 
e puede escribir aplicando la regla vista anteriormente, y como hay otros, se lo denomina 
según la nomenclatura tradicional ácido metafosfórico (HPO3). Existe otro que lleva un 
átomo más de oxígeno en la molécula, entonces para conservar la neutralidad, debe llevar 
tres átomos de hidrógeno y se lo llama ácido ortofosfórico (H3PO4). Proviene formalmente 
de la reacción del pentóxido de fósforo con tres moléculas de agua (P2O5 + 3 H2O  2 
H3PO4). 
El tercero que existe, lleva dos átomos de no metal y la cantidad la cantidad de átomos de 
oxígeno debe ser impar ya que los dos átomos de fósforo están unidos a través de uno de 
oxígeno. Adaptando la regla anterior para este caso, tendremos que el subíndice del O debe 
ser el menor número impar que al multiplicarlo por 2 este producto sea mayor que 10 (que 
surge de 25) Entonces se puede deducir la fórmula 
 
 +1 +5 -2 
 H P2 O H P2 O7 H4 P2 O7 H4P2O7 
 +1 +10 -14 +4 +10 -14 
 
 
 Se lo llama ácido difosfórico. Proviene formalmente de la siguiente ecuación: 
 
 P2O5 + 2 H2O  H4P2O7 
QUÍMICA GENERAL APLICADA 36 
 
 
Estos ejemplos vistos para el P vale también para los demás elementos del grupo VA. 
Para el fósforo con número de oxidación +3 existe también tres oxoácidos, que no veremos 
ahora. Para nombrar el que responde a la fórmula HPO2 se la debe anteponer el prefijo meta, 
es decir se lo llama ácido metafosforoso. 
Para el azufre, existe además del H2SO4 otro oxoácido con número de oxidación +6 y para 
escribir la fórmula se procede igual que con el ácido difosfórico, resultando la fórmula: 
 
 H2S2O7 ácido disulfúrico 
 
 Aclaración: toda la nomenclatura vista para oxoácidos es la tradicional; daremos más 
adelante ejemplos con la nomenclatura moderna. 
 
5-HIDRÁCIDOS: 
 
Dentro de los ácidos podemos distinguir dos grandes grupos: los oxoácidos tratados hasta 
ahora y los hidrácidos. 
Se denomina hidrácidos a ciertos hidruros covalentes cuyas soluciones acuosas tienen 
carácter ácido(ver Hidruros) 
Por ejemplo una solución acuosa de cloruro de hidrógeno tiene caracter ácido y puede 
llamarse ácido clorhídrico. 
 
DISOCIACIÓN DE ÁCIDOS 
 
Los ácidos (oxoácidos e hidrácidos), al igual que las bases, sufren el proceso de disociación 
electrolítica. Se caracterizan porque en solución acuosa dan lugar a la formación de iones 
hidrógeno (H
+
) hidratados o sea de iones H3O
+
. Este ion se lo llama oxonio (o hidronio). En 
forma elemental podemos representar este proceso de la siguiente forma: 
 
HCl H 
+
 + Cl ¯ 
HNO3 H 
+
 + NO3
¯
 
H2SO4 2H 
+
 + SO4
2¯ 
 
Cuando el ácido tiene más de un hidrógeno como el último caso, puede disociarse en etapas: 
 
 H2SO4 H 
+
 + HSO4¯ 
 
 HSO4¯
-
 H 
+
 + SO4
2
¯ 
 
QUÍMICA GENERAL APLICADA 37 
 
 
 Los aniones que surgen de dicha disociación se designan de acuerdo al nombre del ácido del 
cual provienen, modificando la terminación del mismo: 
TERMINACIÓN ÁCIDO TERMINACIÓN ANIÓN 
(nomenclatura tradicional) 
hídrico uro 
oso ito 
ico ato 
 
A continuación daremos algunos ejemplos usando la nomenclatura moderna. Para ésta se 
nombra siempre a compuesto usando la terminación ato, tanto para el oxoácido como para 
el anión, en cualquiera de sus estados de oxidación, diferenciandolos a través de los 
numerales de stock. 
FÓRMULA NOMENCLATURA 
TRADICIONAL 
NOMENCLATURA 
MODERNA 
 
H2SO3 
 
ácido sulfuroso 
sulfato (IV) de 
hidrógeno 
Otra alternativa: 
Trioxosulfato de 
hidrógeno 
 
SO3
2 ¯¯ 
 
 
Sulfito 
sulfato (IV) 
Otra alternativa: 
Trioxosulfato 
 
 H2SO4 
 
ácido sulfúrico 
sulfato (VI)de hidrógeno 
Otra alternativa: 
Tetraoxosulfato de 
hidrógeno 
 
SO4
2 ¯¯ 
 
 
Sulfato 
sulfato (VI) 
Otra alternativa: 
Tetraoxosulfato 
 
 
H2CO3 
 
ácido carbónico 
carbonato de hidrógeno 
Otra alternativa: 
Trioxocarbonato de 
hidrógeno 
 
CO3
2 ¯¯
 
 
Carbonato 
carbonato (IV)Otra alternativa: 
trioxocarbonato 
 
 
QUÍMICA GENERAL APLICADA 38 
 
 
Vamos a mencionar algunos aniones, que usaremos a lo largo del curso, semejantes a otros 
ya vistos. El Cr, del grupo VI B (grupo 6), forma dos aniones semejantes al sulfato (SO4
2¯
) y 
al disulfato (S2O7
2¯
) que son el cromato CrO4
2¯
 y dicromato Cr2O7
2¯
. 
El Mn del grupo VII B (grupo 7) forma un anión semejante al perclorato (ClO4¯) que es el 
permanganato (MnO4
¯ 
). 
 
6-SALES: 
 
Las sales son sustancias cuya fórmula empírica está formada por el anión de un ácido y un 
catión generalmente metálico, en una proporción dada de acuerdo a sus cargas respectivas y 
que tienen la propiedad que en solución acuosa, al igual que los ácidos y bases sufren el 
proceso de disociación electrolítica originando el anión y el catión correspondientes. Pueden 
obtenerse formalmente por reacción entre el ácido y base correspondiente dando como 
productos agua y la sal. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUÍMICA GENERAL APLICADA 39 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Ejemplos de ecuaciones de disociación de sales: 
 
KCl K
+
 + Cl¯
 
 
Na2SO4 2 Na
+
 + SO4
2
¯ 
 
FeBr2 Fe
2+
 + 2 Br¯ 
 
FeBr3 Fe
3+ 
 + 3 Br¯ 
 
Fe2(SO4)3 2 Fe
3+
 + 3 SO4
2
¯ 
 
Mencionaremos a continuación algunos ejemplos de sales ácidas, donde el anión proviene de 
la disociación parcial o en etapas del ácido correspondiente 
 NaHSO4 sulfato ácido de sodio (o hidrógeno sulfato (VI) de sodio). 
 
Ecuación de disociación: NaHSO4  Na
+
 + HSO4¯ (sulfato ácido o hidrógeno sulfato 
(VI) o hidrógeno tetraoxosulfato) 
 
 KH2PO4 Se la llama ortofosfato diácido de potasio (o dihidrógeno 
fosfato (V) de potasio). 
 
 K2HPO4 Se la llama ortofosfato monoácido de potasio (o monohidrógeno 
fosfato de potasio). 
 
 NH4HSO4 Se la llama sulfato ácido de amonio (o hidrógeno sulfato (VI) 
de amonio). 
 
 
FÓRMULA NOMENCLATURA 
TRADICIONAL 
NOMENCLATURA 
MODERNA 
KCl cloruro de potasio cloruro de potasio 
Na2SO4 sulfato de sodio sulfato (VI) de sodio 
Otra alternativa: 
tetraoxosulfato de sodio 
FeBr2 bromuro ferroso bromuro de hierro (II) 
FeBr3 bromuro férrico bromuro de hierro (III) 
Fe2(SO4)3 sulfato férrico sulfato (VI) de hierro 
(III) 
Otra alternativa: 
Tetraoxosulfato de hierro 
(III) 
QUÍMICA GENERAL APLICADA 40 
 
 
*IONES*: 
 
CATIONES MONOATÓMICOS 
 
 
 
CATION Nº 
OXIDACIÓN 
GRUPO NOMENCLATURA 
DE STOCK 
NOMENCLATURA 
TRADICIONAL 
DEL ION 
Li
+
 
Na
+
 
K
+
 
+1 
+1 
+1 
 
1 
Litio 
Sodio 
Potasio 
Litio 
Sodio 
Potasio 
Mg
2+ 
Ca
2+ 
Sr
2+ 
Ba
2+
 
+2 
+2 
+2 
+2 
 
2 
 
 
Magnesio 
Calcio 
Estroncio 
Bario 
Magnesio 
Calcio 
Estroncio 
Bario 
Cr
2+ 
Cr
3+
 
+2 
+3 
6 Cromo (II) 
Cromo (III) 
Cromoso 
Crómico 
Mn
2+ 
Mn
3+
 
+2 
+3 
7 Manganeso (II) 
Manganeso (III) 
Manganoso 
Mangánico 
Fe
2+ 
Fe
3+
 
+2 
+3 
8 Hierro (II) 
Hierro (III) 
Ferroso 
Férrico 
Co
2+ 
Co
3+
 
+2 
+3 
9 Cobalto (II) 
Cobalto (III) 
Cobaltoso 
Cobáltico 
Ni
2+ 
Ni
3+
 
+2 
+3 
10 Níquel (II) 
Níquel (III) 
Niqueloso 
Niquélico 
Cu
+ 
Cu
2+ 
Ag
+ 
Au
+ 
Au
3+
 
+1 
+2 
+1 
+1 
+3 
 
 
11 
Cobre (I) 
Cobre (II) 
Plata 
Oro (I) 
Oro (III) 
Cuproso 
Cúprico 
Plata 
Auroso 
Aurico 
Zn
2+ 
Cd
2+ 
Hg
2+ 
Hg
+
 
+2 
+2 
+2 
+1 
 
12 
 
Cinc (o zinc) 
Cadmio 
Mercúrico (II) 
Mercúrico (I) 
Cinc (o zinc) 
Cadmio 
Mercúrico 
Mercurioso 
Al
3+
 +3 13 Aluminio Aluminio 
Sn
2+
 
Sn
4+
 
Pb
2+
 
Pb
4+
 
+2 
+4 
+2 
+4 
 
14 
 
Estaño (II) 
Estaño (IV) 
Plomo (II) 
Plomo (IV) 
Estannoso 
Estánnico 
Plumboso 
Plúmbico 
Bi
3+
 +3 15 Bismuto (III) 
 
 
 
ANIONES MONOATÓMICOS 
 
 
ANION Nº 
OXIDACIÓN 
GRUPO NOMENCLATURA 
STOCK 
NOMENCLATURA TRADICIONAL 
DEL ION 
H
-
 -1 1 Hidruro Hidruro 
O
2-
 
S
2-
 
-2 
-2 
16 Óxido 
Sulfuro 
Óxido (excepción a la terminación 
uro) 
Sulfuro 
F
-
 
Cl
-
 
Br
-
 
I
-
 
-1 
-1 
-1 
-1 
 
17 
Fluoruro 
Cloruro 
Bromuro 
Ioduro 
Fluoruro 
Cloruro 
Bromuro 
Ioduro 
QUÍMICA GENERAL APLICADA 41 
 
 
CATIONES POLIATÓMICOS 
 
 H3O
+
 oxonio (hidronio: nombre usual) 
 
NH4
+
 amonio 
 
 
 
ANIONES POLIATÓMICOS QUE DERIVAN DE OXOÁCIDOS 
 
 
ANION Nº 
OXIDACIÓN 
GRUPO NOMENCLATURA 
STOCK 
NOMENCLATURA TRADICIONAL 
DEL ION 
ClO
-
 
ClO2
-
 
ClO3
-
 
ClO4
-
 
+1 
+3 
+5 
+7 
 
17 
Clorato (I) 
Clorato (III) 
Clorato (V) 
Clorato (VII) 
Hipoclorito 
Clorito semejantes 
Clorato para Br y I 
Perclorato 
SO3
2-
 
SO4
2-
 
S2O7
2-
 
+4 
+6 
+6 
 
16 
Sulfato (IV) 
Sulfato (VI) 
Disulfato (VI) 
Sulfito 
Sulfato semejantes 
Disulfato para Cr (grupo 6) 
NO2
-
 
NO3
- 
PO2
-
 
PO3
-
 
P2O7
4-
 
PO4
3-
 
+3 
+5 
+3 
+5 
+5 
+5 
 
 
15 
Nitrato (III) 
Nitrato (V) 
Metafosfato (III) 
Metafosfato (V) 
Difosfato (V) 
Ortofosfato (V) 
Nitrito 
Nitrato 
Metafosfito 
Metafosfato semejante 
Difosfato con As, Sb, Bi 
Ortofosfato 
CO3
2-
 
SiO3
2-
 
SiO4
4-
 
+4 
+4 
+4 
 
14 
Carbonato 
Metasilicato 
Ortosilicato 
Carbonato 
Metasilicato semejante 
Ortosilicato para Sn, Pb 
AlO2
-
 
AlO3
3-
 
+3 
+3 
13 Metaluminato 
Ortoaluminato 
Metaluminato 
Ortoaluminato 
ZnO2
2-
 +2 12 Cincato (o zincato) Cincato (o zincato) 
 
 
 
 *Sólo se mencionan los cationes y aniones de uso más frecuente 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUÍMICA GENERAL APLICADA 42 
 
 
EJERCICIOS 
 
Aclaración: se ejercitará con sustancias que involucren elementos agronómicamente 
importantes 
 
1- Escriba la fórmula de las siguientes sustancias: 
a) Óxido de calcio 
b) Óxido de sodio 
c) Óxido férrico 
d) Óxido de magnesio 
e) Óxido ferroso 
f) Óxido de cúprico 
g) Óxido de potasio 
 
2. Escriba la fórmula de las siguientes sustancias: 
a) Hidróxido cúprico 
b) Hidróxido de magnesio 
c) Hidróxido ferroso 
d) Hidróxido de calcio 
e) Hidróxido férrico 
f) Hidróxido de sodio 
 
3. Escriba la fórmula de los siguientes oxoácidos: 
a) Ácido nítrico 
b) Ácido perclórico 
c) Ácido ortofosfórico 
d) Ácido sulfúrico 
e) Ácido nitroso 
f) Ácido ¨bromoso 
g) Ácido sulfuroso 
h) Ácido hipocloroso 
 
4. Escriba la fórmula de las siguientes sales: 
a) Cloruro de potasio 
b) Nitrato de sodio 
c) Sulfito de litio 
QUÍMICA GENERAL APLICADA 43 
 
 
d) Nitrito de calcio 
e) Sulfato de potasio 
f) Hipoclorito de sodio 
g) Ortofosfato de calcio 
h) Carbonato de sodio 
i) Ortofosfato de potasio 
j) Sulfato cúprico 
k) Nitrato ferroso 
l) Bromato de potasio 
m) Sulfito ácido de potasio 
n) Ortofosfato diácido de sodio 
o) Clorato de sodio 
 
5.