1. CIRCULO DE ESTUDIO.
“VOCACION A LA DOCENCIA”
KIRYAT GEARIN AQUINO ESPINOSA.
CRONOGRAMA DE ACTIVIDADES Y TEMAS
FECHAS TEMAS
1 SEPTIEMBRE PROPIEDADES DE LA MATERIA
8 SEPTIEMBRE MEZCLAS Y METODOS DE SEPARACION
15 SEPTIEMBRE ANTECEDENTES DEL ÁTOMOS Y LA TABLA PERIODICA
22 SEPTIEMBRE CONFIGURACION ELECTRONICA
29 SEPTIEMBRE PESO MOLECULAR, PORCENTAJE Y PARTES
6 OCTUBRE NOMENCLATURA QUIMICA INORGANICA
13 OCTUBRE NOMENCLATURA QUIMICA INORGANICA
20 OCTUBRE BALANCEO DE ECUACIONES
CLASE 1
TEMA: PROPIEDADES DE LA MATERIA
OBJETVO: DETERMINAR Y DIFERENCIAR LAS PROPIEDADES DE LA MATERIA

2. DESCRIPCION:
Propiedades de la materia ordinaria
Propiedades generales: Las presentan los sistemas materiales básicos sin distinción y por
tal motivo no permiten diferenciar una sustancia de otra. Algunas de las propiedades
generales se les da el nombre de extensivas, pues su valor depende de la cantidad de
materia, tal es el caso de la masa, el peso, volumen. Otras, las que no dependen de la
cantidad de materia sino de la sustancia de que se trate, se llaman intensivas. El ejemplo
paradigmático de magnitud intensiva de la materia másica es la densidad.
Propiedades extensivas: Son las cualidades de la materia dependientes de la cantidad de
que se trate. Son aditivas y de uso más restringido para caracterizar a las clases de materia
debido a que dependen de la masa o cantidad de materia. Si de las propiedades intensivas
puede decirse que caracterizan a las distintas sustancias o materiales, de las propiedades
extensivas puede decirse que caracterizan a los cuerpos o los sistemas materiales.
Propiedades intensivas y características: Son las cualidades de la materia independientes
de la cantidad que se trate, es decir no dependen de la masa no son aditivas y, por lo
general, resultan de la composición de dos propiedades extensivas. El ejemplo perfecto lo
proporciona la densidad, que relaciona la masa con el volumen. Es el caso también del
punto de fusión, el punto de ebullición, el coeficiente de solubilidad, el índice de refracción,
etc.
Propiedades químicas: Son propiedades distintivas de las sustancias que se observan
cuando se combinan con otras, es decir, que les pasa en procesos por los que, por otra
parte, las sustancias originales dejan generalmente de existir, formándose con la misma
materia otras nuevas. Las propiedades químicas se manifiestan en los procesos químicos
(reacciones químicas), mientras que las propiedades propiamente llamadas propiedades
físicas, se manifiestan en los procesos físicos, como el cambio de estado, la deformación,
el desplazamiento, etc.
Ejemplos de propiedades químicas:
• Corrosividad de ácidos
• Poder calorífico o energía calórica
• Acidez
• Reactividad
EJERCIO UNO DE EXPLICACION:
PROP. GENERALES PROP. ESPECIFICAS PROP. PARTICULARES
CIERRE: EJERCICIOS:
1: ¿Menciona 5 propiedades generales de la materia?
2:¿Cuándo se describe a la materia por su característica de cantidad o masa se hace referencia a?
3:¿Qué diferencias existen entre las características físicas de las químicas?

3. CLASE 2: MEZCLAS Y METODOS DE SEPARACION
SUSTANCIAS:
Toda sustancia tiene un conjunto único de propiedades (características que nos permiten identificarlas) y
distinguirlas de otras sustancias. Una sustancia tiene una composición fija y propiedades que la
distinguen. Estas propiedades pueden ser físicas o químicas.
MEZCLAS
Las propiedades físicas son las que podemos medir sin cambiar la identidad de la sustancia, por
ejemplo, color, olor, densidad, punto de fusión, punto de ebullición, dureza. Las propiedades químicas
describen la forma en que una sustancia puede cambiar (reaccionar) para formar otras sustancias.
Cuando dos o más sustancias puras se mezclan y no se combinan químicamente, aparece una mezcla.
Una mezcla puede ser separada en sus componentes (sustancias) simplemente por métodos físicos.
Estas pueden ser clasificadas en homogéneas y heterogéneas.
a) Mezclas heterogéneas: no son uniformes; en algunos casos, puede observarse la discontinuidad a
simple vista (sal y carbón, por ejemplo); en otros casos, debe usarse una mayor resolución para
observar la discontinuidad. Estas mezclas heterogéneas se les llama coloide (emulsiones y
suspensiones)
b) Mezclas homogéneas: son totalmente uniformes (no presentan discontinuidades al
ultramicroscopio) y presentan iguales propiedades y composición en todo el sistema, algunos ejemplos
son la salmuera, el aire. Estas mezclas homogéneas se denominan soluciones.
Una solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias dispersadas como moléculas, átomos
o iones, en vez de permanecer como agregados de regular tamaño.
Existen soluciones donde las sustancias que se mezclan tienen distintos estados de agregación; así,
hay soluciones de gas en gas (en realidad, todas las mezclas de gases son soluciones), de gas en
líquido, de líquido en líquido, de sólido en líquido, de sólido en sólido (aleaciones)
Una de las sustancias que forman la solución se denomina disolvente; suele ser el componente que se
encuentra en mayor cantidad. La otra u otras sustancias en la solución se conocen como solutos.
Estado de la solución Estado del disolvente Estado del soluto Ejemplo
Gaseoso Gaseoso Gasoso Abre
Líquido Líquido Gaseoso Oxígeno en agua
Líquido Líquido Líquido Alcohol en agua
Líquido Líquido Sólido Sal en agua
Sólido Sólido Gaseoso Hidrógeno en Platino
Sólido Sólido Líquido Mercurio en Plata
Sólido Sólido Sólido Plata en Oro
El solvente o disolvente es el componente considerado como la sustancia que disuelve al otro
componente o soluto. Esta distinción, aunque arbitraria, es bastante útil. Cuando ambos son líquidos, y uno
de ellos es mucho más abundante que el otro, se le llama disolvente al más abundante: en el vinagre, el
agua es el disolvente y el ácido acético, el soluto; en un ácido acético ligeramente contaminado con agua, la
situación es inversa. Pero en ocasiones, la denominación de soluto y solvente se realiza simplemente
adjudicando el primer nombre a aquella sustancia que nos interesa más desde el punto de vista químico; así,
en las soluciones concentradas de ácido sulfúrico (tienen 98 g de ácido por cada 2 g de agua) se llama
convencionalmente soluto al ácido sulfúrico.
a) Diluida: es aquella que contiene solamente una pequeña cantidad de soluto (o solutos) en relación
a la cantidad de disolvente.
b) Concentrada: es aquella que contiene una gran proporción de soluto. Estos términos son tan
imprecisos como las palabras "grande" o "pequeño", en realidad, estos términos serán usados de
acuerdo a la máxima cantidad de soluto que puede disolverse -en esas condiciones- en esa
cantidad de solvente (que obviamente cambia de acuerdo a las sustancias consideradas).
c) Saturada: precisamente, aquellas soluciones que contienen la máxima cantidad de soluto posible
disuelta en cierta cantidad de solvente, se denominan saturadas. La concentración de soluto en
esas soluciones se denomina solubilidad; esta cantidad varía, en general, con la temperatura.
d) Sobresaturada: en ocasiones, un solvente disuelve mayor cantidad de soluto que la que es posible
a esa temperatura (mayor que la solubilidad); ese tipo de soluciones se denomina sobresaturada.
Una solución de este tipo no representa una situación estable y finalmente deriva en la solución
saturada correspondiente y un exceso de soluto sin disolver.
Los diferentes sistemas homogéneos que constituyen el sistema heterogéneo se denominan
fases.
Existen gran número de métodos para separar los componentes que forman una mezcla; en realidad,
cada mezcla implicará el uso de uno o más métodos particulares para su separación en los
componentes individuales. Describiremos brevemente solo algunos de estos métodos:
METODOS DE SEPARACION DE MEZCLAS:
• Mezclas heterogéneas: Filtración, evaporación, decantación, centrifugado, tamizado, levigación,
magnetismo, sublimación, selección, floculación.
• Mezclas homogéneas: Destilación, cromatografía, cristalización, electrolisis

4. CLASE 2
EJERCICIO DE LA CLASE:
EJERCICIO FINAL:
1. Menciona cuales son los métodos utilizados para separar mezclas heterogéneas:
2. de la siguiente lista cuales son mezclas homogéneas y cuales son mezclas heterogéneas:
1) tostada y agua _______________________________
2) sopa de verdura ________________________________
3) bebida mineral ________________________________
4) jugo de fruta ________________________________
5) te ________________________________
6) café ________________________________
7) agua de mar ________________________________
8) agua potable ________________________________
9) agua y arena de playa ________________________________
10) agua y tierra ________________________________
11) agua y tiza ________________________________
12) agua y vinagre ________________________________
3. describe al tipo de mezcla saturada y sobre saturada:
CLASE 3 LOS ÁTOMOS

5. Evolución del Modelo Atómico: La concepción del átomo que se ha tenido a lo largo de la
historia ha variado de acuerdo a los descubrimientos realizados en el campo de la física y la
química. A continuación se hará una exposición de los modelos atómicos propuestos por los
científicos de diferentes épocas. Algunos de ellos son completamente obsoletos para explicar los
fenómenos observados actualmente, pero se incluyen a manera de reseña histórica.
Modelo de Dalton: Fue el primer modelo atómico con bases científicas, fue formulado en 1808 por
John Dalton.
Este primer modelo atómico postulaba:
• La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son
indivisibles y no se pueden destruir.
• Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen su propio peso y cualidades
propias. Los átomos de los diferentes elementos tienen pesos diferentes.
• Los átomos permanecen sin división, aún cuando se combinen en las reacciones químicas.
• Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones simples.
• Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y
formar más de un compuesto.
• Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos distintos.
Sin embargo desapareció ante el modelo de Thomson ya que no explica los rayos catódicos, la
radioactividad ni la presencia de los electrones (e-) o protones (p+).
Modelo de Thomson
Luego del descubrimiento del electrón en 1897 por Joseph John
Thomson, se determinó que la materia se componía de dos partes, una negativa y una positiva. La
parte negativa estaba constituida por electrones, los cuales se encontraban según este modelo
inmersos en una masa de carga positiva a manera de pasas en un pastel.
Detalles del modelo atómico: Para explicar la formación de iones, positivos y negativos, y la presencia
de los electrones dentro de la estructura atómica. Diseño una nube positiva que contenía las pequeñas
partículas negativas (los electrones) suspendidos en ella. En número de cargas negativas y positivas
adecuadas para neutralización de cargas.
Modelo de Rutherford
Modelo fue desarrollado por el físico Ernest Rutherford a partir de los
resultados obtenidos en lo que hoy se conoce como el experimento de Rutherford en 1911.
Representa un avance sobre el modelo de Thomson, ya que mantiene que el átomo se compone
de una parte positiva y una negativa, sin embargo, a diferencia del anterior, postula que la parte
positiva se concentra en un núcleo, el cual también contiene virtualmente toda la masa del átomo,
mientras que los electrones se ubican en una corteza orbitando al núcleo en órbitas circulares o
elípticas con un espacio vacío entre ellos. Rutherford predijo la existencia del neutrón en el año
1920, por esa razón en el modelo anterior (Thomson), no se habla de éste.

6. Modelo de Bohr
Este modelo es estrictamente un modelo del átomo de hidrógeno
tomando como punto de partida el modelo de Rutherford. “El átomo es un pequeño sistema solar
con un núcleo en el centro y electrones moviéndose alrededor del núcleo en orbitas bien
definidas.” Las orbitas están cuantizadas (los e- pueden estar solo en ciertas orbitas)
• Cada orbita tiene una energía asociada. La más externa es la de mayor energía.
• Los electrones no radian energía (luz) mientras permanezcan en orbitas estables.
• Los electrones pueden saltar de una a otra orbita. Si lo hace desde una de menor energía a
una de mayor energía absorbe un cuanto de energía (una cantidad) igual a la diferencia de
energía asociada a cada orbita. Si pasa de una de mayor a una de menor, pierde energía
en forma de radiación (luz).
Modelo de Schrödinger: Modelo Actual
Densidad de probabilidad de ubicación de un electrón para los primeros
niveles de energía. Después de que Louis-Víctor de Broglie propuso la naturaleza ondulatoria de la
materia en 1924, la cual fue generalizada por Erwin Schrödinger en 1926, se actualizó nuevamente
el modelo del átomo.
En el modelo de Schrödinger se abandona la concepción de los electrones como esferas diminutas
con carga que giran en torno al núcleo, que es una extrapolación de la experiencia a nivel
macroscópico hacia las diminutas dimensiones del átomo. En vez de esto, Schrödinger describe a
los electrones por medio de una función de onda, el cuadrado de la cual representa la probabilidad
de presencia en una región delimitada del espacio. Esta zona de probabilidad se conoce como
orbital. La gráfica siguiente muestra los orbitales para los primeros niveles de energía disponibles
en el átomo de hidrógeno y oxígeno.
EVOLUCION DE LA TABLA PERIODICA:
Ley de las tríadas: En 1817 Johann Dobereiner observó que el peso atómico del estroncio era
aproximadamente la media entre los pesos del calcio y del bario, en 1829 descubre la triada de
halógenos compuesta por cloro, bromo y yodo, y la triada de litio, sodio y potasio elementos que
poseen propiedades químicas similares entre si en sus respectivas familias dando así el resultado
del elemento central como un promedio de los dos extremos. (la Ley de Tríadas).
Las investigaciones llevadas a cabo presentaban la dificultad de que no siempre se disponía de
valores exactos para las masas atómicas y se hacía difícil la búsqueda de regularidades.
Dimitri Mendeleyev: publicó en el año 1869 una tabla periódica en la que situó todos los
elementos conocidos en aquella época, ordenando los elementos de forma tal que los elementos
pertenecientes a una misma familia aparecen en la misma línea horizontal. El descubrimiento del
helio causó a Mendeleyev una gran contrariedad, ya que este nuevo elemento no tenía un lugar
adecuado para colocarse en la Tabla, pero en el fondo fue una brillante confirmación de la ley
periódica ya que el helio, junto con los demás gases nobles descubiertos más tarde, constituyeron
el grupo 0.
Éstas eran anomalías en la tabla, así que él predijo debido a la universalidad de la ley la existencia
de los elementos con las características indicadas por el espacio que ocupan en la tabla. Empleó
la palabra sánscrita eka, que significa uno. En 1875 el francés Lecoq de Boisbaudran encontró al

7. eka-Aluminio y lo llamó Galio; en 1879 eka-Boro fue descubierto por el sueco Nilson que lo llamó
Escandio; finalmente en 1886 el alemán Winkler encontró al Germanio.
EJERCICIO DE CLASE:
ATOMO
J. DALTON:
PRINCIPALES AVANCES POR LOS
CIENTIFICOS
THOMPSON
APORTACIONES
EJERCICIO FINAL:
1. ¿En cual de las teorías se hace mención que todos los átomos poseen energía asociada
pero que la capa u orbital externo existe una mayor cantidad de dicha energía?
2. Cierto o Falso que los electrones no son pequeñas bolitas diminutas ya que estas no
existen como tal pero que los electrones se mueven de una forma ondulatoria:
3. Describe las principales aportaciones del conocimiento de los elementos químicos según
Dimitri I. Mendeleyev.

8. CLASE 4: CONFIGURACION ELECTRONICA
La configuración electrónica es el modo en el cual los electrones están ordenados en un átomo.
Dos electrones no pueden estar en el mismo estado cuántico a la vez. Por lo tanto, en el momento
en que un estado es ocupado por un electrón, el siguiente electrón debe ocupar un estado
mecanocuántico diferente. En el átomo, los estados estacionarios de la función de onda de un
electrón, se denominan orbitales, por analogía con la clásica imagen de los electrones orbitando
alrededor del núcleo. Estos estados tienen cuatro números cuánticos:
1. El número cuántico principal (n), que está relacionado con la energía del electrón. esto
demuestra el tamaño del orbital 0-7
2. El (primer) número cuántico orbital (l), que es un entero positivo que está relacionado con el
momento angular y está relacionado también con las correcciones energéticas del nivel orbital.
Esta significa la forma del átomo. S, P, D, F
3. El segundo número cuántico orbital o número cuántico magnético (m), que es número
entero (positivo, negativo o cero), relacionado con el tercer componente del momento angular.
S=1 P=3 D=5 F=7
4. El número cuántico de spín (s), que para un electrón toma los valores +1/2 o -1/2.
En resumen, el principio de exclusión de Pauli quiere decir que no puede haber dos electrones
en un mismo átomo con los cuatro valores de los números cuánticos iguales.
Bloques de la tabla periódica : Las propiedades químicas de un átomo dependen mucho de
cómo están ordenados los electrones en los orbitales de más energía (a veces llamados de
valencia), aparte de otros factores como el radio atómico, la masa atómica.
Conforme se baja en un grupo de elementos, desde el más ligero al más pesado, los electrones
son más externos, en niveles de energía más altos, y que por tanto es más fácil que participen en
las reacciones químicas, están en el mismo orbital, con una forma parecida, pero con una energía
y distancia al núcleo mayores. Por ejemplo, el carbono y el plomo tienen cuatro electrones en sus
orbitales más externos. Debido a la importancia de los niveles energéticos más exteriores, las
distintas regiones de la tabla periódica se dividen en bloques, llamándolas según el último nivel
ocupado: bloque s, bloque p, bloque d y bloque f, tal como se ve en el diagrama.
*Regla del octeto: Para que un átomo sea estable debe tener todos sus orbitales llenos (cada
orbital con dos electrones, uno de spín +1/2 y otro de spín -1/2) Por ejemplo, el oxígeno, que tiene
configuración electrónica 1s², 2s², 2p4, debe llegar a la configuración 1s², 2s², 2p6 con la cual los
niveles 1 y 2 estarían llenos. Recordemos que la Regla del octeto, justamente establece que el
nivel electrónico se completa con 8 electrones, excepto el Hidrógeno, que se completa con 2
electrones. Entonces el oxígeno tendrá la tendencia a ganar los 2 electrones que le faltan, por esto
se combina con 2 hidrógenos (en el caso del agua, por ejemplo), que cada uno necesita 1 electrón
(el cual recibe del oxígeno) y otorga a dicho átomo 1 electrón cada uno. De este modo, cada
hidrógeno completó el nivel 1 y el oxígeno completó el nivel 2.
En química se denomina orbital a la zona del espacio que rodea a un núcleo atómico donde la
probabilidad de encontrar un electrón es máxima, cercana al 90%.
Distribución Electrónica: EDIFICACION PROGRESIVA DE AUFBAU
Es la distribución de los electrones en los subniveles y orbitales de un átomo.
1S 2S 2P 3S 3P 4S 3d 4P 5S 4d 5P 6S 4F 5d 6P 7S 5F 6d 7P
*Analicemos las configuraciones de los siguientes elementos:

9. Ne10 1s2s2, 2p6
Mg12 1s2, 2s2, 2p6, 3s2
Ar18 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6
Fe26 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6,4s2, 3d6
Kr36 12s, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6,4s2, 3d10,4p6
Sr38 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6,4s2, 3d10,4p6, 5s2
EJERCICIO DE CLASE:
1. Numero cuántico que hace referencia a los subniveles de energía.
2. ¿Cual es la cantidad de electrones que el orbital (d y f)?
3. ¿Cuantos tipos de configuración existen?
EJERCICIO FINAL:
Realiza las siguientes configuraciones químicas:
ATOMO CONFIGURACION ELECTRONICA SEGÚN PAULI
Si14
Rb37
Ti22

10. CLASE 5: CONFIGURACION ELECTRONICA Y ESTRUCTURA DE LEWIS
METODO DE PAULI: 1S 2S 2P 3S 3P 4S 3d 4P 5S 4d 5P 6S 4F 5d 6P 7S 5F 6d 7P
METODO DE KERNEL
Si realizamos la configuración electrónica de átomos multielectrónicos. Como la plata y el bario,
nos daremos cuenta que es muy laboriosa por el número de subniveles y electrones que debemos
llenar y distribuir. En estos casos, se emplea el método del kernel, el cual es una abreviatura de la
configuración de un gas noble: Ne. 10 Ar 18 kr 36 Xe 54 Rn 86
16
S Ejemplo
10
Ne
1. Ubicar el nivel del átomo a configurar.
2. Determinar cual es gas noble que antecede en cantidad de electrones. siempre esta en el
nivel anterior.
3. Solo se utiliza el nivel de configuración donde esta ubicado el elemento ejemplo.
6s2 5S2 4d10 5p4
52
Ba 56 Te
N= 6 N= 5
S= S S=p
Xe 54 Kr 36
*como los métodos de los números cuánticos y las configuraciones de Arnold Sommerfield, Pauli y
Kernel no utilizaron todos los números cuánticos en estas aplicaciones solo se utilizaron la (n y la
l) y por lo tanto la llegada de otro científico de nombre Hund que emplea la (m y la s) que son las
orientaciones y la trayectoria.
*las orientaciones (m) que son para: representados por recuadros
S=1 p=3 d=5 f=7
* Y para agregar la cantidad de electrones se ubican de acuerdo a la capacidad de cada uno
de los subniveles. S=2 p=6 d=10 f=14
Te 52
N= 5
S=p

11. Kr 36 5S2 4d10 5p4
Estructura de Lewis, también llamadas diagramas de puntos, son representaciones gráficas que
muestran los enlaces entre los átomos de una molécula y los pares de electrones solitarios que
puedan existir.
El diagrama de Lewis se puede usar tanto para representar moléculas formadas por la unión de
sus átomos mediante enlace covalente como complejos de coordinación. La estructura de Lewis
fue propuesta por Gilbert Lewis, quien lo introdujo por primera vez en 1916 en su artículo La
molécula y el átomo.
Las estructuras de Lewis muestran los diferentes átomos de una determinada molécula usando su
símbolo químico y líneas que se trazan entre los átomos que se unen entre sí. En ocasiones, para
representar cada enlace, se usan pares de puntos en vez de líneas. Los electrones desapareados
(los que no participan en los enlaces) se representan mediante una línea o con un par de puntos, y
se colocan alrededor de los átomos a los que pertenece.
Según la regla del octeto, los átomos son más estables cuando consiguen ocho electrones en la
capa de valencia, sean pares solitarios o compartidos mediante enlace covalente. Considerando
que cada enlace covalente simple aporta dos electrones a cada átomo de la unión, al dibujar un
diagrama o estructura de Lewis, hay que evitar asignar más de ocho electrones a cada átomo,
Sin embargo, hay excepciones. Por ejemplo, el hidrógeno tiene un sólo electrón en su capa de
valencia, la cual puede aceptar como máximo dos electrones; por eso, solo puede compartir su
electrón con sólo un átomo formando un sólo enlace. Por otra parte, los átomos no metálicos a
partir del tercer período pueden formar "octetos expandidos"--es decir, pueden contener más que
ocho electrones en su capa de valencia, por lo general colocando los electrones extra en orbitales
d.
Ejemplos del modelo:
Al2O3: procedimiento:
1. determinar la valencia de cada uno de los elementos y esto puede realizarse con la tabla
periódica o realizando la configuración electrónica y determinando si es factible que cedan
electrones o que acepten según esta regla “si la valencia es menor de 5 ceden y si es
mayor aceptan” caso especifico aluminio ( +3) oxigeno (-2) ya que el aluminio para
tener ocho es su ultimo nivel le sobran 3 y el oxigeno le faltan 2
2. el signo de la parte izquierda siempre es positivo y significa que cede y el signo de la parte
derecha es negativo y significa que acepta electrones.
3. posteriormente se distribuyen así:
Al+++ * **0***
+3
+ * **0*** Al + 3 + * **0***+ (-2)
Al+++ * **0*** cede 3 acepta 2 cada uno= 6 electrones
EJERCICIO DE CLASE:
1. Realiza la configuración electrónica del prometió (61) con el método de Pauli
2. Menciona cual de los métodos utiliza todos lo números cuánticos
3. ¿Que es la regla del octeto?

12. 4. Realiza por el método de Lewis el siguiente compuesto químico CO2
EJERCICIO DE EVALUACIÓN:
1. configura por el método de kernel al tantalio Ta73
2. Utilizando el método de Hund y Pauli configura electrónicamente al Germanio (Ge32)
3. Realiza con la estructura de Lewis el siguiente compuesto: NH3

13. CLASE 6 NOMENCLATURA QUIMICA INORGANICA
Número o estado de oxidación: o estado de oxidación (EDO), es un concepto teórico
convencional que es importante tener en cuenta para la nomenclatura en química inorgánica.
Se define como la carga aparente que adquiere un átomo cuando forma parte de un
compuesto. Cada elemento químico tiene una capacidad de combinación que le es propia y
que se designa por uno o más números enteros positivos y/o negativos
Estado de oxidación de los elementos representativos.
Grupo I Grupo II
Nombre Símbolo EDO Nombre Símbolo EDO
Litio Li +1 Berilio Be +2
Sodio Na +1 Magnesio Mg +2
Potasio K +1 Calcio Ca +2
Rubidio Rb +1 Estroncio Sr +2
Cesio Cs +1 Bario Ba +2
Francio Fr +1 Radio Ra +2
Grupo III Grupo IV
Nombre Símbolo EDO Nombre Símbolo EDO
Boro B +3 Carbono C +2 y +4
Aluminio Al +3 Silicio Si +2 y ±4
Galio Ga +3 Germanio Ge +2 y ±4
Indio In +3 Estaño Sn +2 y +4
Talio Tl +3 Plomo Pb +2 y +4
Grupo V Grupo VI
Nombre Símbolo EDO Nombre Símbolo EDO
Nitrógeno N +1, +2, ±3, +4 y +5 Oxígeno O -1 y -2
Fósforo P ±3 y+5 Azufre S ±2, +4 y +6
Arsénico As ±3 y+5 Selenio Se -2, +4 y +6
Antimonio Sb ±3 y+5 Teluro Te -2, +4 y +6
Bismuto Bi +3 y +5 Polonio Po ±2 y +4
Grupo VII
Nombre Símbolo EDO
Flúor F -1
Cloro Cl ±1, +3, +5 y +7
Bromo Br ±1 y +5
Yodo I ±1, +5 y +7
Astato At ±1, +5 y +7
Estado de oxidación de algunos elementos de transición.
Grupo I Grupo II
Nombre Símbolo EDO Nombre Símbolo EDO
Cobre Cu +1 y +2 Zinc Zn +2
Plata Ag +1 Cadmio Cd +2
Oro Au +1 y +3 Mercurio Hg +1 y +2
Grupo VI Grupo VII
Nombre Símbolo EDO Nombre Símbolo EDO
Cromo Cr +2, +3 y +6 Manganeso Mn +2, +3, +4,
Molibdeno Mo +2, +3, +4, +5 y +6 +6 y +7
Grupo VIII
Nombre Símbolo EDO
Hierro Fe +2 y +3
Cobalto Co +2 y +3
Níquel Ni +2 y +3
Paladio Pd +2 y +4

14. Platino Pt +2 y +4
Con fines netamente prácticos definiremos algunas reglas que nos permiten determinar el
estado de oxidación de los elementos constituyentes de una fórmula química.
1. El número de oxidación de cualquier sustancia elemental es 0.
2. El número de oxidación para el hidrógeno es +1, excepto cuando forma hidruro que
es -1.
3. El número de oxidación del oxígeno es -2, excepto cuando forma peróxido que es -1.
4. El número de oxidación de los elementos del grupo I-A (metales alcalinos) es +1.
5. El número de oxidación de los elementos del grupo II-A (metales alcalinos térreos) es
+2.
6. Los números de oxidación de los elementos restantes se determinan tomando en cuenta las
reglas anteriores, considerando además que la suma algebraica de los números de
oxidación de los elementos que componen un compuesto neutro es cero, y de un ion es
igual a su carga.
*REGLAS GENERALES
a) Para determinar el nombre de los compuestos es necesario determinar en primera instancia
si existe la presencia de metales o no metales en la formula.
*Si están presentes los metales la terminación que se usara serán con OSO la Valencia
MENOR
(OXIDOS)
*Si están presentes los no metales las terminaciones que se usaran serán con:
(ANHIDRIDOS, ACIDOS
OXIACIDOS). Valencias 1- 2 hipo ___oso
3- 4 ___oso
5- 6 ___ico
7 per ___ico
b) En el caso especifico de las SALES BINARIAS; para los no metales siempre traban con su
valencia menor dependiendo al grupo par e impar (-1 y -2 con excepción del fósforo y el
boro -3) y se les dará la terminación URO (sin oxigeno) y a los Metales con las
terminaciones OSO e ICO dependiendo su valencia.
c) En el caso especifico de los ACIDOS HIDRACIDOS; los no metales siempre trabajan con
su valencia que va de acuerdo con su grupo y su terminación será HIDRICO.
d) En el caso especifico de las SALES TERCIARIAS que se utilizan una combinación de
terminaciones es necesario primero nombrar al ION ejemplo (SO4) ion sulfato por lo cual se
utilizara una tabla parecida para nombrar a los anhídridos. Valencias 1- 2
hipo ___ito
3- 4 ___ito
5- 6 ___ato
7 per ___ ato

15. Y posteriormente diferenciar entre átomos metálicos y no metálicos para determinar su
terminación como metales o como no metales utilizando cualquiera de las tablas
anteriormente citadas.
e) En el caso especifico de los ACIDOS OXIACIDOS es necesario tener en cuenta que
provienen de la unión de los anhídridos y el agua y por lo tanto tendremos un compuesto
con tres elementos y que el oxigeno siempre estará presente con una valencia de -2 y la
del hidrogeno de +1 y que solo el elemento intermedio entre estos variara la valencia
dependiendo a su grupo desde +1 hasta +7 utilizando tabla del perico para nombrarlas.
f) En el casos especifico de los HIDROXIDOS siempre estará presente un ion HIDROXILO
(OH)-1 y se dará nombre con la terminación de OSO e ICO respectivamente
EJERCICIO DE CLASE:
1. Determine el estado de oxidación de los elementos en los siguientes compuestos:
a) MnO4 __________ __________
b) H2SO4 __________ __________ ___________
c) CO2 __________ __________
d) K2Cr2O7 __________ __________ ___________
2. ¿Cuáles son las fuerzas predominantes para que los compuestos químicos se establezcan
como tal?
3. Determine a que tipo de compuesto pertenece esta formula SO3
____________________________
EJERCICIO DE EVALUACIÓN:
1. Determine el nombre de los siguientes compuestos químicos:
a) Cu2O __________________
b) NO2 __________________
c) Mg(OH)2 __________________
2. Determine cual es la formula del los siguientes compuestos químicos:
a) Hidróxido de bario ___________________
b) Oxido plúmbico ___________________
c) Anhídrido fósforico ___________________
CLASE 7 NOMENCLATURA QUIMICA INORGANICA (continuación)
COMPUESTO COMPOSICION TERMINOLOGIA REGLAS
Se nombra dando la terminación oso
Según la valencia mayor
e ico correspondientes a cada
OXIDO METAL + OXIGENO = ico
valencia y si es valencia intermedia
Menor = oso
se nombra con IUPAC
FeO
1- 2 hipo ___oso
3- 4 ___oso
Se nombra siempre con la relación
ANHIDRIDOS NO METAL + OXIGENO 5- 6 ___ico de la valencia y esta siempre esta
en relación al grupo del elemento
7 per ___ico
Br2O7
HIDROXIDOS METAL + ION HIDROXILO Según la valencia mayor Se nombra dando la terminación oso
= ico e ico correspondientes a cada
Menor = oso valencia y si es valencia intermedia

16. se nombra con IUPAC esto para el
metal y para el ion hidroxilo (OH)-1
se respeta la valencia -1
Mg(OH)2
ACIDOS
Los elementos no metales siempre
van a trabajar con su valencia menor
Se manejan el término
HIDRACIDOS HIDROGENO + NO METAL dependiendo a su grupo -1 para los
hídrico, para el no metal.
impares y -2 para los pares con
excepción del (P Y B) con -3
H2C
La terminación se dará únicamente
1- 2 hipo ___oso
al elemento no metálico,
3- 4 ___oso identificándola por medio de una
operación matemática que dará
OXIACIDOS HIDROGENO + NO METAL + OXIGENO 5- 6 ___ico
como resultado cero debido a que
7 per ___ico todos los átomo y moléculas son
neutras y están en relación de su
grupo y el (P Y B) son excepción
H2SeO3
SALES
Los no metales presentan una
Según la valencia mayor valencia y es la menor dependiendo
= ico a su grupo y el termino oso e ico
BINARIAS METAL + NO METAL
Menor = oso para los metales será la forma de la
Y uro para el no metal terminación del nombre del
compuesto.
CaF2
1- 2 hipo ___ito
Se utiliza las reglas para nombrar a
3- 4 ___ito
los anhídridos con la terminación
METAL + ION NO METALICO
TERCIARIAS 5- 6 ___ato cambiada pero con el mismo
procedimiento y para los metales
7 per ___ ato
con oso e ico.
Fe2(SO4)3
EJERCICIO DE CLASE:
1. Clasifica los siguientes compuestos como óxidos, anhídridos, hidróxidos, acidos y sales
a) B2O3 ________________
b) W2O5 ________________
c) HF ________________
d) KMnO4 ________________
e) LiF ________________
2. De nombre al siguiente compuesto:
a) MgSO4 _______________________
b) H3P _______________________
EVALUACIÓN DE CLASE:
1. De el nombre de los siguientes compuestos:
a) H2CO2 _________________
b) RbBr _________________
c) CuCO3 _________________
2. De la formula de los siguientes compuestos:
a) Acido yodhídrico ___________________
b) Selenuro de bario ___________________
c) Carbonato de sodio ___________________

17. CLASE 8 Balanceo de ecuaciones químicas
Las reacciones químicas son la expresión escrita de una transformación de la materia y
la energía y esta en el cumplimiento de la ley de la conservación de la masa y la energía.
Una reacción química es la manifestación de un cambio en la materia y la de un fenómeno
químico. A su expresión gráfica se le da el nombre de ecuación química, en la cual, se
expresan en la primera parte los reactivos y en la segunda los productos de la reacción.
A + B → C + D
Reactivos → Productos
Para equilibrar o balancear ecuaciones químicas, existen diversos métodos. En todo el objetivo
que se persigue es que la ecuación química cumpla con la ley de la conservación de la materia.
Balanceo de ecuaciones por el método de Tanteo

18. El método de tanteo consiste en observar que cada miembro de la ecuación se tengan los
átomos en la misma cantidad, recordando que en
á H2SO4 hay 2 Hidrógenos 1 Azufre y 4 Oxígenos
5H2SO4 hay 10 Hidrógenos 5 azufres y 20 Oxígenos
Para equilibrar ecuaciones, solo se agregan coeficientes a las formulas que lo necesiten, pero
no se cambian los subíndices.
Ejemplo: Balancear la siguiente ecuación
H2O + N2O5 → NHO3
3 Aquí apreciamos que existen 2 Hidrógenos en el primer miembro (H2O). Para ello, con solo
agregar un 2 al NHO3 queda balanceado el Hidrogeno.
H2O + N2O5 → 2 NHO3
3 Para el Nitrógeno, también queda equilibrado, pues tenemos dos Nitrógenos en el primer
miembro (N2O5) y dos Nitrógenos en el segundo miembro (2 NHO3)
) Para el Oxigeno en el agua (H2O) y 5 Oxígenos en el anhídrido nítrico (N2O5) nos dan un
total de seis Oxígenos. Igual que (2 NHO3)
Otros ejemplos HCl + Zn → ZnCl2 + H2
2HCl + Zn → ZnCl2 + H2
KClO3 → KCl + O2
2 KClO3 → 2KCl + 3O2
Balanceo de ecuaciones por el método de Redox (Oxidorreducción)
En una reacción si un elemento se oxida, también debe existir un elemento que se reduce.
Recordar que una reacción de oxido reducción no es otra cosa que una perdida y ganancia de
electrones, es decir, desprendimiento o absorción de energía (presencia de luz, calor,
electricidad, etc.)
Para balancear una reacción por este método, se deben considerar los siguiente pasos
1) Determinar los números de oxidación de los diferentes compuestos que existen en la
ecuación.
Para determinar los números de oxidación de una sustancia, se tendrá en cuenta lo siguiente:
P En una formula siempre existen en la misma cantidad los números de oxidación positivos y
negativos
n
trabaja con -1
t El Oxigeno casi siempre trabaja con -2
t Todo elemento que se encuentre solo, no unido a otro, tiene numero de oxidación 0

19. * Regla: El primer elemento a ser balanceado es el metal y posteriormente el no metal,
siguiente el Hidrogeno y por ultimo el Oxigeno que se balancea por si solo al igualar las
cantidades de los elementos anteriores.
2) Una vez determinados los números de oxidación, se analiza elemento por elemento,
comparando el primer miembro de la ecuación con el segundo, para ver que elemento químico
cambia sus números de oxidación
Fe0 + O02 → Fe+32O-23
Los elementos que cambian su numero de oxidación son el Hierro y el Oxigeno, ya que el
Oxigeno pasa de 0 a -2 Y el Hierro de 0 a +3
3) Se comparan los números de los elementos que variaron, en la escala de Oxido-reducción
El hierro oxida con 3 y el Oxigeno reduce con 2
4) Si el elemento que se oxida o se reduce tiene numero de oxidación 0, se multiplican los
números oxidados o reducidos por el subíndice del elemento que tenga numero de oxidación 0
Hierro se oxida en 3 x 2 = 6e-
Oxigeno se reduce en 2 x 3 = 6e-
5) Los números que resultaron se cruzan, es decir el numero del elemento que se oxido se
pone al que se reduce y viceversa
12Fe + 9O2 → 6Fe2O3
Los números obtenidos finalmente se ponen como coeficientes en el miembro de la ecuación
que tenga mas términos y de ahí se continua balanceando la ecuación por el método de tanteo
Cu + HNO3 → NO2 + H2O + Cu (NO3)2
0 +1 +5 -2 +4 -2 +1 -2 +2 -1
Cu + HNO3 → NO2 + H2O + Cu (NO3)2
Cu0→ Cu+2 = oxida en 2 x 1 = 2e-
N+5→ N+4 = reduce en 1 x 1 = 1e-
Cu + HNO3 → 2NO2 + H2O + Cu (NO3)2
Cu + 4HNO3 → 2NO2 + 2H2O + Cu (NO3)2
EJERCICIO DE CLASE:
1. Determina la cantidad de átomos de los siguientes compuesto químicos:

20. a) 5 K2Cr2O7 ______________ ________________ _____________
b) 4 Mn(NO3)2 _____________ ________________ _____________
2. Determina la valencia de los siguientes átomos y compuestos químicos:
a) Fe2(SO4)3 _________ __________ _________
b) NaHSO4 _________ __________ _________
________
3. Balancea la siguiente ecuación química por Tanteo:
* SnCl2 + HgCl2 → SnCl4 + Hg2Cl2
EVALUACIÓN:
1. Balance la siguiente ecuación química por el método de tanteo
PCl5 + H2O → HCl + H3PO4
2. Balancea la siguiente ecuación química por el método de Oxido reducción.
CuO + NH3 → N2 + Cu + H2O