Quimica Inorganica - Francisco Recio 4ed

QUÍMICA
INORGÁNICA
B A C H I L L E R A T O
Cuarta edición
Francisco Higinio Recio del Bosque
Universidad Autónoma de Coahuila
Revisión técnica
M. en Q. Ana María Muttio Rico
Universidad Nacional Autónoma de México
Facultad de Qu´ímica
MÉXICO • BOGOTÁ • BUENOS AIRES • CARACAS • GUATEMALA • LISBOA
MADRID • NUEVA YORK • SAN JUAN • SANTIAGO
SAO PAULO • AUCKLAND • LONDRES • MILÁN • MONTREAL • NUEVA DELHI
SAN FRANCISCO • SINGAPUR • ST. LOUIS • SIDNEY • TORONTO

Publisher: Jorge Rodríguez Hernández
Director editorial: Ricardo Martín Del Campo
Editor sponsor: Luis Amador Valdez Vázquez
Asistencia editorial: Anastacia Rodríguez Castro
Supervisor de producción: Jacqueline Brieño Álvarez
Diseño de interiores: APHIK, S.A de C.V.
Diseño de portada: José Palacios Hernández
Diagramación: Visión Tipográfica
QUÍMICA
INORGÁNICA
Cuarta edición
Prohibida la reproducción total o parcial de esta obra,
por cualquier medio, sin la autorización escrita del editor.
DERECHOS RESERVADOS © 2008, 2005, 2001, 1996 respecto a la cuarta edición en español por:
McGRAW-HILL / INTERAMERICANA EDITORES S.A. DE C.V.
A Subsidiary of The McGraw-Hill Companies, Inc.
Punta Santa Fe
Prolongación Paseo de la Reforma 1015
Torre A, piso 17
Colonia Desarrollo Santa Fe
Delegación Álvaro Obregón
C.P. 01376, México D.F.
Miembro de la Cámara Nacional de la Industria Editorial Mexicana, Reg. Núm. 736
ISBN 13: 978-970-10-6406-1
ISBN 10: 970-10-6406-2
ISBN Edición anterior: 970-10-5083-5
1234567890 09765432108
Impreso en China
Printed in China

Este libro está dedicado a:
Francisco Daniel
Mariana
Diego Alberto
David Abraham
Ana Karina

iv
Presentación
En esta cuarta edición de Química inorgánica se satisfacen, en gran por centaje, los
contenidos programáticos de la disciplina en el nivel medio superior de los diferentes
subsistemas educativos, no sólo de México, sino de los países de habla hispana,
principalmente los latinoamericanos.
Desde siempre, la intención ha sido que los estudiantes apr ecien la química, no
sólo en forma teórica, alejada de su realidad, sino que sean conscientes de que es una
ciencia sumamente vinculada a su vida cotidiana.
Con este trabajo no se pr etende formar “químicos”, lo que se busca es cr ear individuos
que tengan conciencia de su entorno, tanto ar tificial como natural, y que
aprecien los conocimientos que se muestran como herramienta v aliosa en la satisfacción
de sus necesidades presentes y futuras, sin olvidar a las generaciones que nos
van a preceder.
Los conocimientos que conforman lo que llamamos humanidades son tan importantes
como los que se adquieren por medio de las ciencias, y en su conjunto permitirán
al alumno tener una visión más amplia de la realidad que vive, para convertirse
en un mejor individuo para sí mismo, su familia y para la sociedad de la cual es par te,
la que además, construye.
En Química orgánica los conocimientos referidos a la materia se presentan en seis
unidades cuyos contenidos teóricos están íntimamente relacionados con la vida cotidiana
mediante lecturas, laboratorios, conceptos nuevos, experiencias y ejercicios,
con todo ello el estudiante advertirá el grado de comprensión de los conocimientos
que va obteniendo a lo largo del curso.
Cada tema inicia con un mapa conceptual, para que anticipadamente se adviertan
las ideas relevantes de su contenido.
Es preciso mencionar que la práctica enseñanza-aprendizaje se fortalece mediante
la interacción docente-alumno cuando se cuestionan y analizan los conocimientos
para profundizar en ellos y enriquecerlos y así lograr el éxito en esta materia.
Agradeceré sobremanera las obser vaciones y/o comentarios que pr ofesores y
alumnos consideren útiles para mejorar el pr esente trabajo, fav or de dirigirlos a:
yrm15152@mail.uadec.mx
Francisco Higinio Recio del Bosque
Saltillo, Coahuila, octubre de 2007

v
Acerca del autor
Francisco H. Recio del Bosque nació en la ciudad de Saltillo,
Coahuila, y su infancia transcurrió en la congr egación
de Jamé, enclavada en la Sierra de Arteaga, Coahuila.
Se graduó como profesor de Educación Primaria en la Escuela
Normal de Coahuila, ejerciendo su profesión en la
Alta Tarahumara de Chihuahua. Es graduado como Maestro
en Educación Media y Normal en la Escuela Normal
Superior de Monterrey, Nuevo León, en la especialidad
de Física y Química. Ha sido docente durante más de 30
años en escuelas secundarias y de bachillerato impartiendo
matemáticas, física y química. H a sido presidente de academias de química locales
y regionales en los niveles medio básico y superior y desempeñando puestos administrativos
como subdirector en el nivel medio básico y dir ector en el nivel medio
superior, además de haber sido Coordinador de la Unidad Saltillo de la Universidad
Autónoma de Coahuila, lo que le ha permitido, sin abandonar la docencia, escribir
libros de química para los tr es grados de secundaria y los de química inorgánica,
orgánica y general para bachillerato.
Su pasión por la enseñanza de la química, ubicándola como par te de la vida cotidiana,
más allá de la química teórica, le ha pr esentado la oportunidad de escribir
varias obras de esta disciplina editadas por McGraw-Hill Interamericana Editores.
Su pasatiempo consiste en cultivar en un huerto familiar, árboles frutales y verduras
diversas, dedicado a su esposa, hijos y nietos, además de tocar la armónica como
aficionado.

vi
Contenido
UNIDAD 1 Objeto de estudio de la química 2
1.1 Química: una ciencia interdisciplinaria 6
Definición de química 6
División de la química 6
Relación con otras ciencias 7
Importancia y campo de acción de la química 7
Manos a la obra La química en la industria 9
Lectura La protección de la capa de ozono 11
1.2 Materia 11
Concepto de materia 11
Otras formas de la materia 16
Propiedades de la materia 17
Clasificación y composición de la materia 18
Manos a la obra Características de los elementos,
los compuestos y las mezclas 25
1.3 Energía 27
La energía y su relación con los cambios 27
Conservación 31
Manos a la obra ¿Qué ocurre cuando una vela se quema? 35
Lectura Compuestos químicos naturales contra productos sintéticos 36
UNIDAD 2 Estructura atómica y tabla periódica 40
2.1 Partículas subatómicas y modelos atómicos 42
Estructura básica del átomo 43
Partículas subatómicas fundamentales 43
Modelo atómico de Dalton 44
Modelo atómico de Thomson 47
Modelo atómico de Rutherford 47
Modelo atómico de Bohr 48
Modelo atómico de Sommerfeld 55
Lectura Los monitores para TV y computadoras y las luces de neón 46
Manos a la obra Espectros de emisión 56
2.2 Modelo atómico de la mecánica ondulatoria
y números cuánticos 57
Principio de dualidad 58
Principio de incertidumbre 58
Principio de Shrödinger 58

vii
Principio de Dirac 59
Números cuánticos 59
Número cuántico principal 59
Número cuántico por forma 60
Número cuántico por orientación o magnético 63
2.3 Configuraciones electrónicas 66
Principio de Aufbau 66
Estructuras de Lewis 71
2.4 Tabla periódica 73
Símbolos químicos 73
Número atómico 75
Número de masa 77
Isótopos 80
Desarrollo de la tabla periódica 82
Lectura Cuentos de isótopos 82
Manos a la obra Distribución electrónica 85
2.5 Principales familias de elementos 94
Metales alcalinos 96
Metales alcalinotérreos 97
Halógenos 100
Gases raros 101
Metales de transición 102
Metales de transición interna 102
Metaloides 102
Lectura Los fl uoruros y la caries dental 107
UNIDAD 3 Enlace químico: modelos de enlaces e
interacciones intermoleculares 112
3.1 Enlace químico 114
Regla del octeto 115
Representación de enlaces con estructura de Lewis 117
Enlace iónico 117
Enlace covalente 121
Enlace por coordinación 129
Enlace metálico 131
Manos a la obra El enlace de los compuestos 124
Lectura El brócoli, ¿un alimento milagroso? 127
3.2 Enlace molecular 133
Atracciones de Van der Waals 133

viii
Puente de hidrógeno 134
Propiedades asociadas al puente de hidrógeno 135
Nuevos materiales 137
Lectura Origen del horno de microondas 137
Lectura Los fullerenos 139
UNIDAD 4 Nomenclatura de compuestos
químicos inorgánicos 142
4.1 Fórmula química 144
Fórmulas condensadas y desarrolladas 146
Lectura El dióxido de silicio: componente importante
en la corteza terrestre 147
4.2 Funciones químicas inorgánicas 148
Óxidos básicos 148
Óxidos ácidos o anhídridos 151
Hidróxidos 154
Ácidos (oxiácidos) 155
Ácidos (hidrácidos) 158
Sales (oxisales) 158
Sales (haloides) 160
Sales ácidas 161
Hidruros 162
Lectura No hay motivos para reír 153
Manos a la obra Antiácidos 167
Lectura ¿Cómo se infl an las bolsas de aire? 168
UNIDAD 5 Reacciones químicas 172
5.1 Reacciones químicas 174
Definición 177
Tipos de reacciones 179
Representación mediante ecuaciones 179
Clasificación general de las reacciones químicas 180
Reacciones termoquímicas 183
Elementos de termoquímica 183
Velocidad de reacción, definición y factores que la afectan 187
Lectura Consumismo y desarrollo sostenible 176
Manos a la obra Reacciones químicas 177
Manos a la obra Acción de las enzimas 189
Lectura ¿Envejecemos por oxidación? 190

ix
5.2 Balanceo de ecuaciones químicas 190
Definición 191
Método de aproximaciones o tanteo 191
Método redox 196
Método algebraico 202
Lectura El lanzamiento del transbordador espacial 199
Manos a la obra Tipos de reacciones químicas 203
Lectura Fertilizantes producidos por los rayos 205
UNIDAD 6 Estequiometría 208
6.1 Estequiometría 210
Leyes fundamentales 210
6.2 Cálculos estequiométricos 219
Composición porcentual 219
Fórmulas empíricas 224
Fórmulas moleculares 224
Fórmula real 225
Relaciones ponderales 229
Relaciones volumétricas 234
Porcentaje de rendimiento 237
Lectura El alcohol metílico: ¿combustible con futuro? 238
6.3 Normalización de volúmenes 239
Ley de Boyle 239
Ley de Charles 240
Ley de Gay-Lussac 241
Ley general de los gases 244
6.4 Contaminación del aire 245
Componentes más importantes del aire 245
Efecto invernadero y calentamiento global del planeta 246
Inversión térmica 247
Esmog 247
Lluvia ácida 247
Índice Metropolitano de la Calidad del Aire (Imeca) 248
Lectura Contaminación del agua 249
Manos a la obra Ley de Boyle 250
Glosario 255
Bibliografía 260
Índice 261

Unidad 1
Objeto de estudio
de la química
Es indispensable conocer el mundo que nos rodea, ya que al
estar conectados con la naturaleza, debemos ser conscientes
de lo que le hacemos, pues nos lo hacemos a nosotros
mismos. En este conocimiento contribuye enormemente la
química.
Contenido
¿Cuánto sabes?
1.1 Química: una ciencia interdisciplinaria
Manos a la obra La química en la industria
Lectura La protección de la capa de ozono
1.2 Materia
Manos a la obra Características de los elementos,
los compuestos y las mezclas
1.3 Energía
Manos a la obra ¿Qué ocurre cuando una vela se quema?
Lectura Compuestos químicos naturales contra
productos sintéticos
Actividades Lo que aprendí

Objetivo de la unidad
El estudiante identificará, de manera crítica y cooperativa, el objeto de estudio de la química
y su relación con otras ciencias, mediante el reconocimiento de problemáticas de la sociedad
actual que involucren el uso de las propiedades de la materia, la energía y su interrelación.

4
¿Cuánto
sabes?
1. ¿Qué entiendes por química?
2. Escribe tres ejemplos de cómo influye la química en tu vida diaria.
3. ¿Qué entiendes por materia?
4. ¿Cuáles son los estados de agregación molecular de la materia?
5. ¿Cuáles ciencias se relacionan para dar lugar a la bioquímica?
6. ¿Es correcta la expresión “el agua, el líquido elemento”? ¿Por qué?
7. ¿Cuál es el concepto de energía?
8. ¿Qué entiendes por energía limpia?
La palabra y su raíz
ciencia Scientia (latín)
conocimiento.
Conjunto de métodos y técnicas
para adquirir y organizar
conocimientos sobre un cúmulo
de fenómenos objetivos.
Introducción
El conjunto de todos los seres y hechos que nos rodean forman lo que se llama naturaleza;
estos hechos que obser vamos alrededor no se dan aislados y constituy en un
campo de estudio de ciencias que se r elacionan entre sí. Estas ciencias r eciben el
nombre de ciencias naturales y son principalmente: biología, física, química y astronomía.
La química es, pues, una ciencia natural.
Podemos definir a la ciencia como un conjunto sistematizado de conocimientos
ordenados lógicamente, que se refieren a hechos relacionados entre sí, que se pueden
comprobar mediante la experimentación, el uso de aparatos o de las matemáticas y
que conducen a la verdad relativa.
Los conocimientos que conforman una ciencia se logran mediante un pr oceso
llamado método científico. El primer paso de este método es la observación, que
consiste en recolectar información acerca de un problema mediante la utilización de
los sentidos; luego, se pr opone una hipótesis, que es una posible explicación de lo
observado. La hipótesis constituye el segundo paso y para saber si es correcta se debe
probar mediante la experimentación; este tercer paso consiste en repetir lo observado.
Los científicos aceptan las hipótesis que han sido comprobadas mediante experimentos
y rechazan aquellas cuya comprobación experimental es insostenible.
La organización de los conocimientos así logrados se llama teoría. Una teoría es
una explicación basada en muchas obser vaciones y apoyada por los r esultados de
muchos experimentos (figura 1.1).
En esta unidad aprenderemos cómo se relaciona la química con otras ciencias; en
qué forma satisface nuestras necesidades, las propiedades mediante las cuales se pueden
identificar los tipos de materia, así como la clasificación básica de ésta y la relación
entre materia y energía.
Una ley científica es un hecho de la naturaleza que se observa con tanta frecuencia
que se acepta como verdad.

¿Por qué estudiar química?
55
Observación Observación Observación
Hipótesis
Experimento Experimento Experimento
Teoría
Tiempo y más experimentos
Teoría revisada
Revisión de hipótesis
Tantas veces como sea necesario
Figura 1.1 Los métodos de la ciencia Los científicos realizan una serie de observaciones que los llevan a
varias hipótesis. Cada hipótesis debe comprobarse a través de un sinnúmero de experimentos. Si los resultados
experimentales no son acordes con la hipótesis, nuevas observaciones conducirán a otras hipótesis. La hipótesis
que se apoya en muchos experimentos se convierte en una teoría, la cual explica un hecho o fenómeno natural.
¿Por qué estudiar química?
Aunque en tu futuro profesional no consideres a la química como algo fundamental,
esta ciencia estará presente en tu vida diaria. Por ejemplo, alguna vez te has preguntado:
¿de qué material es el envase de un refresco y de dónde proviene? Al desecharlo,
¿cómo afecta a la naturaleza? ¿Por qué ya no deben utilizarse compuestos de plomo
en las gasolinas y cuál es el efecto de este metal tanto en vegetales como en animales?
¿Qué es y de dónde proviene el material con que se fabrican algunos platos “irrompibles”
y otros enseres de cocina? ¿Cuál es la utilidad de algunos disolv entes y por
qué debe controlarse su venta? ¿Por qué algunas prendas de vestir, al contacto con el
fuego se “funden” y otras se “queman”? ¿Por qué no se descomponen los alimentos
que se guardan en envases cerrados herméticamente? ¿P or qué es benéfico para la
agricultura el uso de insecticidas y fer tilizantes y cuál es el riesgo cuando se aplican
de forma indiscriminada? E l sodio y el clor o son elementos tó xicos; sin embargo,
¿por qué la sal de cocina, formada de la unión de estos elementos es una sustancia
indispensable para nuestro organismo? El carbono, el hidrógeno y el oxígeno forman
la aspirina y el azúcar de mesa, ¿por qué no puedes usar la primera para endulzar una
bebida o tomar una cucharada de azúcar para el dolor de cabeza?
La lista de preguntas es interminable. Al estudiar química comprenderás el mundo
que te r odea, y aprenderás que el uso de las sustancias químicas pr oporciona
grandes beneficios a la humanidad, así como los riesgos que conlleva.
La palabra y su raíz
química Κηεμεια (griego)
relativo a los jugos o esencia
de las cosas.
Ciencia natural que estudia la
materia, su estructura, propiedades
y transformación a nivel atómico,
molecular y macromolecular.

6
Unidad 1
Objeto de estudio de la química
1.1 Química: una ciencia interdisciplinaria
Mapa conceptual 1.1
Química
estudia la
se divide en
que satisface necesidades de
se relaciona con
su
Materia
y sus
Química
general
Alimentación
Matemáticas
Composición
Cambios
provocados por
Química
inorgánica
Vestido
Habitación
Biología
Física
Energía
Química
orgánica
Salud
Astronomía
Química
analítica
Transporte
Geología
Definición de química
La química es la ciencia que estudia la materia, su estr uctura íntima, sus cambios,
sus relaciones con la energía, las leyes que rigen esos cambios y esas relaciones.
De acuerdo con lo anterior, admitimos que la química estudia cómo está formada la
materia y sus transformaciones; ahora bien, debido a que lo que nos rodea está constituido
de materia, resulta que el universo es objeto de estudio de esta ciencia.
No hay otra rama de la ciencia que tenga un campo de estudio tan amplio como
la química, y al analizar el campo de estudio de otras ramas del saber, encontraremos
que la química tiene una estrecha relación con cualquier ciencia en particular.
División de la química
Como se indicó anteriormente, el campo de estudio de la química es muy amplio y,
por tanto, resulta imposible que alguien posea todos los conocimientos que constituyen
esta ciencia. Esta razón y otras de carácter didáctico determinan que la química
se divida en varias ramas, las que comúnmente son:
• Química general Esta rama trata de los principios básicos que se refieren a la estructura
íntima de los cuerpos y sus propiedades. Se relaciona estrechamente con
la física.
• Química inorgánica Su campo de estudio se r efiere a las sustancias que forman
el reino mineral. No estudia los componentes del carbono a ex cepción de los
compuestos oxigenados de este elemento.
• Química orgánica Estudia los compuestos del carbono. Se llama orgánica ya que
todos los compuestos orgánicos contienen en sus moléculas átomos de carbono.

1.1
Química: una ciencia interdisciplinaria
77
• Química analítica Comprende los métodos de reconocimiento y determinación
de los constituyentes de los compuestos, tanto en su calidad (análisis cualitativo)
como en su cantidad (análisis cuantitativo).
• Fisicoquímica Comprende las leyes básicas de la química, así como las hipótesis
y teorías que se emplean para explicarlas.
• Bioquímica Su campo se refiere a los procesos químicos que ocurren en los seres
vivos.
Hay otros campos más concretos de aplicación de la química, como la termoquímica,
la electroquímica, la cinética química, etcétera.
Relación con otras ciencias
La relación de la química con otras ciencias da origen a ciencias intermedias que le
sirven de enlace, como se especifica en la figura 1.2.
Además, hay muchas otras ciencias que tienen que v er con la química, como la
medicina, la agricultura, la oceanografía, la ingeniería y las matemáticas; esta última,
debido a que el lenguaje matemático es empleado para r epresentar las ecuaciones
químicas, efectuar cálculos y, en general, para interpretar sus leyes.
Biología
Bioquímica
Transformaciones químicas
que ocurren en los seres
vivos: digestión, crecimiento,
etcétera
Física
Físicoquímica
Efectos de la energía sobre
la materia.
Estudio del átomo
Química
Geología
Geoquímica
Cambios químicos ocurridos
en las rocas, en las diferentes
eras geológicas
Astronomía
Astroquímica
Estructuras y constitución
de los astros
Figura 1.2 Relación de la química
con otras ciencias.
Importancia y campo de acción de la química
Gracias a la aplicación científica de la química se han obtenido millares de sustancias
que el hombre ha creado para su bienestar; por ejemplo, una ayuda poder osa para
nuestro sustento ha sido la fabricación de abonos ar tificiales y productos químicos
que incrementan la cantidad y calidad de los alimentos, así como su conservación y

8
Unidad 1
Objeto de estudio de la química
utilización; también contribuye a nuestro vestido al proporcionar fibras artificiales
que sustituyen la demanda de fibras vegetales y animales que, como el algodón y la
seda, casi han sido desplazadas.
Asimismo, favorece nuestra salud al suministrar dr ogas y medicamentos que,
como las vitaminas y hormonas, quinina, sulfamidas, penicilina, anestésicos y desin-
Investiga
Escribe ejemplos de productos que
satisfagan tus necesidades de:
a) alimentación, b) vestido,
c) habitación, d ) salud
y e) transporte.
Agrícola
Papelera
Alimentaria
Metalúrgica
Electrónica
Industria del vidrio
Textil
Petroquímica
Figura 1.3 La química está presente en la gran mayoría de las industrias.

1.1
Química: una ciencia interdisciplinaria
99
fectantes, salvan y prolongan la vida humana al combatir y alejar la enfermedad,
aliviar el dolor y los sufrimientos de los infortunados y, por último, hace más fácil y
agradable la vida, al facilitarnos materiales de construcción, comunicación, transporte
y la fabricación de gran número de productos que utilizamos diariamente.
La química es la base de casi 100% de industrias como la agrícola y ganadera, del
papel, de los alimentos, metalúrgica, electr ónica, el vidrio, textil, farmacéutica, petroquímica
y muchas otras más (figura 1.3).
Manos
a la obra
La química en la industria
En la siguiente lista de productos escribe el nombre de la industria
que los produce (en algunos casos puedes mencionar
más de una industria).
a) Cartón: _________________________________
_______________________________________
b) Oro químicamente puro: _____________________
_______________________________________
c) Computadoras: ____________________________
_______________________________________
d) Fibra óptica: ______________________________
_______________________________________
e) Aspirina: ________________________________
_______________________________________
f ) Fertilizantes: ______________________________
_______________________________________
g) Poliéster: ________________________________
_______________________________________
h) Lubricantes: ______________________________
_______________________________________
i ) Fibra de algodón para prendas de vestir: __________
_______________________________________
j) Botellas: ________________________________
_______________________________________
k) Sustancias para teñir telas: ____________________
_______________________________________
l ) Parabrisas: _______________________________
_______________________________________
m) Calculadoras: _____________________________
_______________________________________
n) Acero: __________________________________
_______________________________________
ñ) Leche condensada: _________________________
_______________________________________
o) Celofán: _________________________________
_______________________________________
p) Alimentos balanceados: ______________________
_______________________________________
q) Vacunas: ________________________________
_______________________________________
r) Mercurio para termómetros: ___________________
_______________________________________

10
Unidad 1
Objeto de estudio de la química
Figura 1.4 El ddt fue un
insecticida muy utilizado en los
años sesenta del siglo pasado;
sin embargo, fue prohibido a partir
de 1972 por su gran potencial
contaminante.
¿Sabías que...?
El uso del ddt se prohibió desde
1972. A la fecha su utilización está
rigurosamente controlada, y se
restringe al combate de insectos
que producen enfermedades al
hombre como el paludismo, el tifo
y el dengue.
Como podrás apreciar, la química existe en nuestr o entorno y juega un papel
preponderante en nuestra calidad de vida. Sin embargo, en ocasiones hay imprevistos
que nos pueden perjudicar. A continuación mencionamos algunos ejemplos.
DDT, dicloro-difenil-tricloroetano
El ddt es un famoso y potente plaguicida que se utiliz ó para combatir
plagas agrícolas y domésticas durante los años sesenta y a principios
de los setenta del siglo pasado. Es un compuesto muy estable
que dura por lo menos ocho años en el ambiente.
No obstante, al acumularse en los tejidos grasos es fatal para
diversas clases de aves y peces y resulta altamente tóxico para el ser
humano.
Se han celebrado acuer dos internacionales para eliminar por
completo su empleo; por ello, se r ealizan experimentos para sustituirlos
por otros insecticidas menos tóxicos.
Figura 1.5 El ozono (O 3) es
un alótropo del oxígeno que
constituye una barrera contra los
rayos uv, dañinos para la vida, y
forma una capa en la atmósfera
terrestre. Sin embargo, el uso
indiscriminado de clorofluorocarbonos
ha provocado el rompimiento de la
capa de ozono, lo cual pone en riesgo
la vida del planeta. En la ilustración
se muestra el “agujero” en la capa de
ozono situado sobre la Antártida.
CFCs, clorofluorocarbonos
Con el nombre de freón se conoce a los compuestos gaseosos de metanos y
etanos que contienen flúor y cloro, es decir, son los clorofluorocarbonos (cfcs), los
cuales se han empleado para impulsar sustancias que se encuentran en latas que producen
aerosoles con sólo apretar una pequeña válvula. Como ejemplo podemos citar
perfumes, lacas, aromatizantes de ambiente, insecticidas, etcétera. Los clor ofluorocarbonos
se licuan fácilmente y por ello también se emplean en r efrigeradores y sistemas
de aire acondicionado.
Como puedes apreciar, son relativamente útiles; no obstante, a últimas fechas se ha
sabido que son peligrosos porque destruyen las moléculas de ozono, un gas formado
por moléculas que contienen tres átomos de oxígeno (O 3 ), en lugar de dos (O 2 ), compuesto
indispensable para la vida, ya que forma una capa pr otectora que existe en la
atmósfera alta y que absorbe la may or parte de la radiación ultravioleta (uv) pr oveniente
del Sol.

1.2.
Materia
11
Lectura
La protección de la capa de ozono
Figura 1.6 La mayoría de los refrigeradores actuales ya usan
sustancias alternas a los cfcs, que además de ser más eficientes,
no dañan la capa de ozono.
Los clorofluorocarbonos (cfcs) son compuestos que contienen
átomos de cloro y de flúor unidos al carbono, son ideales
para los refrigeradores y acondicionadores de aire por ser no
tóxicos y no corrosivos. Sin embargo, sucede que la gran estabilidad
química de estas sustancias, que con anterioridad se
creyó constituía su principal
virtud, es su característica
más grave. Estos
compuestos se fugan a la
atmósfera, y al ser tan poco
reactivos, persisten ahí durante
décadas. Sin embargo,
a cierta altitud, los cfcs
se descomponen por efecto
de la luz ul travioleta, lo
que libera átomos de cloro
que provocan la destrucción
de la capa de
ozono en la estratosfera.
Para evitar este problema,
las naciones in dustrializadas
firmaron un acuerdo (llamado Protocolo de Montreal) que
prohíbe el uso de cfcs a partir de 1996.
Sin embargo, remediar esta situación implica encontrar
sustitutos para los cfcs. Hasta el momento la búsqueda de
tales sustitutos está muy avanzada. La producción mundial de
cfcs ya se ha reducido a la mitad con respecto al nivel de
1986, 1.13 millones de toneladas métricas. Mientras tanto,
una estrategia para el reemplazo de los cfcs es cambiar a
compuestos similares que contienen átomos de carbono e
hidrógeno sustituidos por átomos de cloro. Por ejemplo, la
industria estadounidense de aparatos ha cambiado del freón-
12 (CF 2 Cl 2 ), al compuesto CH 2 FCH 3 (llamado HFC-134a),
para uso en refrigeradores domésticos, y la mayoría de los
nuevos automóviles y camiones que se venden en Estados
Unidos cuentan con acondicionadores de aire cargados con
HCF-134a.
La industria química de varios países ha respondido rápidamente
a la emergencia que plantea el agotamiento de la
capa de ozono. Resulta alentador que podamos actuar así
cuando se presenta una crisis ambiental. Ahora necesitamos
mejorar el aspecto de mantener el entorno como una de las
principales prioridades conforme planeamos para el futuro.
Adaptada de Steven Zumdahl, Fundamentos de química, 5a. ed.,
McGraw-Hill Interamericana Editores, México, 2007, p. 486.
La destrucción de la capa de oz ono es extremadamente peligrosa, ya que la vida
terrestre se expone a un exceso de dicha radiación, la cual puede producir cáncer de la
piel, cataratas, reducir la respuesta del sistema inmunitario, inferir en el pr oceso de
fotosíntesis de las plantas y afectar el crecimiento del fitoplancton oceánico. La solución
a este problema consiste en dejar de utilizar los clorofluorocarbonos.
En la actualidad se producen compuestos que contienen hidrógeno, flúor y carbono
para utilizarlos como refrigerantes; es decir, no contienen cloro, que es el responsable
de la destrucción de la capa de ozono.
1.2 Materia
Concepto de materia
En el mundo físico que nos r odea sólo hay materia que se manifiesta en forma de
masa o de energía y éstas se encuentran íntimamente r elacionadas. Pero, ¿qué es la
materia? Resulta difícil dar una definición de materia mediante términos corrientes.

12
Unidad 1
Objeto de estudio de la química
Mapa conceptual 1.2
Materia
está
formada
por
Átomos
que
forman
Moléculas
de
Elementos
Homogénea
son las
Sustancias
se clasifi can en
Compuestos
puede ser tiene se presenta en
estados como
se separan por
Métodos
químicos
Heterogénea
son las
Mezclas
heterogéneas
Mezclas
homogéneas
Disoluciones
se
separan
por
Métodos
físicos
Generales
Propiedades
que son
Físicas
Específi cas
se clasifi can en
Destilación
Decantación
Filtración
Centrifugación
Evaporación
Químicas
Gaseosa
Líquida
Sólida
Cristales
líquidos
Materiales
amorfos
Plasmas
Para nosotros, materia es todo aquello que constituye a los cuerpos; es la base del
universo, ocupa un espacio, tiene masa y energía. La materia se pr esenta en forma
muy diversa, pero toda ella tiene la misma estr uctura química: está formada por
átomos y moléculas.
La materia se presenta en tres estados de agregación molecular: gaseosa, líquida y
sólida. Durante muchos años el hombre trató de explicarse las diferencias entre estos
tres estados, así como los fenómenos de evaporación, condensación, fusión y solubilidad
de las sustancias. Fue hasta fines del siglo xix que se propuso la teoría cinética
molecular, la cual establece que el calor y el mo vimiento están relacionados con el
comportamiento de las moléculas y explica las propiedades de los estados de la materia.
Los postulados de la teoría cinética son:
• La materia está constituida por pequeñas partículas llamadas moléculas.
• Las moléculas se encuentran en constante movimiento produciendo energía cinética
que determina la temperatura del cuerpo.
• Las moléculas interactúan entre sí, interviniendo fuerzas de atracción (cohesión)
y separación (repulsión) entre ellas.

1.2
Materia
13
En los gases
La distancia entre las moléculas es muy grande y las fuer zas intermoleculares son
despreciables. Además, las colisiones entre las moléculas y las paredes del recipiente
son perfectamente elásticas (no pierden energía).
Por lo anterior, los gases presentan las siguientes características:
• Expansión Llenan todo el espacio donde se encuentran.
• Forma y volumen Indefinidos.
• Compresibilidad Se pueden comprimir, esto es, disminuyen su volumen al aplicárseles
una fuerza.
• Baja densidad Las densidades son inferiores a las de líquidos y sólidos.
• Miscibilidad Si dos o más gases no reaccionan entre sí, al mezclarlos lo hacen de
una manera uniforme.
Figura 1.7 Modelo del
movimiento de una partícula de
gas Un disco de hockey viaja en
línea recta hasta que choca con el
borde de la cancha. Entonces,
rebota en línea recta, pero en una
nueva dirección. De la misma
forma, una partícula de gas se
mueve a través del espacio del
recipiente que lo contiene, en línea
recta. La velocidad del disco de
hockey es de alrededor de 1 m por
segundo, mientras que la partícula
de gas se mueve a una velocidad
mucho mayor, de 10 2 a 10 3 m por
segundo.
En los líquidos
La distancia entre las moléculas es pequeña y éstas cambian de lugar ordenadamente
sin ocupar posiciones definidas; es decir , las fuerzas de cohesión y r epulsión se encuentran
equilibradas.
Por lo anterior, los líquidos presentan las siguientes características:
• Expansión limitada No se expanden indefinidamente como los gases.
• Forma No tienen forma definida, adquieren la forma del recipiente que los contiene.
• Volumen Presentan volumen fijo sin impor tar la forma del r ecipiente que los
contiene.
• Compresibilidad Se comprimen ligeramente cuando ocurr e algún cambio de
temperatura o presión.
• Alta densidad Su densidad es mucho mayor que la de los gases.
• Miscibilidad Un líquido se mezcla con otro en el cual es soluble.

14
Unidad 1
Objeto de estudio de la química
Figura 1.8 Modelo de líquidos
a) Las canicas se esparcen hasta
llenar el fondo del recipiente.
El volumen que ocupan no
puede reducirse. b) Cuando se hace
girar el recipiente, las canicas se
mueven en forma circular. c) Cuando
el recipiente se vuelca, las canicas
magnetizadas fluyen por la mesa.
a)
b)
c)
En los sólidos
Las moléculas se encuentran más cercanas entre sí. Las fuerzas que predominan entre
ellas es la de cohesión. Por tanto, el movimiento de las moléculas consiste en la vibración
en torno a puntos fijos.
Los sólidos presentan las siguientes características:
• Expansión No se expanden cuando la temperatura varía.
• Forma Tienen forma definida.
• Volumen Su volumen es definido.
• Compresibilidad Los sólidos no se pueden comprimir.
• Alta densidad
• Miscibilidad Se mezclan con gran lentitud de tal forma que no lo podemos
apreciar.
a) Gas
Evaporación
Condensación
Deposición
Sublimación
Figura 1.9 Cambios de estado
a) En un gas las moléculas se
mueven libremente a gran
velocidad. Su atracción mutua es
muy débil. b) En un líquido las
moléculas se atraen fuertemente
unas con otras. Están apiñadas pero
todavía se pueden mover. c) En un
sólido las partículas se atraen
fuertemente. Vibran alrededor de
sus ejes.
Solidificación
Fusión
b) Líquido c) Sólido

1.2
Materia
15
Pb S Galena PbS
Figura 1.10 Redes cristalinas
Las redes cristalinas se repiten a
través de todo el sólido. Aquí se
muestra la red cristalina del sulfuro
de plomo (II), que se encuentra en
el mineral galena.
Otras formas de la materia
En ocasiones la materia pr esenta algunas formas que no pueden describirse como
sólido, líquido o gas. A veces son como sólidos o como gases, en otras se comportan
como un líquido. Estas formas de la materia son cristales líquidos, materiales amorfos
y plasmas.
Cristales líquidos
Cuando un sólido se funde, se desintegran sus r edes cristalinas y sus par tículas
pierden su patrón tridimensional. Sin embargo, cuando algunos materiales, llamados
cristales líquidos, se funden, pierden su organización rígida sólo en una o dos
dimensiones. Por ejemplo, el cristal líquido que se muestra en la figura 1.11, tiene
moléculas en forma de bastones. Las fuer zas interpartículas de un cristal líquido
son débiles y su ordenamiento se rompe con facilidad. Cuando se rompe la red, el
cristal puede fluir como un líquido. Actualmente se usan pantallas de cristales líquidos
(l cd, por sus siglas en inglés) en relojes, termómetros, calculadoras y computadoras
portátiles, porque los cristales líquidos cambian de color a temperaturas
específicas.
a) b)
Figura 1.11 Estructura de los cristales líquidos a) En algunos cristales líquidos, las moléculas están ordenadas
en líneas paralelas. Cuando la sustancia se funde, este ordenamiento se mantiene. b) En otros cristales líquidos,
las líneas paralelas de las moléculas están ordenadas en capas. Cuando estas sustancias se funden, las capas
permanecen en su lugar.

16
Unidad 1
Objeto de estudio de la química
La palabra y su raíz
amorfo A (griego) negación
y morfo forma.
Que no tiene forma.
Materiales amorfos
Un material amorfo tiene una red cristalina fortuita, desarticulada e incompleta. Las
ceras, la mantequilla y el algodón de dulce son ejemplos comunes de materiales
amorfos. Pese a que estos materiales tienen forma y v olumen fijos, no se clasifican
como sólidos, sino como materiales amorfos. En la figura 1.12 se compara la estructura
de un sólido con un material amorfo.
a) b)
Figura 1.12 Un sólido se
convierte en un material amorfo
a) El dióxido de silicio cristalino,
SiO 2, tiene una estructura regular
de panal. b) Si se funde y luego se
enfría rápidamente, el dióxido de
silicio pierde su regularidad y se
convierte en un material amorfo.
Si
O
Plasmas
La forma más común de la materia en el univ erso, pero menos común en la Tierra,
es el plasma. El Sol y otras estrellas están formados por plasma, y puede encontrarse
también en las luces fluorescentes (figura 1.13). Un plasma es un gas ionizado que
conduce corriente eléctrica pero, igual que un alambre conductor común, es eléctricamente
neutro porque contiene el mismo número de electrones libres que de iones
positivos. El plasma se forma a temperatura muy elevada, cuando la materia absorbe
energía y se separa formando iones positiv os y electrones o, en algunas ocasiones,
núcleos atómicos y electrones libres. En las estrellas, la energía que ioniza los gases se
produce como consecuencia de reacciones de fusión nuclear.
¿Sabías que...?
El oxígeno es el elemento más
abundante en la corteza terrestre,
pero en el Universo es el
hidrógeno.
Electrodo
Recubrimiento
de fósforo cristalino
Átomo de
mercurio gaseoso
Átomo de
argón gaseoso
Figura 1.13 Foco de luz fluorescente Cuando una pequeña corriente eléctrica calienta el electrodo, algunos
electrones de éste adquieren suficiente energía para abandonar la superficie y chocar con moléculas del argón
gaseoso, que se ioniza. A medida que se liberan más electrones, también se ionizan algunos átomos de mercurio,
con lo cual se forma el plasma. Los electrones y los iones mercurio chocan con los átomos de mercurio y sus
electrones, excitados, adquieren mayores niveles energéticos. Cuando los electrones excitados regresan a niveles
energéticos inferiores, liberan energía en forma de luz ultravioleta invisible. El recubrimiento de los focos
fluorescentes absorbe la luz ultravioleta y genera radiación de luz visible.

1.2
Materia
17
Propiedades de la materia
Cuando un trascabo sube por el terr eno para vaciar su carga, podrías pr eguntarte:
“¿Qué es todo ese material?” A pesar de que sabes que todo eso son desper dicios de
la vida moderna como papel, vidrio, metal, plástico y más; aún persiste la pregunta:
“¿Qué es esto?” Los químicos quieren saber qué es cada porción de materia. ¿De qué
está formada (composición)? ¿Cómo están distribuidos sus átomos (estructura)? ¿Qué
hará el material ( comportamiento)? Cualquier característica que se pueda usar para
describir o identificar un pedaz o de materia es una pr opiedad de ésta. D e hecho,
cada sustancia tiene un conjunto de propiedades particulares, del mismo modo que
una persona tiene huellas digitales únicas. S i conoces las huellas digitales de una
sustancia, la puedes identificar.
Aunque se ha indicado una definición de materia, la mejor forma de reconocerla
y describirla es mediante sus propiedades.
Las propiedades de la materia son las características que la identifican; es decir, las
diversas formas como son percibidas por nuestros sentidos, por ejemplo, color, olor,
densidad, estado de agr egación molecular, punto de fusión, punto de ebullición,
etcétera.
Propiedades generales
Las propiedades generales son aquellas características que posee la materia en general,
sin importar su estado de agregación molecular. Son propiedades generales:
• Extensión o volumen La materia ocupa un lugar en el espacio. En el vacío no hay
materia.
• Peso Es atraída por fuerzas gravitatorias.
• Inercia Se opone a cambiar el estado de mo vimiento rectilíneo uniforme o de
reposo en que se encuentre.
• Impenetrabilidad Dos cuerpos no pueden ocupar al mismo tiempo el mismo lugar.
• Porosidad Entre las partículas que forman la materia existen espacios huecos.
• Divisibilidad La materia puede fragmentarse.
• Elasticidad Dentro de cierto límite, la materia se deforma cuando se le aplica una
fuerza y recupera su forma original al dejar de aplicarle dicha fuerza.
Investiga
Tu peso es de 55 kg en la Tierra.
Investiga si en la Luna pesarías lo
mismo. Encuentra la diferencia
entre peso y masa.
Propiedades específicas
Como ya se indicó, las anteriores características las posee todo tipo de materia, per o
ésta se encuentra formada por infinidad de sustancias que distinguimos debido a que
presentan características particulares llamadas propiedades específicas, como son: color,
olor, sabor, solubilidad, densidad, punto de fusión, punto de ebullición, peso específico,
etcétera. Por ejemplo, no podríamos difer enciar la sal del azúcar por su color ,
pero sí las distinguimos por su sabor; el agua se difer encia del alcohol por su olor; el
plomo del aluminio, por su densidad; la sal del azufr e, por su solubilidad en agua,
etcétera.
Podemos clasificar a las propiedades en físicas y químicas.
Propiedades físicas
Son propiedades físicas aquellas características que pr esenta la materia sin alterar su
estructura íntima, es decir , sin transformarse en otras sustancias distintas. Como

18
Unidad 1
Objeto de estudio de la química
propiedades físicas podríamos mencionar los cambios de estado, el color , el olor, el
sabor, la dureza (propiedades organolépticas); el punto de fusión, el punto de ebullición,
la densidad, el peso específico (constantes físicas); la maleabilidad, la ductilidad,
la solubilidad, etcétera.
Propiedades químicas
Las propiedades químicas son aquellas que presenta la materia al transformarse de una
sustancia a otras diferentes, alterando su estructura íntima. Como propiedades químicas
podríamos mencionar la combustibilidad, la comburencia, la mayor o menor
facilidad con que una sustancia se transforma en otra u otras diferentes, o se combina
con otras, etcétera.
Clasificación y composición de la materia
Ahora bien, para estudiar la materia es necesario un ordenamiento sistemático de la
misma. La figura 1.14 indica la clasificación básica de la materia en términos de
heterogénea y homogénea.
Figura 1.14 Clasificación básica de la materia.
Materia
Homogénea
Heterogénea
Mezclas
heterogéneas
Sustancias
Mezclas
homogéneas
Soluciones
Elementos
Compuestos
La palabra y su raíz
heterogénea Hetero (griego)
diferente, otro; genes (griego)
origen, fuente.
Una mezcla heterogénea es distinta
en diferentes puntos.
homogénea Homo (griego) lo
mismo, semejante; genes (griego)
origen, fuente.
Una mezcla homogénea siempre es
la misma en todas partes.
Materia homogénea y heterogénea
La materia es heterogénea cuando podemos detectar en ella fácilmente, con la ayuda
de una lupa o microscopio, dos o más partes que la forman, cada una de las cuales
tiene propiedades distintas. Como ejemplo de materia heter ogénea podemos mencionar
la madera y el granito: en la primera, distinguimos anillos o vetas de diferente
color y dureza, lo que hace suponer que se trata de div ersas clases de materia; en
el granito pueden apreciarse partículas de distinto aspecto, unas brillantes y oscuras
que son de mica, otras duras y transparentes que son de cuarzo y algunas traslúcidas
y grisáceas que son de feldespato.
La materia es homogénea cuando no podemos distinguir en ella las par tes que la
forman; por ejemplo, agua salada, acero, aluminio, sal de cocina, cobre, cal, etcétera.

1.2
Materia
19
Sustancias
Las sustancias son aquellas clases de materia homogénea que tienen composición
definida e invariable y que presentan las mismas propiedades en todas sus partes. Son
sustancias, por ejemplo, el hierro, el agua, la sal, la plata, la cal, pero no el agua salada,
ya que esta última está formada por sustancias que poseen características diferentes
(agua y sal) que pueden separarse por medios mecánicos.
Elementos
Por elemento entendemos una sustancia simple, elemental, que puede descomponerse
en otras más sencillas mediante procedimientos químicos ordinarios. Son elementos
el hierro, el aluminio, la plata, el cobre, el carbono, el oxígeno, etcétera. (En
la actualidad se conocen 114 elementos.)
En la figura 1.15 podemos apreciar la abundancia relativa aproximada de los elementos
en la corteza terrestre y en el cuerpo humano.
Elemento Composición (%)
Oxígeno 65.0
Carbono 18.5
Hidrógeno 9.5
Nitrógeno 3.3
Calcio 1.5
Fósforo 1.0
Azufre 0.3
Otros 0.9
Elemento Composición (%)
Oxígeno 46.0
Silicio 28.0
Aluminio 8.0
Hierro 6.0
Magnesio 4.0
Calcio 2.4
Potasio 2.3
Sodio 2.1
Hidrógeno 0.9
Otros 0.3
Figura 1.15 Composición del
cuerpo humano y de la corteza
terrestre La composición del
cuerpo humano es muy distinta a la
de la corteza terrestre. Los números
representan los porcentajes en
masa de cada componente. Los
elementos oxígeno e hidrógeno se
encuentran en la corteza y en el
cuerpo humano, pero el carbono
se concentra en los seres vivos.
Compuestos
Un compuesto es una sustancia homogénea que resulta de la unión química de dos
o más elementos, por tanto, puede experimentar descomposición ulterior. Son compuestos:
el agua, la sal, el ácido sulfúrico, el dióxido de carbono, el alcohol etílico, el
azúcar, el benceno, el butano y cientos de miles más. A las par tes que forman un
compuesto se les llama constituyentes; así, por ejemplo, los constituy entes del agua
son hidrógeno y oxígeno; de la sal común (cloruro de sodio) son el sodio y el cloro;
del ácido sulfúrico son el hidrógeno, el azufre y el oxígeno.

20
Unidad 1
Objeto de estudio de la química
Como características de los compuestos podríamos mencionar las siguientes:
• Las partes que los forman pierden sus propiedades originales.
• Durante su formación hay manifestaciones de energía.
• La proporción de los constituyentes que forman un compuesto es fija.
• Los constituyentes sólo se pueden separar por medios químicos. (Compara estas
características con las de las mezclas que se mencionan más adelante.)
Respecto de las características de que los compuestos únicamente se pueden separar
por medios químicos, es posible afirmar que, por ejemplo, al separar los constituyentes
del agua se obtienen dos sustancias completamente diferentes. Las otras son
gaseosas; una de ellas es combustible (el hidrógeno) y la otra comburente (el oxígeno).
Esto indica que el agua se ha transformado en otras sustancias cuya estructura íntima
es distinta: ha ocurrido un cambio químico. Al llevarse a cabo esta operación, decimos
que se ha efectuado el análisis del agua.
Hasta ahora hemos establecido algunos conceptos generales, par tiendo de la clasificación
de la materia y de que ésta tiene la misma estructura química: está formada
por átomos y moléculas, pero ¿qué es un átomo?, ¿qué es una molécula?
Cuadro 1.1 Algunos compuestos comunes.
Nombre del compuesto Fórmula Usos
Acetaminofén C 8H 9NO 2 Analgésico
Ácido acético C 2H 4O 2 Ingrediente del vinagre
Amoniaco NH 3 Fertilizantes, limpiadores domésticos cuando está disuelto en agua
Ácido ascórbico C 6H 8O 6 Vitamina C
Aspartame C 14H 18N 2O 5 Edulcorante artifi cial
Aspirina C 9H 8O 4 Analgésico
Bicarbonato de sodio NaHCO 3 Para cocinar
Butano C 4H 10 Combustible de encendedores
Cafeína C 8H 10N 4O 2 Estimulante del café, té y algunas bebidas
Carbonato de calcio CaCO 3 Antiácido
Dióxido de carbono CO 2 Para carbonatar bebidas gaseosas
Etanol C 2H 6O Desinfectante, bebidas alcohólicas
Etilenglicol C 2H 6O 2 Anticongelante
Ácido clorhídrico HCl Llamado ácido muriático, limpia morteros para los tabiques
Hidróxido de magnesio Mg(OH) 2 Antiácido
Metano CH 4 Gas natural, combustible
Ácido fosfórico H 3PO 4 Saborizante de bebidas
Tartrato de potasio K 2C 4H 4O 6 Crema tártara, para cocinar
Propano C 3H 8 Combustible para cocinar
Sal NaCl Saborizante
Carbonato de sodio Na 2CO 3 Sosa para lavar
Hidróxido de sodio NaOH Limpieza de cañerías
Sacarosa C 12H 22O 11 Edulcorante
Ácido sulfúrico H 2SO 4 Ácido de las baterías
Agua H 2O Para lavar, cocinar, limpiar

1.2
Materia
21
Átomos
El átomo es la partícula más pequeña en que se puede dividir la materia mediante
procedimientos químicos, que interviene en los cambios o reacciones químicas.
Moléculas
Para dar respuesta a estas preguntas, consideremos las siguientes sustancias: agua, sal
(cloruro de sodio) y oxígeno. Las tres están constituidas por moléculas, es decir, si las
dividimos hasta obtener la última partícula de agua, sal y oxígeno, lo que tendríamos
sería una molécula de cada una de estas sustancias.
Una molécula de agua es la par tícula más pequeña que sigue siendo agua; una
molécula de oxígeno es la partícula más pequeña de esta sustancia que sigue siendo
oxígeno. En resumen, una molécula es la menor por ción en que la materia puede
dividirse por medios físicos conservando las características de las sustancias.
Dada la pequeñez de estas par tículas es difícil imaginar su tamaño; su diámetr o es
del orden de diez millonésimos de milímetro. La unidad para medir las moléculas es el
angström.
1
Å =
10 000 000 mm = 1×10−10 m
Las dimensiones de las diferentes moléculas dependen de su clase. Para imagi nar
su tamaño consideremos una gota agrandada hasta el v olumen de la Tierra, cada
molécula de agua tendría aproximadamente el tamaño de una naranja.
En cualquier estado de agregación molecular, éstas no se tocan; entre ellas existen
espacios huecos (poros) llamados espacios intermoleculares. La aparente continuidad
de la materia se debe al limitado poder separador de nuestros sentidos.
Ahora bien, considerando las moléculas de las sustancias que hemos mencionado
como ejemplo (agua, sal y oxígeno), las del agua están formadas por tres partículas más
pequeñas; las de sal, por dos y las del o xígeno por dos partículas. Estas partículas que
forman las moléculas son los átomos.
La molécula del agua está formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno
(figura 1.16) la de sal por uno de sodio y otr o de cloro, y la del o xígeno por dos
átomos de oxígeno.
Como puedes deducir, las moléculas de agua están formadas por átomos de distinta
clase, lo mismo las de sal, ya que estas sustancias son compuestos. Las de oxígeno,
que es un elemento, están formadas por átomos de la misma clase.
En general, los compuestos son sustancias cuyas moléculas están formadas por dos
o más tipos de átomos.
Soluciones
El ejemplo mencionado en el apartado “Sustancias” (agua salada), representa lo que
en química se llama solución y de acuer do con la figura 1.14, una solución es una
mezcla homogénea que puede tener composición v ariable. Fundamentalmente las
soluciones constan de dos partes: el disolvente y el soluto. El disolvente es la parte que
existe en mayor proporción, y el soluto la que se encuentra en menor pr oporción. Las
soluciones pueden ser sólidas, líquidas o gaseosas, siendo las más comunes las líquidas.
Puede haber soluciones gaseosas, por ejemplo, de gas en gas (air e); de líquido en
gas (niebla) y de sólido en gas (humo); líquidas, de gas en líquido (bebidas gaseosas);
La palabra y su raíz
átomo Atoms (latín), y éste del
griego atomos, indivisible o no
divisible.
Unidad más pequeña en que se
puede dividir la materia.
H
O
H 2O
H
Figura 1.16 Dos átomos de
hidrógeno y uno de oxígeno
forman una molécula de agua.

22
Unidad 1
Objeto de estudio de la química
de líquido en líquido (alcohol en agua) y de sólido en líquido (sal en agua), y
sólidas, de gas en sólido (hidrógeno en platino), de líquido en sólido (amalgama de
plata) y de sólido en sólido (acero).
Cuadro 1.2 Algunas aleaciones comunes.
Nombre de la
aleación
Acero inoxidable
Bronce
Latón
Platería
Oro de 14 kilates
Oro blanco de 18
kilates
Soldadura (para
electrónica)
Composición como porcentaje en masa
Hierro (Fe) 73-79%
Cromo (Cr) 14-18%
Níquel (Ni) 7-9%
Cobre (Cu) 70-95%
Zinc (Zn) 1-25%
Estaño (Sn) 1-18%
Cobre (Cu) 50-80%
Zinc (Zn) 20-50%
Plata (Ag) 92.5%
Cobre (Cu) 7.5%
Oro (Au) 58%
Plata (Ag) 14-28%
Cobre (Cu) 14-28%
Oro (Au) 75%
Plata (Ag) 12.5%
Cobre (Cu) 12.5%
Estaño (Sn) 63%
Plomo (Pb) 37%
Usos
Utensilios de cocina, cuchillos,
cubiertas inoxidables
Esculturas, películas
Plateado, adornos
Joyería, vajillas
Joyería
Joyería
Conexiones eléctricas
Mezclas
Hemos visto que las soluciones son mezclas homogéneas y en general podemos definir las
mezclas, ya sean homogéneas o heterogéneas, como la materia que resulta de la unión aparente
(no química) de dos o más sustancias, las cuales reciben el nombre de componentes.
Como característica de las mezclas podríamos mencionar las siguientes:
• Las partes que las forman no pierden sus propiedades originales.
• Durante su formación no hay manifestaciones de energía.
• La proporción de los componentes es variable.
• Sus componentes se pueden separar por medios físicos.
Métodos de separación de mezclas
Existen varios métodos de separación de mezclas y su uso depende de las características
de los componentes que las forman. C uando se aprovecha la diferente densidad de
los componentes se emplea la decantación, la filtración o la centrifugación.
Decantación En este método se deja reposar durante cierto tiempo una mezcla de componentes
sólidos y líquidos, para que la acción de la gravedad los separe (figura 1.17).
Filtración Este procedimiento se basa en el empleo de material por oso que retiene
las partículas sólidas, mientras deja pasar el líquido en el que estas partículas estaban
en suspensión. Por lo general, el material por oso se acomoda en un embudo para
facilitar la separación (figura 1.18).

1.2
Materia
23
Agua
Aceite
Aceite
Agua
Agua
Arena
Figura 1.17 Decantación Para
separar los componentes de una
mezcla, se aprovecha la fuerza de
gravedad.
Centrifugación En ocasiones la sedimentación del sólido es muy lenta y se acelera
mediante la acción de la fuerza centrífuga. Se coloca la mezcla en recipientes que se
hacen girar a gran velocidad; los componentes más densos se depositan en el fondo
(figura 1.19).
Filtro
Embudo
Figura 1.19 Centrífuga eléctrica La fuerza
centrífuga acelera la sedimentación de los
componentes sólidos de una mezcla.
Figura 1.18 Filtración Utiliza un
material poroso para separar
partículas sólidas de un líquido.
Hay otros procedimientos en los que se aprovecha el diferente punto de ebullición
de los componentes: tales pr ocedimientos son la ev aporación, la sublimación y la
destilación.
Evaporación Este método se emplea para separar un sólido de un líquido, cuando
se quiere recuperar el sólido. Simplemente se calienta la mez cla y al ev aporarse el
componente líquido queda el sólido en el recipiente.

24
Unidad 1
Objeto de estudio de la química
Sublimación Este procedimiento se utiliza para separar al yodo de otros materiales
sólidos, ya que el yodo se sublima al calentarlo, es decir, pasa directamente del estado
sólido al gaseoso y se condensa en una superficie fría (figura 1.20).
Destilación Este método consta de dos procesos fundamentales: evaporación (paso
de líquido a vapor) y condensación (paso de vapor a líquido). Mediante este procedimiento
se puede separar un líquido de un sólido, evaporando el líquido y condensándolo
en un aparato especial llamado r efrigerante. También se puede separar un
líquido de otro (agua y acetona), aprovechando sus diferentes puntos de ebullición.
Por este método se obtiene el agua químicamente pura, llamada agua destilada. Observa
las figuras 1.21 y 1.22.
Termómetro
Figura 1.20 Sublimación Al
calentar el yodo, éste pasa al estado
gaseoso y luego se condensa.
Desagüe
Condesador
Residuo
Figura 1.21 Destilación
Mediante procesos de evaporación
y condensación se separan los
componentes de una mezcla. En
dos líquidos, se aprovecha la
diferencia entre sus puntos de
ebullición.
Rejilla metálica
que distribuye
el calor
Trozos de vidrio
o porcelana
para impedir la
ebullición violenta
Mechero
Entrada de agua
Receptor
Destilado
Salida de
agua fría
Vapor
Agua en
ebullición
Figura 1.22 Alambique común
para la destilación del agua.
Agua destilada
Entrada de
agua fría

1.2
Materia
25
Hay otro procedimiento que combina algunos de los ya descritos y que r ecibe el
nombre de separación por solubilidad. Si, por ejemplo, queremos separar una mezcla
cuyos componentes sean sal y carbón en polv o, se le agrega agua que disolverá sólo
la sal y, más tarde, la mezcla se filtra para separar el carbón, y el líquido filtrado (agua
salada) se separa por evaporación.
Hemos mencionado que la sal, el agua y el carbón (carbono cuando es químicamente
puro), son sustancias que en general se dividen en compuestos y elementos
(véase figura 1.14).
Separación de compuestos
El análisis es el procedimiento químico que permite conocer los constituy entes de un
compuesto. La síntesis es un proceso contrario al de análisis y consiste en formar un compuesto
a partir de sustancias más sencillas.
El análisis puede ser cualitativo o cuantitativo. Es cualitativo cuando sólo interesa
conocer la clase de constituyentes que forman un compuesto, y cuantitativo cuando
se indica la cantidad de esos constituyentes.
Si la cantidad de los constituyentes se da en unidades de volumen, es análisis cuantitativo
volumétrico y si se da en unidades de peso, es análisis cuantitativo gravimétrico.
Cuando se indica que el agua está constituida por hidr ógeno y oxígeno, se ha
hecho el análisis cualitativ o de esta sustancia. S i se determina que en el agua, por
cada 2 cm 3 de hidrógeno existe 1 cm 3 de oxígeno, el análisis es cuantitativo volumétrico,
y será cuantitativo gravimétrico cuando se indica que por cada gramo de hidrógeno
hay ocho de oxígeno.
Manos
a la obra
Características de los elementos, los compuestos y las mezclas
Materiales y sustancias
• mechero
• tubo de ensayo
• imán
• azufre en polvo (2 g)
• limadura de hierro (2 g)
Procedimiento
1. Revuelve la mitad del azufre en la mitad del hierro.
Ahora tienes: azufre en polvo, hierro en polvo, azufre y
hierro revueltos, y sulfuro de hierro.
2. Mezcla parte de la otra mitad del hierro y del azufre y colócalo
en el tubo de ensayo, ahora caliéntalo con cuidado.
3. Escribe las características que se piden en la tabla de
resultados de la página siguiente.
4. Analicemos estas observaciones, en especial, las dos
últimas fi las de la tabla mencionada.
a) ¿Es soluble el azufre en bisulfuro de carbono?
____________________________________
____________________________________
b) ¿Se disuelve el hierro en bisulfuro de carbono?
____________________________________
____________________________________
c) Del azufre y hierro revueltos ¿qué parte es la que se
disuelve en bisulfuro de carbono?
____________________________________
____________________________________

26
Unidad 1
Objeto de estudio de la química
Azufre Hierro Azufre y hierro revueltos Sulfuro de hierro
Color
Olor
¿Se disuelve el bisulfuro de
carbono?
¿Es atraída por el imán?
d) ¿Perdió sus propiedades el azufre al revolverse con
el hierro?
____________________________________
____________________________________
e) ¿Se disuelve el sulfuro de hierro en bisulfuro de carbono?
____________________________________
____________________________________
f ) ¿Perdió sus propiedades el hierro al formar sulfuro
de carbono?
____________________________________
____________________________________
g) ¿Es atraído el azufre por el imán?
____________________________________
h) ¿Atrae el imán al hierro?
____________________________________
i ) Del azufre y hierro revueltos ¿qué parte es la que
atrae el imán?
____________________________________
____________________________________
j ) ¿Perdió propiedades el hierro?
____________________________________
____________________________________
k) ¿Es atraído el sulfuro de hierro por el imán?
____________________________________
____________________________________
l ) ¿Perdió sus propiedades el hierro al formar esta sustancia?
____________________________________
____________________________________
5. Ahora toma la mitad del azufre y hierro revueltos y
colócalos en un tubo de ensayo.
6. Aplícale calor y espera unos minutos. Después compara
la sustancia que se formó con el sulfuro de hierro
que tienes. ¿Es la misma sustancia?
____________________________________
____________________________________
7. Acércale un imán.
a) ¿Es atraída por el imán la sustancia que formaste?
____________________________________
____________________________________
b) ¿Hubo desprendimiento de energía cuando ésta se
formó?
____________________________________
____________________________________
c) ¿Conservó el hierro sus propiedades?
____________________________________

1.3
Energía
27
8. Después de comentar con tus compañeros las siguientes
características, escribe sobre la línea si pertenecen a
un elemento, a un compuesto o a una mezcla.
a) El azufre está formado por átomos de la misma clase.
b) El azufre es una sustancia simple.
c) El azufre no se puede descomponer en sustancias
más sencillas.
Entonces el azufre es ______________________
a) El hierro está formado por átomos de la misma clase.
b) El hierro es una sustancia simple.
c) El hierro no se puede descomponer en sustancias
más sencillas.
Entonces el hierro es ______________________
a) En el azufre y el hierro revueltos hay átomos de
distinta clase.
b) El azufre y el hierro se pueden separar fácilmente
por medios físicos.
c) El azufre y el hierro al revolverse no pierden sus
propiedades.
d) Al revolver el azufre con el hierro no hay manifestaciones
de energía.
Entonces el azufre y el hierro revueltos son
____________________________________
a) El sulfuro de hierro está formado por átomos de
distinta clase que son átomos de hierro y átomos
de azufre.
b) El azufre y el hierro no se pueden separar por
medios físicos cuando forman el sulfuro de hierro.
c) El azufre y el hierro pierden sus propiedades al
formar sulfuro de hierro.
d) Al unirse el azufre con el hierro para formar sulfuro
de hierro se presentan manifestaciones de energía.
Entonces el sulfuro de hierro es _____________
1.3 Energía
La energía y su relación con los cambios
Se ha indicado que la masa y la energía están íntimamente relacionadas. Ahora bien,
la materia no se encuentra estática, constantemente se generan cambios en ella. Estos
cambios pueden ser de orden físico o químico.
Cambios físicos
Son fenómenos físicos aquellos cambios que sufre la materia sin alterar su estructura
íntima, es decir, sin que haya transformación de sustancias. Son cambios físicos doblar
un alambre, fragmentar un trozo de madera, los cambios de estado (figura 1.9),
etcétera.
Cambios químicos
Los fenómenos químicos son aquellos cambios que producen alteraciones en la estructura
íntima de la materia, y ocurren cuando una o más sustancias se transforman

28
Unidad 1
Objeto de estudio de la química
Mapa conceptual 1.3
Energía
existe en forma
provoca
sus manifestaciones son
Cambios
Potencial y Cinética
que son
Físicos
Químicos
Nucleares
Energía química
Energía nuclear
Energía mecánica
Energía magnética
Energía calorífi ca
Energía luminosa
Energía eléctrica
Energía sonora
en otra u otras diferentes. En química denominamos a estos cambios reacciones químicas.
Son cambios químicos la combustión, la oxidación del hierro, el agriado de la
leche, etcétera.
En estos cambios, ya sean físicos o químicos, está pr esente la energía, por lo que
no es posible concebirla separada de la masa. U sualmente definimos a la energía
como la capacidad para efectuar un trabajo.
La energía mecánica sólo puede existir en dos formas: potencial y cinética.
¿Sabías que...?
La energía hidroeléctrica se origina
por el movimiento del agua, y la
energía termoeléctrica por la
combustión del material fósil,
como el carbón o los derivados
del petróleo.
Energía potencial Es aquella que se encuentra almacenada en un cuerpo en virtud de
su posición con respecto a otros cuerpos; es la energía disponible para efectuar un
trabajo en un momento dado. Tiene energía potencial desde el punto de vista físico,
el agua almacenada en una pr esa, un martillo que se encuentra a cier ta altura, un
resorte de acero, etcétera; y desde el punto de vista químico, podemos indicar que
toda la materia posee energía en estado potencial a la que se llama energía química,
la que se manifiesta cuando las sustancias reaccionan.
Energía cinética Es la que tienen los cuerpos en virtud de encontrarse en movimiento.
La energía cinética depende de dos factores: la masa y la velocidad.
Cuando ocurre la transformación de energía potencial a cinética, apar ecen las
manifestaciones de energía que conocemos (calor, luz, electricidad, sonido, energía
nuclear, energía química, etcétera).
Por ejemplo, el agua almacenada en una presa (E p ) al poner en movimiento (E c ) a
una planta hidroeléctrica produce electricidad, la que en nuestr os hogares puede
transformarse en calor, sonido, luz, etcétera. Podemos mencionar también el sistema
de sustancias que forman un cerillo, las que poseen E p en reserva (energía química)
que al reaccionar produce luz y calor.

1.3
Energía
29
Figura 1.23 Una reacción
exotérmica La energía liberada
durante una explosión de
nitroglicerina rompe y mueve las
rocas. La compleja molécula de
nitroglicerina es transformada en
cuatro productos gaseosos: dióxido
de carbono, nitrógeno, oxígeno y
vapor de agua.
Figura 1.24 Una reacción
endotérmica Cuando los dos
compuestos tiocianato de amonio y
octahidrato de hidróxido de bario
se mezclan, se produce una
reacción en la cual se absorbe el
calor de los alrededores. El matraz
se enfría tanto, que si en el fondo
del matraz hubiera una película de
agua ésta se congelaría haciendo
que el matraz se adhiera a un
bloque de madera.
La energía que inter viene en las r eacciones químicas casi siempr e es calorífica,
aunque en ocasiones incluye energía eléctrica o luminosa.
Las reacciones químicas se denominan exotérmicas cuando hay desprendimiento
de calor y endotérmicas cuando lo absorben.
La rama de la química que estudia exclusivamente la energía calorífica que acompaña
a un proceso químico se denomina termoquímica.
La unidad que se emplea para medir el calor es la caloría. Una caloría es la cantidad
de calor necesario para elev ar 1°C la temperatura de un gramo de agua; 1 000
calorías constituyen una kilocaloría (kcal). La caloría corresponde al sistema métrico
de unidades. En el Sistema Internacional de Unidades (si) la unidad deriv ada de
energía es el joule (J).
1 cal = 4.184 J
El calor específico (C e ), propiedad específica de la materia, es la cantidad de calor
que se requiere para elevar un grado Celsius la temperatura de un gramo de sustancia.
En el caso del agua es de 1 cal/g°C.
C e = cal/g°C
Cuadro 1.3 Calor específico de
algunas sustancias.
Sustancia
J/g°C
Alcohol etílico 2.138
Hielo 2.03
Aluminio 0.88
Hierro 0.45
Plata 0.24
Mercurio 0.14
Oro 0.13

30
Unidad 1
Objeto de estudio de la química
La cantidad de calor que se requiere para elevar la temperatura de cierta cantidad
de materia se calcula multiplicando la masa (m) por el cambio de temperatura (∆t)
por el calor específico (C e ). Las unidades empleadas son: para la masa (m), el gramo
(g), para la temperatura (∆ t), el grado Celsius (°C) y para el calor específico (cal/
g°C). (El símbolo ∆ es la letra griega “ delta” y se emplea para indicar la v ariación
entre dos cantidades.)
Problemas resueltos
1. ¿Qué cantidad de energía calorífica, en joules y en calorías, se r equiere para calentar un
pedazo de hierro cuya masa es de 1.3 g de 25°C a 46°C?
Solución
Al consultar el cuadro 1.3 sabemos que el calor específico del hierro es de 0.45 J/g°C.
Sustituimos los valores conocidos en:
Calor = m Δt C e
= (1.3 g) (46C – 25°C) (0.45 J/g°C)
= (1.3 g) (21°C) (0.45 J/g°C)
= 12 J
y sabiendo que 1 cal = 4.184 J, entonces:
12 J ⋅1 cal
4.184 J
= 2.87cal
Se necesitan 12 J o 2.87 cal.
2. Una muestra de metal puro de 2.8 g requiere 10.1 J de energía para que su temperatura
cambie de 21°C a 36°C. ¿De qué metal se trata?
Solución
En este caso necesitamos investigar el C e .
Calor = m Δt C e
Entonces:
C e
= Calor
m Δt
Sustituyendo, tenemos:
C e
=
10.1 J
(2.8 g) (36 C − 21 C)
=
10.1 J
(2.8 g) (15 C) = 10.1 J
42 g C
= 0.24 J / g C
Al consultar el cuadro 1.3 sabemos que la muestra se trata de plata.

1.3
Energía
31
Ejercicios
1. ¿Cuántos joules se necesitan para elev ar la temperatura de 7.40 g de agua de 29.0°C a
46°C?
2. Calcula las calorías necesarias para elev ar la temperatura de 10 g de aluminio de 15°C
a 35°C.
3. Una muestra de 12.5 g de una aleación r equiere 145 J para elev ar su temperatura de
25°C a 110°C. Calcula el calor específico de la aleación.
En general, las reacciones químicas se representan mediante ecuaciones que sólo
se refieren a la transformación de las sustancias, pero no indican el cambio de energía
que tiene lugar en ellas. Cuando en esas ecuaciones se indica, en el segundo miembro,
el calor producido o absorbido, reciben el nombre de ecuaciones termoquímicas.
Por ejemplo:
H 2 SO 4(ac) + Zn (s) → ZnSO 4(ac) + H 2(g) + 37.63 kcal* 1
2
H 2(g) + ½O 2 (g) → H 2 O (l) + 68.32 kcal
C (s) + O 2(g) → CO 2(g) + 94.05 kcal
BaO 2(s) → BaO (s) + ½O 2(g) – 18.6 kcal
H 2 O (g) + Cl 2(g) → 2HCl (g) + ½O 2(g) – 27.36 kcal
Así, las tres primeras reacciones son exotérmicas, mientras las dos últimas son endotérmicas.
Observa el signo positivo en las exotérmicas y el signo negativ o en las
endotérmicas.
Conservación
Leyes de conservación
En una reacción química con desprendimiento de energía, la masa no se altera, de
ahí que Antoine Laurent Lavoisier, al introducir el uso de la balanza para el estudio
de los cambios químicos, haya establecido la ley que lleva su nombre o ley de la con-
Moléculas de agua Moléculas de hidrógeno Moléculas de oxígeno
Átomo de hidrógeno
Átomo de oxígeno
Átomo de hidrógeno
Átomo de oxígeno
* La abreviatura (ac) signifi ca que la sustancia se encuentra en solución acuosa, (l) en forma de
líquido, (s) como sólido y (g) en estado gaseoso.
+
Figura 1.25 Conservación de la
masa (átomos) Dos moléculas
de agua contienen dos átomos
de oxígeno y cuatro
átomos de hidrógeno. Cuando se
descomponen, forman una
molécula de oxígeno que tiene dos
átomos de oxígeno y dos moléculas
de hidrógeno que contiene cuatro
átomos de hidrógeno. Como toda
la materia está compuesta de
átomos y el número de átomos es
el mismo antes y después del
cambio químico, puedes decir que
la materia se conserva.

32
Unidad 1
Objeto de estudio de la química
servación de la masa : “En todo cambio químico, la cantidad de materia antes de
efectuarse dicho cambio, es la misma que r esulta después de que se efectúa.” Se conoce
más comúnmente de la siguiente manera: “La materia no se crea ni se destruye,
sólo se transforma.”
Una ley semejante a la de la conservación de la energía indica que: “La energía no
se crea ni se destruye, sólo se transforma.”
En 1905, el destacado científico Alber t Einstein estableció que una pér dida en
masa corresponde a un desprendimiento de energía, y concluyó que “la masa es de
por sí transformable en energía”. La fórmula que establece esta relación es:
E = mc 2
donde E = energía, m = masa y c 2 = el cuadrado de la velocidad de la luz.
Como c tiene un valor muy grande (300 000 km/s), un valor muy pequeño de m
corresponde a una cantidad muy grande de energía (E).
Por ejemplo, un gramo de materia que se transforma totalmente en energía “mantendría
encendido un foco de 100 watts durante 40 000 años ”. La energía liberada
en las reacciones nucleares es tan grande, que resulta ser la fuerza más potente conocida
hasta ahora.
Las reacciones nucleares son de fisión. Se llama fisión al proceso de escisión (división)
de un núcleo pesado en dos partículas aproximadamente iguales. La fusión es
el proceso opuesto a la fisión y consiste en fundir (unir) átomos ligeros para formar
otro u otros de más peso. Por ejemplo:
Fisión de uranio
Fusión del hidrógeno
235
92U + 1 0
n → 143 56
Ba + 90 36
Kr + 3 1 0
n + 4.6×10 12 cal/mol
Un neutrón
se aproxima
Núcleo de 141
56 Ba
3 neutrones
liberados
141
56 Ba
9 neutrones
liberados
92
36 Kr
Núcleo de 235
92 U
Núcleo de 92
36 Kr
141
56 Ba
92
36 Kr
Figura 1.26 Fisión del uranio En
esta fisión se produce una reacción
en cadena: un neutrón entra en el
núcleo de uranio-235 y provoca la
división del núcleo en núcleos más
pequeños. Al mismo tiempo se
liberan más neutrones que a su vez
son absorbidos por otros núcleos
de uranio.
3 neutrones
más de 235
92 U
141
56 Ba
92
36 Kr

1.3
Energía
33
12 H + 1 3 H → 2 4 He + 0 1 n + Energía
Lo indicado anteriormente ha llevado al hombre a unificar las leyes de la conservación
de la masa y de la conservación de la energía en una sola, que establece: “En
cualquier reacción la masa-energía de los reactores (sistema inicial) es la misma que
la masa-energía de los productos (sistema final).” A esta ley se reconoce como ley de la
conservación de la materia. La comprobación experimental de la ecuación de Einstein
(E = mc 2 ), tuvo lugar en forma trágica en la llamada bomba atómica.
En la actualidad, es de gran impor tancia para la humanidad la pr oducción de
energía por reacciones de fisión nuclear que se utilizan con fines pacíficos en plantas
eléctricas, industrias, barcos, naves espaciales, etcétera.
+
+
2
1 H + 3 4
1 H
2 He 1
+ 0 n
Figura 1.27 Fusión del hidrógeno Cuando un núcleo de hidrógeno-2 (deuterio) y uno de hidrógeno-3 (tritio)
experimentan una fusión nuclear, se forma un núcleo de helio-4 y un neutrón.
Fuentes de energía
Las fuentes de energía primarias son aquellas donde un recurso natural se aprovecha
directamente para producir energía. Dentro de éstas encontramos: la energía proveniente
del Sol, el petróleo, el carbón natural y el átomo.
La electricidad es una fuente secundaria, ya que se obtiene mediante la transformación
de fuentes primarias a través de procesos físicos, químicos o nucleares.
Las plantas termoeléctricas producen electricidad mediante el calor que se produce
usando combustibles como el carbón y el petr óleo. Mientras que las plantas hidroeléctricas
la producen aprovechando el movimiento del agua. Las nucleoeléctricas
aprovechan para producir la fisión del átomo del uranio.
Casi toda la energía proviene del Sol; por ejemplo, para producir electricidad con
las llamadas celdas solares como las que hacen funcionar a algunas calculadoras. N o
obstante, la eficiencia de estas celdas es r elativamente baja, está sujeta a v ariaciones
estacionales y es obstr uida por la pr esencia de nubes. P or ello, se inv estiga cómo
convertirla en una fuente común de electricidad para el consumo humano.
Otra forma de aprovechar la energía solar consiste en utilizar los vientos, la energía
eólica, que hacen girar grandes aspas montadas en una torre, y que conectadas a una
turbina pueden producir electricidad.
Energía limpia
Las dos formas de energía citadas pr oducen lo que se denomina energía limpia, lo
cual no ocurre al utilizar carbón o petróleo.

34
Unidad 1
Objeto de estudio de la química
En la actualidad, la mayor parte de la energía que utilizamos proviene de reacciones
químicas como la combustión de sustancias fósiles (carbón y petr óleo). Es la
forma más barata; sin embargo, ha contribuido en gran medida a la contaminación
del ambiente al producirse gases como el bióxido de carbono (CO 2 ) cuyo exceso en
la atmósfera produce el efecto invernadero; además del monóxido de carbono (CO)
que es altamente tóxico y óxidos de nitrógeno y azufre que son los causantes de la
“lluvia ácida” que deteriora el ambiente por su acción corrosiva. El dióxido de azufre
(SO 2 ), al contacto con el oxígeno (O 2 ) del aire produce trióxido de azufre (SO 3 ), el
cual, al reaccionar con el vapor de agua que existe en la atmósfera, forma el ácido
sulfúrico (H 2 SO 4 ), uno de los ácidos más fuertes.
No olvidemos que tanto el petróleo como el carbón mineral son recursos naturales
no renovables y de continuar su explotación, como se ha v enido haciendo, se
agotarán.
Actualmente se investiga para producir combustibles que no provengan del petróleo
o que no sean obtenidos en laboratorios químicos; por ejemplo, en gas metano y
alcoholes aprovechando la fermentación de la materia orgánica, ya que al entrar en
combustión producen una cantidad considerablemente menor comparada con
la combustión de la gasolina. También se ha estudiado el uso de la combustión de
hidrógeno para producir energía. Esta combustión es la menos contaminante, ya que
cuando el hidrógeno reacciona con el oxígeno sólo se produce agua.
En resumen, la energía solar constituirá un recurso importante en lo futuro, debido
a que, como se indicó anteriormente, genera “energía limpia”.

1.3
Energía
35
Manos
a la obra
¿Qué ocurre cuando una vela se quema?
Materiales y sustancias
• vela
• plato hondo
• cerillos
• cápsula de porcelana
• tubo de ensayo • popote
• matraz Erlenmeyer
• solución de hidróxido de
calcio (agua de cal, 200 mL)
Procedimiento
1. Enciende la vela.
2. Colócala horizontalmente de tal manera que caigan
varias gotas en el centro del plato.
3. Coloca inmediatamente la base de la vela sobre esas
gotas antes de que se solidifi quen, con el fi n de fi jarla
de manera fi rme.
4. Observa y contesta:
a) Dibuja la flama y descubre las regiones que aprecias;
indica su aspecto o color.
c) ¿Qué es lo que se quema y en qué forma ocurre la
combustión?
____________________________________
____________________________________
____________________________________
5. Coloca sobre la fl ama una cápsula de porcelana sin tocar la
parafi na o el pabilo, retírala y observa lo que se depositó.
a) ¿Qué color tiene? _______________________
b) ¿Qué sustancia supones que es? ____________
6. Vierte en el tubo de ensayo la solución de hidróxido de
calcio hasta que se cubra la tercera parte.
7. Haz una inspiración profunda con el popote y usando
el tubo burbujea lentamente el gas que expeles en esa
solución.
a) ¿Qué color toma? _______________________
b) ¿Qué gas se expele durante el proceso respiratorio?
___________________________________
8. El dióxido de carbono reacciona con el hidrógeno de
calcio contenido en el tubo de ensayo formando carbonato
de calcio, el cual hace que se enturbie la solución.
9. Vierte el agua en el recipiente que contiene la vela de
manera que suba poco más de 1 cm.
10. Coloca el matraz Erlenmeyer invertido sobre la vela de
tal modo que quede bajo la superfi cie del agua.
a) ¿Se extiende la llama? ____________________
b) ¿Qué más observaste? ___________________
b) ¿Conserva la parafina su estado físico?
____________________________________
c) ¿Qué componente del aire permite la combustión?
____________________________________

36
Unidad 1
Objeto de estudio de la química
Lectura
Compuestos químicos naturales contra productos sintéticos
¿Son mejores las vitaminas, los fármacos y otras sustancias naturales
que las purificadas o las sintéticas que producen las
compañías farmacéuticas? Algunos empaques de vitaminas tienen
un rótulo que dice completamente natural. Casi todas estas
vitaminas se extraen de fuentes vegetales o animales.
Cuando tienes dolor de cabeza, ¿qué tomas para calmarlo,
una taza de corteza de sauce o dos aspirinas? Los ingredientes
activos de los dos remedios tienen estructuras químicas semejantes
y los dos alivian el dolor de cabeza, pero el ácido
salicílico, el compuesto químico de la corteza del sauce, produce
varios efectos colaterales dañinos, como dolor de estómago,
por ejemplo. Con la aspirina ocurre lo mismo, pero es
un analgésico más eficaz y se puede tomar en dosis más bajas.
La corteza del sauce contiene además otras sustancias
químicas.
Figura 1.28 Compuestos químicos naturales contra sintéticos
En caso de un fuerte dolor de cabeza, ¿qué preferirías tomar,
una aspirina o una taza de té de corteza de sauce?
Curar el cáncer Los científicos descubrieron que el taxol,
una sustancia química que se encuentra en la corteza del árbol
del tejo del Pacífico, disminuye el tamaño de los tumores
cancerosos de ovarios y mamas en 30 por ciento.
Este hallazgo traería como consecuencia que al presentar
dicho fármaco gran demanda podría destruir la población de
árboles del tejo, por tal razón se comenzaron a buscar otras
fuentes de taxol. Los investigadores Andrea y Donald Stierle
descubrieron un hongo que crece en el tejo y que produce
taxol. Otros encontraron que las agujas del tejo europeo contienen
un compuesto químico semejante al taxol. Los químicos
intentaron descifrar la estructura del taxol, y en 1994
lograron obtener taxol puro en el laboratorio.
¿Cuál taxol es mejor: el purificado naturalmente o el sintético?
En realidad, la estructura química y la pureza de ambos
es idéntica; sin embargo, el hecho de que se pueda sintetizar
taxol es una gran ventaja porque las compañías farmacéuticas
pueden producirlo a menor costo y quizá modificar su estructura
para aumentar su eficacia.
1. Investiga si el uso del taxol pudiera ser una amenaza para
el árbol del tejo del Pacífico y si el riesgo aún es preocupante.
2. Construye ¿En qué se parecen las estructuras del ácido salicílico
y del ácido acetilsalicílico (aspirina)? ¿En qué difieren?
3. Analiza las ventajas y desventajas del uso de las yerbas
medicinales, de los fármacos naturales purificados y de los
fármacos sintéticos.
Después de años de investigación, los científicos produjeron
aspirina en el laboratorio a partir de ácido salicílico y anhídrido
acético, contiene un solo ingrediente activo, el ácido
acetilsalicílico. La aspirina no es una sustancia pura, su estructura
es distinta y no produce el dolor de estómago tan agudo
que provoca el ácido salicílico.
Nuevos fármacos Cuando los científicos descubren en la
naturaleza un nuevo compuesto químico que puede ser un
tratamiento potencial o curar una enfermedad, ¿qué se hace?
El procedimiento para elaborar fármacos seguros y eficaces es
el siguiente: aislar y purificar el fármaco, determinar su composición
y estructura, investigar cómo sintetizarlo, buscar una
manera fácil y económica de producirlo en grandes cantidades
y tratar de cambiar la composición y estructura del compuesto
original para mejorar el modelo de la naturaleza.
Adaptada de John S. Phillips, Victor S. Strozak y Cheryl Wistrom,
Química. Conceptos y aplicaciones, McGraw-Hill Interamericana
Editores, México, 2007, p. 32.

Lo que aprendí
37
Palabras clave
átomo, 21
calor específico, 29
caloría, 29
ciencia, 4
compuesto, 19
cristal líquido, 15
elemento, 19
energía, 28
energía limpia, 33
fenómeno físico, 27
fenómeno químico, 27
fisión, 32
fuentes de energía, 33
fusión, 32
gas, 13
heterogénea, 18
homogénea, 18
ley de la conservación de
la materia, 33
líquido, 13
materia, 12
material amorfo, 16
método científico, 4
mezcla, 22
molécula, 21
plasma, 16
propiedad de la materia, 17
química, 6
reacción endotérmica, 29
reacción exotérmica, 29
sólido, 14
solución, 21
sustancia, 19
teoría, 4
teoría cinética molecular, 12
Lo que aprendí
I. Anota en el paréntesis el inciso correcto y escribe en la
línea la respuesta que complete la cuestión.
1. Fundamentalmente, la química estudia… ( )
a) la energía
b) el núcleo atómico
c) los alimentos
d) la materia
2. La fotosíntesis es un ejemplo en el que se relaciona la
química con la… ( )
a) física
b) biología
c) matemáticas
d) astronomía
3. Necesidad básica del hombre que se satisface
con el uso del cemento, entre otros productos… ( )
a) alimentación
b) comunicación
c) habitación
d) vestido
4. Estudia los compuestos del carbono. ( )
a) química orgánica
b) química inorgánica
c) química analítica
d) química general

38
Unidad 1
Objeto de estudio de la química
5. Constituyente de los cfc que contribuye
a la reducción de la capa de ozono… ( )
a) fl úor
b) hidrógeno
c) cloro
d) carbono
6. Tiene volumen y forma defi nidos… ( )
a) gas natural
b) alcohol
c) agua
d) oxígeno
7. Materia cuyas partes se pueden separar
mediante procedimientos físicos… ( )
a) compuesto
b) elemento
c) solución
d) sustancia
8. Materia cuyas partes se pueden separar
mediante procedimientos químicos… ( )
a) compuesto
b) elemento
c) solución
d) mezcla
9. Ejemplo de elemento químico… ( )
a) alcohol
b) agua
c) sal de cocina
d) dióxido de carbono
10. Sustancia que está formada por átomos
de la misma clase… ( )
a) hierro
b) agua
c) azúcar
d) monóxido de carbono
11. Escribe sobre la línea si el enunciado se refi ere a energía
potencial o energía cinética.
a) Una cucharada de azúcar __________________
b) Hule de un globo infl ado
c) Un aerolito
d) Un litro de gasolina
e) Una roca en lo alto de una montaña
f) Un automóvil en movimiento
12. Indica qué cambios o manifestaciones de energía
ocurren en los siguientes casos:
a) Al encender la radio
b) Al quemar un trozo de carbón
c) Al usar un soplete de oxiacetileno
d) Al prender una linterna
13. Escribe a la derecha de cada enunciado, si se trata de
un fenómeno físico o químico.
a) La oxidación de un clavo de hierro
b) La evaporación del agua
c) La formación de nubes
d) Una vela quemándose
e) El empañamiento de la plata
14. Escribe un ejemplo de cómo el hombre utiliza para su
benefi cio los cambios de la materia.
a) Físicos
b) Químicos
c) Nucleares

Lo que aprendí
39
15. Se tiene una mezcla formada por azufre, sal de cocina
y agua. Enumera en orden los procedimientos que
emplearías para separar estos componentes.
decantación
fi ltración
sublimación
evaporación
destilación
centrifugación
separación por solubilidad

Unidad 2
Estructura atómica
y tabla periódica
Los átomos son los bloques de construcción de la materia,
pero éstos son grandes pedazos de vacío, ya que si
imaginamos a uno de ellos del tamaño de una casa, su
núcleo tendría la proporción de una canica, que es donde
se concentra la masa del átomo.
Contenido
Lectura
Manos a la obra
Lectura
Manos a la obra
Lectura
Actividades
¿Cuánto sabes?
2.1 Partículas subatómicas y modelos atómicos
Los monitores para TV y computadoras
y las luces de neón
Espectros de emisión
2.2 Modelo atómico de la mecánica ondulatoria
y números cuánticos
2.3 Configuraciones electrónicas
2.4 Tabla periódica
Cuentos de isótopos
Distribución electrónica
2.5 Principales familias de elementos
Los fluoruros y la caries dental
Lo que aprendí

Objetivo de la unidad
El estudiante explicará la estructura y propiedades del átomo identificándolo como partícula
fundamental de la materia, reconociendo su importancia, describiendo e interpretando los
experimentos que llevaron a establecer los modelos atómicos y resaltando la importancia de
la clasificación de los elementos químicos, para que de manera crítica y responsable valore
el uso de modelos y las implicaciones de las investigaciones atómicas en el desarrollo de la
disciplina y sus repercusiones en la sociedad.

¿Cuánto
sabes?
1. Menciona las partículas fundamentales que forman el átomo.
2. ¿Qué entiendes por radio?
3. Describe o dibuja lo que para ti es un átomo.
4. ¿Qué entiendes por incertidumbre?
5. Escribe lo que recuerdes de la tabla periódica.
6. ¿A qué te refieres cuando hablas de un grupo en la vida cotidiana?
7. ¿Qué entiendes por símbolo?
8. Escribe el nombre y símbolo de diez elementos químicos.
9. ¿Dónde has oído de semiconductores en tu vida diaria?
Introducción
Aunque no podemos verlos toda la materia está formada por átomos. En esta unidad
estudiaremos con detalle cómo es su estructura y el llenado de los subniveles electrónicos.
Hablaremos de la clasificación de los elementos químicos a la que se le llama
tabla periódica y en ella identificaremos a los elementos r epresentativos, de transición
y de transición interna, además localizaremos por sus propiedades a los metales,
metaloides, no metales y gases nobles.
2.1 Partículas subatómicas y modelos atómicos
Mapa conceptual 2.1
Átomo
se presenta mediante
Modelos
consta de
La palabra y su raíz
como los de
ciencia Scientia (latín)
conocimiento.
Conjunto de métodos y técnicas
para adquirir y organizar
conocimientos sobre un cúmulo
de fenómenos objetivos.
Núcleo
formado por
Envoltura
formada por
Dalton
Thomson
Protones Neutrones Electrones
Rutherford
Bohr
se les llama
Nucleones
Sommerfeld
Moderno

2.1
Partículas subatómicas y modelos atómicos
43
Estructura básica del átomo
En la actualidad sabemos que el átomo consta de dos partes: el núcleo y la corteza o
envoltura. Las partículas que interesan en el estudio de química general son el electrón,
el protón y el neutrón, a las que llamamos partículas subatómicas fundamentales
(figuras 2.1 y 2.2).
Electrones
(carga negativa)
Protones
(carga positiva)
Figura 2.1 Los electrones y
protones son las unidades
fundamentales de carga. La materia
es de naturaleza eléctrica.
Partículas subatómicas fundamentales
A continuación se describen estas partículas subatómicas:
• Electrón Los electrones son estables y forman la envoltura del átomo, su masa es
prácticamente nula (9.11 × 10 –28 g o 1/1830 la masa de un átomo de hidr ó-
geno).
• Protón Es estable y forma parte del núcleo de todos los átomos; su carga eléctrica
es positiva y su masa es de 1.67 × 10 –24 g.
• Neutrón Junto con los protones, los neutrones constituyen el núcleo de los átomos
(debido a esto a ambas par tículas se les llama nucleones). Los neutr ones no
tienen carga eléctrica y su masa es ligeramente may or a la del pr otón (1.675 ×
10 –24 g). *
–
+
Electrón
(e – )
Protón
(p + )
Neutrón
(n)
Figura 2.2 Partículas
fundamentales de los átomos.
* María del Consuelo Alcántara Barbosa, Química inorgánica moderna, México, ecl aisa, p . 68.

44
Unidad 2
Estructura atómica y tabla periódica
¿Sabías que...?
Demócrito creía que la materia
estaba formada por pequeñas
partículas indivisibles llamadas
átomos.
Modelo atómico de Dalton
Ya hemos indicado que el átomo está constituido por un núcleo positiv o formado
por protones y neutrones, rodeado por una env oltura o corteza de electrones. Sin
embargo, para llegar a esta conclusión, el hombre tuvo que seguir un camino bastante
laborioso.
A la civilización griega le debemos el concepto filosófico de átomo. Hace más de
2000 años el filósofo griego Demócrito, entre otros, indicó que al dividir la materia
se tendría que llegar a una última partícula, la cual ya no se podría dividir; a ésta la
llamó átomo, palabra que significa “indivisible”.
Esta idea cayó en el olvido al no demostrarse, y fue hasta los años 1803-1808 que
el químico inglés John Dalton la hizo renacer para explicar las r elaciones de masa
que guardan entre sí todas las sustancias.
La teoría atómica de Dalton se basa en los siguientes enunciados:
1. Las sustancias simples (elementos) están formadas por la unión de átomos iguales,
cuyo peso es invariable y característico.
2. Las sustancias compuestas se forman al unirse átomos de diversos elementos, átomos
que nunca se dividen, sino que entran enteros en la combinación formada.
3. Todos los átomos de un elemento son exactamente iguales entr e sí, par ticu larmente
en peso, pero diferentes a los átomos de otros elementos.
Aun cuando en la actualidad conocemos ciertas inexactitudes de la teoría atómica
de Dalton, su importancia es indiscutible e influyó, de manera extraordinaria, en la
forma de pensar de los químicos durante más de un siglo.
Después de Dalton y principalmente a finales del siglo xix, se realizaron descubrimientos
muy importantes.
Figura 2.3 Representación del
átomo de Dalton. Se caracteriza
por su masa.
Rayos catódicos
En 1875, sir Wiliam Crookes inventó el tubo de rayos catódicos (figuras 2.4 y 2.5).
Los rayos catódicos son electrones que se dirigen del cátodo (–) al ánodo (+).
+
–
Figura 2.4 Tubo de rayos
catódicos.
A la bomba de vacío
+
Fuente
de corriente eléctrica
de alto voltaje
Figura 2.5 Tubo de rayos
catódicos con rehilete.
– +

2.1
Partículas subatómicas y modelos atómicos
45
Rayos canales
Fueron descubiertos por Goldstein en 1886. Al hacer una horadación en el cátodo
observó que era atravesado por partículas positivas a las que llamó rayos canales.
Electrodo
positivo
+
Electrodo
negativo
–
+ –
Rayos canales
a)
– –
–
– –
c)
+ +
+ + + + +
+
+ –
+ –
Rayos canales
b)
+ +
+
+
+
d)
+ +
+
+ + + +
+
+
Brillo tenue
Figura 2.6 Rayos canales. a) En un tubo de rayos catódicos los electrones viajan del cátodo al ánodo. b) En su
trayectoria pueden chocar con átomos (o moléculas) del gas remanente en el tubo. La colisión da por resultado
iones positivos que tienden a viajar hacia el electrodo negativo. c) Como el cátodo está horadado, algunos iones
acelerados lo atraviesan, y d) forman los rayos canales que se detectan en la pared del tubo.*
Rayos Röntgen (rayos X)
En 1895, Wilhelm Conrad Röntgen descubrió unas radiaciones electr omagnéticas
que se producían cuando los rayos catódicos chocaban con un metal. La longitud de
onda de estas radiaciones es mil veces más pequeña que la luz visible, además, pueden
atravesar sustancias y no son desviadas por campos eléctricos o magnéticos.
Röntgen llamó a estas radiaciones rayos X (figura 2.7).
Electrones de alta energía
Cátodo
Fuente de electrones
Ánodo
–
+
Rayos X, cuya
frecuencia puede
medirse para conocer
el número atómico
del elemento en el ánodo
La frecuencia de los
rayos X está
relacionada con
el número atómico
Figura 2.7 Rayos Röntgen.
* A. Garritz y J.A. Chamizo, Química, Addison-Wesley Iberoamericana, 1994, pp. 338-339.

46
Unidad 2
Estructura atómica y tabla periódica
Lectura
Los monitores para tv y computadoras y las luces de neón
Seguramente en tu casa hay un televisor y, tal vez, una
computadora. La televisión te permite ver noticias tanto de
tu país como de otras partes del mundo, o algún otro programa
favorito. Y con la computadora puedes hacer trabajos
para la escuela, buscar información en Internet, o platicar con
amigos que no conoces y que se encuentran en otras ciudades
o en otros países. Pero, te has preguntado ¿cómo sería tu
vida sin estos aparatos tan comunes hoy en día?
Los inventos de Joseph John Thomson, físico inglés, permitieron
la construcción de los monitores para el televisor y
la computadora. Él descubrió que los átomos contienen electrones
mediante un dispositivo llamado tubo de rayos catódicos
(trc). El tubo de rayos catódicos es un tubo de vidrio
sellado, tiene gas y placas metálicas separadas conectadas
con alambres externos (véase la figura 2.4). Cuando se aplica
una fuente de energía eléctrica a las placas se produce un
haz luminoso.
Thomson, quien obtuvo el premio Nobel de física en
1906, descubrió que ese haz luminoso lo originaba una
corriente de partículas con carga negativa procedentes de
la placa metálica. En todos sus experimentos obtuvo el
mismo tipo de partículas negativas, que ahora llamamos
electrones.
La pantalla del televisor o el monitor de la computadora
se componen de un tubo de rayos catódicos; aquí los
electrones chocan contra una pantalla que contiene compuestos
químicos que brillan cuando los golpean los electrones
de movimiento rápido. Para lograr imágenes de
color en las pantallas de los trc, se utilizan diversos compuestos
que emiten colores distintos al ser golpeados por
los electrones.
Pero el tubo de rayos catódicos de Thomson no sólo
dio como resultados la pantalla de tv y el monitor de
computadora, sino muchas aplicaciones más.
Por ejemplo, los anuncios de “neón” constan de tubos
de rayos catódicos de diámetro pequeño con distintos tipos
de gases para producir colores diferentes. Cuando el
gas del tubo es neón, el tubo brillará con un color rojo-anaranjado;
si se trata de argón, adquiere luminosidad azulosa.
La presencia del kriptón genera una intensa luz blanca.
Ahora sabes que gracias a Thomson se pudieron construir
los monitores para el televisor y la computadora, y también los
anuncios luminosos.
Adaptado de Steven Zumdahl, Fundamentos de química, 5a. ed.,
McGraw-Hill Interamericana Editores, México, 2007, p. 93.
Radiactividad
En 1896, el físico francés Henri Becquerel al observar que una placa fotográfica cubierta
con una envoltura opaca se ennegrecía al colocar cerca de ella pechblenda (un compuesto
de uranio), descubrió la radiactividad. Radiactividad es el nombr e de la
propiedad que tienen ciertas sustancias de emitir partículas alfa, rayos beta y gamma.
Investiga
La luz recorre 300 000 km en un
segundo, un año luz es la distancia
que recorre la luz en un año. Si
un año tiene 365 días; un día,
24 horas; 1 hora, 60 minutos,
y 1 minuto, 60 segundos, ¿qué
distancia recorre la luz en un año?
Rayos alfa (α)
Son núcleos de helio ionizados (dos neutrones y dos protones), por lo que es más
correcto llamarlos partículas alfa. Su velocidad es apr oximadamente 1/15 de la
velocidad de la luz. Forman la mayor parte de la emisión de una sustancia radiactiva,
sufren poca desviación bajo la acción de un campo magnético, su poder de
penetración es menor que el de las otras radiaciones, per o actúan enérgicamente
en la ionización de los gases.
Rayos beta (β)
Son electrones que tienen una gran v elocidad, próxima a la de la luz, y un campo
magnético los desvía fuertemente; son más penetrantes que los rayos alfa.

2.1
Partículas subatómicas y modelos atómicos
47
_ +
S
R
N
Figura 2.8 Desviaciones que
experimentan las diversas
radiaciones emitidas por el radio
en un campo magnético.
Rayos gamma (γ)
Son semejantes a los rayos X, pero con un gran poder de penetración; no son desviados
por la acción de un campo magnético.
Modelo atómico de Thomson
En 1897, el físico inglés J oseph John Thomson descubrió que los ray os catódicos
pueden ser desviados por un campo magnético, y los consideró como partículas eléctricamente
negativas que existen en toda la materia y los llamó electr ones; Thomson
destacó la naturaleza eléctrica de la materia. P ara 1910, su modelo del átomo era el
más aceptado, y se representaba como una esfera de electricidad positiv a cuyos electrones
se encontraban dispersos como pasas en un pastel, per o todavía concebía al
átomo como una partícula material compacta e indivisible.
El descubrimiento de los ray os X, la radiactividad y los trabajos r ealizados por
Thomson a fines del siglo xviii, hicieron que los químicos admitieran que el átomo
era divisible.
Modelo atómico de Rutherford
Rutherford, en 1911, empleando una sustancia radiactiv a, bombardeó una lámina
delgada de oro con partículas alfa y obser vó que la may or parte de las par tículas
Figura 2.9 Modelo de Thomson
Él representó el átomo como
electrones incrustados en una
esfera con carga positiva.
Electrón con
carga negativa
Esfera con carga
positiva
Fuente de
partículas
Haz de
partículas
Algunas partículas
se dispersan
La mayoría de las
partículas pasan
sin desviarse a través
de la placa
Pantalla para detectar las
partículas que se dispersan
Placa de metal
delgado
Figura 2.10 Experimento de
Rutherford de bombardeo de una
placa de oro con partículas alfa.

48
Unidad 2
Estructura atómica y tabla periódica
¿Sabías que...?
Ernest Rutherford (1871-1937),
quien nació en un rancho de Nueva
Zelanda, concursó a los 24 años
por una beca para la Universidad
de Cambridge, quedó en segundo
lugar, pero el ganador del
primer lugar decidió quedarse en
su país para casarse, entonces la
beca se le otorgó a Rutherford. Se
especializó en diseñar experimentos
para probar determinados
conceptos. En 1908 recibió el
premio Nobel de química.
Electrones dispersos
en el átomo
Carga positiva
-
-
-
-
- - -
- -
-
-
-
a) b)
Figura 2.11 a) Resultados que se hubiesen obtenido en el experimento de la placa de oro si el modelo del budín
de pasas fuera correcto. b) Resultado real.
-
-
-
n+
-
-
- -
-
atravesaban la lámina, otras se desviaban y algunas regresaban, debido a esto propuso
que el átomo estaba formado por un pequeño núcleo positiv o, que la may or
parte de la masa del átomo se ubicaba en el núcleo y que los electrones se encontraban
alrededor del núcleo, formando la mayor parte del volumen del átomo.
En 1919, Rutherford determinó que el núcleo de un átomo contenía partículas a
las que les llamó protones, y en 1932 junto con su colaborador Chadwick demostraron
que la mayoría de los núcleos también tienen partículas neutras a las que nombraron
neutrones.
Aunque le debemos a Rutherford el descubrimiento del átomo nuclear, su modelo
no se aceptó debido a que los electrones eléctricamente negativos, al girar deberían
perder energía y al final chocar con el núcleo produciendo la destrucción del átomo,
y esto en la realidad no ocurre.
La palabra y su raíz
cuanto o quantum (latín).
La cantidad más pequeña de
energía.
Modelo atómico de Bohr
Sabemos que los objetos calientes emiten luz de diferentes colores, como el rojo mate
de una resistencia de un horno eléctrico o el blanco brillante del filamento de tungsteno
de un foco.
La física clásica (física de principio del siglo xx) no podía dar una explicación
completa de la emisión de luz por los sólidos calientes. En 1900 Max Planck, al explicar
dichas radiaciones, hizo una propuesta revolucionaria que marcó el nacimiento
de la mecánica cuántica: la energía, como la materia, es discontinua.
En otras palabras, P lanck propuso que la energía estaba cuantizada. La unidad
fundamental de la energía es el cuanto o quantum.
De 1913 a 1915, el físico danés N iels Bohr, discípulo de Rutherford, usando la
teoría de Planck, lo aplicó a un modelo atómico.
En 1905, Einstein desarrolló las ideas de Planck y demostró que no sólo la radiación
es emitida en porciones discretas o cuantos, sino que existe siempre en forma de energía
en la luz, y supuso que la energía luminosa desprendida por partículas atómicas es
emitida en paquetes o cuantos de energía a los que generalmente se les llama fotones.
En relación con los espectros luminosos, diremos lo siguiente: cuando la luz blanca
se hace pasar por un prisma, nos da una imagen continua en la que apar ecen
bandas de distintos colores que se llaman espectro continuo. El arco iris es un ejemplo
de espectro continuo.

2.1
Partículas subatómicas y modelos atómicos
49
Figura 2.12 Espectro de la luz
blanca La luz blanca es una mezcla
de todos los colores de la luz
visible. Siempre que la luz blanca
pasa a través de un prisma o una
rejilla de difracción, se separa en un
intervalo de colores llamado
espectro de la luz visible. Cuando la
luz del Sol atraviesa las gotas de
lluvia, se separa en los colores del
arco iris.
10 24
Frecuencia en Hertz
10 22 10 20 10 18 10 16 10 14 10 12 10 10 10 8 10 6 10 4 10 2 10 0
A
Rayos gamma
B
Rayos X
C
UV
E
Infrarojo
(IR)
F
Microondas FM AM
G
Ondas de radio
10 –16 10 –14 10 –12 10 –10 10 –8 10 –6 10 –4 10 –2 10 0 10 2 10 4 10 6 10 8
D
Longitud de onda en metros
Espectro visible
400 500 600 700
Longitud de onda en nanometros
Figura 2.13 El espectro electromagnético Todas las formas de la energía electromagnética interactúan con la materia, y la capacidad de las diferentes
ondas para penetrar en la materia es una medida de la energía de las mismas
A. Los rayos gamma tienen las frecuencias más altas y las menores longitudes de onda. Debido a que los rayos gamma son los más energéticos del
espectro electromagnético, pueden atravesar la mayoría de las sustancias.
B. Los rayos X tienen menor frecuencia que los rayos gamma, pero se consideran rayos con alta energía. Estos rayos atraviesan los tejidos blandos del
cuerpo, pero son detenidos por tejidos más duros, como el tejido óseo.
C. Las ondas ultravioleta son ligeramente más energéticas que las ondas de la luz visible. La radiación ultravioleta es la parte de la luz del Sol que
provoca quemaduras en los seres vivos. El ozono de la parte alta de la atmósfera de la Tierra absorbe la mayoría de la radiación ultravioleta del Sol.
D. Las ondas de luz visible son la parte del espectro electromagnético a la que son sensibles los ojos. Nuestros ojos y cerebro interpretan las diversas
frecuencias como diferentes colores.
E. Las ondas infrarrojas tienen menor energía que la luz visible. El cuerpo humano, así como muchos otros objetos calientes, emiten radiación infrarroja.
Experimentamos los rayos infrarrojos como el calor radiante que sientes cuando estás cerca del fuego o de un calentador eléctrico.
F. Las microondas son ondas de baja frecuencia y baja energía que se usan para las comunicaciones y para cocinar.
G. Las ondas de radio tienen las menores frecuencias del espectro electromagnético. En la banda de radio de AM, el intervalo de las frecuencias va
desde 550 kHz (kilohertz) hasta 1700 kHz, mientras que las longitudes de onda oscilan desde casi 200 m hasta 600 m.

50
Unidad 2
Estructura atómica y tabla periódica
Investiga
Investiga qué significa amplitud y
longitud de onda, frecuencia
y hertz. Pide ayuda a tu profesor
de física.
Rendija
Prisma
Figura 2.14 Formación de un
espectro continuo.
Foco luminoso
Pantalla
Rojo
Violeta
Figura 2.15 Espectro de emisión
continuo de los colores de la luz
blanca.
7000 A
700 nm
4000 A
400 nm
¿Sabías que...?
Una radiación electromagnética es
la transmisión de energía a través
del espacio en la que los campos
magnéticos y eléctricos actúan
como una onda.
Ahora bien, si una sustancia se calienta en un ar co eléctrico y la luz que emite
se descompone mediante un prisma, no da lugar a un espectr o continuo, sólo a rayas
de colores distintas para cada elemento. Estas rayas se llaman espectro de emisión
discontinuo.
Rendija
Lámpara de hidrógeno
Prisma
Figura 2.16 Formación de un
espectro discontinuo.

2.1
Partículas subatómicas y modelos atómicos
51
420.1 434 486.1 656.3
Espectro de emisión
discontinuo del hidrógeno, H
Espectro de emisión
discontinuo del mercurio, Hg
400.1 500 600 700
404.1 435.8 577 615.2
407.8 507.5 546.1 579 624.4
400.1 500 600 700
Figura 2.17 Espectros de emisión
discontinuos del hidrógeno y el
mercurio.
La relación entre la cantidad de energía irradiada y la longitud de onda de la luz
que se emite (de la cual depende el color de la banda luminosa) está dada por la
ecuación de Planck:
donde:
E =Energía emitida o absorbida
h = Constante de Planck
ν = Frecuencia en ciclos/s
E = hν
Entonces
E = 1.5836 × 10 –37 kcal-s
= 6.6282 × 10 –27 ergios/s
= 6.625 × 10 –34 J · S
Para explicar las bandas de los espectros, Bohr propuso un modelo de átomo basado en
los siguientes postulados:
• Los electrones describen órbitas circulares alrededor del núcleo formando niveles
de energía a los que se llama niveles estacionarios.
• Los electrones en movimiento en un nivel estacionario no emiten energía.
hv
Figura 2.18 Cambio de órbita del
electrón por absorción o emisión
de energía.

52
Unidad 2
Estructura atómica y tabla periódica
Figura 2.19 Los niveles
energéticos son como los peldaños
de una escalera Cuando subes o
bajas una escalera debes pisar un
peldaño. No puedes hacerlo entre
éstos. El mismo principio aplica
para el movimiento de los
electrones entre los niveles
energéticos de un átomo. Al igual
que tu pie en una escalera, los
electrones no pueden estar entre
niveles energéticos. Los electrones
deben absorber sólo ciertas
cantidades de energía para
desplazarse hacia niveles más altos.
La cantidad está determinada por la
diferencia de energía entre los
niveles. Cuando los electrones
regresan a los niveles más bajos,
desprenden la diferencia energética
en forma de luz.
6
5
4 3
Niveles energéticos
2
1
Núcleo
• Cuando un electrón pasa de una órbita a otra, emite o absorbe un fotón cuya
energía es igual a la diferencia de energías de los niveles entre los que tiene lugar
la transición.
Cada nivel de energía queda determinado por medio del númer o cuántico n.
Si n = 1, se tiene el nivel con menor energía (más cercano al núcleo); siguen en orden
creciente de energía n = 2, n = 3, etcétera.
Podríamos imaginar el átomo de Bohr de la siguiente manera: una canica pequeña
representaría al núcleo; imaginémosla dentro de una pelota de beisbol (únicamente
el forro de la pelota), este forro representaría el primer nivel; en seguida imaginemos
este forro de pelota y la canica dentro de una pelota de volibol, ésta representaría el
segundo nivel; ahora éstas dentro de una pelota de básquetbol, la que r epresentaría
el tercer nivel, etcétera. S i cortamos imaginariamente estas pelotas por la mitad,
quedaría como se muestra en la figura 2.20.
Pelota de
basquetbol
(3er. nivel)
Forro de pelota de
beisbol (1er. nivel)
Figura 2.20 Simil de los cortes
para representar los niveles
energéticos.
Pelota de
volibol
(2o. nivel)
Canica (núcleo)

2.1
Partículas subatómicas y modelos atómicos
53
El número de niveles energéticos depende del número de electrones que tenga el
átomo.
El número máximo de niveles que un átomo puede tener es siete.
Los electrones no se distribuy en en forma arbitraria en los difer entes niveles de
energía, sino que se sigue una r egla establecida por Rydberg, que se enuncia de la
siguiente manera: los electrones se distribuyen alrededor del núcleo, en los diferentes niveles
de energía, de acuerdo con el doble del cuadrado de los números naturales. Esto es:
2n 2 , donde los valores de n van desde uno hasta siete.
n = 1 2 × 1 2 = 2 × 1 = 2 (2 electrones como máximo en el 1er. nivel)
n = 2 2 × 2 2 = 2 × 4 = 8 (8 electrones como máximo en el 2o . nivel)
n = 3 2 × 3 2 = 2 × 9 = 18 (18 electrones como máximo en el 3er. nivel)
n = 4 2 × 4 2 = 2 × 16 = 32 (32 electrones como máximo en el 4o. nivel)
Esta regla no se aplica para los niveles 5o., 6o. y 7o.
La misma regla establece que en el nivel que quede como último, no puede haber
más de 8 electrones, ni más de 18 en el penúltimo.
Figura 2.21 Representación del
átomo de Bohr Se postulan
trayectorias circulares y niveles
energéticos cuantizados.
Problemas resueltos
Empecemos con el litio
3Li: 2 electrones en el 1er. nivel y 1 en el 2o. nivel
También se puede representar de la siguiente manera:
3Li .2)1)
9F .2)7)
13Al .2)8)3)
Como se aprecia, debemos llenar con el máximo de electr ones permitidos cada uno de
los niveles, principiando por el nivel 1 que es el más cercano al núcleo.
Sería incorrecto distribuir los electrones del aluminio ( 13 Al) como se indica a continuación:
2)7)4) o .1)8)4)
Si un átomo tiene suficientes electrones, llenaremos los niveles de la siguiente forma:
Veamos ahora un ejemplo con el calcio:
.2)8)18)
20Ca .2)8)10)
Lo anterior es incorrecto, ya que el nivel que quedó como último tiene 10 electrones, y
aunque la regla establece que admite hasta 18, no podemos dejarlo así, pues como es el último
no puede tener más de 8 electrones.
Lo que debemos hacer es repetir el número anterior (nivel 2), que es 8 y colocar los últimos
2 electrones en el 4º nivel; esto es:
20Ca .2)8)8)2)

54
Unidad 2
Estructura atómica y tabla periódica
Otro ejemplo más con el bromo:
35Br .2)8)18)7)
El átomo de bromo (Br) no presenta problemas, ya que hubo suficientes electrones para
llenar el nivel 3 y nos quedan 7 para el nivel 4 que, siendo el último, no contiene más de 8
electrones.
Tratemos ahora con el yodo:
53I .2)8)18)18)7)
Después del 3er. nivel quedan 25 electrones, los que no se pueden colocar en el niv el 4,
pues aunque es el 4o. nivel y admite 32, quedaría como último y tendría más de 8; entonces,
con los 25 electrones repetimos el número anterior, que es 18 y los últimos 7 se colocan en
el nivel 5o.
Debemos aclarar que esta regla, como hemos visto, se aplica únicamente para los átomos
de los elementos representativos (grupos A de la tabla periódica larga) y que en la actualidad
existe otra forma para distribuir los electrones, como veremos más adelante.
De todas maneras la hemos incluido, pues con ella se obtiene rápidamente el númer o de
electrones que tienen los átomos en su último nivel, los cuales se llaman electrones de valencia;
este resultado es de gran importancia, pues dichos electrones son los que emplean los átomos
de los elementos representativos para combinarse con otros y así constituir las moléculas.
-
-
Figura 2.22 Representación
esquemática de los átomos de
varios elementos.
1H 2He 3Li 5B
-
-
-
- -
- -
- -
- - - -
-
6C
-
-
- -
- - - -
-
-
-
11Na 13Al 14Si
16S
-
-
-
- - - -
-
-
-
- - - - - - -
-
- -
-
-
- -
- -
- -
-
-
- -
- - - -
-
- -
- -
-
-
-
-
- - - -
-
-
-
-
-
-
-
7N 8C 10Ne
-
-
- -
- -
-
-
- -
- - - - - -
-
-
- -
-
-
-
-
-
-
-
- -
- - - -
- -
- -
- -
- - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - -
-
- - -
- -
- - -
-
- -
-
-
-
-
-
-
-
- - - -
-
-
-
- -
-
-
19K 20Ca 24Cr 25Mn

2.1
Partículas subatómicas y modelos atómicos
55
0
-.37
-.54
-.85
-1.49
7
6
5
4
3
-3.39
2
electrón volts
-13.58
1
Figura 2.23 Niveles de energía
de un átomo de hidrógeno. En el
caso de este elemento, la energía
depende sólo del primer número
cuántico.
Con este modelo no se puede explicar el desdoblamiento del espectr o del hidrógeno
en bandas más finas.
Modelo atómico de Sommerfeld
Sommerfeld introdujo el concepto de subniv eles para explicar estas bandas finas,
modificando el modelo de Bohr e indicando que las órbitas de los electrones no sólo
son circulares, sino también elípticas.
Estos subniveles son indicados por el número cuántico l, al que en un principio
se le llamó secundario.
Figura 2.24 Modelo atómico de Sommerfeld.
Figura 2.25 Según Sommerfeld, el electrón
describe en torno al núcleo elipses que dibujan una
especie de roseta.

56
Unidad 2
Estructura atómica y tabla periódica
Manos
a la obra
Espectros de emisión
La espectroscopia es el estudio detallado de la luz, que considera
todas sus propiedades como la energía, la longitud de
onda, etcétera. Los químicos emplean los espectros de emisión
o absorción de elementos y compuestos para identifi carlos;
puede decirse que son como las huellas digitales de los
átomos y las moléculas.
Una línea de emisión se presenta cuando en un átomo un
electrón desciende de un nivel de energía alto hacia uno más
bajo, mientras que una línea de absorción ocurre cuando un
electrón pasa de un nivel de energía inferior a uno superior.
Cada átomo tiene una distribución única en los niveles de energía
de sus electrones, por lo tanto, emite o absorbe energía con
longitudes de onda particulares, que en el caso de la luz visible,
nuestro cerebro puede interpretar como colores diferentes.
Material
• Mechero de Bunsen
• Lápiz de madera o puntilla de carbón
• Navaja
• 6 vasos de precipitados de 20 mL
• Agitadores de vidrio
• Balanza
Sustancias
10 mL de ácido clorhídrico (HCl) concentrado
10 mL de solución acuosa
1 M de: cloruro de litio (LiCl)
cloruro de sodio (NaCl) (sal de cocina)
cloruro de potasio (KCl) (sustituto de sal de cocina
que consumen personas con problemas de hipertensión)
cloruro de calcio (CaCl 2 )
cloruro de estroncio (SrCl 2 )
Nota Si no te es posible encontrar algunas de las sustancias
solicitadas para la actividad, emplea los sustitutos que te
anotamos adelante de algunas de ellas. Aunque te recomendamos
busques en las boticas de tu localidad, estamos seguros
que tendrás suerte.
Procedimiento
1. Retira cuidadosamente la madera del lápiz dejando al
descubierto el grafi to o utiliza una puntilla de carbón.
2. Prepara 10 mL de soluciones acuosas, 1 M de LiCl,
NaCl, KCl, CaCl 2 y SrCl 2 y colócalas en vasos de precipitados.
Ponle a cada vaso su etiqueta correspondiente.
3. Moja la punta del grafi to en el HCl concentrado.
4. En seguida introduce dicha punta en la solución de cloruro
de litio, después colócala sobre la fl ama y observa
el color que adquiere.
5. Repite el mismo procedimiento para los demás cloruros.
Análisis de resultados
1. Determina para cada metal su estado de oxidación, así
como la confi guración electrónica correspondiente a
cada estado.
2. Con la información de las pruebas a la fl ama y la confi -
guración electrónica llena la siguiente tabla:
Cloruro de
Litio
Sodio
Potasio
Calcio
Estroncio
Color de la fl ama
Según los resultados del experimento, responde las siguientes
preguntas.
1. ¿Podrán diferenciarse los colores en todas las pruebas a
la fl ama?
______________________________________
______________________________________
2. ¿Cuáles tendrán colores que corresponden a una
mayor longitud de onda?
______________________________________
______________________________________
3. ¿Por qué se obtuvieron colores diferentes en las pruebas
a la fl ama?
______________________________________
______________________________________
4. ¿Cómo se relaciona el espectro de emisión con la
coloración?
______________________________________
______________________________________
5. ¿Existirá alguna relación entre el color y la confi guración
electrónica?
______________________________________
______________________________________
6. ¿Consideras que el experimento podría mejorarse?
¿Qué sugieres?
______________________________________
______________________________________
Adaptado de Zárraga, Velázquez, Rojero, Química experimental.
Prácticas de laboratorio, México, McGraw-Hill Interamericana, 2004,
pp. 89-91.

2.2
Modelo atómico de la mecánica ondulatoria y números cuanticos
57
2.2 Modelo atómico de la mecánica ondulatoria
y números cuánticos
Mapa conceptual 2.2
Mecánica
ondulatoria
explica el
modelo
atómico actual
está fundamentada por
Principios
que muestra la
distribución
electrónica
Dualidad de
Broglie
de
Shrödinger
en
orbitales
Incertidumbre
de Heisenberg
Dirac
por medio de los
números
cuánticos
Principal
Por orientación
Por forma
Por giro
Las aportaciones de Dalton, Thomsom, Rutherford y Bohr tienen un gran valor en
el desarrollo del modelo atómico.
1803 1897
Electrones con
1911
carga negativa
Modelo de Dalton Modelo de Thomson Modelo de Rutherford
e 2 e 2
1913 Actual
Modelo atómico de Bohr
e 2
Esfera con carga
positiva
Modelo moderno
Figura 2.26 Construcción de un
modelo atómico La teoría atómica
se desarrolló durante un periodo
de 2000 años. Sin embargo, la
evidencia de los experimentos en
los últimos 200 años reveló la
compleja naturaleza del mundo
submicroscópico. Como los
electrones son responsables de
las propiedades químicas de un
elemento, los químicos necesitan
contar con un modelo que describa
la distribución de los electrones.
Sabemos que el átomo no es compacto, según Dalton y Thomsom, aunque a este
último se le debe haber destacado su naturaleza eléctrica; Rutherford descubrió el núcleo
atómico pero de acuerdo con su modelo los electrones colapsarían con el núcleo,

58
Unidad 2
Estructura atómica y tabla periódica
y en el caso de Bohr su modelo es aplicable únicamente para el átomo de hidrógeno y
no para átomos con un gran número de electrones.
A continuación veamos, en forma elemental, algunos de los principios que fundamentan
la mecánica ondulatoria para la construcción de un modelo atómico moderno.
Principio de dualidad
Los electrones, al igual que los fotones (cuantos de energía luminosa) se comportan como
partículas (masa) y ondas (energía).
Tratemos de ilustrar lo anterior: un lápiz (una masa) ocupa un lugar en el espacio;
la luz que emite una lámpara incandescente (energía) no ocupa un lugar en el espacio
pero “existe” en todo el espacio.
De esta manera el electrón, al comportarse como onda (energía), “existirá” en el
espacio (volumen) que rodea al núcleo y no en capas, como indicó Bohr.
Principio de incertidumbre
No es posible conocer al mismo tiempo la posición y la velocidad de un electrón.
Lo anterior nos llev a a considerar únicamente la pr obabilidad de encontrar al
electrón en cierta región del espacio que rodea al núcleo.
La probabilidad de encontrar un electrón alrededor del núcleo se puede representar
como lo muestra la figura 2.27.
Figura 2.27 La nube electrónica
del hidrógeno La mayor parte del
tiempo, el electrón del hidrógeno
está dentro de la nube dispersa
del dibujo en dos dimensiones
(izquierda). Un círculo, con el
núcleo en el centro y enmarcando
95% de la nube, define un orbital
en dos dimensiones (centro).
El modelo esférico (derecha)
representa el orbital 1s del
hidrógeno en tres dimensiones.
+ + +
Como se observa, es más probable localizar al electrón cerca del núcleo; esta probabilidad
decrece a medida que la región se encuentra más alejada del mismo.
La representación de la probabilidad se llama nube de carga o nube electrónica.
En realidad, el electrón puede estar en cualquier sitio alrededor del núcleo, menos
en el núcleo mismo: hay regiones de ese espacio donde es muy probable encontrarlo
y otras donde es poco probable localizarlo.
Las regiones del espacio que rodean al núcleo y donde la probabilidad de encontrar
el electrón es mayor, se llaman orbitales.
Principio de Shrödinger
La ecuación de onda de Shrödinger, presentada en 1926, establece la relación entre
la energía de un electrón y la distribución de éste en el espacio, de acuer do con sus
propiedades ondulatorias. En esta ecuación aparecen los parámetros cuánticos n, l y m.

2.2
Modelo atómico de la mecánica ondulatoria y números cuanticos
59
Principio de Dirac
En la ecuación de Dirac-Jordan aparece el cuarto parámetro cuántico denominado
de espín s. Actualmente, la ecuación de Dirac-Jordan es la que establece con mayor
exactitud la distribución de los electrones.
Las aplicaciones prácticas, considerando las limitaciones de este curso, tratarán de
concretarse en el siguiente tema.
Números cuánticos
Los números cuánticos son valores numéricos que indican las características de los
electrones de los átomos. El estudio del átomo debe efectuarse con base en los últimos
adelantos científicos, y aunque el modelo actual es matemático y de alta complejidad,
trataremos de lograr su r epresentación visual lo más fielmente posible.
¿Cómo existen los electrones en los orbitales?
Esto lo explicaremos al describir los cuatro números que se indican con las letras:
n, l, m, s.
¿Sabías que...?
No debemos confundir los
conceptos de órbita y orbital. Órbita
indica una línea o camino definido,
mientras que orbital es una región
espacial alrededor del núcleo en la
que es más probable encontrar el
electrón.
Número cuántico principal
Como resultado de la investigación continua durante el siglo xx, en la actualidad los
científicos han comprobado que los niveles energéticos no son exactamente órbitas,
como las de los planetas, alrededor del núcleo de un átomo. En lugar de ello, se puede
decir que son r egiones espaciales esféricas alrededor del núcleo, en las cuales es
más probable encontrar los electrones.
El número cuántico principal se representa con la letra n e indica el nivel de energía
en el que se encuentra el electr ón. Sus valores son enteros positivos del 1 en
adelante.
n = 1, 2, 3, 4...
Núcleo
Niveles energéticos
1 2 3 4
Figura 2.28 Modelo atómico de la nube electrónica Este dibujo representa el modelo atómico de la nube
electrónica. Los niveles energéticos son regiones espaciales esféricas, concéntricas alrededor del núcleo.
Las zonas oscuras representan el área donde es más probable encontrar los electrones de nivel energético.
Es menos probable hallar los electrones en las regiones más claras de cada nivel.
Ahora bien, cada nivel energético puede contener un número limitado de electrones
dado por la expresión 2n 2 .

60
Unidad 2
Estructura atómica y tabla periódica
n
Número máximo
de electrones
1 2
2 8
3 18
4 32
El nivel energético menor (n = 1) es el más pequeño y el más cercano al núcleo.
Este nivel energético puede contener un máximo de 2 electr ones. El segundo nivel
energético, que es más grande por que está más alejado del núcleo, puede contener
un máximo de 8 electrones.
8 protones
8 neutrones
2 electrones
1 protón
6 electrones
1 electrón
Átomo de hidrógeno
Átomo de oxígeno
Figura 2.29 Niveles energéticos Un átomo de hidrógeno sólo tiene 1 electrón, el cual está ubicado en el primer
nivel energético. Un átomo de oxígeno tiene 8 electrones. Dos de ellos llenan el primer nivel energético y los seis
restantes están en el segundo nivel energético.
e – e – e – e – e – e –
e – e – e – e – e – e – e – e –
3
2
6e – 8e – 2e –
Energía
e – e – 1
Niveles energéticos en el azufre
Figura 2.30 Distribución de los electrones en el azufre Los electrones de un átomo de azufre, así como los
átomos de todos los demás elementos, se distribuyen en un intervalo de niveles energéticos, como se muestra en
el diagrama. Relaciona la energía de los electrones de los niveles 1, 2 y 3 con la colocación de los electrones en el
modelo del átomo de azufre de la derecha.
Número cuántico por forma
Cuando los científicos investigaron los átomos multielectrónicos descubrieron que
los espectros eran mucho más complejos de lo que esperaban por la sencilla serie de
niveles energéticos supuestos del hidrógeno.

2.2
Modelo atómico de la mecánica ondulatoria y números cuanticos
61
H
Hg
Ne
400 nm 500 nm 600 nm 700 nm
400 nm 500 nm 600 nm 700 nm
Figura 2.31 Comparación de los
espectros de emisión Los espacios
grandes entre las líneas espectrales
indican que los electrones se
mueven entre niveles energéticos
que tienen una diferencia grande
de energía. Los grupos de líneas
finas indican que los electrones se
mueven entre niveles energéticos
que tienen energías cercanas. La
existencia de subniveles en un nivel
energético puede explicar las líneas
finas de los espectros de estos
elementos.
Esta complejidad indica que existen subniv eles —divisiones de un niv el— en
determinados niveles energéticos. Un nivel está formado por subniveles con energía
muy parecida. Cada nivel energético tiene un número específico de subniveles, que
es el mismo que el número del nivel energético.
El número cuántico por forma determina el subnivel y se relaciona con la forma
del orbital, se representa con la letra l.
A los subniveles se les asignan las letras s, p, d, f.
Los subniveles tienen valores numéricos obtenidos de acuer do con el númer o del
nivel energético al que pertenece, estos valores comienzan con 0 y terminan con el valor
de (n – 1).
Por ejemplo, para el primer niv el energético (n = 1) el v alor de l (subnivel) se
obtendrá restándole uno al número del nivel; esto es 1 – 1: que es igual a 0.
Entonces si n = 1, l = 0, a este subnivel, cuyo valor es 0, se le asigna la letra s y la
forma del orbital es de esfera.
Para el segundo nivel (n = 2), los valores de l comenzarán con 0 y terminarán con
1, ya que 2 – 1 = 1.
Esto es, en el segundo nivel, los valores de l serán 0 y 1.
Cuando l es igual a 1 se le asigna la letra p y la forma del orbital es como lóbulos.
Y
Nivel (n)
Z
Número de
subniveles
1 1
2 2
3 3
4 4
S
esférica
X
z
y
z
y
z
y
Figura 2.32 Orbital s.
x
x
x
a) b) c)
Figura 2.33 Los tres orbitales 2p: a) 2p x , b) 2p z, c) 2p y. Los subíndices x, y, z indican la orientación de los
lóbulos a lo largo del eje. Cada orbital se muestra en forma de mapa probabilístico y como una superficie que
abarca 90% de la probabilidad electrónica.

62
Unidad 2
Estructura atómica y tabla periódica
La palabra y su raíz
nanómetro Nano (latín) nanus,
pequeñez excesiva, metro (latín)
metrum, medida.
Medida de longitud que equivale a
la mil millonésima parte del metro,
10 –9 m. Se abrevia como nm.
Nivel
principal 2
Subnivel
2s
z
y
x
Subnivel
2p
z
y
x
z
y
x
Energía
2s
Figura 2.34 Diagrama de los
niveles de energía principales 1
y 2 que muestra la forma de los
orbitales que comprenden
los subniveles.
Nivel
principal 1
1s
2p y
2p x
2p z
En el tercer nivel (n = 3), los valores de l comenzarán con 0 y terminarán con 2,
ya que 3 – 1 = 2.
De acuerdo con esto, en el tercer nivel los valores de l serán 0, 1 y 2. Cuando l = 2
se le asigna la letra d.
De igual forma cuando n = 4, los valores de l comenzarán con 0 y terminarán con
4 – 1 = 3. Esto es, en el cuarto nivel l tendrá los valores 0, 1, 2 y 3. Cuando l = 3
se le asigna la letra f.
Para representar un subnivel se indica el número del nivel seguido de la letra que
representa la forma del orbital.
3 s
nivel
forma (esfera)
La siguiente tabla resume lo anterior.
Nivel energético
1
2
3
4
Subniveles
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f

2.2
Modelo atómico de la mecánica ondulatoria y números cuanticos
63
z
z
z
z
y
y
x
x
y
y
1s
2s
x
x
3s
Traslape de los orbitales 1s, 2s y 3s
Figura 2.35 Comparación de los orbitales s A medida que aumenta el nivel energético externo, aumenta el
tamaño y la energía del orbital. El núcleo del átomo está en la intersección de los ejes coordenados. El modelo
de la derecha muestra el traslape de los orbitales 1s, 2s y 3s. Este modelo podría representar al sodio.
Número cuántico por orientación o magnético
Este número cuántico indica la orientación de un orbital atómico y se representa con
la letra m.
Los valores del número cuántico por orientación (m) dependen de los valores del
número cuántico por forma ( l ). Son números enteros que empiezan con el v alor
de −l, pasan por 0 y terminan en el valor de +l, esto es:
−lm = −l ... 0 ... + l
¿Sabías que...?
Los valores de n son enteros y
positivos: 1, 2, 3, 4...
Los valores de l dependen de los
valores de n comenzando por 0 hasta
n − l y son 0, 1, 2 y 3 asignándoseles
las letras s, p, d y f, respectivamente.
Ejemplifiquemos:
Si l = 0 (al que se le asigna la letra s)
entonces m = −0 ... 0 ... +0,
sabemos que el −0 y el +0 no existen,
luego m = 0,
esto significa que en el subnivel s solamente hay un orbital.
Si l = 1 (al que se le asigna la letra p)
m = −1 ... 0 ... +1,
n = 1
↓
l = 0
↓
m = 0
1s
(Primer nivel de energía)
Subnivel
1 orbital
Figura 2.36 Diagrama de árbol
para n = 1.
esto indica que cuando l = 1, m tiene tres valores –1, 0 y +1, lo que significa que
en el subnivel p hay tres orbitales.
Si l = 2 (al que se le asigna la letra d ),
m = −2 ... 0 ... +2,
esto significa que cuando l = 2, m tiene cinco valores −2, −1, 0, +1, +2, lo que
indica que el subnivel d tiene cinco orbitales.

64
Unidad 2
Estructura atómica y tabla periódica
n = 2 (Segundo nivel de energía)
l = 0 (subnivel s) l = 0 (subnivel p)
m = 0
2s
m = − 1
2p
m = 0
2p
m = +1
2p
1 orbital
3 orbitales
Figura 2.37 Diagrama de árbol para n = 2.
n = 3 (Tercer nivel de energía)
l = 0 (subnivel s) l = 1 (subnivel p)
l = 2 (subnivel d)
Investiga
Obtén el número de orbitales para
el subnivel f y dibuja el diagrama
de árbol para n = 4.
m = 0
3s
1 orbital
m = − 1
3p
m = 0
3p
3 orbitales
m = +1
3p
m = − 2
3d
m = − 1
3d
m = 0
3d
5 orbitales
m = +1
3d
m = +2
3d
Figura 2.38 Diagrama de árbol para n = 3.
z
z
z
z
z
y
y
y
y
y
x
x
x
x
x
d yz
d xz
d xy
d x 2 –y 2
d z 2
Figura 2.39 Formas de los cinco orbitales 3d.

2.2
Modelo atómico de la mecánica ondulatoria y números cuanticos
65
La siguiente tabla resume lo tratado hasta ahora con respecto a los números cuánticos.
Nivel energético Subniveles Orbitales por subnivel Electrones en el subnivel Electrones en el nivel
1 1s 1 2 2
2 2s
1
2
8
2p
3
6
3 3s
1
2
18
3p
3
6
3d
5
10
4 4s
1
2
32
4p
3
6
4d
5
10
4f
7
14
3p
3d
Nivel de
energía
3
3s
Energía
2s
2p
2
1
Figura 2.40 Distribución de
electrones en un átomo El
diagrama muestra la energía
relativa de los subniveles 1s, 2s, 2p,
3s, 3p y 3d. Los electrones del
subnivel 1s están más cerca
del núcleo. Los electrones de
los subniveles 3s, 3p y 3d
están más alejados del núcleo.
1s
Número cuántico por giro (espín)
Se relaciona con el giro o movimiento de rotación que el electrón efectúa sobre su
propio eje.
Investiga
Investiga el signifi cado en español
del vocablo inglés spin.
s 1/2 s 1/2
Figura 2.41 Espín del electrón.

66
Unidad 2
Estructura atómica y tabla periódica
Como el giro del electrón solamente podrá ser en un sentido o en contrasentido,
este número cuántico se relaciona con la posibilidad de que una orientación del orbital
acepte o no al electrón diferencial.
Se representa por s, sus valores son +1/2 y –1/2 o ↑↓.
Esto nos lleva a la conclusión de que en un orbital sólo puede haber 2e – con espines
opuestos.
2.3 Configuraciones electrónicas
Mapa conceptual 2.3
se abrevian para
determinar las
Estructuras de
Lewis
Configuraciones
electrónicas
se determinan por el proceso
Aufbau o de
construcción
se basan en los principios de
Exclusión
Máxima
sencillez
Máxima
multiplicidad
Principio de aufbau
Con los conceptos tratados en el tema anterior , se puede desarr ollar la estructura
electrónica de los átomos, este proceso de llenado de los niveles recibe el nombre de
aufbau (del alemán “ arquitectura”) o de construcción, y se basa en tr es principios
fundamentales: de exclusión, de máxima sencillez y de máxima multiplicidad.
Principio de exclusión de Pauli
El principio de exclusión de Pauli establece que dos electrones en un átomo dado no
pueden tener iguales sus cuatro números cuánticos.
Principio de máxima sencillez de Yeou-Ta
El orden que se sigue para estructurar los distintos subniveles se basa en el principio
de máxima sencillez de Yeou-Ta, el cual indica que en un átomo primero se estructuran
aquellos subniveles cuya suma de n + l sea menor y si en varios es igual, se estructuran
primero aquellos en donde n sea menor.
Te resultará de gran utilidad recordar lo siguiente:
l Letra
0 s
1 p
2 d
3 f

2.3
Configuraciones electrónicas
67
Como se puede obser var, primero se estructura el subnivel 1s, luego el 2 s y en
seguida están 2p y 3s que suman lo mismo . De estos dos últimos subniv eles, 2p se
estructurará primero porque tiene menor valor de n. Si comparas 3d con 4s, estructurarás
primero 4s porque en él la suma (n + l ) es menor.
En general, se sigue el orden que indican las flechas según la ilustración:
Diagrama de configuración electrónica
1s
2s
2p
3s 3p 3d
4s 4p 4d 4f
5s 5p 5d 5f
6s 6p 6d
7s
7p
Recordemos el número de electrones que admite, como máximo, cada orbital.
orbital s 2e – (s 2 )
orbital p 6e – (p 6 )
orbital d 10e – (d 10 )
orbital f 14e – (f 14 )
3p 5 significa:
n = 3
l = 1 (se le asigna la letra p)
El exponente 5 indica que en ese subnivel hay 5 electrones (los orbitales p pueden
tener de 1 a 6 electrones como máximo).
Para elaborar la configuración electrónica de los átomos, se sigue el orden que se
indica en el diagrama de configuración electrónica anterior, procurando estructurar
cada subnivel con el máximo de electrones permitido.
Ejemplo:
Cuadro 2.1 Orden de los
subniveles.
Subnivel Suma (n + l )
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
(1 + 0 = 1)
(2 + 0 = 2)
(2 + 1 = 3)
(3 + 0 = 3)
(3 + 1 = 4)
(3 + 2 = 5)
(4 + 0 = 4)
(4 + 1 = 5)
(4 + 2 = 6)
(4 + 3 = 7)
1H 1s 1
7N 1s 2 2s 2 2p 3
17Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
26Fe 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6
36Kr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6
(Al sumar los exponentes se obtiene el número de electrones.)

68
Unidad 2
Estructura atómica y tabla periódica
¿Sabías que...?
El número entero en el ángulo
inferior izquierdo de cada elemento
indica el número de electrones.
Ejercicio
Elabora la configuración electrónica de los siguientes átomos:
4Be
19K
25Mn
37Rb
47Ag
53I
56Ba
79Au
82Pb
92U
Para elaborar la configuración electrónica de átomos con un gran número de electrones
se emplean los gases raros (He, Ne, Ar, Kr, Ke y Rn), ya que la configuración electrónica
es estable (el último nivel completo con 8e – , excepto el He que contiene 2e – ).
La configuración electrónica de los gases raros es la siguiente:
2He 1s 2
10Ne 1s 2 , 2s 2 , 2p 6
18Ar 1s 2 , 2s 2 , 2p 6 , 3s 2 , 3p 6
36Kr 1s 2 , 2s 2 , 2p 6 , 3s 2 , 3p 6 , 4s 2 , 3d 10 , 4p 6
54Xe 1s 2 , 2s 2 , 2p 6 , 3s 2 , 3p 6 , 4s 2 , 3d 10 , 4p 6 , 5s 2 , 4d 10 , 5p 6
86Rn 1s 2 , 2s 2 , 2p 6 , 3s 2 , 3p 6 , 4s 2 , 3d 10 , 4p 6 , 5s 2 , 4d 10 , 5p 6 , 6s 2 , 4f 14 , 5d 10 , 6p 6
Las configuraciones electrónicas anteriores se representan con el símbolo de cada
gas raro dentro de un paréntesis rectangular, así:
[He] representa la configuración electrónica del helio,
[Ne] la del neón,
[Ar] la del argón, etcétera.
Si distribuimos los electr ones considerando todos los orbitales quedaría (v éase
principio de máxima sencillez):
1s 2 , 2s 2 , 2p 6 , 3s 2 , 3p 6 , 4s 2 , 3d 10 , 4p 6 , 5s 2 , 4d 10 , 5p 6 , 6s 2 , 4f 14 , 5d 10 , 6p 6 , 7s 2 , 5f 14 , 6d 10 , 7p 6

2.3
Configuraciones electrónicas
69
En este renglón se puede localizar el último orbital de cada gas raro.
1s 2 , 2s 2 , 2p 6 , 3s 2 , 3p 6 , 4s 2 , 3d 10 , 4p 6 , 5s 2 , 4d 10 , 5p 6 , 6s 2 , 4f 14 , 5d 10 , 6p 6 , 7s 2 , 5f 14 , 6d 10 , 7p 6
He Ne Ar Kr Xe Rn
Problemas resueltos
Apliquemos lo anterior para realizar la configuración electrónica abreviada de varios átomos,
por ejemplo.
7N
Localizamos el gas raro anterior al nitrógeno; es el 2 He
Entonces:
7N − [He]2s 2 , 2p 3
(Los electrones que faltan se escriben en la forma acostumbrada.)
38Sr
El gas raro anterior al estroncio es el 36 Kr. Entonces:
38Sr − [Kr]5s 2
80Hg − [Xe]6s 2 , 4f 9 , 5d 10
24Cr − [Ar]4s 2 , 3d 4
Ejercicio
Elabora la configuración electrónica abreviada de los siguientes átomos.
1H ______________________________
2He _____________________________
3Li ______________________________
4Be ______________________________
5B _______________________________
6C ______________________________
7N ______________________________
8O ______________________________
9F _______________________________
10Ne _____________________________
11Na _____________________________
12Mg ____________________________
13Al _____________________________
14Si _____________________________
15P ______________________________
16S ______________________________
17Cl _____________________________
18Ar _____________________________
19K ______________________________
20Ca _____________________________
21Sc _____________________________
22Ti _____________________________
23V ______________________________
24Cr _____________________________

70
Unidad 2
Estructura atómica y tabla periódica
25Mn ____________________________
26Fe _____________________________
27Co _____________________________
28Ni _____________________________
29Cu _____________________________
30Zn _____________________________
31Ga _____________________________
32Ge _____________________________
33As _____________________________
34Se _____________________________
35Br _____________________________
36Kr _____________________________
37Rb _____________________________
38Sr ______________________________
39Y ______________________________
40Zr _____________________________
41Nb _____________________________
42Mo ____________________________
43Tc _____________________________
44Ru _____________________________
45Rh _____________________________
46Pd _____________________________
47Ag _____________________________
48Cd _____________________________
49In _____________________________
50Sn _____________________________
Principio de máxima multiplicidad de Hund
La representación gráfica de un átomo se hace sustituyendo los exponentes (número
de electrones) por vectores (flechas), atendiendo al principio de máxima multiplicidad
de Hund: los electrones de un mismo orbital ocuparán el máximo de orientaciones
permitidas en ese orbital.
A continuación te mostramos algunos ejemplos de representación gráfica.
Configuración electrónica:
1s 2 2s 2 2p 3
Representación gráfica:
↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑
1s 2s 2p x 2p y 2p z
Observa que los tres electrones del subnivel 2p se distribuyen en los tres orbitales
que les corresponden. Además, cuando hay 2 electrones en un orbital debe indicarse
que su sentido es opuesto (↑↓), esto significa que tienen espín (giro) opuesto.
16S
Configuración electrónica:
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4

2.3
Configuraciones electrónicas
71
Representación gráfica:
↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑
1s 2s 2p x 2p y 2p z 3s 3p x 3p y 3p z
La representación gráfica también se puede hacer en forma abreviada, como en el
ejemplo siguiente:
19K – [Ar]
↑
1s
Actividad
Escribe la representación gráfi ca de
los siguientes átomos:
6C
11Na
16S
26Fe
35Br
17Cl – [Ne] ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑
3s 3p x 3p y 3p z
Se da el nombre de kernel al núcleo atómico y a todos los niveles energéticos completos,
excepto al nivel que contiene a los electrones de valencia; es decir, a los que se
encuentran en el nivel exterior. El kernel se representa con el símbolo del elemento
y alrededor de él se colocan puntos o cruces que simbolizan a los electrones de valencia.
Observa los siguientes ejemplos:
• • ••
N C O
• • ••
H
+ + ++
N C O H
•
••
++
+
+
•
•
+
+
+
••
++
++
•
+
Estructuras de Lewis
Los electrones de valencia son aquellos que sobran o faltan en los orbitales s y p exteriores
para alcanzar una configuración estable de 8 electrones. Esta forma abreviada
se llama estructura de Lewis.
Para realizar las estructuras de Lewis de los diferentes átomos, debemos conocer
su estructura electrónica y así poder determinar cuántos electr ones contiene cada
uno en su último nivel energético (n).
¿Sabías que...?
Los electrones en el nivel de
energía principal más alto
del átomo reciben el nombre de
electrones de valencia. En las
estructuras de Lewis sólo se
indican los electrones de valencia.
Problemas resueltos
Elabora la estructura de Lewis de los siguientes átomos:
Configuración electrónica
12Mg
1s 2 , 2s 2 , 2p 6 , 3s 2
El último nivel es n = 3 con un orbital s, que contiene 2 electrones; luego, su estructura de
Lewis será:
Mg
••
29Cu – [Ar]4s 2 , 3d 9

72
Unidad 2
Estructura atómica y tabla periódica
Aquí, el último orbital es el 3d pero el último nivel, que es el que nos interesa, es el 4(n = 4)
con el orbital s que contiene 2 electrones; luego, su estructura de Lewis será: Cu + + .
78Pt – [Xe]6s 2 , 4f 14 , 5d 8
Último nivel 6
Orbital s
e – 2
Pt
••
(Es importante no confundir el último nivel con el último orbital).
17Cl – [Ne]3s 2 , 3p 5
Último nivel –3
Orbitales en ese nivel –s y p
Electrones = 2 + 5 = 7
••
Cl
••
••
•
33As – [Ar]4s 2 , 3d 10 , 4p 3
Último nivel –4
Orbitales –s y p
Electrones = 2 + 3 = 5
++
++
As
+
Ejercicio
Representa las estructuras de Lewis de:
4Be
8O
13Al
25Mn
34Se
38Sr
48Cd
53I
82Pb
92U

2.4
Tabla periódica
73
2.4 Tabla periódica
Mapa conceptual 2.4
Tabla periódica
actual
Elementos
químicos
agrupa
se basa en los
Números
cuánticos
ordenadas
cuyos
antecedentes
son
formando
los bloques
o clases
s
p
d
Tríadas de
Döbereiner
f
Octavas de
Newlands
conforme
a sus
Propiedades
químicas
Ley periódica
de Mendeleiev
Tabla periódica
larga
representados
por
Radio atómico
Radio iónico
Símbolos
que son
consecuencia
como
Energía de
ionización
Electronegatividad
los que
además
de
El número atómico
La confi guración
electrónica
Afi nidad
electrónica
representan
Un átomo del
elemento
Su masa
atómica
que es
el promedio de
las masas de los
Isótopos
Símbolos químicos
Los símbolos químicos son la representación de los elementos en forma clara y sencilla,
fácil de recordar, ideada por Berzelius en 1814.

74
Unidad 2
Estructura atómica y tabla periódica
¿Sabías que...?
Los símbolos químicos son
universales; son un lenguaje con
el que los químicos se pueden
comunicar en todo el mundo.
Para ello empleó las letras del alfabeto, usando la inicial del nombre del elemento
o la inicial y otra letra representativa de dicho nombre.
Los símbolos de los elementos químicos constan de una o dos letras como
máximo. Si es una letra, debe ser mayúscula y si son dos, la primera es mayúscula
y la segunda minúscula, inv ariablemente. Se exceptúan, en el pr esente, los
elementos 104 a 109, pues en 1976 se propuso un sistema para nombrar en forma
provisional a estos elementos: su nombre es su número en latín: 0 (nil), 1 (un),
2 (bi), 3 (tri), 4 (quad), 5 (pent), 6 (hex), 7 (sept), 8 (oct) y 9 (en); así, el nombre del elemento
105 es unnilpentio; un (1), nil (0), pent (5), con la terminación io (del latín ium).
En agosto de 1994, la iupac propuso los siguientes nombres para los elementos
104 al 109:
• 104 dubnio
• 105 joliotio
• 106 rutherfordio
• 107 bohrio
• 108 hahnio
• 109 meitnerio
Así, los elementos 104 y 105 cambian el nombr e usado por más de 20 años.
Como se indica renglones arriba, el nombre en latín es provisional hasta que se lleve
a cabo un consenso acerca de estos nombres.
Como ya lo mencionamos, hay símbolos de elementos que se representan con una
letra, observa el siguiente ejemplo:
Carbono C
Hidrógeno H
Oxígeno O
Nitrógeno N
Pero como existen v arios elementos cuyos nombres tienen la misma inicial, entonces
se usa una segunda letra representativa del nombre del elemento.
Cadmio Cd
Bario Ba
Calcio Ca
Bromo Br
Cloro Cl
Cromo Cr
En la época en que vivió Berzelius ya se conocían algunos elementos con distintos
nombres en los diferentes idiomas, y para simbolizarlos recurrió a su nombre en latín.
(En esa época el latín era el idioma científico aceptado universalmente.)
Elemento Nombre en latín Símbolo
Azufre sulfur S
Cobre cuprum Cu
Fósforo phosphorus P
Hierro ferrum Fe
Oro aurum Au

2.4
Tabla periódica
75
Cuando hablamos de la nomenclatura de los elementos, nos referimos a su nombre.
Estos nombres han tenido orígenes diversos, y varios se refieren a alguna característica
del elemento:
Hidrógeno significa “productor de agua”.
Bromo significa “de olor fétido, desagradable”.
Plomo quiere decir “pesado”.
Otros nombres se refieren o tienen relación con alguna región o país:
Galio
Germanio
Europio
Californio
Francia (las Galias)
Alemania
Europa
California
Algunos se relacionan con los astros:
Helio
Teluro
Selenio
Uranio
Sol (el dios Helios)
Tierra
Luna (Selene)
Urano
Otros tienen su nombre en honor a algún científico:
Einstenio
Mendelevio
Einstein
Mendeleiev
Un símbolo de ninguna manera debe considerarse como una abr eviatura del
nombre del elemento, ya que con él se representa:
• El elemento en general
• Un átomo de este elemento
• Su masa atómica
El cuadro 2.2 consigna en orden alfabético elementos conocidos, indicando
su símbolo, número atómico y masa atómica.
Número atómico
El número atómico fue descubierto por Moseley (1913) al estudiar las longitudes
de onda de los ray os X, emitidos por tubos de ray os catódicos en los que
usó diferentes elementos como blanco (ánodo) del haz de electrones; así, observó
que la longitud de onda depende del elemento usado como ánodo.
En síntesis, el número atómico indica el número de protones que hay en el
núcleo del átomo y es igual al de electrones cuando el átomo es neutro.
El número atómico se representa con la letra Z y se escribe en la parte inferior
izquierda del símbolo del elemento ( z X ); así, por ejemplo, 1 H indica que
¿Sabías que...?
Todos los átomos del mismo
elemento tienen igual número
de protones (el número
atómico del elemento) y el mismo
número de electrones. En un
átomo libre, las cargas positivas y
negativas siempre son iguales para
dar una carga neta igual a cero

76
Unidad 2
Estructura atómica y tabla periódica
Cuadro 2.2 Características de los elementos.
Elemento
Símbolo
Número
atómico
Masa
atómica
Actinio Ac 89 0227.027 8*
Aluminio Al 13 26.981 539
Americio Am 95 243.061 4*
Antimonio Sb 51 121.757
Argón Ar 18 39.948
Arsénico As 33 74.921 59
Ástato At 85 209.987 1*
Azufre S 16 32.066
Bario Ba 56 137.327
Berilio Be 4 9.012 182
Berkelio Bk 97 247.070 3*
Bismuto Bi 83 208.980 37
Bohrio Bh 107 262*
Boro B 5 10.811
Bromo Br 35 79.904
Cadmio Cd 48 112.411
Calcio Ca 20 40.078
Californio Cf 98 251.079 6*
Carbono C 6 12.011
Cerio Ce 58 140.115
Cesio Cs 55 140.115
Cloro Cl 17 35.452 7
Cobalto Co 27 58.933 20
Cobre Cu 29 63.546
Cromo Cr 24 51.996 1
Curio Cm 96 247.070 3*
Darmstadtio Ds 110 271*
Disprosio Dy 66 162.50
Dubnio Db 105 262*
Einstenio Es 99 252.082 8*
Escandio Sc 21 44.955 910
Estaño Sn 50 118.710
Estroncio Sr 38 87.62
Europio Eu 63 151.965
Fermio Fm 100 257.095 1*
Flúor F 9 18.998 403 2
Fósforo P 15 30.973 762
Francio Fr 87 223.019 7*
Gadolinio Gd 64 157.25
Galio Ga 31 69.723
Germanio Ge 32 72.61
Hafnio Hf 72 178.49
Hassio Hs 108 265*
Helio He 2 4.002 602
Hidrógeno H 1 1.007 94
Hierro Fe 26 55.847
Holmio Ho 67 164.930 32
Indio In 49 114.82
Iridio Ir 77 192.22
Iterbio Yb 70 173.04
Itrio Y 39 88.905 85
Kriptón Kr 36 83.80
Lantano La 57 138.905 5
Laurencio Lr 103 260.105 4*
Litio Li 3 6.941
Lutecio Lu 71 174.967
Elemento
Símbolo
Número
atómico
Masa
atómica
Magnesio Mg 12 24.305 0
Manganeso Mn 25 54.938 05
Meitnerio Mt 109 266*
Mendelevio Md 101 258.098 6*
Mercurio Hg 80 200.59
Molibdeno Mo 42 95.94
Neodimio Nd 60 144.24
Neón Ne 10 20.179 7
Neptunio Np 93 237.048 2
Níquel Ni 28 58.693 4
Niobio Nb 41 92.906 38
Nitrógeno N 7 14.006 74
Nobelio No 102 259.100 9*
Oro Au 79 196.966 54
Osmio Os 76 190.2
Oxígeno O 8 15.999 4
Paladio Pd 46 106.42
Plata Ag 47 107.868 2
Platino Pt 78 195.08
Plomo Pb 82 207.2
Plutonio Pu 94 244.064 2*
Polonio Po 84 208.982 4*
Potasio K 19 39.098 3
Praseodimio Pr 59 140.907 65
Prometio Pm 61 144.912 8*
Protactinio Pa 91 231.035 88
Radio Ra 88 226.025 4
Radón Rn 86 222.017 6*
Renio Re 75 186.207
Rodio Rh 45 102.905 50
Roentgenio Uuu 111 272*
Rubidio Rb 37 85.467 8
Rutenio Ru 44 101.07
Rutherfordio Rf 104 261*
Samario Sm 62 150.36
Seaborgio Sg 106 263*
Selenio Se 34 78.96
Silicio Si 14 28.085 5
Sodio Na 11 22.989 768
Talio Tl 81 204.383 3
Tantalio Ta 73 180.947 9
Tecnecio Tc 43 97.902 2*
Telurio Te 52 127.60
Terbio Tb 65 158.925 34
Titanio Ti 22 47.88
Torio Th 90 232.038 1
Tulio Tm 69 168.934 21
Tungsteno W 74 183.85
Ununbio Uub 112 285*
Ununquadio Uuq 114 289*
Uranio U 92 238.028 9
Vanadio V 23 50.941 5
Xenón Xe 54 131.29
Yodo I 53 126.904 47
Zinc Zn 30 65.39
Zirconio Zr 40 91.224
* Masa del isótopo conocido con la mayor vida media.

2.4
Tabla periódica
77
el número atómico del hidrógeno es 1 (z = 1), por lo que este átomo tendrá un
protón en su núcleo y un elec trón en la envoltura:
Número de masa
8O 8p + y 8e –
17Cl 17p + y 17e –
26Fe 26p + y 26e –
47Ag 47p + y 47e –
92U 92p + y 92e –
Por número de masa se entiende la suma de nucleones, es decir , protones más
neutrones.
El número de masa se representa con la letra A y se escribe en la parte superior
izquierda del símbolo del elemento ( A X). En ocasiones se coloca en la parte
superior derecha.
Conociendo lo que indica tanto el númer o atómico como el de masa, se
puede obtener el número de neutrones restando al número de masa el número
atómico (N = A – Z).
Este número de neutrones se escribe en la parte inferior derecha del símbolo
del elemento (X N ).
Por ejemplo,
238 92
U 146
indica que el átomo de uranio en su núcleo contiene 92 protones, 146 neutrones
y que la suma de ambos (número de masa) es igual a 238.
35
17
Cl 18
Masa atómica
Z = 17 17p +
N = 18
18n o
A = 35
35 nucleones
El número de masa y la masa atómica son dos conceptos distintos, aunque numéricamente
son casi iguales. E l número de masa se refiere al númer o de par tículas
(protones y neutrones) de un átomo, mientras que la masa atómica indica la cantidad
de materia que hay en los átomos, es decir, la masa promedio de la mezcla de los
isótopos del elemento. Dalton destacó la importancia de este concepto (véase Modelo
atómico de Dalton) al indicar que los átomos de distintos elementos sólo diferían
en su masa (peso atómico).
No resulta práctico medir la masa de los átomos en unidades conv encionales,
gramos, por ejemplo, ya que la masa del átomo de hidrógeno sería:
0.000 000 000 000 000 000 000 001 6 g = 1.6 × 10 –24 g

78
Unidad 2
Estructura atómica y tabla periódica
Para medir la masa de los átomos hay que emplear una unidad adecuada. O riginalmente
se tomó como base de comparación la masa del hidr ógeno (H 1 ); después
se relacionó con la masa del o xígeno (O 16 ) y en la actualidad, a par tir de 1961, se
toma como unidad de masa atómica (u) la doceava parte de la masa del isótopo 12
del carbono (C 12 ). De esta manera, la masa atómica relativa de un elemento se define
como la masa de ese elemento, comparada con la masa de un átomo del isótopo
del carbono 12.
Para determinar las masas atómicas se pueden seguir varios procedimientos, entre
éstos tenemos:
Método del máximo común divisor Este procedimiento consiste en escoger v arios
compuestos que contengan al elemento cuya masa atómica se desea conocer; en seguida
se determinan las masas molecular es de tales compuestos y mediante análisis
químico cuantitativo se establece la proporción del elemento problema en cada uno
de ellos.
Cuadro 2.3 Cómo determinar la masa atómica del cloro
Compuestos de cloro Masa molecular Cloro contenido en la Mol
Ácido clorhídrico (HCl) 36.5 35.5
Cloruro de arsénico (III) (AsCl 3,) 181.5 106.5
Cloruro de mercurio (II) (HgCl 2) 271.0 71.0
Tetracloruro de carbono (CCl 4) 154.0 142.0
Cloruro de estaño (SnCl 4) 260.0 142.0
Tricloruro de fósforo (PCl 3) 137.5 106.5
Al comparar los números obtenidos en la última columna, se obtiene como máximo común divisor
35.5, que es la masa atómica del cloro.
Método de los calores específicos Se basa en la ley de Dulong y Petit, que establece
que a temperatura suficientemente elevada, el producto del calor específico (C e ) de
diversos elementos sólidos por su peso atómico (masa atómica) (Ma) es una cantidad
aproximadamente igual a 6.4. Es decir:
donde
(C e )(Ma) = 6·4
Ma = 6–4
C e

2.4
Tabla periódica
79
Como se observa en la segunda fórmula, al conocer el calor específico de un elemento,
por sustitución puede obtenerse su masa atómica.
Este método no es muy exacto y no puede aplicarse a elementos de peso atómico
bajo, como carbono, berilio, boro, silicio, etcétera.
El calor específico de una sustancia es la cantidad de calor necesaria, medida en
calorías, para elevar un grado Celsius la temperatura de un gramo de dicha sustancia
(cal/g °C).
Por ejemplo, si el calor específico del plomo es 0.031 cal/g °C, su masa atómica
será:
Ma = 6.4
0.031 = 206.4
Si se observa el cuadro 2.2, la masa atómica del plomo es 207.2, con lo cual resaltamos
que este procedimiento no es exacto, sólo aproximado.
Espectrógrafo de masas Es un aparato empleado para determinar con gran exactitud
las masas atómicas; fue inventado por F. W. Aston en 1920.
El principio en que se basa este aparato es muy simple. Supongamos que se dejan
caer de cierta altura tres esferas del mismo tamaño per o de diferente material (corcho,
madera, hierro), y que sobre ellas actúa una corriente de aire tal que las desvía
antes de llegar al suelo; la esfera que pr esenta mayor desviación será la de cor cho,
mientras que la de hierro sufre una desviación menor.
En el espectrógrafo de masas, los átomos y las moléculas sustituy en a las esferas
del ejemplo anterior. Estas partículas se electrizan con carga positiva al perder uno
o más electrones, se aceleran a velocidad elevada y se desvían por medio de un campo
magnético.
Los átomos de masa diferente se separan y llegan a distintos puntos sobre una
placa fotográfica. Según el grado de desviación y la fuerza del campo magnético,
es posible calcular la masa atómica (figura 2.42).
Haz de electrones
Tubo de entrada
Electrodo + –
- - - - - - - - - - - - - - - -
- - - -
Filamento
-
caliente
- -
A fuente de voltaje
Electrodo acelerador
de alto voltaje
Los polos magnéticos
se encuentran atrás
y adelante del plano
del papel
Campo magnético
-
- -
Detector
Figura 2.42 Espectrógrafo de
masas.

80
Unidad 2
Estructura atómica y tabla periódica
La palabra y su raíz
isótopo (Del griego) isos, igual y
topos, lugar: mismo lugar
Isótopos
Al estudiar la desviación de los átomos con espectrógrafos de masas, se demostró que
algunos núcleos del mismo númer o atómico pueden tener masas difer entes. Los
isótopos son átomos de un mismo elemento con distinto número de masa. Los isótopos
de un mismo elemento son átomos cuyo núcleo es idéntico en cuanto al número
de protones, pero tienen diferente número de neutrones.
1 Electrón (–)
1 Electrón (–) 1 Electrón (–)
1 Protón (+)
1 Protón (+) 1 Protón (+)
Figura 2.43 Isótopos del
hidrógeno.
1 Neutrón (+)
2 Neutrones (+)
Protio ( 1 H) Deuterio ( 1 H) Tritio ( 1 H)
1 2 3
Núcleo
Núcleo
11 protones
12 neutrones
11 protones
13 neutrones
Figura 2.44 Dos isótopos del
sodio Ambos tienen 11 protones
y 11 electrones, pero difieren del
número de neutrones en el núcleo.
11 electrones
11 electrones
23
11 Na 24
11 Na
Para distinguir a los isótopos entre sí, se escribe el símbolo y como exponente la
masa atómica aproximada; por ejemplo, H 1 (protio), H 2 (deuterio) y H 3 (tritio) son
los tres isótopos del hidrógeno.
El flúor está constituido por un solo isótopo natural; el oxígeno, por los isótopos
naturales O 16 , O 17 y O 18 ; el estaño por un total de diez isótopos naturales; el uranio
por U 234 , U 235 y U 238 .
Las masas atómicas de los diferentes elementos son realmente el promedio de las
masas de sus isótopos. Las masas de los isótopos de litio son 6 y 7, pero la masa atómica
de este elemento es 6.941 que resulta de promediar las masas de los dos isótopos
y, como se obser va, los isótopos de litio de masa 6 son los más abundantes
porque el promedio (6.941) está más próximo al 7.
Para determinar la masa atómica pr omedio de un elemento, se multiplican las
masas de sus isótopos por el por centaje de abundancia y estos productos se suman:
el resultado es la masa atómica del elemento.

2.4
Tabla periódica
81
Li 7
Problemas resueltos
3 protones
4 neutrones
Protón
Neutrón
Electrón
Li 6
3 protones
3 neutrones
Figura 2.45 Las partículas de un
átomo El número de protones de
un átomo determina qué elemento
es. Así, todos los átomos que
contienen 3 protones en el núcleo
son átomos de litio.
El litio que se encuentra en la
naturaleza tiene dos isótopos.
El isótopo de la izquierda tiene
3 protones, 4 neutrones y 3
electrones y constituye el 92.6
del litio. El resto del litio (7.4%)
son átomos con 3 protones, 3
neutrones y 3 electrones, tal
como se muestra en la figura.
Los isótopos se identifican
indicando el número de masa
después del nombre o del
símbolo del elemento. Los dos
isótopos del litio son Li 7 y Li 6 .
El elemento cloro está formado por dos isótopos naturales; el isótopo 35 con una abundancia
de 75.8% y el isótopo 37 con una abundancia de 24.2%. ¿C uál es la masa atómica del
cloro?
35 × 75.8% = 26.53
37 × 24.2% = 8.954
35.484
La masa atómica del cloro es 35.484 u.
El silicio está formado por una mezcla de tres isótopos naturales, 92.2% de isótopos de
masa 28.0, 4.7% de isótopos de masa 29.0 y 3.09% de isótopos de masa 30.0. ¿Cuál es
la masa atómica del elemento silicio?
28.0 × 92.2 % = 25.816
29.0 × 4.7 % = 1.363
30.0 × 3.09% = 0.927
28.106
La masa atómica del silicio es 28.106 u.
10%
Mg 25
79%
100%
30.8%
Na 23 Mg 24 Cu 65
69.2%
Cu 63
11%
Mg 26
Figura 2.46 Masas atómicas promedio Algunos elementos, como el sodio, sólo tienen una clase de átomos. El
magnesio se encuentra como una mezcla de tres isótopos y el cobre como una mezcla de dos.

82
Unidad 2
Estructura atómica y tabla periódica
Lectura
Cuentos de isótopos
Los átomos de un elemento constan, en general, de varios
isótopos. Los isótopos son átomos que tienen el mismo número
de electrones y diferente número de neutrones. La proporción
de isótopos en los elementos que se encuentran en
animales y humanos vivos refl ejan cuál es su dieta.
Por ejemplo, los elefantes africanos que se alimentan de
pastos tienen distinta proporción de C 13 /C 12 en sus tejidos,
comparada con aquellos que consumen principalmente hojas
de árboles. Esto se debe a que el pasto tiene un patrón
de crecimiento muy diferente al de las hojas de los árboles,
entonces se adquieren distintas cantidades de C 13 /C 12 del CO 2
atmosférico. Como los elefantes que comen hojas de árboles
y los que se alimentan de pastos habitan en distintas áreas
de África, las diferencias observadas en las proporciones de
isótopos C 13 /C 12 en las muestras de marfi l de elefante, han
permitido a las autoridades identifi car el origen de muestras
ilegales de marfi l.
Otro caso de investigación isotópica se refi ere a la tumba
del rey Midas, rey de Frigia en el siglo viii a. C. (y que según
cuenta la leyenda, todo lo que tocaba lo convertía en oro).
El análisis de los isótopos de nitrógeno encontrados en el
destruido sarcófago del rey reveló detalles de su dieta. Los
científi cos descubrieron que las proporciones de N 15 /N 14 de
los carnívoros son más altas que las de los herbívoros, éstas
a su vez son más altas que las de las plantas. El organismo
responsable de la desintegración del sarcófago de madera del
rey tenía altos valores de nitrógeno. Los investigadores descubrieron
que el origen de este nitrógeno era el mismo cuerpo
del rey muerto. Como la madera podrida bajo su cuerpo, ya
desintegrado, presentaba una elevada proporción de N 15 /N 14 ,
los científi cos pudieron afi rmar que la dieta del rey era rica
en carne.
Estas anécdotas ilustran que los isótopos pueden ser una
valiosa fuente de información biológica e histórica.
Desarrollo de la tabla periódica
Tríadas de Döbereiner
El primer intento serio se atribuye a Döbereiner, quien, en 1817, sugiere colocar a los
elementos conocidos en su tiempo en grupos de tres: cloro, bromo y yodo; litio, sodio
y potasio; azufre, selenio y telurio, etcétera. Los elementos que integran estos grupos,
llamados tríadas de Döbereiner, tienen propiedades similares y además la masa atómica
del elemento central de cada tríada es el promedio de las masas de los otros dos.
Octavas de Newlands
En 1865, Newlands ordenó los elementos conocidos en su época en forma cr e-
ciente, atendiendo a su peso atómico y, omitiendo al hidrógeno, observó que las
propiedades de cada octavo elemento eran semejantes, es decir , empezando en
cualquier elemento, el octavo es como una repetición del primero. A este arreglo
se le llama ley de las octavas de Newlands.
Li Be B C N O F
Na Mg Al Si P S Cl
Un arreglo más exacto de los elementos conocidos en 1869, se debe al químico
ruso Mendeleiev y en éste se basan las actuales tablas periódicas.
Ley periódica de Mendeleiev
Mendeleiev estableció la ley periódica, la cual indica que las pr opiedades de los elementos
químicos están en función periódica de sus masas atómicas.

2.4
Tabla periódica
83
La gran importancia de esta ley radica en que muestra que la clasificación de los
elementos es completamente natural.
De esta manera M endeleiev, al clasificar los elementos, pr edijo la existencia de
algunos cuyo descubrimiento fue posterior.
Primera tabla de Mendeleiev (1869)
Ti 50 Zr 90 ? 180
V 51 Nb 94 Ta 182
Cr 52 Mo 96 W 186
Mn 55 Rh 104.4 Pt 197.4
Fe 56 Ru 104.4 Ir 198
Ni, Co 59 Pd 106.6 Os 199
H 1 Cu 63.4 Ag 108 Hg 200
Be 9.4 Mg 24 Zn 65.2 Cd 112
B 11 Al 27.4 ? 68 Ur 116 Au 197?
C 12 Si 28 ? 70 Sn 118
N 14 P 31 As 75 Sb 122 Bi 210?
O 16 S 32 Se 79.4 Te 128?
F 19 Cl 35.5 Br 80 1 127
Li 7 Na 23 K 39 Rb 85.4 Cs 133 TI 204
Ca 40 Sr 87.6 Ba 137 Pb 207
? 45 Ce 92
?Er 45 La 94
?Yt 60 Dy 95
?Im 75.6 Th 188?
Ley periódica basada en el número atómico
En el arreglo de los elementos de M endeleiev, que se llama tabla periódica, hay
cuatro pares de ellos que no siguen el orden ascendente de su peso o masa atómica;
esto fue modificado a principios del siglo xix, cuando se conoció más a
fondo la estructura del átomo y los elementos se ordenaron de manera creciente,
y no atendiendo a su masa, sino a su número atómico (z); de tal forma, la ley
periódica se modificó indicando que las propiedades de los elementos están en función
periódica de sus números atómicos.
Tabla periódica larga
La clasificación actual recibe el nombre de tabla periódica larga. En esta tabla se
distinguen columnas verticales llamadas grupos y renglones horizontales llamados
periodos. La tabla periódica de los elementos organiza los elementos químicos.
A los grupos se les asignaban números romanos, el cero y las letras A y B. Pero
a partir de 1987, el Comité de Nomenclatura de la American Chemical Society
recomendó designar el grupo con los números del 1 al 18. O bserva esto en el
encabezado de cada grupo en la tabla periódica de la página 82.
En tanto, los periodos se identifican con números del 1 al 7.

84
Unidad 2
Estructura atómica y tabla periódica
1
2
3
4
5
6
7
Grupo
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
I A II A III B IV B V B VI B VII B VIII B I B II B III A IV A V A VI A VII A 0
1
1 + – 1
H
1.008
Hidrógeno
3 1
Li
6.94
Litio
11 1
Na
22.99
Sodio
19 1
K
39.1
Potasio
37 1
Rb
85.47
Rubidio
55 1
Cs
132.91
Cesio
87 1
Fr
(223)
Francio
2
4 2
Be
9.01
Berilio
12 2
Mg
24.31
Magnesio
20 2
Ca
40.08
Calcio
38 2
Sr
87.62
Estroncio
56 2
Ba
137.33
Bario
88 2
Ra
(226)
Radio
21 3
Sc
44.95
Escandio
39 3
Y
88.90
Itrio
71 3
Lu
174.97
Lutecio
103 3
Lr
(262)
Laurencio
Número atómico
22 4
3
Ti
47.90
Titanio
40 4
Zr
91.22
Circonio
72 4
Hf
178.49
Hafnio
104
Rf
(261)
Rutherfordio
23 5
432
V
50.94
Vanadio
41 5
3
Nb
92.91
Niobio
73 5
Ta
180.95
Tantalio
105
Db
(262)
Dubnio
Número de oxidación
Símbolo
Masa atómica
Nombre
Estado de agregación
24 3
62
Cr
51.99
Cromo
42 6, 2
Mo
95.94
Molibdeno
74
W
183.85
Tungsteno
106
Sg
(263)
Seaborgio
25 3
2
Mn 76
54.94
Manganeso
43 7
Tc
(98)
Tecnecio
75 7, 3
4
6
Re
4,
5
43
6, 2
5
43
186.21
Renio
107
Bh
(264)
Bohrio
5
Fe
2
55.84
Hierro
44 4, 8
Ru
2
36
4,
101.07
Rutenio
76 8
Os
190.24
Osmio
108
Hs
(265)
Hassio
Sólido
Líquido
Gas
Artificial
27 2
3
Co
58.93
Cobalto
45 3
24
Rh
102.91
Rodio
77 4
236
Ir
192.22
Iridio
109
Mt
(268)
Meitnerio
28 2
3
Ni
58.69
Níquel
46 2
4
Pd
106.36
Paladio
78 4
2
Pt
195.09
Platino
110
Ds
(281)
Darmstadtio
Metales
Metaloides
No metales
Inertes
3 4 5 6 7 8 9 10 11 12
29 2
1
Cu
63.54
Cobre
47 1
Ag
107.87
Plata
79 3
1
Au
196.97
Oro
111
Rg
(272)
Roentgenio
30 2
Zn
65.38
Cinc
48 2
Cd
112.40
Cadmio
80 2
1
Hg
200.59
Mercurio
112
Uub
(285)
Ununbio
13 + + + + + 35 + – 1 5
Br Kr
+ –
14 15 16 17
6 4 7 3 8 – 2 9 – 1 10 0
– – 2
5
C N 4
2 O F Ne
14.01 15.99 18.99 20.18
Nitrógeno Oxígeno Flúor
Neón
15 3 16 2 17 1 18 0
– – – 5
6 3
P S 4
Cl 57
Ar
30.97 32.06 35.45 39.94
Fósforo Azufre Cloro Argón
36 0
33 + – 3 34 4 5 – 26
As Se 5 3
B
10.81
Boro
13 3
Al
26.98
Aluminio
31 3
Ga
69.72
Galio
49 3
In
114.82
Indio
81 1
3
Ti
204.37
Talio
113
Uut
(284)
Ununtrio
12.01
Carbono
14 4
Si
28.08
Silicio
32 4
Ge
72.64
Germanio
50 4
2
Sn
118.69
Estaño
82 2
4
Pb
207.19
Plomo
114
Uuq
(289)
Ununquadio
+ – 3 4
5 26
2
36
52 51 Sb Te
– 121.75 Antimonio 127.6
Teluro
74.92
Arsénico
83 3
5
Bi
208.98
Bismuto
115
Uup
( 288)
Ununpentio
78.96
Selenio
84 2
4
Po
(209)
Polonio
116
Uuh
(292 )
Ununhexio
79.90
Bromo
+ –
53 1
57
I
126.90
Yodo
85 1
357
At
(210)
Astato
117
Uus
(291 )
Ununseptio
18
2 0
He
4.03
Helio
83.8
Criptón
54 0
Xe
131.3
Xenón
86 0
Rn
(222)
Radón
118
Uuo
( 293)
Ununoctio
Lantánidos
Actínidos
57 3
La
138.9
Lantano
89 3
Ac
(227)
Actinio
58 3
4
Ce
140.1
Cerio
90
Th
232
Torio
59 3
4
Pr
140.9
Praseodimio
91
Pa
231
Protactinio
60 3
Nd
144.2
Neodimio
4 5 92 6 5 4 3 4 3 3
3 3 3
4 543 643 653 24 3 2
3
U
238
Uranio
61 3
Pm
(145)
Prometio
93
Np
237
Neptunio
62 3
2
Sm
150.3
Samario
94
Pu
(244)
Plutonio
63 3
2
Eu
152
Europio
95
Am
(243)
Americio
64 3
Gd
157.2
Gadolinio
96
Cm
(247)
Curio
65 3
4
Tb
158.9
Terbio
97
Bk
(247)
Berquelio
66 3
Dy
162.5
Disprosio
98
Cf
(251)
Californio
67 3
Ho
164.9
Holmio
99
Es
(252)
Einstenio
68 3
Er
167.2
Erbio
100
Fm
(257)
Fermio
69 3
2
Tm
168.9
Tulio
101
Md
(258 )
Mendelevio
70 3
2
Yb
173
Iterbio
102
No
(259 )
Nobelio
1) Los lantánidos y actínidos se insertan en el lugar donde señala la flecha.
2) En fechas recientes se publicó que existen elementos con número atómico mayor al 111, sin embargo esto no ha sido confirmado.
3) Los elementos con letra gris son artificiales.

2.4
Tabla periódica
85
Manos
a la obra
Distribución electrónica
Efectúa la distribución electrónica de los átomos que se indican.
Te proporcionamos un ejemplo en cada grupo.
Veamos qué indica el número de grupo y el número de
periodo en esta tabla, tratando algunos átomos de los grupos
1(1A), 2(2A), 13(3A), 14(4A), 15(5A), 16(6A), 17(7A)
y 18(8A), llamados representativos.
Grupo Confi guración electrónica Núm. de electrones en el último nivel Núm. de niveles energéticos
1(1A)
1H
3Li
11Na 1s 2 , 2s 2 2p 6 , 3s 1 1 3
2(2A)
4Be
12Mg
20Ca 1s 2 , 2s 2 2p 6 , 3s 2 3p 6 , 4s 2 2 4
13(3A)
5B 1s 2 , 2s 2 2p 1 3 2
13Al
31Ga
14(4A)
6C
14Si
32Ge 1s 2 , 2s 2 2p 6 , 3s 2 3p 6 , 4s 2 3d 10 4p 2 4 4
15(5A)
7N
15P 1s 2 , 2s 2 2p 6 , 3s 2 3p 3 5 3
33As
16(6A)
8O 1s 2 , 2s 2 , 2p 4 6 2
16S
34Se
17(7A)
9F
17Cl 1s 2 , 2s 2 2p 6 , 3s 2 3p 5 7 3
35Br
18(8A)
2He
10Ne
18Ar 1s 2 , 2s 2 2p 6 , 3s 2 3p 6 8 3

86
Unidad 2
Estructura atómica y tabla periódica
Ejercicios
Contesta lo que se te pide:
¿Cuántos electrones tienen en su último niv el energético los átomos de los elementos del
grupo 1(1A)? ___________________________________________________________
¿Cuántos electrones tienen en su último niv el energético los átomos de los elementos del
grupo 2(2A)? ___________________________________________________________
¿Cuántos electrones tienen en su último niv el los átomos de los elementos del gr upo
13(3A) ________________________________________________________________
¿Y los del 14(4A)? ________________________________________________________
¿Los del 15(5A)? _________________________________________________________
¿Los del 16(6A)? _________________________________________________________
¿Los del 17(7A)? _________________________________________________________
¿Los del 18(8A)? _________________________________________________________
Se exceptúa el He, ya que su único nivel se completa con 2e – .
Entonces ¿qué te indica el número de los grupos 1 y 2 y el segundo dígito de los grupos 13
al 18? _________________________________________________________________
Como ya indicamos, a los r englones horizontales se les llama periodos y se les asignan los
números 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7.
¿Con qué relacionas esos siete números? _______________________________________
Observa la distribución electrónica que hiciste anteriormente y contesta:
¿En qué periodo se encuentran el hidrógeno (H) y el helio (He)? ________________
¿Cuántos niveles de energía tienen? ______________________________________
¿En qué periodo se encuentran el Li, Be, B, C, N, O, F y Ne? __________________
¿Cuántos niveles de energía tienen? ______________________________________
¿Cuántos niveles tienen los del periodo 3? (Na, Mg, …) ___________________________
¿Y los del 4? (K, Ca, Ga, …) ________________________________________________
¿Y los del periodo 5? ______________________________________________________
¿Y los del 6? ____________________________________________________________
¿Y los del periodo 7? ______________________________________________________
¿Qué te indica el número del periodo? ______________________________________
El periodo 6 comprende también a los elementos llamados lantánidos, que forman el primero
de los renglones que se encuentran en la parte inferior de la tabla periódica (del 57 al 70).

2.4
Tabla periódica
87
Al periodo 7 también corresponden los elementos llamados actínidos, que forman el segundo
renglón de la parte inferior (del 90 al 103).
¿Cuántos elementos forman el periodo 1? ______________________________________
¿Cuántos elementos forman el periodo 2? ______________________________________
¿Y cuántos el 3? _________________________________________________________
¿Y el 4? ________________________________________________________________
¿Y el 5? ________________________________________________________________
¿Y el 6? ________________________________________________________________
¿Y el 7? ________________________________________________________________
¿En qué periodo se encuentra el yodo (I)? ______________________________________
¿En cuál grupo está? ___________________________________________________
¿Cuántos niveles de energía tiene un átomo de yodo? _____________________________
¿Cuántos electrones tiene en su último nivel? ___________________________________
¿En qué periodo se localiza el calcio (Ca)? ______________________________________
¿En cuál grupo se encuentra? _____________________________________________
¿Cuántos electrones tiene el átomo de calcio en su último nivel? _____________________
¿Cuántos niveles tiene? ____________________________________________________
De acuerdo con su ubicación en la tabla periódica, indica el número de niveles y el número
de electrones que tienen en su último nivel los siguientes átomos:
Número de niveles Número de e – en el último nivel
Aluminio (Al) ________________________ ________________________
Sodio (Na) ________________________ ________________________
Fósforo (P) ________________________ ________________________
Cloro (Cl) ________________________ ________________________
Argón (Ar) ________________________ ________________________
Francio (Fr) ________________________ ________________________
Radio (Ra) ________________________ ________________________
Hasta ahora hemos visto que el número del grupo indica cuántos electrones hay en el último
nivel energético, y el número del periodo indica el número de niveles. Ahora bien, la confi-

88
Unidad 2
Estructura atómica y tabla periódica
guración de la tabla periódica moderna es el resultado directo del orden con el que los electrones
llenan los subniveles energéticos y los orbitales (revisa el principio de máxima sencillez).
Observa la figura 2.47.
Además, recuerda que a los orbitales se les asignan las letras s, p, d, f.
1s
2s
1
1
H
3
Li
2
4
Be
2p
18
2
13 14 15 16 17 He
5 6 7 8 9 10
B C N O F Ne
3s
4s
11
Na
19
K
12
Mg
20
Ca
3d
3 4 5 6 7 8 9 10 11 12
21 22 23 24 25 26 27 28 29 30
Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn
3p
4p
13
Al
31
Ga
14
Si
32
Ge
15
P
33
As
16
S
34
Se
17
Cl
35
Br
18
Ar
36
Kr
5s
37
Rb
38
Sr
4d
39
Y
40
Zr
41
Nb
42
Mo
43
Tc
44
Ru
45
Rh
46
Pd
47
Ag
48
Cd
5p
49
In
50
Sn
51
Sb
52
Te
53
I
54
Xe
Figura 2.47 La tabla periódica:
clave para la configuración
electrónica No es necesario
memorizar las configuraciones
electrónicas si puedes interpretar
los bloques s, p, d y f que se
muestran en esta tabla periódica.
Para escribir las configuraciones
electrónicas avanza de izquierda
a derecha, a lo largo de un periodo,
llenando los orbitales que
corresponden a los bloques
s, p, d y f.
6s
7s
55
Cs
87
Fr
56
Ba
88
Ra
Región s
5d
6d
71 72 73 74 75 76 77 78 79 80
Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg
103
Lr
104
Rf
4f
5f
105 106
Db Sg
57
La
89
Ac
58
Ce
90
Th
107
Bh
59
Pr
91
Pa
108
Hs
Región d
60
Nd
92
U
109
Mt
61
Pm
93
Np
110
Ds
62
Sm
94
Pu
111
Rg
63
Eu
95
Am
112
Uub
64
Gd
Región f
65
Tb
6p
96 97
Cm Bk
81
Ti
66
Dy
98
Cf
82
Pb
67
Ho
99
Es
83
Bi
68
Er
100
Fm
84
Po
Región p
69
Tm
101
Md
85
At
70
Yb
102
No
86
Rn
113 114 115 116 118
7p Uut Uuq Uup Uuh Uuo
Orbital
Número máximo de electrones
s 2
p 6
d 10
f 14
En la figura 2.47 podrás apr eciar cuatro regiones: la región s con 2 columnas, la
región p con 6 columnas, la r egión d con 10 y la r egión f con 14, con lo anterior
deducimos que el número de columnas, según la región, corresponde al máximo de
electrones que puede haber en los orbitales s, p, d o f.
Para conocer qué representan estas regiones veamos la configuración electrónica
abreviada de dos elementos de cada región:
Región s
37Rb[Kr] 5s 1
56Ba[Xe] 6s 2
Cada renglón de la región s empieza con los númer os de los niveles energéticos
(1, 2, 3, 4, 5, 6, 7) y el orbital s.
En el caso del Rb su subniv el externo es el 5s con 1 electrón, con esto se deduce
también que el nivel energético exterior es el 5.

2.4
Tabla periódica
89
En el Ba su último subnivel es el 6s 2 .
Región p
35Br[Ar] 3d 10 , 4s 2 4p 5
En este caso es el 4p 5 el subnivel externo y su nivel energético de mayor energía es
el 4 con 7 electrones (4s 2 4p 5 ).
13Al[Ne] 3s 2 3p 1
El último subnivel del Al es el 3p 1 y su último nivel es el 3 con 3 electrones.
Región d
21Sc[Ar] 4s 2 , 3d 1
Su último subnivel es el 3d 1 , pero el nivel exterior es el 4 con 2 electr ones en el
orbital s.
30Zn [Ar]4s 2 , 3d 10
Último subnivel: 3d 10 , pero su nivel exterior es el 4 con 2 electrones en el orbital
s que son los electrones de valencia para este elemento.
3 4 5 6 7 8 9 10 11 12
3d
Escandio
21
Sc
[Ar]4s 2 3d 1
Titanio
22
Ti
[Ar]4s 4 3d 2
Vanadio
23
V
[Ar]4s 2 3d 3
Cromo
24
Cr
[Ar]4s 1 3d 5
Manganeso
25
Mn
[Ar]4s 2 3d 5
Hierro
26
Fe
[Ar]4s 2 3d 6
Cobalto
27
Co
[Ar]4s 2 3d 7
Níquel
28
Ni
[Ar]4s 1 3d 8
Cobre
29
Cu
[Ar]4s 1 3d 10
Zinc
30
Zn
[Ar]4s 2 3d 10
Región f
58Ce[Xe] 6s 2 , 4f 2
Su último subnivel es el 4f 2 , pero sus electrones de valencia están en el nivel 6 y son 2.
92U[Rn]7s 2 , 5f 4
Su último subnivel es el 5f 4 y sus electrones de valencia son 2 y están en el nivel
7, que es el de mayor energía.
Las dos filas de la r egión f son los lantánidos (números atómicos del 58 al 71) y
los actínidos (números atómicos del 90 al 103) y reciben el nombre de elementos de
transición interna.
La clave para la configuración electrónica hace innecesario memorizar tales configuraciones,
así puedes interpretar los bloques o regiones s, p, d y f.
Veamos el siguiente ejercicio:
15P
Al consultar la tabla periódica vemos que su último subnivel es el 3p.
Veamos la gráfica que nos pr oporciona el orden de llenado de los subniv eles y
marquemos el subnivel 3p; sigamos el or den inverso llenando, con el máximo de
electrones, los subniveles internos al 3p:
Figura 2.48 Configuración
electrónica de los elementos de
transición 3d A lo largo del bloque
d se adicionan 10 electrones, lo
cual satura los orbitales d. Observa
que el cromo y el cobre tienen
un solo electrón en el orbital 4s.
Tales excepciones no predecibles
muestran que las energías de los
subniveles 4s y 3d son parecidas.

90
Unidad 2
Estructura atómica y tabla periódica
1s
2s 2p
3s 3p 3d
4s 4p 4d 4f
5s 5p 5d 5f
6s 6p 6d
7s 7p
1s 2 , 2s 2 2p 6 , 3s 2
Contemos los electrones que son 12, entonces los 3 que faltan se colocan en el
subnivel 3p y quedaría
15P 1s 2 , 2s 2 2p 6 , 3s 2 3p 3
Ley periódica actual
La ley periódica mencionada debe modificarse con base en la tabla cuántica, indicando
que la periodicidad en la variación de las propiedades químicas de los elementos
es consecuencia y función del númer o atómico y de la configuración electr ónica.
Obsérvala más adelante.
En esta tabla se aprecia un desplazamiento diagonal de los valores de n para
indicar los valores progresivos de la suma (n + l ).
Los valores de n de los electrones del orbital de más energía (exterior) se localizan
siguiendo ese desplazamiento diagonal de derecha a izquierda.
Los valores de l del orbital exterior de los átomos se localizan en la parte superior
(l = 3, l = 2, l = 1 y l = 0) y constituyen cuatro agrupamientos verticales formando
cuatro clases de elementos que se indican en la parte inferior de la tabla.
Tabla cuántica
Los elementos vistos en estos temas son el fundamento de la tabla cuántica.
En la tabla cuántica los elementos químicos también se encuentran or denados en
forma creciente de acuerdo con su número atómico y, además, en su estructuración se
toma en cuenta la configuración electrónica en orbitales atómicos.
Incluye, en la parte superior izquierda, los cuatro números cuánticos.
Clase f cuando l = 3
Clase d cuando l = 2
Clase p cuando l = 1
Clase s cuando l = 0
Los valores de m y s también se localizan en la parte superior, además del número
de electrones que hay en el último orbital.
Los periodos se leen horiz ontalmente, de izquierda a derecha, y se les asignan
números arábigos: son ocho y representan la suma de los valores de n + l (recuerda
el principio de máxima sencillez que indica el orden en que deben estructurarse los
subniveles).

2.4
Tabla periódica
91
P 1
H He
1
2
E
1
2
2
3
4
5
Li Be
3 4
R
3
B C N O F Ne Na Mg
5 6 7 8 9 10 11 12
4
Al Si P S Cl Ar K Ca
13 14 15 16 17 18 19 20
5
O
Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr
21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38
6
D
Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba
39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54 55 56
7
La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra
O
57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86 87 88
S
8
Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No
89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102
19a 20a 21a 22a 23a 24a 25a 26a 27a 28a 29a 30a 31a 32a
Lr Rf Db Sg Bh
103 104 105 106 107
Hs Mt Ds Rg Uub Uut Uuq Uup
108 109 110 111 112
14a 15a 16a 17a 18a
113 114 115
3a 4a 5a
116 117
6
6a 7a
118
8a
7
119
1a
120
2a
9a 10a 11a 12a 13a
FAMILIAS
CLASES
f
DE LAS TIERRAS RARAS
d
DE TRANSICIÓN
p
REPRESENTATIVOS
I
8
–3, –2, –1 0, +1, +2, +3 –2, –1, 0, +1, +2 –1, 0, +1
0
electrones 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 1 2 3 4 5 6 1 2
s

92
Unidad 2
Estructura atómica y tabla periódica
Ejercicio
Contesta las siguientes preguntas:
¿Cuántos elementos forman el periodo 1? _____________________________________
¿Cuántos e1 2? _________________________________________________________
¿Cuántos el 3? _________________________________________________________
¿Cuántos el 4? _________________________________________________________
¿Cuántos el 5? _________________________________________________________
¿Cuántos el 6? _________________________________________________________
¿Cuántos el 7? _________________________________________________________
¿Cuántos el 8? _________________________________________________________
¿Está completo el periodo número 8? ________________________________________
¿Cuántos elementos le faltan? ______________________________________________
Las familias forman las columnas verticales y son 32. _____________________________
La 1a. y 2a. familias constituyen la clase s. _____________________________________
De la 3a. a la 8a. la clase _________________________________________________
De la 9a. a la 18a. la clase ________________________________________________
De la 19a. a la 32a. la clase ________________________________________________
¿Cuántas familias forman la clase s ? __________________________________________
¿Cuántas familias forman la clase p ? _________________________________________
¿Cuántas familias forman la clase d ? _________________________________________
¿Cuántas familias forman la clase f ? _________________________________________
¿Con qué relacionas estos números? _________________________________________
La tabla cuántica sir ve para conocer la configuración electr ónica de los átomos y
encontrar fácilmente los electrones que tienen en su último subnivel.
Te presentamos los siguientes ejemplos.
26
En primer lugar se localiza en la tabla.
El valor de n del subnivel exterior se encuentra siguiendo los renglones diagonalmente
hacia la derecha y es 3.
¿A qué clase pertenece este elemento? ____________________________________
Esto indica que sus electrones exteriores están en un subnivel d.
El número de electrones que hay en ese subnivel se localiza en la parte superior
y es 6.
Fe

2.5
Principales familias de elementos
93
Comprobemos los tr es aspectos anterior es representando la configuración
electrónica de 26 Fe.
26Fe 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6
¿Cuántos electrones tiene en su último subnivel el 20 Ca y cuál es éste?
Valor de n… 4
Clase... s
Número de electrones… 2
El último subnivel será el 4s 2
Comprobemos lo anterior representando su configuración electrónica:
20Ca 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2
La tabla cuántica te será útil para conocer la configuración electr ónica de cualquier
elemento de acuerdo con las instrucciones dadas.
Investiga
Según la tabla cuántica, indica
con sus electrones los subniveles
exteriores de:
11Na, 30Zn, 35Br, 47Ag, 92U
Los conocimientos anteriores son fundamentales para comprender algunas de las propiedades
químicas de los elementos, pues se ha demostrado que durante los cambios
químicos el núcleo atómico no sufre alteración alguna, y que son los electrones de los
subniveles exteriores los que juegan un papel determinante en dichos cambios.
Características de los elementos
para su ordenamiento
Número de periodos
Tabla periódica
Número atómico
Tabla cuántica
Número atómico y confi guración
electrónica
8 (se basan en los valores de n + l )
Cuadro 2.4 Diferencias entre la
tabla periódica y la tabla cuántica.
7 (se basan en los niveles
energéticos)
Modelo atómico de Bohr
Modelo atómico en el que se
basa
Situación de los lantánidos y
actínidos
Modelo atómico actual de
Dirac-Jordan
Integrados a ella constituyen la clase f
Fuera de la tabla
Al emplear como criterio or denador la configuración electr ónica y observar las
cuatro clases o bloques de elementos (s, p, d, f ) se reconocen cuatro tipos fundamentales
de elementos: gases rar os o nobles, elementos r epresentativos, elementos de
transición y elementos de transición interna.
Gases raros o nobles Tienen la capa de valencia (n) llena, configuración ns 2 np 6 (donde
n es el número cuántico, espacio energético fundamental o número de nivel principal
de la capa de valencia excepto el He, cuya configuración es 1s 2 ).
Elementos representativos En su capa de v alencia los electrones ocupan los orbitales
s y p; la configuración respectiva de la capa de valencia es: ns 1 (1a. familia), ns 2
(2a. familia), ns 2 np 1 (3a. familia), ns 2 np 2 (4a. familia), ns 2 np 3 (5a. familia), ns 2 np 4
(6a. familia) y ns 2 np 5 (7a. familia).
Elementos de transición En éstos un orbital d está incompleto pudiendo tener de
1 a 10 electrones. El orbital s del siguiente nivel energético tiene 2 electrones (excepcionalmente
uno solo).
Elementos de transición interna Tienen incompletos los niveles penúltimo y antepenúltimo.
En el nivel antepenúltimo está incompleto el orbital f, que puede tener
de 1 a 14 electrones.

94
Unidad 2
Estructura atómica y tabla periódica
2.5 Principales familias de elementos
Mapa conceptual 2.5
Elementos químicos
se clasifi can en
Metales
Semimetales
No metales
Gases raros
sus ramas principales
son
su familia representativa
Metales alcalinos (I A)
son los
Halógenos (VII A)
Metales alcalinotérreos (II A)
Metales de transición
(Bloque d)
Metales de transición interna
(Bloque f)
De acuerdo con ciertas características comunes, los elementos se clasifican en metales,
no metales, gases raros o nobles y semimetales o metaloides.
En la tabla periódica larga los gases rar os se localizan en el gr upo 18(8A); los no
metales en el triángulo comprendido al trazar una línea diagonal del B (bor o) al At
(astato) y de éste al F (flúor); el resto de los elementos son metales.
En la tabla cuántica, los gases rar os constituyen la 8a. familia; los no metales se
localizan en el triángulo mencionado en el párrafo anterior y el resto son metales. (El
He, por ser 2e – externos, se coloca en la 2a. familia.)
Propiamente, el hidrógeno (H) no es metal, no metal, ni gas noble y se le coloca
en el grupo 1A o 1a. familia, aunque no forma parte de los metales alcalinos.
Las propiedades de los metales y no metales se pueden explicar en función de su
distribución electrónica.
Por ejemplo, el hecho de que los metales sean buenos conductor es del calor y la
electricidad, se debe a que tienen pocos electr ones de valencia (1, 2 o 3) y a que el
núcleo no los atrae firmemente, pasando con facilidad de un átomo a otro. En los no
metales la situación es inversa, ya que tienen gran tendencia a atraer electrones.
Hasta ahora se han mencionado características comunes de los metales y no metales.
A continuación veamos las propiedades de las principales familias de elementos
en la tabla cuántica.

2.5
Principales familias de elementos
95
1
2
3
4
1
Hidrógeno
H
1
Litio
Li
3
Sodio
Na
11
Potasio
K
19
2
Berilio
Be
4
Magnesio
Mg
12
Calcio
Ca
20
Metal
No metal
Metaloide
13 14 15 16 17
Boro
B
5
Aluminio
Al
13
Galio
Ga
31
Carbono
C
6
Silicio
Si
14
Germanio
Ge
32
Nitrógeno
N
7
Fósforo
P
15
Arsénico
As
33
Oxígeno
O
8
Azufre
S
16
Selenio
Se
34
Flúor
F
9
Cloro
Cl
17
Bromo
Br
35
18
Helio
He
2
Neón
Ne
10
Argón
Ar
18
Criptón
Kr
36
Figura 2.49 Tendencias de las
propiedades metálicas El patrón
metal-metaloide-no metal-gas
noble es típico en cada periodo de
los elementos del grupo principal.
El periodo 2 empieza con un metal,
el litio, y termina con un gas noble,
el neón. Entre ellos están el metal
berilio, el metaloide boro y los no
metales carbono, nitrógeno,
oxígeno y flúor. Recuerda que los
metales más activos, de los grupos
1 y 2, están en la región s de la
tabla periódica. Los metaloides, no
metales y los metales menos
activos están en la región p de la
tabla periódica.
5
Rubidio
Rb
37
Estroncio
Sr
38
Indio
In
49
Estaño
Sn
50
Antimonio
Sb
51
Teluro
Te
52
Yodo
I
53
Xenón
Xe
54
6
Cesio
Cs
55
Bario
Ba
56
Talio
Ti
81
Plomo
Pb
82
Bismuto
Bi
83
Polonio
Po
84
Astato
At
85
Radón
Rn
86
7
Francio
Fr
87
Radio
Ra
88
Ununtrio
Uut
113
Ununquadio
Uuq
114
Ununpentio
Uup
115
Ununhexio
Uuh
116
Ununoctio
Uuo
118
Figura 2.50 Principales familias
de elementos en la tabla cuántica.
4
METALOIDES
3
NO METALES
1
GASES
RAROS
He
2
H
1
2
METALES
Li
Be
3 4
5
METALES
B C N
5 6 7
O
F
8 9
Ne
10
Na
11
Mg
12
Al
Si
P
S
Cl
Ar
K
Ca
13
14 15
16 17
18
19
20
Sc Ti V Cr Mn
Fe Co Ni Cu Zn
Ga
Ge
As
Se
Br
Kr
Rb
Sr
21 22 23 24 25
26 27 28 29 30
31
32
33
34 35
36
37
38
Y Zr Nb Mo Tc
Ru Rh Pd Ag Cd
In Sn Sb
Te
I
Xe
Cs
Ba
39 40 41 42 43
44 45 46 47 48
49 50 51
52 53
54
55
56
La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb
Lu Hf Ta W Re
Os Ir Pt Au Hg
Tl Pb Bi
Po
At
Rn
Fr
Ra
57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70
71 72 73 74 75
76 77 78 79 80
81 82 83
84
85
86
87
88
Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No
Lr Rf Db Sg Bb
Hs
Mt
Ds
Rg Uub
Uut UuqUup
89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102
19a 20a 21a 22a 23a 24a 25a 26a 27a 28a 29a 30a 31a 32a
103 104 105 106 107
9a 10a 11a 12a 13a
108 109 110 111 112
14a 15a 16a 17a 18a
113 114 115
3a 4a 5a
116 117
6a 7a
118
8a
119
1a
120
2a

96
Unidad 2
Estructura atómica y tabla periódica
Cuadro 2.5 Principales características de los metales y no metales.
Metales
Son sólidos a temperatura ambiente, excepto el
mercurio (Hg) que es líquido.
La mayor parte son más densos que el agua
excepto el litio (Li), el sodio (Na) y el potasio (K).
Presentan brillo o lustre metálico.
Son maleables, es decir, se les puede convertir en
láminas (el oro [Au] es el más maleable).
Son dúctiles, es decir, se puede hacer con ellos
hilos o alambres.
Son buenos conductores del calor.
Son buenos conductores de la electricidad
(la plata [Ag] es el mejor conductor).
Su molécula es monoatómica.
Sus átomos tienen uno, dos o tres electrones
en su último nivel energético.
Sus átomos al combinarse pierden electrones
convirtiéndose en iones positivos (cationes).
Se combinan con el oxígeno para formar óxidos
básicos (por ejemplo, el óxido de hierro).
No metales
Algunos son sólidos, otros son gaseosos y el único
líquido es el bromo a temperatura ambiente.
En general son menos densos que el agua.
No brillan.
No son maleables, los que son sólidos se pulverizan
al golpearlos.
No son dúctiles.
No son buenos conductores del calor.
No son buenos conductores de la electricidad.
Sus moléculas no son monoatómicas.
Sus átomos tienen 5, 6 o 7 electrones
en su último nivel energético.
Sus átomos al combinarse ganan electrones
convirtiéndose en iones negativos (aniones).
Se combinan con el oxígeno para formar óxidos
ácidos (por ejemplo, el óxido de azufre).
Puedes comparar la tabla periódica larga con la cuántica, apr eciarás que sólo hay
una distribución diferente de los bloques s, p, d, f.
Metales alcalinos
Estos elementos forman la 1a. familia o grupo 1A y por el hecho de tener 1 electrón
en su nivel exterior (ns 1 ), tienden a perderlo y su número de oxidación es 1 + .
Ejercicio
Escribe las configuraciones electrónicas abreviadas que no están resueltas.
3Li[He]2s 1
11Na
29K[Ar]4s 1
37Rb
55Cs[Xe]6s 1
87Fr
____________________________________________________________
____________________________________________________________
____________________________________________________________
Estos elementos son los más electr opositivos y químicamente los más activ os.
Con agua forman hidróxidos e hidrógeno:
2M (s) + 2H 2 O → 2MOH (ac) + H 2(g) + energía
(M indica cualquiera de los metales alcalinos).

2.5
Principales familias de elementos
97
Con los halógenos forman sales binarias:
2M (s) + X 2 → 2MX
(X denota cualquier halógeno).
Con azufre forman sulfuros:
2M + S → M 2 S
Con el hidrógeno, hidruros:
2M + H2 → 2MH
Con el oxígeno, óxidos:
4M + O 2 → 2M 2 O
Los alcalinos son los metales más liger os, son muy maleables y se obtienen
mediante la electrólisis de sus sales fundidas.
Usos del hidróxido de sodio El hidróxido de sodio se usa en la asimilación de la
pulpa en el proceso de fabricación del papel. También en la elaboración de jabones,
en la refinación del petróleo, en la r ecuperación del caucho y en la fabricación de
rayón. En tu hogar podrás encontrar hidr óxido de sodio (lejía) en los limpiador es
para los hornos de la estufa y en el material granulado para desatapar los caños.
El hidróxido de sodio tiene la capacidad de conv ertir las grasas en jabón por lo
que es un eficaz limpiador de las tuberías del drenaje. Los compuestos de sodio y de
potasio son importantes para el cuerpo humano porque suministran los iones positivos
que tienen un papel clav e para la transmisión de los impulsos ner viosos que
controlan las funciones de los músculos. El potasio también es un nutrimento indispensable
para las plantas.
¿Sabías que...?
El compuesto del sodio que
se emplea en la industria es
el hidróxido de sodio llamado
comúnmente sosa cáustica. En
la actualidad se emplea en la
producción de papel, polímeros,
jabones, etcétera.
Metales alcalinotérreos
Son los elementos que forman la 2a. familia de la tabla cuántica o el gr upo 2A
de la tabla periódica larga, y tienen 2 electr ones en su niv el de valencia (ns 2 ),
mismos que pierden al reaccionar. Su estado de oxidación es de 2 + .
Ejercicio
Escribe las configuraciones electrónicas abreviadas que no están resueltas.
4Be
___________________________________________________________
12Mg[Ne]3s 2 ___________________________________________________________
20Ca
58Sr[Kr]5s 2
56Ba
___________________________________________________________
___________________________________________________________
___________________________________________________________
88Ra[Rn]7s 2 ___________________________________________________________

98
Unidad 2
Estructura atómica y tabla periódica
En general, los metales alcalinotérreos son menos electropositivos que los alcalinos.
Con el oxígeno forman óxidos:
2M + O 2 → 2MO
Y estos óxidos al reaccionar con agua forman hidróxidos:
MO + H 2 O → M(OH) 2
Los metales alcalinotérreos reaccionan con menos intensidad que los alcalinos y
no se les encuentra libres en la naturaleza.
El magnesio se emplea para hacer aleaciones con aluminio que r esultan sumamente
ligeras y se utilizan para fabricar piezas para automó viles y aviones, latas de
refrescos, marcos de bicicleta y raquetas de tenis. Estas aleaciones, además de ser muy
resistentes, se emplean en la fabricación de motores y fuselajes para aviones.

2.5
Principales familias de elementos
99
Uso de los metales alcalinotérreos
Propiedades del magnesio Las aleaciones de magnesio
son un material ligero y de gran resistencia,
por ello se emplean para los motores de avión. El
magnesio resiste la corr osión porque reacciona
con el oxígeno del aire y forma una cubier ta de
óxido de magnesio. Esta cubierta de MgO protege
al resto del metal de que pr osiga la reacción con
oxígeno.
Reacciones del magnesio y el calcio También se
forma óxido de magnesio cuando el magnesio se
calienta al aire. Se quema vigorosamente, produciendo
una luz blanca brillante y ó xido de magnesio.
Durante el proceso, el magnesio pier de 2
electrones para formar el ion Mg 2+ y el o xígeno gana 2 electr ones para
formar el ion O 2– . Juntos forman el compuesto iónico MgO. La siguiente
ecuación muestra lo que ocurre.
2Mg + O 2 → 2MgO 2
El magnesio y el calcio son elementos indispensables para los seres humanos
y las plantas. Las plantas necesitan magnesio para la fotosíntesis,
porque en el centro de cada molécula de clorofila se localiza un átomo de
magnesio.
Los iones calcio son necesarios en tu dieta. Mantienen el ritmo cardiaco
y ayudan a la coagulación sanguínea. P ero la mayor cantidad de iones
calcio de la dieta se usa para formar y mantener los huesos y dientes. Los
huesos están formados por fibras de pr oteínas, agua y minerales, el más
importante de los cuales es la hidroxiapatita, Ca 5 (PO 4 ) 3 OH, un compuesto
de calcio, fósforo, oxígeno e hidrógeno, todos ellos elementos del grupo
principal.
El estroncio revela su presencia A pesar de ser el
elemento menos conocido del gr upo 2, el estroncio
es importante. Debido a su semejanza química
con el calcio, el estroncio puede reemplazar al calcio
en la hidr oxiapatita de los huesos y formar
Sr 5 (PO 4 ) 3 OH. Esto podría causar pr oblemas sólo
si los átomos de estr oncio fueran isótopos estroncio-90,
que es peligroso cuando se incorpora a los
huesos de los seres humanos.
El estroncio se da a conocer por el brillante
color rojo de las exhibiciones de fuegos artificiales.
El color rojo también identifica al estroncio
en el ensayo a la flama en el laboratorio. *
* Adaptado de John S. Phillips, Victor S. Strozak y Cheryl Wistrom, Química. Conceptos y aplicaciones,
México, McGraw-Hill Interamericana, 2007, p. 268.

100
Unidad 2
Estructura atómica y tabla periódica
Halógenos
Son los elementos que se localizan en la 7a. familia de la tabla cuántica o en el grupo
7A de la tabla periódica larga.
Ejercicio
Escribe las configuraciones electrónicas abreviadas que no están resueltas:
9F
__________________________________________________________________
17Cl[Ne] 3s, 3p 5
35Br
____________________________________________________________________________
53I[Kr] 5s 2 , 4d 5 , 5p 5
25At _________________________________________________________________
En su nivel exterior tienen 7 electrones (ns 2 np 5 ). Son los elementos más electronegativos,
ya que tienden a ganar 1 electrón y no se encuentran libres en la naturaleza.
Su número de o xidación es 1 – en los compuestos no o xigenados (HF, NaCl,
CaBr 2 ) y en los compuestos oxigenados es positivo y muy variable.
2M + X 2 → 2MX
M + X 2 → MX 2
Con el hidrógeno reaccionan formando hidrácidos.
H 2 + X 2 → 2HX
De esta familia, el flúor, al igual que el floruro de sodio, es componente de algunas
pastas dentales debido a que previene la caries.
Mientras que el cloro se emplea en la purificación del agua, y en forma de hipoclorito
de sodio se utiliza como blanqueador.
Asimismo, como bromuro de plata, el bromo se emplea en fotografía.
La palabra y su raíz
halógeno (Griego) halo, sal,
geno, que produce.
Productor de sales. Con los metales
forman sales binarias llamadas
haluros.
Halógenos en la vida diaria*
Importancia biológica del yodo La etiqueta del bote de sal de mesa indica que la sal
está yodada. Esto es que la sal contiene una pequeña cantidad de ion y oduro, otro
elemento biológicamente esencial. La glándula tir oides, que regula el metabolismo
del organismo, absorbe el yodo. El aumento de tamaño de la glándula tiroides en el
cuello puede indicar la falta de este elemento.
Los fluoruros previenen la caries dental En la actualidad se agr egan fluoruros al
agua que se consume en muchas ciudades y pueblos; también se añade fluor uro de
* Adaptado de John S. Phillips, Victor S. Strozak y Cheryl Wistrom, Química. Conceptos y aplicaciones,
México, McGraw-Hill Interamericana, 2007, pp. 278 y 279.

2.5
Principales familias de elementos
101
sodio (NaF) o fluoruro de estaño (II) (SnF 2 ) a los dentífricos para evitar
la formación de caries dental.
El yodo como bactericida Los halógenos son importantes como agentes
bactericidas. El yodo se utiliza para esterilizar la piel antes de practicar
una cirugía.
El cloro hace que el agua sea segura El cloro se utiliza para eliminar de
bacterias el agua que usamos en la casa, así como en las piscinas. El cloro
que se agrega a las albercas acidifica ligeramente el agua, por lo que si
tienes los ojos irritados después de nadar en una piscina, probablemente
se deba al ácido.
El bromuro de plata cubre las películas fotográficas Los compuestos de
los haló genos son más importantes que los elementos libres. Los compuestos
del cloro con el carbono, como tetracloruro de carbono y cloroformo,
son solv entes importantes. El bromuro de plata (AgB r) tiene
importancia como recubrimiento de las películas fotográficas, sensibles
a la luz.
Gases raros
A estos elementos los localizamos en el gr upo 18A(8A) de la tabla periódica larga,
formando la 8a. familia de la tabla cuántica.
Ejercicio
Completa las configuraciones electrónicas abreviadas.
2He 1s 2
______________________________________________________________
10Ne[He] 2s 2 , 2p 6
18Ar _________________________________________________________________
36Kr[Ar] 4s 2 , 3d 10 , 4p 6
54Xe
________________________________________________________________
86Rn[Xe] 6s 2 , 4p 4 , 5d 10 , 6p 6
Los gases raros tienen su nivel exterior completo con 8 electr ones (ns 2 , np 6 ), excepto
el helio (1s 2 ) y debido a esto no reaccionan, por lo que se les llamó gases nobles
o inertes.
En la actualidad se ha logrado formar compuestos de manera ar tificial con estos
elementos, por lo que el nombre más correcto para ellos es el de gases raros.
El helio sustituye al hidrógeno en globos meteorológicos y en dirigibles; el neón
se emplea en anuncios luminosos y en lámparas, y mezclado con helio se utiliza en la
producción de rayos láser; el x enón mezclado con oxígeno constituye un excelente
anestésico.

102
Unidad 2
Estructura atómica y tabla periódica
Figura 2.51 El helio en los globos
aerostáticos Como el helio no
arde, se utiliza en lugar del
hidrógeno gaseoso, que es más
ligero, para impulsar instrumentos
meteorológicos a niveles superiores
de la atmósfera. Los instrumentos
reúnen información sobre el clima
y las condiciones atmosféricas.
Metales de transición
Estos elementos constituyen las familias 9a. a 18a. de la clase o bloque d.
Los átomos de estos elementos tienen incompletos sus dos niv eles
cuánticos más exterior es. De manera específica, se caracterizan por
tener el orbital (n – 1)d incompleto.
Su número de oxidación es de 2 + en general y en ocasiones, 1 + ,
además existe la posibilidad de que estos elementos pierdan o compartan
electrones de los orbitales (n – 1)d.
Algunos metales de transición se adicionan al hierro para obtener el
acero inoxidable. Otro metal de transición, el plomo, se utiliza en la
formación de baterías, tuberías, soldadura, cerámica, protectores contra
las radiaciones y tetraetilo de plomo, el cual se usa como antidetonante
de las gasolinas.
El plomo es altamente tóxico, por lo que en Estados Unidos y Japón
se ha sustituido el tetraetilo de plomo por catalizador es de metales de
transición activados como el platino, el r odio y el r utenio. En nuestro
país estos catalizadores para automóviles nuevos se introdujeron en 1990;
sin embargo, los vehículos anteriores al año en referencia continúan contaminando,
y la gasolina que más se vende es la que contiene plomo.
Los metales de transición titanio y níquel forman el nitinol. Al enfriarse,
esta aleación es sumamente maleable (se moldea con facilidad) y
al calentarse recobra su forma original. A finales de los años sesenta se empez ó a usar
en la aeronáutica para el acoplamiento de tubería. También, sustituye al acero en los
“frenos” para alinear dientes; se emplea en medicina, ingeniería y seguridad, así como
en armazones de lentes y utensilios caseros.
Metales de transición interna
Estos elementos forman la clase f de la tabla cuántica.
Su estructura es más compleja en comparación con los elementos de transición,
ya que tienen los tr es niveles cuánticos más externos incompletos debido a que el
orbital (n – 2)f está incompleto.
En la actualidad el uranio, un metal de transición interna, se emplea en la construcción
de reactores nucleares y para producir electricidad en las plantas nucleoeléctricas.
Los reactores nucleares constituyen un peligro latente para la humanidad. Basta recordar
el accidente en Chernovyl, Rusia, el 26 de abril de 1986.
En algunos periodos se obser van excepciones en cier tos casos, los orbitales de
mayor energía aparecen con uno o más electrones, estando incompletos otros orbitales
de menor energía, por ejemplo, el Eu 63 , que tiene 1 electrón en 5d sin que esté
completo el 4f (de menor energía que el 5d ).
Metaloides*
Los metaloides se ubican en la tabla periódica en el límite entre los metales y los no
metales. Poseen propiedades físicas y químicas de los metales y otras de los no meta-
* Adaptado de John S. Phillips, Victor S. Strozak y Cheryl Wistrom, Química. Conceptos y aplicaciones,
México, McGraw-Hill Interamericana, 2007, pp. 278 y 279.

2.5
Principales familias de elementos
103
les. El silicio (Si) es, tal vez, el metaloide más conocido. Algunos metaloides como el
silicio, el germanio (G e) y el arsénico (As) son semiconductor es. Se entiende por
semiconductor al elemento que no conduce la electricidad tan bien como un metal,
pero lo hace mejor que un no metal. Es posible aumentar la capacidad de un semiconductor
de conducir corriente eléctrica al añadirle una pequeña cantidad de otros
elementos. Las propiedades semiconductoras del silicio hicier on posible la r evolución
de las computadoras.
El televisor, la computadora, los juegos electr ónicos portátiles y la calculadora
cuentan con semiconductores de silicio. Los circuitos de estos aparatos aprovechan
la propiedad de semiconductor del silicio. Como sabrás, los metales son, en general,
buenos conductores de la electricidad, los no metales son malos conductor es y los
semiconductores caen entre los dos extremos, pero, ¿cómo funcionan éstos?
Una corriente eléctrica es un flujo de electrones. La
mayoría de los metales conducen la corriente eléctrica
porque sus electrones de valencia no son atraídos con
mucha fuerza por el núcleo positivo, por ello se pueden
mover con libertad. Un alambre de cobre es un
ejemplo de un buen conductor de corriente eléctrica.
A temperatura ambiente, el silicio pur o no es un
buen conductor de electricidad. E l silicio tiene cuatro
electrones de valencia, pero en la estr uctura cristalina
éstos se mantienen apretados entre los átomos vecinos.
La conductividad eléctrica de un semiconductor
como el silicio puede aumentar por medio de un proceso
que se conoce como dopado. El dopado es la adición
de una pequeña cantidad de otro elemento a un
cristal de un semiconductor. Si se añade una pequeña cantidad de fósforo, que tiene
5 electrones de valencia, a un cristal de silicio, con sólo 4 electrones de valencia, cada
átomo de fósforo aporta 1 electrón adicional a la estructura cristalina. Estos electrones
adicionales se mueven libremente a través del cristal generando una corriente eléctrica.
En la figura 2.52 se muestra un cristal de silicio dopado con fósforo.
Si Si Si Si
Si Si P Si
Si Si Si Si
P Si P
= 1 electrón
Si
Figura 2.52 Silicio dopado con
fósforo Aquí los electrones
adicionales de los átomos de
fósforo no son necesarios para
mantener empacado al cristal. Se
pueden mover libremente y
conducir corriente eléctrica. El
arsénico y el antimonio se usan
también para dopar el silicio.
Ambos tienen 5 electrones de
valencia.

104
Unidad 2
Estructura atómica y tabla periódica
Propiedades y tendencias periódicas
Las tendencias periódicas, como el volumen atómico, se deben principalmente a la
configuración electrónica de los niveles exteriores.
El volumen atómico de los elementos de un mismo grupo o familia, aumenta a medida
que se incrementa el número atómico; lo anterior se explica debido a que al incrementarse
el número atómico, aumenta el número de niveles energéticos.
En los periodos, los volúmenes atómicos varían en forma cíclica de un valor grande
a otro pequeño y nuevamente a uno grande, a medida que aumenta el númer o
atómico (figura 2.53).
Los radios atómicos de los distintos elementos y de sus iones varían periódicamente
en función del número atómico.
El tamaño de los átomos es difícil de establecer , ya que los electr ones no se encuentran
a distancias fijas del núcleo; además, cada átomo está influenciado por
otros y su tamaño varía según esté libre o no. A pesar de esto, es posible asignar a los
átomos radios atómicos que indican su tamaño aproximado (figura 2.54).
Este aumento también se obser va en los radios iónicos. Los radios de los iones
negativos son mayores que los radios de los átomos neutros, debido a que el átomo
se convierte en ion negativo ganando electrones en el nivel energético exterior. En
cambio, los iones positivos son menores que los átomos neutros, ya que éstos se ionizan
en forma positiva al perder electrones.
Otra propiedad periódica es el potencial de ionización o energía de ionización. El
potencial de ionización lo podemos definir como la energía necesaria para arrancar 1
electrón a un átomo neutro, convirtiéndolo en ion positivo o catión.
Disminución del tamaño atómico
1 3 4 5 6 7 8
H
He
Li
Be
B C N O P Ne
Incremento del tamaño atómico
Na
K
Rb
Mg Al Si P S Cl Ar
Ca Ga Ge As Se Br Kr
Sr In Sn Sb Te I Xe
Figura 2.53 Tamaños atómicos
relativos de algunos átomos
Observe que el tamaño atómico
disminuye a través de los periodos
y aumenta al descender por los
grupos.
Cs Ba Ti Pb Bi Po
At
Rn

2.5
Principales familias de elementos
105
1
Número de grupo
2 13 15
16 17
Número de periodo
2
3
4
5
6
7
Li + Be 2+ +
Be 3+
Cs + Ba 2+ Ti 3+ Bi 3+
N 3– O 2– F –
Rb + Sr 2+
In 3+
Sb 3+ Te 2– I –
41
Na + Mg 2+
Al 3+
P 3– S 2– Cl –
K + Ca 2+
Ga 3+
As 3+ Se 2– Br –
Disminución de tamaño
de los iones positivos
Disminución de tamaño
de los iones negativos
Aumento de tamaño iónico
Figura 2.54 Tendencias del radio
iónico Los radios iónicos aumentan
hacia abajo de la tabla, en cualquier
grupo, porque aumenta la distancia
de la carga nuclear a los electrones
externos. Los tamaños de los iones
de los átomos del mismo periodo,
con cargas 1+, 2+ y 3+ (grupos 1,
2 y 13) disminuye de izquierda a
derecha. Aunque los iones tienen la
misma configuración electrónica,
la carga nuclear aumenta de
izquierda a derecha, lo cual genera
una atracción más fuerte sobre los
electrones y un menor tamaño.
Los iones negativos del mismo
periodo, con cargas 3–, 2– y 1–
(grupos 15, 16 y 17) muestran la
misma tendencia en el tamaño.
Los radios iónicos disminuyen
porque aumenta la carga nuclear.
Ejemplo:
Na → Na + + 1e –
La unidad de medida para el potencial o energía de ionización es el electrónvolt (ev).
1ev = 1.60 × 10 –12 erg.
El potencial de ionización disminuy e en un mismo gr upo hacia abajo y en un
mismo periodo, hacia la izquierda.
La energía de
ionización
disminuye en
un grupo de
arriba hacia
abajo
Grupo
Disminuye
la energía
necesaria
para quitar
un electrón
Aumento de la energía de ionización que
se requiere para remover un electrón
Periodo
La energía de ionización generalmente aumenta
a través de un periódo (de izquierda a derecha)
Figura 2.55 Tendencia de la
energía de ionización.

106
Unidad 2
Estructura atómica y tabla periódica
Una propiedad periódica más es la afinidad electrónica y es la tendencia que tienen
los átomos a ganar electrones convirtiéndose en iones negativos o aniones. Por
ejemplo:
Cl 10 + 1e – → Cl –
La afinidad electrónica es la energía desprendida cuando se introduce 1 electrón
en un átomo neutro y al igual que la energía de ionización, su unidad es el ev.
Aumenta
Aumenta
Afinidad electrónica
Figura 2.56 Tendencia de la
afinidad electrónica.
La electronegatividad es un número positivo que se asigna a cada elemento y muestra
la capacidad del átomo para atraer y retener electrones de enlace. En la tabla periódica
estos números aumentan de izquierda a derecha, ya que los halógenos son los
más electronegativos, y el más electronegativo de todos los elementos es el flúor (F)
al cual, en la escala de electronegatividad, se le asigna el número 4. Los menos electronegativos
(más electropositivos) son Cs y Fr.
En los grupos A de la tabla periódica larga, la electr onegatividad disminuye
hacia abajo.
Incremento de electronegatividad
H
2.1
Figura 2.57 Valores de
electronegatividad para algunos
elementos La electronegatividad
suele incrementarse al avanzar
en un periodo y disminuye al
descender por grupo. Los metales
también tienen valores de
electronegatividad relativamente
bajos y los no metales valores
relativamente altos.
Decremento de electronegatividad
Li
1.0
Na
0.9
K
0.8
Rb
0.8
Cs
0.7
Fr
0.7
Be
1.5
Mg
1.2
Ca
1.0
Sr
1.0
Ba
0.9
Ra
0.9
Sc
1.3
Y
1.2
La-Lu
1.0-1.2
Ac
1.1
Ti
1.5
Zr
1.4
Hf
1.3
Th
1.3
V
1.6
Nb
1.6
Ta
1.5
Pa
1.4
Cr
1.6
Mo
1.8
W
1.7
U
1.4
Mn
1.5
Tc
1.9
Re
1.9
Np-No
1.4-1.3
Fe
1.8
Ru
2.2
Os
2.2
Co
1.9
Rh
2.2
Ir
2.2
Clave
Ni
1.9
Pd
2.2
Pt
2.2
Cu
1.9
Ag
1.9
Au
2.4
Zn
1.6
Cd
1.7
Hg
1.9
B
2.0
Al
1.5
Ga
1.6
In
1.7
Ti
1.8
C
2.5
Si
1.8
Ge
1.8
Sn
1.8
Pb
1.9
N
3.0
P
2.1
As
2.0
Sb
1.9
Bi
1.9
< 1.5 1.5 - 1.9
2.0 - 2.9 3.0 - 4.0
O
3.5
S
2.5
Se
2.4
Te
2.1
Po
2.0
F
4.0
Cl
3.0
Br
2.8
I
2.5
At
2.2

2.5
Principales familias de elementos
107
Lectura
Los fluoruros y la caries dental
En la actualidad la prevención total de la caries no ha sido
posible, pero desde hace más de 50 años el problema se ha
reducido en gran medida, pues en la mayoría de las poblaciones
el agua que se usa en los hogares es tratada con fl úor. Por
ello beber agua con pequeñas cantidades de fl úor ayuda a
prevenir la caries dental. El fl úor mineraliza el esmalte de los
dientes y los hace más resistentes.
La caries es una enfermedad causada por las bacterias que
trasforman los azúcares en ácidos, destruyen la superfi cie externa
del diente, y si el proceso no se detiene acaban formando
cavidades.
Los estudios han demostrado que las personas que consumen
agua con fl uoruros son menos propensas de padecer
caries; por ejemplo, los niños que beben agua que contiene 1
parte por millón (ppm) de fl uoruro de sodio, NaF, o silicofl uoruro
de sodio, Na 2 SiF 4 , presentan 70% menos caries que
aquellos que consumieron agua sin fl úor.
Otra de las medidas para prevenir la formación de caries
es mediante el uso de un dentífrico o crema dental con fl uoruros,
en forma de NaF, SnF 2 y Na 2 PO 3 F (MFP, por sus siglas
en inglés).
Pero el fl úor no sólo lo encontramos en los suministros de
agua, o en pastas dentífricas, también lo contienen alimentos,
como el pescado y algunas verduras.
El proceso de la caries El esmalte de los dientes, cuyo espesor
aproximado es de 2 mm, contiene 98% de hidroxiapatita,
Ca 5 (PO 4 ) 3 OH. A pesar de que la hidroxiapatita es insoluble en
agua, pequeñas cantidades se disuelven en la saliva mediante
un proceso que se llama desmineralización.
Ca 5(PO 4) 3OH (s) → 5Ca 2+ (ac) + 3PO 4
3– (ac) + OH (ac)
El proceso inverso, la remineralización, es la defensa del
organismo contra los ácidos de las bacterias.
5Ca 2+ (ac) + 3PO 4
3 – (ac) + OH – (ac) → Ca 5(PO 4) 3OH (s)
Las dos ecuaciones muestran que ésta es una reacción
reversible. En los adultos, las velocidades de desmineralización
y remineralización son iguales, por lo que se establece el
equilibrio.
Las bacterias Éstas usan el azúcar para tener energía y producir
ácido láctico. El ácido provoca que el pH de la saliva, que
normalmente es de 6.8, baje a menos de 6.0. Cuando llega a
este punto, la velocidad de la desmineralización aumenta y
puede producirse caries.
Los fluoruros Los compuestos de fl uoruro se disocian en
agua para formar iones fl uoruro.
NaF (s) → Na + (ac) + F – (ac)
SnF 2(s) → Sn 2+ (ac) + 2F – (ac)
Los iones fl uoruro reemplazan a los iones hidróxido en
algunas moléculas de Ca 5 (PO 4 ) 3 OH y forman fl uoroapatita,
Ca 5 (PO 4 ) 3 F.
Ca 5 (PO 4 ) 3 OH (s) + F – (ac) → Ca 5 (PO 4 ) 3 F (s) + OH – (ac)
La fl uoroapatita es casi 100 veces menos soluble que la
hidroxiapatita; también tiene mayor dureza y es más resistente
al ataque de las bacterias.
1. Investiga Cuántas ciudades en México utilizan el proceso
de fl uoración en los suministros de agua.
2. Construye Escribe la reacción reversible de la desmineralización
y de la remineralización del esmalte dental.
3. Analiza Revisa los ingredientes de algunas pastas
dentífricas que vendan en tu localidad y comprueba si
contienen un compuesto fl uorado y, si es así, cuál es
éste.
Adaptado de John S. Phillips, Victor S. Strozak y Cheryl Wistrom,
Química. Conceptos y aplicaciones, México, McGraw-Hill
Interamericana, 2007, p. 280.

108
Unidad 2
Estructura atómica y tabla periódica
Palabras clave
aufbau, 64
configuración electrónica, 64
cuanto, 46
dualidad, 56
electrón, 41
espectro continuo, 46
espectroscopia, 54
espín, 63
grupos, 80
incertidumbre, 56
isótopos, 78
ley periódica, 87
masa atómica, 75
neutrón, 41
nivel energético, 57
número atómico, 73
números cuánticos, 57
número de masa, 75
orbital, 57
periodos, 80
propiedad periódica, 102 y 104
protón, 41
rayos catódicos, 42
rayos gama, 47
radi, 44
símbolo químico, 71
subnivel, 53
tabla cuántica, 89
tabla periódica, 71 y 72
tendencias periódicas, 102
valencia, 69
Lo que aprendí
1. Relaciona los siguientes enunciados escribiendo sobre la línea la letra o letras correspondientes (algunas letras pueden
repetirse).
a) Electrones
b) Protones
c) Neutrones
d) Rayos catódicos
e) Rayos X
f) Rayos alfa
g) Rayos beta
h) Rayos gamma
i) Núcleo atómico
j) Isótopos
____________ Forman la envoltura del átomo
____________ Son eléctricamente negativos
____________ Se les llama nucleones
____________ Son eléctricamente positivos
____________ Se localizan en el núcleo atómico
____________ Son eléctricamente neutros
____________ Lugar donde se concentra la masa de los átomos
____________ Átomos del mismo elemento que difi eren en su masa
____________ Bohr consideró que giran en niveles de energía estacionarios
____________ Su masa promedio se consigna en los casilleros de la tabla
periódica
____________ Su cantidad determina el número atómico
____________ Su suma determinará el número de masa
____________ En la actualidad se considera que tienen características de
partícula material y onda energética

Lo que aprendí
109
2. De los siguientes átomos escribe la confi guración electrónica, la confi guración abreviada, los electrones de valencia y las
estructuras de Lewis.
Confi guración electrónica Confi guración abreviada Electrones de valencia Estructura de Lewis
3Li ____________ ____________ ____________ ____________
7N ____________ ____________ ____________ ____________
10Ne ____________ ____________ ____________ ____________
12Mg ____________ ____________ ____________ ____________
15P ____________ ____________ ____________ ____________
3. Escribe el número cuántico que corresponda a cada enunciado, además de la letra que lo identifi ca.
Se refi ere a la forma del orbital.
Se relaciona con el giro del electrón.
Sus valores son 0, 1, 2 y 3.
Determina las orientaciones espaciales de los electrones.
Sus valores son 1, 2, 3, 4, 5, 6 y 7.
4. A continuación escribe en cada línea lo que se indica en el encabezado de cada columna.
Número de
electrones
Número de
protones
Número de
neutrones
Número
atómico Z
Número masa
A
9 Be
4
___________ ___________ ___________ ___________ ___________
23 Na
11
___________ ___________ ___________ ___________ ___________
56 Fe
26
___________ ___________ ___________ ___________ ___________
40 Ar
18
___________ ___________ ___________ ___________ ___________

110
Unidad 2
Estructura atómica y tabla periódica
5. Escribe a la derecha si las características mencionadas corresponde a metal, metal de transición, metal de transición interna,
no metal, semimetal o gas raro (los términos pueden repetirse).
Tienen sus últimos tres niveles energéticos incompletos:
Tienen su último nivel energético completo (confi guración estable):
No son buenos conductores del calor:
Al combinarse se convierten en iones negativos:
Son maleables:
Son semiconductores:
Tienen 1, 2 o 3 electrones en su último nivel energético:
Forman la clase f de la tabla cuántica:
6. Observa las siguientes confi guraciones electrónicas y escribe el valor del número de nivel exterior y el número (n) de
electrones de valencia.
Configuraciones electrónicas Número exterior Electrones de valencia
1s
1s 2 ,2s 2 ,2p l
1s 2 ,2s 2 ,2p 3
1s 2 ,2s 2 ,2p 6 ,3s 2 ,3p 2
1s 2 ,2s 2 ,2p 6 ,3s 2 ,3p 6 ,4s 1
1s 2 ,2s 2 ,2p 6 ,3s 2 ,3p 6 ,4s 2 ,3d 10
1s 2 ,2s 2 ,2p 6 ,3s 2 ,3p 6 ,4s 2 3d 4
[Ar]4s 2 ,3d 10 ,4p 3
[Xe]6s 2 ,3f 14 ,5d 8
[Xe]6s 2 ,4f 14 ,5d 10
[He]2s 2 ,2p 3
[Rn]7s 2 ,4f 4
[Ar]4s 2 ,3d 10 ,5p 1
[Kr]5s 2
[Ar]4s 2 ,3d 9
[Ar]4s 2 ,3d 9 ,4p 3

Lo que aprendí
111
Después, investiga a qué átomos corresponden y escribe sus símbolos en las celdas vacías de la tabla cuántica de los
elementos que se presenta a continuación.
–3, –2, –1 0, +1, +2, +3 –2, –1, 0, +1, +2 –1, 0, +1
0
electrones 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 1 2 3 4 5 6 1 2
P
1
H
He
1
1
2
E
2
Li
Be
2
3 4
R
3
B C N
O
F
Ne
Na
Mg
3
5 6 7
8 9
10
11
12
I
4
Al
13
Si
P
14 15
S
Cl
16 17
Ar
18
K
19
Ca
20
4
O
5
Sc Ti V Cr Mn
21 22 23 24 25
Fe Co Ni Cu Zn
26 27 28 29 30
Ga
31
Ge
32
As
33
Se
Br
34 35
Kr
36
Rb
37
Sr
38
5
D
6
Y Zr Nb Mo Tc
39 40 41 42 43
Ru Rh Pd Ag Cd
44 45 46 47 48
In Sn Sb
49 50 51
Te
I
52 53
Xe
54
Cs
55
Ba
56
6
O
7
La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb
57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70
Lu Hf Ta W Re
71 72 73 74 75
Os Ir Pt Au Hg
76 77 78 79 80
Tl Pb Bi
81 82 83
Po
84
At
85
Rn
86
Fr
87
Ra
88
7
8
Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No
Lr Rf Db Sg Bh
Hs Mt Ds Rg Uub Uut Uuq Uup
S
FAMILIAS
CLASES
89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102
19a 20a 21a 22a 23a 24a 25a 26a 27a 28a 29a 30a 31a 32a
f
DE LAS TIERRAS RARAS
103 104 105 106 107
9a
10a 11a 12a 13a
d
DE TRANSICIÓN
108 109 110 111 112
14a 15a 16a 17a 18a
113 114 115
3a 4a 5a
116 117
6a
7a
118
8a
p
REPRESENTATIVOS
119 120
1a 2a
s
8
Escribe los símbolos de los
Metales:
No metales:
Semimetales:
Gases raros:

Unidad 3
Enlace químico:
modelos de enlaces
e interacciones
intermoleculares
Nos maravillamos al comprender que al enlazarse átomos
diferentes forman moléculas tan importantes en nuestra vida
como la del ADN.
Contenido
¿Cuánto sabes?
3.1 Enlace químico
Manos a la obra El enlace de los compuestos
Lectura El brócoli, ¿un alimento milagroso?
3.2 Enlace molecular
Lectura Origen del horno de microondas
Lectura Los fullerenos
Actividades Lo que aprendí

Objetivo de la unidad
El estudiante explicará la formación de compuestos utilizando los distintos modelos de enlace
entre los átomos para comprender las formas en que interactúan y se unen las moléculas; entender
la estructura de los compuestos y sus propiedades, y valorar de manera crítica y reflexiva
la importancia de la tecnología en la elaboración de nuevos materiales para la sociedad.

¿Cuánto
sabes?
1. ¿Qué significa la palabra enlace?
2. ¿Cuáles son los electrones de valencia?
3. ¿Con qué número relacionas la palabra octeto?
4. ¿Cuándo se dice que un átomo tiene configuración electrónica estable?
5. ¿Cuáles son las partículas que forman las moléculas?
6. ¿Qué tipo de carga eléctrica poseen los electrones?
7. ¿Qué tipo de carga eléctrica poseen los protones?
8. ¿Con cuántos electrones se forma un enlace?
9. ¿Qué entiendes por atracción?
10. ¿Qué significa electronegatividad?
Introducción
Los elementos forman compuestos con características completamente diferentes.
La sal de cocina (cloruro de sodio) es un alimento indispensable, per o este compuesto
resulta de la unión química de átomos de sodio y clor o que son altamente
peligrosos. El agua, importante para nuestra vida, que a temperatura ambiente es un
líquido, está formada por la unión de átomos de hidrógeno y de oxígeno, elementos
gaseosos.
Entonces, ¿cómo los elementos forman los compuestos?
Cuando los elementos reaccionan, sus átomos deben chocar. Ese choque determina
la clase de compuesto que se genera. ¿Cómo difier e la reacción de los átomos de
sodio y cloro para formar sal de la r eacción de los átomos de hidr ógeno y oxígeno
para formar agua?
Ahora bien, ¿qué mantiene unidas a las moléculas de una gota de agua o a las
partículas que forman un pequeño grano de sal?
De esto trataremos en la presente unidad.
3.1 Enlace químico
Hasta ahora hemos considerado a los átomos como corpúsculos aislados, per o en
realidad se encuentran unidos con otros átomos de la misma especie, formando las
moléculas de sustancias llamadas elementos, o con otr os de distinta especie con los
que resultan moléculas de compuestos.
Las fuerzas que mantienen unidos a los átomos para formar moléculas reciben el
nombre de enlace químico.
Estas fuerzas son de carácter eléctrico y en ellas inter vienen, para los elementos
representativos, los electrones periféricos que forman los orbitales s y p, para los de
transición, también los electrones de los orbitales d, y para los de transición interna,
los de los orbitales f. A estos electrones se les llama electrones de valencia.

3.1
Enlace químico
115
Mapa conceptual 3.1
Enlace
químico
que es la
puede ser
Fuerza de unión
entre
Átomos
Iónico
Covalente
Metálico
De la misma
especie
que son
De diferente
especie
que se
clasifi ca en
y forman
Polar
No polar
Coordinado
Moléculas de
elementos
Moléculas de
compuestos
Regla del octeto
La regla del octeto, enunciada en 1916 por Walter Kossel y Gilbert N. Lewis, establece
que al formarse un enlace químico los átomos ganan, pier den o comparten
electrones para lograr una estructura electrónica estable y similar a la de un gas raro.
Esta regla se basa en el hecho de que todos los gases raros, excepto el helio, tienen 8
electrones en su nivel energético exterior.
2e – 8e –
Helio
Neón
2e –
Figura 3.1 Distribución
electrónica de los gases nobles
Observa que los átomos de
los gases nobles tienen 8 electrones
en el nivel energético externo. Esta
distribución permite que sean casi
no reactivos. La única excepción a
esta distribución del octeto es el
helio. El átomo de helio sólo tiene un
nivel energético, que sólo puede
contener 2 electrones.
8e – 8e – 2e – 8e – 18e – 8e – 2e – 8e – 18e – 18e – 8e –
2e –
Argón
Kriptón
Xenón

116
Unidad 3
Enlace químico: modelos de enlaces e interacciones intermoleculares
Estructura de los gases nobles
Elemento Símbolo Electrones en niveles energéticos
Helio He 1s 2
Neón Ne (He)2s 2 2p 6
Argón Ar (Ne)3s 2 3p 6
Kriptón Kr (Ar) 4s 2 3d 10 4p 6
Xenón Xe (Kr) 5s 2 4d 10 5p 6
Radón Rn (Xe) 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6
¿Sabías que...?
Respira profundamente. Un gas
noble, el argón (Ar), compone
aproximadamente 1% de ese aire
que acabas de respirar.
Ejemplifiquemos la regla del octeto con el 11 Na y el 17 Cl.
-
-
- - -
- - - -
-
-
Na 1s 2 , 2s 2 , 2p 6 , 3s 1 – 1e – → 1s 2 , 2s 2 , 2p 6
-
-
-
- -
- - - -
-
-
-
Átomo de sodio (Na 0 ) Ion de sodio (Na + )
El sodio, al perder su único electrón de valencia, tendrá la distribución electrónica
externa del neón y una carga positiva, ya que en su núcleo tiene un protón sin balancear
(figura 3.2).
Cl 1s 2 , 2s 2 , 2p 6 , 3s 2 , 3p 5 + 1e – → 1s 2 , 2s 2 , 2p 6 , 3s 2 , 3p 6
-
- -
- -
- - - - - -
-
-
-
- -
-
-
- -
- - -
- - - - - -
Átomo de cloro (Clº) Ion cloruro (Cl – )
-
-
-
- -
El cloro tiene un electrón más, una carga negativ a y en su niv el externo tiene la
configuración electrónica del argón (figura 3.2).

3.1
Enlace químico
117
8e – 2e – 1e – 7e – 8e – 2e – 8e – 8e – 8e –
2e – 2e –
+
+
Átomo de sodio + Átomo de cloro Ion + de cloro + Ion – de cloruro
Cuadro 3.1 Reacción de sodio y cloro
Átomo de sodio + Átomo de cloro → Ion sodio + Ion cloruro
Na + Cl → Na + + Cl –
Número de protones 11 17 11 17
Número de electrones 11 17 10 18
Número de electrones
en el nivel externo
1 7 8 8
Figura 3.2 La reacción de los
átomos de sodio y de cloro La
transferencia de un electrón desde
un átomo de sodio hacia un átomo
de cloro forma iones sodio y
cloruro. Analiza cuidadosamente el
dibujo para ver cómo proporciona
esta transferencia un octeto estable
a ambos iones.
Representación de enlaces con estructura de Lewis
En las estructuras de Lewis (unidad 2) los electrones de los orbitales externos se representan
por medio de puntos o cr uces alrededor del kernel o corazón del átomo.
Estas estructuras sirven para ilustrar enlaces químicos. E n seguida te mostramos
unos ejemplos.
Los puntos o cruces empleados sólo tienen fines ilustrativos y no indican diferencia
entre electrones de distintos átomos, ya que todos son equivalentes.
Enlace iónico
H •
••
+ O • + H
••
••
+
H • Cl
••
••
+
••
H • N H
H ••
••
+
N a • Cl
••
(–)
H
H •
•• ••
+ N • + H Cl
+ • ••
H
(+) ••
••
(+) (–)
••
••
Agua
Cloruro de hidrógeno
Amoniaco
Cloruro de sodio
Cloruro de amonio
El enlace iónico ocurre cuando hay transferencia completa de electrones de un átomo
a otro.
El átomo que pierde electrones se transforma en ion positiv o o catión, y el que
acepta se convierte en ion negativo o anión. El número de electrones perdidos o ganados
determina la valencia o número de oxidación del elemento.

118
Unidad 3
Enlace químico: modelos de enlaces e interacciones intermoleculares
Na – 1e – Na +
• ••
••
••
••
Mg – 2e – Mg 2+
•
Al – 3e – Al 3+
•
••
N + 3e – N 3–
••
O
••••
+ 2e – O 2–
••
F
•
+ 1e – F 1–
••
La fuerza de atracción de iones de distinta carga es de carácter electrostático y por
eso el enlace iónico se llama también electrovalente.
Observa los siguientes ejemplos de formación de compuestos electrovalentes:
Na 0 + • F
••
Na 1+ + • F
••
1–
1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 + 1s 2 2s 2 2p 5 1s 2 2s 2 2p 6 + 1s 2 2s 2 2p 6
••••
••••
°
¿Sabías que...?
Cuando el átomo es neutro se
indica con cero (0) en el ángulo
superior derecho.
2Na 0 + O 2Na 1+ + O 2–
°°
Mg • + 2 • F
••
Mg 2+ + 2 • F
••
1–
Na 0 + • Cl
••
Na 1+ + • Cl 1–
••
°
••••
••••
••••
••••
••
••••
°
••••
°
Respecto de los anteriores compuestos no podemos hablar de moléculas sencillas,
por ejemplo, el cloruro de sodio Na + Cl – , en realidad es una combinación de muchos
iones sodio con muchos iones cloruro. En estado sólido se encuentran acomodados
de tal forma que cada ion sodio está rodeado por seis iones cloruro y, a su vez, cada
ion cloruro está rodeado por seis iones sodio (figura 3.3).
Ion cloruro
Ion sodio
Celda unitaria
Ion cloruro
Ion sodio
Figura 3.3 Disposición de iones
de sodio y de cloruro en las
moléculas del NaCl.
5.64 Å

3.1
Enlace químico
119
En el enlace electr ovalente los electrones se transfieren de un átomo a otr o en
proporción variable, dependiendo de la energía de ionización, la afinidad electrónica,
el radio atómico y, sobre todo, de la electronegatividad.
La unión electrovalente pura sería aquella en donde el o los electr ones pasarán
completamente (en 100%) del metal al no metal.
La diferencia de electronegatividad (∆ EN) entre dos elementos se obtiene r evisando
la tabla de la figura 2.57.
Calculamos la ∆EN entre el calcio (Ca) y el flúor (F)
EN F 4.0
EN Ca 1.0
∆ EN 3.0
Al observar esta diferencia en el cuadro 3.2 vemos que el porcentaje de electrovalencia
es 89; por lo tanto el compuesto formado por el calcio y el flúor , que es el
fluoruro de calcio (CaF 2 ), es iónico, ya que se considera que los compuestos son
electrovalentes o iónicos cuando su porcentaje de electrovalencia es de 50% o más.
El porcentaje de electrovalencia en la unión de dos elementos, se puede calcular
de manera aproximada basándose en el cuadro 3.2.
Investiga
Obtén el porcentaje de
electrovalencia de los siguientes
compuestos:
NaCl
KF
CaCl 2
Cuadro 3.2 Porcentajes de electrovalencia.
Diferencia en
electronegatividad
0.1 0.2 0.3 0.4 0.5 0.6 0.7 0.8 0.9 1.0 1.1 1.2 1.3 1.4 1.5 1.6
Porcentaje 0.5 1 2 4 6 9 12 15 19 22 26 30 34 39 43 47
Diferencia en
electronegatividad
1.7 1.8 1.9 2.0 2.1 2.2 2.3 2.4 2.5 2.6 2.7 2.8 2.9 3.0 3.1 3.2
Porcentaje 51 55 59 63 67 70 74 76 79 82 84 86 88 89 91 92
Se puede prescindir de la tabla de por centajes de electrovalencia obteniendo la
∆EN conforme a las figuras 3.4 y 3.5.
∆EN
0
Mayoritariamente
covalente
0.5
Covalente polar
2.0
Mayoritariamente iónico
3.3
Figura 3.4 Modelo del enlace de
reparto de electrones El enlace
entre los átomos en los compuestos
puede representarse como un
intervalo de repartición de electrones
que se mide por la diferencia
de electronegatividad, ΔEN. En este
intervalo hay tres tipos principales
de enlaces: iónicos, covalentes
polares y covalentes. El enlace se
puede imaginar como una lucha de
estira y afloja entre dos átomos por
compartir electrones.

120
Unidad 3
Enlace químico: modelos de enlaces e interacciones intermoleculares
Figura 3.5 Tres compuestos
iónicos a) Las diferencias de
electronegatividad del fluoruro de
litio, cloruro de sodio y bromuro de
potasio demuestran que es mejor
representar a estos compuestos
como compuestos iónicos. b) El
sodio y el cloro tienen una ΔEN
ligeramente menor que la que hay
entre el litio y el flúor, por lo cual el
NaCl tiene un carácter iónico
ligeramente menor que el LiF. c) El
enlace del bromuro de potasio se
clasifica como iónico, pero es
menos iónico que los enlaces del
NaCl y LiF.
a)
Li + F – Na + Cl – K + Br –
F EN = 4.0
Li EN = 1.0
Δ EN = 3.0
Cl EN = 3.0
Na EN = 0.9
Δ EN = 2.1
b)
c)
Br EN = 2.8
K EN = 0.8
Δ EN = 2.0
Propiedades asociadas al enlace iónico
Como propiedades asociadas al enlace electrovalente o iónico, podemos mencionar
las siguientes:
• En los compuestos electrovalentes las temperaturas de fusión y de ebullición son
elevadas.
La palabra y su raíz
electrólisis (Griego) élektron
ámbar, lýsis disolución.
Descomposición de un compuesto
por medio de la corriente eléctrica.
Compuestos Temperatura de fusión °C Temperatura de ebullición °C
NaCl 800 1 413
KCl 790 1 500
CaCl 2 772 1 600
CaO 2 570 2 850
• Los compuestos electrovalentes conducen la corriente eléctrica fundidos o en solución
acuosa (figura 3.6).
Cátodo
Ánodo Cátodo
Ánodo
–
e e
+ –
e e
+
Burbuja
Cl 2
Cl
Na +
H 2O
2
OH
Cl
–
Cl – 2
Na +
Na + H Cl –
2
Na +
H
Cl – 2
OH H 2O
Na +
Cl 2
Reacción catódica Reacción anódica Reacción catódica Reacción anódica
Na + + e — → Na 2Cl — → Cl 2 + 2e — 2H 2O + 2e — → H 2 + 2OH — 2Cl — → Cl 2 + 2e —
Figura 3.6 Electrólisis del cloruro
de sodio.
Reacción total
Reacción total
2Na — + Cl → 2Na + 2Cl 2Cl — + 2H 2 O → H 2 + Cl 2 + 2OH —
a) Cloruro de sodio fundido b) Cloruro de sodio en disolución acuosa

3.1
Enlace químico
121
• Cuando se efectúa la síntesis de un compuesto electr ovalente a partir de sus elementos,
hay gran desprendimiento de calor.
Compuesto Calor de formación en calorías
AlCl 3 166 200
BaO 2 150 500
Fe 2O 3 196 500
PbO 2 66 120
Enlace covalente
El enlace covalente se forma cuando los átomos que se combinan compar ten electrones
(figura 3.8). En este tipo de enlace sí podemos hablar de moléculas sencillas
pero es más difícil de visualizar que el electr ovalente, puesto que se dificulta r epresentar
el par de electrones que forman el enlace, pues éstos son atraídos por los núcleos
de los átomos que se unen y estos núcleos deben r epelerse entre sí, lo mismo
que los electrones que forman el par. Para explicar la gran estabilidad de este enlace,
acudimos al concepto de espín o sentido de gir o del electrón (tema abordado en la
unidad 2).
H
Par compartido
-
-
-
Cl
- -
-
- -
-
- - -
-
- -
- - -
Figura 3.8 Enlace covalente.
Figura 3.7 El sulfato de cobre (II)
(CuSO 4) se usa para evitar el
crecimiento de algas en albercas y
en plantas para el tratamiento de
agua.
e –
e – e – e
e – –
e – e
e –
e – e – e – e –
– e – e
e – e – e – e –
e –
–
+
+
e –
H
+ H +
O
H 2
O
Figura 3.9 Formación de agua compartiendo electrones La estabilidad de los átomos en una molécula de agua
es el resultado de una distribución en la cual los 8 electrones de valencia (6 del oxígeno y uno de cada uno de los
2 hidrógenos) están distribuidos entre los tres átomos. Al compartir un par de electrones con el oxígeno, cada
hidrógeno mantiene 2 electrones en su nivel externo. El oxígeno, al compartir 2 electrones con dos hidrógenos,
mantiene un octeto estable en su nivel externo. Mediante este método, cada átomo logra una configuración
estable de gas noble.

122
Unidad 3
Enlace químico: modelos de enlaces e interacciones intermoleculares
Por ser el electrón una carga eléctrica en mo vimiento crea un campo magnético
en torno a él; ahora bien, el campo magnético de un electrón girando en un sentido
posee polos magnéticos nor te y sur orientados en dir ección opuesta a los de otr o
electrón que se encuentre girando en sentido contrario y, así, “sólo los electrones con
espines opuestos se pueden aparear”.
H (a)
H (b)
↑
1s
↓
1s
⎫
⎪
⎪
⎬
⎪
⎪
⎭
estos electrones se aparean y se forma H 2
Las estructuras o fórmulas de Lewis son una herramienta útil para representar la
unión por covalencia.
H º+ H Hidrógeno
Cl
° °
° °
° °
+ +
Cl
+ +
+ +
H O H
º+
º+
+ +
+ +
º+
Cloro
Agua
H º+ N H
H
H
H
º+
C º+ H Metano
+
H º
En los anteriores ejemplos hemos encerrado con un óvalo el par de electrones que
constituye el enlace covalente; este par, en forma clásica, se sustituye por una pequeña
raya o guión.
H – H Hidrógeno
º+
+ +
º+
º+
Amoniaco
Cl – Cl
H – O – H
Cloro
Agua
La palabra y su raíz
electrolito (Griego) electro
electricidad, lytós soluble.
Sustancia fundida o en solución
acuosa que es capaz de conducir
la corriente eléctrica.
H – N – H
–
H
H
– –
H – C – H
Amoniaco
Metano
H
El enlace covalente es más común entre átomos de la misma especie o entre especies
semejantes, esto es, los átomos con electr onegatividades iguales (mismo elemento) o
ligeramente diferentes, pueden formar moléculas compar tiendo uno o más par es de
electrones.

3.1
Enlace químico
123
Los compuestos son covalentes cuando su porcentaje de electrovalencia es menor
del 50% (véase cuadro 3.2 y figura 3.4).
Cuadro 3.3 Porcentajes de electrovalencia de algunas sustancias
H 2 0%
Cl 2 0%
O 2 0%
SO 2 22%
H 2O 39%
NH 3 19%
CH 4 4%
Propiedades asociadas al enlace covalente
Como propiedades asociadas al enlace covalente podemos mencionar las siguientes:
• En los compuestos covalentes las temperaturas de fusión y ebullición son bajas.
Compuesto Temperatura de fusión en °C Temperatura de ebullición en °C
H 2O 0 100
CH 4 −182.6 −161.4
NH 3 −77.7 −33.4
• Los compuestos covalentes no conducen la corriente eléctrica.
• El calor de formación de los compuestos covalentes es más bajo que el de los compuestos
electrovalentes.
Compuesto
Calor de formación en calorías
NH 3 11 400
CS 2 21 500
CCl 4 33 400
CO 2 94 052
El azúcar de mesa (C 12H 22O 11) se llama sacarosa.
Es un ejemplo de un compuesto covalente que es
un sólido cristalino soluble en agua.
La gasolina y el petróleo crudo son mezclas de
compuestos covalentes. El petróleo que se derrama en
agua no se disuelve en ella, sino que flota formando
capas delgadas.
Figura 3.10 Comparación
de compuestos covalentes
Los compuestos covalentes están
formados por moléculas en las que
los átomos se unen compartiendo
electrones. Debido a las débiles
fuerzas interpartícula entre las moléculas,
los compuestos covalentes
tienden a ser gaseosos o líquidos a
temperatura ambiente, además de
insolubles en agua, aunque algunos
son muy solubles.

124
Unidad 3
Enlace químico: modelos de enlaces e interacciones intermoleculares
Figura 3.10 Comparación
de compuestos covalentes
continuación...
La cera de las velas y la mantequilla son mezclas de
compuestos covalentes. Como sus moléculas son
grandes y pesadas son sólidos, pero se funden a baja
temperatura.
En lugares donde no se dispone de gas natural, mucha
gente usa propano (C 3H 8) para la calefacción de sus
hogares y para cocinar sus alimentos. Se entrega a
negocios y hogares en camiones pipa, a presión.
Manos
a la obra
El enlace de los compuestos
Los compuestos se clasifi can de acuerdo con los tipos de enlaces
que unen a sus átomos. Los iones de los compuestos
electrovalentes o iónicos se unen mediante enlaces iónicos,
mientras que en los compuestos moleculares los átomos se
unen por enlaces covalentes.
A simple vista no puedes decir que el compuesto de una
muestra es del tipo iónico o molecular porque ambos compuestos
pueden tener la misma apariencia. Pero se pueden
hacer pruebas sencillas para clasifi car a los compuestos según
su tipo, ya que cada uno tiene propiedades particulares que
comparten la mayoría de sus integrantes.
Los compuestos iónicos son duros, quebradizos y solubles
en agua, tienen altos puntos de fusión y pueden conducir la
electricidad cuando están disueltos en agua.
Los compuestos moleculares pueden ser suaves, duros
o fl exibles, en general son menos solubles en agua, tienen
puntos de fusión bajos y cuando están disueltos en agua no
pueden conducir la electricidad.
Después de esta introducción sobre los compuestos
iónicos y covalentes, realiza en el laboratorio de tu escuela la
siguiente práctica.
Con este experimento podrás identifi car los compuestos
iónicos y los moleculares, según sus propiedades.
Material
• portaobjetos de vidrio
• lápiz graso o crayón
• parrilla de calentamiento
• espátula
• 4 vasos pequeños de precipitados (50 o 100 mL)
• varilla de agitación
• balanza
• aparato para medir conductividad
• probeta graduada, pequeña
• termómetro (con graduación mayor de 150°C)
Sustancias
4 muestras de 1 a 2 g de algunas de las siguientes sustancias:
• sustituto de sal (KCl)
• fructosa
• aspirina
• parafi na
• urea
• sal de mesa
• azúcar de mesa
• sal de Epson
Procedimiento
1. Con un lápiz graso o crayón traza varias líneas en un
portaobjetos para dividirlo en cuatro partes. Rotula
cada parte con las letras A, B, C y D.
2. Haz en tu cuaderno una tabla semejante a la que se
muestra para que anotes datos y observaciones.
3. Con una espátula coloca una décima parte (0.1 a 0.2 g)
de la primera sustancia en la parte A del portaobjetos.
4. Repite el paso 3 con las otras tres sustancias en las
partes B, C y D. Asegúrate de limpiar la espátula luego
de tomar cada muestra. Anota en tu tabla de datos qué
sustancia pusiste en cada parte del portaobjetos.

3.1
Enlace químico
125
5. Coloca el portaobjetos en la parrilla de calentamiento.
Regula el calor en la posición media y empieza a
calentar.
6. Coloca un termómetro sobre el cubreobjetos de modo
que apenas se apoye el bulbo. Cuida de no revolver los
compuestos.
7. Continúa calentando hasta que se alcance la temperatura
de 135°C. Examina cada parte del portaobjetos
y anota las sustancias que se hayan fundido. Apaga la
parrilla de calentamiento.
2. ¿Todos los compuestos se funden a la misma temperatura?
______________________________________
______________________________________
3. Completa tu tabla de datos clasifi cando cada una de
las sustancias de prueba como compuesto iónico o
molecular de acuerdo con tus observaciones.
______________________________________
______________________________________
4. ¿Qué diferencias existen entre las propiedades de los
compuestos iónicos y los moleculares?
______________________________________
______________________________________
8. Marca cuatro vasos con los nombres de tus cuatro
sustancias.
9. Pesa cantidades iguales (1-2 g) de cada una de las cuatro
sustancias y coloca las muestras en sus respectivos
vasos.
10. Añade a cada vaso 10 mL de agua destilada.
11. Agita cada sustancia con una varilla limpia. Anota en tu
tabla si la muestra se disolvió completamente o no.
12. Con un dispositivo para medir conductividad prueba
en cada sustancia la presencia de electrólitos. Anota en
la tabla de la siguiente página cuál de ellas actúa como
conductor.
Resuelve
1. ¿Qué les ocurre a los enlaces que hay entre las moléculas
cuando una sustancia se funde?
______________________________________
______________________________________
5. ¿Cómo son los puntos de fusión de los compuestos
iónicos en comparación con los de los compuestos
moleculares? ¿Qué factores infl uyen en el punto de
fusión?
______________________________________
______________________________________
6. Las soluciones de algunos compuestos moleculares
son buenas conductoras de la electricidad. Explica por
qué es cierto esto, aun cuando se requieren iones para
conducir la electricidad.
______________________________________
______________________________________
7. ¿Cómo puedes aprovechar las diferentes propiedades
de la arena, la sal y el agua para separarlas cuando
están mezcladas?
______________________________________
______________________________________

126
Unidad 3
Enlace químico: modelos de enlaces e interacciones intermoleculares
Sustancia
¿El compuesto se funde?
¿El compuesto se disuelve
en agua?
¿La solución conduce
electricidad?
Clasifi cación
A
B
C
D
Enlace simple, doble y triple
Los ejemplos de enlaces covalentes que hasta ahora hemos visto son simples, es decir,
por cada dos átomos que se combinan hay un par de electr ones compartidos (un
enlace).
Ejemplo
H ° + H H – H
H O
°°
°+ H H – O – H
°°
Sin embargo, algunos átomos sólo pueden alcanzar su configuración electr ónica
estable (octeto) cuando comparten más de un par de electrones entre ellos.
Si los átomos comparten dos pares de electrones, están unidos por un doble enlace.
Ejemplo
+ +
O
°°
+
+ O O = O Oxígeno
+ +
°°
°
+
O °°
+ C + +
O O = C = O Dióxido de carbono
+ +
°° °
++
° °°
°°
e – e – e – e – e
e – e –
–
e – e –
e
e –
– e – e – e
e – –
+ +
e – e –
e – e – e –
e –
e–
e – e – e –
C + O + O O C O
°+
e –
e –
4e – 4e –
e –
e – e – e – e –
Figura 3.11 Electrones
compartidos en el CO 2 Cuando los
átomos de carbono y de oxígeno
reaccionan, el carbono comparte
dos pares de electrones con cada
oxígeno. Esta distribución
proporciona un octeto estable a
todos los átomos.
CO 2
Ahora bien, si los átomos comparten tres pares de electrones, están unidos por un
triple enlace.
+
N +
+ N + N – N
+
H ° C + ++ + + C H H – C – C – H
°°°
° °
°+
Nitrógeno
Acetileno
En el oxígeno (O 2 ), que es una molécula con doble enlace, el apareamiento de los
2 electrones de un átomo con dos del otro, se explica de la siguiente manera:

3.1
Enlace químico
127
1s 2 2s 2 2p 2 x 2p 2 y 2p 2
z
O (a) ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑
O (a) ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↓ ↓
1s 2 2s 2 2p 2 2p 2 2p 2
x y z
Y el nitrógeno (N 2 ) con triple enlace.
1s 2 2s 2 2p 1 2p 1 2p 1
x y z
N (a) ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑
N (a) ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↓ ↓
1s 2 2s 2 2p 1 2p 1 2p 1
x y z
Con estos electrones se forman los
dos enlaces.
Con estos electrones se forman los
tres enlaces.
Lectura
El brócoli, ¿un alimento milagroso?
Llevar una dieta sana nos puede ayudar a no enfermarnos y,
sobre todo, a vivir más años. Los nutriólogos sugieren agregar
más verduras a la alimentación diaria, lo cual no es nada difícil.
En el mercado existe gran variedad de verduras, entre ellas
se encuentra el brócoli, que en principio tal vez no se te antoje
mucho. En los últimos años, se ha descubierto que este
vegetal de reputación humilde contiene productos químicos
poderosos.
El brócoli posee un producto llamado sulforafano, el cual tiene
la siguiente estructura de Lewis (observa los dobles enlaces):
CH 3 – S – (CH 2 ) 4 – N=C=S
=
O
••
••
Los experimentos indican que el sulforafano contiene protección
contra ciertos cánceres y bacterias. Por ejemplo, entre
las bacterias más comunes en el hombre se encuentra la Helicobacter
pylori (H. pylori), la cual se considera responsable
en el desarrollo de diversas enfermedades estomacales, incluyendo
inflamación, cáncer y úlceras.
Es cierto que los antibióticos son el mejor tratamiento para
la infección por H. pylori. Pero en ocasiones, la bacteria evade
los antibióticos “ocultándose” en células de la pared estomacal
y resurgiendo una vez terminado el tratamiento.
Estudios realizados han demostrado que el sulforafano
mata a la bacteria H. pylori (aunque se haya refugiado en las
paredes de las células estomacales) simplemente comiendo
brócoli. Los científicos han encontrado que el sulforafano parece
inhibir el cáncer estomacal en ratones.
Aunque no hay garantía de que el brócoli nos mantenga
saludables, sería muy recomendable agregarlo a nuestra alimentación.
Adaptado de Steven S. Zumdahl, Fundamentos de química, 5a. ed.,
McGraw-Hill Interamericana Editores, México, 2007, p. 486.
••
••
••

128
Unidad 3
Enlace químico: modelos de enlaces e interacciones intermoleculares
Figura 3.12 Tres compuestos
covalentes El disulfuro de carbono
es un disolvente útil para las grasas
y las ceras. El metano es el componente
principal del gas natural. El
dióxido de nitrógeno se utiliza para
hacer ácido nítrico y también es un
contaminante atmosférico. Todos
estos compuestos tienen enlaces
covalentes en los que los electrones
se comparten casi igual. a) Los
enlaces de C—S en el disulfuro de
carbono son de tipo covalente
puro. El valor de ΔEN = 0, aunque
los átomos sean distintos. b) La
ΔEN de 0.4 de los enlaces del
metano no es suficiente para
afectar de modo significativo las
propiedades del compuesto. c)
Aunque el grado de desigualdad
con que se comparten los electrones
en los enlaces N—O del
dióxido de nitrógeno es mayor que
en los enlaces de C—H, el NO 2 se
sigue considerando un compuesto
covalente.
Polaridad de enlace
Se llama enlace covalente puro a aquel que se forma entre átomos de la misma especie,
cuyas cargas eléctricas negativas se encuentran distribuidas simétricamente.
Al consultar el cuadr o 3.3, veremos que el por centaje de electrovalencia es cero
para H 2 , Cl 2 , O 2 , etcétera, pues los átomos de estas moléculas son del mismo elemento.
Existen también moléculas poliatómicas cuyas cargas eléctricas están simétricamente
distribuidas al considerar todo el conjunto, por ejemplo en el tetracloruro de
carbono, CCl 4 .
S
a)
C
S
C EN = 2.5
S EN = 2.5
Δ EN = 0.0
b)
+
+
+ +
+ Cl +
++
++
+
Cl C Cl
++
++
°
+ +
+ Cl +
++
H
°
°
+
++
+
°
+
H
C
H
+
+
H
c)
O
C EN = 2.5
H EN = 2.1
Δ EN = 0.4
N
O EN = 3.5
N EN = 3.0
Δ EN = 0.5
O
Enlace covalente no polar y polar
Los anteriores ejemplos son de moléculas no polares y, en general, podemos clasificar
a los compuestos covalentes en no polares y polares.
A estos últimos se les llama así porque los átomos que forman sus moléculas están
unidos mediante enlaces co valentes; estos átomos son de distinta especie y tienen
electronegatividades diferentes, lo que hace que en el espacio del átomo más electronegativo
haya una may or densidad de cargas eléctricas negativ as, formándose un
polo negativo en contraste con el polo opuesto, que es positivo.
Por ejemplo, al formarse el cloruro de hidrógeno (HCl), la diferencia de electronegatividad
(0.9) (véase la figura 3.4) es lo suficientemente grande para que del lado
del cloro se forme un polo par cialmente negativo (δ–) y en el lado del hidr ógeno
otro polo parcialmente positivo (δ+), ya que el cloro atrae con más fuerza a los electrones
del enlace. (El símbolo δ indica una separación parcial de cargas.)
Cl° H °
H – Cl
+
°
° °
δ + δ –
° °

3.1
Enlace químico
129
A continuación un ejemplo de moléculas que presentan enlace covalente polar.
HBr H
°
Br ° ° +
° °
δ + δ
H — Br
–
H 2 S
H 2 O
+
H
° ° S ° °
+
°
H
H O° ° +
°°
°
H
+ °
δ + δ
H — S
– |
H
δ +
δ + δ
H — – O
|
H
δ +
El enlace covalente polar constituye un fenómeno muy importante en la explicación
del comportamiento físico y químico de los compuestos. Como veremos en el
siguiente tema, el agua debe sus notables propiedades a su gran momento dipolar, es
decir, la molécula de agua es muy polar.
Figura 3.13 Distribución de cargas en un enlace O–H Como el oxígeno es más electronegativo que el hidrógeno,
los electrones de un enlace O–H pasan más tiempo cerca del átomo de oxígeno. Esta distribución lleva a una carga
parcial negativa sobre el oxígeno y a una carga parcial positiva sobre el hidrógeno.
Aunque el límite es arbitrario, se considera que un compuesto es pr edominantemente
covalente polar cuando su por centaje de electrovalencia es de 25 a 49 por
ciento.
Enlace por coordinación
Como se explicó anteriormente, para que se forme un enlace covalente entre dos átomos,
cada uno de ellos aporta un electrón y así constituir el par necesario para la unión.
Existe otro tipo de enlace llamado covalente coordinado, en el cual los átomos que
se combinan comparten electrones, pero el par necesario para formar el enlace es
proporcionado por uno de ellos solamente.
Mecanismo de coordinación
δ – O
En general, el átomo que proporciona los electrones tiene un par no compartido en
su nivel de valencia.
H
δ +

130
Unidad 3
Enlace químico: modelos de enlaces e interacciones intermoleculares
Amoniaco (NH 3 )
H N °°
° +
H
+
H °
° +
Aquí el nitrógeno tiene un par de
electrones no compartidos
El átomo receptor es deficiente en electrones y carece de suficientes electrones de
valencia para alcanzar una configuración electrónica estable (octeto).
Una vez formado el enlace, no se distingue de cualquier otro enlace covalente; por
ejemplo, un ion hidrógeno (H 1+ ) puede formar un enlace covalente coordinado con
una molécula de amoniaco mediante el traslape de su orbital vacío con un orbital del
átomo central nitrógeno, que contiene el par de electrones no compartidos.
H N °°
° +
H + H 1+
+
H °
° +
⎡ H ⎤
⎢
⎥
H N
°°
⎢ ° +
H
+ ⎥
⎢ ° ⎥
⎣ H ⎦
° +
1 +
Una forma útil para indicar el enlace co valente coordinado consiste en emplear
una pequeña flecha que va del átomo donador al receptor.
⎡ H ⎤ 1 +
⎢ ↑ ⎥
⎢ H – N – H ⎥
⎢
⎥
⎣ H ⎦
El siguiente ejemplo es ilustrativo.
Al disolver el gas cloruro de hidrógeno (HCl) en agua, el clor o se queda con los
electrones del enlace covalente sencillo:
+ °°
H Cl °°
°
° +
H 1+ ° Cl 1–
+
°
°°
y el núcleo del hidr ógeno (protón) se une con el o xígeno del agua en uno de los
pares de electrones no compartidos, mediante un enlace covalente coordinado, formándose
el ion hidronio [H 3 O] 1+ .
Investiga
Encuentra el enlace covalente de
H
H
los siguientes compuestos:
↑
H O
°°
+ H 1+ H O
°°
Hipoclorito de sodio NaClO
° +
+
o H – O
°
° +
+
°
Clorito de sodio NaClO 2
Clorato de sodio NaClO 3
H
H
H
Ejemplifiquemos ahora los siguientes compuestos:
Hipoclorito de sodio NaClO
Clorito de sodio NaClO 2
Clorato de sodio NaClO 3
Perclorato de sodio NaClO 4
°
°
–
°
–

3.1
Enlace químico
131
Los elementos que se enlazan son:
++
Na ° O
°°
Cl
++
+ °° °°
++
En el hipoclorito de sodio (NaClO), al redistribuirse los electrones hay un enlace
electrovalente y uno covalente:
++
Na O
°°
+ Cl + +
°°
°
°°
Na 1+ [O – Cl] 1–
Este compuesto (NaClO) es estable pero el átomo de cloro no ha saturado su capacidad
de combinarse, ya que tiene tr es pares de electrones no compar tidos, y en
condiciones especiales puede unirse con otro átomo de oxígeno mediante un enlace covalente
coordinado, formándose el clorito de sodio (NaClO 2 ) que también es estable.
++
°° +
Na °° O °
°°
Cl O o Na 1+ [O – Cl → O] 1–
+
°°
++
°°
°
+
Ahora bien, si se observa la estructura de Lewis anterior se aprecia que al cloro le
quedan dos pares de electrones no compartidos, donde se pueden unir mediante
enlaces covalentes coordinados, uno o dos átomos de o xígeno, formándose, respectivamente,
el clorato de sodio (NaClO 3 ) y el perclorato de sodio (NaClO 4 ).
O
°°
°° ° ⎡ O ⎤
++ Na O
°°
↑
° Cl
++
O
°°
o Na 1+ ⎢
O – Cl → O
⎥
+
° °°
++
°°
°°
⎣ ⎦
O
°°
° °
O
++
Na O
°°
⎡ ↑ ⎤
° Cl
++
O
°°
o Na 1+ + °° ⎢O – Cl → O⎥
°°
++
°°
°°
⎢ ↓ ⎥
° O °
⎣ O ⎦
°°
La posibilidad de que un átomo de un compuesto que tenga par es de electrones
libres reaccione con otros átomos, no se circunscribe a los no metales; existen algunos
elementos metálicos que efectúan este tipo de reacciones.
Se denominan iones complejos a los que contienen un átomo de metal y otr o u
otros átomos. Están formados por átomos que se unen entr e sí mediante enlaces
covalentes coordinados.
Los iones complejos que no tienen un átomo de un metal r eciben, en general, el
nombre de radicales.
++
1–
1–
Enlace metálico
Como su nombre lo indica, el enlace metálico es un enlace que ocurr e entre los
átomos de metales, y sus características son muy específicas. Consiste en un conjunto
de cargas positiv as que son los kernels de los átomos metálicos y los electr ones
periféricos pertenecen a todos los cationes, es decir, los átomos se encuentran unidos
entre sí por una nube de electrones de valencia que rodea a los kernels.
¿Sabías que...?
De todos los metales, la plata es el
mejor conductor de electricidad.
El cobre ocupa el segundo lugar.
Como la plata es más rara y más
cara, el cobre es el metal que se
utiliza en los circuitos eléctricos.

132
Unidad 3
Enlace químico: modelos de enlaces e interacciones intermoleculares
Representación
Podemos representar a un metal como un enr ejado de iones positivos colocados en
los nudos de una red cristalina y sumergidos en un “mar” de electrones móviles. En
el enlace metálico los electrones pueden moverse en todos sentidos, esto distingue al
enlace metálico del enlace covalente, ya que en este último los electrones están situados
en una posición rígida.
Iones
positivos
Figura 3.14 Representación
gráfica de una red cristalina
de un metal.
Electrones
móviles
Propiedades asociadas al enlace metálico
Debido a la gran mo vilidad de los electr ones de valencia, los metales son buenos
conductores de la electricidad y el calor. Además, gracias a esta movilidad, los metales
presentan brillo. La ductilidad y maleabilidad de los metales son explicables por
esta movilidad electrónica (véase la figura 3.15).
+
+
––
+
+
––
+
+
––
+
+
––
+
+
––
+
+
––
+
+
––
+
+
––
Figura 3.15 Representación
bidimensional de un cristal
metálico El movimiento de iones
en un sólido metálico no produce
cambios en la naturaleza de las
fuerzas enlazantes. Este modelo
explica la maleabilidad y la
ductilidad de los metales.
+
+
––
+
+
––
+
+
––
+
+
––
+
+
––
+
+
––
Antes de la deformación
+
+
––
+
+
––
+
+
––
+
+
––
+
+
––
+
+
––
+
+
––
+
+
––
+
+
––
+
+
––
Después de la deformación
Cada uno de los átomos de un metal del grupo 2 libera sus dos electrones de valencia
en una fuente de electrones que son compartidos por los demás átomos metálicos.
Los enlaces de los metales no son rígidos. C uando un metal se golpea con un
martillo, los átomos se deslizan a trav és del mar de electr ones y ocupan un nuev o
sitio, pero mantienen sus conexiones con los demás átomos. Esta capacidad de reorganizarse
explica por qué los metales se pueden estirar en alambres largos y finos.

3.2
Enlace molecular
133
3.2 Enlace molecular
Mapa conceptual 3.2
Enlace molecular
a) b)
Figura 3.16 Maleabilidad,
ductilidad y conductividad eléctrica
de los metales Estas propiedades
reflejan el tipo de enlaces de los
metales.
a) El cobre es dúctil y buen
conductor de electricidad, se utiliza
sobre todo en los circuitos
eléctricos.
b) El oro es maleable: la hoja de
oro es oro metálico que se aplana
hasta que se obtiene una laminilla
muy delgada, de tan sólo unos
cientos de átomos de espesor.
es la
Atracción
entre
Moléculas
debido a las
Fuerzas de
Van der Waals
por ejemplo
Puente de
hidrógeno
Atracciones de Van der Waals
Las fuerzas de Van der Waals son débiles atracciones de carácter electrostático entre
las moléculas.
— — —
¿Sabías que...?
Las fuerzas intramoleculares
mantienen juntos a los átomos de
una molécula (recuerda el enlace
químico), mientras que las fuerzas
intermoleculares son fuerzas de
atracción entre moléculas y son las
responsables de las propiedades de
la materia como el punto de fusión
y el punto de ebullición.
Agua
en estado
sólido
Agua
en estado
líquido
Figura 3.17 Fuerzas de Van der
Waals.

134
Unidad 3
Enlace químico: modelos de enlaces e interacciones intermoleculares
Es el enlace más débil de todos y se debe a la deformación de la configuración
electrónica de cada átomo, pr ovocada por la influencia del campo eléctrico de los
átomos vecinos. Se le llama también enlace residual o enlace de polarización.
Con estos enlaces se pueden explicar las fuer zas de cohesión en los líquidos y en
los gases.
Puente de hidrógeno
Las moléculas de agua y de amoniaco son ejemplos de cómo los enlaces polares, ordenados
geométricamente de cierta manera, pueden generar una molécula polar. La
molécula polar tiene un polo positivo y otro negativo, también se llama dipolo.
–
–
Extremo con
carga negativa
Figura 3.18 La molécula polar del
agua Los enlaces O–H de una
molécula de agua son polares.
Debido a la forma curvada del
agua, el lado del hidrógeno de la
molécula tiene una carga positiva,
mientras que el lado del oxígeno
tiene una carga negativa. La flecha
indica la dirección en la que se
atraen los electrones.
O
H
H
+
+ + Extremo con carga positiva
Extremo con
carga negativa
–
Figura 3.19 La molécula polar del
amoniaco Como el agua, una
molécula de amoniaco tiene dos
lados distintos. A causa de los
enlaces polares, el lado del
hidrógeno tiene una carga neta
positiva y el lado del nitrógeno una
carga neta negativa.
+
+ N
H
H
+ +
H
–
Extremo con carga positiva
Ciertos compuestos contienen en sus moléculas átomos de hidr ógeno, como el
agua y el amoniaco. En estos casos el hidr ógeno es atraído por dos átomos de elementos
electronegativos; con uno de ellos está unido mediante un enlace co valente
normal y con el otro, por una unión especial llamada enlace de hidrógeno o puente
de hidrógeno.

3.2
Enlace molecular
135
H
+
Puentes de
–
hidrógeno –
+ – +
O
+
O
+
+
H H H
H
+
O
+
– –
+
H
+
O
+
H H H H
+ +
Enlaces
covalentes
+
O
+
Figura 3.20 Puentes de hidrógeno
contra los enlaces covalentes del
agua.
+ –
+ –
+ –
+
–
+ – + –
–
+
– +
– +
– +
+ –
– +
– +
– +
– +
+ –
+
–
+ – + – + – + –
Figura 3.21 Interacciones dipolo
en los líquidos y los sólidos La
fuerza entre las moléculas dipolo es
una atracción del extremo positivo
de un dipolo por el extremo
negativo de otro dipolo. Aquí se
representan las atracciones dipolodipolo
en los líquidos (izquierda) y
en los sólidos (derecha).
El enlace de hidrógeno es de naturaleza electrostática, y su fuerza es mucho menor
que la del covalente, pero mayor que las fuerzas de Van der Waals.
Los dos átomos unidos mediante un puente de hidrógeno deben ser muy electronegativos
y de volumen pequeño.
Propiedades asociadas al puente de hidrógeno
Cuando existen enlaces o puentes de hidrógeno entre las moléculas de una sustancia,
originan que ésta sea más fácilmente condensable de lo que podría esperarse por el
tamaño y masa de sus moléculas.
Un ejemplo interesante es el agua, un compuesto líquido a temperatura ambiente
que por su fórmula sencilla, H 2 O, debería ser un gas difícilmente licuable si se compara
con los hidruros de azufre (H 2 S), selenio (H 2 Se) y telurio (H 2 Te), elementos del
mismo grupo (6A) del oxígeno. Observa la siguiente tabla.
¿Sabías que...?
El agua alcanza su máxima
densidad a los 4°C y se congela
a los 0°C, esto se debe a que las
moléculas de agua están unidas
por puentes de hidrógeno, lo cual
hace que el hielo fl ote, ya que
su densidad es menor porque a
temperaturas menores a 4°C el
agua aumenta de volumen hasta
convertirse en hielo.

136
Unidad 3
Enlace químico: modelos de enlaces e interacciones intermoleculares
Compuesto Punto de ebullición °C Punto de fusión °C
H 2O 100 0
H 2S –61.8 –82.9
H 2Se –42 –64
H 2Te –4 –51
Investiga
Investiga qué es punto de fusión y
punto de ebullición. Proporciona
un ejemplo de cada uno.
Otro comportamiento anormal del agua es el volumen que ocupa en estado líquido
y en estado sólido (hielo). Este volumen es mayor en estado sólido que en estado
líquido, cuando debería ser lo contrario.
Este comportamiento sucede porque las moléculas de agua están unidas mediante
puentes de hidrógeno. En estado líquido, las moléculas se entrecruzan libremente y
en estado sólido se elimina el mo vimiento molecular libre. En el hielo hay mucho
espacio entre las moléculas, debido a la rigidez de los puentes de hidrógeno.
Fusión
Congelación
Figura 3.22 Comportamiento de
las moléculas del agua en sus
cambios de estado (líquido-sólido).
Sólido
Líquido
H
H
O
O
H
H
H
O
O
H
H
Figura 3.23 Sacarosa La sacarosa,
C 12H 22O 11, es una molécula que
contiene ocho enlaces O—H.
Cuando se añade agua a la sacarosa
sólida, cada uno de esos
enlaces es un sitio potencial para
formar puentes de hidrógeno con
el agua. Las fuerzas de atracción
que actúan entre las moléculas de
sacarosa se vencen y sustituyen por
fuerzas de atracción entre las
moléculas de sacarosa y de agua, a
lo cual se debe que el azúcar sea
muy soluble.
H
CH 2
O
CH 2
C O O
H H H H
H
O C C C C
H
H
H
O
CH 2
O
H
O C C
C
C
O
H H
H
H
O
O
H
H
H
H O
H
O
H
H
H
H O
O
H
H
O

3.2
Enlace molecular
137
También esto explica que la máxima densidad del agua sea a 4°C, pues cuando el
hielo se funde, algunos de los puentes de hidr ógeno se rompen y las moléculas de
agua se acercan, adquiriendo ésta mayor densidad. De 0 a 4°C, el volumen continúa
disminuyendo a medida que se rompen más puentes de hidrógeno.
Lectura
Origen del horno de microondas
En la década de los cuarenta del siglo xx, un científico
estadounidense realizaba experimentos con un magnetrón
(un equipo que genera microondas). Cuentan que este
ingeniero llevaba en uno de los bolsillos de su bata una barra
de chocolate. Mientras trabajaba en su experimento se dio
cuenta que el chocolate empezó a derretirse.
Este accidental descubrimiento dio origen, décadas
más tarde, al horno de microondas, el cual permite calentar
alimentos. Este hecho se basa en la interacción de las
microondas con las moléculas de agua, las cuales, debido
a su polaridad y geometría, incrementan su energía cinética
y elevan así la temperatura del alimento que las contiene.
Este comportamiento del agua es un claro ejemplo de la
importancia de la geometría y polaridad de una molécula.
Adaptado de Zárraga, Velázquez, Rojero, Castells, Química,
México, McGraw-Hill Interamericana Editores, 2004, p. 218.
Nuevos materiales
La ciencia de materiales es una combinación interdisciplinaria de física, química
e ingeniería, en esta ciencia la química es la base por el estudio de la materia y
sus cambios. Mencionemos algunos ejemplos:
Cristales de silicio de gran pureza Se emplean en la industria de los semiconductores
para producir transistores modernos, circuitos integrados y los chips de
computadora.
Siliconas Son compuestos orgánicos que contienen silicio y, debido a sus propiedades
lubricantes, se emplean para reemplazar partes del cuerpo como las articulaciones
de caderas y rodillas.
¿Sabías que...?
Los primeros hornos de
microondas eran muy grandes y
sólo se usaban en restaurantes.
A partir de los años setenta, se
hicieron modelos más pequeños
y baratos, lo que permitió se
convirtiera en uno de los inventos
más comunes en la vida diaria de
nuestros tiempos.

138
Unidad 3
Enlace químico: modelos de enlaces e interacciones intermoleculares
Fibras ópticas Son cables de dióxido de
silicio (SiO 2 ) de gran pur eza con los
que se logra rapidez en la comunicación,
así como mayor información.
Cristal líquido Se emplea en las pantallas
de r elojes digitales, calculadoras,
televisiones en miniatura, computadoras
de escritorio y portátiles.
Aleaciones de berilio Debido a su ligereza,
rigidez y poca dilatación se usan
en la fabricación de piezas para aviones
supersónicos.
Aleaciones de niobio y estaño Se utilizan
como superconductores a temperaturas
extremadamente bajas.
Aleaciones de tantalio, niobio, volframio,
cobalto y níquel Se utilizan en vehículos
espaciales, ya que son resistentes al calor que se produce por fricción al
entrar en la atmósfera.
Compuesto de litio, bario, cobre y oxígeno Se emplea en trenes de alta velocidad
debido a que no presenta resistencia al paso de la corriente eléctrica.
Fullerenos Se usan como catalizadores en diferentes procesos de producción, en
la fabricación de superconductores, para purificación del agua, elaboración de
cristales líquidos, etcétera.
Nitinol Tiene muchas aplicaciones médicas; por ejemplo, para unir los tendones
y ligamentos con los huesos, para elaborar “canastas” que filtran coágulos sanguíneos;
también para hacer armazones para anteojos, y en la elaboración de “frenos”
en la ortodoncia.
Aunque los últimos av ances de la ciencia de materiales se han centrado en las
propiedades eléctricas, las propiedades mecánicas siguen teniendo gran importancia.
En la industria aeronáutica, por ejemplo, los científicos han desarrollado, y los ingenieros
han probado materiales compuestos no metálicos, más liger os, resistentes y
fáciles de fabricar que las aleaciones de aluminio y los demás metales que en la actualidad
se emplean para los fuselajes de los aviones.
Por ejemplo, con el estudio de nuevos materiales fue posible la invención del tren
de levitación magnética o tren maglev, un vehículo de alta velocidad que levita sobre
un carril denominado carril guía y es impulsado por campos magnéticos.
La tecnología de trenes de levitación magnética se utiliza para recorridos urbanos
a velocidades medias (menos de 100 km/h) en ciudades eur opeas. Desde 1984 una
lanzadera maglev para distancias cor tas se usa en Gran Bretaña entre el aeropuerto
de Birmingham y la estación de tren. Sin embargo, el mayor interés recae sobre los
sistemas maglev de alta velocidad. En Alemania, un tren maglev logró la velocidad
de 435 km/h, mientras que en Japón se han alcanzado velocidades de 517 km/h en
trenes meglev completos.

Lo que aprendí
139
Lectura
Los fullerenos
El buckminsterfullereno se descubrió en el hollín, en 1985,
y en 1991 se confirmó su forma de balón de futbol. A partir
de entonces, se han descubierto fullerenos naturales o se
han producido artificialmente.
Éste es un modelo del buckminsterfullereno, C 60 ,
nombrado así en honor del ingeniero y arquitecto
Buckminster Fuller, quien inventó el domo geodésico
que aquí se muestra. Tanto el domo como la molécula son
muy estables. La molécula pertenece a un grupo de alótropos
de carbono bastante organizados llamados fullerenos.
Los fullerenos tienen fórmulas moleculares con
números pares, como C 70 y C 78 . Las moléculas
de algunos fullerenos son esferas huecas y las
de otros son tubos huecos. Las estructuras
de los fullerenos en forma de jaula son muy
flexibles. Después de estrellarlas en placas
de acero a velocidades de 7 000 m/s (cerca
de 16 000 millas/hora), las moléculas de C 60
rebotan con su forma original intacta.
Adaptado de John S. Phillips, Victor S. Strozak y Cheryl Wistrom,
Química. Conceptos y aplicaciones, McGraw-Hill Interamericana Editores,
México, 2007, p. 32.
Palabras clave
Anión, 117
Catión, 117
Dipolo, 134
Electrolito, 122
Enlace covalente, 121
Enlace covalente coordinado, 129
Enlace covalente no polar, 128
Enlace covalente polar, 129
Enlace electrovalente, 118
Enlace iónico, 117
Enlace metálico, 131
Enlace químico, 114
Iones complejos, 131
Puente de hidrógeno, 134
Radicales, 131
Regla del octeto, 115
Lo que aprendí
1. Escribe en cada enunciado si lo que se presenta se
refi ere a:
Enlace iónico
Enlace no polar
Covalente polar
Covalente coordinado
Metálico
Molecular
El volumen del agua es mayor en estado sólido que en
estado líquido, lo cual hace que el hielo fl ote
______________________________________
Los átomos comparten electrones pero el par electrónico
es proporcionado por uno de ellos
______________________________________
En el cloruro de hidrógeno (HCl), el cloro atrae con
más densidad a los electrones de enlace
______________________________________
Las cargas eléctricas están distribuidas de manera
asimétrica
______________________________________

140
Unidad 3
Enlace químico: modelos de enlaces e interacciones intermoleculares
Se forman cuando hay pérdida o ganancia de electrones
entre los átomos
______________________________________
Hace que la temperatura de fusión sea elevada
______________________________________
Causa que la temperatura de ebullición de algunos
compuestos sea baja
______________________________________
El enlace de electrovalencia es mayor que 50%
______________________________________
Contribuye para que algunos compuestos conduzcan
la energía eléctrica
______________________________________
Forma compuestos cuando su porcentaje de electrovalencia
es de 25 a 49%
______________________________________
Se forma cuando los electrones periféricos pertenecen
a todos los núcleos
______________________________________
Es la causa de que algunos elementos sean dúctiles y
maleables
______________________________________
Explica la fuerza de cohesión en los líquidos
______________________________________
Enlace puente de hidrógeno
______________________________________
2. Contesta brevemente:
¿A qué se llama enlace químico?
______________________________________
¿Por qué los aniones tienen mayor volumen que los
átomos neutros?
______________________________________
¿Cuál de las siguientes ecuaciones presenta mejor la
combinación de sodio (Na) con el fl úor (F)?
a) Na 0 + F 0 → Na 0 F 0
b) Na 0 + F 0 → Na 1+ F 1–
c) Na 0 + F 0 → Na 1– F 1+
Escribe una ecuación iónica que muestre a un átomo
de magnesio convirtiéndose en ion.
______________________________________
¿Cuál es la diferencia entre ion complejo y ion radical?
______________________________________
¿Cuándo se forma un doble enlace? Escribe un ejemplo
______________________________________
¿Por qué no es posible que ocurra la siguiente reacción?
Ar + Ar → Ar 2
3. Consulta la tabla de electrovalencias para dar respuesta
a los siguientes ejercicios:
• Encierra con una línea continua las sustancias que en
estado líquido conducen la corriente eléctrica:
NaCl CO 2 NH 3 K 2 S HCl
CaO Cu 2 S CH 4 Cu 2 O AlCl 3
• Indica el porcentaje de electrovalencia (carácter iónico)
y escribe si el tipo de enlace que forma es covalente no
polar, covalente polar o electrovalente.
% Enlace
a) C H ______________ ______________
b) Li Br ______________ ______________
c) S O ______________ ______________

d) C O ______________ ______________
e) Fe O ______________ ______________
f ) K Cl ______________ ______________
g) Mg O ______________ ______________
h) H O ______________ ______________
i ) N H ______________ ______________
j) K F ______________ ______________
Lo que aprendí
141
141
k) Cl O ______________ ______________
l) I O ______________ ______________
• Representa con estructuras de Lewis los siguientes
agregados atómicos:
a) CH 4
b) CO 2
c) FeS
d) Cu 2 O
e) Cl 2

Unidad 4
Nomenclatura
de compuestos
químicos
inorgánicos
En la ilustración aparecen acero, cemento, carbonatos,
silicatos, óxidos, etcétera. La química te enseña a nombrarlos
y a escribir sus fórmulas.
Contenido
Lectura
Lectura
Manos a la obra
Lectura
Actividades
¿Cuánto sabes?
4.1 Fórmula química
El dióxido de silicio: componente
importante en la corteza terrestre
4.2 Funciones químicas inorgánicas
No hay motivos para reír
Antiácidos
¿Cómo se inflan las bolsas de aire?
Lo que aprendí

Objetivo de la unidad
El estudiante comprenderá la importancia de la nomenclatura sistemática en la química para
identificar los compuestos por sus fórmulas.

¿Cuánto
sabes?
1. Cuando en una ciudad se habla acerca de la nomenclatura de sus calles,
¿a qué se están refiriendo?
2. ¿Qué representa para ti una fórmula química?
3. ¿Qué nombre reciben las sustancias que forman un compuesto?
4. Cuando el hierro se convierte en herrumbre, se dice que se combina con…
5. ¿Qué palabra emplearías para identificar el sabor del limón?
6. ¿Qué sustancia específica tiene sabor salado?
7. Cuando un compuesto está formado por dos clases de elementos es
binario, y si está formado por tres elementos distintos será…
8. La fórmula del agua es H 2 O, ¿qué significa el número 2?
9. ¿Dónde tienen sus electrones de valencia los átomos de los elementos
representativos?
La palabra y su raíz
nomenclatura Nomen (latín)
nombre o nominación.
La nomenclatura es el conjunto
sistemático de reglas que regulan la
designación de fórmulas y nombres
para las sustancias químicas.
Introducción
En los inicios de la química no había un sistema para nombrar a los compuestos, se
usaban nombres comunes (algunos aún perduran) que se basaban en algunas características
físicas, químicas, organolépticas o en las aplicaciones de los compuestos
conocidos entonces. Por ejemplo, el monó xido de dinitrógeno (N 2 O) se llamaba
“gas hilarante”, ya que al ser inhalado produce risa; la “cal viva” es el óxido de calcio
(CaO); la “sal de cocina” es el cloruro de sodio (NaCl); el “yeso” es el sulfato de calcio
(CaSO 4 ), etcétera.
Estos nombres comunes son arbitrarios y no toman en cuenta la composición química
de las sustancias. C uando se ampliaron los conocimientos en el campo de la
química, se hizo evidente que el uso de los nombres comunes para referirse a los compuestos
produciría mucha confusión, además sería imposible memorizar los nombres
de los millones de compuestos que se conocen en la actualidad.
La solución fue crear un sistema de nomenclatura que tomara en cuenta algunos
conceptos fundamentales como la estr uctura atómica, la valencia y la composición
química de los compuestos.
Este sistema oficial de nomenclatura fue creado por la IUPAC, organismo que se
fundó en 1921 y que tiene a su cargo, entr e otras funciones, la elaboración de los
métodos y reglas para nombrar los compuestos y escribir sus fórmulas.
En esta unidad nos ocuparemos de la nomenclatura de los compuestos inorgánicos.
4.1 Fórmula química
Ya hemos indicado que las sustancias se dividen en elementos y compuestos. Estas
sustancias se representan mediante una fórmula, que muestran la composición atómica
de sus moléculas y se forman mediante la combinación de los símbolos de los
elementos que las constituyen.

4.1
Fórmula química
145
Mapa conceptual 4.1
¿Sabías que...?
y la
Clasifi cación
de
Fórmulas químicas
que indican
El nombre
que son
Empíricas
Moleculares
Para escribir fórmulas químicas
cada átomo se representa con el
símbolo de su elemento, el número
de átomos se indica con un
subíndice a la derecha del símbolo
y cuando hay un átomo no se
necesita escribir el número 1.
sustancias
de
mediante
Compuestos
símbolos
de acuerdo con
en forma
un conjunto
de reglas
Condensada
Desarrollada
llamado
Nomenclatura
Es obvio que si la sustancia es un elemento, su fórmula estará constituida por
símbolos iguales (O 2 , H 2 , He, N 2 , Cl 2 , etcétera). Y si es un compuesto, por símbolos
diferentes (NaCl, H 2 O, CaO, H 2 SO 4 , etcétera).
La fórmula de un compuesto indica la composición atómica de su molécula o, si
el compuesto es iónico, la composición atómica de sus iones.
La fórmula molecular representa el número real de átomos de cada elemento en
una molécula del compuesto (compuestos covalentes) (H 2 O, C 6 H 6 , NH 3 , etcétera).
La fórmula empírica expresa el número relativo de átomos de cada elemento en
un compuesto iónico (NaCl, H 2 SO 4 , CaBr 2 , etcétera).
I 2
Figura 4.1 Las sustancias moleculares pueden ser tan
simples como dos átomos de yodo unidos como I 2.
Figura 4.2 Disulfuro de carbono El compuesto
representado por la fórmula CS 2 se llama disulfuro de
carbono porque dos átomos de azufre están unidos con un
carbono.

146
Unidad 4
Nomenclatura de compuestos químicos inorgánicos
Investiga
Investiga el significado de la palabra
subíndice.
Fórmulas condensadas y desarrolladas
Las fórmulas pueden ser condensadas y desarrolladas o estructurales. En las fórmulas
condensadas se emplean subíndices que indican el número de átomos que forman la
molécula sin señalar cómo están unidos; las fórmulas desarrolladas o estructurales
indican en un plano la estructura de la molécula y en ellas se representa el modo de
agrupación de todos los átomos que la forman, señalando con guiones sus enlaces.
Veamos los siguientes ejemplos.
Fórmula condensada
Fórmula desarrollada
H 2 O
H
H – O
–
NH 3
CH 4
H 2 SO 4
H 3 PO 4
KMnO 4
H
H – N – H
–
H
H – C – H
H
– –
H – O O
S
H – O O
–
–
– –
H – O
H – O – P
H – O
–
–
–
K – O – Mn
O
–
O
O
O
Ejercicio
De las fórmulas anteriores elige dos átomos y escribe si se trata de un metal o no metal, y la
valencia de ellos. Te damos ejemplos:
O Oxígeno no metal 2–
________________ _______________ _______________ _______________
H Hidrógeno metal 1+
________________ _______________ _______________ _______________

4.1
Fórmula química
147
Algunas sustancias tienen en sus moléculas un átomo, o grupo de átomos característicos,
llamado grupo funcional. Observa las siguientes fórmulas:
Na 2 O KOH HCl
CaO Mg(OH) 2 HNO 3
Al 2 O 3 Fe(OH) 3 H 2 SO 4
Las tres primeras están caracterizadas por O, las segundas por OH y las ter ceras
por H.
Estos grupos hacen que las sustancias tengan propiedades comunes a las que se les
llama función química, y caracterizan a un conjunto de sustancias que tienen estructura
molecular análoga.
Lectura
El dióxido de silicio: componente importante en la corteza terrestre
El dióxido de silicio, SiO 2 , es una sustancia semejante en
constitución al CO 2 y con propiedades también de anhídrido.
Lo encontramos en el cuarzo, la arena, la sílice, la tierra de
infusorios, etcétera. Cuando está incoloro forma la variedad
llamada cristal de roca; en rojo constituye el jacinto; en amarillo,
el falso topacio; en violeta, la falsa amatista; en negro, el
cuarzo ahumado o ágata; mezclado con los feldespatos y micas
produce el granito natural.
México tiene abundantes variedades de SiO 2 en cuarzo,
pedernal, ópalo, ágata, calcedonia, amatista y jaspe, en los
estados de Chihuahua, Baja California, Guanajuato, Guerrero,
Hidalgo, Michoacán, Querétaro, San Luis Potosí y el Distrito
Federal.
El SiO 2 puro es un sólido que puede estar en estado amorfo
o cristalino; es frío al tacto y la variedad cristalina presenta
el fenómeno de la birrefringencia (a través de él, los objetos se
ven dobles). Es insoluble en el agua y en los ácidos, sólo lo
disuelve el HF.
Calentado con el magnesio o con el aluminio se descompone
y deja en libertad al silicio. A elevadas temperaturas
funde sin sufrir alteración y como su coeficiente de dilatación
es casi nulo, se le emplea para fabricar aparatos de
precisión y material de laboratorio de alto valor por su enorme
resistencia.
La variedad de arena se utiliza en la fabricación de vidrios,
cristales, silicatos, cementos, construcciones, etcétera.
Fundido con los hidróxidos o los carbonatos alcalinos forma
los silicatos. Hay varios tipos de silicatos, de los cuales podemos
mencionar el silicato cálcico, CaSiO 3 ; silicato sódico,
Na 2SiO 3; silicato potásico, K 2SiO 3, y silicatos alumínicos que
pueden presentarse como caolín, arcilla o barro. Aislados, ninguno
de ellos tiene importancia, pero mezclados o combinados
son muy valiosos como constituyentes del vidrio, del
cristal y del cemento.
Muchas variedades de SiO 2 han tenido influencias supersticiosas
en los pueblos antiguos. Los griegos, por ejemplo,
pensaban que tomar el vino en una copa de amatista no producía
intoxicación, y de ahí el nombre de la piedra (del griego
a privativa y methysis, intoxicación).
Tomado de Manuel Delfín Figueroa, Química elemental,
México, Ed. Porrúa, S.A., 1970.

148
Unidad 4
Nomenclatura de compuestos químicos inorgánicos
4.2 Funciones químicas inorgánicas
Mapa conceptual 4.2
Función Química
son las
Propiedades comunes
de un grupo de
Compuestos
como
con
Óxidos básicos
Ácidos
Anhídridos
Hidróxidos
Sales
Hidruros
Estructura
molecular
análoga
llamada
Oxiácidos Hidrácidos
Oxisales
Haloides
Grupo funcional
Óxidos básicos
El oxígeno (O) se combina con los metales (M) formando una clase de compuestos
llamados óxidos metálicos (MO). Éstos son compuestos binarios, ya que están formados
por dos elementos: el oxígeno y el metal.
Metal + Oxígeno → Óxido metálico
M + O → MO
Los óxidos de los metales más electropositivos al combinarse con el agua forman
compuestos llamados bases, y también se les llama óxidos básicos.
Las propiedades que caracterizan a estos compuestos r eciben el nombre de función
óxido básica.
Problemas resueltos
De acuerdo con su configuración electr ónica, veamos la formación de un o xido básico, el
óxido de calcio (CaO).
Configuraciones electrónicas de los elementos que intervienen:
Ca : [Ar] 4s 2
O : [He] 2s 2 2p 4

4.2
Funciones químicas inorgánicas
149
El oxígeno necesita 2 electrones para llenar sus orbitales de valencia (2s y 2p) y adquirir la
configuración del neón (1s 2 , 2s 2 2p 6 ), que es el gas noble que le sigue:
O + 2e – → O 2 –
[He] 2s 2 2p 4 + 2e – → [He] 2s2 2 p 6 o [Ne]
Ahora bien, el calcio al perder 2 electrones adquiere la configuración electrónica del argón
(el gas noble que se encuentra antes que él).
Ca → Ca +2 + 2e –
[Ar] 4s 2 → [Ar] + 2e –
Por lo tanto, se transfieren los electrones como sigue:
Ca + O → Ca 2+ + O 2 –
2e –
Como los compuestos son neutros desde el punto de vista eléctrico, en este caso se necesitan
cantidades iguales de iones Ca 2+ y O 2– y la fórmula empírica de este compuesto iónico
es CaO.
1
1A
18
8A
2
2A
13
3A
14
4A
15
5A
16
6A
17
7A
Li +
C 4– N 3– O 2– F –
3 4 5 6 7 8 9 10 11 12
Na + Mg 2+ Al
3B 4B 5B 6B 7B
8B
1B 2B
3+ P 3– S 2– Cl –
K + Ca 2+
Cr 2+ Mn 2+ Fe 2+ Co 2+
Ni 2+ Cu +
Zn 2+ Se 2– Br –
Cr 3+ Mn 3+ Fe 3+ Co 3+ Cu2 +
Rb + Sr 2+
Ag + Cd 2+ Sn 2+
Te 2– I –
Sn 4+
Hg 2+
Cs + Ba 2+ Pb 2+
Hg 2
2+
Pb 4+
Veamos la notación y nomenclatura de estos óxidos metálicos.
Notación: es la forma en que se representan las sustancias (fórmulas).
Nomenclatura: son los nombres de dichas sustancias.
Figura 4.3 Iones monoatómicos
comunes, acomodados de acuerdo
con su posición en la tabla
periódica Observa que el ion Hg 2 2
contiene dos átomos.
De manera general podemos representar a los óxidos metálicos como MO, donde
M indica el metal y O el oxígeno.
Para nombrar estos compuestos, en primer lugar se indica la palabra ó xido y en
seguida se menciona el nombre del metal correspondiente.

150
Unidad 4
Nomenclatura de compuestos químicos inorgánicos
MO
Na 2O
CaO
Al 2O 3
Óxido de (metal correspondiente)
Óxido de sodio
Óxido de calcio
Óxido de aluminio
Ejercicio
Escribe la nomenclatura de las siguientes sustancias.
K 2 O ______________________________________________________________
Ag 2 O _____________________________________________________________
MgO _____________________________________________________________
ZnO _____________________________________________________________
BaO
_____________________________________________________________
Cuando el metal tiene v alencia variable y forma dos ó xidos, en primer lugar se
indica el nombre como se mencionó y al final de éste se escribe entr e paréntesis la
valencia del metal con número romano, de acuerdo con el sistema stock, propuesto
por el químico alemán Alfred Stock.
Observa los siguientes ejemplos:
FeO
Fe 2 O 3
Óxido de hierro (II)
Óxido de hierro (III)
Cuadro 4.1 Cationes más comunes de los elementos de transición.
Ion Nombre sistemático Nombre antiguo
Fe 3+ Hierro (III) Férrico
Fe 2+ Hierro (II) Ferroso
Cu 2+ Cobre (III) Cúprico
Cu + Cobre (I) Cuproso
Co 3+ Cobalto (III) Cobáltico
Co 2+ Cobalto (II) Cobaltoso
Sn 4+ Estaño (IV) Estánico
Sn 2+ Estaño (II) Estanoso
Pb 4+ Plomo (IV) Plúmbico
Pb 2+ Plomo (II) Plumboso
Hg 2+ Mercurio (II) Mercúrico
Hg
2+ 2 Mercurio (I) Mercuroso

4.2
Funciones químicas inorgánicas
151
La valencia del oxígeno es 2– (O 2– ) y para obtener la valencia del metal se procede
de la siguiente manera:
CoO Co 2 O 3
en primer lugar se obtienen las v alencias totales negativas y positivas que deben ser
iguales porque la fórmula es neutra:
CoO
2+ 2–
En esta fórmula existe un átomo
de cobalto (Co) con valencia 2+. El
nombre del compuesto es óxido de
cobalto (II).
Co 2 O 3
6+ 6 –
Seis cargas negativas porque en la
fórmula hay tres átomos de oxígeno y las
seis cargas positivas corresponden a dos
átomos de cobalto, entonces la valencia de
un átomo de cobalto será 3+.
El nombre del compuesto es: óxido de
cobalto (III).
Ejercicio
Escribe el nombre de los siguientes compuestos.
Cu 2 O ________________________________________________________________
CuO ________________________________________________________________
Hg 2 O ___________________________________________________________________
HgO ___________________________________________________________________
CrO
________________________________________________________________
Cr 2 O 3 ________________________________________________________________
Anteriormente, al nombre de los ó xidos de metales con v alencia variable se les
agregaban los sufijos “-oso” e “-ico”. Oso cuando el metal actúa con su menor valencia
e ico cuando actúa con su mayor valencia.
FeO
Fe 2 O 3
Óxido ferroso
Óxido férrico
Óxidos ácidos o anhídridos
El oxígeno (O) también se combina con los no metales ( N) formando compuestos
llamados óxidos no metálicos (NO).

152
Unidad 4
Nomenclatura de compuestos químicos inorgánicos
La palabra y su raíz
anhídrido An (griego) sin
e hidros, agua. Compuesto químico
carente de agua.
¿Sabías que...?
En el caso de los óxidos ácidos,
cuando en la fórmula hay un átomo
del no metal no se usa el prefi jo
mono.
No metal + Oxígeno → Óxido no metálico
N + O → NO
Los óxidos no metálicos al reaccionar con el agua producen compuestos llamados
ácidos (oxiácidos), de ahí que se les llame también óxidos ácidos; otro nombre que
reciben estos compuestos es el de anhídridos.
La notación de estos compuestos podemos r epresentarla en forma general de la
siguiente manera:
en donde
y
NO
N indica el no metal
O, el oxígeno
Para su nomenclatura se atiende al número de átomos de oxígeno y del no metal
que haya en la molécula, usando los siguientes prefijos numéricos:
mono 1
di 2
tri 3
tetra 4
penta 5
hexa 6
hepta 7
Esto se realiza así pues los no metales al combinarse con el oxígeno, lo hacen con
valencias positivas y el número de ellas es variable. Veamos la siguiente tabla.
Investiga
La fórmula del trióxido de
dinitrógeno se escribe como
N 2O 3. Analiza el nombre de este
compuesto y determina cómo se
escribe su fórmula.
CO
Monóxido de carbono
CO 2 Dióxido de carbono
N 2O Monóxido de dinitrógeno
NO Monóxido de nitrógeno
Cl 2O Monóxido de dicloro
Cl 2O 3 Trióxido de dicloro
Cl 2O 5 Pentóxido de dicloro
Cl 2O 7 Heptóxido de dicloro
Anteriormente para designar a estos compuestos se usaba el nombr e genérico de
anhídrido y el nombre del no metal, y se le agregaban los prefijos “per-” e “hipo-” y
los sufijos “-oso” e “-ico” de acuerdo con su valencia.
A continuación se presentan algunos ejemplos:
Cl 2 O
Cl 2 O 3
C1 2 O 5
Cl 2 O 7
Anhídrido hipocloroso
Anhídrido cloroso
Anhídrido clórico
Anhídrido perclórico

4.2
Funciones químicas inorgánicas
153
Manos
a la obra
Escribe el nombre de los compuestos usando el prefi jo numérico.
P 2 O 3 ______________________________________
______________________________________
P 2 O 5 ______________________________________
______________________________________
SO 2 ______________________________________
______________________________________
SO 3 _____________________________________
_____________________________________
SiO 3 _____________________________________
_____________________________________
MnO 2 _____________________________________
_____________________________________
Br 2 O _____________________________________
_____________________________________
Br 2 O 3 _____________________________________
_____________________________________
Br 2 O 5 _____________________________________
_____________________________________
Br 2O 7 _____________________________________
_____________________________________
N 2 O 3 _____________________________________
_____________________________________
N 2 O 5 _____________________________________
_____________________________________
Lectura
No hay motivos para reír
En la actualidad muchas ciudades del mundo presentan grandes
problemas ambientales. Una de las tantas medidas adoptadas
para controlar tan difícil situación, ha sido reducir los
contaminantes que emiten los vehículos automotores. Pero
en realidad, ¿esto resuelve el problema o genera otro?
Desde hace algunos años, en varias partes del mundo, se
instala a los automóviles un convertidor catalítico, con el objetivo
de eliminar el gas contaminante que el vehículo emite
por el escape, como es el CO y NO 2 . La buena noticia es que
estos dispositivos son bastante eficaces y permiten contar con
una atmósfera mucho más limpia en áreas congestionadas.
Pero no todo puede ser belleza; estos dispositivos producen
cantidades significativas de monóxido de dinitrógeno, N 2 O,
llamado comúnmente gas hilarante, este nombre surge porque
cuando se inhala produce relajación y un ligero mareo.
Este óxido fue usado durante mucho tiempo por los dentistas
para que sus pacientes toleraran algunos procedimientos
dentales dolorosos.
El problema con el N 2 O no es que sea un contaminante
ambiental, sino que es un “gas de invernadero”. Es decir, ciertas
moléculas como CO 2, CH 4, N 2O, entre otras, absorben
grandes cantidades de luz infrarroja (radiación calorífica), esta

154
Unidad 4
Nomenclatura de compuestos químicos inorgánicos
luz provoca que la atmósfera terrestre retenga más de su
energía calorífica.
Investigaciones recientes señalan que en la actualidad el
N 2O constituye más de 7% de los gases de invernadero presentes
en la atmósfera, y que los automóviles equipados con
convertidores catalíticos producen casi la mitad de este porcentaje.
Por desgracia cada día se incrementa de manera significativa
la concentración de estos gases en la atmósfera, dando
como resultado que la Tierra se esté calentando, lo cual producirá
cambios climáticos posiblemente catastróficos.
Adaptado de Steven S. Zumdahl, Fundamentos de química, 5a. ed.,
México, McGraw-Hill Interamericana Editores, 2007, p. 89.
¿Sabías que...?
El monóxido de dinitrógeno se
produce debido a una reacción
entre el oxígeno y el nitrógeno,
durante las tormentas eléctricas.
Este fenómeno fue descubierto y
estudiado a fi nales de 1700 por
Joseph Priestley, quien comprobó
que al inhalarlo se presentaban
efectos secundarios poco comunes,
como ganas de reír, de cantar o de
pelear. Por esta razón se le llamó
gas hilarante. Sus propiedades
anestésicas se descubrieron por
accidente en Conecticut, en 1844,
durante una demostración pública;
ahí un hombre había inhalado
este gas en una pelea, recibió una
herida de gravedad en la pierna y
no sintió dolor hasta que se eliminó
dicho gas.
Hidróxidos
Ya indicamos que los óxidos metálicos o básicos (MO), al reaccionar con agua (H 2 O)
producen compuestos llamados bases o hidr óxidos (MOH), que son compuestos
ternarios.
Óxido metálico + Agua → Base o hidróxido
MO + H 2 O → MOH
Los hidróxidos son sustancias untuosas al tacto, de sabor ásper o, que cambian a
azul el papel tornasol y con fenolftaleína cambian a color rojo.
Estos compuestos se caracterizan por contener en su molécula al grupo oxhidrilo
o hidroxilo (OH), monovalente negativo.
De lo anterior se deriva el concepto clásico de base, según el cual una base es cualquier
sustancia que en solución acuosa da aniones hidr oxilo (OH) 1– . En la actualidad
consideramos como base a cualquier especie molecular o iónica que puede
aceptar protones de cualquier otra.
Figura 4.4 Disociación de
algunos hidróxidos metálicos
Todos estos compuestos son bases
porque producen iones hidróxido
cuando se disuelven en agua.
Para la notación de estos compuestos, primero se escribe el símbolo del metal y en
seguida el OH.
Definiciones de base
B + H 2 O → H – B + OH – Receptor de protones
MOH → M + + OH – Base: da aniones hidroxilo en disolución acuosa
Si este grupo OH se necesita de acuerdo con la valencia del metal, dos o más veces
en la fórmula, se escribe entre paréntesis y afuera se anota el subíndice: M(OH) x . En
cuanto a la nomenclatura, es semejante a la de los óxidos metálicos, simplemente se
lee hidróxido de... y el metal de que se trata.

4.2
Funciones químicas inorgánicas
155
Los siguientes ejemplos ilustran lo anterior.
NaOH
Ca(OH) 2
Al(OH) 3
Hidróxido de sodio
Hidróxido de calcio
Hidróxido de aluminio
Ejercicio
Escribe el nombre o la fórmula de los siguientes hidróxidos.
KOH
: __________________________________________
____________ : Hidróxido de plata
Mg(OH)2
: __________________________________________
____________ : Hidróxido de zinc
Ba(OH)2
: __________________________________________
Cuando el metal tiene valencia variable, ésta se escribe al final del nombr e entre
paréntesis y con número romano.
CuOH Hidróxido de cobre (I)
Cu(OH) 2 Hidróxido de cobre (II)
Ejercicio
Completa con el nombre o la fórmula:
HgOH
: __________________________________________
____________ : Hidróxido de mercurio (II)
Fe(OH)2
: __________________________________________
____________ : Hidróxido de hierro (III)
Ácidos (oxiácidos)
Cuando los óxidos no metálicos o anhídridos ( NO) reaccionan con agua (H 2 O),
producen una serie de compuestos llamados ácidos (HNO):
Óxido no metálico + Agua → Ácido
NO + H 2 O → HNO
Estos ácidos contienen oxígeno y, de manera específica, se les llama oxiácidos.

156
Unidad 4
Nomenclatura de compuestos químicos inorgánicos
Cuadro 4.2 Nomenclatura de los
ácidos.
Valencia Prefi jo Sufi jo
Fija ——— -ico
1 o 2 hipo- -oso
3 o 4 ——— -oso
5 o 6 ——— -ico
7 u 8 per- -ico
Los ácidos reaccionan con los metales más electropositivos desprendiendo hidrógeno,
cambian a rojo el papel tornasol y el anaranjado de metilo. Se caracterizan por
contener siempre el ion hidrógeno (H + ) y según la definición clásica cualquier sustancia
en solución acuosa da iones hidronio (H 3 O 1+ ).
El concepto actual indica que ácido es cualquier especie molecular o iónica que
puede ceder protones a cualquier otra.
Definiciones de ácido
HA → H + + A –
H 2 O + H + → H 3 O +
HA + H 2 O ←
→ H 3 O + + A –
Para la notación de estos compuestos se indican los símbolos de sus constituyentes
(hidrógeno, no metal y oxígeno) de la siguiente forma: H N O.
En cuanto a su nomenclatura, en primer lugar se menciona el nombre genérico de
ácido y después se da el nombre del no metal que contiene, con los prefijos y sufijos
que se indican en el cuadro 4.2, de acuerdo con la valencia de éste.
Para conocer la valencia del no metal, se procede según los ejemplos siguientes:
Problemas resueltos
1.
1+ 2–
H 2 S O 4
2+ 6+ 8–
Valencia del azufre (S) 6+
2.
De acuerdo con el cuadro 4.2, corresponde al nombre del no metal la terminación -ico:
H 2 SO 4
Valencia del nitrógeno (N) 3+
3.
1+ 2 –
H N O 2
1+ 3+ 4–
Al nombre del no metal se le agrega el sufijo -oso:
Valencia del yodo (I) 1+
HNO 2
1+ 2–
H I O
1+ 1+ 2–
Ácido sulfúrico
Ácido nitroso
Al nombre del no metal, en este caso el yodo, le anteponemos la partícula hipo- y le agregamos
la terminación -oso:
HIO Ácido hipoyodoso

4.2
Funciones químicas inorgánicas
157
4.
1+ 2–
H Mn O 4
1+ 7+ 8–
La valencia del manganeso (Mn) es 7+
Le corresponde el prefijo per- y el sufijo -ico:
HMnO 4
Ácido permangánico
O
H
H
O
O
N
C
P
H
HNO 3
H 2
CO 3
H 3
PO 4
Figura 4.5 Representación de la
molécula de algunos oxiácidos.
Ejercicio
Escribe el nombre de los siguientes ácidos (oxiácidos).
HNO 3
H 2 SO 3
_______________________________________________________________
_______________________________________________________________
HClO _______________________________________________________________
HClO 2
HClO 3
HClO 4
H 3 PO 4
_______________________________________________________________
_______________________________________________________________
_______________________________________________________________
_______________________________________________________________
H 3 PO 3 _______________________________________________________________
HIO 3
HIO 4
_______________________________________________________________
_______________________________________________________________
HBrO 3 _______________________________________________________________
HBrO _______________________________________________________________

158
Unidad 4
Nomenclatura de compuestos químicos inorgánicos
Investiga
¿Cuál es el nombre de los
siguientes compuestos?
HF
HBr
HI
H 2Se
¿Sabías que...?
El pH (potencia de hidrógeno) es
una escala matemática en la que se
expresa la concentración de los
iones hidronio (H 3O) 1+ de una
solución como un número, desde
0 hasta 14. La escala de pH es una
forma conveniente para describir
la concentración de iones hidronio
en soluciones ácidas y de iones
hidróxido (OH) 1– en las soluciones
básicas.
Ácidos (hidrácidos)
Existe otra clase de ácidos a los que se les llama hidrácidos y se forman mediante la
unión del hidrógeno (H) con un no metal (N).
En su fórmula se escribe primer o el hidrógeno (H) y después el no metal ( N);
HN. En cuanto a su nomenclatura, en primer lugar se dice el nombr e genérico del
ácido y en seguida se menciona el del no metal con la terminación “-hídrico”.
HCl
H 2 S
Ácido clorhídrico
Ácido sulfhídrico
Cuando una base se disuelve en agua y todas sus unidades (MOH) se disocian en
iones metálicos y iones hidróxidos separados, se dice que es una base fuerte. Un ácido
fuerte es cuando en solución acuosa todas sus moléculas se encuentran ionizadas.
Cuadro 4.3 Ácidos y bases fuertes.
Ácidos fuertes Bases fuertes
Ácido perclórico, HClO 4 Hidróxido de litio, LiOH
Ácido sulfúrico, H 2SO 4 Hidróxido de sodio, NaOH
Ácido yodhídrico, HI Hidróxido de potasio, KOH
Ácido bromhídrico, HBr Hidróxido de calcio, Ca(OH) 2
Ácido clorhídrico, HCl Hidróxido de estroncio, Sr(OH) 2
Ácido nítrico, HNO 3 Hidróxido de bario, Ba(OH) 2
Hidróxido de magnesio, Mg(OH) 2
[H + ] pH
10 –14
10 –13
14 1 M NaOH
13
Básico
10 –12
10 –11
10 –10
12
11
10
Amoniaco
(limpiador
casero)
10 –9
9
Neutro
10 –8
10 –7
10 –6
8
7
6
Sangre
Agua Pura
Leche
Ácido
10 –5
10 –4
10 –3
10 –2
10 –1
10 0
5
4
3
2
1
0
Vinagre
Jugo de limón
Ácido
estomacal
1 M HCI
Figura 4.6 En la figura se señala
el pH y valores de pH de algunas
sustancias comunes.
Figura 4.6 Medición del pH del agua de un estanque. El pH se determina al comparar el color de la muestra de
agua (una vez que se le ha adicionado el reactivo) con una escala cromótica que corresponde con los distintos
valores del pH.
Sales (oxisales)
Cuando un ácido reacciona con una base, se neutralizan. A esta reacción se le llama
de neutralización y el producto es una sal y agua.
Para formar las sales se une el anión del ácido con el catión de la base.
Ácido + Hidróxido → Sal + Agua

4.2
Funciones químicas inorgánicas
159
Si el ácido es oxiácido, la sal recibe el nombre de oxisal.
HNO + MOH → MNO + H 2 O
Veamos la notación y nomenclatura de las oxisales. En su fórmula se escribe primero
el catión M (+) y en seguida el anión (–) NO.
Para nombrarlas se indica en primer lugar el nombre del anión y luego el del catión
(generalmente metal).
Si el ácido termina en -oso, la sal termina en -ito y si el ácido termina en -ico, la sal
termina en -ato.
(Si el metal tiene valencia variable, éste se indica al final del nombr e en la forma
ya vista.) Observa los siguientes ejemplos.
NaNO 3
CaCO 3
Cu 2 SO 4
CuSO 4
Nitrato de sodio
Carbonato de calcio
Sulfato de cobre (I)
Sulfato de cobre (II)
¿Sabías que...?
En la actualidad se pueden
conseguir ciertos medicamentos
que utilizan un enfoque alternativo
para controlar la irritación gástrica.
Estos fármacos actúan disminuyendo
la secreción de ácido del estómago.
Anteriormente, sólo podían
venderse con receta a las personas
que padecían de acidez gástrica
severa o de úlceras gástricas.
Cuadro 4.4 Compuestos utilizados en los antiácidos.
Hidróxidos insolubles Compuesto de carbonato
Hidróxido de aluminio, Al(OH) 3 Carbonato de calcio, CaCO 3
Hidróxido de magnesio, Mg(OH) 2 Carbonato de magnesio, MgCO 3
Hidrógeno carbonato de sodio, NaHCO 3
Hidrógeno carbonato de potasio, KHCO 3
Ejercicio
Escribe los nombres de las siguientes oxisales:
Ca(NO 2 ) 2 _____________________________________________________________
Al(NO 3 ) 3 _____________________________________________________________
KMnO 4
Ag 2 SO 3
_____________________________________________________________
_____________________________________________________________
Al 2 (SO 4 ) 3 _____________________________________________________________
ZnCO 3
K 2 Cr 2 O 7
FeSO 3
_____________________________________________________________
_____________________________________________________________
_____________________________________________________________
Fe 2 (SO 3 ) 3 _____________________________________________________________

160
Unidad 4
Nomenclatura de compuestos químicos inorgánicos
HgNO 3
_____________________________________________________________
Hg(NO 3 ) 2 _____________________________________________________________
Sales (haloides)
Si el ácido es hidrácido, la sal recibe el nombre de sal haloide.
HN + MOH → MN + H 2 O
En cuanto a las sales haloides, en la fórmula se escribe en primer lugar el símbolo
del metal y luego el del no metal (MN).
Figura 4.7 Reacciones de
neutralización Una solución de
ácido clorhídrico, HCl, se añade a la
cantidad exacta de una solución de
hidróxido de sodio, NaOH, que es
una base para que reaccione con el
ácido. El papel tornasol indica que
la solución de sal que se forma no
es ácida ni básica.
NaOH(ac) + HC l → NaCl(ac) + H 2O(l)
Para su nomenclatura se sustituye la terminación del ácido por la de -uro. Al final
se da el nombre del metal correspondiente, si éste tiene valencia se indica con número
romano entre paréntesis.
MN _____________ -uro de... (el nombre del metal correspondiente)
NaCl Cloruro de sodio
CaS Sulfuro de calcio
CuBr 2 Bromuro de cobre (II)
CuBr Bromuro de cobre (I)
AlI 3 Yoduro de aluminio
KF Fluoruro de potasio
Ejercicio
Escribe el nombre de las siguientes sales haloides:
MgCl 2 _______________________________________________________________

4.2
Funciones químicas inorgánicas
161
FeS _______________________________________________________________
Fe 2 S 3
AgBr
CaF 2
HgI
HgI 2
_______________________________________________________________
_______________________________________________________________
_______________________________________________________________
_______________________________________________________________
_______________________________________________________________
Tanto las sales haloides como las oxisales vistas hasta ahora son neutras, ya que en
ellas los hidrógenos del ácido son sustituidos totalmente por el metal de la base.
Observa el siguiente ejemplo.
H NaOH H 2 O
SO 4 + → Na 2 SO 4 +
H NaOH H 2 O
Sulfato de sodio
(sal neutra)
Sales ácidas
No obstante, puede ocurrir que estos hidr ógenos no sean sustituidos totalmente,
formándose entonces sales ácidas, que son compuestos cuaternarios.
H
H
H
H
SO 4 + NaOH → NaHSO 4 + H 2 O
Sulfato ácido
de sodio
(sal ácida)
S + KOH → KHS + H 2 O
Sulfuro ácido
de potasio
(sal ácida)
Para nombrar estas sales ácidas, se indica el nombre del radical ácido y en seguida
el del metal, como se muestra a continuación.
NaHCO 3
Mg(HSO 4 ) 2
NaH 2 PO 4
Li 2 HPO 4
Carbonato ácido de sodio
Sulfato ácido de magnesio
Fosfato diácido de sodio
Fosfato monoácido de litio
Las sales ácidas también pueden mencionarse indicando el nombr e del anión seguido
de hidrógeno y el metal del que se trate. Por ejemplo:
NaHCO 3
Carbonato de hidrógeno y sodio

162
Unidad 4
Nomenclatura de compuestos químicos inorgánicos
Ejercicio
Da el nombre a las siguientes sales ácidas:
Al(HCO 3 ) 3 ___________________________________________________________
Zn(HS) 2
Fe(HSO 3 ) 2
CaHPO 4
___________________________________________________________
___________________________________________________________
___________________________________________________________
Hidruros
El hidrógeno, además de combinarse con elementos no metálicos, también se combina
con algunos de los metales más activos.
Estos compuestos binarios de hidrógeno con otro elemento, reciben el nombre de
hidruros.
Los hidruros de los no metales tienen nombres especiales que son más comunes:
HCl (ácido clorhídrico), H 2 O (agua), NH 3 (amoniaco), CH 4 (metano), etcétera.
Las combinaciones metal-hidrógeno llevan el nombre genérico de hidr uro y el
específico se forma nombrando el metal de que se trate.
LiH
NaH
CaH 2
Hidruro de litio
Hidruro de sodio
Hidruro de calcio
En estos compuestos, el hidrógeno actúa como monovalente negativo.
La siguiente relación resume en forma general las funciones vistas en esta unidad.
H Hidrógeno HNO Ácido (oxiácido)
M Metal MNO Sal (oxisal)
N No metal HN Ácido (hidrácido)
MO Óxido metálico MN Sal (haloide)
NO Óxido no metálico MH Hidruro metálico
O Oxígeno MOH Hidróxido o base
Figura 4.8 Secuencia de
formación de dos diferentes
compuestos.
O
+ +
M N
MO
NO
H
+
+ + +
H 2O H 2O N M
MOH
+
HNO HN MH
+
MNO MN
+ +
H 2O H 2O

4.2
Funciones químicas inorgánicas
163
Ejercicio
Escribe en las filas vacías el nombre del compuesto y la función a la que pertenece cada fórmula:
Fórmula Nombre Función
NaCl Cloruro de sodio Sal (haloide)
H 2SO 4 Ácido sulfúrico Ácido (oxiácido)
KOH Hidróxido de potasio Base
CO 2 Dióxido de carbono Óxido no metálico
ZnO Óxido de zinc Óxido metálico
Ca 3(PO 4) 2 Fosfato de calcio Sal (oxisal)
HI Ácido yodhídrico Ácido (hidrácido)
Na 2CO 3
HNO 3
NaH
SO 2
Fe 2O 3
K 2SO 4
AlI 3
HCl
KClO 3
CaF 2
H 3PO 4
Cu 2O
CaH 2
A continuación se presenta un resumen genérico de la forma correcta de escribir
las fórmulas de diferentes compuestos.
Si revisas la formación del clor uro de sodio (NaCl) observarás que un átomo de
sodio (Na) se une con un átomo de cloro para formar cloruro de sodio (NaCl) neutro,
ya que el Na tiene una carga positiva (+) que se neutraliza con una carga negativa
(–) de Cl.

164
Unidad 4
Nomenclatura de compuestos químicos inorgánicos
En el caso del clor uro de aluminio (ClAl 3 ), las tres cargas positivas (+ + +) del
aluminio (Al) se neutralizan con las tr es negativas de los tr es cloros, dando como
resultado que el AlCl 3 sea neutro.
En general, las moléculas de cualquier compuesto son neutras, esto es, el número
de valencias positivas es igual al número de valencias negativas. El cuadro 4.5 presenta
una relación de cationes y aniones comunes. Para facilitar tus estudios posteriores
de química, debes memorizar el nombre, la fórmula y la valencia de cada uno.
Cuadro 4.5 Relación de cationes y aniones comunes.
Cationes
Aniones
Fórmula y valencia Nombre Fórmula y valencia Nombre
Monovalentes
Monovalentes
Na 1+
K 1+
Ag 1+
NH
1+ 4
Sodio
Potasio
Plata
Amonio
Cl 1–
NO
1– 2
NO
1– 3
MnO
1– 4
Cloruro
Nitrito
Nitrato
Permanganato
Divalentes
CN 1–
Cianuro
Mg 2+
Magnesio
OH 1–
Hidróxilo
Ca 2+
Calcio
HS 1–
Sulfuro ácido
Ba 2+
Bario
HSO 3
1–
Sulfi to ácido
Zn 2+
Zinc
HSO 4
1–
Sulfato ácido
HCO 3
1–
Carbonato ácido
H 2PO 4
1–
Fosfato diácido
Trivalentes
Al 3+
Aluminio
Divalentes
O 2–
Óxido
De valencia variable
S 2–
Sulfuro
Cu 1+
Cobre (I)
SO 3
2–
Sulfi to
Cu 2+
Cobre (II)
SO 4
2–
Sulfato
Hg 1+
Mercurio (I)
CO 3
2–
Carbonato
Hg 2+
Mercurio (II)
HPO 4
2–
Fosfato monoácido
Fe 1+
Hierro (I)
CrO 4
2–
Cromato
Fe 2+
Hierro (II)
Cr 2O 7
2–
Dicromato
Cr 1+
Cr 2+
Cromo (I)
Cromo (II)
Trivalentes
PO 4
3– Fosfato
En cada fórmula primero se escribe la parte positiva (catión) y luego la parte negativa
(anión).
Para dar el nombre del compuesto (leer la fórmula), primero se indica el anión y
luego el nombre del catión (+).

4.2
Funciones químicas inorgánicas
165
De los ejemplos ya vistos, tenemos:
NaCl
AlCl 3
Cloruro de sodio
Cloruro de aluminio
Ahora practiquemos para escribir correctamente algunas fórmulas.
Recuerda que el númer o de átomos se indica con un númer o
pequeño que se escribe en la par te inferior del símbolo y se llama
subíndice. (El subíndice 1 no se escribe.)
+ –
Figura 4.9 Catión, anión.
Catión Anión Fórmula Nombre
K 1+ Cl 1– KCl Cloruro de potasio
Ca 2+ S 2– CaS Sulfuro de calcio
Al 3+ PO
3– 4 AlPO 4 Fosfato de aluminio
Cuando el catión y el anión tienen igual número de valencias, se escriben solamente
una vez, ya que con eso el número de valencias positivas será igual al de negativas.
En la última fórmula (AlPO 4 ), el PO 4 debe escribirse completo, pues en él se indica
1 átomo de P y 4 de O que actúan en conjunto como si fueran un solo átomo,
es decir, con valencia. Estos iones formados por dos o más átomos reciben el nombre
de radicales.
En caso de que el catión y el anión tengan número distinto de valencia, un procedimiento
sencillo es cr uzar el número que indica la v alencia escribiéndolo como
subíndice; con esto el número de valencias positivas quedará igual que el de negativas.
Te proporcionamos unos ejemplos.
Problemas resueltos
Catión Anión Fórmula Nombre
Na 1+ O 2– Na 2 O Óxido de sodio
(El número uno que le corresponde al O se sobreentiende).
Fe 3+ Cl 1– FeCl 3 Cloruro de hierro (III)
(Cuando el catión tiene valencia variable, en este caso el Fe, ésta se escribe al final
con un número romano).
Al 3+ S 2– Al 2 S 3 Sulfuro de aluminio
Cu 2+ PO 4
3–
Cu 3 (PO 4 ) 2 Fosfato de cobre (II)

166
Unidad 4
Nomenclatura de compuestos químicos inorgánicos
(En este último ejemplo, el PO 4 como grupo se indica dos veces, por eso se escribe
entre paréntesis. Esto debe hacerse con todos los radicales cuando se necesiten dos
o más veces en una fórmula).
Ejercicio
Escribe la fórmula de los compuestos que se forman con los siguientes iones:
Catión Anión Fórmula Nombre
Na 1+ NO 2
1–
K 1+ MnO 4
1–
NH 4
1+
HS 1–
Ag 1+ HSO 4
1–
Mg 2+ H 2PO 4
1–
Ca 2+ O 2–
Ba 2+ SO 4
2–
Zn 2+ HPO 4
2–
Al 3+ Cr 2O 7
2–
Cu 1+ PO 4
3–
Cu 2+ NO 3
1–
Hg 1+ OH 1–
Hg 2+ HSO 3
1–
Fe 2+ HCO 3
1–
Fe 3+ HSO 3
1–
Fe 3+ O 2–
Na 1+ SO 3
2–
Mg 2+ CO 3
2–
Fe 3+ Cr 2O 7
2–
Cu 2+ CN 1–

4.2
Funciones químicas inorgánicas
167
Manos
a la obra
Antiácidos
Cuando consumes grasas o irritantes experimentas un malestar
conocido como agruras, éstas son causadas por el exceso
de acidez en el estómago o en el esófago.
Emplea tu conocimiento de la química de los ácidos para
evaluar los efectos de los antiácidos que se usan, en general,
para el tratamiento de las agruras.
Material
• tabletas de antiácidos de tu preferencia
• 4 bolsas de plástico
• vinagre
• agua
• indicador de jugo de col
colócalos en capas en un vaso de precipitados, agrega
agua y calienta en una parrilla o usando un mechero
de Bunsen hasta que el agua adquiera un color púrpura
profundo, retira el vaso de precipitados, deja que se
enfríe y vacía el líquido indicador de col en otro vaso
de precipitados limpio.
2. Marca cada bolsa con el nombre del antiácido que
vayas a probar.
3. Agrega 5 mL de vinagre a cada una de las cuatro
bolsas, 10 mL de agua y sufi ciente indicador de jugo
de col (entre 30 y 40 gotas) para darles diferente color.
4. Agrega una tableta del antiácido apropiado a cada
bolsa, elimina el exceso de aire y ciérrala. Asegúrate
de que la tableta del antiácido esté sumergida en la
solución de vinagre.
5. Aprieta las tabletas del antiácido para que se rompan
en trozos pequeños. Anota tus observaciones.
Cuando hayan terminado las reacciones o hayan disminuido
notablemente, observa y anota el color y los valores
aproximados del pH de las soluciones. Consulta la siguiente
tabla de colores de pH.
Color del indicador
rojo brillante
rojo
rojo púrpura
púrpura
azul verde
verde
amarillo
pH relativo
ácido fuerte
ácido moderado
ácido debil
neutro
base débil
base moderada
base fuerte
Procedimiento
1. Para obtener el jugo de col consigue una col morada
en el mercado, corta una hoja en trozos pequeños y
1. Describe las diferentes formas en que los antiácidos
reaccionaron con el vinagre. Infi ere cuál de los antiácidos
contiene carbonatos. Explica tu respuesta.
2. ¿Qué antiácidos formaron la solución fi nal más básica?
Explica esta respuesta de acuerdo a como funcionan
los antiácidos.

168
Unidad 4
Nomenclatura de compuestos químicos inorgánicos
Lectura
¿Cómo se inflan las bolsas de aire?
Los autosmóviles recientes contienen unas bolsas de aire para
proteger al chofer y al copiloto en el momento de un accidente.
Si pensabas que dichas bolsas se inflaban por alguna fuente
de gas comprimido, esto no es así. Las bolsas se inflan de
los productos provenientes de la reacción química de descomposición
de la azida de sodio, NaN 3.
En circunstancias normales, la azida es una molécula muy
estable, pero si se calienta se rompe, como lo indica la siguiente
reacción:
2NaN 3 → 2Na + 3N 2
El segundo producto de la reacción es nitrógeno gaseoso,
componente importante del aire que respiramos. Para que
una bolsa de aire se infle se necesitan aproximadamente
130 g de azida de sodio, 67 litros de nitrógeno gaseoso.
Ahora ya sabes cómo se inflan las bolsas de aire y que una
reacción química es suficiente para salvar la vida de muchas
personas.
Adaptado de Zárraga, Velázquez, Rojero, Castells, Química,
México, McGraw-Hill Interamericana, 2004, p. 34.
Palabras clave
Ácido fuerte, 158
Ácidos, 155
Anhídridos, 152
Base fuerte, 158
Compuestos binarios, 148
Compuestos cuaternarios, 161
Compuestos ternarios, 154
Fórmula, 144-145
Fórmula condensada, 146
Fórmula desarrollada o
estructural, 146
Fórmula empírica, 145
Fórmula molecular, 145
Función química, 147
Grupo funcional, 147
Hidrácidos, 158
Hidróxidos, 154
Hidruros, 162
Nomenclatura, 149
Notación, 149
Oxiácidos, 155
Óxidos ácidos, 152
Óxidos básicos, 148
Oxisales, 158
Sal haloide, 160
Sales ácidas, 161
Lo que aprendí
1. Escribe a qué se refi ere cada enunciado.
Representan a las sustancias químicas
___________________________________________________________________________________
Átomo o grupo de átomos que caracterizan a un grupo de sustancias que les confi ere propiedades análogas
___________________________________________________________________________________
Se forman mediante la unión química de un metal con hidrógeno
___________________________________________________________________________________
Elementos que se unen para formar un anhídrido
___________________________________________________________________________________

Lo que aprendí
169
Especie molecular o iónica que es un aceptor de protones
___________________________________________________________________________________
Se caracterizan por contener en su molécula el ion H +
___________________________________________________________________________________
Resultan de la combinación del hidrógeno con un no metal
___________________________________________________________________________________
Elementos que se combinan para formar un óxido básico
___________________________________________________________________________________
Productos de la reacción de neutralización
___________________________________________________________________________________
Contienen en su molécula metal, no metal y oxígeno
___________________________________________________________________________________
2. Completa la siguiente tabla con las fórmulas correctas para cada compuesto. Observa los ejemplos.
O 2– Cl 1– SO 4
2–
PO 4
3–
OH 1– NO 3
1–
CO 3
2–
Ca 2+
Al 3+ AlCl 3
Li 1+
Cu 1+
Cu 2+ Cu(OH) 2

170
Unidad 4
Nomenclatura de compuestos químicos inorgánicos
3. Escribe a la derecha de cada fórmula el nombre del compuesto y la función a la que pertenece.
Nombre
Función
MgO Óxido de magnesio Óxido metálico o básico
KH
BeCrO 4
Zn 3(PO 4) 2
KOH
NH 4Br
NaNO 2
Al(ClO 4) 3
HCl
HClO
HNO 2
NO 2
CuCl 2 Cloruro de sodio (II) Sal haloide
KMnO 4
Co(NO 3) 3
KHCO 3
FeSO 3
HNO 3
CO
H 2SO 4

Lo que aprendí
171
4. Escribe la fórmula correcta de los siguientes compuestos.
Carbonato de calcio
Cloruro de cobalto (II)
Hidróxido de sodio
Cianuro de litio
____________________________________________________________
____________________________________________________________
____________________________________________________________
____________________________________________________________
Permanganato de sodio ____________________________________________________________
Fluoruro de estaño (II)
Dicromato de potasio
Nitrito de bario
Óxido de hierro (III)
Hipoclorito de calcio
____________________________________________________________
____________________________________________________________
____________________________________________________________
____________________________________________________________
____________________________________________________________

Unidad 5
Reacciones
químicas
Al comprender los cambios químicos que ocurren de forma
artificial o natural nos lleva a apreciar la importancia de la
química en nuestra vida diaria, sus beneficios y también los
riesgos que conlleva.
Contenido
¿Cuánto sabes?
5.1 Reacciones químicas
Lectura Consumismo y desarrollo sostenible
Manos a la obra Reacciones químicas
Manos a la obra Acción de las enzimas
Lectura ¿Envejecemos por oxidación?
5.2 Balanceo de ecuaciones químicas
Lectura El lanzamiento del transbordador espacial
Manos a la obra Tipos de reacciones químicas
Lectura Fertilizantes producidos por los rayos solares
Actividades Lo que aprendí

Objetivo de la unidad
El estudiante caracterizará los cambios químicos a partir de su identificación, representación
y cuantificación, así como algunos factores que los determinan y el uso del lenguaje de
la disciplina con una postura crítica y responsable ante su aplicación y repercusión en el
ambiente y la sociedad.

¿Cuánto
sabes?
1. ¿Qué es un fenómeno químico?
2. Define lo que es una ecuación matemática.
3. ¿Qué entiendes por adición?
4. Cuando sustituyes algo, ¿qué acción estás realizando?
5. Cuando pones un automóvil en reversa, ¿hacia dónde se mueve?
6. ¿Qué entiendes por velocidad?
7. Considera una balanza de dos platillos. ¿Cuándo se encuentra
balanceada?
8. El oxígeno tiene su último nivel energético 6 e – . ¿Cómo alcanza su
configuración estable?
9. Una molécula de un compuesto es neutra. ¿Qué significa esto?
10. En tus palabras escribe la ley de la conservación de la masa.
Introducción
Sabemos que la química trata fundamentalmente de los cambios que sufre la materia
en su estructura íntima, esto es, la transformación de una o más sustancias en otra u
otras con características totalmente diferentes. Como ejemplos podemos citar el crecimiento
de las plantas, la oxidación del hierro, el teñido del cabello, la combustión
del gas natural, la pr oducción de nailon, entre otras sustancias que se emplean para
elaborar camisas, chamarras, trajes de baño y más pr endas de vestir; la descomposición
del agua en hidrógeno y oxígeno mediante la corriente eléctrica, la fermentación
del jugo de uva para elaborar vino, el efecto de los fertilizantes, el uso de medicamentos
para preservar nuestra salud.
Estos ejemplos son sólo algunos de los cambios químicos que nos afectan.
En esta unidad estudiar emos los cambios químicos o r eacciones que son par te
fundamental de la química.
¿Sabías que...?
Una reacción química ocurre
cuando:
• Se produce algún cambio de
color.
• Se forma una sustancia insoluble.
• Se forman burbujas.
• Se produce calor, flama o
ambos, o se absorbe calor.
5.1 Reacciones químicas
La materia es susceptible de sufrir cambios, a los cuales se les llama fenómenos.
Si el cambio que sufre la materia no altera su estructura íntima, es decir, su composición
química, se le llama cambio o fenómeno físico. Por ejemplo, la evaporación
del agua o la solidificación, doblar un alambr e de cobre, triturar una r oca, entre
otras.
Si el cambio altera la estr uctura íntima de la materia, lógicamente cambiará su
composición química y se pr oducirán nuevas sustancias. A este cambio se le llama
fenómeno químico. Por ejemplo, la quema de un tr ozo de papel, la o xidación del
hierro, etcétera.
Los cambios químicos también reciben el nombre de reacciones químicas.

5.1
Reacciones químicas
175
Mapa conceptual 5.1
Velocidad
Reacciones
químicas
que se clasifi can por
Forma y tiempo
son los
Cambios
químicos
Inmediatas
Provocadas
Lentas
Instantáneas
depende de
representados por
Sí desprenden
calor
Exotérmicas
Ecuaciones
químicas
Sí absorben calor
Endotérmicas
Naturaleza de
los reactivos
que tienen
Temperatura
Por la cantidad
de reactivos
Primer
miembro
Segundo
miembro
Concentración
Ilimitadas
Limitadas
que contienen los
Catalizadores
Reactivos
Productos
Por cambios en
la estructura
molecular
Adición
Análisis
Sustitución
simple
Doble
sustitución
Iónicas
Reversibles

176
Unidad 5
Reacciones quimicas
Lectura
Consumismo y desarrollo sostenible
El ser humano consume productos para satisfacer sus necesidades
fundamentales. El consumismo es la utilización de estos
productos en forma exagerada y superfl ua; no obstante, es la
base de la economía de países altamente industrializados con
las consiguientes consecuencias en los menos desarrollados,
como los efectos negativos del desarrollo económico, la contaminación,
la degradación de los suelos y la desertización.
En la actualidad es preocupante la desigual distribución de la
riqueza y el bienestar. Por lo anterior, existe un marcado interés
en el desarrollo sostenible, término aplicado al desarrollo
económico y social que permite hacer frente a las necesidades
del presente sin poner en peligro la capacidad de futuras generaciones
para satisfacer sus propias necesidades.
Durante las décadas de los setenta y ochenta del siglo pasado
empezó a quedar cada vez más claro que los recursos
naturales estaban destruyéndose en nombre del "desarrollo".
Se estaban produciendo cambios imprevistos en la atmósfera,
los suelos, las aguas, entre las plantas y los animales, y
en las relaciones entre todos ellos. Fue necesario reconocer
que la velocidad del cambio era tal que superaba la capacidad
científi ca e institucional para invertir el sentido de sus causas y
efectos. Estos grandes problemas ambientales incluyen:
1. El calentamiento global de la atmósfera (el efecto invernadero),
debido a la emisión, por parte de la industria y
la agricultura, de gases (sobre todo dióxido de carbono,
metano, óxido nitroso y clorofl uorocarbonos) que absorben
la radiación de onda larga refl ejada por la superfi cie
de la Tierra.
2. El agotamiento de la capa de ozono de la estratosfera por
la acción de productos químicos basados en el cloro y el
bromo, destruyendo así el escudo protector del planeta
que permite una mayor penetración de rayos ultravioleta
hasta su superfi cie.
3. La creciente contaminación del agua y los suelos por las
descargas de residuos industriales y agrícolas.
4. El agotamiento de la cubierta forestal (deforestación), en
especial en los trópicos, por la explotación para leña y la
expansión de la agricultura.
5. La pérdida de especies, tanto silvestres como domésticas,
de plantas y animales por destrucción de hábitats naturales,
la especialización agrícola y la creciente presión a la
que se ven sometidas las pesquerías.
6. La degradación del suelo en los hábitats agrícolas y naturales
incluyendo la erosión, el encharcamiento y la
salinización, que produce con el tiempo la pérdida de
la capacidad productiva del suelo.
Figura 5.1
a) Fenómeno físico.
b) Fenómeno químico.
a) b)

5.1
Reacciones químicas
177
Definición
La reacción química se define como la transformación de una o más sustancias en
otra u otras distintas. Veamos algunos ejemplos en la siguiente sección.
Manos
a la obra
Reacciones químicas
Material
• cucharilla de combustión
• mechero
• pinzas
• tubo de ensayo
O
S
O
Sustancias
SO 2
• azufre en polvo
• ácido clorhídrico
• zinc
Procedimiento
1. Con una cucharilla de combustión toma un poco de
azufre en polvo y acércala a la llama del mechero para
quemarlo totalmente.
¿El azufre permanece igual?
______________________________________
Azufre ardiendo
______________________________________
¿Se ha transformado en otra sustancia distinta?
______________________________________
______________________________________
¿Cuál componente del aire permite la combustión del
azufre?
______________________________________
______________________________________
Ahora, analicemos la estructura íntima (molecular) de las
sustancias relacionadas.
Cuando las dos sustancias reaccionaron se formó dióxido
de azufre (SO 2 ), que es el gas de olor desagradable que se
desprendió y cuya estructura molecular es:
Al ocurrir la reacción puedes observar que dos sustancias se
han transformado en otra con una estructura molecular propia.
2. Con unas pinzas toma una cinta de magnesio de 5 cm
de longitud y quémala en el mechero.
¿Qué aspecto tiene la sustancia que se formó?
_______________________________________
_______________________________________
¿Es magnesio?
_______________________________________
_______________________________________

178
Unidad 5
Reacciones quimicas
¿Cuál componente del aire reaccionó con el magnesio
para formar el polvo blanco?
______________________________________
______________________________________
Por lo tanto, las sustancias que reaccionaron son el magnesio
y el; ______________________ la sustancia
producida recibe el nombre de
______________________________________
______________________________________
magnesio
Mg 2+
MgO
Molécula de óxido de magnesio
¿Se alteró la estructura íntima de dos sustancias para formar
una tercera?
______________________________________
______________________________________
3. Ahora hagamos reaccionar unos 3 mL de ácido clorhídrico
con dos granallas de zinc.
Al reaccionar el ácido clorhídrico con el zinc, ¿qué gas se
obtiene?
______________________________________
______________________________________
Bien, además del hidrógeno se obtiene cloruro de zinc
(ZnCl 2 ).
La estructura molecular de las sustancias que reaccionan
es la siguiente:
Ácido clorhídrico
Veamos la estructura molecular de las sustancias que
intervinieron en la reacción anterior.
Zinc
Mg
Molécula de magnesio
Molécula de ácido clorhídrico
HCl
O 2-
O 2
Molécula de oxígeno
Molécula de zinc
ZnCl 2

5.1
Reacciones químicas
179
La estructura molecular de las sustancias que se producen
podría representarse de la siguiente manera:
No todas las reacciones químicas se llevan a cabo de la misma
manera, ya que infl uyen el estado de agregación molecular,
las acciones mecánicas y los agentes físicos, eléctricos y catalíticos.
Cloruro de zinc
Hidrógeno
ZnCl 2
H 2
Tipos de reacciones
Por la forma y el tiempo de producirse, las reacciones se clasifican en:
• Inmediatas o espontáneas Se producen sin la inter vención de energía externa.
Para que se efectúen basta poner en contacto las sustancias; por ejemplo, la eacción r
entre el sodio y el agua.
• Provocadas Cuando se inician como consecuencia de la acción de un agente externo;
por ejemplo, para pr oducir la reacción entre el hidrógeno y el oxígeno es
necesaria la influencia de una flama.
• Instantáneas Si se producen en tiempo muy breve; por ejemplo, la combinación
del oxígeno e hidrógeno por la acción de una chispa eléctrica.
• Lentas Requieren de un tiempo más o menos largo; por ejemplo, la o xidación
del hierro.
Por la cantidad de r eactivos, se pueden clasificar de otra forma. U na reacción es
total o ilimitada si se lleva a cabo de un modo completo, es decir, que al finalizar no
queden restos visibles de los compuestos o elementos que r eaccionaron; pero, si
la reacción termina antes de que se haya transformado la totalidad de alguno de los
reactivos se denominará limitada.
Representación mediante ecuaciones
Para representar las reacciones químicas en forma abreviada y simbólica, empleamos
las expresiones ecuaciones químicas.
Partes de una ecuación
En una ecuación las sustancias que se v an a transformar en otras distintas se llaman
reactivos y las que resultan, productos.

180
Unidad 5
Reacciones quimicas
Terminología de las ecuaciones químicas
Una ecuación matemática tiene dos miembros separados por el signo = (igual a), el
de la izquierda es el primer miembro y el segundo es el de la der echa. La ecuación
química también consta de dos miembros, pero el signo = se sustituye por una flecha
que indica el sentido de la reacción (→) que significa “reaccionan y producen”.
En química, el primer miembro no es igual al segundo en calidad, ya que las sustancias
se transforman en otras distintas, pero se le sigue llamando ecuación debido
a que sí existe una igualdad en la cantidad de materia, también se conser va la carga
y la energía; es decir, la cantidad de materia, pues en toda reacción química se cumple
la ley de la conservación de la masa que establece: la cantidad total de masa que
entra en una reacción química (reactivos) es igual a la que resulta (productos).
Metano Oxígeno Dióxido de carbono Agua
CH 4 + O 2 → CO 2 + H 2 O
Reactivos
Productos
En el primer miembro de la ecuación química se escriben las fórmulas de los reactivos
y en el segundo las de los pr oductos. Si existen dos o más sustancias en cada
miembro, sus fórmulas se separan con el signo + (más). Veamos un ejemplo.
Reacción química:
Azufre (S) más oxígeno (O 2 ) reaccionan y producen dióxido de azufre (SO 2 ).
Ecuación que representa esta reacción:
S + O 2 → SO 2
(S + O 2 ) Primer miembro
(SO 2 ) Segundo miembro
Si en la reacción química se producen una o más sustancias gaseosas menos densas
que el aire, a la derecha de la fórmula que representa la sustancia se escribe una
pequeña flecha vertical hacia arriba (↑). Observa el ejemplo.
Zn + 2HCl 2 → ZnCl 2 + H 2 ↑
Si en lugar de ser gaseoso el pr oducto es sólido y precipita, por no ser soluble en el
medio en que se forma, a la derecha de su fórmula se pone una flecha hacia abajo (↓).
La palabra y su raíz
síntesis (Griego) syn junto,
tithanai colocar.
Una reacción de síntesis implica
juntar elementos o compuestos
para formar otro compuesto.
NaCl + AgNO 3 → NaNO 3 + AgCl ↓
Clasificación general de las reacciones químicas
La clasificación hasta ahora vista toma en cuenta la forma, el tiempo y la cantidad
de reactivos pero, más estrictamente y considerando los cambios en la estr uctura
molecular, todas las reacciones químicas pueden clasificarse en los siguientes tipos.

Adición
5.1
181
Reacciones químicas
NH 4NO 3(s) → N 2O (g) + 2H 2O (g).
Unión de dos o más elementos o compuestos sencillos para formar un único
compuesto. Se les llama también r eacciones de síntesis o combinación dir ecta. Te
presentamos los siguientes ejemplos.
Dos moléculas
+
de hidrógeno
2H 2
+
Fe + S → FeS
2H 2 + O 2 → 2H 2 O
CaO + H 2 O → Ca(OH) 2
H 2 O + SO 3 → H 2 SO 4
+
Figura 5.2 Tres formas para
Una molécula
Dos moléculas
de oxígeno
de agua
O 2
2H 2
O
CaCO 3 → CaO + CO 2
2KClO 3 → 2KCl + 3O 2
Análisis
Formación de dos o más sustancias, elementales o no, a partir de un solo compuesto.
Este tipo de reacción es inverso al de síntesis o adición. A estas reacciones también se
les llama de descomposición.
Figura 5.3 Una reacción de descomposición Cuando el nitrato de amonio se calienta a temperatura elevada,
se degrada explosivamente en monóxido de dinitrógeno y agua. La reacción de descomposición que se lleva
a cabo está representada por la ecuación balanceada que muestra un reactivo y más de un producto
representar la combustión del
hidrógeno De acuerdo con la ley
de la conservación de la masa, el
número de cada tipo de átomos
debe ser el mismo en ambos
lados de la ecuación.

182
Unidad 5
Reacciones quimicas
Sustitución simple
Reacciones que ocurren cuando un átomo o grupo de átomos sustituyen o reemplazan
a otros átomos diferentes que forman la molécula de un compuesto; también se
les llama de desplazamiento.
Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu
Zn + H 2 SO 4 → H 2 + ZnSO 4
Fe + 2HCl → FeCl 2 + H 2
e – H +
Cl –
Cl
–
Cl – H
Cl –
Zn Zn 2+
+
e– H +
H
Metal Zn Disolución de HCI Molécula H 2
Disolución de ZnCl 2
La palabra y su raíz
metátesis (Griego) meta, ticemi,
trasponer.
En química significa intercambio de
elementos entre dos compuestos.
Doble sustitución
También se les llama de doble desplazamiento, transposición o metátesis. Este tipo de
reacciones ocurre entre dos compuestos con intercambio de elementos para formar
dos nuevos compuestos.
AgNO 3 + NaCl → NaNO 3 + AgCl ↓
CaCl 2 + Na 2 CO 3 → CaCO 3 + 2NaCl
Figura 5.4 Doble
desplazamiento Cuando se
mezclan soluciones acuosas
transparentes de nitrato de plomo
(II) y yoduro de potasio, se lleva
a cabo una reacción de doble
desplazamiento y en la mezcla
aparece un sólido amarillo. Este
sólido es yoduro de plomo (II) y
precipita porque es insoluble en
agua, a diferencia de los dos
reactivos y el otro producto
Pb(NO 3) 2(ac) + 2KI (ac) →
PbI 2(s) + 2KNO 3(ac).
Iónicas
Las reacciones de doble desplazamiento vistas en el párrafo anterior con fr ecuencia
ocurren en una disolución acuosa, en especial como compuestos iónicos.

5.1
Reacciones químicas
183
De la ecuación de doble sustitución
La ecuación iónica sería:
AgNO 3 + NaCl → NaNO 3 + AgCl ↓
[Ag + + NO – 3] + [Na + + Cl –1 ] → [Na + + NO
– 3 + AgCl ↓]
ac
ac
y la ecuación iónica simple:
Ag + + Cl – → AgCl
Así pues, las reacciones iónicas son reacciones en las que intervienen
iones.
Reversibles
Estas sustancias resultantes (productos) reaccionan entre sí para
formar las sustancias originales (reactivos), como se observa en los
siguientes ejemplos.
CaCO 3
→
← CaO + CO 2
2SO 2 + O 2
→
← 2SO 3
Reacciones termoquímicas
En general, las reacciones químicas se representan mediante ecuaciones
que sólo se r efieren a la transformación de las sustancias,
pero no indican el cambio de energía que tiene lugar en ellas. N o
obstante, si en estas ecuaciones se indica, en el segundo miembro,
el calor producido o absorbido, reciben el nombre de ecuaciones
termoquímicas, las cuales r epresentan reacciones que absorben o
emiten calor.
Elementos de termoquímica
El calor puede incluirse como reactivo o como producto en las ecuaciones termoquímicas.
Ahora bien, cuando un sistema absorbe calor , parte de esa energía puede
emplearse para producir un trabajo, por ejemplo elev ar un peso, aumentar el v olumen
y accionar una batería. La otra parte de la energía se almacena dentro del propio
sistema como energía de los movimientos internos e interacción entre átomos y moléculas.
A esta energía almacenada se le denomina energía interna.
Entalpía
La entalpía es una magnitud que se relaciona de manera estrecha con la energía interna
y se define así: el incr emento de entalpía de cualquier sistema que sufr e un
Figura 5.5 Recarga reversible
Cuando la batería de un automóvil
libera energía mientras el
automóvil no está en marcha, la
reacción de abajo se dirige hacia
la derecha. Si dejas las luces
encendidas y tienes que recargar la
batería con un empujón, la reacción
se dirige hacia la izquierda mientras
el motor del automóvil esté en
marcha
Pb (s) + PbO 2(s) + 2H 2SO 4(ac)
→←
2PbSO 4(s) + 2H 2O (l) + energía

184
Unidad 5
Reacciones quimicas
cambio a presión y temperatura constantes es igual al calor absorbido o emitido en
el proceso. La entalpía o calor interno se representa con la letra H.
La ecuación termoquímica que representa la reacción entre el metano (CH 4 ) y el
oxígeno (O 2 ) puede escribirse de dos formas:
o
CH 4(g) + O 2 → CO 2(g) + 2H 2 O (l) + 213 kcal
CH 4(g) + O 2 → CO 2(g) + 2H 2 O (l) + ∆H
∆H = –213 kcal
La notación H designa la variación de la entalpía. La letra delta (∆) simboliza en
matemáticas la diferencia entre el estado final y el inicial.
En las reacciones exotérmicas el estado final tiene menos entalpía que el estado
inicial, por lo que el valor de ∆H es negativo. La reacción pierde calor.
C (g) + O 2(g) → CO 2(g) ∆H = –94.385 kcal
H 2(g) + Cl 2(g) → 2HCl (g)
∆H = –44.2 kcal
En cambio, en las reacciones endotérmicas el valor de ∆H es positivo. La reacción
absorbe calor.
CaCO 3(s) → CaO (s) + CO 2(g) ∆H = 42.5 kcal
H 2(g) + I 2(s) → 2HI (g)
∆H = 12.4 kcal
Ley de la suma constante de calor de Hess
Una ley importante en termoquímica es la ley de Hess, llamada también ley de la suma
constante de calor o ley del estado inicial y final que dice: el calor que interviene en una
reacción química es el mismo si la reacción ocurre directamente en una sola etapa o
indirectamente en varias etapas.
De manera directa:
2NaOH (s) + H 2 SO 4(l) → Na 2 SO 4(ac) + 2H 2 O (l)
–31.4 kcal
De manera indirecta:
NaOH (s) + H 2 SO 4(l) → NaHSO 4(ac) + H 2 O (l) –14.75 kcal
NaOH (s) + NaHSO 4(ac) → Na 2 SO 4(s) + H 2 O (l) –16.65 kcal
Total
–31.4 kcal
Como se observa, en la formación del sulfato de sodio (N a 2 SO 4 ) se desprenden
31.4 kcal (∆H = –31.4 kcal), ya sea en una etapa o en dos.
La cantidad de calor desprendido en la formación del óxido de bario (BaO) es la
misma al obtenerlo dir ecta o indirectamente con formación de per óxido de bario
(BaO 2 )·

5.1
Reacciones químicas
185
De manera directa:
Ba (s) + ½O 2(g) → BaO (s)
∆H = 133.4 kcal
De manera indirecta:
Ba (s) + O 2(g) → BaO 2(s) ∆H = 152 kcal
BaO 2(s) → BaO (s) + ½O 2(g) ∆H = 18.6 kcal
Total (–152 kcal) + (18.6 kcal) = ∆H = –133.4 kcal
Los siguientes principios se derivan de la ley de Hess y tienen gran aplicación en
química.
• Si en una reacción se desprenden x calorías, el mismo número de éstas se absorberá
en la reacción inversa. Observa el ejemplo:
NH 3 + HCl → NH 4 Cl + 41.9 kcal
NH 4 Cl → NH 3 + HCl – 41.9 kcal
• La cantidad x de calorías que se desprenden en una reacción es igual a la diferencia
entre el número x 2 de calorías de formación de todos los pr oductos y el número
x 1 de calorías de formación de todos los r eactivos. El calor de formación de los
cuerpos simples o elementos en estado natural es 0.
Encontremos el número de calorías que se desprenden en la siguiente reacción.
MgCl 2 + 2Na → 2NaCl + Mg + x kcal
El calor de formación del cloruro de magnesio (MgCl 2 ) es igual a 151 kcal (x l
=
151 kcal), y el calor de formación del clor uro de sodio (NaCl) es igual a 195.4
kcal (x 2 = 2 × 195.4 kcal = 390.8 kcal).
entonces
x = x 2 – x 1
x = –390.8 kcal – 151 kcal
= –239.8 kcal
MgCl 2 + 2Na → 2NaCl + Mg – 239.8 kcal
Es posible calcular el calor de formación de una sustancia que inter viene o una
reacción si se sabe cuánto calor se desprende en la reacción y se conoce el calor de
formación del resto de las sustancias que intervienen.
• Si se conoce el calor que se desprende en una reacción y el calor de formación de
todas las sustancias que en ella inter vienen, menos el de una, es posible calcular
este último:

186
Unidad 5
Reacciones quimicas
entonces:
CH 4 + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O –230.059 kcal
Calor que se desprende de la reacción: x = –230.059 kcal
Calor de formación del CO 2 : –94.385 kcal
Calor de formación del H 2 O:
–68.387 × 2 kcal
x 2 = –94.385 kcal + 136.774 kcal = –231.159
x = x 2 – x 1
luego
x 1 = x 2 – x
x 1 = –231.159 kcal + 230.059 kcal
= –1.1 kcal
El calor de formación CH 4 es –1.1 kcal
Cuadro 5.1 Calor de formación de kcal a 25°C*.
Sustancia
Al 2O 3(s) –400.5 CuSO 4(s) +184.3 KClO 4(s) +102.8
B 2O 3(s) +304.20 Fe 2+ (ac) +21.0 LiAlH 4(s) +24
Br (g) –26.73 Fe 2O 3(s) +197.3 LiBH 4(s) +45
C (diamante) –0.45 FeS(s) +22.8 Li 2O (s) –143.1
CF 4(g) +221 H + (ac) 0.0 N 2H 4(l) –12.10
CH 3OH (g) +47.96 HBr (g)+ +8.70 NO( g) –21.45
CH 9OH 20(l) +65.85 HC1 (g) +22.6 NO 2(g) –8.60
(CH 3) 2N 2H 2(l) –13.3 HF (g) +64.8 N 2O 4(g) –2.19
C(NO 2) 4(l) –8.8 HI (g) –6.30 N 2O 4(l) +4.66
CO (g) +26.42 HNO 3(l) +41.60 O 3(g) –34.1
CO 2(Gs) –94.05 H 2O (g.) +57.80 OH – (ac) +54.97
CaC 2(s) +14.2 H 2O (l) +68.32 PCl 3(l) +76.04
CaO (s) +151.6 H 2O 2(l) +44.88 PCl 3(g) +68.6
Ca(OH) 2(s) +235.71 H 2S 2(g) +4.93 PCl 5(g) +89.6
CaCO 3(s) +288.4 H 2S (sin disociar) +9.5 POCl 3(g) +133.48
ClF 3(l) +45.3 I 2(g) –14.92 SO 2(g) –70.94
Cl – (ac) +39.93 KCl (s) +104.37 SO 3(g) +94.58
Cu 2+ (ac) –15.4 KClO 3(s) +93.5 Zn 2+ (ac) +36.78
* Jerome Rosemberg, Química general, 6a. ed., McGraw-Hill, Interamericana Editores, p. 79.

5.1
Reacciones químicas
187
Velocidad de reacción, definición
y factores que la afectan
Podemos definir la velocidad de reacción como la cantidad de sustancia reaccionante
(reactivo) que se transforma (o desaparece) o la cantidad de producto obtenido, en
la unidad de tiempo. De manera experimental se ha demostrado que los factores que
afectan la velocidad de una reacción son la naturaleza de los reactivos, la temperatura,
la concentración de los reactivos y los catalizadores.
O
N
O
N
O
N
O
N
O
N
O
N
O
N
O
N
Br
Br
Br
Br
Br Br Br Br
a) b) c) d)
Naturaleza de los reactivos
En forma general podemos decir que las r eacciones iónicas son muy rápidas o casi
instantáneas. Ejemplo:
AgNO 3 + NaCl → AgCl + NaNO 3
En cambio, la velocidad de las reacciones donde intervienen sustancias moleculares
(covalentes) son muy v ariadas. Por ejemplo, la combustión de la gasolina es
rapidísima; lo mismo ocurre con la reacción de hidrógeno (H) con flúor (F), según
la siguiente ecuación:
Figura 5.6 Visualización de la
reacción 2BrNO (g) → 2NO (g) +
Br 2(g). a) Dos moléculas de BrNO se
aproximan entre sí a alta velocidad.
b) Se efectúa la colisión. c) La
energía de la colisión provoca que
los enlaces Br—N se rompan y
permite que se forme el enlace
Br—Br. d) Productos: una molécula
de Br 2 y dos moléculas de NO.
H 2 + F 2 → 2HF
En cambio, la del hidrógeno (H) con yodo (I):
H 2 + I 2 → 2HI
es muy lenta a temperatura or dinaria. En resumen, las estructuras atómicas y moleculares
de las sustancias, así como la fuer za de los enlaces químicos influyen en la
velocidad de la reacción.
Temperatura
De manera empírica se aprecia que al aumentar la temperatura incrementa la velocidad
de cualquier reacción.
Una mezcla de hidrógeno (H) y o xígeno (O) para formar agua (H 2 O), puede
permanecer sin sufrir alteración alguna durante mucho tiempo pero, a elevadas temperaturas,
estos gases reaccionan en forma explosiva. Puede establecerse que por cada
10°C de aumento en la temperatura, la velocidad de reacción se duplica y en algunos
casos hasta se triplica.
Velocidad de la reacción
Temperatura
Figura 5.7 Aumento de la
velocidad de reacción con
la temperatura.

188
Unidad 5
Reacciones quimicas
Al aumentar la temperatura incr ementa la velocidad de las par tículas (iones o
moléculas) de los reactivos y en consecuencia el número de choques entre ellas. Podría
creerse que este aumento incrementaría la velocidad de reacción, pero no todos
los choques entre las partículas de los r eactivos originan nuevas sustancias, ya que
sólo las colisiones entre partículas de alta energía son las causantes de la formación
de los productos. A este exceso de energía que poseen las par tículas para reaccionar
se le llama energía de activación y el paso de los r eactivos a productos se verifica a
través de un estado intermedio de alta energía denominado complejo activado.
Concentración de los reactivos
La velocidad de una reacción aumenta con la concentración de los reactivos, ya que la
cantidad de reactivo que se transforma dependerá del mayor o menor número de choques.
Éste será doble si se duplica la concentración de uno de los reactivos, y se cuadruplica
al duplicarse la concentración de dos reactivos. Se ha observado que la combustión
E 1 = energía de las sustancias reaccionantes
E 2 = energía de los productos de la reacción
Figura 5.8 Esquema del
mecanismo de reacción.
Figura 5.9 Efecto de la
temperatura sobre la velocidad
de reacción Añadir calor a los
reactivos ayuda a romper enlaces
y se incrementa la velocidad con
la que se mueven los átomos
y las moléculas. Mientras más
rápido se muevan, mayor será la
probabilidad de que choquen y
reaccionen. Al disminuir el calor,
las reacciones se hacen más
lentas. Es por eso que congelar
los alimentos sirve para evitar que
se descompongan pronto.
E 3 = energía del complejo activado
de una astilla de madera ocurr e con cierta velocidad en el aire
(20% de O 2 ), pero ésta se intensificará gradualmente si la combustión
ocurre en presencia de oxígeno puro. Lo mismo pasa en
la reacción del hierro (Fe) o zinc (Zn) con un ácido; se vuelve más
intensa si la concentración del ácido aumenta.
El efecto de la concentración de los reactivos sobre la velocidad
de una r eacción está indicado por la ley de acción de
masas, formulada por Guldberg y Waage en 1867, la cual establece
que la v elocidad de reacciones directamente proporcional
al pr oducto de las concentraciones de los r eactivos.
Cada concentración se eleva a un exponente igual al coeficiente
del reactivo en la reacción. Para representar simbólicamente la concentración de
una sustancia en moles/litro se emplean corchetes []. Así, por ejemplo, y de acuerdo
con la ley de acción de masas, la velocidad de la reacción (v).
se indica
A + B → C + D
v = K[A] [B]
donde K es la constante de v elocidad de la reacción de A con B a una temperatura
determinada. La velocidad de reacción de la reacción
2A + 3B → A 2 B 3

5.1
Reacciones químicas
189
será
y la reacción de
v = K[A] 2 [B] 3
H 2 + I 2 → 2HI
v = K[H 2 ] [I 2 ]
Figura 5.10 Concentración y
velocidad de reacción Si añadimos
más “coches chocones” aumenta la
posibilidad de que haya un choque.
Si quitamos algunos de éstos se
reduce la probabilidad de que dos
coches se encuentren. Mientras
más partículas se añadan a una
mezcla de reacción, mayor
oportunidad tendrán de chocar y
reaccionar.
Catalizadores
La velocidad de una r eacción también puede modificarse mediante la pr esencia de
catalizadores. Un catalizador es una sustancia que está pr esente en la masa r eaccionante,
que no sufre modificación alguna, únicamente acelera o retarda la velocidad de
la reacción. El proceso donde interviene un catalizador recibe el nombre de catálisis.
Es común que en los laboratorios escolares se obtenga oxígeno (O 2 ) a través de la
descomposición, mediante el calentamiento del clorato de potasio (K ClO 3 ) según
la reacción.
¿Sabías que...?
Las enzimas son catalizadores
biológicos. Un ejemplo es el
proceso de la levadura en
el horneado del pan.
2KClO 3 → 2KCl + 3O 2
Sin el catalizador la reacción ocurre lentamente, pero se acelera cuando al clorato
de potasio (KClO 3 ) se le agrega un poco de dióxido de manganeso (MnO 2 ), por lo
que se le llama catalizador positivo; en contraste, un catalizador negativo es aquel que
retarda o disminuye la velocidad de una reacción.
También se podría considerar el estado de división de los r eactivos como otro
factor que influye en el tiempo de reacción, ya que como vimos, la velocidad de reacción
es proporcional a la superficie de contacto entre los reactivos. Si algún reactivo
es sólido, mientras más dividido se encuentre la reacción será más rápida.
Manos
a la obra
Acción de las enzimas
La gelatina preparada con piña fresca no se endurece bien,
pero sí la que se hace con piña de lata. Para que compruebes
lo anterior, realiza en tu casa esta actividad. Investiga por qué
ocurre lo anterior.
(La piña fresca contiene enzimas activas, del tipo de las proteasas,
que degradan las moléculas de proteína de la gelatina.
La piña enlatada se ha calentado, y como las enzimas son sensibles
al calor, las proteasas de la fruta enlatada no son activas.)

190
Unidad 5
Reacciones quimicas
Lectura
¿Envejecemos por oxidación?
¿Por qué envejecemos? La verdad nadie la sabe. Pero es una
realidad que el cuerpo se va desgastando con los años, sobre
todo, después de los 70 u 80 años.
Por la complejidad del cuerpo humano es muy difícil señalar
la causa o las causas del envejecimiento. Muchos científi
cos creen que la oxidación desempeña un papel importante
en el envejecimiento de las personas.
El oxígeno es esencial para la vida, eso lo sabemos todos,
pero también en exceso ocasiona efectos nocivos. Las
moléculas de oxígeno y otras sustancias oxidantes del cuerpo
humano extraen electrones únicos de moléculas de gran
tamaño que constituyen las membranas celulares (paredes),
ocasionando así que éstas se hagan muy reactivas. De hecho,
estas moléculas activadas pueden reaccionar unas con
otras modifi cando las propiedades de la membrana celular.
Si se acumulan sufi cientes cambios de este tipo el sistema
inmune del cuerpo llega a considerar las células modifi cadas
como "extrañas" y las destruye. Esta acción es particularmente
dañina para el organismo cuando las células afectadas son
irremplazables, como ocurre con las células nerviosas.
Científi cos estadounidenses han examinado el envejecimiento
de la mosca casera común. Sus investigaciones indican
que los daños acumulados por oxidación se relacionan tanto
con la vitalidad de la mosca como con su expectativa de vida.
Un estudio demostró que las moscas a las que se obligó a llevar
una vida sedentaria (no se les permitía volar), presentaron
una cantidad mucho menor de daños por oxidación (debido
a su consumo más bajo de oxígeno) y vivieron el doble que
aquellas moscas con actividad normal.
Los conocimientos acumulados en varios estudios indican
que la oxidación tal vez constituya una de las principales causas
del envejecimiento. Para protegernos de tal proceso el mejor
método sería estudiar las defensas naturales del organismo
contra la oxidación. Un estudio reciente ha demostrado que
la melatonina (producto químico secretado por la glándula
pineal en el cerebro, pero sólo por la noche) protege contra
la oxidación.
Además, desde hace mucho tiempo se sabe que la vitamina
E es un antioxidante. Los estudios han demostrado que
los eritrocitos defi cientes en vitamina E envejecen mucho más
rápido que las células que tienen niveles normales de esta vitamina.
Con base en este tipo de evidencia muchas personas
toman dosis cotidianas de vitamina E para luchar contra los
efectos del envejecimiento.
La oxidación es sólo una posible causa del envejecimiento.
Aún continúan las investigaciones en muchos campos para
determinar por qué "envejecemos" a medida que el tiempo
transcurre.
Adaptado de Steven S. Zumdahl, Fundamentos de química,
5a. ed., México, McGraw-Hill Interamericana Editores, 2007, p. 193.
5.2 Balanceo de ecuaciones químicas
Mapa conceptual 5.2
Balancear una ecuación
implica buscar
Igualdad
mediante
Procedimientos
entre los
Aproximación Redox Algebraico
Miembros
es decir el número de
Átomos de
cada elemento

5.2
Balanceo de ecuaciones químicas
191
Definición
Balancear una ecuación significa encontrar la igualdad entre dos miembros. Esto es,
buscar la igualdad entre los átomos del primer miembro con los mismos átomos del
segundo miembro, mediante coeficientes escritos antes de las fórmulas que indiquen
el número de moléculas de sustancia que interviene en la reacción.
+
+
= C = O = H
Figura 5.11 La reacción entre el
metano y el oxígeno para producir
agua y dióxido de carbono Observa
que hay cuatro átomos de oxígeno
en los productos y en los reactivos;
no se ganan ni se pierden en la
reacción. De manera similar, hay
cuatro átomos de hidrógeno y un
átomo de carbono en los reactivos
y en los productos. La reacción
simplemente cambia la manera en
que están agrupados los átomos.
Hay que tomar en cuenta que los coeficientes afectan a todos los subíndices de los
átomos y que estos subíndices nunca deberán alterarse. Observa los ejemplos.
Ca 3 (PO 4 ) 2 Indica que en una molécula de fosfato de calcio hay:
3 átomos de Ca
2 átomos de P
8 átomos de O
4Ca 3 (PO 4 ) 2
Indica que en cuatro moléculas de fosfato de calcio hay:
12 átomos de Ca
8 átomos de P
32 átomos de O
Existen varios métodos para balancear ecuaciones, veamos algunos.
Método de aproximaciones o tanteo
Analicemos la siguiente reacción atendiendo la estructura molecular de las sustancias
que intervienen.
C + O 2 CO 2
1 átomo
de carbono
1 molécula
de oxígeno
1 molécula de
dióxido de carbono
Figura 5.12 ¿Cuántos
átomos? Examina la ecuación
balanceada que muestra lo que
sucede cuando el carbono
reacciona con oxígeno y forma
dióxido de carbono.

192
Unidad 5
Reacciones quimicas
Azufre más oxígeno reaccionan y producen dióxido de azufre.
S
O
O
S
O
O
Investiga
Si un trozo de carbón contiene
10 mil millones de átomos de
C, ¿cuántas moléculas de O 2
reaccionarán con él? ¿Cuántas
moléculas de CO 2 se formarán?
¿Cuántos átomos de azufre hay en el primer miembro? ___________________
¿Cuántos átomos de oxígeno hay en el primer miembro? __________________
¿Cuántos átomos de azufre hay en el segundo miembro? __________________
¿Cuántos átomos de oxígeno hay en el segundo miembro? _________________
De acuerdo con lo anterior, la cantidad de átomos de un elemento que par ticipa
en la reacción es igual a la cantidad de átomos del mismo elemento que se encuentran
en el producto resultante. Por lo tanto, se cumple la ley de la conservación de la
materia.
La ecuación para esta reacción es:
S + O 2 → SO 2
y se dice que está balanceada, ya que la cantidad de materia que hay en el primer
miembro es igual a la del segundo. De esta misma manera analicemos otra reacción.
Magnesio más oxígeno reaccionan y producen óxido de magnesio.
Mg
Mg
O O O
¿Cuántos átomos de magnesio hay en el primer miembro? _________________
¿Cuántos átomos de oxígeno hay en el primer miembro? __________________
¿Cuántos átomos de magnesio hay en el segundo miembro? ________________
¿Cuántos átomos de oxígeno hay en el segundo miembro? _________________
Aquí, la cantidad de átomos que hay en el primer miembr o no es igual a la del
segundo miembro. ¿Por qué?
______________________________________________________________

5.2
Balanceo de ecuaciones químicas
193
Tal y como están representadas las moléculas de las sustancias, tratemos de escribir
la ecuación:
Mg + O 2 → MgO
Ésta es incorrecta, ya que en una ecuación química el número de átomos de cada
elemento que hay en ambos miembros debe ser igual y aquí hay 2 de o xígeno en el
primero y sólo 1 en el segundo. Lo que procede es igualar estas cantidades para balancear
la ecuación.
Para que haya 2 átomos de o xígeno en el segundo miembro, necesitamos 2 moléculas
de óxido de magnesio (MgO, MgO). No podemos escribir MgO 2 , ya que la
fórmula se alteraría. Lo anterior se r epresenta atendiendo a la estr uctura molecular
de las sustancias:
Mg
O
Mg
O
O
Mg
O
El problema para el oxígeno se ha resuelto; pero, ¿sucedió lo mismo para el magnesio?
¿Por qué? _____________________________________________________________
Lo que debemos hacer es que en el primer miembro haya 2 átomos de magnesio.
Esto se logra con 2 moléculas de esta sustancia.
Mg
Mg
O
O
O
Mg
Mg
O
¿Se ha resuelto el problema ahora? _______________________________________
La ecuación correcta es:
2Mg + O 2 → 2MgO
Átomos de magnesio en el primer miembro: ______________________________
Átomos de oxígeno en el primer miembro: _______________________________
Átomos de magnesio en el segundo miembro: _____________________________
Átomos de oxígeno en el segundo miembro: ______________________________
La ecuación está balanceada.

194
Unidad 5
Reacciones quimicas
Recuerda que cuando se necesitan más átomos de los que se indican en una fórmula,
se usan coeficientes que se escriben a la izquier da del símbolo o fórmula. P or
ejemplo:
2Mg significa 2 átomos de Mg
2MgO significa 2 moléculas de MgO donde hay 2 átomos de Mg y 2 de O
El coeficiente 1 se sobreentiende y no se escribe.
Para que comprendas mejor lo anterior, te exponemos algunos ejemplos.
H 2 O 1 molécula de agua donde hay 2 átomos de hidrógeno y 1 de oxígeno.
2H 2 O 2 moléculas de agua donde hay 4 (2 × 2) átomos de hidrógeno y 2 (2 × 1)
de oxígeno.
3H 2 O 3 moléculas de agua donde hay 6 (3 × 2) átomos de hidrógeno y 3 (3 × 1)
de oxígeno.
Ejercicio
Contesta en los espacios en blanco cuántos átomos de cada elemento hay en las siguientes
fórmulas:
HCl
4HCl
______ átomos de H y ______ átomos de Cl
______ átomos de H y ______ átomos de Cl
H 2 SO 4 ______ átomos de H,
3H 2 SO 4 ______ átomos de H,
______ átomos de S y ______ átomos de O
______ átomos de S y ______ átomos de O
Al procedimiento que se siguió para balancear la ecuación
2Mg + O 2 → 2MgO
se le llama de tanteo o aproximación.
El método de tanteo se empleará para balancear las siguientes ecuaciones:
La ecuación está balanceada.
H 2 O + CaO → Ca(OH) 2
2 — H — 2
2 — O — 2
1 — Ca — 1
HCl + Zn → ZnCl 2 + H 2
1 — H — 2
1 — Cl — 2
1 — Zn — 1

5.2
Balanceo de ecuaciones químicas
195
¿Está balanceada? ______________ . ¿Cuál es el problema? ______________.
Entonces, si “salen” 2 átomos de hidrógeno y sólo “entra” 1, se puede resolver escribiendo
dos veces el HCl:
2HCl + Zn → 2ZnCl → H 2
2 — H — 2
2 — Cl — 2
1 — Zn — 1
El problema se ha resuelto también para el cloro y la ecuación está balanceada.
HgO → Hg + O 2
1 — Hg — 1
1 — O — 2
¿Está balanceada? ______________. ¿Qué se debe escribir para hacer que “entren”
dos átomos de oxígeno? ____________________________________________ .
Si se escribe un 2 antes de HgO quedaría:
2HgO → Hg + O 2
¿Cuál es el problema ahora? _______________________________________.
¿Qué se debe escribir para que “salgan” 2 átomos de mercurio? ____________
_____________________________________________________________.
La ecuación quedaría:
2HgO → 2Hg + O 2
2 — Hg — 2
2 — O — 2
¿Está balanceada ahora? __________________________________________ .
Ejercicio
Balancea por tanteo las siguientes ecuaciones:
Al + O 2 → Al 2 O 3
__________________________________
__________________________________
__________________________________
Cu + S → CuS
__________________________________
__________________________________
__________________________________

196
Unidad 5
Reacciones quimicas
Ag + O 2 →
Ag 2 O
KClO 3 → KCl + O 2
__________________________________
__________________________________
__________________________________
__________________________________
__________________________________
__________________________________
NaOH + H 2 SO 4 → NaSO 4 + H 2 O
__________________________________
__________________________________
__________________________________
Método redox
En general, cuando un elemento se combina con el o xígeno se dice que se o xida.
Observa la siguiente ecuación:
Investiga
¿Qué le ocurre a un clavo cuando
lo dejamos a la intemperie? ¿Con
cuál componente del aire se
combina?
2Mg + O 2 → 2MgO
¿Cuál elemento se oxidó? _________________________________________ .
En el primer miembro la valencia (número de oxidación) del magnesio es 0 y la
del oxígeno también es 0. Cuando un elemento no se encuentra combinado se dice
que no está haciendo uso de su valencia y ésta es 0.
Observemos lo que ocurr e cuando un átomo de magnesio se combina con un
átomo de oxígeno para formar óxido de magnesio (MgO).
-
-
-
-
-
- -
-
- -
-
- -
- - - -
- -
- - - -
- - - -
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
Mg O MgO
¿Cuál elemento perdió electrones? __________________________________ .
¿Cuántos perdió? _______________________________________________ .
El magnesio al oxidarse ha perdido 2 electrones y su número de valencia es 2+. En
resumen, el magnesio se o xidó porque se combinó con el o xígeno y durante este
proceso perdió electrones y su número de valencia aumentó de 0 a 2+.
Observa la siguiente ecuación:
Mg + S → MgS

5.2
Balanceo de ecuaciones químicas
197
Ahora observa la molécula del producto:
-
- -
- - - -
-
-
Mg
-
-
-
-
-
-
- - S
- -
- - - - - -
- -
¿Cuál átomo perdió electrones? __________________________________________.
¿Cuál los ganó? ________________________________________________________.
x
Zn + O
[Zn] 2+ + O 2–
x
x
x
2e – 8e – 18e –
2e – 6e –
2e – 8e – 18e –
2e – 8e –
2e –
+
+
Átomo
de zinc
Átomo
de oxígeno
Ion de
zinc
Ion de
oxígeno
Asignación del número de oxidación
Al emplear el método redox para balancear ecuaciones no debemos olvidar que:
• Cuando un elemento no se encuentra combinado, su número de valencia es 0.
• El número de valencia del hidrógeno es 1+.
• El número de valencia del oxígeno es 2–.
• El número de valencia de los elementos del grupo 1A de la tabla periódica es 1+.
• El número de valencia de los elementos del grupo 2A de la tabla periódica es 2+.
• El número de valencia del aluminio es 3+.
• El número de valencia de los halógenos es 1– si en la molécula no hay oxígeno.
• El número de valencias positivas es igual al de negativ as en una fórmula escrita
correctamente.
Figura 5.13 Formación de óxido
de zinc El átomo de este elemento
pierde 2 electrones durante la
reacción y se convierte en un ion
zinc. Su número de oxidación
aumenta desde 0 hasta 2+. El átomo
de oxígeno gana 2 electrones del
zinc y se convierte en un ion óxido.
Su número de oxidación disminuye
desde 0 hasta 2–.

198
Unidad 5
Reacciones quimicas
Ejemplos:
1+ 5+ 2– 2+ 2– 1+ 6+ 2– 1+ 4+ 2–
H Cl O 3 Zn O K 2 Cr 2 O 7 Na 2 S O 3
1+ 5+ 6– 2+ 2– 2+ 12+ 14– 2+ 4+ 6–
Los números escritos sobre los símbolos indican los electrones perdidos (+) o ganados
(–) por un átomo, y los que se escriben debajo de los símbolos muestran el
número total de electrones perdidos o ganados por la totalidad de átomos de cada
elemento; donde la suma de estos últimos debe ser 0 (cero), lo que indica la neutralidad
de la molécula. Los números subrayados son los que se toman en cuenta para
el balance de la óxido reducción (redox).
Oxidación
En este caso el magnesio también se o xida aunque no se haya combinado con el
oxígeno, ya que perdió electrones y su número de valencia aumentó. Ya hemos indicado
que al número de valencia también se le llama número de oxidación.
El concepto moderno de oxidación establece que un átomo se oxida cuando:
• Pierde electrones.
• Su número de valencia aumenta.
Mg 2e –
Mg 2+ O 2–
O
2e – O
Mg
Mg 2+ O 2–
La palabra y su raíz
reducción (Latín) re atrás, ducere
perder.
En una reacción de reducción, la
adición de electrones tiene como
resultado una reducción del
número de oxidación (valencia)
de un átomo o un ion.
Reducción
El proceso contrario a la oxidación es el de reducción. Por lo tanto, un átomo se reduce
cuando:
• Gana electrones.
• Su número de valencia disminuye.
Al
Al
3e –
O 2–
3e –
O 2–
O
2–
O 2–
Fe
O 2– O 2–
Fe 3+ Fe 3+ Fe
Al 3+ Al 3+

5.2
Balanceo de ecuaciones químicas
199
En la siguiente tabla se observa el sentido de la oxidación y la reducción de acuerdo
con el aumento o la disminución del número de valencia:
→ → → → → → → → → → → → → → → → → → → →
Oxidación
7– 6– 5– 4– 3– 2– 1– 0 1+ 2+ 3+ 4+ 5+ 6+ 7+
Reducción
← ← ← ← ← ← ← ← ← ← ← ← ← ← ← ← ← ← ← ←
Agente oxidante y agente reductor
Al elemento que se reduce se le llama agente oxidante. En tanto que al elemento que
se oxida se le ha nombrado agente reductor.
En muchas reacciones químicas ocurre que los elementos que intervienen cambian
su número de valencia, esto es porque se han ganado o perdido electrones. A dichas
reacciones se les llama de oxidación-reducción.
Al
Al
I –
I I
Al 3+ I –
e –
e –
I –
I I
e –
I
I
I –
Al 3+ I –
I –
¿Sabías que...?
Las edades de Piedra, de Bronce y
de Hierro son periodos históricos a
los que se les da esos nombres por
el material que se usaba con más
frecuencia para hacer utensilios,
durante cada uno de ellos. La edad
de Bronce es anterior a la de Hierro
porque se disponía con facilidad de
los metales cobre y estaño,
elementos que se funden para
formar la aleación de bronce. El
bronce es el más duro que el cobre
y el estaño solos. La edad de Hierro
es posterior, porque es más difícil
reducir el hierro hasta su forma
elemental. Se requiere fundirlo a
una temperatura mayor que la del
bronce.
Para balancear las ecuaciones de este tipo de r eacciones se emplea el método de
reducción-oxidación, o en forma abreviada, el método redox.
Lectura
El lanzamiento del transbordador espacial
Para lanzar al espacio un vehículo que pesa miles de toneladas
se requieren cantidades inconcebibles de energía, la cual
proviene de reacciones de óxido-reducción.
En la figura 5.14 hay tres objetos cilíndricos unidos al
transbordador espacial. En el centro se encuentra un tanque
de 8.5 m de diámetro y 47 m de largo, que contiene hidrógeno
y oxígeno líquidos (en compartimentos separados). Estos
combustibles alimentan a los motores del cohete que ponen
en órbita al transbordador, en donde reaccionan para formar
agua y liberar grandes cantidades de energía.

200
Unidad 5
Reacciones quimicas
2H 2 + O 2 → 2H 2 O + energía
Ésta es una reacción de óxido-reducción porque el O 2
es uno de los reactivos.
Hay dos cohetes que contienen combustible sólido de
3.6 m de diámetro y 45.7 m de largo, unidos al cohete que
pone en órbita a la nave. Cada cohete contiene 498 toneladas
de combustible: perclorato de amonio (NH 4 ClO 4 ) y aluminio
en polvo mezclado con un aglutinante (“goma”). Debido a
que los cohetes son tan grandes, están construidos por segmentos
y se ensamblan en el sitio de lanzamiento, como se
observa en la figura 5.15. Cada segmento se llena con el propelente
viscoso que se solidifica teniendo una consistencia
muy similar a la de una goma de borrar dura.
La reacción de óxido-reducción entre el perclorato de
amonio y el aluminio se representa como sigue:
NH 4 ClO 4(s) + 3Al (s) →
Al 2 O 3(s) + AlCl 3(s) + 3NO (g) + 6H 2 O (g) + energía
Esto produce temperaturas cercanas a 3149°C y un impulso
de 1500 toneladas, aproximadamente, en cada cohete.
Por lo tanto, se ve que las reacciones de óxido-reducción
producen suficiente energía para lanzar al espacio el transbordador
espacial.
Cohete secundario sólido
Impulsor izquierdo
de combustible sólido
Tanque externo de combustible
(153.8 pies de longitud,
27.5 pies de diámetro)
Cohete impulsor derecho
con combustible sólido
Unión de campo de popa
(Punto de fallo en el propulsor derecho del Challenger)
Propelente sólido
Transbordador
espacial
Motores principales
del transbordador espacial
149.16 pies de longitud
12.17 pies de diámetro
78.06 pies
Transbordador espacial Discovery listo para el despegue
Figura 5.14 Para el lanzamiento, el transbordador espacial se
encuentra unido a dos recipientes de combustible sólido
(izquierda) y un tanque de combustible (centro) que aporta
hidrógeno y oxígeno al motor del cohete para ponerlo en órbita.
Figura 5.15 Los cohetes de combustible sólido se ensamblan
por segmentos para que el combustible se pueda cargar de
manera más conveniente.
Adaptado de Steven S. Zumdahl, Fundamentos de química, 5a. ed.,
México, McGraw-Hill Interamericana Editores, 2007, p. 195.
Ejercicio
Encuentra los números de oxidación de cada uno de los elementos que forman los siguientes
compuestos:
NaOH ______________ H 2 SO 4 ______________ LiNO 3 ______________________
ZnCl 2 ______________ Mg(OH) 2 ______________ Al(ClO 3 ) 2 _____________________
Para balancear una ecuación por el método redox se realizan los pasos siguientes:
Paso 1. Se escribe la ecuación:
HCl + MnO 2 → MnCl 2 + H 2 O + Cl 2

5.2
Balanceo de ecuaciones químicas
201
Paso 2. Se obtienen los números de valencia de todos los elementos.
1+ 1– 4+ 2– 2+ 1– 1+ 2– 0
H Cl + Mn O 2 → Mn Cl 2 + H 2 O + Cl 2
Paso 3. Se eliminan los números de valencia que no hayan cambiado.
1+ 1– 4+ 2– 2+ 1– 1+ 2 – 0
HCl + MnO 2 → MnCl 2 + H 2 O + Cl 2
1– 4+ 2+ 0
HCl + MnO 2 → MnCl 2 + H 2 O + Cl 2
Paso 4. Se localizan los átomos que alteraron su valencia.
Cloro: pasa de 1– a 0
Manganeso: pasa de 4+ a 2+
Paso 5. Se indican las valencias en que se han o xidado o reducido estos átomos
para conocer el número de electrones perdidos y ganados:
El cloro se oxida en una valencia al pasar de 1– a 0, y se multiplica por 2,
ya que en el segundo miembro hay 2 átomos de cloro (Cl 2 ).
El manganeso se reduce en dos valencias al pasar de 4 + a 2 + , y se multiplica
por 1, ya que en el segundo miembro hay 1 átomo de manganeso.
Cl: pierde 1 × 2 = 2 electrones
Mn: gana 2 × 1 = 2 electrones
Paso 6. Los números obtenidos se intercambian y se escriben como coeficientes
en las fórmulas donde existían los átomos afectados.
HCl + MnO 2 → 2MnCl 2 + H 2 O + 2Cl 2
Estos números son la base para obtener los coeficientes necesarios en las
demás fórmulas para balancear la ecuación.
8HCl + 2MnO 2 → 2MnCl 2 + 4H 2 O + 2Cl 2
Paso 7. Si los coeficientes tienen un divisor común se simplifican. En este ejemplo
son divisibles entre 2.
4HCl + MnO 2 → MnCl 2 + 2H 2 O + Cl 2
La ecuación está balanceada.
Simplifiquemos los pasos anteriores con otro ejemplo:
Ecuación con números de valencia de todos los átomos pero se eliminarán los que
se repiten.
1+ 2– 1+ 5+ 2– 1+ 6+ 2– 2+ 2– 1+ 2–
H 2 S + HNO 3 → H 2 SO 4 + NO + H 2 O
Se determina cuál se oxida y cuál se reduce:
Azufre: se oxida en 8 valencias × 1 = 8
Nitrógeno: se reduce en 3 valencias × 1 = 3

202
Unidad 5
Reacciones quimicas
Se intercambian coeficientes:
8 × 1 = 8 del azufre 3S
3 × 1 = 3 del nitrógeno 8N
Se escribe la ecuación con los coeficientes obtenidos.
H 2 S + HNO 3 → 3H 2 SO 4 + 8NO + H 2 O
Se toman como base estos coeficientes, calcular los restantes.
3H 2 S + 8HNO 3 → 3H 2 SO 4 + 8NO + 4H 2 O
La ecuación está balanceada.
Ejercicio
Balancea por el método redox las siguientes ecuaciones:
Al + HCl → –AlCl 3 + H 2
KClO 3 → KCl + O 2
KMnO 4 + HCl → KCl + MnCl 2 + H 2 O + Cl 2
HI + H 2 SO 4 → H 2 SO 3 + I 2 + H 2 O
NaOH + Al 2 O 3 → Na 3 AlO 3 + H 2
Método algebraico
Este método consiste en formar una serie de ecuaciones para cada elemento del primero
y segundo miembros de la ecuación. Balancear
F 2 + H 2 O → HF + O 3
En primer lugar se asignan letras diferentes a cada una de las fórmulas en ambos
miembros.
F 2 + H 2 O → HF + O 3
A + B C + D
En seguida se forman las ecuaciones sustituyendo el elemento por la letra sin olvidar
los subíndices, los que pasan a ser coeficientes de las letras escogidas.
Si
entonces
Y si
luego
F 2 + F
2A = C
H 2 → H
2B = C
O → O 3
B = 3D

Se han obtenido tres ecuaciones:
2A = C, 2B = C y B = 3D con cuatro incógnitas.
Se procede a asignar un v alor arbitrario a una de las incógnitas para r esolver las
ecuaciones. Por ejemplo, si asignamos el valor 2 a C.
C = 2
2A = C 2B = C 3D = B
2A = 2 2B = 2 3D = 1
A = B = D = ⅓
A = 1 B = 1
Los valores obtenidos son:
A = 1, B = 1, C = 2, D = ⅓
Se elimina el coeficiente fraccionario multiplicando todos los coeficientes por 3 y
queda:
A = 3, B = 3, C = 6 y D = 1
Se trasladan estos valores a la ecuación original.
3F 2 + 3H 2 O → 6HF + O 3
Se comprueba:
3F 2 + 3H 2 O → 6HF + O 3
6– F– 6
6– H– 6
3– O– 3
Ejercicio
Balancea por el método algebraico la siguiente ecuación:
5.2
Balanceo de ecuaciones químicas
KClO 3 → KCl + O 2
203
203
Manos
a la obra
Tipos de reacciones químicas
Un cambio químico es aquel en el cual se modifi ca la estructura
interna de la materia, transformándose ésta de un tipo a otro
distinto. Los cambios químicos son el resultado de reacciones
químicas, las cuales se representan mediante un conjunto de
símbolos que indican las sustancias participantes, así como su
estado físico. A la representación de las reacciones químicas
se le denomina ecuación química. Para facilitar su estudio, las
reacciones químicas se clasifi can como sigue:
a) Síntesis. En estas reacciones, dos o más sustancias se
combinan para formar un solo producto. Por ejemplo:
2H 2(g) + O 2 → 2H 2 O (l)
b) Descomposición. En ellas, una sustancia se descompone
en dos o más productos. Por ejemplo:
H 2CO 3(ac) → H 2O (l) + CO 2(g)
c) Sustitución simple. En esta clase de reacciones, un
átomo de un compuesto se sustituye por un átomo
de otro elemento. Por ejemplo:
2Na (s) + 2HCl (ac) → 2NaCl (s) + H 2(g)

204
Unidad 5
Reacciones quimicas
Material
d ) Doble sustitución. En éstas hay un intercambio de
átomos, uno de cada sustancia. Por ejemplo:
HCl (ac) + NaOH (ac) → NaCl (ac) + H 2O (g)
• tripié
• tela de alambre
• espátula
• mechero de Bunsen
• tubo de ensayo grande
• pinzas para tubo de ensayo
• lija
• agitador de vidrio
• 3 vasos de precipitados de 250 mL
• gotero o pipeta beral
• cápsula de porcelana
Sustancias
• azufre en polvo
• hierro en polvo
• óxido de mercurio (HgO)
• alambre de cobre
• solución de nitrato de plata (AgNO 3 )
• solución saturada de cloruro de sodio (NaCl)
Procedimiento
Primera práctica
1. Toma con la punta de la espátula azufre en polvo y
colócalo dentro de una cápsula de porcelana; agrega
también fi erro en polvo.
2. Coloca la cápsula sobre un tripié y calienta con el
mechero; observa la reacción que ocurre.
Segunda práctica
1. Con la punta de la espátula toma HgO y ponlo dentro
de un tubo de ensayo grande.
2. Toma el tubo de ensayo y caliéntalo sobre la fl ama
del mechero, cuida que la boca del tubo no apunte a
ninguna persona. Observe lo que ocurre.
Tercera práctica
1. Lija muy bien un trozo de alambre de cobre y luego
enróllalo alrededor de un agitador de vidrio.
2. Introduce el agitador a un vaso de precipitados que ya
tenga solución de nitrato de plata. Deja reposar unas
horas y observa lo que ocurre.
Cuarta práctica
1. Coloca en un vaso de precipitados 50 mL de la solución
de NaCl.
2. Toma con un gotero un poco de nitrato de plata y
agrégalo gota a gota a la solución de NaCl. Observa lo
que ocurre.
Resuelve
De acuerdo con tus resultados, completa las reacciones que se
llevaron a cabo y clasifícalas como reacciones de descomposición,
de síntesis, de sustitución simple y de doble sustitución.
S + Fe → __________________________________
Tipo ______________________________________
HgO → ________________ + _________________
Tipo ______________________________________
Cu + AgNO 3 → ______________ + ______________
Tipo ______________________________________
NaCl + AgNO 3 → _____________ + _____________
Tipo ______________________________________
1. ¿Cuál fue el criterio usado para clasifi car a las reacciones
químicas?
2. ¿Por qué es importante que una ecuación química se
encuentre balanceada?
3. ¿Qué mejoras, modifi caciones o variantes podrían
realizarse a la práctica?
Adaptado de Zárraga, Velázquez, Rojero, Castells, Química,
México, McGraw-Hill Interamericana Editores, 2007, pp. 51, 52 y 53.

5.2
Balanceo de ecuaciones químicas
205
Lectura
Fertilizantes producidos por los rayos solares
¿Sabías que uno de los nutrimentos más necesarios para las
plantas es el nitrógeno? A pesar de que el aire que rodea a la
Tierra está constituido por casi 80% de nitrógeno, en forma
de moléculas de N 2 , este aire no pueden usarlo la mayoría de
las plantas y los animales. Para ello, el nitrógeno del aire tiene
que pasar por un proceso que se llama fi jación de nitrógeno.
Las plantas pueden usar el nitrógeno cuando éste se encuentra
en forma de ion amonio, NH 4+ , en donde el nitrógeno
tiene un número de oxidación de 3–, pero también pueden
usar el ion nitrato, NO 3– , donde el número de oxidación del
nitrógeno es de 5+.
Fijación del nitrógeno Las plantas pueden fi jar el nitrógeno
en tres formas diferentes: por la acción de los rayos
solares, por las bacterias fi jadoras de nitrógeno, que viven en
las raíces de algunas plantas o en el suelo, y por reacciones
comerciales de síntesis, como en el proceso Haber para obtener
amoniaco.
El nitrógeno es un gas bastante inerte porque el triple enlace
del N 2 es fuerte y no se rompe con facilidad. Sin embargo,
la energía excepcionalmente grande y la alta temperatura
de los rayos solares puede romper los enlaces con facilidad y
permite la recombinación de los gases atmosféricos.
Reacciones producidas por los rayos solares Durante
el proceso de fi jación por medio de los rayos, el nitrógeno y el
oxígeno se combinan para formar monóxido de nitrógeno. Después,
este compuesto se combina con más oxígeno para formar
dióxido de nitrógeno, el cual se mezcla con el agua del aire para
formar ácido nítrico y más monóxido de nitrógeno, que queda
disponible para continuar el ciclo.
N 2 + O 2 → 2NO
2NO + O 2 → 2NO 2
3NO 2 + H 2O → 2HNO 3 + NO
Producción de fertilizantes El pH normal de la lluvia es
ligeramente ácido, debido en parte al ácido nítrico disuelto,
HNO 3 , que proviene de la fi jación de nitrógeno. Cuando la
lluvia llega al suelo, las bacterias convierten los iones nitrato
en iones amonio.
¿Cómo es el método natural de la fi jación de nitrógeno
comparado con los métodos comerciales? Puedes pensar que
los rayos no son tan comunes, pero se ha calculado que hay
aproximadamente 10 000 tormentas eléctricas por día en la
superfi cie terrestre. Visto de otra forma, los rayos chocan con
el planeta, en total, 100 veces por segundo. Cada año se fi jan
aproximadamente 10 000 millones de kilogramos de nitrógeno
proveniente de la atmósfera. Los agentes biológicos,
como las bacterias, fi jan aproximadamente 100 000 millones
de kilogramos de nitrógeno al año y, una cantidad igual se fi ja
por medio de la manufactura de fertilizantes y otros procesos
industriales.
1. Investiga El proceso mediante el cual el nitrógeno se
reincorpora al aire se llama desnitrifi cación. Investiga
qué condiciones se necesitan para que ocurra este
proceso y cuál es la reacción.
2. Construye La fi jación de nitrógeno en el suelo es
realizada por las bacterias que viven en las raíces de
algunas plantas. Da el nombre de algunas de estas
plantas.
3. Analiza En cada una de las tres ecuaciones anteriores,
¿qué se oxida y qué se reduce?
Adaptado de John S. Phillips, Victor S. Strozak, Cheryl Wistrom,
Química. Conceptos y aplicaciones, México, McGraw-Hill
Interamericana Editores, 2007, p. 571.
Palabras clave
catalizador 189
desplazamiento 182
ecuación química 180
entalpía 183
fenómeno físico 174
fenómeno químico 174
oxidación 198
productos 179
reacciones químicas 174, 177
reactivos 179
redox 196
reducción 198
velocidad de reacción 187

206
Unidad 5
Reacciones quimicas
Lo que aprendí
1. Toma del siguiente listado la expresión que complete
los enunciados y escríbela al fi nal de los mismos.
Reacción química
Ecuación química
Reactivos
Productos
Reacciones inmediatas
Reacciones provocadas
Reacciones instantáneas
Reacciones lentas
Reacciones ilimitadas
Reacciones limitadas
• Para que ocurran basta con poner en contacto los
reactivos.
___________________________________
• Al efectuarse quedan restos de los reactivos.
___________________________________
• Es la representación de un cambio químico con
fórmulas de las sustancias.
___________________________________
• Fenómeno químico.
___________________________________
• Combustión de la madera.
___________________________________
• Formación del dióxido de carbono en nuestro
organismo.
___________________________________
• Al efectuarse absorben calor.
___________________________________
• Al producirse óxido de hierro (II) por la combinación
de hierro con oxígeno del aire, oxígeno y el hierro
reciben el nombre de:
____________________________________
2. Escribe sobre la línea el tipo de reacción (adición,
análisis, sustitución simple, doble sustitución, iónicas,
reversibles) que representan las siguientes ecuaciones:
• Zn + CuSO 4 → ZnSO 4 + Cu
____________________________________
• Ni(NO 3 ) 2 + 2NaOH → Ni(OH) 2 + 2NaNO 3
____________________________________
• 3Mg + N 2 → Mg 3 N 2
____________________________________
• 2KClO 3 → 2KCl + 3O 2
____________________________________
• H 2 + CO 2
←
→ H 2 CO 3
____________________________________
• Ag + + Cl – → AgCl
____________________________________
• MgO + H 2 O →Mg(OH) 2
____________________________________
• 2Na + 2HCl → 2NaCl + H 2
____________________________________
3. Contesta de manera breve:
¿A qué se llama velocidad de reacción?
______________________________________

Lo que aprendí
207
¿Cuáles son los factores que afectan la velocidad de
reacción?
______________________________________
¿A qué se llama catalizador?
______________________________________
4. Balancea por tanteo las siguientes ecuaciones:
HCl + Si → SiCl 4 + H 2
______________________________________
CuS + HNO 3 → Cu(NO 3 ) 2 + S + H 2 O + NO
______________________________________
MnO + PbO 2 + HNO 3 → HMnO 4 + Pb(NO 3 ) 2 + H 2 O
______________________________________
NaNO 3 → NaNO 2 + O 2
______________________________________
NaBr + Cl 2 → NaCl + Br 2
______________________________________
5. Balancea por el método redox las siguientes ecuaciones:
Fe 2 O 3 + H 2 → Fe + H 2 O
6. Balancea por el método algebraico las siguientes
ecuaciones:
K + H 2 O → KOH + H 2
______________________________________
HgO → Hg + O 2
______________________________________
______________________________________

Unidad 6
Estequiometría
Es de suma importancia conocer la cantidad de reactivos y
productos que se involucran en una reacción química, para
lograr un aprovechamiento óptimo de los materiales.
Contenido
¿Cuánto sabes?
6.1 Estequiometría
6.2 Cálculos estequiométricos
Lectura El alcohol metílico: ¿combustible con futuro?
6.3 Normalización de volúmenes
6.4 Contaminación del aire
Lectura Contaminación del agua
Manos a la obra Ley de Boyle
Actividades Lo que aprendí

Objetivo de la unidad
El estudiante reconocerá la trascendencia de determinar las cantidades de reactivos y
productos involucrados en una reacción química, identificando con una actitud crítica
y responsable la importancia de estos cálculos en el análisis cuantitativo de procesos
que tienen repercusiones socioeconómicas y ecológicas.

¿Cuánto
sabes?
1. Desde el punto de vista de las matemáticas, ¿qué entiendes por cantidades
proporcionales?
2. ¿A qué se refiere la masa molecular?
3. ¿Cuántos átomos de fósforo (P) hay en la siguiente expresión?: 3Mg 3 (PO 4 ) 2
4. La composición atómica de las moléculas se representa mediante...
5. Si en un grupo de 30 alumnos el 20% son mujeres, ¿cuántas mujeres hay en
dicho grupo?
6. ¿Qué representa una fórmula empírica?
7. ¿Qué representa una fórmula molecular?
8. ¿Qué ocurre con el tamaño de un globo que contiene un gas cuando la
temperatura disminuye?
Introducción
Una pregunta básica en un laboratorio de química es: ¿qué cantidad de productos se
obtendrán a partir de cantidades específicas de las materias primas (reactivos)?
En la unidad anterior, al tratar el tema de las ecuaciones químicas se hiz o notar
que el número de átomos de los r eactivos debe ser igual al de los pr oductos. Las
ecuaciones químicas balanceadas son de importancia no solamente en el sentido del
tipo de sustancias que reaccionan y que se producen, sino también en términos de
cantidad tanto de reactivos como de productos.
En esta unidad v eremos la parte de la química que trata los cálculos de masa o
volumen de las sustancias que intervienen en las reacciones químicas y que recibe el
nombre de estequiometría.
La palabra y su raíz
estequiometría Stoichen (griego)
elemento o parte, metreon
(griego) medida.
La estequiometría cuenta las
partículas individuales de
las sustancias por medio de
mediciones macroscópicas, como
la masa o el volumen, en el caso
de los gases.
6.1 Estequiometría
Leyes fundamentales
Las combinaciones de la materia se efectúan según leyes fijas, las cuales se dividen en dos
grandes grupos: ponderales o de los pesos (masas) y volumétricas o de los volúmenes.
Ley de la conservación de la materia (masa) Esta ley fue establecida en 1774 por Antoine
Laurent Lavoisier. Se ha enunciado de diversas maneras, una de ellas indica que
en cantidades ponderables en toda r eacción o proceso químico la masa total de las
sustancias que inter vienen, permanece inv ariable antes y después del fenómeno .

6.1
Estequiometría
211
Mapa conceptual 6.1
Estequiometría
estudia la
Combinación
de las
Sustancias
Masa
de acuerdo
con
Leyes
ponderales
como
en la
Ley de la
conservación
de la masa
Ley de las
proporciones
defi nidas
Ley de las
proporciones
múltiples
Ley de las
proporciones
recíprocas
que
contiene
Mol
6.02 × 10 23
moléculas
Volumen
como
que es
Masa molecular
Ley de los
volúmenes de
combinación
Ley de
Avogadro
de donde se
derivan
Conceptos
de
Volumen
molecular
gramo
en un gas
igual a
22.4 L
expresada
en
Gramos
Esta ley afecta la forma como deben escribirse las ecuaciones químicas. El número de
átomos de cada elemento debe ser igual en ambos miembros de la ecuación.
Ley de las proporciones definidas A esta ley también se le conoce como ley de las
proporciones constantes o ley de Proust, en honor a quien la estableció en 1801. El
enunciado dice: dos o más elementos que se combinan para formar un compuesto
dado, lo hacen siempre en la misma proporción.
La palabra y su raíz
ponderable (Latín) ponderere
ponderar.
Pesar con la balanza, determinar un
peso.

212
Unidad 6
Estequiometría
Figura 6.1 Compuesto formado
por átomos de los elementos A y B
En este caso la relación de átomos
del elemento A y átomos del
elemento B es 2:1.
Átomos del elemento A
a)
Átomos del elemento B
Compuesto formado
por los elementos A y B
b)
¿Sabías que...?
A la pirita de hierro, FeS 2, se le
llamó el oro de los tontos, pues se
parece mucho al oro, y por ello
engañó a los inocentes. La
composición de la masa de la pirita
es de 46.5% de hierro y 53.5% de
azufre. Estas proporciones son las
mismas en todas las muestras de
pirita, es decir, son independientes
del origen o cantidad de la
sustancia.
En la siguiente reacción del carbono (C) con oxígeno (O 2 ) para formar dióxido de
carbono (CO 2 ) tenemos:
C + O 2 → CO 2
12 g de C + 32 g de O 2 → 44 g de CO 2
6 g de C + 16 g de O 2 → 22 g de CO 2
3 g de C + 8 g de O 2 → 11 g de CO 2
la proporción del peso del carbono con respecto a la de oxígeno siempre es 3:8, es decir,
que por cada tres partes en peso de carbono habrá invariablemente ocho de oxígeno.
Veamos el siguiente ejemplo:
3 g de C + 10 g de O 2 → 11 g de CO 2 y sobran 2 g de O 2
Si se observa la fórmula CO 2 la proporción de los átomos es 1:2, es decir, que por
cada átomo de carbono habrá dos de oxígeno. Observa la siguiente figura:
Una muestra de FeS 2 de origen
natural.
53.5%
S
46.5%
Fe
15 átomos
de carbono
20 átomos
de oxígeno
10 moléculas de dióxido
de carbono; sobran 5 átomos
de carbono
Composición de pirita de hierro
Figura 6.2 Ley de las proporciones constantes.
Ley de las proporciones múltiples o de Dalton Relaciona los pesos de dos elementos
cuando éstos forman más de un compuesto. Además, establece que diferentes cantidades
de un mismo elemento que se combinan con una cantidad fija de otr os elementos,
para formar div ersos compuestos, se hallan en relación sencilla que puede
expresarse en números enteros.

6.1
Estequiometría
213
Para formar agua (H 2 O) se combinan
2 g de hidrógeno con 16 de oxígeno.
Para formar agua oxigenada (H 2 O 2 ) se combinan
2 g de hidrógeno con 32 de oxígeno.
La relación que se establece entre los pesos variables del oxígeno (16 y 32), que se
combinan con el peso fijo del hidrógeno, se expresa 1:2, para el agua y de 1:1 para el
peróxido, la relación en masa es 2
16 = 1 8
, para el agua y
2
32 = 1
16 para el peróxido. Figura 6.3 Un ejemplo de la ley
Monóxido de carbono
o
c
1
1
Dióxido de carbono
o
c
2
1
Relación del oxígeno en el monóxido de carbono
al oxígeno del dióxido de carbono: 1:2
de las proporciones múltiples.
Ley de las proporciones recíprocas Esta ley es conocida también como ley de Ritcher
y se enuncia de la siguiente manera: los pesos de los elementos diferentes que se
combinan con un mismo peso de un elemento dado, son los pesos relativos de aquellos
elementos cuando se combinan entre sí o bien múltiplos o submúltiplos de estos
pesos.
Por ejemplo, el hidrógeno se combina con el carbono, con el cloro y con el nitrógeno
para formar, respectivamente:
metano: CH 4
ácido clorhídrico: HCl
amoniaco: NH 3
La relación de los pesos de los componentes es:
CH 4 : 12 g de C con 4 de H, o bien, 3 g de C con 1 de H
HCl: 35.4 g de Cl con 1 de H
NH 3 : 14 g de N con 3 de H, o bien, 4.66 g de N con 1 de H
Los pesos de los distintos elementos (3, 35.4 y 4.66) que se combinan con un
peso constante de H (1) indican directamente, o multiplicados por el mismo entero,
la proporción en que se combinan entre sí el carbono, el cloro y nitrógeno; revisa el
siguiente ejemplo.
El cloro se combina con el carbono y con el nitr ógeno para formar, respectivamente,
tetracloruro de carbono (CCl 4 ) y tricloruro de nitrógeno (NCl 3 ). La relación
de los pesos de los componentes es:

214
Unidad 6
Estequiometría
CCl 4 : 35.4 × 4 de Cl con 12 de C, esto es con 3 × 4 de C
NCl 3 : 35.4 × 3 de Cl con 14 de N, esto es con 4.66 × 3 de N
Los factores son 4 para el cloro y carbono en el tetracloruro de carbono y 3 para
el cloro y nitrógeno en el tricloruro de nitrógeno.
Ley de los volúmenes de combinación Al estudiar las reacciones entre sustancias gaseosas,
en 1808, Gay-Lussac observó lo siguiente:
hidrógeno + cloro → cloruro de hidrógeno
1 volumen 1 volumen __________ 2 volúmenes
1 + 1 __________ 2
2 __________ 2
hidrógeno + oxígeno → vapor de agua
2 volúmenes 1 volumen __________ 2 volúmenes
2 + 1 __________ 2
3 __________ 2
nitrógeno + hidrógeno → amoniaco
1 volumen 3 volúmenes __________ 2 volúmenes
1 + 3 __________ 2
4 __________ 2
Además, este científico notó que el volumen del gas resultante era menor o igual
al de la suma de los gases que se combinan, por lo que estableció que los volúmenes
de los gases que se combinan o se producen en una reacción química están siempre
en una relación de números enteros simples: 1 a 1, 3 a 2, 2 a 1, etcétera.
Este postulado se contraponía con algunos enunciados de la teoría atómica de
Dalton. En 1811, el físico italiano Amadeo Avogadro resuelve tal divergencia al indicar
que las moléculas están formadas por partículas más pequeñas llamadas moléculas
diatómicas, de tal manera que las sustancias al r eaccionar desdoblan sus moléculas
momentáneamente en átomos y éstos son los que se combinan entre sí para formar
otras moléculas distintas que corresponden a las sustancias que resultan de la reacción.
Figura 6.4 Comparación de
volúmenes en las reacciones de los
gases Cuando 2 L de cloruro de
hidrógeno gaseoso se
descomponen para formar gas
hidrógeno y gas cloro, se forman
volúmenes iguales de estos gases,
es decir, 1 L de cada uno. La
proporción de hidrógeno y cloro es
1 a 1, y la proporción del volumen
de hidrógeno con el del cloruro de
hidrógeno es de 1/2 a 1 o 1 a 2,
una proporción igual a la del cloro
con cloruro de hidrógeno. 2 litros de HCl
1 litro de H 2
+
1 litro de Cl 2

6.1
Estequiometría
215
Ley de Avogadro Avogadro estableció que volúmenes iguales de todos los gases, con
igual presión y temperatura, tienen el mismo número de moléculas. Por ejemplo, en
un litro de hidrógeno y un litro de oxígeno, ambos a la misma presión y temperatura,
habrá el mismo número de moléculas.
+
3H 2(g) + N 2(g) 2NH 3(g)
3 moléculas + 1 molécula 2 moléculas
3 moles + 1 mol 2 moles
3 volúmenes + 1 volumen 2 volúmenes
Figura 6.5 Relación de volúmenes de gases en una reacción química La relación de volumen
de hidrógeno molecular a nitrógeno molecular es 3:1, la de amoniaco (el producto) a hidrógeno molecular
y nitrógeno molecular combinado (los reactivos) es 2:4 o 1:2.
Mol
La mol o molécula gramo es la masa molecular expr esada en gramos, se le llama
también masa molar. El concepto de átomo gramo (at-g) se refiere a la masa atómica
expresada en gramos.
Agua (H 2
O) Agua (H 2
O)
¿Sabías que...?
La masa de los átomos se mide en
unidades de masa atómica (u),
lo mismo que la masa de las
moléculas. La masa molecular
gramo o masa molar se mide,
generalmente, en gramos (g).
H
O
H
18 u
u es la masa de una molécula
(masa molecular);
expresa una sola molécula
18 gramos
1 mol de agua representa
una cantidad de agua
suficiente para ser medida,
observada, etcétera
Figura 6.6 Comparación de la
masa de una molécula de agua y
una mol de dicha sustancia.
Para obtener la mol de cualquier sustancia se calcula su masa molecular y la cantidad
obtenida se expresa en gramos.

216
Unidad 6
Estequiometría
Encontremos la mol de carbonato de calcio.
CaCO 3
Ca: 40 × 1 = 40
C: 12 × 1 = 12
O: 16 × 3 = 48
100 u masa de una molécula de CaCO 3
100 g masa de una mol de CaCO 3
Por lo dicho anteriormente, la fórmula de una sustancia indica también una mol
de tal sustancia.
H 2 O: 1 mol de agua = 18 g
CaCO 3 : 1 mol de carbonato de calcio = 100 g
Si se quiere averiguar cuántos gramos indica 3HNO 3 (3 moles de ácido nítrico),
en primer lugar se obtiene la masa molecular de esta sustancia:
HNO 3
H: 1 × 1 = 1
N: 14 × 1 = 14
O: 16 × 3 = 48
63 u
La masa molecular se expr esa en gramos (63 g), en seguida se multiplica por 3
(63 × 3 = 189 g).
3HNO 3 = 189 g
Figura 6.7 Masa molar de
algunos compuestos Cada
muestra contiene 6.02 × 10 23
moléculas de un compuesto
covalente o 6.02 × 10 23 unidades
fórmula de un compuesto iónico.
Cada compuesto tiene su propia
masa molar.
Ejercicios
Representa en gramos o moles lo que se indica a continuación:
H 2 SO 4 : _____________ g 3HCl: _____________ g 5Ca(OH) 2 : _____________ g

28.2 cm
6.1
Estequiometría
217
5NaOH: ____________ g
4AlI 3 : _______________ g
Na 2 CO 3 : __________ g 10Mg 3 (P0 4 ) 2 : ___________ g
2KClO 3 : __________ g 2NH 3 : _________________ g
100 g NH 4 NO 3 : __________________ moles K 2 Cr 2 O 7 : __________________ g
100 g CaCO 3 : ____________________ moles 100 g H 2 O: ____________ moles
Número de Avogadro
El número de moléculas que existen en una mol es igual a 6.02 × 10 23 , y llevan el
nombre de número de Avogadro. Esto nos indica que en una mol de cualquier sustancia
hay 602 000 000 000 000 000 000 000 (seiscientos dos mil trillones) de
moléculas.
Volumen molecular gramo
El volumen que ocupa una mol de cualquier gas en condiciones normales de presión
y de temperatura es igual a 22.4 L y se llama volumen molar o volumen molecular
gramo.
He
22.4 L
Cl 2
22.4 L 22.4 L
6.02 10 23
Partículas
28.2 cm
1
mol
28.2 cm
Figura 6.8 Volumen molar de los
gases Un mol de cualquier gas a
NPT ocupa 22.4 L. ¿Qué tan grande
es? Es el volumen de un cubo de
28.2 cm de lado. Dicho volumen
contiene 6.02 × 10 23 átomos de un
elemento gaseoso o 6.02 × 10 23
moléculas de un elemento molecular
o de un compuesto, pero la masa
de 1 mol es diferente para cada
elemento. Un mol de helio flota
porque su masa es menor que la
masa de 22.4 L de aire.
Presión normal = 1 atm = 760 mm de Hg; temperatura normal = 0 °C = 273 K
3 moles de cualquier gas ocupan: 22.4 L × 3 = 67.2 L
0.5 mol ocupan: 22.4 L × 0.5 = 11.2 L
1 mol
1 mol
1 mol
1 mol
1 mol
H 2
O 2
N 2
CO 2
NH 3
2 g
22.4 L
32 g
22.4 L
28 g
22.4 L
44 g
22.4 L
17 g
22.4 L

218
Unidad 6
Estequiometría
Problemas resueltos
Apliquemos los conocimientos adquiridos hasta ahora en la resolución de problemas.
¿Cuántos gramos de o xígeno habrá en 10 L de este gas medidos en condiciones npt
(normales de presión y temperatura: 1 atm y 273 K)?
En primer lugar se obtiene la mol de oxígeno (O 2 ).
O 2
O: 16 × 2 = 32 g
Esos 32 g ocupan un volumen de 22.4 L. Se plantea el problema y se realizan las operaciones
correspondientes para llegar a la solución.
32 g _______ 22.4 L
x g _______ 10 L
x =
32 g × 10 L
22.4 L
x =14.2 g
¿Qué volumen ocupan 56 g de nitrógeno medidos en condiciones npt?
N 2 :
N :14× 2 = 28 g
28 g _______ 22.4 L
Se plantea y se resuelve.
56 g _______ x L
x =
56 g × 22.4 L
28 g
x = 44.8 g L
Ejercicio
Resuelve los siguientes problemas en condiciones NPT.
Masa de 67.2 L de O 2 : ______________ g Volumen de 5 g de CO 2 : _____________ L
Volumen de 20 g de NH 3 : ___________ L Masa de 20 L de H 2 : ________________ g
Volumen de 15 g de HCl: ___________ L Masa de 11.2 L de CO: ______________ g
Masa de 11.2 L de N 2 : ______________ g Masa de 22.4 L de He: ______________ g
Volumen de 1.5 moles de O 2 : _________ L Volumen de 100 g de O 2 : ____________ L

6.2
Cálculos estequiométricos
219
6.2 Cálculos estequiométricos
Mapa conceptual 6.2
Cálculos estequiométricos
para
en las
determinar la
Composición
porcentual de
un compuesto
Relaciones
ponderales
Relaciones
volumétricas
conocer la
Fórmula
real de un
compuesto
como
determinar el
Porcentaje de
rendimiento
Mol-mol
Mol-masa
Volumen-masa
Masa-volumen
Masa-mol
Volumen-volumen
Masa-masa
Has visto que las sustancias químicas se representan mediante fórmulas. Éstas muestran
la composición atómica de las moléculas, con los símbolos de los elementos
presentes en tales sustancias. Así, NaCl es la fórmula del cloruro de sodio donde los
constituyentes son el sodio (Na) y el cloro (Cl). Los subíndices se emplean para indicar
el número relativo de átomos de cada elemento, el subíndice uno (1) se sobreentiende.
Por ejemplo, la fórmula del agua, H 2 O, indica que cada molécula contiene 2 átomos
de hidrógeno y 1 de oxígeno; la fórmula del cloruro de sodio, NaCl, muestra la
presencia de igual número de átomos de los elementos sodio y cloro; la fórmula del
sulfato de aluminio, Al 2 (SO 4 ) 3 , especifica 2 átomos de aluminio, Al, por cada 3 grupos
sulfato, SO 4 , a su v ez, cada grupo de sulfato tiene 1 átomo de azufr e y 4 de
oxígeno, por lo que la fórmula Al 2 (SO 4 ) 3 contiene en total 2 átomos de aluminio,
3 de azufre y 12 de oxígeno.
¿Sabías que...?
La masa de los átomos se
concentra en su núcleo y la unidad
para medirla es 1
de la masa del
12
isótopo 12 de carbono llamado
unidad de masa atómica (u).
Composición porcentual
Conoces que los átomos de un mismo elemento no son exactamente iguales en su
masa, es por eso que las masas atómicas que se consignan en la tabla periódica son
fraccionarias, y corresponden al promedio de las masas de los distintos isótopos que
forman un elemento dado.

220
Unidad 6
Estequiometría
H
11.7%
O
10.4%
C
77.9%
La siguiente tabla muestra ejemplos del enter o más próximo a la masa atómica
para facilitar los cálculos.
Elemento Símbolo Masa atómica Entero más próximo
Hidrógeno H 1.00797 u 1
Oxígeno O 15.9994 u 16
Carbono C 12.01115 u 12
Magnesio Mg 24.312 u 24
Figura 6.9 Porcentaje en masa de
los elementos del geraniol La
gráfica de sectores muestra la
composición del geraniol en
términos de porcentaje en masa de
los elementos.
Número atómico
Estado de la materia
Símbolo
Masa atómica
Nombre
Sólido
Líquido
Gas
Sintético
¿Sabías que...?
El geraniol es el componente que le
da el olor a las rosas, y su fórmula
es C 10H 18O.
Ejercicios
Consulta la tabla periódica y contesta los datos que se piden:
Elemento Símbolo Masa atómica Entero más próximo
Sodio
Nitrógeno
Calcio
Aluminio
Fósforo
Hierro
Cloro
Potasio
Bromo
Plata
Las moléculas están constituidas por 1, 2 o más átomos, y para obtener la masa de
las moléculas (masa molecular) se suman las masas atómicas de los átomos que las
constituyen. Observa el ejemplo.
Molécula de agua (H 2 O) formada por 2 átomos de hidrógeno cuya masa atómica
es 1 u y 1 átomo de oxígeno cuya masa atómica es 16 u.

6.2
Cálculos estequiométricos
221
Si sumamos las masas de estos átomos, obtendremos 18 u, que es la masa mo lecular
del agua.
1 u
H
H
1 u
O
16 u
H 2 O
H – 1 × 2 = 2 u
O – 16 × 1 = 16 u
18 masa molecular
Como puedes observar, la masa de cada átomo se multiplica por el númer o de
átomos que forman parte de la molécula.
Un símbolo representa:
El elemento en general; un átomo de este elemento; su masa atómica.
• Con O entenderemos:
El elemento oxígeno (O); un átomo de este elemento; 16 u (su masa atómica).
La fórmula representa:
La sustancia en general; una molécula de esta sustancia; los átomos que la constituyen;
su masa molecular.
• Con H 2 O entenderemos:
La sustancia agua; una molécula de agua; la molécula formada por 2 átomos de
hidrógeno y 1 de oxígeno, 18 u (su masa molecular).
Para obtener la masa molecular del ácido sulfúrico (H 2 SO 4 ) se multiplica por 2 la
masa atómica del hidrógeno (H), por 1 la masa atómica del azufre (S) y por 4 la masa
atómica del oxígeno (O), sumando al final dichos productos.
H 2 SO 4
H – 1 × 2 = 2 u
S – 32 × 1 = 32 u
O – 16 × 4 = 64 u
98 u masa molecular
Ahora obtengamos la masa molecular del fosfato de calcio.
Ca 3 (PO 4 ) 2

222
Unidad 6
Estequiometría
Como te puedes dar cuenta, el (PO 4 ) está afectado por el subíndice 2, (PO 4 ) 2 , lo
cual indica que hay 2 átomos de fósforo (P) y 8 de oxígeno (O).
Ca 3 (PO 4 ) 2
Ca – 40 × 3 = 120 u
P – 31 × 2 = 64 u
O – 16 × 8 = 128 u
310 u masa molecular
Ejercicios
Calcula, aproximando a enteros, la masa molecular de los siguientes compuestos.
1. Trióxido de dinitrógeno, N 2 O 3
________________________________________________________________
2. Fosfato de calcio, Ca 3 (PO 4 ) 2
________________________________________________________________
3. Carbonato de potasio, K 2 CO 3
________________________________________________________________
En los problemas de cálculo estequiométrico resulta muy útil conocer la composición
porcentual de las sustancias.
Veamos cómo se obtiene el porcentaje de los constituyentes que forman distintos
compuestos.
Sabemos que los constituyentes del agua son hidrógeno y oxígeno. Así, al calcular
la composición porcentual del agua, indicamos el porcentaje (%) de hidrógeno y de
oxígeno.
Para ello necesitamos una cantidad que r epresente 100%, obviamente esa cantidad
es la masa molecular que en el caso del agua es 18 u. Ahora bien, de esas 18 u
2 son de hidrógeno y 16 de oxígeno.
H 2 O
H – 1 × 2 = 2 u
O – 16 × 1 = 16 u
18 u
Para obtener el porcentaje de hidrógeno se procede de la siguiente forma:
18 : 100 :: 2 : x
x ∙
100×
2
18
x = 11.1%

6.2
Cálculos estequiométricos
223
Para el oxígeno:
18 : 100 :: 16 : x
x = 100×16
18
x = 88.8%
Si sumamos dichos porcentajes debemos obtener 100%.
H – 11.1%
O – 88.8%
99.9%
Obtuvimos 99.9% y debido a que en las divisiones quedaron residuos, el cálculo
es correcto.
Problemas resueltos
Hagamos el siguiente ejercicio paso a paso.
Primero se obtiene la masa molecular del compuesto.
Después, tomando la masa molecular como el 100%, se determinan las proporciones de
las masas de cada uno de los constituyentes.
En seguida calculamos la composición porcentual del hidróxido de sodio (NaOH):
Para el sodio:
Para el oxígeno:
NaOH
Na – 23 × 1 = 23 u
O – 16 × 1 = 16 u
H – 1 × 1 = 1 u
40 u
40 : 100 :: 23 : x
100× 23
x =
40
x = 57.5
Sodio (Na) – 57.5%
40 : 100 :: 16 : x
x = 100×16
40
x = 40
Oxígeno (O) – 40%

224
Unidad 6
Estequiometría
Para el hidrógeno:
40 : 100 :: 1 : x
x = 100×1
40
x = 2.5
Hidrógeno (H) – 2.5%
Finalmente sumamos los porcentajes:
Na – 57.5%
O – 40.0%
H – 2.5%
100.0%
En este caso la suma de los porcentajes es 100, ya que en divisiones no hubo residuos.
Ejercicios
1. Calcula el porcentaje de aluminio (Al) que hay en el óxido de aluminio Al 2 O 3 .
___________________________________________________________________
2. Calcula la composición porcentual del hidróxido de amonio NH 4 OH.
___________________________________________________________________
La palabra y su raíz
empírica (Latín) empirĭcus (y
éste del griego) §μ en, πειρåƒ
experimenter.
Referente a lo experimental.
Fórmulas empíricas
La fórmula empírica refiere la proporción en números enteros de los átomos de cada
elemento en un compuesto (NaCl, H 2 SO 4 , CaBr 2 , etcétera).
Fórmulas moleculares
La fórmula molecular representa el número real de átomos de cada elemento en una
molécula del compuesto (H 2 O, C 6 H 6 , NH 3 , etcétera).
En este momento vale la pena aclarar que la fórmula molecular del benceno (compuesto
covalente) es C 6 H 6 aunque su fórmula empírica es CH. D e manera fundamental,
la fórmula empírica se aplica a los compuestos iónicos; no obstante, también
se utiliza para expresar la mínima relación entre el número de átomos en las moléculas
de los compuestos covalentes.
Con respecto al cloruro de sodio (y los compuestos iónicos en general) no se puede
hablar de moléculas sencillas, ya que se trata de una combinación de muchos iones
sodio (Na + ) con muchos iones cloruro (Cl – ). De ahí que, estrictamente, la mol
se refiere a compuestos covalentes y para indicar el mismo concepto, sobre compuestos
iónicos, se usa la expr esión peso (masa) fórmula gramo, aunque algunos autores
emplean el término mol cuando se hace r eferencia a la masa molecular gramo y a la
masa fórmula gramo. Nosotros utilizaremos el término mol indistintamente.

6.2
Cálculos estequiométricos
225
Fórmula real
La fórmula real de un compuesto puede ser la fórmula empírica o un múltiplo entero
de ella. Para determinar la fórmula r eal de un compuesto es necesario conocer , en
primer lugar, la fórmula empírica y la masa molecular de dicho compuesto . Ahora
bien, para conocer la fórmula empírica debemos saber la composición porcentual del
compuesto y las masas atómicas de sus constituyentes.
Problemas resueltos
1. Para calcular la fórmula real de un compuesto que contiene 85.62% de carbono y 14.28%
de hidrógeno, y una masa molecular de 56, se procede de la siguiente manera.
Constituyentes Masa atómica at-g
Carbono 12 12 g
Hidrógeno 1 1 g
Se consideran como base 100 g de compuesto, por lo que su composición porcentual nos
indica que existen:
85.62 g de carbono
14.28 g de hidrógeno
En seguida se calcula el número de at-g (átomo-gramo) de cada constituyente.
Para el carbono:
1 at-g _____________ 12 g
x at-g _____________ 85.62 g
85.62 g ×1 at – g
x =
12 g
x = 7.13 at-g
Para el hidrógeno:
1 at-g _____________ 1 g
x at-g _____________ 14.28 g
14.28 g ×1 at – g
x =
1 g
x =14.28 at-g
Por tanto,
C: 7.13 at-g
H: 14.28 at-g

226
Unidad 6
Estequiometría
Posteriormente se determina la relación entre estas cantidades dividiéndolas entre el número
más pequeño que hayas encontrado.
C: x = 713 . at – g
713 . at – g = 1
14. 28 at – g
H: x =
713 . at – g = 2
Por lo que la fórmula empírica es:
CH 2
La fórmula real puede ser esta fórmula empírica o un múltiplo de ella, y se representa
de la siguiente manera:
(CH 2 ) n
donde n indica el número por el que se deben multiplicar los subíndices encontrados.
Para calcular n es necesario conocer la masa molecular del compuesto. En este ejemplo es
de 56. El conjunto CH 2 tiene una masa molecular de:
C: 1 × 12 = 12 (1 átomo por su masa atómica)
H: 2 × 10 = 2 (2 átomos por su masa atómica)
14 masa molecular de CH 2 de la fórmula real (CH 2 ) n = 56
Luego
14 n = 56
n = 56
14
n = 4
La fórmula real del compuesto será
(CH 2 ) n = (CH 2 ) 4 = C 4 H 8
2. Encuentra la fórmula real de un compuesto que contiene 75.8% de arsénico y 24.2% de
oxígeno. Con una masa molecular de 199.3.
En 100 g del compuesto habrá:
Átomos gramos de cada constituyente:
1 at-g de arsénico 75 g
1 at-g de oxígeno 16 g
75.8 g de arsénico
24.2 g de oxígeno
Arsénico: 75.8
75 = 1
Oxígeno: 24.2
16 = 1.5

6.2
Cálculos estequiométricos
227
Relación entre estas cantidades encontradas
Arsénico: 1 1 = 1
Fórmula empírica
Oxígeno: 1.5
1 = 1.5
As 1 O 1.5
Como no puede haber fracciones de átomo en las moléculas, los subíndices encontrados
se multiplican por 2 y se obtiene:
La fórmula real se determina con
As 2 O 3
(As 2 O 3 ) n
Para calcular n se sabe que la masa molecular del compuesto es 199.3. E l conjunto
As 2 O 3 tiene masa molecular de 199.3, luego
La fórmula real es
(199.3)n = 199.3
n = 199.3
199.3
n = 1
(As 2 O 3 ) n (As 2 O 3 ) 1 = As 2 O 3
3. Determina la fórmula real de un compuesto del que se ha encontrado que está formado
por 32.4% de sodio, 22.5% de azufr e y 45.1% de oxígeno. Su masa molecular es 142.
Esta sustancia por cada 100 g contiene:
32.4 g de sodio
22.5 g de azufre
45.1 g de oxígeno
Al consultar la tabla de masas atómicas se determina que 1 at-g de cada constituyente equivale a
Na: 23 g
S: 32 g
O: 16 g
Ahora se determina el número de at-g que hay en los 100 g de la muestra.
Na : 32. 4
23 = 1.4
S: 22.5
32 = 0.7
O: 45.1
16
= 2.9

228
Unidad 6
Estequiometría
La relación entre estos números es:
Na : 1.4
0.7 = 2
S: 0.7
0.7 = 1
La fórmula empírica es:
y su fórmula real
O: 2.9
0.7 = 4
Na 2 SO 4
(Na 2 SO 4 ) n
El conjunto de átomos representado por la fórmula Na 2 SO 4 tiene una masa molecular
de 142 y la masa molecular del compuesto es 142.
Entonces
(142)n = 142
n = 142
142
n = 1
(Na 2 SO 4 ) n = (Na 2 SO 4 ) 1 = Na 2 SO 4
Figura 6.10 Compuestos de la
fórmula empírica CH 2O En cada
uno de estos compuestos, la
relación de átomos es 1C:2H:1O.
Como una molécula de cada
compuesto tiene diferente número
de cada átomo, es un compuesto
diferente con su propia fórmula
molecular.
Ejercicios
Encuentra la fórmula empírica (simple) de un compuesto que tiene la siguiente composición
porcentual: Na = 19.3%, S = 26.9% y O = 53.8%. Determina además su fórmula real si
sabes que su masa molecular es 238.

6.2
Cálculos estequiométricos
229
Constituyentes at-g g × 100 de la muestra at-g en la muestra Relación
Sodio
Azufre
Oxígeno
Fórmula empírica: ______________________________________________________
Masa molecular en este conjunto: __________________________________________
Masa molecular de la muestra: 238 _________________________________________
Relación entre las masas (n): ______________________________________________
Fórmula real: __________________________________________________________
La unidad de masa que se ha utilizado es el gramo; se entiende por mol la masa molecular
expresada en gramos (obtenida de la fórmula que representa a determinado compuesto,
ya sea empírica o molecular) y por at-g la masa atómica expresada en gramos.
Relaciones ponderales
Una ecuación química balanceada nos proporciona suficiente información para realizar
cálculos estequiométricos referidos a las sustancias que intervienen en ella. Por
ejemplo, durante la combustión del metano se produce dióxido de carbono y agua.
La representación de esta reacción sería:
CH 4 + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O
De manera cualitativa esta ecuación nos muestra que reacciona el metano con el
oxígeno para producir dióxido de carbono y agua; pero cuantitativamente, y esto es
lo importante, en estequiometría nos indica que 1 molécula de metano se combina
con 2 moléculas de oxígeno para producir 1 molécula de dióxido de carbono y 2 de
agua.
H
H
C
H
H
O O
+ O C O +
O O
H
H
O
O
H
H
Metano Oxígeno Dióxido de carbono Agua
Figura 6.11 Reacción del metano
con el oxígeno.
Además, la fórmula indica la masa molecular, por lo cual se deduce que:
16 u + 2(32) u → 44 u + 2(18) u
16 u de CH 4 + 64 u de O 2 → 44 u de CO 2 + 36 u de H 2 O

230
Unidad 6
Estequiometría
Como en la práctica es imposible trabajar con moléculas individuales, a niv
molar se tiene que
el
1 mol
de metano
2 moles
de oxígeno
1 mol de
dióxido
de carbono
+ → +
2 moles
de agua
lo que expresado en gramos es:
16 g de CH 4 + 64 g de O 2 → 44 g de CO 2 + 36 g de H 2 O
16 g + 64 g → 44 g + 36 g
Aquí podemos plantear un problema.
¿Cuántas moles de metano (CH 4 ) reaccionando con el suficiente oxígeno (O 2 ) se
necesitan para obtener 4 moles de agua (H 2 O)?
La ecuación nos indica que con 1 mol de metano (CH 4 ) se obtienen 2 de agua
(H 2 O) por lo que se establece la relación
1 mol CH 4 _____________ 2 moles H 2 O
x moles CH 4 _____________ 4 moles H 2 O
x = 1 mol CH 4 × 4 moles H 2 O
2 moles H 2 O
x = 2 moles CH 4
Para resolver problemas de este tipo, en primer lugar se escribe la ecuación balanceada
que representa a la reacción indicada en el problema.
En seguida se lee con atención el problema para saber qué se pregunta y cuáles son
los datos que se proporcionan.
Después se identifican las sustancias en la ecuación y se escriben en la parte superior
de sus fórmulas los datos que se han obtenido al leer el pr oblema. En seguida,
en la parte inferior de estas mismas fórmulas, se escribe la masa en moles o gramos
que indican.
De la disposición de tales datos en la ecuación se establece la r elación y se hacen
las operaciones correspondientes, se obtiene el resultado. (Es obvio que con la práctica,
el planteamiento se puede hacer de manera directa.)
Problemas resueltos
Mol-mol
Vamos a calcular la cantidad en moles que se obtienen de sosa cáustica (hidróxido de sodio,
NaOH) cuando r eaccionan totalmente 0.45 mol de cal apagada (hidr óxido de calcio,
Ca(OH) 2 , con carbonato de sodio (Na 2 CO 3 ):
Ecuación
(2) (1)
0.45 mol x
Na 2 CO 3 + Ca(OH) 2 → 2NaOH + CaCO 3
1 mol 2 moles
(3) (4)

6.2
Cálculos estequiométricos
231
Leamos detenidamente el problema.
“... calcular la cantidad en moles que se obtienen de sosa cáustica (hidr óxido de sodio,
NaOH)...”. Aquí está la pregunta: se escribe x sobre la fórmula NaOH de la ecuación (1).
Continuamos la lectura:
“... cuando r eaccionan totalmente 0.45 mol de cal apagada [hidr óxido de calcio,
Ca(OH) 2 ]…”. Aquí encontramos un dato, se escribe 0.45 mol sobre la fórmula Ca(OH) 2
(2).
“... con carbonato de sodio (Na 2 CO 3 )”.
Del carbonato de sodio no se pr egunta ni se proporciona ningún dato; por eso no se le
considera para resolver el problema.
En seguida se obtienen y se escriben las moles que indican las fórmulas de las sustancias
identificadas, en la parte inferior de las mismas:
Na 2 CO 3 + Ca(OH) 2 → 2NaOH + CaCO 3
1 mol 2 moles
(3) (4)
Se plantea el problema.
0.45 moles _____________ x
1 mol _____________ 2 moles
0.45 mol × 2 moles
x =
1 mol
x = 0.9 mol
Por tanto, el resultado es que se obtienen 0.9 mol de NaOH.
Mol-masa
¿Cuántos gramos de nitruro de magnesio (Mg 3 N 2 ) se obtienen cuando reaccionan 3.2 moles
de amoniaco (NH 3 ) con el suficiente magnesio (Mg)?
Ecuación
(2) (1)
3.2 moles x g
2NH3 + 3Mg → Mg 3 N 2 + 3H 2
2 moles 100.9 g
(3) (4)
“¿Cuántos gramos de nitruro de magnesio (Mg 3 N 2 ) [...(1)] se obtienen cuando reaccionan
3.2 moles de amoniaco (NH 3 )[... (2)]”
NH 3 Mg 3 N 2
2 moles (3) 100.9 g (4)
Mg: 24.3 × 3 = 72.9
N: 14 × 2 = 28
100.9 g
Las unidades empleadas para las sustancias deben ser congruentes.
Se plantea
3.2 moles _____________ x g
2 moles _____________ 100.9 g

232
Unidad 6
Estequiometría
3.2 moles ×100.9 g
x =
2 moles
x = 161.44 g
Se obtienen 161.44 g de Mg 3 N 2 .
Masa-mol
¿Cuántas moles de ácido clorhídrico (HCl) en r eacción total con dió xido de manganeso
(MnO 2 ) se necesitan para obtener 10 g de cloruro de manganeso (MnCl 2 )?
Ecuación
(1) (2)
x moles
10 g
4HCl + MnO 2 → MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O
4 moles 125.9 g
(3) (4)
“¿Cuántas moles de ácido clorhídrico (HCl)...” (1)
“... reaccionando totalmente con dióxido de manganeso (MnO 2 ) se necesitan para obtener
10 g de cloruro de manganeso (MnCl 2 )?” (2)
Figura 6.12 Método del
mol Primero se convierte la
cantidad de reactivo (en gramos
u otras unidades) a número de
moles. Luego se utiliza la razón
proporcional de moles en la
ecuación ajustada para calcular el
número de moles de producto
formado. Finalmente, se convierten
los moles de producto en gramos
de producto.
Se plantea
Se necesitan 0.31 mol de HCl.
Masa de
reactivo
→
HCl MnCl 2
4 moles (3) 125.9 g (4)
Mn: 54.9 × 1 = 54.9
Cl: 35.5 × 2 = 71.0
125.9 g
(4)
x moles _____________ 10 g
4 moles _____________ 125.9 g
x = 4 moles × 10 g
125.
9 g
Moles de
reactivo
→
Moles de
producto
→
Masa de
producto
Masa-masa
Se requiere neutralizar 50 g de ácido sulfúrico (H 2 SO 4 ). ¿Cuántos gramos de hidróxido de
sodio (NaOH) se deben emplear?
Ecuación
(1) (2)
50 g x
H 2 SO 4 + 2NaOH → Na 2 SO 4 + 2H 2 O
98 g 80 g
(3) (4)

6.2
Cálculos estequiométricos
233
“Se requiere neutralizar 50 g de ácido sulfúrico (H 2 SO 4 )...” (1)
“¿Cuántos gramos de hidróxido de sodio (NaOH)…” (2)
Se plantea
H 2 SO 4
NaOH
1 mol 2 moles
H: 1 × 2 = 2 Na: 23 × 1 = 23
S: 32 × 1 = 32 O: 16 × 1 = 16
O: 16 × 4 = 64 H: 1 × 1 = 1
98 g 2(40) g
(3) (4)
50 g _____________ x
98 g _____________ 80 g
x =
50 g ×80 g
98 g
x = 40.8 g
Se necesitan 40.8 g de NaOH.
Ejercicios
1. Según la ecuación
CaO + H 2 O → Ca(OH) 2
¿cuántos gramos de hidr óxido de calcio, Ca(OH) 2 , se obtienen al r eaccionar 500 g de
óxido de calcio (CaO)?
Resultado: _________________________________________________________
2. En la siguiente ecuación
Mg + CuSO 4 → MgSO 4 + Cu
¿cuántos gramos de magnesio, Mg, reaccionando totalmente con sulfato de cobre II son
necesarios para obtener 2.5 moles de cobre, Cu?
Resultado: _________________________________________________________
3. Se necesitan 100 g de hierro (Fe). ¿Cuántas moles de óxido de hierro III (Fe 2 O 3 ) deben
reducirse con monóxido de carbono (CO)?
Ecuación
Fe 2 O 3 + 3CO → 2Fe + 3CO 2
Resultado: _________________________________________________________
4. ¿Cuántos gramos de dióxido de carbono (CO 2 ) se producen al reaccionar 50 g de carbonato
de sodio (Na 2 CO 3 ) con suficiente ácido clorhídrico (HCl)?
Ecuación
Na 2 CO 3 + 2HCl → 2NaCl + CO 2 + H 2 O
Resultado: _________________________________________________________

234
Unidad 6
Estequiometría
Relaciones volumétricas
Con los elementos vistos anteriormente, podemos realizar cálculos a partir de reacciones
que impliquen masas y v olúmenes, bajo condiciones NPT. Es indispensable
usar unidades congruentes en las sustancias consideradas: gramos con gramos, litros
con litros, moles con moles, etcétera.
Problemas resueltos
Masa-volumen
¿Cuántos litros de dióxido de carbono (CO 2 ) se obtienen cuando se descomponen totalmente
20 g de carbonato de calcio (CaCO 3 )?
(2) (1)
20 g x L
CaCO 3 → CaO + CO 2
100 g 22.4 L
(3) (4)
“¿Cuántos litros de dióxido de carbono (CO 2 )···” (1), “se obtienen cuando se descomponen
totalmente 20 g de carbonato de calcio (CaCO 3 )?” (2)
Moles de CaCO 3 (en gramos):
Moles de CO 2 (en litros): 22.4 L (4)
Se plantea:
Ca: 40 × 1 = 40
C: 12 × 1 = 12
O: 16 × 3 = 48
100 g (3)
20 g ______________ x L
100 g ______________ 22.4 L
20 g × 22.4 L
x =
100 g
x = 4.48 L
Con 20 g de CaCO 3 se obtienen 4.48 L de CO 2 .
Volumen-masa
“¿Cuántos gramos de clorato de potasio (KClO 3 ) se necesitan para obtener 10 L de oxígeno (O 2 )?”
Ecuación:
(1) (2)
x g
10 L
2KClO 3 → 2KCl + 3O 2
245 g 67.2 L
(3) (4)

6.2
Cálculos estequiométricos
235
“¿Cuántos gramos de clorato de potasio (K ClO 3 ) ...” (1), “... se necesitan para obtener
10 L de oxígeno (O 2 )?” (2)
Moles de KClO 3 (en gramos):
Moles de O 2 (en litros): 22.4 L × 3 67.2 L (4)
Se plantea:
K: 39 × 1 = 39
Cl: 35.5 × 1 = 35.5
O: 16 × 3 = 48
122.5 g × 2 = 245 g (2 moles) (3)
x g _______________ 10 L
245 g ________________ 67.2 L
245 g × 67.2 L
x =
67.2 L
x = 36.4 g
Para obtener 10 L de O 2 se necesitan 36.4 g de KClO 3 .
Volumen-volumen
Ahora calculemos el volumen, en litros, de oxígeno (O 2 ) que reacciona totalmente con bisulfuro
de carbono (CS 2 ), que es necesario para obtener 50 L de dió xido de azufre (SO 2 ) en
condiciones npt :
Ecuación:
(1) (2)
x L
50 L
CS 2 + 3O 2 → CO 2 + 2SO 2
3(22.4) 2(22.4)
= 67.2 L = 44.8 L
(3) (4)
“Calcular el volumen de oxígeno (O 2 ) en litros...” (1), “... que reaccionando totalmente
con disulfuro de carbono (CS 2 ), se necesita para obtener 50 L de dióxido de azufre (SO 2 )
en condiciones npt ”. (2)
Se plantea:
Se necesitan 75 L de O 2 .
x _____________ 50 L
67.2 L _____________ 44.8 L
x =
x = 75 L
Reactivo limitante y en exceso
67.2 L × 50 L
44.8 g
En los problemas vistos con anterioridad se emplean expr esiones como “reacción
total”, “con el suficiente...”, esto significa que la sustancia a que nos r eferimos reacciona
totalmente y r ecibe el nombr e de reactivo limitante. En otras palabras, un
reactivo limitante se consume por completo en una reacción, mientras que el reactivo
en exceso es el que se encuentra en mayor proporción estequiométrica, o como su
nombre lo indica, está en exceso.

236
Unidad 6
Estequiometría
Hagamos el siguiente ejercicio:
¿Cuántos gramos de óxido de magnesio (MgO) se obtienen cuando reaccionan 10 g
de magnesio (Mg) con 20 g de oxígeno (O 2 )?
Ecuación:
2Mg + O 2 → 2MgO
De acuerdo con la ecuación, 2 moles de magnesio (Mg):
24.3 × 2 = 48.6 g
reaccionan con una mol de oxígeno (O 2 ):
16 × 2 = 32 g
Luego,
48.6 g Mg _____________ 32 g O 2
10 g Mg _____________ x g O 2
Antes del inicio de la reacción
x = 10 g Mg × 32 g O 2
48.6 g Mg
x = 6.5 g O 2
Es decir, los 10 g de Mg reaccionan con 6.5 g de O 2 ; por lo tanto, el reactivo limitante
es el Mg, mientras que el r eactivo en exceso es el O 2 . Al sumar estas dos
cantidades (10 g + 6.5 g) se determina que se obtienen 16.5 g de MgO.
Después que se completó
la reacción
NO O 2
NO 2
Figura 6.14 Al comienzo de la
reacción son 8 moléculas de NO
y 7 moléculas de O 2. Al final,
todas las moléculas de NO han
desaparecido, y sólo quedan 3
moléculas de O 2. Por tanto, el NO
es el reactivo limitante y el oxígeno
está en exceso. Cada molécula
puede ser tratada como si fuera
1 mol de sustancia en la reacción.
Figura 6.13 Una mezcla de 5 moléculas de CH 4 y 3 moléculas de H 2O experimentan la reacción
CH 4(g) + H 2O (g) → 3H 2(g) + CO (g). Observa que las moléculas de H 2O se consumen primero y quedan 2 moléculas
de CH 4 sin reaccionar.

6.2
Cálculos estequiométricos
237
Porcentaje de rendimiento
En los problemas hasta aquí vistos, los cálculos son teóricos y el pr oducto, en realidad,
es menor que el calculado a partir de las relaciones estequiométricas. Son varios
los factores que intervienen para que esto suceda; por ejemplo, algunos reactivos no
reaccionan totalmente, la r eacción puede ser r eversible, etcétera. Sin embargo, en
química industrial es muy importante conocer el porcentaje de rendimiento que se
obtiene, como se indica a continuación:
Porcentaje de rendimiento =
Producción real
Producción teórica ×100
A continuación te presentamos un ejemplo:
Se ha encontrado que al r eaccionar 120 g de eteno (C 2 H 4 ) con el suficiente o xígeno
se obtienen 180 g de ó xido de etileno (C 2 H 4 O). Estos 180 g r epresentan la
producción real. La producción teórica del C 2 H 4 O se obtiene en la forma acostumbrada:
Ecuación:
120 g x g
2C 2 H 4 + O 2 → 2C 2 H 4 O
2(28) = 56 g 2(44) = 88 g
120 g ___________ x
56 g ____________ 88 g
120 g ×88 g 56 g
x =
56g
x = 188.5 g; la producción teórica de C 2 H 4 O
% de rendimiento: 180g × 100 = 0.954 × 100
180.5
Porcentaje de rendimiento: 95.4%.
Ejercicios
Resuelve los siguientes problemas
1. ¿Cuántos gramos de ácido sulfúrico (H 2 SO 4 ), en reacción con zinc (Zn), se necesitan
para obtener 10 L de hidrógeno (H 2 )?
Ecuación
H 2 SO 4 + Zn → ZnSO 4 + H 2
Resultado: _________________________________________________________
2. ¿Cuántos litros de amoniaco (NH 3 ) se obtienen cuando r eaccionan 20 g de nitr ógeno
(N 2 ) con suficiente hidrógeno (H 2 )?
Ecuación
3H 2 + N 2 → 2NH 3
Resultado: _________________________________________________________

238
Unidad 6
Estequiometría
3. ¿Qué volumen de oxígeno (O 2 ) se necesita para la combustión completa de 10 g de bisulfuro
de carbono (CS 2 )?
Ecuación
CS 2 + 3O 2 → CO 2 + 2SO 2
Resultado: _________________________________________________________
4. ¿Cuántos gramos de peróxido de hidrógeno (agua oxigenada, H 2 O 2 ) se necesita descomponer
para obtener 4 L de oxígeno (O 2 )?
Ecuación
2H 2 O 2 → 2H 2 O + O 2
Resultado: _________________________________________________________
Lectura
El alcohol metílico: ¿combustible con futuro?
Recientes estudios revelan la posibilidad de que el alcohol
metílico, conocido como metanol, sería un buen sustituto de
la gasolina, con lo cual disminuiría la emisión de contaminantes
a la atmósfera.
Una de las ventajas del metanol es que reacciona casi en
su totalidad con el oxígeno en el motor del automóvil, a diferencia
de la gasolina, por lo que libera mínimas cantidades de
contaminantes a la atmósfera. En comparación con la gasolina,
el metanol produce menos monóxido de carbono (CO)
en el escape.
Como sabemos, el monóxido de carbono no sólo es tóxico,
también provoca la formación de dióxido de nitrógeno
mediante la reacción
CO (g) + O 2(g) + NO (g) – + CO 2(g) + NO 2(g)
El dióxido de nitrógeno es un gas café que permite la formación
de ozono y lluvia ácida.
La idea de usar el metano como combustible automotriz
no es una idea nueva. En algunas competencias de autos de
carreras los coches sólo deben usar alcohol metílico, porque
tiene características antigolpe, incluso a la alta velocidad a la
que estos motores funcionan.
Pero el metanol presenta también algunos inconvenientes.
Uno de ellos es el bajo rendimiento por kilómetros recorridos;
en una determinada distancia, se consumiría el doble
de litros de metanol que de gasolina, y por lo mismo el tanque
del automóvil debe ser del doble de tamaño.
Además, el costo promedio del metanol es equivalente a
la mitad del precio de la gasolina, de manera que el monto
neto es aproximadamente igual para ambos combustibles.
Otra desventaja del metanol es su alta afinidad por el agua
que provoca condensaciones de la atmósfera, las cuales permiten
aumente la corrosión tanto en el tanque como en las
líneas de combustible.
El problema más grave del metanol es su tendencia a formar
formaldehído, HCHO, en el proceso de combustión. Se
cree que el formaldehído es cancerígeno (sustancia que provoca
cáncer). También provoca la formación de ozono en la
atmósfera, que da lugar a contaminación más grave. Los investigadores
trabajan en los convertidores catalíticos para los
sistemas de escape, con el fin de ayudar a descomponer el
formaldehído.
Debido a que el acceso a esta sustancia es limitado, en la
actualidad se están preparando automóviles en Estados Unidos
que puedan funcionar tanto con metanol como con gasolina.
Estos vehículos pronto se probarán a gran escala en el
estado de California.
Es muy probable que en pocos años tu coche usará metanol
en lugar de gasolina.
Adaptado de Steven Zumdahl, Fundamentos de química, 5a. ed.,
McGraw-Hill Interamericana Editores, México, 2007, p. 257.

6.3
Normalización de volúmenes
239
6.3 Normalización de volúmenes
Mapa conceptual 6.3
Normalización de
volúmenes
que es
Ajustar el volumen de un gas
en
Condiciones normales de
presión y temperaturas
es decir
Presión de 760 torr
temperatura de 273 K
de acuerdo con la
Ley de Boyle Ley de Charles Ley de Gay-Lussac
Ley de los gases
perfectos
Ley general del estado
gaseoso
En las relaciones volumétricas anteriores se han considerado condiciones npt , es
decir, temperatura 273 K y presión 760 torr normales.
Al emplear las ley es de los gases siempr e se dan temperaturas absolutas,
K = °C + 273.
La temperatura normal corresponde a la absoluta (Kelvin) a 273. Esto es debido
a que teóricamente muchos gases ocuparían un v olumen de 0 a –273 °C o 0 K. La
escala absoluta se inicia en 0 K y no tiene temperaturas negativas.
A estas condiciones se les llama normales pero no comunes, ya que en la realidad
se dan condiciones diferentes, por ejemplo, medir el volumen de un gas en el laboratorio
implica que la presión sea de 740 torr y la temperatura de 18 °C.
A continuación veremos cómo puede ajustarse el v olumen de un gas medido en
condiciones no normales al volumen que ocuparía en condiciones npt .
Ley de Boyle
A temperatura constante, el volumen ocupado por un gas es inv ersamente proporcional
a la presión.
V 1 = K P 1
(K = constante de proporcionalidad)
K depende de la masa y la temperatura y si éstas no varían entonces
¿Sabías que...?
Debido a que la escala Kelvin
mide temperaturas sobre el cero
absoluto, todas las lecturas son
positivas. Por ello, la escala Kelvin
se llama escala de temperatura
absoluta, y como en la Celsius las
divisiones se llaman grados (°C),
en la escala Kelvin se llaman kelvins
(K) sin especifi car grados.
¿Sabías que...?
La unidad de presión torr equivale
a la presión que ejerce una
columna de Hg de 1 mm de altura.
Lleva este nombre en honor a
Evangelista Torricelli (1608-1647),
físico y matemático italiano, quien
realizó el descubrimiento del
principio del barómetro, por el que
pasó a la posteridad.

240
Unidad 6
Estequiometría
Figura 6.15 Ley de Boyle.
P
V
V = 2V 1
P = 2P 1
1
1
P = P
2 1
V = V
2 1
de donde
V 2 = K P 2
P 1 V 1 = P 2 V 2
(1 = condiciones iniciales, 2 = condiciones finales)
Figura 6.16 Aparato para
estudiar la relación entre la presión
y el volumen de un gas En a) la
presión del gas es igual a la presión
atmosférica. La presión ejercida
sobre el gas aumenta desde a)
hasta d) a medida que se agrega
mercurio, y el volumen del gas
disminuye, como predice la ley de
Boyle, la presión adicional ejercida
sobre el gas se nota por la
diferencia entre los niveles de
mercurio (h mmHg). La
temperatura del gas se mantiene
constante.
La palabra y su raíz
presión (Latín) pressum apretar,
retener. Acción o efecto de apretar
o comprimir.
Gas
a)
Ley de Charles
h
b)
A presión constante, el volumen de un gas es directamente proporcional a la temperatura
absoluta que soporta.
h
c)
h
d)
V 1 = KT 1
Volumen
V 1 = K
T 1
Temperatura
0 K 273 K 546 K

6.3
Normalización de volúmenes
241
Si la masa y la presión no varían, K no varía; entonces
V 2
= K
T 2
y por lo tanto
Investiga
Qué pasaría con los fl uidos de tu
cuerpo si la presión que ejerce la
naturaleza desapareciera.
V 1
T 1
= V 2
T 2
Aumento de temperatura
Disminución de temperatura
Ley de Gay-Lussac
A volumen constante, la presión de una masa gaseosa es directamente proporcional
a la temperatura que soporta.
Figura 6.17 Modelo de la ley de
Charles Cuando un globo es
calentado, la temperatura del aire
en su interior aumenta, así como la
energía cinética promedio de las
partículas de aire. Las partículas
ejercen mayor fuerza sobre el
globo, pero la presión interior no
aumenta más allá de la presión
inicial porque el globo se expande.
Cuando el globo se enfría,
disminuye la temperatura del aire
del globo y también la energía
cinética de las partículas de aire.
Éstas se mueven más lento y
chocan con el globo con menos
frecuencia y menos fuerza. El globo
se contrae y la presión del aire del
globo se mantiene en equilibrio
con la presión atmosférica.
P 1 = KT 1
Como la masa y el volumen no varían, entonces
P 2 = KT 2
por lo tanto
P 1
== P 2
T 1 T 2
De la combinación de las ecuaciones tendremos:
P 1 V 1
T 1
= P 2 V 2
T 2
a la que se le conoce como ecuación o ley de los gases perfectos.
Problemas resueltos
Resolvamos los siguientes problemas aplicando las leyes de los gases.
1. Considérese la temperatura constante para calcular el volumen que ocuparía una masa de
oxígeno a presión normal, si ocupa 20 L a 750 torr.

242
Unidad 6
Estequiometría
La temperatura constante es considerada en la ley de Boyle.
Ecuación:
P 1 V 1 = P 2 V 2
V 2 = P 1 V 1
P 2
750 torr × 2 L
V 2 =
760 torr
V 2 = 19.7 L
2. A presión constante, cier ta cantidad de nitr ógeno (N 2 ) ocupa un v olumen de 8 L a
20 °C. ¿Cuál será su volumen a temperatura normal?
La ley de Charles considera la presión constante.
Ecuación:
V 1
V 2
=
V 1
T 2
V 2 V 1 T 2
=
T 1
V 2 =
8 L × 273 K =
(20+ 273) K 8 L × 273 K
= 7.4 L
293 K
V 2
=
7.4 L
3. Un depósito, cuyo volumen no varía, contiene acetileno (C 2 H 2 ) y a 15 °C su presión es
de 2.5 atm. Calculemos la pr esión que ejerce este gas cuando la temperatura se elev a a
40 °C.
La ley de Gay-Lussac considera el volumen constante.
Ecuación
P 1
P 2
=
T 1
T 2
P 2 P 1 T 2
=
P 2 =
T 1
2.5 atm (40+ 273) K
(15 + 273) K
P 2 =
2.7 atm
4. Se tienen 30 L de hidrógeno a 25 °C y una presión de 800 torr. ¿Cuál será su volumen a
35 °C y a una presión de 1.5 atm?
Si empleamos la ley general de los gases.
Ecuación
P 1 P 1
T 1
= P 2 V 2
T 2

6.3
Normalización de volúmenes
243
De donde
V 2 P 1 V 1 T 2
=
P 2 T 1
V 2 =
V 2 =
800 torr × 30 L ×(35+ 273) K
1.5× 760 torr × 298 K
7 392 000 L
339 720
V 2 =
21.7 L
Ya se ha indicado que en estos pr oblemas la temperatura debe expresarse en kelvins
y en el caso de la presión deben usarse unidades congruentes, por eso se convirtieron
atm a torr.
Se puede tener otra expresión para la ley general del estado gaseoso.
P 1 V 1
= P 2 V 2
T 1 T 2
considerando que, si la presión y la temperatura no varían, el volumen es directamente
proporcional a la masa. Por ejemplo, si 3 kg de un gas ocupan un volumen de 5 L, 6 kg
ocuparán el doble de volumen, o sea 10 L, de donde se obtiene la expresión
P 1 V 1
= MK
T 1
donde M es la masa en gramos y K la constante de proporcionalidad.
Pero la masa (M) en este tipo de problemas conviene expresarla en moles (n) por
lo que la masa del gas en gramos se divide entre su masa molecular. Por ello
PV
T
= nR
o
PV = nRT
Esta ecuación es otra forma de la ley general de los gases perfectos, donde:
n = Números de moles.
R = Constante cuyo valor se calcula si se sabe que 1 mol gramo ocupa un volumen
de 22.4 L a 273 K y una atmósfera de presión.
Se sustituye
R =
PV
Tn
1 atm × 22.4 L
R =
273 K ×1 mol
R = 0.082 (L)(atm) =
(K)(mol) 0.082(L)(atm)(K −1 )(mol −1 )

244
Unidad 6
Estequiometría
El valor de R obtenido es válido cuando la presión se da en atm, el volumen en L,
la temperatura en K y la masa en moles.
Revisa bien los siguientes ejemplos.
¿Qué volumen ocupa 5 kg de O 2 a 15 atm de presión y 20 °C de temperatura?
Ecuación
PV = nRT
V = nRT
P
El número de moles del O 2 se obtiene dividiendo 5 000 g entre la masa molecular
que es de 32.
n = 5000 = 156.25 moles
32
La temperatura en K será:
Luego
20 + 273 = 293 K
V = 156.25 mol × 0.082 L atm K −1 mol −1 × 293 K
15atm
V = 250.27 L
Ley general de los gases
Los gases más comunes, por ejemplo H 2 , O 2 , N 2 , etcétera, a presiones y temperaturas
moderadas sufren cambios de volumen al variar estas condiciones, mismas que se
pueden expresar con ecuaciones simples.
Los gases que se compor tan como estas ecuaciones r eciben el nombre de gases
perfectos o ideales. Cuando las condiciones son extremas (temperaturas de 1 000 K o
tan bajas que se acerquen al punto de licuefacción de los gases), se dice que esas condiciones
no son válidas.
Ejercicios
Resuelve, de acuerdo con la ley general de los gases, los siguientes problemas.
1. Se tienen 4 L de helio (He) en un globo a una temperatura de 30 °C, ¿cuál será su volumen
si la temperatura desciende a 20 °C y la presión permanece constante?
__________________________________________________________________
2. Un gas ocupa un v olumen de 50.8 cm 3 a una pr esión de 792 torr a la temperatura de
25 °C, calcula el volumen que ocupará a 700 torr si la temperatura se mantiene a 25 °C.
__________________________________________________________________

6.4
Contaminación del aire
245
3. Una masa de gas a 9 °C ejerce una presión de 0.8 atm. ¿Que presión ejercerá a 35 °C si
el volumen permanece invariable?
__________________________________________________________________
4. 4 dm 3 de H 2 a 16 °C ejercen una presión de 2 atm. Calcular el volumen que ocuparían
en condiciones normales.
__________________________________________________________________
5. Calcula la presión que ejercerían 50 g de N 2 contenidos en un recipiente de 10 L a una
temperatura de 27 °C.
__________________________________________________________________
6.4 Contaminación del aire
Mapa conceptual 6.4
Contaminación del aire
se origina
En forma
natural
que producen
Por
actividades
humanas
relacionados con
La destrucción
de la capa de
ozono. El efecto
invernadero y
el calentamiento
global de
la Tierra,
la inversión
térmica,
el esmog y
la lluvia ácida
Contaminantes
primarios
que originan
Contaminantes
secundarios
como
Ozono y
algunos
compuestos
orgánicos
como
Óxidos de
C, S y N,
hidrocarburos
y partículas
suspendidas
Se llama aire a la mezcla de gases que se encuentran en la atmósfera. Su composición
depende de la altitud, el clima y la temperatura, entre otros factores. Ve el cuadro de
la siguiente página.
Componentes más importantes del aire
Los componentes principales del air e son el nitr ógeno, el oxígeno, el dióxido de
carbono y el vapor de agua.

246
Unidad 6
Estequiometría
Cuadro 6.1 Composición del aire
seco al nivel del mar.
Sustancia
Porcentaje en
volumen
N 2 78.084
O 2 20.9476
Ar 0.934
CO 2 0.0314
Ne 0.001818
He 0.000524
Kr 0.000114
Xe 0.0000087
H 2 0.00005
CH 4 0.0002
N 2O 0.00005
O 3 0-0.000007
SO 2 0-0.0001
NO 2 0-0.000002
I 2 0-0.000001
Nitrógeno Disminuye el poder oxidante del oxígeno al moderar las combustiones;
también, en forma de ó xidos y amoniaco, pasa al suelo para después ser absorbido
por las plantas.
Oxígeno Es indispensable para el proceso de la respiración en los organismos heterótrofos;
además, favorece las combustiones.
Dióxido de carbono De forma natural, se pr oduce por las combustiones y la descomposición
de las sustancias orgánicas. P arte del CO 2 generado de esta forma se
disuelve en el agua de ríos, lagos y mares. Otra parte la aprovechan las plantas verdes
en la fotosíntesis, y otra parte la fija el suelo formando carbonatos.
Vapor de agua Es uno de los factores principales que determinan el clima; forma la
lluvia, la nieve, el granizo y la escarcha y participa en el proceso de la fotosíntesis de
las plantas.
Se denominan contaminantes primarios a aquellas sustancias que se emiten directamente
a la atmósfera como resultado de un proceso natural, como las erupciones
volcánicas, los incendios forestales, etcétera, o como resultado de la actividad humana.
(Ver la lectura “La protección de la capa de ozono”, en la unidad 1.)
Los contaminantes secundarios son el r esultado de reacciones en las que participan
los contaminantes primarios.
Cuadro 6.2 Contaminantes primarios y secundarios de la atmósfera
Primarios
Óxidos de carbono, CO x CO y CO 2
Óxidos de nitrógeno, NO x NO y NO 2
Óxidos de azufre, SO x SO 2 y SO 3
Partículas suspendidas, PST
Polvo, asbesto, metales, cenizas,
partículas biogénicas, hidrocarburos
Investiga
¿Por qué el doctor Mario Molina
recibió el Premio Nobel de Química
(1995)?
Secundarios
Ozono O 3
Nitrato de peroxiacetilo
PAN
Acetilo
CH3–C = O
Acetileno
HCCH
Olefi nas
CnH 2n, CH 2 = CH 2, etcétera
Aldehídos
R–CH = O
Cetonas
R–CO–R
Efecto invernadero y calentamiento global del planeta
Aunque el dióxido de carbono es un componente normal del air e e indispensable
para la fotosíntesis, depositado en ex ceso en la atmósfera durante largos periodos
puede causar un intenso efecto de invernadero que altera los factores que regulan la
temperatura sobre la Tierra; al efecto invernadero contribuyen también otros gases
producidos por actividades del hombr e como metano (CH 4 ), clorofluorocarbonos
(CFC S ) y monóxido de dinitrógeno (N 2 O).
La energía solar pasa a través de la atmósfera como luz, pero bajo las condiciones
de la atmósfera actual el calor resultante no puede escapar. El dióxido de carbono es
un producto de la combustión, su concentración en la atmósfera puede aumentar
volviéndola más caliente, con resultados muy peligrosos.

6.4
Contaminación del aire
247
Efectos del calentamiento global
Salud Cambio en la vida de organismos patógenos pr ovocando un aumento de su
supervivencia. Mayor probabilidad de propagación de algunas enfermedades.
Bosques Incremento de enfermedades en la flora y fauna e incendios forestales.
Cultivos Baja productividad y cambios en la distribución de especies cultivadas.
Agua Mayor Precipitación y contaminación de reservas. Disminución de agua utilizable
debido a evaporación y desecación de suelos.
Costas Elevación de la línea de costa e inundación de zonas habitables y de agricultura.
Ecosistemas Desplazamiento y migración de especies, deser tización y decremento
de la biodiversidad.
¿Sabías que...?
El calentamiento global del planeta
es consecuencia del incremento
de la temperatura promedio en la
superfi cie de la Tierra debido al
aumento de gases de invernadero.
Inversión térmica
En condiciones normales la temperatura de la atmósfera disminuy e conforme aumenta
la altura. Sin embargo, cuando la capa inferior de aire frío queda atrapada por
una capa de aire caliente superior, este fenómeno natural se llama inversión térmica.
Esto sucede en ambientes limpios o contaminados, per o los efectos ambientales de
la inversión térmica pueden ser muy peligrosos en zonas urbanas, ya que junto con la
capa de aire atrapada queda una gran cantidad de contaminantes. Al no haber movimiento
vertical del aire los contaminantes continúan concentrándose.
Una inversión térmica ocurre también cuando choca un fr ente cálido con uno
frío. La masa de aire caliente y menos densa se desliza por encima de la masa fría y
se produce una condición de estabilidad atmosférica.
La palabra y su raíz
esmog El término proviene de
smog, que es la contracción de las
palabras inglesas smoke humo, fog
niebla.
Esmog
El esmog es una niebla o bruma peligrosa por las sustancias
químicas y partículas suspendidas que contiene.
El esmog industrial contiene una mez cla de niebla con
partículas de humo (cenizas y hollín), dió xido de azufre,
pequeñas gotas de ácido sulfúrico y , como su nombr e lo
indica, se forma en zonas de gran actividad industrial por la
combustión de petróleo y carbón.
El esmog fotoquímico se forma en las grandes ciudades
con clima seco durante los días soleados, es una mez cla
de contaminantes primarios y secundarios. C uando estos
contaminantes se exponen a la luz solar interactúan para
producirlo.
Lluvia ácida
El humo que se produce durante la combustión del carbón
y el petróleo en las industrias contiene, además de par tículas
suspendidas, óxidos de azufre y nitrógeno, estos óxidos
también son producidos durante la combustión de gasolina
en los automóviles. Dichos óxidos reaccionan con el agua
del aire (vapor) y producen ácidos:

248
Unidad 6
Estequiometría
SO 2 + H 2 O H 2 SO 3 Ácido sulfuroso
SO 3 + H 2 O H 2 SO 4 Ácido sulfúrico
2NO 2 + H 2 O HNO 2 + HNO 3 Ácido nitroso y nítrico
CO 2 + H 2 O H 2 CO 3 Ácido carbónico
Condición normal
Aire muy frío
Inversión térmica
Aire no contaminado frío
Aire frío
Aire caliente inmóvil
Aire caliente
Aire contaminado frío (smog)
Figura 6.18 Esquema de la inversión térmica.
Cuando llueve los ácidos son transportados al suelo disueltos en el agua, de ahí el
nombre de lluvia ácida. La lluvia ácida corroe los metales, afecta el cemento en los
edificios, fomenta la acidez de algunos tipos de suelo, lo que ocasiona que no se
puedan cultivar y den poco o ningún r endimiento, contamina ríos, lagos, mar es,
etcétera, interfiriendo en el crecimiento y desarrollo de los peces.
Investiga
Registra en una tabla el Imeca que
reportan las autoridades sobre la
contaminación ambiental de alguna
ciudad del país con problemas
de contaminación, y cuál ha
sido el índice más alto que se ha
registrado.
Índice Metropolitano de la Calidad del Aire (Imeca)
En nuestro país las ciudades con graves problemas de contaminación son la Ciudad
de México, Monterrey y Guadalajara. Para medir la concentración de los contaminantes
en estas zonas se emplea el Índice Metropolitano de la Calidad del Aire (Imeca)
con una escala cuyos valores van de 0 a 500 Imeca.
Si vives en una ciudad con problemas de contaminación del aire, el siguiente cuadro
te ayudará a interpretar la información que emiten las autoridades con respecto
a los índices Imeca.

6.4
Contaminación del aire
249
Cuadro 6.3 Escala de medición del Índice Metropolitano de la Calidad de Aire.
Índice
Calidad del aire
0 a 50 Condiciones favorables
51 a 100 Condiciones favorables o satisfactorias
101 a 200
201 a 300
301 a 500
Manifestación de molestias en personas sensibles;
condiciones no satisfactorias
Intolerancia al ejercicio en personas sensibles y
manifestación de ligeras molestias en población;
condiciones malas
Aparición de diversos síntomas e intolerancia al ejercicio
en la población sana; condiciones muy malas
Mayores de 500
Peligro potencial para toda la población
Lectura
Contaminación del agua
En los últimos tiempos, por desgracia, el hombre ha contribuido
a alterar la pureza del agua, pagando, con ello, a un alto
precio, su desarrollo industrial.
Las aguas contaminadas ponen en peligro la vida, tanto
animal como vegetal, causando enormes daños ecológicos.
Los desechos industriales (pesticidas, fungicidas, aceites,
insecticidas, productos químicos, etcétera) y caseros (aguas
negras, detergentes, etcétera) contribuyen a esta contaminación;
lo mismo ocurre con el uso indiscriminado de fertilizantes
y plaguicidas usados en la agricultura.
A medida que los años pasan, los efectos de algunas prácticas
agrícolas repercuten en el medio ambiente, sobre todo
en las zonas de cultivo. Son muy conocidos los efectos del
empleo de muchos productos químicos para tratamientos
fi tosanitarios.
En la actualidad hay un tipo de contaminación que está
empezando a cobrar gran importancia, se trata de la contaminación
de aguas por nitrato. Los excesos en el uso de abonos
nitrogenados, y su posterior arrastre por las aguas de lluvia o
riego, están provocando concentraciones elevadas de nitratos
en aguas superfi ciales y subterráneas.
Las aguas con dosis de nitrato altas, alteran la salud del
ser humano si son consumidas por éste. Otro efecto es el
alto crecimiento de la fl ora acuática que habita en aguas con
elevadas cantidades de nitrato. Este crecimiento se considera
perjudicial, ya que las plantas se pudren y consumen el oxígeno,
causando la muerte de los peces, con la consecuente
desaparición del cuerpo de agua (lagos, lagunas, etcétera),
entre otros efectos.

250
Unidad 6
Estequiometría
Manos
a la obra
Ley de Boyle
Ya sabes que la ley de Boyle es la relación cuantitativa entre
el volumen y la presión de un gas a temperatura constante. Al
medir cantidades que se relacionan directamente con la presión
y el volumen de una pequeña cantidad de aire atrapado,
puedes deducir la ley de Boyle.
En la siguiente práctica determina la relación entre el volumen
y la presión de un gas a temperatura constante.
Material
• Micropipeta de plástico de tallo delgado
• Prensa de tornillo de doble poste
• Marcador de punta fi na
• Colorante vegetal
• Cerillos
• Regla
• Tijeras
• Vaso de precipitados pequeño
• Agua
Procedimiento
1. Corta con las tijeras la porción más plana del tallo de la
pipeta.
2. Vacía unos 20 mL de agua en el vaso de precipitados,
añade algunas gotas de colorante vegetal y agita para
mezclar.
En una tabla de datos como la que se muestra, anota
este número de vueltas V en la columna Intento 1.
Mide y anota la longitud L de la columna de aire
en milímetros para el Intento 1.
6. Haz girar el perno una vuelta completa y anota el
número del intento y el número total de vueltas. Mide
y anota la longitud de la columna de aire.
7. Repite el paso 6 hasta que la columna de aire se reduzca
a una longitud de 25 a 30 mm.
Resuelve
1. Explica si el volumen V del aire en el tallo es directamente
proporcional a la longitud L de la columna de aire.
______________________________________
______________________________________
2. ¿Qué se puede deducir acerca de la presión P del aire
de la columna y del número de vueltas V del tornillo de
la abrazadera?
______________________________________
______________________________________
3. Aspira el agua con la pipeta, hasta que el bulbo esté
completamente lleno, y deja que el agua cubra más o
menos 5 mm del tallo de la pipeta.
4. Calienta con cuidado la punta de la pipeta sobre la
fl ama hasta que se ablande. Usa un objeto metálico
o de vidrio para aplastar la punta sobre la mesa, de
manera que el agua y el aire queden sellados dentro
de la pipeta. Sostén la pipeta por el bulbo y aplícale pequeños
golpes para que las gotas de agua que hayan
quedado en el cuello bajen al líquido. Debes obtener
una columna cilíndrica de aire atrapado en el tallo de la
pipeta.
5. Centra el bulbo en la prensa de tornillo y aprieta la
abrazadera hasta que el bulbo se sostenga fi rmemente.
Marca el perno de la abrazadera con un marcador de
punto fi no y aprieta tres o cuatro vueltas más para que
la longitud de la columna de aire sea de 50 a 55 mm.
Figura 6.19 Robert Boyle Como consecuencia de los
experimentos de Robert Boyle, sabemos que existe una relación
entre la presión y el volumen de un gas a temperatura constante.

6.4
Contaminación del aire
251
3. Calcula el producto LV y el cociente L / V para cada
intento. ¿Cuáles cálculos son más coherentes? Si L y V
están directamente relacionados, el cociente L / V dará
valores casi constantes en cada intento. Por otro lado,
si L y V se relacionan inversamente, el producto LV dará
valores casi constantes en cada intento. ¿ L y V están
relacionados directa o inversamente?
______________________________________
______________________________________
4. Explica si los datos indican que el volumen y la presión
del gas a temperatura constante están directa o inversamente
relacionados.
______________________________________
______________________________________
Investiga
1. Para que una columna de mercurio de un barómetro
mida la presión atmosférica de 760 mm de Hg, dicha
columna debe estar completamente al vacío. Pero
aunque el vacío no sea completo, el barómetro aún
puede medir correctamente los cambios de presión
barométrica. ¿Cómo se relaciona el segundo enunciado
con la ley de Boyle?
______________________________________
______________________________________
2. Usando la teoría cinética, explica por qué una disminución
en el volumen de un gas provoca un aumento en
la presión del gas.
_____________________________________
_____________________________________
Datos de presión y longitud
Número de intento
Número de vueltas,
V
Longitud de la columna
de aire, L (mm)
Valor numérico, LV
Valor numérico, L / V
Adaptada de John S. Phillips, Victor S. Strozak y Cheryl Wistrom,
Química. Conceptos y aplicaciones, McGraw-Hill Interamericana
Editores, México, 2007, pp. 384-385.
Palabras clave
calentamiento global 247
contaminación, 247
efecto invernadero, 246
esmog, 247
estequiometría, 210
fórmula real, 225
inversión térmica, 247
ley de Avogadro, 215
ley de Boyle, 239 y 250
ley de Charles, 240
ley de Gay-Lussac, 241
ley general de los gases, 244
lluvia ácida, 247-248
masa molecular, 215
mol, 215
número de Avogadro, 217
proporciones definidas, 211
proporciones múltiples, 212
proporciones recíprocas, 213
reactivo en exceso, 235
reactivo limitante, 235
rendimiento, 237
volumen molar, 217
volumen molecular gramo, 217
volúmenes de combinación, 214

252
Unidad 6
Estequiometría
Lo que aprendí
1. Al fi nal de cada enunciado escribe a qué ley se refi ere.
• A igualdad de volumen, presión y temperatura, todos
los gases tienen el mismo número de moléculas.
____________________________________
____________________________________
• Los pesos de los elementos diferentes que se combinan
con un mismo peso de un elemento dado, son
los pesos relativos de aquellos elementos cuando se
combinan entre sí; o bien en múltiplos o submúltiplos
de estos pesos.
____________________________________
____________________________________
____________________________________
• Un compuesto siempre contiene dos o más elementos
combinados en una proporción defi nida.
____________________________________
____________________________________
• Diferentes cantidades de un mismo elemento que
se combina con una cantidad fi ja de otros elementos
para formar distintos compuestos, se hallan en relación
sencilla, la que se puede expresar en números
enteros.
____________________________________
____________________________________
____________________________________
• A la misma temperatura y presión los volúmenes de
los gases se combinan o se descomponen en proporciones
de números enteros simples.
____________________________________
____________________________________
2. Efectúa los cálculos correspondientes para dar respuesta
a las siguientes preguntas.
• ¿A cuántos gramos equivalen 3.5 moles de H 2 SO 4 ?
____________________________________
____________________________________
____________________________________
• ¿A cuántos gramos equivalen 20 L de CO 2 ?
____________________________________
____________________________________
• El análisis de los hidrocarburos, a y b, dio la siguiente
composición porcentual: C = 85.63% y H = 14.3%.
Encuentra la fórmula empírica de estos compuestos
y la fórmula real de cada uno si sabes que la masa
molecular de a = 42 y de b = 56.
____________________________________
____________________________________
____________________________________
• ¿Cuántos gramos de cobre (Cu), en reacción con el
sufi ciente ácido nítrico (HNO 3 ), son necesarios para
producir 10 g de monóxido de nitrógeno (NO)?
____________________________________
____________________________________
Ecuación: 3Cu + 8HNO 3 → 3Cu(NO 3 ) 2 + 4H 2 O + 2NO
• ¿Cuántas moles de ácido clorhídrico (HCl) se obtienen
cuando reaccionan totalmente 300 g de ácido
sulfúrico (H 2 SO 4 ) con cloruro de sodio (NaCl)?
____________________________________
____________________________________
____________________________________
Ecuación: H 2 SO 4 + 2NaCl → Na 2 SO 4 + 2HCl

• ¿Cuál es el número de moles de sulfato de bario que
pueden prepararse a partir de 10 g de cloruro de
bario?
____________________________________
____________________________________
____________________________________
Ecuación: BaCl 2 + Na 2 SO 4 → BaSO 4 → + 2NaCl
• ¿Cuántas moles de cloruro de calcio se necesitan
para preparar 7 g de fosfato de calcio?
____________________________________
____________________________________
Ecuación: 3CaCl 2 + 2Na 3 PO 4 → Ca 3 (PO 4 ) 2 + 6NaCl
• ¿Cuántas moles de hidrógeno pueden formarse al
reaccionar 2 moles de sodio con agua?
____________________________________
____________________________________
Ecuación: 3Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2
• ¿Cuántos litros de hidrógeno, medidos a npt, pueden
producirse a partir de la reacción de 0.275 moles de
aluminio?
____________________________________
____________________________________
Ecuación: Al + NaOH + H 2 O → NaAlO 2 + H 2
• ¿Cuántas moles de clorato de potasio pueden producirse
a partir de 3.2 L de gas cloro a npt?
____________________________________
____________________________________
Lo que aprendí
253
253
Ecuación: 3Cl 2 + 6KOH → 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O
• ¿Cuántos litros de oxígeno (O 2 ), medidos en condiciones
NPT, se necesitan para la combustión total de
70 g de metano (CH 4 )?
____________________________________
____________________________________
____________________________________
Ecuación: CH 4 + 2O 2 CO 2 + 2H 2 O
• ¿Cuántas moles de cada reactivo se necesitan para
producir 15 g de óxido de hierro III (Fe 2 O 3 ), de
acuerdo con la siguiente reacción?
____________________________________
____________________________________
Ecuación: 4Fe + 3O 2 → 2Fe 2 O 3
• ¿Cuál reactivo queda en exceso y cuánto sobra si se
utilizan 2 moles de cloruro de sodio (NaCl) y 300 g
de ácido sulfúrico (H 2 SO 4 ) de acuerdo con la siguiente
reacción?
____________________________________
____________________________________
____________________________________
Ecuación: NaCl + H 2 SO 4 → NaHSO 4 + HCl
• Se emplean 500 g de disulfuro de carbono (CS 2 ) para
que al reaccionar con cloro (Cl 2 ) se obtenga tetracloruro
de carbono (CCl 4 ). Calcula el porcentaje de rendimiento
si la cantidad obtenida de CCl 4 es de 800 g.
____________________________________
____________________________________
____________________________________
Ecuación: CS 2 + 3Cl 2 → CCl 4 + S 2 Cl 2

254
Unidad 6
Estequiometría
• Se tienen 8.5 L de oxígeno (O 2 ) a 30 °C y a 800 torr
de presión. Calcula el volumen que ocuparía este gas
a 40 °C y 700 torr de presión.
____________________________________
____________________________________
• Una muestra de nitrógeno (N 2 ) ocupa un volumen
de 50 cm 3 a 17 °C. ¿Qué volumen ocupará a O °C si
la presión permanece constante?
____________________________________
____________________________________
• Cierto gas ocupa un volumen de 20 L a una presión
de 700 torr y a una temperatura de 25 °C. ¿Cuál será
el volumen del gas si la presión aumenta a 1 atm y la
temperatura no varía?
____________________________________
____________________________________
• ¿Qué volumen ocupan 2 moles de hidrógeno (H 2 ) a
1 200 torr de presión y O °C de temperatura?
____________________________________
____________________________________
3. Se emplean 20 g de monóxido de carbono (CO) y
20 g de agua (H 2 O) para producir hidrógeno (H 2 ) de
acuerdo con la siguiente reacción:
CO + H 2 O → H 2 + CO 2
a) ¿Cuál es el reactivo limitante?
____________________________________
____________________________________
b) ¿Cuántos gramos quedan del reactivo en exceso?
____________________________________
____________________________________
c) ¿Cuántos litros de hidrógeno se obtienen en condiciones
NPT?
____________________________________
____________________________________
d) ¿Qué volumen ocupa el hidrógeno obtenido si la
temperatura es de 22 °C y la presión de 0.96 atm?
____________________________________
____________________________________

255
Glosario
ácido fuerte: ácido que en solución acuosa todas
sus moléculas se encuentran ionizadas.
anión: ion negativo
átomo: partícula más pequeña en que se puede
dividir la materia mediante procedimientos
químicos.
Aufbau: proceso para desarrollar la estructura
electrónica en los niveles energéticos de los
átomos.
base fuerte: compuesto que cuando se disuelve
en agua todas sus unidades (moh) se
disocian completamente en iones metálicos
y iones hidróxido.
calor específico: cantidad de calor que se
requiere para elevar 1°C la temperatura de
un gramo de sustancia.
caloría: cantidad de calor necesario para elevar
1°C la temperatura de un gramo de agua.
catalizador: sustancia que está presente en
la masa reaccionante pero que no sufre
modificación alguna, únicamente acelera o
retarda la velocidad de la reacción.
catión: ión positivo.
ciencia: conjunto sistematizado de
conocimientos ordenados lógicamente,
que se refieren a hechos relacionados entre
sí, que se pueden comprobar mediante la
experimentación, el uso de aparatos o de
las matemáticas y que conducen a la verdad
relativa.
compuesto: sustancia homogénea que
resulta de la unión química de dos o más
elementos y, por tanto, puede experimentar
descomposición ulterior.
compuestos binarios: compuestos que están
formados por dos elementos.
compuestos cuaternarios: compuestos que están
formados por cuatro elementos.
compuestos ternarios: compuestos que están
formados por tres elementos.
configuración electrónica: estructura electrónica
de los átomos; distribución de los electrones
en subniveles y orbitales.
cristal líquido: materia que al fundirse pierde su
organización rígida solamente en una o dos
dimensiones.
cuanto: cantidad más pequeña de energía. Al
cuanto de energía luminosa se le denomina
fotón.
dipolo: es una molécula polar, es decir, tiene un
polo positivo y otro negativo.
dualidad: principio que establece que los
electrones se comportan como partículas
(masa) y ondas (energía).
ecuación química: expresión que se emplea para
representar las reacciones químicas en forma
abreviada y simbólica.
electrolito: compuesto que conduce la corriente
eléctrica, fundido o disuelto en agua.
electrón: partícula subatómica fundamental,
con carga eléctrica negativa y que forma la
envoltura del átomo.
elemento: sustancia simple, elemental, que no
puede descomponerse en otras más sencillas
mediante procesos químicos ordinarios.
energía: capacidad para efectuar un trabajo.
energía limpia: emergía que no produce
contaminación del ambiente, como la
energía solar y la eólica producida por la
fuerza de los vientos.
enlace covalente: enlace que se forma cuando
los átomos que se combinan comparten
electrones.
enlace covalente coordinado: enlace que se
forma cuando los átomos que se combinan
comparten electrones, pero el par necesario
para formar el enlace es proporcionado por
uno de ellos solamente.
enlace covalente no polar: enlace que se forma
entre átomos donde las cargas eléctricas
negativas se encuentran distribuidas en
forma simétrica.
enlace covalente polar: enlace que hace que en el
espacio del átomo más electronegativo haya
una mayor densidad de cargas eléctricas
negativas, formándose un polo negativo
en contraste con el polo opuesto, que es
positivo.

256
enlace iónico: enlace que ocurre cuando hay una
transferencia completa de electrones de un
átomo a otro.
enlace metálico: enlace que ocurre entre los
átomos de metales, donde los átomos se
encuentran unidos entre sí por una nube
de electrones de valencia compartidos por
todos los átomos del metal.
enlace químico: fuerzas que mantienen unidos a
los átomos para formar moléculas.
entalpía: magnitud relacionada de manera
estrecha con la energía interna de un sistema
y se define como el incremento de entalpía
de cualquier sistema que sufre un cambio a
presión y temperatura constantes es igual al
calor absorbido en el proceso.
espín: giro o movimiento de rotación que el
electrón efectúa sobre su propio eje.
estequiometría: parte de la química que trata los
cálculos de masa o volumen de las sustancias
que intervienen en las reacciones químicas.
fenómeno físico: cambio que sufre la materia sin
alterar su estructura íntima, es decir, sin que
haya transformación de sustancias.
fenómeno químico: cambio que produce
alteraciones en la estructura íntima de la
materia y que ocurre cuando una o más
sustancias se transforman en otra u otras
diferentes.
fisión: proceso de escisión (división) de
un núcleo pesado en dos partículas
aproximadamente iguales.
fórmula: representación de sustancias donde
se muestra la composición atómica de sus
moléculas.
fórmula condensada: fórmula donde se emplean
subíndices que indican el número de átomos
que forma la molécula sin señalar cómo
están unidos.
forma empírica: fórmula que refiere la
proporción en números enteros de los
átomos de cada elemento en un compuesto.
fórmula molecular: representa el número real de
átomos de cada elemento en un compuesto.
fórmula real: puede ser la fórmula empírica o un
múltiplo entero de ella.
fuentes de energía: pueden ser primarias y
secundarias. Son primarias aquellas
donde un recurso natural se aprovecha
directamente para producir energía; son
secundarias las que se obtienen mediante la
transformación de fuentes primarias a través
de procesos físicos, químicos o nucleares.
función química: propiedades que caracterizan a
un grupo de compuestos.
fusión: proceso opuesto a la fisión y consiste
en fundir (unir) átomos ligeros para formar
otro u otros de más peso.
gas: estado de agregación donde la distancia
entre las moléculas es muy grande y las
fuerzas intermoleculares son despreciables,
no tiene forma ni volumen definidos.
grupos: columnas verticales en la tabla periódica
que contienen elementos con propiedades
similares.
grupo funcional: átomo o grupo de átomos
que contienen algunas moléculas y que son
responsables de su comportamiento químico.
heterogénea: materia en la que se puede
detectar fácilmente, a simple vista o con la
ayuda de una lupa o microscopio, dos o más
partes que la forman, cada una de las cuales
tienen propiedades diferentes.
hidrácidos: ácidos que se forman mediante la
unión del hidrógeno con un no metal.
hidróxidos: compuestos que se caracterizan por
contener en su molécula el grupo oxhidrilo
o hidroxilo (OH) unido a un metal.
hidruros: compuestos binarios que resultan de la
combinación del hidrógeno con un metal o
no metal.
homogénea: materia en la que no podemos
distinguir en ella las partes que la forman.
incertidumbre: principio que establece que no es
posible conocer al mismo tiempo la posición
y la velocidad de un electrón.
ión: átomo con carga eléctrica debido a que ha
perdido o ganado electrones.

257
iones complejos: conjunto de átomos unidos
químicamente que tienen carga eléctrica y
contiene un átomo de metal y otro u otros
átomos.
isótopos: átomos de un mismo elemento con
diferente masa atómica esto es, átomos con
el mismo número de protones, pero distinto
número de neutrones.
ley de Avogadro: volúmenes iguales de todos
los gases con igual presión y temperatura,
tienen el mismo número de moléculas.
ley de Boyle: a temperatura constante,
el volumen ocupado por un gas es
inversamente proporcional a la presión.
ley de Charles: a presión constante, el volumen
de un gas es directamente proporcional a la
temperatura absoluta que soporta.
ley de Gay-Lussac: a volumen constante, la
presión de una masa gaseosa es directamente
proporcional a la temperatura que soporta.
ley de la conservación de la materia: en cualquier
reacción la masa-energía de los reactores
(sistema inicial) es la misma que la masaenergía
de los productos (sistema final).
ley general de los gases: ecuación que expresa
la relación exacta entre la presión (P), el
volumen (V), la temperatura (T) y el número
de moles (n) de un gas. PV = nRT.
ley periódica: la periodicidad en la variación de
las propiedades químicas de los elementos es
consecuencia y función del número atómico
y de la configuración electrónica.
líquido: estado de agregación de la materia
donde la distancia entre las moléculas
es pequeña y éstas cambian de lugar
ordenadamente sin ocupar posiciones
definidas, es decir, las fuerzas de cohesión
y repulsión se encuentran equilibradas. No
tienen forma definida y su volumen es fijo.
masa atómica: cantidad de materia que hay en
los átomos.
masa molecular: es la suma de las masas
atómicas de los átomos que constituyen la
molécula.
materia: todo aquello que constituye los
cuerpos; es la base del universo, ocupa un
espacio, tiene masa y energía.
material amorfo: sustancia que tiene una red
cristalina fortuita, desarticulada e incompleta.
método científico: proceso mediante el cual se
logran los conocimientos que conforman
una ciencia.
mezcla: materia que resulta de la unión aparente
(no química) de dos o más sustancias.
mol: masa molecular expresada en gramos.
molécula: es la menor porción en que la
materia puede dividirse por medios físicos
conservando las características de las
sustancias.
neutrón: partícula eléctricamente neutra que,
junto con los protones, forma el núcleo de
los átomos.
nivel energético: región del espacio que rodea el
núcleo, donde existen los electrones.
nomenclatura: forma de representar y nombrar a
las sustancias.
número atómico: número de protones que
hay en el núcleo del átomo y es igual al de
electrones cuando el átomo es neutro.
número de Avogadro: número de moléculas que
existen en una mol de cualquier sustancia y
es igual a 6.02 x 10 23 .
número de masa: suma de nucleones, es decir,
protones más neutrones.
números cuánticos: números que indican la
forma como existen los electrones en el
espacio que rodeo al núcleo atómico.
orbital: región del espacio que rodea al núcleo
y donde la probabilidad de encontrar el
electrón es mayor.
oxiácidos: ácidos formados por hidrógeno, no
metal y oxígeno.
oxidación: reacción en la que un átomo
pierde electrones y aumenta el número de
oxidación o valencia.
óxidos ácidos: compuestos binarios formados
por un no metal y oxígeno, también se les
llama anhídridos.

258
óxidos básicos: compuestos formados por un
metal y oxígeno, también reciben el nombre
de óxidos metálicos.
oxisales: compuestos formados por metal, no
metal y oxígeno, resultan de la reacción
de neutralización de un oxiácido con un
hidróxido.
periodos: filas horizontales de la tabla periódica.
plasma: gas ionizado.
productos: sustancias que resultan al efectuarse
una reacción química.
propiedad: característica que identifica a la
materia.
propiedad periódica: características de los
elementos que se repite a lo largo de la tabla
periódica y que depende fundamentalmente
del número atómico y la configuración
electrónica de los átomos.
proporciones definidas: ley que establece que
dos o más elementos que se combinan
para formar un compuesto dado, lo hacen
siempre en la misma proporción. También
se le conoce como ley de las proporciones
constantes.
proporciones múltiples: ley que establece que
diferentes cantidades de un mismo elemento
que se combinan con una cantidad fija
de otros elementos, para formar diversos
compuestos, se hallan en relación sencilla
que puede expresarse en números enteros.
proporciones recíprocas: ley que establece que
los pesos de los elementos diferentes que
se combinan con un mismo peso de un
elemento dado, son los pesos relativos de
aquellos elementos cuando se combinan
entre sí, o bien, múltiplos o submúltiplos de
estos pesos.
protón: partícula eléctricamente positiva que
forma el núcleo de los átomos.
puente de hidrógeno: unión entre el átomo
de hidrógeno de una molécula y un
átomo sumamente electronegativo de otra
molécula; su fuerza es mucho menor que la
del enlace covalente.
química: ciencia que estudia la materia,
su estructura íntima, sus cambios, sus
relaciones con la energía y las leyes que rigen
esos cambios y esas relaciones.
radicales: son iones complejos que no tienen un
átomo de un metal.
radioactividad: propiedad que tienen ciertas
sustancias de emitir partículas alfa, rayos
beta y gamma.
rayos catódicos: electrones que se dirigen al
cátodo.
reacción endotérmica: reacción química donde
se absorbe calor.
reacción exotérmica: reacción en la cual hay
desprendimiento de calor.
reacciones químicas: transformación de una
o más sustancias en otra u otras distintas.
Véase fenómeno químico.
reactivo en exceso: reactivo que se encuentra en
mayor proporción estequiométrica.
reactivo limitante: reactivo que se consume por
completo en una reacción.
reactivos: sustancias que en una reacción se
transforman en otras diferentes.
redox: proceso para balancear ecuaciones
que consiste en investigar los átomos que
pierden electrones y los que los ganan.
reducción: reacción en que un átomo gana
electrones reduciendo su número de
valencia.
regla del octeto: establece que al formarse un
enlace químico los átomos ganan, pierden
o comparten electrones para lograr una
estructura electrónica estable y similar a
la de un gas raro con ocho electrones en
el nivel energético externo. Se exceptúa al
hidrógeno y al helio.
rendimiento: es un porcentaje que en una
reacción química se encuentra dividiendo la
producción real entre la producción teórica
multiplicado por 100.
sal heloide: compuesto que se forma mediante
la reacción de un hidrácido con un
hidróxido.

259
sales ácidas: compuestos que se forma cuando
los átomos de hidrógeno no son sustituidos
totalmente por el metal del hidióxido.
símbolo químico: representación abreviada de un
elemento que indica además de un átomo
de dicho elemento y su masa atómica.
sólido: estado de la materia donde las moléculas
se encuentran más cercanas entre sí. La
fuerza que predomina entre ellas es la de
cohesión y las moléculas vibran en torno
a puntos fijos. Presenta forma y volumen
definidos.
solución: mezcla homogénea que tiene
composición variable.
subnivel: divisiones energéticas en un
determinado nivel energético.
sustancia: materia homogénea que tiene
composición definida e invariable y que
presenta las mismas propiedades en toda su
extensión.
tabla cuántica: tabla donde los elementos
químicos se encuentran ordenados conforme
su número atómico y en su estructura se
toma en cuenta la configuración electrónica
en orbitales atómicos y conforme a los
cuatro números cuánticos.
tabla periódica: tabla donde para su
estructuración se toma en cuenta el número
atómico de los elementos. Se divide en
columnas verticales llamadas grupos y
renglones horizontales llamados periodos.
tendencias periódicas: características comunes
a ciertos elementos que se repiten
periódicamente a lo largo de la serie de
elementos ordenados conforme a su número
atómico.
teoría cinética molecular: teoría que establece
que el calor y el movimiento están
relacionados con el comportamiento de las
moléculas y explica las propiedades de los
estados de la materia.
teoría: explicación de un hecho que se basa en
muchas observaciones y apoyada por los
resultados de muchos experimentos.
valencia: capacidad de combinación de un
átomo haciendo uso de sus electrones
periféricos. También se le llama estado de
oxidación.
velocidad de reacción: cantidad de sustancia
reaccionante que se transforma o la cantidad
de producto obtenido en la unidad de
tiempo.
volumen molecular gramo: volumen que ocupa
una mol de cualquier gas en condiciones
normales de presión y temperatura y que es
igual a 22.4l. También se le llama volumen
molar.
volúmenes de combinación: ley que establece que
los volúmenes de los gases que se combinan
o se producen en una reacción química
están siempre en una relación de números
enteros simples.

260
Bibliografía
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Zumdahl, S.S., Fundamentos de química, 5a. ed., McGraw-Hill, México, 2007.

261
Índice
A
Acero inoxidable 22
Acetaminofén 20
Ácido acético 20
Ácido acetilsalicílico 35
Ácido ascórbico 20
Ácido clorhídrico 20 y 158
Ácido fosfórico 20
Ácido fuerte 158
Ácido láctico 105
Ácido sulfúrico 20 y 156
Ácidos 155
Actínidos 87
Afinidad electrónica 71
Agente oxidante 199
Agente reductor 199
Agua 20
Agua destilada 24
Aire 245
Aleación 100, 199
Amoniaco 20
Análisis cualitativo 25
Análisis cuantitativo
gravimétrico 25
Análisis cuantitativo
volumétrico 25
Análisis químico 76
Anhídridos 152
Anión 117
Ánodo 42 y 73
Antiácidos 167
Aspartame 20
Aspirina 35
Astroquímica 7
Átomo 21 y 41
Átomo gramo 215
Atracciones de Van der Waals
133 y 134
Azida de sodio 168
B
Balanceo de ecuaciones 191
Base fuerte 158
Bases 148
Bicarbonato de sodio 20
Bioquímica 7
Bromo 52 y 53
Bronce 22
Butano 20
C
Cafeína 20
Cal viva 144
Calcio 51
Calentamiento global 247
Calor específico 29 y 30
Caloría 29
Cambios químicos 27
Carbonato de calcio 20
Carbonato de sodio 20
Caries dental 98
Catálisis 189
Catalizador 189
Catalizador negativo 189
Catalizador positivo 189
Catión 117
Cátodo 42
Centrifugación 23
Ciencia 4
Cloro 74 y 99
Clorofila 97
Clorofluorocarbonos (CFCs) 10
Cloruro de potasio 54, 165
Cohesión 12
Componentes 22
Componentes del aire 245
Composición porcentual 219
Compuesto 19
Compuestos binarios 148
Compuestos cuaternarios 161
Compuestos ternarios 154
Concentración de los reactivos
188
Condensación 12
Condiciones normales 217, 239
Configuración electrónica 64
Constituyentes 19
Consumismo 176
Contaminación del agua por
nitrato 249
Contaminantes primarios 245
Contaminantes secundarios 245
Cristal líquido 15 y 138
Cristales de silicio 137
Cuanto 46
D
DDT 10
Decantación 22
Deforestación 176
Deposición 14
Desarrollo sostenible 176
Destilación 24
Deuterio 33
Dióxido de carbono 20
Dióxido de silicio 16
Dipolo 134
Disolvente 21
Divisibilidad 17
Dopado 101
Ductilidad 18
E
Ecuación de Planck 49
Ecuación química 179 y 180
Ecuaciones termoquímicas 31
Efecto invernadero 246 y 248
Elasticidad 17
Electrólisis 120
Electrolito 122
Electrón 41
Electronegatividad 104
Electrones de valencia 69
Elemento 19
Elementos de transición 91
Elementos de transición
interna 91
Elementos representativos 91
Energía 28
Energía cinética 28

262
Energía de ionización 71
Energía eólica 33
Energía interna 183
Energía limpia 33 y 34
Energía potencial 28
Energía química 28
Enlace covalente 121
Enlace covalente coordinado 129
Enlace covalente no polar 128
Enlace covalente polar 129
Enlace doble 126
Enlace electrovalente 118 y 119
Enlace iónico 117
Enlace metálico 131
Enlace químico 114
Enlace simple 126
Enlace triple 126
Entalpía 183 y 184
Esmog 247
Espacios intermoleculares 21
Espectro continuo 46
Espectro discontinuo 48
Espectro electromagnético 47
Espectrógrafo de masas 77
Espectroscopia 54
Estequiometría 210
Estroncio 74 y 97
Estructura electrónica estable
115
Estructuras de Lewis 69
Etanol 20
Etilenglicol 20
Evaporación 23
Experimentación 4
Extensión 17
F
Factores que afectan la
velocidad de reacción 187
Fenómeno 174
Fenómenos físicos 27 y 174
Fenómenos químicos 27, 28
y 174
Fibras ópticas 138
Fijación del nitrógeno 205
Filtración 22
Fisicoquímica 7
Fisión nuclear 32
Flúor 74 y 78
Fluoruros 98
Fórmula empírica 145 y 224
Fórmula molecular 145 y 224
Fórmula química 145
Fórmula real 225
Fórmulas condensadas 146
Fórmulas desarrolladas 146
Fotones 46
Fuentes de energía primaria 33
Fuentes de energía secundaria
33
Fullerenos 138
Función química 147 y 148
Fusión 32
Fusión nuclear 16
G
Gas 13
Gas hilarante 144
Gases raros 91 y 99
Geoquímica 7
Geraniol 220
Grupos 81
H
Halógenos 98
Haluros 98
Helio 73
Hidrácidos 158
Hidroxiapatita 97
Hidróxido de magnesio 20
Hidróxido de sodio 20
Hidróxidos 154
Hidruros 162
Hipótesis 4
I
Imeca 248 y 249
Impenetrabilidad 17
Inercia 17
Interacciones dipolo 135
Inversión térmica 247 y 248
Ion negativo 117
Ion positivo 117
Iones complejos 131
Isótopos 78 y 80
J
Joule 29
K
Kelvins 239
Kernel 69
Kilocaloría 29
L
Lantánidos 87
Latón 22
Ley científica 4
Ley de acción de masas 188
Ley de Avogadro 215
Ley de Boyle 239 y 250
Ley de Charles 240
Ley de Gay-Lussac 241
Ley de la conservación de la
materia (masa) 33, 210 y
211
Ley de la suma constante de
calor 184
Ley de las proporciones
definidas 211
Ley de las proporciones
múltiples 212
Ley de las proporciones
recíprocas 213
Ley de los volúmenes de
combinación 214

263
Ley general de los gases 244
Ley periódica actual 88
Ley periódica basada en el
número atómico 81
Ley periódica de Mendeleiev 90
Líquido 13
Lluvia ácida 247 y 248
Luz visible 47
M
Magnesio 96
Maleabilidad 18
Masa atómica 75
Masa molar 215
Materia 12
Material amorfo 16
Materia heterogénea 18
Materia homogénea 18
Mecanismo de coordinación
129
Melatonina 190
Metales 92 y 94
Metales alcalinos 94 y 95
Metales alcalinotérreos 95 y 96
Metaloides 100 y 101
Metano 20
Metátesis 182
Método algebraico 202
Método científico 4
Método de aproximación 191
y 192
Método de los calores
específicos 76 y 77
Método del máximo común
divisor 76
Método redox 196
Mezclas 22
Microondas 47
Modelo atómico de Bohr 46
Modelo atómico de Dalton 42
Modelo atómico de
Rutherford 45 y 46
Modelo atómico de
Sommerfeld 53
Modelo atómico de Thomson
45
Modelo atómico moderno 55
Mol 215
Molécula 21
N
Nanómetro 60
Naturaleza de los reactivos 187
Neutralización 158
Neutrón 41
Nitinol 138
Nivel energético 57 y 58
No metales 151 y 152
Nomenclatura 144 y 149
Notación 149
Nube electrónica 56
Núcleo atómico 55
Número atómico 73
Número cuántico por forma
58 y 59
Número cuántico por giro 63
y 64
Número cuántico por
orientación 61
Número cuántico principal 57
Número de Avogadro 217
Número de masa 75
Número de oxidación 94
Números cuánticos 58, 61 y 63
O
Observación 4
Octavas de Newlands 80
Ondas de radio 47
Ondas infrarrojas 47
Ondas ultravioleta 47
Orbita 49 y 57
Orbitales 55, 56 y 57
Oro blanco 22
Oro de 14 kilates 22
Oxiácidos 155
Oxidación 198
Monóxido de dinitrógeno 154
Óxidos ácidos 151 y 152
Óxidos básicos 148
Oxisales 158
Ozono 10 y 11
P
Periodos 81
Peso 42
Pirita de hierro 112
Plasma 16
Platería 22
Plomo 73
Porcentaje de rendimiento 237
Porosidad 17
Potencial hidrógeno: pH 158
Principio de aufbau 64
Principio de Dirac 57
Principio de dualidad 56
Principio de exclusión 64
Principio de incertidumbre 56
Principio de máxima
multiplicidad 68
Principio de máxima sencillez
64
Principio de Shrödinger 56
Productos 179
Propano 20
Propiedad periódica 102 y 104
Propiedades de la materia 17
Propiedades específicas 17
Propiedades físicas 17 y 18
Propiedades generales 17
Propiedades químicas 18
Protio 78
Protón 41
Puente de hidrógeno 134
Punto de ebullición 17
Punto de fusión 17
Q
Química 6
Química analítica 7

264
Química general 6
Química inorgánica 6
Química orgánica 6
R
Radiación electromagnética 48
Radiactividad 44
Radicales 131
Radio iónico 71, 102
Radio atómico 71, 102
Rayos alfa 44
Rayos beta 44
Rayos canales 43
Rayos catódicos 42
Rayos gamma 45 y 47
Rayos X 43 y 47
Reacción endotérmica 29
Reacción exotérmica 29
Reacciones de adición 181
Reacciones de análisis 181
Reacciones de descomposición
204
Reacciones de desplazamiento
182
Reacciones de doble
sustitución 182
Reacciones de síntesis 181
Reacciones inmediatas 179
Reacciones instantáneas 179
Reacciones iónicas 182
Reacciones lentas 179
Reacciones provocadas 179
Reacciones químicas 28, 174,
177
Reacciones reversibles 183
Reacciones termoquímicas
183
Reactivo en exceso 235
Reactivo limitante 235
Reactivos 179
Reducción 198
Regla del octeto 115
Relaciones ponderales 210 y
231
Relaciones volumétricas 210,
235 y 241
Repulsión 12
S
Sacarosa 20
Sal 20
Sal neutra 160
Sales 148
Sales ácidas 161
Sales haloides 160
Semiconductores 138
Separación por solubilidad 25
Silicio 101
Siliconas 137
Símbolos químicos 71
Sistema Stock 150
Soldadura para electrónica 22
Solidificación 14
Sólido 14
Solución 21
Soluto 21
Subíndice 145 y 165
Sublimación 24
Subniveles 53
Sulfato de cobre (II) 150
Sulforafano 128
Sustancias 19
T
Tabla cuántica 88 y 89
Tabla de Mendeleiev 80 y 81
Tabla periódica larga 81
Tartrato de potasio 20
Taxol 35
Temperatura 11
Temperatura absoluta 241
Tendencias periódicas 102
Teoría 4
Teoría cinética molecular 12
Termoquímica 29
Tierras raras 90
Torr 241
Tríadas de Döbereiner 80
Tritio 78
U
Unidad de masa atómica 76
Uranio 73
V
Velocidad de reacción 187
Vitamina E 180
Volumen atómico 103
Volumen molar 217
Y
Yeso 144
Yodo 52 y 99