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Manual de Química
Parte 1
Unidad de Acompañamiento y 
Acceso a la Universidad
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MANUAL DE QUÍMICA MANUAL DE QUÍMICA
3UNIDAD DE ACOMPAÑAMIENTO Y ACCESO A LA UNIVERSIDAD UNIDAD DE ACOMPAÑAMIENTO Y ACCESO A LA UNIVERSIDAD
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Antes de comenzar: hábitos para aprender química 5
Contenidos y textos de estudio 6
¿Por qué se debe estudiar y aprender química? 7
¿Cómo utilizar esta guía? 8
Apunte 1: propiedades de la materia y sus medidas 8
Quimiinstrúyete: resumen teórico 8
Clasificación de la materia 8
Estados de la materia y cambios de estado 9
Propiedades de la materia 10
Unidades de medida: si 10
Prefijos utilizados para unidades del si 12
Notación científica 12
Cifras significativas 13
Ejercicios resueltos: 13
El resultado de una división o multiplicación: 14
El resultado de una suma o resta: 14
Quimiejercita: ¿cómo resolver? 14
Estrategia 15
Solucionario: 15
Estrategia 16
Quimientrénate: ejercicios propuestos 17
Clasificación y propiedades de la materia 17
Cifras significativas, conversión y unidades si 17
Solucionario 19
Clasificación y propiedades de la materia 19
Cifras significativas, conversión y unidades si 19
Apunte 2: estructura atómica y enlace químico 20
Esquema de contenidos 20
Quimiinstrúyete: resumen teórico 20
Teoría atómica de john dalton, químico británico, 1803: 21
Modelo atómico de joseph thomson, científico británico, 1903: 21
Modelo atómico de ernest rutherford, geiger y marsden, 1910: 21
Modelo atómico de niels bohr, 1913: 21
Resumiendo: 22
Átomo, número atómico, número másico y masa atómica 23
Tipos de átomos 24
Isótopos, isóbaros e isótonos 24
Cálculo masa atómica promedio 25
Ejercicio resuelto: 25
Números cuánticos 26
Número cuántico principal (n) 26
Número cuántico del momento angular o secundario (l) 26
Número cuántico magnético (ml) 28
Número cuántico de espín (ms) 28
Configuración electrónica 29
Regla 2: principio de exclusión de pauli 29
Regla 3: regla de hund 29
Regla 1: principio de la mínima energía 29
Ejercicio resuelto: 30
¿Cómo escribir la configuración electrónica? 30
Tabla periódica 31
Propiedades periódicas 33
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MANUAL DE QUÍMICA MANUAL DE QUÍMICA
5UNIDAD DE ACOMPAÑAMIENTO Y ACCESO A LA UNIVERSIDAD UNIDAD DE ACOMPAÑAMIENTO Y ACCESO A LA UNIVERSIDAD
Estructura de lewis 34
Electrones de valencia 34
Símbolos de lewis 35
Regla del octeto 35
Regla del dueto 35
¿Cómo definir la estructura de lewis para una sustancia? 35
Excepciones a la regla del octeto 37
Enlace químico 38
Geometría molecular 40
¿Cómo aplicar la teoría rpecv? 41
Quimiejercita: ¿cómo resolver? 41
Quimientrénate: ejercicios propuestos 42
Teoría atómica y número de partículas 42
Masa atómica promedio 43
Configuración electrónica y propiedades periódicas 43
Estructura de lewis y enlace químico 44
Solucionario 44
Teoría atómica y número de partículas 44
Masa atómica promedio 45
Configuración electrónica y propiedades periódicas 45
Estructura de lewis y enlace químico 45
Apunte 3: sustancia y estequiometría 46
Esquema de contenidos 46
Quimiinstrúyete: resumen teórico 46
Sustancias inorgánicas 47
Estado o número de oxidación 47
Nomenclatura sistemática 48
Nomenclatura tradicional 48
Nomenclatura stock 48
Clasificación sustancias inorgánicas 49
Compuestos binarios 49
Compuesto ternarios 51
Sustancias cuaternarias 52
Magnitudes 53
Masa atómica 54
Masa molecular 54
Masa formular 54
Masa molar 54
Mol 54
Ejercicios resueltos: 56
Fórmulas químicas 57
Reacciones químicas 59
Balances de ecuaciones químicas 60
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MANUAL DE QUÍMICA
7UNIDAD DE ACOMPAÑAMIENTO Y ACCESO A LA UNIVERSIDAD
Antes de comenzar: hábitos para aprender química
Muchas veces hemos escuchado o nos han preguntado si tenemos o no hábitos de estudios. Si no sabe de 
qué se trata, no desespere, pues la mayoría de los estudiantes comienzan o terminan de desarrollarlos en 
la universidad. En general, los hábitos de estudios son válidos para cualquier asignatura, sin embargo, a 
continuación, se presentan aquellas prácticas más recomendables para enfrentar con éxito la asignatura de 
química.
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MANUAL DE QUÍMICA MANUAL DE QUÍMICA
9UNIDAD DE ACOMPAÑAMIENTO Y ACCESO A LA UNIVERSIDAD UNIDAD DE ACOMPAÑAMIENTO Y ACCESO A LA UNIVERSIDAD
Contenidos y textos de estudio
En la universidad las asignaturas de química de primer año abordan prácticamente los mismos contenidos 
generales, con algunas diferencias propias del perfil particular de cada carrera. Por ello, es frecuente 
encontrar en todas las asignaturas la mayor parte de los siguientes contenidos: 
1.- Propiedades de la materia y sus medidas
2.- Estructura atómica y enlace químico
3.- Cambio químico y estequiometría
4.- Disoluciones
5.- Fuerzas intermoleculares
6.- Gases
7.- Termoquímica
8.- Cinética química
9.- Equilibrio químico
10.- Ácidos y bases
11.- Redox
12.- Química orgánica
Para cada contenido que le corresponda abordar es recomendable apoyar los estudios con algunos de los 
textos de química de uso y recomendación universal. A saber, una revisión de los textos disponibles en las 
bibliotecas de las mejores universidades a nivel mundial y latinoamericano da cuenta que al igual que en la 
UCSC los textos más utilizados y recomendados por docentes para estudiar y aprender química son:
Química
Raymond Chang
10ª Edición
Química la Ciencia Central
T. Brown, H. LeMay y B. Bursten
9ª Edición
Química General
R. Petrucci, W. Harwood y 
F. Herring 8ª Edición
La idea de mostrar las portadas de algunas de sus ediciones es que pueda reconocerlo con mayor facilidad 
en biblioteca y comiencen a resultar familiares, en general, cualquier estudiante que cursa una asignatura 
de química general en alguna universidad, jamás olvida al menos uno de ellos. Tenga presente, que estás 
u otras ediciones son igual de recomendables, te apostamos que el corto tiempo ya tendrás tu preferido.
¿Por qué se debe estudiar y aprender química?
Bueno, porque la química es una ciencia imprescindible para otras ramas de la ciencia, como la física, 
biología y medicina; porque no agota su utilidad en la ciencia, más bien es traslapado a la vida cotidiana 
en sectores que no tienen necesariamente que ver con los campos científicos, por ejemplo, la química de 
la cocina; porque es una ciencia atractiva y divertida, principalmente debido a su carácter experimental; 
porque ha beneficiado desde siempre a la humanidad, desde las mejoras en la conservación de los alimentos 
al descubrimiento de medicamentos y fármacos que han aumentado la esperanza de vida de la población; 
y, porque todo es química, está en todas partes y constantemente estamos haciendo química, consciente o 
inconscientemente, por ejemplo, cuándo nos bañamos, respiramos e incluso cuando nos enamoramos. 
Entre los usos principales de la química se destacan, a modo de ejemplo, los que aparecen en el Esquema 1.
 
Esquema 1: Usos y aplicaciones de la química
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MANUAL DE QUÍMICA MANUAL DE QUÍMICA
11UNIDAD DE ACOMPAÑAMIENTO Y ACCESO A LA UNIVERSIDAD UNIDAD DE ACOMPAÑAMIENTO Y ACCESO A LA UNIVERSIDAD
¿Cómo utilizar esta guía?
Revisar el sillabus de tu asignatura.
Ubica el apunte correspondiente a la siguiente clase.
Prepárate para la clase revisando la sección RESUMEN TEÓRICO de tu apunte.
Lleva tu apunte a clases y complementa los contenidos en tu cuaderno.
Refuerza los contenidos realizando ejercicios propuestos en clases, en el apunte y otros que haya propuesto 
el docente en guía o textos.
Complementa tus conocimientos revisando el capítulo correspondiente en algunos de los textos 
recomendados.
Apunte 1: Propiedades de la Materia y sus Medidas
Esquema de contenidos
QuimiInstrúyete: Resumen teórico 
Por definición, la materia es todo aquelloque ocupa un lugar en el espacio y tiene masa, por ejemplo, el ser 
humano, una flor, el aire, el agua, la sal de mesa, una célula, el gas de un globo, el alcohol, una mesa, etc.
Clasificación de la materia
La materia se clasifica en sustancias puras y mezclas, considerando su composición y tamaño de partículas. 
A continuación, se presenta las definiciones de cada una de ellas y sus subdivisiones.
Sustancia pura: Tienen una composición definida y constante. No se descomponen en otras más simples 
por métodos físicos. Pueden ser elementos o compuestos.
Elemento: Átomo o grupos de átomos de la misma clase o tipo. 
- Ejemplo: cobre (Cu), cloro (Cl), nitrógeno molecular (N2), hierro sólido (Fe(s)), ozono (O3). En decir, cualquier 
elemento de la tabla periódica y sustancias elementales formadas por el mismo tipo de átomo.
Compuesto: Dos o más átomos distintos unidos mediante algún tipo de enlace. 
- Ejemplo: agua (H2O), glucosa (C6H12O6), sal común (NaCl), sulfato de cobre dihidrato (CuSO4*2H2O). Es 
decir, se incluyen todas las moléculas de dos o más átomos distintos y los sólidos cristalinos y amorfos. 
Mezcla: Combinación de dos o más sustancias que no reaccionan entre sí. Se pueden separar por métodos 
físicos. Pueden ser homogéneas o heterogéneas.
Mezcla homogénea: Sus componentes estás distribuidos de manera uniforme, de tal forma, que es 
imposible distinguir entre ellos. 
- Ejemplo: agua potable, aire, orina, leche descremada y las aleaciones metálicas.
Mezcla heterogénea: Sus componentes no están distribuidos de manera uniforme, de tal forma, que es 
posible distinguir entre ellos.
- Ejemplos: agua con aceite, arena en agua, pan de pascua, aceite trifásico, un plato de cazuela y el granito.
Estados de la materia y cambios de estado
La materia se presenta comúnmente en estado sólido, líquido y gaseoso. Sin embargo, actualmente también 
se incluyen el plasma y condensado de Bose-Einstein. A continuación, se describen características de cada 
uno.
Estado sólido: Las partículas se encuentran fuertemente unidad entre sí, ocupando posiciones fijas, por lo 
que son rígidos. Tienen un volumen constante. 
Estado líquido: Las partículas se encuentra unidas por fuerzas de mediana intensidad, logrando así poder 
deslizarse unas entre otras. Se adaptan a la forma del recipiente que los contiene.
Estado gaseoso: Las partículas están separadas por grandes distancias, por lo que no hay fuerzas de 
atracción o son muy débiles. Tienden a ocupar todo el espacio disponible en cualquier volumen sin importan 
el tamaño.
Estado plasma: Las partículas además de estar separadas, pueden estar cargadas eléctricamente, por ello, 
bajo la influencia de un campo magnético pueden formar estructuras como filamentos, rayos y capas dobles.
Estado Bose-Einstein: Estado que se da en ciertos materiales a temperaturas cercanas al cero absoluto 
(0 K o -273,15 °C).
La materia puede experimentar cambios de estado debido a la absorción o liberación de energía, 
generalmente en forma de calor. El nombre de los cambios de estados entre sólidos, líquido y gases, se 
presentan en el Esquema 2.
Esquema 2: Cambios de estados experimentados por la materia
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MANUAL DE QUÍMICA MANUAL DE QUÍMICA
13UNIDAD DE ACOMPAÑAMIENTO Y ACCESO A LA UNIVERSIDAD UNIDAD DE ACOMPAÑAMIENTO Y ACCESO A LA UNIVERSIDAD
Propiedades de la materia
Corresponden a cualidades y atributos utilizados para distinguir una muestra de materia de otra. En general, 
se agrupan en dos grandes categorías: físicas y químicas.
Propiedades Físicas: Son aquellas que se pueden medir sin que cambie la composición e identidad de la 
muestra analizar.
Por ejemplo: olor, color, densidad, solubilidad, viscosidad, estado de agregación, temperatura, etc.
Propiedades Químicas: Son aquellas que se miden mediante una transformación química, es decir, 
la muestra analizar se hace reaccionar con otra(s) sustancia(s) y se convierten en nuevas sustancias de 
composición diferente a las iniciales.
Por ejemplo: oxidación, reducción, combustión, neutralización, polimerización, fermentación, fotosíntesis, 
etc.
Unidades de medida: SI
El sistema internacional de unidades (SI), corresponde a un lenguaje universal para medir distintas 
magnitudes y así poder comunicarnos independiente del lugar del mundo en que se realice la medición. 
El SI es una versión moderna del sistema métrico, basado en la unidad de longitud llamada metro (m) y 
que originalmente se definió como la diezmillonésima parte de la distancia del Ecuador al Polo Norte. El SI 
sustituyó esa definición por una que pudiera reproducirse en cualquier parte del mundo, así 1 metro es la 
distancia recorrida por la luz en el vacío en 1/299 792 458 de segundo (divide en tu calculadora para que 
veas del poco tiempo que se trata).
La longitud es una de las siete magnitudes fundamentales del sistema SI, pues cualquier otra magnitud 
corresponde a unidades que derivan de estas siete. Las siete magnitudes del SI de medida de presentan en 
la Tabla 1.
Tabla 1: Magnitudes básicas SI
La masa es la medida de la cantidad de materia que tiene un cuerpo. La masa, se diferencia del peso, pues 
este se define como la fuerza con que la Tierra atrae a un cuerpo hacia su centro. Las relaciones entre las 
unidades de masa, más utilizadas, son las siguientes:
Relaciones entre las unidades de masa más utilizadas:
1 kilo = 0,001 t = toneladas
1 kilo = 1000 g = gramos
1 kilo = 1*106 mg = miligramos
1 kilo = 1*109 µg = microgramos
1 kilo = 2,20462 lb = libra
La temperatura es la medida del grado de movimiento de las partículas de un cuerpo. Aunque su unidad en 
el SI es el kelvin (K), comúnmente se mide en grados Celsius (°C) y se expresa en grados Fahrenheit (°F). Para 
Magnitud física Unidad Abreviatura
Longitud metro m
Masa kilógramo kg
Tiempo segundo s
Temperatura kelvin K
Cantidad de sustancia mol mol
Intensidad de corriente 
eléctrica amperio A
Intensidad luminosa candela cd
determinar la temperatura y realizar transformaciones entre sus unidades, se deben utilizar las siguientes 
fórmulas:
Muchas propiedades se expresan mediante combinaciones de estas magnitudes básicas o fundamentales y 
se les denomina unidades derivadas, por ejemplo, el volumen que tiene unidades de (longitud)3 y la unidad 
estándar SI de volumen es el metro cúbico (m3). Aunque las unidades de volumen más frecuente son el 
centímetro cúbico (cm3) y el litro (L). Otro ejemplo de unidad derivada es la velocidad, longitud dividida por 
tiempo, como m/s o m s-1.
El volumen es la medida del espacio que ocupa una muestra de materia. Las relaciones entre unidades de 
volumen, más utilizadas, son las siguientes:
Relaciones entre las unidades de volumen más utilizadas:
1 m3 = 1000 L = litro
1 m3 = 1*106 mL = mililitro
1 m3 = 1*106 cm3 = centímetros cúbicos
1 L = 1000 mL = mililitro
1 L = 1000 cm3 = centímetros cúbicos
1 mL = 1 cm3 = centímetros cúbicos
La densidad es la relación que existe entre la masa y el volumen de un cuerpo. Su unidad en el SI es el kg/m3, 
sin embargo, como son muy grandes, se usa g/cm3. La densidad se calcula:
Como es una propiedad característica de la materia, cada sustancia tiene su propia densidad. Esto permite 
diferenciar una sustancia de otra.
La presión representa la intensidad que la fuerza ejerce sobre cada unidad de área de la superficie considerada. 
La unidad de presión empleada en el Sistema Internacional es el pascal (cuyo símbolo es Pa). También son 
habituales la atmósfera (atm), el bar, el torricelli (Torr), el milímetro de mercurio (mmHg, equivalente al Torr), 
tal como se puede observar en la siguiente tabla de equivalencias:
Pa atm bar Torr o mmHg psi
Pa 1 0,00001 0,00001 0,0075 0,0000145
atm 101.325 1 1.013 760 14,7
bar 100.000 0,987 1 750 14,504
Torr o mmHg 133,3 0,03342 0,001333 1 0,01934
psi 6895 0,0681 0,0689 51,715 1
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MANUAL DE QUÍMICA MANUAL DE QUÍMICA
15UNIDAD DE ACOMPAÑAMIENTO Y ACCESO A LA UNIVERSIDAD UNIDAD DE ACOMPAÑAMIENTO Y ACCESO A LA UNIVERSIDAD
Prefijos utilizados paraunidades del SI
Ahora bien, las magnitudes que difieren de la unidad básica en potencias de diez se indican por medio de 
prefijos escritos antes de la unidad básica. Por ejemplo, el prefijo kilo significa mil veces (103) la unidad 
básica y se abrevia por k. Así un kilómetro = 1000 metros o 1 km = 1000 m. En la Tabla 2 se muestran los 
prefijos del SI.
Múltiplo Prefijo Múltiplo Prefijo
1018 exa (E) 10-1 deci (d)
1015 peta (P) 10-2 centi (c)
1012 tera (T) 10-3 milli (m)
109 giga (G) 10-6 micro (µ)
106 mega (M) 10-9 nano (n)
103 kilo (k) 10-12 pico (p)
102 hecto (h) 10-15 femto (f)
10 deca (da) 10-18 atto (a)
Tabla 2: Prefijos SI
Notación científica
Se utiliza para trabajar con números grandes o pequeños, de acuerdo con la siguiente fórmula:
a x 10b
Donde
a : es igual a un número entre 1 y 10
b : es un número entero positivo
Si un valor es muy grande, se corre la coma decimal hacia la izquierda hasta que el valor esté entre 1 y 10. 
En este caso, b es positivo. Por ejemplo:
354.000 = 3,54*105 ¿dónde está la coma? = 354.000,0
Si un valor es muy pequeño, la coma decimal se corre hacia la derecha y b es negativo. Por ejemplo:
0,000000058 = 5,8*10-8
Cifras significativas
Se utilizan para indicar el margen de error que existe en las mediciones, se debe señalar el número de cifras 
significativas (cs), que son los dígitos significativos en una cantidad medida o calculada. Ejemplo: Diferencias 
en el margen de error entre una balanza granataria y una analítica, observe la cantidad de decimales que 
cada aparato informa.
Margen de Error Balanza Granataria: ± 0,01 Margen de Error Balanza Analítica: ± 0,0001
¿Cómo determinar la cantidad de cifras significativas en una magnitud?
Todo número distinto de cero es una cs.
Los ceros entre números son cs.
Los ceros a la izquierda no son cs.
Los ceros a la derecha si son cs.
Ejercicios Resueltos:
Número Cantidad de cs Número Cantidad de cs
25 2 cs 0,10000004 8 cs
31,084 5 cs 45.000 5 cs
0,0000431 3 cs 1.000.000 7 cs
6,022*1023 4 cs 0,02000 4 cs
¿Cómo expresar el resultado de una operación con la cantidad correcta de cs?
Un requisito importante en los cálculos es que la precisión no puede aumentar ni disminuir en los cálculos 
en que intervienen las magnitudes medidas. 
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17UNIDAD DE ACOMPAÑAMIENTO Y ACCESO A LA UNIVERSIDAD UNIDAD DE ACOMPAÑAMIENTO Y ACCESO A LA UNIVERSIDAD
EL RESULTADO DE UNA DIVISIÓN O MULTIPLICACIÓN: 
Tiene como máximo tantas cifras significativas como la magnitud con menor cs.
14,79 cm * 12,111 cm * 5,05 cm = 904 cm3
 (4 cs) (5 cs) (3 cs) (3 cs)
EL RESULTADO DE UNA SUMA O RESTA: 
Tiene como máximo tantas cifras significativas como la magnitud con menor cantidad de decimales.
 0,2346 g (4 cs)
 1,2 g (2 cs)
+ 3,89765 g (6 cs)
 5,3 g (2 cs)
 
QuimiEjercita: ¿Cómo resolver?
Ejemplo 1: Clasifique los siguientes ejemplos de materia como elementos, compuestos, mezcla homogénea 
y mezcla heterogénea.
Bicarbonato de sodio, NaHCO3 Bronce (aleación cobre y estaño)
Mercurio (Hg) Granito
Estrategia
Bicarbonato de sodio, NaHCO3
Solucionario:
a) Bicarbonato de sodio, NaHCO3 = Compuesto
b) Bronce (aleación cobre y estaño) = Mezcla Homogénea
c) Mercurio (Hg) = Elemento
d) Granito = Mezcla Heterogénea
Ejemplo 2: Determine la densidad en g/cm3 de un cubo de aluminio de 15 centímetros de lado y una masa 
de 8.775.000 miligramos. No olvide considerar las cifras significativas.
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MANUAL DE QUÍMICA MANUAL DE QUÍMICA
19UNIDAD DE ACOMPAÑAMIENTO Y ACCESO A LA UNIVERSIDAD UNIDAD DE ACOMPAÑAMIENTO Y ACCESO A LA UNIVERSIDAD
Estrategia
Para tener en 
cuenta:
 
Presta 
atención a la 
configuración de 
tu calculadora.
Realiza el 
siguiente 
ejercicio: Escribe 
1000 (mil) en 
tu calculadora 
y nota si en 
la pantalla 
aparece: 
1,000 si es así, 
significa que en 
tu calculadora 
el punto (.) es 
la coma (,) y 
viceversa
QuimiEntrénate: Ejercicios propuestos
Clasificación y Propiedades de la Materia
1) Señale si cada una de las siguientes afirmaciones representa un cambio físico o un cambio químico: 
a) El helio (He) contenido en el interior de un globo tiende a escapar después de unas cuantas horas.
b) Los fertilizantes orgánicos incrementan la producción agrícola sin dañar el medio ambiente.
c) Un jugo de frutas congelado se reconstituye al añadirle agua.
d) El agua en los Geiseres del Tatio en San Pedro de Atacama hierve a menos de 100°C.
e) El átomo de carbono-14 es un elemento radioactivo ocupado para datar restos orgánicos.
f) La energía solar es fundamental en el proceso de fotosíntesis de una planta.
2) Clasifique cada una de las siguientes sustancias o mezclas como elemento, compuesto, mezcla homogénea 
o mezcla heterogénea según corresponda:
a) Magnesio (Mg)
b) Leche descremada líquida
c) Glucosa (C6H12O6) 
d) Anillo de oro
e) Ozono (O3)
f) Concreto
3) El litio (Li) es un elemento químico de color blanco plata, que se funde a 180,54°C y hierve a 1342°C; 
su densidad a 20°C es de 0,53 g/cm3. Al acercarlo a una llama se torna carmesí, pero si la combustión 
es violenta, la llama adquiere un color blanco brillante. El litio es usado para la coordinación de ligandos 
a través del intermedio litiado, en la síntesis de compuestos orgánicos y en la forma de cloruro de litio 
(LiCl) su elevada higroscopicidad lo convierte en excelente secante. ¿Cuáles de dichas características son 
propiedades físicas y cuáles químicas?
4) Clasifique las siguientes mezclas (homogénea o heterogénea):
a) El etanol (CH3CH2OH) de una muestra de vino.
b) Los glóbulos rojos, los glóbulos blancos y el plasma de una muestra de sangre humana.
c) La arena de mar del agua.
d) El ácido acético (CH3COOH) de una muestra de vinagre.
e) Las virutas de hierro en vidrio molido.
f) La gasolina del agua destilada.
Cifras Significativas, Conversión y Unidades SI
5) Imagine que ha realizado una serie de cálculos en laboratorio y debe presentar cada respuesta con las 
unidades correspondientes, en notación científica y con el número correcto de cifras significativas, por lo 
tanto: ¡No puede fallar!
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MANUAL DE QUÍMICA MANUAL DE QUÍMICA
21UNIDAD DE ACOMPAÑAMIENTO Y ACCESO A LA UNIVERSIDAD UNIDAD DE ACOMPAÑAMIENTO Y ACCESO A LA UNIVERSIDAD
8,320 kg / 4,60 kg 
0,0087 s + (2,3*10-3 s)
79 500 m / 2,5*102 m
(3,26*10-3 mg) – (7,88*10-5 mg) 
(7,28 cm – 0,34 cm) / (1,15 s + 0,82 s)
1 000 mol x 9,9*106 mol
6) Realice las siguientes transformaciones:
a) La temperatura en un frío día de invierno en la ciudad de Concepción puede llegar a los 32,4°F. Exprese 
dicha temperatura en °C.
b) La anilina (C6H5NH2) utilizada para fabricar pinturas sintéticas, antioxidantes entre otros, tiene un punto 
de fusión de -7 °C y un punto de ebullición de 184°C. Exprese estas temperaturas en °F y K.
c) La mayor parte de los datos científicos se reportan a 25°C. Exprese esta temperatura en Kelvin y Fahrenheit.
7) ¿Sabías qué un anticongelante como el etilenglicol (C2H6O2) permite mantener la temperatura óptima de 
un motor de automóvil? Ahora bien, si imaginas que:
a) Se tiene un volumen 35,00 mL de etilenglicol a 20°C de temperatura y una masa de 62,00 gramos ¿Cuál 
es su densidad a esta temperatura?
b) Se cuenta con una muestra de etilenglicol de densidad 1,116 g/cm3 a 25°C ¿Qué volumen de etilenglicol 
se tiene disponible con una masa igual a 8,34*10-2 kg a esa temperatura?
c) Se compara la densidad el etilenglicol a 25°C (1,116 g/cm3), con la densidad de una muestra de tolueno 
(C6H5CH3) del cual se determinó un volumen de 36,30 cm3 y una masa de 31,609 g, responda: ¿El tolueno 
flotará en el etilenglicol o viceversa? 
8) ¿Sabías que las monedas de $1 chilenas están fabricadas de 
un 98% de aluminio (Al) y cada una tiene una masa de 0,70 g? 
Imagina que experimentalmente se midió en una probeta de 
50 mL un volumen inicial de agua destilada de 30 mL y luego 
de agregar cierta cantidad de monedas el volumen registrado 
fue de37,0 mL ¿Qué cantidad de monedas se sumergieron en 
la probeta si la densidad del aluminio es 2,698 g/cm3?
Vi = 30,0 mL Vf = 37,0 mL
9) Es sabido que la sal de mar, a diferencia de la sal yodada, es más apreciada en la alimentación por su 
origen natural, su sabor, su riqueza en minerales y oligoelementos. Si en Chile en promedio cada persona 
consume 12 g/día de sal (cloruro de sodio) ¿Cuántos metros cúbicos (m3) de agua de mar se necesitan para 
obtener la cantidad de gramos que consumiría al año una persona? Considere que el agua de mar que 
contiene un 4,3% en masa de sal se evaporará a sequedad y tiene una densidad de 1,07 g/mL.
10) En la metrópolis de gran Concepción, se calcula que se clora el agua potable en una proporción de 1 
ppm, es decir, 1 kilogramo de cloro por millón de kilogramos de agua. El cloro (Cl) se añade en forma de 
hipoclorito de sodio (NaClO), el cual tiene 47,62 por ciento de cloro. La población del Gran Concepción 
hasta el año 2014 se estima en 1.002.043 personas. Si cada persona utiliza en promedio 650 L de agua por 
día. ¿Cuántos kilogramos de hipoclorito de sodio deben añadirse al agua cada semana para tener el nivel 
requerido de cloro de 1 ppm?
Solucionario
Clasificación y Propiedades de la Materia
1) a) Físico; b) Químico; c) Físico; d) Físico; e) Químico; f) Químico
2) a) Elemento; b) M. Homogénea; c) Compuesto; d) M. Homogénea; e) Elemento; f) M. Heterogénea
3) Propiedades Físicas: blanco plata; punto de fusión 180,54°C, punto de ebullición 1342°C; densidad 
0,53g/cm3 y alta higroscopicidad (secante). Propiedades Químicas: arde en la llama tornándose carmesí o 
blanco brillante y agente coordinación de ligandos.
4) a) M. Homogénea; b) M. Heterogénea; c) M. Heterogénea; d) M. Homogénea; e) M. Heterogénea; f) M. 
Heterogénea
Cifras Significativas, Conversión y Unidades SI
5) a) 1,81*100 kg; b) 1,1*10-2s; c) 3,2*102m; d) 3,18*10-3 mg; e) 2,10*101 s-1; f) 9,9*109 mol
6) a) 0,22 °C; b) Punto fusión: 266,45 K y 19,4°F ; Punto ebullición: 457,28 K y 363,2°F
7) a) 1,77 g/mL ; b) 74,73 mL ; c) El tolueno es menos denso, flotará en etilenglicol
8) 27 monedas
9) 95,19 m3
10) 9,57*103 kg de hipoclorito de sodio
22
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Apunte 2: Estructura Atómica y Enlace Químico
Esquema de contenidos
QuimiInstrúyete: Resumen teórico 
Los intentos por explicar la composición de todo aquello que nos rodea y tiene masa (materia) se remontan 
a la época de los filósofos griegos. Alrededor del 450 a.C. se plantearon dos concepciones filosóficas sobre la 
composición de la materia, por un lado, estaban los atomistas como Leucipo y Demócrito, que sostenían que 
la materia era discontinua y estaba constituida por átomos y, por otro lado, estaban los continuistas como 
Empédocles y Aristóteles, que sostenían que la materia era continúa y estaba formada por: tierra, aire, agua 
y fuego. Con lo que conoces de la composición de la materia ¿podrías indicar quienes tenían la razón? ¿Los 
atomistas? o ¿Los continuistas? Piensa.
La teoría atomista prevaleció en el tiempo gracias al Poema Dē Rērum Natūra o “Sobre la Naturaleza de 
las Cosas”, escrito por Lucrecio alrededor del 50 a.C. Fue así que casi 2000 años después, exactamente en 
1803 el químico, matemático y meteorólogo británico, John Dalton retoma las ideas atomistas, considera 
además la Ley de las proporciones definidas y la Ley de las proporciones múltiple de fines del siglo XVII 
y principios del siglo XIX, y plantea la primera teoría atómica moderna, en la que explicó de manera muy 
simple la constitución de la materia y orientó el desarrollo del resto de las teorías atómicas hasta llegar al 
actual modelo mecánico-cuántico.
Teoría atómica de John Dalton, químico británico, 1803:
Cada elemento se compone de partículas indivisibles o átomos (indivisible es átomo en griego).
Los átomos no se crean, ni destruyen, sólo se reordenan en una reacción química (Ley de Conservación de 
la Materia).
Los átomos de un mismo elemento son idénticos entre sí, tanto en masa como en propiedades químicas y 
físicas, pero diferentes de otros elementos (no hay Ley anterior).
Los compuestos se forman por la unión de átomos diferentes y se combinan en razón de números enteros y 
sencillos (Ley de la proporciones definidas y ley de las proporciones múltiples).
Modelo atómico de Joseph Thomson, científico británico, 1903:
Propuso el primer modelo atómico, conocido como el budín de pasas.
El modelo postula que el átomo es una esfera compacta cargada positivamente sobre la cual se incrustan 
los electrones.
Midió la RELACIÓN CARGA/MASA del electrón (conocidas las magnitudes del campo eléctrico y magnético).
Modelo atómico de Ernest Rutherford, junto a Geiger y Marsden, 1910:
Se estableció que el átomo estaba formado por una región central, muy pequeña, que se denominó núcleo, 
en el cual se concentraban las cargas positivas y la mayor parte de la masa del átomo.
Las cargas negativas estaban girando alrededor del núcleo.
Se demostró que la mayor parte del átomo es vacío.
El átomo es neutro, porque tiene el mismo número de cargas positivas en el núcleo y de cargas negativas 
girando alrededor de él.
Pero ¿cómo se explicó la diferencia en las masas de algunos elementos?, debía existir otra partícula en el 
núcleo. A la fecha, ya se había demostrado la existencia del protón (p+) cargado positivamente y electrón (e-) 
cargado negativamente ¿Qué partícula subatómica faltaba por descubrir?: el NEUTRÓN.
Fue el físico inglés, James Chadwick en 1932 quien descubrió el neutrón luego de bombardear una lámina 
de berilio con partículas α.
Modelo atómico de Niels Bohr, 1913:
El átomo está formado por un núcleo positivo y una envoltura donde giran los electrones.
Los electrones solo pueden describir órbitas circulares de modo estable alrededor del núcleo. Cada órbita 
corresponde a un nivel de energía permitido. 
Los niveles de energía (n) se representan por los números 1, 2, 3…. Comenzando desde el núcleo hacia afuera.
Mientras el electrón esté girando en su nivel, no absorbe ni emite energía. Cuando el electrón está en el 
nivel de energía más bajo se encuentra en estado fundamental, pues posee menos energía.
Si el electrón absorbe suficiente energía externa, puede pasar a un nivel de mayor energía. Se dice que el 
átomo está en su estado excitado.
24
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Resumiendo:
John Dalton 
(1766-1844), 
químico, matemático 
y meteorólogo 
británico. 
Joseph John Thomson
(1856-1940), científico 
británico, galardonado 
con el Premio Nobel de 
Física en 1906.
Ernest Rutherford 
(1871-1937), físico 
y químico británico 
galardonado con el Premio 
Nobel de Química en 1908.
Niels Henrik David Bohr 
(1885-1962), físico danés 
galardonado con el Premio 
Nobel de física en 1922.
Teoría Atómica
Teoría atómica de 
John Dalton, 1803.
Modelo atómico de 
Joseph Thomson, 1903.
Modelo atómico de Ernest 
Rutherford, 1910.
Modelo atómico de Niels 
Bohr, 1913.
¿Qué se conocía a estas alturas?:
Partícula Masa (g) Masa (uma) Carga (C) Carga (eV)
Masa (rela-
ción) Símbolo
Protón 1,672622*10-24 1,007276 1,6022*10-19 +1 1 p+
Neutrón 1,674927*10-24 1,008665 0 0 1 n°
Electrón 9,109383*10-28 0,005485 -1,6022*10-19 -1 1/1840 e-
* uma = unidad de masa atómica (unidad de masa)
* C = culombio o coulomb, cantidad de electricidad o carga eléctrica.
* eV = electronvoltio, energía eléctrica que representa la variación energía cinética.
Es importante que consideres lo siguiente:
1.- La masa del p+ es mayor que la del e- (1.836 veces).
2.- Por lo tanto, la masa de un átomo dependía cantidad de p+ y n° que presentaba (núcleo).
3.- Los átomos neutros presentan la misma cantidad de p+ que de e-.
Átomo, Número Atómico, Número Másico y Masa Atómica
Cada elemento o átomo clasificado en la tabla periódica,es una partícula que tiene propiedades 
características y se presenta ordenado por número atómico. Para cada elemento, es común que se informe, 
además, su número másico, masa atómica, estados de oxidación, configuración electrónica externa, entre 
otras.
Átomo: Partícula más pequeña de un elemento que conserva sus propiedades características. 
Número Atómico (Z) : Es el número de protones (p+) que tiene un átomo en su núcleo. 
Z=p+=e-
Numero Másico (A): Es el número total de protones más neutrones que tiene un átomo en su núcleo y se 
informa con números enteros.
A= p+ + no
De acuerdo con esta ecuación, se puede obtener el número de neutrones:
no=A - p+
Masa atómica (u): Es la masa del átomo y está dada por la masa de núcleo, es decir, la suma de las masas de 
los protones y neutrones se expresa en unidad de masa atómica (u).
¿Cómo diferenciar entre Z, A y u para un elemento o átomo? 
Por ejemplo, para el hierro o fierro que se presenta a continuación: Observe que alrededor del símbolo del 
elemento aparecen dos números el 26 y el 55,847, además de la configuración electrónica externa ¿Qué 
representa el 26? ¿Qué representa el 55,847? ¿Cuál es Z? ¿Cuál es A?, revisemos:
26 = Z = Número atómico = suma de los p+ que están en el 
núcleo. Entonces: p+ = 26
Si el 55,847 lo 
aproximamos a un número 
entero, en este caso a 56 
corresponde al número 
másico (A).
56 = A = Número másico 
= suma de los p+ + n° que 
están en el núcleo.
Nota que el A (p+ + n°) 
siempre será mayor 
que Z (p+), independiente 
de lugar donde se anote 
alrededor del símbolo del 
elemento. 
Z= 26
A= 56
 = 55,847
 p+ = 26
 n° = 56 – 26 = 30
 e- = 26 
e- = se deduce porque el átomo no 
presenta carga (neutro).
55,847 = µ = masa 
atómica = suma de la 
masa de protones y 
neutrones que están en 
el núcleo y se expresa 
en unidades de masa 
atómica. 
Entonces la masa 
atómica: 55,847 µ
26
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Tipos de átomos
 
Átomo neutro: Presenta la misma cantidad de electrones en su envoltura, que electrones en el núcleo.
Átomo cargado (ión): Elemento que ha perdido electrones, por lo tanto, queda cargado positivamente (catión) 
o elemento que ha ganado electrones, por lo que queda cargado negativamente (anión).
Nota: no sólo los átomos pueden presentarse en forma de catión o anión, también un grupo de átomos 
pueden presentar carga eléctrica, ejemplos: H3O+ ; CO32- ; PO43- ; entre otros.
Determinación de los valores de Z, A, p+, n y e- para los siguientes elementos:
67
31 Ga3+
Z = 31
A = 67
p+ = 31
n° = 67 – 31 = 36
e- = 31 – 3 = 28
Catión
(la carga se 
resta)
32
16 S 2-
Z = 16
A = 32
p+ = 16
n° = 32 – 16 = 16
e- = 16 + 2 = 18
Anión
(la carga se 
suma)
140
58 Ce
Z = 58
A = 140
p+ = 58
n° = 140 – 58 = 82
e- = 58
Neutro 
(p+ = e-)
Isótopos, Isóbaros e Isótonos
Cálculo Masa Atómica Promedio
La masa atómica para un elemento corresponde a la masa ponderada de acuerdo con su abundancia en la 
naturaleza de los isótopos de un elemento.
Ejercicio Resuelto: 
La masa atómica promedio para el elemento oxígeno, O corresponde a 15,9994 u ¿cómo se calculó?:
a) Se consideraron los isótopos del oxígeno, su masa atómica y el porcentaje de abundancia en la naturaleza. 
Isótopo Masa Atómica (u) % abundancia en la naturaleza
8O
16 15,9949 99,76 %
8O
17 16,9991 0,030 %
8O
18 17,9991 0,210 %
b) Luego, es común aplicar una fórmula o simplemente realizar reglas de tres simple y finalmente sumar.
 b.1) Aplicando la fórmula:
 b.2) Realizando reglas de tres simples y luego sumar:
Luego, se suma X1 + X2 + X3 y se obtendrá:
Como se puede observar, ambas formas de calcular son útiles y sencillas, sin embargo, es esencial saber 
manejar y “conocer” correctamente la calculadora científica.
Modelo Mecánico-Cuántico, Número Cuánticos y Configuración Electrónica
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El modelo mecánico-cuántico se sostiene en los postulados de:
Louis-Victor Pierre Raymond 
de Broglie (1892-1987), físico 
francés galardonado con el 
Premio Nobel de física en 1929.
Werner Karl Heisenberg (1901-
1976), físico y filósofo alemán 
galardonado con el Premio Nobel 
de Física en 1932.
Erwin Rudolf Josef Alexander 
Schrödinger (1887-1961), físico 
y filósofo austríaco, naturalizado 
irlandés galardonado con el 
Premio Nobel de Física en 1933.
Postulado, 1924: “Los ELECTRONES 
se comportan como ONDA y 
PARTÍCULA (comportamiento 
dual)”.
Postulado, 1925: “Es imposible 
saber exactamente la VELOCIDAD 
y POSICIÓN de una partícula 
(Principio de la Incertidumbre)”.
Postulado, 1925: “se puede 
calcular, con una función de onda, 
la zona de mayor probabilidad 
donde es posible encontrar un 
electrón: ORBITAL ATÓMICO”.
Si bien la mecánica cuántica no indica en qué parte del átomo está un electrón, si advierte la región de 
mayor probabilidad en un momento dado. Este se conoce como orbital atómico.
En mecánica cuántica se define orbital como una zona del espacio donde existe mayor probabilidad de 
encontrar un electrón.
Números Cuánticos
Se utilizan para describir el nivel de energía, el tipo de orbital atómico y la cantidad de electrones dentro de 
cada orbital. Corresponden a los siguientes tres: número cuántico principal, número cuántico del momento 
angular o secundario y número cuántico magnético. Estos números de derivan de la solución matemática de 
la ecuación de Schrödinger para el átomo de hidrógeno. 
Se incluye un cuarto número cuántico denominado espín que describe el comportamiento de un determinado 
electrón y completa la descripción de los electrones en los átomos.
Número cuántico principal (n)
Corresponde al nivel de energía y dice relación con la distancia promedio del electrón al núcleo. 
Matemáticamente toma sólo número enteros a partir del uno, tal como se indica a continuación.
n=1,2,3,4…etc.
Número cuántico del momento angular o secundario (l)
Indica la “forma” de los orbitales, es decir, la forma de la zona de mayor probabilidad en donde se pueden 
encontrar uno o más electrones. Los tipos de orbitales son los siguientes:
Tipo Valor (l) Forma y orientación
s 0
p 1
d 2
f 3
Los valores de (l) dependen del valor asignado al número cuántico principal (n). Matemáticamente toma 
sólo valores enteros a partir del cero y como máximo hasta (n-1).
l=0,1,2,3…..(n-1)
30
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Tal como se especifica en la tabla anterior, los valores de (l) se designan con las letras:
Valor de (l) 0 1 2 3
Letra asignada s p d f
Número cuántico magnético (ml)
Indica la orientación del orbital en el espacio. Matemáticamente, puede tomar valores entre:
m_l=(-l……0……+l)
Número cuántico de espín (ms)
Da a conocer el sentido de rotación del electrón en torno a su eje cuando se mueve dentro de un orbital. 
Cada electrón sólo tiene dos posibles sentidos de giro, por ello, se les asignan los valores +1/2 (↑) y -1/2 
(↓).
Un resumen y detalle de los números cuánticos descritos se presentan en la siguiente tabla:
Número 
cuántico 
principal 
o nivel de 
energía (n)
Número cuán-
tico secundario 
o subnivel de 
energía (l)
Tipo 
de 
orbital
Número cuántico mag-
nético u orientación del 
orbital (ml)
Número cuántico spin o 
posibilidades de giro del 
electrón (ms)
Total, de 
elec-
trones 
posibles
n = 1 l = 0 s ml = 0 ms = ±1/2 2 e-
n = 2
l = 0 s ml = 0 ms = ±1/2 2 e-
l = 1 p ml = -1, 0, +1 ms = ±1/2, ±1/2, ±1/2 6 e-
n = 3
l = 0 s ml = 0 ms = ±1/2 2 e-
l = 1 p ml = -1, 0, +1 ms = ±1/2, ±1/2, ±1/2 6 e-
l = 2 d ml = -2, -1, 0, +1, +2 ms = ±1/2, ±1/2, ±1/2, ±1/2, ±1/2 10 e-
n = 4
l = 0 s ml = 0 ms = ±1/2 2 e-
l = 1 p ml = -1, 0, +1 ms = ±1/2, ±1/2, ±1/2 6 e-
l = 2 d ml = -2, -1,0, +1, +2 ms = ±1/2, ±1/2, ±1/2, ±1/2, ±1/2 10 e-
l = 3 f
ml = -3, -2, -1, 0, +1, 
+2, +3 ms = ±1/2, ±1/2, ±1/2, ±1/2, ±1/2, ±1/2, ±1/2 14 e- 
Así, por ejemplo, en el tercer nivel de energía n=3, se pueden encontrar tres distintos subniveles de energía: 
0 (s), 1 (p) y 2 (d). En total, un subnivel de tipo s, tres subniveles de tipo p y cinco subniveles de tipo d 
¿puedes indicar cómo se determinó esta cantidad? Observa la cantidad de valores ml y tendrás la respuesta, 
ten presente, que los tres subniveles de tipo p son idénticos en energía, por eso, se les llama orbitales 
degenerados. Lo mismo ocurre entre los cinco subniveles de tipo d.
Ahora bien, tal como vimos en la tabla anterior, el orbital s, es esférico sin orientación y en él se pueden alojar 
un total de 2 electrones; los tres orbitales p (px, py, pz), son bi-lobulares y se orientan en tres direcciones, 
-1, 0, +1, alojando un total de 6 electrones y, finalmente, los cinco orbitales d (d1, d2, d3, d4, d5) son tetra-
lobulares y se orientan en cinco direcciones, -2, -1, 0, +1, +2, alojando un total de 10 electrones, dos en cada 
orbital degenerado. En total, en el tercer nivel de energía podríamos encontrar cómo máximo 18 electrones.
Considera y presta atención a lo siguiente: ¿Notaste que cada orbital aloja como máximo siempre 2 
electrones? Si aún no lo ves, lleva a cabo una revisión de la tabla y compruébalo.
Configuración electrónica
Los resultados de la mecánica ondulatoria, expresada como un conjunto de reglas, nos permiten designar la 
distribución de los electrones entre los diferentes orbitales para un átomo.
Los electrones deben ocupar los orbitales en orden 
creciente de energía, empezando por los más cerca-
nos al núcleo.
El diagrama de la derecha indica el orden de llenado 
de las subcapas electrónicas. Se debe comenzar 
con la línea superior y seguir las flechas.
1s-2s-2p-3s-3p-4s-3d-4p-… etc.
Observa que el llenado no es por nivel de energía, 
sino considerando la energía de los subniveles u 
orbitales. Es por ello, que luego de completar 3p se 
sigue con 4s y luego 3d.
Diagrama con orden de llenado de las subcapas electrónicas.
Regla 2: Principio de exclusión de Pauli
Cada orbital acepta como máximo 2 electrones, los que deben tener espines contrarios. Es decir, jamás dos 
electrones de un mismo átomo tendrán los cuatro números cuánticos iguales.
Por ejemplo: Revisemos la configuración electrónica del helio que tiene 2 electrones en su núcleo en su 
estado fundamental, es decir, tal como aparece en la tabla periódica, sin carga eléctrica. 
4
2He = 1s2 uno de sus electrones es +1/2 (↑) y el otro debe ser -1/2 (↓), espines contrarios.
Regla 3: Regla de Hund
Cuando varios electrones ocupan orbitales degenerados o de igual contenido energético, lo harán de forma 
desapareada, es decir, un átomo tenderá a tener la mayor cantidad de electrones desapareados posible.
Por ejemplo: Si revisamos la configuración electrónica del átomo de carbono que tiene 6 electrones en su 
núcleo en su estado fundamental.
12
6C = 1s2 2s 22p2 configuración condensada
12
6C = 1s2 2s2 2px1 2y1 2z0 configuración expandida
12
6C = ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ Diagrama de orbitales
1s 2s 2px 2py 2pz
Observa que se completa primero el orbital 1s de menor energía con espines contrarios, luego el orbital 
Regla 1: Principio de la mínima energía
32
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2s y, finalmente, nos encontramos con los tres orbitales degenerados o de igual energía de tipo p, en 
donde, tenemos que distribuir los restantes electrones procurando tener la mayor cantidad de electrones 
desapareados (solos en un orbital). En este caso, quedan dos electrones desapareados, uno en 2px y otros 
en 2py. De esa manera, completamos la configuración electrónica para el átomo de carbono en su estado 
fundamental respetando las tres reglas.
¿Cómo sería el diagrama de orbitales para el átomo de carbono sin respetar la Regla de Hund?:
12
6C = ↑↓ ↑↓ ↑↓ Diagrama de orbitales
1s 2s 2px 2py 2pz INCORRECTO
En este diagrama INCORRECTO, se observa que no quedaron electrones desapareados, aunque tal como 
hemos visto anteriormente, es posible dejar desapareado los últimos dos. 
¿Cómo escribir la configuración electrónica?
Para que puedas escribir la configuración electrónica de cualquier átomo debes:
 - Buscar o considerar el número de electrones que tiene el átomo, es decir, su número atómico (Z). 
Restar o sumar electrones si se trata de un átomo con carga eléctrica.
 - Ir ubicando los electrones en cada uno de los niveles de energía, comenzando por los de menor 
energía, tal como aparece en el diagrama de llenado del principio mínima energía.
 - Respetar la cantidad máxima de cada subnivel.
Ejercicio Resuelto: 
Escribir la configuración electrónica para cada átomo e identificar los números cuánticos para el último 
electrón.
Átomo Configuración Electrónica Condensada yConfiguración Electrónica Expandida
Número cuánticos 
último electrón
n l ml ms
7
3Li
1s2 2s1 
1s2 2s1 2 0 0 +1/2
6
8O 
1s2 2s2 2p4
1s2 2s2 2px2 2y1 2z1
2 1 1 -1/2
51
23V
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3
1s2 2s2 2px2 2y2 2z2 3s2 3px2 3y2 3z2 4s2 3d11 3d21 3d31 3d40 3d50
3 2 0 +1/2
70
31Ga
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p1
1s2 2s2 2px2 2y2 2z2 3s2 3px2 3y2 3z2 4s2 3d12 3d22 3d32 3d42 3d52 
4px1 4y0 4z0
4 1 -1 +1/2
¿Cómo se obtienen los números cuánticos del último electrón del galio, Ga? Presta atención a lo que informa 
cada valor y letra:
Recuerda que si:
l = O = s
l = 1 = p
l = 2 = d
l = 3 = f
Luego, de identificar el número cuántico principal y número cuántico secundario, se considera la cantidad 
de electrones que hay en el o los últimos orbitales degenerados y se dibuja el diagrama de orbitales para 
identificar adecuadamente el valor de ml y ms, para este ejemplo:
↑ Observa que el único electrón que hay en 4p1 se encuentra en el valor de 
ml = -1 (4px) y como es el primer electrón en ingresar, por convención, 
lo hace con valor de espín +1/2 (↑).
-1 0 1
4px 4py 4pz
Tabla Periódica
Aunque las configuraciones electrónicas te pueden haber parecido abstractas, en realidad nos permiten una 
comprensión mejor de la tabla periódica ¿no me crees? Mira como la configuración electrónica indica el 
lugar exacto donde se encuentra un átomo en la Tabla periódica moderna, simplemente ¡IMPRESIONANTE!
51
23V = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3
7
3Li = 1s2 2s1
6
8O = 1s2 2s2 2p4
34
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La tabla periódica moderna es el resultado de varios intentos de clasificación de los elementos que se 
remontan al año 1818, cuando Jacobo Berzelius un químico sueco, sustituyó los símbolos de J. Dalton a 
notación que aún se utiliza, por ejemplo, para el hidrógeno, la letra H. Luego, se sumaron los aportes de W. 
Proust, J. Döbereiner, A. Chancourtois, J. Newlands, D. Mendeleiev, L. Meyer, H. Moseley, y J. Werner que dieron 
origen a la tabla periódica actual.
Observa en la imagen anterior que la tabla periódica actual:
 - Los elementos están ordenados de menor a mayor número atómico (Z).
 - Los elementos se agrupan en siete filas horizontales, denominadas PERIODOS y dieciocho columnas 
verticales, denominadas GRUPOS.
 - El sexto periodo incluye los lantánidos (57-71) y el séptimo los actínidos (89-103).
 - Los grupos se designan con números enteros del 1-al-18 de izquierda a derecha. Clásicamente, 
se designaban con números romanos y las letras A o B (aún se utiliza).
 - La ubicación de los elementos en cada grupo se hizo considerando la configuración electrónica 
del nivel más externo, pues comparten propiedades físicas y químicas.
Clasificaciones comúnmente utilizadas de los elementos tabla periódica:
a) Metales, no metales y metaloides
b) Elementos representativos, elementos de transición y elementos de transición interna, incluye algunas 
familiasrepresentativas
Propiedades Periódicas
Corresponden a características que tienen los elementos y que varían en forma secuencial por grupos y 
períodos. Las propiedades que estudiaremos son: carga nuclear efectiva (Zef), radio atómico (RA), radio iónico 
(RI), energía de ionización (EI), afinidad electrónica (AE) y electronegatividad (EN). La tendencia de cada una 
de estas propiedades, se resumen en el esquema de la tabla periódica siguiente:
Carga nuclear efectiva, Zef : carga neta que afecta a un electrón externo. 
Radio atómico, RA: mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos del mismo elemento. 
Radio iónico, RI: radio de un átomo cuando ha perdido o ganado electrones al formar un compuesto.
36
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Energía de ionización, EI: energía mínima (en kJ/mol) necesaria para separar el electrón más externo de un 
átomo en estado gaseoso, en su estado fundamental (se convierte en catión).
Afinidad electrónica, AE: energía que libera un átomo, en estado gaseoso y en su estado fundamental, 
cuando capta un electrón (se convierte en anión).
Electronegatividad, EN: capacidad de un átomo de atraer hacia sí los electrones de otro átomo en un enlace 
químico. Esta propiedad se relaciona con la EI y AE.
Estructura de Lewis
El método más simple para representar el enlace químico es conocido como la Teoría de Lewis. Esta teoría 
sostiene que “las configuraciones electrónicas de los gases nobles tienen algo especial (inercia química) y 
los átomos de otros elementos se combinan unos con otros para adquirir la configuración electrónica de un 
gas noble”, en otras palabras, todos los átomos quieren tener la configuración electrónica de un gas noble.
Una estructura de Lewis es una combinación de símbolos de Lewis que representa la transferencia o 
compartición de electrones en un enlace químico. Para poder realizarla es necesario identificar la cantidad 
de electrones de valencia que aporta cada átomo que constituye la sustancia.
Electrones de valencia
Corresponde al total de electrones que tiene un átomo en su capa electrónica más externa y se representan 
comúnmente con un punto alrededor del símbolo del elemento.
Para determinar la cantidad de electrones de valencia se debe considerar la configuración electrónica del 
elemento y se suman los electrones de la capa más externa.
Por ejemplo, para los elementos representativos se consideran todos los electrones de la capa más externa, 
tal como se muestra a continuación:
 73Li = 1s2 2s1 = 1 electrón de valencia
 68O = 1s2 2s2 2p4 = 6 electrones de valencia
 11950Sn= 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p2 = 4 electrones de valencia
En el caso de los metales de transición se consideran sólo los electrones de la capa más externa ubicados 
en el último orbital s y d, tal como se indica a continuación:
 5123V = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3 = 5 electrones de valencia
 10345Rh = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d7 = 9 electrones de valencia
Presta atención: La cantidad de electrones de valencia coincide exactamente con el número del grupo al cual 
pertenece ese elemento en la tabla periódica ¡Maravilloso! Si tenemos una tabla periódica a disposición o 
nos indican el grupo, no será necesario escribir toda la configuración electrónica para identificar la cantidad 
de electrones de valencia. Compruébalo a continuación:
Símbolos de Lewis
Consiste en escribir el símbolo del elemento y un punto por cada electrón de valencia alrededor del símbolo. 
Mira lo fácil que es:
 IA(1) IIA(2) IIIA(13) IVA(14) VA(15) VIA(16) VIIA(17) VIIIA(18)
Regla del octeto
Formación de moléculas o compuestos por tendencia de los átomos a adquirir la configuración electrónica 
del gas noble más cercano, alcanzado ocho electrones en su última capa, como el Ne, Ar, Kr, Xe o Rn.
Regla del dueto
Formación de moléculas o compuestos por tendencia de los átomos a adquirir la configuración electrónica 
del gas noble más cercano, alcanzado dos electrones en su última capa, como el He.
¿Cómo definir la estructura de Lewis para una sustancia?
La recomendación es seguir atentamente y en orden una serie de pasos que evitarán errores. Presta atención 
al siguiente ejemplo: Realizaremos la estructura de Lewis del SO2, dióxido de azufre, el principal causante de 
la lluvia ácida pues en la atmósfera se transforma en ácido sulfúrico, H2SO4.
Paso 1: Contar los electrones de valencia de los átomos que conforman la sustancia
SO2
S = se encuentra en el grupo VIA (16) = 6 e- valencia = 6
O = se encuentra en el grupo VIA (16) = 6 e- valencia * 2 átomos = 12
 
 Total, e- valencia = 18
Cuando se termine de realizar la estructura de Lewis del SO2, no podremos haber ocupado ni más, ni menos 
que 18 electrones.
Nota importante: si la sustancia a evaluar presentara carga eléctrica, a el total de electrones de valencia se 
le suma la carga si es negativa y se resta si es positiva.
Por ejemplo: H3O+, tiene en total 9 e- valencia, considerando la carga = 8 e- valencia
Paso 2: Ubicar un átomo en el centro, generalmente el menos electronegativo y formar enlace simple con 
los otros átomos. Un enlace simple, involucra 2 electrones.
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MANUAL DE QUÍMICA MANUAL DE QUÍMICA
39UNIDAD DE ACOMPAÑAMIENTO Y ACCESO A LA UNIVERSIDAD UNIDAD DE ACOMPAÑAMIENTO Y ACCESO A LA UNIVERSIDAD
Hasta el momento se han utilizado 4 electrones en total de los 18 que tenemos disponible, aún nos quedan 
14 electrones.
Paso 3: Completar con 8 electrones los átomos que se encuentran en el extremo si siguen la regla del octeto. 
En este caso, el oxígeno sigue la regla del octeto, pues adquiere la configuración electrónica del gas noble 
más cercano en la tabla periódica que es el Ne, neón.
En este paso, se han utilizado 12 electrones que, sumado a los 4 electrones del paso anterior, da un total de 
los 16 electrones, aún quedan 2 electrones.
 
Paso 4: Si es posible complete con 8 electrones el átomo central o termine de utilizar los electrones que 
quedan disponibles.
En este caso, sólo quedaban 2 electrones que se ubicaron en el átomo central. Ya se han utilizado los 18 
electrones disponibles, no se pueden incluir, ni quitar electrones.
Paso 5: Observar si ¿el átomo central completó el octeto? En este ejemplo, se observa que el azufre, sólo 
tiene 6 electrones, es decir, no ha completado el octeto ¿Qué se debe hacer? Se forman todos los enlaces 
dobles o triples que sean necesarios para que los átomos completen el octeto.
En este ejemplo, sólo se necesitaba de un enlace doble con uno de los oxígenos para que los tres átomos 
alcanzaran el octeto. Considera que los 2 electrones que formaron el segundo enlace, inicialmente se 
habían asignado al oxígeno. Vuelve a revisar la distribución si aún no te das cuenta. Se han utilizado los 18 
electrones disponibles, ni más, ni menos.
Paso 6: Evaluar si se puede escribir otra o más estructuras de Lewis aceptable, si es así, se dice que existe 
RESONANCIA. En este caso, el doble enlace se podría haber propuesto con el otro oxígeno, tal como se 
muestra a continuación:
Y ¿Cuál es la verdadera estructura de Lewis? Ninguna de las dos propuestas, sino una combinación o 
híbrido de ambas, es decir, la estructura verdadera es un híbrido de resonancia de las posibles estructuras 
contribuyentes.
Excepciones a la regla del octeto
La regla del octeto falla en muchas situaciones en las que intervienen enlaces covalentes, que ya revisan 
más adelante. Tales excepciones son de 3 tipos:
 - Sustancias con número impar de electrones.
 - Sustancias en las que un átomo tiene menos de un octeto.
 - Sustancias en las que un átomo tiene más de un octeto.
Fuente:
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MANUAL DE QUÍMICA MANUAL DE QUÍMICA
41UNIDAD DE ACOMPAÑAMIENTO Y ACCESOA LA UNIVERSIDAD UNIDAD DE ACOMPAÑAMIENTO Y ACCESO A LA UNIVERSIDAD
Enlace Químico
Conjunto de fuerzas que mantienen unido a los átomos, iones, estructuras cristalinas o moléculas. Se 
produce porque los átomos en conjunto son más estables que los átomos aislados, y unidos requieren de una 
menor energía. Algunos ejemplos de sustancias comunes que forman distintos tipos de enlaces químicos se 
muestran en el diagrama siguiente:
Tipo enlace según EN : Otro criterio para diferenciar entre diferentes tipos de enlaces es considerando los 
valores de electronegatividad (EN), tal como se muestra en la siguiente imagen:
 
0 = ∆E ≤ 0,4 0,4 < ∆E ≤ 1,7 1,7 < ∆E
Covalente Apolar Covalente Polar Iónico
Enlace Iónico: Se forma entre un metal y no metal, por lo mismo, se trata de elementos con 
electronegatividades diferentes.
 En estos casos hay transferencia de electrones de un átomo o grupo de átomos a otro, formándose 
iones positivos y negativos. Así cada ión se rodea del mayor número posible de iones del signo contrario, 
formado una estructura ordenada que se extiende en todas las direcciones denominada RED CRISTALINA.
 Ejemplos: NaCl, cloruro de sodio (sal de mesa), CuSO4, sulfato de cobre (limpiador de algas en 
piscinas).
Enlace covalente: Se forma entre dos elementos no metálicos, por lo mismo, se trata de elementos con 
electronegatividades idénticas o semejantes.
 En este caso, se comparten entre los átomos uno o más pares de electrones, formándose moléculas 
o redes cristalinas.
 Se identifican tres tipos de enlaces covalentes: apolar, polar y dativo o coordinado. 
Enlace covalente apolar: Se forman con átomos idénticos o átomos que tiene bajas diferencias de 
electronegatividad.
Ejemplos: O2, oxígeno molecular (necesario para respirar), CH4, metano (gas natural), S8, azufre sólido 
(utilizado en la vulcanización del caucho sintético), C18H34O2, ácido oleico (ácido característico aceite de 
oliva).
Enlace covalente polar : Se produce entre átomos de diferente electronegatividad, por lo tanto, la distribución 
de las cargas eléctricas negativas no es simétrica, hay una mayor densidad de carga cerca del elemento más 
electronegativo. La sustancia resultante tiene dos polos, por lo que es llamado dipolo.
 Ejemplos: H2O, agua (esencial para la vida), CH3CH2OH, etanol o alcohol etílico (bebidas alcohólicas 
como vino, cerveza, etc.), CH3COOH, ácido acético (vinagre) y HCl, ácido clorhídrico o ácido muriático 
(regulador de pH en productos farmacéuticos, alimenticios y agua).
Enlace covalente dativo: Enlace formado cuando ambos electrones del enlace son donados por uno de los 
átomos. Consiste en la compartición de un par de electrones, proveniente del mismo átomo.
 Ejemplos: H2SO4, ácido sulfúrico (el compuesto químico más producido en mundo, materia 
prima de fertilizantes, ácidos y sulfatos industria química), HNO3, ácido nítrico (materia prima de explosivos 
y fertilizantes), NH4+, ión amonio (producto protonación amoniaco, NH3) y H3O+, ión hidronio (producto 
protonación del agua). En general, estos son los ejemplos más comunes de este tipo de enlace.
Enlace metálico: Se forma entre elementos metálicos. La fuerza de atracción se establece entre una 
gran cantidad de iones positivos que se mantienen unidos por una nube de electrones, formando una RED 
CRISTALINA METÁLICA.
Ejemplos: Cu(s), alambre de cobre (buen conductor corriente eléctrica), Au(s)+Cu(s)+Ag(s), oro de joyería que 
corresponde a una aleación de oro, cobre y plata.
Las principales propiedades de las sustancias que resultan de la unión de átomos mediante los distintos 
tipos de enlace se enumeran en la siguiente tabla:
Enlace Iónico
Enlace Covalente
Enlace Metálico
Sustancias Reticulares Sustancias Moleculares
Son sólidos a temperatura 
ambiente.
Tiene altos puntos de fusión y 
ebullición.
Generalmente son solubles 
o se disuelven en agua y en 
otros solventes polares.
Conducen la electricidad sólo 
en disolución o fundidos.
Forman redes cristalinas de 
gran estabilidad.
Al disolverse en agua se 
disocian.
Son duros y frágiles.
Se forman por un número 
indefinido de átomos, dando 
origen a una red cristalina 
tridimensional.
Se presentan sólo en estado 
sólido.
Tiene puntos de fusión y 
ebullición muy altos.
Son extremadamente duros.
Son insolubles en todo tipo de 
disolventes.
Ejemplo: C, carbono en forma 
de diamante o red de diamante.
Constituyen una unidad 
independiente, denominada 
molécula.
Pueden presentarse en los tres 
estados de agregación: sólidos, 
líquido y gaseoso.
Tiene puntos de fusión y 
ebullición relativamente bajos.
Son malas conductoras del 
calor y la electricidad.
Son solubles en solventes 
polares cuando presentan 
polaridad, y en solventes 
apolares cuando no la 
presentan (“semejante disuelve 
a semejante”).
Ejemplos: N2, nitrógeno 
molecular (principal 
componente del aire), 
CH3CH2OH, etanol o alcohol 
etílico y H2O, agua.
Son sólidos a temperatura 
ambiente, excepto el Cs, cesio, 
Hg, mercurio y Ga, galio que 
son líquidos.
Poseen elevados puntos de 
fusión y ebullición, excepto los 
que son líquido a temperatura 
ambiente.
Son buenos conductores del 
calor y la electricidad.
Son maleables (forman 
láminas y planchas delgadas) y 
dúctiles (forma hijos muy finos 
y alambres).
Son más densos que el agua, 
excepto el Li, litio, Na, sodio y 
K, potasio.
Resisten grandes tensiones sin 
romperse.
Poseen brillo metálico.
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MANUAL DE QUÍMICA MANUAL DE QUÍMICA
43UNIDAD DE ACOMPAÑAMIENTO Y ACCESO A LA UNIVERSIDAD UNIDAD DE ACOMPAÑAMIENTO Y ACCESO A LA UNIVERSIDAD
Geometría Molecular 
Determina la disposición tridimensional de los átomos que forman una molécula. Esta disposición dependerá 
del número de electrones de valencia que los átomos que forman la molécula, ya que estos son los que 
intervienen en un enlace químico. Una molécula adoptará la geometría en la cual la repulsión sea mínima.
La geometría molecular se estudia a través de la teoría de repulsión entre pares de electrones de la capa de 
valencia (RPECV). Según esta, todos los electrones que hay alrededor del átomo central, incluyendo los pares 
de electrones compartidos, pares enlazantes, como los no compartidos, pares libres, desempeñan un papel 
en la configuración de una molécula.
En general, se encuentran situaciones en que los átomos centrales tienen dos, tres, cuatro, cinco o seis 
grupos de electrones distribuidos a su alrededor. Por ello, se distinguen entre los siguientes grupos de 
geometría:
 Dos grupos de electrones Lineal
 Tres grupos de electrones Trigonal-plana
 Cuatro grupos de electrones Tetraédrica
 Cinco grupos de electrones Bipiramidal-trigonal
 Seis grupos de electrones Octaédrica
Geometría molecular para moléculas con átomos centrales sin pares de electrones libres:
Geometría molecular para moléculas con átomos centrales con pares de electrones libres:
¿Cómo aplicar la teoría RPECV?
Utilice la siguiente estrategia en cuatro etapas para predecir las formas de las moléculas:
Escribir una estructura de Lewis aceptable para la especie (molécula o ión poliátomico).
Determinar el número de grupos de electrones que hay alrededor del átomo central y establecer si son 
grupos enlazantes o pares solitarios.
Establecer la geometría de grupos de electrones alrededor del átomo central: lineal, trigonal-plana, 
tetraédrica, bipiramidal-trigonal u octaédrica.
Determine la geometría molecular de las posiciones alrededor del átomo central ocupadas por otros núcleos 
atómicos a partir de las tablas anteriores (geometría molecular para moléculas con átomos centrales 
sin pares de electrones libres y geometría molecular para moléculas con átomos centrales con pares de 
electrones libres).
QuimiEjercita: ¿Cómo resolver?
Ejemplo 1: Determine configuración electrónica el siguiente átomo neutro: cromo, 5224Cr e identifique el 
periodo y grupo al cual pertenece, en la tabla periódica, sin ver la tabla periódica.
Los 4 pasos recomendados para resolver este tipo de ejercicios se enumeran a continuación:
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MANUAL DE QUÍMICAMANUAL DE QUÍMICA
45UNIDAD DE ACOMPAÑAMIENTO Y ACCESO A LA UNIVERSIDAD UNIDAD DE ACOMPAÑAMIENTO Y ACCESO A LA UNIVERSIDAD
Nota importante: Otra forma de informar la configuración electrónica es considerando el gas noble anterior, 
en este caso, al gas noble anterior al cromo que es el argón, 4018Ar (corresponde al último gas noble del 
periodo 3), por lo tanto, la configuración electrónica del cromo se escribe: 5224Cr = [Ar] 4s2 3d4
QuimiEntrénate: Ejercicios propuestos
Teoría Atómica y Número de Partículas
1) Relacione el postulado de la Teoría Atómica de John Dalton (1808) de la Columna A, con la ley en la cual 
se habría basado y, la cual, fue descrita en años anteriores, presentada en la Columna B.
Columna A Columna B
1
Cada elemento se compone de 
pequeñas partículas denominadas 
átomos.
Ley de Conservación de la Materia o Ley de 
Conservación de la Masa, presentada por el francés 
Antonio Lavoisier, en 1774.
2
Todos los átomos de un elemento 
dado son semejantes en masa (peso) 
y otras propiedades, pero los átomos 
de un elemento son diferentes de los 
del resto de los elementos.
Ley de la Composición Constante o Ley de las 
Proporciones Definidas, establecida por el francés 
Joseph Proust, en 1799.
3
Una reacción química implica 
sólo la separación, combinación 
o reordenamiento de los átomos; 
nunca supone la creación o 
destrucción de los mismos.
No hay una ley anterior en la cual se haya basado el 
inglés John Dalton entre 1803 y 1808.
4
Átomos de más de un elemento se 
combinan formando compuestos; un 
compuesto dado siempre tiene el 
mismo número relativo de la misma 
clase de átomos.
Concepto del “átomo” propuesto por el Griego 
Demócrito, en el 350 a.C.
2) Para los siguientes iones complete la tabla indicando: número atómico (Z), número másico, cantidad de 
protones (p+), neutrones (nº) y electrones (e-): 
67
31 Ga3+
Número atómico (Z)
Número másico (A)
Protones (p+)
Neutrones (n)
Electrones (e-)
32
16 S2-
Número atómico (Z)
Número másico (A)
Protones (p+)
Neutrones (n)
Electrones (e-)
 
3) Complete la siguiente tabla con la cantidad de partículas subatómicas para cada átomo o ión 
polielectrónico:
Protones Neutrones Electrones
24
12Mg2+
79
35Br2+
16
8O2+
48
22Ti
4. Complete la siguiente con la cantidad de partículas, cantidad de carga eléctrica o símbolo del elemento 
según corresponda:
Símbolo elemento Ión protones electrones carga
Mg2+ 12
F 10 1-
K 19 18
S2- 16
Al 10 3+
Masa Atómica Promedio
5) El CLORO es utilizado en la elaboración de plásticos, solventes para lavado en seco y desgrasado de 
metales, así como también en producción de agroquímicos, fármacos, insecticidas, colorantes, entre otros. 
En la naturaleza se encuentran 2 ISÓTOPOS DEL CLORO: ¿Cuál es la masa atómica promedio? Utilice la 
información de la siguiente tabla:
Isótopo Masa (u) Porcentaje de Abundancia
37
17 Cl 36,9659 24,47%
35
17 Cl 34,9689 75,53%
6) El magnesio (Z = 12) tiene tres isótopos: el 78,70 % de los átomos del metal tienen 12 neutrones, 11,13 % 
tienen 13 neutrones y 10,17 % tienen 14 neutrones. Calcule la masa atómica relativa promedio aproximada 
del magnesio.
Configuración electrónica y Propiedades Periódicas
7) Determinar la posición en la tabla periódica que ocupa un átomo cuya configuración electrónica termina 
en 6 s2 5d4
8) En término generales, el radio de un átomo es aproximadamente 10.000 veces mayor que su núcleo. Si 
un átomo fuera del tamaño de la tierra la cual tiene un radio de 6.371 Km a) ¿Cuál sería el radio del átomo 
en metros, centímetros y milímetros? Realiza el mismo cálculo suponiendo ahora que el átomo es: b) del 
46
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47UNIDAD DE ACOMPAÑAMIENTO Y ACCESO A LA UNIVERSIDAD UNIDAD DE ACOMPAÑAMIENTO Y ACCESO A LA UNIVERSIDAD
tamaño de un globo aerostático de 17 metros de diámetro y c) del tamaño de un balón de fútbol que tiene 
un diámetro de 22,3 cm d) ¿En qué caso(s) el ojo humano podría divisar el núcleo (no debe ser menor a los 
0,1 mm)?
Estructura de Lewis y Enlace Químico
9) Considere el grupo en el que aparecen los siguientes elementos representativos en la tabla periódica y 
luego complete la tabla con la cantidad de electrones de valencia y la estructura de Lewis correspondiente:
Elemento Grupo Electrones de valencia Estructura de Lewis
Mg, magnesio 2 o IIA
Cl, cloro 17 o VIIA
Al, aluminio 13 o IIIA
O, oxígeno 16 o VIA
10) Determine la cantidad de electrones de valencia de las siguientes sustancias y luego dibuje la estructura 
de Lewis: O3, NH4+ y CO32-
Solucionario
Teoría Atómica y Número de Partículas
1) De arriba hacia abajo, en la Columna B: 3, 4, 2 y 1
2) Tabla completada:
67
31 Ga3+
Número atómico (Z) 31
Número másico (A) 67
Protones (p+) 31
Neutrones (n) 36
Electrones (e-) 28
32
16 S2-
Número atómico (Z) 16
Número másico (A) 32
Protones (p+) 16
Neutrones (n) 18
Electrones (e-) 16
3) Tabla completada:
Protones Neutrones Electrones
24
12Mg2+ 12 12 10
79
35Br2+ 35 44 36
16
8O2+ 8 8 10
48
22Ti 22 26 22
4) Tabla completada:
Símbolo elemento Ión protones electrones carga
Mg Mg2+ 12 10 2+
F F- 9 10 1-
K K 19 18 0
S S2- 16 18 2-
Al Al3+ 13 10 3+
Masa Atómica Promedio
 5) Masa atómica promedio del cloro, Cl = 35,54 u 
 6) Masa atómica promedio del magnesio, Mg = 24,31 u
Configuración electrónica y Propiedades Periódicas
 7) Periodo 6 y Grupo 6 o VIB
 8) a) Radio del átomo en proporción a la tierra: 637,1 m ; 63.710 cm y 637.100 mm; b) Radio del átomo 
en proporción al globo aerostático: 8,5*10-4 m ; 0,085 cm y 0,85 mm; c) Radio del átomo en proporción al 
balón de fútbol: 1,115*10-5 m ; 1,115*10-3 cm y 1,115*10-2 mm y d) El ojo humano sólo podría divisar el 
núcleo si el átomo fuera del tamaño de la tierra o del tamaño de un globo aerostático.
Estructura de Lewis y Enlace Químico
9) Tabla completada:
Elemento Grupo Electrones de valencia Estructura de Lewis
Mg, magnesio 2 o IIA 2
Cl, cloro 17 o VIIA 7
Al, aluminio 13 o IIIA 3
O, oxígeno 16 o VIA 6
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10) Estructura de Lewis:
Apunte 3: Sustancia y Estequiometría
Esquema de contenidos
QuimiInstrúyete: Resumen teórico 
En principio las sustancias que se habían aislado o descubierto eran conocidas por los nombres que la 
alquimia o la historia les había otorgado, pero conforme fueron aumentando, se hizo evidente la necesidad 
de establecer un método universal para nombrarlas, es decir, una NOMENCLATURA.
El origen de la nomenclatura química se remonta al año 1787 cuando se publicó “Méthode de nomenclature 
chimique”, un sistema propuesto por los científicos de origen francés Louis-Bernard Guyton de Morveau, 
Antoine-François de Fourcroy, Claude Louis Berthollet y Antoine Lavoisier. En palabras del propio Bernard 
Guyton de Morveau se trataba de “un método de denominación que ayuda a la inteligencia y a aliviar la 
memoria" y efectivamente ha sido así desde fines del siglo XVIII hasta la actualidad, pues ¿sabes cuántas 
sustancias se han identificado o sintetizado? Se alcanzó a la impresionante suma de 100.000.000 cien 
millones de sustancias, exactamente el 23 de junio del año 2015.
Desde el principio y hasta la actualidad, la instancia encargada de establecer-mantener y renovar las reglas 
para la nomenclatura química de sustancias orgánicas e inorgánicas es la IUPAC (Unión Internacional de 
Química Pura y Aplicada). Ahora bien, toda sustancia orgánica u inorgánica se representa mediante una 
fórmula química, la cual, indica la cantidad exacta de átomos que la constituyen y para escribirla se considera 
la electronegatividad de los átomos que la constituyen, así se debe escribir primero el símbolo del elemento 
menos electronegativo y luego el del más electronegativo. Por ejemplo: NaCl, cloruro de sodio.
Sustancias inorgánicas
Actualmente, para las sustancias inorgánicas se aceptan tres sistemas o subsistemas de nomenclatura, 
estos son: 
a) el sistema de nomenclaturaestequiométrica o sistemático, 
b) el sistema de nomenclatura funcional o clásico o tradicional y 
c) el sistema de nomenclatura stock. 
Estos tres sistemas nombran a casi todas las sustancias inorgánicas, siendo las más comunes actualmente la 
sistemática y stock. Para la aplicación y uso de estos tres tipos de nomenclatura, es necesario conocer los 
estados o número de oxidación de algunos elementos.
Estado o número de oxidación
Se define como la “carga hipotética” asignada a un átomo cuando comparte, cede o acepta electrones, en 
una sustancia. Las reglas para calcular el estado o número de oxidación de un átomo son las siguientes:
 1) Para elementos libres es igual a cero (sustancias elementales y gases nobles).
 2) Para el átomo de oxígeno es -2, excepto cuando forme peróxidos que es -1
 3) Para el hidrógeno es +1, excepto cuando forme hidruros metálicos que es -1
 4) Los metales tienen estados o número de oxidación positivos
 5) Para los metales alcalinos del grupo 1 o IA es +1
 6) Para los metales alcalinos térreos del grupo 2 o IIA es +2
 7) En general, para los metales del grupo 13 o IIIA es +3
 8) Los halógenos del grupo 17 o VIIA tienen un único estado o número de oxidación negativo que es 
-1, la mayoría, también tiene estados o número de oxidación positivos.
 9) Para una sustancia neutra la suma de los estados o número de oxidación es igual a cero.
 10) Para un ión poliatómico la suma de los estados o número de oxidación es igual a la carga del ión.
Un resumen de las reglas anteriormente descritas, aparecen en la siguiente tabla:
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Nomenclatura sistemática
Utiliza prefijos numerales griegos: mono (se puede omitir), di, tri, tetra, etc. Dichos prefijos nos indican la 
atomicidad que posea la molécula, o lo que es lo mismo, el número de átomos del mismo elemento que se 
encuentren en la molécula. 
Por ejemplo:
 CO = monóxido de carbono
 CO2 = dióxido de carbono
 Al2O3 = trióxido de dialuminio
Nomenclatura tradicional
También conocida como nomenclatura clásica, la de menor uso actualmente. Se emplea indicando al 
nombre del elemento un prefijo y sufijo que depende del estado o número de oxidación, tal como se indica 
en la siguiente tabla: 
Cantidad de estados de oxidación Prefijo…… Sufijo
Uno - ico
Dos
 - oso (menor)
 - ico (mayor)
Tres
 Hipo…. – oso (menor)
 - oso (intermedio)
 - ico (mayor)
Cuatro
 Hipo…. – oso (menor)
 - oso (intermedio)
 - ico (intermedio)
 Per…. – ico (mayor)
Por ejemplo, para el bromo que tiene cuatro estados o número de oxidación (el cloro está actuando con su 
único estado de oxidación negativo que es -1):
 BrCl = cloruro hipobromoso = estado oxidación bromo +1
 BrCl3 = cloruro bromoso = estado oxidación bromo +3
 BrCl5 = cloruro brómico = estado oxidación bromo +5
 BrCl7 = cloruro perbrómico = estado oxidación bromo +7
Nomenclatura stock
Se nombra el compuesto colocando el estado o número de oxidación del metal en números romanos, al final 
del nombre del compuesto. Si tiene sólo un estado de oxidación, no se indica.
Por ejemplo:
 LiCl = cloruro de litio = único estado oxidación litio +1 
 BrCl3 = cloruro de bromo (III) 
 BrCl5 = cloruro de bromo (V) 
 BrCl7 = cloruro de bromo (VII) 
 Al2O3 = óxido de aluminio (II)
 CO2 = óxido de carbono (IV)
 CO = óxido de carbono (II)
Clasificación sustancias inorgánicas
Las sustancias inorgánicas se clasifican según el número de elementos diferentes que la constituyen en: 
binarios, por ejemplo, NaCl, H2O y CO2; terciarios, por ejemplo, NaOH, H3PO4 y CuSO4; y cuaternarios, por 
ejemplo, NaHCO3.
En este manual, nos dedicaremos a estudiar los binarios y ternarios, cuya clasificación se indica en el 
esquema siguiente:
Compuestos Binarios
Constituidos por dos tipos de elementos diferentes.
1) Óxidos
Se forman por un átomo de oxígeno y un átomo de algún otro elemento.
 1.1) Óxidos Metálicos o Óxidos Básicos, M+O2-
En este caso, el oxígeno actúa con estado de oxidación -2 y se enlaza a otro elemento de tipo metálico (M+), 
que actúa con estado o número de oxidación positivo.
Por ejemplo:
Óxido Metálico Sistemática Tradicional Stock
FeO Monóxido de hierro Óxido ferroso Óxido de hierro (II)
Fe2O3 Trióxido de dihierro Óxido férrico Óxido de hierro (III)
Li2O Óxido de dilitio Oxido lítico Óxido de litio
ZnO Monóxido de zinc Óxido cíncíco Óxido de zinc
 1.2) Óxidos No Metálicos o Óxidos Ácidos, X+O2-
En este caso, el oxígeno actúa con estado de oxidación -2 y se enlaza a otro elemento de tipo no metálico 
(X+), que actúa con estado o número de oxidación positivo.
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53UNIDAD DE ACOMPAÑAMIENTO Y ACCESO A LA UNIVERSIDAD UNIDAD DE ACOMPAÑAMIENTO Y ACCESO A LA UNIVERSIDAD
Por ejemplo:
Óxido NO Metálico Sistemática Tradicional Stock
Br2O3 Trióxido de dibromo Anhídrido bromoso Óxido de bromo (III)
Cl2O7 Heptaóxido de dicloro Anhídrido perclórico Óxido de cloro (VII)
SO3 Trióxido de azufre Anhídrido sulfúrico Óxido de azufre (VI)
P2O3 Trióxido de difósforo Anhídrido fosforoso Óxido de fósforo (III)
 1.3) Peróxidos, M+O2-
En este caso, cada uno de los dos átomos de oxígeno actúan con estado de oxidación -1 y se enlaza a otro 
elemento de tipo metálico (X+), que actúa con estado o número de oxidación positivo.
Por ejemplo:
Peróxido Sistemática Tradicional Stock
Na2O2 Dióxido de disodio Peróxido sódico Peróxido de sodio
Li2O2 Dióxido de dilitio Peróxido lítico Peróxido de litio
FeO2 Dióxido de hierro Peróxido ferroso Peróxido de hierro (II)
Fe2(O2)3 Triperóxido de dihierro Peróxido férrico Peróxido de hierro (III)
2) Hidruros
Se forman por un átomo de hidrógeno y un átomo de algún otro elemento.
 2.1) Hidruros Metálicos M+H-
En este caso, el hidrógeno actúa con estado de oxidación -1 y se enlaza a otro elemento de tipo metálico 
(M+), que actúa con estado o número de oxidación positivo.
Por ejemplo:
Hidruro Metálico Sistemática Tradicional Stock
CaH2 Dihidruro de calcio Hidruro cálcico Hidruro de calcio
LiH Hidruro de litio Hidruro lítico Hidruro de litio
FeH3 Trihidruro de hierro Hidruro férrico Hidruro de hierro (III)
SrH2 Dihidruro de estroncio Hidruro estróncico Hidruro de estroncio
 
 2.2) Hidruros No Metálicos, X-H+
En este caso, el hidrógeno actúa con estado de oxidación +1 y se enlaza a otro elemento de tipo no metálico 
(X-), que actúa con estado o número de oxidación negativo.
Por ejemplo:
Hidruro NO Metálico Sistemática Tradicional (nombre especial, común) Stock
NH3 Trihidruro de nitrógeno Amoniaco Hidruro de nitrógeno (III)
PH3 Trihidruro de fósforo Fosfina Hidruro de fósforo (III)
AsH3 Trihidruro de arsénico Arsina Hidruro de arsénico (III)
SiH4 Tetrahidruro de silicio Silano Hidruro de silicio (IV)
3) Hidrácidos
Los hidrácidos, H+X- se forman con el hidrógeno actuando con estado de oxidación +1, pero a la izquierda 
en la fórmula química y se enlaza a un átomo no metálico (X-) del grupo de los halógenos, 17 o VIIA. Se 
incluyen, el telurio (Te) del grupo 16 o VIA y el anión poliatómico, cianuro (CN-). En este caso, no se utiliza 
nomenclatura stock.
Por ejemplo:
Hidrácido Sistemática Nombre en disolución acuosa
HF Fluoruro de hidrógeno Ácido fluorhídrico
HCl Cloruro de hidrógeno Ácido clorhídrico
HBr Bromuro de hidrógeno Ácido bromhídrico
H2Te Telenuro de hidrógeno Ácido telenhídrico
4) Sales Binarias
Las sales, M+X- se forman entre un metal con estado de oxidación positivo y un no metal con estado de 
oxidación negativo (se excluye al hidrógeno y oxígeno).
Por ejemplo:
Sales Binarias Sistemática Tradicional Stock
NaCl Cloruro de sodio Cloruro sódico Cloruro de sodio
AlBr3 Tribromuro de aluminio Bromuro alumínico Bromuro de aluminio (III)
PbS2 Disulfuro de plomo Sulfuro plumboso Sulfuro de plomo (II)