Quimica general e inorgánica

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La química es una ciencia que está presente 
en nuestra vida cotidiana “nos acompaña” en 
todas las actividades que realizamos
Definición
Se define como el estudio de la materia, los 
cambios que ella experimenta y las 
variaciones de energía que acompañan a 
estos cambios
 
 
¿Por qué tengo que estudiar química? 
Porque…. ¡todo es química!... No importa donde mires, la química nos rodea. Durante el proceso de 
fabricación de todo objeto de nuestra vida cotidiana intervino la química. Incluso tu propio cuerpo no 
escapa de ella, ya que tus propias células, unidades anatomo-funcionales de la vida, son en definitiva 
un conjunto de átomos y moléculas. 
 
La química y la salud… 
La química nos proporciona los medicamentos, vacunas y antibióticos que nos curan y protegen de las 
enfermedades. A ellos les debemos uno de cada cinco años de nuestras vidas, y gracias a ellos 
podemos vivir cada vez en mejores condiciones hasta edades más avanzadas. 
 
Desde un punto de vista estricto, se define a la química como la ciencia que describe la materia, sus 
propiedades físicas y químicas, los cambios que exp erimentan y las variaciones de energía que 
acompañan a estos fenómenos . 
Es decir, tiene como objetivo el estudio de las sustancias, sus estructuras, las reacciones que se 
producen entre ellas y las leyes que rigen dichas reacciones. 
Cuando nos referimos a “fenómenos”, la ciencia los define como todo cambio o modificación que ocurre 
en el medio que nos rodea. Para poder estudiarlos, se los clasifica en físicos, químicos y biológicos: 
 
Nuestro aprendizaje comienza con el CONCEPTO DE MATERIA , es todo aquello que posee masa, 
ocupa un lugar en el espacio e impresiona nuestros sentidos. 
2 
 
 
Podemos dar como ejemplo un banco, una goma, un lápiz, etc. Pero también puede ser el oxígeno que 
respiramos o el agua que bebemos, ya que la materia puede presentarse en cualquiera de los tres 
estados físicos de agregación: sólido, líquido y gaseoso. 
Otro concepto importante es SUSTANCIA , es la forma o calidad con la que se presenta la materia. 
Cuando hablamos de sustancia la definimos como la clase de materia que constituye un cuerpo. 
Un mismo cuerpo puede estar formado por distintas sustancias. Como fue mencionado previamente, las 
sustancias se diferencian entre sí, por sus propiedades. 
Las sustancias, a su vez pueden ser clasificarse en simples o compuestas: 
 
 
-SUSTANCIA SIMPLE : es aquella que está formada por átomos iguales. Pueden ser elementos (Na, Fe, 
Au, Ag) o moléculas poli atómicas del mismo átomo ( H2, O2 , O3, N2, Cl2 , Br2, I2, S8, P4 ). 
 
-SUSTANCIA COMPUESTA : es aquella que está formada por combinación de dos o más átomos 
diferentes (H2O, HCl, H2SO4, NaCl). 
 
PROPIEDADES DE LA MATERIA
Propiedades Extensivas: Depende de la cantidad 
de materia considerada: Volumen, Longitud, Masa, 
Peso.
Propiedades Intensivas: No depende de la cantidad 
de materia: Densidad, Color, Textura, Sabor, 
Punto de Ebullición, Punto de Fusión
 
 
 
 
3 
Transformaciones de la materia
Transformaciones físicas: modifican algunas 
propiedades de la materia pero no su 
composición química, es decir que las 
sustancias no se transforman en otras.
Por ejemplo : cortar un papel en pedacitos
Transformaciones químicas o reacciones:
provocan una modificación en la composición 
química de la sustancia, dando lugar a la
formación de otra diferente.
Por ejemplo: quemar ese papel
 
 
 
ESTADOS DE AGREGACION DE LA 
MATERIA
SOLIDO
LIQUIDO
GASEOSO
 
 
4 
 
 
SISTEMAS MATERIALES
Porción de materia que se aísla, real o 
imaginariamente, para su estudio.
Formada por 1 o más componentes.
 
 
 
5 
SISTEMAS HOMOGÉNEOS Y 
HETEROGÉNEOS
Sistemas 
homogéneos :
son aquellos que 
presentan las mismas 
propiedades 
en todos los
puntos de 
su masa. 
Por ej: agua
Sistemas 
heterogéneos : 
presentan distintas 
propiedades por lo 
menos en dos 
puntos de su 
masa.
Por ej: 
aceite y 
agua. 
 
 
Fases y componentes de un sistema
Fase (f) : es toda porción homogénea dentro de 
un sistema heterogéneo, separada de otra por 
una superficie límite llamada interfase. Los 
sistemas homogéneos están constituidos por 
una fase y los heterogéneos por dos o más.
Componente (n) : es la sustancia que constituye 
un sistema. Tanto para homogéneos como 
para heterogéneos, el número de 
componentes puede ser igual o mayor que 1.
 
 
6 
Soluciones
Son mezclas homogéneas ( una sola fase ), que 
contienen una o más tipos de sustancias 
llamadas SOLUTO Y SOLVENTE , que se 
mezclan en proporciones variables sin cambio 
alguno en su composición, o sea, no hay 
reacción química.
 
SISTEMAS HETEROGENEOS
• Están formados por dos o más fases, por lo 
tanto las propiedades intensivas son 
diferentes en distintos puntos de su masa.
• Se distinguen las fases 
a simple vista.
 
 
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Ejercicios:
• Tipo de sistema y número de fases y componentes:
• Azufre y limaduras de hierro
• Aceite y vinagre
• Azúcar totalmente disuelta en agua
• Agua con limaduras de hierro
• Arena, aserrín y clavos
• Ensalada de tomate y lechuga
• Agua con sal
• Mayonesa
 
ÁTOMOS Y MOLÉCULAS 
 
• Una MOLÉCULA es la porción más pequeña de materia que puede existir libre y conservar las 
propiedades de dicha materia (sustancia). La molécula es aún divisible, pero en esas circunstancias 
la materia pierde sus propiedades 
 
 
En azul , están representados los átomos de hidrógeno, y en rojo el átomo de oxígeno. 
 
Si se lograra romper la molécula de agua solo obtendríamos los tres átomos aislados. 
La molécula ya no es tal y sus átomos poseen propiedades que difieren de la del agua. 
Por ejemplo, sin ir más lejos, el estado de agregación del hidrógeno y del oxígeno atómico es gaseoso 
en lugar de líquido como es en el caso del agua (a temperatura ambiente). 
 
En la presente introducción hemos mencionado varias veces la palabra átomo. 
Un ÁTOMO es la menor porción de materia que posee propiedades específicas (identidad química), así 
como es la célula a nivel biológico como unidad estructural y funcional de todo ser vivo. 
Es decir, se considera la unidad estructural de la materia . 
 
8 
Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos; los átomos de elementos diferentes, son 
diferentes, y tienen propiedades distintas. Los átomos están constituidos por un núcleo central y 
electrones (e-), de carga negativa, que giran alrededor de él. 
A su vez el núcleo está formado por protones, de carga positiva (p+), y neutrones (n0), que no poseen 
carga. El átomo es neutro, por lo tanto el número de protones es igual al número de electrones 
 
MODELOS ATÓMICOS 
 
 
Si tomamos como ejemplo a un átomo de C12 (carbono) observaremos seis electrones en los niveles 
energéticos u órbitas y en el núcleo seis protones y neutrones. Es decir que la carga neta de un átomo 
es neutra ya que el número de electrones es igual al de protones, independientemente del número de 
neutrones (no poseen carga). En la tabla se encuentran las partículas subatómicas y sus características 
básicas. 
9 
 
Z (número atómico) = número de p+ 
 
Z (número atómico) = número de p+ = número de e- =0 (neutro). 
Partículas subatómicas:
� Protón ( p+) carga positiva
�Neutrón ( nº) carga nula
�Electrón (e-) carga negativa
 
 
Cada elemento químico está caracterizado por el número de protones que tienen sus átomos. Este 
número se denomina número atómico y se representa con la letra Z. Como indica la cantidad de 
protones, podemos decir que es idéntica a la cantidad de electrones ya que el átomo es neutro. Por 
ejemplo, el átomo de sodio posee un Z=11, por lo tanto posee 11 protones en el núcleo y 11 electrones 
en sus órbitas (niveles energéticos). 
� Nº entero
�A= protones + neutrones
� Nº entero
�Z= protones=electrones
�Todo átomo es 
eléctricamente 
neutro
• NUMERO MASICO A � NUMERO ATOMICO Z
 
Cada átomo de los distintos elementosdifieren entre sí por el número de protones que posee en el 
núcleo. Al número de protones de un átomo se lo denomina número atómico y se representa con la 
letra Z. 
 
 
Un átomo al estado neutro posee la misma cantidad de protones que de electrones. 
10 
A (número másico) = número de p+ + número de n 0 
En general la masa de un átomo es aproximadamente la masa del núcleo, pues la masa de los 
electrones se considera prácticamente insignificante con respecto a la masa de los protones. 
Sin embargo, en el núcleo no solo están presentes los protones. No debemos olvidarnos de los 
neutrones. La masa del núcleo está representada por el número másico o masa atómica (A), e indica la 
cantidad de protones más la cantidad de neutrones presentes en el núcleo. Por ejemplo, el átomo de 
sodio posee un A=23, es decir que posee 11 protones (Z) y 12 neutrones. 
 
Conociendo el Z y el A de un elemento podemos conoc er el número de neutrones (A-Z). Estos 
valores se encuentran representados en la tabla periódica. En la tabla periódica encontramos los 
elementos químicos que forman la materia. Es decir, son los distintos tipos de átomos y cada uno de 
ellos se representa mediante un símbolo universal 
 
El número másico, es un número entero que indica la cantidad de protones y neutrones del núcleo, y 
está directamente relacionado con la masa del átomo. Se representa con la letra A. 
 
Si A es la cantidad de protones y neutrones del núcleo atómico: A = Z + número de n0 Entonces 
podemos decir: Número de n 0 = A – Z 
• Todos los átomos de un elemento dado son idénticos; los átomos de un elemento diferente 
tienen propiedades distintas. 
• Los átomos no se crean ni se destruyen en las reacciones químicas. 
• Se forman compuestos cuando se combinan átomos de más de un elemento, un compuesto 
dado siempre tiene el mismo número relativo y clase de átomos. 
 
11 
Veamos unos ejemplos:
A=46 A= 18 
Z=15 Z= 7
p+= ? p+=?
e- = ? e-=?
nº= ? nº= ?
A= 33 p+= 14
p+= 12 nº= 7
Z= ? A= ?
e-= ? Z= ?
nº= ? e-=?
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Distribución electrónica
• Niveles de energía
• Subniveles de energía
• Orbitales moleculares
• Spin
_______________________________
• NUMEROS CUANTICOS
MODELO ATOMICO ACTUAL
Nube electrónica
 
 
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Al nivel de energía principal que ocupa un electrón se lo llama:
Número cuántico principal (n) : 1,2,3,4,etc o K,L,M ,etc
NUMERO CUANTICO PRINCIPAL n
 
 
NUMERO CUANTICO SECUNDARIO L
• Indica subnivel donde podemos encontrar al 
e-
• Se nombran con números o letras: s,p,d,f,g
• El número de 
Subniveles es igual
Al valor de n
 
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NUMERO CUANTICO MAGNETICO m
• Indica los orbitales dentro de cada subnivel 
donde puede encontrarse en e-
• En cada orbital caben 2e-
• s= 1 orbital:0
• p= 3 orbitales: -1,0,1
• d= 5 orbitales: -2,-1,0,1,2
• f= 7 orbitales: -3,-2,-1,0,1,2,3
 
s
p
d
f
14 
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NUMERO CUANTICO SPIN ms
• Indica el sentido de rotación del e- en torno a 
su eje
• 2 posibles sentidos : 
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CONFIGURACION ELECTRONICA DE UN ATOMO
DESCRIPCION DE LA UBICACIÓN DE LOS ELECTRONES EN UN ATOMO
Configuración Electrónica
• Forma en la que se distribuyen los e- en los 
orbitales de un átomo en su estado fundamental.
• Principios:
• *Principio de mínima energía: Los e- ocupan los 
orbitales en orden creciente de energía (desde el 
más cercano al núcleo).
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* Principio de exclusión de Pauli:
Cada orbital acepta 2 e- como máximo, con 
spines contrarios (Spin: giro del e-)-
* Regla de Hund: 
• Un orbital no debe completarse hasta que no 
haya un e- en todos los orbitales del subnivel.
TA 
 
 
 
 
 
TABLA PERIÓDICA 
 
18 
Muchos de los elementos químicos que conocemos hoy ya los eran desde la prehistoria, como el oro, el 
mercurio y el hierro. Otros elementos, si bien no han sido aislados en la naturaleza, a través de 
complejos cálculos que han realizado los científicos, ocupan un lugar en la clasificación de los 
elementos. En el siglo XIX, el químico ruso Dimitri Mendeléiev y el químico alemán Lotha Meyer 
propusieron cada uno por separado una tabulación de los elementos basada en la recurrencia periódica 
de las propiedades. 
ELEMENTO QUIMICO
• ES UN ATOMO CON CARACTERISTICAS FISICAS 
UNICAS
• NO SE PUEDEN DESCOMPONER EN OTRAS MÁS 
SIMPLES MEDIANTES CAMBIOS QUÍMICOS.
• TODOS LOS ELEMENTOS EXISTENTES EN LA 
NATURALEZA ESTAN ORGANIZADOS EN LA TABLA 
PERIODICA
• DE LA COMBINACION DE LOS ELEMENTOS SE 
ORIGINAN TODAS LAS SUSTANCIAS ORGANICAS E 
INORGANICAS QUE EXISTEN EN EL UNIVERSO
 
 
HISTORIA 
 
 
 
Así la Tabla Periódica actual es un sistema donde se clasifican los elementos conocidos hasta la fecha. 
Se colocan de izquierda a derecha y de arriba a aba jo en orden creciente de sus números 
atómicos. 
Los elementos están ordenados en 7 hileras horizontales llamadas PERIODOS, y en 18 columnas 
verticales llamadas GRUPOS. 
GRUPOS: hay 18 grupos en la Tabla Periódica estándar, de los cuales diez son grupos cortos y los 
ocho restantes grupos largos, que muchos de estos grupos correspondan a conocidas familias de 
elementos químicos: la tabla periódica se ideó para ordenar estas familias de una forma coherente y 
fácil de ver. Todos los elementos que pertenecen a un grupo tienen el mismo número de electrones 
en la última capa , y por ello, tienen propiedades similares entre sí. 
 
PERÍODOS: las filas horizontales de la tabla periódica son llamadas períodos. El número de niveles 
energéticos de un átomo determina el periodo al que pertenece. Cada nivel está dividido en 
distintos subniveles, que conforme aumenta su número atómico se van llenando en este orden: 
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Siguiendo esa norma, cada elemento se coloca según su configuración electrónica y da forma a la 
Tabla Periódica. 
 
 
En la Tabla Periódica encontramos diferentes tipos de elementos que se clasifican en: 
 
• REPRESENTATIVOS: son aquellos grupos que van del 1-2 y del 13 al 17 en la Tabla Periódica. 
Encontramos Metales Alcalinos: que corresponden al Grupo I. -Metales Alcalinotérreos: que 
corresponden al Grupo II. -Halógenos: que corresponden al Grupo VII.- Gases nobles: que 
corresponden al grupo VIII. 
• TRANSICIÓN: son aquellos que se ubican entre los Grupos II y III. 
• TRANSICIÓN INTERNA : son los denominados Lantánidos y Actínidos. Estos son elementos de 
características particulares, pues muchos de ellos son radiactivos y otros son “creados” 
artificialmente. 
20 
El hidrógeno por sus características particulares, no tiene un lugar determinado en la Tabla Periódica. 
Así lo podemos hallar encabezando el Grupo I, el Grupo IV o en el centro de la Tabla Periódica. 
Como mencionamos previamente, los electrones de los niveles más externos determinar en gran 
medida las propiedades químicas de los elementos. Por ejemplo determina el número de oxidación. 
 
Metales: 
✓ La estructura cristalina de los metales y aleaciones explica bastante una de sus propiedades 
físicas. 
✓ Buenos conductores del calor y la electricidad. 
✓ Alto punto de ebullición. 
✓ Tiene brillo metálico. 
✓ Son maleables. 
✓ Sólidos a temperatura ambiente ( salvo el Mercurio) 
✓ Tienden a perder electrones. 
 
No Metales: 
✓ Malos conductores del calor y la electricidad. 
✓ Pueden ser sólidos( azufre), líquidos ( bromo) o gases ( cloro). 
✓ Bajo punto de ebullición. 
✓ No pueden brillar. 
✓ Se encuentran en forma diatómica O2, N2, Cl2, F2, Br2, H2 
✓ Tienden a ganar electrones. 
 
 
 
 
El número de oxidación o estado de oxidación de un elemento en una especie química 
Es el número de electrones que un átomo, de dicho elemento, pierde o gana (de acuerdo a su 
21 
electronegatividad) en la unión química para formar la especie o sustancia. 
Electronegatividad:
Capacidad de un átomo de atraer con más 
fuerza y por más tiempo el par de electrones 
compartidos en una unión.
El elemento más electronegativo es el Fluor
 
 
22 
 
 
1- Con ayuda de tu Tabla Periódica, COMPLETA EL SIGUIENTE CUADRO 
 
NOMBRE SIMBOLO GRUPO PERIODO METAL/NO 
METAL 
A Z N° 
neutrones 
(A-z) 
Potasio 
 Ba 
 VIIA 5 
 16 
Platino 
 Si 
 33 
 Au 
 Cr 
 15 
 
2- Para cada uno de los elementos siguientes, escribe su símbolo químico, localízalo, en la tabla 
periódica, e indica si es un no metal, un metaloide o un metal: 
 
Elemento Símbolo Periodo Grupo Familia Carácter 
Plata 
Helio 
Fósforo 
Cadmio 
 
3- Completa el siguiente gráfico DEL ÁTOMO 
indicando: 
 
¿Qué es? 
Nombre de cada elemento señalado por una flecha 
Descripción breve de ese elemento 
Donde está ubicado cada elemento señalado 
 
 
4- Responde verdadero o falso 
 
Los electrones son partículas con carga positiva 
El número másico es la suma de protones y electrones 
Un átomo al estado neutro tiene la misma cantidad de p+ y e- 
Los electrones poseen una masa que se considera despreciable 
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UNIONES QUIMICAS 
Las uniones químicas , también llamadas enlaces químicos , son los mecanismos que 
interpretan la unión de los átomos que integran las moléculas. 
En las uniones atómicas existe ganancia, pérdida o se comparten electrones para formar moléculas 
y adquirir estabilidad. 
Los electrones que participan en el enlace son los del último nivel de energía de cada átomo, 
llamados también electrones de valencia. 
 
• Símbolos o diagramas de Lewis y la regla del octeto 
 
El número de electrones de valencia de cualquier elemento, es el mismo que el número de grupo en 
el que está el elemento en la tabla periódica. Los electrones de valencia son los que residen en la capa 
electrónica exterior parcialmente ocupada de un átomo. 
Los símbolos de electrón-punto (llamados también símbolos de Lewis), son una forma útil de mostrar 
los electrones de valencia de un elemento. El símbolo de electrón–punto para un elemento consiste en 
el símbolo químico del elemento más un punto por cada electrón de valencia (para ejemplos ver cuadro 
siguiente). 
Los puntos se colocan en los cuatro lados del símbolo atómico: arriba, abajo, a la derecha y a la 
izquierda; cada lado puede dar cabida a dos electrones como máximo. 
 
Símbolos de electrón -punto 
Elemento Electrones de 
valencia 
Símbolo de electrón-punto 
Li 1 Li 
Be 2 Be 
B 3 
 
 
B 
 
C 
 
4 
 
 
C 
N 5 
 
 
N 
 
O 
 
6 
 
 
O 
F 7 
 
 
F 
 
Ne 
 
8 
 
 
Ne 
 
 
 
Representá el símbolo del electrón-punto de: Sodio, Bario, Aluminio, Silicio, Fósforo, 
Azufre, Yodo, Argón. 
24 
• Teoría del octeto 
Los átomos, al reaccionar entre sí, tratan de adquirir la estructura electrónica estable del gas noble 
más próximo a ellos en la tabla periódica. 
Esta condición de contener 8 e- en el último nivel, la cumplen los gases nobles, lo que trae como 
consecuencia que los mismos sean químicamente inactivos. 
Los átomos restantes contienen menos de 8 e-, por lo cual son inestables y se unen entre sí para 
completar el octeto y así adquirir la configuración electrónica del gas noble más próximo y ser estables. 
El hidrógeno es el único átomo que no puede cumplir esta regla, solo tiene capacidad de contener dos 
electrones como máximo. 
 
La Regla del Octeto enuncia “que los átomos logran su estabilidad cuando poseen 8 e- en su 
último nivel”. Salvo el Hidrógeno que lo logra cuan do posee solo 2 e- en su último nivel. 
Para ello pierden, ganan o comparten electrones. 
 
IONES: si los átomos NEUTROS ganan o pierden electrones, se convierten en partículas con carga 
eléctrica. A dicha partícula se las denomina ION. Estos iones pueden tener carga positiva (+) o negativa 
(-). 
 
Los átomos que pierden e- quedan con carga positiva y se convierte n en cationes (átomos con 
carga positiva) X+ 
 
• Los átomos que ganan e- se convierten en aniones (átomos con carga negativa) X
-
 
 
25 
 TIPOS DE UNIONES 
 
 
Tipos de enlaces entre átomos 
 
Iónico Es un enlace que une metales con no metales. 
 
Covalente 
Se da entre no metales o no metales y el hidrógeno 
Metálico Se unen metales entre sí. 
 
• UNION IONICA 
 
En este tipo de enlace se establece entre metales y no metales y existe ganancia y pérdida de 
electrones, es decir que un átomo cede electrones (el metal) a otro átomo que los recibe (el no metal). 
Esta transferencia de electrones genera la formación de un anión y un catión quienes se atraen 
mutuamente por fuerzas electrostáticas. 
Tomemos como ejemplo la sal cloruro de sodio NaCl: 
La configuración electrónica de ambos es 
 
17Cl= (7 electrones de valencia) 
11Na= (1 electrón de valencia) 
 
Se observa que al cloro le falta un electrón en el último nivel de energía para cumplir con la regla del 
octeto (8 e-), y que el sodio solo tiene un electrón en el último nivel de energía. 
 
Si el e- del sodio salta a la órbita del átomo de cloro, este último cumplirá la regla del octeto, ya que 
quedará con 8 e- en su último nivel de energía, pero como en el núcleo del átomo hay 17 protones 
(cargas positivas) y ahora el cloro tiene 18 e-, pasará a ser un anión, o sea una partícula con carga 
- 
negativa: Cl anión cloruro . 
 
 
Una vez que el sodio pierde su e-, el último nivel de energía que contiene electrones será el 2, ya que 
el 3 quedará vacío, y el nivel 2 contiene 8 e-, lo que significa que estará cumpliendo con la regla del 
octeto. 
A su vez, la pérdida del e- hace que quede con 10 e-, pero en el núcleo del átomo hay 11 protones o 
cargas positivas perdiendo su neutralidad y convirtiéndose en un catión, o sea una partícula con carga 
positivas: Na
+ 
catión sodio . 
26 
. . 
. . 
. . 
Luego, anión y catión se atraen por fuerzas electrostáticas, conformando la molécula de cloruro de 
sodio NaCl. 
 
Diagramas de Lewis 
Para representarlo, se utiliza el diagrama de Lewis, donde primero se grafican ambos átomos con sus 
electrones de valencia, y con una flecha se señala la transferencia del electrón. Luego se representa al 
catión sin su electrón y con carga (+) primero, seguido del anión, entre corchetes y con sus 8 e- de 
valencia. 
 
 
 
Otro ejemplo 
.. 
C..l 
... C..l 
. Na 
 
. 
Na+ 
 
 2+
.. . 
C..l 
 
... . 
.. .Ba 
.C..l 
Ba 2 .C..l . 
 
 
Intentá unir el CLORO CON EL ALUMINIO 
 
 
 
• Unión Covalente 
En el enlace covalente, los átomos se combinan COMPARTIENDO UN PAR de electrones, en donde 
cada átomo aporta un electrón. 
 
Tomemos como ejemplo la molécula de cloro Cl 2 
Como sabemos, el átomo de cloro tiene 7 e- en su último nivel de energía, es decir que solo le falta 
uno para completar el octeto. 
Teniendo dos átomos de cloro, cada uno aportará un e-, y el par formará un enlace covalente simple 
y ambos cumplirán la regla del octeto. 
 
 
 
Cl Cl 
.
27 
. . . . 
 
 
 
Luego de la descripción del diagrama de Lewis, la unión se simboliza con una “raya”. Se grafican 
tantas rayas como pares de electrones se compartan. 
 
El oxígeno tiene 6 e- en su último nivel de energía, por lo tanto le faltan 2 e- para cumplir con el octeto; 
comparte con otro átomo de oxígeno aportando 2 e- cada uno, formando un enlace covalente doble. 
 
 
O O 
 
 El Nitrógeno tiene 5 e- en su último nivel. Forma un enlace covalente triple. 
 
 
N N 
En este ejemplo se puede observar la unión de tres átomos diferentes: Oxido hipocloroso Cl2O. Hay 
que recordar que en la reacción química, el O2 reacciona con el Cl2, por lo tanto, las uniones se 
producirán entre el Cl2 y el O2, y no entre cloro-cloro u oxígeno-oxígeno 
Se colocan los e- del último nivel para realizar el diagrama de puntos, y posteriormente se buscan las 
combinaciones apareando los e- hasta que cada átomo cumpla con la regla del octeto. Posteriormente 
se realiza el diagrama de rayas. 
.. 
: .C.l 
.. 
.O. 
.. 
C..l : 
.. .. .. 
: .C.l . .O. . C..l : 
 
C l-O -Cl 
 
 
 
 
 
• Unión covalente coordinada o dativaEn este tipo de enlace, solo un átomo aporta el par de e- para formar el enlace, y esto sucede 
cuando el átomo ya cumplió con la regla del octeto, o está saturado de e-. 
 
 Fuerzas intermoleculares 
Permiten la atracción de moléculas entre sí. Son débiles y fáciles de romper. 
Hay 3 tipos: 
- Fuerzas dipolo-dipolo : las moléculas polares se atraen entre sí 
- Fuerzas de London : son características de moléculas apolares. Por ej. El hidrógeno o el oxígeno. 
 
 
 
Intentá unir 2 átomos de oxígeno a un átomo de carbono. Vas a ver cómo es la molécula de 
dióxido de carbono 
. . 
28 
-Puente de hidrógeno : se forma cuando un átomo de hidrógeno, interacciona con un par de electrones no 
compartidos 
 
Puente de hidrógeno
 
 
29 
FORMULACIÓN DE COMPUESTOS INORGANICOS 
 
LAS FORMULAS QUIMICAS 
 
La fórmula química o molecular, expresa la composic ión de la molécula de una sustancia . 
 
Símbolo de los elementos 
 
Ax By 
Cantidad de átomos 
 
FÓRMULAS Y NOMBRES DE LOS ÓXIDOS 
 
La combinación de cualquier elemento de la tabla periódica con OXIGENO da como resultado un 
 
OXIDO 
 
 
Elemento + oxígeno 
 
Para realizar la fórmula, se coloca símbolo del elemento junto al del oxígeno, su valencia 
en la parte superior derecha, y se cruzan las mismas. 
Na +1 O-2 
 
El producto final será: Na2O óxido de sodio (el número uno no se coloca por que ya está 
representado por el símbolo del elemento). 
Sabiendo que las cargas opuestas se atraen y que las moléculas se encuentran al estado neutro (igual 
cantidad de electrones y de protones), se observa que el sodio tiene capacidad (según la definición de 
valencia) de ceder un e-, mientras que el oxígeno tiene capacidad para aceptar dos e-, por lo que, para 
conservar la neutralidad, se necesitan dos átomos de sodio por cada un átomo de oxígeno, para formar 
la molécula de óxido de sodio. 
 
 
OXIDO BÁSICO = METAL + OXÍGENO 
 
 
Fe + O2 = Fe 
+2 O-2 = Fe2O2 
Si todos los átomos son múltiplos para ser simplificados matemáticamente, debe realizarse dicha 
simplificación. 
 
En el caso del Fe2O2 ambos átomos quedan con un número divisible por 2, dando como resultado 1 y 
quedando la fórmula final FeO 
Como el hierro tiene dos valencias, el otro óxido existente será Fe2O3. 
30 
Para diferenciarlos, se coloca el sufijo "oso" al de número menor de valencia, e "ico" al de mayor 
valencia. 
 
FeO: óxido ferroso Fe2O3: óxido férrico 
 
Otros ejemplos: 
 
BaO óxido de bario Cu2O óxido cuproso 
 
 
ÓXIDO ÁCIDO = NO METAL + OXÍGENO 
 
 
Si tomamos como ejemplo el cloro, observamos que tiene cinco valencias, de las cuales -1 no puede 
usarse para formar óxidos, por las cargas iguales se repelen, por lo que se pueden usar +1, +3, +5 y +7. 
Esto genera cuatro óxidos y para resolver el modo de nombrarlos, se utilizará el sufijo "oso", para +1 y 
+3 pero entre ellas la diferencia será anteponer el prefijo "hipo" a la menor, o sea +1; luego se utilizará 
el sufijo "ico" para +5 y +7, pero la diferencia será anteponer el prefijo "per" a la mayor valencia, o sea 
+7. 
 
Cl2 + O2 = Cl2O óxido hipo cloroso 
Cl2 + O2 = Cl2O3 óxido cloroso 
Cl2 + O2 = Cl2O5 óxido clórico 
Cl2 + O2 = Cl2O7 óxido per clórico 
 
 
 
HACÉ LA FÓRMULA DE LOS SIGUIENTES ÓXIDOS 
 
 
Óxido nítrico 
Óxido nitroso 
 Óxido sulfuroso 
Óxido sulfúrico 
Oxido de potasio 
Oxido de bario 
Óxido fosfórico 
Óxido fosforoso 
Óxido hipoyodoso 
Óxido peryódico 
Oxido niqueloso 
Oxido niquélico 
Óxido de plata 
Óxido de cinc 
Óxido cúprico 
31 
ANEXO 
 
Estados de oxidación de los elementos más comunes 
 
ELEMENTOS ESTADO DE OXIDACIÓN 
 
Li, Na, K 
 
+1 
 
Mg, Ca, Ba 
 
+2 
 
H 
+1; 
-1 
 
B, Al 
 
+3 
 
C 
 
+4 
 
Sn, Pb 
 
+2; +4 
 
N 
 
+1+2+3+4+5 
-3 
 
P, As 
 
+3+5 
-3 
 
O 
 
-2 
 
S, Se 
 
-2 
+4+6 
 
F 
 
-1 +1 
 
Cl, Br, I 
 
-1 
+1+3+5+7 
 
Fe, Co, Ni 
 
+2+3 
 
Zn 
 
+2 
 
Cu, Hg 
 
+1+2 
 
Ag 
 
+1 
 
Au 
 
+1+3 
 
Cr 
 
+2+3 como metal 
+6 como no metal 
 
Mn 
 
+2+3 como metal 
+4 solo oxido neutro 
+6+7 como no metal 
32 
APLICACIÓN DE OTROS SISTEMAS DE NOMENCLATURA 
1- OXIDOS METALICOS O BASICOS 
 
� Nomenclatura tradicional 
 
Se usa la terminación 'oso' para la valencia menor e 'ico' para la mayor, como vimos anteriormente. 
Óxido ferroso : FeO 
Óxido férrico : Fe2O3 
 
� Nomenclatura sistemática 
 
Prefijos: mono, di, tri, tetra, penta, hexa, hepta,.. 
 
Na2O : mon óxido de disodio Cr2O3 : tri óxido de dicromo 
 
2- ÓXIDOS NO METÁLICOS, OXIDOS ÁCIDOS 
 
 
Nomenclatura Tradicional 
 
Ya vista. 
a. Con un números de oxidación (+) se usa la terminación 'ico' 
b. Con dos números de oxidación (+) se usa la terminación 'oso' para el menor e 'ico' para el mayor 
c. Con tres números de oxidación (+) se usa la terminación, de menor a mayor, 'hipo-oso', oso, 'ico' 
d. Con cuatro nº oxidación (+) se usa la terminación de menor a mayor, 'hipo-oso', 'oso', 'ico', 'per-ico' 
Se coloca la palabra óxido antes del nombre. 
Nomenclatura sistemática 
 
SO2: dióxido de azufre N2O5: pent óxido de dinitrógeno 
Nomenclatura de stock 
SO2 óxido de azufre (IV) P2O3: óxido de fósforo (III) 
 
 
33 
FORMACION DE ÁCIDOS (OXOÁCIDOS) 
 
Cuando un óxido ácido (acordate que son los formados con No Metales), se combinan con el agua, dan 
como producto un ACIDO. 
NoMeO + H2O = Ácido 
 
Hacer la fórmula de un ácido requiere de un cálculo matemático muy sencillo. 
1°- escribí la fórmula del óxido ácido, seguida de la fórmula del agua. Para ir explicando el 
procedimiento vamos a trabajar con un ejemplo: el óxido sulfuroso SO2 
SO2 H2O 
2°- procede a “sumar” todos los átomos que ves poniendo siempre primero el hidrógeno, luego el NoMe 
y por último el oxígeno: 
H2SO3 
3°-si es posible hay que simplificar, pero tené en cuenta que ahora has graficado una molécula que 
tiene 3 átomos , por lo tanto, se tienen que poder simplificar los 3. 
En nuestro caso del ejemplo, no se puede simplificar, por lo tanto ya está lista la fórmula del ácido. 
4°- para nombrarlo, simplemente hay que anteponer la palabra “ácido” al nombre del óxido del que 
proviene, por lo tanto nuestro ácido del ejemplo se llama ÁCIDO SULFUROSO . 
 
Vemos ahora un ejemplo en el que hay que simplificar: formar el ácido clórico 
Cl2O5 H2O sumando H2Cl2O6 simplificando HClO3 
 
Otra forma de aplicar la matemática para formular un ácido, es la siguiente: 
1- colocamos lo átomos que van a formar el ácido clórico, y sobre cada uno de ellos, el número de 
oxidación con carga 
+1 +5 -2 
H Cl O 
Sabemos la carga del cloro, porque nos la dice el nombre. 
2- Contamos cuantas cargas positivas totales hay: +6 
Contamos cuantas cargas negativas totales hay: -2 
3- Como las moléculas son neutras, la cantidad de cargas (+) deben ser iguale a las (-), y en nuestro 
caso, faltan (-); debemos multiplicar por 3 al oxígeno, para que se igualen 
TOTAL DE CARGAS (+) 6 = TOTAL DE CARGAS (-) -2 X 3= -6 
Se necesitan 3 oxígenos para que la molécula logre ser neutra 
4- Con estos datos, construimos la fórmula del ácido HClO3 
 
Analicemos el siguiente caso: 
 
H2SO4 
34 
Sabemos que es un ácido porque la molécula tiene H, el no metal que en este caso es el S azufre, y 
oxigeno; pero… ¿cómo le ponemos un nombre? 
1- Al igual que en caso anterior, debemos ver las cargas de cada átomo. 
H: +1 pero como hay 2 H tendremos 2 cargas (+) 
O: -2 pero vemos 4 O, tendremos 8 cargas (-) 
2- Desconocemos la carga del azufre, para saber si colocaremos el sufijo “oso” o “ico”; tenemos que 
descubrirla. (+?) 
3- Observamos entonces, que hay 8 cargas (-) y solo 2 cargas (+). Para que la molécula sea neutra, el 
azufre tiene que estar con carga (+6). 
4- Consultamos la tabla anexa, y podemos nombrarlo: ácido sulfúrico 
 
 
Resuelve: 
 
 
1- Como se forman los siguientes ácidos: 
 
ÁCIDO NITRICO ÁCIDO CARBONICO 
ÁCIDO HIPOYODOSO ÁCIDO YODOSO 
ÁCIDO SULFUROSOÁCIDO BROMICO 
 
2- Nombra los siguientes ácidos 
 
HNO2 HClO H2SiO3 HPO3 
 
 
 
FORMACION DE HIDROXIDOS (también llamados BASES) 
 
Cuando un óxido básico (acordate que son los formados con Metales), se combinan con el agua, dan 
como producto un HIDRÓXIDO o BASE. 
Para escribir la fórmula de un hidróxido, primero debes conocer una especie química nueva: EL ANION 
OXHIDRILO. 
Está formado por un oxígeno unido a un hidrógeno 
-OH y el oxígeno, tiene una carga (-) formando así 
un anión compuesto por 2 átomos. 
Si lo observas bien te darás cuenta que proviene de una molécula de agua que perdió un hidrógeno en 
forma de catión H+. 
Comencemos entonces con los pasos para escribir la fórmula de un hidróxido . 
 
1- Coloca el símbolo del metal con su carga positiva en la parte superior derecha, y al lado, el oxhidrilo 
(lo vamos a ver con el sodio como ejemplo) 
Na
+ -
OH 
35 
Como ves, vamos a unir un catión con un anión. 
En este caso, se van a unir UNA CARGA POSITIVA (valencia +1 del sodio) con UNA CARGA 
NEGATIVA (valencia -1 del oxhidrilo) 
2- la fórmula final será NaOH 
3- para nombrarlo, simplemente hay que anteponer la palabra “hidróxido” al nombre del óxido del que 
proviene, por lo tanto nuestro hidróxido del ejemplo se llama HIDRÓXIDO DE SODIO. 
4- Para el caso del hierro Fe
+2 
y Fe
+3 
los hidróxidos se escriben de la siguiente manera: 
Fe+2 –OH Fe (OH)2 hidróxido ferroso 
Fe+3 –OH Fe (OH)3 hidróxido férrico 
 
Como ves, para formar el hidróxido ferroso se necesitan 2 aniones oxhidrilo, ya que el hierro tiene 
valencia +2, y la molécula quede neutra. En estos casos en que la valencia es mayor a +1, se coloca el 
oxhidrilo entre paréntesis y el número de la valencia (sin signo) como subíndice en la parte derecha 
inferior. 
La misma explicación vale para el hidróxido férrico (+3) 
 
 Resuelve: 
1- Cómo es el nombre de los siguientes hidróxidos 
AgOH KOH Co (OH) 3 Mg (OH)2 Al(OH) 3 Zn(OH)2 
 
2- Como son las fórmulas de los siguientes hidróxidos: 
HIDROXIDO DE POTASIO HIDROXIDO CUPROSO 
HIDROXIDO DE ALUMINIO HIDROXIDO NIQUÉLICO 
HIDROXIDO DE CINC HIDROXIDO COBALTOSO 
 
HIDRÁCIDOS 
Los hidrácidos son ácidos que en su molécula solo tienen hidrógeno, es decir que a diferencia de los 
que estudiamos antes, no tienen oxígeno . 
Como los ácidos anteriores, éstos se forman con No Meta les, pero con su valencia negativa , y el 
hidrógeno con valencia H+ (+1). 
Simplemente, colocamos el hidrógeno primero con su valencia +1 en la parte superior derecha y al lado 
el no metal con su valencia negativa (ejemplifiquemos al cloro) 
H
+ 
Cl
-
 
Luego “cruzamos las valencias (como lo hicimos en óxidos) HCl 
Se nombra ACIDO CLORHÍDRICO, es decir, adopta la terminación HÍDRICO, para diferenciarlo de los 
oxoácidos. 
36 
Ejemplos: 
HI ACIDO YODHÍDRICO 
HBr ACIDO BROMHIDRICO 
H2S ACIDO SULHÍDRICO 
HF ACIDO FLUORHÍDRICO 
 
No todos los No Metales forman hidrácidos , debido a que no tienen propiedades típicas de los 
ácidos, EJEMPLO 
NH3 AMONIACO 
CH4 METANO 
 
 
SALES BINARIAS : 
 
Son compuestos formados por la unión de UN METAL Y UN NO METAL. 
 
♦ Primero se nombra al no metal con terminación uro , luego el nexo de, y finalmente el nombre 
del metal. Para graficar la fórmula, se sigue el mismo mecanismo que para los óxidos (cruzar 
los números de oxidación) 
 
♦ En el caso que el metal presente diferentes estado de oxidación se adicionan los sufijos oso e 
ico (nomenclatura clásica), o bien usarse los numerales de Stock o el sistema de prefijos 
griegos. 
Fórmula Nom. Clásica 
KCl Cloruro de potasio 
NaBr Bromuro de sodio 
CaS Sulfuro de calcio 
Cu2S Sulfuro cuproso 
CuS Sulfuro cúprico 
 
 
 
SALES TERNARIAS 
 
Provienen de reemplazar el o los hidrógenos de los oxoácidos por un metal. 
 
HClO H ClO MeClO 
 
Analicemos algunos ejemplos: 
37 
ACIDO n°H METAL SAL 
HClO H+ Na +1 NaClO 
HClO H+ Ca +2 Ca (ClO)2 
H2SO4 2H+ Na +1 Na2SO4 
 
Como se puede observar, para formar sales de los oxoácidos, es importante ver cuantos 
+1 
hidrógenos tiene el ácido (H ) y cual es estado de oxidación del metal, ya que como la molécula debe 
quedar neutra, la cantidad de cargas positivas del/los H reemplazados deben coincidir con la cantidad 
de cargas positivas del metal. 
 
NOMENCLATURA CLÁSICA 
 
 
♦ Para una sal que deriva de un ácido cuyo nombre termina en oso, se reemplaza dicha 
terminación por ito , luego se coloca de, y finalmente el nombre del metal . 
Según los ácidos ejemplificados en el cuadro anterior tendremos: 
 
Acido hipocloroso hipoclorito de sodio 
Ácido cloroso clorito de calcio 
 
 
♦ Para una sal que deriva de un ácido cuyo nombre termina en ico, se reemplaza dicha 
terminación por ato , luego se coloca de, y finalmente el nombre del metal . 
 
Ácido sulfúrico sulfato de calcio 
♦ Si el meta l presenta más de un estado de oxidación, se debe quitar el nexo “de” e indicar el 
número de oxidación del metal mediante los sufijos oso e ico . 
Por ejemplo: CuSO4 sulfato cúprico 
 
 
 
 
Fórmula Nom. Clásica 
NaClO 
 Clorito de sodio 
 Clorato ferroso 
Fe(ClO4)3 
FeSO4 Sulfato ferroso 
 Sulfato férrico 
 Nitrato de plata 
MgCO3 
 
Resuelve: Practiquemos 
38 
 
IONIZACIÓN DE ÁCIDOS, BASES Y SALES 
 
 
Los Ácidos se ionizan en presencia de Agua liberando iones hidrógeno, también llamados 
Protones = H+ 
Un ácido liberará tantos H+ como presente: 
La ionización del H2SO4 genera un catión sulfato SO4 
-2 y 2 cationes H+, el sulfato se queda con dos cargas 
negativas ya que perdió dos H con carga positiva cada uno. 
Los hidróxidos, también llamados bases, se ionizan en presencia de agua liberando aniones (OH)- 
llamados oxhidrilos. 
La ionización del Ca(OH)2 genera un catión Ca
+2 y dos aniones OH- 
 Practiquemos: 
 Realiza la ionización de los siguientes compuestos: 
Ácido nítrico 
Ácido perclórico 
Ácido carbónico 
Ácido fosfórico 
Hidróxido de aluminio 
Hidróxido cuproso 
Hidróxido de magnesio