Este documento presenta un módulo de química inorgánica y química general para estudiantes de ingeniería en la Universidad Privada del Norte en Lima. El módulo cubre temas como la estructura del átomo, enlaces químicos, reacciones químicas, estequiometría, disoluciones, y compuestos orgánicos importantes. El objetivo es reforzar los conocimientos previos de los estudiantes en estas áreas fundamentales de la química y ayudarlos a cumplir con las

1. MÓDULO
QUIMICA INORGÁNICA
Y QUÍMICA GENERAL
Departamento de Ciencias
Universidad Privada del Norte
2022-2
MG.ING. TEODORO JULIAN RIEGA ZAPATA
Candidato a Doctor en Educación y Gestión
MODULO
QUIMICA PARA TODAS LAS
INGENIERIAS

2. PRESENTACIÓN
El presente Módulo de Química reúne las temáticas de Química Inorgánica y Química general por ser de
importancia en la formación profesional dedicado a los nuevos estudiantes universitarios de los primeros
ciclos académicos que cursan las asignaturas de Química Inorgánica y Química General, en las carreras
profesionales de ingenierías, los cuales necesitan conocer y reforzar sus conocimientos previos señalados en
cada capítulo referente a temas puntuales de la química en su totalidad. El objetivo primordial es que deberá
de cumplir con las competencias señaladas en la misión y la visión que forma los pilares y los valores en que se
soportan la “Universidad Privada del Norte, para formar nuevos hombres profesionales en Ingenierías que
cambiarán sus vidas.
Es de conocimiento las temáticas : Materia, principios y clasificación de la Materia, Atomicidad en sus diversas
formas y estudios realizados por investigadores, el Átomo en la actualidad, Distribución electrónica de cada
átomo, Los enlaces químicos, La nomenclatura química mundial, Aritmética química, Reacciones químicas-
clasificación, Balances de materia, Estequiometria química, Disoluciones químicas, equilibrio químico, El agua-
estudios y procedencias, calidad de aguas, tratamiento de aguas y potabilización para consumo humano en
ciudades.
Dicho Módulo es un compendio de un trabajo en equipo realizado por los docentes de química, quienes con su
dedicación y esfuerzo han hecho posible la elaboración de este Módulo guía que servirá de base durante todo
el desarrollo del ciclo.
El agradecimiento a los Ing. Leoncio Velásquez Tapia por su gran aporte y colaboración desinteresada
haciendo realidad este Módulo.
Mg. Ing. Teodoro Julián Riega Zapata
(Candidato a Doctor en Educación y Gestión)

4. INDICE DE CONTENIDOS
SESIONES CONTENIDOS Páginas
UNIDAD 1: Átomos, compuestos inorgánicos y gases
Sesión 1: La materia. Estados de la materia. • Conversión
de unidades. • Estructura del átomo. Número
de masa y número atómico. Tipos de átomos.
Sesión 2: • Funciones químicas inorgánicas. Función
hidruro y óxido. • Función hidróxido, función
ácido y función sales. Aplicaciones industriales.
Sesión 3: Gases. Ley de los gases ideales. Ecuación
Universal de los gases ideales. • Mezcla de
gases: Ley de las presiones parciales.
Sesión 4: AUTOEVALUACIÓN
UNIDAD 2 : Relaciones de masa en las reacciones químicas.
Sesión 5: Aritmética química: Unidades químicas de
masa. • Composición porcentual, fórmulas
empíricas y moleculares de los compuestos.
Sesión 6: Reacciones químicas. Tipos de reacciones
químicas. • Balance de ecuaciones químicas.
Sesión 7: • Estequiometria: Reactivo limitante, reactivo
en exceso. • Estequiometria: Rendimiento de
una reacción química
Sesión 8: AUTOEVALUACIÓN
UNIDAD 3 : Disoluciones , balance de materia e
introducción a la química del carbono
Sesión 9: • Concentración de disoluciones.
Sesión 10: • pH. • Titulación ácido – base. • Balance de
materia sin reacción química.
Sesión 11: El átomo de carbono y sus propiedades. •
Hidrocarburos alifáticos: Alcanos, alquenos y
alquinos. Cicloalcanos y cicloalquenos.
Sesión 12: AUTOEVALUACIÓN.
UNIDAD 4 : Principales compuestos orgánicos
Sesión 13: Hidrocarburos aromáticos. Formulación,
nomenclatura y aplicación industrial. •
Alcoholes, éteres, aldehídos y cetonas.
Formulación, nomenclatura y aplicación
industrial.
Sesión 14: • Ácidos carboxílicos y Ésteres Principales
derivados. Formulación y nomenclatura.
Sesión 15: AUTOEVALUACIÓN

5. LOGROS DEL APRENDIZAJE
➢ Clasifica distintos tipos de materia según su naturaleza.
➢ Describe con sus propias palabras las características de cada elemento.
➢ Establece semejanzas y diferencias de compuestos y mezclas empleando criterios de
comparación.
La química es el primer aspecto filosófico y científico que el hombre reconoce como la madre de
todas las ciencias. Esta situación expresiva trata de enseñar a los estudiantes de las ingenierías en la
UPN-Lima Norte, un nuevo horizonte que se enlace con la escuela que llevaron los lineamientos
básicos de la química. Como en el inicio debemos de conocer a la materia, sus propiedades que hacen
manifestar un comportamiento de estudios en los procesos de incrementar sus deseos de seguir
aprendiendo más.
El uso de las unidades ingenieriles y las respuestas básicas que deben de lograr nuevas actitudes de
comportamiento formativo en sus carreras profesionales.
UNIDAD 1 :Atomos, compuestos inorgánicos y gases
SESION 1 : Estudio de la materia,
propiedades, estados de agregación.

6. ateria
Existen diversos tipos materiales o sustancias que se presentan en la naturaleza bajo diversas
formas y tamaños. Cabe señalar que al químico le interesa la composición o constitución de los
cuerpos materiales para comprender sus diversas propiedades y darles aplicación práctica para
satisfacer alguna necesidad humana o buscar mejorar dichas propiedades, con los mismos fines.
La química es la ciencia que estudia la materia, sus propiedades, su constitución
y principalmente sus transformaciones (Leyes que rigen dichas transformaciones)
y las variables energéticas que la acompañan .
Los diferentes metales son
sustancias simples; mientras que
el hidróxido de sodio (NaOH) o
soda caústica en un compuesto.

7. 1. CONCEPTO SOBRE MATERIA:
La materia se define como aquello que existe en el universo, que tiene masa y por tanto ocupa un
lugar en el espacio. Además, para que pueda ser entendido, esto aquello que es “perceptible”
por nuestro sentidos. Ejemplos: aire, agua, sal, arena, etc.
Es bueno saber diferenciar estos términos siguientes:
2. ESTADOS DE LA MATERIA
La materia adopta la forma determinada de acuerdo a la temperatura a la cual se encuentra, es
por esto que aparecen los estados como por ejemplo:
______________ _____________ _________________
- Forma __________ - Forma _____________ - Forma __________
- Volumen __________ - Volumen ___________ - Volumen ________
Fa > Fr d Fa  Fr Fr > Fa
- Fa : Fuerza de atracción o cohesión molecular.
- Fr : Fuerza repulsión molecular.
Es necesario establecer la diferencia entre masa y peso de un cuerpo.
✓ MASA: cantidad de materia que éste posee.
✓ PESO: masa afectada por la fuerza de gravedad.
• Es todo aquello que posee masa: ________________________
• Calidad de una sustancia o mezcla
de sustancia: ________________________
Ejem: Regla de plástico, de madera: _____________________
• Es una forma especifica de materia: _____________________

8. 3. FASES Ó CAMBIOS DE ESTADO DE LA MATERIA
Somos conscientes que la materia puede cambiar su estado por efecto de la presión y
temperatura; además del comportamiento molecular; pero los científicos nos indican que es el
factor de la temperatura la principal razón del cambio de la materia.
Ejemplo ilustrativo: H2O(g)
Ejemplos de sublimación:
1. CO2(s) CO2(g) 2. C10H8(s) C10H8(g)
MAYOR TEMPERATURA
Gaseoso
MENOR TEMPERATURA
+ Calor
Hielo:
H2O(s)
H2O(l)
T fusión = 0° C
T ebullición = 100° C
T solidificación = 0° C T condensación = 100° C
+ Calor

9. Hielo seco Naftalina
Ejemplo de deposición o sublimación regresiva:
H2O(g) H2O(s)
PROPIEDADES DE LA MATERIA:
La materia presenta una serie de características que son comunes a todos los cuerpos; así como
posee masa, volumen y es impenetrable. Una forma de clasificarlas es por propiedades físicas y
químicas.
Disminución brusca de
temperatura
Vapor de
agua en el aire
Escarcha

10. Propiedades generales:
Son las propiedades que presenta todo cuerpo material sin excepción y al margen de su estado
físico, así tenemos:
➢ Masa: Mide la cantidad de sustancia.
➢ Volumen: Un cuerpo ocupa un lugar en el espacio.
➢ Impenetrabilidad: El espacio ocupado por un cuerpo no puede ser ocupado por otro al
mismo tiempo.
➢ Divisibilidad: Todo cuerpo puede dividirse en fracciones cada vez más pequeñas.
➢ Porosidad: Todo cuerpo posee espacios intermoleculares.
➢ Peso: Todo cuerpo es atraídos por acción de la gravedad.
Otra forma es dividirlas en Extensivas e Intensivas:
CLASIFICACIÓN GENERAL DE LA MATERIA
A. EXTENSIVAS: depende de la cantidad de material que se examine.
• Estado en el cual un cuerpo permanece en reposo ó MRU a menos que actúe
una fuerza que lo modifique: _______________
• Dos cuerpos no pueden ocupar el mismo espacio al mismo tiempo:
____________________
• Cuando un cuerpo es atraído por otro:____________
• Cuando un cuerpo ocupa un cierto espacio ó volumen: ____________
B.
B. INTENSIVAS: no dependen de la cantidad de material para que sea examinado.
• Se opone a la rayada: ________________
• Resistente a ser roto: _________________
• Se convierte en láminas: ______________
se convierte en hilos ó filamentos: ______
• Regresa a su estado inicial cuando cesa la fuerza que lo deformó:
• Resistencia de un líquido a fluir y se relaciona con la fuerzas intermoleculares de
atracción: _________________________
• Fuerza que ejerce la capa de un líquido para mantener el equilibrio de fuerzas
externas: __________________________
• Acción de tener poca resistencia a ser aplastado:
• Aumento de volumen por efecto de temperatura:
• Mide el grado de movimiento molecular de los cuerpos.
Es una magnitud proporcional a la energía cinética promedio de las moléculas
que forman el cuerpo sin tener en cuenta su masa:

11. CLASES DE MATERIA
Es todo aquello que posee masa y volumen, pudiendo ser: sustancia pura (sustancia química)
ó mezcla.
Es aquella conformada por un mismo tipo de partículas, es decir que al ser fraccionada se
encontrará siempre el mismo tipo de unidades estructurales. Tenemos entonces a los
elementos químicos y los compuestos químicos.
Son aquellas sustancias que no se pueden descomponer en otras mas sencillas por procesos
químicos, formado por una sola clase de átomos, se les llama también sustancias simples.
Materia
Cuerpo material
(cuerpo físico)
Sustancias química
(especie química)
Mezcla
Sustancia simple
(elemento)
Sustancia
compuesta
Homogénea
(solución)
Heterogénea
❖Cu
❖Ag
❖O2
❖P4
❖S8
❖H2O
❖NaCl
❖C12H22O11
❖C2H3OH
❖HCl
❖Agua azucarada
❖Agua de mar
❖Aire seco
❖Agua gaseosa
❖Acero
❖Agua turbia
❖Leche
❖Pintura
❖Gelatina
❖Jarabe

12. Ejemplos:
• Mercurio (Hg): usado en termómetros.
• Cobre (Cu): usado en cables eléctricos.
• Oxigeno molecular Og: parte del aire atmosférico.
Alotropía :
Fenómenos que se presenta generalmente en no metales.
Es la cualidad de algunos elementos que en el mismo estado físico pueden presentarse con dos
o más estructuras diferentes, razón por la cual sus propiedades serán también diferentes.
Ejemplo:
Variedades alotrópicas del Oxígeno y Carbono.
OXIGENO
Oxígeno diatómico: O2 Ozono : O3
• Permite la combustión.
• Estable a condiciones ambientales.
• Apto para la respiración.
• Absorbe la radiación ultravioleta.
• Se descompone lentamente en O2 a
condiciones ambientales.
• Es tóxico, no apto para la respiración.
CARBONO
Diamante Grafito
• Sólido cristalino transparente.
• Mal conductor eléctrico.
• Material duro.
• Disposición tetraédrica.
• Sólido negro (brilloso)
• Buen conductor eléctrico.
• Material blanco.
• Disposición hexagonal.
¿Todos los elementos poseen alotropía?
No todos, sólo algunos, como C, O, P, Se, As, Sb, Bi, Fe, Sn, etc.
Está constituida por átomos de elementos diferentes (o moléculas heteroatómicas), por lo tanto
son susceptibles a descomponerse en sustancias sencillas en cuanto se refiere a su constitución
atomística.
Así por ejemplo:
H2O
Agua
C12H22O11
Azúcar
Por acción de la corriente eléctrica se
descompone en ................
Sometida a altas temperaturas se
descompone en ................
H2 + O2
Sustancias más sencillas
C + H2O
(Carbón) (agua)
Sustancias más sencillas

13. Es la reunión de dos o más sustancias químicas en cualquier proporción,
donde las propiedades de los componentes se conservan, o sea no hay
combinación química, por lo tanto, son susceptibles a la separación por medios
mecánicos o físicos (análisis inmediato)
Es aquella que a, simple vista o con ayuda de instrumentos como el
microscopio, no se puede diferenciar la separación de sus componentes; por lo
tanto constituye una masa homogénea, pues cualquier porción que se tome
tendrá la misma composición y propiedades.
Es aquella que, a simple vista o con ayuda de instrumentos, se diferencia la
separación de sus componentes y cualquier porción que se tome tendrá
composición y propiedades diferentes.
Son ejemplos de mezclas
homogéneas.
✓ Agua azucarada.
✓ El aire (libre de partículas
suspendidas)
✓ El acero (aleación de C y
Fe)
✓ Agua potable, agua de ríos,
mares y lagos.
✓ Las bebidas gasificadas.
✓ Latón (aleación de Zn y Cu)
✓ Bronce (aleación de Sn y
Cu)
✓ Kerosene, gasolina, gas
natural, etc.
✓ Agua oxigenada.
✓ Vinagre.
✓ Agua regia (Hcl + HNO3)
Son ejemplos de mezclas
heterogéneas.
✓ Agua y aceite.
✓ Limaduras de hiero y azufre
en polvo. Fácilmente
sedimental.
✓ Suspensiones (aire
polviento, agua turbia,
jarabes, laxantes, etc.) no
sedimental.
✓ Coloides (leche, almidón,
clara de huevo, pintura,
geles, mayonesa,
mantequilla, neblina, queso,
piedra pómez, espuma,
sangre, etc.)
✓ Mezcla de arena y cemento.
✓ Benceno y agua.
Aceite
A simple vista o con
ayuda del microscopio
se puede diferenciar
la separación del agua
y azúcar.
A simple vista se
diferencia la
separación de agua y
aceite.
Agua
Agua
Azucarada

14. 4. CONCEPTO DE FENÓMENOS:
Es la transformación que sufre la materia por la acción de algún agente energético.
FÍSICO: es un cambio pasajero que no altera la composición química de la materia, se modifica
su forma externa. Es una reacción REVERSIBLE. Ejm: Todos los cambios de estado (fases).
✓ QUÍMICO: es el cambio que altera la composición interna de la materia, se
modifica su forma externa. Es una reacción IRREVERSIBLE.
Ejm: combustión, oxidación, respiración, digestión, etc.
✓ ALOTRÓPICO: cuando un elementos químico se encuentra en dos o más
formas diferentes de un mismo estado físico. Ejm: Carbono (Grafito y
Diamante) Oxígeno (Oxígeno Gas y Ozono)
MÉTODOS DE SEPARACIÓN DE LAS MEZCLAS
Existen muchos métodos, aquí trataremos los más importantes procedimientos mecánicos y
físicos:
El siguiente cuadro nos muestra los principales métodos de separación de las mezclas según los
componentes.
Tipos de
mezcla
Métodos de
separación
Ejemplos
Mezcla de
sólidos
Tramizado
Separación de arena y cemento.
Separación de harina (polvo fino(y afrecho (propio grueso)
Levigación
Separación de minerales de plata y su ganga.
Separación de oro y de su ganga.
Mezcla de
sólidos y
líquidos
Decantación Separación de arena y agua.
Sifón Extracción de agua madre dejando el azúcar cristalizado.
Filtración
Separación de las semillas y otras partículas de jugo de
limón.
Centrifugación Separación de partículas sólidas del jugo de caña de
azúcar.
Calor
Enfriar
Hielo Líquido
Fuego
Papel
Gráfito
(C)
(mina lápiz)
Diaman
-te
(C)

15. Cristalización
Por vía húmeda: cristalización de azúcar.
Por vía seca: cristalización de yodo.
Destilación simple Separar sal (NaCl) de agua, por calentamiento.
Mezcla de
líquidos
Destilación
fraccionada
Separación de líquidos miscibles (agua y alcohol).
Decantación o
sifón
Separación de líquidos no miscibles (agua y aceite)

16. Fusión
Vapo-
rización
Físico
Químico
Alotrópico
Fenómenos
Clases
de
materia
Estados
y
cambios
(FASES)
Propiedad
de
la
materia
Heterogéneo
Homogéneo
Emulsión
Mezcla
Combinación
Suspensión
Coloides
Sustancia
Compuesto
Elemento
Sólido
Líquido
Gaseoso
Plasmático
Intensivas
•
Dureza
•
Tenacidad
•
Maleabilidad
•
Ductibilidad
•
Elasticidad
•
Viscosidad
•
Tensión
superficial
•
Compresibilidad
•
Expansibilidad
•
Temperatura
Inercia.
Impenetra-
Bilidad
Gravedad
Extensión
Sólidifi-
cación
Licuación
SUBLIMACIÓN INDIRECTA
Extensivas
SUBLIMACIÓN DIRECTA

17. TALLER 1: Materia, propiedades, estados
1. La química es una ciencia que estudia ................... de la
a) La estructura b)La composición c) Las propiedades
b) Las transformaciones físicas y químicas e) Todas las anteriores
2. ¿Cuál de las siguientes propiedades es extensiva?
a) Punto de ebullición. __ b) Viscosidad c)Volumen
b) Densidad __ e) Dureza
3. Establezca la relación correcta:
I. Resistencia al rayado. ___ II. Resistencia a la ruptura.
III. Fácil de laminar. _______ IV. Facilidad para romperse.
a. Tenacidad. ___________ b. Fragilidad.
c. Dureza. ______________ d. Maleabilidad.
1) Ib – IIc – IIIb – IVa _____ 2) Ia – IIc – IIId – IVb
3)Ic – IIb – IIId – Iva ______ 4) Ic – IIa – IIId – IVb
5)Ic – IId – IIIa – IVb
4. El estado de la materia que se caracteriza por tener forma variable, volumen definido y
fuerzas de repulsión y atracción intermolecular al estado:
a) Sólido b) Líquido c) Gaseoso d) Plasmático e) Coloidal
5. Indique lo incorrecto:
a) Las propiedades intensivas no dependen de la cantidad de materia.
b) La maleabilidad y ductibilidad son propiedades intensivas.
c) El oxígeno es un gas, pero el agua al estado gaseoso es un vapor.
d) Los sólidos pueden ser cristalinos o amorfos.
e) El estado líquido es el más abundante en la tierra.
6. Señale el cambio de estado mal definido:
a) Fusión: Sólido a líquido. c) Licuación: Gas a líquido.
b) Sublimación: Sólido a gas. d) Condensación: Líquido a vapor.
e) Solidificación: líquido a sólido.
7. ¿Qué sustancia no sublima?
a) Yodo b) Acetona c) Naftalina d) Alcanfor
e) Hielo seco
8. Señale lo incorrecto:
a) Las sustancias pueden ser elementos o compuestos.
b) Los compuestos pueden ser moleculares o iónicos.
c) Las mezclas de sustancias pueden ser homogéneas o heterogéneas.
d) Las soluciones son mezclas heterogéneas.
e) Una mezcla homogénea tiene propiedades idénticas en todas sus partes.
9. En la siguiente relación: Estaño, anhídrido carbónico, cloruro de sodio, oxígeno, agua,
existen:
a) 4 elementos y 1 compuesto. c) 1 elemento y 4 compuestos.
b) 2 elementos y 3 mezclas. d) 2 elementos y 3 compuestos.
e) 1 elemento, 2 compuestos y 2 mezclas.
10. Señale el compuesto:
a) N2 b) HclO3 c) Cu d) Cl2 e) Mn

18. 11. En la siguiente relación: Acero, aire puro, alcohol yodado, arena oxigenada, existen:
a) 1 elemento y 4 mezclas homogéneas.
b) 3 mezclas homogéneas y 2 mezclas heterogéneas.
c) 2 compuestos, 2 mezclas homogéneas y 2 mezclas heterogéneas.
d) 1 compuesto y 4 mezclas.
e) 4 mezclas homogéneas y 1 mezcla heterogénea.
12. Indique la proposición falsa:
a) La glucosa (C6H12O6) es una mezcla de carbono, hidrógeno y oxígeno.
b) El aire es una mezcla de oxígeno, nitrógeno y otros gases.
c) El anhídrido carbónico es una combinación de carbono y oxígeno.
d) El bronce es una mezcla de cobre y estaño.
e) El agua es una combinación de hidrógeno y oxígeno.
13. Es un fenómeno físico:
a) Fermentación c) Combustión e) Corrosión
b) Fotosíntesis d) Filtrado
14. ¿Cuáles son propiedades extensivas?
I. Peso II. Volumen III. Dureza IV. Maleabilidad
V. Inercia VI. Densidad
a) I y II b) I, II y III c) I, III y IV d) I, II y IV
e) Todas
15. Completar:
“Un metal es más maleable cuando más fácil sea su .......... y más tenaz cuando más resista a ser
...............”
a) fusión – rayado c) hilado – estirado d) laminación – roto
b) forjado – destruido e) planchado – laminado
16. Señale cuál es un fenómeno químico:
a) Avinagrado de la leche. c) Congelación del agua. d) Fusión del hielo.
b) Destilación del agua. e) Evaporación del alcohol etílico.
17. Coloque V ó F, según sea verdadero o falso, respectivamente:
I. Cuando quemamos papel, estamos realizando un cambio químico.
II. Si disolvemos una cucharada de azúcar en agua, estamos ante una mezcla heterogénea.
III. La dilatación de una barra metálica, representa un fenómeno físico.
IV. La combustión de la gasolina es un fenómeno químico.
a) VVVV b) FVFF c) VFVV d) FVVV e) VFFV
I.
18. Relacionar:
I. Destilación a. Fenómeno alotrópico
II. Corrosión b. Fenómeno físico
III. Oxígeno-ozono c. Fenómeno químico
La asociación correcta es:
a) Ia – IIb – IIIc c) Ib – IIc – IIIa b) Ic – IIb – IIIa d) Ib – IIa – IIIc
e) Ia – IIc – IIIb
19. Colocar V ó F según sea verdadero o falso:
( ) El gas propano (C3H8) es una sustancia simple binaria.
( ) Son sustancias simples: S8, P4 y Cl2.
( ) El medio físico no altera la estructura molecular.
a) VVV b) FFF c) VFV d) FVV e) FVF
20. Señale el enunciado que corresponde a ejemplos de sustancias:
a) Aceite, agua de mar, alcohol etílico. d) Neón, jabón, acero.
b) Vino, acetona, limonada. e) Sal de mesa, azúcar, agua.
c) Sacarosa, argón, oro.

19. 21. Señale el par: Propiedad Física Particular – Propiedad Física General.
a) Brillo – Densidad. c) Masa – Inercia. d) Peso – Masa.
b) Ductibilidad – Divisibilidad. e) Dureza – Maleabilidad.
22. Se denomina ................ a la cantidad que tienen algunos metales para formar hilos,
mientras que la ............., depende de la masa.
a) ductibilidad – inercia. d) Elasticidad – extensión.
b) Dureza – extensión. e) Maleabilidad – extensión.
c) Maleabilidad – divisibilidad.
23. Señale la alternativa que corresponde a una propiedad química:
a) El color del oro. d) La densidad de la plata.
b) El brillo del diamante. e) La evaporación del alcohol.
c) Corrosión de un metal.
24. El NaCl, corresponde a un (a):
a) Mezcla homogénea d) Mezcla heterogénea.
b) Elemento. e) Compuesto. c) Aleación.
25. ¿Cuál de las siguientes alternativas son propiedades generales de la materia?
a)Densidad – Elasticidad. d) Dureza – Extensión.
b)Divisibilidad – Impenetrabilidad. e) Indestructibilidad – Maleabilidad.
c) Elasticidad – Maleabilidad.
26. Señale el par: Propiedad Física Particular – Propiedad Física General.
a)Elasticidad -Densidad c) Masa - Inercia.
b)Peso – Masa. d) Ductibilidad – Divisibilidad.
c) Dureza – Maleabilidad.
27. Señale la alternativa que corresponde a una propiedad química:
a)El color del cobre. d) La densidad de la plata.
b)El brillo del oro. e) La evaporación de la acetona.
c) La combustión del propano.
28. La propiedad de ciertos metales para poder ser transformados en alambre e hilos se
llama:
a)Tenacidad c) Flexibilidad d) Elasticidad e) Maleabilidad
b)Ductibilidad
29. Señale una propiedad general de la materia:
a)Dureza c) Elasticidad d) Tenacidad e) Extensión
b)Plasticidad
30. Señale el número de elemento químicos:
( ) Agua ( ) Acero ( ) Latón
( ) Ozono ( ) Potasio
a) 0 b) 1 c)2 d) 3 e) 4
31. La materia se clasifica en ........ y ............, donde una sustancia puede ser ................. ó
............. dos o más ...................
a)mezcla – sustancia – elemento – compuesto – mezclas.
b)sustancia – mezcla – compuesto – elemento – compuestos.
c) mezcla – sustancia- elemento – compuesto – elementos.
d)elemento – compuesto – sustancia – mezcla – compuestos.
e)elemento – compuesto – mezcla – sustancia – elementos.
32. Del siguiente conjunto de materiales, seleccione las sustancias:
a) Agua b) Plomo c) Acero d) Bronce e) Aluminio f) Petróleo

20. g) Mercurio h) Agua de mar
a) a, b, e, f b) a,b,c,f c) a,g,f,h d) a,c,f,g e) a,c,d,f
33. Indique cuál de las siguientes es una mezcla heterogénea:
a)Gasolina c) Vapor de agua d) Vino e) Aceite con agua
b)Oro metálico
34. Indique cuál de las siguientes no es una propiedad física del agua:
a)Color c) Punto de fusión d) Densidad e) Olor
b)Electrólisis para formar hidrógeno y oxígeno
35. Indique cuál de las siguientes es una propiedad química:
a) El punto de fusión de una manteca es 40°C. d) Las rocas son duras.
b) El hierro se oxida. e) El cobre conduce la corriente eléctrica.
c) El imán atrae objetos metálicos.
36. Clasificar como elemento (I), compuesto (II) y mezcla (III), en forma secuencial a lo
siguiente:
Roncola, dióxido de carbono, azufre, peróxido de hidrógeno y cerveza.
a) III, II, III, I, III c) III, II, I, III, II d) I, II, III, I, II
b) III, II, I, II, III e) III, I, II, I, II
37. Indicar la secuencia correcta sobre las propiedades físicas generales (G) o particulares
(P) subrayadas en el texto:
“Una pieza de oro pesa 5,5g, de ella se pueden obtener 15 hilos para fabricar aretes ó 5 láminas
para fabricar medallas”.
a) P, G ,G b) G, P, P c) P, P, P d) G, G, P e) G, P, G
38. ¿Cuáles son propiedades extensivas?
I. Peso II. Volumen III. Dureza I V. Maleabilidad
V. Inercia VI. Temperatura
a) I y II c) I, II y III d) I, III y IV e) I, II y V
b) Todas
39. Indicar cuántas son propiedades físicas:
( ) Sabor ( ) Olor ( ) Oxidación
( ) Porosidad ( ) Solubilidad ( ) Dureza
a) 2 b)3 c) 4 d) 5 e) 6
40. De las siguientes. ¿Cuántas son propiedades masivas?
( ) Masa ( ) Temperatura ( ) Conductividad térmica
( ) Volumen ( ) Densidad ( ) Peso
a) 4 b) 6 c)5 d) 3 e) 2
41. ¿Cuántas son propiedades extensivas y cuántas intensivas?
( ) porosidad ( ) punto de congelación
( ) elasticidad ( ) movimiento
( ) solubilidad ( ) ductibilidad ( ) inercia
a) 5 y 3 b) 2 y 4 c) 4 y 3 d) 1 y 5
e) 3 y 4
42. Indicar cuántas propiedades intensivas existen:

21. ( ) Elasticidad ( ) Temperatura ( ) Densidad
( ) Volumen ( ) Masa ( ) Fuerza
a) 1 b) 2 c)3 d) 4 e) 5
Nombre adoptado por la XI Conferencia General de Pesas y Medidas (celebrada en Paris en 1960),
para un sistema universal, unificado y coherente de unidades de medida, basado en el sistema MKS
(metro-kilogramo-segundo).
Magnitud Nombre Símbolo
Masa kilogramo kg
Longitud metro m
Tiempo segundo s
Intensidad de corriente eléctrica ampere A
Temperatura termodinámica kelvin K
Intensidad luminosa candela cd
Cantidad de sustancia mol mol
Unidades derivadas sin dimensión.
Magnitud Nombre Símbolo Expresión en unidades SI
básicas
Ángulo plano Radián rad mm-1
= 1
Ángulo sólido Estereorradián sr m2
m-2
= 1
SESION 1 : Sistema internacional de unidadaes (SI)
UNIDADES BASICAS DEL SI

22. Unidades SI derivadas expresadas a partir de
unidades básicas y suplementarias.
Magnitud Nombre Símbolo
Superficie metro cuadrado m2
Volumen metro cúbico m3
Velocidad metro por segundo m/s
Aceleración metro por segundo cuadrado m/s2
Número de ondas metro a la potencia menos uno m-1
Masa en volumen kilogramo por metro cúbico kg/m3
Velocidad angular radián por segundo rad/s
Aceleración angular radián por segundo cuadrado rad/s2
Unidades SI derivadas con nombres y
símbolos especiales.
Magnitud Nombre Símbolo Expresión en
otras unidades SI
Expresión en unidades
SI básicas
Frecuencia hertz Hz s-1
Fuerza newton N m·kg·s-2
Presión pascal Pa N·m-2
m-1
·kg·s-2
Energía, trabajo,
cantidad de calor
joule J N·m m2
·kg·s-2
Potencia watt W J·s-1
m2
·kg·s-3
Cantidad de electricidad
carga eléctrica
coulomb C s·A
Potencial eléctrico
fuerza electromotriz
volt V W·A-1
m2
·kg·s-3
·A-1

23. Resistencia eléctrica ohm  V·A-1
m2
·kg·s-3
·A-2
Capacidad eléctrica farad F C·V-1
m-2
·kg-1
·s4
·A2
Flujo magnético weber Wb V·s m2
·kg·s-2
·A-1
Inducción magnética tesla T Wb·m-2
kg·s-2
·A-1
Inductancia henry H Wb·A-1
m2
·kg s-2
·A-2
Unidades SI derivadas expresadas a
partir de las que tienen nombres
especiales
Magnitud Nombre Símbolo Expresión en
unidades SI
básicas
Viscosidad dinámica pascal segundo Pa·s m-1
·kg·s-1
Entropía joule por kelvin J/K m2
·kg·s-2
·K-1
Capacidad térmica másica joule por kilogramo kelvin J/(kg·K) m2
·s-2
·K-1
Conductividad térmica watt por metro kelvin W/(m·K) m·kg·s-3
·K-1
Intensidad del campo eléctrico volt por metro V/m m·kg·s-3
·A-1
Nombres y símbolos especiales de múltiplos y submúltiplos decimales de unidades
SI autorizados
Magnitud Nombre Símbolo Relación
Volumen litro l o L 1 dm3
=10-3
m3
Masa tonelada t 103
kg
Presión y tensión bar bar 105
Pa

24. Unidades definidas a partir de las unidades SI, pero que no son múltiplos o
submúltiplos decimales de dichas unidades.
Magnitud Nombre Símbolo Relación
Ángulo plano vuelta 1 vuelta= 2 rad
grado º (/180) rad
minuto de ángulo ' ( /10800) rad
segundo de ángulo " ( /648000) rad
Tiempo minuto min 60 s
hora h 3600 s
día d 86400 s
Unidades en uso con el Sistema Internacional cuyo valor en unidades SI se ha
obtenido experimentalmente.
Magnitud Nombre Símbolo Valor en unidades SI
Masa unidad de masa atómica u 1,6605402 10-27
kg
Energía electronvolt eV 1,60217733 10-19
J

25. I. Múltiplos y submúltiplos decimales
Factor Prefijo Símbolo Factor Prefijo Símbolo
1024
yotta Y 10-1
deci d
1021
zeta Z 10-2
centi c
1018
exa E 10-3
mili m
1015
peta P 10-6
micro μ
1012
tera T 10-9
nano n
109
giga G 10-12
pico p
106
mega M 10-15
femto f
103
kilo k 10-18
atto a
102
hecto h 10-21
zepto z
101
deca da 10-24
yocto y

26. Útil para no escribir los números con muchos ceros.
POTENCIAS POSITIVAS
(Múltiplos de diez)
POTENCIAS NEGATIVAS
(Submúltiplos de diez)
Prefijo Simbólico
Factor
Prefijo Simbólico
Factor
Deca
Hecto
Kilo
Mega
Giga
Tera
(da)
(H)
(K)
(M)
(G)
(T)
101
102
103
106
109
1012
deci
centi
mili
micro
nano
pico
femto
atto
(d)
(c)
(m)
(u)
(n)
(p)
(f)
(a)
10-1
10-2
10-3
10-6
10-9
10-12
10-15
10-18
I.- LONGITUD:
1 m= 100 cm= 1000 mm= 106
µ (micras)= 1010
A°= 39,37 pulg.
1 puIg = 0, 0254 m = 2, 54 cm
1 Km = 1000 m = 0.622 millas
1 Angstrom (A°) = 10-8
cm= 10"10
m
PREFIJOS USADOS INTERNACIONALMENTE
TABLA DE CONVERSIONES Y
EQUIVALENCIAS

27. 1 pie = 30,48 cm. = 12 pulg. = 0,3048 m
1 yarda (yd) = 3 pie = 36 pulg. = 0,9144 m
1 milla terrestre=1609 m-5280pics=1,609 Km
1 milla marina = 1853 m
1 cm. = 0,3937 pulg. =10-2
m
1 mm = 10-3
m
año luz = 9,46 x 1015
m
vara = 83,6 cm.
braza = 6 pie
1 legua Terrestre = 4 444 m = 4,4 Km.
II.- MASA: Cantidad de materia
g = 0.0353 onz = 6,85 * 10-5
slug
Kg = 2,205 Ib = 1 0008 = 6,85 * 10'2
slug
Tn = 1000 Kg = 2205 lb
onz = 28,35 g
Lb = 453,6 g = 0,4536 Kg = 16 onz
UTM - 9,81 x 103
g = 9,81 Kg.
Quintal = 4 arrobas (@) 1 @ = 25 lb
slug = 32,2 lb = 1,46 * 104
g = 14,6 Kg
Peso: Masa x la gravedad
III. VOLUMEN:
1 L = 103
cm3
= 103
ml = 10-3
m3
= 1 dm3
= 1,056
cuartos = 4,264 galones
1 m3
= 1000 L = 1000 dm 3
= 106
cm3
= 35,3 pie3
= 264 galones
1 cuarto = 946,5 Ml = 2 pintas = 0,947 L.
1 pie3
= 28,32 L = 0,0283 m3
= 7,48 gal USA

28. 1 onz (líquida) = 29,57 ml
1 pulg3
= 1,639 x 10-5
m3
=16,4 cm3
= 5,79 x 10-4
pie 3
1 galón USA = 3,785 L = 4 cuartos = 231 pulg3
1 galón (Ingles) = 4,586 L
1 barril = 42 botellas
IV. TIEMPO:
1 año = 365 días = 8,76 x 103
h = 5,26 x 105
min. = 3,16 x107
s
1 día =- 24 h = 1440 min = 86400 s
1 h = 60 min = 3600 s
1 min = 60 s
V. FUERZA Y PESO:
1 Kg. -f = 1000 g -f = 9,8 N = 1 Kp
1 g -f= 981 dinas
1 N = 105
Dinas = 0,225 lb. =
0,102 kilopondios (Kp) = 1 kg m/s2
1 Kp = 9,81 * 105
Dinas = 9,81 N
1 Dina = 1 g.cm.J s2
= 10-5
N = 2,25 * 10-6
lb
1 lb. -f = 4,45 N
VI. ENERGÍA:
1 J = 107
erg
1cal = 4,184x107
erg.
1 BTU = 252cal.
l.e.v= 1,6x 10-12
erg.
Mev = 106
e.v.

29. Kcal = 3,97 BTU.
Megatón = 106
TON.
Donde:
J = Joule
erg = ergio
cal = caloría
e.v = electrón voltio
Kcal = kilo caloría
Mev = Mga electrón voltio
VII. POTENCIA:
Watt = Joule/s
Donde:
KW = 103
Watt =1,34Hp W = watt
Hp = 746Watt ---→ Hp = Horse power
Cv = 736 Watt -→ c.v. = caballo de vapor.

30. Se puede medir, la temperatura en función del efecto que su cambio produce en alguna otra propiedad
medible, como por ejemplo el aumento de longitud en un metal que se dilata.
ESCALAS TERMOMÉTRICAS :
a) Escalas Relativas (°C y °F)
b) Escalas Absolutas (K y R)
FORMULAS DE CONVERSIÓN :
Despejando tenemos:
Métodos de Factor de Conversión Unitario
Un factor de conversión es una relación entre dos cantidades equivalentes, esta relación siempre es igual a la
unidad, por ejemplo:
1
1000
1
=
g
Kg
1
1
1000
=
Kg
g
1
1
lg
12
=
pie
pu
1
lg
12
1
=
pu
pie
TEMPERATURA
180
492
100
273
180
32
º
100
º −
=
−
=
−
=
R
K
F
C
( )
32
º
9
5
º −
= F
C 32
º
5
9
º +
= C
F 492
º
5
9
+
= C
R
273
º +
= C
K
460
º +
= F
R
CONVERSIÓN DE UNIDADES

31. TALLER 2 : CONVERSION DE
UNIDADES
NIVEL I
(1) Convertir 4 pulg. a cm.
a) 9,16,cm.b) 8,14 cm. e) 10,16 cm.
d) 6.28 cm. e) 6,91 cm
(2) Convertir 20 pies/s a pulg/h
a) 864 x 103
pulg./h b) 864 x 102
pulg./h
c) 8,64 pulg./h d) 8,64 x 103
pulg/h
e) 86,4 x 103
pulg./h
(3) Convertir 288 pulg2
a pies2
a) 12pie2
b) 12 pie c) 2 pie3
d) 2pie2
e) 20 pie
(4) Convertir 0,3g/cm3
a Lb/pie3
a) 1,87 Lb/pie3
b) 18,7 Lb/pie2
c) 87 Lb/pie3
d) 0,187 Lb/pie3
e) 18,7 Lb/pie3
(5) Convertir 10 pulgadas a Angstroms.
a) 25,4 x 109
A° b) 254 x 109
A°
c) 2,54 x I OS
A° d) 25,4 x 108
Aº
e) 2,54 x 109
A°

32. (6) Convertir 272 millas terrestres a metros
a) 43 774,32 m b) 437 743,2 m
c) 4 377,432 m d) 437648 m
e) N.A
(7) Convertir 50 Kg a onza
a) 16 075,4 onza b) 1 607,54 onza
c) 160,754 onza d)1763,668 onza
e) 234,7 onza
(8) Convertir 25,25 Km. a m
a) 252.5 m b) 2 525,0 m
c) 25 250,0 m d) 252 500,0 m
e) 78,9 m
(9) Convertir 0,4 leguas terrestres a milímetro)
a) 1,7776 x 104
mm
b) 1,7776 x 106
mm
c) 1,7776 x 108
mm
d) 1,7776 x 107
mm
(10) Convertir 3m3
a galón U.S.A.
a) 11 355 galón U.S.A.
b) 11 355 galón U.S.A.
c) 792,60 galón U.S.A.
d) 792,518 galón U.S.A.
(11) Convertir 1/2 cm a micra
a) 2,50 micra
b)50,0 micra
c) 500,00 micra

33. d) 5 000,0 micra
(12) Convertir 5 pies a milímetros, a pulgadas y agnstroms (Aº)
a) 1,524mm, 60 pulg., 1,524x1010
A°
b) 1,524mm, 60 pulg., 1524x1010
A°
c) 1524mm, 60pulg, 1,524x101°
Aº
d) 15,24mm, 60 pulg., 152,4x101°
A°
e) 123 mm, 78 pulg, 12,5 Ao
(13) Calcular el número de metros que hay en 0.200 millas
a) 320.8 b) 328,1 c) 312,8
d) 321,8 e) 98,9
(14) Convertir 108 Km/h 'a m/s
a) 3 b) 30 c) 33
d) 3,3 e) 330
(15) Convertir 100 A° a pulgadas
a) 39,4x10-7
b) 38,4x10-8
e) 39,0x10-8
d) 3-1,9x10-8
e) 39,4x10-8
(16) Convertir 2000000 picómetros a decámetros
a) 2x10-7
b)2x1019
c) 2x1017
d) 1x10-20
c)3456,8
(17) ¿Cuántos attolitros de pintura se requiere para llenar la mitad de un cubo
de 20 A° de arista?
a) 0,004 b) 0,0004 e) 0,04
d) 0,00004 e) 888
(18) Convertir 0,025 litros (L) a mililitros (mL)

34. a) 25mL b) 2500 e) 250
d) 2,5 e) 678
(19) Convertir 4x10-5
cm. a angstrom (A°)
a) 4Aº b) 40 c) 400
d) 4000 e) 345
NIVEL II
(20) Determine el valor de "X" en la siguiente
pie2
Km. Ib
---------- * X = 0,22 x * . ------------------ + 264
pulg2
m . Kg
a) 10 b) 12 c) 6
d) 4 e) 14
DENSIDAD
Es la relación de masa y volumen de un objeto. Que se define como la masa por unidad de
volumen:
Unidades:
3
3
pie
lb
l
kg
ml
g
cm
g
=
=
=
https://es.slideshare.net/giuct15/densidad-de-una-mezcla-26251206
volumen
masa
D =

35. NIVEL I
(1) La densidad del calcio es 1,54 g/cm3
. ¿Cuál será la masa de 10 cm3
de calcio?
a) 15,4 g b) 1,54 g e) 154g
d) 0,154 g e) 145 g
(2) Si la densidad del cobre a 20°C es 8,933 g/cm3
¿Cuál es el volumen de una moneda de un sol
a 20°C y que pesa 20g?
a) 2,239 cm3
b) 2,242 cm3
c) 223,8 cm3
d) 22,39 cm3
e) 2239 cm3
(3) ¿Qué volumen ocupará 3000 g de Hg. La densidad del Hg. es = 13,6 gr./ml?
a) 21,2 mi b) 22,1 mi
c) 23,1 ml d) 220,59 ml
e) 22 1m1
(4) Calcular la densidad de un cuerpo que pesa 420 g y tiene un volumen de 52 cc
a) 81 g/cc b) 1,8 g/cc
c) 8, 1 g/cc
d) 8,07 g/cc e) 8,769/cc
(5) ¿Cuántos militros hay en 500g de Mercurio, sabiendo que su densidad es de 13,6,/ml?
a) 36,76 ml b) 83,6 ml
c) 36,1 ml d) 68,3nt1
e) 34,88 m
l
AUTOEVALUACIÓN

36. (6) ¿Qué masa de glicerina de densidad 1,25 g/cm3, entraran en un matraz de 12mL
a) 156,25 g b) 156,25 g
c) 100g d) 15.625 g e) 345,88 g.
(7) Calcule la densidad del gas dióxido de carbono, sabiendo que 450mL. Tiene la masa de
0,891 g
a) 1,908 g/L b) 1, 89 g/L
c) 1,98 g/L d) 1, 98 g/mL
(8) El ácido nítrico tiene una densidad de 0,76 g/cm3
. Si se tiene tina masa de 200 000 g ¿Qué
volumen en L estarán ocupando?.
a) 152 000 mL b) 263 157,89 L
c) 263,157 L d) 264 157,89 L
e) 567,87 L
(9) El aluminio tiene una densidad de 2,71 g/cm3
¿Cuántas libras pesaran 3 pies cúbicos de
aluminio? (usar factores de conversión).
a) 206 1,6. b) 40216. c) 50816
d) 40816 e) 2 134,67
(10) Una solución de ácido sulfúrico tiene una densidad de 1.84 g/ml. ¿Qué volumen de solución
ocuparan 360g de ácido?
a) 159, 65 g b) 195, 65 mL
c) 169, 65 mL d) 19565 mL
(11) El vino tiene una densidad de 0,89g/mL. ¿Qué volumen ocuparan 1,5Kg?
a) 1,68 L b) 1685,39 L
c) 1,335 g d) 13,35 g
NIVEL II
(12) Calcular el volumen aproximado en pulgadas cúbicas de 50 onzas de cierta sustancia cuya
densidad absoluta es 1,5 g/cc
a),57,67 b) 68,38 c) 68,18

37. d) 46,54 e) 97,97
(13) ¿Cuál es la densidad del corcho, si un cubo de 1,5cm de lado tiene la masa de lg?
a) 0,29 g b) 1,4L c)0,29 g/ml
d) 1,4g e) 3,56 g.
(14) Un frasco vacío pesa 30g, si lo llenamos hasta la mitad con agua pesará 80g. Si lo llenamos
totalmente con alcohol pesará 110g. ¿Cuál es la densidad del alcohol? (en g/ce).
a) 0,6 b) 0,8 c) 0,9
d) 0,65 e) 0,296
(15) Una solución de Acido nítrico(HNO3) tiene una densidad de 0.80 g/cm3
. Si ocupa un volumen de
160 L. ¿Cuál será la masa de dicha solución?
a) 1.28 x 105
mL b) 1.28 x 10-5
mL
c) 5 x 10-6
mL d) 5 x10-3
mL
e) 1.28 x 10-4
mL
(16) Calcular la densidad de Hidróxido de amonio (NH4OH) que pesa 600 g. y tiene un volumen de
1200 cc.
a) 5 g./cc. b) 0.5 g./cc.
c) 50 g./cc. d) 2 g./cc.
e) 72 g./cc.
(17) Calcular el volumen en litros de una solución de H2SO4 que tiene una densidad de 1.8 g/mL y
una masa de 1800 g.
a) 10 L b) 100 L

38. 1. LOGROS
• Describe y representa al átomo y sus componentes.
• Representa los iones e Identifica los isótopos
• Distribuye los electrones del átomo
• Utiliza los electrones de valencia para clasificar y deducir propiedades de los
elementos químicos.
Modelo Atómico Actual
En el año 1929 como una limitación fundamental de la naturaleza, el físico Alemán Werner Heisenberg,
descubre el principio de la incertidumbre, por el cual la medición simultánea de la posición y del momento
de la partícula microscópica, es imposible, pues se produce una perturbación incontrolable e imprevisible
en el sistema.
En una difracción el producto de las incertidumbres consiste en dos factores:
X = coordenada x PX = momento de la partícula
PX = m . Vx h = constante de Planck
Este producto de la incertidumbre es el orden de la magnitud de la constante de Planck
X . PX  h
El físico austriaco Schrondinger, le permitió formular su famosa fórmula el año 1926 indicando
el movimiento de la partícula en dirección x.
Donde:
h = Constante de Planck X = Incertidumbre de posición
P = Incertidumbre del momento.
SESION 2 : Estructura atomica

39. ESTRUCTURA ATOMICA
A. Núcleo:
Parte central y compacta del átomo, que presenta aproximadamente un diámetro de 10-12
cm y tiene
aproximadamente 32 partículas fundamentales especialmente en el núcleo. Tenemos a los protones,
neutrones, varios tipos de mesones, hiperones, tres grupos llamados Lambda, sigma, Xi y Quarcks.
Representa aproximadamente el 99.9%
Características de algunas partículas
Partícula Protón Neutrón
Descubierto
Por
Wein Chadwick
Carga
absoluta
+1,6  10-19
C 0
Carga relatia +1 0
Masa
absoluta
1,67210-24
g 1,67510-24
g
Masa
relativa
1 1
B. Corona o Envoltura
Parte extranuclear del átomo, que presenta masa energética, órbitas circulares y órbitas elípticas.
Además se encuentran los orbitales o Reempes (Región espacial de manifestación probalística
electrónica)
Se encuentran las partículas negativas llamados electrones.
Representa el 0,1%
Partícula Electrón
Descubierto Por Thompson

40. Carga absoluta -1,6  10-19
C
Carga relativa -1
Masa absoluta 9,1  10-28
g
Masa relativa 0
UNIDADES ATOMICAS:
Notación : X
A
Z
Z = Nº Atómico
A = Nº de Masa
1) Z = Número Atómico:
Indica la cantidad de Protones en el Núcleo y la cantidad de electrones.
Z = # P+
Z = # e-
2) A = Número de Masa:
Se expresa en U.M.A (Unidad de Masa Atómica) e indica:
A = Z + n
A = P + n n = # de neutrones
Z = A - n P = # de protones
P = A - n e = # de electrones
3) Conceptos Importantes:
a) Isótopos: Atomos iguales, que tienen igual número de protones o Nº Atómico
Ejem:
H
1
1 H
2
1
p = 1 p = 1
(Protio) (Deuterio)

41. b) Isóbaros: Atomos diferentes que tienen igual Nº de Masa .
Ejem:
Ar
40
18 K
40
19
A = 40 A = 40
c) Isótonos: Atomos diferentes que tienen igual Nº de Neutrones
Ejem:
C
12
6
B
11
5
n = 6 n = 6
d) Isoelectrónicos: Iones diferentes que tienen igual Nº de Electrones.
Ejm:
+
3
13 Al −
2
8 O
e = 10 e = 10
4) Atomo Neutro
Tiene carga eléctrica cero (0)
Donde: P = e = z
Ejemplo:





=
=
=
12
n
11
e
11
p
Na 0
23
11





=
=
=
18
n
17
e
17
p
Cl0
35
17

42. 5) Especie Isoelectrónica
Son especies químicas que presentan carga eléctrica positiva y negativa:
X+
: Catión → pierde e
X-
: Anión → gana e
Ejemplo:
a)





=
=
=
−
16
n
18
e
16
p
S2
32
16
b)





=
=
=
−
30
n
23
e
26
p
Fe3
56
26
TALLER 2 : ESTRUCTURA ATOMICA
ACTIVIDAD 1
1. Indique el número de neutrones, protones y electrones en cada una de las especies químicas. ¿Cuáles
son isótopos?
partícula
127
53I Zn
66
30
56 +2
26Fe 35 -1
17Cl I
128
53
65
Zn
30
protones
electrones
neutrones
Isótopos:
2. Para un átomo con 12 electrones, 10 protones y un número de masa de 22 se pide:
¿Cuál es la carga eléctrica del átomo?
¿Cuántos neutrones tiene?
¿Cuál es el número atómico?
Escriba su representación atómica

43. 3. Si tiene un elemento con la siguiente representación X
25
12 pierde 2 electrones, ¿cuál será su composición
atómica y su representación? ¿Es un átomo, catión ó anión?
ACTIVIDAD 2
A.- Para una especie química que tiene 12 electrones, 14 protones y cuyo número de masa
es 29, se pide:
a.- ¿Es un átomo o ión?
b) ¿Cuál es la carga eléctrica de la especie?
c) ¿cuál es su número atómico?
d)¿ cuantos neutrones tiene?
e) ¿Cuál es su representación?
B.- Completa el siguiente cuadro para los átomos neutros
Símbolo A Z #neutrones #protones #electrones
12 11
208 82
C.- Completa el cuadro para los siguientes iones
Símbolo A Z #neutrones #protones #electrones Carga
60 47 -2

44. 31 16 18
15 8 +3
ACTIVIDAD 3
A. Desarrolla la distribución electrónica .para los elementos siguientes
Z Símbolo Configuración electrónica Nivel de
valencia
Electrones de
valencia
Electrón
diferenciador
7 N
20 Ca
36 Kr
26 Fe
30 Zn
19 K
35 Br
B. Clasifica los elementos anteriores en
Metales No metales Gases nobles
ACTIVIDAD 4
1. Indique el número de neutrones, protones y electrones en cada una de las especies químicas. ¿Cuáles son
isótopos?
partícula
127
53I Zn
66
30
56 +2
26Fe 35 -1
17Cl I
128
53
65
Zn
30
protones
electrones
neutrones
Isótopos:

45. 2. Para un átomo con 12 electrones, 10 protones y un número de masa de 22 se pide:
¿Cuál es la carga eléctrica
del átomo?
¿Cuántos neutrones
tiene?
¿Cuál es el número
atómico?
Escriba su representación
atómica
3. Si tiene un elemento con la siguiente representación X
25
12 pierde 2 electrones, ¿cuál será su
composición atómica y su representación? ¿Es un átomo, catión ó anión?
AUTOEVALUACIÓN
NIVEL I
01.Cuál será la representación de la especie “Y” que contiene 24 protones, 24 neutrones y 23
electrones?
02. Si tengo un elemento con la siguiente representación 12
23
B y gana 1 electrón. cuál será su
composición atómica y su representación?
03. Si tengo un elemento con la siguiente representación 25
50
A y pierde 3 electrones cuál será su
composición atómica y su representación?
04. Se tiene un elemento con 3 isótopos cuyos números de masa suman 96 y sus neutrones
guardan una progresión aritmética cuya razón es 3 y suma 36.

46. A) Determinar el número atómico de los isotopos.
B) Determinar el número másico de cada isotopo.
05. Un elemento presenta 2 isotopos. Se sabe que la suma de los neutrones de ambos es 70 y la
suma de sus números de masa es 128. Hallar Z para el elemento referido.
A) 20 B) 22 C) 24
D) 26 E) 29
06. Un átomo neutro de un isótopo de cobre tiene 29 electrones y 36 neutrones. Luego la notación
correcta de este núcleo es:
07. El núclido de un elemento presenta 61 neutrones, halle el número de protones.
5x 1
2x
E
+
A) 20 B) 30 C) 40
D) 50 E) 60
08. Señale lo correcto respecto al núclido : I
127
53
I. Tiene 80 neutrones.
II. Su número atómico es 127.
III. Su número de masa es 53.
IV.Posee 53 protones.
A) I B) II C) III
D) IV E) III y IV
09. Con respecto a los siguientes núclidos indique cuál de las siguientes proposiciones es incorrecta:
40
20
X
,
24
12
Y
A) X tiene 20 electrones.
B) Y tiene menos neutrones que X.
C) X e Y son isótopos.
D) El número atómico de Y es 12.
E) El número de masa de X es 40.

47. NIVEL II
10. Identifique las parejas que son isoelectrónicas:
I. , II. ,
III. ,
A) I y II B) I y III
C) I , II y III
D) solo I E) solo III
11. La diferencia de los números de masa de dos isotonos es 2 y la suma de sus números atómicos
es 20. Determine el número de protones del isotono liviano.
12. Calcular el número de electrones.
82 3
x 4 x 6
E −
+ +
13. La suma de los números de masa de dos isobaros es 22 y 11 la suma de números de protones.
Determine el número de neutrones de cada una si son consecutivos.
A) 5 y 6 B) 4 y 5
C) 6 y 7 D) 7 y 8
E) 8 y 9
14. Si E5+
tiene 20 electrones y es isotono con el Br
80
35
. Determine su número de masa.
A) 50 B) 55 C) 60
D) 65 E) 70
15. Hallar el número de protones y electrones de:
4x 6 3
2x 4 38
E
+ −
+
A) 82 y 89 B)64 y 67

48. C) 58 y 85 D)53 y 86
E) 60 y 63
16. La suma de los números de masa de dos isotopos es 26 si sus partículas neutras suman 14,
determine su número atómico.
17. Para las siguientes especies atómicas; indique ¿cuál de las configuraciones electrónicas de los
elementos que se indican es incorrecta?
A) 7N:1s2
2s2
2p3
B) 16S: 1s2
2s2
2p6
3s2
3p4
C) 11Na: 1s2
2s2
2p6
3s1
D) 19K : 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s1
E) 20Ca:1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
3d2
NIVEL III
18. Indique la configuración electrónica estable del elemento cuyo número atómico es igual a 47.
19. Realice la distribución en orbitales en base a las configuraciones electrónicas de los elementos:
I. 5B :
II. 7N :
III. 16S :
20. De los siguientes elementos Br
Ar
Na
O 35
18
11
8
,
,
, realice su distribución electrónica
Determine la valencia principal y ubíquelo en la tabla periódica, indicando el grupo y periodo al
que pertenece cada uno de ellos.
21. Escribe la configuración electrónica, determine la valencia principal, ubíquelo en la tabla
periódica e indique a la familia a la que pertenece.
a) 19K b) 30Zn
c) 9F d) 54Xe

49. 22. En base a la información del siguiente cuadro se pide:
Elemento Z A
Magnesio 12 25
Aluminio 13 30
Cloro 17 37
Criptón 36 60
a) La ubicación en la tabla periódica del Aluminio.
b) La representación del ión magnesio cuando pierde 2 electrones indicando su Z, A, y carga
respectivamente.
c) La composición atómica del cloro y el grupo o familia a la que pertenece.
d) El grupo o familia a la que pertenece el criptón y su valencia.
23. Si un átomo se encuentra en el cuarto periodo y posee dos electrones en su último nivel .
determine el número atómico y diga de que elemento se trata.
24. Respecto al elemento que pertenece al tercer periodo y al grupo VIA, indique su configuración
electrónica, su valencia y que tipo de ión formaría(catión o anión).
LOGROS DE APRENDIZAJE
➢ Clasifica distintos tipos de compuestos químicos según su estado de oxidación.
➢ Selecciona el tipo de función química correspondiente reconociendo el grupo funcional que lo
acompaña.
➢ Analiza los compuestos químicos en cada caso a que le pertenecen según su numero de átomos en la
molécula empleando la taxonomía y nomenclatura más importante.
SESION 3 : NOMENCLATURA QUIMICA
INORGANICA

50. VALENCIA:
Es la capacidad de un átomo para enlazarse a otro. No tiene signo (positivo o negativo).
Estado de oxidación (E.O.)
Es la carga aparente que tiene un átomo en una especie química, indica el número de electrones que un
átomo puede ganar o perder al romperse el enlace en forma heterolítica.
Reglas para hallar el estado de oxidación
1. El estado de oxidación de un átomo sin combinarse con otro elemento es cero ,
Ag
,
Cu
0
0
0
2
0
2 N
,
O
2. El estado de oxidación de hidrógeno es +1 en hidruro metálico donde es –1.
3. El estado de oxidación de oxígeno es –2 excepto en peróxidos donde es –1 y cuando está unido con el
fluor +2.
4. El estado de oxidación del grupo IA, plata es +1.
El estado de oxidación del grupo IIA, cinc y cadmio es +2.
5. En un compuesto neutro, la suma de los estados de oxidación es cero.
En un radical, la suma de los estados de oxidación es la carga del radical
6. Los halógenos cuando están unidos con un metal tienen estado de oxidación -1.
Los anfígenos cuando están unidos con un metal tienen estado de oxidación –2.

51. Ejemplos:
Especies Forma
estructural
Valen-
cia
Estado de
oxida-ción
Hidrógeno
(H2)
H ⎯ H 1 0
Oxígeno
(O2)
O ⎯ O 2 0
Agua (H2O) H ⎯O ⎯ H H : 1
O : 2
+1
-2
Peróxido
de
hidrógeno
(H2O2)
H ⎯ O ⎯ O ⎯
H
H : 1
O : 2
+1
-1
(CH4)
Metano
H H
C
H H
C : 4
H : 1
-4
+1
Número de oxidación de los elementos más frecuentes
E.O. = Estado de oxidación
I. NO METALES:
Halógenos: F (-1)
1, +3, +5, +7: Cl, Br, I :
Anfígenos (calcógenos): O (-2)
2, +4, +6: S, Se, Te
Nitrogenoides: 3, +5: N, P, As, Sb
Carbonoides: +2, 4: C 4: Si
Otros: 1: H 3: B
II. METALES:
+1: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, Ag, NH4
+2: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Zn, Cd

52. +3: Al, Ga +1, +2: Cu, Hg
+1, +3: Au +2, +3: Fe, Co, Ni
+2, +4: Sn, Pb, Pt +3, +5: Bi
E.O. variable = Cr: 2, 3, 6 Mn: 2, 3, 4, 6, 7
funciones químicas
I. NOMENCLATURAS
a) Nomenclatura tradicional o clásica
Se nombra de acuerdo al E.O. del elemento:
Nº de E.O. Tipo de E.O. Prefijo Sufijo
1 Unico Ico
2 Menor Oso
Mayor Ico
METAL NO METAL
OXÍGENO
ÓXIDO BÁSICO ÓXIDO ÁCIDO
H2O
HIDRÓXIDO ÁCIDO OXÁCIDO
SAL OXISAL
SAL HALIODEA
ÁCIDO
HIDRÁCIDO
HIDRURO
HIDRÓGENO
NO METAL METAL

53. 3
Menor Hipo Oso
Intermedio Oso
Mayor Ico
4
Menor Hipo Oso
Intermedio Oso
Intermedio Ico
Mayor Per Ico
b) Nomenclatura de Stock
Según esta nomenclatura, los óxidos se nombran con la palabra óxido, seguida del nombre del elemento, y
a continuación el número de oxidación del metal con números romanos entre paréntesis.
c) Nomenclatura Sistemática
Según la I.U.P.A.C. (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada) las proporciones en que se encuentran
los elementos y el número de oxígenos se indican mediante prefijos griegos.
Nº de
oxígenos
1 2 3 4 5...
Prefijo Mono Di Tri Tetra Penta...

55. FUNCION OXIDO
1.1 OXIDOS BASICOS
Los óxidos básicos u óxidos metálicos se obtienen por la combinación de un elemento metálico y oxígeno.
Ejemplos:
Oxido Nomenclatura Tradicional Nomenclatura de Stock Nomenclatura
Sistemática
Cu2O
CuO
Son
SnO2
Fe2O3
Oxido Cuproso
Oxido Cúprico
Oxido Estanoso
Oxido Estánnico
Oxido Férrico
Oxido de Cobre (I)
Oxido de Cobre (II)
Oxido de Estaño (II)
Oxido de Estaño (IV)
Oxido de Fierro (III)
Óxido de Dicobre (II)
Monóxido de Cobre
Monóxido de Estaño
Dióxido de Estaño
Trióxido Di Hierro
1.2 OXIDOS ACIDOS O ANHIDRIDOS
Los óxidos ácidos u óxidos no metálicos se obtienen por la combinación de un elemento no metálico y oxígeno.
Oxidos Tradicional Funcional de Stock Sistemática
CO
CO2
SO
SO2
SO3
Cl2O5
Cl2O7
Anhidrido carbonoso
Anhidrido carbónico
Anhidrido
hiposulfuroso
Anhidrido sulfuroso
Anhidrido sulfúrico
Anhidrido clórico
Anhidrido perclórico
Oxido de carbono (II)
Oxido de carbono (IV)
Oxido de azufre (II)
Oxido de azufre (IV)
Oxido de azufre (VI)
Oxido de cloro (V)
Oxido de cloro (VII)
Monóxido de carbono
Dióxido de carbono
Monóxido de azufre
Dióxido de azufre
Trióxido de azufre
Pentóxido Di cloro
Heptóxido Di cloro
II. FUNCION HIDROXIDO O BASES
Son compuestos terciarios formados por la combinación de un elemento metálico con los iones hidróxilo.
Para nombrarlo se utiliza la nomenclatura tradicional, stock, sistemática, en la nomenclatura sistemática el prefijo
mono se suprime.
En+
OH-1
→ E(OH)N
E: Elemento metálico
Ejm:

56. Hidróxido Nomenclatura Tradicional Nomenclatura de Stock Nomenclatura
Sistemática
NaOH
Ca(OH)2
Al(OH)3
Fe(OH)2
Fe(OH)3
Hidróxido de sodio
Hidróxido de calcio
Hidróxido de aluminio
Hidróxido ferroso
Hidróxido férrico
Hidróxido de sodio
Hidróxido de calcio
Hidróxido de aluminio
Hidróxido de fierro (II)
Hidróxido de fierro (III)
Hidróxido de sodio
Dihidróxido de calcio
Trihidróxido de aluminio
Dihidróxido de hierro
Trihidróxido de hierro
III. FUNCION PEROXIDOS
Estos compuestos presentan en su estructura enlaces puente de oxígeno y este actúa con estado de oxidación –1.
Se nombra con la palabra peróxido seguido del nombre del metal.
Ejemplos:
Formular los peróxidos:
Peróxido de magnesio _____________
Peróxido de mercurio (II) ___________
Peróxido de cadmio ______________
Peróxido de cobre (I) ______________
Peróxido de rubidio _______________
IV. FUNCION ACIDOS
A) OXACIDOS:
Son compuestos terciarios que se forman al combinarse los óxidos ácidos (anhídridos) con una molécula de agua.
E2On + H2O → HXEYOZ
Observación:
El elemento no metálico, también puede ser un metal de transición como: V, Cr, Mn, Mo, cuando actúa con E.O.
superior a 4.
Nomenclatura tradicional:
Se nombra ácido y luego el nombre del no metal de acuerdo a su E.O. (anhídridos).
Ejemplo:
Ejemplos Nomenclatura
funcional
K2O2 o (K⎯O⎯O⎯K)
H2O2 o (H⎯O⎯O⎯H)
(agua oxigenada)
Peróxido de potasio
Peróxido de hidrógeno

57. CO2 + H2O → H2CO3
Anh. Carbónico Ácido carbónico
A1. ACIDOS OXACIDOS POLIHIDRATADOS
Se obtienen al reaccionar el anhídrido con una más moléculas de agua. Para nombrarlos debemos tener en
cuenta, la ubicación del elemento, no metálico en la T.P. y la cantidad de moléculas de agua:
Grupo Impar
1 Anh. + 1 H2O → Meta
1 Anh. + 2 H2O → Piro
1 Anh. + 3 H2O → Orto
Grupo Par
1 Anh. + 1 H2O → Meta
2 Anh. + 1 H2O → Piro
1 Anh. + 2 H2O → Orto
Observación:
Los elementos como el Boro, Fósforo, Antimonio y Arsénico presentan anomalías y cuando forman oxácidos lo
hacen con 3 moléculas de agua.
Ejemplo:
1) Acido bórico (ortobórico)
B2O3 + 3H2O → H3BO3
Ácido bórico
2) Acido fosfórico: Dar su fórmula
3) Acido pirocarbonoso: Dar su fórmula
B) HIDRACIDOS:
Pertenece a la función “hidrogenadas” donde el “H” actúa con +1 y –1 E.O. de los elementos:
Grupo I II III IV V VI VII
E.O. 1 2 3 4 3 2 1
Hidruros Nombres Hidrácidos
Especiales

58. Ejemplos:
1) Hidruro de sodio: NaH
2) Amoniaco: NH3
3) Fosfina: PH3
B.1 HIDRACIDOS:
Se forma con los elementos del grupo VI A y VII A, con el hidrógeno en medio acuoso.
Nomenclatura: En gaseoso → uro
Terminación En acuoso → hídrico
Ejemplo:
1) H2S(g): Sulfuro de hidrógeno
H2S(l): Ácido sulfhídrico
2) HCl(g): Cloruro de hidrógeno
Ácido clorhídrico
V. FUNCION SALES
Una sal es un compuesto conformado por una parte aniónica (ión poliatómico negativo) y una parte caliónica
(metálica o agrupación de especies atómicas) que pueden ser sales OXISALES y sales HALOIDEAS. Además pueden
ser neutras (ausencia de “H”) y Ácidas (presenta uno o más “H”).
Ejemplo:
y
x
x
y )
ANIÓN
(
)
CATIÓN
( −
+
Li-1+
(ClO3)-1
 Li ClO3
Clorato de Litio

59. Especie
Iónica
Nombre del
anión
F⎯
Cl⎯
Br⎯
I⎯
ClO⎯
ClO2
⎯
ClO3
⎯
ClO4
⎯
MnO4
⎯
NO2
⎯
NO3
⎯
S2⎯
HS⎯
SO3
2⎯
HSO3
⎯
SO4
2⎯
HSO4
⎯
CO3
>⎯
HCO3
⎯
PO4
2⎯
CrO3
⎯
CrO4
2⎯
Cr2O7
2⎯
Ión FLURURO
Ión CLORURO
Ión BROMURO
Ión IODURO
Ión HIPOCLORITO
Ión CLORITO
Ión CLORATO
Ión PERCLORATO
Ión PERMANGANATO
Ión NITRITO
Ión NITRATO
Ión SULFURO
Ión BISULFURO
Ión SULFITO
Ión BISULFITO
Ión SULFATO
Ión BISULFATO
Ión CARBONATO
Ión BICARBONATO
Ión FOSFATO
Ión CLORATO
Ión CROMATO
Ión DICROMATO

60. Especie Iónica Nombre del catión
Li+
Na+
K+
NH4
+
Ag+
Mg2+
Ca2+
Ba2+
Cd2+
Zn2+
Cu2+
Hg1+
Hg2+
Mn2+
Co2+
Ni2+
Pb2+
Sn2+
Fe2+
Catión LITIO
Catión SODIO
Catión POTASIO
Catión AMONIO
Catión PLATA
Catión MAGNESIO
Catión CALCIO
Catión BARIO
Catión CADMIO
Catión CINC
Catión COBRE (III)
ó Ión CÚPRICO
Catión DE MERCURIO(I)
ó Ión MERCUROSO
Catión DE MERCURIO (II)
ó Ión MERCURICO
Catión MANGANESO (II)
ó Ión MANGANOSO
Catión COBALTO (II)
ó Ión COBALTOSO
Catión NIQUEL (II)
ó Ión NIQUELOSO
Catión PLOMO (II)
ó Ión PLUMBOSO
Catión ESTAÑO (II)
ó Ión ESTAÑOSO
Catión FERROSO

61. Fe3+
ó Ión FIERRO (II)
Catión FÉRRICO
ó Ión FIERRO (III)

62. 5.1 SALES HALOIDEAS
Son sustancias que proceden de la combinación de un ión metálico con un anión que proviene de un ácido
hidrácido.
Ejemplo:
Sal Tradicional Stock
NaCl
CaS
FeCl2
FeCl3
CaF2
KBr
Cloruro de sodio
Sulfuro de calcio
Cloruro ferroso
Cloruro férrico
Fluoruro de calcio
Bromuro de
potasio
Cloruro de sodio
Sulfuro de calcio
Cloruro de hierro (II)
Cloruro de hierro (III)
Fluoruro de calcio
Bromuro de potasio
5.2 SALES OXISALES
Son sustancias que proceden de la combinación de un ión metálico con un anión poliatómico, que proviene de un
ácido oxácido.
En la nomenclatura tradicional se combinó el sufijo oso por ito y ico por ato.
En la nomenclatura sistemática todas las sales terminan en ato y si el anión entra 2,3,4... veces se emplea los
prefijos bis, tris, tetra, quis.
Ejemplo:
Sal Tradicional
KClO
Al2(SO4)3
Na2SO4
Co(NO3)2
AgNO3
KMnO4
Hipoclorito de potasio
Sulfato de aluminio
Sulfato de sodio
Nitrato de cobalto (II)
Nitrato de plata
Permanganato de potasio

63. CaCO3 Carbonato de calcio
5.3 OXIDOS Y SALES HIDRATADAS
Existen sales y óxidos metálicos que contienen moléculas de agua para escribir sus fórmulas se ponen a
continuación del óxido o la sal al número de moléculas de agua que contienen separadas por un punto.
Ejemplo:
Al2O3 . 3H20 Oxido de aluminio trihidratado
Na2CO3 . 1OH2O Carbonato de sodio decahidratado
NiCl2 . 6H2O Cloruro de Níquel hexahidratado
AUTOEVALUACIÓN
1. Nombrar los siguientes aniones poliatómicos:
2. Indicar cuales de las siguientes sustancias son: sustancias simples,
compuestas o mezclas respectivamente.
I) H2
0 II) Vinagre
III) Cu IV) Salmuera
V) H2
O2
VI) Aire
VII) Zinc
2. Complete la tabla N° 02 y N° 03 :
a) Escriba el nombre de los siguientes compuestos :
Tabla N ° 02
b) Escriba la fórmula de los siguientes compuestos :
Tabla N ° 03
3. Señale cuáles de los siguientes fenómenos naturales son fenómenos físicos y cuáles son fenómenos químicos:
A) Evaporación del agua del mar
B) fundición del hierro, conversión del CO2, por parte de las plantas, en moléculas complejas.
C) combustión de una hoja de papel.
D) caída de gotas de agua en la lluvia.
E) oxidación de algunos metales.
Fórmula Nombre
(OH)1-
(NO3)1-
(MnO4)1-
(Br)1-
Fórmula Nombre
CuSO4.7H2O
CaO
CaCl2
Na2SO4
Nombre Fórmula
Anhídrido hipocloroso
Cloruro de bario
Anhídrido sulfúrico
Hidróxido ferroso

64. 4. Un átomo posee 40 neutrones y su número másico es el triple de su número
de protones. Hallar el número de electrones que posee un ión de carga +5 de dicho átomo.
A) 15 B) 20 C) 25
D) 23 E) 29
5. Determinar la carga nuclear del catión trivalente de un átomo. si presenta 25 electrones.
a) 25 b) 28 c) 22
d)26 e) 18
6. En el núcleo de un átomo, la relación de neutrones es a protones como 9 es a 6. si su número de masa es 90.
¿Cuál será su número atómico?
a) 18 b) 24 c) 36 d) 32
7. Determinar la cantidad de electrones en el siguiente catión :
2
3
4
3
2
+
−
+ E
x
x si presenta 85 neutrones.
8. Si la especie posee 20 electrones ¿Cuántos neutrones presenta el núcleo?
2
40 −
X
Z
9. Para la región energética 3p2, señalar lo incorrecto:
A) Su número cuántico principal es 3.
B) Indica que hay dos electrones en el subnivel principal del tercer nivel.
C) Es de forma dilobular.
D) Presenta un orbital apareado.
E) Indica que hay dos electrones desapareados.
10. Hallar la energía relativa para las siguientes regiones energéticas espaciales: 3d; 6s; 2p
A) 3; 6; 2 B) 4; 7; 3 C) 5; 5; 3
D) 4; 6; 3 E) 5; 6; 3
11 Los números cuánticos permisibles para un electrón que se encuentra en el tercer nivel son:
A) 3; 3; -2; +1/2 B) 3; 2; 3; -1/2
C) 3; 2; 0; +1/2 D) 3; 1; -2; -1/2
E) 3; 0; -1; +1/2
12. Hallar el número atómico de un elemento que presenta 6 electrones en el tercer y último nivel.
A) 10 B) 12 C) 14
A) 16 E) 18
13. Para el átomo de carbono . Determinar la cantidad de orbitales apareados y desapareados que presenta.
A) 2; 3 B) 2; 2 C) 1; 3
D) 3; 1 E)5; 3
14. El elemento cuyo átomo es z=22 pertenece:
A) Periodo 4 - Grupo IV A
B) Periodo 4 - Grupo III A
C) Periodo 5 - Grupo IV B
D) Periodo 5 - Grupo III B
E) Periodo 4 - Grupo IV B
15. El catión divalente de cierto átomo presenta 18 electrones. Entonces el elemento pertenece a:
A) 5 - I A B) 3 - VI A C) 3 - VIII A
D) 4 - II A E) 4 - VIII A
16. 0,25 at-g de Ca es igual a:
A) 0,25 g B) 2,5 g C) 25 g

65. D) 40 g E) 10 g
17. Completar y dar la suma de los valores obtenidos:
1 at-g de C = .......... g
1 at-g de S = .......... g
0,5 at-g de O = .......... g
A) 60 B) 52 C) 104
` D) 79 E) 100
18. Hallar la masa atómica del tecnecio, si se sabe que 5 átomos gramos de él representan una masa de 495 g.
A) 101 B) 88 C) 107
D) 99 E) 55
19. El número de moléculas existentes en 4 gramos de metano CH4 es:
A) 1,5H1023 B) 6H1023
C) 1,6H1024
D) 2,4H1024 E) 3H1023
20. Hallar la masa de una molécula de ácido acético.
A) 1H10-20 g B) 1H10-22 g C) 6H10-23 g
D) 1,5H10-23 g E) 1H10-23 g
21. Cuántos átomos de oxígeno hay en 140 g de monóxido de carbono?
22. Qué porcentaje, en peso, representa el nitrógeno (azoe) en la urea?
A) 12% B) 46,66%
C) 9,45% D) 35,2%
E) 23,33%
23. Cierto sulfuro de cromo contiene 48% en peso de azufre. Determinar su fórmula empírica.
A) CrS3 B) Cr2S5
C) CrS D) Cr2S
24. El óxido de aluminio se cristaliza de acuerdo a la siguiente fórmula: Al2O3 . 2H2O
Qué composición porcentual, en peso, representa el agua de cristalización?
A) 8,42% B) 12,12% C) 15,4%
D) 26,08% E) 45,4%
25. Hallar la fórmula de un óxido que contiene 70% en peso de hierro.
A) FeO B) Fe2
O3
C) Fe3
O4
D) Fe2
O E) Fe2
O5
26. Cierto óxido de Titano contiene 60% en peso de Titano. Hallar la fórmula empírica de dicho óxido (Ti = 48)
A) TiO2
B) Ti2
O3
C) TiO3
D) TiO E) Ti2
O5
27. El hidrocarburo CnH2n+2 contiene 80 % de carbono. Hallar el valor de “n”.
a)1 b)2 c) 3
d) 4 e)Cualquier valor
28. ¿Cuántos atomos de oxigeno hay en las siguientes muestras?
a) 16 gr de O2
b) 0,622 mol de MgO
c) 6,0x1022 moléculas de C6H12O6

66. 29. Efectué las siguientes conversiones:
a) 125 moles de oro a kilogramos de oro
b) 5000 moléculas de CO2 a gramos de CO2
30. Calcule la masa en gramos de:
a) 0,45 moles de K2SO4
b) 2,5x1021 átomos de calcio
c) 3,6x1024 moléculas de NH3
MC NOMENCLATURA INORGANICA
ACTIVIDAD Nº 1: CLASIFICACIÓN DE LOS COMPUESTOS
1. Individual: Clasifique los siguientes compuestos de acuerdo a la cantidad de átomos que posee:
CuO
H2S
CO2
Fe(OH)2
CuS
Al(OH)3
CaO
NaCl
Mg(OH)2
Na2O
HBr
NaOH
KOH
Na2CO3
Fe2O3
ZnO
Na2S
CaCl2
H2SO4
HNO3
Al2O3
Ca3(PO4)2
Ag2S
CaS
KCl
H3PO4
SO3
ZnSO4
NO2
NaClO
HCl
FeO
INGENIERÍA CIVIL
Compuestos Binarios
Compuestos Ternarios

67. ACTIVIDAD Nº2: COMPUESTOS BINARIOS
1. Agrupe los compuestos binarios determinados en la actividad anterior. de acuerdo a alguna
característica en común e indíquela en la parte superior del recuadro:
COMPUESTOS TERNARIOS
2. Agrupe los siguientes compuestos ternarios de acuerdo a alguna característica en común e
indíquela en la parte superior de cada recuadro:

68. ACTIVIDAD Nº4: FUNCIONES QUÍMICAS INORGÁNICAS
1.Clasifique los compuestos dados originalmente de acuerdo al tipo de enlace que presentan:
ACTIVIDAD Nº5:
1. Identifique el grupo de la tabla a la que pertenecen los siguientes elementos e indique sus estados
de oxidación.
Elemento Grupo en la tabla
periódica
Valencia (-)
(para H o M)
Valencia (+)
(para O)
Iodo
Fosforo
Azufre
Nitrógeno
Cloro
Boro
Aluminio
Calcio
Bario
Potasio
Magnesio

69. 2. Determine el estado de oxidación del azufre en cada una de las siguientes sustancias químicas:
Compare con sus compañeros
H2S S8 SO2 Na2SO3 (SO4 )-2
ACTIVIDAD Nº6: Utilizando los listados de iones, completar el siguiente cuadro formulando y
nombrando
Al+3
Mg2+
Na+
Cu+2
Fe2+
O2-
OH -
SO4
2-
NO3
-
PO4
3-
S2-
CO3
2-

70. AUTOEVALUACIÓN
NIVEL I
CLASIFICACIÓN DE LOS COMPUESTOS
2. Individual: Clasifique los siguientes compuestos de acuerdo a la cantidad de átomos que posee:
CuO
H2S
CO2
Fe(OH)2
CuS
Al(OH)3
CaO
NaCl
Mg(OH)2
Na2O
HBr
NaOH
KOH
Na2CO3
Fe2O3
ZnO
Na2S
CaCl2
H2SO4
HNO3
Al2O3
Ca3(PO4)2
Ag2S
CaS
KCl
H3PO4
SO3
ZnSO4
NO2
NaClO
HCl
FeO
ACTIVIDAD Nº2: COMPUESTOS BINARIOS
3. Agrupe los compuestos binarios determinados en la actividad anterior. de acuerdo a alguna
característica en común e indíquela en la parte superior del recuadro:
Compuestos Binarios Compuestos Ternarios

71. ACTIVIDAD N° 3: COMPUESTOS TERNARIOS
4. Agrupe los siguientes compuestos ternarios de acuerdo a alguna característica en común e
indíquela en la parte superior de cada recuadro:
5. Determine el estado de oxidación del azufre en cada una de las siguientes sustancias químicas:
Compare con sus compañeros
H2S CuSO4 SO2 Na2SO3 (SO4 )-2
ACTIVIDAD Nº4: Utilizando los listados de iones, completar el siguiente cuadro formulando y
nombrando:
Al+3
Mg2+
Na+
Cu+2
Fe2+
O2-
OH -
SO4
2-
NO3
-
PO4
3-
S2-
CO3
2-

72. 1.Determine la nomenclatura IUPAC correcta del siguiente compuesto: Au(OH)3
a) Hidróxido áurico b) Hidróxido de oro (II)
c) Trihidróxido de oro d) Hidróxido de hierro (II)
e) Trihidróxido áurico
2.Determine la nomenclatura stock correcta del siguiente compuesto: Co(OH)2
a) Hidróxido cobáltico (II)
b) Hidróxido cobaltoso
c) Hidróxido cobalstoso (II)
d) Hidróxido de cobalto (II)
e) Dihidróxido de cobalto
3. Formular los siguientes compuestos:
I. hidróxido de zinc
II. tetrahidróxido de platino
III. hidróxido de escandio (III)
4. Marque la secuencia hidróxido, sal oxidal, ácido oxácido.
a) NaOH, BaO, HNO2
b) K2SO4, MgSO4, HNO3
c) Ca(OH)2, Ca(NO3)2, H2SO3
d) Cu(OH)2, Na2O, H2CO3
e) Ba(OH)2, K2SO4, Cl2O3
8. Nombre de acuerdo a la nomenclatura stock el siguiente compuesto FeSO4
9. Indicar la relación incorrecta:
a) Nitrato de plata : AgNO3
b) Bromuro de potasio : KBr
c) Carbonato de calcio : CaCO3
d) Sulfito de sodio : NaSO3

73. e) Sulfito de calcio : CaSO3
5.Formular los siguientes compuestos indicando el que presenta mayor cantidad de átomos:
I. Sulfuro ferroso
II. Bromuro de potasio
III. Cloruro de sodio
IV. Selenuro de aluminio
V. Cloruro de magnesio
6. El nombre IUPAC del siguiente compuesto:
Fe3 (PO4)2 es:
7. El nombre tradicional del compuesto Mg(ClO4)2 es:
a) Hipoclorito de magnesio
b) Clorito de magnesio
c) Perclorato de magnesio
10. Nombrar los siguientes hidruros metálicos
I. LiH II. NaH
III. KH IV. RbH
11. Formular los siguientes hidruros metálicos:
I. Hidruro de berilio II. Hidruro de magnesio
III. Hidruro de calcio IV. Hidruro de bario
VI. Hidruro de estroncio
12. Nombrar según la nomenclatura IUPAC los siguientes hidruros.
I. NaH II. KH III. BeH2
IV. LiH V. MgH2
13. Nombrar segun la nomenclatura Stock los siguientes compuestos:

74. I. Co2O3 II. Mg2O
III. PtO2 IV. PbO
V. CuO
14. Nombrar los siguientes hidruros especiales:
I. B2H6 II. CH4
III. SiH4 IV. NH3
V. PH3
15. Nombrar los siguientes hidrácidos en la nomenclatura común:
I. H2S(g) II. H2Se(g)
III. H2Te(g) IV. HCl(g)
V. H2F2(g)
16. Nombrar los siguientes óxidos básicos en la nomenclatura común:
I. CaO II. Na2O
III. BaO IV. Hg2O
V. ZnO
NIVEL III
17. Nombrar los siguientes óxidos básicos en la nomenclatura IUPAC.
I. Al2O3 II. Ni2O3
III. PtO IV. K2O
V. Li2O
18. Nombrar los siguientes óxidos ácidos en la nomenclatura común.
I. SO3 II. Cl2O7
III. CO2 IV. I2O3
V. Br2O
19. Determine el E.O. del Br, Mn y Cr en los siguientes compuestos:

75. I. HBrO3 II. KMnO4 III. CaCr2O7
a) +1, +7, +6 b) +3, +5, +6
c) +2, +3, +6 d) +5, +6, +7
e) +5, +7, +6
20. Indicar los números de oxidación del Br y Se en los siguientes compuestos:
I. (BrO3)3- II. (Se2O3)2-
a) +7, +1 b) +5, +2 c) +3, +2
d) +6, +1 e) +5, +2
0,071 -252,7 0,126 -268,9
-259,2 3,45 -269,7 1,25
0,32 2,08(-1) 0,93 −
− − − −
0,53 1330 1,85 2770 2,34 − 2,26 4830 0,81 -195,8 1,14 -183 1,506 -188,2 1,20 -246
180,5 0,79 1277 0,45 2030 0,309 3727 0,165 -210 0,247 218,8 0,218 -219,6 0,18 -248,6 −
1,23 0,80(+1) 0,90 0,31(+2) 0,82 0,20(+3) 0,77 2,60(-4) 0,75 1,71(-3) 0,73 1,40(-2) 0,72 1,36(-1) 0,71 −
1,55 − 1,12 − 0,98 − 0,914 0,15(+4) 0,92 0,11(+5) − 0,09(+6) − 0,07(+7) − −
0,97 892 1,74 1107 2,70 2450 2,33 2680 1,82 280 2,07 444,6 1,56 -34,7 1,40 -185,8
96 0,295 650 0,25 660 0,215 1410 0,162 44,2 0,177 119,0 0,175 -101,0 0,116 -189,4 0,125
1,54 0,95(+1) 1,36 0,65(+2) 1,18 0,50(+3) 1,11 2,71(-1) 1,06 2,12(-3) 1,02 1,84(-2) 0,99 1,81(-1) 0,98 −
1,90 − 1,60 − 1,43 − 1,32 0,41(+4) 1,28 0,34(+6) 1,27 0,29(+6) − 0,26(+7) − −
0,86 760 1,55 1440 3,0 2730 4,51 3260 6,1 3450 7,19 2665 7,43 2150 7,86 3000 8,9 2900 8,9 2730 8,96 2595 7,14 906 5,91 2237 5,32 2830 5,72 613(sub) 4,79 685 3,12 58 2,6 -152
63,7 0,177 838 0,149 1539 0,13 1668 0,126 1900 0,120 1875 0,11 1245 0,115 1536 0,11 1495 0,099 1453 0,105 1083 0,092 419,5 0,0915 29,8 0,079 937,4 0,073 217 0,084 -7,2 0,070 -157,3 −
2,03 1,33(+1) 1,74 0,99(+2) 1,44 0,81(+3) 1,32 0,90(+2) 1,32 0,74(+3) 1,18 0,69(+3) 1,17 0,80(+2) 1,17 0,76(+2) 1,16 0,74(+2) 1,16 0,74(+2) 1,17 0,96(+1) 1,25 0,74(+2) 1,26 1,13(+1) 1,22 0,93(+2) 1,20 2,22(-3) 1,18 1,98(-2) 1,14 1,95(-1) 1,12 −
2,35 − 1,97 − 1,62 − 1,47 0,68(+4) 1,34 0,59(+5) 1,30 0,52(+6) 1,35 0,46(+7) 1,26 0,64(+3) 1,25 0,63(+3) 1,25 0,63(+3) 1,28 0,69(+2) 1,38 − 1,41 0,62(+3) 1,37 0,53(+4) 1,39 0,47(+5) 1,40 0,42(+6) − 0,39(+7) − −
1,53 688 2,6 1380 4,47 2927 6,49 3580 8,4 3300 10,2 5560 11,5 − 12,2 4900 12,4 4500 12,0 3980 10,5 2210 8,65 765 7,31 2000 7,30 2270 6,62 1380 6,24 990 4,94 183 3,06 -108
39 0,080 768 0,176 1509 0,071 1852 0,066 2488 0,085 2610 0,061 2140 − 1986 0,057 1966 0,059 1552 0,058 960,8 0,056 321 0,055 156,2 0,057 232 0,054 630 0,049 449,5 0,047 113,7 0,052 -111,9 −
2,16 1,48(+1) 1,91 1,13(+2) 1,62 0,93(+3 1,45 0,80(+4) 1,34 0,70(+5) 1,30 0,68(+4) 1,27 − 1,25 0,69(+3) 1,25 0,86(+2) 1,28 0,86(+2) 1,34 1,26(+1) 1,48 0,97(+2) 1,44 1,32(+1) 1,41 1,12(+2) 1,40 2,45(-3) 1,36 2,21(-2) 1,33 2,16(-1) 1,31 −
2,48 − 2,15 − 1,78 − 1,60 − 1,46 − 1,39 0,62(+6) 1,36 − 1,34 0,67(+4) 1,34 − 1,37 − 1,44 − 1,54 − 1,66 0,81(+3) 1,62 0,71(+4) 1,59 0,62(+5) 1,60 0,56(+8) − 0,50(+7) − −
1,90 890 3,5 1640 6,17 3470 13,1 5400 16,6 5425 19,3 5930 21,0 5900 22,6 5500 22,5 5300 21,4 4530 19,3 2970 13,6 357 11,85 1457 11,4 1725 9,8 1560 [ 9,2] − − − − [ -61,8]
28,7 0,052 714 0,068 920 0,045 2222 0,035 2996 0,036 3410 0,032 3180 0,033 3000 0,031 2454 0,031 1769 0,032 1063 0,031 -38,4 0,033 303 0,031 327,4 0,031 271,3 0,034 254 − [ 302] − [ -71] −
2,35 1,69(+) 1,98 1,35(+2) 1,69 1,15(+3) 1,44 0,81(+4) 1,44 0,73(+5) 1,30 0,64(+4) 1,28 − 1,26 069(+4) 1,27 0,69(+4) 1,30 0,96(+2) 1,34 1,37(+1) 1,49 1,10(+2) 1,48 1,40(+1) 1,47 1,2(+2) 1,46 1,20(+3) 1,46 − − − − −
2,67 − 2,22 − 1,87 − 1,67 − 1,67 − 1,41 0,68(+6) 1,37 − 1,35 − 1,36 − 1,39 − 1,36 − 1,57 − 1,71 0,95(+3) 1,75 0,84(+4) 1,70 0,74(+6) 1,76 − − − − −
106
− − 5,0 − − − .
(27) − 700 − 1050 −
− 1,76(+1) − 1,40(+2) − 1,18(+3)
− − − − − 1,88 −
− − 0,7 − 45 0,9 , − − 1,1
8,67 3468 6,77 3127 7,00 3027 − − 7,54 1900 5,26 1439.00 7,89 3000 8,27 2800 8,54 2600.00 8,80 2600 9,05 2900 9,33 1727 6,98 1427 9,84 3327
785 0,042 935 0,048 1024 0,045 (1027) − 1072 0,042 826 0,039 1312 0,071 1356 0,04 1407 0,041 1461 0,039 1497 0,040 1545 0,038 824 0,035 1652 0,037
1,65 1,11(+3) 1,65 1,09(+3) 1,64 1,08(+3) 1,63 1,06(+3) 1,82 1,04(+3) 1,85 1,12(+2) 1,61 1,92(+3) 1,59 1,00(+3) 1.59 0,99(+3) 1,58 0,97(+3) 1,57 0,96(+3) 1,56 0,95(+3) − 1,13(+2) 1,56 0,93(+3)
7,43 2150 1,81 1,01(+4) 1,82 0,92(+4) 1,82 − − − 1,81 − 1,89 − 1,79 − 1,80 − 1,80 − 1,79 − 1,78 − 1,77 − 1,94 0,94(+3) 1,75 −
1245 0,115 157 19,0 −
1,17 0,80(+2)
1,55 0,46(+7)
11,7 3850 15,4 − 19,07 3818 19,6 − − 3235 11,7 − − − − − − − − − − − − − − − − −
1750 0,034 (1230) − 1132 0,028 637 − 640 − − 0,033 − − − − − − − − − − − − − − − −
1,65 1,14(+3) − 1,12(+3) 1,42 1,11(+3) − 1,09(+3) − 1,07(+3) 1,3 1,06(+3) − − − − − − − − − − − − − − − −
1,80 0,95(+4) 1,61 0,96(+4) 1,38 0,97(+4) 1,3 0,95(+4) 1,51 0,93(+4) 0,92(+4) − − − − − − − − − − − − − − − −
− − −
− 18,7 1,2 − 18,4 1,2 − 18,1 1,2 143 24,8 1,1 115 17,8 1,2
− − − − − − − − − − − −
VIB
131 28,9 − 1,42 19,9 1,1 155 19,2 1,2
VIIB
Sm Eu Gd
Nd Pm
IIIB IVB VB
96 3 − 97 3;4 −
Th Pa U Np Pu Am Cm
111
Uuu Uub
64 3 Bd 65 3;4 Bd
Sg
Ce Pr
171 7,39 1,5
Tb
90 4 Bd 91 4;5 Bd 92 3;4;5;6 AB 93 3;4;5;6 AB 94 3;4;5;6 AB 95 3;4;5;6 −
58 3;4 Bd 59 3;4 Bd 60 3 Bd 61 3 Bd 62 2;3 Bd 63 2;3 Bd
207 13,1 1,7
Uun
80 2 Bd
Hg
241 14,8 1,9
112
110
207 9,10 2,2
Au
213 10,2 2,4
IIB
216 9,2 1,6
48 2 Bd
Cd
79 1;3 AB
78 2;4 Bd
Pt
IB
29 1;2 Bd
Cu
178 7,1 1,9
47 1 AB
Ag
46 2;4 Bd
Pd
192 8,9 2,2
Ni
175 10,3 1,9
Mt
176 6,6 1,8
77 2;3;4;8 Bd
Ir
212 8,43 2,2
109
181 6,7 1,8
45 2;3;4 AB
Rh
178 8,3 2,2
Hs
76 2,3,4,6,8 Ad
Os
201 8,43 2,2
108
182 7,1 1,8
44 2,3,4,6,8 Ad
Ru
173 8,3 2,2
26 2;3 AB
Fe
VIIIB
27 2;3 AB
Co
28 2;3 Bd
107
Bh
167 − 1,9
75 1;2;4;5;6 Ad
Re
182 8,85 1,9
171 7,39 1,5
Cr
43 7 Af
Tc
74 2;3;4;5;6 Ad
W
184 9,53 1,7
156 7,23 1,6
42 2;3;4;5;6 Af
Mo
166 9,4 1,8
105
Db
156 10,8 1,6
73 5 Ad
Ta
138 10,9 1,5
156 8,35 1,6
41 3;5 Ad
Nb
Rf
72 4 AB
Hf
127 13,6 1,3
104
158 10,6 1,5
40 4 AB
Zr
160 14,1 1,4
22 3;4 AB
Ti
Ra
IIA
89 3 −
Ac
151 15,0 1,3
39 3 Bd
Y
21 3 Bd
129 22,5 1,1
56 2 Bf
Ba
120 39 0,9
152 19,8 1,3
57 3 Bf
La
20 2 Bf
Ca
141 29,9 1,0
7
87 1 Bf
Fr
38 2 Bf
Sr
131 33,7 1,0
88 2 Bf
4 2 AB
6
55 1 Bf
Cs
90 70 0,7
Be
215 5,0 1,5
12 2 Bf
Mg
IA
11 1 Bf
Na
4
19 1 Bf
K
100 45,3 0,8
3
1
H
313 14,1 2,1
119 23,7 0,9
13 3 AB
7 2;3;4;5 Af
5
37 1 Bf
Rb
96 55,9 0,8
2
176 14,0 1,2
3 1 Bf
Li
124 13,1 1,0 191 4,6 2,0
5 3 Ad
B
1 1 AB
31 3 AB
Ga
Sc
23 2;3;4;5 AB
V
25 2;3;4;6;7 Af
Mn
30 2 AB
Zn
24 2;3;6 Af
138 11,8 1,6
133 15,7 1,7
81 1;3 Bd
Tl
141 17,2 1,8
In
66 3 Bd
Dy
− − −
VA
98 3 −
Cf
Al
138 10,0 1,5
49 3 AB
6 2,4 Ad
C
260 5,3 2,5
14 4 AB
Si
188 12,1 1,8
Ge
187 13,6 1,8
50 2;4 AB
Sn
169 16,3 1,8
IIIA IVA
67 3 Bd
Ho
99 − −
82 2;4 AB
Pb
171 18,3 1,8
32 4 AB
N
336 17,3 3,0
15 3,4,5 Ad
P
254 17,0 2,1
33 3;5 Ad
As
231 13,1 2,0
817(36 At m) 0,082
51 3;5 Ad
Sb
199 18,4 1,9
83 3;5 Ad
Bi
185 21,3 1,9
68 3 Bd
Er
100 − −
Fm
34 2;4;6 Af
Se
VIA
8 −2 AB
O
314 14,0 3,5
16 2,4,6 Af
69 2;3 Bd
Tm
101
84 2;4 AB
Po
− 22,7 2,0
225 16,5 2,4
52 2,4,6 Ad
Te
208 20,5 2,1
S
239 15,5 2,5
VIIA
17 1,3,5,7 Af
Cl
9 −1 Ad
F
402 17,1 4,0
300 18,7 3,0
35 1;5 Af
Br
273 23,5 2,8
53 1,5,7 Af
I
241 25,7 2,5
85 1;3;5;7 −
At
− − 2,2
102
No
Mn
25 2,3,4,6,7 Af
159 21,0 1,1 133 20,8 1,1 145 20,8 1,2 133 − −
Es
Bk
129 19,9 1,2
Md
VIIIA
2 − −
He
567 31,8
10 − −
Ne
497 16,8 −
18 − −
Ar
363 24,2 −
36 − −
Kr
323 32,2 −
54 − −
− 19,7 1,3 − 15,0 1,5 − 12,7 1,7 − 21,1 1,3 − − 1,3
Xe
280 42,9 −
86 − −
Rn
248 − −
− 20,8 1,3 − − − − − −
Lr
71 3 Bd
Lu
103
70 2;3 Bd
Yb
Comportamiento del óxido
Estado de
Número
Símbol
Densidad
Punto de fusión
Radio Covalente
Radio
[número de
coordinación 12]
Enería de 1 ionización (kcal/g
Volumen Atómico P/d
Punto de
Calor específico (cal/g
A = Ácido
B = Básico
AB = Anfótero
f = fuerte
d = débil
Radio Iónico A
(Número de
Electronegatividad
Lantánido
*
Actínidos
**
(de Pauling)
**
*

76. TABLA PERIODICA
ACTIVIDAD N º 1 : Grupal
1. Para los siguientes átomos (cada alumno desarrollará un elemento y luego intercambian
resultados)
19K 20Ca 9F 10Ne
a.- Escribe su configuración electrónica
b.- Ubicación en la tabla periódica
c.- Indique su valencia principal
d.- ¿Será metal o no metal?
e.- Familia a la que pertenecen
f.- Escriba la notación de Lewis
correspondiente
2. Determina la configuración electrónica, identifique el elemento al que pertenece e indique si para
alcanzar configuración estable se convertirá en anión o catión, el átomo que pertenece al :
a. Segundo periodo y al grupo IIIA
b. Tercer período y al grupo VI A.
c. Cuarto periodo y grupo I A
d. Tercer periodo y grupo VA
1. Individual. Determine para cada átomo dado su configuración electrónica y ubíquelo en la tabla
periódica adjunta. ¿A qué familia pertenecen?
Alumno A: 7N, 11Mg. 16S, 15P. 34Se, 53 I
Alumno B:, 6C , 9F . 20Ca, 37Rb, 17Cl, 8O

77. 2. GRUPAL. Ahora cruce información con su compañero, coloque todos los átomos dados en su
tabla periódica, y responda las siguientes preguntas
2.1 ¿Qué átomos pertenecen al mismo grupo? ¿Qué átomos pertenecen al mismo período?
2.2 Entre los átomos del mismo grupo ¿quién tiene mayor radio atómico, mayor
electronegatividad y mayor energía de ionización? Sugerencia: coloque el signo “>” (mayor
que), para comparar propiedades periódicas.
2.3 Entre los átomos del mismo período compare propiedades periódicas e indique ¿quién tiene
mayor radio atómico, mayor electronegatividad y mayor energía de ionización?.
Tabla Periódica
s1
s2
d1
d2
d3
d4
d5
d6
d7

78. TAREA
a. Escriba la configuración electrónica para los siguientes elementos:
15P, 7N, 13Al, 19K, 5B, 11Na, 6C, 8O, 16S, 14Si, 3Li
b. Seleccione los que pertenecen al mismo grupo y ubíquelos en la tabla. ¿Qué tienen en común y
en que se diferencian?
Grupos
periodos
p
c. ¿Cuál cree que sea el factor que hace que los elementos de un grupo tengan propiedades
semejantes?
d. Para cada grupo determine si será fácil o difícil perder electrones ¿Por qué?
e. Identifique ahora los que pertenecen al mismo periodo. ¿Qué tienen en común?

79. f. Analicen, para los elementos del mismo grupo, qué sucede con el tamaño y la
electronegatividad?
LO
GROS DE APRENDIZAJE
• Define que es un gas ideal y explica sus propiedades usando la teoría cinético-molecular.
• Predice el comportamiento de un gas ideal ante la variación de la presión, volumen, temperatura o
cantidad del gas.
• Aplica la ecuación de estado de los gases ideales para calcular las variables de sistemas gaseosos
de importancia industrial.
• Aplica la ecuación de estado de los gases ideales, en procesos industriales que involucren cambios
químicos con consumo o producción de gas
GAS REAL
Es aquel material que existe en forma natural en dicho estado, además no posee forma ni volumen definido, ya
que ello depende del recipiente que lo contiene; también entre sus moléculas, la fuerza de repulsión, es
mucho mayor que la fuerza de cohesión.
A. Cualidades de un gas real
• Temperatura baja
• Volumen pequeño
• Presión alta
• Velocidadyenergíacinéticadesusmoléculasesalta
• Volumen de cada molécula es mayor de cero
• Fuerza de cohesión es mayor de cero
B. Otras cualidades
1. Expansibilidad. Todo gas trata de ocupar el máximo volumen que le sea posible
independientemente de los otros gases que lo acompañan.
2. Compresibilidad. Todo gas puede ser fácilmente comprimido a volúmenes pequeños.
3. Difusión. Todo gas puede pasar de un recinto a otra mezclándose con otros gases.
4. Efusión. Todo gas puede pasar a través de orificios pequeños de una pared permeable o
semipermeable.
5. Elasticidad. Las moléculas de un gas al chocar mutuamente consigo mismo y contra las paredes del
recipiente que los
SESION 4: ESTADO GASEOSO

80. contiene no pierden nada de su energía cinética osea, los choques son perfectamente elásticos.
6. Presión. Está dada por la suma de los diferentes choques que hay entre las moléculas contra las
paredes del recipiente que lo contiene.
II. GAS IDEAL O PERFECTO
Como su nombre lo indica es todo aquel gas hipotético que cumple con las leyes de Boyle, Charles y Gay –
Lussac.
A. Cualidades de un gas ideal
• Temperatura muy alta.
• Volumen alto.
• Presión muy baja.
• Velocidad y Energía Cinética de sus moléculas es muy alta.
• Volumen de cada molécula es igual a cero.
• Fuerza de cohesión es igual a cero.
B. Leyes de los gases ideales
GAS REAL
Es aquel material que existe en forma natural en dicho estado, además no posee forma ni volumen definido, ya que
ello depende del recipiente que lo contiene; también entre sus moléculas, la fuerza de repulsión, es mucho mayor que
la fuerza de cohesión.
A. Cualidades de un gas real
• Temperatura baja
• Volumen pequeño
• Presión alta
• Velocidad yenergíacinética desusmoléculasesalta
• Volumen de cada molécula es mayor de cero
• Fuerza de cohesión es mayor de cero
B. Otras cualidades
1. Expansibilidad. Todo gas trata de ocupar el máximo volumen que le sea posible independientemente de los
otros gases que lo acompañan.
2. Compresibilidad. Todo gas puede ser fácilmente comprimido a volúmenes pequeños.
3. Difusión. Todo gas puede pasar de un recinto a otra mezclándose con otros gases.
4. Efusión. Todo gas puede pasar a través de orificios pequeños de una pared permeable o semipermeable.
5. Elasticidad. Las moléculas de un gas al chocar mutuamente consigo mismo y contra las paredes del recipiente
que los contiene no pierden nada de su energía cinética osea, los choques son perfectamente elásticos.
6. Presión. Está dada por la suma de los diferentes choques que hay entre las moléculas contra las paredes del
recipiente que lo contiene.
II. GAS IDEAL O PERFECTO
Como su nombre lo indica es todo aquel gas hipotético que cumple con las leyes de Boyle, Charles y Gay – Lussac.
A. Cualidades de un gas ideal
• Temperatura muy alta.
• Volumen alto.
• Presión muy baja.
• Velocidad y Energía Cinética de sus moléculas es muy alta.
• Volumen de cada molécula es igual a cero.
• Fuerza de cohesión es igual a cero.
B. Leyes de los gases ideales
Se cumple cuando la presión, volumen y temperatura varían simultáneamente.

81. 1. Ley de Boyle - Mariotte:
(Proceso isotérmico : T cte)
Para una misma masa gaseosa, si la temperatura es constante, entonces la Presión absoluta es inversamente
proporcional con su volumen.
2. Ley de Jacques Charles.
(Proceso isóbárico : P cte)
Para una misma masa gaseosa si la presión es constante, el volumen es directamente proporcional a
su temperatura absoluta.
1 2
P
1 2
V V
K
T T
= =
3. Ley de Gay – Lussac:
(Proceso isocórico, isovolumétrico o isométrico: V cte).
1 1 2 2 T
P .V P .V K
= =

82. Para una misma masa gaseosa si el volumen es constante, entonces la presión absoluta es directamente
proporcional con su temperatura absoluta.
1 2
V
1 2
P P
K
T T
= =
4. Ley de Clausius (Proceso general)
Se cumple cuando la presión, volumen y temperatura varían simultáneamente.
Ley de Clapeyron: ecuación universal de las clases ideales
Llamada también ecuación de estado, establece una condición particular de un gas ideal definida por
su presión, volumen y temperatura. Esta se expresa así:
Pv nRT
=
Donde:
P = presión absoluta del gas.
V = volumen del gas.
T = temperatura absoluta del gas.
n = moles del gas.
R = constante universal de los gases.
R = 0,082
R = 62,4
MEZCLA DE GASES
mmHg.
mol K
atm.
mol K

83. Es la unión de 2 ó más sustancias gaseosas sin que entre ellas haya reacción química.
I. LEY DE DALTON (DE LAS PRESIONES PARCIALES)
En toda mezcla gaseosa, la presión total de una mezcla gaseosa es igual a la suma de las presiones
parciales de sus respectivos componentes, siempre y cuando dicha presión parcial sea igual a la presión
que ejercería cada componente, cuando estuviera solo pero afectado por las mismas condiciones de
volumen y temperatura que la mezcla.
Analizando:
Sabemos:
ntotal = nA + nB ; pero:
……....(1)
T A B
P V P V P V
RT RT RT
• • •
 = +
A B
T A B T P P
P P P y P P P
= + = +

Donde:
A
B
P A
P B
P P
P P
=
=
Siempre que V y T Ctes
II. LEY DE AMAGAT (DE LOS VOLÚMENES PARCIALES)
En toda mezcla gaseosa su volumen total es igual a la suma de los volúmenes parciales de sus respectivos
componentes, siempre que el volumen parcial de cada componente sea igual al volumen que ocuparía
este cuando estuviera solo afectado pero por las mismas condiciones de presión y temperatura que la
mezcla.

84. Sabemos: ntotal = nA + nB;
pero:
Reemplazamos:
T A B
P V P V P V
RT RT RT
= +
A B
T A B T P P
V V V y V V V
= + = +

.. ... (II)
Donde:
A
B B
P A
P P
V V
V V
=
=
Siempre que P y TCtes.
III. POR DALTON Y AMAGAT
A A A
T T T
n P V
n P V
= =
... (III)
Multiplicamos a III x 100:
A A A
T T T
n P V
100 100 100
n P V
 = =
A A A
%n %P %V
= =

... (IV)
Además para 2 componentes:
A A A
B B B
n P V
n P V
= =
……….. ... (V)
La relación de sus presiones y/o volúmenes dependen de la relación de sus moles.
IV. FRACCIÓN MOLAR DE UN COMPONENTE EN UNA MEZCLA GASEOSA
Es la relación que existe entre el moles de un componente y el moles totales.
Sabemos que:
T A B
n n n
= +
………... (VI)
B A B
B A B
m m m
T T T
n n n
f f f
n n n
=  + = +
A B
m m
f f 1
 + =
A
B
m
T
n
f
n
=

85. V. MASA MOLECULAR APARENTE, TOTAL O PROMEDIO DE UNA MEZCLA GASEOSA ()
Sabemos que: pero:
... (VII)
VI. PORCENTAJE EN MASA DE UN COMPONENTE EN UNA MEZCLA GASEOSA
Sabemos que:
T A B
m m m
= +
Pero :
T A B
A B
T
n M n M n M
 = +
T A B
A B
T
m m
T
m
M f M f M
n
= + =

…..... (VIII)
VII. PORCENTAJE EN MASA DE UN COMPONENTE EN UNA MEZCLA GASEOSA
Sabemos que:
A
T
A
A
A
T T
M n
m
m 100% 100%
m M n
= =
%
A
T
A
A A
T
M
m
%m 100% %n
m M
= =

..... (VIII)
AUTOEVALUACION
NIVEL I
1. Un gas ideal ocupa un volumen de 50L a 350mmHg y 25°C. ¿Qué volumen ocupara a 700mmHg,
si la temperatura no varía?
A) 10L B) 25L
C) 50L D) 74L E) 90L
2. 60 litros de Gas se encuentra a 4 atmósfera y 27ºC. ¿Qué presión tendrá si el volumen disminuye
a 40 litros y la temperatura aumenta a 127ºC.
A) 8 Atm B)0,8 Atm C)80 Atm D)800 Atm E)75 Atm
3. Un gas ocupa un volumen de 60L a una determinada temperatura y una presión de 10 atm. Si el
volumen aumenta 40L y la temperatura se reduce a la cuarta parte. ¿Cuál es la nueva presión?

86. A)24 B) 15 C) 12,5
D)1,5 E) 12
4. Si la temperatura absoluta de un gas aumenta en un 50% de su valor inicial mientras que su
presión disminuye en un 50% de su valor inicial. ¿Qué sucede con el volumen?
A) aumenta en un 80%
B) disminuye en 300%
C) no varía
D) aumenta en 200%
E) disminuye en 50%
5. Se tiene 400ml de un gas ideal a 27° y 1atm si se cuadriplica su volumen a igual presión,
determine la nueva temperatura.
A) 654°C B) 245K C) 927°C
D) 927K E) 1200K
6. Un cilindro contiene He a una presión de 200 atm y 22 °C. Al desatarse un incendio en la zona la
temperatura sube a 900°C ¿Cuál será la presión del He en el cilindro?
A) 795,25atm B) 725,5atm
C) 735,5 atm D) 745,5 atm
7. Se tiene NH3 en un balón esférico a una presión de 16000 mmHg isotérmicamente todo el gas
se traslada a otro balón esférico pero el radio es el doble que el anterior. Calcular la presión del
segundo balón (en mmHg).
A) 1000 B) 2080 C) 2000
D) 8800 E) 37800
NIVEL II
8. ¿Cuántos globos de 6L de capacidad pueden llenarse a C.N. con el hidrógeno procedente de un
tanque que contiene 220L de hidrógeno a 13°C y 6atm?
A) 123 B) 150 C) 210
D) 350 E) 420
9. El siguiente gráfico representa el comportamiento de un gas ideal
determina la temperatura de la isoterma TB, si TD = 102°C.

87. A) 250°C
B) –23K
C) 23K
D) 289.5°C
E) –23°C
10. En un proceso isotérmico la presión de un gas se quintuplica, determine el volumen final si el
inicial es 800L.
A) 160L B) 320L C) 800L
D) 4000L E) 5200L
11. Un gas ideal ocupa un volumen de 50 litros a 350 mmHg y 25°C. ¿Qué volumen ocupará a 700
mmHg, si la temperatura no varía?
A) 25L B) 50L C) 70L
D) 80L E) 90L
12. Se tiene 400mL de un gas ideal a 27°C y 1atm, si se cuadruplica su volumen a igual presión,
determine la nueva temperatura.
A) 654°C B) 245K C) 927°
D) 927K E) 1200K
NIVEL III
13. Según el gráfico, hallar la temperatura en el punto “M” y la presión en el punto “C”.
a) 527°C, 16 atm
b) 807°C, 12 atm

88. c) 807°C, 19.2 atm
d) 527°C, 15 atm
14. Señalar las 3 variables fundamentales del estado gaseoso.
A) Volumen, tiempo, masa
B) Presión, masa, tiempo
C) Presión, volumen, tiempo
D) Presión, volumen, temperatura
E)Temperatura, tiempo, presión
15. Calcular el número de moles de un gas “G” que ocupa un volumen de 4.1L a 27° y 1.5 atm de
presión.
A) 0.15 B) 0.25 C) 0.35
D) 0.45 E) 0.55
16. Calcular el volumen que ocupa 800g de oxígeno (O2) a 8.2 atm y 127°C. ; Recordar M O2=32
A) 224L B) 200L C) 14.4L
D) 100L E) 500L
17. Determinar la masa del gas (C2H6) contenidos en un recipiente de 4L a 27°C y 780 mmHg.
A) 6g B) 7g C) 5g
D) 8g E) 12g
18. Hallar los moles que existe de un gas si este se encuentra a T=127ºC; P=12atm y ocupa un
volumen de 8,2 litros
A) 3 mol B)2 mol C)15 mol
D) 5 mol E) N.A.
19. Hallar el volumen en litros de 4 moles de un gas a P = 124,8 mmHg y T = 27ºC
A)600l B)300 C)1200

89. D)400 E)N.A.
20. Hallar el volumen de un gas que se encuentra a la presión de 0,082 atm y temperatura de 27ºC
si existe 1/30 de moles de dicho gas.
A) 0,1 B)10 C)0,01
D) 100 E) N.A.
21. Dos moles de un gas se encuentra dentro de un recipiente de capacidad 0,82 litros y a la
temperatura de 27ºC. Hallar la presión que soporta en atmósferas.
A) 60 atm B)6 C)12
D) 15 E)N.A.
22.En un recipiente de 800L se tiene 880g de C3H8 a
0.82atm. Determine la temperatura (°C) y densidad
del gas respectivamente.
A) 127°C, 1.1g/L B) 400°C, 1.1g/L
C) 420°C, 2.5g/L D) 127°C, 2.2g/L
E) 100°C, 1.2g/L
23.La presión de un gas es “a” atmósferas a
127°C. Hallar la temperatura final si el volumen es
constante y la presión se duplica.
24.Hallar la densidad de un gas que presenta: P=16,4 atm; T=27°C; M = 6,0 g/mol
25. 200 cm
3
de un gas medido a -73 ºC y presión de 400 mmHg se calienta a 127 ºC y la presión
aumenta al doble. Calcular el peso del gas si al final la densidad es de 2 g/L :
26. En el siguiente proceso. Hallar la presión “X” y el volumen “Y” según el gráfico.

90. SESION 5 : UNIDADES QUIMICAS DE MASA,
CC, FE, FM
27. En el siguiente gráfico, Hallar T1.
28. Las presiones parciales de 4 gases en un recipiente de 6 litros a 727°C son: PCO2= 0,82 atm,
PCO= 0,84 atm
PH= 0,21 atm Y PH2O= 0,32 atm
¿Cuántos gramos de CO2 hay en el recipiente?
LOGROS DE APRENDIZAJE:
• Al finalizar la sesión, el estudiante resuelve ejercicios y problemas relacionados a las
unidades de masa atómica, masa molecular y mol, haciendo uso de las fórmulas químicas
y de los pesos atómicos de los elementos químicos, en base a la interpretación del
problema, fundamentación e interpretación de sus resultados.
UNIDADES QUÍMICAS DE MASA
Definición:
Son las que se utilizan para expresar la cantidad de masa y volumen de las sustancias.
1. Masa Atómica o Peso Atómico
UNIDAD 2 : Unidades de masa en las
Reacciones quimicas

91. El peso atómico es el peso promedio relativo y ponderado asignado a los átomos de un elemento y
comparado con la doceava parte de la masa del isótopo carbono 12 a quien se le denomina unidad de
masa atómica.
12
12
1
1 −
= masaC
uma
La suma tiene un equivalente expresado en gramos:
1uma = 1,66 x 10-24
g
Nota:
Debemos diferenciar entre el peso atómico y el número de masa; éste último es como la suma de
protones y neutrones.
2. Determinación de la masa atómica promedio de una elemento (M.A.)
Es un promedio ponderado de las masas atómicas relativas de los isótopos de un elemento. La
ponderación se hace con las abundancias naturales de los isótopos.
Isótopos Abundancia
A1E ----------------------- a%
A2E ----------------------- b%
A3E -------------------- ---------- n%
Luego:
100
2
1 +
+
+
=
%
n
A
........
%
b
A
%
a
A
.
A
.
M n
)
E
(
3. Masa atómica (M.A.) o peso atómico (P.A.)
Es la masa relativa de un elemento, se determina comparando su masa atómica absoluta con respecto a la
unidad de masa atómica (U.M.A.) de acuerdo a esta definición la masa atómica no tiene unidades.
Pesos Atómicos Notables

92. Elem. H C N O Na Mg Al P S
P.A. 1 12 14 16 23 24 27 31 32
Elem. Cl K Ca Cr Mg Fe Cu Zn Br
P.A. 35,5 39 40 52 55 56 63,5 63,4 81
4. Masa molecular relativa o peso molecular (M)
Representa la masa relativa promedio de una molécula de una sustancia covalente. Se determina
sumando los pesos atómicos de los elementos teniendo en cuenta el número de átomos de cada uno en la
molécula.
Ejemplos:
H2O → M = 2 x P.A. (H) + 1 x P.A.(O)
= 2 x 1 + 1 x 16 = 18 U.M.A.
1. H2SO4 → M = 2 x P.A. (H) + 1 x P.A. (S) + 4 x P.A. (O)
= 2 x 1 + 1 x 32 + 4 x 16
= 98 U.M.A.
Ahora calcularemos la masa molecular de las siguientes sustancias: oxígeno, cloruro de sodio, sulfito de
aluminio y glucosa.
5. Concepto de MOL
Es la cantidad de sustancia que contiene tantas unidades estructurales (átomos; moléculas, iones,
electrones, etc.) como átomos hay exactamente en 12 g (0,012 kg) de carbono –12. La cantidad de átomos
en 12 g de C-12 es 6,023.1023
(llamado número de Avogrado NA)
1 mol = 6,023.1023
unidades = NA
unidades
Así, tendríamos entonces:
1 mol (átomos) = 6,023.1023
átomos
1 mol (moléculas) = 6,023.1023
moléculas
1 mol (electrones) = 6,023.1023
electrones
6. Atomogramo (at-g)
En el peso en gramos de un mol de átomos (6.023.1023
átomos) de un elemento. Este peso es
exactamente igual al peso atómico expresado en gramos.

93. 1 at-g = M.A. (g)
Ejemplo:
En el magnesio, M.A. (g) = 24 U.M.A.
1at-g (mg) = 24 g → 6,023.1023
átomos de mg
7. Mol-gramo o molécula gramo (mol-g)
Es el peso en gramos de un mol de moléculas (6,023.1023
moléculas) de una sustancia química.
Se determina expresando el peso molecular en gramos.
1 mol-g = M (g)
Ejemplo: En el agua
.
A
.
M
.
U
18
M O
H2
=
1 mol-g (H2O) = 18 g
representa
= 18g 6,023.102
el peso de moléculas de agua
8. Número de moles en una cierta muestra (n)
En los ejercicios aplicativos, haciendo uso de la regla de tres simple, se pueden deducir fórmulas para
hallar el número de átomos gramos y número de mol-gramos.
Generalizando las fórmulas tenemos:
at-g <> n(átomos) =
NA
átomos
º
N
.
A
.
M
m
=
mol-g <> n(molécula) =
NA
.
moléc
º
N
M
m
=
Donde:
m → es la masa de la muestra en g.
M.A. y M se expresan en g/mol
9. Volumen molar (Vm)
Es el volumen ocupado por un mol de cualquier gas a determinadas condiciones de presión y
temperatura. En condiciones de presión y temperatura. En condiciones normales (CN). Es decir, si la

94. presión es 1 atm (103,3 kPa) y la temperatura es 0 ºC (273 k), el volumen molar es 22,4 independiente de
la naturaleza del gas.
C.N.
1 mol-g de gas 22,4 
Ejemplo:
Considerando C.N.
1 mol-g (H2) = 22,4  = 2g de H2
= 6,023.1023
moléculas
Es importante recordar la siguiente relación:
Vm
V
n =
Donde:
V → Es el volumen que ocupa el gas (l )
Vm → 22,4  /mol
COMPOSICIÓN CENTESIMAL (C.C.) DE UN COMPUESTO
Es el porcentaje en peso o masa de cada uno de los elementos que constituyen el compuesto. Se halla en la
práctica mediante técnicas de análisis cuantitativo y en forma teórica a partir de la fórmula del compuesto.
Determinación de c.c. a partir de la fórmula de un compuesto
Ilustremos el método con dos ejercicios.
Ejercicio 1
Hallar la composición centesimal del H2O.
P.A.: O = 16 u.m.a., H = 1 u.m.a.
Resolución:
O
H2
M = 2 x 1 + 1 x 6 =

95. 2 u.m.a . + 16 u.m.a. = 18 u.m.a.
H O H2O
%
11
,
11
100
x
.
a
.
m
.
u
18
.
a
.
m
.
u
2
100
x
W
W
W
%
O
H
T
O
2
=
=
=
%
89
,
88
100
x
.
a
.
m
.
u
18
.
a
.
m
.
u
16
100
x
W
W
W
%
O
H
T
O
2
=
=
=
=
C.C. del H2O es: H = 11,11% y O = 88,89%
FÓRMULAS QUÍMICAS
En el análisis de un compuesto, lo primero que establece el químico experimentador es la fórmula empírica, y
posteriormente establece la fórmula molecular (sólo si el compuesto es covalente, por lo tanto existe
molécula), luego de hallar previamente el peso molecular del compuesto mediante métodos adecuados.
¿Qué es fórmula empírica o fórmula mínima? ¿qué es fórmula molecular? ¿qué relación hay entre dichas
fórmulas? Veamos:
Fórmula Empírica (F.E.)
Llamada también fórmula mínima, es aquella que indica la relación entera más simple (relación aparente)
entre los átomos de los elementos en una unidad fórmula de un compuesto. Se puede establecer conociendo
su composición centésima (C.C.) o conociendo experimentalmente el peso de cada uno de los elementos en el
compuesto. Los compuestos iónicos se representan únicamente mediante la fórmula mínima o empírica.
Ejemplos:
CaCl2, NaCl, Na2SO4, Al(NO3), Al2O3, Ca CO3, CuSO4, 5H2O, etc.
Fórmula molecular (F.M.)

96. Es aquella fórmula que indica la relación entera real o verdadera entre los átomos de los elementos que
forman la molécula. Se emplea para representar a los compuestos covalentes.
Se establece conociendo primero la fórmula empírica y luego el peso molecular del compuesto. Veamos
algunos ejemplos comparativos entre dichas fórmulas para establecer una relación.
Compuesto Fórmula
molecular
K Fórmula
empírica
Benceno C6H6 6 CH
Ácido acético C2H4O2 2 CH2O
Propileno C3H6 3 CH2
Peróxido de
hidrógeno
H2O2 2 HO
Ácido oxálico C2H2O4 2 CHO2
¿Qué relación observamos?
La F.M. es un múltiplo entero (K) de la F.E.:
F.M. = K F.E.
Por lo tanto, el peso molecular real también debe ser múltiplo entero del peso molecular de la fórmula
empírica.

.
E
.
F
.
M
.
F
.
E
.
F
.
M
.
F
M
M
K
M
K
M =

=
Donde: K = 1, 2, 3, 4,.......
Si K = 1  F.M. = F.E.
Ejemplos:
H2O, NH3, H2SO4, C12H22O11, H3PO4, etc. Cada una de estas fórmulas representan al mismo tiempo F.E. y F.M.; es
F.E. porque muestra la mínima relación entera de átomos y es F.M. porque representa la fórmula verdadera
del compuesto covalente.
Regla práctica para establecer la fórmula empírica a partir de la composición centesimal de un compuesto
Ilustremos el procedimiento con un ejemplo: