quimica

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UNIVERSIDAD NACIONAL DE SAN ANTONIO ABAD DEL CUSCO
CEPRU
CENTRO DE ESTUDIOS PRE
UNIVERSITARIO - UNSAAC
CICLO ORDINARIO 2021-I
“AÑO DEL BICENTENARIO DEL PERÚ: 200 AÑOS DE INDEPENDENCIA”
ÁREA “A”
QUÍMICA
DIRECTORIO CENTRO DE ESTUDIOS PREUNIVERSITARIO -UNSAAC
DIRECTOR:
F Dr. FRANCISCO MEDINA MARTINEZ
INTEGRANTES:
F Dr. SANTIAGO SONCCO TUMPI
F Ing. VICTOR DUEÑAS AQUISE
F Mgt. CAYREL GENOVEVA JIMENEZ PAREDES
PERSONAL ADMINISTRATIVO:
F PEDRO PAUL LABRA QUISPICURO
F TEODORO WILDER MORA CARRILLO
F JODY MURILLO NEYRA
F WILBER CELSO LABRA QUISPICURO
F AMERICO FARFAN PORTOCARRERO
F FREDY ROLANDO GOMEZ YARAHUAMAN
 QUIMICA 2 CEPRU-2021 
PRIMER EXAMEN 
CAPÍTULO I 
QUÍMICA Y MATERIA 
La química es una ciencia que estudia la materia, sus propiedades físicas químicas, los cambios 
estructurales que ocurren y las variaciones de energía que acompañan a dichos procesos. 
La química es una ciencia central. A su vez es el fundamento de las ciencias de la vida, como la 
biología y la medicina. El siguiente grafico muestra la importancia de la química para el desarrollo 
de todas las áreas. 
 
 
 
MATERIA 
Es todo aquello que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio (presenta inercia y extensión) e 
impresiona a nuestros sentidos, ejemplos el agua, el aire, el cuerpo humano, una planta, cuaderno, 
una piedra, etc. 
 
PROPIEDADES DE LA MATERIA 
 PROPIEDADES FISICAS DE LA MATERIA. Son propiedades que identifican cualquier tipo de 
materia sin producir ningún cambio en su estructura interna, podemos mencionar las propiedades 
organolépticas (sabor, olor, color), maleabilidad, ductilidad, dureza, etc. 
PROPIEDADES QUIMICAS DE LA MATERIA. Son propiedades que identifican cualquier tipo de 
materia cuando podemos determinar el comportamiento frente a otras sustancias. Como cuando el 
hierro entra en contacto con el oxígeno gaseoso se produce la oxidación, produciendo cambios en 
su estructura interna, fermentación, corrosión, combustión, etc. 
DIVISIÓN DE LA MATERIA 
 QUIMICA 3 CEPRU-2021 
• Cuerpo. Es una parte limitada de materia que tiene masa y forma determinada y ocupa un 
lugar en el espacio. 
• Partícula. Es la parte de la materia que por medios mecánicos podemos observar a simple 
vista. 
• Molécula. Son porciones mínimas de materia, se obtienen por métodos físicos como la 
sublimación, ebullición, filtración, disolución, etc. 
• Átomo. Es la mínima porción de materia, que se obtiene por métodos químico, es decir 
cuando ocurren reacciones químicas. El siguiente esquema muestra la división de la materia. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA 
CLASIFICACION DE LA MATERIA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
La materia se clasifica en: 
 QUIMICA 4 CEPRU-2021 
a.- Sustancia. Es una forma de materia que tiene composición fija (constante) y propiedades 
distintivas. Se tiene dos tipos de sustancias: simples y compuestas 
• Sustancias simples. Están constituidas por un solo tipo de átomos, que no pueden 
descomponerse en sustancias más sencillas por métodos químicos, podemos mencionar a 
los elementos químicos y aquellos que están formados por dos o más elementos iguales como 
O2, O3, Cl2, S8, P4. Los elementos químicos son representados literalmente mediante 
símbolos. 
• Sustancias Compuestas. Están constituidas por dos o más elementos, diferentes por lo que 
sus átomos son diferentes, se representan por fórmulas. Se pueden separar en sustancias 
más sencillas por métodos químicos. 
Sustancias simples Sustancias compuestas 
C : constituida solo por átomos de 
carbono 
HCl: constituida por átomos de 
hidrogeno y átomos de cloro 
O3:constituida solo por átomos de 
oxigeno 
H2SO4 :constituida por átomos de 
hidrogeno, átomos de azufre y 
átomos de oxigeno 
 
b.- Mezclas. Se forman Cuando dos o más sustancias se combinan físicamente en proporciones de 
masa no definidas, se clasifica como: 
• Homogénea. Es aquella en la cual las sustancias que integran no se diferencian, a simple 
vista se observa como una sola fase, ejemplo: alcohol al 70%, agua oxigenada al 10%, agua 
potable, aire, etc. 
• Heterogénea. Es aquella en la cual las sustancias que la integran se diferencian, a simple 
vista, se observa más de una fase. Ejemplo arena con limaduras de hierro, arroz en agua, 
aceite y agua, las rocas, etc. 
Diferencias entre sustancias y mezclas 
SUSTANCIAS MEZCLAS 
Sus propiedades son específicas, lo 
que permite identificarlos. 
Cada uno de sus componentes conservan 
sus propiedades 
Sus componentes se hallan en 
proporciones definidas de masa. 
Sus componentes varían considerablemente, sus 
proporciones en masa no son definidas. 
Su formación origina cambios de energía Su formación no origina cambios de energía 
Sus componentes pueden ser 
separados por métodos 
químicos(sustancias compuestas) 
Sus componentes pueden ser separados 
por métodos físicos. 
Son sistemas muy homogéneos Son sistemas homogéneos y heterogéneos 
 
FENÓMENOS O CAMBIOS FÍSICOS. Los cambios físicos son modificaciones o transformaciones que 
se producen en cualquier materia pero que no implican una modificación en su naturaleza o composición, 
ocurren en relación al volumen, forma o incluso estado. Ejemplos: los cambios de estado de la materia 
(solidificación, evaporación, sublimación, licuación, fusión). Las sustancias son las mismas antes y 
después de la transformación. Estos cambios son reversibles. 
 QUIMICA 5 CEPRU-2021 
 
FENÓMENOS O CAMBIOS QUÍMICOS. Son aquellos en los que unas sustancias se transforman en 
otras sustancias diferentes, con naturaleza y propiedades distintas. Se produce cuando la materia sufre 
cambios en su estructura interna. Estos cambios son irreversibles, las sustancias que intervienen al inicio 
se transforma en nuevas sustancias diferentes a las originales, por ejemplo, la oxidación del hierro, la 
combustión del papel, la fermentación, la fotosíntesis, etc. 
 
 
ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA 
Estado sólido. Forma y volumen definidos, debido a que las partículas que lo componen están muy 
juntas y en posiciones más o menos fijas, con fuerzas de atracción muy intensas por lo que las 
partículas solo experimentan pequeñas vibraciones. Los sólidos son cristalinos, poseen redes 
cristalinas y amorfas cuando no tienen redes cristalinas. 
 
 
Estado líquido. Volumen definido, forma adopta del recipiente que lo contiene, las fuerzas entre las 
partículas son más débiles por lo que las partículas tienen cierta libertad de movimiento: rotación, 
traslación y vibración. Pueden deslizarse unas sobre otras y fluyen con facilidad. Son difícilmente 
compresibles 
 QUIMICA 6 CEPRU-2021 
 
Estado gaseoso. No tienen ni volumen ni forma definidas, las fuerzas de atracción son 
prácticamente nulas por lo que las partículas adquieran una movilidad total de vibración, rotación y 
traslación, siendo la distancia entre ellas mucho mayor que las que tienen el estado sólido y líquido. 
Se pueden comprimir al aumentar la presión y se pueden expandir al disminuir la presión. Laspartículas tienen alta energía cinética. 
 
Estado plasma. Es un estado similar al gaseoso, que se presenta cuando la materia se somete a 
temperaturas muy elevadas y se ionizan a expensas de los choques de los átomos o de las 
moléculas que se mueven con rapidez, Cuando existe una tormenta eléctrica está presente el estado 
plasma, también está presente en el sol, las estrellas, las galaxias. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 QUIMICA 7 CEPRU-2021 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
DIFERENCIAS EN LOS ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA 
Propiedades Solido Liquido Gases 
Volumen Definido Definido (10 ml, 
250ml, 2l, etc.) 
No definido 
Forma Definido Adopta la forma del 
recipiente 
No definido 
Compresibilidad No se comprime No se comprime Se comprime y se 
expande cuando 
varia la presión 
Ordenamiento 
de partículas 
Ordenamiento en redes 
cristalinas 
Partículas cercanas 
unas a otras, fluyen. 
Partículas muy 
alejadas, con alta 
energía cinética. 
Grados de 
libertad 
Vibración Vibración, rotación Vibración, rotación y 
traslación 
 
 QUIMICA 8 CEPRU-2021 
CAMBIOS DE ESTADO DE LA MATERIA 
Los cambios de estado de la materia ocurren cuando hay aumento de energía o disminución de 
energía y son reversibles, estos cambios son: 
Fusión. Es el cambio de estado sólido al estado líquido. Las partículas adquieren mayor energía 
cinética y se mueven más rápido, rompiendo los enlaces que las unen pasando al estado líquido. 
Vaporización. Es el cambio del estado líquido al estado gaseoso. Las moléculas del líquido al ser 
calentadas adquieren mayor energía y se mueven totalmente libres, características del estado 
gaseoso. Ejemplo: cuando el agua hierve. 
Sublimación. Es el cambio del estado sólido al estado gaseoso sin pasar por el estado líquido. 
Ejemplo la naftalina, yodo solido el hielo seco (CO2), etc. 
Estos cambios de estado se producen por absorción de energía, ganancia de energía, aumento de 
temperatura, calentamiento y se denominan procesos endotérmicos. 
Solidificación. Fenómeno inverso a la fusión. Las partículas pierden energía, tienen un movimiento 
lento estableciéndose enlaces entre ellas resultando un estado más rígido. Cuando el sólido formado 
es un cristal, el proceso se llama cristalización. 
Licuación ò licuefacción. Es la conversión del estado gaseoso al estado líquido al perder energía. 
Las moléculas del gas al ser enfriadas pierden energía cinética, acercándose entre ellas y formando 
enlaces. Se puede usar el término condensación, cuando el vapor se convierte en líquido. 
El GAS como VAPOR se refiere a sustancias en estado gaseoso, es decir el estado de agregación 
en que la materia no tiene forma ni volumen propio. La diferencia está, en que un vapor puede 
convertirse en un líquido aumentando suficientemente la presión, mientras que un gas no puede 
convertirse en un líquido a presión alguna si además no se lo enfría. Todas las sustancias tienen 
una temperatura crítica que marca la transición entre ambos estados. 
Sublimación inversa. Proceso inverso a la sublimación directa, es el paso del estado gaseoso al 
estado sólido por enfriamiento, sin pasar por el estado líquido, denominado también deposición. 
Estos tres últimos cambios de estado ocurren por pérdida de energía, liberación de energía, 
disminución de temperatura, enfriamiento y se denominan procesos exotérmicos. 
 
 
 
 
 
 
 QUIMICA 9 CEPRU-2021 
EJERCICIOS PRIMERA BALOTA 
1. Indicar la veracidad (V) o falsedad (F) de las siguientes proposiciones: 
I. Toda sustancia es un elemento. 
II. Las soluciones son mezclas homogéneas. 
III. En las mezclas heterogéneas se presentan varias fases. 
 
A) FVF 
B) FFF 
C) FFV 
D) FVV 
E) VVV 
2. En las siguientes proposiciones indicar (V) o falso (F) según corresponda: 
- La densidad es una propiedad química que expresa la relación entre la masa y el 
volumen. ( ) 
- El peso y la masa se determinan ut i l izando una balanza y un dinamómetro 
respect ivamente. ( ) 
- La oxidación, poder reductor y densidad son propiedades químicas. ( ) 
- Las temperaturas de fusión y ebul l ic ión son propiedades físi cas. ( ) 
- La f i l t ración de una mezcla y la destrucción de la capa de ozono son fenómenos 
físicos. ( ) 
La alternat iva que contiene la secuencia correcta es: 
A) FFFVF 
B) VVVFV 
C) FVFVV 
D) FFFVV 
E) FFVVF 
3. señale la afirmación correcta: 
 
A) La sustancia y energía son dos formas de manifestación de la materia 
B) El aire es una mezcla homogénea 
C) La masa es una propiedad específ ica de un cuerpo material. 
D) Una mezcla de alcohol y gasolina es posible separar lo por f i l t ración 
E) Si el cuerpo material se mueve con aceleración, su masa aumenta con la velocidad 
4. De las aseveraciones: 
I . La combust ión de la gasol ina contamina en medio ambiente. 
I I . El agua en el Cusco hierve a 89°C. 
I I I . La fermentación de la glucosa produce etanol. 
IV. La plata es más densa que el aluminio. 
V. El proceso de la digestión necesita enzimas. 
El número de propiedades fís icas y químicas, respect ivamente, es: 
A) 2 - 3 
B) 3 - 2 
C) 4 - 1 
D) 1 - 4 
E) 5 - 0 
5. ¿Qué propos ic iones corresponden a propiedades f ís icas o químicas? 
I . Sabor acre del v inagre ( ) 
I I . El c loro es un agente ox idante ( ) 
I I I . El bromo es l íquido a temperatura ambiente ( ) 
IV. El agua no se quema ( ) 
V. El oxígeno es comburente ( ) 
 
La secuencia correcta, es : 
 
A) FQFQQ 
B) FQQQQ 
C) QQFQQ 
D) FQQFQ 
E) QQFFQ 
 
 
 
 
 
 QUIMICA 10 CEPRU-2021 
CAPÍTULO II 
ESTRUCTURA ATOMICA 
 MODELO ATOMICO ACTUAL 
Modelo actual. Bases de la mecánica cuántica. Función de onda. Orbital. El modelo de la 
mecánica cuántica se basa en 3 principios: 
• Hipótesis de De Broglie “La materia también presenta dualidad onda - corpúsculo”, de forma 
que toda partícula en movimiento lleva asociada una onda, cuya longitud de onda viene dada 
por la expresión: 
 
 
Donde:h =constante de PlancK, m = masa del electrón, v = velocidad del electrón. 
 
• Principio de incertidumbre de Heisenberg (1927): “Es imposible conocer simultáneamente 
y con precisión la posición y la velocidad de una partícula. Cuanto más exacta sea la 
determinación de una de ellas, más inexacta será la otra”. 
• Ecuación de Schrödinger (1927): Se considera que el movimiento del electrón puede 
describirse a partir de la ecuación de una onda: 
 
Siendo H un operador matemático y donde E es la energía total del electrón, V es la energía potencial 
y Ψ (psi) es la función de onda del electrón, que no tiene un significado físico concreto, no indica ni 
la posición ni la velocidad del electrón, tan sólo está relacionada con la amplitud de la onda; Sin 
embargo, Ψ2 indica la probabilidad de encontrar el electrón en una determinada región, (zonas de 
gran densidad electrónica llamadas orbitales) 
DESCRIPCION BASICA DEL ATOMO 
Átomo. Es la partícula más pequeña de un elemento que mantiene la identidad química de este a 
través de todos los cambios físicos y químicos. El átomo tiene una estructura interna que está 
constituido por dos partes: 
1. Una región interna llamada núcleo donde se ubican dos partículassubatómicas 
fundamentales: los protones con carga positiva y los neutrones sin carga (ambas 
partículas reciben el nombre de nucleones). En el núcleo se encuentra depositado la 
mayor parte de la masa del átomo, aun cuando este es muy pequeño. 
2. Una región externa llamada nube electrónica donde se encuentran los electrones, 
partículas subatómicas fundamentales de carga negativa. El volumen de la nube 
electrónica abarca prácticamente todo el átomo. 
En la figura siguiente se muestra un diagrama simplificado del átomo, donde se aprecian las dos 
regiones del átomo: 
 
 QUIMICA 11 CEPRU-2021 
 
Propiedades de las partículas subatómicas del átomo 
Partículas 
subatómicas 
Masa 
(gramos) 
Carga 
relativ
a 
Posición en el 
átomo 
Representació
n 
 
Protón 
 
Neutrón 
 
Electrón 
 
1.6725x10-
24 
 
1.6749x10-
24 
 
9.109x10-28 
 
1+ 
 
0 
 
1 - 
Núcleo 
 
Núcleo 
 
Nube 
electrónica 
p+ 
 
n0 
 
 
e- 
 
 
Representación de un átomo 
 
 
 
 
NUMERO ATOMICO, NUMERO DE MASA Y NUCLIDOS 
 
Número atómico (Z). Representa el número de protones. 
Número de masa (A). Representa la suma del número de protones y neutrones que contiene un 
átomo. 
 
 
Núcleo 
atómico 
Elemento 
Químico 
Nucleones 
 
Protones 
 (z) 
Electrones Neutrones 
 𝒏
= 𝑨 − 𝒁 
𝐻1
1 Hidrógeno 1 1 1 0 
A = Z + n0 
 QUIMICA 12 CEPRU-2021 
 
 
 
 
 
NÚCLIDOS 
Un núclido es una especie química nuclear en particular caracterizada por un número atómico Z y 
por número másico (A), son de tres tipos: 
 
1. Isótopos. Son átomos de un mismo elemento. Tienen igual número atómico y diferente 
número de masa, ejemplo: 
𝑪𝟔
𝟏𝟐 𝑪𝟔
 𝟏𝟑 𝑪𝟔
 𝟏𝟒 
 
2. Isóbaros. Son átomos de elementos distintos, tienen diferente número atómico e igual 
número de masa, ejemplo: 
𝑨𝒓 𝟏𝟖
𝟒𝟎 𝑪𝒂𝟐𝟎
𝟒𝟎 
 
3. Isótonos. Son átomos de elementos distintos que poseen igual número de neutrones, 
ejemplo: 
 
𝑩𝟓
𝟏𝟏 𝑪𝟔
 𝟏𝟐 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
𝐶6
12 Carbono 12 6 6 6 
𝐹𝑒26
56 Hierro 56 26 26 30 
𝑈92
238 Uranio 238 92 92 146 
 QUIMICA 13 CEPRU-2021 
EJERCICIOS DE SEGUNDA BALOTA 
 
1. Cuántas proposiciones son correctas respecto a lo siguiente catión divalente 
donde A= 27 y Z= 13: 
 
X 
2+ 
 
- Tiene 34 protones 
- Tiene 18 partículas fundamentales 
- Tiene 10 electrones 
- Tiene 14 neutrones 
- Tiene 27 nucleones 
 
A) 1 
B) 2 
C) 3 
D) 4 
E) 5 
2. Un elemento presenta dos isótopos cuya suma de neutrones es 70. Si la suma de sus 
números de masa es 128. Calcular el número de electrones del cat ión divalente. 
 
A) 27 
B) 31 
C) 29 
D) 28 
E) 30 
3. El átomo neutro X de un elemento es isobaro con y es isótono con .El número de 
electrones del átomo x es: 
 
A) 115 
B) 82 
C) 138 
D) 56 
E) 79 
4. Respecto a los protones y neutrones, indicar como verdadero(V) o falso(F): 
 
- Los hí l idos presentan el mismo comportamiento químico ( ) 
- El valor de la carga eléctr ica del protón es igual a la del electrón ( ) 
- El electrón no aporta masa al átomo ( ) 
- La pareja: 11Na1+ y 8O2 - corresponde a isótopos ( ) 
 
La secuencia correcta, es: 
 
A) VFVF 
B) VVVV 
C) FVVV 
D) FVFF 
E) VFVV 
 
5. Respecto a las siguientes especies químicas: 
 
 
2 4Cr3+ y 2 7 Co3+ 
 
- Son isoelectrónicas 
- Sus cargas nucleares suman 45 
- La suma de sus partículas negativas es 51 
- La suma de Z es 51 
La secuencia correcta, es: 
 
A) FFFV 
B) FVVV 
C) FFVV 
D) VFFV 
E) VFVV 
 
 QUIMICA 14 CEPRU-2021 
CAPITULO III 
NÚMEROS CUÁNTICOS Y CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA 
NÚMEROS CUÁNTICOS 
Número cuántico principal (n): Indica los niveles de energía, el volumen, el tamaño del orbital. A 
mayor valor de n mayor volumen. Puede tomar los valores enteros del uno al infinito (n 
= 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7,......,∞). 
Número cuántico secundario (l), orbital o azimutal: Indica el subnivel de energía, la forma, el 
tipo de orbital. Puede tomar valores enteros desde 0 hasta (n–1). l = 0, 1, 2, 3……, (n–1). Cada 
número (l) corresponde a un subnivel de energía para los orbitales de un átomo, dichos subniveles 
son: s (Sharp: nítido), p (principal), d (difuso) y f (fundamental). Para cada subnivel de energía los 
orbitales se muestran a continuación: 
 
Número cuántico magnético (ml): Indica la orientación espacial del orbital. Puede tomar valores 
enteros comprendidos entre –l y +l, incluido el cero (-3, -2, -1, 0, 1, 2, 3). 
Número cuántico de spin (ms o s): Representa las posibles orientaciones, sentido de giro, del 
electrón respecto a su propio eje. Sólo puede tomar valores de +1/2 y –1/2. 
 
Subnivel l 
Número 
de 
orbitales 
ml 
Número de 
electrones 
(como 
máximo) 
s 0 1 0 2 
p 1 3 –1 0 +1 6 
d 2 5 –2 –1 0 +1 +2 10 
f 3 7 –3 –2 –1 0 +1 +2 +3 14 
 
Ejemplos. 
 QUIMICA 15 CEPRU-2021 
 Hallar los números cuánticos del último electrón para: 
2s2 
 
 
3p3 
 
 
 
 
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA 
Consiste en el ordenamiento sistemático de los electrones en los diferentes estados energéticos la 
zona extranuclear (niveles, subniveles y orbitales) sobre la base de ciertos principios establecidos 
producto de la experimentación. Primero se realiza la distribución por subniveles, lo que involucra 
también la distribución por niveles, finalmente se realiza la distribución electrónica por orbitales. 
Principio de Aufbau, principio de exclusión de Pauli y regla de Hund: 
Principio de Aufbau, (palabra alemana que significa “construcción”). El principio de Aufbau 
establece que cuando los protones se agregan al núcleo de uno en uno para construir los elementos, 
los electrones se suman de la misma forma a los orbitales atómicos de menor energía y 
progresivamente se van llenado los orbitales de mayor energía. La configuración electrónica se 
construye conociendo el número atómico de los elementos. Con este método se obtiene un 
conocimiento detallado de la configuración electrónica en el estado fundamental de los elementos. 
El conocimiento de la configuración electrónica ayuda a entender y predecir la propiedad de los 
elementos, también explica por qué un elemento tiene una ubicación en la tabla periódica. 
Diagrama o Regla de Moeller, es una regla muy simple y útil para recordar el orden de llenado de 
los diferentes niveles y subniveles de energía del átomo. Sólo hay que seguir el orden marcado por 
las flechas. 
 
n 2 
l 0 
ml 0 
ms -1/2 
n 3 
l 1 
ml +1 
ms +1/2 
 QUIMICA 16 CEPRU-2021 
Diagrama de Moeller 
Según el principio de Aufbau, la configuración electrónica de un átomo se expresa mediante la 
secuencia siguiente: 
Principio de Aufbau 
1𝑠2 2𝑠22𝑝6 3𝑠23𝑝6 4𝑠23𝑑104𝑝6 5𝑠24𝑑105𝑝6 6𝑠24𝑓145𝑑106𝑝6 7𝑠25𝑓146𝑑107𝑝6 
 
Anteriormente los niveles de energía se consideraban como capas electrónicas: 
Nivelesde energía 1 2 3 4 5 6 7 
Capas de 
electrónicas 
K L M N O P Q 
 
 
Principio de exclusión de Pauli: 
Este principio establece que ningún par de electrones de cualquier átomo pueden tener los cuatro 
números cuánticos iguales, por lo menos deben diferenciarse en uno. 
Regla de Hund: 
Esta regla establece que los orbitales con igual nivel de energía (se refiere a orbitales con el 
mismo número cuántico n y el mismo número cuántico l), se llenan progresivamente de manera 
que siempre exista un mayor número de electrones desapareados. 
Veamos la configuración de los siguientes átomos. 
 
Átomo Z Configuración electrónica 
Configuración 
simplificada 
Na 11 1s2 2s2 2p6 3s1 [Ne] 3s1 
S 16 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 [Ne] 3s2p4 
K 19 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 [Ar] 4s1 
Fe 26 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 [Ar] 4s23d6 
Y 39 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d1 [Kr] 5s2 4d1 
Configuración electrónica de elementos que no cumplen con la Regla de Moeller: 
 QUIMICA 17 CEPRU-2021 
Los elementos como el cromo, cobre, molibdeno, plata, oro, rutenio, son algunas de las excepciones 
en la configuración electrónica. 
𝑪𝒓𝟐𝟒
𝟓𝟐 : 1s22s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5 Notación simplificada [Ar] 4s1 3d5 
 
 
𝑪𝒖𝟐𝟗
𝟔𝟑 : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10 Notación simplificada [Ar] 4s1 d10 
𝑨𝒈𝟒𝟕
𝟏𝟎𝟕 : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d9 Notación simplificada [Kr] 5s1 4d10 
𝑨𝒖𝟕𝟗
𝟏𝟗𝟕 : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d9 
Notación simplificada [Xe] 6s1 4f14 5d10 
Configuración electrónica de iones: 
Catión 𝑬𝒒+𝒁
 𝑨 : Es un ion con carga positiva debido a la perdida de electrones de su último nivel 
energía. 
Anión 𝑬𝒒−𝒁
𝑨 : Es un ion con carga negativa debido a la ganancia de electrones. 
20Ca 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 20Ca2+ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 
28Ni 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8 28Ni2+ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d8 
15P 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 15P3- 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 
17Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 17Cl1- 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 
Isoelectrónicos o Isoeléctricos: Son especies químicas que presentan igual número de electrones 
y la misma configuración electrónica. 
Especie 
química 
𝑵𝒂𝟏𝟏
𝟐𝟑 𝟏+ 𝑴𝒈𝟏𝟐
𝟐𝟒 𝟐+ 𝑨𝒍𝟏𝟑
𝟐𝟕 𝟑+ 𝑭𝟗
𝟏𝟗 𝟏− 𝑶𝟖
𝟏𝟔 𝟐− 𝑵𝟕
𝟏𝟒 𝟑− 
Z 11 12 13 9 8 7 
Número 
de 
electrones 
11–1=10 12–2=10 13–3=10 9+1=10 8+2=10 7+3=10 
 
 
 
 
 
 
 
 QUIMICA 18 CEPRU-2021 
Configuración Electrónica de Elementos Químicos 
 
Configuración Electrónica de Elementos Químicos 
 QUIMICA 19 CEPRU-2021 
 
 EJERCICIOS DE TERCERA BALOTA 
 
1. Los números cuánt icos del electrón diferenciador de un elemento X es (4,1,1, +1/2). 
Hallar el número de masa del elemento neutro y el número de electrones del cat ión X 2+ . 
Sí el número de neutrones excede en 32 al número de protones. 
 
A) 58 y 29 
B) 98 y 31 
C) 86 y 25 
D) 88 y 29 
E) 25 y 86 
 
2. Un elemento X t iene números cuánticos (5, 1, 0, +1/2) para el últ imo electrón. Diga si 
las siguientes proposiciones son verdaderas (V) y falsa (F). 
 
I . El número atómico varía si se forma los cationes X 2 + y X4+ . 
I I . Tiene 10 electrones el número cuántico magnét ico 
II I . En su forma neutra t iene 4 orbitales incompletos 
IV. El cat ión X 4+ t iene 46 electrones 
La secuencia correcta es: 
 
A) VFVF 
B) FFFV 
C) FVFV 
D) FFVV 
E) VVFF 
3. Respecto a los números cuánt icos: 
 
I . Los valores de l, para un electrón con n=2, son 3 
I I . En la capa n=3 exist irán 9 orbitales 
I I I . n, l,m l determinan el comportamiento del orbital 
 QUIMICA 20 CEPRU-2021 
IV. Cuanto mayor sea el valor de n, el electrón estará más alejado del núcleo y tendrá 
mayor energía 
La alternat iva correcta, es: 
 
A) I , I I , II I y IV 
B) I I , I I I y IV 
C) I , I I , y IV 
D) I I I y IV 
E) I , I I y I II 
 
4. En cuanto a números cuánt icos, la alternativa correcta, es: 
 
A) Los números cuánticos para el electrón representado por la notación 3d 7 son (3,2,-1, 
+1/2) 
B) El spin determina el sentido de rotación del electrón 
C) Todos los orbitales t ienen la misma forma y tamaño 
D) n determina el tamaño de una orbita 
E) Dos electrones pueden tener n, l y m l y ms iguales 
 
5. Para los siguientes elementos: 
 
4 2A 2 0J 2 4G 3 5T 4 7Z 
 
Los que no cumplen con la regla general de conf iguración electrónica, son: 
 
A) 4 2A, 2 0J y 4 7Z 
B) 4 2A, 2 4G y 4 7Z 
C) 2 4G, 35T 4 7Z 
D) 4 2A, 2 4G, 3 5Ty4 7Z 
E) 2 0J y 3 5T 
CAPÍTULO IV 
CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS 
Numeración de las 18 columnas de una tabla periódica convencional en su forma larga 
 
TABLA PERIODICA MODERNA 
Moseley asigno, un número atómico a cada elemento, basándose en el espectro de rayos X de cada 
uno, desde modo concluyo que los elementos deberían clasificarse en orden creciente a su 
número atómico. 
Moseley propuso que el número atómico (Z) es el número de unidades carga positiva (protones) del 
núcleo atómico. 
Teniendo en cuenta el trabajo de Moseley la ley periódica actual establece lo siguiente: 
 QUIMICA 21 CEPRU-2021 
Algunas de las propiedades físicas y muchas de las propiedades químicas de los elementos son 
funciones periódicas de sus números atómicos. (Brown, T.L., Lemay, E.H., Bursten, B.E. & Burdge, J.R. 
2004). 
ESTRUCTURA DE LA TABLA PERIODICA 
Consta de 7 filas horizontales llamadas periodos. El número de periodos es igual al número de 
 niveles de energía que tienen los elementos en esa fila. 
El primer periodo consta solo de 2 elementos, el 2do y 3er periodo son relativamente cortos y 
consta de 8 elementos cada uno, el 4to y 5to periodo son relativamente largos y consta de 18 
elementos cada uno, el 6to periodo es muy largo consta de 32 elementos, 14 de estos elementos 
 (números atómicos: 57 al 70) se colocan en una fila horizontal por debajo de la parte principal 
 de la tabla periódica. El 7mo está incompleto, en principio contendría al menos 26 elementos. 
 
 
 
Las columnas verticales de la tabla periódica se llaman grupos o familias cuyas propiedades son 
similares entre sí. Hay 18 grupos designados con números arábigos del 1 al 18. También se les 
designa con números romanos seguido de una letra A o B según sea el grupo al que pertenezca. El 
número en cada grupo, indica el número de electrones de valencia ubicados en el último nivel de 
energía, por ejemplo: los elementos del grupo IA (Li, Na, K, Rb, Cs y Fr) metales alcalinos tienen un 
solo electrón de valencia, los elementos del grupo IIA (Be, Mg, Ca, Sr, Ba y Ra) metales alcalino 
térreos tienen 2 electrones de valencia, etc. Los elementos IIIA se llaman boranos. Los elementos 
del grupo IVA son los carbonoides. Los elementos del grupo VA nitrogenoides. Los elementos del 
grupo VIA son los calcogenos o anfígenos. Los elementos del grupo VIIA son los Halógenos y los 
elementos del grupo VIII se llaman gases nobles o(raros). (Brown, T.L., Lemay, E.H., Bursten, B.E. & 
Burdge, J.R. 2004). 
GRUPO A. ELEMENTOS REPRESENTATIVOS (del I A al VII A) 
GRUPO B: ELEMENTOS DE TRANSICION (delIB al VIII B) 
 QUIMICA 22 CEPRU-2021 
BLOQUES s, p, d y f. En la tabla periódica se forman 4 bloques: el bloque s(familia IA y IIA), el 
bloque (de IIIA-VIIIA), el bloque d (los elementos del subgrupo B), el bloque f( serie de lantánidos 
y actínidos). En la siguiente tabla se observan los diferentes bloques. 
 
 
Los elementos se dividen en tres categorías: metales, no metales y metaloides. Los elementos: B, 
Si, Ge, As, Sb, Te, Po y At, pertenecen a la categoría de los metaloides. En la siguiente figura, se 
observa la clasificación de los elementos químicos en estas categorías. (Brown, T.L., Lemay, E.H., 
Bursten, B.E. & Burdge, J.R. 2004). 
 
 
GRUPO A. ELEMENTOS REPRESENTATIVOS 
En los elementos representativos, numero de grupo (IA, IIA, IIIA, IVA, VA,…etc.) coincide con el 
número de electrones presente en el último nivel energético (electrones de valencia) y además, en 
un grupo, (llamado también familia), todos los elementos tienen la misma configuración electrónica 
en su nivel energético principal superior, por consiguiente la configuración electrónica para rl ultimo 
nivel de energía de estos elementos será desde ns1 hasta ns6. (Chang, R. 2010). 
 QUIMICA 23 CEPRU-2021 
 
Configuración electrónica según su ubicación en un grupo o familia. 
GRUPO A FAMILIA SUBNIVEL EMENTOS 
IA (1) Metales Alcalinos ns1 LI, Na, K, Rb, Cs, Fr 
IIA (2) Metales Alcalinos-
térreos 
ns2 Be, Mg, Ca, Sr, Ba, 
Ra 
IIIA (13) Boroides ns2np1 B, Al, Ga 
IVA (14) Carbonoides ns2np2 C, Si, Ge, Sn 
V (15) Nitrogenoides ns2np3 N, P, As, Sb 
VI (16) Anfigeno (Calcogenos) ns2np4 O, S, Se, Te 
VIIA (17) Halogenos ns2np5 F, Cl, Br, I 
VIIIA (18) Gases Nobles ns2np6 He*, Ne, Ar, Kr, Xe, 
Rn 
 He* 1s2 
ELEMENTOS DE TRANSICION: Comprende los elementos cuya configuración electrónica 
ordenada en forma ascendente según el valor de n y tienen como penúltimo subnivel el d. En general 
el nivel de energía más externo tendrá una configuración ns2 (se exceptúan los grupos IVB Y IB que 
tiene ns1). (Chang, R. 2010). 
ELEMENTOS DE TRANSICIÓN INTERNA: se ubican entre los grupos IIIB y IVB, conformando la 
serie de los lantánidos y actínidos, su electrón diferenciador ingresa en el nivel subnivel f del 
antepenúltimo. Su posición en la tabla se define (n-2) f. 
GASES NOBLES: formados por elementos que se ubican en el último grupo dela tabla: grupo 18 o 
grupo VIIIA. 
Comprende aquellos elementos que tiene el conjunto de orbitales s y p completamente llenos. Así 
la configuración electrónica para los electrones mas externos en cada elemento es ns2np6 con 
excepción del Helio (He = 1s2). 
ELECTRONEGATIVIDAD. Es la propiedad de un elemento, que mide la tendencia relativa del átomo 
a atraer los electrones hacia sus alrededores, cuando se combinan con otro átomo. La 
electronegatividad del flúor es 4 y se considera la más alta. Para los elementos representativos, los 
valores de las electronegatividades aumentan de izquierda hacia la derecha a lo largo de los periodos 
y de abajo hacia arriba dentro de los grupos. Ver el siguiente gráfico. (Chang, R. 2010). 
 
 QUIMICA 24 CEPRU-2021 
 
 
 
 
 
EJERCICIOS DE CUARTA BALOTA 
 
1. Identif icar el bloque, periodo y grupo de la tabla per iódica ocupada por el elemento 
cuyo electrón diferenciador en su conf iguración electrónica t iene los números cuánticos 
(4,2,-2,-
𝟏
𝟐
). OMV 
 
A) d - 4° – VII IB 
B) p - 5° - VIIIA 
C) d - 5° - VIIIB 
D) p - 4° - VIIA 
E) d - 4° - VIIB 
2. Indicar verdadero o falso 
En la tabla per iódica moderna: 
 
• En la familia IIA todos los elementos son metales. 
• Todos los elementos de la familia IVA son no metales. 
• Los metales de transición aparecen desde el tercer periodo. 
 QUIMICA 25 CEPRU-2021 
• Los elementos están ordenados por números atómicos y configuración electrónica. 
• Los elementos cobre, plata y potasio son representativos. 
 
A) FFFVF 
B) VFFFV 
C) VFFVF 
D) FFVVF 
E) VVFFF 
 
3. Cuál es el valor de Z de un elemento que se ubica en el periodo 4 y gr upo VII-B de la 
Tabla per iódica. 
 
A) 26 
B) 31 
C) 25 
D) 28 
E) 24 
4. De los elementos con 16X 8Y 3 4E 8 7M 55N determine cuál es el de mayor 
electronegativ idad. 
 
A) E 
B) X 
C) Y 
D) M 
E) N 
5. Con respecto a la tabla per iódica moderna escr ibir (V) s i es verdadera o (F) s i es falsa. 
- Las f i las en la tabla periódica se denominan grupos o famil ias. 
- Los elementos del grupo IA t ienen la mayor tendencia a perder un electrón 
- El elemento con mayor elect ronegativ idad en la tabla per iódica moderna es oxígeno 
- Las columnas en la tabla per iódica moderna se denominan famil ias y t ienen 
propiedades fís icas y químicas similares 
 
A) FFVV 
B) VFVF 
C) FVFV 
D) VVFF 
E) FVVV 
 
CAPITILO V 
ENLACE QUIMICO 
NOTACIÓN DE LEWIS: 
G.N Lewis, propuso que la capacidad de reacción de los elementos dependía fuertemente 
de la configuración electrónica del último nivel ocupado en sus átomos y creo una 
representación atómica que permite ver fácilmente sus propiedades, solo utiliza para 
elementos representativos. 
Lewis postuló la regla del octeto, la cual afirma que los átomos tienden a perder, ganar o 
compartir electrones, para llegar a estabilizarse energéticamente y adquirir ocho electrones 
en su nivel externo, es decir llegar a la configuración electrónica de los gases nobles es muy 
estable y contiene 8 e- en la capa de valencia (excepto el He), 
Los metales tienden a perder sus electrones de valencia formando los iones positivos 
llamados cationes. 
Los no metales tienden a ganar electrones formando iones negativos o aniones. 
Elemento Z Configuración 
electrónica 
e
-
 de valencia 
Hidrógeno (H) 1 
1s
1
 
1 
Nitrógeno (N) 7 
1s
2 
2s
2 
2p
3
 
5 
Sodio (Na) 11 
[
10
Ne]
 
3s
1
 
1 
Argón (Ar) 18 
[
10
Ne]
 
3s
2 
3p
6
 
8 
 
 QUIMICA 26 CEPRU-2021 
 
Para representar en forma simbólica los electrones de la capa externa de un átomo, se 
utilizan puntos o pequeñas cruces. 
A las representaciones de Lewis, se escribe el símbolo del elemento y alrededor de él 
se coloca el NÚmero de puntos correspondiente a los electrones de valencia. Las fórmulas 
de Lewis son particularmente Útiles para ilustrar a los elementos de las familias 
representativas. 
 
Modelo de puntos de Lewis para el segundo periodo de la tabla periódica 
 
Grupo IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIA 
elemento Li Be B C N O F Ne 
Electrones de 
valencia 1 2 3 4 5 6 7 8 
 
La representación gráfica se muestra a continuación: 
 
(Química: Chang R. & Godlsby, k. a. 2017 Chang pág. 369- 12 edición) 
 
ENLACE QUIMICO 
 
El enlace químico es la fuerza de atracción que mantiene unido entre sí a los átomos o iones para 
formar moléculas o formar sistemas cristalinos. Los tipos de enlace presentes en las sustancias, 
son responsables de las propiedades físicas y químicas de las mismas. 
 
Hay dos tipos principales de enlace. 
 
 
 
 QUIMICA 27CEPRU-2021 
Enlace iónico. Llamado también como electrovalente se forma por las interacciones electrostáticas 
entre los iones que pueden formarse por la transferencia de uno o más electrones de un átomo o 
grupos de átomo a otro.se establece entre un metal y no metal. 
Como consecuencia de la transferencia de electrones se forman iones catión y anión los cuales se 
mantienen unidos por fuerzas de atracción electrostática. 
Ejemplo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
El sodio transfiere su Único electrón al cloro y ambos elementos adquieren la configuración 
de gas noble. El sodio formara el catión al perder electrón y el cloro es el anión al ganar un 
electrón. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Características de compuestos con enlace iónico 
• La atracción éntrelos iones se realiza en todas las direcciones, por lo que no se forman 
moléculas sino inmensas redes cristalinas. 
• La variación de electronegatividades es igual o mayor de 1.7 
• Son sólidos a temperatura ambiente, ninguno es líquido no gas. 
• La fuerte atracción que existe entre los iones es responsable de los elevados puntos de 
fusión 
• Los puntos de ebullición son también muy elevados. 
• Los compuestos iónicos al estado líquido fundido y sus soluciones conducen la 
corriente eléctrica, porque se disocian en iones individuales. 
 
Enlace covalente. Se forma cuando 2 átomos comparten uno o más pares de electrones, 
se forman entre no metales. Cada átomo comparte electrones en la capa de valencia para 
completar el octeto. Se forma un enlace covalente simple cuando solo comparten un par de 
electrones, enlace covalente doble cuando comparten 2 pares de electrones y un enlace 
covalente triple cuando comparten 3 pares de electrones. 
 QUIMICA 28 CEPRU-2021 
 
 
 
 
 
Tipos de enlace covalente 
Enlace covalente normal. Se forma cuando cada par de electrones compartidos resulta con 
un electrón proveniente de cada uno de los átomos que forman el enlace. 
Ejemplos: 
 
Enlace covalente coordinado. Llamado también enlace covalente DATIVO, en este tipo 
de enlace solo uno de los átomos es el que aporta el par de electrones que ambos átomos 
compartirán. Ejemplo. 
 
 
 
 
 
Enlace covalente polar. Se forman con átomos de diferente electronegatividad, el átomo 
más electronegativo ejerce la atracción del electrón del átomo menos electronegativo 
creándose en sus alrededores una carga parcial negativa ( y al otro extremo una carga parcial 
 QUIMICA 29 CEPRU-2021 
positiva. La variación de la electronegatividad es menor de 1.7 y mayor de cero. 
 
 
El enlace covalente apolar.- Se forma con átomos de igual electronegatividad (H2, Cl2, O2 , 
etc). La variación de la electronegatividad es igual a cero. 
Características de compuestos con enlace covalente 
• Son gases, líquidos o sólidos con bajos puntos de fusión yebullición (menores 300°C). 
• La mayoría son insolubles en disolventes polares (H2O). 
• La mayoría son solubles en disolventes no polares, tales como hexano. 
• Los compuestos líquidos y fundidos no conducen la electricidad porque la mayoría no 
contiene partículas cargadas. 
• Las moléculas covalentes no polares son blandos, puntos de fusión 
extremadamente bajos o moderados, subliman en algunos casos y son solubles en 
disolventes no polares ejemplos: He, Ar, H2, CO2, CCl4, I2. 
• Las moléculas polares tienen puntos de fusión bajos a moderados, solubles en 
algunos disolventes polares y no polares ejemplo CHCl3 (Cloroformo), HCl. 
• Los sólidos covalentes macromoleculares, tienen altos puntos de fusión y Los 
compuestos covalentes que tienen fuerza de atracción entre ellos mismos muy débiles, 
tienen bajos puntos de fusión y ebullición, son volátiles y presentan olor. ebullición, son 
duros, malos conductores de la electricidad y en general insolubles en solventes 
polares. 
 
Excepciones a la regla del octeto. 
Octeto incompleto. En algunos compuestos el nÚmero de electrones que rodean al 
átomo central en una molécula estable es menor que 8. Ejemplo: BF3; BCl3; AlI3; AlCl3. 
 
Octeto expandido. Algunos átomos de los elementos del tercer periodo forman algunos 
compuestos en los que hay más de ocho electrones alrededor del átomo central. Ejemplo: 
SF6; PF5; SeF6. 
SF6 
 
 
 
 
 
 
 
 QUIMICA 30 CEPRU-2021 
 
BIBLIOGRAFIA 
1. Brown, T.L., Lemay, E.H., Bursten, B.E. & Burdge, J.R. (2004). Química La ciencia central. 
México. Novena edición. PEARDON EDUCACION, S.A. de C.V. 
2. Chang, R. (2010). Química. México. 10a edición. McGRW-HILL/INTERAMERICANA 
EDITORES, S.A. de C.V. 
 
QUINTA BALOTA 
1. En la estructura de Lewis del Sr 2Sb2O7 
• Existen 8 enlaces covalentes 
• Un Sb no completa su octeto. 
• Cuatro enlaces son covalentes normales y cuatro covalentes dativos. 
• es un compuesto que conduce la corr iente eléctr ica 
• Cada átomo de Sr comparte un par de electrones 
 
La alternat iva correcta es : 
 
A) VFFFV 
B) VFFVV 
C) VFVFV 
D) VFFVF 
E) FFVVV 
 
2. En los compuestos: 
SiCl4 , SrS, NaO2 , CH4 , CaH2 , BF3 
 
Cuantos t ienen enlaces covalentes: 
 
A) 2 
B) 4 
C) 3 
D) 5 
E) 6 
 
3. Cuál de las siguientes moléculas presenta 1 enlace covalente coordinado. 
 
A) O2 
B) NH3 
C) H2O 
D) HNO3 
E) HCl 
 
 
 
 QUIMICA 31 CEPRU-2021 
4. Indique cuántas moléculas no cumplen con la regla del octeto. 
I . BF3 
I I . CCl4 
I I I . H2 
IV. PCl5 
V. Br2 
 
A) 1 
B) 4 
C) 3 
D) 2 
E) 5 
 
5. De acuerdo a la estructura de Lewis para el KNO3 , la proposición falsa es. 
 
A) En la estructura existe un enlace doble 
B) Es un compuesto iónico 
C) Existe 3 enlaces covalentes normales 
D) Existen dos enlaces covalentes dat ivos 
E) El potasio pierde un electrón 
 
 
SEGUNDO EXAMEN 
 
 
 
CAPÍTULO VI 
NOMENCLATURA INORGÁNICA 
Valencia. Es la capacidad de combinación de un elemento. Se representa mediante un número sin 
signo, denominado número de valencia. 
Estado de oxidación. (Número de oxidación), es la carga de un átomo. En un compuesto iónico las 
cargas se forman por la perdida y ganancia de electrones. En compuestos con enlace covalente, al 
elemento más electronegativo se le asigna un numero de oxidación negativo y al elemento menos 
electronegativo se le asigna número de oxidación positivo. 
Las reglas para asignar los números de oxidación: 
1. El número de oxidación de cualquier elemento libre no combinado es cero, ejemplos: H2, O2, 
O3, P4, S8, N2, Cl2, etc. 
2. Para un compuesto iónico o covalente la suma de los números de oxidación de todos los 
átomos es cero 
3. El oxígeno tiene como número de oxidación (-2), en todos sus compuestos con excepción en 
los peróxidos(-1) y superoxidos(-1/2), cuando forma el compuesto (OF2), el número de 
oxidación es (+2) 
4. El hidrógeno tiene como número de oxidación (+1) en la mayoría de sus compuestos, cuando 
se combina con los metales, su número de oxidación es (-1). 
5. Para un ion poliatómico, la suma de números de oxidación de todos los átomos es igual a la 
carga de los iones. (Atkins,2014) 
 Números de oxidación más frecuentes. 
 QUIMICA 32CEPRU-2021 
 
 
 
 
NOMENCLATURA PARA COMPUESTOS INORGÁNICOS. 
Consiste en asignar nombres químicos a las sustancias mediante procedimiento sistemático de 
modo que sea sencillo y practico. Estas normas son establecidas por La Unión Internacional de 
Química Pura y Aplicada (I.U.P.A.C.) 
La nomenclatura de algunos compuestos según Stock, tradicional y nomenclatura sistemática 
tenemos: 
Formula Stock Tradicional Sistemática 
CaO Oxido de calcio Oxido de calcio Monóxido de calcio 
FeO Óxido de Hierro(II) Oxido ferroso Monóxido de hierro 
Fe2O3 Óxido de hierro(III) Oxido férrico Trióxido de dihierro 
Función química. Es un conjunto de compuestos con propiedades similares y composición 
semejante. 
Las funciones químicas se clasifican tomando en cuenta el número de componentes, siendo como 
sigue: 
• Funciones binarias (de dos elementos diferentes), óxidos metálicos y no metálicos, peróxidos y 
superóxidos. Hidruros metálicos y no metálicos, aniones monoatómicos. 
• Funciones ternarias (de tres elementos diferentes), Hidróxidos, Oxoácidos: normales, especiales 
(Meta, piro, orto) y poliácidos. Oxianiones poliatómicos. Sales oxisales neutras. 
 QUIMICA 33 CEPRU-2021 
• Funciones cuaternarias (de cuatro elementos diferentes) oxisales acidas, oxisales básicas y 
oxisales dobles. (Atkins,2014) 
 
FUNCIÓN BINARIA 
1.Óxidos. Son compuestos binarios que se forman al combinarse el oxígeno con un metal y no 
metal. 
 𝑚𝑒𝑡𝑎𝑙 + 𝑂2 → 𝑂𝑥𝑖𝑑𝑜 𝑏𝑎𝑠𝑖𝑐𝑜 
 
 Cu2+ + O2- → CuO 
 
𝑁𝑜 𝑚𝑒𝑡𝑎𝑙 + 𝑂2 → 𝑂𝑥𝑖𝑑𝑜 𝑎𝑐𝑖𝑑𝑜 
 
 S4+ + O2- → SO 2 
La fórmula se escribe intercambiando los números de oxidación entre el metal y el oxígeno, o entre 
un no metal y el oxígeno colocando subíndices con números arábigos y son cargas del metal y no 
metal respectivamente. 
Nomenclatura. Se antepone la palabra oxido seguida de la preposición “de” y a continuación se 
nombra al metal o del no metal indicando su número de oxidación en números romanos entre 
paréntesis cuando tiene más de un numero de oxidación. Si tiene un solo número de oxidación la 
nomenclatura será como sigue: 
Oxido Formula Nomenclatura Base/acido 
Na1+ O2- Na2O Oxido de sodio Oxido Básico 
Ca2- O2- CaO Oxido de sodio Oxido básico 
Zn2+ O2- ZnO Óxido de zinc Oxido básico 
Li1+ O2- Li2O Oxido de litio Oxido básico 
Mg2+ O2- MgO Oxido de magnesio Oxido básico 
Fe2+ O2- FeO Óxido de hierro(II) Oxido básico 
Fe3+ O2- Fe2O3 Óxido de hierro(III) Oxido básico 
Ni2+ O2- NiO Oxido de níquel(II) Oxido básico 
Ni3+ O2- Ni2O3 Oxido de níquel (III) Oxido básico 
Sn2+ O2- SnO Oxido de estaño(II) Oxido básico 
Sn4+ O2- SnO2 Oxido de estaño (IV) Oxido básico 
S2+ O2- SO Óxido de azufre (II) Oxido acido 
 QUIMICA 34 CEPRU-2021 
S4+ O2- SO2 Óxido de azufre(IV) Oxido acido 
S6+ O2- SO3 Óxido de azufre(VI) Oxido acido 
C2+ O2- CO Oxido de carbono 
(II) 
Oxido acido 
C4+ O2- CO2 Oxido de carbono 
(IV) 
Oxido acido 
N3+ O2- N 2 O3 Óxido de 
nitrógeno(III) 
Oxido acido 
N5+ O2- N 2 O5 Óxido de nitrógeno 
(V) 
Oxido acido 
 
Casos especiales. El Mn, Cr y el V forman óxidos ácidos y óxidos básicos con los siguientes 
números de oxidación: 
Elemento Óxidos 
básicos 
Óxidos 
ácidos 
Mn +2 +3 +4 +6 +7 
Cr +2 +3 +3 +6 
V +2 +3 +4 +5 
2. Peróxidos y superoxidos 
Los peróxidos y súper óxidos constituyen estados de fuerte oxidación que se producen solo con 
algunos elementos de los grupos de los metales IA (Alcalinos) y IIA (alcalinos térreos) también 
se conocen peróxidos de Zn, Cd y Hg, se caracterizan por presentar en su estructura los grupos 
funcionales: (Whitten,2015) 
Función binaria Grupo funcional Representación 
Peróxidos Peroxo ( O2) 2- 
su peróxidos Superoxo ( O2 )1- 
Nomenclatura. Se inicia la lectura con la palabra peróxido o superoxido, seguida de la preposición 
“de” y a continuación el nombre del metal. 
Peróxido Formula Nomenclatura 
H1+ (O2)2- H2O2 Peróxido de hidrogeno 
Li1+ (O2)2- Li2O2 Peróxido de litio 
Na1+ (O2)2- Na2O2 Peróxido de sodio 
Ca2+ (O2)2- CaO2 Peróxido de calcio 
 QUIMICA 35 CEPRU-2021 
Mg2+(O2)2- MgO2 Peróxido de magnesio 
Superoxido Formula Nomenclatura 
Li1+ (O2)1- LiO2 Superoxido de litio 
Rb1+ (O2)1- RbO Superoxido de rubidio 
Ca2+ (O2)1- CaO4 Superoxido de calcio 
Sr2+ (O2)1- SrO4 Superoxido de estroncio 
 
3. Hidruros. Son compuestos binarios que se obtienen cuando un metal (M)q+ y un no metal(NM)q- 
se combina con el hidrogeno. Donde (q+ y q- ) son cargas del metal y no metal respectivamente). La 
fórmula se escribe intercambiando los números de oxidación entre el metal y el hidrógeno, o entre 
un no metal y el hidrógeno colocando subíndices con números arábigos y con cargas del metal y no 
metal respectivamente. (Chang, 2015) 
 Metal + (𝑯)𝟏− → Hidruro iónico 
 
𝑪𝒂𝟐+ + (𝑯)𝟏− → 𝑪𝒂𝑯𝟐 
 
 
 
 𝑪𝟒− + (𝑯)𝟏+ → 𝑪𝑯𝟒 
Nomenclatura. Se inicia con la palabra hidruro, seguida de la preposición “de” y a continuación el 
nombre del metal. 
 
 
 
 
Hidruros iónicos (hidruros metálicos) 
Hidruro iónico (hidruro 
metálico) 
Formula Nomenclatura 
Na1+ H1- NaH Hidruro de sodio 
K1+ H1- KH Hidruro de potasio 
Ca2+ H1- CaH2 Hidruro de calcio 
Fe2+ H1- FeH2 Hidruro de hierro(II) 
 No metal + (𝑯)𝟏+ → Hidruro covalente 
 QUIMICA 36 CEPRU-2021 
Fe3+ H1- FeH3 Hidruro de hierro (III) 
Hidruros covalentes (hidruros no metálicos), el no metal actúa con su número de oxidación 
menos y el hidrógeno con (1+). Los hidruros no metálicos se contraponen a la I.U.P.A.C. En estos 
compuestos se escribe primero el ión negativo y luego el ión positivo. (Chang, (2015) 
Grupo Hidruro no 
metálico 
Nomenclatura 
IIIA BH3 
B2H6 
Borano 
Diborano 
 
IVA CH4 
SiH4 
GeH4 
Metano 
Silano 
germano 
 
VA 
 
 
 
NH3 
PH3 
AsH3 
SbH3 
Amoniaco(azano) 
Fosfina(fosfano) 
Arsina(arsano) 
Estibina (estibano) 
 
 
 
 
VIA H2O 
H2S 
H2Se 
H2Te 
Agua 
Sulfuro de hidrogeno H2S 
(ac) 
Seleniuro de hidrogeno 
Teleruro de hidrogeno 
 
 *Ácido sulfhídrico 
 * Ácido selenhidrico 
 *Ácido telenhidrico 
VIIA HF 
HCl 
HBr 
HI 
Fluoruro de hidrogeno 
Cloruro de hidrogeno 
Bromuro de hidrogeno 
Yoduro de hidrogeno 
 *Ácido fluorhídrico 
 * Ácido clorhídrico 
 *Acido bromhídrico 
 *Ácido yodhídrico 
Los elementos del grupo VIA y VIIA en solución acuosa se llaman como ácidos (*) 
 
2. Sales binarias. Se forman por la reacción química de metales y no metales (no incluye 
hidrogeno ni oxigeno), q+ y q-, son cargas del metal y no metal o dos no metales. 
 
 𝑭𝒆𝟐+ + 𝑺𝟐− → FeS 
 metal + No metal → Sal binaria 
 QUIMICA37 CEPRU-2021 
Nomenclatura.se inicia con el nombre del no metal y se dará la terminación “URO”, seguida del 
nombre del metal. La fórmula se escribe intercambiando los números de oxidación entre el metal y 
el no metal oxígeno, colocando subíndices con números arábigos y son cargas del metal y no metal 
respectivamente. 
 Formula nombre 
Na1+ Cl1- NaCl Cloruro de sodio 
Mg2+ Br1- Mg(Br)2 Bromuro de magnesio 
Fe3+ N3- FeN Nitruro de hierro(III) 
K1+ S2- K2S Sulfuro de potasio 
FUNCIONES TERNARIAS 
1. Hidróxidos(bases) 
Se forman por la reacción de un oxido metálico con el agua. 
 
 CaO + H2O → Ca (OH)2 
 Fe2O3 + 3 H2O → 2 Fe (OH)3 
Nomenclatura. Se inicia con la palabra hidróxido seguido del nombre del metal. 
Mq+ (OH)1- Formula nomenclatura 
Na1+(OH)1- NaOH Hidróxido de sodio 
Ca2+(OH)1- Ca(OH)2 Hidróxido de calcio 
Ni2+ (OH)1- Ni(OH)2 Hidróxido de níquel 
(II) 
Ni3+ (OH)1- Ni(OH)3 Hidróxido de níquel 
(III) 
Co2+(OH)1- Co(OH)2 Hidróxido de 
cobalto(II) 
Co3+(OH)1- Co(OH)3 Hidróxido de 
cobalto(III) 
2. oxácidos 
 Los oxácidos resultan de la reacción de un OXIDO NO METÁLICO con el agua. 
 
 
Oxido básico + H2O → Hidróxido 
 QUIMICA 38 CEPRU-2021 
 
 CO2 + H2O → H2CO3 
 SO3 + H2O → H2SO4 
 N2O5 + H 2 O → 2 HNO3 
Nomenclatura. Para dar lectura de estos compuestos la IUPAC admite la nomenclatura funcional. 
Se inicia con la palabra ácido y luego el nombre del elemento no metálico con un prefijo y una 
terminación o un sufijo que depende del número de oxidación, según la siguiente tabla. 
(Herring,2018) 
Numero de oxidación Prefijo sufijo 
Único ico 
Mínimo Hipo oso 
Menor oso 
mayor ico 
máximo Per ico 
Todos los ácidos tienen la propiedad de perder hidrogeniones formando los radicales respectivos. 
Para nombrar estos radicales se cambia la terminación de OSO por ITO e ICO por ATO. 
Numero de 
oxidación 
Formula Nomenclatura Radical Nomenclatura 
3+ HNO2 Acido nitroso (NO2)1- nitrito 
5+ HNO3 Ácido nítrico (NO3)1- nitrato 
2+ H2SO2 Acido hipo 
sulfuroso 
(ácido sulfoxilico) 
(SO2)2- hiposulfito 
4+ H2SO3 Acido sulfuroso (SO3)2- sulfito 
(HSO3)1- Hidrogeno sulfito 
6+ H2SO4 Ácido sulfúrico (SO4) sulfato 
(HSO4)1- Hidrogeno sulfato 
Cl1+ HClO Acido hipocloroso (ClO )1- hipoclorito 
Cl3+ HClO2 Ácido cloroso (ClO2 )1- clorito 
Cl5+ HClO3 Ácido clórico (ClO3 )1- clorato 
 Oxido ácido + H2O → Oxácido 
 QUIMICA 39 CEPRU-2021 
Cl7+ HClO4 Ácido perclórico (ClO4 )1- perclorato 
CASOS ESPECIALES. 
3. Oxácidos polihidratados 
Número de oxidación impar 
PREFIJO NUMERO DE OXIDACION IMPAR 
(B, P, As, Sb) 
META 1 De óxido acido + 1 de agua 
PIRO 1 De óxido acido + 2 de agua 
ORTO 1 De óxido acido + 3 de agua 
Los óxidos ácidos del fósforo, arsénico, antimonio y boro forman este tipo de ácidos. 
 
P2O3 + H2O → 2 HPO2 Acido meta fosforoso 
P2O3 + 2 H2O → H4P2O5 Acido piro fosforoso 
P2O3 + 3 H2O → 2 H3PO3 Acido orto fosforoso 
P2O5 + H2O → 2 HPO3 Acido meta fosfórico 
P2O5 + 2 H2O → H4P2O7 Acido pirofosfórico 
P2O5 + 3 H2O → 2 H3PO4 Acido orto fosfórico 
(Chang, 2015) 
Número de oxidación par 
 
PREFIJO NUMERO DE OXIDACION 
PAR 
 ( C, Si, S) 
META 1 oxido acido + 1 agua 
PIRO 2 oxido acido + 1 aguas 
ORTO 1 oxido acido + 2 aguas 
 
SiO2 + H2O → H2SiO3 ácido meta silícico 
2SiO2 + H2O → H2 Si2 O5 ácido piro silícico 
SiO2 + 2H2O → H4SiO4 ácido orto silícico 
 
Formula Nomenclatura Radical Nomenclatura 
 QUIMICA 40 CEPRU-2021 
HBO2 Ácido metaborico (BO2)1- meta borato 
H4B2O5 Ácido piroborico 
 
(B2O5 )4- piroborato 
(H2B2O5)2- Dihidrogenopiroborato 
(HB2O5 )3- Hidrogeno piroborato 
H3BO3 Ácido bórico (BO3 )3- borato 
(HBO )2- Hidrogeno borato 
H2BO1- Di hidrogeno borato 
H2SO3 Acido sulfuroso (SO3 )2- sulfito 
H2S2O5 Ácido pirosulfuroso (S2O5)2- piro sulfito 
(HS2O5 )1- Hidrogeno pirosulfito 
H4SO4 Ácido ortosulfuroso (SO4)4- orto sulfito 
(H2SO4)2- Di hidrogeno orto sulfito 
(HSO4)3- Hidrogeno orto sulfito 
H2SO4 Ácido sulfúrico (SO4)2- sulfato 
H2S2O7 Ácido piro sulfúrico 
 
(S2O7)2- piro sulfato 
(HS2O7)1- Hidrogeno piro sulfato 
H4SO5 Ácido orto sulfúrico (SO5)4- orto sulfato 
(H2SO5)2- Di hidrogeno ortosulfato 
(HSO5 )3- Hidrogeno ortosulfato 
En el caso del manganeso y del cromo los oxácidos son: 
MnO2 + H2O → H2MnO3 Acido manganoso 
MnO3 + H2O → H2MnO4 Acido mangánico 
Mn2 O7 + H2O → HMnO4 Acido per mangánico 
Cr2 O3+ H2O → HCrO2 Acido crómoso 
CrO3+ H2O → H2CrO4 Acido crómico 
4. Poliácidos: 
2 CrO3 + H2O → H2Cr2O7 Acido dicrómico 
2 B2O3 + H2O → H2B4O7 Acido tetrabórico 
2 SO3 + H2O → H2S2 O7 Acido disulfúrico 
5. Oxisales 
 QUIMICA 41 CEPRU-2021 
Son los que contienen uno o más hidrogeniones reemplazables en su estructura. Resultan de la 
reacción de un oxácido con un hidróxido para formar una oxisal (sal neutra) correspondiente y 
agua. (Atkins,2014) 
 
 
 
 𝐻𝐶𝑙𝑂3 + 𝐾𝑂𝐻 → 𝐾𝐶𝑙𝑂3 + 𝐻2 𝑂 
 
Nomenclatura 
Se nombran primero el radical del ácido seguido de la preposición “de” luego el nombre del metal 
indicando sus números de oxidación entre paréntesis si tiene más de un número de oxidación. 
(Herring, 2018) 
 
 
Otros ejemplos. 
 
Formula Nomenclatura Formula Nomenclatura 
Cd(NO3)2 Nitrato de cadmio AgClO3 Clorato de plata 
FeSO4 Sulfato hierro(II) KClO3 Clorato de potasio 
Fe2(SO4)3 Sulfato hierro(III) K2Cr2O7 Dicromato de potasio 
Cu2SO3 Sulfito cobre(I) KMnO4 Permanganato de 
potasio 
KMnO4 Permanganato de 
potasio 
KBrO3 Bromato de potasio 
KNO3 Nitrato de potasio Na2SO4 Sulfato de sodio 
NaNO2 Nitrito de sodio K2CrO4 Cromato de potasio 
Función cuaternaria 
 
Oxácido + Hidróxido → Oxisal + agua 
 QUIMICA 42 CEPRU-2021 
1. Sales acidas: Se forman al reaccionar hidróxidos y oxisal formando la sal acida respectiva que 
puede tener en su composición un hidrogeno o más y agua.Ejemplo. 
 
𝐻𝐼𝐷𝑅𝑂𝑋𝐼𝐷𝑂 + 𝑂𝑋𝐴𝐶𝐼𝐷𝑂 → 𝑆𝐴𝐿 𝐴𝐶𝐼𝐷𝐴 + 𝐴𝐺𝑈𝐴 
 𝐿𝑖𝑂𝐻 + 𝐻2𝑆𝑂4 → 𝐿𝑖𝐻𝑆𝑂4 + 𝐻2 𝑂 
 
Nomenclatura. 
Se nombran como sal neutra, pero anteponiendo la palabra hidrogeno, si tienen más de un 
hidrogeno se utilizan los prefijos di, tri, etc. por último el nombre del metal. 
 
Formula Nomenclatura Formula Nomenclatura 
NaHCO3 Hidrogeno carbonato de calcio NaH2PO4 Dihidrogeno fosfato de sodio 
LiHMnO3 Hidrogeno manganito de litio Ca (HSO3)2 Hidrogeno sulfito de calcio 
 
FeH2SiO4 Dihidrogenoortosilicato de 
hierro (II) 
KH 2BO3 Dihidrógeno borato de potasio 
Zn(H3CO4 
)2 
Trihidrogenoortocarbonato de 
zinc 
Ni(HCrO4)3 Hidrogeno cromato de niquel(III) 
PbH2P2O7 Dihidrogeno pirofosfato de 
plomo(II) 
Ca 
(HSiO3)2 
Hidrogeno metasilicato de calcio 
 
2. Oxisales básicas. Son aquellas que se forman al reaccionar hidróxidos y oxácidos 
produciendo la sal básica correspondiente que puede tener un grupo hidroxilo o más y agua. 
 𝐻𝐼𝐷𝑅𝑂𝑋𝐼𝐷𝑂 + 𝑂𝑋𝐴𝐶𝐼𝐷𝑂 → 𝑆𝐴𝐿 𝐵𝐴𝑆𝐼𝐶𝐴 + 𝐴𝐺𝑈𝐴 
 
 𝐹𝑒(𝑂𝐻)2 + 𝐻3 𝑃𝑂4 → 𝐹𝑒3(𝑂𝐻)3 𝑃𝑂4 + 𝐻2 𝑂 
Nomenclatura. Se nombran como sal neutra pero anteponiendo la palabra “hidroxi”, si tienen más 
de un hidroxilo (𝑂𝐻)1−se utilizan los prefijos di, tri, etc. por último el nombre del metal. 
 
Formula Nomenclatura Formula Nomenclatura 
Cu4(OH)2CO3 Dihidroxi carbonato de cobre(I) Na2(OH)ClO Hidroxi hipoclorito de sodio 
Al(OH)2MnO4 Dihidroxi permanganato de 
aluminio 
Ba(OH)PO2 Hidroximetafosfito de bario 
Cd(OH)MnO4 Hidroxi permanganato de 
cadmio 
Fe 
3(OH)2As2O7 
Dihidroxi piroarseniato de 
hierro(III) 
 QUIMICA 43 CEPRU-2021 
 
3. Sales dobles. Se originan al sustituir los iones hidrogeno de un oxácido por más de un 
catión metálico. La reacción que ocurre cuando reaccionan dos hidróxidos diferentes y un 
oxácido. 
𝑲𝑶𝑯 + 𝑵𝒂𝑶𝑯 → 𝑲𝑵𝒂𝑺𝑶𝟒 
 
Nomenclatura. Se nombra igual que una sal neutra primero al anión correspondiente, 
aclarando qué el número de oxidación del elemento si tuviera dos o más números de 
oxidación. Es el único caso de compuestos en las que se menciona el número de átomos 
del metal, colocando los prefijos di, tri, etc. De los cationes que tengan subíndices. 
(Chang,2015) 
Formula Nomenclatura Formula Nomenclatura 
KNaSO4 
 
Sulfato de sodio y potasio CaMg(CO3)2 Carbonato de magnesio 
y calcio 
LiFe (SiO3)2 Metasilicato de hierro(III) y 
litio 
NiAg 2(CO4) Orto carbonato de 
diplata y niquel (II) 
CoAgPO4 Fosfato de cobalto(II) y plata Au 2CdSb2O5 Piro antimonito de 
cadmio y dioro (I) 
LiNaS Sulfuro de litio y sodio FeCuS2 Disulfuro de cobre(II) y 
hierro(II) 
 
EJERCICIOS DE BALOTA VI 
1. De la siguiente relación de compuestos: 
 
 NO2 NaO2 SO3 SrO4 CaO2 CO2 BaO2 RaO 
 
 Son óxidos 
 
F) 3 
G) 5 
H) 6 
I) 2 
J) 4 
 
2. La fórmula del compuesto: “dihidroxi orto sil icato d e aluminio” es: 
 
A) Al(OH) 2SiO3 
B) Al(OH) 2SiO4 
C) Al2OHSiO 
D) AlOHSi2O5 
E) Al2(OH)2SiO4 
 
3. Los siguientes iones ClO₄ˉ , SO₄ˉ² , Clˉ , MnO₄ˉ , su nobre correcto es: 
 
A) Clorato, sulf ito, c lorato, permanganato. 
B) Perclórico, sulfato, c loro, manganato. 
C) Clorato, sulfato, cloruro, manganato. 
D) Clorato, sulf ito, c loruro, permanganato. 
 QUIMICA 44 CEPRU-2021 
E) Perclorato, sulfato, c loruro, permanganato 
 
4. El s iguiente compuesto Al(OH) ₂ClO₄ su nomenclatura es: 
 
A) Hidroxiperclór ico de aluminio 
B) Dihidroxiclorato de aluminio 
C) Dihidroxiclorito de aluminio 
D) Hidroxiperclorato de aluminio 
E) Dihidroxiperclorato de aluminio 
 
5. La fórmula correcta del Hidrógeno sulf ito de or o (I I I) es: 
 
A) Au(HSOɜ)₂ 
B) Au(H₂SO₂)ɜ 
C) Au(OHSOɜ)ɜ 
D) Au(HSO₂)ɜ 
E) Au(HSOɜ)ɜ 
CAPITULO VII 
MASA ATÓMICA 
Por acuerdo internacional, la masa atómica (algunas veces conocida como peso atómico) es la masa de un 
átomo, en unidades de masa atómica (uma). Una unidad de masa atómica se define como una masa 
exactamente igual a un doceavo de la masa de un átomo de carbono-12. (Chang, R. Y College, W. 2002, p. 
68) 
 Teniendo en cuenta esta definición de masa atómica, entonces la masa atómica promedio de cualquier 
elemento está en función de las masas atómicas de sus isotopos y los porcentajes de abundancia de los 
mismos, considerándose a los isotopos naturales de los mismos. 
PESOS FORMULARES Y MOLECULARES 
El peso fórmula de una sustancia no es más que la suma de los pesos atómicos de cada uno de los 
átomos de su fórmula química. Por ejemplo, el ácido sulfúrico (H2SO4) tiene un peso fórmula de 98.1 uma. 
(Brawn, Lemay y Bursten 2004, P.84) 
 
Si la fórmula química no es más que el símbolo químico de un elemento, como Na, el peso fórmula es 
igual al peso atómico del elemento. Si la fórmula química es la de una molécula, el peso fórmula también se 
llama peso molecular. Por ejemplo, el peso molecular de la glucosa (C6H12O6) es: (Brawn, et al. 2004, p.84) 
 
Dado que las sustancias iónicas como el NaCl existen como matrices tridimensionales de iones, no es 
apropiado hablar de moléculas de NaCl. Más bien, hablamos de unidades formulares, representadas por la 
fórmula química de la sustancia. La unidad formular del NaCl consiste en un ion Na+ y un ion Cl-. Por tanto, el 
peso fórmula del NaCl es la masa de una unidad formular: (Brawn, et al. 2004, p.84) 
 
MOL 
 QUIMICA 45 CEPRU-2021 
 En el sistema internacional (SI), es la cantidad de una sustancia que contiene tantas entidades 
elementales (átomos, moléculas u otras partículas) como átomos hay exactamente en 12 g (0.012 kg) del 
isótopo de carbono-12. 
NÚMERO DE AVOGADRO 
El número real de átomos en 12 g de carbono-12 se determina experimentalmente. Este número se denomina 
número de Avogadro (NA), en honor del científico italiano Amadeo Avogadro. El valor comúnmente aceptado 
es NA = 6.0221367 x 1023 
 Generalmente, este número se redondea a 6,022 x 1023. Así, al igual que una docena de naranjas 
contiene 12 naranjas, 1 mol de átomos de hidrógeno contiene 6.022x1023 átomos de hidrógeno. (Chang, R. y 
College, W. 2002, P. 69) 
 
 
 
 De acuerdo a este concepto, se puede hablar de un mol de átomos (igual al peso de un átomo-gramo. 
At-g), de un mol de iones, de un mol de moléculas (igual a una molécula-gramo, mol-g). 
 También se puede definir como la cantidad de una sustancia que contiene el mismo número de 
entidades químicas, que contiene 12 gramos de carbono-12. Se muestra el siguiente cuadro: 
ENTIDAD QUÍMICA NÚMERO Y TIPO DE ENTIDADES EN UN MOL 
1 mol de átomos de Cu 6.022 x 1023 átomos de Cu 
1 mol de átomos de Fe 6.022 x 1023 átomos de Fe 
1 mol de átomos de C 6.022 x 1023 átomos de C 
1 mol de átomos de S 6.022 x 1023 átomos de S 
1 mol de átomos de Hg 6.022 x 1023 átomos de Hg 
1 mol de moléculas de H2O 6.022 x 1023 moléculas de H2O 
1 mol de iones Na+ 6.022 x 1023 iones Na+ 
 
 QUIMICA 46 CEPRU-2021 
 
VOLUMEN MOLAR 
 Se llama volumen molar, al volumen que ocupa un molde cualquier gas ideal a condiciones normales 
de presión y temperatura, siendo este valor igual a 22.4 lt. 
 
N° mol-g = V (lt) 
 22.4 lt 
 
CONDICIONES NORMALES (CN) 
 Se dice que una sustancia se encuentra a condiciones normales (CN) de presión y temperatura 
cuando: (Chang, R. y College, W. 2002) 
 
 
 
 
COMPOSICIÓN CENTESIMAL (CC). La CC nos indica el porcentaje en masa de cada elemento que lo forma, 
con respecto a la masa total de dicho compuesto; por lo tanto, la composición centesimal de un compuesto 
indica qué porcentaje de la masa molecular corresponde a cada elemento. Es decir, en 100 gramos de 
compuesto, qué cantidad en gramos corresponde a cada elemento. Para hallar la composición porcentual o 
centesimal se debe hacer los siguientes pasos: (Chang, R. y College, W. 2002) 
 QUIMICA 47 CEPRU-2021 
 
• Determinar la masa molar del compuesto 
• Dividir la masa de cada elemento de la formula entre la masa molar y multiplicar cada fracción decimal 
obtenido por 100. Según la ecuación: 
% =
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒𝑙 𝑒𝑙𝑒𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 𝑑𝑒𝑙 𝑐𝑜𝑚𝑝𝑢𝑒𝑠𝑡𝑜
𝑋100 
 
Por ejemplo, determinar la composición porcentual del nitrato de sodio (NaNO3) 
Pesos atómicos: Na = 23, N = 14, O = 16 
Masa molar NaNO3 
Na : 1 x 23 = 23 
N : 1 x 14 = 14 
O : 3 x 16 = 48.00 
1mol de NaNO3= 23 + 14 + 48 = 85 g. 
%Na =
23
85
x100 = 27,06 
%N =
14
85
x100 = 16,47 
%O =
48
85
𝑥100 = 56,47 
 
FORMULAS EMPIRICAS Y FORMULAS MOLECULARES 
Fórmula empírica (FE). Indica la proporción en la que se combinan los átomos que forman la molécula, esto 
es posible si se conoce la composición porcentual de cada elemento en el compuesto. Se obtiene de datos 
experimentales. El procedimiento es el siguiente: 
• Determinar el número de moles para cada átono según el porcentaje o según el peso de los elementos. 
• Si el número de moles resulta un número decimal, se debe dividir entre el número de moles menor de 
todo ellos. 
• Si en el paso anterior existiera algún valor decimal, multiplicar por el número entero más sencillo para 
convertirlo en entero, También multiplicar por este número los demás valores. 
 
 Por ejemplo. El análisis de una sustancia inorgánica dio como resultado la siguiente composición centesimal: 
Na = 22,77%; B = 21,78%; O = 55,45%. Determina su fórmula empírica 
Pesos atómicos: Na = 23; B = 11; O = 16 
Número de moles Dividir entre el 
menor 
Multiplicar por3 
𝐧(𝐍𝐚) = 22,77g x
1mol Na
23 g Na
= 0,99 
𝐧(𝐁) = 21,78gHx
1molH
11gB
= 1,98 
𝐧(𝐎) = 55.45gOx
1molO
16.0gO
= 3.466 
 Na = 0,99/0,99 =1 
 
B = 1,98/0,99 =2 
 
O =3.466/0,99 = 3,5 
Na = 1 x 2 = 2 
 
H = 2 x 2 = 4 
 
O = 2 x 3,5 = 7 
La fórmula empírica es: 
Na2 B4 O7 
 
 
 QUIMICA 48 CEPRU-2021 
Fórmula molecular (FM). Llamada también fórmula verdadera, indica la composición atómica real de una 
molécula, que se determina conociendo la formula empírica. La FM es un múltiplo entero y positivo de la FE, 
por consiguiente, se cumple: (Chang, 2015) 
 
FM = n FE n= Número entero y positivo 
Para determinar la FM debemos seguir las siguientes reglas: 
a. Determinamos primero la FE del compuesto y luego la masa molecular de esta fórmula. 
b. Con ciertos datos adicionales determinamos la masa molecular verdadera (FM). 
c. Como la FM es múltiplo de la FE, entonces también se cumple que la masa molecular verdadera es 
también múltiplo de la masa molecular empírica: 
 M (FM) = nM (FE) 
d. Con la relación anterior obtenemos el valor de 𝛼 para luego obtener la FM de acuerdo a la relación ya 
conocida: FM = nFE. 
Ejemplo: La fórmula empírica de la glucosa es CH2O, y su masa molecular es 180. Determinar su fórmula 
molecular. Masas atómicas C=12, H=1, O = 16 
masa molecular de la formula empírica 
CH2O= 12+2+16 = 30 
Masa molecular = 180 uma 
 
Aplicando la ecuación y reemplazando los datos. 
FM = n FE 
𝐹𝑀
𝐹𝐸
= 𝑛 =
180
30
= 6 
FM = 6(FE) = 6( CH2O ) = C6H12O6 
 
EJERCICIOS DE BALOTA VII 
1. Respecto a las proposiciones escribir (V) si es verdadero o (F) si es falso 
 
I . Un mol de H2 pesa más que un mol He (PA = 4). 
I I . La masa de un mol de H 2O es la masa de una molécula de agua. 
I I I . La masa molar atómica es el peso de un mol de átomos. 
IV. En un mol de NaCl hay 6.022 x 10 23 iones. 
Corresponde a: 
A) FFVF 
B) FFFF 
C) VVVV 
D) VFVF 
E) FVFV 
2. Calcular el número de moles de oxígeno que existen en 490 g de ácido sulfúr ico. (MA 
H=1; O=16; S=32) 
 
F) 20 moles 
G) 15 moles 
H) 10 moles 
I) 25 moles 
J) 30 moles 
3. Hallar la masa en gramos de: 2 moles de CCl4 y 3.6 x1022 moléculas de PH3 
(pesos atómicos CL=35.5 C=12 H=1 P=31) 
 
A) 308 - 2.0 
B) 300 - 3.0 
C) 290 - 2.0 
D) 308 - 3.0 
E) 300 - 2.0 
 
 QUIMICA 49 CEPRU-2021 
4. Calcular la masa molecular de un gas diatomico cuyo volumen es 11.2 litros a condiciones 
normales si dicho gas tiene una masa de 35.5 gramos? 
 
A) 71 
B) 35.5 
C) 106,5 
D) 7.1 
E) 3.55 
5. El número de Avogadro representa: 
 
A) El número de moléculas que hay en una molécula-gramo 
B) El número de átomos que hay en una molécula -gramo 
C) El número de unidades de masa relat iva 
D) El número de moléculas que existe en 2 l i t ros de un gas a 37°C 
E) La masa absoluta de un átomo 
 
CAPÍTULO VIII 
ACIDOS Y BASES 
 
TEORÍA DE ARRHENIUS. Fue establecida por Svante Arrehenius, y estudia el comportamiento de las 
sustancias en soluciones acuosas. 
Ácido HCl(ac) → H1+ + Cl1- 
 
Base NaOH → OH1- + Na1+ 
Un ácido es una sustancia que cuando se disuelve en agua aumenta la concentración del ion hidrogeno; 
mientras que una base es una sustancia que cuando se disuelve en agua aumenta la concentración de 
iones hidróxido. (Darrel D. Ebbing, EstevenD.Gammon. 2010). 
 
TEORÍA DE BRÖNSTED Y LOWRY. 
Propuso una definición más amplia de ácidos y bases que no requieren que estén en disolución acuosa 
Acido. Son las sustancias (moleculares o iónicas) que pueden ceder o donar iones H1+ (protones) 
Base. Son sustancias (moleculares o iónicas) que reciben o aceptan iones H1+ (protones), formando pares 
conjugados. (Raymond Chang, Kenneth A. Goldsby. 2016). 
 
 
 
TEORÍA DE LEWIS 
En la teoría de Lewis habrá un elemento quien dono los electrones a través de enlaces dativos. 
Acido. Sustancias que reciben un par de electrones 
Base. Sustancia que dona un par de electrones. 
(Raymond Chang, Kenneth A. Goldsby. (2016). 
 
 : NH3 + H1+ →(NH4)1+ 
 Base Acido Ion amonio 
 QUIMICA 50 CEPRU-2021 
 
 
REACCIONES QUÍMICAS 
 
Proceso en el que cambia la naturaleza de una o varias sustancias (reactivos), transformándose en otras 
nuevas (productos), esto supone un reordenamiento de los átomos, mediante la ruptura de los enlaces y la 
formación de otros nuevos. 
Una reacción química se representa mediante una ecuación química. 
 
ECUACIÓN QUÍMICA 
Toda ecuación química debe cumplir con la ley de la conservación de la materia, es decir