TEMAS Y CONCEPTOS REUNIDOS EN UN MANUAL DE QUÍMICA PARA CONSULTA INMEDIATA...COLEGIO AMERICANO DE SAN CARLOS...tango/tango

1. QUIMICA
La química es la ciencia que estudia las propiedades de la
materia, su estructura, su composición, las transformaciones
que experimenta y los fenómenos energéticos que pueden
producirse en esos cambios.
El extenso y apasionante tema de la química se estudia desde
la perspectiva de enfoques especiales que van desde la
química nuclear hasta la bioquímica. Para hacer mas fácil su
estudio se hace distinción entre dos grandes áreas de la
química: La Química Inorgánica: que estudia todos los
elementos y compuestos distintos del carbono y sus
derivados. y la Química Orgánica: que se encarga del estudio del
carbono y de los compuestos que forma con otros elementos.
La química inorgánica estudia parte de los fenómenos
naturales y hechos relacionados con la vida diaria como: la
extracción de metales (oro, hierro, plata, níquel, platino,
aluminio, etc), identificación de elementos constituyentes de
la luna y de todos los astros, análisis de productos naturales,
análisis y purificación de aguas, investigaciones en
radioquímica con el fin de encontrar su aplicación en
medicina y como fuente de energía, en esta parte se incluyen
todos los estudios relacionados con la emisión de
radiactividad derivadas tanto de la fusión como de la fisión
nuclear.
Para empezar el estudio tanto de la química inorgánica como
de la inorgánica es imprescindible conocer mas a fondo la
parte fundamental de la materia y de la misma química EL
ÁTOMO, para ello se vera a continuación las representaciones
mentales en cuanto a la composición y estructura de el átomo
de algunos hombres (modelos atómicos) que a lo largo de la
historia fueron cambiando la forma de ver el mundo y que
estructuraron la misma química
TEORÍA ATÓMICA
Los inicios de la teoría atómica se remontan a el Siglo V A.C.
Dos Filósofos Griegos Leucipo y Demócrito propusieron que la

2. materia no podía dividirse indefinidamente tal y como lo
estipulaba Aristóteles. Ellos proponían que al final de la
división llegarían a los Átomos. (La palabra griega átomos
significa “ indivisible” ). Después de que en Grecia se estableció
que quot;Los átomos son partículas muy pequeń a s, eternas e
indivisibles que constituyen la materia” muchos filósofos,
físicos, químicos y demás científicos postularon otras teorías
encaminadas a describir la composición y estructura del
átomo, estos son algunos de ellos:
• JOHN DALTON (1808).
Su teoría puede resumirse en cinco ideas básicas :
OTRAS LEYES QUE
CONCORDABAN
LEYES
CON LO EXPUESTO
POR DALTON
• La materia está formada (Ley de la
por partículas indivisibles conservación de la
llamadas átomos. Los materia propuesta
cuales no se crean ni se por Antoine
destruyen Lavoisier).
• Todos los átomos de un
mismo elemento son
iguales en peso, tamań o y
propiedades químicas.
• Los átomos de elementos
diferentes también son
diferentes.
• Los átomos de diferentes
elementos se combinan
(Ley de las
entre sí, en relaciones
proporciones
numéricas enteras y
definidas de Proust)
sencillas para formar
compuestos
• Los átomos de diferentes (Ley de las
elementos pueden proporciones

3. combinarse en distintas
proporciones numéricas
múltiples)
para formar más de un
compuesto
• J.J. THOMPSON (1897)
J.J Thompson realiza una serie de
experimentos con gases, descubre unas
partículas cargadas negativamente a las
que llama electrones. Según él la materia
es eléctricamente neutra. Su modelo
considera al átomo como una masa con
carga positiva, donde se insertan los
electrones en número y posiciones tales
que el campo eléctrico resultante es nulo.
“El modelo del pastel de pasas”.
• ERNEST RUTHERFORD (1911)
Su experimento consiste en
bombardear una delgada lámina de
oro con un haz de partículas alfa. Se
observa que la mayoría de las
partículas atraviesan la lámina sin ser
desviadas en su trayectoria; un
pequeń o número es desviado por
alguna causa, y solo unas cuantas
partículas rebotan.
De acuerdo a esto RUTHERFORD
propone el siguiente modelo atómico:
• Existe un núcleo cargado

4. positivamente en el cual se
encuentra concentrada toda la
masa del átomo. El núcleo está
constituido por partículas
positivas llamadas protones y por
partículas neutras llamadas
neutrones
• Existe un número de electrones
igual a la carga nuclear que giran
alrededor del núcleo.
• La carga positiva del núcleo
coincide con el número atómico
del elemento estudiado.
• Los átomos son en su mayor
parte espacio vacío.
• BECQUEREL Y LOS ESPOSOS
CURIE (1896)
Es descubierta por Becquerel y los esposos Curie. La
radiactividad es el proceso de ruptura de los átomos durante
el cual se emiten radiaciones. Al experimentar con elementos
como el Uranio y el Radio se descubre que el haz de
partículas subatómicas emitido esta conformado por:

5. Composición
Carga
RAYOS ALFA
2 protones y 2
neutrones (llamados
también núcleos de
Helio)
2+
RAYOS BETA
Electrones de alta
energía
1-
RAYOS GAMMA
Radiación
Electromagnética de
Longitud de onda muy
corta (Alta Energía)
0
• MODELO DE BOHR (1913)

6. Se basó en los estudios de
espectro de emisión de los
átomos y en la teoría de los
cuantos;
Emisiones de los átomos: la luz
que emite un elemento se
conoce como su espectro y
cada elemento tiene uno
diferente.
Teoría de los cuantos: Propuesta
por Plank (1900). En una
reacción química no puede
intervenir una cantidad de
materia inferior a un átomo.
Igualmente hay una cantidad
mínima de energía que se
puede emitir, que es el fotón
o cuanto. (ver mas adelante)
El modelo atómico de Bohr contempla cuatro postulados:
• Los electrones en los átomos están localizados en
órbitas o niveles de energía alrededor del núcleo.
• Los electrones en las órbitas más cercanas al núcleo
tienen menor energía que aquellos localizados en órbitas
más alejadas.
• Cualquier electrón en un átomo puede tener sólo ciertos
valores de energía permitidos. Esta energía determina
qué órbita ocupa un electrón.
• Los electrones pueden moverse de una órbita a otra.
Para esto debe ganar o perder una cantidad exacta de
energía, un cuanto de energía .

7. • RADIACIÓN ELECTROMAGNÉTICA
La difracción de la luz por una ranura muy angosta hace
posible el cálculo de una propiedad de la luz denominada
longitud de onda, representada por λ (lambda) y que
corresponde a la distancia entre dos crestas de una onda de
luz. La frecuencia de la luz V, o el número de ondas que
pasan por un punto dado en un segundo, relaciona la
longitud de onda con la velocidad de la luz, c, por la
expresión:
c = vλ , donde:
Longitud de onda: Distancia entre dos
λ= crestas en una onda (Longitud de un
ciclo)
c= Velocidad de la luz (2.998 x 108 cm/seg)
Número de ondas que pasan por un
v=
punto en un segundo.
• MAX PLANK ( 1900 )
En 1900 Max Plank propone la teoría cuántica para la
energía radiante: “ La Energía Radiante sólo puede ser emitida
o absorbida en cantidades discretas llamadas cuantos” . Plank
desarrolló una ecuación que define la energía de un cuanto
de Energía Radiante:
E= hv
E= Energía Radiante
Constante de Plank (6.6262 x 10 -34
h=
Joule- seg)
v= Frecuencia (seg -1 )
En 1905 Albert Einstein propuso que los cuantos son
paquetes discontinuos llamados “ fotones ” .
• EL ESPECTRO ELECTROMAGNÉTICO
Cuando un rayo de luz atraviesa un prisma, el rayo se desvía
o se refracta. el grado de desviación depende de la Longitud

8. de Onda. El Espectro Electromagnético representa el
Intervalo de Longitudes de Onda de la Radiación
Electromagnética.
• ESPECTRO ATÓMICO
Cuando los vapores o gases de una sustancia se calientan en
una llama, se produce luz. Si un rayo de esta luz se hace
pasar por un prisma, se produce un Espectro de Líneas (o
Discontinuo). El Espectro de Líneas de cada Elemento es
Único. En 1885 J. J. Balmer estudió el espectro de emisión
del Hidrógeno y obtuvo la siguiente ecuación:
donde n = 3, 4, 5, ...
La serie de líneas que se obtiene se conoce como “ Serie de
Balmer” .
EL ÁTOMO Y SU ESTRUCTURA ELECTRÓNICA
Los átomos no son partículas individuales como lo había
pensado originalmente Dalton, sino que están compuestos de
partículas más simples: en el núcleo del átomo, los neutrones
y los protones cargados positivamente y rodeando al núcleo
los electrones cargados negativamente
• PARTÍCULAS SUBATÓMICAS
El Electrón
El electrón es una partícula subatómica que tiene carga
negativa, su descubrimiento deriva de los experimentos
realizados con Electricidad. Además Julius Plücker en 1859
realizó experimentos con Rayos Catódicos que consiste en lo
siguiente: Dos Electrodos se encuentran dentro de un tubo
sellado de vidrio al que se ha extraído casi completamente el
aire. Cuando se aplica un Voltaje alto a través de los

9. electrodos, emerge un haz de rayos desde el electrodo
negativo llamado Cátodo hacia el electrodo positivo llamado
Ánodo.
Estos rayos tienen naturaleza negativa, ya que son repelidos
por el extremo negativo de campos eléctricos (Cátodo) y
magnéticos (Sur Magnético). En 1891 Stoney les llamó
electrones. Finalmente en 1897 Joseph J. Thomson
determinó la relación carga/masa (e/m) del electrón
estudiando la desviación de los rayos Catódicos por los
campos eléctrico y magnético.
e/m = -1.75 x 10 8 c oulomb /gramo
En 1909 Robert A. Millikan determinó la carga del electrón
que resultó ser:
e = -1.602 x 10 -19 Coulomb
Al contar con el valor de e/m y con el de e, fué posible
obtener el valor de m (masa del electrón) que resultó ser:
me = 9.1096 x 10 -28 g
El Protón
El protón es una partícula cargada positivamente, su estudio
se debe en gran parte a Eugene Goldstein quien realizó
experimentos con Rayos Catódicos en los cuales se introdujo
Hidrógeno gas a baja presión, observando la presencia de
Rayos que viajaban en dirección opuesta a los Rayos
Catódicos. El llamó a estos “ Rayos Positivos” Protones. Se
determinó la relación e/m para el protón resultando ser:
e/m = +9.5791 x 10 4 Coulomb/g
A los protones se les asignó el símbolo H + y se determinó que
la carga del protón es igual a la del electrón sólo que de signo
contrario (+).
eH+ = +1.602 x 10 -19 Coulomb
Así mismo, se determinó la masa del Protón siendo ésta de:

10. mH+ = 1.6726 x 10 -24 g
El Neutrón
En 1932 Chadwik determinó mediante el estudio de
reacciones nucleares la masa del Neutrón, el cual no posee
carga (Por eso le llamaron Neutrón) siendo ésta de:
mn = 1.6750 x 10- 24 g
n = neutrón
El núcleo
Es la parte central del átomo cargada positivamente: esta
compuesto principalmente de las partículas fundamentales
llamadas protones y neutrones. Los electrones se mueven
alrededor del núcleo. El núcleo contiene la mayor parte de la
masa
• NÚMERO ATÓMICO (Z)
Indica el número de protones que tiene un átomo en el
núcleo, el cual es igual a la cantidad de electrones, ya que la
materia es eléctricamente neutra. La cantidad de protones
varía según el elemento .
EJEMPLO: EL Magnesio ( Mg) tiene Z= 12
• NÚMERO DE MASA (A)
Es la suma del número de protones y neutrones contenidos
en el núcleo.
A =Z +N
EJEMPLO: El Sodio (Na) tiene Z = 11 y A = 23, por lo tanto
contiene 11 protones, 11 electrones y 12 neutrones.
• ISÓTOPOS

11. Son átomos de un mismo elemento que contienen el mismo
número de protones y electrones, pero diferente número de
neutrones.
• MASA ATÓMICA:
Es la masa de un átomo expresada en relación al átomo de
carbono- 12 (12 C).
• NÚMEROS CUÁNTICOS
Los números cuánticos determinan la región del espacio-
energía de mayor probabilidad para encontrar a un electrón.
El desarrollo de la Teoría Cuántica fue realizado por Plank,
Maxwell, Schrödinger, Pauling, Heisenberg, Einstein, De
Broglie y Boltzmann
Descripción de los Números Cuánticos:
Número Cuántico
Principal:
Proporciona el Nivel y la
n=
distancia promedio relativa del
electrón al Núcleo. n posee valores
de 1, 2, 3,....
Número Cuántico
Azimutal:
Proporciona el subnivel. cada
l = orbital de un subnivel dado es
equivalente en energía, en
ausencia de un campo magnético.
l posee valores desde 0 hasta n-1.
Número Cuántico
Magnético:
m= Define la orientación del
Orbital. m posee valores desde -l
pasando por 0 hasta +l
Número Cuántico de
Spin:
s = Define el giro del
Electrón. s posee valores de +1/2 y
-1/2.

12. Principio de Incertidumbre de Heisenberg:
“ Es imposible determinar simultáneamente la posición exacta
y el momento exacto del electrón”
Principio de Exclusión de Pauli:
“ Dos electrones del mismo átomo no pueden tener los mismos
números cuánticos idénticos y por lo tanto un orbital no
puede tener más de dos electrones” .
El Número máximo de electrones por nivel es 2(n)2
• CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DE LOS ELEMENTOS
NOTACIÓN ESPECTRAL: Es la representación esquemática de
la distribución de los electrones de un átomo, de acuerdo con
el modelo atómico de Bohr. Los electrones tienden a ocupar
orbítales de energía mínim a. La siguiente figura muestra el
orden de llenado de los orbítales.
ELECTRONES
NIVE ORBITAL
MÁXIMOS
L ES
POR NIVEL
EJEMPLO: La notación espectral del Calcio (Z = 20) es: 1s 2
2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2
Conocido este orden se puede asegurar que el tercer electrón
ira al orbital 2s. Por tanto, la configuración electrónica del
litio es 1s 2 2s.

13. El Berilio, con cuatro electrones, colocara el cuarto electrón
en el orbital 2s puesto que este puede aceptar hasta dos
electrones. La configuración electrónica del berilio resulta ser
1s 2 2s 2 . La forma que se ha usado hasta ahora para escribir
la notación electrónica es la notación convencional; también
se usa el diagrama orbital o notación orbital. Cuando se
escribe un diagrama orbital, se usan flechas para indicar los
electrones ( ↑para indicar, por ejemplo y↓spín +1/2 y spín
-1/2). Por ejemplo, el diagrama orbital para los cinco
primeros elementos será:
NOTACIÓN
DIAGRAMA ORBITAL
CONVENCIONAL
1
1 1H 1s
2
2 2 He 1s
2
1s 2s
3 3 Li 1
2
1s 2s
4 4 Be 2
1s 2
5 5B 2s 2 2p
1
Para representar una configuración electrónica por la
notación convencional se usan dos métodos (a) la configuración
total : que consiste en escribir todos los orbitales . (b) la
configuración parcial : en donde los niveles totalmente llenos se
abrevian con la letra mayúscula apropiada. si (K) significa
1s 2 ; (K, L) significa 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 . Por ejemplo , para el átomo

14. de sodio : 11 Na configuración total : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ; configuración
parcial : ( K,L) 3s 1
Otra manera alterna de escribir la configuración parcial , es
escribiendo el símbolo del gas noble que le precede entre
corchetes, seguido de los electrones presentes por encima del
gas noble, por ejemplo, para el sodio y calcio seria :
configuraci
11 Na [Ne] 3s 1
ón parcial
configuraci
20 Ca [Ar] 4s 2
ón parcial
• REGLA DE HUND
Se aplica la regla de Hund de máxima multiplicidad cuando
un orbital p, d, o f es ocupado por más de un electrón. Esta
regla dice que los electrones permanecen sin aparear con
espines paralelos en orbitales de igual energía, hasta que
cada uno de estos orbitales tiene , cuando menos un electrón.
Por ejemplo, el diagrama orbital para el fósforo:
y
[Ne
15 [Ne
n
P ] ]
o
Ningún orbital p puede poseer dos electrones hasta que todos
los orbitales p tengan un electrón cada uno .

15. PERIODICIDAD QUÍMICA
ż Por qué determinados elementos tienen propiedades
semejantes? estas pregunta se puede contestar con la
moderna teoría atómica en función de las estructuras
electrónicas. Elementos diferentes cuyos átomos tienen
estructuras electrónicas semejantes en sus capas externas o
niveles de valencia tienen muchas propiedades químicas en
común. Esta idea que relaciona la semejanza en las
estructuras con la semejanza en las propiedades es la base
de la ley periódica
• CLASIFICACIONES PERIÓDICAS INICIALES
Los científicos ven la necesidad de clasificar los elementos de
alguna manera que permitiera su estudio más sistematizado.
Para ello se tomaron como base las similaridades químicas y
físicas de los elementos. Estos son algunos de los científicos
que consolidaron la actual ley periódica:
Hace su clasificación en grupos de
Johann W. tres elementos con propiedades
Dobeneiner: químicas similares, llamados
triadas.
Organiza los elementos en grupos de
ocho u octavas, en orden ascendente
de sus pesos atómicos y encuentra
John
que cada octavo elemento existía
Newlands:
repetición o similitud entre las
propiedades químicas de algunos de
ellos.
Clasifican lo elementos en orden
ascendente de los pesos atómicos.
Dimitri
Estos se distribuyen en ocho grupos,
Mendeleiev y
de tal manera que aquellos de
Lothar Meyer:
propiedades similares quedaban
ubicados en el mismo grupo.
• TABLA PERIÓDICA ACTUAL

16. En 1913 Henry Moseley basándose en experimentos con
rayos x determinó los números atómicos de los elementos y
con estos creó una nueva organización para los elementos.
quot; Las propiedades químicas de los
Ley periódica: → elementos son función periódica de
sus números atómicos quot;
lo que significa que cuando se ordenan los elementos por sus
números atómicos en forma ascendente, aparecen grupos de
ellos con propiedades químicas similares y propiedades
físicas que varían periódicamente.
• ORGANIZACIÓN DE LA TABLA PERIÓDICA
Los elementos están distribuidos en filas (horizontales)
denominadas períodos y se enumeran del 1 al 7 con números
arábigos. Los elementos de propiedades similares están
reunidos en columnas (verticales), que se denominan grupos
o familias; los cuales están identificados con números
romanos y distinguidos como grupos A y grupos B. Los
elementos de los grupos A se conocen como elementos
representativos y los de los grupos B como elementos de transición.
Los elementos de transición interna o tierras raras se colocan
aparte en la tabla periódica en dos grupos de 14 elementos,
llamadas series lantánida y actínida.
La tabla periódica permite clasificar a los elementos en
metales, no metales y gases nobles. Una línea diagonal
quebrada ubica al lado izquierdo a los metales y al lado
derecho a los no metales. Aquellos elementos que se
encuentran cerca de la diagonal presentan propiedades de
metales y no metales; reciben el nombre de metaloides.
Son buenos
conductores del calor y
la electricidad, son
Metales:
maleables y dúctiles,
tienen brillo
característico.

17. Pobres conductores del
calor y la electricidad,
No no poseen brillo, no son
Metales: maleables ni dúctiles y
son frágiles en estado
sólido.
poseen propiedades
Metaloides
intermedias entre
:
Metales y No Metales.
• LOCALIZACIÓN DE LOS ELEMENTOS
Las coordenadas de un elemento en la tabla se obtienen por
su distribución electrónica: el último nivel de energía localiza el
periodo y los electrones de valencia el grupo.
Están repartidos en ocho grupos y
se caracterizan porque su
distribución electrónica termina en
Elementos
s-p o p-s. El número del grupo
representativos
resulta de sumar los electrones
:
que hay en los subniveles s ó s y p
del último nivel.
EJEMPLO: localice en la tabla periódica el elemento con Z= 35
La distribución
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6
electrónica
4s 2 3d 10 4p 5
correspondiente es:
la cual en forma 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6
ascendente es ; 3d 10 4s 2 4p 5
El último nivel de energía es el 4, por lo tanto el elemento
debe estar localizado en el cuarto periodo. El grupo se
determina por la suma 2+5=7, correspondiente al número de
electrones ubicados en el último nivel, lo cual indica que el
elemento se encuentra en el grupo VII A.
Algunos grupos representativos reciben los siguientes
nombres:
Grup Alcalinos

18. o IA:
Grup Alcalinotérr
o IIA eos
Grup
o Halógenos
VIIA:
Grup
o Gases
VIIIA nobles
:
Están repartidos en 10 grupos y
son los elementos cuya distribución
electrónica ordenada termina en d-s.
El subnivel d pertenece al
Elementos de penúltimo nivel de energía y el
transición: subnivel s al último. El grupo está
determinado por la suma de los
electrones de los últimos subniveles
d y s.
Si la suma es 3,4,5,6 ó 7 el grupo es IIIB, IVB, VB, VIB,VIIB
respectivamente. Si la suma es 8, 9 ó 10 el grupo es VIIIB
primera, segunda o tercera columna respectivamente. Y si la
suma es 11 ó 12 el grupo es IB y IIB respectivamente.
EJEMPLO: localice en la tabla periódica el elemento con Z= 47
La distribución
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2
electrónica
3d 10 4p 5 4p 6 5s 2 4d 4
correspondiente es:
la cual en forma 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6
ascendente es ; 3d 10 4s 2 4p 6 4d 4 5s 2
El último nivel de energía es el 5, por lo tanto el elemento
debe estar localizado en el quinto periodo. El grupo se
determina por la suma 9+2=11, lo cual indica que el elemento
se encuentra en el grupo I B.

19. Están repartidos en 14 grupos y su
configuración electrónica ordenada
Elementos termina en f-s. Es de notar que la
de tierras serie lantánida pertenece al
raras: periodo 6 y la actínida al periodo 7
de la tabla periódica.
LOCALIZACIÓN DE LOS ELEMENTOS EN LA TABLA
• COMPORTAMIENTO DE LAS PROPIEDADES EN LA
TABLA:
Radio atómico: Es una medida del tamań o del átomo. Es la
mitad de la distancia existente entre los centros de dos

20. átomos que están en contacto. Aumenta con el periodo
(arriba hacia abajo) y disminuye con el grupo (de derecha a
izquierda).
El radio
atómico
dependerá
de la
distancia al
núcleo de
los
electrones
de la capa
de valencia
Energía de ionización: Es la energía requerida para remover un
electrón de un átomo neutro. Aumenta con el grupo y
diminuye con el período.
Electronegatividad: Es la intensidad o fuerza con que un átomo
atrae los electrones que participan en un enlace químico.
Aumenta de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba.
Afinidad electrónica: Es la energía liberada cuando un átomo
neutro captura un electrón para formar un ion negativo.
Aumenta de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba.

21. VARIACIÓN DE LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS

22. MATERIA Y ENERGÍA
La materia es todo aquello que nos rodea, ocupa un lugar en
el espacio y tiene masa,
• PROPIEDADES DE LA MATERIA
Todo lo que nos rodea y que sabemos como es se le llama

23. materia. Aquello que existe pero no sabemos como es se le
llama no-materia o antimateria.
Al observar la materia nos damos cuenta que existen muchas
clases de ella porque la materia tiene propiedades generales y
propiedades particulares.
• Propiedades generales
Las propiedades generales son aquellas que presentan
características iguales para todo tipo de materia. Dentro de
las propiedades generales tenemos:
Es la cantidad de materia
Masa = que posee un cuerpo.
Es la fuerza de atracción
llamada gravedad que ejerce
Peso = la tierra sobre la materia
para llevarla hacia su
centro.
Es la propiedad que tienen
los cuerpos de ocupar un
Extensión =
lugar determinado en el
espacio.
Es la propiedad que dice que
Impenetrabilida dos cuerpos no ocupan el
d= mismo tiempo o el mismo
espacio.
Es la propiedad que indica
que todo cuerpo va a
permanecer en estado de
Inercia= reposo o movimiento
mientras no exista una
fuerza externa que cambie
dicho estado de reposo o
movimiento.
Porosidad = Es la propiedad que dice que
como la materia esta
constituida por moléculas

24. entre ellas hay un espacio
que se llama poro.
Es la propiedad que indica
que cuando a un cuerpo se
le aplica una fuerza esta se
deforma y que al dejar de
aplicar dicha fuerza el
Elasticidad =
cuerpo recupera su forma
original; lógicamente sin
pasar él limite de
elasticidad. quot;limite de
influenza quot;
Esta propiedad demuestra
Divisibilidad = que toda la materia se puede
dividir.
• Propiedades Especificas
Todas las sustancias al formarse como materia presentan
unas propiedades que las distinguen de otras y esas
propiedades reciben el nombre de especificas y dichas
propiedades reciben el nombre de color, olor, sabor, estado de
agregación, densidad, punto de ebullición, solubilidad, etc.
El color, olor y sabor demuestra que toda la materia tiene
diferentes colores, sabores u olores.
El estado de de agregación indica que la materia se puede
presentar en estado sólido, liquido o gaseoso.
La densidad es la que indica que las sustancias tienen
diferentes pesos y que por eso no se pueden unir fácilmente .
• CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA

25. Es una mezcla de EJEMPLO
Materia
sustancias en más de una : mezcla
heterogéne
fase o que son físicamente de agua y
o
distinguibles. aceite.
Material Constituido por una sola EJEMPLO
homogéneo sustancia o por varias que : mezcla
: se encuentran en una sola de sal y
fase agua.
Solución: Es un material homogéneo EJEMPLO
constituido por más de una : las
sustancia. Son gaseosas.
transparentes, estables y no
producen precipitaciones.
Una característica muy
importante es la
composición, la cual es
igual en todas sus partes.
Sin embargo, con los

26. mismos componentes es
posible preparar muchas
otras soluciones con solo
variar la proporción de
aquellos
EJEMPLO
Es un material homogéneo
Sustancia : alcohol
cuya composición química
pura: (etanol)
es invariable.
EJEMPLO
:
Sustancia conformada por nitrógeno
Elemento:
una sola clase de átomos gaseoso
(N2 ), la
plata (Ag)
EJEMPLO
: dióxido
Compuesto Sustancia conformada por
de
: varias clases de átomos
carbono
(CO2 )
• CAMBIOS DE LA MATERIA
EJEMPLO
: en la
fusión del
hielo, el
agua pasa
de estado
Cambio que sufre la
sólido a
Cambio materia en su estado,
líquido,
físico: volumen o forma sin alterar
pero su
su composición.
composici
ón
permanec
e
inalterada
.

27. EJEMPLO:
en la
combustió
n de una
hoja de
papel, se
genera
CO, CO2 y
Cambio en la naturaleza de
Cambio H2O a
la materia, variación en su
químico: partir de
composición
celulosa,
cambiand
o la
composici
ón de la
sustancia
inicial.
El estado en que se
encuentre un material
depende de las condiciones
Sólido,
de presión y temperatura,
Cambios liquido,
modificando una de éstas
de estado: gaseoso o
variables o ambas, se
plasma
puede pasar la materia de
un estado a otro.

28. CAMBIOS DE ESTADO
CARACTERÍSTICAS DE LOS DIFERENTES ESTADOS DE LA
MATERIA
SÓLIDOS LÍQUIDOS GASES
COMPRESIBILID No se pueden No se pueden Sí pueden
AD comprimir comprimir comprimirse
No se adaptan Se adaptan al Se adaptan al
VOLUMEN al volumen del volumen del volumen del
recipiente recipiente recipiente
Vibración,
GRADOS DE Vibración,
Vibración rotación,
LIBERTAD rotación
traslación
EXPANSIBILIDA No se No se
Sí se expanden
D expanden expanden
• REPRESENTACIÓN DE LOS COMPUESTOS

29. Símbolo : es la letra o letras que se emplean para representar
elementos químicos. EJEMPLO: Al (aluminio)
Molécula : se forman por enlaces químicos de dos o más
átomos y siempre en proporciones definidas y constantes.
Son la estructura fundamental de un compuesto.
Fórmula:
Fórmula Fórmula de
Fórmula Fórmula Fórmula
empírica Lewis o
química molecular estructural :
o mínima electrónica:
Es la Informa Expresa la Muestra el Representa
representa sobre el composició ordenamie la molécula
ción de un tipo de n real de nto incluyendo
compuesto átomos un geométric todos los
e indica la que compuesto oo electrones
clase y la forman , indicando posición de valencia
cantidad la el número que ocupa de los
de átomos molécul de átomos cada átomos
que a y la de cada átomo constituyen
forman relación especie dentro de tes, estén o
una mínima que forma la no
molécula. en la la molécula. comprometi
cual molécula. dos en
Está estos se La fórmula enlaces.
constituido combin molecular
por el an. es un
símbolo de múltiplo
cada de la
elemento empírica.
presente
en la
sustancia,
seguido
por un
subíndice
que índica
el número
relativo de

30. átomos.
EJEMP
LO:
EJEMPLO:
La EJEMPLO: EJEMPLO:
EJEMPLO: fórmula
mínima
Fe2 O3
del
etano
(C2 H 6 )
es CH3
• UNIDADES QUÍMICAS:
Es el número de partículas igual al
Mol:
número de Avogadro
Nùmero de
6.023 x 10 23 partículas
Avogadro
Peso Atómico: Es el peso de una mol de átomos de
un elemento.
EJEMPLO:
En un mol de Fe (hierro) hay 6.023 x
10 23 átomos de hierro y estos pesan
en total 55.8 g
1MOL = 6.023 x 10 23 = peso atómico
del elemento

31. Unidades de Masa Atómica u.m.a
La unidad de masa atómica uma es en
realidad una unidad de peso y se
define exactamente como 1/2 de la
masa del átomo de 12 C. Su tamań o
extremadamente pequeń o es cómodo
para la descripción del peso de los
átomos. Por ejemplo, el peso real de
un átomo de hidrogeno es 1.67 x 10 -24
g 0 1.008 uma.
Como todos los pesos atómicos se
basan en el mismo patrón, todos ellos
pueden utilizarse para comparar los
pesos de dos átomos cualesquiera. Así
, el peso atómico del azufre, 32.06
uma, indica que:
El cobre tiene un peso atómico de
63.54 uma. Por consiguiente,
en consecuencia:

32. Es el peso de una mol de moléculas
de un compuesto. Se obtiene
sumando el peso atómico de todos los
átomos que forman la molécula.
1 MOL = 6.023 x 10 23 moléculas =
peso molecular (peso fórmula)
Peso EJEMPLO: En un mol de H 2 SO 4
Molecular: (ácido sulfúrico) hay 6.023 x 10 23
moléculas de ácido y estas pesan 98
g. Este resultado se obtiene teniendo
en cuenta el número de átomos y sus
pesos atómicos, así::
hidrógeno 2 x 1 = 2
azufre 1 x 32 = 32
oxígeno 4 x 16 = 64
Relación entre
mol, peso
molecular y
número de
partículas:
•
• DETERMINACIÓN DE FORMULAS EMPÍRICAS Y
MOLECULARES
EJEMPLO: Determine la Fórmula Empírica y la Fórmula
Molecular de un compuesto que contiene 40.0 % de C, 6.67 %
de H y 53.3 % de O y tiene un peso molecular de 180.2
g/mol .
PARA DETERMINAR LA FORMULA EMPÍRICA:

33. Cuando los datos se expresan como porcentaje, se pueden
considerar 100 gramos del compuesto para realizar los
cálculos. Los pesos atómicos son:
C = 12.0, O = 16.0 y H = 1.0
El primer paso para el cálculo es determinar el número de
moles de cada elemento.
# moles de C = 40/12.0 = 3.33
# moles de O = 53.3/16.0 = 3.33
# moles de H = 6.67/1.0 = 6.67
El siguiente paso consiste en dividir cada valor entre el valor
más pequeń o .
C = 3.33/3.33 = 1
O = 3.33/3.33 = 1
H = 6.67/3.33 = 2
Puede apreciarse que los valores obtenidos son los números
enteros más pequeń o s y la fórmula empírica será : C1 H 2 O1 o
bien, CH2 O.
PARA DETERMINAR LA FORMULA MOLECULAR:
Para obtener la Fórmula Molecular, calculemos el peso de la
Fórmula empírica:
C = (12.0)x(1) = 12.0
H = (1.0)x(2) = 2.0
O = (16.0)x(1) = 16.0
Suma = 30.0
Ahora se divide el Peso Molecular entre el Peso de la Fórmula
Empírica
180/30 = 6

34. La Fórmula Molecular será igual a 6 veces la Fórmula
empírica:
C6 H 12 O6
En los casos en que una fórmula empírica dé una fracción,
como por ejemplo: PO2.5
habrá que multiplicar por un número entero que nos
proporcione la relación buscada, por ejemplo 2 : P2 O5
EJEMPLO:
• Calcule el Peso Fórmula del BaCl2 (Cloruro de Bario).
Primero deben consultarse los Pesos Atómicos del Bario y del
Cloro. Estos son:
Peso Atómico
= 137.3 g/mol
(P. A.) del Bario
Peso Atómico
= 35.5 g/mol
(P. A.) del Cloro
Peso Fórmula (1) x (P. A. del Bario) +
=
del BaCl 2 (2) x (P. A. del Cloro)
(1) x (137.3) + (2) x
Peso Fórmula
= (35.5) = 137.3 + 71 =
del BaCl 2
208.3
EJEMPLO:
• Cuántos moles de Aluminio hay en 125 gramos de
Aluminio?
Primero se consulta el Peso Atómico del Aluminio, el cual es
27 g/mol. En seguida hacemos el planteamiento:
27 gramos de Al ------ 1 Mol de Aluminio
125 gramos de Al ----- ?
Moles de Aluminio = 49.25 Moles de Aluminio
También es posible determinar al composición porcentual
utilizando factores de conversión;

35. EJEMPLO:
• Un hidrocarburo contiene 85.63% de carbono y 14.37%
de hidrogeno. Deducir su formula empírica.
La solución del problema cuando se aplica a 100 g del compuesto es
como sigue :
Peso del C= 85.63 g peso del H =
14.37 g
La formula empírica es CH2 . La formula molecular puede ser
CH2 , C2 H 4 , C3 H 6 , etc, puesto que cualquiera de estas formulas
tienen una composición porcentual igual a la de CH2 .
EJEMPLO:
• Un compuesto contiene 63.53% de hierro y 36.47 % de
azufre . Deducir su formula empírica.( Para facilidad de
los cálculos tómese por pesos atómicos Fe= 55.8 y
S=32.1)
La fórmula empírica expresa solamente el número relativo de los
átomos de cada elemento y todo lo que se dice acerca de los números
relativos de los átomos de cada elemento se pude aplicar a los numero
relativos de moles de átomos. Por tanto el calculo del numero relativo
de moles de hierro y de azufre conducirá a la formula empírica. La
solución, cuando se aplica a 100 g del compuesto, es como sigue:

36. La formula empírica del sulfuro es FeS
EJEMPLO:
• Deducir la fórmula empírica de un compuesto formado
por 9.6 x 10 23 átomos de carbono, 2.888 x 10 24 átomos de
hidrogeno y 4.816 x 10 23 átomos de oxígeno.
La manera más conveniente de resolver el problema es conocer el
número relativo de átomos ; para lograrlo, dividimos por el número
menor, es decir, 4.816 x 1023
Por cada átomo de O, tenemos de 2 de C y 6 de H. Así,
fórmula empírica es C2 H 6 O
• ESTRUCTURAS DE LEWIS Y FÓRMULA ESTRUCTURAL
EJEMPLO:
• Escribir la fórmula de lewis para a) Be, b) O, c) F, d) Li

37. Si representamos con puntos los electrones de valencia ( los que
participan en el enlace químico) tenemos:
Dos electrones s, puesto que su configuración
a)
electrónica 1s2 2s2 indica que haya dos electrones en el
nivel de valencia.
Dos electrones s y cuatro electrones p, de acuerdo con
b) su configuración electrónica 1s2 2s2 2p4; en total, 6
electrones de valencia.
Dos electrones s y cinco electrones p ( configuración
c)
electrónica 1s2 2s2 2p4)
d) Un electrón s ( configuración electrónica 1s2 2s1).
EJEMPLO:
• De acuerdo con la regla del octeto , escribir las formulas
electrónicas y estructurales de a) HF, b) CH4 , c) H 2 S.
Se acostumbra usar una línea para representar un par compartido de
electrones entre dos átomos.
( fórmula
( fórmula
electrónica
estructural)
o de Lewis)
a)
b)
c)
ENERGÍA
La Energía es la capacidad para realizar un trabajo. Se
presenta en diferentes formas: potencial, cinética, eléctrica,
calórica, lumínica, nuclear y química.
• EQUIVALENCIAS DE LAS UNIDADES DE ENERGÍA

38. 4.184
1 caloría = = 4.184 J
joules
1
1000
kilocalor = = 1kcal
calorías
ía
1
1 joule = x 1 metro
newton
(unidad
(unidad de
de
longitud)
fuerza)
1 1 (1
1
=kilogra x metr xsegund
newton
mo o o) -2
1 1 (1
1 joule =kilogra x metr xsegund
mo o2 o) -2
1 J = 1 kg m 2 s -2
Es la cantidad de calor necesaria para elevar en 1º
Caloría = C un gramo de agua.
Es una forma de energía que fluye entre cuerpos
debido a una diferencia de temperatura. El calor
fluye de un cuerpo caliente a uno frío, hasta que
Calor =
los dos alcanzan igual temperatura.
Es la cantidad de calor que se requiere para elevar
la temperatura de un gramo de una sustancia en
Calor
un grado centígrado. Ejemplo: Cp del oro: 0.129 J/
específico =
g ºC, lo cual indica que son necesarios 0.129 J
para elevar en 1°C la temperatura de 1 g de oro.
Es la medida de la cantidad de calor que tiene un
cuerpo. La escala Celsius al igual que las escalas
Fahrenheit y la escala Kelvin o absoluta sirven
para determinar la temperatura de un cuerpo.
Temperatur Guardan la siguiente relación
a=
°C = 5/9 (°F – 32 )
°K = °C + 273
°F = 9/5 °C + 32

39. comparación de los termómetros en las escalas Kelvin, Celsius y
Fahrenheit
Punto de
37
ebullición
3
del agua 100°
K
C 100° 212°
Punto de F
27 =
congelació 0°C
3 180° 32°F
n del agua
K -273 F
Cero °C -460
0
absoluto °F
K
de
Temperatu
ra
Celsius
Kelvin Fahrenhei
(centígrado
(escala t
)
absoluta)
• LEYES DE CONSERVACIÓN DE LA MASA Y LA ENERGÍA

40. En una reacción
química ordinaria la
PRIMERA (Ley de masa de todos los
: Lavoisier) productos es igual a la
masa de las sustancias
reaccionantes
(ley de la La energía no se crea ni
SEGUND
Termodinámi se destruye , solo se
A:
ca ) transforma.
La materia y al energía
pueden transformarse
TERCERA ( Ley de mutuamente , pero la
: Einstein ) suma total de la materia
y la energía del universo
es constante.
NOMENCLATURA INORGÁNICA
La química tiene su propio lenguaje, a lo largo de su
desarrollo se han descubierto miles y miles de compuestos y
con ellos un gran numero de nombres que los identifican . En
la actualidad el número de compuestos sobrepasa los 13
millones, en respuesta a esto, a lo largo de los ań o s los
químicos han diseń a do un sistema aceptado mundialmente
para nombrar las sustancias químicas lo que ha facilitado el
trabajo con la variedad de sustancias que existen y se
descubren constantemente .
La primera distinción básica en la nomenclatura química, es
entre los compuestos orgánicos e inorgánicos donde el primer
termino se refiere a la mayoría de aquellos compuestos que
contienen el elemento carbono. A continuación se expondrá
gran parte de la nomenclatura básica para los compuestos
inorgánicos. estos compuestos se pueden dividir por
conveniencia en cuatro clases o funciones ; oxido, base, ácido
y sal.

41. Veamos la primera distinción para efectos de la nomenclatura
inorgánica:
ELEMENTOS METÁLICOS Y NO METÁLICOS
Para efectos de nomenclatura y estudio de las propiedades
químicas una clasificación muy importante de los elementos
es en metálicos y no metálicos. Se puede determinar
aproximadamente si un elemento es metal o no metal por su
posición en la tabla periódica , Los metales se encuentran a
la izquierda y en el centro de la tabla periódica y los no
metales en el extremo a la derecha .
Cuando se comparan dos elementos, el mas metálico es el
que se encuentra mas hacia la izquierda o mas hacia la parte
inferior de la tabla periódica .
Existen algunas reglas útiles basadas en el concepto del
nú mero de oxidación que permiten predecir las fórmulas de
un gran nú mero de compuestos.
REGLAS:
1. El número de oxidación de cualquier átomo sin combinar o elemento libre por ejemplo;Cl2 es cero.
2. El número de oxidación para oxigeno es -2 ( en los peróxidos es de -1)
3. La suma de los números de oxidación para los átomos de los elementos en una fórmula determinada
es igual a cero; cuando se trata de un ion poliatómico es una partícula cargada que contiene más de un
átomo , por ejemplo, el nitrógeno es +5.
4. el numero de oxidación para el hidrogeno es +1 ( en los hidruros es de - 1)
5. Para los iones simples, el número de oxidación es igual a la carga de un ión. (Así, para Mg +2 , el
numero de oxidación es +2)
CATIONES Y ANIONES
CATIONES ( iones positivos )
Cuando un elemento muestra una simple forma cationica, el
nombre del cation es el mismo nombre del elemento.

42. Ejemplos:
Na + ion sodio
Ca +2 , ion calcio
Al+3 , ion aluminio
Cuando un elemento puede formar dos cationes
relativamente comunes (con dos estados de oxidación
respectivamente diferentes),cada ion debe nombrarse de tal
manera que se diferencie del otro. Hay dos maneras de hacer
esto, el sistema establecido por la IUPAC y el sistema tradicional
El SISTEMA ESTABLECIDO POR LA IUPAC; consiste en que
los iones positivos se nombran como elemento indicando el
número de oxidación mediante numerales entre paréntesis;
así, por ejemplo:
+1 +2
Cu es cobre (I) y Cu es cobre ( II)
EL SISTEMA TRADICIONAL; usa los sufijos -oso- e -ico-
unidos a la raíz del nombre del elemento para indicar
respectivamente, el mas bajo y el mas alto estados de
oxidación. Así;
a Cu +1
s e le denomina ion cupr oso y a Cu +2
ion cúpr ico ( II)
ANIONES (iones negativos)
Los iones negativos se derivan de los no metales. La
nomenclatura de los aniones sigue el mismo esquema de los
ácidos , pero cambian las terminaciones como sigue;
Terminación del Terminación del
ácido anión
hídrico uro
ico ato
ito
oso

43. FUNCIONES QUÍMICAS
ÓXIDOS
Se define un óxido como la combinación binaria de un
elemento con el oxígeno. Con el oxígeno, es corriente que los
elementos presenten varios grados de valencia o numero de
oxidación, mientras que el O2 = siempre es divalente excepto
en los peróxidos donde actúa con una valencia de -1. Para
saber la valencia o valencias de un elemento cualquiera con
O2 y poder formular el correspondiente óxido, basta con
observar su ubicación en la tabla periódica, en la cual el
número de la columna indica la valencia más elevada que
presenta un elemento para con el O. Los óxidos se dividen en
dos categorías según sea el tipo del elemento que se combina
con el oxígeno .
ÓXIDOS BÁSICOS ( Combinación del oxígeno con elementos metálicos)
Las combinaciones del oxígeno con los metales, se llaman
óxidos básicos o simplemente óxidos. El método tradicional

44. para nombrar los óxidos básicos consiste en usar el nombre
óxido de seguido de nombre del metal
EJEMPLO:
Li2 O = óxido CaO = óxido
de litio de calcio
Cuando un metal presenta dos números de oxidación
diferentes, para designar el óxido se emplean las
terminaciones oso ( para el elemento de menor numero de
oxidación) e ico ( para el de mayor numero de oxidación)
EJEMPLO:
CoO = óxido Co2 O3 = óxido
cobaltoso cobaltico
Para este caso, en el sistema moderno de nomenclatura,
recomendado por la IUPAC, el número de oxidación del metal
que se combina con el oxígeno se indica con números
romanos entre paréntesis agregado al final del nombre del
elemento en espań o l:
EJEMPLO:
Co2 O = óxido de Co2 O3 = óxido de
cobalto ( II) cobalto ( III)
ÓXIDOS ÁCIDOS ( Combinación del oxigeno con elementos no
metálicos)
Las combinacio nes del oxígeno con los elementos no
metálicos se llaman óxidos ácidos o anhidros ácidos
EJEMPLO:
dióxido de
SiO 2 =
silicio
dióxido de
SeO 2 =
selenio
Estos óxidos reaccionan con el agua para dar ácidos ( tipo
oxácido)

45. EJEMPLO:
ácido
CO2 + H2O →
H 2 CO3 carbónico
oxido oxácid
ácido o
Para nombrar estos compuestos, la IUPAC recomienda el uso
de la palabra óxido y los prefijos griegos; mono, di tri, tetra,
etc. que indican el numero de átomos de cada clase en la
molécula
EJEMPLOS:
TeO2 = dióxido TeO3 = trióxido
de telurio de telurio
As2 O5 =
As2 O3 = trióxido
pentaóxido de
de diarsenico
diarsenico
=
monóxido
2Cl 2 + O2 →
Cl2 O de
dicloro
oxido
ácido
Cuando un elemento presenta dos valencias diferentes, se
usa la terminación oso para el oxido que tiene el elemento de
menor valencia y la terminación ico para el de menor
valencia:
EJEMPLO:
TeO2 = oxido TeO3 = oxido
teluroso telúrico
Sin embargo, el mejor método y el que ofrece manos
confusión es el de la IUPAC o sistema Stock, donde el numero
de oxidación o valencia se indica con números romanos entre

46. paréntesis. Para los óxidos de los halógenos todavía se usan
los prefijos hipo y per combinados con los sufijos oso e ico.
EJEMPLO:
= óxido
de
2N 2 + 3O 2 →
2N 2 O3 nitrógeno
(III)
oxido
ácido
= óxido
2Cl 2 + O2 → hipocloro
2Cl 2 O
so
oxido
ácido
2Cl = óxido
+ 7O 2 →
2 2Cl 2 O7 perclórico
oxido
ácido
VER TABLA DE OXIDOS Y BASES
BASES O HIDRÓXIDOS
Según la definición de Bronsted - Lowry, una base es
cualquier sustancia que puede aceptar reaccionar con un ion
hidrogeno . Se entiende por hidróxido cualquier compuesto
que tiene uno o mas iones hidróxido remplazables (OH-) .Las
bases se obtienen por la reacción de los óxidos metálicos con
el agua
EJEMPLO:
=
Na 2
+ H2 O → hidróxido
O 2NaOH
de sodio
=
Al2 O 2Al(OH) hidróxido
+ 3H 2 O →
3 3 de
aluminio

47. Como el grupo hidroxilo es monovalente, para formular una
base se ań a de al metal que lo forma, tantos iones OH - como
indica la valencia del metal. Las bases se nombran con las
palabra hidróxido de seguidas del nombre del metal.
Cuando un elemento presenta dos estados de oxidación
diferentes como ya se vio , el nombre termina en oso en los
compuestos en que el elemento tiene la menor valencia y en
ico en los que el elemento tienen la mayor valencia
EJEMPLO:
Ni(OH)2 = hidróxido Ni (OH)3 =
niquel oso hidróxido niquel ico
VER TABLA DE OXIDOS Y BASES
ÁCIDOS
Un ácido se puede describir como una sustancia que libera
iones hidrogeno (H+) cuando se disuelve en agua : Las formulas
de los ácidos contienen uno o mas átomos de hidrogeno, así
como un grupo aniónico. Según la definición de Bronsted
-Lowry, ácido es toda sustancia capaz de ceder protones,
(H+).En las formulas de todos los ácidos el elemento hidrogeno
se escribe en primer lugar. Hay dos clases de ácidos;
(a) HIDRÁCIDOS
Que no contienen oxígeno. Son ácidos binarios formados por
la combinación del hidrogeno con un elemento no metal. Se
nombran empleando la palabra genérica ácido seguida del
nombre en latín del elemento no metálico con la terminación
hídrico. A los hidrácidos se les considera como los hidruros de
los elementos de los grupos Vi y VII.
EJEMPLOS:
ácido
H2S
sulfhídrico
ácido
HI
yodhídrico

48. ácido
HBr
bromhídrico
ácido
HF
fluorhídrico
ácido
HCl
clorhídrico
RECUERDE QUE ; HX ( X= F, Cl; Br, I ) en estado gaseoso no
es un ácido; en agua se disocia para producir iones H +, su
solución acuosa se llama ácido
EJEMPLO:
HCl(g) +
→ HCL(ac)
H 2 O(l)
Cloruro
de ácido
hidroge clorhídrico
no
(b) OXÁCIDOS
Que contienen oxígeno. Son ácidos ternarios que resultan de
la combinación de un oxido ácido con el agua; por tanto, son
combinaciones de hidrógeno , oxigeno y un no metal.
EJEMPLO:
= ácido
PO3 + H2 O → H 3 PO3
fosforoso
= ácido
PO4 + H2 O → H 3 PO4
fosfórico
Los oxácidos se nombran como los anhídridos u óxidos de
donde provienen . La fórmula general de los oxácidos u
oxácidos es:
( HO)m XOn
donde m es el numero de grupos OH enlazados
covalentemente al central X y n es el numero de oxígenos
enlazados covalentemente a X
VER TABLA DE ACIDOS

49. SALES
Una sal es el producto de la reacción entre un ácido y una
base: en esta reacción también se produce agua: en términos
muy generales, este tipo de reacción se puede escribir como :
BASE + SAL +
→
ÁCIDO AGUA
EJEMPLO;
OH
C
Na+ H → H2 O
l NaCl +
Se observa que el ácido dona un H + a cada OH- de la base
para formar H 2 O y segundo que la combinación
eléctricamente neutra del ion positivo Na +, de la base y el ion
negativo del ácido, Cl-, es lo que constituye la sal. Es
importante tener en cuenta que el elemento metálico, Na +, se
escribe primero y luego el no metálico, Cl- .
También se considera una sal a el compuesto resultante de
sustituir total o parcialmente los hidrógenos ( H +) de un ácido
por metales: las sales se dividen en sales neutras, sales
haloideas o haluros, oxisales , sales ácidas y sales básicas .
• SALES NEUTRAS
Resultan de la sustitución total de los hidrógenos ( H +) por
un metal. El nombre que recibe la sal se deriva del ácido del
cual procede; las terminaciones cambian según la siguiente
tabla ;
NOMBRE DEL ÁCIDO NOMBRE DE LA SAL
____ _ _ _ _ _ _ _hídric
_______
o ____ _ _ _ _ _ _ _uro
_______

50. hipo_____ _ _ _ _ _
_ _ _ _ _ _it
hipo_____ _ _ _ _ _oso
_____
o
____ _ _ _ _ _ _ _
_ _ _ _ _ _ _ oso ____ _ _ _ _ _ _ _
_ _ _ _ _ _ _ _ito
____ _ _ _ _ _ _ _
_ _ _ _ _ _ _ _at
____ _ _ _ _ _ _ _
_ _ _ _ _ _ _ ico
o
per_____ _ _ _ _ _
______
per_____ _ _ _ _ _
_ _ _ _ _ _ico
ato
se da primero el nombre del ion negativo seguido del nombre
del ion positivo
FeCl2 = FeCl3 =
cloruro ferroso cloruro férrico
Sin embargo para este caso el esquema de nomenclatura de
la IUPAC, que se basa en un sistema ideado por A Stock,
indica el estado de oxidación del elemento mediante un
numero romano en paréntesis a continuación del nombre del
elemento así;
Ejemplo:
FeCl2 = cloruro FeCl3 = cloruro de
de hierro ( II) hierro (III)
Si el elemento metálico forma un ion de un solo estado de
oxidación no se usa numero romano ejemplo;
Ejemplo:
LiI =
Yoduro de Litio
• SALES HALOIDEAS O HALUROS
Se forman por la combinación de un hidrácido con u na base.
En la formula se escribe primero el metal y luego el no metal
(con la menor valencia) y se intercambian las valencias). Los
haluros se nombran cambiando la terminación hidrico del

51. ácido por uro y con los sufijos oso e ico, según la valencia del
metal.
EJEMPLO;
Cu(OH)
→ CuCl + H2 O
+ HCl
ácido cloruro
clorhídrico cupr oso
2Fe(OH)3 Fe2 S +
→
+ H2S 3 6H 2 O
ácido sulfuro
sulfhídrico férrico
Si un par de no metales forman más de un compuesto
binario, como es el caso más frecuente, para designar el
número de átomos de cada elemento En este el estado de
oxidación del elemento se usan los prefijos griegos: bi: dos,
tri: tres, tetra: cuatro, penta: cinco, hexa : seis, etc,
antecediendo el nombre del elemento, por ejemplo;
PS3 = PS5 =
trisulfuro de pentasulfuro de
fósforo fósforo
VER TABLA SALES HALOIDEAS
• OXISALES
Se forman por la combinación de un oxácido con una base.
En la formula se escribe primero el metal, luego el no metal y
el oxigeno. Al metal se le coloca como subíndice la valencia
del radical (parte del oxácido sin el hidrogeno) que depende
del numero de hidrógenos del ácido. Las oxisales se nombran
cambiando la terminación oso del ácido por ito e ico por ato
Ejemplo;

52. KOH +
→ KClO + H2O
HClO
hipoclori
ácido
to de
hipocloroso
sodio
Al(OH)3 Al(NO3 )3
→ + H2 O
+ HNO3
nitrato
ácido
de
nítrico
aluminio
VER TABLA DE OXISALES
• SALES ÁCIDAS
Resultan de la sustitución parcial de los hidrógenos del ácido
por el metal. en la formula se escribe primero el metal, luego
el hidrogeno y después el radical.
EJEMPLO:
NaOH
→ NaHCO3 + H2O
+ H 2 CO3
carbon ato
ácido de
ácido sodio
carbón ico ( Bicarbo
nato de
sodio)
• SALES BÁSICAS
Resultan de la sustitución parcial de los hidróxidos (OH) de
las bases por no metales. En la formula se escribe primero el
metal, luego el OH y finalmente el radical.

53. EJEMPLO:
CuOHNO3 = nitrato básico de cobre (II)
Se aplican las reglas generales para nombra oxisales, pero se
coloca la palabra básica entre nombre del radical y el metal
EJEMPLO:
Cu(OH)2 +
→ CuOHNO3
+ HNO3 H2O
nitrato
básico de
ácido nitrico
cobre (II)
• SALES DOBLES
Se obtienen sustituyendo los hidrógenos de ácido por mas de
un metal. en la formula se escribe los dos metales en orden
de electropositividad y luego el radical. Se da el nombre del
radical seguido de los nombres de los metales respectivos.
EJEMPLO:
Al(OH)3 + KOH KAl(SO4) +
→
+ H 2 SO 4 H2O
sulfato de
aluminio y
ácido
potasio
sulfur ico
( alumbre)
PERÓXIDOS
En el agua ordinaria, H 2 O, el oxigeno tiene un numero de
oxidación de -2. en el agua oxigenada , H 2 O2 , el número de
oxidación del oxigeno es -1. el ion O2 = se llama ion peroxido.
Los peróxidos resultan de sustituir los dos hidrógenos del
agua oxigenada por elementos metálicos.
Se nombran con la palabra peróxido seguida del
correspondiente metal.

54. EJEMPLO:
Na 2 O2 = Ba 2 O2 = peróxido
peróxido de sodio de bario
VER TABLA PEROXIDOS
HIDRUROS
La combinación de cualquier elemento con el hidrogeno
constituye un hidruro. el hidrogeno es siempre monovalente y
en el caso de los hidruros metálicos presenta un estado de
oxidación de -1 ( en los demás casos aparece como +1).
Para saber la valencia que tiene un elemento cualquiera, al
combinarse con el hidrogeno para formar el correspondiente
hidruro, basta con observar la tabla periódica y tener en
cuenta las siguientes reglas;
1. Los elementos de las tres primeras columnas, presentan
con el Hidrogeno la valencia que indica el numero de la
columna; así: primera columna= monovalentes, segunda
columna= divalentes, tercera columna= trivalentes.
2. Para saber la valencia con el hidrogeno de los elementos de
las columnas IV a VIII, se resta de 8 el numero característico
de la columna que ocupa el elemento, Así, los elementos de la
columna V serán trivalentes porque 8- 5 = 3
En cuanto a la nomenclatura, los hidruros formados por los
metales reciben el nombre ; Hidruro de ... ( nombre del
elemento combinado por el H). Los hidruros de los no metales
reciben nombres especiales
EJEMPLO:
hidruro
NaH =
de sodio
NH3 = amoniaco
hidruro
CoH 3 =
de cobalto
PH3 = fosfina

55. ENLACE QUÍMICO
Cuando se acercan dos átomos mutuamente, se ejercen
varias fuerzas entre ellos. Algunas de estas fuerzas tratan de
mantener los átomos unidos, otras tienden a separarlos. en la
mayoría de los átomos, con excepción de los gases nobles ,
las fuerzas atractivas son superiores a las repulsivas y los
átomos se acercan formando un enlace. Así, se considera al
enlace químico como la fuerza que mantiene unidos a dos o
más átomos dentro de una molécula.
• REGLA DEL OCTETO
Los átomos tienden a perder, ganar o compartir electrones en
forma tal que queden con un total de 8 electrones en su nivel
energético más exterior, esta configuración les proporciona
gran estabilidad.
IONES: átomos o conjunto de átomos que poseen carga
eléctrica.
Catión: ion con carga positiva. Ejemplo: Ca +2 ion calcio, NH4 +
ion amonio
Anión: ion con carga negativa. Ejemplo: Br - ion bromuro, ClO2-
ion clorito
EJEMPLOS:
El sodio tiene un potencial de ionización bajo y puede perder
fácilmente su electrón 3s
Na 0 → Na + + 1e -
1s 2 2s 2 1s 2 2s 2
6 1 → 6 + 1e -
2p 3s 2p
átomo de ion de
sodio sodio

56. La estructura electrónica del ion sodio resultante es
exactamente igual a la del gas noble neón. este ion es una
especie muy estable.
Otros elementos ganan electrones para llenar la capa de
valencia y alcanzar la configuración estable de 8 electrones.
El cloro es un ejemplo:
Cl0 → 1e - + Cl-
1s 2 2s 2 2p 6 1s 2 2s 2 2p 6
→ +
3s 2 3p 5 3s 2 3p 6
átomo de
ion cloruro
cloro
• TIPOS DE ENLACES
ENLAC Este enlace se
E origina cuando se
IÓNIC transfiere uno o EJEMPLO:
O: varios electrones de
un átomo a otro.
Debido al
intercambio
electrónico, los
átomos se cargan
positiva y
negativamente,
estableciéndose así
una fuerza de
atracción
electrostática que
los enlaza. Se forma
entre dos átomos
con una apreciable
diferencia de
electronegatividades,
los elementos de los
grupos I y II A
forman enlaces
iónicos con los

57. elementos de los
grupos VI y VII A.

58. Se presenta cuando
se comparten uno o
más pares de EJEMPLO:
electrones entre dos
átomos cuya
diferencia de
electronegatividad es
pequeń a .
Se
establece
entre
átomos con
igual EJEMPLO:
Enlace
electronega
covalen
tividad.
te
Átomos del
apolar:
mismo
elemento
presentan
este tipo de
enlace.
ENLAC
Se
E
establece
COVAL
entre EJEMPLO:
ENTE Enlace
átomos con
covalen
electronega
te
tividades
polar:
próximas
pero no
iguales
Se
establece
por
compartició
n de
electrones EJEMPLO:
Enlace
entre dos
covalen
átomos
te
pero un
coordin

59. ENLAC Los electrones que participan en él se mueven
E libremente, a causa de la poca fuerza de atracción
METÁL del núcleo sobre los electrones de su periferia.
ICO
Basado en la diferencia de electronegatividad entre los
átomos que forman el enlace puede predecirse el tipo de
enlace que se formará:
Si la diferencia de
se formará un
electronegatividades es =
enlace iónico
mayor que 2.
Si la diferencia de
electronegatividades es el enlace formado
=
mayor que 0.5 y menor a será covalente polar
2.0 .
Si la diferencia de el enlace será
electronegatividades es =covalente puro (o no
menor a 0.5 polar).
EJEMPLOS:
• Qué tipo de enlace se formará entre H y O?
Según la Tabla de Electronegatividades de Pauli, el Hidrógeno
tiene una Electronegatividad de 2.2 y el Oxígeno 3.44, por lo tanto
la diferencia de electronegatividades será:
3.44 - 2.2 = 1.24
1.24 es menor que 2.0 y mayor que 0.5.
Por lo tanto, el enlace será Covalente Polar.
• Decidir si se puede aplicar o no la regla del octeto a las
moléculas de: (a) BeCl2, (b) BCl3 .

60. Como la regla del octeto se basa en el hecho de que todos los gases
raros tienen una estructura de ocho electrones, basta con ver si el
átomo central completa ocho electrones en la capa de valencia.
(a) Los electrones de y con Cl
la estructura de lewis
valencia asociados con Be (3s2 3p5)
será:
(2s2) son: son:
El berilio está rodeado únicamente de cuatro electrones,
luego es una excepción a la regla del octeto.
y con Cl la estructura
(b) Los electrones de valencia
(3s2 3p5) electrónica o de Lewis
asociados con B (2s2 2p1) son:
son: será
El boro esta rodeado únicamente de seis electrones, luego no
cumple la regla del octeto
• Explicar la formación del enlace covalente en la molécula
de cloruro de hidrogeno gaseoso, HCl.
Usamos los diagramas de Lewis para representar los electrones de
valencia:
El átomo de cloro completa el octeto compartiendo el electrón
del átomo de H; así, el cloro alcanza la configuración del gas
noble y el hidrogeno alcanza la configuración del gas noble
SOLUCIONES
Una solución es una mezcla homogénea de dos o mas
sustancias. La sustancia disuelta se denomina soluto y esta

61. presente generalmente en pequeń a cantidad en pequeń a
cantidad en comparación con la sustancia donde se disuelve
denominada solvente. en cualquier discusión de soluciones,
el primer requisito consiste en poder especificar sus
composiciones, esto es, las cantidades relativas de los
diversos componentes.
La concentración de una solución expresa la relación de la
cantidad de soluto a la cantidad de solvente.
Las soluciones poseen una serie de propiedades que las
caracterizan :
1. Su composición química es variable.
Las propiedades químicas de los componentes
2.
de una solución no se alteran.
Las propiedades físicas de la solución son
diferentes a las del solvente puro : la adición
de un soluto a un solvente aumenta su punto
3. de ebullición y disminuye su punto de
congelación; la adición de un soluto a un
solvente disminuye la presión de vapor de
éste.
• PRINCIPALES CLASES DE SOLUCIONES
SOLUCIÓ DISOLVEN SOLUT EJEMPL
N TE O OS
Gaseosa Gas Gas Aire
Alcohol
Liquida Liquido Liquido
en agua
O2 en
Liquida Liquido Gas
H2 O
NaCl en
Liquida Liquido Sólido
H2 O
• SOLUBILIDAD

62. La solubilidad es la cantidad máxima de un soluto que puede
disolverse en una cantidad dada de solvente a una
determinada temperatura.
Factores que afectan la solubilidad:
Los factores que afectan la solubilidad son:
a) Superficie de contacto: La interacción soluto- solvente aumenta
cuando hay mayor superficie de contacto y el cuerpo se
disuelve con más rapidez ( pulverizando el soluto).
b) Agitación: Al agitar la solución se van separando las capas
de disolución que se forman del soluto y nuevas moléculas
del solvente continúan la disolución
c) Temperatura: Al aument6ar la temperatura se favorece el
movimiento de las moléculas y hace que la energía de las
partículas del sólido sea alta y puedan abandonar su
superficie disolviéndose.
d) Presión: Esta influye en la solubilidad de gases y es
directamente proporcional
• MODO DE EXPRESAR LAS CONCENTRACIONES
La concentración de las soluciones es la cantidad de soluto
contenido en una cantidad determinada de solvente o
solución. Los términos diluida o concentrada expresan
concentraciones relativas. Para expresar con exactitud la
concentración de las soluciones se usan sistemas como los
siguientes:
a) Porcentaje peso a peso (% P/P): indica el peso de soluto por
cada 100 unidades de peso de la solución.

63. b) Porcentaje volumen a volumen (% V/V): se refiere al volumen de
soluto por cada 100 unidades de volumen de la solución.
c) Porcentaje peso a volumen (% P/V): indica el número de gramos
de soluto que hay en cada 100 ml de solución.
d) Fracción molar (Xi): se define como la relación entre las
moles de un componente y las moles totales presentes en la
solución.
Xsto + Xste = 1
e) Molaridad ( M ): Es el número de moles de soluto contenido
en un litro de solución. Una solución 3 molar ( 3 M ) es
aquella que contiene tres moles de soluto por litro de
solución.
EJEMPLO:
* Cuántos gramos de AgNO3 , se necesitan para preparar 100
cm3 de solución 1M?

64. Previamente sabemos que:
El peso masa de y
molecular de 170 g =1 mol qu
AgNO3 es: AgNO3 e
100 de H 2 0 equival 100 ml.
3 a
cm en H2 0
Usando la definición de molalidad , se tiene que en una
solución 1M hay 1 mol de AgNO3 por cada Litro (1000 ml ) de
H 2 O (solvente) es decir:
Utilizando este factor de conversión y los datos anteriores
tenemos que:
Se necesitan 17 g de AgNO3 para preparar una solución 1 M
f) Molalidad (m): Es el número de moles de soluto contenidos
en un kilogramo de solvente. Una solución formada por 36.5
g de ácido clorhídrico, HCl , y 1000 g de agua es una solución
1 molal (1 m)
EJEMPLO:
* Cuántos gramos de AgNO3 , se necesitan para preparar 100
cm3 de solución 1m?
Previamente sabemos que:
El peso 170 g =masa de y
molecular de 1 mol qu

65. AgNO3 es: AgNO3 e
100 de H 2 0 equival 100 gr.
a
cm 3 en H2 0
Usando la definición de molalidad , se tiene que en una
solución 1m hay 1 mol de AgNO3 por cada kg (1000 g ) de
H 2 O (solvente) es decir:
Utilizando este factor de conversión y los datos anteriores
tenemos que:
Se necesitan 17 g de AgNO3 para preparar una solución 1 m,
observe que debido a que la densidad del agua es 1.0 g/ml la
molaridad y la molalidad del AgNO3 es la misma
g) Normalidad (N): Es el número de equivalentes gramo de
soluto contenidos en un litro de solución.
EJEMPLO:
* Cuántos gramos de AgNO3 , se necesitan para preparar 100
cm3 de solución 1N?
Previamente sabemos que:
El peso masa de y
molecular de 170 g =1 mol qu
AgNO3 es: AgNO3 e
100 de H 2 0 equival a 100 gr.

66. cm 3 en H2 0
Usando la definición de molalidad , se tiene que en una
solución 1N hay 1 mol de AgNO3 por cada kg (1000 g ) de
H 2 O (solvente) es decir:
Utilizando este factor de conversión y los datos anteriores
tenemos que:
El peso equivalente de un compuesto se calcula dividiendo el
peso molecular del compuesto por su carga total positiva o
negativa.
h) F ormalidad (F): Es el cociente entre el número de pesos
fórmula gramo (pfg) de soluto que hay por cada litro de
solución. Peso fórmula gramo es sinónimo de peso molecular.
La molaridad (M) y la formalidad (F) de una solución son
numéricamente iguales, pero la unidad formalidad suele
preferirse cuando el soluto no tiene un peso molecular
definido, ejemplo: en los sólidos iónicos.
• SOLUCIONES DE ELECTROLITOS
Electrolitos:
Son sustancias que confieren a una solución la capacidad de
conducir la corriente eléctrica. Las sustancias buenas
conductoras de la electricidad se llaman electrolitos fuertes y
las que conducen la electricidad en mínima cantidad son
electrolitos débiles.
Electrolisis:

67. Son las transformaciones químicas que producen la corriente
eléctrica a su paso por las soluciones de electrolitos.
Al pasar la corriente eléctrica, las sale s , los ácidos y las bases
se ionizan.
EJEMPLOS:
NaCl → Na + + Cl-
CaSO
→ Ca +2 + SO 4 -2
4
HCl → H+ + Cl-
AgNO
→ Ag+ + NO3 -
3
NaO
→ Na + + OH-
H
Los iones positivos van al polo negativo o cátodo y los
negativos al polo positivo o ánodo.
• PRODUCTO IÓNICO DEL H2O
El H 2 O es un electrolito débil. Se disocia así:
H2 O H+ + OH-
La constante de equilibrio para la disociación del H 2 O es :
El símbolo [ ] indica la concentración molar
Keq
= [H + ] + [OH- ].
[H 2 O]
La concentración del agua sin disociar es elevada y se puede
considerar constante.
• Valor del producto iónico del H2O( 10-14 moles/litro).
En el agua pura el número de iones H + y OH- es igual.
Experimentalmente se ha demostrado que un litro de agua

68. contiene una diez millonésima del numero H + e igual de OH-;
esto se expresa como 10 -7 por tanto, la concentración molar
de H + se expresa asi
[H + ]= 10 -7 moles /litro y [OH- ] = 10- 7; entonces ; [H 2 O] = 10 -7
moles / litro [H 2 O] = 10 -14 moles/litro.
Si se conoce la concentración de uno de los iones del H 2 O se
puede calcular la del otro.
EJEMPLO:
• Si se agrega un ácido al agua hasta que la concentración
del H + sea de 1 x 10 4 moles / litro, podemos determinar la
concentración de los iones OH-; la presencia del ácido no
modifica el producto iónico de H 2 O:
[H + [OH-] 10 -14 de
[H 2 O] =
] = donde
Si se ań a de una base (NaOH) al H 2 O hasta que la
concentración de iones OH- sea 0.00001 moles/ litro ( 1 X
10 -5 ); se puede calcular la concentración de iones H +.
[H + [OH-] 10 -14 de
[H 2 O] =
] = donde;
-14
10 ;
[H + ]10 -5 =
entonces;
• POTENCIAL DE HIDROGENACIÓN O pH
El pH de una solución acuosa es igual al logaritmo negativo
de la concentración de iones H + expresado en moles por litro
Escala de pH;

69. El pOH es igual al logaritmo negativo de la concentración
molar de iones OH. Calcular el pH del agua pura
lo
Log
Log g 0 +
1.0 x + =
1.0 10 7 = 7
10 7 7
el pH del agua es 7
EJEMPLO:
• Cuál es el pH de una solución de 0.0020 M de HCl?
Log 5 + log 10 2 = 0.7 + 2 = 2.7
Respuesta: el pH de la solución es de 2.7
• INDICADORES
Son sustancias que pueden utilizarse en formas de solución o
impregnadas en papeles especiales y que cambian de color
según el grado del pH
INDICADOR MEDIO ÁCIDO MEDIO BÁSICO
Fenoftaleina incoloro rojo
Tornasol rojo azul
Rojo congo azul rojo
Alizarina amarillo rojo naranja

70. COLOIDES
los coloides son mezclas intermedias entre las soluciones y
las mezclas propiamente dichas; sus partículas son de
tamań o mayor que el de las soluciones ( 10 a 10.000 A º se
llaman micelas).
Los componentes de un coloide se denominan fase dispersa y
medio dispersante. Según la afinidad de los coloides por la
fase dispersante se clasifican en liófilos si tienen afinidad y
liófobos si no hay afinidad entre la sustancia y el medio.
Clase de coloides según el estado físico
FASE MEDIO
NOMBRE EJEMPLOS DISPER DISPERSAN
SA TE
Aerosol
Polvo en el aire Sólido Gas
sólido
Gelatinas, tinta,
Geles Sólido Liquido
clara de huevo
Aerosol
Niebla Liquido Gas
liquido
Emulsión leche, mayonesa Liquido Liquido
Emulsión
Pinturas, queso Liquido Sólido
sólida
Nubes,
Espuma Gas Liquido
esquemas
Espuma
Piedra pómez Gas Sólido
sólida
• PROPIEDADES DE LOS COLOIDES
Las propiedades de los coloides son :
• Movimiento browniano: Se observa en un coloide al
ultramicroscopio, y se caracteriza por un movimiento de
partículas rápido, caótico y continuo; esto se debe al
choque de las partículas dispersas con las del medio.
• Efecto de Tyndall Es una propiedad óptica de los coloides
y consiste en la difracción de los rayos de luz que pasan

71. a través de un coloide. Esto no ocurre en otras
sustancias.
• Adsorción : Los coloides son excelentes adsorbentes
debido al tamań o pequeń o de las partículas y a la
superficie grande. EJEMPLO: el carbón activado tiene
gran adsorción, por tanto, se usa en los extractores de
olores; esta propiedad se usa también en cromatografía.
• Carga eléctrica : Las partículas presentan cargas eléctricas
positivas o negativas. Si se trasladan al mismo tiempo
hacia el polo positivo se denomina anaforesis; si ocurre
el movimiento hacia el polo negativo, cataforesis.
REACCIONES QUÍMICAS
La ecuación química balanceada es una ecuación algebraica
con todos los reaccionantes en el primer miembro y todos los
productos en el segundo miembro por esta razón el signo
igual algunas veces se remplaza por un flecha que muestra el
sentido hacia la derecha de la ecuación, si tiene lugar
también la reacción inversa, se utiliza la doble flecha de las
ecuaciones en equilibrio.
• REACCIONES QUÍMICAS
Una reacción química es el proceso por el cual unas
sustancias se transforman en otras .
EJEMPLO: El H 2 y el O2 reaccionan para formar un nuevo
compuesto H 2 O.
las sustancias iniciales se llaman reactivos o reactantes y las
que resultan se llaman productos.
• LA ECUACIÓN QUÍMICA
En la ecuación química los números relativos de moléculas
de los reaccionantes y de los de los productos están indicados
por los coeficientes de las fórmulas que representan estas
moléculas.
HC + NaO →Na +

72. H
l reactiv H Cl product 2
O
os os
características de la ecuación:
1. Indica el estado físico de los reactivos y productos ((l)
liquido, (s) sólido, (g) gaseoso y (ac) acuoso (en solución) )
2. Deben indicarse los catalizadores sustancias que aceleran
o disminuyen la velocidad de la reacción y que no son
consumidos van encima o debajo de la flecha que separa
reactantes y productos.
EJEMPLO:
→
6CO 6H 2 C6 H 12 O 6O
+
2 O luz 6 + 2
solar
3. Deben indicarse el desprendimiento o absorción de energía
4. La ecuación debe estar balanceada, es decir el numero de
átomos que entran debe ser igual a los que salen
EJEMPLO:
2H 2 O 136
2H (g) + O2(g) →
(l) + kcal
5. Si hay una delta sobre la flecha indica que se
suministra calor a la reacción;
EJEMPLO:
KCl KC O
+
O3 l 2
• TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS
Las ecuaciones químicas son expresiones abreviadas de los
cambios o reacciones químicas en términos de los elementos

73. y compuestos que forman los reactivos y los productos se
clasifican en:
EXPLICACI
NOMBRE EJEMPLO
ÓN
Es aquella 2CaO (
donde dos o s)
más +
H 2 O(l)
Composición o sustancias
síntesis se unen →
para formar Ca(O
un solo H)2(ac)
producto
2HgO
Ocurre (s)
cuando un →
Descomposició átomo 2Hg (l)
n o análisis sustituye a +
otro en una O2(g)
molécula :
H2S
O4 (ac)
+
En ella un 2Na
ácido OH(ac
reacciona )
con una
Neutralización base para →
formar una
sal y Na 2 S
desprender O4(ac)
agua. +
2H 2
O(l)

74. CuSO
4
+
Fe
Un átomo
sustituye a →
Desplazamiento
otro en una
FeSO
molécula
4
+
Cu
K2 S
+
Se realiza
por MgS
intercambio O4
Intercambio o
de átomos
doble →
entre las
desplazamiento
sustancias K2 SO
que se 4
relacionan +
MgS
Sin Se presenta Reacciones de doble desplazamiento
transferencia solamente
de electrones una
redistribuci
ón de los
elementos
para formar
otros
sustancias.
No hay
intercambio
de

75. electrones.
Hay cambio
en el
número de
oxidación
Con de algunos
transferencia átomos en Reacciones de síntesis,
de electrones los descomposición, desplazamiento
(REDOX) reactivos
con
respecto a
los
productos.
2Na
H
Es aquella
que
necesita el
suministro 2Na(
Reacción s)
de calor
endotérmica
para
+
llevarse a
cabo.
H 2 (g)