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Curso de Ingreso FAyA – 2012 Introducción

Docentes: G. Fabiani, M. Garcia, R. Mignone, V. Palazzi 1

INTRODUCCION

Química. Materia. Energía

La Química es una ciencia de importancia capital en todos los ámbitos de nuestra

sociedad, con múltiples aplicaciones en otras áreas científicas, como medicina, tecnología de

materiales, industria farmacéutica, construcción, medio ambiente, y las tan de moda,

nanotecnología y biotecnología.

“Es la ciencia que estudia la materia, sus propiedades, su constitución cualitativa y

cuantitativa, los cambios que experimenta y las variaciones que acompañan sus

transformaciones”.

Considerando esta definición, y puesto que el universo está constituido

exclusivamente por materia y energía, tenemos que el campo de la química abarca desde los

átomos hasta las estrellas, desde algo tan sencillo como una roca hasta algo tan complejo

como un ser vivo.

La materia, según el diccionario, es "aquello que constituye la sustancia del universo

físico". La Tierra, los mares, la brisa, el Sol, las estrellas, todo lo que el hombre contempla,

toca o siente, es materia. También lo es el hombre mismo. La palabra materia deriva del latín

mater, madre. La materia puede ser tan dura como el acero, tan adaptable como el agua,

tan uniforme como el oxígeno del aire. A diferentes temperaturas puede presentar

diferentes fases, pero cualquiera que sea su forma, está constituida por las mismas

entidades básicas, los átomos.

A la energía, se la define generalmente como la capacidad para realizar trabajo.

A pesar que la energía puede asumir muchas formas que son interconvertibles no se

crea ni se destruye. Cuando una forma de energía desaparece, otra forma de igual magnitud

debe aparecer y viceversa. La energía total del universo permanece constante: ley de

conservación de la energía.

La materia se ha distribuido en dos grandes bloques: la estructura de la materia, y la

energía y dinámica de los procesos químicos y físicos con que la materia se transforma.

Curso de Ingreso FAyA – 2012 Introducción


Cada bloque da respuesta a diferentes aspectos de esta ciencia: el bloque que abarca

la estructura de la materia permite explicar la constitución de los elementos, así como su

clasificación y la manera en que se unen y relacionan para generar nuevos compuestos; el

bloque que abarca la energía y dinámica de los procesos de transformación explica los

intercambios de calor y/o trabajo con el entorno que ocurren en los procesos químicos y

físicos, así como también la posibilidad de que tengan lugar, y la velocidad con que estos

ocurren.

Curso de Ingreso FAyA – 2012 Estructura atómica


Unidad N° 1

ESTRUCTURA ATÓMICA

La concepción del átomo que se ha tenido a lo largo de la historia ha variado de

acuerdo a los descubrimientos realizados en el campo de la física y la química.

En el modelo actual, “modelo de Schrödinger”, los electrones se describen por medio

de una función de onda y el cuadrado de la cual representa la probabilidad de encontrarlo en

una región delimitada del espacio. Esta zona de probabilidad se conoce como orbital.

Para nuestras clases seguiremos con el modelo atómico de Bhor, ya que es el más

didáctico en la aplicación química.

Figura 1: Modelo atómico de Bohr.

Nuestra imagen del átomo recuerda la de un sistema planetario en el que el núcleo

está en el centro y los electrones giran a su alrededor, aunque de hecho no puede decirse, a

diferencia de nuestro Sistema Solar, exactamente dónde se encuentra cada electrón en cada

instante, como se ilustra en la figura 2.



Figura 2: Imagen del átomo.

ESTRUCTURA DEL ATOMO

En el átomo se distinguen dos zonas bien diferenciadas:

1- Zona cortical externa: formada por electrones que se distribuyen alrededor del núcleo en

orbitas o niveles de energía. Los electrones se desplazan acercándose o alejándose del

núcleo, formando una esfera difusa alrededor del mismo (nube electrónica).

Los electrones del nivel mas externo se denominan electrones de valencia, los restantes se

llaman electrones satélites.

2- Núcleo: formado por protones y neutrones.

Los protones son partículas cargadas positivamente, cuya masa es 1836 veces mayor que la

del electrón. Se encuentran en cada átomo en número igual a los electrones.

Los neutrones son corpúsculos de masa igual a la de los protones pero no poseen igual carga

eléctrica.

La suma de la masa de los protones y neutrones equivale al 99% de la masa total del átomo.

Al conjunto de estas dos partículas se las conoce como nucleones.

El átomo es eléctricamente neutro.

NÚMERO ATÓMICO (Z)

Se denomina número atómico al número de protones que tiene un átomo en su núcleo. Se

designa con la letra Z.

Como en un átomo hay igual cantidad de protones que de electrones, el número atómico

indica también el número de electrones que posee un átomo.



Z= ne- = np+

NUMERO MÁSICO (A)

Es el número que resulta de sumar los protones y neutrones de su núcleo atómico. Se

designa con la letra A.

Tiene un valor igual o aproximado a la masa atómica relativa de cada elemento.

A = np + nn A = Z + nn nn = A – Z

Notación Espectroscópica

De acuerdo con esta notación, se consignan los elementos con su símbolo químico al que se

le adicionan abajo y a la esquina Z y arriba y a la izquierda o derecha A:

Z X A o A Z X

Un átomo puede a su vez ganar o perder electrones transformándose en una especie

cargada eléctricamente que se denomina ion. Los iones que se originan por ganancia de

electrones se denominan aniones y los que se originan por pérdida de estos, cationes.

X + e- X- (anión)

X - e- X+ (catión)

Resumen

Los átomos no tienen carga eléctrica.

Los átomos al ganar o perder electrones se transforman en iones.

Si un átomo gana electrones adquiere carga eléctrica negativa y se transforma en un

ion negativo denominado anión.

Si un átomo pierde electrones adquiere carga positiva y se transforma en un ion

positivo denominado catión.

Se denominan especies isoelectrónicas a las que poseen igual número de electrones.



ISOTOPOS

Difieren por lo tanto en el número másico.

La palabra isotópo deriva del griego (iso = igual; topo = lugar) o sea que son elementos que

ocupan el mismo lugar en la Tabla Periódica, por tener el mismo número atómico.

Los isotópos poseen las mismas propiedades químicas, difiriendo entre sí solamente en lo

relacionado con algunas propiedades físicas.

Ejemplos:

Figura 3: Los isótopos del hidrógeno.

Aunque los isotópos tienen diferente masa atómica, poseen, como ya se dijo, las

mismas propiedades químicas, esto nos demuestra que las propiedades químicas dependen

del número atómico y no del número másico. En cambio las propiedades físicas dependen

de este último.

Se llaman isótopos de un elemento a los átomos de un mismo elemento cuyos núcleos contienen el mismo número de protones (igual número atómico) pero diferente número

de neutrones.



Ejercicio:

Complete la siguiente tabla:

Especie Protones Electrones Neutrones Z A

Ba 60 56

Mn 30 55

Si 16 14

Kr 36 38

Ca++ 20 40

N-3 10 15

VARIEDADES ALOTRÓPICAS

Entre los elementos que poseen esta propiedad podemos mencionar:

Carbono que posee dos variedades alotrópicas: diamante y grafito.

Oxígeno que posee dos variedades alotrópicas: oxígeno molecular (O2) y ozono (O3).

Fósforo que posee tres variedades alotrópicas: fósforo blanco, rojo y negro.

Las variedades alotrópicas de un elemento presentan propiedades intensivas diferentes.

MODELO ATOMICO ACTUAL

NUMEROS CUANTICOS

Para representar los niveles energéticos, así como para determinar la ubicación de los

orbitales atómicos, se emplean cuatro valores designados con las letras n, l, m, s

denominados números cuánticos.

1- Número cuántico principal (n)

El número n toma valores enteros a partir de 1.

n = 1,2,3,4,……….

Alotropía es la propiedad de algunos elementos de formar distintas sustancias simples.

Este número determina el nivel de energía en que se ubica el electrón. Precisa además la

distancia media del electrón al núcleo. El valor de este número está relacionado con la energía

asociada al electrón y con el volumen o tamaño del orbital. Se lo designa con la letra ene (n).



En el pasado estos niveles de energía se consideraban como capas electrónicas y se

designaban con letras: K, L, M, N, O, P, Q, ……………

La correspondencia entre ambas notaciones es:

Número cuántico principal 1 2 3 4 5 6 7

Capa K L M N O P Q

La cantidad de electrones que puede alojar cada nivel de energía se calcula con 2n2.

2- Número cuántico secundario o azimutal (l)

Toma valores enteros a partir de cero hasta n – 1

l = 0,1,2,3,….. n – 1

Los subniveles se representan con las letras s, p, d y f de la siguiente forma:

Para l = 0 subnivel s (sharp)

Para l = 1 subnivel p (principal)

Para l = 2 subnivel d (diffuse)

Para l = 3 subnivel f (fundamental)

A los orbitales se los representa de la siguiente forma:

Cantidad de subniveles en cada nivel energético:

El primer nivel: n = 1 tiene subnivel: l = 0 (s)

El segundo nivel: n = 2 tiene 2 subniveles: l = 0 (s) y l = 1 (p)

El tercer nivel: n = 3 tiene 3 subniveles: l = 0 (s), l = 1 (p) y l = 2 (d)

El cuarto nivel: n = 4 tiene 4 subniveles: l = 0 (s), l = 1 (p), l = 2 (d) y l = 3 (f)

Z Y

X

Z Z Z

X X

X

Y Y Y

Orbital s

Orbital pz Orbital px Orbital py

Indica, dentro de cada nivel energético, el subnivel donde se halla el electrón. Está

relacionado con la forma del orbital. Se lo designa con la letra ele (l).



Cantidad de orbitales en cada nivel energético:

La cantidad de orbitales atómicos para cada nivel de energía es igual a: n2

Nivel de energía Número de orbitales

Primer nivel: n = 1 12 = 1

Segundo nivel: n = 2 22 = 4

Tercer nivel: n = 3 32 = 9

3- Número cuántico magnético (m)

Los valores de m dependen del valor de l, pudiendo tomar valores enteros, positivos,

negativos o nulos no mayores que l o sea:

m = - l ……. O ……. + l

Para l = 0 (s) m = 0

Para l = 1 (p) m = -1, 0, +1

Para l = 2 (d) m = -2, -1, 0, +1, +2

Para l = 3 (f) m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3

Dado que cada valor de m indica um orbital se puede establecer que:

El subnivel s tendrá un orbital cuya forma es esférica.

El subnivel p tendrá tres orbitales bilobulados orientados en los tres ejes del

espacio (pz, px, py).

El subnivel d tendrá cinco orbitales.

El subnivel f tendrá siete orbitales.

Resumiendo lo anterior:

Subnivel Orbitales Número de electrones

s 1 2

p 3 6

d 5 10

f 7 14

Indica el orbital que ocupa cada electrón en un subnivel. Está relacionado con el

campo magnético que produce la carga del electrón al girar alrededor del núcleo. Se lo

designa con la letra eme (m).



4- Número cuántico del spin (s)

Permite diferenciar un electrón de otro, en un orbital de la misma energía. Puede

tomar solamente dos valores: + 1/2 y – 1/2. El primero indica que el electrón gira en el

sentido de las agujas del reloj, el segundo que el electrón gira en sentido contrario a las

agujas del reloj. Dos electrones con spin paralelo se repelen y con spin antiparalelo se

atraen.

Se admite que cada orbital puede contener como máximo dos electrones. Estos

deberán tener spines opuestos. El spin +½ se representa como: y el -½ se representa

como:

Resumiendo

El nivel está definido por el número cuántico principal (n).

El subnivel está definido por n y el número cuántico azimutal (l).

El orbital está definido por n, l y el número cuántico magnético (m).

El electrón está definido por n, l, m y el número cuántico del spin (s).

PRINCIPIO DE EXCLUSION DE PAULI

Wolfgang Pauli enunció en 1925 un principio que hoy lleva su nombre y que se denomina

principio de exclusión.

Establece que dos electrones en un mismo átomo no pueden tener iguales valores de n, l y

m, por lo tanto deben diferir en su valor de s.

Conclusiones:

En un orbital no puede haber más de dos electrones y ellos deben tener sus spins opuestos.

Cada orbital se representa mediante rectángulos. Los electrones que se ubican en el orbital

se simbolizan con una flecha.

Si un orbital posee un solo electrón se denomina incompleto o desapareado.

Cuando un orbital tiene dos electrones se llama completo o apareado.

Esta relacionado con el sentido de giro del electrón sobre sí mismo. Se lo designa

con la letra ese (s).



Cuando un orbital no tiene electrones se llama vacío.

REGLAS DE HUND O DE MAXIMA MULTIPLICIDAD

Estas reglas establecen que:

1-Los electrones ocupan primero los orbitales de menor contenido energético (más

próximos al núcleo).

2-Cuando los electrones ocupan un subnivel que tiene varios orbítales (Ej. El subnivel p, que

tiene 3), lo hacen de forma tal que todos los orbitales posean un electrón con spins paralelos

antes que se produzca el apareamiento entre ellos.

px pz py

Principio de mínima energía

Los electrones se ubican en un átomo de tal manera que les corresponda el menor valor de

energía posible.

La secuencia de llenado de los subniveles, según su energía creciente es:

1s, 2s, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 6f, 7d, 7f

CONFIGURACIONES ELECTRONICAS DE LOS ELEMENTOS

Se llama configuración electrónica de un elemento a la expresión simbólica de la distribución

de los electrones en niveles y subniveles.

Se simboliza con:

1-Un número que es el Número Cuántico Principal e indica el nivel.

2-Una letra que representa el Número Cuántico Secundario e indica el subnivel (s, p, d, f).

3-Un exponente que indica el número de electrones en el subnivel. La suma de todos los

exponentes indica el número total de electrones (Z).

4-La suma de todos los exponentes indica la cantidad total de electrones.

Una forma práctica de obtener la secuencia de llenado de los subniveles se obtiene

aplicando la siguiente regla:



En la tabla siguiente se resume la configuración de los primeros once elementos.

Elemento Nro de electrones Configuración electrónica

H 1 1s1

He 2 1s2

Li 3 1s22s1

Be 4 1s22s2

B 5 1s22s22p1

C 6 1s22s22p2

N 7 1s22s22p3

O 8 1s22s22p4

F 9 1s22s22p5

Ne 10 1s22s22p6

Na 11 1s22s22p63s1



Sobre la base del número atómico y la configuración electrónica es posible ubicar a un

elemento en la Tabla Periódica.

Para ello se aplica la siguiente regla:

Se debe señalar que el subnivel 4s posee menos energía que el 3d, y el 5s menos que el 4d;

como los orbitales se llenan de acuerdo con estados de energía crecientes, estas

alteraciones se deben tener en cuenta para escribir correctamente la configuración

electrónica de los distintos elementos.

Aclaración: Para calcular si 4s tiene mayor o menor energía que 3d, se suman los valores

correspondientes a los números cuánticos que determinan esos niveles y subniveles de

energía:

4s n = 4 y l = 0 luego n + l = 4

3d n = 3 y l = 2 luego n + l = 5

Por lo tanto el estado energético de 4s es menor que el de 3d y se escribe antes 4s que 3d.

Ejemplo: la configuración electrónica del Zn es: 1s22s22p63s23p64s23d10

De la misma forma se puede calcular la relación entre el estado energético de 5s y 4d,

comprobándose que en la estructura electrónica corresponde colocar 5s antes que 4d.

5s n = 5 y l = 0 luego n + l = 5

4d n = 4 y l = 2 luego n + l = 6

Existen elementos que tienen configuraciones electrónicas experimentales distintas a las

teóricas, presentan pequeñas diferencias de ordenación de electrones y por consiguiente de

variación energética.

1-Caso del Cu

Estructura electrónica teórica: 1s22s22p63s23p64s23d9

Estructura electrónica experimental: 1s22s22p63s23p64s13d10

2-Caso del Cr

Estructura electrónica teórica: 1s22s22p63s23p64s23d4

Número de electrones en el último nivel Valencia máxima = Número del grupo

Número de niveles = Número del Período



Estructura electrónica experimental: 1s22s22p63s23p64s13d5

Ejercitación:

1. Los números atómicos de los elementos P y Mn son 15 y 25, respectivamente. Escribe la

configuración electrónica de cada uno de ellos.

2. Dadas las siguientes configuraciones electrónicas:

A: 1s22s22p63s23p4 B: 1s22s2 C: 1s22s22p6

Indica razonadamente: a) El grupo y el período en los que se hallan A, B y C; b) Los iones más

estables que formarán A, B y C.

3. Un átomo tiene 12 protones, 13 neutrones y 12 electrones. ¿Cuál es su número atómico?

a. 12 b. 13 c. 24 d. 25

4. Los isótopos de oxígeno-16, oxígeno-17 y oxígeno-18, se diferencian en:

a. nº de protones b. nº atômico c. nº de neutrones d. nº de electrones

5. Indica la configuración electrónica de los átomos de los elementos A, B y C cuyos números

atómicos son, respectivamente, 13,17 y 20. Escribe la configuración electrónica del ion más

estable de cada uno de ellos.

6. Cuatro elementos diferentes A, B, C y D tienen números atómicos 6, 9, 13 y 19,

respectivamente. Se desea saber, sin necesidad de identificarlos:

a) La configuración electrónica y b) el número de electrones de valencia de cada uno de ellos

7. Contestar si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:

a. Todos los electrones de un mismo nivel energético tienen igual spin.

b. En los orbitales atómicos f se pueden ubicar 14 electrones.

c. Todos los electrones que se encuentran en los orbitales del segundo nivel tienen la

misma energía.

8. ¿Cuántos electrones sin aparear hay en un átomo de oxigeno (Z=8)?

9. ¿Cuáles son los números cuánticos n y l del último electrón de un átomo de P (Z=15)?

10. indica la composición nuclear de un átomo Z=40 y A=84

11. indicar para cada una de las siguientes afirmaciones si es válida o no:

Para un átomo dado:

a. Los protones ocupan la zona nuclear.

b. El número atómico es la suma de protones y neutrones.

c. La masa de un protón es mucho menor que la masa de un neutrón.

d. Los electrones forman parte del núcleo.



e. Los neutrones ocupan la zona extra nuclear.

f. El número de protones es igual al de electrones.

g. Con el número atómico se puede determinar el número de neutrones.

h. La zona nuclear ocupa un pequeño volumen si masa.

12. indicar para cada una de las siguientes afirmaciones si son verdaderas o falsas:

a. Los isótopos son átomos que tienen igual número de neutrones.

b. Si los átomos tienen igual número de masa, son isótopos.

c. 6C12 y 6C13 forman un par de isótopos.

d. El numero másico es suficiente para conocer la estructura nuclear.

e. Dos isótopos tienen igual número de masa, pero distinto numero atómico.

13. completar el siguiente cuadro:

Símbolo Z A Nº de p Nº de e Nº de n

Ca 20 20

Ne 10 10

29 64

30 35

Mn 55 30

P 15 16

6 3

Ag 47 61

Na 11 12

14. ¿Qué es un orbital?

15. ¿Cuáles son los números cuánticos?

16. ¿Cuáles son los nombres, masas y cargas de las principales partículas subatómicas?

17. Si en un elemento el número másico es 22 y el número atómico es 10. El numero de

protones y neutrones será:

a. 10 y 10

b. 10 y 12

c. 22 y 12

d. 12 y 22

e. 22 y 22

18. El átomo de cloro tiene Z=17 y A=37 por lo tanto en número de protones, neutrones y

electrones será:



a. 17-17-17

b. 17-17-37

c. 17-37-17

d. 17-20-17

e. 20-17-17

19. Una de las estructuras que se indican a continuación corresponde a un isótopo del 11Na23

, diga cual es:

a. 11p, 11n y 11e

b. 11p, 12n, 10e

c. 10p, 12n, 11e

d. 9p, 13n, 11e

e. 11p, 12n, 11e

20. ¿Cuál es la configuración electrónica del 20Ca40?

a. 1s2 2s2 2p6 3s2

b. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d2

c. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

d. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6

e. Ninguna de las anteriores

21. la configuración electrónica del ion 8O16(-2) es la siguiente:

a. 1s2 2s2 2p6

b. 1s2 2s2 2p6 3s2

c. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1

d. 1s2 2s2 2p5

22. la configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 corresponde a:

a. Ca

b. Ca+2

c. Cl+

d. K+2

e. b y c son correctas

23. El sodio tiene la siguiente configuración electrónica:

I- 1s2 2s2 2p6 3s1

Pero puede adquirir la siguiente en ciertas situaciones:

II- 1s2 2s2 2p6 4s1

En relación a lo anterior, indica la opción correcta:



a. I corresponde al estado fundamental y II a un estado de menor energía.

b. I es el estado más inestable.

c. En II un electrón externo ha pasado a ocupar un nivel cuántico superior.

d. A, b, y c son correctas

24. Dadas las siguientes series de especies químicas:

I) Na Mg+2 Al+3 Si

II) N O-2 F- Na

III) F Ne Na Mg

Indica la opción que señala las series ordenadas por orden creciente de Z:

a. Solo I y II

b. Solo III

c. I, II, y III

d. Solo I

e. Todas

25. ¿Cuántos electrones desapareados tiene el átomo de nitrógeno?

a. 3

b. 1

c. 7

d. 23

e. Faltan datos

26. identifica los elementos que tienen los siguientes ordenamientos de electrones:

Nivel de energía 1 2 3 Elemento

I 2e 1e

II 2e 8e 2e

III 1e

IV 2e 8e 7e

V 2e 6e

Curso de Ingreso FAyA – 2012 Tabla periódica


Unidad N° 2

TABLA PERIÓDICA

La Tabla Periódica es el ordenamiento sistemático de los elementos químicos y una

herramienta de enorme utilidad.

Propuesta en el año 1869 por el químico ruso Dimitri Mendeleiev, el sistema periódico fue

elaborado originalmente a partir de las propiedades químicas de los elementos y de sus

masas atómicas esta fue la base sobre la cual se construyo la actual tabla periódica

La Tabla Periódica Moderna es una tabulación de todos los elementos químicos naturales y

artificiales conocidos hasta el momento, donde los mismos se acomodan en orden creciente

de sus números atómicos y no de sus masas atómicas como se propuso originalmente, en

este ordenamiento las propiedades químicas son repetitivas es decir presentan un patrón

periódico, por ello su nombre.

En la tabla los elementos están ordenados de acuerdo con su numero atómico reciente y

distribuidos en 7 periodos (filas horizontales), y 18 grupos o familias (columnas verticales) ;

existen dos criterios para numerar los grupos:

El Tradicional en el cual los grupos se clasifican en Representativos y de Transición

utilizando para su identificación números romanos seguidos de la letra mayúscula A o B

respectivamente. Los elementos representativos van del IA,IIA….. al VIIA y los de Transición

de IB al VIIB.

Bloque s (representativo)

Grupo 1 (IA): metales alcalinos

Grupo 2 (IIA): metales alcalinotérreos

Bloque d (metales de transición)

Grupo 3 al Grupo 12: IB al VIIB

Bloque p (representativos)

Grupo 13 (IIIA)

Grupo 14 (IVA)

Grupo 15 (VA)

Grupo 16 (VIA)

http://es.wikipedia.org/wiki/Alcalino

http://es.wikipedia.org/wiki/Alcalinot%C3%A9rreo

http://es.wikipedia.org/wiki/Metal_de_transici%C3%B3n



Grupo 17 (VIIA): halógenos

Grupo 18 (VIIIA): gases nobles

Bloque f (transición interna)

Constituyen dos familias: la de los lantánidos y la de los actínidos. Se colocan en dos filas,

fuera del entorno general.

El hidrogeno suele colocarse encima del grupo de los metales alcalinos por tener un solo

electrón alojado en el orbital 1s, pero no es un metal.

La tabla periódica efectúa también una división natural de los elementos en su estado

elemental (o no combinado) en metales y no metales. La línea gruesa escalonada separa a la

derecha los no metales, y a la izquierda los metales.

Los elementos adyacentes a esta línea, se llaman metaloides porque muestran

características tanto de metales como de no metales. Ejemplos: silicio, germanio.

La base electrónica de la tabla periódica

Todos los elementos de un mismo periodo tienen el mismo valor de número cuántico n de

su capa de valencia. Llamándose capa de valencia o capa externa, aquella que contiene los

electrones del último nivel de energía y que son los que efectivamente participan en la unión

con otros átomos.

Todos los elementos de un mismo grupo tienen en su capa de valencia el mismo número de

electrones en su último nivel n como lo indica el número del grupo de la tabla periódica al

que pertenecen.

Así mismo coincide el valor de número cuántico l: por eso es que la tabla también se divide

en bloques, a saber: bloque s, bloque p, bloque d y bloque f.

Resumiendo:

Reglas practicas para ubicar un elemento en la Tabla Periódica (T.P.)

1. el periodo esta dado por el nivel energético más alto en el que se ubica un electrón.

2. el grupo:

http://es.wikipedia.org/wiki/Hal%C3%B3geno

http://es.wikipedia.org/wiki/Gas_noble



Si la configuración electrónica termina en s, el numero del grupo es igual al número

de electrones que hay en s, seguida de la letra A. Ejemplo: Li (Z=3) 1s2 2s1; segundo

periodo, grupo IA.

Si la configuración electrónica del elemento termina en p, el numero del grupo es

igual al número de electrones que hay en p mas 2, seguido de la letra A. Ejemplo: Cl

(Z=17) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5; tercer periodo, grupo VIIA.

Para los elementos de transición (d) el grupo se obtiene sumando los electrones del

subnivel s y d. Ejemplo: Co (Z=27) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d7; grupo 9 periodo 3.

PROPIEDADES PERIODICAS:

Una cantidad muy grande de propiedades químicas y físicas de los elementos, varían

periódicamente según el numero atómico. Las más importantes son:

1. Radio atómico:

Se define como radio atómico a la mitad de la distancia que existe entre los centros de dos

átomos que están en contacto.

En un grupo, aumenta a medida que aumenta el número atómico, porque se agregan

electrones a las capas externas del núcleo.

En un periodo, aumenta a medida que disminuye el número atómico, debido a la

disminución de la carga nuclear efectiva Zef (es una medida de la atracción que el núcleo

ejerce sobre los electrones. Esta dada por el número del grupo de la TP)

2. Radio iónico:

Los elementos que forman iones positivos, tendrán un radio menor que el del átomo neutro.

Esto se debe a que se produce una contracción de la nube electrónica, que será mayor

cuanto mayor sea la carga del catión.

Los elementos que forman iones negativos tendrán un radio mayor que el del átomo neutro.

Habrá una expansión de la nube electrónica, que será mayor cuanto mayor sea la carga del

anión.

3. Energía de ionización o potencial de ionización:

Es la energía necesaria para arrancar un electrón de un átomo gaseoso en su estado

fundamental, transformándolo en un ion positivo. La cantidad de energía que se necesita



para quitar un electrón, se llama 1º energía de ionización y esta será menor a la 2ºenergia de

ionización, y así sucesivamente. Esto se debe al exceso de carga positiva que tiene el núcleo.

X + energía X+ + e- 1º energía de ionización

X+ + energía X++ + e- 2º energía de ionización

La energía de ionización es una medida de la fuerza con que los electrones se encuentran

unidos al núcleo del átomo.

La energía de ionización aumenta al ascender en un grupo, porque es menor la distancia al

núcleo, y por lo tanto mayor la fuerza de atracción nuclear.

En un periodo, aumenta de izquierda a derecha porque es menor la distancia al núcleo, y

por ende mayor la fuerza de atracción nuclear.

4. Afinidad electrónica:

Es la energía que desprende un átomo gaseoso en su estado fundamental cuando capta un

electrón libre transformándose en un ion negativo.

X (g) + e- X- (g)

En un grupo, aumenta de abajo hacia arriba. En un periodo, de izquierda a derecha.

5. Electronegatividad:

Es la tendencia que tiene un átomo a atraer los electrones de un enlace, es una medida

relativa. Se emplea una escala propuesta por Pauling que considera al Cs como elemento de

menor electronegatividad con un valor igual a 0,7 y al F como el más electronegativo con un

valor de 4.

-En la tabla varia de igual modo que la afinidad electrónica y de la energía de ionización.

Esquema de la Tabla Periódica:





Ejercitación:

1) Ubique al elemento sodio en la tabla periódica y resuelva:

A) ¿a que periodo y grupo de la tabla periódica pertenece?

B) Enuncie su número atómico y símbolo químico

C) ¿Es un elemento de transición? Justifique

2) Ubique al elemento azufre en la tabla periódica y resuelva:

A) ¿a que periodo y grupo de la tabla periódica pertenece?

B) Enuncie su número atómico y símbolo químico

C) ¿Es un elemento de transición? Justifique.

3) Cual de los siguientes elementos se encuentra en el mismo periodo que el antimonio:

Fósforo Europio Estroncio Arsénico Yodo

4) Discuta el Tamaño relativo de los siguientes elementos:

A) Li ; Cs C) O ; Cl

B) C ; F D) Tc ; Re

5) ¿Cual de los siguientes átomos tiene menor radio?

N, Cl, S, F, O

6) Si se quita un electrón de cada una de las siguientes especies: He, Li, Be, se observa que la

energía necesaria para hacerlo:

i) Seria la misma ya que son isoeléctricos.

ii) Seria mayor en el caso del Helio (es un gas noble)

iii) Seria mayor en el Be

iv) Seria mayor en el Li

v) Ninguna de las anteriores

7) Si se quita un electrón de cada una de las siguientes especies: He, Li +, Be2+, se observa

que la energía necesaria para hacerlo:

i) Seria la misma ya que son isoelectrónicos.

ii) Seria mayor en el caso del Helio (es un gas noble)

iii) Seria mayor en el Be2+

iv) Seria mayor en el Li+

v) Ninguna de las anteriores

8. Indica cuales de estas expresiones son falsas o verdaderas:

a. Los elementos de los grupos 1, 2 ,13 ,14 ,15 ,19 y 20 se denominan representativos.

b. Los electrones de valencia pertenecen al penúltimo y ultimo nivel.



c. El nivel energético mas externo siempre está incompleto, excepto en los gases

nobles.

d. Los electrones del nivel más externo se denominan de valencia.

9. según las siguientes configuraciones electrónicas señala:

a. Cuales corresponden a elementos de un mismo grupo.

b. Cuales a elementos de un mismo período.

1s22s1

1s22s22p63s1

1s22s22p63s2

1s22s22p63s23p1

1s22s22p63s23p64s2

1s22s22p63s23p64s1

Dado este elemento: 51Sb122

a. Representa la configuración electrónica

b. ¿Cuántos electrones posee en el nivel energético externo?

c. ¿Cuántos en el cuarto nivel?

10. Señala, observando la TP a que periodos y grupos pertenecen los átomos de los

siguientes elementos:

a. Elemento M que produce un anión bivalente y que, entonces posee 18 electrones.

b. Elemento N con 15 protones en su núcleo.

c. Elemento Q que tiene sus últimos 5 electrones en nivel 5p.

11. ordena de manera decreciente según su electronegatividad los siguientes átomos.

A) C, Be, Li, B

B) Br, F, I

C) Mg, Ca, Sr, Ba

D) K, Cl, Rb, Na

12. Señala en orden creciente e radio de los átomos.

a. N, Cl, S, F, O

13. discuta el tamaño relativo de las siguientes especies.

a. Fe, Fe+2, Fe+3

b. S, S-2

14. El átomo de cloro tiene menor tamaño que el magnesio, dado que:

a. El átomo de Cl tiene mayor número cuántico principal.



b. El metal alcalino terreo tiene mayor numero cuántico principal.

c. El átomo del halógeno tiene mayor carga nuclear efectiva.

d. El átomo de Mg tiene mayor carga nuclear efectiva.

e. El átomo de Mg posee mayor número de neutrones.

15. Si comparamos la energía de ionización (EI) del segundo halógeno (x) con el tercer

alcalino terreo (y) podemos afirmar que:

a. EI x < EI y

b. EI x > EI y

c. EI x = EI y

d. No se puede predecir.

Ninguna es correcta

16. Indica la opción incorrecta:

a. El anión del átomo de N tiene un radio mayor que el ion negativo del átomo de O.

b. Los cationes poseen siempre un radio menor que el del átomo neutro respectivo.

c. El radio de los elementos de un periodo es inversamente proporcional a su carga

nuclear efectiva.

d. Los gases nobles son los elementos más electronegativos de la tabla.

e. Los metales alcalinos tienen una alta electropositividad.

Curso de Ingreso FAyA – 2012 Uniones químicas


Unidad N° 3

UNIONES QUÍMICAS

Los Elementos descriptos en la tabla periódica no se hallan aislados en la naturaleza.

La tendencia general es la unión de átomos. Por ejemplo, el oxígeno, nitrógeno, cloro, son

moléculas diatómicas. La molécula de azufre es octoatómica (S8), el fósforo blanco es

tetraatómico (P4). El carbono en su forma de diamante está constituido por millones de

átomos con un ordenamiento en red. Los metales tales como cobre, cinc, sodio y potasio son

sólidos que poseen una red formada por empaquetamiento compacto de átomos.

¿Cómo se unen o combinan los átomos?

Gilbert Lewis (científico norteamericano) realizo una serie de observaciones en base a las

cuales postuló la teoría de enlace que hoy lleva su nombre y cuyas premisas son las

siguientes:

*Los gases nobles neón, argón, criptón, xenón y radón, por tener ocho electrones en su nivel

energético externo, son estables y presentan muy poca reactividad química. Lo mismo

ocurre con el He, que tiene dos electrones que completan el primer nivel.

* La actividad química de los metales y los no metales, generalmente, se explica por la

tendencia a adquirir una estructura más estable, similar a la del gas inerte más próximo en la

tabla periódica. Existen excepciones.

* Dicha estructura electrónica se logra cuando el átomo gana, pierde o comparte electrones.

En definitiva la teoría de Lewis establece que:

“Todos los átomos tienden a adoptar la configuración electrónica propia del gas noble más

cercano en la tabla periódica”.

La fuerza que mantiene unidos a los átomos o a los iones para formar las distintas

sustancias se denomina enlace químico.

Existen diferentes tipos de Uniones o enlaces químicos entre los átomos; según sea la

naturaleza de los elementos estas pueden ser:

- Uniones o Enlace Iónico (también llamado Electrovalente)

- Uniones o Enlace Covalente

- Uniones o Enlace Metalico



Cuando los átomos interactúan para formar enlaces químicos, solo entran en contacto los

electrones de la capa de valencia.

Con el objeto de destacar los electrones de valencia y seguir su comportamiento en

una reacción química, se utilizan lo símbolos de puntos de Lewis. Esta estructura propuesta

por Lewis está formada por el símbolo del elemento y un punto por cada electrón de

valencia que contenga éste átomo.

Con excepción del helio, el número de electrones de valencia de un átomo

Representativo es el mismo que el número de grupo al cual pertenece.

A continuación se muestra una tabla con los símbolos de Lewis para distintos

elementos. Los metales de transición y los de transición interna tienen capas internas

incompletas y en general no es posible escribir símbolos de Lewis sencillos.

El enlace iónico

En la unidad anterior se estudió la variación de propiedades periódicas tales como la

electronegatividad y la afinidad electrónica de los elementos. Tal como se recordará aquellos

elementos con energía de ionización baja forman cationes, en tanto que los que tienen

afinidad electrónica alta, tienden a formar aniones. Los metales alcalinos y los

alcalinotérreos son los que presentan la tendencia más alta a formar cationes, en tanto que

los halógenos y el oxígeno son los que tienden a formar aniones. Entonces los elementos con

características similares formarán un tipo de unión llamado enlace iónico.

Un enlace iónico es la fuerza que mantiene unidos a los iones de un compuesto iónico.

El esquema muestra el aspecto electrónico del enlace



En el ejemplo puede notarse que cuando los átomos entran en contacto, el electrón

de valencia o de capa externa del sodio se transfiere al cloro y de esta manera cumplen

ambos con la teoría de Lewis.

En este caso hay una transferencia de dos electrones por parte del magnesio, de los

cuales sólo uno es recibido por cada átomo de bromo y de este modo logra la configuración

de gas noble más cercano.

El NaCl, MgBr2 y otros compuestos de naturaleza iónica, en realidad no existen como

entidades aisladas, sino que cada catión se estabiliza cuando está rodeado por una cantidad

determinada de aniones y los aniones solo se estabilizan cuando se encuentra rodeado por

iones de carga opuesta.

Como consecuencia de esta necesidad de estabilidad es que se forman los

denominados sistemas extendidos.

El enlace covalente en las moléculas

Las moléculas son conjuntos de átomos que se encuentran unidos a través de enlaces

químicos llamados covalentes.

El enlace covalente es aquel en el que los átomos comparten pares de electrones y de

esta manera adquieren la configuración del gas noble más cercano, cumpliendo con la teoría

de Lewis.

Sin dudas, el caso más simple, pero a la vez más ilustrativo, de este tipo de enlace lo

muestra la molécula de hidrógeno H2. Un átomo aislado de hidrógeno tiene la configuración



electrónica del estado fundamental 1s1, con la densidad de probabilidad de encontrar este

único electrón esféricamente distribuida en torno al núcleo del hidrógeno (figura a).

Cuando dos átomos de hidrógeno se acercan uno a otro, el electrón de cada átomo

es atraído por el núcleo del otro átomo de hidrógeno tanto como por su propio núcleo

(figura b).

Si estos dos electrones tienen espines opuestos de forma que pueden ocupar la

misma región (orbital), ambos electrones pueden ocupar preferencialmente la región entre

los dos núcleos.

(figura c):

Los electrones son compartidos entre los dos átomos de hidrógeno, y se forma un

enlace covalente simple. Se dice que los orbitales 1s se solapan, así que ambos electrones

ahora están en los orbitales de los dos átomos de hidrógeno. Mientras más se aproximan los

átomos, más cierto es esto. En este sentido, cada átomo de hidrógeno ahora tiene la

configuración del helio 1s2.

Los átomos enlazados tienen una energía inferior a los átomos separados y es

también un justificativo para que la unión se lleve a cabo, ya que todos los sistemas tienden

al estado de mínima energía. Lo anterior queda representado en una curva conocida como

curva de energía potencial que muestra la variación de energía del sistema en función de la

distancia entre los átomos que formarán la molécula.

Otro ejemplo interesante es el de la molécula de flúor F2. La configuración electrónica

del flúor es 1s22s22p5. Los electrones del nivel 1s no participan del enlace, por lo que se

considera sólo a los 7 electrones, que como recordará se denominan “de valencia”, por lo

que la formación del enlace representado según Lewis será:



También pueden encontrarse representaciones en donde en lugar de un par de

electrones segrafica una línea llena que los representa. F--- F

Observe que en la formación de F2 solo participan dos electrones de valencia (cada

átomo aporta solamente 1 electrón). Los demás electrones que no intervienen en el enlace

se llaman par de electrones libres o no enlazantes, entonces cada átomo de flúor en el

enlace tiene 3 pares de electrones libres.

En los ejemplos citados los átomos se unen a través de un par de electrones, (dos

electrones entre los átomos enlazados) por lo que se forma una unión que recibe el nombre

de enlace simple.

En muchos compuestos se forman enlaces múltiples, es decir son enlaces en las que

los átomos comparten dos o tres pares de electrones.

Si dos átomos comparten dos pares de electrones, el enlace covalente se denomina

enlace doble. El enlace triple surge cuando dos átomos comparten tres pares de electrones.

Algunos ejemplos los constituye la molécula de dióxido de carbono y la de nitrógeno,

respectivamente.

Es importante tener en cuenta que los enlaces múltiples son más cortos que los

enlaces sencillos. La longitud de enlace se define como la distancia entre el núcleo de dos

átomos unidos por el enlace covalente de una molécula.



Enlace covalente coordinado

El enlace covalente se llama coordinado cuando uno sólo de los átomos aporta el par

de electrones que se comparte y sigue conservando ocho electrones en su nivel externo. Un

ejemplo muy conocido es el presenta el SO2.

Estructuras de Lewis para sistemas poliátomicos

Para poder representar los enlaces involucrados en las moléculas usando estructuras

de Lewis, se tienen en cuenta una serie sencilla de reglas.

1. Sumar los electrones de valencia de todos los átomos y si se trata de un anión se suman la

cantidad de electrones que contribuyen a la carga. En el caso de los cationes, los electrones

se restan.

2. Escribir los símbolos de los átomos para indicar cuales están unidos entre si tratando de

lograr una estructura ordenada. En general el átomo menos electronegativo es el que se

ubica en el centro.

3. Completar los octetos de los elementos unidos al átomo central (recordar que en el caso

del hidrógeno, este logra la configuración del He).

Colocar el resto de los electrones en el átomo central. Si no hay suficientes electrones para

que este complete su octeto, intentar con enlaces múltiples.

Algunos ejemplos

*Molécula de H3COH (metanol)

1. las configuraciones electrónicas de las capas externas de los elementos involucrados son:

C 2s22p2; O 2s22p4; H 1s1, por lo que el total de electrones de valencia será 14.



2. la distribución de los átomos será

3. se dibuja un enlace covalente sencillo entre el C y cada uno de los tres átomos de H y con

el átomo de O. Luego se dibuja el enlace entre el O y el H.

con la estructura anterior cada uno de los elementos involucrados cumple con la teoría de

Lewis y que efectivamente, cada átomo logra la configuración de gas noble más cercano en

la tabla periódica.

* el anión CO3 2- (carbonato)


C 2s22p2 y O 2s22p4 y además deben sumarse dos electrones ya que se trata de un anión con

dos cargas, por lo que el total de electrones de valencia será 24.

2. la distribución de átomos será

3. se intenta en primer lugar con enlaces sencillos, lo que origina la siguiente

Representación:



4. como el C no completa el octeto, entonces se hace necesario utilizar un enlace

múltiple

5.

*el catión NH4 + (amonio)


N 1s22s22p3 y H 1s1, además debe restarse un electrón ya que se trata de un catión con una

carga, por lo que el total de electrones de valencia será 7.

2. la distribución de los átomos que forman la molécula será

3. se intenta en primer lugar con enlaces sencillos. Como puede notarse todos los

átomos cumplen con la teoría de Lewis. Tenga en cuenta que el enlace entre el nitrógeno y

uno de los átomos de hidrógeno es dativo o coordinado (compare este

esquema con el correspondiente al amoníaco NH3)



Enlace metálico

En general los metales son elementos químicos y por lo tanto están constituidos por

un solo tipo de átomos, pero esos átomos están enlazados a través de un tipo particular de

enlace.

Para poder explicar este enlace es necesario definir un nuevo concepto, el de kernel.

Los kernel están formados por los núcleos de los átomos y todos sus electrones excepto los

de valencia, por lo tanto tendrá naturaleza positiva.

En el enlace metálico los kernels están rodeados por los electrones de valencia que

se encuentran deslocalizados a modo de un mar de electrones, pudiendo éstos desplazarse

en todas direcciones

La fuerza de cohesión entre estos kernel y los electrones deslocalizados se llama

enlace metálico.

Las características del enlace permiten explicar las propiedades de los metales y que

permiten diferenciarlos de otros compuestos y sustancias.

Ejercitación:

1- Cuando se combinan dos elementos A y B pertenecientes IIA y VIIA respectivamente se

forma:

a- Una unión iónica doble

b- Dos uniones covalentes simples

c- Dos uniones covalentes coordinadas

d- Dos uniones iónicas simples

e- Una unión covalente simple

2- ¿En cuál de los siguientes casos puede esperarse la formación de una unión covalente

coordinada?

a- Cuando se combinan dos átomos de igual electronegatividad



b- Cuando uno de los átomos toma dos electrones del otro y hay una verdadera cesión de

electrones.

c- cuando uno de los átomos tiene un par de e- libres y ya tiene formado su octeto.

d- cuando los dos átomos reaccionantes no tienen completo su octeto

e- ninguna es correcta

3- en el compuesto amoniaco NH3 hay

a- 3 enlaces covalentes dativos

b- 2 enlaces covalentes y un covalente dativo

c- 3 enlaces covalentes simples

d- tres enlaces iónicos.

e- ninguna es correcta.

4- En el compuesto acido nítrico HNO3 hay:

a- 2 enlaces covalentes dativos y un enlace covalente simple.

b- un enlace covalente doble, dos enlaces covalentes simples y uno dativo.

c- un enlace covalente doble y un enlace covalente dativo

d- un enlace covalente simple, un covalente dativo y un enlace iónico.

e- ninguno es correcto.

5- Entre un elemento con Z=6 y otro con Z=8 se forman:

a- solamente enlaces iónicos.

b- solamente enlaces covalentes dativos

c-enlaces puente de hidrógeno

d- enlaces covalentes

e- ninguna de las anteriores

6- Realiza el diagrama de puntos del ion NH4+ e indica la veracidad o falsedad de las

siguientes afirmaciones:

a- posee 3 enlaces covalentes y un enlace iónico.

b- el N aporta 5e- para la formación de los enlaces presentes en la molécula.

c- tiene 3 enlaces iónicos y un enlace coordinado.

d- cuenta con 4 enlaces covalentes.

7- Representa las estructuras de Lewis de las siguientes moléculas

a.CCl4 b. Cl2 c. HClO2 d. NaCl

8. Indica la polaridad de las siguientes moléculas con una flecha.

a. F2 b. HBr c. CCl4 d. SO2 e. CO2

9. Indica cual de las siguientes opciones es correcta:



a. el KF tiene menor punto de fusión que el NaCl.

b. la molécula de BrCl tiene mayor polaridad que la de ICl.

c. las moléculas O2-SO2-NaO están ordenadas según su polaridad decreciente.

e. Ninguna es correcta.

10. Indica la opción incorrecta:

a. En la molécula de HF se forma un enlace covalente.

b. El fósforo no cumple la ley del octeto al formar la molécula de PCl5

c. La diferencia entre el enlace covalente dativo y el covalente común reside en la fuerza del

enlace.

11. Para cada uno de los siguientes pares de elementos, establezca si el compuesto binario

(solo dos tipos de átomos) que forman es iónico o covalente:

a) I y Cl

b) Mg y F

c) B y F

d) K y Br

e) Ca y O

f) C y O

12. Indique el tipo de unión existente en los siguientes sistemas:

a- Fluoruro de calcio sólido (CaF2)

b- Cloruro de hidrogeno gaseoso (HCl)

c- Hierro sólido

d- Diamante

e- Grafito

f- Cloruro de sodio (sal de mesa)

g- Dióxido de azufre gaseoso ( SO2)

h- Oxido de calcio (CaO)

i- Plomo sólido

13. El enlace de los átomos de cloro y de potasio es iónico. ¿Cuál es la razón de ello?

a- difieren mucho de tamaño

b- el Cl tiene mayor potencial de ionización que el K

c- la electronegatividad del Cl difiere mucho de la del K

14. Un elemento X, del grupo IA, reacciona con un elemento Y, del grupo VI. Señale cuales de

las siguientes afirmaciones son correctas:

a) X es un no metal



b) Y es un metal

c) La fórmula del compuesto es XY2

d) El compuesto es iónico.

Curso de Ingreso FAyA – 2012 Nomenclatura química


Unidad N° 4

NOMENCLATURA QUÍMICA

INTRODUCCIÓN

Cuando la química era una ciencia joven y el número de compuestos conocidos era

pequeño, era posible memorizar todos los nombres. Muchos nombres se derivaban de su

aspecto físico, de sus propiedades, de su origen o de sus aplicaciones; por ejemplo, leche de

magnesia (hidróxido de magnesio), gas hilarante (óxido nitroso), piedra caliza (carbonato de

calcio), soda caústica (hidróxido de sodio), lejía (hipoclorito de sodio), etc.

En la actualidad el número de compuestos conocidos sobrepasa los 13 millones, por lo

que los químicos han diseñado un sistema claro para nombrar las sustancias químicas. Las

reglas propuestas son aceptadas mundialmente, lo que facilita la comunicación entre los

químicos y proporciona una forma útil para trabajar con la abrumadora variedad de

sustancias.

Para iniciar el estudio de la nomenclatura química (el nombre de los compuestos), es

necesario primero distinguir entre compuestos inorgánicos y orgánicos. Los compuestos

orgánicos contienen carbono, comúnmente combinado con elementos como hidrógeno,

nitrógeno, oxígeno y azufre. El resto de los compuestos se clasifica como compuestos

inorgánicos. Por conveniencia, algunos compuestos que contienen carbono, como el

monóxido de carbono (CO), dióxido de carbono (CO2), disulfuro de carbono (CS2),

compuestos que contiene el grupo cianuro (CN-), así como los grupos carbonatos (CO32-) y

bicarbonatos (HCO3-) se consideran compuestos inorgánicos.

Las sustancias inorgánicas simples o elementos son aquellas formadas por una sola

clase de átomos, los que se encuentran unidos por enlaces covalentes puros. Ej.: H2, O2, He,

Fe, etc.

Los compuestos inorgánicos pueden ser clasificados de acuerdo al número de elementos

químicos diferentes que constituyen la fórmula química del compuesto.

Los compuestos binarios son aquellos constituidos por dos elementos diferentes

(independientemente del número de cada uno de ellos presentes en su fórmula química).

Ej.: HCl, N2O, BaS, Fe2O3, CO2, Mn2O7, etc.



Los compuestos ternarios están constituidos por tres elementos diferentes

(independientemente del número de cada uno de ellos presentes en su fórmula química).

Ej.: Na2CO3, KOH, H2SO4, etc.

Los compuestos cuaternarios tienen cuatro elementos diferentes (independientemente

del número de cada uno de ellos presentes en su fórmula química). Ej.: NaHCO3, KNaSO4,

etc.

Para aprender correctamente y de la forma más rápida la nomenclatura y formulación

química son imprescindibles los siguientes puntos:

Saber los símbolos de todos los elementos químicos de la Tabla Periódica.

Saber los elementos que están incluidos en los 18 grupos de la Tabla Periódica.

Localizar cualquier elemento químico en su grupo correspondiente.

Saber qué elementos son metales y cuáles son no metales.

Conocer el significado y los números de oxidación de los elementos químicos.

Concepto de número de oxidación

Cada átomo de un compuesto se caracteriza por un estado de oxidación, debido a los

electrones ganados o perdidos (totalmente en los compuestos iónicos o parcialmente en los

covalentes) con respecto al átomo aislado. El número (positivo en los que pierden

electrones, negativo en los que ganan electrones) que indica este estado se llama número

de oxidación (n.o.) del elemento en dicho compuesto.

El n.o. se define como la carga eléctrica formal (puede que no sea real) que se asigna a

un átomo en un compuesto.

Para asignar el n.o. a cada átomo en una especie química se emplea un conjunto de

reglas (que se pueden deducir fácilmente a partir de la configuración electrónica), que se

pueden resumir del modo siguiente:

El n.o. de todos los elementos libres es cero, en cualquiera de las formas en que

se presenten: Ca metálico, He, N2, P4, etc. (En moléculas con átomos iguales, N2,

H2, etc., los electrones del enlace están compartidos equitativamente y no se

pueden asignar a ninguno de los átomos).

El n.o. de cualquier ión monoatómico es igual a su carga eléctrica. Así, los n.o. del

S2–, Cl–, K+ y Zn2+ son, respectivamente, –2, –1, +1 y +2, que coinciden con sus

respectivas cargas eléctricas (reales).



El n.o. del H en sus compuestos es +1, excepto en los hidruros metálicos, que es

–1.

Los n.o. para el O son: a) -2 a menos que se combine con el F; b) -1 en los

peróxidos (O2)2-; c) -1/2 en superóxidos (O2)1-; d) -1/3 en ozónidos (O3)1-.

El n.o. de los metales alcalinos es siempre +1.

El n.o. de los metales alcalinotérreos es siempre +2.

El n.o. del F en sus compuestos es siempre –1. El n.o de los demás halógenos

varía desde ±1 a ±7, siendo positivo cuando se combina con el O o con otro

halógeno más electronegativo.

La suma algebraica de los n.o. de los átomos de una molécula es cero, y si se

trata de un ion, igual a la carga del ion.

Con estas reglas se puede calcular fácilmente el n.o. de cualquier elemento en una

especie química. Así, en NH3 y ClO3– los n.o. son: N = –3, H = +1, Cl = +5 y O = –2.

En la Tabla Periódica se encuentran detallados los n.o. de todos los elementos cuando

forman parte de compuestos.

Conviene insistir que, en general, el n.o. no representa la carga eléctrica real de un

átomo en un compuesto. Por ejemplo, en NO y CaO el n.o. del O es –2 en ambos

compuestos; pero en NO no existe realmente una carga de –2 en el átomo de O, ni de +2 en

el de nitrógeno, pues se trata de un compuesto covalente. En cambio, en CaO si ocurre esto,

porque es iónico.

Número de oxidación y valencia

La valencia son los electrones que un átomo pone en juego en un enlace. Son los

electrones que se ganan, pierden o comparten. La valencia a diferencia del número de

oxidación, no tiene signo.

Es importante distinguir entre n.o. y valencia. Consideremos, por ejemplo, los siguientes

compuestos del carbono:

–4 –2 0 +4

CH4 CH3Cl CH2Cl2 CCl4

En todos ellos el carbono presenta invariablemente su valencia de 4, mientras que su

n.o. es distinto en cada compuestos (se indica encima del símbolo).



HCl(ac), HF(ac), H2S(ac), etc.

Metálicos: BaH2, CaH2, LiH, NaH, KH, etc.

No metálicos: HCl(g), HF(g), H2S(g), H3N, etc.

Metálicos: Na2O, CaO, MgO, Al2O3, PbO2, etc.

No metálicos: NO2, SO3, CO2, N2O5, etc.

KI, NaCl, CaF2, FeS, AlCl3, etc.

K2O2, H2O2, CaO2, etc.

Hidruros

Hidrácidos

Sales neutras

Óxidos

Peróxidos

H2CO3, HNO3, HIO, H2SO4, etc.

KOH, NaOH, Ba(OH)2, Al(OH)3, Fe(OH)3 , etc.

K2SO4, Na2CO3, etc.

NH4Cl, NH4I, etc.

Hidróxidos

Oxoácidos

Oxosales

Sales ácidas derivadas de hidrácidos

Sales de amonio derivadas de hidrácidos

NaSH, Ca(SH)2, etc.

MgOHCl, Cu(OH)2CO3

NaHSO4, KHCO3, etc.

KAl(SO4)2, LiKSO4, etc.

Oxosales ácidas

Sales básicas

Sales dobles

Oxosales de amonio(NH4)2SO4, (NH4)IO3, etc. Excepto NH4NO3

Binarios

Ternarios

Cuaternarios

Compuestos

Sustancias inorgánicas

Sustancias simples o elementos: H2, O2, O3, He, Cu, Fe, Ag, etc.



Para moléculas neutras, la suma algebraica de los números de oxidación de los elementos

involucrados, multiplicado por sus respectivas atomicidades, debe ser igual a cero. Dicho

de otra manera, el número de oxidación aportado por la parte electronegativa debe ser

igual, en valor absoluto, al aportado por la parte electropositiva. Para conseguirlo el

procedimiento más utilizado es intercambiar los números de oxidación y simplificar

cuando sea posible

NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGÁNICOS

Se aceptan tres tipos de nomenclaturas para nombrar compuestos químicos

inorgánicos:

SISTEMÁTICA: También llamada nomenclatura por atomicidad o estequiométrica, es el

sistema recomendado por la IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada).

Debe escribirse primero los elementos menos electronegativos, seguidos de los más

electronegativos, cada uno afectado por un subíndice que indica el número de átomos

que estos aportan para formar la molécula (atomicidad).

Se debe nombrar primero al anión y luego al catión.

Para indicar la atomicidad de cada uno de los elementos presentes en cada molécula se

usan prefijos numéricos griegos:

Prefijo griego mono- di- tri- tetra- penta- hexa- hepta- oct-

atomicidad 1 2 3 4 5 6 7 8

El prefijo mono, si resulta innecesario, puede omitirse. No es necesario mencionar las

proporciones estequiométricas si en el compuesto interviene un elemento de n.o.

constante.

Ejemplos:

Cl2O7: heptaóxido de dicloro

CrBr3: tribromuro de cromo

CO: monóxido de carbono

STOCK: el número de oxidación del elemento se indica en números romanos y entre

paréntesis inmediatamente después del nombre. Si en el compuesto interviene un

elemento cuyo número de oxidación es cte., es innecesario indicarlo.



Ejemplos:

MnO: óxido de manganeso (II)

Mn2O3: óxido de manganeso (III)

MnO2: óxido de manganeso (IV)

TRADICIONAL: En este sistema de nomenclatura se indica la valencia del elemento de

nombre específico con una serie de prefijos y sufijos. De manera general las reglas son:

Cuando el elemento sólo tiene un número de oxidación, simplemente se coloca el

nombre del elemento precedido de la sílaba “de” y en algunos casos se puede optar

a usar el sufijo –ico.

Ej. K2O, óxido de potasio u óxido potásico.

Cuando tiene dos números de oxidación se usan los sufijos -oso (cuando el

elemento usa el menor n.o.) e -ico (cuando el elemento usa el mayor n.o.).

Ej. Fe+2O-2 (hierro con n.o. +2): óxido ferroso.

Fe2+3O3

-2 (hierro con n.o. +3): óxido férrico.

Cuando tiene tres números de oxidación se usan los prefijos y sufijos

hipo- … -oso (para el menor n.o.)

… -oso (para el n.o. intermedio)

… -ico (para el mayor n.o.)

Cuando tiene cuatro números de oxidación se usan los prefijos y sufijos.

hipo- … -oso (para n.o. 1 y 2)

… -oso (para n.o. 3 y 4)

… -ico (para n.o. 5 y 6)

per- … -ico (para n.o. 7):

1 – COMPUESTOS INORGÁNICOS BINARIOS

1.1) HIDRUROS: son compuestos binarios constituidos por hidrógeno (H) y otro elemento

(metálico o no metálico). De acuerdo al elemento que está unido al H, se

clasifican en:



1.1.1) HIDRUROS METÁLICOS (iónico): combinación del ión hidruro (H-, n.o. = -1) con

cationes metálicos (Mn+. n.o. = +n). Para escribir su fórmula, se coloca primero el

símbolo del metal y se coloca como subíndice del hidrógeno el n.o. del metal.

Nomenclatura sistemática: se antepone hidruro de seguido del nombre del elemento

metálico, indicando la proporción entre ellos.

Nomenclatura de Stock: se antepone hidruro de seguido del nombre del elemento

metálico. Cuando el metal posee más de un n.o. este se indica entre paréntesis con

números romanos.

Nomenclatura tradicional: se antepone hidruro de seguido del nombre del elemento

metálico. Cuando el metal posee más de un n.o. se debe colocar el sufijo oso para

indicar el menor de estos e ico para indicar el mayor.

Nomenclatura

Fórmula Sistemática Stock Tradicional

NaH monohidruro de sodio hidruro de sodio hidruro de sodio

CaH2 dihidruro de calcio hidruro de calcio hidruro de calcio

AlH3 trihidruro de aluminio hidruro de aluminio hidruro de aluminio

PbH4 tetrahidruro de plomo hidruro de plomo (IV) hidruro plúmbico

FeH2 dihidruro de hierro hidruro de hierro (II) hidruro ferroso

1.1.2) HIDRUROS NO METÁLICOS (covalente): combinaciones del H (n.o. = +1) con los no

metales C, Si, N, P, As, Sb y O. Sus disoluciones en agua no presentan carácter ácido.

Todos reciben nombres particulares aceptados por la IUPAC. En todos los casos los

elementos actúan con el menor n.o.

Nomenclatura

Fórmula Sistemática Tradicional

BH3 trihidruro de boro borano

SiH4 tetrahidruro de silicio silano

NH3 trihidruro de nitrógeno amoníaco

PH3 trihidruro de fosforo fosfina

AsH3 trihidruro de arsénico arsina

SbH3 trihidruro de antimonio estibina

H2O agua

CH4 tetrahidruro de carbono metano



1.1.3) HIDRUROS NO METÁLICOS DE CARÁCTER ÁCIDO (covalentes): Son combinaciones

del H (n.o. = +1) con F, Cl, Br, I (n.o. = –1) y S, Se, Te (n.o. = –2). Tales compuestos dan

disoluciones ácidas cuando se disuelven en agua, llamándose en ese caso

HIDRÁCIDOS. Los no metales que los forman actúan siempre con su menor n.o.

Para escribir su fórmula, se coloca primero el hidrógeno seguido del no metal y se

coloca como subíndice del hidrógeno el n.o. del metal.

Nomenclatura tradicional: en estado gaseoso (estado natural) se designan añadiendo

el sufijo uro al nombre del elemento y agregando a continuación de hidrógeno.

Disueltos en agua llevan el nombre de ácido seguido del nombre del no metal al que

se le agrega el sufijo hídrico.

Nomenclatura tradicional

Fórmula en estado gaseoso en solución acuosa

HF fluoruro de hidrógeno ácido fluorhídrico

HBr bromuro de hidrógeno ácido bromhídrico

H2S sulfuro de hidrógeno ácido sulfhídrico

H2Te teleruro de hidrógeno ácido telurhídrico

1.2) ÓXIDOS: son compuestos binarios constituidos por oxígeno y otro elemento (metal o no

metal). De acuerdo al elemento que está unido al O, se clasifican en:

1.2.1) ÓXIDOS BÁSICOS: resultan de la combinación de un elemento metálico y oxígeno

(n.o. = -2). El carácter básico de estos óxidos, se deben a que reaccionan con ácidos

para dar como producto una sal.

Los óxidos básicos que se disuelven en agua dan compuestos denominados bases o

hidróxidos que se estudiarán más adelante.

Para escribir su formula se coloca el símbolo del metal seguido del oxígeno, se coloca

como subíndice del metal el n.o. del oxígeno y como subíndice del oxígeno el n.o. del

metal. Si los subíndices son divisibles entre sí, se simplifican.



Nomenclatura sistemática: se indica primero el número de átomos de oxígeno

seguido de la preposición de y del número de átomos del elemento metálico y su

nombre. El prefijo mono se omite para el metal.

Nomenclatura de Stock: se coloca la palabra óxido (de) seguido del nombre del

elemento metálico. Cuando el metal posee más de un n.o. este se indica entre

paréntesis con números romanos.

Nomenclatura tradicional: se antepone óxido (de) seguido del nombre del elemento

metálico. Cuando el metal posee dos n.o. se debe colocar el sufijo oso para indicar el

menor de estos e ico para indicar el mayor.

Nomenclatura


Na2O monóxido de sodio óxido de sodio óxido de sodio

ZnO monóxido de zinc óxido de zinc óxido de zinc

PbO monóxido de plomo óxido de plomo (II) óxido plumboso

PbO2 dióxido de plomo óxido de plomo (IV) óxido plúmbico

Fe2O3 trióxido de dihierro óxido de hierro (III) óxido férrico

Cr2O3 trióxido de dicromo óxido de cromo (III) óxido crómico

1.2.2) ÓXIDOS ÁCIDOS: resultan de la combinación de un no metal y oxígeno (n.o. = -2).

Se caracterizan por reaccionar con el agua para formar oxoácidos.

Para escribir su formula se coloca el símbolo del no metal seguido del oxígeno, se

coloca como subíndice del metal el n.o. del oxígeno y como subíndice del oxígeno el

n.o. del metal. Si los subíndices son divisibles entre sí, se simplifican.

Nomenclatura sistemática y Stock: se procede de la misma manera que para básicos.

Nomenclatura tradicional: se antepone la palabra anhídrido seguido del nombre del

elemento no metálico terminado en ico (cuando el no metal tiene un solo n.o.)

Cuando el no metal posee dos n.o. se debe colocar el sufijo oso para indicar el menor

de estos e ico para indicar el mayor. Cuando el no metal puede actuar con cuatro n.o.

(Cl, Br, I) se antepone la palabra anhídrido y al no metal se lo nombra como sigue:

hipo(no metal)oso (n.o.=+1)

(no metal)oso (n.o.=+3)

(no metal)ico (n.o.=+5)

per(no metal)ico (n.o.=+7)



Nomenclatura


CO2 dióxido de carbono óxido de carbono (IV) anhídrido carbónico

SO2 dióxido de azufre óxido de azufre (IV) anhídrido sulfuroso

Cl2O monóxido de dicloro óxido de cloro (I) anhídrido hipocloroso

Br2O5 pentóxido de bromo óxido de bromo (V) anhídrido brómico

I2O7 heptóxido de iodo óxido de iodo (VII) anhídrido periódico

Notas:

1) El nitrógeno presenta un comportamiento especial. Con números de oxidación +3 y +5

forma los óxidos nitroso (N2O3) y nítrico (N2O5), respectivamente. Pero con +1 forma en

monóxido de dinitrógeno (N2O), con +2 el monóxido de nitrógeno (NO) y con +4 el dióxido

de nitrógeno (NO2).

2) El manganeso con números de oxidación +6 y +7 forma los anhídridos mangánico (MnO3)

y permangánico (Mn2O7), respectivamente.

3) El cromo con números de oxidación +6 forma el anhídrido crómico (CrO3).

1.2.4) ÓXIDOS ANFÓTEROS: son óxidos metálicos que se comportan como óxidos ácidos

frente a las bases fuertes y como óxidos básicos frente a ácidos fuertes.

Los metales que forman estos óxidos son: Be, Al, Ga, Sn, Pb, Zn, Cr.

Se designan de la misma forma que lo óxidos básicos.

1.2.5) ÓXIDOS NEUTROS: provienen de no metales y no tiene propiedades ácidas ni

básicas. No reaccionan con el agua.

Ejemplos:

NO: monóxido de nitrógeno

NO2: dióxido de nitrógeno

CO: monóxido de carbono

MnO2: dióxido de manganeso

SO: monóxido de azufre

1.2.6) PERÓXIDOS: son óxidos que se caracterizan por presentar en su molécula en anión

peróxido, O22- (n.o. = -2). Se denominan así porque estas moléculas presentan mayor



cantidad de oxígeno que los óxidos correspondientes. Solo forman peróxidos los

elementos de los grupos IA y IIA de la tabla periódica.

Los elementos del grupo IA actúan con n.o. = +1 y por lo tanto forman peróxidos

de fórmula general: E2O2.

Los elementos del grupo IA actúan con n.o. = +2 y por lo tanto forman peróxidos

de fórmula general: EO2.

Fórmula Nomenclatura

H2O2 peróxido de hidrógeno

Li2O2 peróxido de litio

K2O2 peróxido de potasio

BeO2 peróxido de berilio

MgO2 peróxido de magnesio

CaO2 peróxido de calcio

1.3) SALES DE HIDRÁCIDOS: sustancia resultante de la sustitución de los átomos de

hidrógeno de un hidrácido por átomos de un metal.

Nomenclatura tradicional: se escribe el nombre del elemento no metálico terminado

en uro, seguida del nombre del elemento metálico. Si el metal posee dos n.o., se

agrega el sufijo oso para indicar el menor de estos e ico para indicar el mayor.

Nomenclatura


NaCl cloruro de sodio cloruro de sodio cloruro de sodio

CaS sulfuro de calcio sulfuro de calcio sulfuro de calcio

PbF2 difluoruro de plomo fluoruro de plomo (II) fluoruro plumboso

Fel3 triyoduro de hierro ioduro de hierro (III) ioduro férrico

Co2S3 trisulfuro de dicolbato sulfuro de cobalto (III) sulfuro cobáltico



1.4) COMPUESTOS ENTRE NO METALES: resulta de la combinación de dos elementos no

metálicos.

Nomenclatura sistemática: Para designar estos compuestos se agrega la terminación

uro al no metal más electronegativo, precedida de un prefijo que indica la cantidad

de átomos de este y a continuación se designa el otro no metal.

Nomenclatura de Stock: se escribe el nombre del elemento no metálico más

electronegativo terminado en uro, seguida del nombre del otro elemento no

metálico. Cuando el no metal posee más de un n.o. este se indica entre paréntesis

con números romanos.

Nomenclatura

Fórmula Sistemática Stock

PCl3 tricloruro de fósforo cloruro de fósforo (III)

PCl5 pentacloruro de fósforo cloruro de fósforo (V)

CCl4 tetracloruro de carbono cloruro de carbono (IV)

SiC carburo de silicio carburo de silicio

IBr bromuro de yodo bromuro de yodo (I)

NCl3 tricloruro de nitrógeno cloruro de nitrógeno (III)

2 – COMPUESTOS INORGÁNICOS TERNARIOS

2.1) HIDRÓXIDOS: compuestos ternarios constituidos por un elemento metálico, oxígeno e

hidrógeno. El oxígeno y el hidrógeno se encuentran unidos formando

una especie iónica con una carga negativa, llamada ion oxidrilo o

hidroxilo (OH-). Para escribir su formula se coloca el símbolo del metal

seguido del ion oxidrilo, se coloca como subíndice del ion oxidrilo el

n.o. del metal.

Nomenclatura sistemática: se coloca la palabra hidróxido precedida del prefijo que

indica la cantidad de oxidrilos que hay en la fórmula y a continuación el nombre del

metal.

Nomenclatura de Stock: se coloca la palabra hidróxido (de) seguido del nombre del

elemento metálico. Cuando el metal posee más de un n.o. este se indica entre

paréntesis con números romanos.



Nomenclatura tradicional: se antepone hidróxido (de) seguido del nombre del

elemento metálico. Cuando el metal posee dos n.o. se debe colocar el sufijo oso para

indicar el menor de estos e ico para indicar el mayor.

Nomenclatura


Na(OH) monohidróxido de sodio hidróxido de sodio hidróxido de sodio

Ca(OH)2 dihidróxido de calcio hidróxido de calcio hidróxido de calcio

Cu(OH) monohidróxido de cobre hidróxido de cobre (I) hidróxido cuproso

Fe(OH)3 trihidróxido de hierro hidróxido de hierro (III) hidróxido férrico

Pb(OH)4 tetrahidróxido de plomo hidróxido de plomo (IV) hidróxido plúmbico

2.2) OXOÁCIDOS: son compuestos ternarios formados por un elemento no metálico,

hidrógeno (n.o. = +1) y oxígeno (n.o. = -2). Se obtienen a partir del

óxido ácido o anhídrido correspondiente sumándole una molécula de

agua.

Para escribir su fórmula:

Se coloca el símbolo del hidrógeno, seguido del no metal y por

último el oxígeno.

Si el n.o. del no metal es impar se coloca un átomo de hidrógeno, si

es par se colocan dos.

El número de átomos de oxígeno se obtiene sumando el n.o. del no

metal más el número de átomos de hidrógeno y dividiendo el

resultado entre dos.

Nomenclatura sistemática: se indica el número de oxígenos presentes en la fórmula

mediante prefijos seguida del sufijo oxo. A continuación se designa el elemento no

metálico terminado siempre en ato. Finalmente se designa el de hidrógeno

precedido del prefijo que indica la cantidad de este elemento en la fórmula.

Nomenclatura de Stock: se coloca el nombre del elemento no metálico terminado en

ato y el n.o. del mismo entre paréntesis y en números romanos, a continuación se

agrega de hidrógeno.



Nomenclatura tradicional: se coloca la palabra ácido (de) seguido del nombre del no

metal terminado en ico (cuando el no metal tiene un solo n.o.). Cuando el no metal

posee dos n.o. se debe colocar el sufijo oso para indicar el menor de estos e ico para

indicar el mayor. Cuando el no metal puede actuar con cuatro n.o. (Cl, Br, I) se lo

nombra como sigue:

hipo(no metal)oso (n.o. = +1, +2)

(no metal)oso (n.o.=+3, +4)

(no metal)ico (n.o.=+5, +6)

per(no metal)ico (n.o.= +7)

Nomenclatura


H2SO3 trioxosulfato de diH sulfato (IV) de H ácido sulfuroso

HNO3 trioxonitrato de H nitrato (V) de H ácido nítrico

HClO4 tetraoxoclorato de H clorato (VII) de H ácido perclórico

H2CO3 trioxocarbonato de diH carbonato (IV) de H ácido carbónico

HBrO monooxobromato de H bromato (I) de H ácido hipobromoso

Notas:

1) El nitrógeno solo forma oxoácidos con los n.o. +3 (ácido nitroso) y +5 (ácido nítrico).

2) El cromo con n.o. +6 forma el ácido crómico (H2CrO4). Este ácido es inestable y se

descompone con pérdida de agua originando el ácido dicrómico (H2Cr2O7) según la siguiente

reacción:

2 H2CrO4 H2Cr2O7 + H2O

3) El manganeso con los n.o. +6 y +7 forma los ácidos mangánico (H2MnO4) y permangánico

(HMnO4), respectivamente.



Ácidos meta, piro y orto.

Los óxidos ácidos de los elementos P, As, Sb, B pueden reaccionar con una, dos o tres

moléculas de agua originando los ácidos denominados meta, piro y orto.

Ejemplo:

óxido ácido ecuación N. Tradicional

P2O3 P2O3 + H2O 2 HPO2 ácido metafosforoso

P2O3 P2O3 + 2H2O H4P2O5 ácido pirofosforoso

P2O3 P2O3 + 3H2O 2 H3PO3 ácido ortofosforoso

P2O5 P2O5 + H2O 2 HPO3 ácido metafosfórico

P2O5 P2O5 + 2H2O H4P2O7 ácido pirofosfórico

P2O5 P2O5 + 3H2O 2 H3PO4 ácido ortofosfórico

Nota: Por lo general el prefijo orto se puede omitir, por lo tanto los ácidos ortofosforoso y

ortofosfórico se pueden denominar ácido fosforoso y ácido fosfórico, respectivamente.

2.3) OXOSALES: son compuestos ternarios formados por un elemento no metálico, un metal

y oxígeno (n.o. = -2). Provienen de reemplazar totalmente los átomos de

hidrógenos de los oxoácidos. Para escribir su formula se aplican las

siguientes reglas:

Se cribe primero el oxoácido del cual deriva la sal, se eliminan los

hidrógenos de éste a fin de obtener el anión del oxoácido, teniendo

en cuanta siempre que el número de hidrógenos eliminados nos

dará la carga del anión del oxoácido.

Se coloca primero el símbolo del metal y luego el anión del

oxoácido.

Se colocan como subíndice del anión el n.o. del metal y como

subíndice del metal la carga del anión.

Fórmula del

ácido Nombre del ácido

Representación

del anión

Nombre del

anión

Carga del

anión

HNO2 ácido nitroso NO2- nitrito -1

H2SO4 ácido sulfúrico SO42- sulfato -2

HClO ácido hipocloroso ClO- hipoclorito -1

H2CO3 ácido carbónico CO32- carbonato -2



Nomenclatura sistemática: se indica el número de oxígenos presentes en la fórmula

mediante prefijos seguida del sufijo oxo. A continuación se designa el elemento no

metálico terminado siempre en ato y el n.o. del mismo entre paréntesis y en

números romanos. Finalmente se designa el metal precedido del prefijo que indica la

cantidad de este elemento en la fórmula.

Nomenclatura de Stock: se coloca el nombre del elemento no metálico terminado

siempre en ato y el n.o. del mismo entre paréntesis y en números romanos, a

continuación se agrega la preposición de y el nombre del metal. Si el metal posee dos

n.o., se coloca el mismo entre paréntesis y en números romanos

Nomenclatura tradicional:

Se coloca el nombre del no metal terminado en ato (cuando el no metal tiene

un solo n.o.). Cuando el no metal posee dos n.o. se debe colocar el sufijo ito

para indicar el menor de estos e ato para indicar el mayor.

Si el no metal presenta más de dos n.o. se usan los prefijos hipo y per para

indicar el menor y mayor respectivamente.

Por último se designa al metal. Si solo tiene un n.o. se coloca el nombre del

metal; si presenta dos n.o. se escribe el nombre del metal con terminación

oso (menor n.o.) o ico (mayor n.o.).

Nomenclatura


K2CO3 trioxocarbonato de

dipotasio carbonato de potasio carbonato de potasio

Sn(NO3)2 bis(trioxonitrato) de

estaño nitrato (V) de estaño (II) nitrato estannoso

Fe2(SO3)3 tris(trioxosulfato) de

dihierro sulfato (IV) de hierro (III) sulfito férrico

NaClO monooxoclorato de sodio clorato (I) de sodio hipoclorito de sodio

Ni(BrO4)2 bis(tetraoxobromato) de

niquel bromato (VII) de niquel (II) perbromato niqueloso



2.4) SALES ÁCIDAS DERIVADAS DE HIDRÁCIDOS: resultan de la sustitución parcial de átomos

de hidrógeno de hidrácidos.

Nomenclatura tradicional:

Anteponer la palabra bi a la nomenclatura tradicional de la sal neutra

correspondiente. Si el metal posee dos n.o., se agrega el sufijo oso

para indicar el menor de estos e ico para indicar el mayor.

Intercalar la palabra ácido a la nomenclatura tradicional de la sal

neutra correspondiente.

Fórmula Nomenclatura tradicional

NaHS bisulfuro de sodio sulfuro ácido de sodio

Ca(HS)2 bisulfuro de calcio sulfuro ácido de calcio

Fe(HS)2 bisulfuro ferroso sulfuro ácido ferroso

Co(HS)3 bisulfuro cobáltico sulfuro ácido cobáltico

2.5) SALES DE AMONIO DERIVADAS DE HIDRÁCIDOS: son compuestos ternarios constituidos

por hidrógeno, nitrógeno y un no metal. Con la característica particular que el

hidrógeno se encuentra siempre unido al nitrógeno formando una unidad,

denominada ion amonio, NH4+. Resultan de la sustitución de todos los átomos

de hidrógeno del hidrácido por el ion amonio.

Nomenclatura: nombre del no metal terminado en uro, seguida de la preposición de

y del nombre del ión amonio.

NH4Cl: cloruro de amonio

(NH4)2S: sulfuro de amonio

3 – COMPUESTOS INORGÁNICOS CUATERNARIOS

3.1) OXOSALES ÁCIDAS: compuestos que resultan del reemplazo parcial de átomos de

hidrógeno por metales en oxoácidos que tienen dos o más hidrógenos en su

fórmula.




KHSO3 bisulfito de potasio sulfito ácido de sodio

NaHCO3 bicarbonato de sodio carbonato ácido de sodio

Ba(HSO4)2 bisulfato de bario sulfato ácido de bario

Na2HPO4 fosfato monoácido de sodio

LiH2PO4 fosfato diácido de litio

FeHPO4 fosfato monoácido ferroso

Fe(H2PO4)3 fosfato diácido férrico

3.2) OXOSALES BÁSICAS: compuestos que resultan del reemplazo parcial de iones OH- por

aniones de ácidos (hidrácidos u oxiácidos) en hidróxidos que tienen dos o más

iones OH-.


Mg(OH)Cl cloruro básico de magnesio

Al(OH)2Cl cloruro dibásico de aluminio

Al(OH)Cl2 cloruro básico de aluminio

Pb(OH)2S sulfuro dibásico plúmbico

Cu(OH)(NO3) nitrato básico cúprico

Pb(OH)(NO3) nitrato básico plumboso

[Co(OH)2]2(SO4) sulfato dibásico cobáltico

Al2(OH)4(SO4) sulfato tetrabásico de aluminio

3.3) SALES DOBLES: compuestos por dos elementos metálicos (también puede ser el ión

NH4+), oxígeno y un elemento no metálico.

Nomenclatura: nombre primero el anión, según el ítem 2.3 (sulfato, carbonato, etc)

seguido de la palabra doble, luego la preposición de y d a continuación los nombre de

los n elementos metálicos (comenzando por el de mayor n.o.). Se indica entre

paréntesis el n.o. de los metales cuando sea necesario.

AgK(NO3)2: nitrato doble de plata y potasio

LiAl(SO4)2: sulfato doble de aluminio y potasio

KNaCO3: carbonato doble de sodio y potasio



EJERCICIOS DE NOMENCLATURA INORGÁNICA

1.1) Nombre los siguientes hidruros metálicos.

Nomenclatura


NaH

KH

LiH

CaH2

BeH2

SnH4

PbH2

FeH2

FeH3

AlH3

CuH2

AuH

NiH2

CuH

1.2) Nombre los siguientes hidruros no metálicos.

Nomenclatura

Fórmula Sistemática Tradicional

BH3

SiH4

Si2H6

NH3

PH3

P2H4

AsH3

As2H4

SbH3

CH4

1.4) Nombre los siguientes hidrácidos.

Nomenclatura tradicional

Fórmula en estado gaseoso en solución acuosa

HF

HCl

HBr

HI

H2S

H2Se

H2Te



1.4) Formule los siguientes hidruros.

Hidruro de cesio: Hidruro de cinc:

Hidruro de magnesio: Hidruro de titanio (IV):

Hidruro de estaño (IV): Hidruro de cobalto (II):

Hidruro de cromo (III): Dihidruro de estaño:

Hidruro niqueloso: Trihidruro de niquel:

Hidruro cobáltico: Hidruro plúmbico:

1.5) Nombre las siguientes sales de hidrácidos.

Nomenclatura


KCl

BaCl2

FeS

Fe2Se3

CaF2

LiI

PtS

AuI3

HgCl2

HgS

PbSe

LiBr

NiS

CoBr2

K2Se CuCl KI PbCl4

1.6) Formule las siguientes sales de hidrácidos.

Cloruro de plomo (II): Bromuro de calcio:

Fluoruro de plata: Yoduro de hierro (III):

Bromuro de manganeso (III): Cloruro de cobalto (II):

Dicloruro de níquel: Pentafluoruro de bismuto:

Trifluoruro de aluminio: Disulfuro de plomo:

Fluoruro de hierro (II): Seleniuro cúprico:

Sulfuro platinoso: Cloruro ferroso:



1.7) Nombre los siguientes óxidos básicos.

Nomenclatura


CaO

SrO

CrO

MnO

Ni2O3

ZnO

CdO

Ag2O

HgO

PtO2

PbO

Au2O3

Ni2O3

K2O

BaO FeO Li2O SnO2 SnO NiO Cu2O

1.8) Formule los siguientes óxidos básicos.

Óxido de titanio (IV): Óxido de cobre (II):

Óxido de calcio: Óxido de sodio:

Óxido férrico: Óxido auroso:

Óxido platínico: Trióxido de dicobalto:

Monóxido de hierro: Óxido de oro (III):

Trióxido de dihierro: Óxido de aluminio:

1.9) Nombre los siguientes óxidos ácidos.

Nomenclatura


N2O3

N2O5

P2O3

SiO2

Sb2O5

Sb2O3



I2O

I2O3

Cl2O5

Cl2O7

SO3

As2O3

MnO3

Mn2O7

CrO3 SO2

1.10) Formule los siguientes óxidos ácidos.

Anhídrido carbónico: Anhídrido fosfórico:

Heptóxido de dibromo: Óxido de cloro (V):

Anhídrido crómico: Óxido de arsénico (III):

Trióxido de difósforo: Dióxido de azufre:

Anhídrido fosforoso: Trióxido de diyodo:

Pentóxido de dinitrógeno: Óxido de selenio (VI):

1.11) Nombre los siguientes óxidos.

Nomenclatura


CO

BeO

B2O3

SO2

CO2

Cr2O3

MgO

Br2O7

As2O5

CaO2

H2O2

Mn3O4

Fe2O3

Bi2O5

Na2O NO2 MnO Sb2O3



1.12) Formule los siguientes óxidos.

Óxido de potasio: Óxido de manganeso (IV):

Óxido de arsénico: Heptóxido de diyodo:

Óxido aúrico: Óxido arsénico:

Pentóxido de difósforo: Óxido brómico:

Monóxido de carbono: Trióxido de dialuminio:

Óxido hipocloroso: Peróxido de bario:

Óxido nítrico: Peróxido de potasio:

Óxido arsenioso: Óxido de oro (I):

Óxido permangánico: Dióxido de plomo:

Óxido de bromo (V): Anhídrido fosforoso:

Anhídrido carbónico: Anhídrido nítrico:

1.13) Nombre los siguientes hidróxidos.

Nomenclatura


Pb(OH)4

Fe(OH)3

Hg(OH)

Rb(OH)

Sn(OH)2

Ni(OH)3

Al(OH)3

Sn(OH)4

Bi(OH)5

Pt(OH)4

Cr(OH)2

Sr(OH)2

Au(OH)3

Ag(OH)

Co(OH)3 Fe(OH)2 Cu(OH) Cu(OH)2 Li(OH)



1.14) Formule los siguientes hidróxidos.

Hidróxido ferroso: Hidróxido de oro (III):

Hidróxido de sodio: Hidróxido plúmbico:

Hidróxido de níquel (II): Hidróxido de manganeso (II):

Hidróxido de estroncio: Hidróxido crómico:

Hidróxido de bismuto (III): Hidróxido de cesio:

Hidróxido paládico: Hidróxido mercúrico:

Hidróxido cádmico: Hidróxido de platino (IV):

Hidróxido de potasio: Hidróxido de oro (I):

1.15) Nombre los siguientes oxoácidos.

Nomenclatura


HIO

HClO

HClO2

HBrO3

HIO4

HNO2

HBO2

H2CrO4

H2Cr2O7

H2SeO3

H4P2O5

HMnO4

H4SiO4

H3PO3

H2CO2 HAsO2 HAsO3 H3AsO3 H2SO4 HNO3 H3PO4



1.16) Formule los siguientes oxoácidos.

Ácido perclórico: Ácido nítrico:

Ácido carbónico: Ácido ortofosfórico:

Ácido cromoso: Ácido crómico:

Ácido permangánico: Ácido meta arsénico:

Ácido selénico: Ácido sulfuroso:

Ácido pirobórico: Ácido fosforoso:

Ácido antimonioso: Ácido cloroso:

Ácido sulfúrico: Ácido hipoiodoso:

Ácido metasilícico: Ácido ortobórico:

Ácido nitroso: Ácido mangánico:

1.17) Nombre las siguientes oxosales.

Nomenclatura


Ca(IO4)2

Co(NO3)2

BaCrO4

Pb(SeO3)2

Ni4(SiO3)3

K2Cr2O7

Fe(MnO4)2

FeMnO4

AgAsO3

NiPO4

CuBrO3

PbSO4

LiAsO3

HgClO

Pb(IO3)2 Sr(PO3)2 Cu2P2O5 PtSeO4 SnCO3 Pb2P2O7 Al(PO3)3



1.18) Formule las siguientes oxosales.

Nitrato de litio: Sulfito plumboso:

Hipoclorito niquélico: Arsénico de plata:

Dicromato de sodio: Cromato de cesio:

Carbonato auroso: Iodato de aluminio:

Sulfato (IV) de mercurio (I): Clorato (III) de cobre (II):

Permanganato de cobalto (III): Piroborato áurico:

Pirofosfito platinoso: Hipobromito de sodio:

Piroantimoniato platinoso: Sulfato de magnesio:

Nitrato de cádmico: Carbonato de hierro (III):

Clorato férrico: Ortosilicato estañoso:

1.19) Nombre las siguientes sales.


AgH2PO4

Ni(H2BO3)2

HgHAsO3

NH4HSO3

Fe2(H2P2O7)3

CuHSeO4

Ba(HMnO4)2

Ba(HS)2

Fe(HS)3

Pb(HSe)4

Co(OH)CO3

Pb(OH)BrO3

Cu(OH)ClO4

[Fe(OH)2]2SO4

Pb(OH)2 SO3 Au(OH)2NO3 Hg(OH)Cl [Ba(OH)]2S Mg(OH)ClO4

KNaMnO4 LiNH4S AgMgPO4 RbCsCO3 MgNH4PO4 KAl(SO4)2 CaBaP2O7 AlNaP2O5 [KNH4]3(PO4)2

Curso de Ingreso FAyA – 2012 Estequiometria


Unidad N° 5

ESTEQUIMETRIA

Átomo, molécula. Atomicidad. Peso atómico. Peso molecular. Mol. Volumen molar de los

gases. Ley de conservación de la materia. Cálculos estequiométricos.

La palabra estequiometria se refiere a la rama de la ciencia que se ocupa de establecer

relaciones ponderales (o de masa) en las transformaciones químicas.

Átomo: es la partícula más pequeña de un elemento capaz de combinarse.

Molécula: es la menor porción de sustancia pura (simple o compuesta) que puede existir en

estado libre, conservando las propiedades de esa sustancia. También puede definirse como

un conjunto neutro de átomos que se comporta como una unidad.

Atomicidad: se llama así al número de átomos que forman la molécula de una sustancia

simple.

El número de átomos se escribe junto al símbolo del elemento como subíndice.

En general los átomos se presentan en la naturaleza formando moléculas monoatómicas. Sin

embargo se encuentran excepciones, por ejemplo existen 7 elementos cuyos átomos se

aparean para formar moléculas biatómicas y son: F2, Cl2, Br2, I2, N2, O2, H2.

En la siguiente tabla se consigna la atomicidad de algunas sustancias simples:

Sustancia simples Atomicidad Notación

neón, helio, sodio monoatómica Ne, He, Na

hidrogeno, nitrógeno biatómica H2, N2

ozono triatómica O3

fósforo, arsénico tetratómica P4, As4

azufre octatómica S8

Masa Atómica Relativa (A) o Peso Atómico Relativo (PA)



Se denomina masa atómica (A) de un elemento al número abstracto que indica cuantas

veces mayor es la masa de un átomo de ese elemento que la unidad de masa atómica

(u.m.a.).

A partir del año 1961 se adoptó como unidad de masa atómica (u.m.a) a la doceava parte de

la masa del átomo de carbono 12.

Por lo tanto la masa atómica relativa de un elemento X estará dada por:

masa de átomo del elemento X

A (x) =

1/12 masa de un átomo de carbono 12

No deberá confundirse el concepto de masa atómica relativa de un elemento con el de masa

de átomo de ese elemento. La masa del átomo de un elemento es un número concreto. Es

una cantidad expresada en gramos.

Elemento Masa atómica relativa (A) Masa de un átomo

H 1,008 1,6744 x 10-24g

N 14,0 2,325 x 10-23g

O 16,0 2,6578 x 10-23g

Masa Molecular Relativa (M) o Peso Molecular Relativo (PM)

Masa molecular relativa (M) de una sustancia es el número abstracto que indica cuantas

veces mayor es la masa de una molécula de esa sustancia que la unidad de masa atómica

(u.m.a.)

En la práctica la masa molecular (M) de una sustancia se determina sumando las masas

atómicas relativas (A) de los elementos cuyos átomos constituyen la molécula de esa

sustancia.

Ejemplo:

Calcular la M del CO2

2 A O = 2 x 16 = 32 u.m.a.



1 A C = 1 x 12 = 12 u.m.a.

M CO2 = 44 u.m.a.

Mol, Número de Avogadro, Volumen Molar

En el año 1971 se adoptó para el Sistema Internacional de unidades el siguiente concepto de

mol:

Mol es la cantidad de materia que contiene tantas partículas elementales como átomo

hay en 0,012 Kg de carbono 12.

Cuando se emplea el mol, las partículas elementales deben especificarse y pueden ser

átomos, moléculas, iones, electrones, etc.

Es posible definir también el concepto de mol como la cantidad de materia que posee un

sistema formado por 6,02 x 1023 partículas elementales.

Al número 6,02 x 1023 se lo denomina Número de Avogadro. Se lo representa con la letra N.

Mol de Moléculas: es la cantidad de materia que posee N moléculas.

Es posible generalizar el concepto el concepto de mol de moléculas planteando las

siguientes igualdades:

1mol de moléculas = 1 mol = 6,02 x 1023 moléculas = M o PM en g = 22,4 litros (gas en CNPT)

Mol de Átomos: es la cantidad de materia que posee N átomos.

Generalizamos el concepto de mol de átomos mediante las siguientes igualdades:

1 mol de átomos = 1 átomo – gramo = 6,02 x 1023 átomos = PA en g

Aplicando los conceptos anteriores para el oxígeno atómico y molecular tenemos que:

1 mol de átomos de

O

Masa: 16 g Nº de átomos: 6,02x

1023



Una ecuación química contiene información acerca de las cantidades de reactivos y

productos que participan en el proceso. Las ecuaciones químicas pueden interpretarse en

términos de átomos y moléculas o bien en términos de gramos, moles o litros.

Cada problema, en estequiometria, se basa en una reacción química balanceada y su

interpretación se hace en términos de moles, gramos, litros. Los números relativos de

moléculas de los reaccionantes y de los productos están indicados por los coeficientes de las

fórmulas que corresponden a estas moléculas.

Ley de conservación de la masa (Ley de Lavoisier): En toda reacción química que ocurre en

un sistema aislado la suma de las masas de las sustancias reaccionantes es igual a la suma de

las masas de los productos de la reacción. En otras palabras podemos decir que En un

sistema material aislado la masa permanece constante cualquiera sea la transformación

física o química a que se someta el sistema.

A modo de ejemplo analizaremos la química de formación de trióxido de azufre, a partir de

dióxido de azufre y oxígeno:

2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g)

A partir de la cual podemos decir que:

1 mol de moléculas de

O2

Masa: 32 g Volumen en CNPT: 22,4

litros

Nº de moléculas: 6,02x

1023



Cada vez que… Reaccionan con… Se forman…

2 moléculas de SO2 1 molécula de O2 2 moléculas de SO3

2 moles de SO2 1 mol de O2 2 moles de SO3

128 g de SO2 32 g de O2 160 g de SO3

Ejercitación

1. Calcular el nº de átomos presentes en 2,3 g de Sodio (PM = 23,0 g/mol)

2. Calcular cuantas moléculas hay en 4,4 gramos de CO2 (PM = 44,0 g/mol)

3. Calcular la masa de agua que contiene 0,23 moles de agua (H = 1, O = 16 g/mol)

4. Calcular el número de átomos de azufre y de hidrógeno contenidos en 25 g de H2S (H=1,

S=32 g mol)

5. Determinar cuál es el peso de las siguientes mezclas:

a. 0,15 moles de Hg más 0,15 g de Hg más 4,53 x1022 átomos de Hg.

b. 0,25 moles de O2 más 4,15 x1022 átomos de oxígeno

6. Una muestra de 1 gramo de un elemento contiene 1,5 x1022 átomos. ¿Cuál es la masa

molar del elemento?

7. Considerando que el SO3 es un gas:

a. ¿Cuántas moléculas contienen 160 g de SO3?

b. ¿Cuantos átomos y gramos de oxigeno contiene?

8. Razone cuál de las siguientes cantidades tendrá un mayor número de átomos:

a. 20 g de Fe

b. 20 g de S

c. 20 g de O2

d. 20 g de CaCO3



9. Disponemos de una muestra de 10 g de un compuesto orgánico cuya masa molar es 60.

Cuando analizamos su contenido obtenemos: 4 g de C; 0,67 g de H y 5,33 g de O. Calcular la

fórmula empírica y la fórmula molecular.

10. Se disponen de 2 moles de moléculas de N2, calcular:

1. Masa en gramos

2. Número de moléculas

3. Volumen en CNPT

11. Teniendo en cuenta la siguiente ecuación química:

2 NO(g) + O2(g) 2 NO2(g)

1. Señalar cuáles son los reactivos y productos

2. Marcar cuáles de las siguientes afirmaciones son verdaderas.

a. dos moléculas de monóxido de nitrógeno se combinan con una molécula de oxígeno para

dar dos moléculas de dióxido de nitrógeno.

b. dos gramos de monóxido de nitrógeno se combinan con un gramo de oxígeno para dar

dos gramos de dióxido de nitrógeno.

c. dos moles de moléculas de monóxido de nitrógeno reaccionan con un mol de moléculas

de oxígeno para formar dos moles de moléculas de dióxido de nitrógeno.

d. en CNPT 44,8 L de NO se combinan con 22,4 L de O2 para dar 44,8 L de NO2.

e. dos moléculas de monóxido de nitrógeno se combinan con un átomo de oxígeno para dar

dos moléculas de dióxido de nitrógeno.

3. Señalar las respuestas correctas a medida que transcurre la reacción:

a. el número de moléculas de NO aumenta.

b. el número de moléculas de O2 permanece constante.

c. el número de moléculas de NO2 aumenta.

d. el número de moléculas de NO disminuye.

e. el número de moles de NO (g) que se transforman es igual al número de moles de NO2 (g)

que se forman.

12. A partir de la siguiente ecuación:



2 H2S(g) + 3 O2(g) 2 SO2(g) + 2 H2O(g)

Calcule:

a. los moles de O2 necesarios para reaccionar con 0,60 moles de H2S.

b. los moles de SO2 producidos a partir de 0,60 moles H2S.

c. los gramos de O2 necesarios para reaccionar con 0,60 moles H2S.

13. Si 30 litros de cloro reaccionan con hidrógeno para formar cloruro de hidrógeno.

Calcular:

a. masa de hidrógeno empleada.

b. volumen de cloruro de hidrógeno medido en CNPT

c. moles de moléculas de hidrógeno empleado.

14. Se hacen reaccionar cuatro moles de dióxido de azufre con oxígeno obteniéndose el

óxido ácido correspondiente. 2 SO2 + O2 2 SO3

Calcular:

a. el volumen de oxígeno que reacciona en CNPT

b. la masa de trióxido de azufre que se obtiene.

15. Calcular las masas de ácido clorhídrico y de hidróxido de sodio que se necesitan para

obtener 292 g de NaCl.

HCl + NaOH NaCl

16. El gas amoníaco es oxidado por el oxígeno según la reacción:

2 NH3 (g)+ 5/2 O2 (g) 2 NO (g)+3 H2O (g)

a. ¿Cuántos litros de oxígeno serán necesarios para reaccionar 500 L de amoníaco?

b. ¿Cuántos litros de NO se formarán?

c. ¿Cuántos litros de H2O se formarán?

(Todos los gases han sido medidos en condiciones normales de presión y temperatura).

17. A partir de la descomposición de la piedra caliza (CaCO3)

CaCO3 CaO + CO2

Calcular:

a. ¿Cuántos gramos de CaCO3 serán necesarios para obtener 1,5 moles de óxido de calcio



b. ¿Cuántos litros de dióxido de carbono, medidos en CNPT, se desprenden en esta reacción?

18. Dos litros de hidrógeno reaccionan con 1 litro de oxígeno, ambos medidos en CNPT.

Indique:

a) ¿Cuántos moles de moléculas de agua se obtienen?

b) ¿Qué masa de agua se obtiene?

19. Dada la siguiente ecuación química, no balanceada:

AlO + HCl AlCl3 + H2

Calcular la cantidad de H2, cuando se hace reaccionar 3.0 mol de Al con 4.0 mol de HCl.

20. ¿Cuántas moléculas de O2 pueden obtenerse por la descomposición de 300 g de KClO3 de

acuerdo a la siguiente ecuación no igualada?

KClO3 KCl + O2

21. Si se hace reaccionar 64 g de metano con 355 g de cloro, de acuerdo a la ecuación:

CH4 + 4 Cl2 CCl4 + 4 HCl

Calcular la cantidad de CCl4 y HCl formado.

22. El gas propano, C3H8, en presencia de oxigeno reacciona para dar CO2 y H2O.

¿Cuántos moles de CO2 se forman cuando se queman 110,0 g de propano en presencia de

aire?

23. ¿Cuántos gramos de FeS se necesitan para producir 350,0 g de H2S según la ecuación:

FeS + 2HCl H2S + FeCl2

24. ¿Cuántos moles de O2 se necesitan para formar 0,80 moles de Cl2 según la ecuación

4 HCl + O2 2 H2O + 2 Cl2

25. ¿Qué peso de FeS se necesitan para preparar 6.75 moles de H2S?

FeS + 2 HCl H2S + FeCl2



26. Utilizando la reacción balanceada:

4 FeS + 7 O2 2 Fe2O3 + 4 SO2

Calcular:

a. el número de moléculas SO2 formadas a partir de 80 moléculas de FeS

b. el número de moléculas de O2 necesarias para reaccionar con 40 moléculas de FeS.

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INTRODUCCION - faa.unse.edu.arfaa.unse.edu.ar/ingreso/Cuadernillo-Curso-Ingreso-2012.pdf · Los iones que se originan por ganancia de electrones se denominan aniones y los que se