“Química para todos” es un compendio de varios manuscritos de don Pedro Salomón Morales, que hemos tratado de unir para darle forma de libro, con el único propósito de tratar de motivar a los estudiantes y profesores a que vean la química como algo AMIGABLE y que sirva para entender los fenómenos que nos rodean… la Química es la madre de todas las ciencias, al entenderla entenderás el mundo alrededor nuestro!!! “Química para todos” pretende ser un vehículo para estimular en los estudiantes la auto-confianza en sus capacidades cognitivas y en sus cualidades creativas; en desarrollar estrategias positivas de trabajo en equipo y de comunicación; y en generar placer por satisfacer la curiosidad innata de la naturaleza humana, sin estrujar sus mentes forzándolos a estudiar de memoria respuestas sin significado a preguntas que ellos jamás se hicieron.

2. No basta saber, se debe también aplicar. No es suficiente querer, se debe
también hacer.
Johann Wolfgang Goethe (1749-1832) Poeta y dramaturgo alemán
2

3. LICENCIA DE USO
Este libro es de propiedad del Ing. Pedro Salomón Morales, su autor. Su
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4. ÍNDICE
Prefacio………………………………………………………………….……... 5
Prologo……………………………………………………………….………… 6
Capitulo 1 Clasificación de los cuerpos ……………………………….……. 7
Capitulo 2 Características de los cuerpos………………………………….. 27
Capitulo 3 Reacciones químicas y ecuaciones químicas………………… 33
Capitulo 4 Balanceo de ecuaciones químicas…………………………….. 51
Capitulo 5 Propiedades físicas del agua…………………………………… 94
ANEXOS Ejemplos de Prácticas de Laboratorio………………………….. 98
4

5. PREFACIO*
La Química, es una ciencia empírica. Ya que estudia las cosas, por medio del
método científico.
Es decir, que a través de la observación, la cuantificación y por sobre todo, la
experimentación.
La química, estudia las diversas sustancias que existen en nuestro planeta, así
como las reacciones, que las transforman en otras sustancias. Como por
ejemplo, el paso del agua líquida, a la sólida. O del agua gaseosa, a la líquida,
algo tan simple … pero a la vez tan compleja.
Por otra parte, la química, estudia la estructura de las sustancias, a su nivel
molecular. Y por último, pero no menos importante, sus propiedades.
Los primeros hombres, en trabajar y estudiar las distintas sustancias, fueron los
alquimistas, los cuales entre los siglos III aC y el siglo XVI dC, tendieron a
buscar el método de transformar los metales, en oro. Esto, por medio de la
búsqueda frenética e incansable de la piedra filosofal. Tipo de elixir, que
lograría que la fusión del mercurio con el azufre, fuera un éxito.
Ellos comenzaron a desarrollar, las dos ramas iniciales, que se mantienen
hasta hoy. La primera, es la química orgánica. Que estudia las sustancias
basadas en la combinación de los átomos de carbono e incluye a los
hidrocarburos y sus derivados, los productos naturales, finalizando con los
tejidos vivos.
La otra rama de la química, es la inorgánica. La cual versa en el estudio de los
minerales terrestres.
Es por ello la importancia de entender la Química para los alumnos y como
enseñarla para los profesores, como una vez escuche a un gran maestro
decir…
“ESTOY PARADO ACA ADELANTE… NO PORQUE SEPA MÁS QUE UDS.,
SINO PORQUE LO APRENDÍ ANTES SOLAMENTE…”
No hay mayor satisfacción para un profesor, el que sus alumnos investiguen,
lean y sepan más uno, en mis pocos años de profesor, en la UPC y la U.
Agraria es lo que me ha llenado de mayor orgullo…
5

6. Prologo**
La Química… el curso más difícil del colegio… pero la pregunta es por qué?
Que hace que el alumno no se motive a entenderla, a analizarla y por qué no a
vivirla!
Mi padre, don Pedro, como lo conocía todo el mundo, siempre decía, porque
tratar de explicar la química con ejemplos difíciles y fórmulas complicadas… si
la química se vive en el día a día, nosotros los seres humanos nos
mantenemos vivos por un conjunto de reacciones químicas que se llevan
dentro del cuerpo humano, que generan energía y son el motor de nuestra
existencia, y lo que nos rodea, aún mas. Como mencionamos en el prefacio, el
simple análisis del agua, sus estados, sus cambios… eso es QUÍMICA!!!!
QUÍMICA PARA TODOS, es un compendio de varios manuscritos de don
Pedro, que he tratado de unir para darle forma de un libro, con el único
propósito de tratar de motivar a los estudiantes y profesores a que vean la
química como algo AMIGABLE y que sirva para entender los fenómenos que
nos rodean… la Química es la madre de todas las ciencias, al entenderla
entenderás lo que nos rodea.
* y ** Prefacio y Prologo preparado por Luis Salomón Arguedas.
6

7. CAPITULO 1
1.1 CLASIFICACIÓN DE LOS CUERPOS
1.1.1 Cuerpos compuestos
Se denomina cuerpos compuestos a los constituidos por dos o más elementos
diferentes.
Los cuerpos compuestos se clasifican en INORGÁNICOS y ORGÁNICOS.
Compuestos inorgánicos.- Son aquellos constituidos por metales y
compuestos metálicos que se encuentran formando el mundo mineral
principalmente. Ejemplos: el agua, H2O, el cloruro de sodio, NaCl, el Carbonato
de Calcio, CaCO3.
Compuestos orgánicos.- Son aquellos constituidos básicamente por el
carbono e hidrógeno, complementados por el oxígeno y el nitrógeno. Son
producidos en la naturaleza, generados por los seres vivientes, siendo también
preparados muchos de ellos, artificialmente en el laboratorio. Ejemplos:
acetileno, C2H2, alcohol etilico, C2H5OH, sacarosa o azúcar C12H12O11.
7

8. 1.1.1.1 Clasificación de los compuestos inorgánicos
A los compuestos inorgánicos se les ha clasificado de acuerdo a la función
química a que pertenecen y de acuerdo a la complejidad de las moléculas.
Función química.- Son las características similares que poseen un conjunto
de compuestos porque tienen igual una parte de su molécula. Al átomo o grupo
de átomos iguales se les denomina grupo funcional. Ejemplos: los ácidos
poseen propiedades similares porque contienen en su molécula el ión
hidrógeno, H+, los hidróxidos tienen en su molécula como grupo funcional el
radical hidróxido, OH-.
I. Cuadro de la clasificación de los compuestos inorgánicos de
acuerdo a las funciones químicas más comunes en la química básica
inorgánica: m-metal; Nom-no metal; gf-grupo funcional, H, hidrógeno, O-
oxígeno.
Óxidos básicos: M y (gf) – O ej: CuO óxido cúprico y óxido
de cobre (II)
Óxidos
Óxidos acido (anhídrido) NoM y (gf) O- Ej. CO2 dióxido de
carbono u óxido de carbono (IV).
Hidróxido M y (gf) OH- , Ej. NaOH – hidróxido sódio o hidróxido sódico
Ácidos hidrácidos (gf) H y No M Ej. HCl ácido clorhídrico (HCl en
solución acuosa)
Compuesto
Inorgánico Ácidos
Acido oxácidos (gf) H, M o NoM y O Ej. H2SO4 ácido sulfúrico o acido
sulfúrico (VI). Ácido permangánico o ácido manganeso (VII).
Haloideas: M y NoM NaCl cloruros, cloruro de sódio o
cloruro sódico.
Sales Oxisales : M, No, MoM y O : sulfato, M y (gf) SO4 Ej. Na2SO4 –
Sulfato de sodio o sulfato sódico.
KMNO4 – permanganato de potasio o manganato (VII) de potasio.
8

9. En todas las fórmulas de los cuerpos compuestos el elemento que actúa con
estado de oxidación positivo se escribe a la izquierda y el que actúa con estado
de oxidación negativo a la derecha.
+1 -1 +3 -1 +2 -1 +7 -1
Ej. NaCl PCl3 CaH2 HCl
Cuadro de la clasificación de los compuestos inorgánicos de acuerdo a la
complejidad de las moléculas y clases de elementos diferentes que forman el
compuesto.
Hidruros: NaH, (gf) H:ejem.CaH2 –hidruro de calcio
Hidrogenados
Acidos hidróxidos: NoM(gf) H Ej. HCl – acido
clorhidrico (sol) o cloruro de hidrogeno(gas)
Binarias dos Óxidos básicos: M y O – (gf)O – Ej. CaO –oxido de
clases de Calcio u oxido cálcico
elementos Oxigenados
diferentes Oxido ácidos: No M y Diff O ej. Acido de azufre
Oxido de azufre (IV).
Sin H ni O sales hibridas Oxido neutros: M-O(fg) O Ej. H2O –agua ox. de
hidrógeno; CO – monóxido de C u, oxido de C (IV).
Compuesto
inorgánicos
Ácidos oxácidos H, NM o M y O HNO3 – ácido nítrico
Ternarios 3 Hidróxiclos: M, O, H, g-f OH: Ca (OH)2 –hidróxido de calcio
clases de
elementos Sales oxisales: M, NoM, O, ej. Sulfato de gf SO4
CaSO4- Sulfato de calcio o sulfato
(VI) de calcio
Sales oxisales ácidos: M, 4, NoM o M y O – Ej. NaHSO4 sulfatoacido de
Cuaternarios sodio o hidrogeno sulfato (IV) de sódio. Sales oxisales básicas : M, OH,
4 clases de NoM o M y O Ej. ZnOH(NO3) nitrato básico de zinc o nitrato (II) de zinc (II)
elementos
Sales oxisales acidas: M, 4, NoM o M y O – Ej. NaHSO4 sulfato acido de
sodio o hidrogeno sulfato (VI) de sodio
Sales dobles : M, H, NoM y O
KNaSO4, sulfato doble de potasio y sodio
KAl(SO4)2 sulfato doble de potasio y Al
9

10. FUNCIONES QUÍMICAS GRUPOS FUNCIONALES, FÓRMULAS Y
NOMENCLATURA
Función Oxido: Comprende a los cuerpos compuestos binarios (2 clases de
elementos) que tienen propiedades similares por contener en sus moléculas el
grupo funcional o = denominado oxido, de valencia -2.
Los óxidos son de tres clases: óxidos básicos, óxidos ácidos y óxidos neutros
por su reacción con el agua y ácidos.
Óxidos básicos: están constituidos por un metal y oxígeno (M y O)
Fórmula general M-O. Ejemplos CaO – óxido de calcio
Nomenclatura tradicional de los óxidos básicos
1. Si el metal solo tiene una valencia se les dá nombre con la palabra óxido
seguido del nombre del metal.
Ejemplo: el magnesio Mg tiene solo valencia +2 el aluminio del metal y el
zinc, ZnO-oxido de zinc. En cada fórmula se observa que la valencia
positiva total del metal está equilibrada con la valencia negativa total del
oxígeno valencia del átomo
MgO Al2O3 ZnO
Valencia total +2y-2 6–6 2–2
10

11. 2. Si el metal tiene dos valencias se les da nombre con la palabra oxido
seguido del nombre del metal seguido del sufijo oso cuando el metal
actúa con la menor valencia y seguido del sufijo ico cuando el metal
actúa con su mayor valencia.
Ejemplos: el hierro Fe puede actuar con valencia 2 y 3
FeO – su nombre es óxido ferroso (valencia del F+2 y el O-2
Fe2O3 – su nombre es óxido férrico (relación total del Fe+6 y
valencia total del 0-6)
El cobre (Cuprum) puede actuar con valencia 1 y 2
Cu7O – óxido cuproso (valencia total del Cu+2 y del O -2)
CuO – oxido cúprico (valencia total del Cu+2 y del O -2)
Nomenclatura moderna de la unión internacional de química pura y aplicado o
Internacional Union Pure and Applied Chemistry (IUPAC) según este sistema
se da nombre = los oxidos básicos utilizando los prefijos griegos Nono, di, tri,
tetra, perita, hexa, hepta, acto, nono, deca para indicar el número de átomos de
acida uno de los elementos que forman la molécula.
11

12. Para los ejemplos anteriores los nombres son
MgO – Oxido de magnesio, en este caso no se usa el prefijo nimo
Al3O3 – trióxido de dialuminio
ZnO – óxido de aluminio, no se usa el prefijo neono
FeO – oxido de hierro, no se usa el prefijo mono
Fe2O3 – trióxido de dihierro
Cu2O – óxido de dicobre
CuO – oxido de cobre
Otro ejemplos Fe3O4 – tetraóxido de trihierro
Nomenclatura Stock.- Según este sistema se da nombre a los óxidos básicos
mencionando la palabra oxido seguido el nombre del metal y la valencia o
estado de oxidación del metal, entre paréntesis y usando números mano
Para los ejemplos anteriores los nombres son:
MgO – oxido de magnesio (II)
Al2O3 – óxido de aluminio (III)
ZnO – óxido de zinc (II)
FeO – óxido de hierro (II)
Fe2O3 – óxido de hierro (III)
Cu2O – óxido de cobre (I)
CuO – óxido de cobre (II)
Fe3O4 - óxido de hierro (II, III, III)
Nomenclatura moderna IUPAC.- No es denso práctica para esta función
química.
Nomenclatura Stock.- Se anuncie la palabra ácido seguida del nombre del
elemento No Metálico terminado en ico y luego se indica la valencia a estado
de oxidación del elemento No Metálico, con números romanos y entre
paréntesis.
Ejemplos:
HNO2 – ácido nítrico (III)
HNO3 – ácido nítrico (V)
HClO – ácido clorito (I)
12

13. HClO2 – ácido clórico (III)
HClO3 – ácido clórico (V)
HClO4 – ácido clórico (VII)
Otros ejemplos:
H2SO3 – ácido sulfúrico (IV)
H2SO4 – ácido sulfúrico (VI)
H2CrO4 – ácido crómico (VI)
H2Cr2O4 – ácido dicrómico (VII)
HMnO4 – ácido mangánico (VIII)
Las moléculas de los ácidos oxácidos al disolverse en el agua se separan en
iones de hidrógeno positivos H+ iones o radicales negativos. Los radicales
negativos tienen nombres según el ácido de donde provienen, si el nombre del
ácido termina en OSO el radical debe terminar en ITO y si el ácido termina en
ICO el radical termina en ATO.
Ejemplos:
Formula Nombre del ácido Separación en iones Nombre del radical
HNO2 - acido nitroso ; HNO2  H+ + NO-2 ; NO-g – nitrito
HNO2 – ácido nitrido ; HNO3  H+ + NO-3 ; NO3 – nitrato
H2SO3 – ácido sulfúrico ; H2SO3  2H+ + SO=3 ; SO=3 – sulfato
H2SO4 – ácido sulfúrico : H2SO4  2H+ + SO=4 ; SO4= - sulfato
13

14. Fórmula Nombre del ácido; separación anión, nombre del radical
HClO ácido hipoalongo ; HClO  H+ + ClO- ; ClO – hipoclorito
HClO2 ácido cloroso ; HClO2  H+ + HClO2 ; ClO2 – clorito
HClO3 ácido clórico ; HClO3  H+ + ClO3 ; ClO-3 – clorato
HClO3 ácido foclorico, HClO4  H+ + ClO4 ; ClO-4 – perdoclarto
H2CO3 – acido carbonico ; H2SO4  2H+ + CO=3 ; CO3 - carbonato
El agua se separan en un hidrogeno positivo M+ y iones a radicales negativos
R-. Los radicales tienen nombres de acuerdo al nombre del ácido, cambiando la
terminación hídrico del acido por URO.
Ejemplo
Fórmula – Nombre del ácido – separación en iones nombre del R
HF – acido fluorhidrico HF  H+ + F- - F flururo
HCl – acido clorhidrico HCl  H+ Cl- - Cl- cloruro
HRV – ácido bronhidrico HBr  H+ + Br- - Br- bromio
HI – ácido yordhídrico HI  H+ + I- - Iyodrico
H S – acido sulfrihico H2S  2H+ + S -S = sulfuro
FUNCIÓN SAL
Comprende a los cuerpos binarios, ternarios a cuaternarios (2, 3 ó 4 clases de
elementos) sustituidos por un elemento metálico y un radical negativo.
Las sales son de dos clases: sales haloideos y sales oxisales
SALES HALOIDEAS
Son los cuerpos constituidos por un elemento metálico o radical positivo y un
elemento o radical negativo que se encuentra ubicado en los grupos VI y VII de
la Tabla Periódica de los elementos (Azufre S; Selenio, Se, Fluor, F; Cloro, Cl,
Bromo, Br y Yodo I). En los sales haloideas ele elemento no metálico actúa con
su valencia mínima.
Fórmula general: M- NoM. Ejemplo NaCl – Cloruro de sodio
rR – N M Ejemplo NH4Cl – cloruro de amonio
14

15. Nomenclatura tradicional de las sales haloideas
1. Si el metal tiene 1 valencia se les da nombre enunciando el nombre del
elemento No Metálico haciéndolo terminar en uro seguido del nombre
del metal. Ejemplos:
KF – fluoruro de potasio
NaCl – cloruro de sodio
KBr – bromuro de potasio
KI – yoduro de potasio
Na2S – sulfuro de sodio
2. Si el metal tiene 2 valencias se enuncia el nombre del elemento no
metálico terminado en uro seguido del nombre del metal terminado en
uso o en ico según actúe con su menor o mayor valencia. Ejemplos:
FeCl2 – Cloruro ferroso
FeCl3 – cloruro férrico
En cada fórmula se observa que la valencia positiva total del metal esta
equilibrada con la valencia negativa total del elemento no metálico.
+1-1 +1-1 +1-1 +1-1 +1-2 +2 -1 +2-1
Valencia KF NaCl KB1 KI Na,S FeCl2 FeCl2
Parciales
Valencias +1 y-1 +1 y 1 +1 y -1 +1 y -1 +2 -2 +2 y-2 +3 y-3
Totales
Nomenclatura moderna IUPAC.- Es simular a la nomenclatura tradicional
cuando los elementos actúan con valencia 1. Cuando el elemento No Metálico
tiene valencia 2 o. Cuando el metal actúa con 2 o más valencias si es de uso
común. Ejemplos:
Na2S – desulfuro de sodio
FeCl2 – bicloruro de hierro
FeCl3 – tricloruro de hierro
15

16. Nomenclatura stock.- Es de uso común cuando el metal tiene 2 valencias.
Ejemplos: FeCl2 – cloruro de hierro (II)
FeCl3 – cloruro de hierro (III)
SALES OXISALES
Son los compuestos constituidos por un elemento o radical positivo y un radical
negativo que contiene un elemento No Metálico, generalmente y oxígeno.
Fórmula general : a) M-NoM-O b) M-M-O R-NMO
Ejemplos: a) CuSO4 – Sulfato cúprico
Sulfatable cobre (II)
b) KMnO4 – Sulfanato de potasio
manganato (VII) de potasio)
c) (NH4)2 SO4 – sulfato de omnio
Nomenclatura tradicional de las sales oxisales
1. Si el metal tiene 1 valencia se enuncia el nombre del radical negativo
seguido de la preparación de y el nombre del elemento o radical positivo.
Ejemplos:
1. Na2 SO4 – sulfato de sodio
2. K NO3 – nitrato de potasio
3. NaSO3 – sulfato de sodio
4. N4NO2 – nitrito de potasio
Cuando el nombre del ácido termina en OSO, el radical que contiene se
hace terminar en ITO cuando forma parte de la sal oxisal y cuando termina
en ICO cambia a ATO en la sal oxisal.
Acido nitroso HNO2 – radical nitrito NO-2
Acido nitroso HNO3 – radical nitrato NO3
Acido sulfuroso – H2SO3 – radical sulfito = SO=3
Acido sulfúrico – H2SO4 – radical sulfato – SO=4
16

17. 2. Si el metal tiene 2 valencias se enuncia el nombre del radical negativo
seguido de la proposición de y el nombre del metal terminado en OSO si
actúa con su menor valencia y en ICO si actúa con su mayor valencia.
Ejemplos: FeSO4 – sulfato ferroso
Fe2(SO4)3 – sulfato férrico
3. Si el elemento No Metálico que forma parte del radical negativo tiene
mas de 2 valencias se usan los prefijos que indican la mínima, la menor,
la mayor y la máximo de sus valencias y las terminaciones ITO y ATO
para el elemento no metálico.
Ejemplos:
NaClO – hipoclorito de sodio
NaClO2 – clorito de sodio
NaClO3 – clorato de sodio
NaClO4 – perclorato de sodio
En cada fórmula se observa que la valencia o estado de oxidación
positiva total del metal del elemento no metálico está equilibrado con la
valencia o estado de oxidación total negativa del oxígeno.
Valencias parciales +2 +6-2 +1+7-2 +1+3-2 +1+5-2 +1+4-2 +1+6-2
CuSO4 KMnO4 NaNO2 KNO3 Na2SO3 Na2SO4
Valencias totales +8 y -8 +8 y -8 +4 y -4 +6y-6 +6 y-6 +8 y -8
+1+1-2 +1+3-2 +1+5-3 +1+7-2
Valencias parciales +2+6-2 +3 +6-2 Na ClO NaClO2 NaClO NaClO4
Fe SO4 Fe2(SO4)3 +2 y-2 +4y-4 +6y-6 +8 y-8
Valencias totales +8y-8 +24y-24
Nomenclatura moderna IUPC.- No es común su uso para esta función química.
Nomenclatura Stock.- Es de gracia utilidad para esta función química. Su
nombre la sal enunciando el nombre del radical negativo terminado en ATO
seguido del estado de oxidación del elemento No Metálico del radical, escrito
entre paréntesis, con números romanos. Por ultimo el nombre del elemento
17

18. metálico, indicando también su estado de oxidación, en números romanos.
Cuando el metal solo tiene más valencia, no es necesario indicar su estado de
oxidación. Ejemplo:
CuSO4 – sulfato (VI) de cobre (II)
KMNO4 – manganato (VII) de potasio
NaNO2 – nitrato (III) de sódio (I)
KNO3 – nitrato (V) de potasio (I)
Na2SO3 – sulfato (IV) de sodio (I)
Na2SO4 – sulfato (VI) de sódio (I)
FeSO4 – sulfato (VI) de hierro (II)
Fe2(SO4)3 – sulfato (VI) de hierro (III)
NaClO – clorato (I) de sódio (I)
NaClO2 – clorato (III) de sódio (I)
NaClO3 – clorato (V) de sódio (I)
NaClO4 – clorato (VII9 de sodio (I)
Otros compuestos inorgánicos considerados a nivel básico de la química.
Nomenclaturas más comunes usadas.
Hidruros.- Son los compuestos binarios (2 clases de elementos) que contienen
hidrógeno el que actúa con estado de oxidación – 1 siendo el otro elemento en
metal o un elemento no metálico.
Hidruros metálicos.- Son los compuestos constituidos por un elemento metálico
y el hidrógeno.
Fórmula general: M-H y ejemplo: NaH – hidruro de sodio
Nomenclatura.- El método tradicional en el que comúnmente se usa.
Ejemplos:
KH – hidruro de potasio
MgH2 – hidruro de magnesio
CaH2 – hidruro de calcio
18

19. En las fórmulas se puede apreciar que los estados de oxidación positivos total
es están equilibrados con los estados de oxidación totales negativos estados
de oxidación.
Parciales +1 -1 +2 -1 +2 -1
KH Mg H2 CaH2
Estados de oxidación +1 y-1 +2 y -2 +2 y -2
Totales
Hidruros no metálicos: son los compuestos constituidos por un elemento no
metálico y e hidrógeno las fórmulas se escriben teniendo en cuenta la
electronegatividad de cada elemento.
Fórmula general NO M-H. Ejemplo PH3 – hidruro de fósforo
Nomenclatura.- Se emplea el método tradicional
AS H3 – hidruro de arsénico
Si H4 – hidruro de silício
BH3 – hidruro de boro
En cada fórmula se puede comprobar el equilibrio entre los estados de
oxidación totales positivos y negativos.
+3 -1 +1-1 +2 -1
estados de oxidación AS H3 SiH4 BH3
parciales
estados de oxidación +3 y -3 +4 y-1 +3 y -3
totales
19

20. COMPUESTOS ENTRE ELEMENTOS NO METÁLICOS QUE NO
CONTIENEN HIDRÓGENO NOMENCLATURA MÁS COMÚN
Los compuestos binarios (2 clases de elementos) sin hidrógeno se forman al
unirse dos elementos de diferente electronegatividad. Las fórmulas se escriben
colocando a la izquierda el elemento de menor electronegatividad y a la
derecha el de mayor electronegatividad.
Se les da nombre haciendo terminar en URO al elemento más electronegativo
(estado de oxidación) seguido de la preparación DE y luego el nombre del
elemento menos electronegativo (estado de oxidación -), usan los prefijos
(NoM) – (N-0 M). Ejemplo PCl3 – tricloruro de fosforo
Otros ejemplos: PCl5 – pentacloruro de fósforo
CCl4 – tetraclomiro de carbono
SCl2 – dialcluror de azufre
H3N – nitrouro de hidrogeno o amoniaco
Los estados de oxidación totales positivos y negativos están equilibrados en
cada fórmula.
+5-1 +4-1 +2-1 +1-3
estado de oxidación PCl5 CCl4 SCl2 H3N
parciales
estado de oxidación +5 y-5 +4y-4 +2 y-2 +3-3
Totales
SALES OXISALES ACIDAS
NaHSO4 – sulfato ácido de sodio
+1+1+1-2
NaHSO4
+8 y -8
SALES BASICAS Zn (OH) Cl cloruro básico de zinc
+1+3+2
SALES OXISALES DOBLES KAl (SO4)2 - sulfato doble de aluminio y
Potasio.
20

21. NOMENCLATURA DE CUERPOS CRISTAIZADOS : ANHIDROS E
HIDRATADOS.
Na2CO3 – carbonato de sodio anhidro
Na2CO3 10H2O – carbonato (IV) de sodio decahidratado
(sal de sódio)
CaSO4 – sulfato (VI) de cálcio anhidro
CaSO2H2O – sulfato de cálcio dihidratado (yeso natural)
CuSO4 – sulfato (VI) de cobre (II) anhidro
CuSO45H2O – sulfato (VI) de cobre (II) pentahidratado
REGLAS PRÁCTICAS PARA ESCRIBIR FÓRMULAS DE COMPUESTOS
INORGÁNICOS
1. Escribir la fórmula del óxido de aluminio
1era regla.- el nombre nos indica que se trata de un compuesto binario.
Un metal de valencia.
2da regla.- toda fórmula tiene una parte positiva (estado de oxidación ) y
otra negativa (estado de oxidación). El radical positivo se escribe al
extremo izquierdo y el radical negativo al lado derecho. El radical
negativo puede conocer elementos con estado de oxidación positivo.
Representación grafica
H – Metales y No metales y radicales
+ + Amonio + negativo -
+3 -2
Aplicando la regla : Al O
3era. Regla.- En toda fórmula el estado de oxidación positivo total está
equilibrado con el estado de oxidación total negativo. También se
expresa esta regla admitiendo que la suma algebraica de los estados de
oxidación totales positivos y negativos es 0(cero).
+3 -2
Aplicando esta regla: Al2O3
Estado de oxidación totales +6 y-6
4ta regla.- La fórmula se escribe sin incluir los estados de oxidación
aplicando esta regla de fórmula del oxido de aluminio es
21

22. Al2O3
2. Escribir la fórmula del dióxido de carbono u óxido de carbono (IV)
1era regla : E compuesto es un compuesto binario de carbono
con valencia 4 y el oxígeno de valencia 2.
+4 -2
2da regla : C O
+4 -2
3era regla : C O2
+4 y-4
4ta regla : CO2
3. Escribir la fórmula del hidróxido de calcio
1era regla : el cuerpo es un compuesto ternario C2H y O que
contiene calcio en valoración y el radical OH- con
valencia -1
+2 -2+1
2da regla : Ca OH
+2 -2+1 +2
3era regla : Ca(OH)2 a también Ca (OH)-12
+4 y-4 +2 y-2
4ta regla : Ca(OH)2
Por el nombre se identifica que debe contener H+1 S con estado de oxidación
+6 (terminación ICO y oxígeno con valencia -2
4. Escribir la fórmula del ácido sulfúrico (VI). Cuando no se conoce el
radical negativo del ácido sulfúrico 1era regla…
+1 +6 -2
2da regla : H S O
+1 +6-2
3era regla: H2 S O4
+2+6 y-8
+8 y-8
22

23. 4ta regla : H2 SO4
Cuando se conoce que el radical negativo es SO=4 se procede a igualar
las cargas positivos y negativos.
+1
H SO 4
+1
H2 SO 4
+2 y-2
Fórmula: H2SO4
5. Escribir la fórmula del nitrato (V) de potasio cuando no se conoce el
radical nitrato.
1era regla.- El nombre corresponde a una saloxisal que contiene potasio
K+1, nitrógeno de estado de oxidación +5 por la terminación ATO y el
oxigeno de valencia – 2.
+1+5-2
2da regla : K N O
+1+5-2
3era regla: K NO3
+6 y-6
4ta regla: KNO3
Cuando se conoce el radical nitrato, NO-3
+1
H NO 4
+1 y-1
HNO3
6. Escribir la fórmula del carbonato (IV) de calcio
1ra regla: el compuesto es terciario, calcio de valencia +2, carbono con
estado de oxidación +4 por terminación ATO (mayor estado de oxidación
del carbono) y oxigeno de valencia.
23

24. +2 +4 -2
2da regla : Ca C O
+2 +4-2
3ra regla: Ca C O3
+6 y -6
4ta regla: CaCO3
Conociendo el radical carbonato, CO 3
Ca+2 CO 3
CaCO3
REGLAS PRÁCTICAS PARA DAR NOMBRE A UNA FÓRMULA DE
COMPUESTO INORGÁNICO
1. Dar el nombre del compuesto de fórmula CaO
1era regla.- identificar el nombre de la función química
El nombre es el de un oxido por contener oxígeno en el
lado derecho de la fórmula, que es por donde empieza el
nombre del cuerpo.
2da regla.- Determinar el estado de oxidación del elemento o radical
positivo, conociendo que el estado de oxidación del
oxígeno es -2 en la gran mayoría de compuestos
inorgánicos. El estado de oxidación del calcio es +2.
+2 -2
Aplicando esta regla Ca O
3era regla- Si el estado de oxidación del metal corresponde a una sola
valencia no es necesario indicar la valencia. Si el metal
puede actuar con 2 valencias hay que usar los prefijos y
estados de oxidación correspondiente.
Aplicando esta regla: el nombre del compuesto es:
Oxido de calcio
2. Dar el nombre al compuesto de fórmula HCl
24

25. 1era regla.- La fórmula corresponde a un ácido hidrácido por contener
H+ unido a un elemento halógeno (columna VII de la tabla periódica de
los elementos).
+1 -1
2da regla- H Cl
Observando los estados de oxidación el cuerpo es el cloruro de
hidrógeno, por ser el cloro negativo y el hidrógeno positivo. El cloro se
hace terminar en URO funciona con su mínima valencia.
3era regla.- El cloro tiene varias valencias pero actúa con su mínima
El compuesto tiene dos nombres
a) Cloruro de hidrógeno
b) Acido clorhídrico porque es un ácido hidrácido al que se da
nombre cada palabra ácido y el cloro se le hace terminar en
hídrico.
3. Dar nombre al compuesto de fórmula Cu(OH)2
1era regla.- El cuerpo corresponde a un hidróxido, por contener el radical
hidróxido OH-1, y el metal es cobre.
+2 -1
2da regla.- Cu (OH) El estado de oxidación del cobre es +2
2
3ra regla.- Como el cobre puede actuar con valencias 1 y 2. El nombre
debe indicar el sufijo correspondiente o el estado de oxidación del metal.
El nombre del compuesto es:
Oxido cúprico o también oxido de cobre (III)
4. Dar nombre al compuesto de fórmula HClO3
1era regla.- El cuerpo corresponde a un ácido oxácido del Cloro
+1+5-2
2da regla.- HClO3 El estado de oxidación del cloro es +5
3ra regla- Como el cloro puede actuar con valencias 1, 3, 5 y 7 en cada
caso le corresponde prefijos o sufijos siguientes:
25

26. Valencia prefijo sufijo
1 (mínima) OSO
3 (nuevos) _____ OSO
5 (mayor) _____ OSO
7 (máxima) hiper o par OSO
Como la valencia o estado de oxidación del coro es +5 al nombre del
compuesto es:
Acido clórico
5. Dar nombre al compuesto de fórmula – CaSO4
1ra regla El cuerpo es una oxisal
+2 +6
2da regla Ca SO4
3ra regla El azufre actúa con estado de oxidación +6
que corresponde a su mayor estado de
oxidación.
El nombre de la sal es sulfato de calcio.
26

27. CAPITULO 2
CARACTERISTICAS DE LOS CUERPOS
2.2 CARACTERISTICAS DE UN CUERPO SIMPLE
2.2.1 Cobre
Estado físico, forma y consistencia
Sólido, rectangular, laminar, relativamente duro, compacto, impermeable
Color: rojizo
Olor: inodoro
Densidad: más denso que el agua
Solubilidad: insoluble en el agua y en el alcohol
Maleabilidad: muy maleable
Ductilidad: muy buena conductor del calor
Electricidad: muy buen conductor de la electricidad
Acción del calor
- Aumenta rápidamente su temperatura, se pone de color rojo brillante,
funde a alta temperatura.
- Al calentarlo en el aire, la llama se coloca de verde se oxida cuando está
muy caliente, formándose el óxido de cobre de color negro. El cambio
ocurre de acuerdo a la igualdad siguiente:
Cobre (s) + oxígeno (g)  oxido de cobre (s)
(rojizo) (incoloro) (negro)
27

28. Características de un cuerpo compuesto
Água : H2O (água destilada)
Estado físico forma y consistencia
Líquido, movible, no tiene forma propia, se adapta a la forma del recipiente que
lo contiene.
Color: incoloro
Olor: inodoro
Densidad: su densidad es 1.0 g/cm3. Esta densidad sirve de base de
comparación para determinar si un cuerpo sólido o líquido es más o menos
denso que el agua.
Solubilidad: es el disolvente más común. La solubilidad de los cuerpos se mide
por la cantidad que se disuelve en 100 g de agua.
Calor: el agua conduce el calor lentamente
Conductividad: el agua pura (destilada) no conduce la electricidad
Acción del calor: Aumenta su temperatura a 100ºC hierve pasando al estado de
vapor, el cual se condensa por enfriamiento.
28

29. Acción de la electricidad: Cuando al agua destilada se le agrega gotas de ácido
sulfúrico, la electricidad continua (de baterías o pilas) descompone al agua en
sus dos componentes: hidrógeno y oxígeno. A la descomposición por medir de
la electricidad se denomina electrólisis del agua. La descomposición ocurre de
acuerdo a la igualdad siguiente:
agua (l) + electricidad hidrógeno (g) + oxígeno (g)
(incoloro) (corriente Continua) (inodoro) (incoloro)
29

30. 2.2 Características de un cuerpo simple no metálico
2.2.1 Carbón (carbón) : C
Estado físico, forma y consistencia
Sólido, forma irregular (trozo), blando, forozo, frágil
Color: negro
Olor: inodoro
Densidad: más denso que el agua cuando no contiene aire en sus poros
Solubilidad: insoluble en el agua
Conductividad:
- calor. No conduce el calor
- Electricidad. No conduce la electricidad. Solo el grafito (usado en las pilas)
conduce la electricidad
Acción del calor
- Al calentarlo fuertemente se pone al rojo vivo, no funde. Es combustible
- Al estado incandescente arde en el aire, llama amarillenta, desarrolla
mucho calor y se une al oxígeno del aire formándose dióxido de carbono.
La combustión del carbón ocurre de acuerdo a la igualdad siguiente:
Carbón (s) + oxígeno (g)  dióxido de carbono (g)
(negro ) (incoloro) (incoloro)
30

31. 2.3 Características de un cuerpo compuesto
2.3.1 Alcohol común: C2H5OH – etanol
Estado físico, forma y consistencia
Líquido, muy movible no tiene forma definida, se adapta a la forma del
recipiente que lo contiene; volátil (se evapora fácilmente).
Color: incoloro
Olor: agradable, penetrante
Densidad: es menos denso que el agua (flota en el agua)
Solubilidad: es muy soluble en el agua, se mezcla con el agua en cualquier
proporción. Es un disolvente más común después del agua y se le usa para
medir la solubilidad de los cuerpos en 100 g de alcohol. Disuelve a menos
cuerpos que son solubles o insolubles en el agua.
Conductividad:
- calor. Conduce el calor con relativa facilidad
- Electricidad. No conduce la electricidad
31

32. Acción del calor: aumenta su temperatura, hierve a 78ºC pasando al estado de
vapor (gaseoso) el cual se condensa por enfriamiento.
32

33. 2.4 Características de un cuerpo compuesto
2.4.1 Cloruro de sodio : NaCl - Sal de cocina
Estado físico, forma y consistencia
- sólido, granular (cristalizado)
Color: incoloro
Olor: inodoro
Sabor: salado característico
Densidad: más denso que el agua
Solubilidad: es soluble en el agua
Conductividad:
- Calor. Conduce el calor lentamente
- Electricidad. No conduce el calor el estado sólido para sí la conduce al
estado líquido.
Acción del calor.-
- Aumenta su temperatura y funde a temperatura alta
Acción de la electricidad
- Si se le hace atravesar corriente eléctrica continua estando fundida, se
descompone (electrólisis) en los dos elementos que la constituyen. La ecuación
de la electrolisis es:
Cloruro de + electricidad  cloro (g) + sodio (l)
sodio (l) c.c. (amarillo (gris brillante)
(incoloro) verdoso)
- Si se hace una solución de cloruro de sodio y se le pasa corriente eléctrica
conforme su descompone la sal obteniendo cloro, hidrógeno e hidróxido de
sodio. La ecuación de la electrólisis es
Cloruro de + agua (l)  cloro (g) + hidrógeno (g) + hidróxido
Sodio (ag) de sodio (ag)
(incolora) (incolora)  (amarillo (incoloro) (incoloro)
Verdoso)
33

34. CAPITULO 3
REACCIONES QUÍMICAS Y ECUACIONES QUÍMICAS
Reacción Química.- Es la transformación que ocurre cuando una o más
sustancias reaccionan generando otras sustancias. A las sustancias que se van
a transformar se les denomina reactantes y a las que se generan en la reacción
resultantes o productos.
Las reacciones químicas se producen por medio de la energía química que
poseen los átomos y moléculas. En muchas ocasiones es necesaria la acción
de otras energías como el calor, la luz, la electricidad y otras sustancias
llamadas catalizadores como el dióxido de manganeso y el níquel.
Gran cantidad de reacciones químicas tienen lugar en la naturaleza como las
oxidaciones de los metales, la formación de estalactitas y estalagmitas, la
producción de hidratos de carbono en las plantas y de otros compuestos
usados en la alimentación, industria y medicina.
En la metalurgia se extraen los metales mediante reacciones químicas y en la
industria química se transforman los metales en otros compuestos como los
ácidos, sales, gases, etc, siendo las reacciones químicas las etapas más
importantes.
34

35. Las reacciones químicas se les ha clasificado para facilitar su estudio acorde a
los tipos o clases más conocidas son las siguientes: oxidación, hidratación,
descomposición térmica, neutralización y precipitación.
ECUACIÓN QUÍMICA.- Es la escritura de una reacción química, mediante una
igualdad. En el lado izquierdo o primer miembro de la igualdad se escriben los
símbolos o fórmulas de las sustancias reaccionantes y en el lado derecho o
segundo miembro de la igualdad los símbolos o fórmulas de las sustancias
resultantes o productos que ha sido identificadas por sus propiedades.
En lugar del signo igual (=) se está usando en la actualidad una o dos o ( )
que indica el sentido de la reacción reaccionantes – resultantes o productos.
También se está generalizando escribir el estado físico entre paréntesis al lado
de cada sustancia reaccionante y resultante, las letras usadas son (s) sólido, (l)
líquido, (g) gas y (ac) solución acuosa.
En las reacciones donde hay apreciable cantidad de calor que absorben los
reaccionantes se indican con la palabra CALOR o la letra Q en el lado izquierdo
y si se desprenden calor en la reacción se indica al lado izquierdo.
En las reacciones donde se requiere la acción del calor para que la reacción se
produzca se indica con la palabra CALOR en la parte inferior de la flecha.
Si se requiere la acción de un catalizador u otro proceso, se indica sobre la
flecha.
Ejemplos: escribir las ecuaciones químicas de las reacciones químicas
siguientes:
1. Combustión del carbono en el aire
C(s) + O2(g)  CO2(g) + CALOR
2. Combustión del gas propano en el aire
C3H8(g) + 5 O2(g)  3 CO2(g) + 4H2O(g) + Q
35

36. 3. Formación de la glucosa en las plantas
clorofila
6CO2(g) + 6H2O(l) + Q C6H12O6(ac) + 602(g)
Luz
4. Electrólisis del cloruro de sódio fundido
2 NaCl(l) Cl2 (g) + 2Na(l)
electricidad
5. Precipitación del cloruro de plata
NaCl(ac) + AgNO3(ac) AgCl(s) + NaNO3(a)
6. Neutralización del ácido clorhídrico con el hidróxido de sodio
HCl(ac) + NaOH(ac) NaCl(ac) + H2O(l)
A veces se utiliza la ecuación química con palabras. Ejemplo combustión
del carbón en el aire.
Carbono(s) + oxígeno(g) dióxido de carbono(g)
PRINCIPIOS QUE RIGEN LAS REACCIONES QUÍMICAS ACTIVIDAD DE
LOS ELEMENTOS. PODER DESALOJANTE DE LOS ELEMENTS
VALENCIAS VARIABLES Y ACTITUD DE LOS ELEMENTOS
Actividad de los elementos químicos
Desde el punto de vista de la química, la actividad de un elemento es la rapidez
y fuerza con que un elemento reacciona con otro elemento o compuesto
generando otros cuerpos.
Los cuerpos que comúnmente se toman como base para apreciar comparar la
actividad de los elementos son el oxígeno, O, el agua, H 2O y los ácidos
clorhídrico, HCl y sulfúrico, N2SO4.
36

37. Por medio de la experimentación se ha determinado el orden de actividad de
los elementos. Los elementos más comunes y de marcada diferencia de
actividad son los siguientes:
De mayor o menor actividad
Potasio, K Cloro, Cl
Sodio, Na Bromo, Br
Calcio, Ca Yodo, I
Magnesio, Mg Azufre, S
Zinc, Zn Fósforo, P
Aluminio, Al Carbono, C
Hierro, Fe
Hidrógeno, H
Cobre, Cu
Oro, Au
37

38. Ejemplos de reacciones con el oxígeno
4Na(s) + O2(g)  2Na2O(s), rápida en frio
aire
2Ca(s) + O2(g)  2CaO(s), lenta en frio
2Mg(s) + O2(g)  2MgO(s), muy lenta en frio
Cobre (Br) + O2(g)  no se oxida en frio
Oro (s) + O2(g)  no se oxida em frio ni en caliente
PODER DESALOJANTE DE LOS ELEMENTOS
Cuando se compara la actividad de los elementos con el agua u otros
compuestos se aprecia el poder desalojante de los elementos. Esta
característica significa que un elemento activo desplaza a uno menos activo del
compuesto en que se encuentra.
Ejemplos:
El sodio desplaza al hidrógeno del agua
4Na(s) + 2H2O (l)  2Na OH(ac) + H2(g) , acc violante, explosión
El calcio desplaza al hidrogeno del agua
Ca(s) + 2H2O(l)  Ca(OH)2(ago ) + H2(g), reacción rápida
El magnesio desplaza al hidrógeno del água
Mg(s) + 2H2O(l)  Mg(OH)2
El zinc desplaza al hidrogeno del ácido clorhídrico diluido
Zn(s) + 2HCl (ac)  ZnCl2(ac) + H2(g), reacción moderado
El zinc desplaza al hidrógeno del ácido sulfúrico diluido
Zn(s) H2SO4(ac)  ZnSO4(ac) + H2(g), reacción moerada
El hierro desplaza al cobre del sulfato de cobre (II)
Fe(s) + CuSO4(ac)  FeSO4(ac) + Cu(s)
El cloro desplaza al yodo del yoduro de potasio
Cl2(g) + 2KI(ac)  2KCl(ac) + I2(s)
El bromo desplaza al yodo del yoduro de potasio
Br2(g) + 2KI(ac)  2KBr(ac) + I2(s)
38

39. VALENCIAS VARIABLES Y ACTIVIDAD DE LOS ELEMENTOS
Las valencias de algunos los elementos pueden variar de valor según las
condiciones en que se realice la reacción.
Ejemplos:
El carbono al arder con abundante oxígeno formando el oxido de carbono (IV) o
dióxido de carbono:
C(s) + O2(g)  CO2 ; valencia de C es 4
Si hay poco oxígeno se produce la reacción siguiente:
CO2(g) + C(s)  2CO ; valencia de C es 2
El cloro forma dos compuestos com el hierro
Fe(s) + 2HCl(ac)  FeCl2(ac) + H2 , valencia del hierro es 2
Fe(s) + 3Cl2(g)  2FeCl3(3) y valencia del hierro es 3
PRINCIPIOS QUE RIGEN LAS REACCIONES QUÍMICAS
2. PRINCIPIO DE LA NEUTRALIZACIÓN
En las reacciones de neutralización de hidrógeno H de los ácidos se une al
radical hidróxido, OH, o al oxígeno de las bases para formar Agua H 2O; el resto
del ácido se une al resto de la base para formar una sal.
La ecuación general de la neutralización es:
ACIDO + BASE SAL + AGUA
Ejemplos : ácidos bases sales agua
H2SO4(ac) + NaOH  NaHSO4(ac) + H2O(l)
ácido sulfúrico hidróxido sulfato ácido agua
de sódio de sodio
H2SO4(ac) + 2NaOH(ac)  Na2SO4(ac) + 2H2O(l)
ácido sulfúrico hidróxido sulfato neutro agua
de sódio de sodio
H2SO4(ac) + CuO(s)  CuSO4(ac) + H2O(l)
Ácido sulfúrico óxido de sulfato de agua
Cobre (II) cobre (II)
HNO3(ac) + KOH(ac)  KNO3(ac) + H2O(l)
39

40. Ácido nítrico hidróxido nitrato de agua
de potasio potasio
2 HNO3 (ac) + Cao  Ca(NO3)2(ac) + 2H2O(l)
Ácido óxido de Nitrato de agua
Nítrico calcio calcio
HCl(ac)
Ácido + NaOH(ac)  NaCl(ac) + H2O(l)
Clorhídrico hidróxido cloruro de agua
de sodio sodio
2HCl(ac) + Ca(OH)(ac)  CaCl2(ac) + 2 H2O
Ácido hidróxido cloruro de água (l)
Clorhídrico de cálcio calcio
HCl(ac) + NH4OH(ac)  NH4Cl(ac) + H2O(l)
Ácido hidróxido de cloruro de agua
Clorhídrico amonio amonio
El estado físico de los cuerpos reaccionantes y resultantes se indica, entre
paréntesis en la forma siguiente:
Sólidos (s)
Líquidos (l)
Solución acuosa (ac)
PRINCIPIOS QUE RIGEN LAS REACCIONES QUÍMICAS
3. PRINCIPIO DE LA SOLUBILIDAD DE LOS CUERPOS
Dos cuerpos solubles en el agua reaccionan entre si cuando en la reacción se
produce un cuerpo insoluble uno menos soluble en el agua que los cuerpos
reaccionantes.
Las reacciones más comunes son cuando se produce cuerpos insolubles o
precipitados.
Para conocer si se producirá la reacción se requiere tener en mente la
solubilidad de los cuerpos, por ejemplo:
Los óxidos e hidróxidos de sodio y potasio son solubles en agua. La mayoría
de los demás óxidos e hidróxidos son insolubles en el agua. Todos los nitratos
son solubles en agua.
40

41. Los sulfatos son solubles en el agua, menos el sulfato de bario. Los cloruros
son solubles en el agua, menos el cloruro de plata.
Son solubles los carbonatos de sodio potasio y amonio. Los demás carbonatos
comunes son insolubles en agua.
Ejemplos de reacciones con formación de un cuerpo insoluble o precipitados.
Cuerpo soluble cuerpo insoluble cuerpo
a) Cu(NO3)2(ac) + 2NaOH(ac)  Cu(OH)2(s) + 2 NaNO3(ac)
nitrato de cobre hidróxido de sódio hidróxido nitrato de sodio
de cobre
b) Na2SO4(ac) + BaCl2(ac)  BaSO4(s) + 2NaCl
sulfato de sódio cloruro de baro sulfato de cloruro de sodio
bario
c) NaCl(ac) + Ag NO3(ac)  AgCl(s) + NaNO3(ac)
cloruro de sódio nitrato de plata cloruro de nitrato de sodio
plata
d) FeSO4(ac) + 2NaOH(ac)  Fe(OH)(s) + Na2SO4(ac)
sulfato de hierro(II) hidróxido de hidróxido de sulfato de sodio
sodio hierro (II)
e) FeCl3(ac) + 3NaOH(ac)  Fe(OH)3(s) + 3NaCl(ac)
41

42. cloruro de hidróxido de hidróxido de cloruro de sodio
hierro (III) sodio hierro (III)
f) CuSO4(ac) + 2NH4OH(ac)  Cu(OH)2(s) + (NH4)2 SO4
sulfato de hidróxido de hidróxido de sulfato de
cobre amônio cobre (II) amônio
g) CaCl2(ac) + Na2CO3(ac)  CaCO3(s) + 2NaCl(ac)
cloruro de carbonato de carbonato de cloruro de sodio
calcio sodio calcio
Este tipo de reacciones se utiliza em el análisis cualitativo para identificar la
presencia de los elementos o grupos de elementos positivos o negativos que
constituyen el cuerpo que se analiza. Las ecuaciones anteriores operativos
identificar los elementos que se indican.
La ecuación a para identificar la presencia de ion de cobre Cu ++
La ecuación b para identificar la presencia del ion sulfato SO4= y también el ion
bono, Ba++
La ecuación c identifica el ión cloruro el ion plata, Ag+
La ecuación d identifica el ión hierro de valencia 2, Fe++
La ecuación e identifica el ión hierro de valencia 2, Fe++
La ecuación f identifica el ión cúprico, Cu++
La ecuación g identifica el ión calcio, Ca++
Cada reacción se escribe mediante una ecuación química balanceada.
Ejemplos:
a) El sodio reacciona con el agua fría en forma violenta
Sodio (s) + agua (l)  óxido de sodio (s) + hidrógeno (g)
2Na(s) + H2O(l)  Na2O(s) + H2
Oxido + agua (l)  hidróxido (ac)
de sódio (s) de sódio
Na2O(s) + H2O(l)  2NaOH(ag)
O también:
42

43. sodio (s) + agua (l)  hidróxido de + hidrógeno
sodio
2Na(s) + 2H2O(l)  2NaOH(ag) + H2(g)
b) El calcio reacciona en forma moderada
Calcio (s) + agua (l)  hidróxido de (ag) + hidrógeno (g)
Calcio
Ca(s) + 2H2O(l)  Ca(OH)2(ag) + H2(g)
c) El magnesio reacciona con el agua fría en forma lenta
Magnesio (s) + agua (l)  hidróxido (ag) + hidrógeno (g)
de magnesio
Mg(s) + H2O(l)  Mg(OH)2(ag) + H2(g)
d) Con los metales cobro, plata, oro, el agua no reacciona
e) Con algunos óxidos el agua reacciona en forma rápida, moderada, lenta
y con la mayoría de óxidos metálicos no reacciona.
Ejemplo de reacción rápida
Óxido de (s) + agua(l)  hidróxido de calcio (ag)
Calcio
CaO(s) + H2O(l)  Ca(OH)2(ag)
3. Reacción con los ácidos.- Los elementos metálicos más activos que el
hidrógeno (ver tabla de actividad) reaccionan con los ácidos con diferente
intensidad como: explosiva, muy rápida, rápida moderada, lenta, muy lenta y
los elementos metálicos que no reacciona con los ácidos.
Ejemplos:
a) Explosiva: sodio(s) + ácido(ag)  cloruro(ag) + hidrógeno
Clorhidrico de sodio sodio
43

44. 2Na(s) + 2HCl(ag)  2NaCl(ag) + H2
b) Rápida : magnésio (s) + ácido (ag)  cloruro de (ac) hidrogeno (g)
Clorhídrico magnesio
Mg(s) + 2HCl(ag)  MgCl2(ac) + H2(g) + HCl
c) Moderada: Zinc(s) + ácido(ag)  cloruro de (ag) + hidrogeno (s)
clorhídrico zinc
Zn(s) + 2HCl(ag)  ZnCl2(ag) + H2(g)
Los óxidos metálicos e hidróxidos reacciona con los ácidos en forma
instantánea, rápida y lenta.
Ejemplos:
a) Lenta: óxido de + ácido  cloruro de + agua (l)
Cobre (II) (s) clorhídrico (ag) cobre (II) (ag)
CuO(s) + 2HCl(ag)  CuCl2(ag) + H2O
b) Instantánea : hidróxido de + ácido  Cloruro
Sodio (ag) clorhídrico (ag) de sódio (ag) +
NaOH(ag) + HCl (ag)  NaCl(ag) + H2O
Las sales de ácidos menos fuertes o estables que el ácido clorhídrico
comerciales sulfitos, los sulfuros y los carbonatos reaccionan en forma variada
con el ácido clorhídrico, variando en intensidad como: rápida moderada y lenta.
Ejemplos:
a) Rápida
Carbonato de + ácido  Cloruro de + dióxido de + agua(l)
Calcio (s) clorhídrico (ag) calcio (ag) carbono (g)
CaCO3 (s) 2HCl(ag) CuCl2 (ag) + CO2(g) + H2O(l)
b) Moderada ácido  cloruro de + ácido
Sulfuro de + clorhídrico (ag) hierro (II)(ag) sulfhídrico(g)
Hierro (s) 2HCl (ag) FeCl2(ag) + H2S(g)
FeS(s)
44

45. c) Lenta:
sulfito de + ácido  cloruro de + dióxido de + água(l)
sodio (s) clorhídrico (ag) sódio(ag) azufre(g)
Na2CO3 (s) + 2HCl(ag)  2NaCl(ag) + SO2(g) + H2O(l)
4. Reacción como las bases.- La base más usada como reactivo para
estudiar a otros cuerpos es el hidróxido de sodio y las reacciones más
conocidas son los ácidos y con las sales para identificar a los elementos
metálicos. Las reacciones son generalmente entre soluciones y son
instantáneas, si uno de ellas es sólida la reacción es generalmente lenta.
Ejemplos: a) reacciones de neutralización
ácido + hidróxido  cloruro de + agua (l)
clorhídrico(ag) de sodio (ag) sodio (ag)
HCl (ag) + NaOH(ag)  NaCl(ag) + H2O NaOH
ácido + hidróxido  sulfato + água(l)
sulfúrico (ag) de sódio (ag) de sodio (ag)
H2SO4(ag) + NaOH(ag)  Na2SO4(ag) + 2H2O
ácido + hidróxido  nitrato de + H2O
nítrico (ag) de sodio (ag) sodio (ag)
HNO3(ag) + NaOH(ag)  NaNO3(ag) + H2O(l)
b) Reacciones de precipitación
Sulfato de + hidróxido (ag)  hidróxido (s) + sulfato
Cobre (II) (ag) de sódio de cobre (II) de sódio (ag)
CuSO4(ag) + 2NaOH(ag)  Cu(OH)2(s) + Na2SO4(ag)
sulfatode hierro (II) (ag) + hidróxido  hidróxido + sulfato
de sódio (ag) de hierro (II) (s) de sódio (ag)
45

46. c) Reacción de desplazamiento
cloruro de + hidróxido de  cloruro de + amoniaco (g)
amonio (s) sódio (ag) sodio (ag) + agua (l)
NH4Cl(s) + NaOH(ag)  NaCl(ag) + NH3(g) + H2O (l)
5. Reacción de descomposición térmica.- La descomposición de los cuerpos
compuestos por acción del calor es variado, aún tratándose del mismo cuerpo
original.
Los carbonatos generalmente se descomponen en óxidos y dióxido de carbono
o temperaturas altas.
Carbonato de óxido de dióxido de
Cobre (s) cobre (s) + carbono (g)
CuCO3(s)  CaO(s) + CO2(g)
PRINCIPIOS QUE RIGEN LAS REACCIONES QUÍMICAS
1. Principio de la estabilidad de los ácidos
Los ácidos estables (punto de ebullición alto, reaccionan con las sales de
ácidos menos estables (punto de ebullición más bajo).
Ejemplos de los ácidos de mayor a menor estabilidad de uso común en los
laboratorios.
Nombre Fórmula Estado Físico Punto de ebullición
Acido sulfúrico H2SO4 Líquido 233ºC
Acido nítrico HNO3 Líquido 65ºC
Acido clorhídrico HCl Gas Menos de 0ºC
Acido sulfhídrico H2S Gas Menos de 0ºC
Acido carbónico H2CO3 Solución Se descompone al
bajar temperaturas.
46

47. Ejemplos de las reacciones químicas entre ácidos estables y sales de ácidos
de menor estabilidad:
A baja temperatura:
H2SO4(l) + NaCl(s)  NaHSO4(s) + HCl(g)
Ácido estable acido Sal de ácido Sulfato acido de Acideo menos
sulfúrico menos estable sodio estable acido
A alta temperatura cloruro de sodio clorhídrico
H2SO4(l) + 2NaCl(s)  Na2SO4(s) + 2HCl
Ácido sulfuro Cloruro de sodio Sulfato acido de Acido clorhídrico
sodio
H2SO4(l) + NaNO3(s)  NaHSO4(s) + HNO3
Ácido sulfúrico Nitrato de sodio Sulfato acido de Acido nítrico
sodio
H2SO4(l) + NaNO3(s)  Na2SO4(s) + 2HNO3
Acido sulfúrico Nitrato de sodio Sulfato neutro de Ácido nítrico
sodio
H2SO4(ac) + FeS(s)  FeSO4(ac) H2S(g)
Acido sulfúrico Sulfuro de *** Sulfato de hierro Acido sulfhídrico
(III)
2HCl(ac) + FeS(s)  FeCl2(ac) + H2S
Acido clorhídrico Sulfuro de hierro Cloruro de hierro Ácido sulfhírico
(II) (II)
H2SO4 + CaCO3(s)  CaSO4(ac) + CO2(g) + H2O(l)
Ácido sulfúrico Carbonato de Sulfato de calcio
calcio
2HNO3(ac) + CaCO3(s)  Ca(NO3)2 (ac) + CO2(g) +H2O(l)
Ácido nítrico Carbonato de Nitrato de calcio Dióxido de
calcio carbono /acido
carbonado.
2HCl (ac) + CaCO3(s)  CaCl2(ac) + CO2(g) + H2O(l)
Acido clorhídrico Carbonato de Cloruro de cálcio Dióxido de
calcio carbonato / água
Estas reacciones permiten preparar y observar las propiedades de los ácidos
menos estables principalmente y también se observan las características de
otros cuerpos reaccionantes y resultantes.
47

48. En las reacciones f, g y h se forma el ácido carbónico, H 2CO3, el cual debido a
su baja estabilidad se descompone con facilidad en dióxido de carbono y agua.
En las ecuaciones químicas se indica el estado físico de los cuerpos
reaccionantes y resultantes escribiendo entre paréntesis las letras siguientes:
Para los sólidos (s)
Para los líquidos (l)
Para los que están en solución acuosa (ac)
BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS, MÉTODO DEL TANTEO
El método de tanteo consiste en igualar el número clave de átomos de los
elementos que intervienen y resultan en una reacción química. Para igualar el
número de cada átomo basta observar el número de átomos a cada lado de la
ecuación. Si son iguales quiere decir que la ecuación química ya está
balanceada.
Ejemplos de ecuaciones químicos balanceados:
1. Combustión completa del carbono con el oxígeno del aire o en oxígeno
puro.
C(s) + O2(g)  CO2(g)
(comprobación) 1C + 20  1C + 2O
2. Combustión del azufre con el oxígeno del aire o en oxígeno puro:
S(s) + O2(g)  SO2(g)
(comprobación) 1 S + 2O  1S + 2O
3. Combinación del óxido de calcio con el agua
CaO(s) + H2O (l)  Ca(OH)2
(comprobación) 1Ca + 2O + 2H  1Ca + 2O + 2H
4. Neutralización del ácido clorhídrico con el hidróxido de sodio
48

49. HCl (ac) + NaOH(ac)  NaCl (ac) + H2O(l)
(comprobación) – 2H + 1Cl + 1Na  1H + 1Cl + 2Na
Al contar los átomos se utiliza el coeficiente 1 pero no se escribe delante
de las fórmulas.
Cuando la ecuación química no está balanceada se utilizan los
coeficientes que sean necesarios empezando por balancear los átomos
que están en mayor cantidad en cualquier lado de la ecuación química.
Ejemplos:
5. Combinación del óxido de sodio con el agua:
Na2O(s) + H2O(l)  2 NaOH(ac)
(comprobación) – 1Na + 2O + 2H  2 Na + 2O + 2H
La ecuación quedo balanceada poniendo el coeficiente 2 delante del
compuesto hidróxido de sodio.
6. Combustión del magnesio en el aire o en oxígeno puro:
Mg(s) + O2(g)  2MgO (s)
Primero se escribe el coeficiente 2 delante del MgO para balancear el O
y después el mismo coeficiente delante del Mg para balancear el Mg.
2Mg(s) + O2(g)  2MgO(s)
(comprobación) -2Mg + 2O  2Mg + 2º
7. Neutralización del ácido sulfúrico con el hidróxido de potasio
H2SO4(ac) + 2KOH (ac)  K2SO4(ac) + H2O
Primero se escribe el coeficiente 2 delante del KOH para balancear y
después el mismo coeficiente delante del H2O, para balancear el H y
H2SO4(ac) + 2KOH(ac)  K2SO4(ac) + 2H2O(l)
(comprobación) 4H + 1S + 60 + 2K  2H + 1S + 60 + 2K
8. Combustión del fósforo con el oxígeno del aire o en oxígeno puro
P4(s) + O2(g)  P2O5(s)
49

50. Primero se escribe el coeficiente 2 delante del P2O5 para balanceo y
después del coeficiente 5 delante del O2 para balancear el O.
P4(s) + 5 O2(g)  2 P2O5(s)
(comprobación) : 4p + 10O  4P + 10O
9. Descomposición termina del clorato de potasio
KclO3(l9  KCl(s) + O2(g)
Primero se escribe el coeficiente 3 delante del O 2, después el coeficiente
2 delante del KClO3 para balancear el O y por último el coeficiente 2
delante del KCl, para balancear el K y el Cl.
2KClO3(l)  2KCl(s) + 3O2(g)
(comprobación) 2 K + 2Cl + 60  2K + 2Cl + 60
50

51. CAPITULO 4
BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS
Es la operación de igualar la clase y número de átomos o moles de átomos en
el primer y segundo miembros de una ecuación química, hasta encontrar la
mínima relación numérica entre los coeficientes probados.
El balanceo de las ecuaciones químicas se hace después de escribir
correctamente los símbolos y fórmulas de las sustancias reaccionantes y
resultantes.
La operación de balanceo de las ecuaciones químicas consiste en poner
coeficientes delante de los símbolos o formulas, hasta lograr la igualdad de los
dos miembros de la ecuación química. El coeficiente 1 no se escribe en las
ecuaciones químicas.
Hay varios métodos para balancear ecuaciones el de tanteo y el basado en los
estados de oxidación.
MÉTODO DEL TANTEO PARA BALANCEAR
ECUACIONES QUÍMICAS
Consiste en probar (tantear) coeficientes hasta igualar la ecuación.
El método del tanteo se realiza en diferentes formas, ya sea trabajando con
átomos y con grupos de átomos, pero en todos los casos, es conveniente tener
presente las siguientes recomendaciones antes de escribir los coeficientes.
1. Comparar el número de átomos de cada elemento presente en las
sustancias reaccionantes y resultantes. Si el número de átomos de cada
elemento es igual en ambos lados, la ecuación está balanceada.
2. Si el número de átomos de los elementos no es igual, el balanceo se
inicia con el elemento que se encuentra en una sola fórmula a cada lado
de la ecuación. Si hay dos elementos en la misma situación, se
empezará por el que tiene más átomos.
51

52. 3. Se puede balancear ecuaciones con el coeficiente fraccionario de ½,
aunque su uso no está muy generalizado. Si se desea eliminar al
coeficiente fraccionario basta duplicar todos los coeficientes que figuran
en la ecuación química ya balanceada.
Balancear las siguientes ecuaciones químicas:
1. Combustión de un metal, de valencia 1, en el aire o en el oxígeno
2. Si el número de átomos de los elementos no es igual, el balanceo se
inicia con el elemento que se encuentra en una sola fórmula a cada lado
de la ecuación. Si hay dos elementos en la misma situación, se
empezará por el que tiene más átomos.
3. Se puede balancear ecuaciones con el coeficiente fraccionario de ½,
aunque su uso no está muy generalizado. Si se desea eliminar al
coeficiente fraccionario basta duplicar todos los coeficientes que figuran
en la ecuación química ya balanceada.
Balancear las siguientes ecuaciones químicas:
1. Combustión de un metal, de valencia 1, en el aire o en el oxígeno
Na(s) + O2(g)  Na2O (s)
Sodio oxigeno óxido de sódio (I)
Se iguala al número de átomos de oxígeno poniendo 2 en el Na 2O
Na(s) + O2(g)  2Na2O(s)
Se igual al sodio poniendo 4 en el Na
4Na(s) + O2(g)  2Na2O(s)
La ecuación está balanceada con 4Na y 2O a cada lado de la ecuación
Otra forma de balancear:
Na(s) + O2(g)  NaO(s)
Se iguala al sodio poniendo 2 en el Na
2Na(s) + O2(g)  Na2O(s)
Se iguala al oxigeno poniendo ½ em el O2
2Na(s) + ½ O2(g)  Na2O(s)
La ecuación está balanceada con 2Na y 1 O a cada lado de la ecuación
52

53. Duplicando los coeficientes obtenidos para eliminar el coeficiente fraccionario
½, obtenemos:
2Na(s) + O2(g)  2NaO(s)
La ecuación queda balanceada con 2Na y 2º como en la forma anterior.
2. Combustión de un elemento de valencia 2, en el aire o en el oxígeno
Mg (s) + O2(g)  MgO(s)
Magnesio oxigeno óxido de magnésio (II)
Se iguala el oxígeno poniendo 2 en el MgO
Mg(s) + O2(g)  2MgO(s)
Luego se iguala la magnesio poniendo 2 en el Mg
2Mg(s) + O2(g)  2Mg y 2º a cada lado de la ecuación.
Otra forma de balancear
Mg (s) + O2(g)  MgO(s)
Se iguala el oxigeno poniendo ½ O2(g)  MgO (s)
La ecuación está balanceada con 1Mg y 1º
Eliminado el coeficiente fraccionario:
2Mg(s) + O2(g)  2MgO(s)
La ecuación está balanceada con 2Mg y 2º como en la forma anterior.
3. Combustión de un elemento de valencia 2 en el aire o en el oxígeno
Al(s) + O2(g)  Al2O3(s)
Aluminio oxigeno óxido de aluminio (III)
Igualamos el oxígeno poniendo 3 en el O 2 y 2 en el Al2O3 para obtener 6 O a
cada lado.
Al(s) + 2O2(g)  2Al2O3(s)
Igualamos el aluminio poniendo 4 en el Al.
2Al(s) + 3 O2(g)  2 Al2O3 (s)
La ecuación queda balanceada con 4Al y 6 O a cada lado de la ecuación.
4. Combustión de un elemento de valencia 4 en el aire o en el oxígeno
C(s) + O2(g)  CO2(g)
Carbono oxígeno oxido de carbono (IV)
53

54. Analizando la ecuación comprobamos que está balanceada con 1C y 2O a
cada lado de la ecuación.
5. Combustión de un elemento de valencia 5, en el aire o en el oxígeno.
P(s) + O2(g)  P2O5(s)
Fósforo oxigeno óxido de fósforo (II)
Igualamos el oxígeno poniendo 5 en el O2 y 2 en el P2O
Obteniendo 10 O a cada lado.
P(s) + 5O2(g)  2 P2O5 (s)
Igualamos el fósforo poniendo 4 en el P
4P (s) + 5O2(g)  2 P2O5(s)
La ecuación está balanceada con 4 P y 10 O a cada lado de la ecuación.
6. Reacción de un óxido básico con el agua
CaO(s) + H2O (l)  Ca(OH) (ac)
Oxido de calcio (II) agua hidróxido de calcio (II)
Con 1 Ca, 2O y 2H a cada lado de la ecuación.
7. Reacción de un óxido ácido con el agua
P2O5(s) + H2O(l)  HPO3(ag)
Oxido de fosforo (V) agua ácido fosfórico (V)
Igualamos al fósforo, poniendo 2 em el HPO3
P2O5(s) + H2O(l)  2HPO3(ag)
La ecuación queda balanceada con 2P, 6O y 2H a cada lado de la ecuación
54

55. CAPITULO 4
DETERMINACIÓN DE LA FORMULA DE UN CUERPO COMPUESTO E
INDICAR LA VALENCIA DE LOS ELEMENTOS QUE LO FORMAN
Para determinar la fórmula de un cuerpo compuesto se hace el análisis químico
para hallar la composición centesimal y con los datos hallados se determina la
fórmula.
Ejemplo: determinar la fórmula del agua
Al hacer el análisis del agua destilada se encontró la composición centesimal
siguiente:
H = 11.17 y 0 = 88.9%
Para hallar la fórmula se procede en la forma siguiente:
1. Indicar la composición centesimal
H 0
2. Se calcula el número de moles de 11.1 88.9
átomos de hidrógeno y de oxigeno
11.1 88.90
dividiendo el porcentaje de H y de 11.10 5.55
1.0 16.0
entre sus pesos atómicos
respectivos.
3. Se divide las moles halladas entre la 11.10 5.55
2 1
menor hallada para determinar la 5.55 5.55
relación numérica entre los átomos
que forman la molécula.
4. La fórmula del agua es H2O
55

56. Valencia de los elementos que forman el agua. Como el hidrógeno se toma
como unidad de valencia, las valencias serán:
H=1 , O=2
Ejemplo: hallar la fórmula del carbonato de calcio:
La composición hallada es: Ca = 40%, S = 12% , O = 48%
Siguiendo el procedimiento indicado
Ca C O
1. …………………………… 40.0 12.0 16
40.0 12.0 48.0
2. …………………………… 1.00 10 3.0
40 12.0 16.0
1.0 1.0 1.0
3. ……………………………. 1 1 1
1.0 1.0 1.0
4. ……………………………... CaCO3
Teniendo en cuenta los estados de oxidación de los elementos que forman el
carbonato de calcio las valencias son:
Ca = 2 ; C = 4, 0 = 2 (estados de oxidación:
(Ca = 2+, C= 4+, 0 = 2- )
56

57. SÍMBOLOS Y FÓRMULAS - VALENCIAS
Símbolos de los elementos.- son las representaciones escritos de los átomos
de los elementos químicos. Los símbolos de los elementos constan de UNA o
DOS letras.
Ejemplos de los símbolos de los elementos más comunes
Hidrógeno :H Aluminio : Al Hierro : Fe
Oxígeno :O Carbono :C Zinc : Zn
Sodio : Na Nitrógeno :N Plata : Ag
Potasio :K Fósforo :P Cobre : Cu
Calcio : Ca Azufre :S Oro : Au
Magnesio : Mg Cloro : Cl Neón : Nc
Fórmulas de los elementos y compuestos. Son las representaciones escritos de
las moléculas de los átomos del mismo elementos químicos o de los
compuestos de dos más elementos diferentes.
57

58. Ejemplos de fórmulas de elementos más comunes
Hidrógeno : H2 Cloro : Cl2
Oxígeno : O2 Nitrógeno : N2
Neón : Ne Fósforo : P4
Sodio : Na
Calcio : Ca
Ejemplos de compuestos :
Agua (óxido de hidrógeno): H2O Acido clorhídrico : HCl
Oxido de sodio : Na2O Acido sulfúrico : H2SO4
Oxido de hierro (II) : FeO Acido nítrico : HNO3
Oxido de hierro (III) : Fe2O3 Acido Carbonico : H2CO3
Hidróxido de sodio : NaOH Cloruro de sodio : NaCl
Hidróxido de calcio : Ca(OH)2 Sulfato de cobre : CuSO4
Hidróxido de aluminio : Al(OH)3 Nitrato de potasio : KNO3
Carbonato de calcio: CaCO3
Las moléculas formadas por más de un átomo resultan de la unión de átomos
por medio de los electrones de valencia situados en la parte externa de los
58

59. átomos. Una representación gráfica de la valencia de cada átomo es la linea
que une uno a los átomos por covalencia. Ejemplos:
Hidrógeno Agua : H2O H Oido de aluminio: Al2O3
O
H2 H
Los átomos unidos por electrovalencia se representan gráficamente por iones
xx
Eje.: Na+Cl- Na xx Cl xx CaO : Ca O
x
Observando las representaciones gráficas se comprueba la valencia de los
elementos.
El número máximo de VALENCIA es 7, ningún elemento se une a otro
mediante una valencia mayor de 7.
59

60. VALENCIA DE LOS ELEMENTOS ELECTROVALENCIA
Y COVALENCIA. VALENCIA DE RADICALES DE DOS O MÁS ÁTOMOS
De acuerdo a la teoría electrónica de la materia es el número de electrones que
los átomos ceden, ganan o comparten al unirse a otro átomo hasta adquirir
configuración estable que corresponde a la de un gas noble. El número máximo
de valencia es 7.
ELECTROVALENCIA: Es el número de electrones que un átomo ceda o pierde
al unirse con otro átomo para formar un compuesto iónico, el cual tiene la
propiedad de conducir la electricidad.
Ejemplo: el átomo de sodio cede un electrón al átomo de claro para formar el
cloruro de sodio. El átomo de sodio neutro al ceder el electrón periférico
adquiere carga positiva y se le denomina ion desoído. El átomo de cloro al
ganar o recibir el electrón con su capa periférica adquiere carga negativa y se
le denomina ion de cloro. Por tener cargas opuestos el ión de sodio y el de
cloro se atraen formando el compuesto cloruro de sodio mediante la valencia
+1 del sodio y -1 del cloruro. Veamos la representación gráfica. La
configuración del ión de sodio es del neón y la del cloro la del origen.
Átomo de sodio
Atomo neutro: Naº 2 8 1 Atomo de cloro Clº 2 8 7
Ión sodio : Na+ 2 8 -1c Cl- 2 8 8
Valencia del ion sodio +1 Na+ Cl- valencia del ión cloro -1
60

61. Na+Cl-
Compuesto
Cloruro de sodio
Para el caso del calcio con el cloro
Caº 2 8 8 2 2e 2 Clº 2 8 7
Ca++ 2 8 2e Cl- 2 8 8
Ca++ 2Cle-
Ca++ Cl2
Generalmente los elementos metálicos al combinarse ceden electrones
formando iones electropositivos y los elementos no metálicos reciben
electrones adquiriendo carga negativa y dichas cargas son las valencias que
los permiten combinarse.
CONVALENCIA: Es el número de electrones que un átomo comparte con otro
átomo igual o diferente para formar moléculas de cuerpos simples o
compuestos. En ambos casos el compartimiento permite adquirir la
configuración estable de gas noble.
Ejemplo: dos átomos de hidrógeno se unen por compartimiento de sus
electrones periféricos para formar una molécula de hidrógeno. Al
compartimiento de electrones se denomina par o doblete electrónico.
par o doblete electrónico
1+ 1+ 1+ 1+
Atomo de H Atomo de H Molécula de hidrógeno
H 0 H 0 H H
H2
Ejemplo:
Dos átomos de hidrógeno, H1 se unen para formar una molécula de hidrogeno.
61

62. Ejemplo: dos átomos de hidrógeno, se unen a un átomo de oxígeno para
formar una molécula de agua, H2O. Este compuesto es una conduce la
electricidad pues no está formado por iones.
1+
8+ 1+ 8+
80 80
1+
1+
62

63. VALENCIA DE LOS RADICALES DE DOS O MÁS ATOMOS
Estos radicales presentan átomos unidos por covalencia y por electrovalencia.
Ejemplo: la molécula del hidrógeno de sodio NaOH
enlace electrovalente
y covalente
Na+  O-H
El sodio cede un electrón al oxígeno y el hidrógeno comparte un electrón con el
oxigeno O. El ion sodio es Na+ y el ión hidróxido en OH-
63

64. ESTADOS O NÚMEROS DE OXIDACIÓN
DE LOS ATOMOS
El estado o número de oxidación de un átomo, en un compuesto, es el número
de electrones que ese átomo tiene en exceso o en defecto con respecto a los
que posee cuando no está combinado.
De acuerdo a la definición los átomos libros, al estado atómico o molecular, de
cualquier elemento tienen estado de oxidación cero.
El estado de oxidación del hidrógeno es el excepto en los hidruros metálicos
como el hidruro de sodio, NaH donde es -1 y del oxigeno es -2, excepto en los
peróxidos como el agua oxigenada, HCl2 donde es -1.
Los números de oxidación se escriben en la parte superior de los símbolos de
los átomos. En los compuestos electrovalentes son positivos cuando el
elemento cede electrones y negativos cuando gana. En los compuestos
covalentes se considera que cada electrones el elemento menos negativo y
que los recibe el más negativo.
En todo tipo de compuesto, la suma algebraica de los números de oxidación es
cero.
Ejemplos:
1. Elementos al estado atómico o molecular, número de oxidación
º º º º º º º º
H , H2 S , S6 , P , P4 , Cu, Al
2. Óxidos: Suma algebraica de los números de oxidación
Básicos : Na2O
+1 -2
H2O CaO
H2O Al2O3 2(+1) + 1(-2)= (-2)+ (-2) = 0
+1-1
HCl 1(+1) + 1(-1) = (+1) + (-1) = 0
64

65. b) Acidos - CO2, SO2 – P2O5
c) neutros – H2O – CO
+1 -1
Na Cl 1(+1) + 1(-1) = (+1) +(-1) = 0
+2 -2
CaCl2 1(+2) + 2(-1) = (+2) +(-2) = 0
+2 -2
MgO 1(+2) + 1(-2) = (+2) +(-2) = 0
+4 -2
CO2 1(+4) + 2(-2) = (+4) +(-4) = 0
-3 +1
NH3 1(+3) + 3(+1) = (-3) +(+3) = 0
Hidróxidos = NaOH – Ca(OH)2
+1+5-2
HNO3 1(+1) + 1(+5) + 3(-2) = (+1)+(+5)+(-6) = 0
+1+6-2
H2SO4 2(+1) +1(+6)+4(-2) = (+2)+(+6)+(-8) = 0
+1-2+1
NaOH 1(+1)+1(-2) +1(+1) = (+2)+(-2) = 0
Acidos
b) Hidracidos HCl – H2S
c) Oxacidos +2 -2+1
Ca(OH)2 HNO3 – H2SO4 1(+2)+2(-2) +2(+1) = (+2)+(-
4)+2(+1)=0
+2 +4-2
Ca CO3 1(+2)+1(+4)+3(-2) = (+2)+(+4)+(-6)=0
Sales +1 +7-2
a) Hidracidos KClO4 NaCl – KI 1(+1)+1)+7)+4(-2) = (+1)+(+7)+(-8)=
0
d) Oxácidos
Pb(NO3)2 = (+8)+(-8) = 0
65

66. KNO3 2(+1)+2(+6)+7(-2) = (+2)+(+12)+(-14) = 0
K2Cr2O7 = (+14)+(-14) = 0
Compuestos cuaternarios
KHCO3 1(+1)+1(+1)+1(+4)+3(-2) = (+1)+(+1)+(+4)+(-6)=
= (+6)+(-6)=0
66

67. SUSTANCIAS CON DIFERENTES TIPOS DE ENLACE ENTRE SUS
ATOMOS: IONICOS – COVALENTES – COORDINADOS
Nombre Fórmula Representación según
Lewis
Hidróxido de sodio NaOH Na O H
H
Cloruro de amonio NH4Cl H N H Cl
H
Acido clorhídrico HCl (H2O) H O H Cl
H
O
Ozono O3 O O
O O
Agua oxigenada H2O2
Acido clorito (I) o HClO H O Cl
Acido hipocloroso
O
Acido clorito (III) o HClO2 H O Cl
Acido cloroso
67

68. Acido clórico (V) o H O Cl
HClO3
Acido clorico
O
O
Acido clórico (VII)
HClO4 H O Cl O
Acido perclórico
O
O
O S O
Acido sulfúrico (VI) H2SO4
O
H O N O
Acido nítrico (V) HNO3
O
Oxido de ontrógeno (I) N2O N N O
Oxido nitroso
Oxido de nitrógeno (II)
NO N O
u óxido nítrico
68

69. Oxido de nitrógeno (III) O O O
Trióxido de nitrógeno N N
Oxido de nitrógeno (IV) O
o dióxido de nitrógeno N O
O O O
Oxido de nitrógeno (V) N N
O pentoxido de nitrógeno
O O
69

70. NÚMEROS O ESTADOS DE OXIDACIÓN DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
El número o estado de oxidación de un elemento es un concepto establecido
para facilitar la comprensión de la forma en que se unen los átomos para dar
origen a las moléculas. Permite interpretar la valencia de los elementos en una
fórmula determinada, la separación de los átomos de las moléculas para
originar los iones, su constitución y carga positiva o negativa.
Los números de oxidación también se usan para balancear ecuaciones
químicas de oxido-reducción.
Los números de oxidación se complementan con los valores de la valencia de
los elementos químicos aunque aparentemente se prestan a confusión. Existe
un conjunto de reglas para manejar ambos conceptos.
1. El número o estado de oxidación de los elementos iguales que forman
una molécula es 0 (cero), ejemplo.
En la molécula de hidrógeno H2 la covalencia del hidrógeno H-H es 1 y
el número de oxidación es 0. Lo mismo ocurre con el cloro, Cl 2 (Cl-Cl).
En el caso del oxígeno O2, la covalencia es 2 (0=0)
2. Al estado atómico el número de oxidación es 0, ejemplo el sodio, Naº,
potasio, Kº, cobre, Cu0, aluminio, Alº, cloro Clº, el número de oxidación
es 0 y se indica en la parte superior del símbolo del elemento.
3. En las cadenas de átomos iguales el número de oxidación entre los
-3+1 -2+1 -3+1
átomos es 0 ejem. CH2 – CH2 – CH3
4. El número de oxidación del hidrógeno generalmente es -1 como en el
-3+1 -2
agua H2O, aunque el algunos como es -1 como en el hidruro de sodio
-1 -1
Na H
70

71. 5. Los elementos metálicos son de números positivos y los no metales
negativos a una fue también actúan como positivo.
+3 -1
+ -1
Ejemplos Na Cl PCl3
6. El número de oxidación del oxígeno es generalmente -2, y solo en
ciertos casos es -1, ejemplo en el agua el oxígeno es -2, H2O y en el
+1 -1
agua oxigenada. H2O2 el número de oxidación es -1, H – O En este
H-1 – O-1
caso se aprecia que la valencia del oxígeno es -2 y el número de
oxidación es -1.
7. En todas las fórmulas de los cuerpos compuestos la suma algebraica de
los números de oxidación es 0.
8. En los compuestos que contienen oxígeno se toma a este elemento
como base del total de números de oxidación negativos y los elementos
que lo acompañan totalizan los números de oxidación positivos.
Ejemplos:
+1 -2
Agua : H2O suma algebraica de (+2)+(-2) = 0
los numeros
+1 -1 Tablodi oxidación
Acido clorhídrico: HCl = (+1) + (-1) = 0
+1 +5 -2
Acido nítrico : H N O = (+1) + (+5) + (-6) = 0
+1 +6 -2
Acido sulfúrico : H2SO4 = (+2)(16) + (-8) = 0
+7 +4 -2
Carbonato de calcio : Ca CO3 = (+2)+(+4)+(-6) = 0
Permanganato de
+1 +7 -2
Potasio o manganato VII de KMnO4 = (+1) + (+7) + (-8) = 0
Potasio (I)
71

72. +1 +6 -2
Dicromato de potasio o dicromato K2Cr2O7
(V) de potasio (I) (+2)+(+12)+(-14) = 0
Cuando se desea identificar el número de oxidación de un elemento en un
compuesto se calcula el total de números de oxidación negativos y con este
dato se determina el número de oxidación positivo de los elementos que
acompañan al oxígeno.
Ejemplos:
Determinar el número de oxidación el azufre en los compuestos siguientes:
4
2
SO2 _________total negativos 4 el S sea +4 : S O2
6
SO3 2 _________ total negativos 6 el S sea +6 : S O3 2
H 2 SO3 ________ total negativos 6 el S sea +4 : (6-2) HSO3
4
H 2 S 2 O3 _______ total negativos 6 el S sea +2 : (6-2 = 2)
2
H2S2O3
Otros compuestos del azufre
+1 2 +1 -2
H2S ______-el número de oxidación es -2 ; H2S
Aplicación de los números de oxidación para hallar la carga de los iones que
forman un compuesto iónico:
+2 +6-2
2 6 2 ( 6 2)
Ejemplo: Cu SO4 iones que lo formen Cu y SO4 SO4 SO4
(5 6
1 5 2 5 2 5 2)
HNO3 iones que lo formen H 1
y NO3 NO3 NO3
72