533238274-Manual-de-Quimica

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UNIVERSIDAD CATÓLICA SANTO TORIBIO DE MOGROVEJO
 ESCUELA PRE UNIVERSITARIA
 
 (
MSc.
Ing. Ysabel Nevado Rojas
)
INDICE
1. Concepto de química.
· Objeto de estudio e Importancia del estudio de la química.
· Materia, clasificación.
· Propiedades de la materia
· Fenómeno físico y químicos
2. Estructura del Átomo 
· Números cuánticos,
· Tabla Periódica Moderna. y propiedades de los elementos
3. Concepto de Enlace Químico. 
· Electrones de valencia.
· Enlace iónico.
· Enlace covalente. 
· Enlace metálico. 
· Fuerzas Intermoleculares (físicos)
4. Compuestos inorgánicos
· Nomenclatura y formulación.
5. Reacciones química
· Ecuaciones químicas. 
· Tipos de reacciones 
· Balanceo de ecuaciones 
6. Soluciones.
· Propiedades de las soluciones,
· Solubilidad,
· Unidades Concentración
7. Química Orgánica
· El átomo de carbono y sus propiedades.
· Características de los compuestos orgánicos.
· Clasificación de compuestos orgánicos-
· Alcanos.
INTRODUCCION A LA QUIMICA
El ser humano está rodeado de una serie de cuerpos, con los que interactúa constantemente, como son las plantas los animales los objetos inanimados, el aire, el fuego, materiales diversos para usos cotidianos, ropa, alimentos; así también interactúa con los rayos solares, con radiaciones de los microondas, televisor, computadoras, celulares y demás todo esto no es otra cosa que manifestaciones de materia, la cual es el tema principal del estudio de la química. 
Concepto
La química es una ciencia natural experimental que se encarga del estudio de la materia constituida por átomos: su composición, su estructura, sus propiedades, sus transformaciones y los cambios de energía que acompañan a dichas transformaciones. 
Clasificación. Para una mejor comprensión del amplio campo de la química podemos dividirla en las siguientes ramas:
a. Química General.- Estudia las leyes, principios y teorías que rigen a las sustancias y que son aplicadas a todas las ramas de la química. 
b. Química Inorgánica.- Estudia a todas las sustancias que no tengan carbono con excepción: CO, CO2, H2CO3, bicarbonatos (HCO3—), carbonatos (CO32-), cianuros (CN-), cianatos (NCO-); es decir la materia inerte o inanimada.
c. Química Orgánica.- Estudia las sustancias que contienen carbono. Ejm: los componentes de la materia viva.
d. Química Analítica.- Se encarga de desarrollar técnicas y procedimientos para el conocimiento de sustancias.
· Q. A. Cualitativa.- identifica el tipo o tipos de elementos o iones que forman parte de la composición de una sustancia. Ejm: determinación de la presencia de cationes y aniones en una muestra. 
· Q. A. Cuantitativa.- Determina la cantidad de cada elemento o ión que forma parte de un compuesto o sustancia. Ejm: el análisis químico volumétrico.
e. Fisicoquímica (Química Física).- Estudia la rapidez (cinética) con que ocurren las reacciones y el papel del calor en los cambios químicos (termodinámica). 
f. Bioquímica (Química Biológica).- Estudia las reacciones (transformaciones) químicas que ocurren en un organismo vivo; debido a que todas las funciones que se desarrollan en los organismos vivos implican reacciones químicas. Ejm: el fenómeno de la fotosíntesis en las plantas, el proceso de digestión, el metabolismo de plantas y animales, el ciclo de los seres vivos, la respiración, circulación, reproducción, etc..
g. Química Nuclear.- Estudia las reacciones que se producen en el núcleo de los átomos. Ejm: fisión y fusión nuclear.
Importancia.- Consideramos las aplicaciones de la química sobre otros dominios científicos en las disciplinas de ingeniería, en la vida diaria, así como en el desarrollo de la humanidad. 
a. En Medicina.- Fabricación de anestésicos, antibióticos, antisépticos, jarabes, fármacos, hormonas, prótesis, siliconas, sueros, sulfas, vacunas, etc., que salvan y prolonga la vida. El uso de sustancias radiactivas (Quimioterapia); los isótopos radiactivos facilitan el seguimiento de procesos vitales.
b. En Agricultura.- Fabricación de abonos y fertilizantes artificiales, fungicidas, herbicidas, insecticidas, plaguicidas, análisis de la composición de suelos y del agua para una mejor producción.
c. En Metalurgia.- Desarrollo de técnicas y procedimientos para la obtención y refinación de metales, producción de aceros y otras aleaciones.
d. En la Alimentación.- El uso de sustancias químicas como aditivos, colorantes de uso alimentario, enlatados, embutidos y conservas, gaseosas, preservantes de los alimentos, proteínas y vitaminas sintéticas, vinos, y bebidas diversas, saborizantes, etc.
e. En Industria.- Fabricación de sustancias útiles para el hombre: ácidos y álcalis, azúcar (sacarosa) (cooperativas) , alcohol (alcoholeras), caucho sintético, cemento, cueros, combustibles, cosméticos, detergentes, fibras sintéticas (nylon y rayón), lubricantes, materiales de construcción (FORTEX: ladrillos), pinturas y lacas, plásticos, polímeros, siliconas, urea, vidrio, etc. 
f. Fuente de energía.- A partir de la energía atómica, el uso de la energía nuclear, fotoquímica, petróleo, y sus derivados, nuevos combustibles como el carbón mineral, gas natural, y biogás.
g. Industria bélica.- Fabricación de: bomba de hidrógeno, bomba de neutrón, bombas nucleares, explosivos, gases tóxicos, etc. Que el mundo civilizado no tiene necesidad de usar.
h. Grandes adelantos técnicos.- Construcción de naves y satélites artificiales, grandes aviones a reacción.
Definición de Materia
Es todo aquello que ocupa un lugar en el espacio y tiene masa.; es decir es todo aquello que ocupa un sitio en el espacio, se puede tocar, se puede sentir, se puede medir, etc. Se considera que es lo que forma la parte sensible de los objetos perceptibles o detectables por medios físicos
Concepto físico
En física, se llama materia a cualquier tipo de entidad física que es parte del universo observable, tiene energía asociada, es capaz de interaccionar, es decir, es medible y tiene una localización espaciotemporal compatible con las leyes de la física.
Clásicamente se consideraba que la materia tiene tres propiedades que juntas la caracterizan: que ocupa un lugar en el espacio y que tiene masa y duración en el tiempo
En el contexto de la física moderna se entiende por materia cualquier campo, entidad, o discontinuidad traducible a fenómeno perceptible que se propaga a través del espacio-tiempo a una velocidad igual o inferior a la de la luz y a la que se pueda asociar energía. . Así todas las formas de materia tienen asociadas una cierta energía
Clasificación de la Materia 
a.- Materia común (ordinaria, condensada, concentrada, sustancial o materia propiamente dicha).- Materia que tiene masa tanto en reposo como en movimiento. Ocupa un espacio. Compuesta de átomos. Todo aquello que tenga una velocidad menor que la de la luz. Ejm.: agua, aire, galaxias, estrellas, tierra, mares, ríos cerros, azúcar etc.
 b.- Energía (materia disipada, no sustancial).- Es aquella que posee masa a la velocidad de la luz. Materia que no tiene masa en reposo, sólo en movimiento. Compuesta de quantos o fotones, los cuantos son mas diminutos que los átomos. Ejm.: las radiaciones electromagnéticas, tales como: luz visible, ondas de radio, ondas de televisión, ondas de radar, rayos infrarrojos (IR), rayos ultravioletas (UV), rayos x, rayos cósmicos, etc. 
 (
SISTEMA COLOIDAL
Mezcla
Separación por
Medios físicos en
Sustancia pura
Composición química definida.
HOMOGENEA
Uniformes en todas sus partes, 1 sola fase. Son llamadas soluciones, ejm. aire, 
gasolina, 
aleación:
latón, bronce 
amalgama
HETEROGENEA
No uniforme en todas sus partes.
Varias fases (arena, roca, madera, agua-aceite, una gota de sangre.
Compuestos
Separación por
Medios químicos
Elementos
Dos o más elementos químicamente combinados
C. Iones
C. Moleculares
Formados por una sola clase de átomos
No se descomponen en otras más sencillas por reacción química. Ejm. elementos de la Tabla Periódica.
Unión física de sustancias en proporción variable
MATERIA
ENERGIA
E = hf
E = m c
2
M
A
TERIA
)CARACTERISTICAS DE MATERIA COMÚN
	Elementos(sustancias simples)
	Compuestos(sustancias complejas)
	Mezclas
	Formada por una sola clase de átomos; es decir átomos iguales, aunque dentro de cada elemento se pueden encontrar isótopos (átomos de estructura similar).
	Formado por dos o más elementos químicamente combinados.
	Formado por dos o más sustancias que no reaccionan químicamente.
	Pueden ser elementos simples: Na, Ar. o elementos moleculares :Cl2, O2, O3, P4, H2
	Composición constante y definida.
	Composición variable.
	No se descomponen en otras sustancias más simples.
	Se descomponen en sustancias más simples por medios químicos.
	Se separan sus componentes por medios físicos o mecánicos. 
	90 naturales
16 artificiales (creados a partir de 1940, modificando el núcleo atómico).
	Los elementos que forman el compuesto pierden sus propiedades químicas. Son más de 3 millones.
	Las sustancias que forman la mezcla conservan sus propiedades químicas; sin producir cambios energéticos.
	Se clasifican en metales, no metales y gases nobles.
	Se clasifican en inorgánicos y orgánicos.
	Se clasifican en homogéneas y heterogéneas. Y sistemas coloidales
	Se representan mediante símbolos químicos y sus temperaturas de cambio de estado son constantes
	Se representan mediante fórmulas químicas. Y sus temperaturas de cambio de estado son constantes. 
	
	Ejm.: Na, Ag, Au, O2, P4, C, S8, etc. 
	Ejm.: H2O, CaSO4, H2SO4, 
	
CARACTERISTICAS DE MEZCLAS
	MEZCLAS HOMOGÉNEAS
	MEZCLAS HETEROGÉNEAS
	· Son aquellas que poseen las mismas propiedades en toda su extensión (uniformes en todas sus partes). No permiten diferenciar sus componentes. Sus partes no son distinguibles ni con la vista, lupa o microscopio. Presentan idénticas propiedades en todos sus puntos.
· No existe límites entre sus componentes.
· Una sola fase. Temperaturas de cambio de estado es variable.
	· Son aquellas en las cuales se distinguen claramente c/u. De sus componentes. Dos o mas sustancias que retienen su identidad cuando se mezclan (no uniformes en todas sus partes). 
· Los componentes están separados por límites físicos.
· Presenta fases en su constitución.
SISTEMA COLOIDAL:
-Tiene dos fase: dispersa y dispersante
- Pueden contener a coloides liofóbicos (no se atraen con el solvente) o liófilos (se atraen con el solvente).
	 
 
CARACTERISTICA DE LA MEZCLA
Sistema disperso
Un sistema disperso está constituido por un gran número de partículas líquidas, sólidas o gaseosas de diferentes tamaños, inmersas en un fluido. En estos sistemas, una. fase se dispersa en otra, de tal forma que pueden ocurrir diversos procesos de masa, momento y energía entre ellas
CARACTERÍSTICAS IMPORTANTES DE CADA DISPERSIÓN o Mezclas
	SUSPENSIONES o Mezcla Heterogénea
	COLOIDES
	SOLUCIONES o Mezcla Homogénea
	· Mayores de 10 000 Å
· Partículas de soluto es visible a simple vista.
· Sistema de 2 fases
· No son transparentes, tienen aspecto nebuloso.
· Presentan movimiento solo por gravedad.
· Sedimentan al dejar en reposo.
· No pasan a través del papel de filtro.
· Al paso de la luz, tienen aspecto nebuloso a opacas, y a menudo son translúcidas.
· Constituye sistemas heterogéneos-macroheterogéneos.
Ejemplo: Arena en agua.
	· 10 Å a 10 000 Å
· Partículas de soluto son visibles en microscopio electrónico.
· Sistema de 2 fases 
· Por lo general no son transparentes, son translúcidos u opacos.
· Presentan movimiento Browniano.
· No sedimentan al dejar en reposo.
· Pasan a través del papel de filtro y no por membranas como el papel de pergamino.
· Reflejan y dispersan la luz, presenta efecto TYNDALL.
· Constituye sistemas heterogéneos microheterogéneos.
Ejemplo: Oro coloidal, agrupación de un millón de átomos como mínimo, hemoglobina, responsable del color rojo de la sangre, es una sola molécula gigante.
	· 0,3 Å a 10 Å
· Partículas de soluto son invisibles al microscopio.
· Sistema de una sola fase.
· Son transparentes
· Poseen movimiento molecular.
· No sedimentan al dejar en reposo.
· Pasan a través del papel de filtro y membranas como el papel de pergamino.
· No reflejan ni dispersan la luz, no presenta efecto TYNDALL.
· Constituye un sistema homogéneo.
Ejemplo: Solución incolora y límpida de almidón usado en pequeñas cantidades para detectar presencia de yodo.
SISTEMA COLOIDAL
	Nº
	FASE DESPERSA
	MEDIO
DISPERSANTE
	SISTEMA COLOIDAL
	EJEMPLO
	
	Sólido
	Líquido
	Sol
	Pintura, plasma sanguíneo, pastas, oro o azufre en agua
	1. 
	Líquido
	Líquido
	Emulsión
	Agua en benceno, leche, mayonesa.
	2. 
	Gas
	Líquido
	Espuma
	Espuma en cerveza, c rema batida, espuma de jabón.
	3. 
	Sólido
	Sólido
	Sol sólido
	Cristal de rubí, turquesa, esmeralda
	4. 
	Liquido
	Sólido
	Emulsión sólido
	Cuarzo lechoso; ópalo, mantequilla, gelatina, clara de huevo.
	5. 
	Gas
	Sólido
	Espuma sólido
	Piedra pomez, lava, marshmelos, esponja.
	6. 
	Sólido
	Gas
	Aerosol sólido
	Humos, polvo.
	7. 
	Líquido
	Gas
	Aerosol liquido
	Niebla, vaho, nube, neblina, pulverizado líquido.
	8. 
	Gas
	Gas
	___________
	Todos son soluciones.
ENERGIA
Capacidad de un sistema para producir o realizar trabajo. Es todo aquello capaz de producir un cambio o movimiento. Puede ser energía mecánica, energía eléctrica, energía química, energía atómica, energía calorífica.
Espectro Electromagnético :
Conjunto de ondas electromagnéticas que se propagan de manera ondulatorias y con velocidad constante, que es la de la luz, aproximadamente de 300.000 km/s. Las ondas electromagnéticas se dividen en luz visible, infrarroja, ultravioleta, rayos X, rayos gama, radiofrecuencia y microondas. 
Referido a un objeto se denomina espectro electromagnético o simplemente espectro a la radiación electromagnética que emite (espectro de emisión) o absorbe (espectro de absorción) una sustancia. Dicha radiación sirve para identificar la sustancia de manera análoga a una huella dactilar.
PROPIEDADES DE LA MATERIA ORDINARIA
I. De acuerdo al estado físico en que se presenta:
a. Propiedades generales
Las presentan los sistemas materiales básicos sin distinción y por tal motivo no permiten diferenciar una sustancia de otra. Algunas de las propiedades generales son extensivas. Ejm. inercia, densidad, masa, peso, indestructibilidad, Extensión o volumen, Atracción, Divisibilidad, Impenetrabilidad, temperatura, etc.
b. Propiedades Específicas 
Las presentan sistemas particulares, las presentan alguno de los estados físicos y determina al tipo de sustancia Ejm. dureza, ductibilidad, compresibilidad, tensión superficial, etc.
II. De acuerdo a la influencia de la Masa
a. Propiedades extrínsecas o extensivas
Son las cualidades que dependen de la cantidad de sustancia y son aditivas .Ejm: inercia, impenetrabilidad, porosidad, Cantidad de calor sensible, Cantidad molar. Volumen etc.
b. Propiedades intrínsecas o intensivas
Son las cualidades de la materia independientes de la cantidad que sustancia, es decir no dependen de la masa. No son aditivas y, por lo general, resultan de la composición de dos propiedades extensivas. Ejm. densidad, punto de fusión, punto de ebullición, el coeficiente de solubilidad, el índice de refracción, el módulo de Young, etc.
III. De acuerdo como se obtienen
a. Propiedades químicas
Son aquellas propiedades distintivas de las sustancias que se observan cuando reaccionan, es decir, cuando se rompen o se forman enlaces químicos entre los átomos, formándose con la misma materia sustancias nuevas distintas de las originales. Ejm: oxidación, corrosividad de ácidos, poder calorífico o energía calórica, acidez, reactividad , etc.
b. Propiedades Físicas
Se manifiestan en los procesos físicos no se transforma la materia. Ejm: cambio de estado, la deformación, el desplazamiento, etc.
EJERCICIOS
1. Responda verdadero (V) o falso (F) a las siguientes proposiciones:
( ) La química estudia la materia constituida por átomos y sólo los cambios físicos que en ella ocurren.
( ) La química sólo abarca el estudio de las propiedades químicas de la materia.
( ) La química estudiaa los elementos y compuestos, sus reacciones y la energía involucrada en las mismas.
( ) La Fisicoquímica estudia la composición, estructura y funciones de las moléculas complejas que forman sistemas biológicos e intervienen en procesos químicos vitales.
 a) VVVF b) VVFF c) VFVF d) FFVF e) VFFV 
2. Respecto a la materia determine la verdad (V) o falsedad (F) de las siguientes proposiciones:
( ) Es todo aquello que tiene masa, susceptible de cambios y transformaciones, posee inercia y extensión e impresiona nuestros sentidos.
( ) El peso de un cuerpo es una medida de la fuerza gravitacional que ejerce la Tierra sobre el mismo.
( ) Los cuerpos o sistemas son porciones limitadas de materia, que son nuestro objeto de estudio; pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos.
( ) La masa es una medida de la cantidad de materia contenida en un cuerpo, su valor no varía con la posición de éste.
a) VVFV	 b) VVVF	 c) VVVV	 d) VFVF		e) FVFV
3. Una sustancia química simple es la materia:
a) Formada por varias clases de moléculas.
b) Gaseosa.
c) Líquida que como el agua de mar contiene varias sales disueltas.
d) Formada por una sola clase de átomos.
e) De alto peso molecular.
4. Las propiedades físicas de la materia pueden dividirse en dos grupos:
Extensivas, que son las que dependen de la cantidad de materia presente.
Intensivas, que son las que no dependen de la cantidades de materia. Tomando como referencia las definiciones anteriores, precise Ud ¿Cuál de las siguientes propiedades no es intensiva?
a) El punto de ebullición.
b) La densidad de los líquidos.
c) La electronegatividad característica de cada elemento químico.
d) La constante de equilibrio de una reacción química, a una temperatura determinada.
e) La cantidad de calor requerido para calentar una sustancia líquida de 20ºC a 50ºC
5. En cuales de los siguientes casos se presenta una propiedad intensiva:
I. Medición del radio atómico de diversos átomos.
II. Determinación de la temperatura de ebullición alcohol etílico.
III. Dureza del diamante.
IV. Temperatura de inflamación de un aceite lubricante.
V. Conductividad de un alambre de cobre.
a) Sólo I y III b) Sólo II y IV c) Sólo I, II y III	d) Sólo III, IV y V e) I, II, III, IV y V 
6. Son fenómenos químicos:
I. La explosión de la nitroglicerina.
II. Oxidación del magnesio.
III. Fijación del CO2 y H2O por las plantas en la fotosíntesis.
IV. Combustión del propano.
a) II y IV	b) I y II c) I, II, III y IV	 d) II, III y IV	e) I, II y IV
7. Respecto a la ciencia química, es incorrecto que:			
a) Es una ciencia natural experimental.
b) Tiene como base la observación, la hipótesis y la experimentación.
c) Estudia el movimiento de los cuerpos.
d) Proporciona bases científicas para entender las propiedades de la materia
e) Tiene como campo de acción la preservación de alimentos
8. En las siguientes relaciones sobre las ramas de la química, indique con verdadero (V) o falso (F): 
Química analítica 	: Análisis de agua dura		( )
Química Nuclear	: Velocidad de una reacción 	( )
Química orgánica 	: Oxidación de alcoholes	( )
Bioquímica		: Catalizador biológico		( )
Petroquímica 	: Cracking del petróleo		( )
a) VVVVV 	b) VFVVF 	 c) VFVVV d) FFVVV 	e) VFFVV 
9. ¿Qué proposición es correcta? 
a) El agua siempre ebulliciona a 100ºC. 
b) El paso del estado sólido a líquido se llama solidificación
c) La sublimación directa implica el cambio del estado sólido al gaseoso con pérdida de energía 
d) Los metales no pueden llegar al estado gaseoso 
e) Siempre que ocurre un cambio químico, a la vez ocurre un cambio físico
10. Un analista desea sacar a la venta un jugo de frutas a partir del yacón, para lo cual saco producto de prueba a la cual le realizó las siguientes determinaciones ; determinó la acidez y el contenido de azucares(1) la densidad, la temperatura de cambio de estado y la velocidad de descomposición del producto(2), Así mismo desea determinar la composición y las propiedades de las sustancias presentes en el yacon(3) .Para realizar todas estas determinaciones se requiere el conocimiento de que ramas de la química, según los números indicados respectivamente;
a) Química analítica, q. general, q inorgánica 
b) Química del yacon, q analítica, q general
c) Química analítica cualitativa, q analítica cuantitativa, q general
d) Química analítica , q física, q orgánica
e) Química física, q del ambiente, q orgánica
11 .Un estudiante colocó en un vaso agua pura, y en un segundo vaso adicionó agua con cianuro, y olvido rotular cada uno de los vasos que permitiera identificarlos; indique de los procedimientos indicados a continuación ¿cuál será el más apropiado para identificar el contenido de cada vaso
a) Saborear un sorbo de cada vaso.
b) Filtrar para separar componentes 
c) Determinar el contenido de cianuro precipitándolo con NaCl
d) Determinar la temperatura de cambio de estado 
e) No se puede identificar.
12. Un material homogéneo de composición constante se denomina:
a) Sustancia b) Solución c) Coloide d) Mezcla heterogénea e) Mezcla homogénea
13. Respecto a las sustancias, es correcto que:
a) Los elementos son sustancias, los compuestos no.
b) Los compuestos químicamente no se pueden dividir en elementos.
c) Los elementos que forman el agua conservan sus propiedades químicas. 
d) El propano es una sustancia que se descompone por procedimientos mecánicos.
e) La glucosa se representa mediante fórmula química
14. Respecto a los compuestos químicos, marque verdadero (V) o falso (F):		
	( )	Toda sustancia no es compuesto químico.
( )	Están formados por átomos de dos o más elementos diferentes.
( ) Se descomponen en sus elementos.
	( ) El agua es un sistema heterogéneo.
a) V F F V b) F V V F c) F V V V d) V F V F e) V V V F
15. De los siguientes ejemplos:
 I) Latón II) Neblina III) Bronce IV) Almidón en agua V) Acero 	VI) Clara de huevo
 Constituyen mezclas homogéneas:
 a) I, II, III b) I, III, V c) II, IV, VI d) II, III, IV e) IV, V, VI
16. Una probeta cerrada al vacío contiene alcohol al 60% hasta las 2/3 partes y 4 gramos de NaCl. Entonces el sistema es:
a) Cuaternario y trifásico		b) Binario y tetrafásico		c) Unitario y monofásico
d) Binario y trifásico		e) Ternario y difásico
17. Respecto a los cambios de la materia, es correcto que:
a) La condensación es un cambio químico
b) En la molienda de los minerales se da un cambio químico
c) La evaporación del agua implica un cambio en su estructura interna
d) Se altera la composición de las sustancias en la ruptura de un trozo de carbón
e) La fragmentación es un cambio físico
18. ¿Cuál de las proposiciones siguientes describen cambios químicos?
 I) 	El sodio al ser cortado en medio inerte se empaña rápidamente.
II) El jugo de naranja congelado se reconstituye agregándole agua.
III) Una cucharada de azúcar se disuelve en una taza de té luego de agitarla.
IV) Dependiendo de la cantidad de aire que ingresa por el interior de un mechero Bunsen, entonces el color de la llama puede cambiar de amarillo a azul.
V) En un tubo de ensayo se queman una mezcla de azufre y limaduras de hierro
a) I y IV	b) I y V		c) II y IV	d) III y V		e) IV y V
19. No es ejemplo de mezcla homogénea
a) Agua potable
b) Sangre
c) Salmuera
d) Acido muriático
e) Suero fisiológico
20.No es ejemplo de sistema coloidal
a) homo
b) gelatina
c) arena
d) esponja
e) vinagre
21. Acerca de las mezclas podemos decir que
I - Las mezclas se caracterizan porque: las componentes de las mezclas conservan sus propiedades,.
II.- Intervienen en proporciones variadas, en ellos hay diferentes clases de moléculas, 
III.-cuando son homogéneas se pueden fraccionar y cuando son heterogéneas se pueden separar en fasesIV.-Las mezclas se caracterizan porque: las componentes de las mezclas conservan sus propiedades
V.-, intervienen en proporciones variadas, en ellos hay diferentes clases de moléculas
SON CIERTAS;
 a) I,II,IV,V b) II y III c) II, III, IV d) sólo II e) todas 
CLAVES:
1.d 2.c 3.d. 4.e. 5.e. 6.c. 7.c. 8.c. 9.e. 10.d. 11.d. 12.a. 13.e. 14.e. 15.b. 16.e. 17.e. 18.e. 19.b. 20.e. 21.e.
Estructura del Átomo
· En la actualidad, el minúsculo átomo es considerado un inmenso vacío, constituido básicamente por un núcleo y una envoltura electrónica.
· El átomo en su estado fundamental es eléctricamente neutro, porque tiene la misma cantidad de protones (cargas eléctricas positivas) y de electrones (cargas eléctricas negativas).
· El átomo es un micro sistema energético en completo equilibrio con una estructura interna muy compleja donde existe una gran variedad de partículas sub atómicas como por ejemplo: electrón, muón, high, hadrón, quark, etc.
1. PARTÍCULAS SUBATÓMICAS FUNDAMENTALES
Núcleo Atómico. Fue descubierto por Rutherford, es la parte central del átomo y tiene carga eléctrica positiva. Es extremadamente denso porque en su interior se concentra prácticamente toda la masa del átomo, siendo sus partículas fundamentales los protones y neutrones (nucleones).
Da la identidad del átomo; y no interviene en las reacciones químicas ordinarias.
Nube Electrónica
Está constituida por los electrones que tiene el átomo en torno al núcleo.
El electrón (descubiertos por Thompsom) es una partícula con masa prácticamente despreciable y carga eléctrica negativa.
El movimiento veloz y complejo del electrón genera al orbital atómico.
En una reacción química ordinaria, interactúan los electrones de valencia de un átomo con los electrones de valencia de otro átomo.
	PARTÍCULA
	DESCUBIERTO
POR:
	CARGA
ABSOLUTA
	CARGA
RELATIVA
	MASA
ABSOLUTA
	MASA
(UMA)
	
PROTÓN 
	RUTHERFORD
1919
	+1,6 x 10-19C
	+1
	1,672 x 10-24g
	1
	
NEUTRÓN
	CHADWICK
1932
	0
	0
	1,675 x 10-24g
	1
	
ELECTRÓN
	THOMPSON
1897
	-1,6 x 10-19C
	-1
	9,109 x 10-28g
	0,000545
	
2. NÚMERO ATÓMICO O CARGA NUCLEAR (Z).
Es el número de protones que tiene el núcleo de un átomo.	 Z = # p+
En un átomo eléctricamente neutro, el número atómico también indica el número de electrones del átomo.
“Z” es el criterio utilizado para la ubicación de los elementos en la Tabla Periódica.
Fue el científico inglés H. Moseley quien dedujo un método para calcular el número atómico de los elementos químicos.
3. NUMERO DE NEUTRONES (n)
Número de partículas neutras que contiene el núcleo de un átomo, n = A – Z
4. NUMERO DE MASA (A).
Es la suma del número de protones y neutrones (número de nucleones fundamentales) que tiene el núcleo de un átomo.
A = # p+ + # nº
 Una expresión más simple de la anterior es:	 A = Z + n
“A” y “Z”, denominados los números identificatorios del átomo, y son colocados alrededor del símbolo químico del elemento en cualquiera de las formas siguientes:
E – A	, 	 o 
NÚMEROS CUANTICOS
Los números cuánticos son parámetros numéricos que describen los estados energéticos del electrón.
Los números cuánticos son cuatro. 
a) Número Cuántico Principal ( n )
· Determina el tamaño del orbital y la energía del nivel.
· Indica el nivel energético en el que se encuentra girando el electrón.
· Toma valores de números enteros y positivos: 1,2,3,4,5,6,7,... (representación cuántica). A “n” se le puede asignar valores literales: K,L,M,N,O,P,Q, ... (representación espectroscópica)
b) Número Cuántico Secundario (ℓ )
· También es denominado número cuántico azimutal, subsidiario o de momento angular.
· Indica la forma que tiene el orbital atómico.
· Toma valores de números enteros y positivos comprendidos en el rango entre 0 (valor mínimo de ℓ ) y ( n – 1 ) (valor máximo de ℓ ).
	n
	ℓ
	Tipo de orbital
	Forma (s) del orbital (es)
	Número de orbitales
	1
	0
	s ( sharp )
	esférica
	1
	2
	0
1
	
P ( principal )
	
dilobular
	
3 ( px, py, pz )
	3
	0
1
2
	
d ( diffuse )
	
tetralobular
dilobular
	
4 (dxy, dxz, dyz, d(x2-y2)
 1 ( dz2)
	4
	0
1
2
3
	
f fundamental)
	
complejos
	
7
· Los niveles energéticos se dividen en subniveles (subcapas), de la manera siguiente:
	Nivel
	Subniveles
	Nivel
	Subniveles
	1
	1s
	5
	5s, 5p, 5d, 5f
	2
	2s, 2p
	6
	6s, 6p, 6d
	3
	3s, 3p, 3d
	7
	7s, 7p
	4
	4s, 4p, 4d, 4f
c) Número Cuántico Magnético ( m / mℓ )
· Indica la orientación que toma el orbital atómico en el espacio, con respecto a los tres ejes coordenados.
· Toma valores de números enteros negativos y positivos comprendidos en el rango entre –ℓ y +ℓ, incluyendo el valor 0.
· El número de valores que toma “m”, se puede calcular con la fórmula ( 2ℓ + 1 ), y esta cantidad de valores indica el número de orbitales que tiene el subnivel correspondiente.
	Valor de “ℓ”
	Valores de “m”
	Número de valores de “m”
( 2ℓ + 1 )
	Número de orbitales 
	0 (s)
	0
	1
	1
	1 (p)
	-1,0,+1
	3
	3
	2 (d)
	-2,-1,0,+1,+2
	5
	5
	3 (f)
	-3,-2,-1,0,+1,+2,+3
	7
	7
d) Número Cuántico de Spin (	s / ms ) 
· También es denominado número cuántico de giro.
· Indica el sentido de rotación que tiene el electrón alrededor de su eje que imaginariamente pasa por su centro.
· Si el electrón gira en sentido antihorario, se le asigna un número cuántico de spin de +1/2 ( ).
· Si el electrón gira en sentido horario, se le asigna un número cuántico de spin de –1/2 ( ).
 
	Número Cuántico
	Determina para el electrón
	Define para el Orbital
	Energético o Principal (n)
	El nivel principal de energía.
	El tamaño o volumen efectivo.
	De momento angular, Secundario, Azimutal o Subsidiario (ℓ)
	El subnivel donde se encuentra dentro de un determinado nivel de energía.
	La forma geométrica espacial.
	Magnético (m)
	El orbital donde se encuentra dentro de un subnivel determinado.
	La orientación espacial que adopta bajo la influencia de un campo magnético externo.
	Spin Magnético (s)
	El sentido de rotación o giro alrededor de su eje imaginario.
	--------------------
Cuando nos referimos a la ubicación del electrón en el átomo, debemos utilizar determinadas regiones del espacio en donde existe la máxima probabilidad ( 90 %) de encontrar al electrón. A tales regiones de mayor probabilidad se les denomina ORBITALES o REEMPE.
EJERCICIOS
1. Designe los electrones correspondientes a los números cuánticos indicados:
(4, 3, 0,+1/2) (2, 1,-1,+1/2)
(3, 1,+1,-1/2) (5, 2, 0,-1/2)
 
 2. Indicar los números cuánticos de los electrones: 2s2,3d6,5p2,3p6
DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA
a) Definición.- Es la ubicación de los electrones que tiene un átomo en sus respectivos niveles, subniveles y orbitales.
b) Principios
b.1. Principio de AUFBAU (Regla de Construcción): “El llenado de los subniveles energéticos se efectúa desde los que tienen menor energía hacia los de mayor energía“(energía relativa). El orden en que se llenan los subniveles es:
K = 1	1s				 2He
L = 2		 2s	 2p								 10Ne
M = 3			 3s	 3p	 3d				 18Ar
N = 4				 4s		 4p	 4d	 4f			 36Kr
O = 5				 5s	 5p	 5d 5f 54Xe
P = 6							 6s	 6p	 6d 86Rn
Q = 7								 7s	 7p
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA KERNEL O SIMPLIFICADA
Consiste en realizar la distribución electrónica haciendo uso de la configuración electrónica de un gas noble.
[2He]; [10Ne]; [18Ar]; [36Kr]; [ 54Xe]; [86Rn ]
Energía relativa de un subnivel ( Er ).- Se determina con la siguiente fórmula:
Er = n + ℓ
		donde:		n = valor del número cuántico principal
				ℓ = valor del número cuántico secundario
			
Cuando dos subniveles tienen la misma Er, sus orbitales son denominados “degenerados”. En este caso, el subnivel que pertenece al mayor nivel, es el de mayor energía (menosestable). Ejemplo: 2s, 3p, 4s, 5f. 
Er del 2s ; n = 2 y ℓ= 0, por lo que Er = 2
Mayor Er es 5f: Er = 5 + 3 = 8. Orbítales degenerados 3p (Er = 4) y 4s (Er = 4). Se llena primero 3p por que tiene menor n.
Elementos Anómalos (Antiserruchos).- Son aquellos que no cumplen estrictamente con el principio de AUFBAU.
La anomalía consiste en la migración, por lo general de un electrón (a veces 2 electrones), de un subnivel ns a un subnivel (n-1) d (a veces del subnivel (n-2) f al subnivel (n – 1) d).
Los elementos anómalos son:
ANOMALÍAS DE LA DISTRIBUCION ELECTRÓNICA
La migración o el traslape de electrones de un orbital a otro se realiza con la finalidad de buscar una mayor estabilidad electrónica. Las anomalías por periodos más importantes son:
					 	 Migra 1ē
Periodo 4 :	24Cr y 29Cu			4s		3d
					 Migra 1ē
Periodo 5 :	41Nb y 42 Mo 44Ru + 45Rh 47Ag	5s		4d
				 Migra 2ē
46Pd :		5s		4d
					 Migra 1ē
Periodo 6 :	78Pt y 79Au			6s		5d
		 				 Migra 1ē
57La 58Ce y 64Gd:		4f		5d
					 Migra 1ē
Periodo 7 :	89Ac 91Pa 92U 93Np 96Cm y 97Bk	5f		6d
				 Migra 2ē
90Th :		5f		6d
b.2. Principio de exclusión (W. Pauli).- “En un átomo no puede existir dos electrones cuyos 4 valores de números cuánticos sean iguales; al menos debe diferenciarse en el spin”.
Un orbital atómico puede tener un máximo de dos electrones, los cuales deben tener signos contrarios para sus números cuánticos de spin.
	Subnivel
	Número máximo de electrones
	s
	2
	p
	6
	d
	10
	f
	14
b.3. Principio de máxima multiplicidad (Regla de F. Hund).- “Un orbital no puede tener dos electrones si es que hay otros orbitales del mismo subnivel que no tienen por lo menos un electrón”.
 Ejemplo:
 a) 	 24 Cr	: 1s22s22p63s23p64s23d4 (Falso) 1 e- del 4s2 pasa al 3d, entonces:
 24Cr	: 1s22s22p63s23p64s13d5 (Correcto)
 b)	 29Cu : 1s22s22p63s23p64s23d9 (Falso) 1 e- del 4s2 pasa al 3d, entonces:
		29Cu : 1s22s22p63s23p64s13d10 (Correcto)
Los IONES, partículas cargadas que se forman cuando un átomo o un grupo de átomos neutros ganan o pierde uno o más electrones.
Cuando # p+ = # e- , se trata de un átomo neutro
Cuando # p+ ≠ # e- , entonces es un ION que puede ser: 
Catión (+): # p+ > # e-
Anión (-) : # p+ < # e-
(ZXA)q #e = Z + ( q ), si es catión q es positivo y si es anión q es negativo.
EJERCICIOS
1. Con respecto al subnivel “p” presenta, son ciertas:
I. Número secundario = 2
II. Se encuentra en todos los niveles.
III. Seis electrones máximo
IV. Sólo dos electrones
V. En 4p3 , s = + ½ 
VI. Tres orbitales
a) I, II, III	 b) II, III, V	 c) III, IV, V	 d) III, V, IV	 e) N.A.
2. ¿Cuáles son los posibles valores de ℓ (número cuántico azimutal ) para el número cuántico principal igual a :
 a) 2 b)4 c)1 d)3
3. ¿Cuáles son los valores de m (número cuántico magnético)para los sgts. Valores de ℓ (número cuántico secundario).:
 a) 0 b)2 c)3 d)1
4. Designar al electrón en cada caso:
a) 5,1,+1, - ½
b) 4,1, +1, + ½
c) 5, 0, 0, + ½
d) 3, 2, +1, + ½
5.¿Cuáles son los números cuánticos de…? 
a) 4d3 =
b) 3p5 =
c) 5s2 =
d) 6s1 =
6. Hallar Z (número atómico) del elemento cuyo último electrón tiene los siguientes números cuánticos:
a) 3, 1, 0, + 1/2 	
b) 4, 3, +2,+ 1/2 	
c) 5, 3, -2, + 1/2 	
d) 6, 1, 0, - 1/2	
7. Hallar los números cuánticos del último electrón distribuido para los sgts elementos
a) 12Mg b) 17Cl c) 11Na d) 20Ca 
8. Hallar el número de protones, neutrones y electrones de los sgts. Elementos
a) 8O16 b)20Ca40 c)19K39 d) 56Ba137 e)Ca+2 f) O-2 g) 29Cu+2
TABLA PERIODICA
1. BASES ACTUALES DE LA TABLA PERIÓDICA
Los elementos químicos están ubicados en la Tabla Periódica por orden creciente y correlativa de sus números atómicos ( Z ).
Todos aquellos elementos que tienen D.E. externa semejante, constituyen grupos en la T.P. Los elementos de un grupo tienen propiedades químicas semejantes.
2. LEY PERIÓDICA ACTUAL
“Las propiedades químicas de los elementos y algunas de sus propiedades físicas son función periódica del valor de su número atómico”. Esta ley fue enunciada por Henry Moseley (1913).
3. DESCRIPCIÓN DE LA TABLA PERIÓDICA (T.P)
· El perfil actual de la T.P. fue diseñada por el alemán J. Werner, la cual es conocida como la T.P. en su forma larga.
· Está constituida por 7 filas (hileras horizontales) denominadas PERIODOS.
	Período
	Elementos
	N° de elementos
	1
	1H, 2He. 
	2
	2
	3Li a 10Ne
	8
	3
	11Na a 18Ar
	8
	4
	19K a 36Kr
	18
	5
	37Rb a 54Xe
	18
	6
	55Cs a 86Rn
	32
	7
	87Fr a ... (*)
	Incompleto
· Desde el elemento 57La hasta el elemento 71Lu, están ubicados en la parte inferior de la T.P., con el nombre de LANTÁNIDOS, y pertenecen al período 6 grupo 3 ( III B ).
· Desde el elemento 89Ac hasta el elemento 103Lr, están ubicados en la parte inferior de la T.P., con el nombre de ACTINIDOS, y pertenecen al período 7 y grupo 3 ( III B )
· Período: Indica el número de niveles que necesita el átomo para alojar a todos sus electrones. 
· GRUPOS
· Está constituida por 18 columnas (Hileras verticales) denominadas GRUPOS o FAMILIAS. Los grupos son: “A” y “B”.
· La FAMILIA “A” está formada por los grupos 1 (I A), 2 (II A) y desde 13 (III A) hasta el 18 (VIII A). A estos elementos se les denomina Elementos Representativos. La D.E. de sus átomos neutros terminan en “s” o “p”.
· La FAMILIA “B” está formada desde el grupo 3 (III B) hasta el 12 (II B). A estos elementos se les denomina Elementos de Transición. La D.E. de sus átomos neutros terminan en “d” o “f”.
· Los elementos conocidos como Lantánidos y Actínidos, son denominados elementos de Transición Interna. Son aquellos cuya D.E. de sus átomos neutros terminan en el subnivel "f". 
· Grupo A.- El número del grupo indica la cantidad de electrones que tiene el átomo en su último nivel de energía (electrones de valencia).
· Grupo B.- El número de grupo se determina en algunos casos , sumando los electrones de la capa de traslapamiento ns y (n+1)d 
. El numero de grupo será esta sumatoria si la misma es mayor o igual a 8 .
. Si la sumatoria es mayor de 8 hasta 10 , los elementos pertenecen al grupo VIII B .
. Si la sumatoria de estas capas es mayor de 10 , el número de grupo se determina con los electrones de la última capa ns.
· Algunos grupos de la T.P. reciben nombres especiales
	IUPAC
	Grupo
	Denominación
	D.E. externa
	1
	I A
	Metales alcalinos, excepto el H
	n s1
	2
	II A
	Metales alcalino – térreos
	n s2
	3
	III B
	
	n s2 , (n-1)d1
	4
	IV B
	
	n s2 , (n-1)d2
	5
	V B
	
	n s2 , (n-1)d3
	6
	VI B
	
	n s1 , (n-1)d5 *
	7
	VII B
	
	n s2 , (n-1)d5
	8
	VIII B
	Ferromagnéticos
	n s2 , (n-1)d6
	9
	VIII B
	Ferromagnéticos
	n s2, (n-1)d7
	10
	VIII B
	Ferromagnéticos
	n s2 , (n-1)d8
	11
	I B
	Metales de acuñación
	n s1 , (n-1)d10
	12
	II B
	Elementos puente
	n s2 , (n-1)d10
	IUPAC
	Grupo
	Denominación
	D.E. externa
	13
	III A
	Térreos
	n s2, np1
	14
	IVA
	
	n s2, np2
	15
	 V A
	
	n s2, np3
	16
	VI A
	Calcógenos o anfígenos
	n s2, np4
	17
	VII A
	Halógenos
	n s2, np5
	18
	VIII A
	Gases nobles
	n s2, np6
* Excepto: Wolframio ó Tungsteno
· La T.P. también clasifica a sus elementos en metales, metaloides y no metales.
 (
METALES
NO METALES
METALOIDES
METALES
IA
IIA
TABLA PERIÓDICA: METALES, NO METALES Y METALOIDES
) 
	METALES
	NO METALES
	SEMIMETALES
	- Son sólidos excepto el Hg que es líquido
- Poseen alta conductividad eléctrica y térmica.
- En reacciones químicas pierden e- (oxidación), son agentes reductores
	- Son sólidos y gaseosos, excepto el Br2 que es líquido
- Son malos conductores eléctricos y térmicos.
- En las reacciones químicas generalmente ganan e-, son oxidantes.
	- Todos son sólidos
- Su conductividad eléctrica aumenta con la temperatura.
- En combinaciones ganan o pierden e-
CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS POR BLOQUES
Considerando el último subnivel enla distribución electrónica de los elementos, éstos se clasifican en cuatro bloques (s, p, d y f lo que permite identificar el grupo al cual pertenece cada elemento. El elemento cuya configuración electrónica termina en subnivel "s" o "p" es representativo (grupo A); si la configuración electrónica termina en sub nivel "d" es un elemento de transición (grupo B); y si la configuración termina en subnivel f, es un elemento de transición interna o tierra rara (grupo IIIB).
La clasificación por bloques, permite ubicar un elemento en la tabla periódica, es decir, indicar el número de período y el número de grupo.
PRINCIPALES CARACTERÍSTICAS DE LOS ELEMENTOS POR SU GRUPO
A. Metales Alcalinos Grupo I-A
· No se encuentran libres en la naturaleza, están formando compuestos (especialmente óxidos y sales)
· Se pueden obtener puros por procesos electroquímicos a partir de sus sales
· Poseen baja densidad, por lo tanto son metales ligeros o livianos.
· Poseen alta reactividad química
· El Na y K reaccionan vigorosamente con el agua.
B. Metales Alcalinas Térreos: Grupo II-A
· No se encuentran libres en la naturaleza, se encuentran formando compuestos.
· El calcio y el magnesio son los más abundantes en la corteza terrestre, principalmente en forma de carbonatos y sulfatos; el berilio, estroncio y bario son los menos abundantes.
· Todos los isótopos del radio son radioactivos y muy escasos.
· Son de color blanco plateado, maleables, dúctiles, ligeramente más duros que sus vecinos del grupo IA y posen baja densidad, por lo que son considerados también como metales livianos.
· Son menos reactivos que los metales del grupo IA
· El Ca, Sr. y Ba reacciona con H2O lentamente a 25ºC para formar hidróxido e hidrógeno (H2)
C. Anfígenos o Calcógenos (VI-A) 
	Oxígeno
· Gas incoloro y diatómico (O2), poco saludable en H2O (aún así la vida acuática se debe a la presencia de O2(g) disuelto en ella).
· Entre sus usos comunes tenemos: en tratamiento de aguas negras (servidas), blanqueador de la pulpa y del papel, en medicina para superar dificultades respiratorias y en muchas reacciones inorgánicas y orgánicas.
Azufre:
· Es un sólido verde amarillo, se emplea en la fabricación de ácido sulfúrico, pólvora negra, vulcanización del caucho, etc.
Selenio
· Es un sólido, cuyo color varía de rojizo a gris, posee conductividad eléctrica, muy sensible a la luz, por ello se emplea en fotocopiadoras y celdas solares.
D. Halógenos (VIIA) 
· El nombre halógeno proviene de un término griego que significa formador de sales, porque la mayoría de ellos se les encuentra formando sales en las aguas marinas 
· Poseen moléculas biatómicas: F2, Cl2, Br2, I2 y At2 Siendo este último radiactivo.
· Son los elementos no metálicos de alta reactividad química
· Su poder oxidante disminuye al descender en el grupo
· En general, son tóxicos y antisépticos. Cuyo orden es:
F2 > Cl2 > Br2 > I2
E. Gases nobles (VIIIA) He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn
· Son gases incoloros e inodoros y todos tuenen puntos de ebullición y de fusión extremadamente bajos.
· Se denominan también gases raros, por la escasez que tienen respecto a los otros elementos
f. Metales de transición (Grupos B)
La diferencia de los metales de los grupos 1 y 2, los iones de los elementos de transición pueden tener múltiples estados de oxidación estables ya que pueden perder electrones d sin un gran sacrificio energético.
Sus combinaciones son fuertemente coloreadas y paramagnéticas
· Sus potenciales normales suelen ser menos negativos que los de los metales representativos, 
· estando entre ellos los llamados metales nobles. 
· Pueden formar aleaciones entre ellos. 
· Son en general buenos catalizadores. 
· Son sólidos a temperatura ambiente (excepto el mercurio) 
· Forman complejos iónicos. 
EJERCICIOS
1.Hallar la distribución electrónica, subniveles, niveles, # cuánticos de:
a) 12Mg			e) 78Pt +1
b) 29Cu			f) 46Pd
c) 13Al+3			g) 35Br-1
d) 78Pt
2¿Cuántos orbitales desapareados hay en cada uno de los siguientes iones: 16S2- -17Cl1- y 28Ni2+ respectivamente: 
a) 2, 1, 2 b) 0, 1, 2 c) 1, 2, 0 d) 0, 1, 0 e) 0, 0, 2 
3. Sobre la conformación de la tabla periódica, señale verdadero (V) o 
 Falso (F) según corresponda :
 ( ) Tiene 7 periodos de diferentes tamaños.
 ( ) Existen 16 grupos, cada uno con la misma cantidad de elementos. 
 ( ) Los grupos “B” corresponden a los elementos de transición.
 a) VVV b) VVF 	c) VFV 	d) VFF 	e) FFF
4. Marque la secuencia correcta para la tabla periódica moderna, con verdadero (V) o falso (F) según corresponda:
 ( ) Los elementos están ordenados en grupos y periodos.
 ( ) Para la IUPAC sólo tiene grupos “A” y “B”.
 ( ) Los elementos se pueden ordenar en 4 bloques: s, p, d, f.
 a) VVV 	b) VFV 	c) FFF 	 d) FVF 	 e) VFF
5. Si un átomo pertenece al grupo III”A” y al cuarto periodo.
 ¿Cuántos electrones posee su átomo cuando se ioniza a X3+ ?
 a) 25 	b) 26 	c) 27 	d) 28 	e) 29
6. Sobre la clasificación por bloques de la tabla periódica, que alternativa es correcta:
a) En la tabla periódica todos los metales son sólidos a temperatura ambiente.
b) Los elementos del mismo grupo tienen igual numero atómico.
c) Son 6 gases nobles y 10 elementos gaseosos a presión normal y temperatura ambiente.
d) Los elementos representativos tienen configuraciones electrónicas que terminan en orbitales “s” o “p”.
e) Los elementos se agrupan en 08 columnas o grupos según la IUPAC
7. Sobre la clasificación por bloques de la tabla periódica, que alternativa es correcta:
a) En la tabla periódica todos los metales son sólidos a temperatura ambiente.
b) Los elementos del mismo grupo tienen igual número atómico.
c) Son 6 gases nobles y 10 elementos gaseosos a presión normal y temperatura ambiente.
d) Los elementos representativos tienen configuraciones electrónicas que terminan en orbitales “s” o “p”.
e) Los elementos se agrupan en 08 columnas o grupos según la IUPAC
8. El átomo de un elemento presenta 12 e- en subniveles con número cuántico secundario 2. Determina su grupo y periodo en la Tabla Periódica
a) IV A, 5			b) V A, 5			c) IV B, 5
d) VI A, 5			e) III A, 5
9.¿Cuál es el grupo y periodo de un elemento, cuyo átomo presenta 10 electrones en los subniveles principales?
a) III A; 3		b) V A; 3	 c) VI A; 3	d) VII A; 3 e) III B; 3
10.El último electrón de un conjunto de átomos de elementos diferentes tiene por notación cuántica:
I) 3, 0, 0, +1/2 II) 2, 1, + 1, +1/2 III) 2, 1, +1, -1/2
Indique la relación correcta elemento (E) - ubicación.
 E 	PERIODO GRUPO
a)	 I	 	 3º	 	IIA
b) 	 II		 2º	 	VIIA
c)	 III		 4º IIA
d)	 I		 4º IA
e)	 II		 2º VA
11. La distribución electrónica de un átomo neutro en su estado basal es 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p2. A partir de esta información deduzca en el orden respectivo: 
I. Número de electrones no apareados 
II. Número de electrones en la capa de valencia 
III. Número atómico 
a) 4, 4, 14 b) 2, 4, 14 c) 3, 2, 14 
d) 3, 6, 16 e) 4, 8, 4 
12.¿Cuántos orbitales desapareados hay en cada uno de los siguientes iones: 11Na+1-16S-2 y 24Cr+3: 
13.Para un elemento cuyo átomo está en el periodo 4 y Grupo IVA señale verdadero (V) o falso (F):
( ) Es un carbonoide
( ) Su número atómico es 22
( ) Es un metaloide
( ) Su configuración es [Ar], 4s2, 3d10, 4p2
a) VVVV b) FFVV c) VFVV d) VVVV e) FFFF 
14.¿Cuántos electrones de enlace o de valencia tiene el Mg (Z = 12)?
a)	1		b) 2		c) 3		d) 4		e) 5
64
ENLACES QUÍMICOS Y FISICOS
 INTRODUCCIÓN
Son fuerzas de naturaleza electromagnética (eléctrica y magnética) predominantemente eléctrica que unen a los átomos y las moléculas. Si estas fuerzas unen átomos entre sí con el objetivo de formar moléculas, sistemas cristalinos, compuestos o iones poliatómicos, se llama enlace químico.
Si unen moléculas polares y no polares se llama, físico o inter molecular y es determinante enlas propiedades macroscópicas de las fases condensadas de la materia
PRINCIPIO FUNDAMENTAL
Los átomos y moléculas forman enlaces químicos con la finalidad de adquirir un estado de menor energía, para tener mayor estabilidad. En el caso de los átomos, la estabilidad se reflejará en un cambio de su configuración electrónica externa.
REGLA DEL OCTETO (Estabilidad química). Los átomos tienen la tendencia de completar su última capa con ocho electrones, es decir ser isoelectrónicos con un gas noble".
Existen elementos que no cumplen con esta regla como es el Hidrógeno, Litio, Helio, se adecuan a la Regla del DUETO (2e- en la última capa).
ELECTRONEGATIVIDAD
Linus Pauling definió la electronegatividad como La capacidad que tienen los átomos de atraer y retener los electrones que participan en un enlace químico. La electronegatividad se ha establecido en escala de 0 hasta 4. Pauling asignó de manera arbitraria un valor de 4 al fluor que es el elemento con más capacidad para atraer electrones. En química los valores de electronegatividad de los elementos se determinan midiendo las polaridades de los enlaces entre diversos átomos. La polaridad del enlace depende de la diferencia entre los valores de electronegatividad de los átomos que lo forman .Debe recordarse que en la tabla periódica la electronegatividad aumenta al avanzar en un período y disminuye bajando en un grupo.
Tabla de electronegatividades
1. ENLACES QUÍMICOS O INTRAMOLECULARES
a) Definición.- Fuerzas de atracción que mantienen unidos a los átomos en los compuestos. 
b) Tipos:
b.1. Iónico o electrovalente
· Fuerzas de atracción electrostática originada por transferencia de electrones entre un metal (catión) y un no metal (anión).
· Este enlace se encuentra formando la estructura de los compuestos iónicos, con excepciones como por ejemplo: BeO, BeCl2, AlCl3, BeBr2, BeF2, BeI2.
· Los compuestos iónicos son sólidos cristalinos a temperatura ambiente. Tienen alta temperatura de fusión. En solución acuosa o fundidos conducen la corriente eléctrica, pero en estado sólido no.
· Existe reglas empíricas que indican EN > 1,7
EN = Diferencia de Electronegatividad
Ejemplo: 
b.2. Enlace metálico
· Es propio de los elementos metálicos que les permite actuar como molécula monoatómica. Los electrones se trasladan continuamente de un átomo a otro, generando una densa nube electrónica. 
· Se presenta en todos los metales y aleaciones, ejemplo: latón (Cu + Zn), bronce (Cu + Sn).
· Este enlace da origen a propiedades como:
· Brillo metálico
· Conductividad eléctrica
· Maleabilidad y ductibilidad
b.3. Enlace Covalente.
· Es la fuerza electromagnética que mantiene unidos a átomos que comparten mutuamente pares de electrones, generalmente son no metálicos (con algunas excepciones como NH4Cl; NH4NO3; (NH4)2SO4, y adquieren configuración de un gas noble. Este tipo de enlace genera moléculas (compuestos moleculares).
· A temperatura ambiente pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos, ejemplos: SiO2 (s),H2O (l), CO2 (g).
· Son generalmente insolubles en agua, pero solubles en disolventes apolares, tienen bajas temperaturas de fusión y ebullición. Son aislantes por lo mal que conducen la corriente eléctrica.
· Existe una regla práctica 
 (
EN 
<
 1,7
)
Puede ser:
Simple.- Cuando los átomos enlazados comparten un par de electrones.
Doble.- Cuando los átomos enlazados comparten dos pares de electrones.
Triple.- Cuando los átomos enlazados comparten tres pares de electrones.
Enlace Covalente Apolar o Puro.- Cuando los átomos comparten equitativamente los electrones de enlace. Generalmente participan átomos del mismo elemento no metálico, con igual electronegatividad. Se originan moléculas apolares.Se cumple que:
 (
EN = 0
)
Ejemplo : O2, H2, N2,, CO2, , CH4, CCl4, CS2, AlCl3, BeCl2 son apolares por simetría.
Enlace Covalente Polar.- Es cuando los electrones enlazantes no son compartidos en forma equitativa por los átomos, esto debido a que uno de ellos es más electronegativo que el otro.
Se cumple la diferencia de electronegatividad:
 (
 O < 
EN < 1,7
)
Ejemplo:: HF, HCl, SO3, HNO3, H2O, NH3
		
· 
Covalente Normal: Cuando cada átomo aporta igual número de electrones. 
· Covalente Coordinado ó Dativo: Sólo uno de los átomos aporta el par de electrones enlazantes. Ejm: H3PO4, SO2, SO3 
RESUMEN; 
· Para el compuesto AB:
· Si | ENA – ENB | 1.7	 Enlace iónico
· Si 0.4 <| ENA – ENB | < 1.7	 Enlace covalente POLAR
· Si | ENA – ENB | < 0.4	 Enlace covalente NO POLAR
			
2. ENLACES FÍSICOS O INTERMOLECULARES
Son aquellas fuerzas que mantienen unidas a las moléculas iguales o diferentes (polares y/o apolares) para dar lugar a los estados condensados de la materia (líquidos y sólidos) y permiten explicar propiedades de la materia como por ejm. La solubilidad, las temperaturas de cambio de estado..
 
Tipos:
1. Interacciones dipolo-dipolo
· Fuerza de atracción electrostática que se da entre moléculas polares, de manera que el extremo positivo de uno de ellos atrae el extremo negativo de otro, y así sucesivamente.
· Enlace Puente de Hidrógeno.- Es un tipo de enlace especial de enlace dipolo – dipolo, es muy fuerte y se manifiesta entre el par electrónico de un átomo de alta EN como fluor, oxígeno o nitrógeno y el núcleo de un átomo de hidrógeno prácticamente libre de electrones: HF; NH3; H20; H2O2; R – OH; R – COOH.
2. Interacciones dipolo-dipolo inducido
· Fuerza de atracción entre una molécula polar (dipolo permanente) y el dipolo inducido (átomo o molécula no polar).
3. Fuerzas de London
· Se denominan así en honor al físico- químico alemán Fritz London (1 930), también son denominadas fuerzas de dispersión; antiguamente se les llamaba también fuerzas de Van der Walls. Actualmente, fuerzas de Van der Walls involucra a todas las interacciones o fuerzas intermoleculares.
· Fuerza de atracción electrostática muy débil producida entre dipolos no permanentes, es decir, entre un dipolo instantáneo y un dipolo inducido correspondiente a dos átomos o dos moléculas que se encuentran a una distancia de 5 a 10 °A entre sí.
· Esta clase de fuerzas existen entre especies de todo tipo, ya sean moléculas neutras, iones, moléculas polares y no polares, cuando las sustancias se encuentran en estado líquido o sólido.
· La intensidad de las fuerzas de London es directamente proporcional al peso molecular.
4. Interreacciones iónicas
Son interacciones que ocurren a nivel de catión-anión, entre distintas moléculas cargadas, y que por lo mismo tenderán a formar una unión electrostática entre los extremos de cargas opuestas, lo que dependerá en gran medida de la electronegatividad de los elementos constitutivos. Un ejemplo claro de esto, es por ejemplo lo que ocurre entre los extremos Carboxilo ( − COO − ) y Amino de un aminoácido, péptido, polipéptido u proteína con otra
 Fuerzas ion-dipolo
Estas son interacciones que ocurren entre especies con carga. Las cargas similares se repelen, mientras que las opuestas se atraen. Es la fuerza que existe entre un ion y una molécula polar neutra que posee un momento dipolar permanente, las moléculas polares son dipolos tienen un extremo positivo y un extremo negativo. Los iones positivos son atraídos al extremo negativo de un dipolo, en tanto que los iones negativos son atraídos al extremo positivo.
Las fuerzas ion-dipolo son importantes en las soluciones de las sustancias iónicas en líquidos. Generalmente el orden respecto a la intensidad de las fuerzas intermoleculares es: Enlace puente de hidrógeno > Enlace Dipolo – Dipolo > Enlace por Fuerza de London
EJERCICIOS
1. Respecto al concepto de enlace químico responder verdadero (V) o falso (F) según corresponda:
( ) En un enlace químico, los electrones del enlace se comparten si ambos elementos presentan bajo potencial 
 de ionización.
 ( ) Se considera un enlace químico cuando el carácter iónico del enlace es mayor al 50%.
 ( ) En un enlace iónico, el elemento más electronegativo gana los electrones del enlace.
a) VVV 	b) FVFc) FFF 	d) FVV 	e) FFV 
 
 2. Respecto al enlace iónico indique verdadero (V) o falso (F) según corresponda: 
 ( ) El enlace iónico es la unión química formada por la atracción electrostática entre iones de carga opuesta.
 ( ) Entre los átomos que participan en el enlace iónico, existe una alta diferencia de electronegatividades, 
 generalmente ≥ a 1,7.
 ( ) Se trata de compuestos iónicos: NaBr, MgO, CaCℓ2 . 
 a) FVF 	 b) VVF c) VFV d) VVV e) FFV
 3. Sobre enlace iónico, colocar verdadero (V) o falso (F) 
 ( ) Son fuertes atracciones electrostáticas. 
 ( ) Generalmente los iones adquieren configuración de un gas noble. 
 ( ) Existe compartición de electrones.
 ( ) M+ ( X_ ) representa el diagrama de Lewis para el enlace entre átomos del grupo IA y VIIA-
 a) VVFV 	 b) VVVF 	c) FVFV 	d) VFFF 	 e) VFVF
4. Señale la secuencia correcta:
 ( ) En un enlace covalente puro cada átomo aporta igual cantidad de electrones al enlace.
( ) Un enlace covalente coordinado siempre presenta enlaces múltiples.
 ( ) La polaridad de un enlace covalente se define a través del número de enlaces que presenta la molécula.
 ( ) En un enlace covalente simple, la diferencia de electronegatividades de los átomos siempre debe ser cero.
 ( ) Moléculas homonucleares presentan enlace covalente polar.
 a) VVFVF b) VFFFF c) FVFVV d) VVFFV e) VFVFF 
 5. Señale la secuencia correcta :
 ( ) El enlace covalente es un tipo de fuerza intermolecular. 
 ( ) Los enlaces iónico y covalente son los únicos enlaces químicos.
 ( ) El enlace covalente es un tipo de enlace interatómico.
 ( ) Las moléculas se unen a través de fuerzas intermoleculares.
 a) VVFV 	b) VVVF 	 c) FFVF 	 d) FVFV e) FFVV
6. El número de enlaces covalentes múltiples, covalentes coordinados y pares de electrones no compartidos respectivamente del HNO3 es:
 a) 2; 4; 8 	 b) 2; 4; 7 c) 6; 2; 7 d) 4; 2; 9 e) 1; 1; 7 
7. Indique la correspondencia :
 I.- N2 ( ) Enlace covalente polar.
 II.- CH3I ( ) Enlace covalente simple.
III.- Cℓ2 ( ) Enlace covalente múltiple.
 a) II, III, I b) III, I, II c) II, I, III d) I, III, II e) I,II,III
8. Indique verdadero(V) o falso(F) según corresponda:
 ( ) En un enlace covalente múltiple, el enlace pi ( π ) es más estable que el enlace sigma (  ).
 ( ) En una molécula de H2CO3 existen 5 enlaces sigma () y, un enlace pi ( π ).
 ( ) El enlace pi ( π ) se efectúa entre orbitales atómicos “p” por encima y por debajo del eje internuclear.
 a) VVV 	 b) FVF 	 c) FFV 	 d) FVV e) FFF 
9.En el cloruro de amonio NH4Cℓ existen enlaces :
 a) Iónico y covalente polar. 			 b) Iónico y covalente apolar
 c) Iónico, coordinado y covalente normal 	d) Iónico y dativo.
 e) Iónico, covalente apolar y coordinado. 
10. Indique lo incorrecto:
 a) H2 ( enlace simple ) b) BeCℓ2 ( enlace iónico )
c) KCℓ ( enlace iónico ) d) SO2 ( enlace doble ) e) HCN ( enlace triple)
11. Respecto al enlace metálico y las propiedades de los metales, marque la secuencia correcta:
 ( ) Generalmente presenta puntos de ebullición altos.
 ( ) Son buenos conductores del calor y la electricidad.
 ( ) El enlace metálico se debe a los electrones de valencia deslocalizados.
 a) FVV 	 b) VVF 	 c) FFV 	 d) VFV 		e) VVV 
12. Determine que proposiciones son verdaderas (V) o falsas (F) :
 ( ) Las fuerzas de Van der Waals en ciertos casos son tan intensas como los enlaces químicos.
 ( ) Las fuerzas intermoleculares dipolo-dipolo y de dispersión de London son las llamadas fuerzas de Van der Waals.
 ( ) Las fuerzas de Van der Waals son de naturaleza eléctrica.
 a) VVV 	 b) VFV 	 c) VVF 	 d) FVV 	 e) FVF
13.Determine cuál(es) de las siguientes sustancias presenta enlace puente de hidrógeno:
 I. CH3CHO II. CH3OH III. CH3NH2 IV. CH3COCH3 
 a) Todos b) I y II c) I y IV d) III y IV e) II y III 
 
14. Identifique una molécula no polar, con enlaces no polares. ( Dato : O=8, B = 5; F = 9; N = 7 ; H = 1 )
 a) O3 b) CF4 c) BF3 d) NH3 e) N2 
15. Indique cuál de las siguientes moléculas presentan mayor número de formas resonantes.
 a) HNO3 b) H2SO4 c) NO2 d) TeO2 e) SO3 
16. Indique cuántos electrones de valencia se utilizan en total, al hacer la estructura de Lewis del compuesto CH2Cℓ2 .( Dato : Número de grupo: C = IVA ; H = IA; Cℓ = VIIA )
 a) 18 b) 20 c) 25 d) 30 e) 34
17. El enlace que se relaciona con la licuación del gas nitrógeno es:
a. Enlace metálico
b. Enlace covalente
c. Las fuerzas de London
d. Enlace iónico
e. Enlace puente de hidrógeno 
18. De las siguientes sustancias. ¿Cuántos son elementos y compuestos? y ¿Cuántos son moleculares e iónicas? O2; PH3; LiCl; SeO3; NH4OH; HCN(g); N2; KNO3
a. 2 elementos, 6 compuestos y 6 moleculares, 2 iónicas
b. 3 elementos, 5 compuestos y 4 moleculares, 4 iónicas
c. 2 elementos, 6 compuestos y 5 moleculares, 3 iónicas
d. 5 elementos, 3 compuestos y 1 moleculares, 7 iónicas
e. 6 elementos, 2 compuestos y 7 moleculares, 1 iónicas
19. Dadas las siguientes sustancias:
I. CO2 II. CH4 III. NH4OH IV AgNO3
¿Cuáles se consideran iónicas?
 a. I, II b. I, III c. III y IV d. I, II y III e. I, III y IV
 20. Indique la alternativa que contiene moléculas polares
I. CH4 II. CHCl3 III. PH3 IV. CS2 V. CH3COCH3
a). I y II b) I y III c)I , III y IV d) II , III y V e)Todas
21. Respecto al enlace puente de hidrógeno, indicar con (V) si es verdadero o (F) si es falso.
( ) Se da entre el H de una molécula y el F, O, N de otra molécula.
( ) El agua forma 4 enlaces puente de hidrógeno.
( ) El HCl presenta 2 enlaces puente de hidrógeno.
( ) El CH3OH presenta enlaces por puente de hidrógeno, pero el éter dietílico no.
a)VVVV b)VVFV c)VVFF d)VFFF e)FFFF
CLAVES:
1.d. 2.d. 3.c. 4.b. 5.e. 6.e. 7.a. 8.d. 9.c. 10.b. 11.e. 12.e 13.e. 14.e. 15.e. 16.b. 17.c. 18.c. 19.c. 20.d. 21.b. 
NOMENCLATURA Y FORMULACIÓN DE COMPUESTOS INORGÁNICOS
1. INTRODUCCIÓN
Existen alrededor de 100 000 sustancias inorgánicas, de las cuales muchas son usadas en forma cotidiana, en limpieza, como medicamentos, bebidas etc, Estas deben ser agrupadas de acuerdo a sus características comunes en familias de compuestos, con el objetivo de facilitar su estudio. Dichas familias constituyen las funciones químicas.
Una función química es un conjunto de compuestos con propiedades químicas semejantes en virtud a que se generan del mismo grupo funcional.
Se llama grupo funcional al átomo o grupo de átomos característicos de una función química y que determina sus propiedades. Ejemplo: La función hidróxido tiene el grupo funcional hidróxido (OH-): NaOH, Ca(OH)2, Al(OH)3 etc.
Las formulas químicas están formadas por el conjunto de símbolos de los elementos que constituyen el compuesto y por los subíndices, que expresan el número de átomos de cada elemento en la fórmula.
En la mayoría de las formulas se escribe primero la parte positiva, la cual puede ser un catión metálico, el catión ácido o un no metal poco electronegativo; la parte negativa se escribe después y puede estar formada por el anión oxido, hidróxido, peróxido, hidruro, uro, o un oxanión.
Escritura de Fórmula:
			A y B son especies químicas. +x, -y son los E.O. de A y B respectivamente.
Nota: Si x e y son múltiplos, se simplifican; salvo que se indique lo contrario. Cuando se combinan dos elementos el más electronegativo adquiere E.O. negativo y se ubicará al lado derecho de la fórmula.
Al nombrar se nombra primero la parte negativa y luego la positiva, solo en los ácidos se nombraprimero la parte positiva. 
Generalidades
Valencia. 
Es la capacidad de combinación que posee el átomo de un elemento para formar compuestos. Su valor es un número entero (sin signo); Generalmente nos indica el número de enlaces que puede realizar con otros átomos. 
Número de oxidación o Estado de Oxidación (E.O)
· Es la carga relativa real de cada IÓN, en un compuesto iónico.
· Es la carga relativa aparente que adquiere cada átomo, cuando se rompen hipotéticamente todos los enlaces, en sustancias covalentes.
· Su valor es entero o fraccionario con su respectivo signo.
 Ejemplo: En el metano (CH4) la valencia del carbono es 4 y el nº de oxidación es -4. En el cloroformo, CHCl3, la valencia del carbono es 4 y su nº de oxidación es +2.
Cuando el elemento gana electrones queda cargado negativamente E-q
Cuando el elemento pierde electrones queda cargado positivamente E+q
Cuando el elemento no gana ni pierde electrones queda neutro -----EO 
EJERCICIOS
1. Hallar la valencia de cada elemento presente en los sgts. Compuestos:
H2, N2, O2, H2O, HCl, MgCl2, PCl3, NH3, CO2
2. Hallar el estado de oxidación de cada elemento presentes en los sgts. Compuestos:
H2, N2, O2, H2O, HCl, MgCl2, PCl3, NH3, CO2
ESTADOS DE OXIDACIÓN DE LOS PRINCIPALES ELEMENTOS QUÍMICOS
METALES:
	+1
	+2
	+3
	+1, +2
	+1,+3
	+2, +3
	+2, +4
	+3, +4
	IA, Ag, 
	IIA, Zn, Cd
	Al, Ga, In, Sc, La 
	Cu, Hg2+2, Hg+2
	Au, Tl
	Fe, Co, Ni
	Sn, Pb, Pd, Pt, Zr, Po
	Ce
NO METALES:
	1
	+3
	+2, 4
	-4
	+1, 3, +5
	3, +5
	2, +4 +6
	1, +3, +5, +7
	-2
	-1
	H
	B
	C, Si
	Ge
	P
	As, Sb
	S, Se, Te
	Cl, Br, I, At
	O
	F
	N
	+1, +2 , +4 (E.O. neutro)
	 3 , +5
(No metal)
ANFOTEROS: Elementos metálicos que tienen comportamiento acido-básico.
	ELEMENTO
	E.O. (basico)
	E.O. (Acido)
	Bi
	+3
	+5
	Cr
	+2 , +3
	+6
	V
	+2 , +3
	+4 , +5
	Ir
	+2 , +3
	+4 , +6
	Mo
	+2, +3 
	+4, +5, +6
	Mn
	+2 , +3 
	+4 , +6 , +7
PRINCIPALES ANIONES 
 OXIANIONES
 (
ClO
1-
Hipoclorito
BrO
1-
Hipobromito
IO
1-
Hipoiodito
ClO
2
1-
 
Clorito
BrO
2
1-
Bromito
ClO
3
1-
 
Clorato
BrO
3
1-
Bromato
IO
3
1-
Iodato
MnO
4
2–
Manganato
ClO
4
1-
 
Perclorato
IO
4
1-
Periodato
MnO
4
1-
 
Permanganato
SO
3
2–
 
Sulfito
SeO
3
2–
Selenito
TeO
3
2–
 
Telurito
SO
4
2–
 
Sulfato
SeO
4
2–
Selenato
TeO
4
2–
 
Telurato CrO
4
2–
 Cromato
 MoO
4
2–
 Molibdato
S
2
O
3
2–
Tiosulfato
Cr
2
O
7
2– 
Dicromato
NO
2
1-
 
Nitrito
PO
2
1-
m-Fosfito
 AsO
2
1-
m-Arsenito
 As
2
O
5
4– 
p-Arsenito
 AsO
3
3–
o-Arsenito
NO
3
1-
Nitrato
PO
3
1-
m-Fosfato AsO
3
1-
m-Arseniato BiO
3
1-
m-Bismutato 
VO
3
1-
m-Vanadato
P
2
O
7
4–
p-Fosfato
 As
2
O
7
4–
p-Arseniato
V
2
O
7
4–
p-Vanadato
PO
4
3–
o-Fosfato
 AsO
4
3–
o-Arseniato BiO
4
3–
o-Bismutato 
VO
4
3– 
o-Vanadato
 CO
3
2–
 
Carbonato
 SiO
3
2– 
m-Silicato
SnO
2
2– 
Estannito
 H
CO
3
–
 Bicarbonato
 SiO
4
4– 
o-Silicato
SnO
4
4– 
Estannato
 
BO
2
1-
 m-Borato
AlO
2
1-
m-Aluminato
BO
3
3–
 o-Borato
AlO
3
3–
o-Aluminato
BeO
2
2–
 Berilato
 ZnO
2
2–
Zincato
)	
		
CATIONES NO METALICOS	H+ Ácido		 NH4+	Amonio
ANIONES QUE GENERAN FUNCIONES QUIMICAS
	H1- Hidruro		 O2–	Oxido		 		OH-	Hidróxido	
 ANIONES URO
	F1-	Fluoruro	 Cl1–	Cloruro 	 Br1-	Bromuro	 I1-		Ioduro
				 S2– 	Sulfuro	 Se2–	Seleniuro 	 Te2–		Telururo
.
1) REGLAS PARA ASIGNAR ESTADOS DE OXIDACIÓN A LOS ÁTOMOS.
a) Los elementos en su estado libre ( no enlazados químicamente a otro u otros átomos ), tienen EO igual a cero ( 0 ). Ejemplos :
He0 ; ; ; ; , , , 
b) Todos los metales alcalinos tienen un E.O. de 1+ y todos los metales alcalinotérreos tienen un E.O. de 2+ en sus compuestos. El aluminio (Al) tiene un E.O. de 3+ en todos sus compuestos. Ejemplos
1+ 1+ 2+ 2+ 3+ 3+
K2CrO4 ; Na2CO3 ; CaSO4 ; Mg(NO3)2 ; Al2O3 ; Al2(SO3)3, AlO2-
c) En todo ion o en todo compuesto que no sea hidruro, el hidrógeno tiene EO igual a 1 +. Ejemplos :
 1+ 1+ 1+ 1+ 1+ 1+ 1+
 [NH4] 1+ , [HCO3] 1- , H2O , H2SO4 , PH3 , NH3 , HNO3 
 		Hidrógeno enlazado con metales en compuestos binarios (hidruro) su E.O. es igual a 1 -. Ejemplos:
	 1- 1- 1- 
	 LiH , NaH , CaH2 ,
d) En todo ión o en todo compuesto que no sea peróxido (-1) o superóxido (-1/2) o OF2 (+2), el oxígeno tiene EO igual a -2 . Ejemplos
 2- 2- 2- 
[ NO3]1- , [ ClO] 1- , H2CO3 , , , , Excepto en:(Peróxido).
e) La suma de los EO de todos los átomos que forman un compuesto es igual a cero ( 0 ). 
	 
 ( E.O. )compuesto = 0
	Ejemplo: Determine el E.O. del cromo en K2Cr2O7:
Aplicando las reglas (b) , (d) y (e).
1+ X 2-
K2 Cr2 O7 2(1+) + 2 X + 7(-2) = 0, Resolviendo: 2X = +12 ; Por lo que: X = +6 
		Ejemplo: Determine el E.O. del carbono en C5H12
		Aplicando las reglas (c) y (e) :	
		X 1+
 C5 H12 		5X + 12 = 0; X = -12/5
f) La suma de los EO de todos los átomos que forman un ion es igual a la carga neta del ion.
 ( E.O. ) ion = carga neta del ion
Ejemplos: 
Calcular el estado de : 
a) Del Mn en [ MnO4] - b) Del fósforo en [ PO4]3- c) Del Nitrógeno en [ NH4] 1+ 
 X 2- X 2- X 1+
[ Mn O4] – 	 [ P O4] 3-		 [ N H4] 1+ 
X – 8 = -1			 X – 8 = -3			 X + 4 = + 1	
X = + 7			X = + 5		 X = -3
NOMENCLATURA DE IONES
I. Cationes:
 MONOATÓMICOS
1. Cuando los elementos metálicos dan sólo un catión; se nombra al metal precedido de la palabra ión: 
Na1+ ión sodio
Ca2+ ión calcio
Con elemento no metálico H1+ ión hidrógeno ó ión ácido
2. Cuando los elementos metálicos dan 2 cationes; se usa el sistema de sufijos:"oso e ico" ejemplo: 
Cu1+ ión cuproso (oso para el menor E.O)
Cu2+ ión cúprico (ico para el mayor E.O.)
3. También se utiliza el sistema STOCK, en el que el estado de oxidación se indica con números romanos.
Ejemplo: 	Fe2+ ion hierro (II)
		Fe3+ ion hierro (III)
Cationes Poliatómicos: Tienen nombres particulares
NH4+ : Ión amonio
PH4+ : Ión fosfonio
AsH4+ : Ión arsonio
SbH4+ : Ión estibonio
H3O+ : Ión hidronio
NO2+ : Ión nitronio
SbO+ : Ión antimónilo (III)
II. Aniones
 Monoatómicos : Aniones “URO”, Oxido e Hidruro
Nombre del elemento no metálico con terminación "uro" a excepción del O2-. 
Cl1- ión cloruro	 O 2- ión óxido	N3- ión nitruro 	C4- ión carburo
Br1- ión bromuro	 H 1- ión hidruro 	P3- ión fosfuro
 Poliatómicos
a. Simple: Tienen nombres no sistemáticos. Ejemplo:
CN1- 	ión cianuro			CNS1- ión tiocianato ó sulfocianuro
OH1- 	ión hidróxido			CNO1- ión cianato
 ión peróxido			HS1- ión sulfuro ácido ó bisulfuro
b. Oxianiones
Se nombra la raíz del elemento principal seguido del sufijo "ito" para el menor E.O. y "ato" para el mayor E.O. en caso de más de dos E.O. usar prefijos: "Hipo" para el menor E.O. seguido del sufijo ito y "per" para el mayor E.O. con su sufijo ato.
ClO1- ión hipoclorito		
	ClO21- ión clorito		 ión nitrito 
	ClO31- ión clorato ión nitrato 
	ClO41- ión perclorato	
c. Existen también los "tio oxianiones", en los cuales la palabra tio indica presencia de azufre el cual a reemplazado a uno de los átomos de oxigeno del oxianión
 ión Tio sulfato			 ión Tio sulfito
d. Aniones Ternarios, son los derivados de los ácidos oxácidos
Ejm :
	HCO31-	: ión hidrógeno carbonato o ión bicarbonato o ión carbonato ácido
		HSO41- 	: ión hidrógeno Sulfato o ión bisulfato o ión sulfato ácido
		H2PO41- : ión dihidrógeno fosfato o fosfatodiácido.
EJERCICIOS
1. En el H2C y NH3 determine la valencia y el E.O. del H, O, N respectivamentea) 1, 2, 3 y +1, -2, -3		b) 0, -2, +3 y -1, +2, -3	c) -1, -2, -3 y -1, +2, +3
d) 2,0, 1 y -1, 0, +3			e) 1, 0, 2 y 1, +2, -3
2. ¿Cuál es el E.O. del azufre en los siguientes compuestos: H2S, SO3, Na2SO4 , Na2S4O6 , S8 ?
a) +2, +3, +4, +5, +8		b) -2, +3, +6, +2, +8		c) -2, +6, -4, +2.5, +0
d) +2, -6, -6, -2.5, 0		e) -2, +6, +6, +2.5, 0
3. De los siguientes elementos indique cuáles pueden ser cationes monoatómicos y cuales aniones monoatómicos: S, Br, Bi, Mg, P, Cr
a) Bi, Mg, Cr y S, Br, P
b) S, Br, P y Bi, Mg, Cr
c) Bi, S, Br y Mg, P, Cr
d) Mg, P, Cr y Bi, S, Br
e) P, Be, Mg y S, Br, Cr
4. Indique el estado de oxidación del elemento principal en cada uno de los siguientes cationes
1. SbO+1 2. NH4+ 3. (CaH)+1 4. H3O+
a) +5, +3, +2, +1	b) +3, -3, 0, +1	c) +2, +3, -3, +2 d) -2, +2, +3, -3 e) +3, -3, +2, -2
I. DAR EL NOMBRE A LOS SIGUIENTES IONES, EN EL SISTEMA DE SUFIJOS, IUPAQ Y STOCK
1. Fe+3 ..............................................
 ..............................................
2. Al+3 ..............................................
 ..............................................
3. Sn+2 ..............................................
 ..............................................
4. Ba+2 ..............................................
 ..............................................
5. I-1 ..............................................
 ..............................................
6. S-2 ..............................................
 ..............................................
7. NH4+1 ..............................................
 ..............................................
8. O-2 ..............................................
 ..............................................
II. ELABORA LOS SIGUIENTES IONES
1. Ión calcio ...............................
2. Ión cloruro .............................
3. Ión sodio ...............................
4. Ión cianuro .............................
5. Ión Hidróxido .....................
6. Ión seleniuro .................................
7. Ión cobaltico ..............................
8. Ión cobalto(II) ...................................
III. Elabora los siguientes oxaniones
1. Sulfato
2. Carbonato
3. Hipoclorito
4. Bromato
5. Perclorato
6. Nitrito
7. Estannito
8. Cromato
9. Permanganato
10. Tiosulfato
11. Carbonato acido (bicarbonato)
12. Pirofosfato
13. Ortofosfato
FUNCIONES QUÍMICAS
OXIDOS:
Óxidos Metálicos:
Es una combinación binaria del oxígeno con un elemento metálico. Estos emplean uno o dos estados de oxidación. Son los óxidos propiamente dichos. La fórmula se escribe:		
CATIÓN METÁLICO + IÓN ÓXIDO (O2-) OXIDO METALICO……….formulación
Formulación: 
 	 		Ex+ + O2- E2Ox	(Si x es par se simplifican)
	Ejm: Na2 O	: Óxido de Sodio		
Ca O 	: Óxido de Calcio		
Fe O	: Óxido ferroso ú óxido de hierro (II)
Cu O 	: Óxido cúprico ú óxido de Cobre (II)
	
	Sist sufijos
	Sist stock
	Sist IUPAC
	Común
	Fe2O3
	Óxido ferrico
	óxido de hierro (III)
	Trioxido de dihierro
	Hematita
a) OXIDOS BÁSICOS: ÓXIDO BÁSICO + AGUA HIDRÓXIDO
Ejemplo: Na2O, CaO, Al2O3
b) OXIDOS NEUTROS: Llamados así porque no reaccionan con el agua. Ejemplo: CuO, PbO
 c) ÓXIDOS ANFÓTEROS.- Se comportan como óxidos básicos y óxidos ácidos, entre estos tenemos: 
Al2O3, BeO, ZnO, Cr2O3, PbO2, SnO2 entre otros.
ZnO + 2H+ (ac) Zn2+ + H2O
ZnO + 2OH- + H2O Zn(OH)42-
d) ÓXIDOS DOBLES: Tienen la estructura M3O4, en donde el metal tiene E.O.:+2,+3 o+2, +4. Ejm: 			Fe3O4 		Oxido doble ferroso-férrico
 		 Oxido salino de hierro
		 Tetroxido de trihierro
 Magnetita o Imán natural
Óxidos no metálicos:
Se originan cuando los no metales se combinan con el oxígeno, excepto un gas noble. Estos emplean en algunos casos hasta cuatro estados de oxidación.La fórmula se escribe:		
NO METÁL + IÓN ÓXIDO (O2-) OXIDO NO METALICO……formulación
a) OXIDOS ACIDOS
OXIDO ACIDO (anhídrido) + AGUA ACIDO OXACIDO……reacción
Nomenclatura Clásica: 
Se utiliza los siguientes prefijos y sufijos de acuerdo a los estados de oxidación que tienen los elementos; anteponiendo la palabra anhídrido según sea el caso.
	
Nombre
	1º E.O.
	2º E.O.
	3º E.O.
	4º E.O.
	Hipo..oso
	
	
	
	
	 ... oso
	
	
	
	
	 … ico
	
	
	
	
	Per .. ico
	
	
	
	
Ejemplo 
							SISTEMA DE SUFIJOS IUPAC
B+3 O-2 B2 O3 		Anhídrido Bórico 			trioxido de diboro
 
MOLÉCULAS
PRINCIPALES ANHIDRIDOS
 Cl2OAnh. Hipocloroso	 Br2O	Anh. Hipobromoso
	 	 I2O5	Anh. Iódico 
 	 Cl2O7 Anh. Perclórico		 Br2O7	Anh. Perbrómico
	SO2	Anh. Sulfuroso 	 SeO2	Anh. Selenioso	TeO2 	Anh. Teluroso
	SO3	Anh. Sulfúrico		SeO3	Anh. Selénico	TeO3 	Anh. Telúrico
	N2O3	Anh. Nitroso		P4O6	Anh. Fosforoso	As4O6 	Anh. Arsenioso
	N2O5	Anh. Nítrico		P4O10	Anh. Fosfórico	As4O10	Anh. Arsénico
	
CO2	Anh. Carbónico		SiO2	 Anh. Silícico
	B2O3	Anh. Bórico
a) OXIDOS NEUTROS:
Llamados así porque no reaccionan con el agua. Para nombrarlos se emplea la nomenclatura sistemática de prefijos, que indica el número de átomos en la fórmula. Ejemplo: N2O (oxido nitroso o gas hilarante), NO (oxido nítrico), NO2 (dióxido de nitrógeno), OF2, CO (monóxido de carbono),
			Cl O2	=	Dióxido de Cloro
			Br2 O8	=	Octóxido de dibromo
			N2 O	=	Monóxido de dinitrógeno
			NO	=	Monóxido de nitrógeno
 
HIDRÓXIDOS (BASES):
Compuestos ternarios que se caracterizan por la presencia del grupo OH- (hidroxilo u oxidrilo). Los hidróxidos se forman de la hidratación de los óxidos básicos.
 
 ÓXIDO BÁSICO + AGUA HIDRÓXIDO -----Reacción
METAL (IA, IIA) + AGUA HIDROXIDO + HIDROGENO……….. formulación
	
	Sist sufijos
	Sist stock
	Sist IUPAC
	Fe(OH)2
	Hidróxido ferroso
	Hidróxido de hierro(II)
	Dihidróxido de hierro SE
Hidróxido de hierro(II) SF
Ejm: Na OH : Hidróxido de sodio	
		 Mg(OH)2 : Hidróxido de magnesio 
Fe(OH)2 = Hidróxido ferroso ó Hidróxido de hierro(II)
 		 Ni(OH)3 = Hidróxido niquélico ó Hidróxido de níquel(III)
COMPUESTOS DEL HIDROGENO:
Hidruros:
El elemento químico es un metal. Grupo A o B. E.O. (H) = -1. El metal actúa con su principal estado de oxidación. 
	Formulación: M+x + H -1 MHx
			Hidruro
	Clásica
	Stock (solo si > 1EO)
	IUPAC
	FeH3 
	Hidruro Férrico
	Hidruro de hierro (III)
	Trihidruro de hierro
Nótese que cuando se trata de elementos metálicos que tienen más de un E.O. es obligatorio poner el mismo en romanos dentro de paréntesis (Nomenclatura Stock). Ejm:
NaH	:	Hidruro de Sodio	 
Ca H2	:	Hidruro de Calcio	 
PbH4	: 	Hidruro de plomo (IV) ó Tetrahidruro de plomo
	 CuH2	: 	Hidruro de Cobre (II) ó Dihidruro de Cobre
Hidrógeno y No Metal:	
El elemento químico es un no metal del Grupo del IIIA a VIIA E.O. (H) = +1
a) H con F, Cl, Br, I, S, Se, Te (Ácido puro)
 HF (g) : Fluoruro de hidrógeno
 H Cl(g) : Cloruro de hidrógeno
 H2S(g) : Sulfuro de hidrogeno
Compuestos especiales: (Grupos IIIA al VA)
	 
	Fórmula
	Nomenclatura
	Fórmula
	Nomenclatura
	BH3
	Borano
	N2H4
	Hidrazina
	CH4
	Metano
	PH3
	Fosfina o fosfamina
	SiH4
	Silano (monosilano)
	AsH3
	Arsina o Arsenamina
	GeH4
	Germano
	SbH3
	Estibina o estibamina
	NH3
	Amoniaco
	B2H6
	Diborano
ÁCIDOS:	
Son compuestos covalentes que pueden ser binarios o ternarios principalmente, sus propiedades acidas se intensifican en solución acuosa, debido al aumento de los iones hidrogeno libres, sus soluciones acuosas son incoloras con la fenolftaleina, siendo agrias al gusto.
Ácidos hidrácidos: 
Son compuestos binarios cuyos componentes son el hidrogeno y un no metal de los grupos VIA o VIIA a excepción del oxigeno. Tienen comportamiento iónico en solución acuosa.