El módulo de Química se encuentra organizado de la siguiente

Universidad Nacional del Nordeste
Facultad de Ciencias Exactas, Naturales y Agrimensura
CURSO DE NIVELACION Y AMBIENTACIÓN
QUÍMICA
AÑO 2012
1
Este cuadernillo tiene por finalidad ayudar al estudiante que ingresa a la
Facultad de Ciencias Exactas, Naturales y Agrimensura como guía
en el
estudio de la Química, para adquirir los conocimientos básicos necesarios para
el cursado de las Asignaturas de Química de primer año.
Este material fue compaginado en base a los cuadernillos de Nivelación y
ambientación de Química de FACENA, UNNE:
 Curso de Nivelación y ambientación del
año 2011, UNNE Virtual.
Autor: Lic. María Irene Vera.
 Curso de Ingreso 2001. Cuadernillo numero Nº2. Química. Autor: Prof.
Celia Rosa Lentijo.
Bibliografía sugerida
● ATKINS, P. y JONES, L. Química. Moléculas. Materia. Cambio.
Barcelona, España, Omega S.A. ,1998. (Capítulos: 1, 2, y 4 ).
● BROWN, T., LE MAY, H, BURSTEN, B. Química la Ciencia Central.
México, Prentice may- Hispanoamericana S.A., 1998. (Capítulos: 1, 2, y 3 ).
● CHANG, R. Química. México, McGraw-Hill Interamericana editores de S.A.,
2002.(Capítulos: 1, 2 y 3).
● WHITTEN, K., DAVIS, R., PECK, M. Química General. España, McGraw-Hill/
Interamericana., 1998. (Capítulos: 1, 2, 3, 4, y 5).
2
CONTENIDO
INDICE
CONTENIDOS CONCEPTUALES
 Tema 1: Materia Y cambio.
4
 La materia. Estados de agregación de la materia. Cambios de estado. Masa y Peso.
Sistemas materiales: propiedades y clasificación .Cambios físicos y químicos.
 Tema 2: Átomos y Moléculas.
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 El Elemento químico. Partículas fundamentales del átomo. Composición del átomo.
Número atómico. Número másico. Isótopos. Moléculas.
 Tema 3: Clasificación periódica de los elementos.
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 La clasificación periódica de los elementos. Símbolos químicos. Períodos y grupos.
Metales, no metales y metaloides.
 Tema 4: Formulación y nomenclatura inorgánica.
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 Fórmula química. Tipos de fórmulas. Formulación y nomenclatura inorgánica, normativa
IUPAC y tradicional. Óxidos. Ácidos. Iones. Hidróxidos. Sales.
 Tema 5: Estequiometría.
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 Masa atómica relativa. Masa molecular relativa Constante de Avogadro. Mol. Masa molar.
Volumen molar.
 Tema 6: Reacciones Químicas
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 Reacción química. Ecuación química. Ley de Conservación de la masa Cálculos
estequiométricos basados en
ecuaciones químicas. Composición porcentual. Reactivo
limitante.
ANEXO
 Nomenclatura y Formulación Inorgánica
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 Serie de ejercicios
41
 Tabla de Números de Oxidación de elementos
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AUTOR
Bca. Liliana Inés Giménez
Jefe de Trabajos Prácticos
Química General
Coordinadora Módulo de Química
3
Tema 1
Materia Y cambio
LA MATERIA
La materia es el componente físico del universo; es todo aquello que tiene masa y
ocupa un lugar en el espacio. La materia se presenta de diversas formas, tales como
personas, plantas, rocas, objetos, bacterias, etc. Todo aquello que podemos ver y
tocar (un libro, nuestro cuerpo, agua, tierra) o no (como el aire, material de las
llamas, estrellas) son diferentes formas de materia.
Según su estado físico, la materia se presenta como sólido, líquido o gas.
ESTADO
FORMA
VOLUMEN
COMPRESIBILIDAD
PROPIEDADES
SUBMICROSCÓPICAS
SÓLIDO
definida
definido
despreciable
Partículas en
contacto y
estrechamente
empaquetadas
LÍQUIDO
indefinida
definido
muy pocas
Partículas en
contacto, pero
móviles, fuerzas
intermoleculares
menores.
GAS
indefinida
indefinido
alta
Partículas muy
separadas e
independientes
unas de otras, las
fuerzas de
atracción entre
moléculas es
pequeña.
4
CAMBIOS DE ESTADO DE AGREGACION
Modificando convenientemente las condiciones de presión y temperatura, en
general, la materia puede pasar por los tres estados de agregación. Los cambios de
estados tienen nombres específicos, a saber:
Un CUERPO es una porción limitada de materia. Ejemplos: un kilogramo de
arena, una silla de madera, un automóvil, etc.
La MASA es la medida de la cantidad de materia que tiene un objeto. La masa de un
cuerpo no varía con su posición.
El PESO de un cuerpo es la fuerza que la masa ejerce debido a la gravedad. Varía con la distancia
del cuerpo al centro de la tierra.
La MASA y el PESO de un cuerpo son dos magnitudes diferentes relacionadas
entre sí mediante la expresión:
P  m. g
Donde:
P = peso del cuerpo
m = masa del cuerpo
g = aceleración de la gravedad, del lugar.
El peso de un cuerpo es una cantidad variable en cambio su
masa es
constante.
m
P
g
5
Propiedades de la materia
Una sustancia es una forma de materia que tiene una composición definida
(constante) y propiedades características. Algunos ejemplos son el agua, el
amoníaco, el azúcar, el oro y el oxígeno.
Las propiedades de la materia se clasifican en:
● propiedades físicas
Las propiedades físicas de la materia son aquellas que podemos medir sin cambiar
la identidad y la composición de la sustancia. Por ejemplo: color, olor, volumen,
punto de fusión, punto de ebullición.
● propiedades químicas
Las propiedades químicas describen la forma en que una sustancia puede cambiar
o reaccionar para formar otras sustancias. Ejemplo: inflamabilidad (cuando una
sustancia arde en presencia de oxígeno).
Algunas propiedades físicas no dependen de la cantidad de materia analizada. Son
llamadas Propiedades Intensivas y muchas de ellas sirven para identificar las
sustancias (por ejemplo densidad, punto de fusión, punto de ebullición), otras se
pueden apreciar por los sentidos (como el color, sabor, sensación al tacto, sonido).
Las propiedades Extensivas de las sustancias dependen de la cantidad de materia
presente en una muestra de una sustancia (por ejemplo masa y volumen). Los
valores de una misma propiedad extensiva se pueden sumar (ejemplo: masa y
longitud), en cambio, las propiedades intensivas son no aditivas.
SISTEMAS MATERIALES
Un sistema material es una porción del universo que se aísla para su estudio
experimental.
Según su composición, la materia se clasifica en elemento, compuesto o mezcla.
Elementos: Son sustancias que no pueden descomponerse en sustancias más
simples por medios químicos, se componen de un único tipo de átomo (todos los
elementos conocidos están en la Tabla Periódica de los Elementos).
Compuestos: son sustancias que se componen de dos o más elementos, contienen
dos o más clases de átomos.
Mezclas: Es un sistema material formado por cantidades variables de dos o más
sustancias cada una de las cuales conserva su identidad y propiedades.
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Vemos así que las sustancias puras tienen composiciones fijas; las de las mezclas
pueden variar.
Las mezclas pueden ser:
Mezclas Heterogéneas: no tienen la misma composición y propiedades en todos
sus puntos. Por ejemplo: arena, roca, madera.
Mezclas Homogéneas: cuando tienen propiedades uniformes en todos sus puntos,
ejemplo: aire, sal disuelta en H2O. Las mezclas homogéneas se llaman soluciones.
Cualquier mezcla ya sea homogénea o heterogénea
pueden separarse en sus
componentes puros por métodos físicos.
Hay distintos tipos de soluciones, por ejemplo:
● Aire (solución gaseosa),
● Nafta (solución liquida),
● Latón (solución sólida).
Cambios físicos y químicos
El cambio es una transformación. Por ejemplo: la madera y el carbón arden, el
agua se evapora o solidifica, el hierro se oxida, los cohetes explotan. Toda la
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materia se transforma continuamente. El cambio es una constante manifestación de
la naturaleza.
Hay tres tipos de cambios: físicos, químicos y nucleares. Nos ocuparemos de los
dos primeros.
Los CAMBIOS FÍS ICOS son transformaciones que experimenta la materia sin
que se altere su composición química. Ejemplo: triturar hielo, vaporizar agua, etc.
Los CAMBIOS QUIMICOS o REACCIONES QUIMICAS son transformaciones
que experimenta la materia en las cuales unas sustancias llamadas sustancias
reaccionantes o ¨ reactivos ¨ se convierten en otras llamadas productos de la
reacción o ¨productos¨. En este tipo de cambios los átomos se reordenan para
formar sustancias nuevas. Ejemplo: el carbono se combina con el oxígeno para
formar dióxido de carbono.
8
Tema 2
ÁTOMOS Y MOLÉCULAS
El Elemento Químico
Toda la materia está compuesta de diferentes combinaciones de formas simples de
materia llamadas elementos químicos.
Existen más de 100 elementos químicos; hasta 1996 se habían descubierto o creado
112 elementos.
Si tenemos en cuenta que elemento químico es una sustancia formada por un
único tipo de átomos (es también definido como una sustancia que no se puede
separar en sustancias más simples por medios químicos o sustancia que consiste en
átomos con el mismo número atómico), podemos decir que existen 112 (o más de
100) clases de átomos que son los que dan lugar a la gran diversidad de materiales
de nuestro mundo.
La IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) es el organismo
internacional que en la actualidad, entre otras funciones, aprueba los nombres
propuestos para los nuevos elementos.
Cada elemento tiene un nombre y un único símbolo químico, formado por una o
dos letras relacionadas con el nombre.
El Átomo
La partícula más pequeña que puede existir de un elemento, recibe el nombre de
átomo, palabra que proviene del griego y significa indivisible.
Hoy se sabe que los átomos tienen una estructura interna y están constituidos por
partículas de menor tamaño. En 1911, Rutherford postuló que la mayor parte de la
masa del átomo y toda su carga positiva, reside en una región muy pequeña,
extremadamente densa, a la que llamó núcleo. La mayor parte del volumen total
del átomo era espacio vacío en el que los electrones se movían alrededor del
núcleo.
La lista de partículas que constituyen el núcleo se ha vuelto larga y continúa
creciendo desde la época de Rutherford, pero son tres las partículas fundamentales
o partículas subatómicas que afectan el comportamiento químico: el protón, el
neutrón y el electrón.
● Los protones y neutrones forman un cuerpo central, compacto llamado núcleo
del átomo (en conjunto se conocen como nucleones).
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● Los electrones se distribuyen en el espacio como si fueran una nube alrededor
del núcleo.
A este modelo de un átomo se lo llama átomo nuclear.
Características de las partículas subatómicas
Partícula
Símbolo
Carga
e-
-1
9,109.10-28 g
p+, H+
+1
1,673.10-24 g
n
0
1,675.10-24 g
Electrón
Protón
Masa
Neutrón
Las cargas son del protón y el electrón son:
● Electrón: - 1,602 x 10-19 C
● Protón: + 1,602 x 10-19 C
Que por comodidad se expresan carga del electrón: - 1 y carga del protón: +1.
● Neutrones son eléctricamente neutros.
Como el número de protones es igual al número de electrones, el átomo es
eléctricamente neutro. Las masas de los átomos son extremadamente pequeñas.
Para no usar cantidades tan pequeñas, se usa la uma = 1,66054 x 10 –24 g.
En cuanto a la masa:
● Protón: 1,0073 uma
● Neutrón: 1,0087 uma
● Electrón: 5,486 x 10-4 uma
Masa del p+ es semejante a la masa del neutrón >> masa del eMasa del protón = 1836 veces la masa del electrón.
Actualmente se mide la masa de los átomos y de las moléculas con un
espectrómetro de masas. Los átomos son extremadamente pequeños, tienen un
diámetro del orden de 10 -10 m. Se emplea como unidad el Å = 10 -10 m.
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Todos los átomos de un elemento tienen el mismo número de protones en el
núcleo. Eso hace que el átomo de un elemento sea diferente de un átomo de otro
elemento.
Número atómico, Número másico e Isópotos:
Se denomina número atómico, Z, de un elemento, al número de protones que hay
en el núcleo de cada átomo de dicho elemento. Como el átomo es eléctricamente
neutro, el número de electrones debe ser igual al número de protones.
La identidad química de un átomo queda determinada por Z.
El número másico A es la suma del número de protones (Z ) y de neutrones (N)
del núcleo de un átomo.
A=Z+N
Los átomos de un elemento que tienen el mismo número atómico (Z) pero distintos
números másicos (A) reciben el nombre de isótopos de dicho elemento (del griego
iso: igual; topos: lugar). Todos los isótopos de un mismo elemento tienen
exactamente el mismo Z, es decir poseen el mismo número de protones (y también
de electrones alrededor de su núcleo), pero distinto número de neutrones en el
interior del núcleo. La mayoría de los elementos tienen dos o más isótopos.
Los isótopos del hidrógeno son:
Un núcleo específico se denomina núclido o nucleido y en un núclido, el número
másico y el número atómico de un elemento X se indican:
Símbolo de núclido o nucleido
Comúnmente el número atómico se omite en el símbolo núclido y el nombre del
isótopo es el nombre del elemento seguido del número másico.
11
Ejemplo:
12
C
carbono 12
Z=6
.
A = 12
N=6
13
C
carbono 13
Z=6
A = 13
N=7
14
C
carbono 14
Z=6
A = 14
N=8
Resumiendo:
● Todos los átomos se componen de protones, neutrones y electrones.
● Ya que estas partículas, son las mismas en todos los átomos, los átomos de
diferentes elementos se diferencian en el número de partículas subatómicas
contenidas en cada átomo. Podemos considerar un átomo, como la muestra más
pequeña de un elemento, porque si lo dividimos en partículas subatómicas,
destruimos su identidad.
Moléculas
Una molécula es un agregado (eléctricamente neutro) de por lo menos dos
átomos en un ordenamiento definido; que se mantienen unidos por medio de
fuerzas químicas llamadas enlaces químicos.
Una molécula puede contener átomos del mismo elemento o átomos de dos o más
elementos, siempre en una proporción fija. Así una molécula no siempre es un
compuesto, el cual por definición está formado por dos o más elementos.
En casi todas las moléculas, dos o más átomos están enlazados, juntos, en unidades
discretas (partículas) muy pequeñas que son eléctricamente neutras. Los elementos
que normalmente ocurren como moléculas diatómicas son: H2 – O2 – N2– X2
(halógenos).
Algunos elementos existen en más de una forma, por ejemplo: O2 (g) y O3 (g); C
(grafi to) y C (diamante); P (blanco) y P (rojo).
Las diferentes formas de un mismo elemento, en el mismo estado físico se
denominan variedades alotrópicas o alótropos.
La mayoría de las sustancias que nos rodean son combinaciones de elementos.
Un compuesto es una sustancia integrada por dos o más elementos distintos en una
proporción determinada. Los átomos de un compuesto pueden estar enlazados,
formando moléculas o pueden presentarse en forma de iones. Cuando a un átomo
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neutro le quitamos o agregamos electrones, se forma una partícula cargada llamada
ion.
Un compuesto formado por moléculas se denomina compuesto molecular.
Ejemplo: H2O
Un compuesto formado por iones se denomina compuesto iónico. Ejemplo NaCl.
Los compuestos iónicos están formados por iones positivos y negativos que se
mantienen unidos por la atracción electrostática entre sus cargas eléctricas
opuestas.
Un compuesto iónico no está formado por moléculas individuales.
Cada cristal de NaCl es un conjunto ordenado de un enorme número de iones Na+
y Cl- alternados.
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Tema 3
La Tabla Periódica
La tabla periódica se desarrolló en 1869. Disponiendo los elementos en orden de Z
creciente, se observa que sus propiedades físicas y químicas exhiben un patrón
repetitivo o periódico.
En la Tabla Periódica, los elementos que tienen propiedades similares se disponen
en columnas verticales llamadas grupos.
Existen tres diferentes esquemas de designación de los grupos que emplean
números y letras o números sólo. Es común usar números romanos en vez de
arábigos.
1. Los europeos numeran las columnas de la 1A a la 8A y luego de la 1B a la 8B.
2. Los americanos, designan las columnas altas de 1A a 8A y las bajas son los 8
grupos “B”.
3. La IUPAC propone numerar los grupos del 1 al 18 sin designaciones A ó B.
Los elementos de un mismo grupo presentan similitudes en sus propiedades físicas
y químicas. Los grupos identifican las principales familias de los elementos. Las
columnas más altas (grupos 1 y 2 y de 13 a 18) se denominan grupos principales de
la Tabla o Elementos representativos que comprenden:
● GIA:
metales alcalinos
● GIIA: metales alcalinotérreos
● GIIIA: térreos
● GIVA: carbonoides
● GVA: pnicturos
● GVIA: anfígenos
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● GVIIA: halógenos
● GVIIIA: gases nobles
Las filas horizontales reciben el nombre de períodos y se numeran de arriba hacia
abajo. A lo largo de un período, de izquierda a derecha, las propiedades físicas y
químicas de los elementos cambian de manera gradual.
Para los elementos representativos (grupos más altos de la tabla periódica), el
número de período indica el número de capas de electrones, correspondiendo
dicho número a la capa de valencia (la que contiene los electrones que participan
de las reacciones químicas). El número de grupo indica el número de electrones
de valencia (alojados en la última capa).
Tomemos como ejemplo el elemento azufre:
a) Z = 16 significa que un átomo de azufre tiene 16 protones en su núcleo.
b) Pertenece al grupo VIA (16): significa que un átomo de azufre tiene 6 electrones
en su capa de valencia.
c) Está ubicado en el período 3: tiene distribuidos sus electrones en 3 capas, la
número 3 es la capa de valencia (que contiene 6 electrones).
Actividades:
Indica el significado de Z, número de grupo y número de período para los
siguientes elementos:
20Ca
; 33As; 53I
Metales, no metales y metaloides
Los elementos de la Tabla Periódica pueden clasificarse en metales, no metales y
metaloides.
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Todos los elementos del lado izquierdo y la parte media de la Tabla, con excepción
del hidrógeno son elementos metálicos o metales. La mayor parte de los
elementos son metales y tienen propiedades características comunes:
● brillo metálico,
● conductividad térmica y eléctrica,
● maleabilidad,
● ductibilidad.
Los metales están separados de los no metales por una línea diagonal escalonada
que va del boro al astato. El hidrógeno a pesar de estar del lado izquierdo de la
tabla, es un no metal.
¿Cuáles son las características de los no metales?
● No conducen la electricidad,
● no son maleables
● no son dúctiles.
Todos los elementos que son gases a temperatura ambiente, son no metales.
Muchos de los elementos que están junto a la línea que separa los metales de los no
metales tienen propiedades intermedias entre las de los metales y los no metales:
son los metaloides.
Un metaloide tiene el mismo aspecto que un metal y posee algunas de sus
propiedades físicas, sin embargo, químicamente se comporta como un no metal.
Muchos de los metaloides, como Si, Ge y Sb actúan como semiconductores,
importantes en circuitos electrónicos de estado sólido. Los semiconductores son
aislantes a temperaturas bajas pero se vuelven conductores a temperaturas
superiores.
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Tema 4
La composición de un compuesto está dada por su fórmula química.
Composición significa no solo los elementos presentes sino también la proporción
en la cual se combinan los átomos. Las fórmulas químicas que indican los tipos de
átomos y el número real de cada uno en una molécula, se denominan fórmulas
moleculares.
Ejemplo: H2, O2, O3, H2O. Los subíndices numéricos, indican la cantidad de
átomos
de cada elemento presentes en una molécula. Se omite el subíndice “uno” de las
fórmulas. Las fórmulas moleculares son las fórmulas verdaderas de las moléculas.
Las fórmulas que solo indican el menor número relativo de átomos de cada tipo en
una molécula se llaman fórmulas empíricas. Éstas nos indican cuáles elementos
están presentes y la relación mínima, en números enteros entre sus átomos, pero
no indica, necesariamente el número real de átomos en una molécula determinada.
La palabra empírica significa que se deriva de un experimento, es decir se
determinan experimentalmente. Los subíndices de una fórmula empírica siempre
son las proporciones enteras más pequeñas.
Ejemplo: Fórmula molecular del peróxido de hidrógeno: H2O2; fórmula empírica:
HO, nos indica que el H y el O están presentes en una proporción 1 : 1. Esta
proporción se mantiene sea cual sea el tamaño de la muestra. Para muchas
sustancias la fórmula molecular y la empírica son idénticas, como en el caso del
agua.
RECUERDE: Siempre que conozcamos la fórmula molecular de un compuesto podremos
determinar su fórmula empírica, en cambio lo opuesto no se cumple, ya que necesitamos más
información.
Ciertos métodos de analizar sustancias, sólo conducen a la fórmula empírica, y una
vez conocida la fórmula empírica, experimentos adicionales pueden proporcionar
la información necesaria para convertir la fórmula empírica en la molecular. Hay
sustancias, como el carbono, que no existen como moléculas aisladas; su símbolo
químico, C, es su fórmula empírica.
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Las fórmulas de los compuestos iónicos siempre son las mismas que sus fórmulas
empíricas, debido a que los compuestos iónicos no están formado por unidades
moleculares discretas.
Veamos el caso del cloruro de sodio:
E
j.
En el NaCl existe una relación entre cationes y aniones de 1 : 1, de forma que el
compuesto es eléctricamente neutro. NaCl es la fórmula empírica del cloruro de
sodio. Este mismo número de iones Na + y Cl - están acomodados en una red
tridimensional en la que cada ion sodio es atraído por los seis iones Cl – que le
rodean y viceversa. En los compuestos iónicos, los cationes y aniones se acomodan
de tal forma, que el compuesto resulta eléctricamente neutro. Para que esto sea así,
la suma de las cargas del catión y del anión de cada unidad de fórmula debe ser
igual a cero. En la fórmula de un compuesto iónico no se muestra la carga del
catión ni del anión.
Resumiendo...
● La fórmula molecular de una sustancia muestra su composición pero no muestra la forma en que
están unidos sus átomos.
● La fórmula estructural de una sustancia muestra la forma en que se unen los átomos,
representándolos por sus símbolos químicos y empleando líneas para representar los enlaces que
mantienen unidos a los átomos.
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Para obtener información acerca de una sustancia dada, necesitamos conocer su
fórmula química y su nombre.
Cuando eran pocos los compuestos conocidos, era posible memorizar sus nombres,
muchos de los cuales se derivaban de su aspecto físico, de sus propiedades, de su
origen o de sus aplicaciones.
Por ejemplo: leche de magnesia, gas hilarante, piedra caliza, sosa cáustica, lejía,
polvo para hornear, etc.
La asignación de nombres a las sustancias, se denomina nomenclatura química,
del latín nomen: nombre y calare: llamar.
Si cada una de las 10 millones de sustancias conocidas, tuviera un nombre especial,
independiente de todos los demás, sería muy complicado nombrarlas. Por eso para
la mayor parte de las sustancias, nos apoyamos en un conjunto sistemático de
reglas que nos llevan a un nombre único para cada sustancia, en base a su
composición.
El número de oxidación de un átomo es la carga que resulta cuando se asignan los
electrones de un enlace covalente al átomo más electronegativo. Es la carga que un
átomo poseería si el enlace fuera iónico. En el HCl el número de oxidación del H
es +I y el del Cl es - I.
Se escribe el signo delante del número para distinguirlos de las cargas eléctricas
reales.
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Los números de oxidación no corresponden a cargas reales de los átomos, excepto
en el caso de las sustancias iónicas simples; se los determina siguiendo una serie de
reglas:
a) El número de oxidación de un elemento en su forma elemental es cero.
b) El número de oxidación de un in monoatómico es igual a su carga.
c) En los compuestos binarios (dos elementos distintos), al elemento con mayor
electronegatividad se le asigna un número de oxidación igual a su carga en
compuestos iónicos simples del elemento.
d) La suma de los números de oxidación es igual a cero para un compuesto
eléctricamente neutro y es igual a la carga global para una especie iónica.
La tabla periódica nos ayuda a asignar números de oxidación, GIA: + 1; GIIA: +
II;
el F es el elemento más electronegativo y siempre se encuentra en sus
compuestos como - I; el oxígeno casi siempre está en sus compuestos como - II y
el hidrógeno cuando está unido a un elemento más electronegativo actúa como + I
y cuando está unido a un elemento menos electronegativo (la mayor parte de los
metales) actúa con - I.
El orden en que aparecen escritos los elementos en una fórmula química es de
izquierda a derecha, de electronegatividades crecientes; teniendo en cuenta el
siguiente orden:
Metales < H < otros no metales < O < F
20
Tema 5
ESTEQUIOMETRÍA
Masa atómica relativa o masa atómica (Ar)
La masa
atómica es la masa de un átomo en unidades de masa atómica (uma).
La unidad de masa atómica se define como la doceava parte de la masa del isótopo
12C. Al fijar la masa del carbono-12 como 12 uma, este átomo se utiliza como
referencia para medir la masa atómica de los demás elementos.
Experimentalmente se puede determinar la masa de un átomo en relación con la
masa de otro átomo utilizado como referencia. Esta masa así determinada se
denomina masa atómica relativa y la designaremos Ar.
La masa atómica relativa es un número adimensional que expresa cuántas veces más pesado
es un átomo del elemento que la uma.
El valor de la masa atómica relativa figura en la Tabla Periódica.
Masa molecular relativa (Mr)
Se puede calcular la masa de las moléculas a partir de las masas atómicas de los
átomos que las forman.
La masa molecular relativa (para compuestos moleculares) y masa fórmula
relativa (para compuestos no moleculares) es la suma de las masas atómicas
relativas de los átomos que componen su fórmula. Es un número adimensional que
expresa cuántas veces más pesada es la molécula considerada que la uma.
A partir de la masa molecular se puede determinar la masa molar de una molécula
o un compuesto. La masa relativa de un átomo o de una molécula se determina
experimentalmente con un espectrómetro de masas.
Para calcularla, es necesario multiplicar las masas atómicas relativas de cada uno
de los elementos, por el número de átomos de ese elemento presentes en la fórmula
(es el subíndice del elemento en la fórmula) y sumar la de todos los elementos.
Por ejemplo, la masa molecular relativa del agua se calcula:
Mr (H2O) = 2x Ar (H) + Ar (O)
Mr (H2O) = 2x 1,008 + 16 = 18,016
El mol
El mol es la unidad utilizada por los químicos para expresar grandes cantidades de
átomos, iones y moléculas. En el sistema SI el mol es la cantidad de sustancia que
contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas u otras partículas) como
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átomos hay exactamente en 12 gramos del isótopo de 12C.
Experimentalmente se ha determinado que el número de átomos que hay en
esta cantidad de 12C es de 6,0221367 x 1023. Este número recibe el nombre de
Número de Avogadro en honor a Amadeo Avogadro. A los fines del cálculo
usaremos el valor de NA = 6,022x1023.
Masa molar
La masa molar (M) es la masa en gramos de un mol de partículas. Es
numéricamente igual a la masa atómica relativa o a la masa molecular relativa pero
expresada en unidades de g/mol.
M = Ar g/mol
M = Mr g/mol
Si se conoce la masa atómica de un elemento también se conoce su masa molar.
Si se conoce la masa molecular de un compuesto, también se conoce su masa
molar.
Para la interconversión de masas, moles, números de partículas y volumen se
pueden utilizar las siguientes relaciones:
La masa molar y el número de Avogadro se emplean como factores de conversión
para convertir: gramos → moles → número de átomos o de moléculas como así
también calcular la masa de un solo átomo.
Volumen molar normal
El volumen ocupado por un mol de cualquier gas en condiciones normales de
presión y temperatura es el mismo y se conoce como volumen molar normal
(Vm,0). Este tiene un valor de 22,414 litros.
Para los cálculos se considerará Vm,0 = 22,4L.
El volumen molar normal se emplea como factor de conversión, en el caso de
gases en condiciones normales de presión y temperatura, para convertir masa,
moles y número de átomos o moléculas en volumen y viceversa.
22
Cálculos estequiométricos a partir de fórmulas.
La fórmula de una sustancia brinda una información muy valiosa de la que se
pueden
obtener factores de conversión apropiados.
Por ejemplo la fórmula Cl2 representa:
De esta información se deducen un gran número de factores unitarios, llamados
así porque son cantidades equivalentes.
Composición porcentual
La composición porcentual en masa es el porcentaje en masa de cada elemento
presente en un compuesto. La composición porcentual se obtiene al dividir la masa
de cada elemento contenida en un mol del compuesto y la masa molar del
compuesto, se multiplica por 100%.
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Ejemplo: en un mol de peróxido de hidrógeno (H2O2) hay dos moles de átomos de H y dos moles de átomos de
O. Las masas molares de H2O2, H y O son 34,02 g, 1,008 g y 16,00 g respectivamente. Por lo tanto la
composición porcentual del H2O2 se calcula como sigue:
24
Tema 6
Reacciones Químicas
Las reacciones químicas siempre implican el cambio de una o más sustancias a
una o más sustancias diferentes. Son la manifestación de un fenómeno químico.
También podemos decir que implican el reagrupamiento de átomos o de iones para
formar otra u otras sustancias. Las sustancias de las que se parte se denominan
reactivos o reactantes y aquellas que se forman, productos de la reacción.
Las ecuaciones químicas son las representaciones gráficas de las reacciones
químicas y se usan para describirlas. Nos informan no solamente sobre los
reactivos y productos, sino también sobre las cantidades relativas de las sustancias
implicadas.
Las ecuaciones químicas deben estar ajustadas (balanceadas) con el fin de que
cumplan con la Ley de Conservación de la Masa, es decir con la Ley de Lavoisier;
de esta manera debemos tener en cuenta que el número de cada clase de átomos
debe ser igual en ambos miembros de la ecuación.
Toda ecuación siempre está planteada considerando que ocurre en CNPT y
con reactivos y productos 100% puros
Tomemos como ejemplo la siguiente reacción de obtención de gas hidrógeno:
Zn (s) + 2 HCl (ac)
ZnCl2 (ac) + H2 (g)
Los números que se utilizan para balancear la ecuación se denominan coeficientes
estequiométricos.
Para ajustar o balancear cualquier ecuación, utilizamos el método algebraico, que
consiste en colocar delante de las fórmulas de reactivos y productos, números que
son los coeficientes estequiométricos, que deberemos multiplicar por los
subíndices de cada elemento en las fórmulas, para igualar la cantidad y tipos de
átomos en ambos miembros de la ecuación.
Analicemos toda la información que nos proporciona esta ecuación química y
luego éste será el análisis que deberán hacer frente a cualquier otra ecuación
química ya que será de suma utilidad:
25
Zn (s) + 2 HCl (ac)
→ ZnCl2 (ac) + H2 (g)
Relación molar :
Relación en masa:
1mol + 2 mol →1 mol + 1 mol
65,37 g + 2 x 36,45 g
→ 136,27 g +
Relación en volumen
2g
22,4 L de H2
Relación en nº de partículas:
6,022x1023
+ 2x
átomos
6,022x1023
moléculas
→
6,022x1023 + 6,022x1023
UF
moléculas
Estequiometría de reacciones
La descripción de las relaciones cuantitativas entre las sustancias que participan en
una reacción química (reactivos y productos) se denomina estequiometría de
reacción.
Las ecuaciones químicas pueden ser utilizadas como fuente de información para
cálculos estequiométricos.
Veamos el siguiente problema como ejemplo:
Calcule la masa de Cl2 (g) que se combinará con 4.77g de H2 (g) para formar HCl (g).
Sugerimos seguir los siguientes pasos:
1. Leer atentamente el enunciado y escriba la ecuación química ajustada.
2. Expresar las relaciones de masas de los reactivos
3. Plantear el factor estequiométrico (unitario) a utilizar en la resolución.
4. Aplicar la expresión matemática:
Resolución:
Cl2 (g)
71 g
Dato:
+
H2 (g) →
2 HCl (g)
2g
masa de H2 = 4.77 g
Incógnita: X= masa de Cl2 g
Factor estequiométrico:
71g de Cl2
2 g de H2
Este resultado nos informa que 169.33 g Cl2 (g) se combinarán con 4.77 g de H2 (g), para dar HCl (g).
26
Reactivo limitante
Sabemos que los reactivos intervienen o reaccionan en determinadas proporciones,
sin embargo, en numerosas ocasiones las cantidades de reactivos o reaccionantes
de que partimos no están en esa proporción de manera que la cantidad de uno de
ellos se consume totalmente en tanto que hay exceso de otro. El reactivo que
reacciona completamente y, por tanto, se agota, recibe el nombre de reactivo
limitante (RL) y el otro es el reactivo en exceso (REx). Como norma general
diremos que es preciso identificar cuál es el R. L. para poder resolver un problema,
cada vez que se den datos de cantidades presentes para más de uno de los
reactivos.
Ejemplo:
El hexafluoruro de azufre se produce mediante la combustión del azufre en atmósfera de flúor:
S + 3 F2 (g) → SF6 (g)
Si se hacen reaccionar 4 moles de S con 20 moles de de F 2. a) ¿Cual es el reactivo limitante? b) ¿Cuanto
del reactivo en exceso (en moles) quedará sin reaccionar al finalizar la reacción?
Pasos que te sugerimos seguir:
1- Escribe la ecuación química balanceada.
2- Detalla las relaciones de cantidades que crees vas a necesitar, en este caso moles
3-Teniendo en cuenta los datos del problema sobre cantidades de reactivos, halla la relación
estequiométrica (es la proporcionada por la ecuación química) de los mismos.
4- Halla del mismo modo la relación disponible (es la de datos del problema).
5- Compara ambos y determina el RL (aquel que da la menor relación matemática) y el REx
6- Con la cantidad correspondiente al RL calcula los ítems de estequiometría, como lo hacías en otros
ejercicios.
S + 3 F2 (g) → SF6 (g)
Relación de moles
1 mol 3mol
Relación estequiométrica
1 mol de S
1 mol
Relación disponible
4 mol S =
3 mol de F2
1 mol S
20 mol F2
5 mol F2
Del análisis se deduce que el RL es S y el REx es el F2 ,
Si restamos los moles que reaccionan de los moles totales de F2, tendremos los moles en exceso.
Moles de F2 que reaccionaron:
3 mol de F2 x
4 mol de S =
12 mol de F 2
1 mol de S
Moles en exceso de F2 = moles totales de F2
−
moles consumidos de F2
=
20 - 12 = 8 moles de F2
27
Anexo
Formulación y nomenclatura química inorgánica
Introducción
Sabemos que toda la materia existente es el resultado de combinaciones de los
elementos de la Tabla Periódica. Actualmente se conocen millones de compuestos
químicos y cada uno de ellos tiene un nombre que lo identifica.
A muchos compuestos se les dieron nombres comunes antes que se conocieran sus
composiciones, por ejemplo: agua, azúcar, sal. A lo largo de los años, los químicos
diseñaron un sistema adecuado para nombrar las sustancias químicas. Un nombre
sistemático revela los elementos presentes en un compuesto y, en algunos casos, cómo
están dispuestos los átomos. La nomenclatura sistemática de los compuestos recibe el
nombre de nomenclatura química y sigue un conjunto de reglas.
En 1921, se reunieron por primera vez, un grupo de químicos que pertenecían a la
Comisión de Nomenclatura de Química Inorgánica de la IUPAC (Asociación Internacional
de Química Pura y Aplicada) y desarrollaron reglas para nombrar a los compuestos
inorgánicos. Estas reglas son revisadas y actualizadas periódicamente.
Las normas que propone la IUPAC no son obligatorias en sentido estricto, pero es
recomendable ajustarnos cada vez más a ellas e ir abandonando otros sistemas de
nomenclatura más antiguos aun vigentes. Con la ayuda de algunas reglas nemotécnicas
aprenderás a escribir y nombrar los compuestos inorgánicos siguiendo las normas de la
IUPAC, pero como las otras nomenclaturas están muy arraigadas (pero en desuso en
textos científicos), también las presentaremos en algunos casos.
La fórmula química. Tipos de fórmulas
La composición de un compuesto está dada por su fórmula química. Composición
significa no solo los elementos presentes sino también la proporción en la cual se
combinan los átomos. Hay tres tipos principales de fórmulas químicas:
1. Fórmula empírica
2. Fórmula molecular
3. Fórmula estructural
En el tema 4, se estudió las diferencias entre los distintos tipos de formulas.
28
Sustancias simples
Son aquellas sustancias cuyas moléculas están formadas por átomos idénticos. En el caso
de elementos que son gases, suelen encontrarse en forma diatómica (N2, H2, O2). A veces
ciertos elementos se presentan en agrupaciones de distinto número de átomos, son las
formas alotrópicas del elemento, (O2, O3). Otras sustancias simples forman redes de un
gran número de átomos. Tal es el caso de los metales (en los que existe el enlace
metálico) y de otras sustancias simples como el grafito, el diamante, el silicio, etc. Estas
sustancias se representan mediante el símbolo del elemento; es decir, el símbolo Al,
representa un elemento, pero también la sustancia simple: el metal aluminio. Con el
símbolo Sb representamos el elemento antimonio y también el metaloide antimonio.
Los gases nobles son gases monoatómicos y se representan mediante el símbolo del
elemento: He, Ne, Ar, Kr, Xe.
Nomenclatura sistemática
Se usan prefijos (di, tri, tetra, etc.) delante del nombre del elemento para indicar la
cantidad de átomos que forman la molécula.
Combinaciones binarias del hidrógeno
El hidrógeno tiene un comportamiento particular: puede ceder fácilmente su único electrón
pero también puede aceptar un electrón de otro átomo y adquirir la configuración
electrónica del helio. De acuerdo con este comportamiento, en sus combinaciones
binarias, a veces actúa con número de oxidación +I y otras veces, con número de
oxidación –I.
Hidrácidos
Son combinaciones del hidrógeno con fluor, cloro, bromo, yodo, azufre, selenio y teluro.
Estos compuestos al disolverse en agua dan soluciones ácidas. En ellos el hidrógeno
representa la parte más electropositiva (número de oxidación +I) por lo tanto, los
elementos con los que se combina actuarán con número de oxidación negativo.
Para formular un hidrácido se escriben los símbolos de los elementos en orden creciente
de electronegatividades (primero el hidrógeno y luego el otro no metal) y si es necesario,
29
se escriben subíndices numéricos para lograr que la suma de los números de oxidación
sea cero.
Para nombrarlos primero se nombra el elemento más electronegativo, terminado en uro y
finalmente se dice de hidrógeno.
(raíz del nombre del elemento)uro de hidrógeno
En solución acuosa en cambio se sigue el siguiente esquema:
Ácido (raíz del nombre del elemento)hídrico
En el siguiente cuadro, te presentamos las fórmulas y los nombres de todos los hidrácidos.
Hidruros metálicos
Son combinaciones del hidrógeno (actúa con número de oxidación -I) con los metales
(número de oxidación positivo).La clasificación de hidruros es muy amplia y escapa los
alcances de este libro, pero desde el punto de vista de la formulación, no hay diferencias
entre unos y otros.
Para formular, se escribirá primero el símbolo del metal (más electropositivo) y a
continuación el símbolo del hidrógeno (más electronegativo) y cuando sea necesario se
agregarán subíndices para compensar los números de oxidación.
Para nombrarlos se sigue la siguiente secuencia:
Hidruro de .......(nombre del elemento)
30
31
Combinaciones binarias del oxígeno
Los óxidos son combinaciones binarias del oxígeno en estado de oxidación –II con otros
elementos.
De acuerdo con sus propiedades “ácido-base”, los óxidos se clasifican en:
 Óxidos básicos.
 Óxidos ácidos.
 Óxidos anfóteros o anfotéricos: con propiedades de óxidos ácidos y básicos.
Otros óxidos: son los que prácticamente no muestran carácter ácido ni básico.
Óxidos básicos
Son combinaciones del oxígeno con los metales. El oxígeno actúa con número de
oxidación -II
Para formular, siguiendo las recomendaciones de la IUPAC, se escribe
primero el símbolo del metal y luego el del oxígeno y se agregan los subíndices
necesarios a la derecha de los símbolos de tal manera de compensar los números de
oxidación y lograr que la suma algebraica de los mismos sea igual a cero.
Li2O, MgO, Al2O3, SnO2
Óxidos ácidos
Son combinaciones del oxígeno con no metales o con metales de transición en estados
de oxidación superiores. Por ser el oxígeno el segundo elemento más electronegativo, los
no metales actuarán con número de oxidación positivo. Por tanto para formular óxidos
ácidos, se escribirá primero el símbolo del no metal o metal de transición y a continuación
el símbolo del oxígeno. Luego, de ser necesario, se agregarán subíndices a la derecha de
los símbolos de tal manera de lograr la compensación de números de oxidación, haciendo
que la suma algebraica de los mismos sea igual a cero:
N2O, NO, N2O3 , NO2, N2O5
Nomenclaturas Sistemáticas
La IUPAC propone dos nomenclaturas para los óxidos y no distingue por su nombre un
óxido básico de un óxido ácido, estas son:
a) Nomenclatura Estequiométrica
b) Nomenclatura de Stock.
En la “nomenclatura estequiométrica” se emplean prefijos griegos: mono, di, tri, tetra, etc.
para indicar las proporciones en que se encuentran los elementos en una fórmula. El
prefijo mono puede omitirse si no es necesario y no se indica delante del nombre del
metal o el no metal.
Si el elemento metálico tiene un único estado de oxidación, no es necesario usar prefijos.
Na2O óxido de sodio
CaO óxido de calcio
FeO monóxido de hierro
Fe2O3 trióxido de dihierro
32
En el caso que el metal o no metal posea más de un estado de oxidación, cuando actúe
con +I puede omitirse el prefijo mono delante de la palabra óxido:
Cu2O óxido de dicobre
CuO monóxido de cobre
N2O óxido de dinitrógeno
NO monóxido de nitrógeno
La Nomenclatura de Stock (o Numerales de Stock) nombra a los óxidos indicando la
valencia del elemento, en números romanos y entre paréntesis inmediatamente después
del nombre. Si en el compuesto interviene un elemento cuya valencia es constante, no es
necesario indicarlo.
Na2O óxido de sodio
CaO óxido de calcio
Cu2O óxido de cobre (I)
CuO óxido de cobre (II)
Cl2O óxido de cloro (I)
Cl2O3 óxido de cloro (III)
Cl2O5 óxido de cloro (V)
Cl2O7 óxido de cloro (VII)
La IUPAC considera no recomendable el sistema de nomenclatura tradicional o
nomenclatura “antigua”, todavía en uso, que emplea sufijos oso o ico para indicar que el
elemento combinado con el oxígeno actúa con el menor o el mayor número de oxidación
respectivamente.
Utilizaremos preferentemente la nomenclatura de Stock para óxidos básicos y la
nomenclatura estequiométrica para óxidos ácidos.
Nomenclatura Tradicional
Óxidos Básicos
Para metales con un único estado de oxidación se nombran con la siguiente secuencia:
Óxido de ...( nombre del elemento)
K2O óxido de potasio
SrO óxido de estroncio
Al2O3 óxido de aluminio
Para metales con dos estados de oxidación se los distingue empleando sufijos: oso para
el menor estado de oxidación; ico para el mayor estado de oxidación.
33
Cu2O óxido cuproso
CuO oxido cúprico
SnO óxido estannoso
SnO2 óxido estánnico
Óxidos Ácidos
Se los designa como anhídridos, siguiendo la siguiente secuencia:
Cuando el no metal tiene un único estado de oxidación:
Anhídrido...( raíz del nombre del elemento) ico
CO2 anhídrido carbónico
B2O3 anhídrido bórico
Cuando el no metal tiene dos estados de oxidación:
SO2 anhídrido sulfuroso
SO3 anhídrido sulfúrico
En el caso de los halógenos, que tienen cuatro estados de oxidación:
Cl2O anhídrido hipocloroso
Cl2O3 anhídrido cloroso
Cl2O5 anhídrido clórico
Cl2O7 anhídrido perclórico
OXOACIDOS
Son compuestos con propiedades ácidas que contienen oxígeno en su molécula y
responden a una fórmula general del tipo HaXbOc .
En la que X representa un no metal o metal de transición en un estado de oxidación
elevado, el hidrógeno actúa con estado de oxidación +I y el oxígeno con número de
oxidación +II.
34
Esta fórmula general responde a la recomendación de la IUPAC, de escribir los símbolos
de los elementos de una fórmula química en orden creciente de sus electronegatividades
(el menos electronegativo a la izquierda).
Para formular correctamente un oxoácido habrá que conocer en primer lugar el estado de
oxidación del átomo X, si es un número impar, corresponderá un número impar de
hidrógenos (subíndice a ), y este será 1 (el menor número impar); en caso de que el
estado de oxidación sea un número par, el subíndice a, también será par, en este caso
será 2 (el menor número par).
Esto es válido para oxoácidos sencillos.
Por ser el oxígeno el elemento más electronegativo, será el único con estado de oxidación
negativo, por lo tanto los números de oxidación de X y H serán siempre positivos.
Entonces, teniendo en cuenta que la sumatoria de los números de oxidación debe dar
cero, el próximo paso será encontrar el valor del subíndice c del oxígeno, y éste deberá ser
tal que al multiplicar por –II (estado de oxidación del oxígeno) compense la sumatoria de
números de oxidación positivos. Tomemos los oxoácidos del cloro como ejemplo:
El cloro puede actuar con los siguientes estados de oxidación: -I, +I, +III, +V, +VII.
Al estado de oxidación –I, lo descartamos para oxoácidos por lo explicado en el párrafo
anterior.
E
Nomenclatura
Para nombrar los oxoácidos utilizaremos la nomenclatura tradicional admitida como
correcta por la IUPAC y también la nomenclatura sistemática de Stock.
Nomenclatura tradicional
Emplea sufijos -oso, -ico y prefijos hipo-, per- para identificar un determinado estado
de oxidación de un elemento.
Cuando un elemento presenta dos estados de oxidación, se utiliza la terminación
oso para señalar aquel compuesto en que el elemento actúa con el menor número
de oxidación y se emplea la terminación ico para señalar que el elemento considerado
35
está en el mayor estado de oxidación.
H2SO3 : ácido sulfuroso ; H2SO4 : ácido sulfúrico
Cuando el elemento puede actuar con más de dos estados de oxidación, caso de los
halógenos, se utilizan los prefijos hipo y per.
El prefijo hipo para indicar que el elemento en cuestión está en un estado de oxidación
más bajo que el ácido de referencia ( hipo......oso indica menos que......oso).
El prefijo per se ocupa para indicar que el elemento en cuestión tiene un número de
oxidación más alto que el ácido terminado en ico. (per...ico indica más que ....ico).
HClO ácido hipocloroso,
HClO2 ácido cloroso,
HClO3 ácido clórico,
HClO4 ácido perclórico
Nomenclatura sistemática (de Stock)
En las nomenclaturas sistemáticas se omiten las terminaciones oso, ico, o los prefijos
hipo, per. Al nombrar los oxoácidos se indica el estado de oxidación del átomo central y el
número de átomos de oxígeno (mediante prefijos: mono, di, tri, tetra, etc.), quedando así,
automáticamente fijado el número de átomos de hidrógeno de la molécula. Cuando el
átomo central es un elemento con un único estado de oxidación no es necesario indicar su
estado de oxidación. El prefijo mono puede omitirse.
Se sigue la siguiente secuencia:
(mono, di, tri, etc.) oxo ..raíz del nombre del elemento... ato ( número de oxidación
en numero romano) de hidrógeno
El prefijo mono puede omitirse.
HClO oxoclorato (I) de hidrógeno
36
HClO2 dioxoclorato (III) de hidrógeno
HClO3 trioxoclorato (V) de hidrógeno
HClO4 tetraoxoclorato (VII) de hidrógeno
H2SO3 trioxoclorato (IV) de hidrógeno
H2SO4 tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno
La nomenclatura estequiométrica no es tan utilizada, en la práctica, para oxoácidos
H2SO4 tetraoxosulfato de dihidrógeno
HNO3 trioxonitrato de hidrógeno
Iones
Un ion es un átomo o un grupo de átomos que tiene una carga neta positiva o negativa.
Iones positivos (cationes)
Cuando un átomo pierde electrones de valencia adquiere una carga positiva neta.
Los iones con carga positiva, reciben el nombre de cationes. Los iones que se forman a
partir de un solo átomo se llaman iones monoatómicos.
a) Los cationes que se forman a partir de átomos metálicos tienen el mismo nombre que
el metal.
Na+ : ion sodio; Zn 2+: ion cinc; Al 3+: ion aluminio
b) Si un metal puede formar iones con diferentes cargas, la carga positiva se indica con
un número romano entre paréntesis después del nombre del metal.
Fe2+: ion hierro(II) ; Fe3+ : ion hierro (III); Cu + : ion cobre (I); Cu 2+: ion cobre (II)
La mayor parte de los metales que tienen carga variable son metales de transición.
Método antiguo: Fe 2+: ion ferroso; Fe 3+ . ion férrico
c) Los cationes poliatómicos formados a partir de átomos no metálicos, tienen nombres
que terminan en - io NH4 + : ion amonio ; H3O + : ion hidronio.
Iones negativos (aniones)
Se llaman aniones, a las especies químicas cargadas negativamente. Los aniones más
simples son los monoatómicos que proceden de la ganancia de uno o más electrones por
parte de un elemento electronegativo.
37
a) Los aniones monoatómicos se nombran cambiando la terminación del nombre del
elemento por - uro - . En el caso del oxígeno, la terminación es - ido - :
H - : ion hidruro ; O2- : ion óxido ; N3- : ion nitruro
Algunos aniones poliatómicos sencillos, tienen también nombres que llevan estas
Terminaciones: OH - : ion hidróxido; CN- . ion cianuro , O22- : ion peróxido
b) Los aniones poliatómicos que contienen oxígeno, tienen nombres que terminan en -ato
o ito-. Estos aniones se llaman oxoaniones u oxianiones. La terminación ato indica el
mayor estado de oxidación; ito, el menor estado de oxidación. Se emplean prefijos cuando
la serie de oxoaniones de un elemento se extiende a cuatro miembros, como los
halógenos. El prefijo – per – indica un átomo de oxígeno más que el oxoanión que termina
en ato.
El prefijo – hipo – indica un átomo de oxígeno menos que el oxoanión que termina en ito.
La mayoría de los aniones poliatómicos se puede considerar que proceden de un ácido
que ha perdido o cedido sus hidrógenos. Se suprime la palabra ácido y se reemplaza por
la palabra ion.
c) Los aniones que se obtienen agregando H+ a un oxoanión, se designan agregando
como prefijo la palabra hidrógeno o dihidrógeno.
CO3 2- : ion carbonato ; HCO3 - : ion hidrógenocarbonato
PO43- : ion fosfato ; H2PO4 3- : ion dihidrógenofosfato.
Nomenclatura sistemática
Se sigue la siguiente secuencia:
Ion
....(mono, di, tri, tetra, etc.) oxo(raíz del nombre del elemento) ato(en número
romano y entre paréntesis, el estado de oxidación del elemento).
El prefijo mono se puede omitir.
ClO-
ion oxoclorato (I)
ClO2-
ion dioxoclorato (III)
ClO3-
ion trioxoclorato (V)
ClO4- ion tetraoxoclorato (VII)
38
Hidróxidos
Son compuestos formados por la combinación del ion hidróxido (OH
-
) con diversos
cationes metálicos. Estos compuestos son también llamados bases, debido al carácter
básico del ion hidróxido (tendencia a reaccionar con iones hidrógeno para formar agua).
Para nombrar los hidróxidos la IUPAC aconseja utilizar la nomenclatura de Stock o la
estequiométrica.
La nomenclatura tradicional emplea las terminaciones oso, ico.
Cuando el elemento metálico actúa con estado de oxidación +I, no se debe indicar entre
paréntesis el ion hidróxido.
Si el elemento metálico tiene un único estado de oxidación, no es necesario indicarlo con
número romano entre paréntesis (en la nomenclatura de Stock), porque está
sobreentendido.
Utilizaremos preferentemente la nomenclatura de Stock para nombrar hidróxidos.
39
Para formular un hidróxido a partir de su nombre, bastará con escribir el símbolo del metal
y luego tantos iones hidróxido como sean necesarios para compensar la carga del ion
positivo. En el caso de que sean necesarios dos o más iones hidróxido, habrá que usar
paréntesis e indicar como subíndice la cantidad de iones hidróxido.
Para formular un hidróxido a partir de su nombre, bastará con escribir el símbolo del metal
y luego tantos iones hidróxido como sean necesarios para compensar la carga del ion
positivo. En el caso de que sean necesarios dos o más iones hidróxido, habrá que usar
paréntesis e indicar como subíndice la cantidad de iones hidróxido.
Sales
Sales binarias
Son el resultado de la unión de un catión metálico y un anión monoatómicos. En estos
compuestos, el no metal se presenta en un único estado de oxidación (negativo).
Para formular se escribe primero el catión y luego el anión. Se agregan subíndices para
lograr la electroneutralidad entre las cargas del anión y del catión.
Para nombrarlas se utilizan las nomenclaturas sistemáticas (estequiométrica y de Stock).
Nomenclatura estequiométrica
Utiliza prefijos: di, tri, etc., para indicar el subíndice del anión o del catión en la fórmula.
Al nombre del no metal se le añade el sufijo uro.
Nomenclatura de Stock
Se sigue la siguiente secuencia:
(Raíz del nombre del no metal)...uro de (nombre del metal) (número romano entre
paréntesis para indicar el estado de oxidación del metal, cuando corresponda).
40
Cuando el metal tiene un único estado de oxidación no es necesario indicarlo entre
paréntesis.
CaF2
fluoruro de calcio
FeCl2 cloruro de hierro (II)
FeCl3 cloruro de hierro (III)
Mg3N2 nitruro de magnesio
CrB
boruro de cromo (III)
La nomenclatura tradicional (ya en desuso) emplea sufijos oso, ico para señalar que el
catión está con su menor o mayor estado de oxidación respectivamente.
FeCl2 cloruro ferroso
FeCl3 cloruro férrico
Oxosales
Son compuestos ternarios que resultan de la unión de un oxoanión y un catión. Para
formular el símbolo del metal se escribe a la izquierda del oxoanión. Como las sales son
compuestos sin carga, el número total de cargas aniónicas debe ser igual a la suma total
de cargas catiónicas.
Para nombrarlas, al nombre del anión se añade el nombre del catión. El nombre
“tradicional”, aceptado por la IUPAC utiliza sufijos ito, ato, para indicar que el elemento
base del anión actúa con el estado de oxidación inferior o superior respectivamente, en el
caso de que el elemento tenga cuatro estados de oxidación se emplean prefijos hipo, para
indicar el menor de todos los estados de oxidación o per, para indicar el más elevado de
todos.
NaClO hipoclorito de sodio
NaClO2 clorito de sodio
NaClO3 clorato de sodio
NaClO4 perclorato de sodio
La nomenclatura sistemática emplea la siguiente secuencia:
Prefijo (mono, di, tri, etc.)oxo(raíz del nombre del no metal)ato (número romano que indica
el estado de oxidación, entre paréntesis, cuando corresponda) de (nombre del metal)
(número romano que indica el estado de oxidación del metal, entre paréntesis, cuando
corresponda).
NaClO monoxoclorato (I) de sodio
NaClO2 dioxoclorato (III) de sodio
NaClO3 trioxoclorato (V) de sodio
NaClO4 tetraoxoclorato (VII) de sodio
Sales Ácidas
Los ácidos con más de un hidrógeno, no los ceden a todos con igual facilidad dando lugar
a la formación de iones (aniones) que todavía contienen átomos de hidrógeno.
41
Cuando estos “iones ácidos” se unen a cationes metálicos se forman sales que reciben el
nombre de sales ácidas.
Sales Básicas (hidroxisales)
Contienen el ion hidróxido y otro anión (proveniente de un ácido) junto al catión metálico.
La carga del catión se compensa con las cargas de los dos aniones.
Para nombrarlas, se emplean prefijos para indicar la cantidad de iones hidróxido de la
fórmula y se sigue la siguiente secuencia:
(prefijo)hidroxi (nombre del otro anión) de (nombre del catión)(indicar entre paréntesis,
con número romano el estado de oxidación del metal, cuando corresponde)
Al formular, se sugiere que el orden en que aparecen los aniones, respete el orden
alfabético.
CaCl(OH)
hidroxicloruro de calcio
Al(OH)SO4
hidroxisulfato de aluminio
Pb(NO3)(OH)
hidroxinitrato de plomo (II)
Fe I (OH)
hidroxiyoduro de hierro (II)
Cu2 (OH)2 (SO4) dihidroxisulfato de cobre (II)
Ca2 (CO3)2 (OH)2 dihidroxicarbonato de calcio
42
CURSO DE NIVELACION Y AMBIENTACIÓN
Serie de ejercicios
43
Serie 1: Tabla periódica. Número atómico.
Número de masa. Isótopos
1. Escriba el símbolo adecuado para cada uno de los siguientes isótopos:
a. Z = 11, A = 23
b. Z = 28; A = 64
c. Z = 74; A = 186
2. Determine el número de protones y neutrones en el núcleo para cada una de las
siguientes especies:
3. Indique el número de protones, neutrones y electrones en cada una de las siguientes
especies:
4. Complete los espacios en blanco de la siguiente tabla:
5. Un elemento tiene 34 protones, 36 electrones y 44 neutrones. ¿De qué isótopo se
trata?
6. Indique cuál de las opciones es la correcta.
Una partícula de 56Fe2+ contiene
a) 54 protones, 56 neutrones y 52 electrones
b) 26 protones, 30 neutrones y 24 electrones
c) 26 protones, 26 neutrones y 26 electrones
d) 28 protones, 28 neutrones y 26 electrones
e) 58 protones, 58 neutrones y 56 electrones
7. Analice la siguiente tabla y responda:
a) ¿Cuáles de las especies son neutras?
b) ¿Cuáles están cargadas negativamente?
c) ¿Cuáles tienen carga positiva?
d) ¿Cuáles son los símbolos convencionales de todas las especies?
44
8.
EJERCICIOS COMPLEMENTARIOS
1.- El isótopo radiactivo yodo 131 se emplea para el tratamiento de cáncer de la tiroides y la
medición de la actividad del hígado y el metabolismo de grasas. a) ¿Cuál es el número atómico de
este isótopo?. b) ¿Cuántos neutrones contienen los átomos de este isótopo?
241
95 Am se
emplea en detectores de humo domésticos del tipo de ionización. a) ¿Cuántos protones están
presentes encada átomo de este isótopo?. b) ¿Cuántos nuetrones contienen los átomos de este
isótopo?
3.- a) De los que siguen, ¿cuáles son isótopos del mismo elemento? Identifica a cada elemento.
16
16
14
14
12
8 X
7 X
7 X
6 X
6 X
b) ¿Cuál de los cinco tipos de átomos tiene el mismo número de neutrones?
2.- ¡Es posible que tengas un poco de americio radiactivo en tu casa! El isótopo
4.- Consultando a la tabla periódica, completa el siguiente cuadro:
Símbolo nuclear Especificación
literal
16
7
Z
A
82
207
N
Número de
electrones
N
Yodo 128
24
12
Mg
37
49
45
34
45
Serie 2: Nomenclatura Química Inorgánica.
Normativa IUPAC
1. Complete la siguiente tabla correspondiente a óxidos. Indique los nombres de óxidos
básicos en nomenclatura tradicional y numeral de Stock y los nombres de óxidos ácidos
en nomenclatura tradicional y estequiométrica.
Nota: trabaje con la tabla del ANEXO y en primer término considere la columna de
clasificación para poder completar el cuadro.
2. I) Formule y nombre los hidrácidos de los siguientes elementos:
a) flúor
b) cloro
c) yodo
d) azufre.
II) Formule y nombre los hidruros de los siguientes elementos:
a) sodio
b) calcio
c) litio.
46
3. Formule las siguientes especies:
a) ion hidróxido
b) ion bromuro
c) ion seleniuro
d) ion nitrito
e) ion carbonato
f) ion tetraoxosulfato (VI)
g) ion trioxoyodato (V)
4. Complete la siguiente tabla correspondiente a hidróxidos
5. Formule las siguientes sales binarias:
a) cloruro de potasio
b) sulfuro de sodio
c) bromuro de cobalto (II)
d) cloruro de hierro (III)
e) sulfuro de aluminio
6. Complete la siguiente tabla correspondiente a oxosales:
7. Identifique la función y nombre los siguientes compuestos:
47
EJERCICIOS COMPLEMENTARIOS
1.- Dé el nombre a los siguientes compuestos:
Fórmula
Nombre
Fórmula
Na2O
Ni2(SO4)3
CaO
P2O5
N 2O 3
Na3PO4
SO2
As2O3
NaCl
Ni(OH)2
Al2O3
PbSO4
AlF3
KNO2
CoSe
N2O5
NaNO3
Co2O3
Ca(ClO3)2
Ni2S3
Bi(NO3)3
K2Te
Fe2O3
PbI2
Mg(OH)2
ScBr3
Fe(ClO4)3
KCl
CaSiO3
Cr2(SO4)3
Na2SO3
Mn(OH)2
Fe(OH)3
K MnO4
Nombre
48
2.- Formule los siguientes compuestos:
Nombre
Fórmula
Nombre
Óxido de sodio
Carbonato de calcio
Hidróxido de calcio
Hipobromito de sodio
Ácido clorhídrico
Yodato de hierro (II)
Cloruro de hidrógeno
Sulfato de cobre (II)
Óxido de hierro (II)
Perbromato de litio
Hidróxido de cobalto (III)
Hidróxido de sodio
Óxido de hierro (III)
Seleniuro de hidrógeno
Anhídrido carbónico
Ácido sulfúrico
Ácido cloroso
Ácido hipobromoso
Bromuro de níquel (II)
Ácido peryódico
Ácido nítrico
Yoduro de cinc
Ácido sulfuroso
Telururo de estroncio
Anhídrido sulfúrico
Ácido nitroso
Cloruro de cobalto (III)
Sulfato de níquel (II)
Seleniuro de estroncio
Nitrato de cobre (II)
Bromuro de hidrógeno
Clorato de sodio
Ácido bromhídrico
Nitrato de calcio
Anhídrido brómico
Sulfito de sodio
Seleniuro de níquel (III)
Carbonato de litio
Ácido carbónico
Perclorato de plomo (II)
Sulfuro de hidrógeno
Ácido perclórico
Ácido sulfhídrico
Hidróxido de calcio
Fórmula
3.- Formule los siguientes iones:
Nombre
Fórmula
Nombre
Ion hidrógeno
Ion sulfito
Ion sodio
Ion carbonato
Ion calcio
Ion hipoyodito
Ion hierro (II)
Ion fluoruro
Fórmula
49
Ion cobre (II)
Ion perclorato
Ion cloruro
Ion fosfato
Ion sulfuro
Ion cromato
Ion nitrito
Ion permanganato
Ion clorato
Ion manganato
Ion telururo
Ion cromato
Ion clorato
Ion sulfato
50
Serie 3: estequiometria I
1. Averigüe para el elemento oxígeno:
a) la masa atómica relativa
b) la masa molar
c) la cantidad de átomos presentes en un mol de átomos
2. Averigüe para el oxígeno molecular:
a) la masa molecular relativa
b) la masa molar
c) la cantidad de moléculas presentes en un mol
d) el volumen que ocupará en CNPT el mol de gas
e) la cantidad de átomos presentes en un mol de gas
3. Qué masa en gramos tendrán:
a) 3 moles de ácido sulfúrico (H2SO4 )
b) 4,5 x 10 24moléculas de dióxido de carbono (CO2)
4. Averigüe la masa en g de:
a) un átomo de cloro
b) una molécula de cloro
c) 25,3 L de cloro en CNTP
5. ¿Cuántos átomos de a) nitrógeno y cuántos de b) oxígeno hay en 3 x 10 25 moléculas de
trióxido de dinitrógeno?
6. Un adulto necesita en su dieta 18 mg de hierro. Averigüe cuántos átomos son
necesarios incorporar al organismo.
EJERCICIOS COMPLEMENTARIOS
1. Calcule la masa molecular relativa y la masa molar del HNO3.
2. Determine el número de moléculas presentes en: a) 0,5 rnol de H 20; b) 8,0 g de SO2; c) 4,48  en
CNPT de gas ideal.
3. Determine el número de moles presentes en: a) 9,64 .10 23 moléculas de cualquier sustancia
molecular; b) 21,2 g de Na2CO3; c) 3,2  en CNPT de gas ideal.
4. Determine la masa en gramos de: a) un átomo de O ; b) una molécula de O 2; c) 4,8 .1023
átomos de O; d) 4,8 .1023 moléculas de O2; e) 0,25 rnol de O2 ; f) 0,25 rnol de átomos de O.
5. Determine el volumen en CNPT de los siguientes gases: a) 5,6 g de N2; b) 5,6g Ne; c)1,83.1024
moléculas de gas ideal.
51
Serie 4: ecuaciones químicas
1. Escriba ecuaciones químicas que describan la formación de los siguientes óxidos a
partir de sus elementos:
elemento + oxígeno → óxido
a) óxido de potasio
b) óxido de cobre (II)
c) óxido de hierro (III)
d) trióxido de difósforo
e) pentaóxido de dinitrógeno
f) dióxido de azufre
2. A partir del óxido básico correspondiente y agua, escriba ecuaciones químicas para la
formación de los siguientes hidróxidos:
óxido básico + agua → hidróxido
a) hidróxido de cobre (I)
b) hidróxido de bario
c) hidróxido de aluminio
3. Mediante ecuaciones químicas describa la reacción del óxido ácido correspondiente con
el agua, para la formación de los siguientes oxoácidos:
óxido ácido + agua → oxoácido
a) ácido sulfuroso
b) ácido hipoyodoso
c) ácido permangánico
4. Partiendo del ácido y del hidróxido correspondiente escriba ecuaciones químicas para
la formación de las siguientes sales:
ácido + hidróxido → agua + sal
a) bromuro de calcio
b) nitrito cúprico
c) manganato de sodio
EJERCICIOS COMPLEMENTARIOS:
1.-Escriba ecuaciones químicas para la obtención de los siguientes
óxidos a partir de sus
elementos:
Oxido
Ecuación química
Óxido de sodio
Óxido de hierro (II)
Trióxido de dihierro
52
Óxido de plomo (II)
Pentaóxido de difósforo
Anhídrido nitroso
Óxido de cobalto (II)
Óxido de níquel (III)
Anhídrido arsenioso
Óxido de dicobre
Óxido de cadmio
Dióxido de carbono
Heptaóxido de dicloro
Anhidrido brómico
Dióxido de azufre
2.-Escriba ecuaciones químicas para la obtención de los siguientes hidróxidos, a partir del óxido
correspondiente y agua.
Hidróxido
Ecuación química
Hidróxido de potasio
Hidróxido de calcio
Hidróxido de hierro (III)
Hidróxido de cobalto (II)
Hidróxido de cobre (II)
Hidróxido de cinc
Hidróxido de niquel (III)
Hidróxido de aluminio
Hidróxido de plomo (II)
Hidróxido de manganeso (II)
Hidróxido de cromo (III)
Hidróxido de bario
53
3.-Escriba ecuaciones químicas para la obtención de los siguientes oxoácidos a partir del óxido
correspondiente y agua.
Oxoácido
Ecuación química
Ácido sulfuroso
Ácido nitroso
Ácido carbónico
Ácido cloroso
Ácido sulfúrico
Ácido perbrómico
Ácido nítrico
Ácido sulfuroso
Ácido hipobromoso
Ácido perclórico
Ácido yódico
Ácido crómico
Ácido mangánico
Ácido permangánico
4.-Escriba ecuaciones químicas para la obtención de las siguientes sales a partir del ácido y del
hidróxido correspondiente.
Sales
Ecuación química
Cloruro de sodio
Bromuro de calcio
Sulfuro de hierro (II)
Telururo de níquel (III)
Cloruro de hierro (III)
Seleniuro de sodio
Nitrato de plata
Sulfato de sodio
Nitrito de potasio
Sulfito de bario
54
Sulfato de hierro (III)
Cromato de plomo
Clorato de magnesio
Perbromato de niquel (III)
Hidrogenocarbonato de sodio
Hidrogenosulfito de potasio
Hidrogenosulfato de potasio
Hidrogenosulfuro de sodio
Hidroxicloruro de estaño (II)
55
Serie 5: estequiometria II
1. El óxido de mercurio (II), por calentamiento se descompone en Hg (líquido) y oxígeno
molecular (gas). Escriba la ecuación correspondiente y averigüe cuánto se formará de las
siguientes cantidades si se calientan 27,50 g de HgO:
a) masas de mercurio y de oxígeno,
b) moles de mercurio,
c) moléculas de oxígeno
d) volumen de oxígeno en CNPT
2. a) Escriba la ecuación de la reacción que ocurre cuando se hacen reaccionar 2,00 g de
ácido clorhídrico con hidróxido de sodio en cantidad suficiente, para dar cloruro de sodio y
agua.
b) Averigüe qué masas de cloruro de sodio y de agua se formarán.
c) Averigüe el número de moles de hidróxido de sodio necesarios para la reacción.
d) Si agrega más cantidad de hidróxido de sodio que la calculada en c), ¿qué pasará?
3. Se ponen en contacto hidrógeno molecular y oxígeno molecular en presencia de llama,
a) Escriba la ecuación correspondiente.
b) Calcule las masas de H2 y de O2 necesarias para obtener 10 g de agua
4. Se hacen reaccionar 3 moles de ácido nítrico con cantidad suficiente de hidróxido de
calcio según la reacción: 2 HNO3 + Ca (OH)2 → Ca (NO3)2 + 2 H2O
a) ¿Cuántas unidades fórmulas de nitrato de calcio se formarán?
b) ¿Cuántos moles de agua se formarán?
c) ¿Qué masa de sal se obtendrá?
5. a) Qué masa, en gramos, de NH3 puede prepararse a partir de 85,5 g de N2 y 17,3 g de
H2 según la siguiente reacción: N2 + 3H2 → 2 NH3
.
b) Identifique el reactivo en exceso y calcule la masa sobrante de dicho reactivo.
EJERCICIOS COMPLEMENTARIOS
1. Determine el número de moles de O2 que se requiere para reaccionar con 5 rnol de etano (C2H6),
de acuerdo con la siguiente ecuación química:
2 C2H6 + 7 O2  4 CO2 + 6 H2O
2. La cantidad de monóxido de carbono en una muestra de gas, puede determinarse por la reacción:
I2O5 + 5 CO → I2 + 5 CO2
Si la muestra de gas libera 0,192 g de I2:
a) ¿cuántos gramos de CO se hallaban presentes en la muestra?
b) ¿cuántos litros de CO2 en CNPT se formaron?
56
c) ¿cuántos moles de I2O5 se consumieron?
d) ¿cuántas moléculas de CO2 se formaron?
3. Considere la ecuación de la reacción entre aluminio y yodo para formar yoduro de aluminio:
2Al + 3 I2
→
2 Al2I3
Si se parte de 1,2 rnol de Al y 2,4 rnol de I2:
a)¿cuál es el reactivo limitante?
b )¿cuántos moles de producto pueden obtenerse?
c)¿cuántos moles de reactivo en exceso quedan, después de efectuada la reacción?
4. a) ¿cuántos gramos de NH3 pueden obtenerse a partir de 38, 71 g de N2 y 9,30 g de H2?
b ) ¿qué cantidad del reactivo en exceso quedará sin reaccionar? La ecuación de la reacción es:
N2 + 3 H2 → 2 NH3
57
NÚMERO DE OXIDACIÓN DE ELEMENTOS METÁLICOS Y NOMETÁLICOS
Elemento
Símbolo
N° oxid.
Aluminio
Al
+III
Antimonio
Sb
+III;+V
Argón
Ar
-
Arsénico
As
Azufre
Clasif.
Elemento
Símbolo
N° oxid.
He
-
Clasif
Metal
Helio
Inerte
No metal
Hidrógeno
H
I
Inerte
Hierro
Fe
+II;+III
Metal
+III;+V
No metal
Litio
Li
+I
Metal
S
-II;+IV;+VI
No metal
Magnesio
Mg
+II
Metal
Bario
Ba
+II
Metal
Manganeso
Mn
+II;+III
Metal
Berilio
Be
+II
Metal
+IV
Anfótero
Bismuto
Bi
+III;+V
Metal
+VI;+VII
Nometal
Boro
B
+III
Bromo
Br
Cadmio
Cd
+II
Calcio
Ca
+II
No metal
Mercurio
Hg
+I;+II
Metal
Neón
Ne
-
Inerte
Metal
Níquel
Ni
+II;+III
Metal
Metal
Nitrógeno
N
+I;+II; 
No metal
No metal
 I;+III;+V;+VII No metal
III;+IV;+V
C
+II;+IV
Cesio
Cs
Cinc
Zn
Cloro
Cl
Cobalto
Co
+II;+III
Cobre
Cu
Cromo
Cr
Carbono
Au
+I;+III
O
-II
No metal
Plata
Ag
+I
Metal
Platino
Pt
+II;+IV
Metal
Metal
Plomo
Pb
+II;+IV
Metal
+ I;+II
Metal
Potasio
K
+I
Metal
+II
Metal
Rubidio
Rb
+I
Metal
+III
Anfótero
Selenio
Se
-II;+IV;+VI
No metal
+VI
No metal
Silicio
Si
+IV
No metal
No metal
Oro
+I
Metal
Oxígeno
+II
Metal
 I;+III;+V;+VII No metal
Estaño
Sn
+II;+IV
Metal
Sodio
Na
+I
Estroncio
Sr
+II
Metal
Teluro
Te
-II;+IV;+VI
Fluor
F
-I
No metal
Titanio
Ti
+III;+IV
Fósforo
P
+III;+V
No metal
Yodo
I
 I;+III;+V;+VII
Metal
Metal
58
No metal
Metal
No metal