3-Apunte de Teoría IntrodQca

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FCyT – UADER Introducción a la Química 
 
 
 
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Introducción a la Química 
 
 
Apunte de Cátedra 
FCyT UADER 
 
 
 
 
 
 
Licenciatura en Criminalística 
 
 
 
 
 
 
Docentes: Bioq. Mg. en Qca. Julieta Barrandeguy (Profesor Adjunto). 
 Bioq. Mariela Arismendi. 
 Ing. Florencia Azcoaga. 
 
 
 
Autores: Cátedra de Introducción a la Química, FCyT - UADER. 
 
 
 
 
 
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BLOQUE TEMÁTICO I: UNIDAD 1: La Química y la Materia 
 
Todo lo que nos rodea (el universo) está formado por algo común que denominamos materia y que se 
define como todo aquello que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio. Son materia el agua, el aire, los 
alimentos, la carne, los huesos del cuerpo humano, los plásticos, los ladrillos, etc. Los distintos tipos de 
materia se denominan sustancias, y se distinguen gracias a sus diferentes propiedades. 
 
 Propiedades de la materia 
 
Una propiedad de la materia es una cualidad de ésta que puede ser apreciada por nuestros sentidos 
(caracteres organolépticos) o determinada por mediciones (constantes físicas o específicas). 
Se clasifican en dos amplias categorías: propiedades físicas y propiedades químicas. Por ejemplo si 
aplicamos uno de estos conceptos para identificar una sustancia como el oro, podemos decir, que es de 
color amarillo, que funde (pasa del estado sólido al estado líquido) a 1063 C, y que conduce la 
electricidad. Todas estas características responden a la categoría de propiedades físicas ya que en su 
determinación no se forma ninguna sustancia nueva. 
Las propiedades físicas se subdividen además, en dos grupos: 
 
 Extensivas: varían con la cantidad de materia considerada. Ejemplo: masa, volumen. 
 Intensivas: no varían con la cantidad de materia. Ejemplo: densidad, punto de fusión. 
 
En cambio si nos referimos al gas natural (principalmente metano) podemos afirmar que al quemarse 
produce dióxido de carbono y agua. Esta propiedad se clasifica como química ya que su determinación 
implica un cambio químico: la formación de dos nuevas sustancias. 
Con estos conceptos podemos ahora redefinir el término sustancia diciendo que es toda porción de 
materia que tiene las mismas propiedades intensivas. 
 
Estados de agregación de la materia 
 
La materia puede presentarse fundamentalmente en cuatro estados físicos diferentes, sólido, líquido, gas 
y plasma. Por los alcances de la asignatura, trabajaremos con los primeros tres estados. Sus 
características están descriptas en el siguiente cuadro: 
 
 
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Cambios de estado 
 
En condiciones ordinarias de presión y temperatura, la materia presenta un estado físico determinado, 
pero variando las condiciones puede pasar de un estado a otro (cambio físico). Todos los posibles 
cambios de estado se llevan a cabo absorbiendo o liberando calor. Un proceso en el que se absorbe calor 
se denomina endotérmico, mientras que uno en el cual se libera calor se denomina exotérmico. 
 
Cambios de estado de la materia: 
Un material en estado gaseoso puede estar en contacto con uno de sus estados condensados y recibe el 
nombre de vapor. 
Los fenómenos de evaporación y ebullición se engloban bajo el nombre de vaporización. Si la vaporización 
de un líquido se produce únicamente en la superficie del líquido se denomina evaporación y si se produce 
en toda la masa del líquido se le llama ebullición. 
 
Estado sólido Estado líquido Estado gaseoso 
 es rígido, tiene forma y 
volumen propio. 
 es fluido, posee volumen 
propio pero no forma. 
 es fluido, pero fácilmente 
compresible. No tiene ni 
forma ni volumen propio. 
 presenta forma 
independiente del 
recipiente que lo contiene 
 adopta la forma del 
recipiente que lo contiene 
 ocupa todo el volumen del 
recipiente que lo contiene 
 entre sus moléculas 
predomina la fuerza de 
atracción (fuerzas de van 
der Waals). Las moléculas 
sólo vibran. 
 las fuerzas de atracción y 
repulsión entre sus 
moléculas están 
equilibradas. 
 predominan entre sus 
moléculas las fuerzas de 
repulsión. Las fuerzas 
atractivas de van der Waals 
son despreciables. 
Vapor Líquido Sólido
Condensación Solidificación
Vaporización Fusión
Sublimación
Deposición
 
 
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El calor absorbido en la vaporización de un líquido se denomina calor de vaporización y es igual, pero de 
signo contrario, al calor desprendido durante la condensación del vapor a líquido. De igual forma, el calor 
absorbido (desprendido) en la fusión (solidificación) de un sólido (líquido) a líquido (sólido) se llama calor 
de fusión. Los cambios de estado de las sustancias puras se producen sin cambio en la temperatura. 
 
Sistema material 
Un sistema material es la porción del universo que se aísla real o imaginariamente para su estudio. 
Pueden ser de dos tipos: homogéneos o heterogéneos. 
Si al analizar las propiedades intensivas de un sistema encontramos que tienen valores constantes en 
cualquier zona de éste decimos que el sistema es homogéneo. Ejemplo: agua salada, alcohol. 
 
Sistema homogéneo es aquel que en todos los puntos de su masa posee iguales propiedades 
intensivas. 
 
Si en cambio encontramos variación en los valores de las propiedades intensivas en por lo menos dos 
zonas del sistema, decimos que el sistema es heterogéneo. Ejemplo: agua con hielo, aceite y vinagre. 
 
Sistema heterogéneo es aquel que en distintos puntos de su masa posee diferentes propiedades 
intensivas. 
 
En estos sistemas encontramos distintas porciones en las cuales los valores de las propiedades intensivas 
son constantes, se trata de las distintas fases del sistema heterogéneo. Por ejemplo un sistema formado 
por agua y hierro en polvo está formado por dos fases; en una botella con soda (abierta, sin tapa y llena 
hasta el tope) se diferencian tres fases: la sólida del vidrio de la botella, la líquida de la soda y la gaseosa 
de las burbujas del dióxido de carbono. Las tres fases tienen límites claros definidos que pueden notarse a 
simple vista o mediante instrumentos adecuados (lupa, microscopio). A estos límites o superficies de 
discontinuidad los llamamos interfases. 
 
Clasificación de la materia 
Al clasificar a la materia se distinguen dos grandes grupos: las sustancias puras y las mezclas. 
Las sustancias puras son sistemas homogéneos que están formados por una sola sustancia. Poseen 
propiedades específicas o intensivas constantes, propias y exclusivas de ellas. Resisten los 
procedimientos mecánicos y físicos del análisis. Ninguno de estos procedimientos permite obtener 
porciones que no sean esa misma sustancia pura. 
Se denomina mezcla a los sistemas homogéneos o heterogéneos formados por más de una sustancia. 
El siguiente esquema muestra las diferencias entre ambos conceptos: 
 
 
 
 
 
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MATERIA 
Sustancias puras Mezclas 
 Sistema homogéneo 
de un solo 
componente 
  Sistema homogéneo o 
heterogéneo, formado 
por dos o más 
componentes 
 Composición fija  composición variable 
 no pueden separarse 
por medios físicos 
  pueden separarse por 
métodos físicos 
 temperatura constante 
durante los cambios 
de estado 
  temperatura variable 
durante los cambios 
de estado 
 Ejemplos: agua, 
hierro, dióxido de 
carbono 
  Ejemplos: agua y 
arena, aire (mezcla de 
gases). 
 
Cada uno de estos dos grupos se clasifica de la siguiente manera: 
Las sustancias cuyas moléculas están formadas por uno o varios átomos iguales entre sí y no se pueden 
descomponer, se llaman sustancias puras simples. Ej. : O2, N2, Fe. 
 
Las sustancias cuyas moléculas están formadas por dos o más átomos diferentes y se pueden 
descomponer, se denominan sustancias puras compuestas. Ej. : H2O, CO2, C6H12O6. 
Elemento es el componente común a unasustancia simple. Los elementos son sustancias simples, pero 
no toda sustancia simple es un elemento, pues por ejemplo el diamante y el grafito, que son sustancias 
simples, no son elementos sino que están constituidos por el elemento carbono. 
Las sustancias en las que se descompone una sustancia compuesta pueden ser simples o a su vez 
compuestas. Pero estas sustancias compuestas pueden a su vez descomponerse en sustancias simples. 
Conclusión: toda sustancia compuesta puede descomponerse, en último término, en sustancias simples. 
Sustancia Pura
Simple
Compuesta
Mezcla
Soluciones (una sola fase)
Dispersiones (varias fases)
 
 
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Resumen de los conceptos: 
 
 
Clasificación de la materia: como se ha discutido anteriormente, toda la materia se halla formada por 
compuestos o elementos. Estos pueden encontrarse como sustancias puras o como mezclas homogéneas 
o heterogéneas. 
Se conocen más de cien elementos que se agrupan en una tabla llamada TABLA PERIÓDICA. 
A todos los elementos se les ha asignado un símbolo químico constituido por una o dos letras (la primera 
con mayúscula), tomadas del nombre del elemento generalmente en latín u otro idioma. 
 
Ejemplo: H: hidrógeno Ag: plata 
 Cl: cloro Au: oro 
 W: wolframio Na: sodio 
 
Es conveniente familiarizarse con los símbolos de los elementos, el uso frecuente ayudará a retenerlos. 
Un compuesto se representa a menudo mediante una abreviatura química formada por los símbolos de 
los elementos que lo componen. Esta forma simbólica de representar un compuesto químico se denomina 
FÓRMULA QUÍMICA. 
 
Ejemplo: H2O: agua H2SO4: ácido sulfúrico 
 NH3: amoníaco KCl: cloruro de potasio 
Los compuestos no son mezclas de átomos, ya que no se separan por medios físicos y, además, su 
composición es constante. Por ejemplo el cloruro de sodio (sal de mesa), es un compuesto que está 
formado por dos elementos Na (sodio) y Cl (cloro) y su fórmula es NaCl. En cualquier muestra de este 
Heterogénea
Materia
Mezclas Heterogéneas
Agua y Aceite
Homogénea
Mezclas Homogéneas
Mezclas Gaseosas
Aire (N2, O2)
Sustancias Puras
ElementosCompuestos
Dióxido de carbono, CO2 Agua, H2O Carbono, C
Hidrógeno, H
Oxígeno, O
aparece en la naturaleza en forma
ejemploscomo
como
como
como
que sonespecialmente
como
 
 
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compuesto la proporción de sus elementos es 39,7 % de Na y 60,7 % de Cl. Esta forma de expresar la 
composición significa que por cada 100 g de NaCl, 39,7 g corresponden al elemento Na y 60,7 g son del 
elemento Cl. 
De manera contraria, la composición de una mezcla puede variarse en un amplio rango. 
Esto quiere decir que si preparo una mezcla de agua y sal de mesa, cada componente mantendrá una 
composición fija entre sus elementos, pero sin embargo se puede variar la composición de la mezcla, por 
ejemplo:  100 g de agua y 5 g de sal 
  50 g de agua y 0,3 g de sal 
Como ya vimos, las mezclas pueden ser homogéneas o heterogéneas. Podemos utilizar las diferencias en 
las propiedades de los sistemas materiales para lograr la separación de sus componentes. Así en un 
sistema formado por más de una fase (heterogéneo) éstas pueden separarse por métodos mecánicos. 
Cada una de las fases separadas puede estar formada por uno o varios componentes. En este caso los 
métodos de separativos y de fraccionamiento permitirán separar cada uno de ellos. 
Una descripción detallada de los distintos métodos de separación la encontrará en libros de texto 
del secundario o universitarios. Es necesario que los repase para resolver los ejercicios de esta unidad. 
 
Ejercitación: 
Se tiene una mezcla de 25 g de azufre, 15 g de cuarzo (un óxido de silicio), 50 g de limaduras de hierro y 
50 cm3 de agua en un recipiente. 
Indicar: 
a) De los componentes del sistema, ¿cuáles son sustancias simples y cuáles sustancias compuestas? 
b) ¿La mezcla es homogénea o heterogénea? 
c) ¿Cómo podrían separarse las limaduras de hierro del resto de la mezcla? ¿En qué se basa la 
separación? 
d) Si en el sistema hubiera 100 g de limaduras de hierro, ¿se podría haber utilizado el mismo 
procedimiento? ¿Por qué? 
e) Exprese la composición del sistema original en %. 
Solución: 
a) Sustancias simples: azufre e hierro. Sustancias compuestas: cuarzo y agua. 
b) La mezcla es heterogénea ya que presenta más de una fase. 
c) El hierro puede separarse con un imán debido a la propiedad física de ser atraído por un campo 
magnético (magnetismo). 
d) Sí, porque la capacidad del hierro de ser atraído por un imán es una propiedad intensiva, independiente 
de la masa de hierro. 
e) Considerando la densidad del agua: 1 g/cm3, la masa del agua es 50 g. 
La masa total es: 25 g + 50 g + 15 g + 50 g = 140 g 
Los porcentajes se calculan de la siguiente forma: 
 140 g -------- 100 % 
 25 g -------- (100 x 25)/ 140 = 17,9 % de azufre 
 
De la misma manera se obtiene: 35,7 % de hierro, 10,7 % de cuarzo y 35,7 % de agua.
 
 
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BLOQUE TEMÁTICO II: ESTRUCTURA ATÓMICA 
UNIDAD 2: Los elementos químicos y la Tabla Periódica 
 
¿De qué está compuesta la materia? 
Presentamos la Teoría Atómica de Dalton. 
En la unidad anterior estudiamos una forma de clasificar a la materia que resulta muy útil al hacer una 
análisis macroscópico, es decir, para las cantidades de materia que podemos ver, tocar y pesar. Pero, si 
pretendemos entender un poco más acerca de su estructura íntima, debemos forzosamente preguntarnos 
si la materia es continua o discontinua. ¿Qué significa esto? Muy sencillo, equivale a preguntarnos si 
podemos dividir a la materia indefinidamente sin encontrar nunca una unidad constituyente mínima. Si esto 
fuese posible, diríamos que la materia es continua. 
Toda la experiencia acumulada en siglos de estudio e investigación nos muestra que la materia es, en 
realidad, discontinua y se halla formada por partículas unitarias (que pueden ser átomos o moléculas). La 
división de estas partículas provoca pérdida de las propiedades particulares de esa materia. 
La idea de que la materia está compuesta en última instancia de partículas discretas es muy antigua. 
(Demócrito, 400 a.C.). En 1808, Dalton retomó esta idea para explicar una serie de evidencias 
experimentales conocidas en su época, las que se enuncian a continuación: 
 
Evidencias experimentales 
 Las sustancias elementales no pueden descomponerse. 
 Las sustancias simples o compuestas tienen siempre las mismas propiedades características. 
 Los elementos no desaparecen al formarse un compuesto, pues se pueden recuperar por 
descomposición de este. 
 La masa total se conserva en las reacciones químicas. 
 La proporción de los elementos que forman un compuesto es constante. 
 
A partir de estos hechos, Dalton propuso las siguientes hipótesis: 
 
Hipótesis 
 La materia es discontinua, está formada por átomos, que son partículas indivisibles. 
 Todos los átomos de un mismo elemento son iguales, tienen la misma masa, y átomos de diferentes 
elementos se combinan para formar moléculas. 
 Los cambios químicos son cambios en las combinaciones de los átomos entre sí, los átomos no se 
crean ni se destruyen. 
 Los átomos que se combinan para formar un compuesto lo hacen siempre en la misma proporción, es 
decir todas las moléculas de una misma sustancia son iguales. 
 
 
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Las ideas atómicas de Dalton aún se conservan. Sin embargo, algunos de sus postulados hoy no son 
válidos. Analicemos este punto. 
Crítica de la teoría 
 Según Dalton, los átomos son la unidad más pequeña de la materia y son indivisibles. Hoy sabemosque el átomo puede ser descompuesto en una serie de partículas más pequeñas llamadas partículas 
subatómicas, lo que nos muestra que la hipótesis de indivisibilidad propuesta no es verdadera. 
Evidentemente, Dalton no disponía de ninguna evidencia experimental que le sugiriera que los átomos 
debían poseer una estructura interna y por lo tanto, eligió la hipótesis más simple posible. 
 La teoría establece que todos los átomos de un mismo elemento deben ser idénticos. En la actualidad 
se conoce la existencia de los isótopos, que son átomos de un mismo elemento pero que difieren 
entre sí. La comprensión del concepto de isótopo requiere tener algún conocimiento sobre la estructura 
interna del átomo y por lo tanto escapa a las posibilidades de la teoría de Dalton. Nosotros volveremos 
sobre este tema cuando hayamos avanzado un poco más en nuestro estudio del átomo. 
 
Dalton basó sus hipótesis en la evidencia experimental que disponía en su época, tal como la medición de 
las masas de los elementos que se combinaban para formar un compuesto dado. En la actualidad no es 
necesario utilizar los mismos argumentos, ya que las técnicas experimentales han avanzado mucho desde 
aquella época, y la prueba de la existencia de los átomos es más directa. Por ejemplo, hoy en día, es 
posible fotografiar átomos individuales mediante una técnica denominada “microscopía de efecto túnel”. 
 
Muy bien. Nos hemos convencido de que la materia está formada por átomos. Ahora intentemos aprender 
algo acerca de ellos. Podemos empezar planteándonos dos preguntas muy directas: 
 
¿Qué tan grandes son los átomos? ¿Cuánto pesa un átomo? 
Introducimos los conceptos de masa atómica relativa y absoluta, mol y número de Avogadro. 
Los cálculos muestran que los átomos más grandes poseen un diámetro del orden de 2.10-8 centímetros. 
¡Analice este número! Piense que en una distancia de 1 mm cabrían cerca de 5.000.000 de átomos 
alineados. Evidentemente, se trata de partículas muy pequeñas y por lo tanto, la cantidad de átomos 
presentes en una muestra de materia cualquiera debe ser enorme. 
Una consecuencia directa de esto es que resulta imposible determinar directamente la masa de un solo 
átomo. Para resolver esta cuestión, los científicos han establecido una escala de masas atómicas 
relativas (Ar). Estudiemos este punto con algún detalle. 
Si bien es imposible medir la masa de un átomo, podemos determinar experimentalmente relaciones entre 
masas atómicas. Por ejemplo, es posible establecer que un átomo de oxígeno es 16 veces más pesado 
que uno de hidrógeno. De esta forma pueden establecerse las masas atómicas relativas a un determinado 
patrón. En el ejemplo anterior, podemos elegir como patrón la masa atómica del hidrógeno y asignarle el 
valor 1; en esta escala la masa atómica del oxígeno es 16. Decimos, entonces, que la masa atómica del H 
es igual a 1 unidad de masa atómica (uma) y la del O igual a 16 uma. 
 
 
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Importante: Las masas atómicas que figuran en la tabla periódica (Ar) son relativas e indican cuántas 
veces tiene más masa un átomo, respecto a un patrón elegido arbitrariamente. 
 
Por supuesto, debemos optar por un patrón único y trabajar siempre con el mismo, para evitar 
confusiones. En un principio se eligió tomar como patrón la masa atómica del H igual a la unidad, como se 
ha hecho en el ejemplo anterior, debido a que se trata del átomo más liviano conocido. 
Actualmente, se emplea como patrón el isótopo más abundante del carbono, el Carbono-12 (12C). Por 
acuerdo internacional, a este isótopo se le asigna una masa de 12 uma. De esta forma, podemos definir a 
la uma de la siguiente manera: 
 
1 uma = 1/12 masa del isótopo de 12C 
 
Ahora bien, pensemos detenidamente en la siguiente cuestión: 
Si un átomo de oxígeno es 16 veces más pesado que uno de H, entonces en 16 g de oxígeno debe haber 
la misma cantidad de átomos que en 1 g de hidrógeno. 
El número de átomos contenido en una masa igual a la masa en gramos de un elemento recibe el nombre 
de número de Avogadro, NA, y su valor numérico es: 
 
 
23100226 .,AN 
 
(piense en la magnitud de este número, ¡un seis seguido de 23 ceros!; esta cantidad es superior al de las 
estrellas del universo visible), entonces, tanto en 1 g de hidrógeno como en 16 g de oxígeno existen 
23100226 ., átomos de cada elemento. La cantidad anterior define lo que llamamos un mol de sustancia 
 
 
1 mol siempre contiene 6,022.1023 partículas 
 
 
 
El mol es, entonces, un paquete de unidades, como pueden serlo la docena o la centena, pero, a 
diferencia de ellas, el número de unidades que contiene es muy grande. Puesto que no es posible ver un 
átomo o cualquier otra partícula submicroscópica, el mol es un puente entre las partículas no visibles y las 
cantidades de materia que se pueden ver y pesar. 
 
Importante: En una masa igual a la masa de un mol de átomos de un elemento existen 
23100226 ., átomos. Ejemplo: en 35,45 g de átomos de cloro hay 6,022 . 1023 átomos de cloro. 
 
 
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1mol = 
23100226 ., átomos = masa atómica de un elemento expresada en gramos 
 
 
Ejercitación: Considere un anillo de oro que pesa 10 gramos. Calcule cuántos átomos y cuántos moles de 
átomos existen en esta cantidad. ¿Cuál es la masa de un átomo de oro? 
Solución: En primer lugar debemos averiguar la masa atómica del Au. Buscamos en la Tabla Periódica, el 
oro (Au) es el elemento 79 y su masa atómica es 197 uma. Un mol de átomos de oro tendrá una masa de 
197 gramos. 
 
10 g Au x 1 mol de átomos = 0,0508 moles de átomos de oro 
 197 g Au 
10 g Au x 1 mol de átomos x 6,022.1023 átomos = 3,06.1022 átomos de oro 
 197 g Au 1 mol 
 
A través de este ejemplo se observa que incluso una muestra relativamente pequeña de materia contiene 
un número enorme de átomos. 
Para calcular la masa de un solo átomo de oro hacemos: 
 197 g de Au x 1 mol = 3,27.10-22 g / átomo 
 1 mol de átomos 6,022.1023 átomos 
Como ya lo habíamos adelantado, ¡se trata de una masa realmente muy pequeña!. 
 
Ejercitación: Basándonos en la definición de uma dada anteriormente y en el concepto de número de 
Avogadro, intentemos averiguar a cuántos gramos equivale una uma. 
Solución: De acuerdo con la definición, un átomo de carbono tiene una masa de 12 uma. En el ejemplo 
anterior hemos visto de qué manera puede calcularse la masa de un átomo, por lo tanto, repitiendo para el 
carbono, obtenemos: 
 
 12 g de C x 1 mol = 1,99.10-23 g / átomo 
 1 mol de átomos 6,022.1023 átomos 
Es decir, un átomo de carbono pesa 1,99.10-23 g. Según la definición, esta masa debe corresponder a 12 
umas, por lo tanto: 
1,99.10-23 g C x 1 átomo = 1,6583.10-24 g / uma 
 1 átomo 12 uma 
Es decir, 1 uma equivale a 1,6583.10-24 g. 
 
Para analizar: en el ejemplo anterior, observe la estrecha vinculación que se presenta entre la uma y el 
número de Avogadro. ¿Qué relación existe entre estas cantidades? 
A principios de nuestro siglo se pudo determinar el peso de un átomo de modo directo y con exactitud, 
mediante una técnica que se denomina espectrometría de masas. De esta forma se ha establecido con 
 
 
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precisión que la masa del átomo de 12C es 1,9926.10-23 g (esta masa se denomina masa atómica 
absoluta de un átomo y es la conversión de uma a gramos), y por lo tanto: 
 
1 u.m.a. = 1,6605.10-24 g 
 
Que es el valor aceptado actualmente. 
 
Moléculas. Elementos biatómicos. 
 
Los elementos se combinan químicamente para dar compuestos y la unidad constituyente de estos últimos 
es la molécula, que es una combinación invariable de los átomos de los elementos involucrados. Elnúmero de átomos de cada elemento que constituyen la molécula es la fórmula química del compuesto. 
Por ejemplo, el oxígeno y el hidrógeno se combinan para dar agua, cuya molécula contiene un átomo del 
primero y dos átomos del segundo. La fórmula química del agua es H2O. 
Los conceptos desarrollados en la sección precedente para sustancias elementales pueden extenderse sin 
problemas para las sustancias compuestas. 
Conocida la fórmula de un compuesto es posible establecer la masa molecular relativa (Mr) o peso 
fórmula (PF) sumando las masas atómicas relativas (Ar) de cada elemento que integra la fórmula. 
 
 
Ejercitación: Calcule la masa molecular relativa (Mr) del ácido sulfúrico, cuya fórmula es H2SO4. 
Solución: puesto que en la fórmula de este compuesto hay cuatro átomos de oxígeno, uno de azufre y 
dos de hidrógeno, se establece la masa total de cada elemento presente y se suman. 
 H 2 átomos x 1 uma = 2 uma 
 S 1 átomo x 32 uma = 32 uma 
 O 4 átomos x 16 uma = 64 uma 
 Total = 98 uma 
La masa molecular relativa del ácido sulfúrico es 98 uma. 
 
Ejercitación propuesta: Calcule las masas moleculares relativas del agua (H2O), etanol (alcohol común) 
C2H6O y sacarosa (azúcar de mesa) C12H22O11. 
 
Respuestas: a) 18 uma, b) 46 uma, c) 342 uma. 
 
De la misma forma que para un elemento, podemos decir: 
 
Importante: En una masa en gramos igual a la masa molecular relativa (Mr) de una sustancia compuesta 
existen
23100226 ., moléculas. 
 
1mol = 
23100226 ., moléculas = masa molecular relativa (Mr) de un compuesto expresada en gramos 
 
 
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Ejercitación: Con respecto al ácido sulfúrico, determine: 
a) ¿Cuántos gramos y cuántas moléculas hay en tres moles de sustancia? 
b) ¿Cuántos átomos de azufre y de oxígeno hay en esos tres moles? 
c) ¿Cuánto pesarán mil millones de moléculas? 
Solución: En el ejercicio anterior ya determinamos que la masa molecular relativa del ácido sulfúrico es 
de 98 uma, por lo tanto, la masa de un mol de moléculas de dicho ácido será de 98 g. 
 
a) 3 moles x 98 g = 294 g 
 1 mol de moléculas 
 3 moles x 6,022.1023 molec = 1,807.1024 moléculas 
 1 mol de moléculas 
 
b) ¡Preste atención a este punto!. Como en una molécula de ácido sulfúrico hay un átomo de azufre y 
cuatro de oxígeno, usando el resultado anterior obtenemos: 
1,807.1024 molec x 1 átomo de S = 1,807.1024 átomos de azufre 
 1 molec 
1,807.1024 molec x 4 átomos de O = 7,228.1024 átomos de oxígeno 
 1 molec 
Evidentemente, la relación de cuatro átomos de O por cada uno de S debe mantenerse 
independientemente de la cantidad de sustancia que estemos considerando. 
 
c) mil millones = 1.109 moléculas 
1.109 moléculas x 1 mol x 98 g = 1,627.10-13 g 
 6.022.1023 molec 1 mol 
 
 
Ejercitación propuesta: El tetraetilplomo, cuya fórmula es Pb(C2H5)4, es un conocido antidetonante para 
combustibles, el cual se está dejando de emplear paulatinamente debido a cuestiones ecológicas. Calcule: 
a) ¿Cuántas moléculas hay en 12,94 g del compuesto? 
b) ¿Cuántos moles del compuesto pueden formarse a partir de 1 g de plomo? 
c) ¿Cuántos gramos y cuántos átomos de hidrógeno hay en 2,33 g de compuesto? 
 
Respuestas: a) 2,41.1022 moléculas, b) 0,00483 moles, c) 0,144 gramos. 
 
Algunos elementos muy importantes, como el oxígeno, el hidrógeno, el nitrógeno y los halógenos (flúor, 
cloro, bromo y yodo) se encuentran en la naturaleza en forma biatómica. Es decir, su unidad constituyente 
es una molécula formada por dos átomos idénticos. Salvo que se indique lo contrario, este hecho debe ser 
tenido en cuenta siempre que se realicen cálculos con estas sustancias. 
 
Elementos biatómicos H2 O2 N2 F2 Cl2 Br2 I2 
 
 
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¿Cómo esta formado el átomo? Algunas ideas básicas sobre su estructura interna. 
 
Los experimentos desarrollados a fines del siglo pasado y a principios de este, demostraron que los 
átomos realmente están constituidos por partículas más pequeñas (partículas subatómicas). Mostraron 
que los átomos poseen una estructura interna integrada por electrones, protones y neutrones. 
 
En la actualidad, se acepta que un átomo está formado por un núcleo, cargado positivamente, y por los 
electrones, de naturaleza negativa. El núcleo forma el centro del átomo, es muy pequeño y en él se 
encuentran los protones (cargados +) y los neutrones (sin carga). En el núcleo se concentra prácticamente 
toda la masa del átomo. Los electrones, cargados negativamente, se encuentran en la parte exterior del 
átomo, rodeando al núcleo, y se mueven en regiones definidas del espacio, que se llaman orbitales. Los 
electrones son 1838 veces más livianos que los protones. El siguiente cuadro resume las propiedades de 
estas partículas: 
 
 
Partícula Símbolo Carga Masa, g 
Electrón e- -1 9,109.10-28 
Protón p +1 1,673.10-24 
Neutrón n 0 1,675.10-24 
 
 
El número de protones que hay en el núcleo recibe el nombre de número atómico del elemento, y se 
indica con la letra Z. Puesto que un átomo es eléctricamente neutro, el número de protones (carga 
positiva) en su núcleo debe coincidir con el número de electrones (carga negativa) fuera del núcleo. Por 
consiguiente contar el número de protones del núcleo es una manera indirecta de contar el número de 
electrones. 
 
Por ejemplo, en el caso del H (hidrógeno) Z = 1, se deduce que un átomo de H posee un electrón. Un 
átomo de Au (oro) con Z = 79, tiene 79 electrones alrededor de su núcleo. A veces se escribe el número 
atómico de un elemento como subíndice, a la izquierda del símbolo químico correspondiente, Por ejemplo: 
1H y 79Au. 
 
En la Tabla Periódica los elementos están ordenados tomando como base los valores crecientes del 
número atómico. La tabla indica asimismo que las propiedades de los elementos se repiten de modo 
periódico. El carácter periódico de los elementos, es decir, la repetición cíclica de las propiedades a 
medida que aumenta Z, es una de las características más notables de la materia. 
 
 
 
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Diagrama de flujo que presenta resumidamente la constitución interna de los átomos 
 
 
Analicemos el siguiente ejemplo: 
En una moneda de Cu (cobre) que pesa 3 g hay 2,8.1022 átomos. 
Ejercitación: Realice el cálculo adecuado para verificar que la masa del átomo se encuentra concentrada 
en el núcleo. 
Solución: Ahora bien, podemos preguntarnos qué porcentaje del peso total de la muestra se debe a los 
electrones. 
¿Cuántos electrones en total contiene la muestra? 
Puesto que el Cu tiene Z = 29, cada átomo de este metal contiene 29 electrones, por consiguiente el 
número total de electrones es: 
 29 e- por átomo x (2,8.1022 átomos) = 8,1.1023 electrones 
 
número de masa
Constituidos fundamentalmente por
Constitución interna
de los átomos
periferia
neutroneselectrones
ubicados en la determinan
protones
número atómico
ubicados en
núcleo
determinan
Z
se representa
se representa
A
Asigna la identidad
del elemento
 
 
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¿Cuál es la masa de todo ese conjunto de electrones? 
De acuerdo a lo indicado en la tabla dada más arriba, la masa de un electrón es 9,109.10-28 g, por lo tanto 
la masa total de electrones es: 
 
 (8,1.1023 electrones) x (9,109.10-28 g) = 7,4.10-4 g 
 
Es decir que la masa total de electrones es 0,74 mg respecto a los 3 g de cobre (o 3000 mg); por lo tanto 
la masa está concentrada en los núcleos de los átomos de Cu. (0,024% de la masa total). 
 
La tabla de las propiedades de las partículassubatómicas y el ejemplo anterior demuestran que puesto 
que la masa del electrón es despreciable, la masa total de un átomo es aproximadamente la suma de las 
masas de neutrones y protones que hay en el núcleo. 
 
Isótopos y número de masa 
A principios de nuestro siglo se pudo determinar el peso de un átomo de modo directo y con exactitud, 
mediante una técnica que se denomina espectrometría de masas. 
Las medidas precisas de las masas atómicas conducen a un descubrimiento de gran importancia. Una de 
las suposiciones de Dalton era que los átomos de un mismo elemento son idénticos. Sin embargo, al 
estudiar la mayoría de los elementos con un espectrómetro de masas, se detectan átomos con masas 
distintas, incluso cuando se utiliza una muestra químicamente pura. Por ejemplo si se analiza una muestra 
de Ne (neón) puro, se observa que los átomos poseen las siguientes masas: 3,32.10-23g, 3,65.10-23g y 
3,49.10-23g. Estos tres tipos de átomos tienen las propiedades químicas del neón y se denominan 
isótopos. 
 
 
Isótopos: son átomos de un elemento que tienen el mismo número atómico (Z) pero distinta masa 
atómica (A). 
 
Resulta fácil explicar la existencia de isótopos suponiendo que el núcleo atómico de un elemento posee un 
número fijo de protones y un número variable de neutrones. Los neutrones contribuyen a la masa de un 
átomo pero no influyen en el número de electrones necesarios para conseguir la neutralidad eléctrica. Por 
lo tanto un número distinto de neutrones para un mismo elemento, hace que cambie la masa de dicho 
elemento pero no sus propiedades químicas. 
Se denomina número másico (A), de un átomo a la suma de protones y neutrones que tiene en el núcleo. 
 
Importante: Todos los isótopos de un elemento poseen el mismo número atómico (Z) pero distinto 
número másico (A). 
 
 
 
 
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El protón, el neutrón y el isótopo más común del hidrógeno (Z = 1), poseen aproximadamente la misma 
masa. Por consiguiente un isótopo con número de masa A, es A veces más pesado que el hidrógeno. En 
el caso del neón, puesto que a través el espectrómetro de masas se deduce que las masas de sus 
isótopos son aproximadamente 20, 21 y 22 veces la del átomo de H, sus números de masas deben ser, 
respectivamente 20, 21 y 22. 
Nos podemos preguntar: ¿cuántos neutrones tendrá cada isótopo del neón, sabiendo que en su núcleo 
hay 10 protones? 
A = número de protones + número de neutrones = Z + número de neutrones 
Número de neutrones = A - Z 
 
Es fácil obtener la respuesta. Para cada A (20, 21 y 22) y el mismo Z = 10, los isótopos deben tener 10, 11 
y 12 neutrones respectivamente. 
Generalmente los isótopos no tienen nombres especiales, sino que se denotan dando el elemento y su 
número de masa correspondiente, por ejemplo: neón-20, neón-21 y neón-22. 
Su símbolo se obtiene escribiendo el número de masa como supraíndice a la izquierda del símbolo 
químico: 20Ne, 21 Ne y 22Ne. 
Recordemos que el número atómico Z es el que identifica al elemento y que se coloca como subíndice a la 
izquierda del elemento químico. Por lo tanto, en general cualquier elemento X se indica: 
XAZ 
Solamente en el caso del H, sus tres isótopos reciben nombres especiales: 
 
1H (protio) 2H (deuterio) 3H (tritio) 
 
 
Ejercitación: Indique el número de protones, neutrones y electrones en cada una de las siguientes 
especies. 
 a) B
11
5 b) Hg
199
80 c) Hg
200
80 
Solución: a) El número atómico es 5, de modo que hay 5 protones. El número de masa es 11, por lo que 
el número de neutrones es 11-5 = 6. El número de electrones es igual al de protones, o sea 5, ya que el 
átomo es neutro. 
b) 80 protones, 119 neutrones y 80 electrones. 
c) 80 protones, 120 neutrones y 80 electrones. Los átomos de los incisos b) y c) son dos isótopos del Hg. 
 
Ejercitación propuesta: Los números de masa de los isótopos del criptón (Kr) son 78, 80, 82, 83, 84 y 86. 
¿Cuántos neutrones hay en el núcleo de cada uno de ellos? 
Respuesta: Respectivamente, 42, 44, 46, 47, 48 y 50 neutrones. 
 
 
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¿A qué se denomina abundancia isotópica? Un cálculo más preciso de la masa atómica de un 
elemento. 
La abundancia de un isótopo es el tanto por ciento de este isótopo (en términos de números de átomos) 
correspondiente a una muestra del elemento. 
 
Abundancia de X = (número de átomos del isótopo X) x 100% 
 número total de átomos en la muestra X 
 
La abundancia natural de un isótopo es su abundancia en una muestra procedente de la naturaleza. La 
abundancia natural del neón-20 es del 91%. Esto significa que por cada 100 átomos de la muestra 
procedente de la naturaleza, 91 son de neón-20. 
Ahora bien, una muestra natural de un elemento es una mezcla de isótopos, teniendo cada uno de ellos 
distinta masa atómica. Por lo tanto, la masa atómica del elemento debe tomarse como un promedio de las 
masas de cada uno de los isótopos, teniendo en cuenta que cuanto más abundante sea el isótopo más 
debe contribuir a la masa atómica del elemento. Un promedio de esta naturaleza recibe el nombre de 
promedio ponderado. 
Así, en una muestra de gas cloro, el Cloro-35 y el Cloro-37 presentan sus abundancias naturales: 75,8 % 
de 35Cl y 24,2 % de 37Cl. Puesto que las masas de los isótopos son 34,97 y 36,97 uma respectivamente, la 
masa media de los átomos contenidos en la muestra, es decir la masa atómica relativa (Ar) del cloro es: 
 
 
Ar de Cl = (75,8/100) x 34,97 uma + (24,2/100) x 36,97 uma = 35,454 uma 
 
La masa atómica relativa (Ar) que figura en la Tabla Periódica es un promedio ponderado que tiene en 
cuenta la abundancia isotópica natural de cada elenento. 
 
Tabla Periódica 
Cuando los elementos se ordenan de acuerdo al número atómico creciente, se observa una repetición 
periódica de las propiedades físicas y químicas, tales como peso específico, punto de fusión, carácter 
metálico o electronegatividad. Se aconseja observar la Tabla Periódica para relacionar cada uno de los 
puntos que se mencionan a continuación con la misma: 
 Las líneas horizontales se denominan períodos. La tabla consta de siete de ellos, y al pasar de un 
período a otro, se produce una repetición de propiedades. El número del período al cual pertenece un 
elemento coincide con el número de capas (o niveles de energía) en las cuales su átomo contiene 
electrones. Por ejemplo el Na pertenece al tercer período, por lo que los electrones de átomo se 
distribuyen en tres capas. 
 
 Las columnas se identifican mediante un número romano (I al VIII) y una letra (A o B). Existe también 
una columna 0 (cero). Los elementos que pertenecen a columnas con igual número tienen 
 
 
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propiedades semejantes, y conforman un grupo. Dentro de cada grupo se presentan subgrupos o 
familias de elementos que, respondiendo a las propiedades generales del grupo, presentan otras 
características particulares, y se los distingue mediante una letra asociada al número. En la actualidad 
los grupos se numeran del 1 al 18. 
 
 Los elementos que pertenecen a familias identificadas con la letra A y los del grupo 0 se denominan 
elementos representativos (grupos 1 y 2, grupos 13 al 18). Los restantes se denominan elementos de 
transición (identificados con la letra B o grupos 3 al 12). 
 
 Las dos filas (o períodos) separadas del grupo principal de la tabla, se denominan elementos de 
transición interna. Debieron incluirse a continuación del La y Ac respectivamente, lo que no se hace 
por razones de espacio. 
 
 La línea gruesa escalonada separa los elementos metálicos de los no metálicos (a izquierda y derecha 
respectivamente). Determinadas familias reciben nombres que reflejan alguna característica común a 
los elementos que las componen: 
 IA o grupo 1 : Metales alcalinos 
 IIA o grupo2 : Metales alcalino térreos 
 VIA o grupo 15: Calcógenos 
 VIIA o grupo 17: Halógenos 
 VIIIA o 0 o grupo 18: Gases nobles 
 
 
Ejercitación propuesta: Clasifique a cada uno de los siguientes elementos según su ubicación en la 
Tabla Periódica: Se, Ar, Sr, K, Co, As, Xe, Ga, Sn, Y. Constuya una tabla que indique símbolo y nombre 
del elemento, grupo, período, Z, A, número de neutrones, protones y electrones. 
Solución: Por ejemplo, el Se es un no-metal, pertenece a la familia de los elementos representativos y al 
grupo VIA o grupo 15 (calcógeno). El Ga es un metaloide, representativo y perteneciente al grupo IIIA o 
grupo 13. 
 
Algunas nociones elementales de enlace químico 
Introducimos los conceptos de enlace iónico y enlace covalente. Aprendemos a dibujar estructuras 
de Lewis. 
 
Los electrones se distribuyen alrededor del núcleo en capas sucesivas o niveles de energía. Los 
electrones ubicados en las capas más externas pueden interactuar con los electrones externos de otro 
átomo produciendo una unión entre ambos átomos, la cual se conoce usualmente como enlace químico. 
La aparición de enlaces químicos entre los átomos conduce a la formación de moléculas. 
Los electrones externos de un átomo, involucrados en el enlace químico, reciben el nombre de electrones 
de valencia. El número de estos electrones coincide generalmente con el número del grupo al que 
pertenece el elemento (IA al VIIIA). Por ejemplo, el sodio (Na) al pertenecer al grupo IA, posee un único 
electrón de valencia y, por lo tanto, puede aportar un sólo electrón al formar enlaces. 
 
 
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Los gases nobles tienen ocho electrones externos (VIIIA), salvo el He, que tiene sólo dos. Hasta hace 
pocos años, no se conocían compuestos de estos elementos. Se atribuyó esta estabilidad o falta de 
reactividad a que su configuración electrónica de ocho electrones externos debía ser extremadamente 
estable. Por ello se sugirió que los átomos interactúan cambiando el número de electrones de tal forma 
que adquieren la estructura del gas noble más cercano en la Tabla Periódica, es decir, con ocho 
electrones externos. A este enunciado se lo conoce generalmente como regla del octeto. Esta regla es 
válida casi siempre, por lo menos en los elementos representativos. 
Por ejemplo el Na (Z = 11) tiene como gas noble más cercano al Ne (Z = 10). Sus configuraciones 
electrónicas sólo difieren en que el Na tiene un electrón más que el Ne, por lo que tenderá a perderlo. Al 
ocurrir esto, el átomo de Na ya no será eléctricamente neutro, pues quedará con una carga positiva en 
exceso (11 protones, 10 electrones). 
 eNaNa 1 
 átomo neutro catión 
 
La pérdida de electrones de un átomo origina partículas cargadas (iones) positivamente, llamados 
cationes. El supraíndice indica el número de electrones perdidos. 
 
Importante: Recuerde que llamamos ión a toda partícula (átomo o molécula) que ha perdido o ganado 
electrones y adquiere, por lo tanto, una carga eléctrica. 
Si la partícula pierde electrones, adquiere carga positiva y se trata de un catión. 
Si, en cambio, gana electrones, la carga que adquiere es negativa y hablamos de un anión. 
 
Para poder formar un ión negativo (anión) de un átomo neutro se deben adicionar electrones. 
 Br e Br 
 1 
 átomo neutro anión 
 
El electrón que pierde el átomo de sodio puede ser aceptado por ejemplo por un átomo de Br (Z = 35), el 
cual requiere un electrón extra para adquirir la configuración electrónica del Kr (Z = 36). Al aceptar un 
electrón el átomo de Br queda cargado negativamente (35 protones, 36 electrones), y se transforma en un 
anión: Br- (el supraíndice indica el número de electrones ganados). 
 
Importante: Cuando un metal (Na) reacciona con un no-metal (Br), los electrones se transfieren del átomo 
metálico al no metálico y se forma un compuesto iónico o electrovalente (NaBr). 
 
 
En la reacción, el átomo metálico pierde electrones que son aceptados por el átomo no metálico. 
 
 
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La reacción que se acaba de ver entre Br y Na podrá representarse colocando solamente alrededor de los 
átomos involucrados en la reacción, los electrones externos: 
 Na Br Na Br  
 
 
 
 
Ejercitación propuesta: Escriba las estructuras electrónicas de puntos para cada una de las siguientes 
sustancias iónicas: 
 a) BaS b) MgBr2 c) Na2O 
 
 
Cuando se combinan dos no metales se produce una unión covalente. La característica de la unión 
covalente es que los electrones se comparten entre átomos unidos y no hay transferencia global de 
electrones de un átomo a otro como sucede en la unión de tipo iónica. Por ejemplo, dos átomos de H 
pueden combinarse para formar la molécula de dihidrógeno (H2). 
La misma puede representarse: 
 
 
dónde cada átomo unido suministra un electrón a la unión covalente. La unión covalente simple consiste 
en un par de electrones compartidos por dos átomos. Si bien los electrones pueden considerarse como 
pertenecientes a la molécula, puede pensarse que cada átomo de H adquiere la configuración de gas 
noble, en este caso la del He (primer capa o nivel de energía se llena con 2 electrones). 
Otros elementos pueden formar moléculas diatómicas, por ejemplo los halógenos: X = F, Cl, Br, I. 
 
ya que con la formación de la unión covalente completan su octeto. 
Las estructuras de H2 y X2 representadas arriba, se denominan estructuras de Lewis, y pueden hacerse 
también para moléculas poliatómicas. En este tipo de representación, sólo se dibujan los electrones 
participantes en la unión química, o sea los de la última capa (electrones de valencia). La idea es mostrar 
como los elementos participantes de la molécula comparten algunos electrones de tal manera de 
completar ocho electrones en su última capa (regla del octeto) a excepción del hidrógeno que completa su 
capa con sólo dos. 
El enlace covalente puede representarse también por una línea, una por cada par de electrones 
compartidos, y puede existir más de un enlace (dos ó tres) entre dos átomos (iguales o no). 
 
H H. .
 X. 
..
..
.. X X. .
..
..
.... ..
.. X
. ..
..
.. +
 
 
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22 
 
Ejercitación: Dibujar la estructura de Lewis para NH3 
Solución: Para escribir la estructura de Lewis de una molécula dada podemos seguir los siguientes pasos, 
a modo de guía. 
 
 Determinar el número total de electrones de valencia para todos los átomos en la molécula. 
 Identificar el átomo central y escribir los demás átomos alrededor de éste, cada uno con sus electrones. 
 Colocar un par de electrones entre el átomo central y cada uno de los átomos que lo rodean; cada par 
de electrones es un enlace covalente. 
 Distribuir los electrones restantes de tal manera que todos los átomos en la molécula adquieran la 
configuración de gas noble (8 electrones o 2 para los elementos cercanos al He). 
 Verificar que el número total de electrones sea el correcto y que se cumpla la regla del octeto. 
 
Como el N pertenece al grupo VA, tiene 5 electrones de valencia. Cada H tiene sólo 1, por lo tanto el 
número total de electrones externos es ocho. Evidentemente, el N es el átomo central. El H no puede serlo 
nunca porque puede formar únicamente un enlace. Por lo tanto, escriba un átomo de N rodeado de 3 
átomos de H, cada uno compartiendo un par de electrones. De esta forma, ubicamos 6 electrones y nos 
quedan todavía 2. Observe que los H tienen 2 electrones cada uno y han logrado la configuración 
electrónica del gas noble He. Los 2 electrones restantes se colocan, entonces, sobre el N el cual completa 
8 electrones (seis compartidos con los H y 2 sin compartir, par libre). 
La estructura de Lewis es, por lo tanto: 
 
Los electrones se representan por cruces o puntos (* o ) sólo a losefectos de diferenciarlos más 
fácilmente, pero no implica diferenciación cualitativa entre los mismos, son idénticos. 
 
 
Importante: Tenga en cuenta que a veces es necesario que el átomo central comparta con alguno de los 
otros átomos más de un par de electrones, para poder satisfacer la regla del octeto. Esto da lugar a lo que 
llamamos como enlaces múltiples (dobles o triples). 
 
 
El enlace entre Carbono y Oxígeno es un ejemplo de lo anterior, como puede verse en el ejercicio 
siguiente: 
 
. ..N HH
H
. 
. **
*
..N HH
H
=
 
 
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23 
 
 
Ejercitación propuesta: El formaldehído, un gas de olor desagradable, se emplea disuelto en agua como 
conservante de animales muertos (formol). Su fórmula molecular es CH2O. Dibuje la estructura de Lewis 
más probable para este compuesto. 
 
Números de oxidación 
 
El número de oxidación o estado de oxidación de un elemento en un compuesto iónico binario simple (por 
ejemplo, NaCl) es el número de electrones que gana o pierde un átomo de dicho elemento al formar el 
compuesto. En el caso de iones atómicos sencillos, corresponde directamente a la carga del ion. En 
compuestos covalentes los números de oxidación no tienen el mismo significado físico que en los iónicos. 
Sin embargo son de gran ayuda para escribir fórmulas y balancear ecuaciones. En especies unidas por 
enlaces covalentes los números de oxidación se asignan siguiendo un conjunto de reglas. Al elemento 
más electronegativo se le asigna un número de oxidación negativo y al menos electronegativo, uno 
positivo. 
 
 
Las reglas generales para asignar números de oxidación se detallan a continuación: 
1) El número de oxidación de cualquier elemento libre no combinado es cero. Esto incluye las sustancias 
simples, por ejemplo, el dioxígeno (O2). 
2) En compuestos iónicos o covalentes neutros, la suma de los números de oxidación de todos los 
elementos es igual a cero. 
3) La carga en un ion monoatómico simple es el número de oxidación del elemento de dicho ion. Por 
ejemplo, para el ion Mg2+, el estado de oxidación es +2. En un ion poliatómico la carga del ion debe ser 
igual a la suma de los números de oxidación de los átomos constituyentes. 
4) Tener en cuenta que, salvo en algunos compuestos, el hidrógeno actúa con estado de oxidación +1 y el 
oxígeno con -2. 
 
 
 
Ejercitación: Indicar el número de oxidación de cada elemento en el ácido fosfórico, H3PO4. 
Solución: Como se trata de una especie neutra, la suma de los números de oxidación de todos los 
elementos es cero. Como tenemos 3 H y 4 O podemos escribir: 
3.(+1) + 4.(-2) + 1.(x) = 0 
donde x es el número de oxidación del fósforo. 
Para que se cumpla la ecuación anterior es evidente que x = +5. Por lo tanto, el estado de oxidación del 
fósforo es +5. Verifique en la tabla periódica que el fósforo presenta este estado de oxidación. 
 
 
 
 
 
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Electronegatividad 
Carácter iónico porcentual de los compuestos químicos. 
 
Si aceptamos que las uniones químicas se producen por transferencia o por compartir electrones, nos 
podemos preguntar qué propiedad nos permitiría predecir cuándo se produce un enlace iónico y cuándo 
uno covalente. 
La información que buscamos nos presenta una nueva propiedad periódica que es la electronegatividad, 
la cual puede ser definida como la capacidad relativa que tiene un átomo para atraer electrones en una 
unión química. Esta propiedad se expresa mediante un número que no tiene un valor absoluto sino 
relativo. Existe una tabla de electronegatividades propuesta por Pauling en 1930, en la cual se adjudica un 
valor arbitrario de 4 al F (Flúor), el elemento más electronegativo, y los demás valores se ajustan con 
respecto de él. 
En la Tabla Periódica se observa que en un periodo al aumentar Z aumenta la electronegatividad, pero en 
un grupo dicha propiedad disminuye al aumentar el número atómico. 
 
 
Ejercitación propuesta: Ordene cada uno de los siguientes conjuntos de átomos según 
electronegatividad creciente: 
 
a) P, As, Sb b) Be, Li, B c) Rb, Sr, Ca, Ba 
 
Los valores numéricos de las electronegatividades no son importantes en sí mismos, lo que es importante 
para caracterizar la unión es la diferencia de electronegatividades. 
Si la diferencia es muy grande, se formará un enlace iónico, ya que el elemento más electronegativo 
captará los electrones del otro átomo, formándose así un catión y un anión. 
Si los valores de electronegatividades son muy cercanos, la unión será covalente: no existe transferencia 
de electrones, sino que los mismos se comparten. 
La mayoría de las tablas periódicas incluyen una tabla que indica el carácter iónico porcentual de un 
enlace en función de la diferencia de electronegatividad de los átomos involucrados. 
 
 
Ejercitación: El berilio forma un compuesto de fórmula BeCl2. Determine si el compuesto es 
predominantemente iónico o covalente. 
Solución: Según la Tabla Periódica, las electronegatividades del Be y del Cl son 1.5 y 3.0 
respectivamente (busque en su tabla y verifique estos valores). La diferencia de electronegatividades es 3 
- 1.5 = 1.5. Si consultamos en la Tabla Periódica, veremos que esta diferencia corresponde a un 43% de 
carácter iónico. Esto nos indica que el compuesto posee más caraterísticas covalentes que iónicas. 
 
 
 
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Composición porcentual de los compuestos 
 
Si se conoce la fórmula de un compuesto, su composición química se puede expresar como el porcentaje 
en peso de cada elemento del compuesto. 
 
 
Ejercitación: Calcular la composición porcentual en peso del ácido nítrico, HNO3. 
Solución: Primero se calcula la masa de un mol del compuesto: 
Nro. de moles Masa de un Masa de elemento 
de átomos mol de átomos en un mol de compuesto 
 1 x H = 1 x 1 g = 1 g de H 
 1 x N = 1 x 14 g = 14 g de N 
 3 x O = 3 x 16 g = 48 g de O . 
 Masa de un mol de HNO3 = 63 g de HNO3 
Ahora, su composición porcentual es: 
% H = masa de H . 100 % = 1g . 100 % = 1,6 % de H 
 masa HNO3 63 g 
 
% N = masa de N . 100 % = 14 g . 100 % = 22,2 % de N 
 masa HNO3 63 g 
 
% O = masa de O . 100 % = 48 g . 100 % = 76,2 % de O 
 masa HNO3 63 g 
 
Como el HNO3 es una sustancia pura compuesta y no una mezcla, todas las muestras de HNO3 puro 
tendrán esta composición. 
 
Cálculo de fórmula empírica 
 
Una fórmula empírica es la fórmula química más sencilla que indica los números relativos de átomos de 
cada uno de los elementos presentes en un compuesto. 
 
 
Ejercitación: ¿Cómo calcular una fórmula empírica a partir de la composición porcentual másica? 
La composición porcentual másica de la vitamina C es 40,9 % de C; 4,57 % de H y 54,5 % de O. ¿Cuál es 
su fórmula empírica? 
Estrategia: Se puede calcular el número de moles de átomos de cada uno de los elementos presentes en 
una muestra de 100 g a partir de la composición porcentual másica y las masas molares de los elementos. 
La fórmula empírica supone expresar las relaciones de estos números en una fórmula química usando los 
números enteros más pequeños que sea posible. 
 
 
 
 
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26 
 
Solución: Los números de moles de átomos presentes en 100 g de muestra son: 
Moles de C: 12,01 g C -------- 1 mol C 
 40,90 g C -------- x = 3,41 moles C 
Moles de H: 1,008 g H -------- 1 mol H 
 4,57 g H -------- x = 4,53 moles H 
Moles de O: 16,00 g O -------- 1 mol O 
 54,50 g O -------- x = 3,41 moles O 
Al dividir por el número más pequeño de moles (3,41) se obtiene: 
C: 1,00 H: 1,33 O: 1,00 
Al multiplicar por 3 (para hacer entera la fracción 1,33, es decir, 4/3) se obtiene: 
C: 3,00 H: 4,00 O:3,00 
lo cual indica que hay 3 átomos de C y cuatro átomos de H por cada 3 átomos de O en el compuesto. En 
consecuencia, la fórmula empírica de la vitamina C es C3H4O3. 
 
 
 
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27 
 
 
NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGÁNICOS 
 
Cambios químicos 
 
Un cambio químico se representa mediante una reacción química, en la cual los materiales de partida se 
denominan reactivos y las sustancias formadas productos. Por lo tanto una reacción química puede 
resumirse como: 
Reactivos  Productos 
 
Si tomamos un ejemplo simple: la formación del compuesto agua (producto) a partir de las sustancias 
simples dihidrógeno y dioxígeno (reactivos), la reacción química puede representarse como sigue: 
 
Dihidrógeno + Dioxígeno  Agua 
 
En forma simbólica: H2 + O2  H2O (ecuación no balanceada) 
 
El ajuste de ecuaciones químicas tiene por objeto balancear o igualar la ecuación. Una ecuación 
balanceada o igualada es aquella que revela que existe el mismo número de átomos del mismo elemento 
antes y después de la reacción (Ley de conservación de la masa). 
Para balancear una ecuación se colocan coeficientes delante de las fórmulas para que sean iguales los 
números de átomos de cada elemento en ambos lados de la ecuación. Esos coeficientes reciben el 
nombre de coeficientes estequiométricos. 
Al igualar la reacción: 
H2 + ½ O2  H2O (ecuación matematicamente balanceada) 
 2 H2 + O2  2 H2O (ecuación balanceada) 
 
A veces los compuestos que intervienen en las reacciones se presentan en distintos estados de 
agregación: liquido, sólido o gaseoso, por lo tanto en estos casos es conveniente colocar entre paréntesis 
dicho estado de la forma: (l), (s) o (g). 
 
2 H2 (g) + O2 (g)  2 H2O (l) 
 
Fórmulas químicas 
Para representar un compuesto químico utilizamos las fórmulas químicas, que nos indican los átomos 
que la forman así como el número o proporción de estos átomos en dicha sustancia. 
La fórmula del agua, H2O, nos informa de que está formada de hidrógeno y oxígeno, y además que por 
cada átomo de oxígeno tenemos dos átomos de hidrógeno. 
 
 
 
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28 
 
¿Para que formulamos? 
El objetivo de la formulación y nomenclatura química es que a partir del nombre de un compuesto 
sepamos cual es su fórmula, y a partir de la fórmula sepamos cual es su nombre. Con la fórmula se 
pueden obtener datos de importancia cuantitativa y estructural en el área de la química y disciplinas 
relacionadas. 
 
¿Qué tenemos que saber para formular? 
 
1. Electroneutralidad 
Los compuestos son eléctricamente neutros, excepto los iones cuando los formulemos separadamente. La 
carga que aporten todos los átomos de un compuesto tiene que ser nula, debe haber en un compuesto 
tantas cargas positivas como negativas. 
 
2. Valencia 
“Es la capacidad que tiene un átomo de un elemento para combinarse con los átomos de otros elementos 
y formar compuestos”. 
La valencia es un número que nos indica el número de electrones que gana, pierde o comparte un átomo 
con otro átomo o átomos. 
 
3. Número de Oxidación 
El número de oxidación es un entero positivo o negativo (creado por conveniencia entre los químicos). 
Los átomos, al ganar o perder electrones, adquieren una carga eléctrica que corresponde a la cantidad de 
electrones ganados o perdidos. La representación de esta carga se conoce como número de oxidación, el 
cual es diferente a la valencia, que es la capacidad de combinación de un elemento. 
El número de oxidación es positivo si el átomo pierde electrones, o los comparte con un átomo que tenga 
tendencia a captarlos. Y será negativo cuando el átomo gane electrones, o los comparta con un átomo que 
tenga tendencia a cederlos. Estos números de oxidación aparecen en la siguiente tabla. 
 
Tabla 1.- Número de valencias y número de oxidación de los elementos más importantes del sistema 
periódico 
I - Metales 
Valencia 1 Valencia 2 Valencia 3 
Número de Oxidación + 1 Número de Oxidación +2 Número de Oxidación +3 
Litio Li Berilio Be Aluminio Al 
Sodio Na Magnesio Mg 
Potasio K Calcio Ca 
Rubidio Rb Estroncio Sr 
Cesio Cs Zinc Zn 
Plata Ag Cadmio Cd 
 Bario Ba 
 
 
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29 
 
 
Valencias 1,2 Valencias 1,3 Valencias 2,3 
Número de Oxidación +1,+2 Número de Oxidación +1,+3 Número de Oxidación +2,+3 
Cobre Cu Oro Au Níquel Ni 
Mercurio Hg Cobalto Co 
 Hierro Fe 
 
 
 
Valencia 2,4 Valencia 2,3,6 Valencia 2,3,4,6,7 
Número de Oxidación +2,+4 Numero de Oxidación +1,+3, +6 Numero de Oxidación 
+2,+3,+4,+6,+7 
Platino Pt Cromo Cr Manganeso Mn 
Plomo Pb 
Estaño Sn 
 
 
 
II - No Metales 
 
 
Valencia 1 Valencia 1,3,5,7 Valencia 2 
Número de Oxidación -1 
Número de Oxidación 
+/- 1, +3,+5,+7 
Número de Oxidación -2 
Fluor F Cloro Cl Oxígeno O 
 Bromo Br 
 Iodo I 
 
 
Valencia 2,4,6 Valencia 2,3,4,5 Valencia 3,5 
Número de Oxidación 
+/-2, +4,+6 
Número de Oxidación 
+2, +3,+4,+5 
Número de Oxidación 
+/- 3, +5 
Azufre S Nitrógeno N Fósforo P 
Selenio Se Arsénico As 
Telurio Te Antimonio Sb 
 
 
Valencia 2,4 Valencia 4 Valencia 3 
Número de Oxidación 
+/- 2, +/- 4 
Número de Oxidación 
+/- 4 
Número de Oxidación 
+/- 3 
Carbono C Silicio Si Boro B 
 
 
 
 
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30 
 
III - Hidrógeno 
 
Valencia 1 
Número de Oxidación +/- 1 
Hidrógeno H 
 
 
NOMENCLATURA 
Para nombrar los compuestos antiguamente no era tan fácil, pero gracias a las normas de la I.U.P.A.C. 
(Unión Internacional de Química Pura y Aplicada) la formulación resultó ser más sencilla. 
Los sistemas que veremos son: 
 
 
A- Nomenclatura SISTEMÁTICA 
Para nombrar compuestos químicos según esta nomenclatura se utilizan los prefijos: 
MONO (1) , DI (2), TRI (3), TETRA (4), PENTA (5), HEXA (6), HEPTA (7) ... 
 
 Cl2O3 Trióxido de dicloro 
 I2O Monóxido de diodo 
 
 
B- Nomenclatura por NUMERAL de STOCK 
En este tipo de nomenclatura, cuando el elemento que forma el compuesto tiene más de una valencia, 
ésta se indica al final, en números romanos y entre paréntesis: 
 Fe(OH)2 Hidróxido de hierro (II) 
 Fe(OH)3 Hidróxido de hierro (III) 
 
 
C- Nomenclatura TRADICIONAL. 
Es uno de los métodos más antiguos que aún se emplea, aunque la IUPAC no lo recomienda. En esta 
nomenclatura para poder distinguir con qué valencia funcionan los elementos en ese compuesto, se 
utilizan una serie de prefijos y sufijos: 
 
 
 
1 valencia 
 
2 valencias 3 valencias 4 valencias 
 …oso … ico Hipo…oso …oso …ico Hipo …oso … oso … ico Per… ico 
 
 
 
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Sustancias Químicas 
A continuación se verán distintos tipos de compuestos químicos. Algo importante a tener en cuenta es que 
muchos compuestos que se encuentran escritos como ejemplos o que se solicitan al estudiante, son sólo 
con fines didácticos y pedagógicos, no necesariamente tienen existencia real. 
Clasificación de los compuestos químicos inorgánicos 
Los compuestos más comunes se pueden clasificar como: 
✔ óxidos 
✔ hidróxidos o bases 
✔ ácidos 
✔ sales 
✔ hidruros 
 
O también según familias de compuestos relacionados por tener la misma “función” y comportamientos 
químicos similares, por ejemplo, en fórmulas genéricas 
Óxidos básicos: XO 
Óxidos ácidos: YO 
Hidruros metálicos: XH 
Hidruros no metálicos (o hidrácidos): HY 
Hidróxidos o bases: X(OH) 
Oxoácidos: HYO 
Oxosales : XYO 
Hidrosales : XY 
Sales ácidas: XHYO 
 
donde X es un metal, Y es un no metal, H es hidrógeno y O es oxígeno 
El esquema general de reacciones de obtención de compuestos inorgánicos es el siguiente: 
 
Metal No Metal
Oxido Básico
Oxido Acido
u Anhídrido
Hidróxido Oxoácido
Hidruro no metálico
HidrácidoACIDOBASE
 SAL + AGUA
Hidruro metálico
H2 H2
O2
O2
H2O H2O
en H2O
 
 
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32 
 
Óxidos 
Son compuestos binarios (dos elementos) formados entre el oxígeno y otro elemento que puede ser un 
metal o no metal. 
 Si el elemento es un metal el óxido formado se denomina óxido básico: 
 
Metal + Oxígeno  Óxido básico 
 
2 Ca (s) + O2 (g)  2 CaO (s) (Óxido de Calcio) 
 
 Si el oxígeno se combina con un no metal el compuesto se denomina óxido ácido: 
 
No metal + Oxígeno  Óxido ácido 
 
C (s) + O2 (g)  CO2 (g) (Dióxido de Carbono) 
 
Hidróxidos o bases 
Son compuestos ternarios (tres elementos) entre el oxígeno, hidrógeno y un metal. 
Se forman por reacción entre un óxido básico con agua: 
 
Óxido Básico + Agua  Hidróxido 
 
CaO (s) + H2O (l)  Ca(OH)2 (ac) (Hidróxido de Calcio) 
 
Ácidos 
Pueden ser compuestos binarios (hidrácidos), o ternarios (oxoácidos). 
Los hidrácidos surgen de la combinación del hidrógeno con un no metal: 
 
Hidrógeno + No metal  Hidrácido 
 
H2 (g)+ Cl2 (g)  2 HCl (g) (Cloruro de Hidrógeno) 
 
El cloruro de hidrógeno es un gas que cuando se disuelve en agua se denomina ácido clorhídrico. 
Los principales no metales que se combinan con el hidrógeno para dar en solución acuosa un hidrácido, 
son: flúor, cloro, bromo, iodo, azufre y selenio. 
Los oxoácidos corresponden a compuestos de la forma hidrógeno-oxígeno-no metal. Se forman por 
reacción entre los óxidos ácidos y el agua: 
 
Óxido ácido + Agua  Oxoácido 
 
CO2(g) + H2O(l)  H2CO3 (ac) (Ácido Carbónico) 
 
 
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33 
Sales 
Son compuestos derivados de la reacción de ácidos (hidrácidos u oxoácidos) y bases. La reacción de 
formación recibe el nombre de neutralización: se reemplaza el H de un ácido por el metal de las bases. 
 
Acido + Base  Sal + Agua 
 
HCl (ac) + NaOH (ac)  NaCl (ac) (cloruro de sodio) + H2O (l) 
 H2CO3 (ac) + NaOH (ac)  Na2CO3 (ac) (carbonato de sodio) + H2O (l) 
Hidruros 
Son compuestos binarios formados por hidrógeno y un metal. 
 
Hidrógeno + Metal  Hidruro 
 
H2(g) + Ca (s)  CaH2 (s) (Hidruro de Calcio) 
 
 
Compuestos moleculares y compuestos iónicos 
Los compuestos moleculares están formados por moléculas, y se simbolizan mediante fórmulas 
moleculares. 
Los átomos pueden perder o ganar electrones para convertirse en iones (aniones y cationes) y pueden 
formar compuestos iónicos, los que se simbolizan mediante una fórmula que indica los números relativos 
de aniones y cationes pero no forman moléculas. 
 
Nomenclatura química 
Muchos compuestos tienen como mínimo dos nombres. Un nombre común es aquél que se usa 
cotidianamente, pero da pocos o ningún indicio sobre la composición del compuesto. El uso de estos 
nombres puede ser anterior al descubrimiento de la composición de la sustancia; éste es el caso del 
"agua", la "sal", el "azúcar" y el "cuarzo". Un nombre sistemático es aquél que revela los elementos 
presentes en un compuesto (y en algunos casos indica cómo están dispuestos los átomos) y se construye 
siguiendo determinadas reglas. El nombre sistemático de la sal común, "cloruro de sodio", indica 
inmediatamente que el compuesto está formado por cloro y sodio. Un nombre sistemático especifica a un 
compuesto de modo exacto. Esto resulta útil cuando el compuesto es poco conocido o nuevo, y resulta 
esencial cuando el compuesto carece de nombre común. Para dar nombres sistemáticos a los compuestos 
se siguen las reglas de la nomenclatura química; como sucede con la definición de las unidades del SI, la 
nomenclatura química incumbe a los científicos de todo el mundo. 
Tradicionalmente se distingue entre compuestos "orgánicos" y compuestos "inorgánicos". Los compuestos 
orgánicos son aquellos que presentan el elemento carbono y por lo común el elemento hidrógeno. Entre 
estos compuestos se encuentran el metano, el propano, la glucosa y millones de otras sustancias. Estos 
compuestos se denominan "orgánicos" porque antes se creía, erróneamente, que sólo podían formarlos 
los seres vivos. Todos los demás compuestos reciben el nombre de compuestos inorgánicos. Entre estos 
 
 
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34 
compuestos se encuentran el agua, el sulfato de calcio, el amoníaco, la sílice, el ácido clorhídrico y 
muchas sustancias más. Por otra parte, algunos compuestos de carbono muy sencillos, en particular el 
dióxido de carbono y los carbonatos, entre los que se encuentra la caliza (carbonato de calcio), se 
consideran compuestos inorgánicos. Al nivel en que nos encontramos no se estudiará la nomenclatura 
orgánica, sino sólo la de los compuestos inorgánicos. 
 
Nomenclatura de cationes. Los nombres de los cationes se forman simplemente añadiendo "ion" al 
nombre del elemento, por ejemplo, "ion sodio”. Excepto en circunstancias especiales, ciertos elementos 
siempre forman cationes con un tipo de carga característico. Así, el potasio siempre está presente en la 
forma K+ en todos los compuestos, el cinc en la forma Zn2+ y el aluminio en la forma Al3+. Los elementos 
comunes que se comportan a esta manera incluyen: 
 
 
Cuando un elemento puede formar más de un tipo de catión (por ejemplo, el cobre puede formar los 
cationes Cu+ y Cu2+), es preciso distinguir entre estos tipos de cationes. La manera más directa de hacerlo 
es mediante el número de Stock, un número romano igual al número de electrones perdidos por el átomo 
(o número de oxidación). Entonces Cu+ se denomina ion cobre (I) y Cu2+ se denomina ion cobre (II). 
Análogamente, Fe2+ se denomina ion hierro (II) y Fe3+ se denomina ion hierro (III). 
Los metales de transición forman tantos tipos distintos de iones que casi siempre es esencial indicar sus 
cargas e incluir un número romano en los nombres de los compuestos de los metales de transición. No 
obstante, el requisito y a la vez objetivo general de la nomenclatura química es estar desprovista de 
ambigüedad, sin dejar de ser breve. Por ello, cuando un metal de transición forma sólo un tipo de catión, 
no es necesario incluir un número de stock en los nombres de los compuestos de este elemento. El 
ejemplo más común es el de la plata: "cloruro de plata" siempre significa "cloruro de plata (I)", aun cuando 
se conocen algunos compuestos de plata (II) y plata (III). La mayoría de los compuestos de escandio 
tienen Sc3+ y no es necesario especificar que se trata de escandio (III). 
En un sistema de nomenclatura algo anticuado, los iones con distintas cargas se nombran identificando 
primero la raíz del nombre del elemento para luego añadir un nuevo sufijo (o terminación). La raíz del 
cromo, por ejemplo, es crom-. Al ion con carga más baja se asigna el sufijo -oso (entonces Cr2+ será el ion 
cromoso) y al ion con carga más alta se asigna el sufijo -ico (entonces Cr3+ será el ion crómico). Por si esto 
fuese poco, en algunos elementos se usa la forma latina del nombre para formar la raíz. Por ejemplo, un 
compuesto usado para suministrar los iones fluoruro de la pasta dentífrica, el fluoruro de estaño (II), se 
llama con frecuencia fluoruro estannoso. Algunos ejemplos comunes de estos nombres y su transcripción 
Elemento Carga iónica característica 
Grupo I (metales alcalinos) +1 
Grupo II (metales alcalinotérreos) +2 
Cinc y Cadmio +2 
Aluminio +3 
 
 
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35 
a la nomenclatura moderna aparecen en la Tabla 3.1. Es preciso saber que existe este sistema ya que su 
uso es muy común. 
 
Tabla 3.1. Nombres de cationes con distintos números de carga. 
 
Nomenclatura de aniones. Los nombres de los aniones monoatómicos se forman añadiendo el sufijo -uro 
a la raíz del elemento: 
 
 
 
 
 
 
* Esta es una excepción a la regla general. 
 
No es necesario preocuparse por otros casos u otras posibilidades, ya que los iones monoatómicos de un 
elemento sólo presentan un númerode carga. El nombre global que se asigna a los iones formados por 
los halógenos es el de haluros. Entre los haluros se encuentra el fluoruro (F-), el cloruro (Cl-), el bromuro 
(Br-) y el ioduro (I-). 
 Nombres 
Elemento Ion Notación antigua Notación actual 
Cobalto Co2+ Cobaltoso Cobalto (II) 
 Co3+ Cobáltico Cobalto (III) 
Cobre Cu+ Cuproso Cobre (I) 
 
Cu2+ Cúprico Cobre (II) 
Hierro Fe2+ Ferroso Hierro (II) 
 
Fe3+ Férrico Hierro (III) 
Plomo Pb2+ Plumboso Plomo (II) 
 
Pb4+ Plúmbico Plomo (IV) 
Manganeso Mn2+ Manganoso Manganeso (II) 
 
Mn3+ Mangánico Manganeso (III) 
Mercurio Hg22+ Mercurioso Mercurio (I) 
 
Hg2+ Mercúrico Mercurio (II) 
Estaño Sn2+ Estannoso Estaño (II) 
 
Sn4+ Estánnico Estaño (IV) 
Elemento Raíz Ion 
Flúor Fluor- Ion fluoruro F- 
Oxígeno Ox- Ion óxido* O2- 
Nitrógeno Nitr- Ion nitruro N3- 
 
 
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36 
La nomenclatura de los oxoaniones (aniones que contienen como mínimo un átomo de oxígeno) ha 
causado muchos problemas a los químicos, ya que estos oxoaniones son muy numerosos. Los nombres y 
los símbolos de los oxoaniones más comunes aparecen en la Tabla 3.2 y deben aprenderse ahora. El 
papel que representan los "ácidos" indicados en la tabla se explicará en breve. Como regla general, los 
nombres de los oxoaniones se forman añadiendo el sufijo -ato a la raíz del nombre del elemento que no es 
el oxígeno: 
 
 
 
 
 
 
 
 
En el caso de los oxoaniones el problema es que un elemento dado a menudo puede formar una variedad 
de oxoaniones con distinto número de átomos de oxígeno; el nitrógeno, por ejemplo, forma NO2- y NO3-. 
En estos casos, al ion con el mayor número de átomos de oxígeno se le asigna el sufijo -ato y al anión con 
el menor número de átomos de oxígeno se le asigna el sufijo -ito. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
En algunos casos, hay oxoaniones con una proporción incluso más pequeña de oxígeno. Sus nombres se 
forman añadiendo el prefijo hipo- (que deriva de la palabra griega que significa "debajo") a la raíz 
completada por el sufijo -ito, como en el ion hipoclorito ClO-. Otros oxoaniones presentan una proporción 
más alta de oxígeno que los oxoaniones con sufijo -ato. A estos aniones se les asigna el prefijo per- y se 
añade a la forma terminada en -ato del nombre (per es una palabra latina que significa "concluido" y por 
tanto sugiere que el elemento ha satisfecho finalmente su capacidad de combinarse con el oxígeno). Un 
ejemplo es el ion perclorato, ClO4-. El cloro forma la siguiente gama de oxoaniones: 
 
Ion perclorato ClO4- máximo contenido de oxígeno 
Ion clorato ClO3- 
Ion clorito ClO2- 
Ion hipoclorito ClO- mínimo contenido de oxígeno 
Ion cloruro Cl- sin oxígeno 
Elemento Raíz Oxoanión 
Carbono Carbon- Ion carbonato CO32- 
Azufre Sulf- Ion sulfato SO42- 
Cloro Clor- Ion clorato ClO3- 
Elemento Raíz Oxoanión 
Nitrógeno Nitr- Ion nitrato NO3- 
 Ion nitrito NO2- 
Azufre Sulf- Ion sulfato SO42- 
 Ion sulfito SO32- 
 
 
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37 
En el caso de estos oxoaniones del mismo elemento no metálico con distintos contenidos de átomos de 
oxígeno, se suele recurrir a una nomenclatura simplificada haciendo uso del Número de Stock para 
identificar el número de oxidación del no metal y usando la terminación –ato para todos los oxoaniones. 
Así los dos oxoaniones del nitrógeno y del azufre serían: 
NO3- : nitrato (V) 
NO2- : nitrato (III) 
SO42- : sulfato (VI) 
SO32- : sulfato (IV) 
 
Algunos oxoaniones importantes contienen hidrógeno. El más común de estos oxoaniones es el ion 
hidróxido, OH-; otros oxoaniones derivan de los oxoaniones mencionados con anterioridad (véase la Tabla 
3.2). En el caso de los oxoaniones con hidrógeno, el nombre se obtiene añadiendo "hidrógeno" al nombre 
del oxoanión, por ejemplo: 
 
 Ion hidrógenocarbonato (bicarbonato) HCO3- 
 Ion hidrógenosulfato (bisulfato) HSO4- 
 Ion hidrógenosulfito (bisulfito) HSO3- 
 
 
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38 
Tabla 3.2. Oxoaniones comunes y sus ácidos progenitores*. 
 
*Obsérvese que el orden de esta tabla se corresponde con la posición de los elementos en la Tabla 
Periódica. 
#EI ácido fosforoso, H3P03, puede perder hasta dos átomos de hidrógeno. 
Metales de transición G14 G15 G16 G17 
 H2CO3 
Ácido carbónico 
HCO3-
Hidrogenocarbonato 
(bicarbonato) 
 
C032- 
Carbonato 
HNO3 
Ácido nítrico 
NO3- 
Nitrato 
 
 
 
 
HN02 
Ácido nitroso 
NO2- 
Nitrito 
H2O 
Agua 
OH- 
Hidroxilo 
 
O2- 
Óxido 
 
Cr2O72- 
Dicromato 
CrO42- 
Cromato 
MnO4- 
Permanganato 
MnO42- 
Manganato 
 H3PO4 
Ácido fosfórico 
H2PO4- 
Dihidrógenofosfato 
 
HPO42- 
Hidrógenofosfato 
PO43- 
Fosfato 
H3PO3 
Ácido fosforoso# 
HPO32- 
Fosfito 
 
H2SO4 
Ácido sulfúrico 
HSO4- 
Hidrógenosulfato 
(bisulfato) 
SO42- 
Sulfato 
 
 
 
H2SO3 
Ácido sulfuroso 
HSO3- 
Hidrógenosulfito 
(bisulfito) 
SO32- 
Sulfito 
S2O32- 
Tiosulfato 
HClO4 
Ácido perclórico 
ClO4- 
Perclorato 
 
 
 
 
 
 
HClO3 
Ácido clórico 
ClO3- 
Clorato 
 
 
 
 
HClO2 
Ácido cloroso 
ClO2- 
Clorito 
HOCl 
Ácido hipocloroso 
OCl- 
Hipoclorito 
BrO3- 
Bromato 
IO3- 
Yodato o Iodato 
 
 
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39 
 
Los nombres más antiguos (bicarbonato, bisulfato y bisulfito) todavía se usan mucho. Cuando están 
presentes dos hidrógenos, se añade el prefijo di- (que deriva de la palabra griega que significa "dos"), por 
ejemplo, el ion dihidrógenofosfato, H2P04-. Los prefijos que sirven para indicar el número de átomos están 
indicados en la Tabla 3.3. 
 
Nomenclatura de compuestos iónicos. Sales. El nombre de un compuesto iónico se construye a partir 
de los nombres de los iones presentes en el compuesto, omitiendo la palabra "ion" y siguiendo el orden 
(en castellano) anión-catión (al revés en lengua inglesa). Entre los ejemplos típicos cabe mencionar el 
cloruro de sodio (compuesto que contiene los iones Na+ y Cl-), el nitrato de amonio (que contiene los iones 
NH4+ y NO3-), el hidrógenocarbonato de calcio (con los iones Ca2+ y HCO3-). El cloruro de cobre que 
contiene iones Cu+ se denomina cloruro de cobre (I) y el cloruro que contiene iones Cu2+ se denomina 
cloruro de cobre (II). 
 
Tabla 3.3. Algunos prefijos usados en la nomenclatura de compuestos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
En general no se usan prefijos en la nomenclatura de los compuestos iónicos. Un compuesto del tipo 
CuCl2 se denomina simplemente cloruro de cobre (II), pero no dicloruro de cobre. No hay ambigüedad con 
respecto al número de iones Cl- presentes. Lo propio es válido para el compuesto CaCI2, que se denomina 
simplemente cloruro de calcio, y para el compuesto Al2O3, óxido de aluminio. Sin embargo, hay algunas 
excepciones entre los nombre comunes. La excepción más importante es MnO2, óxido de manganeso (IV), 
cuyo nombre común es dióxido (o bióxido) de manganeso. 
Los prefijos se usan asimismo en la nomenclatura de los hidratos, que son compuestos inorgánicos con 
moléculas de agua presentes en el sólido. Por ejemplo, los cristales azules de sulfato de cobre (II) no 
están formados únicamente por los iones Cu2+ y SO4-; cada par de iones viene acompañado de cinco 
Prefijo Significado 
Mono- 1 
Di- 2 
Tri- 3 
Tetra- 4 
Penta- 5 
Hexa- 6 
Hepta- 7 
Octa- 8 
Nona- 9 
Deca- 10 
 
 
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moléculas de agua. Por consiguiente la fórmula-unidad global se escribe CuSO4 . 5 H2O, en donde el 5 
multiplica a la unidad entera H2O. Este hidrato es el sulfato de cobre (II) pentahidrato. El agua contenida 
en el cristal se denomina "agua de hidratación". Este agua puede eliminarse calentando los cristales. 
Entonces estos cristales se transforman en el polvo blanco del sulfato de cobre (II) "anhidro", CuSO4. 
Anhidro significa "sin agua". Cuando se añade agua sobre este polvo, aparece de nuevo el color azul, ya 
que