Guía de Actividades Curso de Ingreso 2020 Módulo B

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Módulo B 
 
 
 
UNIDAD VII: SUSTANCIAS QUÍMICAS. 
En la unidad II, Materia, describimos las principales ideas acerca 
de la estructura atómica y algunas propiedades de los átomos, 
las moléculas y las sustancias. 
En esta unidad mostraremos a modo introductorio, cómo se 
unen los átomos para generar sustancias y cómo muchas de las 
propiedades de los materiales están determinadas por la forma 
en que se unen sus átomos. La tabla periódica contiene 
información que necesitamos sobre algunas propiedades de los 
elementos; por eso comenzaremos la unidad con una actividad 
para familiarizarnos con su uso. 
Veremos que la combinación de átomos no siempre da lugar a 
moléculas e iniciaremos el estudio de las fórmulas químicas, que 
profundizaremos en la Unidad VIII. 
Para terminar, vamos a extender los conceptos aprendidos en la 
unidad IV sobre masas atómicas, a las masas moleculares. 
ACTIVIDAD 1. TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS. 
La tabla periódica es un ordenamiento de los 
elementos en filas y columnas, siguiendo el 
orden creciente de número atómico. La forma 
particular de la cuadrícula obedece a que se 
agrupan los elementos de acuerdo a 
propiedades físicas y químicas en común. 
En una tabla periódica moderna se observan 
18 columnas denominadas grupos y 7 filas 
llamadas períodos. Los períodos se designan 
con números enteros del 1 al 7 y los grupos 
con números enteros del 1 al 18. Una 
denominación más antigua que aún se 
mantiene en muchas tablas y libros de texto designa a los grupos con un número romano seguido por las letras A o B, de 
modo que se generan dos bloques en la tabla: 
Los elementos representativos (grupos IA al VIIIA o grupos 1, 2, 13,14, 15, 16, 17 y 18) y los elementos de transición 
(grupos B o grupos del 3 al 12). 
Además, para facilitar la representación, aparecen dos filas horizontales fuera de la tabla que corresponden a elementos 
que deberían ir en el sexto y séptimo periodos, tras el tercer elemento del periodo. Son los elementos de transición 
interna: lantánidos o tierras raras (a continuación del lantano), y actínidos (a continuación del actinio). 
Los diferentes grupos de elementos representativos conforman “familias” que se conocen por ciertos nombres 
característicos o sencillamente como “familia del…” y el nombre del primer elemento del grupo primer elemento del grupo. 
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Grupo Nombre de la familia 
1 (IA) Alcalinos 
2(IIA) Alcalino térreos 
13 (IIIA) Familia del Boro 
14 (IVA) Familia del Carbono 
15 (VA) Familia del Nitrógeno 
16 (VIA) Calcógenos 
17 (VIIA) Halógenos 
18 (VIIIA) Gases Nobles 
Tabla. Grupos de los elementos representativos. 
¿Qué información podemos obtener de la Tabla Periódica? 
Es importante aprender a utilizar la tabla periódica para obtener información útil a la hora de trabajar con elementos 
químicos. En las más sencillas suele indicarse el nombre del elemento, su símbolo, el número atómico, la masa atómica y la 
configuración electrónica (modo en que se distribuyen los electrones, que no es tema de este curso). Las más completas 
consignan propiedades como electronegatividad, potenciales de ionización, temperaturas de fusión y ebullición, estructura 
cristalina, densidad, radio atómico, radio iónico y otras. 
 
Algunas de las propiedades mencionadas son propiedades atómicas, es decir, características que poseen o adquieren en 
determinadas circunstancias los átomos del elemento; por ejemplo el radio atómico, la electronegatividad o el estado de 
oxidación. Otras son propiedades del elemento, es decir, de la o las sustancias simples que éste forma; por ejemplo, las 
temperaturas de fusión o ebullición, la estructura cristalina y la densidad. 
Es que el símbolo químico representa ambas cosas: a un átomo del elemento y al elemento mismo. 
1. En la tabla de la figura señalen los siguientes agrupamientos marcando correctamente los límites cuando corresponda. 
a. Elementos representativos, de transición y de transición interna. 
b. Metales, no metales y gases nobles. 
c. Halógenos. 
d. Metales alcalinos. 
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2. El hidrógeno ocupa el primer lugar en la tabla (periodo 1, grupo 1 (IA)). Observen los valores de las propiedades físicas 
(densidad, puntos de ebullición, punto de fusión) de los elementos del grupo 1 y decidan si corresponde considerar al 
hidrógeno parte de la familia de los metales alcalinos. ¿Es un metal? ¿A qué atribuyen su ubicación? Averigüen si 
existen otros diseños de tablas periódicas. Por ejemplo, alguna que ubique al hidrógeno en otro sitio. Traigan la 
información para compartir con el grupo; citen la fuente consultada 
3. ¿Cómo varía la masa atómica a lo largo de un grupo? ¿y a lo largo de un período? 
4. Para buscar en la tabla: 
a. ¿Cuál es el halógeno más liviano? ¿cuál es su estado de agregación natural? 
b. ¿A qué familia pertenecen los metales hierro, cinc y cobre? 
c. ¿Cuál es el elemento de número atómico 92, último de los elementos naturales? ¿Cuál es su masa atómica? 
d. ¿Qué elementos conforman la familia del oxígeno? 
e. ¿Cuál de los halógenos es líquido en condiciones ambientales normales? 
f. ¿Cuál es más denso, el plomo o el mercurio? 
g. ¿Cuál es la masa de 1 cm3 de oro? 
h. ¿Qué gas tiene más electrones por átomo, el argón o el neón? 
5. Ubiquen en grupo y periodo a los elementos más abundantes de la corteza terrestre. Anoten sus números atómicos y 
masas atómicas y clasifíquenlos en metales y no metales. 
 
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ACTIVIDAD 2. ENLACES QUÍMICOS: ACTIVIDAD DE LECTURA 
El siguiente texto a leer, trata sobre el modo en que se unen los átomos y las propiedades de las sustancias que se originan 
a partir de estas uniones. Léanlo con detenimiento y formulen las preguntas que consideren necesarias para comprenderlo. 
 Cada grupo deberá elaborar cinco preguntas sobre conceptos que no hayan quedado claros luego de la lectura, y 
las entregará a los docentes. 
Es difícil encontrar átomos aislados en la naturaleza. Salvo los gases nobles, la mayoría de los átomos se encuentran 
combinados, es decir, unidos a otros átomos. Estas combinaciones pueden involucrar átomos diferentes, como en el caso 
del agua, que resulta de la combinación de dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno, o iguales, como en el caso del cobre 
metálico. 
Los átomos se unen entre sí por medio de los enlaces químicos (o uniones químicas), en los que intervienen sus electrones 
más externos, también llamados electrones de valencia. La unión química es la vinculación más fuerte que existe entre 
átomos en la que estos conservan su identidad. Esta unión tiene lugar siempre y cuando la sustancia formada sea más 
estable que los átomos que la constituyen, considerados individualmente. La especie que se forma a partir de la unión de 
dos o más átomos puede ser una molécula o un arreglo de muchos átomos comúnmente denominado “red”. Los metales y 
compuestos iónicos son ejemplos de redes. 
Las sustancias pueden representarse a través de modelos, como muestra la figura 
 
 Moléculas de agua Cloruro de sodio Molécula de ADN 
(3 átomos por molécula) (red cristalina) (muchos átomos por molécula) 
Los enlaces químicos pueden clasificarse en tres tipos: iónico, covalente y metálico. 
El enlace iónico surge de la interacción atractiva entre iones de carga opuesta. En general estos iones se forman por la 
transferencia neta de uno o más electrones de un átomo metálico a otro no metálico. Los iones que se unen por este 
mecanismo dan lugar a los compuestos iónicos. ¿Saben qué son los iones y cómo se forman?, a continuación lo repasamos: 
Formación de iones 
Los átomos pueden ganaro perder electrones de su capa más externa, para alcanzar una configuración (así se llama a la 
organización de los electrones en el átomo) que los haga más estables. Cuando esto ocurre, la cantidad de electrones 
resultante es diferente de la cantidad de protones en el núcleo, por lo que el átomo queda con una carga eléctrica neta 
igual a la diferencia entre la carga positiva aportada por los protones y la carga negativa aportada por los electrones. Estas 
partículas cargadas se denominan iones. Si hay más protones que electrones, la carga es positiva y se tiene un catión. Los 
iones que tienen más electrones que protones son negativos y se llaman aniones. Los iones se simbolizan con el símbolo 
químico acompañado de la carga resultante, escrita como un número y un signo arriba a la derecha, a modo de exponente; 
por ejemplo: O , Na , F . 
La mayoría de los iones se forman cuando los átomos metálicos pierden electrones y los no metálicos los ganan para 
quedar con una configuración particularmente estable. 
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La atracción entre iones de carga opuesta es muy fuerte y determina las siguientes 
Propiedades de los compuestos iónicos. 
 Usualmente se presentan como sólidos cristalinos formados por un gran número de iones positivos y negativos. 
 Son buenos conductores de la electricidad cuando están fundidos o disueltos en agua, pero malos conductores en 
estado sólido, ya que la conducción requiere que existan partículas cargadas y que éstas puedan desplazarse. En 
un cristal, los iones vibran en sus posiciones de equilibrio pero no se trasladan. 
 Se disuelven fácilmente en agua (existen excepciones). 
 Presentan generalmente puntos de fusión y ebullición superiores a 500 C. 
 
El enlace covalente se establece cuando dos átomos comparten uno o más pares de electrones. Es característico de la 
unión entre átomos no metálicos. Suele dar lugar a moléculas (unidades con un número determinado y generalmente 
pequeño de átomos), aunque también existen redes macroscópicas covalentes, como el diamante. 
Propiedades de las sustancias covalentes moleculares: cuando las sustancias están formadas por moléculas, las 
propiedades físicas quedan determinadas por las fuerzas de atracción entre moléculas, que siempre son menos intensas 
que los enlaces químicos. Por esto, las sustancias covalentes que forman moléculas (no redes): 
 Tienen puntos de fusión y ebullición bajos. 
 Suelen ser gases o líquidos; si son sólidos presentarán puntos de fusión relativamente bajos 
 Suelen ser poco solubles en agua. 
 Son malos conductores de la corriente eléctrica, incluso disueltos o fundidos (no hay cargas libres). 
Enlace metálico: Los átomos en los metales se mantienen unidos por medio del enlace metálico, que puede describirse 
como una disposición muy ordenada y compacta de iones positivos del metal (red metálica) entre los cuales se distribuyen 
los electrones cedidos por cada átomo (los más externos) a modo de “mar de electrones”. Es importante observar que los 
electrones pueden circular libremente entre los cationes, no están ligados a los núcleos y son compartidos por todos ellos. 
Esta nube electrónica hace de “colchón” entre las cargas positivas impidiendo que se repelan a la vez que mantienen 
unidos los átomos del metal. 
 
Representación en dos dimensiones Representación tridimensional 
 
+ + + + + + + + + 
+ + + + + + + + + 
+ + + + + + + + + 
+ + + + + + + + + 
En la figura se observa un ejemplo de una sustancia que presenta enlace iónico: 
el cloruro de sodio. Atraídos por fuerzas electrostáticas, los iones se organizan 
formando una red cristalina en la que cada uno es fuertemente atraído hacia un 
grupo de ‘vecinos próximos’ de carga opuesta y, en menor medida, hacia todos 
los demás iones de carga opuesta a través de todo el cristal. 
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Propiedades de los metales 
 Son sólidos a temperatura ambiente (a excepción del mercurio, galio y francio). 
 Presentan temperaturas de fusión y ebullición altas. 
 Son buenos conductores del calor y la electricidad. 
 Pueden estirarse formando láminas (son maleables) o hilos (son dúctiles). 
ACTIVIDAD 3. FÓRMULAS QUÍMICAS. 
Los elementos químicos se combinan entre sí en proporciones determinadas que se expresan a través de las fórmulas 
químicas. Éstas están formadas por letras que son los símbolos químicos de los elementos que componen la sustancia y 
números a modo de subíndice que indican la cantidad o proporción de cada elemento. 
1. El ácido fosfórico, uno de los componentes de las bebidas cola, es descripto por la fórmula H PO . ¿Qué información 
da esta fórmula? ¿Cuántos átomos de cada tipo se encuentran en una molécula de ácido fosfórico? ¿y en 100 
moléculas? 
2. ¿Cuál será la fórmula del amoniaco si la partícula más pequeña de esta sustancia está constituida por un átomo de 
nitrógeno y tres átomos de hidrógeno? 
3. En el cloruro de sodio (sal de mesa), los átomos no se organizan formando 
moléculas, sino redes cristalinas que dan lugar al sólido que todos conocemos. 
En este tipo de sustancias, la fórmula química es una fórmula empírica, que no 
representa el número real de átomos que se combinan, que es un número 
indeterminado, sino en qué proporción se combinan. 
En la figura se esquematiza una porción de un cristal de cloruro de sodio, donde 
las esferas oscuras corresponden a iones sodio y las claras a iones cloruro. 
Deduzcan la fórmula empírica de la sustancia. 
4. Completen las siguientes oraciones referidas al agua, cuya fórmula ya conocen. 
En una molécula de agua hay ______ átomos de hidrógeno y ______ átomos de oxígeno 
En 10 moléculas de agua hay ______ átomos de hidrógeno y ______ átomos de oxígeno 
En una docena de moléculas de agua hay ______ docenas de átomos de hidrógeno y ______ docenas de átomos de 
oxígeno 
En un mol de moléculas de agua hay ______ moles de átomos de hidrógeno y ______ moles de átomos de oxígeno 
En 3 moles de agua hay ______ moles de átomos de hidrógeno y ______ moles de átomos de oxígeno 
En 2 docenas de moléculas de agua hay ______ átomos de hidrógeno y ______ átomos de oxígeno 
En un mol de moléculas de agua hay ______ átomos de hidrógeno y ______ de átomos de oxígeno 
En 3 moles de agua hay ______ átomos de hidrógeno y ______ átomos de oxígeno 
En 1,5x1022 moléculas de agua hay ______ átomos de hidrógeno y ______ átomos de oxígeno 
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ACTIVIDAD 4. CANTIDADES QUÍMICA. MASA Y CANTIDAD DE SUSTANCIA. 
En la Unidad IV estudiamos las cantidades químicas que se usan para expresar masas y cantidades de átomos. Estas ideas 
pueden extenderse y aplicarse a cualquier sustancia. 
Del mismo modo en que definimos las masas atómicas, podemos definir masas moleculares y expresarlas como sigue: 
 Masa molecular relativa (MMR): es la cantidad adimensional (sin unidad) que se obtiene al sumar las masas atómicas 
relativas (MAR) de todos los átomos de una molécula. Para las sustancias que no forman moléculas, sino redes, se 
suman las masas atómicas de los átomos que aparecen en la fórmula empírica. 
 Masa molecular absoluta (MMA): es la masa de una molécula. Coincide con la MMR expresada en umas. 
 Masa molar o masa molecular gramo (MM): es la masa de un mol de moléculas. Coincide con la MMR expresada en 
gramos 
1. Determinen la MMR y la MMA del ácido fosfórico. 
2. ¿Cuál es la masa de un mol de ácido fosfórico? 
3. ¿Cuántos moles y cuántas moléculas de este ácido hay en 980 g? 
4. Determinen la masa en umas y en gramos de 2x1022 moléculas del ácido. 
ACTIVIDAD 5. CANTIDADES QUÍMICAS. 
Vimos que una fórmula química indica cuántos átomos hay en una molécula o bien cuántos moles de átomos hay en un 
mol de moléculas. 
1. Sin hacer cálculos decidansi las siguientes afirmaciones sobre el carbonato de calcio (CaCO ;MMR = 100) pueden ser 
correctas o no. Justifiquen cada respuesta. 
 La masa de un mol de CaCO es 100 
gramos. 
 En 3 moles de CaCO hay 3 átomos de Ca. 
 En 100 g de CaCO hay 6,02 × 10 átomos 
de Ca. 
 En 0,5 moles de CaCO hay 0,5 átomos de Ca. 
2. La sílice o dióxido de silicio (SiO ), es una de las sustancias más abundantes en la corteza terrestre; está presente en la 
arena y forma parte del cuarzo en todas sus variedades. Indiquen si son correctas o no las siguientes afirmaciones 
acerca de esta sustancia. Fundamenten sus respuestas. 
 300 g de SiO corresponden a 5 moles de SiO . 
 En 300 g de sílice hay aproximadamente 3 × 10 átomos de silicio. 
 En 5 moles de SiO hay 10 átomos de oxígeno. 
 1 mol de SiO contiene 28 gramos de silicio y 32 g de oxígeno. 
 64 g de O están contenidos en 120 g de sílice. 
 En 120 umas de la sustancia hay 4 átomos de oxígeno. 
 180 g de dióxido de silicio contienen 1,8 × 10 átomos de Si. 
 
 
 
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ACTIVIDAD 6. CIERRE DE LA UNIDAD. 
En uno de los documentales que vimos afirmaban: “Hay más átomos en un vaso de 
agua que vasos de agua en todos los océanos del mundo” 
1. Estimen cuántos átomos hay en un vaso de agua (lo de los océanos lo 
dejamos para otro día…) 
2. ¿Qué porcentaje corresponde a átomos de hidrógeno y cuál a átomos 
de oxígeno? ¿Qué porcentaje de la masa de agua es aportado por los 
átomos de oxígeno? 
 
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UNIDAD VIII: INTRODUCCIÓN A LA NOMENCLATURA 
QUÍMICA. 
La nomenclatura química ha evolucionado mucho —y sigue 
haciéndolo— desde que en 1787 Lavoisier y colaboradores 
publicaron su Método de nomenclatura química, método al que 
hay que atribuir la pérdida para la química de nombres como 
aceite de vitriolo, espíritu de Venus y azafrán de Marte, 
sustituidos entonces por los de ácido sulfúrico, ácido acético y 
óxido férrico, respectivamente. 
Según la IUPAC (International Union of Pure and Applied 
Chemistry), el fin principal de la nomenclatura química es 
asignar descriptores (nombres y fórmulas) a las sustancias 
químicas. Es decir, la composición y la estructura de las sustancias no son el problema de la nomenclatura, sino el punto de 
partida. Los nombres y las fórmulas son los otros dos vértices del triángulo. Así, por ejemplo, el análisis químico demuestra 
que la sustancia gaseosa que se desprende al hacer caer gotas de ácido sulfúrico sobre la sal común tiene solamente cloro e 
hidrógeno, con tantos átomos de un elemento como del otro. Entonces, ¿qué descriptores dar? Son posibles las fórmulas 
HCl y ClH, pero las recomendaciones de la nomenclatura conducen a aceptar solamente la primera. Respecto a los 
nombres, uno sistemático es el de cloruro de hidrógeno, aunque no es el único. El ejemplo anterior es sencillo, pero ilustra 
que no es suficiente con la composición para escribir la fórmula correcta, sino que hacen falta acuerdos. 
ACTIVIDAD 1. ESTADOS DE OXIDACIÓN. 
Cada átomo en un compuesto está caracterizado por un número o estado de oxidación que surge de repartir formalmente 
los electrones que intervienen en cada enlace químico, entre los dos átomos que forman dicho enlace, siguiendo un criterio 
de afinidad. De esta manera surgen estados de oxidación negativos para los átomos con mayor tendencia a atraer 
electrones y estados de oxidación positivos para los átomos con menos afinidad hacia los electrones. 
Si se conoce la forma en que se unen los átomos en una determinada sustancia puede determinarse el estado de oxidación 
de éstos. Átomos del mismo elemento pueden actuar con estados de oxidación diferentes en distintas sustancias e incluso 
en la misma. 
Afortunadamente, hay comportamientos que pueden generalizarse y aprenderse como una serie de reglas. 
Reglas para asignar estados de oxidación. 
Estas reglas, junto con la información que da la tabla periódica, nos permiten calcular fácilmente el E. O. de cualquier 
átomo en una especie química y son una herramienta importantísima a la hora de formular y nombrar compuestos. 
1. En las sustancias simples, el E. O. de todos los átomos es cero. 
2. El E. O. de cualquier ion monoatómico es igual a su carga eléctrica. 
3. El E. O. del hidrógeno en sus compuestos es (+1), excepto en los hidruros metálicos, donde actúa con (–1). 
4. El E. O. del oxígeno en sus compuestos es (–2), excepto en los peróxidos donde es (–1). 
5. La suma de los E. O. de todos los átomos en un compuesto neutro es cero. 
6. La suma de los E. O. de todos los átomos en un ion poliatómico es igual a la carga del ion. 
1. Determinen el estado de oxidación del nitrógeno en cada una de las siguientes especies químicas. 
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N2 N2O5 N2O4 NO3 
- KNO2 N2O3 N
 -3 NH3 NO NO2 
- Ca(NO3)2 NH4 
+ 
 ¿Por qué usamos la expresión “especie química” en este enunciado en vez de, por ejemplo, sustancia? 
 ¿Qué entienden por ion poliatómico? 
 ¿Qué regla/s están aplicando en la resolución de cada ejemplo? 
2. Propongan una o más sustancias en las que el oxígeno actúe con estado de oxidación cero. 
3. La regla “5” va a ser una herramienta fundamental para la obtención correcta de fórmulas químicas. Teniéndola en 
cuenta propongan cómo se combinarían los siguientes iones genéricos (ninguna de las letras representa a un 
elemento químico existente) para formar compuestos eléctricamente neutros. Escriban su respuesta con el formato 
de las fórmulas químicas, en el que la cantidad de átomos se representa con subíndices. La parte positiva de la 
fórmula se escribe en primer lugar. 
 A+1 Q +3 X +2 
J -1 
Z -2 
4. Razonando de la misma manera propongan cinco ejemplos de compuestos binarios con elementos existentes, usando 
la información que da la tabla periódica. 
5. Propongan la fórmula química de los siguientes compuestos binarios. El nombre les indicará qué elementos 
participan. Los números romanos indican estados de oxidación. Tengan en cuenta que uno de los elementos tiene que 
tener E. O. positivo y el otro, negativo. 
 Óxido de litio Sulfuro de calcio 
 Óxido de níquel (II) Fluoruro de hidrógeno 
 Hidruro de aluminio Óxido de oro (III) 
ACTIVIDAD 2. ÓXIDOS. 
Son compuestos binarios en los que uno de los elementos es el oxígeno actuando con estado de oxidación (-2). El otro 
elemento puede ser un metal o un no metal. En el primer caso, el compuesto formado es un óxido básico; en el segundo, 
un óxido ácido. 
Para escribir la fórmula química de un óxido: 
 Escribir los símbolos químicos de los elementos, ubicando en segundo lugar al oxígeno. Pueden escribirse los 
estados de oxidación como ayuda, aunque éstos no formarán parte de la fórmula. 
 Buscar los subíndices más bajos que hagan que la suma de los estados de oxidación sea cero. 
1. Formulen los óxidos correspondientes a los elementos dados, con los estados de oxidación que se indican entre 
paréntesis. 
Li (+1) Mg (+2) N (+3) S (+4) P (+5) Cr (+6) I (+7) 
 
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Nomenclatura: 
 Cuando el elemento que acompaña al oxígeno tiene un solo estado de oxidación, como ocurre con los metales 
representativos, el nombre del compuesto será 
Óxido de (nombre del elemento) Ej. Óxido de calcio 
 Cuando el elemento que acompaña al oxígeno puede actuar con diferentes estados de oxidación, como ocurre con 
los metales de transición y con los no metales, debe agregarse información en la nomenclatura para evitar posible 
ambigüedad. 
o La nomenclatura sistemática o de Stock propone agregar el estado de oxidación entre paréntesis, en 
números romanos. 
Óxido de (nombre del elemento) (E. O. en números romanos) Ej. Óxido de hierro (II) 
o La nomenclatura clásica, antigua pero aún vigente, propone el uso de sufijos(y en algunos casos prefijos) 
para distinguir los distintos óxidos del mismo elemento. 
 
Menor estado de oxidación Sufijo -oso Óxido ferroso 
Mayor estado de oxidación Sufijo -ico Óxido férrico 
o Una tercera forma de asignar nombres a los óxidos es la nomenclatura de prefijos griegos que indican 
atomicidad, es decir, la cantidad de átomos de cada elemento presentes en la fórmula. 
Atomicidad 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 
Prefijo mono Di tri tetra penta hexa hepta octa nona deca 
 
2. Nombren los siguientes óxidos ejercitando distintas nomenclaturas 
N2O Cu2O 
Ag2O ZnO 
CO SiO2 
Al2O3 SO3 
 
 
 
Ejemplo: Óxidos del hierro. 
FeO: óxido de hierro (II) óxido ferroso monóxido de hierro 
Fe2O3: óxido de hierro (III) óxido férrico trióxido de dihierro 
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Los no metales presentan variados estados de oxidación positivos, por eso les presentamos un resumen de los más 
comunes, con los cuales es posible el uso de la nomenclatura clásica. 
Grupo IVA (14) Grupo VA (15) Grupo VIA (16) Grupo VIIA (17) 
(+4) -ico (+5) -ico (+6) -ico (+7) per --- ico 
(+2) -oso (+3) -oso (+4) -oso (+5) -ico 
 (+3) -oso 
 (+1) hipo --- oso 
3. Escriban las fórmulas de los siguientes óxidos, explicando el razonamiento aplicado. 
Dióxido de titanio Óxido de cesio 
Óxido de manganeso (IV) Óxido hipoyodoso 
Tetróxido de dinitrógeno 
Peróxidos. 
Son compuestos binarios en los cuales dos átomos de oxígeno están unidos entre 
sí por una unión covalente simple (-O-O-). Como vimos, el E. O. del oxígeno es (-1) 
en este caso. Al conjunto de dos átomos de oxígeno unidos, con estado de 
oxidación global (-2) se lo llama “grupo peróxido” (O2
-2) y a los compuestos que 
resultan de la combinación de este grupo con algún elemento se los llama 
peróxidos. Ej. 
Na2O2: peróxido de sodio. 
H2O2: peróxido de hidrógeno o agua oxigenada. 
¿Cómo será la fórmula del peróxido de bario? 
ACTIVIDAD 3. HIDRÓXIDOS. 
Estas sustancias se caracterizan por la combinación de un catión, en general metálico, con el ion OH-, denominado oxhidrilo 
o hidroxilo. Si simbolizamos a un catión metálico como M+n, la fórmula general de los hidróxidos será: 
M(OH)n 
Nomenclatura: 
Se nombran de manera análoga a la estudiada para los óxidos, sólo que sustituyendo el término óxido por hidróxido. Puede 
usarse la nomenclatura sistemática o de Stock y la clásica. Ejemplos 
Mg(OH)2: Hidróxido de magnesio 
Fe(OH)3: Hidróxido de hierro (III) o hidróxido férrico 
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1. Completen la siguiente tabla con la fórmula o el nombre según corresponda. 
Hidróxido de cobalto (III) 
Hidróxido de cinc 
 Au(OH)3 
 Sn(OH)2 
Hidróxido de estroncio 
 
ACTIVIDAD 4. COMPUESTOS BINARIOS DEL HIDRÓGENO. 
Hidruros metálicos: Son compuestos de hidrógeno con metales. En estas sustancias el metal es el elemento que lleva el 
número de oxidación positivo, correspondiéndole (-1) al hidrógeno. 
1. Expliquen por qué para metales con estado de oxidación (+n), la fórmula general de los hidruros es MHn. Ejemplifiquen 
Nomenclatura: aplican las mismas reglas que para los óxidos metálicos, sustituyendo la palabra óxido por hidruro 
Hidruro de (nombre del metal) (número de oxidación si es necesario) 
 
Compuestos del hidrógeno con no metales: En este caso el hidrógeno actúa con número de oxidación (+1) y los no metales 
con su único estado de oxidación negativo. La fórmula dependerá del estado de oxidación del no metal. 
Nomenclatura: La regla general para nombrar estos compuestos es: 
(nombre del no metal)-uro de hidrógeno Ej. cloruro de hidrógeno. 
Muchos de los compuestos de esta categoría no se nombran de acuerdo a esta regla, sino que conservan nombres 
comunes, no sistemáticos. Tal es el caso de: 
NH3: amoniaco PH3: fosfano o fosfina 
H2O: agua CH4: metano 
1. ¿Qué nombres sistemáticos les corresponden a estas cuatro sustancias? 
2. ¿Qué fórmula química representa al yoduro de hidrógeno y al sulfuro de hidrógeno? 
 
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ACTIVIDAD 5. ÁCIDOS. 
Según una teoría formulada hacia fines del siglo XIX por Svante Arrhenius (hay otras teorías) se denomina ácido a toda 
sustancia que al disolverse en agua se ioniza liberando iones H+. Es decir, son sustancias moleculares que por efecto de la 
interacción con las moléculas de agua se disocian generando iones. Si uno de los iones es el catión H+, necesariamente el 
otro ion va a ser un anión que cargará con los electrones dejados por los átomos de H. 
Estudiaremos dos tipos de ácidos: 
Hidrácidos: Formados por H y un no metal. Se generan por la disolución en agua de los halogenuros de hidrógeno y el 
sulfuro de hidrógeno. La nomenclatura se muestra en la siguiente tabla. 
Fórmula 
Nomenclatura como compuesto binario 
del H 
Nomenclatura como ácido 
HF Fluoruro de hidrógeno Ácido fluorhídrico 
HCl Cloruro de hidrógeno Ácido clorhídrico 
HBr Bromuro de hidrógeno Ácido bromhídrico 
HI Yoduro de hidrógeno Ácido yodhídrico 
H2S Sulfuro de hidrógeno Ácido sulfhídrico 
Los compuestos del hidrógeno con elementos de otros grupos no presentan propiedades ácidas, siendo los de la tabla 
anterior los únicos hidrácidos que deben recordar por ahora. 
Oxácidos. 
Son compuestos formados por H, O y otro elemento que en general es un no metal actuando con E. O. positivo. Existen 
oxácidos en los que el elemento que se combina con el H y el O es un metal de transición, como manganeso o cromo. 
Para obtener la fórmula de los oxácidos se procede de la siguiente manera: 
 Se escriben los tres elementos en el orden: H A O (donde A suele llamarse átomo central) 
 El subíndice de A es 1 la mayoría de las veces. Se agrega un subíndice al oxígeno buscando que la suma de los 
números de oxidación de A y O sea negativa (en general se elige el menor subíndice posible). 
 Se agregan el subíndice al hidrógeno que haga que la sumatoria dé cero. 
Ejemplo 1: Formular un oxácido con azufre como átomo central, actuando con E. O. (+6) (H y O actúan con +1 y -2, 
respectivamente). 
 Los elementos son H S O 
 Con 4 átomos de oxígeno la suma de los estados de oxidación de A y O será 4 × (−2) + 6 = −2 
 Por tanto será necesario agregar el subíndice 2 al H. 
 La fórmula es H2SO4 
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Nomenclatura: Para los oxácidos elegiremos la nomenclatura clásica o funcional, que es la que se mantiene vigente por 
sobre otras más modernas o de mayor sistematicidad, como la de Stock. 
Ácido (nombre del no metal) (-oso o –ico) Ej. ácido bórico 
HBrO: ácido hipobromoso HClO2: ácido cloroso 
HNO3: ácido nítrico H2CO3: ácido carbónico 
1. Verifiquen los ejemplos anteriores comenzando desde la fórmula o desde el nombre. 
2. Elijan una de las fórmulas anteriores y expliquen detalladamente, por escrito, qué elementos analizan para concluir 
que se trata de un oxácido y que el nombre dado es el correcto. 
3. Elijan uno de los nombres de los ejemplos anteriores y expliquen detalladamente, por escrito, qué elementos analizan 
para concluir que se trata de un oxácido y que la fórmula dada es la correcta. 
4. ¿Cómo se llamará el ácido que formulamos en el ejemplo anterior, donde el S actúa con +6? 
ACTIVIDAD 6. ANIONES DERIVADOS DE ÁCIDOS. 
Como vimos, los ácidos generan H+ en solución acuosa (o los intercambian durante las reacciones químicas), originando 
simultáneamente un anión que posee tantas cargas negativas como iones hidrógeno se hayan cedido. 
Nomenclatura: Los aniones se nombran usando los sufijos dados abajo: 
 Ácido Anión derivado 
Sin oxígeno -hídrico -uro 
Con oxígeno 
-ico -ato 
-oso -ito 
Casos especiales: Los elementos fósforo y arsénico forman oxácidos con más oxígenoe hidrógeno en su molécula 
que los que arrojaría la secuencia anterior. Para obtener las fórmulas correctas se agrega un átomo de O más que 
el mínimo necesario, y luego tantos de hidrógeno como hagan falta para obtener un compuesto neutro. Verán que 
el incremento corresponde al agregado de una molécula de agua. 
Para P (+3): Para P (+5): 
HPO2 ácido metafosforoso HPO3 ácido metafosfórico 
H3PO3 ácido ortofosforoso o fosforoso H3PO4 ácido ortofosfórico o fosfórico 
 
 
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1. A continuación se muestran algunos ejemplos y se dejan espacios vacíos para ejercitar: 
Anión Nomenclatura funcional 
NO3
- Nitrato 
NO2
- 
 Hipoclorito 
ClO2
- Clorito 
ClO3
- 
 Sulfuro 
F- 
 Peryodato 
 Nitruro 
CO3
= 
 
Cuando los ácidos tienen más de dos átomos de hidrógeno por molécula, pueden ionizarse generando aniones 
hidrogenados. La nomenclatura se construye agregando la palabra hidrógeno al principio del nombre del anión y usando 
prefijos para indicar el número de átomos de hidrógeno retenidos. 
2. Observen los siguientes ejemplos y completen los espacios vacíos. 
Anión Nomenclatura funcional 
HSO4
- Hidrógenosulfato 
HSO3
- 
HCO3
- 
 hidrógenosulfuro 
 
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ACTIVIDAD 7. SALES. 
Las sales se forman por la combinación de un anión y un catión. Los subíndices se obtienen aplicando el criterio de 
neutralidad, debe haber tantas cargas positivas como negativas. 
Nomenclatura: 
(nombre del anión) de (nombre del catión) 
Los aniones pueden ser los monoatómicos o poliatómicos. 
Los cationes en general serán metálicos. Prestaremos atención a un único catión no metálico, el amonio, cuya fórmula es 
NH4
+. Se comporta en las combinaciones como cualquier catión monopositivo. 
1. Combinen los iones de la tabla para obtener sales. 
 SO3
= Br- PO4
3- S= HCO3
- 
Ni2+ 
Cs+ 
Fe3+ 
NH4
+ 
2. Completen la tabla 
Sal Nomenclatura funcional 
 Sulfato de Potasio 
NH4NO3 
Al2(CO3)3 
 Yoduro mercúrico 
Na(HCO3) 
 Sulfuro de plomo 
Actividad de integración: Elijan un compuesto de cada una de las familias estudiadas y describan las etapas de 
razonamiento que llevan de la fórmula al nombre o del nombre a la fórmula. Comparen sus descripciones con 
el resto de los compañeros del grupo. 
Elaboren un resumen de lo visto sobre compuestos químicos, en formato de cuadro o diagrama, de tamaño no 
mayor a dos hojas A4, para utilizarlo como material de consulta. 
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