GUIA DE TRABAJOS PRACTICOS QUIMICA

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2 1. 
 
UNIVERSIDAD NACIONAL DE SALTA 
FACULTAD DE CIENCIAS NATURALES 
INGENIERIA EN RECURSOS NATURALES Y MEDIO AMBIENTE 
GUIA DE TRABAJOS PRACTICOS 
DOCENTES: 
 Dr. Juan Rodríguez Zotelo 
 Bach. Félix Espinoza 
 Dra. Natalia Castrillo 
 MSc. Susan Hurtado 
ALUMNOS AUXILIARES: 
 Marcelo Liendro 
 Yesica Choque 
AÑO 2020 
QUIMICA GENERAL 
 
TRABAJO PRÁCTICO Nº 1 
 
El átomo es la partícula más pequeña de un 
elemento químico que mantiene su identidad a 
través de cambios físicos y químicos. 
 
 
 
ESTRUCTURA ATÓMICA Y ELECTRÓNICA 
INTRODUCCIÓN 
Desde hace muchos siglos el hombre sospechó que el mundo se hallaba formado por partículas 
invisibles al ojo humano y, según consideraron algunos pensadores de la antigua Grecia, indivisibles. 
Debido a esta última cualidad esas partículas recibieron el nombre de átomos, término griego que 
significa “lo que no se puede dividir”. 
Según el modelo actual, un átomo es la partícula más pequeña de un elemento que conserva las 
propiedades de ese elemento. 
Los átomos están constituidos por tres tipos de partículas denominadas: protones, neutrones y 
electrones. Un átomo está constituido por dos partes: el núcleo y la zona extranuclear. En el núcleo 
central se encuentran los protones y neutrones y en la zona extranuclear, también llamada corteza, 
giran los electrones. Los átomos son eléctricamente neutros, debido a que tienen igual número de 
protones que de electrones. Si el número de protones y electrones es diferente, entonces la 
partícula cargada positiva o negativamente se denomina ion. 
 
 
Los átomos de cada elemento químico presentan un determinado número de protones en su núcleo, 
número que le es propio y distintivo. Ese número que sirve para identificarlos se denomina número 
atómico y se representa con la letra Z. Como los átomos son neutros desde el punto de vista 
eléctrico, el Z indica también el número de electrones que tienen. La suma de protones y neutrones 
de un átomo se denominan número másico y se representa con la letra A. 
La representación de un átomo cualquiera (X) se realiza del siguiente modo: 
 
 
Símbolo químico (X): es el conjunto de una, dos o tres letras que usa para representar un elemento 
químico. 
 
OBJETIVOS 
 Conocer las principales características que poseen las partículas subatómicas y su distribución en 
el átomo. 
 Escribir configuraciones electrónicas, interpretando el modelo atómico actual. 
 Identificar elementos químicos a través de la configuración electrónica o el conjunto de números 
cuánticos. 
 Diferenciar átomos neutros de iones. 
 
ACTIVIDADES DE APLICACIÓN 
1. Para un dado átomo indicar cuáles de las siguientes proposiciones son verdaderas: 
a) El número atómico es la suma de los protones y neutrones. 
b) La masa de un protón es mucho menor que la de un neutrón. 
c) Los electrones forman parte del núcleo. 
d) El número de electrones es igual al número de protones. 
e) El número másico indica la cantidad de neutrones y protones. 
f) La zona nuclear ocupa un pequeño volumen sin masa. 
g) Los protones ocupan la zona nuclear. 
h) Los protones y neutrones son los que aportan masa al átomo. 
 
 
2. a) Señale qué se entiende por: electrones de valencia y electrón diferenciador. 
b) Señale qué tienen en común los elementos de un mismo: grupo, período. 
 
3. Completar la siguiente tabla teniendo en cuenta que cada columna presenta los datos de un 
átomo neutro. 
 
Notacion 27Al 
Protones 35 
Neutrones 45 125 35 
Electrones 82 79 
Nº Atomico 29 
Nº Masico 197 
Grupo 
Periodo 
4. a) Indicar las diferencias entre: átomo – ión; anión – catión. 
b) Completar la siguiente tabla: 
Ión Protones neutrones electrones N° atómico N° másico 
138Ba2+ 
 
 13 14 10 
31S2- 
 
 74 54 127 
56Fe3+ 
 
 48 50 118 
 
 
5. Elegir de la siguiente lista los átomos que representan: 
a) grupo de isótopos. 
b) átomos con el mismo número de neutrones. 
c) conjunto de átomos diferentes con el mismo número másico. 
 
 
6. Un electrón se mueve con v = 2,5.105 m/s. Calcular su longitud de onda en pm. 
a) Dato: me- =9,1.10-28 g h = 6,63.10-34 kg.m2/s 
Rta: 2,9 pm 
 
7. ¿A qué velocidad debe acelerarse un haz de protones para poseer una longitud de onda de 22 
pm? Dato: mp = 1,673.10-27 kg 
Rta: 1,8.104 m/s 
 
8. a) Escribir la configuración electrónica de las siguientes especies químicas: 
Al Al3+ Fe Fe2+ F F- P P3- 
b) ¿A qué especie química pertenece cada una de las siguientes configuraciones electrónicas? 
 1s2 2s2 2p6 3s1 
 [Ar] 4s2 3d10 
 M3+: [Ar] 3d5 
 X2-: [Ne] 
 
 
9. Indíquese el nombre, símbolo, significado y valores permisibles para cada uno de los cuatro 
números cuánticos. 
 
10. a) Escribir el conjunto de números cuánticos del electrón diferenciador de 
lossiguientes átomos con Z= 8, 17, 22, 33. 
b) Cada uno de los siguientes conjuntos de números cuánticos corresponden al electrón 
diferenciador de un átomo. ¿A qué elemento corresponden? 
(2, 1, 0, -1/2) 
(3, 0, 0, +1/2) 
(3, 1, 1, +1/2) 
(3, 2, 0, -1/2) 
 
11. Un ión di-positivo posee 23 electrones y A=55 
a) Indicar la estructura del átomo neutro y la del ión. 
b) Escribir la configuración electrónica del átomo neutro y del ión. 
c) Escribir el conjunto de números cuánticos del electrón diferenciador del átomo neutro. 
d) Calcular la longitud de onda (pm) del átomo neutro de acuerdo a los siguientes datos: 
αx = 9,13.10-23 g v = 450 m/s h= 6,63.10-34 kg.m2/s 
Rta: 16,1 pm 
 
12. Los siguientes datos corresponden a átomos de diferentes elementos 
químicos: Su número másico es 79 y número de neutrones 45. 
M2+: [Ar] 3d2 
El conjunto de números cuánticos de su electrón diferenciador es (3, 2, 0, -1/2) 
a) Identificar los diferentes elementos químicos. 
b) Escribir la configuración electrónica del átomo cuyo A= 79. 
c) Calcular la masa de átomo identificado a través de su electrón diferenciador si se mueve a 1/100 
de la velocidad de la luz y tiene asociada una longitud de onda de 2,61.10-3 pm. 
Rta: 9,78.10-23 g 
 
ACTIVIDADES COMPLEMENTARIAS 
1. a) Para un átomo cuyo número másico es 31 y 16 neutrones en su núcleo: 
 Indicar el nombre del elemento químico. 
 Indicar su estructura atómica. 
 Escribir su configuración electrónica. 
 Escribir el conjunto de números cuánticos de su electrón diferenciador. 
b) El 24Na radiactivo, es empleado para detectar obstrucciones en el sistema circulatorio humano. 
Para este átomo: 
 Indicar su número atómico, número másico y su estructura atómica. 
 Escribir la configuración electrónica de su ión. 
 Escribir el conjunto de números cuánticos de su electrón diferenciador. 
 
2. Un átomo tiene dos electrones en el nivel 1, ocho electrones en el nivel 2, ocho electrones en el 
nivel 3 y un electrón en el nivel 4. Indicar: 
 
 
a) Número atómico y nombre del elemento. 
b) Configuración electrónica. 
c) Conjunto de números cuánticos del electrón diferenciador. 
 
3. ¿Cuál de los siguientes átomos tiene el mayor número de electrones desapareados? ¿Cuál es la 
cantidad de electrones del último nivel de energía? 
Zn P Sc I 
 
4. a) En términos de electrones, ¿qué le debe ocurrir a un átomo para que forme iones con las 
siguientes cargas? 
1- 3+ 1+ 2- 2+ 3- 
b) Si un ión tiene 12 protones, 13 neutrones y 10 electrones entonces su carga eléctrica es igual a: 
1- 3+ 1+ 2- 2+ 
 
5. Dada las siguientes configuraciones electrónicas de diferentes iones: 
M2+: [Ar] 3d8 X2-: [Ar] 
a) Identificar los iones. 
b) Escribir el conjunto de números cuánticos del electrón diferenciador de sus átomos neutros. 
c) Indicar la estructura del átomo neutro correspondiente al catión. 
 
6. Un átomo ganó un electrón y el ión resultante tiene 18 electrones. 
a) ¿Cuál es la carga del ión? 
b) ¿A qué elemento químico pertenece? 
c) ¿Cuántos protones y neutrones tiene el ión? 
d) Escribir la configuración electrónica del átomo neutro.e) Un isótopo de este elemento tiene dos neutrones más que él, ¿cuál es su número másico? 
 
7. En 4d: 
a) ¿Qué valor posee el número cuántico principal? 
b) ¿Qué valor posee el número cuántico azimutal? 
c) ¿Qué valores puede tomar el número cuántico magnético? 
d) ¿Cuántos electrones posee como máximo? 
e) Si hay 4 electrones, ¿de qué elemento químico se trata? 
 
8. ¿Cuál es la longitud de onda asociada a un átomo de hidrógeno que se mueve a 2.103 km/s? 
Datos: αH = 1,66.10-24 g h= 6,63.10-34 kg.m2/s 
Rta: 2.10-1 pm 
 
9. Los siguientes datos corresponden a átomos neutros de diferentes elementos: 
Átomo A: tiene 31 electrones 
Átomo B: X: [Ar] 4s2 3d3 
a) Ordenar los elementos según su número atómico creciente. 
b) ¿Cuál de estos elementos tiene en sus átomos el máximo número de electrones en el tercer 
nivel de energía? 
c) Escribir la configuración electrónica del átomo A. 
d) Escribir el conjunto de números cuánticos del átomo B. 
 
 
 
10. a) Indicar cuáles de las siguientes configuraciones electrónicas no corresponden al estado 
fundamental del átomo que representan. Justificar respuesta. 
 1s1 2s1 
 1s2 2p1 
 1s1 2s1 2p1 
 1s2 2s2 2p1 
 
b) ¿Cuáles de los siguientes conjuntos de números cuánticos son incorrectos para un electrón en 
un átomo? Justificar respuesta. 
 (4, 2, 0, +1) 
 (3, 3, -3, -1/2) 
 (2, 0, +1, +1/2) 
 (4, 3, 0, +1/2) 
 
 
TRABAJO PRÁCTICO Nº 2 
 
La comprensión de las propiedades periódicas permitirá 
entender mejor el enlace de los compuestos simples, así como 
la variación periódica detectada en las propiedades físicas de 
los elementos químicos (puntos de fusión, de ebullición, etc..). 
 
 
PROPIEDADES PERIÓDICAS 
INTRODUCCIÓN 
 
Los primeros intentos de clasificar los elementos químicos, se basaron en la masa atómica, como 
por ejemplo ocurre en la Tabla Periódica de Mendeleiev de 1869. Sin embargo, cuando se identificó 
el número atómico (Z) de un elemento con el número de protones, ubicados en el núcleo del 
átomo, se puso de manifiesto que la ordenación según el número atómico es la más adecuada. Por 
ello, el sistema periódico actual (debido esencialmente a Werner y Paneth) se basa en la ordenación 
de los elementos químicos, según el orden creciente de números atómicos, en la denominada ley 
periódica. Las columnas reciben el nombre de grupos (18), y en cada grupo todos los átomos tienen 
las misma configuración electrónica del último nivel de valencia, aunque cada vez con un nivel 
energético adicional. Las filas reciben el nombre de periodos (7), que indican en forma creciente 
los niveles de energía y en ellos cada elemento tiene un número atómico (z) que es una unidad 
mayor que el de su izquierda. 
Además cabe destacar que los grupos tienen nombres propios. Éstos son: 
Grupo 1, CEE [Gas noble] ns1: Metales alcalinos (excepto el H). 
Grupo 2, CEE [Gas noble] ns2: Metales alcalinos térreos. 
Grupos 3-12, CEE [Gas noble] (n-1) d1…..10 ns2: Metales de transición. Grupo 
13, CEE [Gas noble] ns2 p1: Boroideos (Grupo del Boro). 
Grupo 14, CEE [Gas noble] ns2 p2: Carbonoideos (Grupo del Carbono). 
Grupo 15, CEE [Gas noble] ns2 p3: Nitrogenoideos (Grupo del Nitrógeno). 
Grupo 16, CEE [Gas noble] ns2 p4: Calcógenos (excepto el O). 
Grupo 17, CEE [Gas noble] ns2 p5: Halógenos. 
Grupo 18, CEE [Gas noble] ns2 np6 (orbital completo): Gases nobles. 
 
Los elementos químicos presentan una serie de propiedades que cambian regularmente en la Tabla 
Periódica; estas son las llamadas Propiedades Periódicas. A partir de éstas se puede deducir la 
reactividad de los distintos elementos químicos. Tales propiedades son: radio atómico, energía de 
ionización, carácter metálico y afinidad electrónica. 
 
1.-Radio Atómico: es la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos iguales, unidos 
mediante un enlace químico. 
 
Variación del radio atómico 
Dentro de cada grupo (columna), el radio atómico tiende a aumentar conforme bajamos por la 
 
 
columna, debido a que aumenta el nivel de energía. 
 
Dentro de cada período (fila), el radio atómico tiende a disminuir conforme nos movemos de 
izquierda a derecha. El principal factor que influye en esta tendencia es el aumento de la carga 
nuclear que atrae a los electrones con mayor intensidad provocando la disminución del tamaño del 
átomo. 
 
2.-Energía de ionización: Es la energía mínima necesaria que debe absorber (proceso endotérmico) 
un átomo en estado gaseoso para “arrancarle” un electrón desde el estado fundamental hacia el 
infinito. 
 
Variación de la energía de ionización 
 
La energía o potencial de ionización disminuye al descender en un grupo porque aumenta la 
distancia al núcleo aumentando los niveles de energía, es decir, se incrementa el radio atómico y 
por lo tanto disminuye la fuerza de atracción nuclear. Aumenta el efecto pantalla que son los 
electrones interiores al último electrón (electrón de valencia). 
 
La energía de ionización aumenta de izquierda a derecha en un período porque disminuye la 
distancia al núcleo, es decir, disminuye el radio atómico y por lo tanto aumenta la fuerza de 
atracción nuclear. 
 
Conclusión: A mayor radio atómico, menor energía de ionización. 
 
> ra <Ei 
 
3.-Carácter metálico (Cm): Es la facilidad de un átomo de formar cationes. 
 
Conclusión: A mayor radio atómico, menor energía de ionización por lo tanto mayor carácter 
metálico. 
 
>ra < Ei > Cm 
 
4.-Afinidad Electrónica (Ae): Es la energía liberada cuando un átomo en estado gaseoso incorpora 
un electrón desde el infinito hacia el estado fundamental. 
 
Variación de la Afinidad Electrónica 
 
Varía en forma inversa al radio atómico, es decir: en un periodo al disminuir el radio, la energía 
desprendida es mayor porque es mayor la interacción entre el núcleo (positivo) y el electrón 
incorporado. Y en el grupo disminuye de arriba hacia abajo porque crece el radio atómico y por lo 
tanto hay menor interacción. 
 
Conclusión: A menor radio atómico, mayor afinidad electrónica. 
 
<ra > Ae 
30 
 
Variaciones de las cuatro propiedades periódicas 
 
 
Un átomo que gana o pierde uno o más electrones se denomina ion. Los cationes son aquellos 
iones que pierden uno o más electrones y los aniones son los que ganan uno o más electrones. 
 
 
Radio iónico: El radio iónico es el radio de un catión o un anión. Es posible medirlo por difracción 
de rayos X. El radio iónico afecta las propiedades físicas y químicas de un compuesto iónico. 
Cuando un átomo neutro se convierte en un ion, se espera un cambio en el tamaño. Si el átomo 
forma un anión, su tamaño (o radio) aumenta, debido a que la carga nuclear permanece constante 
pero la repulsión que resulta por la adición de un electrón o electrones adicionales aumenta la 
nube electrónica. Por otra parte, al desprender uno o más electrones de un átomo se reduce la 
repulsión electrón-electrón pero la carga nuclear permanece constante, así que la nube 
electrónica se contrae y el catión es más pequeño que el átomo. 
 
Ejemplos: rCl- > rCl ; rLi+ < rLi 
 
OBJETIVOS: 
 
 Clasificar los elementos químicos según su ubicación en la Tabla Periódica. 
 Relacionar la estructura atómica y la posición de los elementos en la Tabla Periódica. 
 Comparar la variación de las propiedades periódicas según la ubicación de los elementos en la 
Tabla Periódica. 
 Realizar configuraciones electrónicas de iones. 
 Comparar radios iónicos. 
30 
 
ACTIVIDADES DE APLICACIÓN 
 
1. Los siguientes datos corresponden a diferentes átomos de elementos en su estado fundamental 
de energía: 
a) Átomo con 12 electrones y número másico 24. 
b) [Ne] 3s2 3p6 
c) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 
d) [Xe] 6s2 4f2 
e) Átomo con 7 neutrones y número másico 15. 
f) [Kr] 5s1. 
g)Z= 14. 
 
Identificar cada uno de los elementos dados y clasificarlos: 
 Según su configuración electrónica externa indicando el bloque al que pertenecen. 
 Como metales, no metaleso metaloides. 
 Según grupo y periodo al que pertenecen. 
 
2. En cada uno de los siguientes pares, elegir el átomo que tenga menor radio atómico, justificar la 
elección. 
a) Na , Cs b) Si, P c) F, Br d) Fe, Sc 
 
3. Dados los siguientes átomos H, Ti, P y Mn que corresponden a los elementos minoritarios en la 
corteza terrestre: 
a) Clasificarlos como metales, no metales y metaloides. 
b) Ordenarlos según sus radios atómicos creciente. Justificar. 
c) Ordenarlos según sus energías de ionización decreciente. Justificar. 
d) Ordenarlos según el carácter metálico creciente. 
e) Identificar el átomo de mayor afinidad electrónica. Justificar. 
 
4. Dados los siguientes iones: Al3+,O2-, Pb2+, I-, Ag+, N3-, Fe3+. 
a) Escribir las configuraciones electrónicas correspondientes. 
b) Identificar las especies iso-electrónicas. 
 
5.- Para cada uno de los siguientes pares, identificar el de mayor radio. Justificar. 
a) F, F- b)Na, Na+ c) S, O d)Fe3+, Fe2+ 
 
6.- Para cada una de las siguientes series: 
a) Na, K, Ca b) Be, Mg, Rb c) Cu , Ag, Au 
Identificar el elemento de mayor radio, de menor energía de ionización, de menor carácter 
metálico y mayor afinidad electrónica respectivamente. Justificar. 
 
7.- Establecer correspondencia entre elementos y propiedades periódicas, indicados en la columna 
1 y 2, respectivamente: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 ACTIVIDADES COMPLEMENTARIAS 
 
1. Identificar la serie de elementos que no está en orden creciente de sus radios atómicos. 
Justificar 
 
a) Na, K, Rb c) O, N, C 
b) Be, Mg, Na d) Br, Se, As 
 
 
2. Indicar la forma correcta de ordenar el radio atómico. Justificar 
 
a) Mg > Al > Cl c) Mg < Al < Cl 
b) Al < Mg < Cl d) Mg < Al > Cl 
 
3. Seleccionar y fundamentar: 
 
a) La partícula de mayor radio: Al3+, Ne, F-, Na+ 
b) El ión de mayor radio: Mg2+, Ca2+, K+, Be2+ 
c) El átomo de menor afinidad electrónica: P, I, C, B 
d) El átomo de mayor energía de ionización: Li, Al, Sr, Cs. 
 
4. De los elementos A, B, C y D se tienen los siguientes datos: 
A: pertenece al grupo 2 y período 3. 
B: su número atómico es 17. 
C: su configuración electrónica en el estado fundamental es [Ne] 3s23p1. 
D: X3- : [Ne] 3s2 3p6 
a) Identificar los elementos mencionados. 
b) Comparar radio atómico, energía de ionización y afinidad electrónica de los átomos de dichos 
elementos. 
c) Ordenar en forma creciente el carácter metálico. 
d) ¿Puede formar fácilmente un ión dipositivo el elemento de menor energía de ionización? 
Fundamentar. 
e) El elemento de mayor afinidad electrónica, ¿puede formar fácilmente un ión positivo o un ión 
negativo? Fundamentar. 
1 2 
Li Menor radio atómico del período 4. 
Ca Mayor carácter metálico. 
F Alcalino de mayor energía de ionización. 
Se Alcalino térreo de baja afinidad 
electrónica. 
Cs Halógeno de mayor afinidad electrónica. 
 
5.- Comparar las propiedades periódicas de los elementos alcalinos con los halógenos por grupo y 
período. Indicar el elemento de: 
 
a) mayor radio atómico. 
b) menor afinidad electrónica. 
c) menor carácter metálico. 
6.- Algunos de los elementos de los nutrientes vegetales que requieren los cultivos son: P, K, S, Ca, 
Mg, N, Fe. 
a) Clasificar los elementos según su configuración electrónica. 
b) Ordenar en forma decreciente los radios atómicos de los elementos alcalinos térreos. 
c) Ordenar en forma creciente la afinidad electrónica de los elementos del bloque p. 
d) Identificar el elemento de mayor energía de ionización del bloque s. 
e) Ordenar en forma decreciente el carácter metálico de los metales dados. 
f) Ordenar el radio iónico de los siguientes pares de las especies, de los elementos antes 
mencionados, y escribir las configuraciones electrónicas respectivamente: 
a)K+, N3- b) Ca2+, Mg2+ c) P3-, S2- d) Fe2+, Fe3+. 
 
 
Tabla I Las energías de ionización de los primeros 20 elementos (en kJ/mol) 
Z Elemento Primera Segunda Tercera Cuarta Quinta Sexta 
1 H 1.312 
2 He 2.373 5.248 
3 Li 520 7.300 11.808 
4 Be 899 1.757 14.850 20.992 
5 B 801 2.430 3.660 25.000 32.800 
6 C 1.086 2.350 4.620 6.220 38.000 47.232 
7 N 1.400 2.860 4.580 7.500 9.400 53.000 
8 O 1.314 3.390 5.300 7.470 11.000 13.000 
9 F 1.680 3.370 6.050 8.400 11.000 15.200 
10 Ne 2.080 3.950 6.120 9.370 12.200 15.000 
11 Na 495,5 4.560 6.900 9.540 13.400 16.600 
12 Mg 738,1 1.450 7.760 10.500 13.600 18.000 
13 Al 577,9 1.820 2.750 11.600 14.800 18.400 
14 Si 786,3 1.580 3.230 4.360 16.000 20.000 
15 P 1.012 1.904 2.910 4.960 6.240 21.000 
16 S 999,5 2.250 3.360 4.660 6.990 8.500 
17 Cl 1.215 2.297 2.820 5.160 6.540 9.300 
18 Ar 1.521 2.666 3.900 5.770 7.240 8.800 
19 K 418,7 3.052 4.410 5.900 8.000 9.600 
20 Ca 589,5 1.145 4.900 6.500 8.100 11.000 
 
Tabla II Afinidades electrónicas (kJ/mol) de elementos representativos 
1 
1A 
2 
2A 
3 
3A 
14 
4A 
15 
5A 
16 
6A 
17 
7A 
18 
8A 
H 
-77 
 He 
(21) 
Li 
-58 
Be 
(241) 
B 
-23 
C 
-123 
N 
0 
O 
-142 
F 
-333 
Ne 
(29) 
Na 
-53 
Mg 
(230) 
Al 
-44 
Si 
-120 
P 
-74 
S 
-200 
Cl 
-348 
Ar 
(35) 
K 
-48 
Ca 
(154) 
Ga 
-359 
Ge 
-118 
As 
-77 
Se 
-195 
Br 
-324 
Kr 
(39) 
Rb 
-47 
Sr 
(120) 
In 
-34 
Sn 
-121 
Sb 
-101 
Te 
-190 
I 
-295 
Xe 
(40) 
Cs 
-45 
Ba 
(52) 
Ti 
-48 
Pb 
-101 
Bi 
-100 
Po 
? 
At 
? 
Rn 
? 
 
Los valores entre paréntesis son estimados. 
 
Segunda afinidad electrónica del oxígeno = 780 kJ/mol 
Energía de enlace del oxígeno = 498,7 kJ/mol 
Radios atómicos algunos elementos representativos y de transición expresados en picómetros 
(1 pm= 1x10-12 m) 
 
 
H 
37 
 He 
32 
Li 
152 
Be 
113 
 B 
88 
C 
77 
N 
75 
O 
73 
F 
71 
Ne 
69 
Na 
186 
Mg 
160 
Al 
143 
Si 
117 
P 
110 
S 
104 
Cl 
99 
Ar 
97 
K 
227 
Ca 
197 
Sc 
161 
Ti 
145 
V 
131 
Cr 
125 
Mn 
137 
Fe 
124 
Co 
125 
Ni 
125 
Cu 
128 
Zn 
134 
Ga 
122 
Ge 
122 
As 
121 
Se 
117 
Br 
114 
Kr 
110 
Rb 
247 
Sr 
215 
Y 
178 
Zr 
159 
Nb 
143 
Mo 
136 
Tc 
135 
Ru 
132 
Rh 
134 
Pa 
138 
Ag 
144 
Cd 
149 
In 
163 
Sn 
140 
Sb 
141 
Te 
143 
I 
133 
Xe 
130 
Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn 
Fr Ra 
 
 
Radios iónicos algunos elementos representativos y de transición expresados en picómetros 
(1 pm= 1x10-12 m) 
 
 
 
H+ 
 He 
 
Li+ 
60 
 
Be2+ 
31 
 
B3+ 
 
C 
N3- 
171 
O2- 
140 
F1- 
136 
Ne 
Na+ 
95 
Mg2+ 
66 
Al3+ 
51 
Si P 
S2- 
184 
Cl1- 
181 
Ar 
K+ 
133 
Ca2+ 
99 
Sc3+ 
81 
Ti4+ 
68 
V5+ 
59 
Cr3+ 
64 
Mn2+ 
80 
Fe2+ 
77 
Co2+ 
72 
Ni2+ 
69 
Cu+ 
96 
Zn2+ 
74 
Ga3+ 
62 
Ge As Se
2- 
198 
Br1- 
195 
Kr 
Rb+ 
147 
Sr2+ 
113 
Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pa 
Ag+ 
126 
Cd2+ 
97 
In3+ 
81 
Sn4+ 
71 
Sb5+ 
62 
Te2- 
221 
I1- 
216 
Xe 
Cs+ 
Ba2+ 
135 
La Hf Ta W Re Os Ir Pt 
Au+ 
137 
Hg2+ 
110 
Tl3+ 
95 
Pb4+ 
84 
Bi Po At Rn 
Fr Ra 
 
 
Trabajo Práctico Nº 3 
 
 
 
 
. 
 
UNIONES QUÍMICAS 
 
 INTRODUCCION 
 
Las formas en que se pueden combinar los elementos químicos para formar compuestos son 
prácticamente infinitas. De allí, la gran cantidad de compuestos químicos existentes en la naturaleza. 
Los hay gaseosos, líquidos y sólidos; con diferentes colores, texturas, sabores y olores; tóxicos e inocuos, 
e incluso algunos son benéficos para mantener la salud. Las propiedades de la materia provienen de la 
forma como los átomos de los elementos se enlazan para formar nuevas sustancias y de cómo esos 
agregados de átomos interactúan entre sí. Es importante conocer la relación que existe entre el enlace 
químico y las propiedades de la materia. 
En una primera instancia se verá como los científicos han hecho una clasificación de los enlaces 
entre los átomos. Toda la explicación se centra en la manera de cómo interactúan los núcleosatómicos 
con los electrones presentes, esencialmente con los más alejados de los núcleos, que son los que 
desempeñan el papel principal en los enlaces entre un átomo y otro. 
En una segunda instancia se estudiará la forma que adquieren las moléculas, es decir, su 
estructura espacial. Una vez que se caracteriza a cada uno de los enlaces de un compuesto y que se 
conoce como están unidos sus átomos y las fuerzas entre ellos, es decir, con el tipo de unión o enlace 
que existe entre sus átomos, se abre la puerta a la interpretación de las propiedades de esa sustancia. 
Los enlaces químicos o uniones químicas se definen como las fuerzas que mantienen unidos a 
los átomos en las moléculas de las sustancias simples (ej. O2 y Cl2), de las sustancias compuestas (ej 
CO2 y H2O) y de los metales. 
Se clasifican en: 
a) Enlace iónico: 
Un enlace iónico se produce por transferencia de electrones. Esta transferencia se realiza desde 
el átomo del elemento menos electronegativo hacia el átomo del elemento más electronegativo o desde 
el átomo del elemento de más baja energía de ionización (Ei), hacia el de alta afinidad electrónica (Ae). 
b) Enlace covalente: 
 El enlace covalente se forma cuando dos átomos comparten uno o más pares de electrones. 
c) Enlace metálico: 
Se establece entre átomos metálicos y se puede describir como una red de iones positivos 
(cationes) que interaccionan con los electrones de valencia, débilmente sujetos, que se mueven con 
libertad por todo el cristal. 
Además de las fuerzas interatómicas que mantienen unidos a los átomos entre sí, existen otras 
fuerzas denominadas intermoleculares que son las fuerzas de atracción que unen a las moléculas, es 
decir, fuerzas entre moléculas. Estos enlaces son mucho más débiles que los que se producen entre 
átomos. 
En el estado condensado, es decir en el estado sólido y líquido, a partir de las fuerzas 
intermoleculares se pueden predecir las propiedades de la materia (como el punto de ebullición y la 
presión de vapor de un líquido, entre otras) y los estados de agregación en las que se presentan en 
condiciones estándar. 
¿Existen las moléculas? Sí, hay evidencia de ello. En el año 2009 
científicos del Centro de Investigación de la multinacional IBM 
consiguieron captar la imagen de una molécula con un detalle jamás 
conseguido hasta el momento. En aquella incipiente fotografía se 
logró incluso capturar los enlaces químicos que la mantienen unida 
 
4 
Las fuerzas intermoleculares se pueden presentar en moléculas covalentes no polares y en 
polares, y se clasifican en: 
a) Moléculas covalentes no polares: Presentan las fuerzas de dispersión o London (FL o 
FD) 
Ejemplos: N2, O2, H2, CO2, CH4 etc. 
b) Moléculas covalentes polares:pueden presentar dos tipos de fuerzas dipolares (dipolo- 
dipolo): 
b.1 Fuerzas dipolo-dipolo (reforzadas con las fuerzas de dispersión o London, Fd-d+FL). 
Ejemplos: HCl, H2S, HBr, SO2, etc. 
b.2 Fuerzas puente hidrógeno (FPH) 
Ejemplos: H2F2, NH3, H2O, etc. 
Los conocimientos acerca de los enlaces químicos han servido también a la humanidad para 
obtener artificialmente, a través de la síntesis química, nuevos materiales más resistentes y útiles que 
los naturales, medicinas más activas contra las enfermedades, productos que hacen más llevaderas las 
tareas cotidianas en el hogar y otras sustancias destinadas a elevar la calidad de vida. 
 
OBJETIVOS: 
 Identificar tipos de enlaces predominantes entre átomos de diferentes elementos químicos. 
 Predecir propiedades de distintos compuestos según los tipos de uniones predominantes. 
 Predecir parámetros de enlace. 
 Predecir geometrías de las moléculas según la teoría de la repulsión de pares de electrones a nivel 
de valencia (TRPENV). 
 Analizar distintas moléculas según la T.R.P.E.V y la T.E.V. 
 Identificar fuerzas intermoleculares predominantes en distintas sustancias en el estado condensado. 
 Predecir en base a las fuerzas intermoleculares propiedades físicas de distintas sustancias. 
 
ACTIVIDADES DE APLICACIÓN 
1. ¿Qué tipo de enlace predominará entre los siguientes pares de átomos: 
a) Li y O 
b) N y O 
c) Cl y H 
d) K y F 
 
2. Dadas las siguientes especies químicas (iones y moléculas): 
H2O, H2 SO4, H3O+, CaH2 (alto punto de fusión), NH +, SO3 
a) Clasificar a las sustancias como iónicas o covalentes según el tipo de enlace predominante entre sus 
átomos. 
b) Realizar las estructuras de puntos o Lewis para cada una, indicando en las mismas uniones iónicas o 
covalentes (simples, dobles, triples o dativas). 
 
c) Indicar para cada uno de los iones y de las sustancias covalentes el número de pares de electrones 
que rodean al átomo central. 
3. Dadas los siguientes iones y moléculas: 
NH3 , CO2 , SO2, H3O+ 
a) Predecir las geometrías y ángulos de enlace utilizando la teoría de RPENV. 
b) Determinar si las sustancias dadas son polares o no, marcando los dipolos de enlace . 
c) Investigar sobre las aplicaciones del amoníaco y sobre la historia de la síntesis del mismo. 
 
4. Para las siguientes sustancias: 
H2, HBr, N2, Cl2, O2. 
 
3 
3 4 3 2 2 
a) Realizar la estructura de Lewis. 
b) Representar cada una de las moléculas utilizando la Teoría del Enlace de Valencia indicando cual/es 
presenta/n uniones π. 
c) Clasificarlas como polares o no polares (apolares). 
 
 
5. Dadas las siguientes especies químicas (iones y moléculas): 
H2O, SO2, BF3 (bajo punto de fusión), BeCl2 
a) ¿Qué hibridación presenta el átomo central en las distintas especies, identificar los enlaces pi? 
b) Aplicar la T.E.V 
 
6. Dadas las siguientes sustancias: 
H2, NH3, MgCl2, CH4 
a) Clasificarlas como iónicas o covalentes según el tipo de enlace predominante. 
b) Realizar las estructuras de Lewis indicando el tipo de unión química. 
c) Aplicar la TRPENV a la molécula no polar correspondiente. 
d) Analizar a la molécula polar según las dos teorías. 
e) Indicar a qué moléculas no es posible estudiarlas según las teorías dadas. 
 
7. Dadas las siguientes sustancias en el estado condensado: 
H2O, HI, H2F2, O2, HBr, CH4 
a) Identificar el tipo de fuerzas intermoleculares que se manifiestan entre las moléculas de cada una de 
las sustancias dadas. 
b) Ordenar las sustancias según la intensidad de las fuerzas intermoleculares. 
c) Ordenar las sustancias en forma creciente según su punto de ebullición. 
d) Ordenar las sustancias en forma creciente según su presión de vapor. 
e) Indicar que sustancias se solubilizan en agua y cuáles en tetracloruro de carbono. Justificar la elección. 
 
ACTIVIDADES COMPLEMENTARIAS 
1. Justificar qué tipo de enlace predominará entre los siguientes pares de átomos: 
a) Ca y S b) Si, C c)Na y Cl d) N y N. 
2. Escribir las estructuras de Lewis para las siguientes sustancias e iones: 
CO 2-, HClO , SO 2-, Na O . 
 
3. Escribir la fórmula molecular y la estructura de Lewis del compuesto más simple (el de menor número 
de átomos por molécula) formado por el cloro (Cl) y cada uno de los siguientes elementos: 
C, H y B. 
4. Considerar los átomos X, Y, Z, en donde: 
X: es un metal alcalino, Y: es un halógeno y Z: es un elemento que pertenece al grupo 15. 
a) Identificar qué tipos de enlaces pueden presentar las moléculas formadas por: 
X-Y, Y-Z y X-Z. 
b) Escribir las fórmulas de compuestos que representen las distintas moléculas. 
 
5. Para las siguientes especies químicas (iones y moléculas): 
SH2 (92º), BeCl2, SO32-, HCCl3 
a) Predecir sus geometrías utilizando la teoría RPENV. 
b) Justificar cuál/es del/os compuesto/s dados presenta/n un momento dipolar distinto de cero y 
marcar a las moléculas polares el momento dipolar resultante. 
 
c) Aplicar la TEV en aquellas especies químicas en la que el átomo central presenta hibridación. 
 
 
6. Dadas las siguientes sustancias: 
HCl, CO2, NaNO3, H2O. 
a) Representar mediante orbitales atómicos a la molécula con enlace covalente que no puede aplicarse 
la TRPENV. 
b) Aplicar la TRPENVa la/s molécula/s polar/es correspondiente/s. 
c) Analizar a la molécula no polar según las dos teorías. 
d) Justificar a cuál de las moléculas dadas no es posible estudiarlas según las teorías dadas. 
7. Leer el siguiente texto: 
Contaminación 
Gases de efecto invernadero: 
Son gases en la atmósfera que absorben y emiten radiación solar dentro del rango infrarrojo. 
Este proceso es la causa fundamental del efecto invernadero. Los principales gases de efecto 
invernadero en la atmósfera terrestre son el vapor de agua, el dióxido de carbono, el metano, el 
monóxido de nitrógeno, y el ozono. En el sistema solar, las atmósferas de Venus, Marte, y Titán también 
contienen gases que causan efecto invernadero. Los gases de efecto invernadero afectan fuertemente 
a la Tierra; sin ellos, la temperatura de la superficie de la Tierra sería 33 °C más fría que en el presente. 
Si bien todos ellos -salvo algunos compuestos como los CFC - son naturales, en tanto que existen 
en la atmósfera desde antes de la aparición de los seres humanos. Desde el comienzo de la revolución 
industrial, la quema de combustibles fósiles ha contribuido al incremento de los óxidos de nitrógeno y 
de dióxido de carbono en la atmósfera, éste último con una concentración de 280 ppm a 390 ppm, a 
pesar de la absorción de una gran parte de las emisiones a través de diversos "sumideros" naturales 
presentes en el Ciclo del Carbono. Se estima que también el metano está aumentando su presencia por 
razones antropogénicas (debidas a la actividad humana). Además, a este incremento de emisiones se 
suman otros problemas, como la deforestación, que han reducido la cantidad de dióxido de carbono 
retenida en la materia orgánica, contribuyendo así indirectamente al aumento antropogénico del efecto 
invernadero. Asimismo, el excesivo dióxido de carbono está acidificando los océanos y reduciendo el 
fitoplacton. […] 
Lluvia ácida: 
La lluvia ácida es una precipitación de cualquier tipo con altos niveles de ácido nítrico o ácido 
sulfúrico que también puede ocurrir en forma de nieve, niebla, rocío, o pequeñas partículas de material 
seco que se deposita en la tierra. Es causada por la emisión de dióxido de azufre y óxidos de 
nitrógeno que reaccionan con las moléculas de agua formando ácido. Estas emisiones pueden deberse 
a causas naturales como los óxidos de nitrógeno que ocurren debido a rayos, o material vegetal en 
pudrición y el dióxido de azufre que es emitido por erupciones volcánicas. Pero la mayoría de las 
emisiones se deben a la actividad del hombre, el mayor porcentaje es a causa de la quema de 
combustibles fósiles (plantas de energía que funcionan a carbón, fábricas y vehículos). […] 
De acuerdo a esta información: 
a) Representar la estructura de Lewis de las sustancias mencionadas e indicar el tipo de unión química 
que presentan. 
Indicar la polaridad de las moléculas y en las polares marcar el momento dipolar resultante. 
b) Representar la molécula de la sustancia simple, aplicando la Teoría del Enlace de Valencia. 
c) Aplicar la TRPENV a las sustancias polares. 
d) Aplicar la TEV a las sustancias no polares. 
8. Dadas las siguientes sustancias (en estado condensado): 
http://es.wikipedia.org/wiki/Gas_de_efecto_invernadero
http://es.wikipedia.org/wiki/Absorci%C3%B3n_(%C3%B3ptica)
http://es.wikipedia.org/wiki/Espectro_de_emisi%C3%B3n
http://es.wikipedia.org/wiki/Radiaci%C3%B3n_infrarroja
http://es.wikipedia.org/wiki/Efecto_invernadero
http://es.wikipedia.org/wiki/Atm%C3%B3sfera_terrestre
http://es.wikipedia.org/wiki/Vapor_de_agua
http://es.wikipedia.org/wiki/Di%C3%B3xido_de_carbono
http://es.wikipedia.org/wiki/Metano
http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%93xido_de_nitr%C3%B3geno_(I)
http://es.wikipedia.org/wiki/Ozono
http://es.wikipedia.org/wiki/Atm%C3%B3sfera_de_Venus
http://es.wikipedia.org/wiki/Marte_(planeta)#Caracter.C3.ADsticas_atmosf.C3.A9ricas
http://es.wikipedia.org/wiki/Tit%C3%A1n_(sat%C3%A9lite)#Atm.C3.B3sfera
http://es.wikipedia.org/wiki/CFC
http://es.wikipedia.org/wiki/Atm%C3%B3sfera_terrestre
http://es.wikipedia.org/wiki/Revoluci%C3%B3n_industrial
http://es.wikipedia.org/wiki/Revoluci%C3%B3n_industrial
http://es.wikipedia.org/wiki/Combustible_f%C3%B3sil
http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%93xidos_de_nitr%C3%B3geno
http://es.wikipedia.org/wiki/Ppm
http://es.wikipedia.org/wiki/Ciclo_del_carbono
http://es.wikipedia.org/wiki/Deforestaci%C3%B3n
http://es.wikipedia.org/wiki/Acidificaci%C3%B3n_del_oc%C3%A9ano
http://es.wikipedia.org/wiki/Lluvia_%C3%A1cida
http://es.wikipedia.org/wiki/Precipitaci%C3%B3n_(meteorolog%C3%ADa)
http://es.wikipedia.org/wiki/Di%C3%B3xido_de_azufre
http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%93xidos_de_nitr%C3%B3geno
http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%93xidos_de_nitr%C3%B3geno
http://es.wikipedia.org/wiki/Agua
http://es.wikipedia.org/wiki/Rayo
 
H2S, NH3, O2, HCl. 
a) Justificar qué fuerzas intermoleculares predominan en cada una. 
b) Ordenarlas según la intensidad creciente de sus fuerzas intermoleculares. 
c) Justificar cuál posee mayor punto de ebullición. 
d) Justificar cual posee mayor presión de vapor. 
 
9. En cada uno de los siguientes pares, justificar cuál sustancia posee menor punto de ebullición y cuál 
presión de vapor más baja. 
a) I2 y Cl2. 
b) HI y HBr. 
c) H2O y HCl. 
d) SO2 y Br2. 
 
H2O 
NH3 
SO2 
“Si todos los compuestos tendrían un 
nombre vulgar o común, como el agua 
(H2O), el amoníaco (NH3), el metano (CH4) 
tendrían que aprenderse un millón de 
nombres sin ninguna relación entre ellos 
¡Sería imposible! “ 
 
Trabajo Práctico N° 4 
FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA 
 
 
INTRODUCCIÓN 
Se puede decir que aprender química es como aprender un idioma, los símbolos químicos que se 
obtienen de la tabla periódica (H, C, O etc.) son el abecedario, las fórmulas de los compuestos que se 
forman uniendo distintos símbolos químicos son las palabras (H2O, O2, H2, CO2, etc.) y las ecuaciones 
químicas son las frases ( H2 + ½O2  H2O).La enorme cantidad de compuestos que maneja la química 
hace imprescindible la existencia de un conjunto de reglas que permitan nombrar de igual manera en 
todo el mundo científico un mismo compuesto. De no ser así, el intercambio de información sobre 
química entre unos y otros países sería de escasa utilidad. 
Los químicos, a consecuencia de una iniciativa surgida en el siglo pasado, decidieron representar de una 
forma sencilla y abreviada cada una de las sustancias que manejaban. 
En esta guía se tratará de formular y nombrar algunos de tantos compuestos utilizando ese lenguaje 
específico mencionado, el cual obedece ciertas reglas que aplicaremos en este caso a compuestos 
inorgánicos. 
 
OBJETIVOS: 
 Conocer y aplicar las reglas de la IUPAC que rige la Nomenclatura de los Compuestos 
Inorgánicos. 
 Escribir correctamente fórmulas químicas para compuestos binarios y ternarios. 
 Comprender la importancia de la Nomenclatura Sistemática en la Química. 
 Balancear correctamente las ecuaciones químicas. 
 
ACTIVIDADES DE APLICACIÓN: 
Nota: Se recomienda la lectura previa de los “Conceptos teóricos de NOMENCLATURA”. 
1.-a) Completar sobre la línea de puntos según corresponda. 
Un oxido básico se forma por la combinación de . . .. . . . . . . . y un . . . .. . ., mientras que un óxido ácido 
se forma por la combinación de . . . . . .. . y un . . .. . . . . . .. . .. En estos casos el estado de oxidación del 
oxígeno es . . . .. En los peróxidos y superóxidos el estado de oxidación del oxígeno es . . . .. . . y. . . .. 
. . . , respectivamente. 
b) Dados los siguientes elementos: 
Sodio 
Azufre 
Hierro 
Nitrógeno 
 Buscar en la Tabla Periódica el símbolo y los estados de oxidación de cada uno. 
 Obtener la fórmula de los óxidos correspondientes. 
 Nombrar utilizando los Sistemas de Nomenclatura conocidos. 
 Clasificar cada uno de los óxidos anteriores (óxidos básicos, ácidos o neutros según 
corresponda). 
 
2.- Completar la siguiente tabla, formulando y nombrando los óxidos correspondientesMetal 
V, nº de 
oxidación 
Fórmula N. Tradicional 
N. 
Sistemática 
N.N. de Stock 
Cr 2,+2 
Cr 3,+3 
Mn 2,+2 
Mn 3,+3 
 
No metal 
V, nº de 
oxidación 
Fórmula N. Sistemática N.N. de Stock 
Cr 6, +6 
Mn 4, +4 
Mn 6, +6 
Mn 7, +7 
 
 
3.- a) Completar sobre la línea de puntos según corresponda. 
Los hidruros metálicos se forman por la combinación del . . .. . . . . .. . y un. . .. . . . . 
Los compuestos hidrogenados no metálicos se forman por la combinación del. . .. . . . .. y un . . .. . . 
La principal diferencia entre ellos se debe a que en los hidruros metálicos el estado de oxidación del 
hidrogeno es . . . . .. . . . , mientras que en los compuestos hidrogenados no metálicos el estado de 
oxidación del hidrógeno es. . . .. . . . .. . . 
b) Dados los siguientes elementos: 
 Cloro 
 Sodio 
 Carbono 
 Azufre 
 Calcio 
 Nitrógeno 
 Oxigeno 
 Aluminio 
 Bromo 
Buscar en la tabla periódica los números de oxidación (estados) de cada uno de los elementos químicos. 
Escribir la fórmula correspondiente a hidruros y compuestos hidrogenados cuando estos elementos se 
combinan con hidrógeno. Indicar nombre de cada compuesto. 
 
4.- Completar el siguiente cuadro sobre compuestos internometálicos y sales binarias: 
Fórmula N. Sistemática N. Tradicional 
SiF4 
Na2S 
 Nitruro de boro 
PCl5 
 Tetracloruro de carbono 
BF3 
 Sulfuro antimonioso 
 dinitruro de tricalcio 
 
5.- a) Escribir el nombre o la fórmula según corresponda, de los siguientes hidróxidos u oxoácidos 
utilizando las nomenclaturas conocidas. 
Ácido crómico 
Fe(OH)2 
H2SO4 
Hidróxido estannoso 
Ácido carbónico 
Ácido permangánico 
H4P2O7 
Ácido dicrómico 
Ácido pirofosforoso 
Hidróxido de Cr(III) 
b) Escribir las ecuaciones de ionización de los ácidos e hidróxidos, del inciso anterior en medio acuoso, 
dando el nombre de los iones formados. 
6.- Completar la siguiente tabla: 
 Nombre Fórmula de los compuestos Forma iónica 
1 Nitrato de potasio 
2 Carbonato plumboso 
3 Permanganato de potasio 
4 Sulfato cúprico 
5 Carbonato de calcio 
6 Dicromato de amonio 
 
7.- Completar la siguiente tabla: 
 Fórmula Nombre Forma iónica Nombre del anión 
1 KNO3 
2 BaCO3 
3 KClO3 
4 KHSO4 
5 Ca3(PO4)2 
6 NaClO 
7 FeSO3 
 
8.- Aparear la función con el compuesto, completando con la letra que le corresponda: 
(a) Oxido básico (...)H2O2 
(b) Hidruro (...)HClO4 
(c) Óxido ácido (...)NaH2PO4 
(d) Base o Hidróxido (...)SO3 
(e) Sal neutra (...)KH 
(f) Oxiácido (...)K2SO4 
(g) Hidrácido (...)Ca(OH)2 
(h) Peróxido (...)H2S 
(i) Sal ácida (…)Al2O3 
 
9.- Completar el siguiente cuadro: 
Nombre Fórmula Función 
Fosfato de sodio 
Cloruro de magnesio 
Ácido nítrico 
Hidruro cúprico 
Hidróxido niqueloso 
Fosfuro de hidrógeno 
Óxido férrrico 
Ácido sulfhídrico 
Monóxido de carbono 
 
 
ACTIVIDADES COMPLEMENTARIAS 
1. Existen elementos que tienen varios estados de oxidación como por ejemplo el bromo: 
Buscar en la tabla periódica todos los estados de oxidación de este elemento y obtenga la fórmula de 
los óxidos ácidos. 
¿Qué tipo de óxidos forma el cloro? 
2. En los siguientes óxidos, determinar el número de oxidación del elemento unido al oxígeno. 
Clasificarlos como básico, ácido o neutro 
P2O3 P2O5 CaO Li2O ZnO Cl2O Cl2O3 Cl2O SrO BaO Na2O CrO3 NO CoO MnO2 
HgO Mn2O7 Hg2O Al2O3 Co2O3 Au2O Au2O3 
3. Nombrar y/o formular, según corresponda, los siguientes compuestos: 
MgH2, Hidruro de calcio, NH3, bromuro de hidrógeno, CH4, ácido clorhídrico, H2S 
4.- Completar el siguiente cuadro: 
Fórmula N. Sistemática N. Tradicional 
BeCl2 
 Arseniuro de galio 
Na3P 
 Cloruro fosforoso 
 Cloruro arsenioso 
BCl3 
Al2S3 Sulfuro antimonioso 
 tetranitruro de trisilicio 
 
5.- Completar la tabla con las fórmulas correspondientes de las siguientes sales: 
 Nombre Fórmula Forma iónica 
1 Cromato de plata 
2 Fosfato ferroso heptahidratado 
3 Trioxocarbonato de calcio 
4 Nitrito de zinc 
5 Sulfito de magnesio 
6 Sulfato de aluminio y potasio 
 
6.- Completar la siguiente tabla: 
 Fórmula Nombre Forma iónica Nombre del anión 
1 Co(BO2)2 
2 Na2SiO3 
3 NH4NO2 
4 KIO3 
5 NaHSO3 
6 NaMnO4 
7 NH4Al(SO4)2 
 
CONCEPTOS TEÓRICOS DE NOMENCLATURA 
La Comisión de Nomenclatura de Química de la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada 
(I.U.P.A.C.) admite las siguientes reglas: 
1º - Los elementos deben ser designados por los símbolos internacionales, en algunos casos se usan las 
raíces latinas del elemento. 
2º - Todo nuevo elemento metálico debe recibir un nombre que tenga como prefijo unun- y como sufijo 
-io. 
3º - Todo nuevo elemento debe tener un símbolo formado por dos letras (excepto los símbolos 
provisorios). 
4º - Todos los isótopos de un elemento deben recibir el mismo nombre. Por excepción se puede usar 
los nombres de protio, deuterio y tritio en el caso del Hidrógeno. En los demás isótopos se usa su 
número másico. Por ejemplo: 18O. 
5º - Los nombres de grupos siguientes: 
a) Halógenos (F-I), Halogenuros para sus compuestos binarios. 
b) Calcógenos (O-Po), Calcogenuros para sus compuestos binarios. 
c) Alcalinos (Li-Fr). 
d) Alcalinos térreos (Ca-Ra). 
e) Gases nobles (He-Xe). 
6º - La designación: 
a) Metales de tierras raras. Son los elementos Sc (escandio); Y (ytrio); La (lantano) y lantánidos. 
b) Los lantánidos corresponden a los elementos de número atómico 57 hasta el número atómico 71. 
c) Actínidos para los elementos de número atómicos 89 a 103 (del actinio al laurencio). 
7º - El término metaloide no debe ser usado para designar los elementos no metálicos. 
8º - El número másico, el número atómico y la atomicidad de un elemento, pueden indicarse por medio 
de tres índices dispuestos de la manera siguiente: 
Izquierda arriba: número másico. 
Izquierda abajo: número atómico. 
Derecha abajo: atomicidad. 
Ejemplo: 
16 O 8 2 
9º - Para las formas alotrópicas en estado líquido o gaseoso, se deben nombrar con la atomicidad de la 
molécula, utilizando los prefijo di-, tri-, tetra-, etc. Si el número de átomos es grande y poco conocido se 
puede utilizar el prefijo poli y los prefijos ciclo y cadena para las estructura en anillo o en cadena. 
Ejemplos: 
H Hidrógeno atómico Monohidrógeno. 
O2 Oxígeno natural Dioxígeno. 
O3 Ozono Trioxígeno. 
P4 Fósforo blanco Tetrafósforo. 
S8 Azufre Ciclo octaazufre 
Sn Azufre Cadena de azufre o poliazufre. 
 
FÓRMULAS 
Las fórmulas constituyen el medio más simple y claro para representar a los compuestos. En las fórmulas 
se escriben los símbolos de los elementos que la componen, uno al lado del otro y con subíndice que 
indica el número de átomos con que cada elemento interviene. 
COMPUESTOS BINARIOS 
Están formados por dos elementos y se clasifican en: 
 
 Con hidrógeno. 
 Con oxígeno. 
 Sin hidrógeno ni oxígeno. 
1. Con hidrógeno. 
a) Con los metales forman hidruros. Se nombran anteponiendo la palabra hidruro al nombre del metal. 
Ejemplos: 
 
LiH Hidruro de litio AlH3 Hidruro de aluminio 
NaH Hidruro de sodio PbH4 Hidruro de plomo (IV) 
CaH2 Hidruro de calcio BiH3 Hidruro de bismuto (III) 
BaH2 Hidruro de bario 
b) Con los no metales forman compuestos binarios hidrogenados, se nombran con el nombre del no 
metal con la terminación uro y a continuación de hidrógeno. 
Ejemplos: 
B2H6Diboruro de hidrógeno 
CH4 Carburo de hidrógeno 
PH3Fosfuro de hidrógeno 
H2S Sulfuro de hidrógeno 
HCl Cloruro de hidrógeno 
Compuestos hidrogenados no metálicos según cambios de IUPAC (Año 2005) 
Fórmula Nombre Tradicional Nombre IUPAC 
H2O Agua Oxidano 
H2S Sulfano 
H2Se Selano 
H2Te Telano 
NH3 Amoníaco Azano 
PH3 Fosfina Fosfano 
AsH3 Arsina Arsano 
SbH3 Estibina Estibano 
CH4 Metano 
Carbano (no recomendado porque el 
tradicional tiene un uso universal) 
SiH4 Silano Silano 
BH3 Borano Borano 
c) Los halógenosy calcógenos: Con excepción del oxígeno, forman compuestos hidrogenados que al 
disolverse en agua dan hidrácidos (ácidos sin oxígeno), que se designan con la terminación hídrico. 
Ejemplos: 
HCl Ácido clorhídrico 
HI Ácido yodhídrico 
H2S Ácido sulfhídrico 
2. - Con oxígeno. 
I. - Los metales con oxígeno forman: 
a) Óxidos básicos. Se los nombra anteponiendo la palabra óxido al nombre del metal. Si el elemento 
tiene dos estados de oxidación la nomenclatura tradicional establece la terminación -oso para la menor 
e -ico para la mayor. Según I.U.P.A.C., se aconseja indicar la cantidad de átomos de oxígeno y del 
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metal correspondiente. Según Stock, colocar el estado de oxidación con números romanos entre 
paréntesis. 
 
Ejemplos: 
Fórmula Tradicional I.U.P.A.C Stock 
Na2O Óxido de sodio Monóxido de disodio Óxido de sodio (I) 
BaO Óxido de bario Monóxido de bario Óxido de bario (II) 
Al2O3 Óxido de aluminio Trióxido de dialuminio Óxido de aluminio (III) 
FeO Óxido ferroso Monóxido de hierro Óxido de hierro (II) 
Fe2O3 Óxido férrico Trióxido de dihierro Óxido de hierro(III) 
Cu2O Óxido cuproso Monóxido de dicobre Óxido de cobre (I) 
CuO Óxido cúprico Monóxido de cobre Óxido de cobre (II) 
b) Peróxidos. El número de oxidación del oxígeno es -1, se los nombra anteponiendo la palabra 
peróxido al nombre del metal. 
Ejemplos: 
Na2O2 Peróxido de sodio 
BaO2 Peróxido de bario 
c) Superóxidos. El número de oxidación del oxígeno es - 1/2, se los nombra anteponiendo la palabra 
superóxido al nombre del metal. 
Ejemplos: 
KO2Superóxido de potasio 
CsO2Superóxido de cesio 
II. - Los no metales con oxígeno forman: 
a) Óxidos ácidos. (Antiguamente llamados anhídridos).ya no se los nombra según la nomenclatura 
tradicional anteponiendo la palabra anhídrido al nombre del no metal. Según I.U.P.A.C. se nombran 
como los óxidos metálicos. Según el sistema stock también como los óxidos metálicos colocando entre 
paréntesis el estado de oxidación del metal con números romanos. 
Ejemplos: 
Fórmula I.U.P.A.C Stock 
Cl2O Monóxido de dicloro Óxido de cloro (I) 
Cl2O3 Trióxido de dicloro Óxido de cloro (III) 
Cl2O5 Pentaóxido de dicloro Óxido de cloro (V) 
Cl2O7 Heptaóxido de dicloro Óxido de cloro (VII) 
SO2 Dióxido de azufre Óxido de azufre (IV) 
SO3 Trióxido de azufre Óxido de azufre (VI) 
N2O3 Trióxido de dinitrógeno Óxido de nitrógeno(III) 
N2O5 Pentaóxido de dinitrógeno Óxido de nitrógeno (V) 
NO2 Dióxido de nitrógeno Óxido de nitrógeno (IV) 
P2O3 Trióxido de difósforo Óxido de fósforo(III) 
P2O5 Pentaóxido de difósforo Óxido de fósforo (V) 
CO2 Dióxido de carbono Óxido de carbono (IV) 
B2O3 Trióxido de diboro Óxido de boro (III) 
III. - Algunos óxidos tienen carácter anfótero: 
Según reaccionen con hidróxidos o con ácidos fuertes. 
Ejemplos: 
El Al2O3 en medio ácido forma el Al3+ y en medio básico forma el AlO2-(anión metaluminato) o AlO33- 
(anión ortoaluminato). Algunos óxidos anfóteros son el PbO2, ZnO, SnO2 entre otros. 
IV. - Otros óxidos son neutros: 
 
En medio acuoso no dan reacción ácida ni básica 
Ejemplos: 
CO Monóxido de carbono 
NO Monóxido de nitrógeno u óxido nítrico 
MnO2 Dióxido de manganeso 
3. - Sin hidrógeno ni oxígeno. 
a) Compuestos formados por dos no metales. 
Se coloca primero y se nombra en segundo lugar el elemento menos electronegativo, el elemento más 
electronegativo se nombra primero cambiando su terminación por uro y especificando el número de 
átomos de los elementos con los prefijos di, tri, tetra, etc. 
Ejemplos: 
CCl4 Tetracloruro de carbono PCl3 Tricloruro de fósforo 
CS2Disulfuro de carbono PCl5Pentacloruro de fósforo 
NCl3 Tricloruro de nitrógeno 
b) Compuestos formados por metales y no metales. 
Sales sin oxígeno formadas por un no metal y un metal. Según la nomenclatura tradicional se nombran 
colocando la terminación –uro al no metal y a continuación el nombre del metal si posee una valencia 
(estado de oxidación), si el metal posee dos valencias (estados de oxidación), se utiliza la terminación – 
oso o –ico según corresponda. 
Según I.U.P.A.C. se indica el número de átomos del no metal con terminación uro y a continuación el 
número de átomos del metal. 
Según Stock se los nombra colocando el sufijo uro al no metal seguido del nombre del metal con su 
valencia o estado de oxidación en números romanos entre paréntesis. 
Ejemplos: 
Fórmula Tradicional I.U.P.A.C Stock 
FeCl2 Cloruro ferroso Dicloruro de hierro Cloruro de hierro (II) 
FeCl3 Cloruro férrico Tricloruro de hierro Cloruro de hierro (III) 
CaCl2 Cloruro de calcio Dicloruro de calcio Cloruro de Calcio (II) 
Fe2S3 Sulfuro férrico Trisulfuro de dihierro Sulfuro de hierro (III) 
COMPUESTOS TERNARIOS Y CUATERNARIOS 
Están formados por tres o cuatro elementos diferentes y son: 
 Oxoácidos 
 Hidróxidos 
 Oxosales 
1. - Oxoácidos 
Según nomenclatura tradicional se nombran igual que los óxidos ácidos pero anteponiendo la palabra 
acido, dependiendo el número de oxidación se nombra de acuerdo a la tabla Nº 1 
Tabla Nº 1 
Numero de oxidación Prefijo sufijo 
+1 Hipo -oso 
+3;+4 oso 
+5;+6 -ico 
+7 Per -ico 
Único número de oxidación ico 
Según I.U.P.A.C. se nombra el número de átomos de oxígeno (dioxo, trioxo, tetroxo, etc.), luego el no 
metal terminado en ato y finalmente el número de átomos de hidrógeno. 
Ejemplos: 
Fórmula Nombre tradicional I.U.P.A.C. 
 
H2SO4 Ácido sulfúrico Tetraoxosulfato de dihidrógeno 
HClO Ácido hipocloroso Monoxoclorato de monohidrógeno 
HClO4 Ácido perclórico Tetraoxoclorato de monohidrógeno 
H4P2O7 Ácido pirofosfórico Heptaoxodifosfato de tetrahidrógeno 
2. - Hidróxidos 
Según la nomenclatura tradicional se nombran anteponiendo la palabra hidróxido al nombre del metal 
correspondiente. Si el metal tuviese dos valencias o estados de oxidación se los nombra igual que los 
óxidos básicos cambiando la palabra óxido por hidróxido. Según I.U.P.A.C. se nombra el número de 
radicales hidróxidos y a continuación el nombre del metal. Según Stock se los nombra como hidróxidos 
del metal correspondiente, indicando entre paréntesis con número romano la valencia del metal. 
 
 
Ejemplos: 
Fórmula Nombre tradicional I.U.P.A.C Stock 
AgOH Hidróxido de plata Monohidróxido de plata Hidróxido de Plata (I) 
Cu(OH)2 Hidróxido cúprico Dihidróxido de cobre Hidróxido de cobre (II) 
Fe(OH)2 Hidróxido ferrosoDihidróxido de hierro Hidróxido de hierro (II) 
Fe(OH)3 Hidróxido férrico Trihidróxido de hierro Hidróxido de hierro (III) 
 
 
3. - Oxosales 
Se pueden formar por la sustitución total de los hidrógenos de un ácido por un metal. 
Se las puede nombrar con la nomenclatura tradicional cambiando las terminaciones de los ácidos de la 
siguiente manera: -oso por -ito e -ico por -ato, o bien utilizando la nomenclatura I.U.P.A.C. 
Ejemplos: 
 
Fórmula Tradicional I.U.P.A.C. 
Na2SO4 Sulfato de sodio Tetraoxosulfato de disodio 
CaCO3 Carbonato de cálcio Trioxocarbonato de calcio 
Li3PO4 Fosfato de litio Tetraoxofosfato de trilitio 
 
Cuando no son sustituidos todos los hidrógenos reemplazables del ácido, se las puede nombrar de la 
siguiente manera: 
Ejemplos: 
Fórmula Tradicional I.U.P.A.C. 
NaHCO3 Carbonato ácido de sodio Hidrógeno carbonato de sodio 
NaH2PO4 Fosfato diácido de sodio Dihidrógeno fosfato de sodio 
Ca(HSO4)2 Sulfato ácido de calcio Hidrógeno sulfato de calcio 
 
Son sales dobles aquellas que provienen de sustituir los hidrógenos reemplazables del ácido por metales 
diferentes o por fusión de dos sales neutras. Los siguientes ejemplos indican como se nombran. 
Ejemplos: 
NaTl (NO3)2 Nitrato (doble) de talio (I) y sodio 
KNaCO3 Carbonato (doble) de sodio y potasio. 
NH4MgPO4 4 H2O Fosfato (doble) de magnesio y amonio tetrahidratado. 
Se llaman sales básicas aquéllas que presentan radicales hidróxidos (HO–), o radicales óxidos (O2–) del 
hidróxido u óxido correspondiente. Se nombran colocando el prefijo hidroxi u oxi(oxo) o el número de 
estos radicales según corresponda. 
 
Ejemplos: 
Mg(OH)Cl Hidroxicloruro de magnesio 
BiOCl Oxicloruro de bismuto 
Cu2(OH)3Cl Trihidroxicloruro de cobre (II) 
Zn2OCl2 x 7 H2O Oxicloruro de cinc heptahidratado 
 
TRABAJO PRÁCTICO Nº 5 
 
Los átomos no se pueden contar, pero igual 
podemos saber cuántos hay 
 
 
 
 
INTRODUCCIÓN 
CANTIDADES QUÍMICAS 
La materia está constituida por partículas: átomos, moléculas o iones. El tamaño de los átomos, 
iones o moléculas es muy pequeño, lo que implica que cada vez que se manejan porciones de 
materia, gramos de cualquier sustancia, se tiene millones de estas unidades fundamentales en las 
manos. Desde el punto de vista químico resulta muy conveniente manejar las cantidades de 
sustancias conociendo el número de estas unidades estructurales que las forman, es decir, interesa 
saber cuántos átomos, iones o moléculas hay en nuestro sistema de trabajo. Una forma muy 
cómoda de manejar estas cantidades es definir un número concreto y elevado. Por ello se define 
el mol como la cantidad de materia que contiene 6,022 x 1023 (Número de Avogadro) partículas, 
por lo tanto, se puede hablar de un mol de átomos, un mol de iones, un mol de electrones, un mol 
de moléculas, un mol de unidades fórmulas, etc. Por ejemplo, 1mol de átomos de sodio contiene 
exactamente 6,022 x 1023 átomos de sodio. 
 
SIMBOLOGIA: 
 Especie 
Concepto Átomo Molécula Unidad fórmula 
Masa Atómica Absoluta αA --------------------- ---------------------- 
Masa Atómica Relativa A --------------------- ---------------------- 
Masa Molar Atómica A --------------------- --------------------- 
Masa Molecular Absoluta ----------------- αM --------------------- 
Masa Molecular Relativa ----------------- M --------------------- 
Masa Molar Molecular ----------------- M -------------------- 
Volumen Molar ----------------- VM ---------------------- 
Masa Formular Absoluta ----------------- ----------------------- αUF 
Masa Formular Relativa ----------------- ----------------------- MFR 
Masa Formular Molar ----------------- ----------------------- MFM 
 
OBJETIVOS: 
a) Diferenciar masa atómica y molecular, absoluta, relativa y molar. 
b) Expresar químicamente la cantidad de materia en diferentes unidades. 
c) Resolver situaciones problemáticas aplicando los conceptos de masa atómica, masa 
molecular, mol y volumen molar. 
 
ACTIVIDADES DE APLICACIÓN 
1.- Considerando los siguientes datos: 
La masa de un átomo de nitrógeno es 2,32481.10-23 g. La masa de un átomo de carbono es 
1,993x10-23 g. Responder: 
a) ¿Cuál es la masa atómica relativa del nitrógeno? ¿En qué unidades se expresa el resultado? 
Comparar el resultado obtenido con la masa atómica que le asigna la Tabla Periódica al nitrógeno. 
b) ¿Cuál es la masa de un mol de átomos de nitrógeno? ¿En qué unidades se expresa el resultado? 
c) ¿Cuál es la masa molecular absoluta del nitrógeno? ¿Tiene unidades? 
d) ¿Cuál es la masa molecular relativa del nitrógeno? ¿Tiene unidades? 
e) ¿Cuál es masa de un mol de moléculas de nitrógeno? ¿Tiene unidades? 
f) En condiciones normales de Presión y Temperatura, ¿qué volumen ocupa un mol de moléculas de 
nitrógeno? ¿Y en otras condiciones? 
 
2.- La Litosfera compuesta por diferentes elementos químicos, los más abundantes son el oxígeno 
(46,6%), el silicio (27,7%), el aluminio (8,1%), el hierro (5,0%), el calcio (3,6%), el sodio (2,8%), el 
potasio (2,6%) y el magnesio (2,1%). 
 
Sabiendo que las masas de un átomo de tres de estos elementos son 9,26602 x10-23 g, 6,6589 
x10-23 g y 4,6662 x 10-23 g respectivamente. Determinar de qué elementos se trata. 
 
3.- Para la sustancia fluoruro de calcio, calcular: 
a) La masa de una unidad fórmula. 
b) La masa de 3 moles de unidades fórmula. 
c) El número de moles de átomos y la masa de cada elemento por cada mol de unidadesfórmula. 
 
4.- Marcar la opción correcta. Justificar su respuesta. 
50 g de CaSO3 contienen: 
d) 40 g de Ca b) 1 mol de átomos de S c) 1,80.1024 átomos de O d) 2 UF 
 
30g de H3PO4 contienen: 
a) 0,50 moles de átomos de P b) 5,53.1023 átomos de H c) 10g de O. 
 
10 g de Mg están contenidos en: 
a) 0,5 moles de átomos de Mg b)50 g de MgSO4 c) 0,3 moles de UF de MgSO4. 
 
Una muestra de 0,5 moles de moléculas de CH4(g): 
a) Ocupa un volumen de 22,4 L en cnPyT b) tiene una masa de 16 g 
c) corresponden a 3,011x1023 moléculas de metano. 
 
Una muestra de 2 moles de moléculas de H2O (l): 
a) ocupa un volumen de 44,8 L en cnPyT. b) contiene 1,20x1024 moléculas de agua. 
c) contiene 6,022x1023 átomos de oxígeno. 
 
Una muestra de 107 g de NH4Cl (s): 
a) contiene 2 moles de la sustancia. b) ocupa un volumen de 44,8 L en cnPyT 
c) contiene 4,022x1023UF de cloruro de amonio. 
 
5.- a) Calcular la masa de 2,32 moles de átomos de potasio. 
b) ¿Cuántos moles de átomos de talio hay en 1,86 g del elemento? 
c) 6,022x1025 átomos de titanio ¿qué masa tienen y a cuántos moles de átomos equivalen? 
d) Si 4,5x10–3moles de átomos del elemento X tienen una masa de 409,5 mg ¿cuál es su masa 
molar? ¿De qué elemento químico se trata? 
 
Rta: a) 90,69 g; b) 9,1x10–3 moles de átomos; c) 4790 g; 100 moles de átomos; d) 91 g 
 
6.- Una cañería rota pierde alrededor de 300 gotas de agua por día. Considerar que 1 mL de agua 
contiene 20 gotas y que la densidad del agua a 20°C es 1g/mL. ¿Cuántas moléculas de agua se 
pierden en una semana? 
 
Rta: 3,5 x1024 moléculas. 
 
7.- a) El carbonato de calcio es un mineral abundante en la corteza terrestre que se presenta en 
diferentes formas. Generalmente el carbonato de calcio es extraído de las rocas calizas. ¿Cuántos 
moles de UF y UF del compuesto hay en50 g de carbonato de calcio? 
b) El 75% del peso de un humano corresponde a agua. Calcular la cantidad de moles y moléculas 
de agua que hay en una persona que pesa 70 Kg. 
 
Rta: a) 0,5 moles de UF, 3,01x1023UFb) 2,92x103 moles; 1,758x1027 moléculas. 
 
8.- Al incrementar los niveles de calcio en el suelo, se mejora la nutrición de las plantas. Si se dispone 
de 2 moles de carbonato de calcio y 2 moles de sulfato de calcio, como fuente de este elemento. 
Teniendo en cuenta las cantidades disponibles ¿Cuál de estas dos sales contiene mayor número de 
átomos de calcio? 
 
9.- Analizar la veracidad o no de las siguientes afirmaciones. Justificar. 
a) 15 g de sulfato cúprico tienen la misma masa que 0,1 moles de UF decloruro de sodio. 
 
b) La masa de 1,204x1024 UF de permanganato de potasio es mayor que la masa de 2 moles de la 
misma sustancia. 
c) 1 mol de moléculas de dióxido de carbono ocupan el mismo volumen 16 g de metano. 
d) ¿Dónde hay mayor número de unidades formula en 50 g de cloruro de sodio o en 50 g de 
cloruro de potasio? 
 
10.- El fósforo es un nutriente esencial para las plantas, es usual emplear los llamados superfosfatos 
cuya fórmula es Ca(H2PO4)2 
a) ¿Cuál es la masa de 1 mol de moléculas de Ca(H2PO4)2? 
b) ¿Cuántos moles de átomos de oxígeno hay en 75,8 g de Ca(H2PO4)2 
c) ¿Cuál es la masa de 0,71 moles de Ca(H2PO4)2 
 
Rta.: a)M=234 g/mol b) 2,6 moles de atomo de O c) 
 
 
 
ACTIVIDADES COMPLEMENTARIAS 
1. Razonar y marcar la opción correcta: 
La masa molecular relativa del SO3 es: 
 
 
a) 80 u.m.a. 
 
 
b) 80 g 
La masa molar molecular del SO3 es: a) 80 u.m.a. b) 80 g 
La masa atómica relativa del Co es: a) 59 u.m.a. b) 59 g 
La masa molar atómica del Co es: a) 59 u.m.a. b) 59 g 
 
2. Completar: 
Un mol de moléculas de amoníaco (cuya fórmula es ), contiene moléculas, 
 átomos de nitrógeno y átomos de hidrógeno. 
0,25 moles de UF de cloruro cuproso (cuya fórmula es ), contienen 
 UF, átomos de cobre, átomos de cloro. 
La fórmula química del fosfito de potasio es , 70 gramos del compuesto contienen 
 moles de UF, átomos de potasio, átomos de 
fósforo y g de oxígeno. 
 
3. Completar: 
En 20 g de AgBr hay mg de plata. 
En 8,20 moles de (NH4)3PO4 hay g de 
nitrógeno. En 2,45x1020 moléculas de SO2 hay kg de azufre. 
En g de Na hay 2,0x1023 átomos. 
En cnPyT, 33,6 dm3 de CH4 contiene átomos de carbono y gramos 
de hidrógeno. 
 
Rta : a) 1,15x104 mg; b)344,4 g; c) 1,3x10-5 Kg ; d) 7,64 g; e) 9,033x1023 átomos, 6 g de hidrógeno. 
 
4. a) Una masa de un gas desconocido ocupa un volumen de 18 cm3 en cnPyT Indicar cuántos 
moles de moléculas y moléculas hay en dicho volumen. 
 
b) 5,5 g de sulfato de sodio, ¿cuántos moles de moléculas y moléculas contienen? 
c) Cuál es la masa en gramos de 10 dm3 de sulfuro de hidrógeno encnPyT? 
d) 0,125 moles de moléculas de anhídrido carbónico en cnPyT. ¿Qué volumen ocupa? 
 
Rta: a) 8x10–4 moles de moléculas; 4,84x1020 moléculas; b) 0,25 moles de moléculas; 1,51x1023 
moléculas; c) 15,18 g; d) 2,8 L. 
 
5. - Indicar si las siguientes proposiciones son verdaderas o falsas. Justificar su respuesta mediante 
cálculos. 
a) 1 g de hidrógeno molecular tiene igual número de moléculas que 1g de oxígeno molecular. 
b) 0,5 moles de moléculas de nitrógeno molecular ocupan el mismo volumen que 35,5 g de cloro 
molecular en cnPyT 
c) 2,69x10–3 moles de ozono tienen igual masa que 12,02 dm3 de argón medidos en cnPyT. 
d) 1,05x10–2 moles de UF de sulfito de aluminio tienen 1,50 g de oxígeno. 
 
Rta: a) F; b) V; c) F; d) V. 
 
6. Si se dispone de muestras, de 1g cada una, de las siguientes sustancias: H2O; CO2; O2 y CH3OH. 
a) ¿Cuál de las muestras contiene mayor cantidad de moléculas? 
b) ¿Cuál de las muestras contiene mayor cantidad de átomos de oxígeno? 
c) ¿Cuál de las muestras contiene mayor cantidad de átomos de carbono? 
d) ¿Cuál de las muestras contiene mayor cantidad de átomos de hidrógeno? 
e) ¿Cuál de las muestras ocupa menor volumen a 20 ºC y 1 atm de presión? 
 
7. Realizar los cálculos correspondientes y completar los datos faltantes, considerando que estos 
gases se encuentran en cnPyT: 
 
 Cl2 CO2 NH3 
Volumen 50 dm3 mL L 
Masa (g) 50 g 
Nº de Moles de 
moléculas 
 
0, 25 
Nº de Moléculas 
 
8.- Una aleación que contiene hierro (54.7% en masa), níquel (45.0 %) y manganeso (0.3%). Calcular 
para una muestra de 10 g: 
a) El número de átomos de hierro. 
b) El número de moles de átomos de níquel. 
c) La masa de manganese en la muestra. 
 
Rta: a) 5,88x10 22 atomos de Fe ; b)7,7x10-2 moles de Ni; c) 0,03 g de Mn 
 
TRABAJO PRÁCTICO Nº 6 
 
Los gases son fluidos altamente compresibles, 
experimentan grandes cambios de densidad 
con la modificación de la presión y 
temperatura. 
 
 
 
 
 
GASES 
INTRODUCCIÓN 
Muchas de las sustancias que nos rodean son gases. La atmósfera que nos rodea y que es tan 
imprescindible para la existencia de los seres vivos, se compone de una mezcla de gases. 
El estado de un gas se caracteriza por cuatro variables: presión (P), volumen (V), temperatura (T) y 
cantidad del gas (expresada en moles = n). Las leyes empíricas estudiadas relacionan estas variables 
mediante lo que se conoce ecuación general de los gases ideales 
 
Para tratar de explicar las propiedades de los gases, se utiliza un modelo que los describe con las 
siguientes características: 
 Los gases están formados por partículas muy pequeñas que se mueven en línea recta y al 
azar. Este movimiento no se modifica si las partículas chocan entre sí o con las paredes 
del recipiente (los choques son elásticos). 
 El volumen de las partículas de gas se considera muy pequeño (despreciable) comparado 
con el volumen que ocupa el gas. 
 No existen fuerzas de atracción o repulsión entre las partículas del gas. 
 La energía cinética (de movimiento) promedio de las partículas de gas es directamente 
proporcional a la temperatura absoluta. 
Los gases que cumplen con estos postulados de la teoría cinética se denominan gases ideales. 
Si se tiene una mezcla de gases ideales, este modelo se aplica a cada gas y se considera que no hay 
interacciones entre ellos a pesar de ser distintos. Por lo tanto, la presión que ejerce cada gas en la 
mezcla sería igual a la que ejercería si estuviese solo en el mismo volumen y a la misma 
temperatura. Esta presión individual de cada gas en una mezcla se denomina presión parcial y su 
valor dependerá de la cantidad de gas presente (número de moles). Entonces, la presión total 
ejercida por la mezcla de gases será igual a la suma de las presiones que ejerce cada gas presente. 
Esta es la ley de las presiones parciales de Dalton. Se puede expresar en forma general con las 
siguientes ecuaciones. Si se tiene una mezcla de muchos gases (m gases), la presión total será: 
Ptotal= P1 + P2 + P3+ ... + Pm 
Y las presiones parciales de cada gas podrán calcularse mediante la siguiente ecuación: 
 
Pm = ������ × Xm 
 
�
�
 = 
�
����� 
× �
� 
�
����� 
 
Donde n es el número de moles; nm, el número de moles de cada gas individual; y n total,, el número 
de moles total en la mezcla ( ntotal=n1+ n2 + n3 +……+ nm ). Este cociente se denomina fracción 
molar y se define cómo el número de moles de cada componente gaseoso por cada un mol de 
mezcla gaseosa. 
Es de vital importancia conocer las propiedades de los gases, ya que por condiciones de presión, 
concentración y temperatura, su presencia puede intoxicar seriamente al organismo. Al 
comprenderlas y trabajar, encontraremos las propiedades con las que podremos conocer, 
caracterizar y controlar los efectos peligrosos de los gases que nos rodean. 
OBJETIVOS: 
 Describir las características de los gases, reconociendo la importancia de un modelo 
(modelo de gases ideales). 
 Resolver problemas en los cuales existen cambios en las condiciones o en el estado de un 
gas aplicando las distintas leyes de los gases ideales, representándolas gráficamente. 
 Familiarizarse en el empleo de las distintas unidades de presión, temperatura y volumen. 
 Aplicar las leyes correspondientes para resolver situaciones en que se presente mezclas de 
gases. 
 
Recordar: 
1 atm = 760 torr = 760 mmHg = 101,3 kPa 
ACTIVIDADES DE APLICACIÓN: 
1. Marcar la opción correcta: 
Si en un sistema cerrado y gaseoso se mantiene constante la temperatura, al aumentar el 
volumen: 
a)Se incrementa, proporcionalmente la presión. 
b)Disminuye, proporcionalmente la presión. 
c)Se duplica la presión. 
Justificar en un gráfico la elección de la respuesta. 
2. En un recipiente dotado de un émbolo se coloca una determinada masa de gas, se varía el 
volumen del recipiente,manteniendo la temperatura constante y se miden los valores de presión 
correspondiente a cada volumen, obteniéndose los siguientes valores: 
 
 
P(atm) V (L) 
1 5,4 
1,5 3,6 
2 2,7 
4 1,35 
5,4 1,0 
 
 
a) Comprobar gráficamente si se cumple la ley de Boyle-Mariotte. 
b) Calcular la presión cuando el volumen que ocupa el gas es de 2,5 L. 
 
Rta: b) 2,16 atm 
 
3. Un tanque contiene 300 cm3 de metano, a una presión de 2,5 kPa y a 25 ºC. Si se mantiene 
constante la temperatura, y se triplica la presión ¿Cuál será el volumen ocupado por elgas? 
Rta: 100 cm3 
 
4. Marcar la opción correcta: 
Si en un sistema gaseoso, se mantiene constante la presión, al aumentar la temperatura: 
a) Se incrementa, proporcionalmente el volumen. 
b) Disminuye, proporcionalmente el volumen. 
c) Se duplica el volumen. 
Justificar en un gráfico la elección de la respuesta. 
5. En un experimento a presión constante (P=1atm), una determinada cantidad de gas hidrógeno es 
sometido a distintas temperaturas y se miden los volúmenes respectivos, obteniéndose los 
siguientes datos: 
T V 
-100 2,36 
20 4,00 
150 5,77 
250 7,14 
450 9,87 
 
a) Comprobar gráficamente si se cumple la ley de Charles – Gay Lussac. 
b) ¿Cuál será el volumen a 350 ºC? 
 
Rta: 8,5 L 
6. Una cierta masa de gas ocupa un volumen de 20 litros en un recipiente cerrado a 2 atm y 25ºC. 
¿Cuál será el volumen final si la temperatura en esas condiciones es 60ºC y la presión permanece 
constante? 
Rta: 22,35 L 
 
 
7. Marcar la opción correcta: 
Si en un sistema gaseoso, se mantiene constante el volumen, al aumentar la presión: 
a) Se incrementa, proporcionalmente la temperatura. 
b) Disminuye, proporcionalmente la temperatura. 
c) Se triplica la temperatura. 
Justificar en un gráfico la elección de la respuesta. 
 
8. En un depósito se mantiene a volumen constante, una masa de gas, a una presión de 450 mmHg 
y una temperatura de 30 ºC. ¿Cuál será la presión de este gas si la temperatura asciende a 80 ºC? 
 
Rta: 524,22 mmHg 
 
9. Calcular: 
a) El volumen que ocupan 0, 6 moles de dióxido de carbono a 40 ºC y 1,5 atm. 
b) La masa de 15 litros de monóxido de carbono a 20 ºC y 500 torr. 
c) La densidad de ozono gaseoso a 3,5 atm y -10ºc. 
d) La masa molar de un gas cuya densidad es 2,58 g/L a 27 ºC y 101,3 kPa. 
 
Rta: a) 10,27 dm3 ; b) 11,46 g; c) 7,78 g/L, d) 63,50 g/mol 
 
10. 0,2 g de una muestra de CO2 ejerce una presión de 844 torr en un tubo de vidrio sellado a una 
temperatura de 25 ºC. Se sabe que el tubo puede soportar una presión máxima de 2,24 atm. ¿A qué 
temperatura máxima en ºC puede calentarse con seguridad el tubo sin que éste explote? 
 
Rta:328 ºC 
 
11. Si un globo se llena parcialmente a 10 ºC y 650 mmHg, su volumen es 1,50 litros ¿Cuál será 
el volumen máximo que alcanza el globo, si la temperatura es 60ºC y la presión 0,70 atm, en 
el momento de la explosión? 
 
Rta:2,16 L 
12. Una mezcla formada por 0,15 moles de H2 y 0,30 moles de He se encuentra sometida a una 
presión de 1,20 atm. ¿Cuál es la presión parcial del He? 
Rta: 0,8 atm 
 
 
13. Una mezcla gaseosa integrada por: 5 moles de CO2, 84g de N2 y 6,022. 1023 moléculas de O2, 
ocupa un volumen de 2 L a 25 ºC. Calcular: 
a) Las fracciones molares de cada gas 
b) La presión ejercida por cada gas. 
c) La presión total de la muestra 
 
Rta: a) = 0,55; = 0,33; = 0,11 
b) = 61,12 atm; = 36,67 atm; = 12,22 atm 
c) 110,01 atm 
 
ACTIVIDADES COMPLEMENTARIAS 
 
1. Un tanque de 10 litros contiene 0,5 moles de oxígeno gaseoso a 30ºC y 127 kPa. Calcular 
la presión , en cada una de estas situaciones : 
a) El volumen del tanque se duplica, la temperatura y el número de moles permanecen 
constantes. 
b) La temperatura se triplica, mientras el volumen del tanque y el número de moles se 
mantienen constantes. 
c) La cantidad de oxígeno se reduce a la mitad mientras que el volumen del tanque y la 
temperatura no cambian. 
d) Se agrega un mol de nitrógeno gaseoso, mientras que la temperatura y el volumen del tanque 
son constantes. 
 
Rta: a) 0,625 atm; b) 1,50 atm ; c) 0,62 atm; d) 3,73 atm. 
2. La manipulación de frascos de aerosoles de forma incontrolada puede ocasionar daños 
importantes. Por esta razón los fabricantes de estos productos están obligados a prevenir al usuario, 
y en el exterior del recipiente aparece siempre la recomendación de mantenerlo alejado de la llama 
o cualquier otra fuente de calor. Un frasco de desodorante de ambiente tiene una presión de 3,8 
atm a la temperatura de 22 ºC , si se pone en contacto con el fuego, podría alcanzar la temperatura 
de 400 ºC , en estas condiciones ¿explotaría el frasco sabiendo que sus paredes no resisten presiones 
superiores a 8 atm? 
Rta: 8,67 atm 
 
3. Se supone que en el centro del Sol hay una mezcla de gases cuya masa molar promedio es 2,0 
g/mol, cuya densidad y presión son 1,4 g /cm3 y 1,3. 109 atm, respectivamente. Estimar la 
temperatura Del Sol. 
 
Rta: 22.647.810, 62 ºC 
 
4. Una muestra de un gas tiene una masa de 4,43 g , ocupa un volumen de 0,75 litros, a 20 ºC y a 
una presión de 2 atm. ¿A cuál de estos gases corresponde la muestra? 
Ozono - Metano - Cloro - Oxígeno 
 
Rta: Cloro 
 
5. Se añadieron tres gases en un mismo recipiente de 3,0 litros . La presión total de los gases es 790 
torr a 25ºC. Si la mezcla contiene 0,65 g de oxígeno gaseoso; 0,58 g de dióxido de carbono y una 
cantidad desconocida de nitrógeno. Determinar: 
a) La cantidad de moles totales en el recipiente. 
b) La masa de nitrógeno en el recipiente 
c) La presión parcial de cada gas en la mezcla. 
 
Rta: a) 0,127 moles; b) 2, 63 g; c) = 0,107 atm; = 0,769 atm; = 0,163 atm 
 
6. 40 mL de hidrógeno y 60 mL de nitrógeno, cada uno en CNPT, se transfieren a un recipiente de 
125 mL. 
a) Calcular las presiones parciales y la presión de la mezcla a 0 ºC 
b) Calcular las fracciones molares 
 
Rta: a) 0,32 atm, 0,48 atm, 0,80 atm; b) 0,40; 0,60 
 
TRABAJO PRÁCTICO Nº 7 
 
El agua es el principal compuesto inorgánico y 
es vital para la célula ya que actúa como disolvente universal de 
la mayoría de las sustancias que entran y salen de ella. 
 
 
 
 
SOLUCIONES 
INTRODUCCIÓN 
Una solución es un sistema homogéneo, fraccionable por métodos físicos, constituida por dos o 
más sustancias puras. 
Las soluciones de mayor interés analítico son las soluciones binarias. Estas están formadas por 
solutos, que son las sustancias que se disuelven o desagregan, hasta el tamaño de moléculas o iones, 
en el solvente que es la sustancia que disuelve al soluto. 
La proporción entre los componentes de una solución, soluto y solvente, es variable, por lo cual es 
necesario definir unidades de concentración, para expresar cuantitativamente la relación entre la 
cantidad de soluto disuelto en una dada cantidad de solución o eventualmente de solvente. La 
concentración es una propiedad intensiva, es decir, no depende de la masa de la solución. Las 
unidades de concentración pueden ser: 
 Físicas, entre las más usadas: 
1. Porcentaje de masa de soluto en masa de solución, % m/m. 
2. Porcentaje de masa de soluto en volumen de solución, % m/v. 
3. Porcentaje de volumen de soluto en volumen de solución, % v/v. 
4. Partes por millón, ppm. 
 Químicas, entre otras: 
1. Molaridad (M) 
2. Molalidad (m) 
3. Fracción molar (xsto y Xste) 
 
 
Recordar que: 
 En general, los volúmenes del soluto y del solvente no son aditivos ya que al mezclar el soluto y 
el solvente se establecen fuerzas de atracción entre sus partículas, lo que implica que el volumen 
de la solución puede ser superior o inferior a la suma de los volúmenes del soluto y del solvente. Por 
lo tanto, los volúmenes sólo podrán considerarse aditivos cuando se indique expresamente así. 
 
 La concentración es una propiedad intensiva, por lo tanto, sin importar el volumen de una 
solución, su concentración será la misma. 
 La densidad es una propiedad física intensiva de la