TEMA I: Fundamentos generales La Química Inorgánica en relación con la vida: nutrición y contaminación.
Configuración electrónica de los átomos. Configuración electrónica y Tabla Periódica de los Elementos. Configuración
electrónica y propiedades periódicas de los elementos. Cargas nucleares efectivas. Electronegatividad. Estados de
oxidación. Enlace químico y configuración electrónica. Enlace químico y estructura molecular. Enlace metálico.
Propiedades de los metales y enlace metálico. Equilibrio de solubilidad. Oxido-reducción. Electroquímica. Pilas.
Celdas electrolíticas. Serie electroquímica. Teoría de la unión en complejos. Equilibrio de complejos. Aplicaciones a la
industria y al análisis químico de las reacciones químicas.
TEMA I: FUNDAMENTOS GENERALES
INTRODUCCION A LA QUÍMICA INORGÁNICA
La química inorgánica es una rama de la química que se encarga del estudio de las propiedades y reacciones de los
elementos y los compuestos que forman. Quedando excluidos los compuestos que carbono, ya que forman parte de
la química orgánica, sin embargo, algunos compuestos sencillos como los óxidos y los carbonatos se consideran.
Aplicación a las carreras
Relación con los sistemas biológicos:
La división de la química en inorgánica y en orgánica se basó en la creencia de que los orgánicos eran aquellos que
procedían de la materia viva, y que los inorgánicos de la materia inanimada, y que estas sustancias inorgánicas no
tenían ninguna importancia para los sistemas biológicos.
Sin embargo, esta división fue invalidada por Friederich WOHLER (químico alemán) que combinando el ácido ciánico
con amoníaco (consideradas ambas sustancias inorgánicas) formó urea que es una sustancia orgánica. Por lo tanto,
demostró que todas las sustancias org o inorg tienen la misma importancia.
Al mismo tiempo en la composición química de los seres vivos predominan principalmente elementos como C, H, O y
N (org), pero actualmente sabemos que hay muchos elementos inorgánicos esenciales para los seres vivos (28
aceptados unicersalmente).
Componentes mayoritarios (aprox. el 98% en peso en ser humano): H, Na, K, Mg, Ca, C, N, P, O, S, Cl.
Componentes traza (en el orden de los gramos en ser humano): Fe, Cu, Zn, Si, F, Br.
Componentes ultra-micro-traza (en el orden de los microgramos en ser humano): V, Cr, Mo, Mn, Co, Ni, B, As, Se, I.
1
,La dependencia produce problemas fisiológicos cuando estos elementos no ingresan al organismo en cantidad
suficiente:
Desafortunadamente, también las sustancias inorgánicas se relacionan con la mayoría de los problemas en los
sistemas biológicos, en especial en el ecosistema. En efecto: las principales fuentes de contaminación son especies
inorgánicas, producto de los cambios profundos que la actividad humana ha provocado en el entorno.
Por todo ello, nuestro estudio de los elementos y compuestos inorgánicos pondrá énfasis en su papel fisiológico y en
su relación con los problemas de contaminación ambiental.
FORMULACIÓN Y NOMENCLATURAS
SUSTANCIAS SIMPLES:
-Simples no metálicas se nombran con un prefijo que exprese la atomicidad del elemento no metálico.
Prefijo. Nombre del NoM
Ej: el O2 se nombra dioxígeno, el Cl2 se nombra dicloro y el S8 se nombra octaazufre.
-Simples metálicas para nombrarlas se debe agregar al nombre del elemento metálico el término “elemental”.
Nombre del M. “elemental”
Ej: Ni se nombra níquel elemental.
ÓXIDOS:
Las fórmulas de ambos se obtienen escribiendo los símbolos de los elementos e intercambiando sus
valencias. Además, siempre que sea posible se simplifican los subíndices.
Ej: FeO, el O tiene valencia (II) y el Fe también por lo tanto los subíndices se simplifican.
N2O5 el N tiene valencia (V) que aparece como subíndice del O y el O (II) que aparece debajo del N.
N(IV) su fórmula N2O4 → NO2 se simplifica.
Elemento + Oxígeno = Óxido
E=Metal, ÓXIDO BÁSICO
Nomenclatura:
-Común: “óxido” y el nombre del metal terminado en “ico”, pero si tiene dos estados de oxidación se utiliza
“oso” para el menor e “ico” para el mayor.
-Sistemática: “óxido de” seguido del nombre y la valencia del elemento, sin embargo, si tiene solo una
valencia no es necesario aclararlo.
Ej: CaO: óxido cálcico/óxido de calcio (no es necesario II ya que el Ca solo tiene única valencia)
FeO: óxido ferroso/óxido de hierro (II).
E=No Metal. ÓXIDO ÁCIDO
-Común: se nombrar “anhidrido” (sin agua) y el nombre del metal terminado en “ico”, y si tiene dos estados
de oxidación “oso” e “ico”.
2
,-Sistemática: se utilizan prefijos griegos “mono, di, tri…” para indicar la atomicidad de cada elemento en el
compuesto.
Ej: N2O5: que genera ácido nítrico por hidratación: anhídrido nítrico/penta.óxido de di.nitrógeno
Por lo general el prefijo “mono” se omite.
HIDRUROS:
Para la fórmula se combinan los símbolos del elemento y del hidrógeno, colocando la valencia del elemento
como subíndice del hidrógeno. El H tiene una sola valencia por lo tanto el otro elemento no lleva subíndice.
Elemento + Hidrógeno = Hidruro
E=Metal, HIDRURO METÁLICO
-Común: se nombran similar a los óxidos metálicos; o sea “hidruro” más el nombre del metal terminado en
“oso” e “ico”.
-Sistemática: se nombran como “hidruro de” nombre del metal, y entre paréntesis el número de valencia.
Ej: LiH: hidruro lítico/hidruro de litio (I).
E=No Metal, HIDRÁCIDO
-Común: “ácido” y nombre del metal terminado en “hídrico”.
-Sistemático: raíz del nombre del elemento terminado en “uro” “de hidrógeno”.
HCl: ácido clorhídrico/cloruro de hidrógeno.
HIDRÓXIDOS:
Para la fórmula de los hidróxidos se escribe la valencia del metal como subíndice del grupo hidróxido.
E con grupo Hidróxido = HIDRÓXIDO
-Común: “hidróxido” mas el nombre del metal terminado en “oso” o “ico”.
-Sistemática: “hidróxido de” nombre y el número de valencia.
Ej: Fe(OH)2: hidróxido ferroso/hidróxido de hierro (II).
OXOÁCIDOS:
Son compuestos ternarios formados por hidrógeno, un no metal y oxígeno. A estos también se los conoce
como ácidos y se refiere estos oxoácidos (ácidos oxigenados), que son llamados así para distinguirlo de los
hidrácidos (sin oxígeno).
ÓXIDO ÁCIDO + AGUA = OXOÁCIDO
Elemento con oxígeno + Hidrógeno = OXOÁCIDO
Ej: S(VI), SO3 + H2O = H2SO4
-Común: se coloca la palabra ácido seguido del nombre del no metal en “ico” si solo tiene una valencia, sino
se utiliza “oso” e “ico”. Se pueden formar más de dos ácidos diferentes porque el elemento no metálico
posee varios estados de oxidación, como los halógenos (G17); en este caso se usan prefijos como “hipo” y
”per”, además de los sufijos.
-Sistemática: se coloca la raíz del nombre del no metal con la terminación “ato”, su valencia entre paréntesis
y se completa con el término “de hidrógeno”.
Ej: H2SO4: ácido sulfúrico/sulfato (VI) de hidrógeno.
SALES: dos categorías.
-Sales neutras de hidrácidos: son compuestos binarios de un metal y un no metal (los hidrácidos no tienen
oxígeno)
HNoM + M(OH) = MNoM + H2O
Hidrácido + hidróxido =sal de hidrácido + agua
Ej: HCl + Na(OH) = NaCl + H2O
Raíz del nombre del elemento con terminación “uro” “de” y el nombre del elemento junto con la valencia
3
, Ej: FeCl2, es el clor.uro.de.hierro(II) / cloruro ferroso
-Oxosales neutras: son compuestos ternarios de un metal, un no metal y oxígeno.
HNoMO + (HO)M = MNoMO + H2O
oxoácido +hidróxido =oxosal +agua
Ej: HNO3 + NaOH = NaNO3 + H2O
Para su nomenclatura se escribe la raíz del nombre del elemento terminado en “ato” con la valencia seguido
“de” el nombre del elemento y su nuevamente el estado de oxidación.
Ej: NaNO3, nitr.ato(V).de.sodio(I).
OXOÁCIDOS POLIHIDRATADOS:
Existen elementos como (B, P, As, Sb y Si) que con una misma valencia pueden formar distintos oxoácidos
que se diferencian por el contenido de agua, y se conocen como ácidos polihidratados.
Se utilizan los prefijos meta, piro y orto.
SIGUE.
IONES COMPLEJOS Y COMPUESTOS DE COORDINACIÓN:
Un complejo o ión complejo se define como una especie química compuesta de un átomo o ión metálico
central (como Cu, Zn o Fe) unido a un conjunto de ligandos, que pueden ser moléculas neutras (por ejemplo,
H₂O o NH₃) o aniones (como OH⁻ o SCN⁻). Cada componente del complejo conserva, en cierta medida, su
identidad propia.
El número de coordinación corresponde a la cantidad total de enlaces que el metal central establece con los
ligandos. Cuando cada ligando aporta un solo par de electrones al metal (formando un enlace dativo), este
número coincide directamente con la cantidad de ligandos unidos. Por ejemplo, en el catión [Cu(NH₃)₄]²⁺, el
ión central es Cu²⁺, los ligandos son cuatro moléculas de amoníaco y el número de coordinación es 4. De
manera similar, en el anión [Fe(SCN)₆]³⁻, el ión central es Fe³⁺, coordinado a seis aniones tiocianato, por lo
que su número de coordinación es 6. Un caso que combina distintos tipos de ligandos es el catión
[Zn(H₂O)₃(OH)]⁺, donde el Zn²⁺ está unido a tres moléculas de agua y un anión hidróxido, dando un número
de coordinación total de 4.
Los compuestos de coordinación son sustancias neutras que contienen estos iones complejos, usualmente
balanceados por contraiones. En su escritura, el ión complejo se encierra entre corchetes para distinguirlo.
Algunos ejemplos representativos son [Cu(NH₃)₄]SO₄, [Zn(H₂O)₃(OH)]Cl y K₃[Fe(SCN)₆].
ECUACIONES RÉDOX
Una ecuación química representa un cambio químico en donde las sustancias iniciales, llamadas “reactivos”
se transforman en otras sustancias diferentes, denominadas “productos”. Las ecuaciones deben cumplir con
la ley de la conservación de la masa y de la carga eléctrica, por esta razón debe estar “igualada”, para esto se
colocan coeficientes delante de las fórmulas de las sustancias. Esto se debe a que la cantidad total de cada
elemento y de la carga eléctrica en cada lado de la ecuación deben ser idénticas.
Para igualar las ecuaciones existen distintos métodos, los más utilizados son:
-El método por tanteo: se utiliza cuando son reacciones donde se intercambian iones o moléculas sin que
haya cambio en los estados de oxidación de los elementos.
-Método del ión electrón: se utiliza cuando se trata de reacciones donde sí hay un cambio en los estados de
oxidación de los elementos que componen las sustancias (es el que se utiliza para las redox).
REACCIONES RÉDOX
En estas reacciones se intercambian electrones: una sustancia cede sus electrones transformándose en otra
más oxidada y otra recibe los electrones pasando a otra más reducida (gana los e-). Es decir, que en una
reacción redox intervienen dos sistemas rédox: uno reductor y otro oxidante.
4
Configuración electrónica de los átomos. Configuración electrónica y Tabla Periódica de los Elementos. Configuración
electrónica y propiedades periódicas de los elementos. Cargas nucleares efectivas. Electronegatividad. Estados de
oxidación. Enlace químico y configuración electrónica. Enlace químico y estructura molecular. Enlace metálico.
Propiedades de los metales y enlace metálico. Equilibrio de solubilidad. Oxido-reducción. Electroquímica. Pilas.
Celdas electrolíticas. Serie electroquímica. Teoría de la unión en complejos. Equilibrio de complejos. Aplicaciones a la
industria y al análisis químico de las reacciones químicas.
TEMA I: FUNDAMENTOS GENERALES
INTRODUCCION A LA QUÍMICA INORGÁNICA
La química inorgánica es una rama de la química que se encarga del estudio de las propiedades y reacciones de los
elementos y los compuestos que forman. Quedando excluidos los compuestos que carbono, ya que forman parte de
la química orgánica, sin embargo, algunos compuestos sencillos como los óxidos y los carbonatos se consideran.
Aplicación a las carreras
Relación con los sistemas biológicos:
La división de la química en inorgánica y en orgánica se basó en la creencia de que los orgánicos eran aquellos que
procedían de la materia viva, y que los inorgánicos de la materia inanimada, y que estas sustancias inorgánicas no
tenían ninguna importancia para los sistemas biológicos.
Sin embargo, esta división fue invalidada por Friederich WOHLER (químico alemán) que combinando el ácido ciánico
con amoníaco (consideradas ambas sustancias inorgánicas) formó urea que es una sustancia orgánica. Por lo tanto,
demostró que todas las sustancias org o inorg tienen la misma importancia.
Al mismo tiempo en la composición química de los seres vivos predominan principalmente elementos como C, H, O y
N (org), pero actualmente sabemos que hay muchos elementos inorgánicos esenciales para los seres vivos (28
aceptados unicersalmente).
Componentes mayoritarios (aprox. el 98% en peso en ser humano): H, Na, K, Mg, Ca, C, N, P, O, S, Cl.
Componentes traza (en el orden de los gramos en ser humano): Fe, Cu, Zn, Si, F, Br.
Componentes ultra-micro-traza (en el orden de los microgramos en ser humano): V, Cr, Mo, Mn, Co, Ni, B, As, Se, I.
1
,La dependencia produce problemas fisiológicos cuando estos elementos no ingresan al organismo en cantidad
suficiente:
Desafortunadamente, también las sustancias inorgánicas se relacionan con la mayoría de los problemas en los
sistemas biológicos, en especial en el ecosistema. En efecto: las principales fuentes de contaminación son especies
inorgánicas, producto de los cambios profundos que la actividad humana ha provocado en el entorno.
Por todo ello, nuestro estudio de los elementos y compuestos inorgánicos pondrá énfasis en su papel fisiológico y en
su relación con los problemas de contaminación ambiental.
FORMULACIÓN Y NOMENCLATURAS
SUSTANCIAS SIMPLES:
-Simples no metálicas se nombran con un prefijo que exprese la atomicidad del elemento no metálico.
Prefijo. Nombre del NoM
Ej: el O2 se nombra dioxígeno, el Cl2 se nombra dicloro y el S8 se nombra octaazufre.
-Simples metálicas para nombrarlas se debe agregar al nombre del elemento metálico el término “elemental”.
Nombre del M. “elemental”
Ej: Ni se nombra níquel elemental.
ÓXIDOS:
Las fórmulas de ambos se obtienen escribiendo los símbolos de los elementos e intercambiando sus
valencias. Además, siempre que sea posible se simplifican los subíndices.
Ej: FeO, el O tiene valencia (II) y el Fe también por lo tanto los subíndices se simplifican.
N2O5 el N tiene valencia (V) que aparece como subíndice del O y el O (II) que aparece debajo del N.
N(IV) su fórmula N2O4 → NO2 se simplifica.
Elemento + Oxígeno = Óxido
E=Metal, ÓXIDO BÁSICO
Nomenclatura:
-Común: “óxido” y el nombre del metal terminado en “ico”, pero si tiene dos estados de oxidación se utiliza
“oso” para el menor e “ico” para el mayor.
-Sistemática: “óxido de” seguido del nombre y la valencia del elemento, sin embargo, si tiene solo una
valencia no es necesario aclararlo.
Ej: CaO: óxido cálcico/óxido de calcio (no es necesario II ya que el Ca solo tiene única valencia)
FeO: óxido ferroso/óxido de hierro (II).
E=No Metal. ÓXIDO ÁCIDO
-Común: se nombrar “anhidrido” (sin agua) y el nombre del metal terminado en “ico”, y si tiene dos estados
de oxidación “oso” e “ico”.
2
,-Sistemática: se utilizan prefijos griegos “mono, di, tri…” para indicar la atomicidad de cada elemento en el
compuesto.
Ej: N2O5: que genera ácido nítrico por hidratación: anhídrido nítrico/penta.óxido de di.nitrógeno
Por lo general el prefijo “mono” se omite.
HIDRUROS:
Para la fórmula se combinan los símbolos del elemento y del hidrógeno, colocando la valencia del elemento
como subíndice del hidrógeno. El H tiene una sola valencia por lo tanto el otro elemento no lleva subíndice.
Elemento + Hidrógeno = Hidruro
E=Metal, HIDRURO METÁLICO
-Común: se nombran similar a los óxidos metálicos; o sea “hidruro” más el nombre del metal terminado en
“oso” e “ico”.
-Sistemática: se nombran como “hidruro de” nombre del metal, y entre paréntesis el número de valencia.
Ej: LiH: hidruro lítico/hidruro de litio (I).
E=No Metal, HIDRÁCIDO
-Común: “ácido” y nombre del metal terminado en “hídrico”.
-Sistemático: raíz del nombre del elemento terminado en “uro” “de hidrógeno”.
HCl: ácido clorhídrico/cloruro de hidrógeno.
HIDRÓXIDOS:
Para la fórmula de los hidróxidos se escribe la valencia del metal como subíndice del grupo hidróxido.
E con grupo Hidróxido = HIDRÓXIDO
-Común: “hidróxido” mas el nombre del metal terminado en “oso” o “ico”.
-Sistemática: “hidróxido de” nombre y el número de valencia.
Ej: Fe(OH)2: hidróxido ferroso/hidróxido de hierro (II).
OXOÁCIDOS:
Son compuestos ternarios formados por hidrógeno, un no metal y oxígeno. A estos también se los conoce
como ácidos y se refiere estos oxoácidos (ácidos oxigenados), que son llamados así para distinguirlo de los
hidrácidos (sin oxígeno).
ÓXIDO ÁCIDO + AGUA = OXOÁCIDO
Elemento con oxígeno + Hidrógeno = OXOÁCIDO
Ej: S(VI), SO3 + H2O = H2SO4
-Común: se coloca la palabra ácido seguido del nombre del no metal en “ico” si solo tiene una valencia, sino
se utiliza “oso” e “ico”. Se pueden formar más de dos ácidos diferentes porque el elemento no metálico
posee varios estados de oxidación, como los halógenos (G17); en este caso se usan prefijos como “hipo” y
”per”, además de los sufijos.
-Sistemática: se coloca la raíz del nombre del no metal con la terminación “ato”, su valencia entre paréntesis
y se completa con el término “de hidrógeno”.
Ej: H2SO4: ácido sulfúrico/sulfato (VI) de hidrógeno.
SALES: dos categorías.
-Sales neutras de hidrácidos: son compuestos binarios de un metal y un no metal (los hidrácidos no tienen
oxígeno)
HNoM + M(OH) = MNoM + H2O
Hidrácido + hidróxido =sal de hidrácido + agua
Ej: HCl + Na(OH) = NaCl + H2O
Raíz del nombre del elemento con terminación “uro” “de” y el nombre del elemento junto con la valencia
3
, Ej: FeCl2, es el clor.uro.de.hierro(II) / cloruro ferroso
-Oxosales neutras: son compuestos ternarios de un metal, un no metal y oxígeno.
HNoMO + (HO)M = MNoMO + H2O
oxoácido +hidróxido =oxosal +agua
Ej: HNO3 + NaOH = NaNO3 + H2O
Para su nomenclatura se escribe la raíz del nombre del elemento terminado en “ato” con la valencia seguido
“de” el nombre del elemento y su nuevamente el estado de oxidación.
Ej: NaNO3, nitr.ato(V).de.sodio(I).
OXOÁCIDOS POLIHIDRATADOS:
Existen elementos como (B, P, As, Sb y Si) que con una misma valencia pueden formar distintos oxoácidos
que se diferencian por el contenido de agua, y se conocen como ácidos polihidratados.
Se utilizan los prefijos meta, piro y orto.
SIGUE.
IONES COMPLEJOS Y COMPUESTOS DE COORDINACIÓN:
Un complejo o ión complejo se define como una especie química compuesta de un átomo o ión metálico
central (como Cu, Zn o Fe) unido a un conjunto de ligandos, que pueden ser moléculas neutras (por ejemplo,
H₂O o NH₃) o aniones (como OH⁻ o SCN⁻). Cada componente del complejo conserva, en cierta medida, su
identidad propia.
El número de coordinación corresponde a la cantidad total de enlaces que el metal central establece con los
ligandos. Cuando cada ligando aporta un solo par de electrones al metal (formando un enlace dativo), este
número coincide directamente con la cantidad de ligandos unidos. Por ejemplo, en el catión [Cu(NH₃)₄]²⁺, el
ión central es Cu²⁺, los ligandos son cuatro moléculas de amoníaco y el número de coordinación es 4. De
manera similar, en el anión [Fe(SCN)₆]³⁻, el ión central es Fe³⁺, coordinado a seis aniones tiocianato, por lo
que su número de coordinación es 6. Un caso que combina distintos tipos de ligandos es el catión
[Zn(H₂O)₃(OH)]⁺, donde el Zn²⁺ está unido a tres moléculas de agua y un anión hidróxido, dando un número
de coordinación total de 4.
Los compuestos de coordinación son sustancias neutras que contienen estos iones complejos, usualmente
balanceados por contraiones. En su escritura, el ión complejo se encierra entre corchetes para distinguirlo.
Algunos ejemplos representativos son [Cu(NH₃)₄]SO₄, [Zn(H₂O)₃(OH)]Cl y K₃[Fe(SCN)₆].
ECUACIONES RÉDOX
Una ecuación química representa un cambio químico en donde las sustancias iniciales, llamadas “reactivos”
se transforman en otras sustancias diferentes, denominadas “productos”. Las ecuaciones deben cumplir con
la ley de la conservación de la masa y de la carga eléctrica, por esta razón debe estar “igualada”, para esto se
colocan coeficientes delante de las fórmulas de las sustancias. Esto se debe a que la cantidad total de cada
elemento y de la carga eléctrica en cada lado de la ecuación deben ser idénticas.
Para igualar las ecuaciones existen distintos métodos, los más utilizados son:
-El método por tanteo: se utiliza cuando son reacciones donde se intercambian iones o moléculas sin que
haya cambio en los estados de oxidación de los elementos.
-Método del ión electrón: se utiliza cuando se trata de reacciones donde sí hay un cambio en los estados de
oxidación de los elementos que componen las sustancias (es el que se utiliza para las redox).
REACCIONES RÉDOX
En estas reacciones se intercambian electrones: una sustancia cede sus electrones transformándose en otra
más oxidada y otra recibe los electrones pasando a otra más reducida (gana los e-). Es decir, que en una
reacción redox intervienen dos sistemas rédox: uno reductor y otro oxidante.
4
