4.  Se denomina número de oxidación a la carga que se le asigna a
un átomo cuando los electrones de enlace se distribuyen según
ciertas reglas un tanto arbitrarias.
 Las reglas son:
 Los electrones compartidos por átomos de idéntica
electronegatividad se distribuyen en forma equitativa entre
ellos.
 Los electrones compartidos por átomos de diferente
electronegatividad se le asignan al más electronegativo.
 Luego de esta distribución se compara el número de electrones
con que ha quedado cada átomo con el número que posee el
átomo neutro, y ése es el número de oxidación. Éste se escribe,
en general, en la parte superior del símbolo atómico y lleva el
signo escrito.

5.  Un ion o ión1 ("yendo", en griego; ἰών [ion] es el participio presente
del verbo ienai: ‘ir’) es una partícula cargada eléctricamente
constituida por un átomo o molécula que no es eléctricamente
neutra. Conceptualmente esto se puede entender como que, a
partir de un estado neutro de un átomo o partícula, se han ganado
o perdido electrones; este fenómeno se conoce como ionización.
 Los iones cargados negativamente, producidos por haber más
electrones que protones, se conocen como aniones (que son
atraídos por el ánodo) y los cargados positivamente, consecuencia
de una pérdida de electrones, se conocen como cationes (los que
son atraídos por el cátodo).

6.  En química, se llama molécula a un conjunto de al menos
dos átomos enlazados covalentes que forman un sistema
estable y eléctricamente neutro.1 2
 Casi toda la química orgánica y buena parte de la química
inorgánica se ocupan de la síntesis y reactividad de
moléculas y compuestos moleculares. La química física y,
especialmente, la química cuántica también estudian,
cuantitativamente, en su caso, las propiedades y reactividad
de las moléculas. La bioquímica está íntimamente
relacionada con la biología molecular, ya que ambas
estudian a los seres vivos a nivel molecular. El estudio de las
interacciones específicas entre moléculas, incluyendo el
reconocimiento molecular es el campo de estudio de la
química supra molecular. Estas fuerzas explican las
propiedades físicas como la solubilidad o el punto de
ebullición de un compuesto molecular.

7.  En química, el estado de oxidación es indicador del grado de
oxidación de un átomo que forma parte de un compuesto u
otra especie química. Formalmente, es la carga eléctrica
hipotética que el átomo tendría si todos sus enlaces a
elemento distintos fueran 100% iónicos. El EO es representado
por números, los cuales pueden ser positivos, negativos o cero.
En algunos casos, el estado de oxidación promedio de un
elemento es una fracción, tal como +8/3 para el hierro en la
magnetita (Fe3O4). El mayor EO conocido es +8 para los
tetroxidos de rutenio, xenón, osmio, iridio, hassio y algunos
complejos de plutonio, mientras que el menor EO conocido es
-4 para algunos elementos del grupo del carbono (grupo IV
A).

 Un átomo tiende a obedecer la regla del octeto para así
tener una configuración electrónica igual a la de los gases
nobles, los cuales son muy estables eléctricamente. Dicha
regla sostiene que un átomo tiende a tener ocho electrones
en su nivel de energía más externo. En el caso del hidrógeno
este tiende a tener 2 electrones, lo cual proporciona la misma
configuración electrónica que la del helio.

8.  Cuando un átomo A necesita, por ejemplo, 3 electrones
para obedecer la regla del octeto, entonces dicho átomo
tiene un número de oxidación de -3. Por otro lado,
cuando un átomo B tiene los 3 electrones que deben ser
cedidos para que el átomo A cumpla la ley del octeto,
entonces este átomo tiene un número de oxidación de 3+.
En este ejemplo podemos deducir que los átomos A y B
pueden unirse para formar un compuesto, y que esto
depende de las interacciones entre ellos. La regla del
octeto y del dueto pueden ser satisfechas compartiendo
electrones (formando moléculas) o cediendo y
adquiriendo electrones (formando compuestos de iones).

9. La nomenclatura química (del latín nomenclatura) es un conjunto
de reglas o fórmulas que se utilizan para nombrar todos los
elementos y los compuestos químicos. Actualmente la IUPAC
(Unión Internacional de Química Pura y Aplicada, en inglés
International Unión of Puré and Applied Chemistry) es la máxima
autoridad en materia de nomenclatura química, la cual se
encarga de establecer las reglas correspondientes.

10.  Es un Elementos químicos de numero atómico 8 y representado por el
símbolo O. Su nombre proviene de las raíces griegas ὀξύς (oxys)
(«ácido», literalmente «punzante», en referencia al sabor de los ácidos) y
–γόνος (-gonos) («productor», literalmente «engendrador»), porque en
la época en que se le dio esta denominación se creía,
incorrectamente, que todos los ácidos requerían oxígeno para su
composición. En condiciones normales de y temperatura,
dos átomos del elemento se enlazan para formar el di oxigeno, un gas
diatónico incoloro, inodoro e insípido con fórmula O2. Esta sustancia
comprende una importante parte de la atmósfera y resulta necesaria
para sostener la vida terrestre .
 El oxígeno forma parte del grupo de los anfígenos en la tabla
periódica y es un elemento no metálico altamente reactivo que forma
fácilmente cómputos (especialmente óxidos) con la mayoría de
elementos, excepto con los gases nobles y helio . Asimismo,
electronegativamente más alta de todos los elementos, solo superado
por el flúor Medido por su masa , el oxígeno es el tercer elemento mas
abundante del universo, tras el hidrógeno y el helio, y el más abundante
en la corteza terrestre formando prácticamente la mitad de su masa.3

11. Es un compuesto binario que contiene uno o
varios átomos de oxígeno (el cual, normalmente, presenta
un estado de oxidación), y otros elementos. Existe una gran
variedad de óxidos, los cuales se presentan en los 3
principales estados de agregación de la
materia: sólido, líquido y gaseoso, a temperatura ambiente.
Casi todos los elementos forman combinaciones estables
con oxígeno y muchos en varios estados de oxidación.
Debido a esta gran variedad las propiedades son muy
diversas y las características del enlace varían desde el
típico sólido iónico hasta los enlaces covalentes.

12.  Antiguamente se denominaba anhídrido a los óxidos que se
formaban por la combinación de los no metales con el oxigeno.
Son llamados también óxidos ácidos, porque estos óxidos al
reaccionar con el agua dan ácidos.
Otra aceptación, de la palabra anhídrido, es la ausencia de agua
en las sales cristalizadas. Por ejemplo. Citrato de sodio. Anhídrido
o citrato de sodio.2H2O. ( con dos moléculas de agua) el primero es
anhídrido, el segundo es vi hidratado
 También están los Anhídridos de los Ácidos Orgánicos, donde dos
ácidos orgánicos se combinan por la eliminación de una molécula
de agua.
Por ejemplo el anhídrido acético, derivado del ácido acético, o el
anhídrido ftálico, derivado del ácido ftálico.

13.  Son sustancias que presentan un enlace oxígeno-
oxígeno y que contienen el oxígeno en estado de
oxidación −1. La fórmula general de los peróxidos
es Metal + (O-1)2
-2. Generalmente se comportan como
sustancias oxidantes.
 En contacto con material combustible pueden provocar
incendios o incluso explosiones. Sin embargo, frente a
oxidantes fuertes como el permanganato, pueden
actuar como reductor oxidándose a oxígeno elemental.
Es importante puntualizar que el peróxido tiene carga.
 En pocas palabras, son óxidos que presentan mayor
cantidad de oxígeno que un óxido normal y en su
estructura manifiestan un enlace covalente sencillo
apolar entre oxígeno y oxígeno.
 Los peróxidos consisten en combinaciones binarias del
oxígeno junto a ciertos metales. Son derivados de
óxidos que contienen la agrupación -O-O-, O2
2- llamado
ión peróxido.

14.  Formulación de los peróxidos
 Los peróxidos se formulan utilizando la valencia del oxígeno -1 ya
que los dos oxígenos comparten una pareja de electrones por los
que en este grupo de elementos no se pueden simplificar las
valencias.
 La fórmula de los peróxidos es del tipo X2(O2)n (donde X es el
elemento metálico, O es oxígeno y no es la valencia del elemento
metálico).

15.  es un compuesto químico formado por átomos de sólo
dos elementos, como en el caso del agua, compuesta
por hidrógeno y oxígeno. Se distinguen dos grupos principales de
compuestos binarios:
 Los compuestos iónicos binarios, donde se incluyen las sales
binarias, los óxidos metálicos (anhídridos básicos) y los hidruros
metálicos.
 Los compuestos covalentes binarios, donde se incluye los óxidos
de no metal (anhídridos ácidos) y los halogenuros de no metal.

16.  Es un tipo de reacción química (redox) cuyo resultado final
visible es la adición de hidrógeno (H2) a otro compuesto. Los
objetivos habituales de esta reacción son compuestos
orgánicos insaturados,
como alquenos, alquinos, cetonas, nitrilos, y aminas. La
mayoría de las hidrogenaciones se producen mediante la
adición directa de hidrógeno diatónico bajo presión y en
presencia de un catalizador.

17.  Los hidruros son compuestos binarios formados por átomos
de hidrógeno y de otro elemento químico, pudiendo ser
este metal o no metal. Existen dos tipos de hidruros:
los metálicos y los no metálicos (hidrácidos).

18.  Son compuestos orgánicos formados únicamente
por átomos de carbono e hidrógeno. La estructura molecular
consiste en un armazón de átomos de carbono a los que se unen
los átomos de hidrógeno. Los hidrocarburos son los compuestos
básicos de la Química Orgánica. Las cadenas de átomos de
carbono pueden ser lineales o ramificadas y abiertas o cerradas.
Los que tienen en su molécula otros elementos químicos
(heterotermos),se denominan hidrocarburos sustituidos.
 Los hidrocarburos se pueden clasificar en dos tipos, que
son alifáticos y aromáticos. Los alifáticos, a su vez se pueden
clasificar en alcanos, alquenos y alquinos según los tipos de enlace
que unen entre sí los átomos de carbono. Las fórmulas
generales de los alcanos, alquenos y alquinos son CnH2n+2, CnH2n y
CnH2n-2, respectivamente.

19.  Es un compuesto químico cuya fórmula es SiH4. Es el análogo
del metano, pero derivado del silicio. Se presume que a
temperatura ambiente el silano es un gas pirofórico —entra en
combustión espontáneamente en la presencia de aire sin
necesidad de una fuente de ignición—. Sin embargo hay quienes
creen que el silano es estable y que la formación natural de
silanos más grandes durante su producción es la que causa su
piroforicidad. Por encima de los 420 °C el silano se descompone en
silicio e hidrógeno y por lo tanto puede ser empleado en
la deposición química de vapor de silicio.
 De forma más general, un silano es cualquier análogo de
los alcanos, pero derivado del silico. Los silanos consisten en una
cadena de átomos de silicio unidos covalentemente a átomos de
hidrógeno. La fórmula general de un silano es SinH2n+2. Los silanos
tienden a ser menos estables que sus análogos de carbono puesto
que el enlace Si—Si es de menor energía que el enlace C—C.
El oxígenodescompone los silanos porque el enlace Si—O es muy
estable.

20.  Existe una nomenclatura regular para los silanos. Cada nombre de
los silanos consiste en la palabra silano precedida por un prefijo
numérico (di, tri, tetra, etc.) correspondiente al número de átomos
de silicio en la molécula. Así Si2H6 se nombra como disilano, Si3H8 es
trisilano, etc. No existe prefijo para uno, SiH4 es simplemente
silano. Los silanos también pueden ser llamados como cualquier
otro compuesto inorgánico, así el silano es llamado tetrahidruro
de silicio. Sin embargo con silanos de mayor tamaño molecular
esta nomenclatura se vuelve muy complicada.

21.  Del latín acidus, que significa agrio) es considerado
tradicionalmente como cualquier compuesto químico que, cuando
se disuelve en agua, produce una solución con
una actividad de catión hidronio mayor que el agua pura, esto es,
un pH menor que 7. Esto se aproxima a la definición moderna
de Johannes Nicolaus Brønsted y Thomas Martin Lowry, quienes
definieron independientemente un ácido como un compuesto que
dona un catión hidrógeno (H+) a otro compuesto
(denominado base). Algunos ejemplos comunes son el ácido
acético (en el vinagre), el ácido clorhídrico (en el Salfumant y los
jugos gástricos), el ácido acetilsalicílico (en la aspirina), o el ácido
sulfúrico (usado en baterías de automóvil). Los sistemas ácido/base
se diferencian de las reacciones redox en que, en estas últimas
hay un cambio en el estado de oxidación. Los ácidos pueden
existir en forma de sólidos, líquidos o gases, dependiendo de la
temperatura y también pueden existir como sustancias puras o en
solución.

22.  Metal + No Metal:*
 Llamados también "sales haloideas neutras"
 Nombre genérico: El nombre del no metal (*con su valencia menor)
 contraído y terminado en "uro".
 Nombre específico: El del metal en genitivo o adjetivado si sólo tiene una
 valencia; cuando posea más se hace uso de los sufijos -oso-, -ico-.

 BaCl2: Cloruro de bario
 FeCl2: Cloruro ferroso
 FeCl3: Cloruro férrico

 2. No Metal + No Metal:

 • Se toma en cuenta la electronegatividad para la colocación de los
 elementos (se pone primero el de menos electronegatividad).
 • Nombre genérico: El nombre del elemento más electronegativo, y
 terminado en "uro".

23.  Nombre específico: El otro elemento en genitivo o adjetivado.
 GENERALMENTE SE UTILIZA EL SISTEMA ESTEQUIMETRICO
 Ejemplo:
 Sulfuro de boro (clásico)
 Trisulfuro de diboro (estequimétrico)
 Sulfuro de Boro (III) (Stock)
 Compuestos Formados por 2 Metales

24.  Se obtienen en general fundiendo 2 ó más metales puros.
 Nombre genérico: Aleación
 Nombre específico: Los nombres de los dos metales, escribiendo
primero
 el de menor electronegatividad.
 Ejemplo:
 Sn Cu: Aleación de estaño y cobre (bronce)
 Zn Cu: Aleación de cinc y cobre (latón)
 Sn Pb: Aleación de estaño y plomo (soldadura)
 3.2 Amalgama:
 Unión del mercurio con un metal o con una aleación.
 Nombre genérico: Amalgama
 Nombre específico: El nombre del metal que acompaña

25.  Cuando la reacción química se expresa como ecuación,
además de escribir correctamente todas las especies
participantes (nomenclatura), se debe ajustar el
número de átomos de reactivos y productos, colocando
un coeficiente a la izquierda de los reactivos o de los
productos. El balanceo de ecuaciones busca igualar el
de átomos en ambos lados de la ecuación, para
mantener la Ley de Lavoisiere.
Por ejemplo en la siguiente reacción (síntesis de agua),
el número de átomos de oxígenos de reactivos, es
mayor al de productos.
 H2 + O2 ® H2O
 Para igualar los átomos en ambos lados es necesario
colocar coeficientes y de esta forma queda una
ecuación balanceada.
 2 H2 + O2 ® 2 H2O

26.  Nota: Para calcular el número de átomos, el coeficiente multiplica
a los subíndices y cuando el cuando el coeficiente es igual a 1 "se
omite" por lo que el número de átomos es igual al subíndice.
 Los métodos más comunes para balancear una ecuación son
: Tanteo , Algebraico y Redox .