Quimica General

QUIMICA GENERAL Unidades

Ing. Luis Escobar C.

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CAPITULO 1

UNIDADES

1. GENERALIDADES:En Química, las propiedades se describen como cantidades que se pueden medir y expresarcomo productos de números y unidades.

Antes de analizar las diferentes magnitudes y unidades utilizadas en Química, es necesarioconocer y diferenciar dos términos que son utilizados muy frecuentemente en estaasignatura y que vale la pena hacer una aclaración.

Materia se define como que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio. MASA es la cantidadde materia de una muestra en particular de ella. La masa de un cuerpo es constante y nocambia, no importa el sitio donde se mida. El PESO de un cuerpo sin embargo, es la fuerzagravitacional de atracción entre la masa del cuerpo y la masa del planeta en el cual éste espesado. Así, el peso de un cuerpo varía, dependiendo de donde es pesado, mientras que lamasa no.

Desafortunadamente los términos MASA y PESO son utilizados en forma intercambiada;sin embargo, usted debe entender su diferencia.

2. MAGNITUDES FUNDAMENTALES:Las magnitudes fundamentales más importantes utilizadas en Química son: longitud, masa,tiempo, cantidad de sustancia, temperatura y corriente eléctrica. Cada una de estasmagnitudes tiene su propia unidad irreductible.

MAGNITUDES DERIVADAS:Las magnitudes derivadas son magnitudes físicas obtenidas de combinaciones de lasfundamentales. Por ejemplo, el volumen es una magnitud derivada.

3. UNIDADES:a) SISTEMAS DE UNIDADES:En Química, normalmente, se usan dos sistemas de unidades. El CGS (centímetro-gramo-segundo), cuya unidad básica de longitud es el centímetro (cm), de masa el gramo (g) y ladel tiempo el segundo (s); y el SI (Sistema Internacional de Unidades), en donde la unidadbásica de longitud es el metro (m), la masa el kilogramo (kg) y la del tiempo es el segundo(s). Ambos sistemas definen unidades básicas individuales para cada magnitudfundamental.

b) PREFIJOS DE LAS UNIDADES:En ambos sistemas se usan prefijos para designar múltiplos decimales o fraccionesdecimales de las unidades básicas. Los prefijos comunes son:



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MULTIPLO PREFIJO ABREVIATURA10 (1x101)

100 (1x102)1000 (1x103)

1000000 (1x106)1000000000 (1x109)

DecaHectoKilo

MegaGiga

DahkMG

FRACCION PREFIJO ABREVIATURA0,1 (1x10–1)

0,01 (1x10–2)0,001 (1x10–3)

0,000001 (1x10–6)0,000000001 (1x10–9)

DeciCentiMili

MicroNano

dcmN

c) UNIDADES DERIVADAS:Las magnitudes físicas derivadas se miden en unidades derivadas. Aunque las unidades quese usan para medir magnitudes físicas derivadas provienen realmente de las unidadesbásicas, a menudo se les dan nombres especiales para mayor conveniencia.

Por ejemplo, el VOLUMEN es una magnitud derivada, a la que se le asigna una unidadespecial el LITRO, en el SI, el litro es igual a 1000 centímetros cúbicos (cm3).

La FUERZA y la ENERGIA son también magnitudes derivadas, la unidad derivada de laenergía es el ERGIO (CGS) y el JOULE (SI). A continuación presentamos algunasunidades derivadas de fuerza y energía en los dos sistemas y la relación que hay entre ellas:

UNIDAD FUERZA ENERGIANombre de la unidad SI- Abreviatura- Unidades Básicas

NewtonN

kg.m.s–2

JouleJ

kg.m2.s–2

Nombre de la unidad CGS- Unidades Básicas

Dinag.cm.s–2

Ergiog.cm2.s–2

Factores de conversión 1N = 1x105Dinas1Dina = 1x10–5N

1J = 1x107 Ergios1Ergio = 1x10–7J

d) CONVERSION DE UNIDADES:Hay otras relaciones útiles entre CGS, SI y otras unidades que es importante conocer;algunas se pueden deducir por los prefijos y otras hay que aprenderlas de memoria obuscarlas en los libros, en la siguiente tabla se tienen estos factores de conversión:



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UNIDAD FACTORLONGUITUD

MASAVOLUMENPRESION

TEMPERATURA

1 m = 100 cm, 1 Angstrom (Å) =1x10–8 cm1 kg = 1000 g

1 m3 = 1000 litros1 atm = 760 torr = 101325 Pa

°K = °C + 273; °C = 5/9(°F – 32); °R = °F + 460

La DENSIDAD de una sustancia se define como la masa de una sustancia que ocupa launidad de volumen:

)V(Volumen

)m(Masa)d(Densidad

En el Sistema Métrico Decimal, la densidad de los sólidos y líquidos se miden en g/cm3 og/ml; y la de los gases en g/litro. En el sistema SI, la densidad se expresa como kg/m3.

Para la mayoría de las sustancias la densidad se mide a 20°C, la cual se considera como latemperatura ambiente. Para el agua sin embargo se expresa a 4°C, por ser la temperatura ala cual el agua tiene una densidad exacta de 1,00 g/ml.

La GRAVEDAD ESPECIFICA (peso específico) de una sustancia de la densidad relativa deuna sustancia comparada con una estándar. En general para los líquidos se toma el agua a4°C como el estándar y por lo tanto la gravedad específica expresa la densidad de unasustancia comparada con la del agua. Lo anterior se expresa así:

C4aaguadelDensidad

ciatansusladeDensidad)EspecíficoPeso(EspecíficaGravedad

El peso específico también se puede calcular utilizando la siguiente ecuación:

C4aaguadevolumenunde)Peso(Masa

líquidoosólidounde)Peso(MasaEspecíficoPeso

La gravedad específica no tiene unidades, es simplemente la relación de dos densidades.Para determinar la densidad de una sustancia a partir de la gravedad específica bastamultiplicar la gravedad específica por la densidad del agua como sustancia de referencia.Puesto que el agua tiene una densidad de 1,00 g/ml, la densidad y la gravedad específicason numéricamente iguales si se han utilizado las unidades g/ml.

e) NOTACION CIENTIFICA:La Notación Científica es un método para expresar números grandes o pequeños comofactores de las potencias de 10.



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Se pueden usar exponentes de 10 para hacer que la expresión de las mediciones científicassea más compacta, más fácil de entender y más sencilla de manejar.

Para expresar números en notación científica, se utiliza la siguiente expresión:

Donde, a es un número decimal entre 1 y 10 (sin ser igual a 10) y b es un entero positivo,negativo o cero. Por ejemplo:

m10x3,1m0000000013,0 9

g-at

átomos10x022,6

g-at

átomos000000000000006022000000 23

f) CIFRAS SIGNIFICATIVAS:La exactitud de una medición depende de la cantidad del instrumento de medición y delcuidado que se tenga al medir. Cuando se da una medida, se expresa con el número deCIFRAS SIGNIFICATIVAS que mejor represente su propia exactitud y la del instrumentoempleado.

La exactitud en los cálculos químicos difiere de la exactitud matemática.

g) APROXIMACION:Las reglas para realizar aproximaciones son sencillas, si el dígito que sigue al último que seva a expresar es:

4 o menos, éste se descarta5 o más, se aumenta en uno el último dígito

PROBLEMAS RESUELTOS:1. Una barra uniforme de acero tiene una longitud de 16 pulgadas y pesa 6,25 libras.

Determinar el peso de la barra en gramos por centímetro de longitud.

cm6,40lgpu1

cm54,2lgpu16Longuitud

g5,2837lb1

g454lb25,6Peso

b10xa



8

cm

g89,69

cm6,40

g5,2837

Longitud

Peso

2. El peso específico de la fundición de Hierro es 7,20. Calcular su densidad: a) en gramospor cm3, y b) en libras por pie3.

Aplicamos la siguiente ecuación para realizar el cálculo correspondiente:

C4aaguadelDensidad

ciatansusladeDensidadEspecíficoPeso

Como la densidad del agua a 4°C es 1ml

g, entonces:

a)33 cm

g20,7)

cm

g1)(20,7()Fe(d

b)33

33

3 pie

lb08,449

pie1

cm)48,30(

g454

lb1

cm

g20,7)Fe(d

3. El ácido de baterías tiene un peso específico de 1,285 y contiene 38% en peso deH2SO4. Cuántos gramos de H2SO4 contendrá un litro de ácido de batería.

Determinamos la densidad de la solución, en base al peso específico:

285,1pe ml

g285,1)ácido(d

Establecemos las siguientes operaciones:

bateriaácidog1285soluciónml1000soluciónml1

bateriaácidog285,1

puroSOHg30,488bateriaácidog100

puroSOHg38bateriaácidog1285 42

42

4. Convertir 40 °C y –5 °C a la escala Fahrenheit.

)32F(9

5C 32C

5

9F



9

a) 10432)40(5

9F

b) 2332)5(5

9F

5. Convertir 220 °K y 498 °K a la escala Centígrada.

273KC273CK

a) 53273220C

b) 255273498C

6. Expresar –22 °F en grados Centígrados y en grados Kelvin.

)32F(9

5C 3032)22(

9

5C

273CK 24327330K

PROBLEMAS PROPUESTOS:1. Una lámina de oro (peso específico, 19,3) que pesa 1,93 mg puede ser laminada

nuevamente hasta una película transparente que cubre un área de 14,5 cm2. A) Cuál esel volumen de 1,93 mg de oro, b) Cuál es el espesor de la película en Angstroms. Resp.a) 1x10–4 cm3, b) 690 Å

2. Un hombre medio necesita unos 2,00 mg de vitamina B2 por día. Cuántas libras dequeso necesitaría comer un hombre por día si ésta fuera su única fuente de suministrode vitamina B2 y si este queso tuviese 5,5x10–6 gramos de vitamina por cada gramo.Resp. 0,80 lb/día

3. Un catalizador poroso para reacciones químicas tiene un área superficial interna de 800m2/cm3 de material. El 50% del volumen total son poros (orificios), mientras que el otro50% del volumen está formado por la sustancia sólida. Suponer que todos los poros sontubos cilíndricos con un diámetro d y una longitud l. Determinar el diámetro de cadaporo. Resp. 25Å

4. Un recipiente de vidrio pesa vacío 20,2376 g y 20,3102 g lleno de agua a 4°C hasta unacierta marca. El mismo recipiente se seca y se llena hasta la misma marca con unasolución a 4°C. Ahora el peso es de 20,3300 g. Cuál es la densidad de la solución.Resp. 1,273 g/ml



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5. El contenido medio de Bromo en el agua del mar es de 65 partes por millón (ppm).Suponiendo una recuperación del 100%. Cuántos galones de agua marina tienen que sertratados para producir una libra de Bromo. Resp. 1,845x103 galones

6. Una muestra de 20 cm3 de una solución de Acido Clorhídrico concentrado de densidad1,18 g/ml contiene 8,36 g de HCl puro. a) Determine la masa de HCl puro por cadacentímetro cúbico de solución. b) Determine el porcentaje en peso (masa) de HCl en lasolución ácida. Resp. a) 0,418 g/cm3; b) 35,4%

7. Las Feromonas son compuestos secretados por las hembras de muchas especies deinsectos para atraer a los machos. Con 1,0x10–8 gramos de una feromona es suficientepara llegar a todos los insectos macho blanco dentro de un radio de 0,50 millas.Determinar la densidad de la feromona (en gramos por litro) en un espacio cilíndrico deaire con un radio de 0,50 millas y una altura de 40 pies. Resp. 4,03x10–19 g/L

8. Para conservar el agua, los químicos aplican una delgada película de un cierto materialinerte sobre la superficie del agua para disminuir su velocidad de evaporación. Estatécnica fue introducida hace tres siglos por Benjamín Franklin, quien encontró que 0,10ml de aceite podrían extenderse cubriendo una superficie de 40 m2 de agua. Suponiendoque el aceite forma una monocapa, es decir, una capa cuyo espesor es de una molécula,determinar la longitud en nanómetros de cada molécula de aceite. Resp. 2,5 Nm

9. Un trozo de galena (Sulfuro de Plomo impuro) pesa 5,50 g en el aire y 4,76 g en elagua. Cuál es el peso específico de la galena. Resp. 7,4

10. A una aleación se la ha fabricado en forma de un disco plano de 31,5 mm de diámetro y4,5 mm de espesor con un orificio de 7,5 mm de diámetro en el centro. El disco pesa20,2 g. Cuál es la densidad de la aleación en unidades SI. Resp. 6100 kg/m3

11. Cuántos kilogramos de solución de Hidróxido de Sodio al 85% de concentración, senecesita para preparar 5 litros de una solución de Hidróxido de Sodio al 20%. Ladensidad de la solución al 20% es 1,22 g/cm3. Resp. 1,435 kg

12. Convierta las siguientes temperaturas: –195,5°C a °F; –430 °F a °C; 1705 °C a °F.Resp. –319 °F; –256,7 °C; 3100 °F

13. Expresar: 8 ºK, 273 ºK en grados Fahrenheit. Resp. –445 °F; 32 °F

14. A qué temperatura la lectura numérica en un termómetro Celsius es igual a la marcadaen un termómetro Fahrenheit. Resp. –40°

15. Construir una escala de temperatura sobre la cual los puntos o temperaturas decongelación y ebullición del agua sean 100° y 400°, respectivamente, y el intervaloentre los grados es un múltiplo del intervalo entre los grados en la escala Centígrada.Cuál será el cero absoluto en esta escala y cuál será el punto de fusión de azufre, que es444,6°C. Resp. –719°; 1433,8°



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16. La temperatura de sublimación del hielo seco es –109°F. Este valor es mayor o menorque la temperatura del etano en ebullición que es de –88°C. Resp. Mayor

17. Un proceso de estañado electrolítico produce un recubrimiento de un espesor de 30millonésimas de pulgada. Cuántos m2 podrán recubrirse con un kilogramo de estaño dedensidad 7300 kg/m3. Resp. 180 m2

18. El radio atómico del Magnesio (Mg) es 1,36 Å y su masa atómica es 24,312 g. Cuál esla densidad del átomo en kg/m3. Resp. 3,8x103 kg/m3

19. Una solución diluida de Acido Nítrico se prepara al diluir 64 ml de solución de AcidoNítrico (densidad 1,41 g/ml y que contiene 70% en peso de ácido nítrico puro) a 1 litro.Cuántos gramos de HNO3 puro están contenidos en 50 ml de la solución diluida. Resp.3,16 gramos

20. Cuál es la densidad en unidades SI de una esfera de acero que tiene un diámetro de 7,50mm y una masa de 1,765 g. Resp. 7990 kg/m3

FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estructura de la Materia


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CAPITULO 2

ESTRUCTURA DE LA MATERIA

1. GENERALIDADES:Todos los cuerpos que existen de la naturaleza están constituidos por materia.

La MATERIA, es el componente fundamental de la naturaleza íntima de los cuerpos, secaracteriza por poseer masa y ocupar un lugar en el espacio. CUERPO, es una porciónlimitada de materia que ocupa un lugar en el espacio.

La materia se clasifica en homogénea y heterogénea:

HOMOGENEA:La que presenta uniformidad en su composición, se considera materia homogénea lassustancias y las soluciones, las sustancias pueden ser: elementos y compuestos.

HETEROGENEA:La que no presenta uniformidad en su composición por ejemplo: los alimentos, lasrocas, el suelo, la madera, etc. En fin todos estos materiales son mezcla de lassustancias.

A continuación se presenta una forma de clasificar a la materia:



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Presenta algunas propiedades, definiéndose como PROPIEDAD a la característica pormedio de la cual una sustancia puede ser identificada y descrita.

Pueden ser generales y específicas:

a) GENERALES:Son las que presentan todas las sustancias y por lo tanto no nos sirve para distinguiruna sustancia de otra, son: volumen, peso, impenetrabilidad, inercia, etc.

b) ESPECIFICAS:Son las que presenta una determinada sustancia, y nos permite distinguir una sustanciade otra y son: color, olor, sabor, densidad, dureza, etc.

Estas propiedades pueden ser físicas o químicas.

FISICAS:Se pueden observar por medio de nuestros sentidos y se relacionan con los cambiosfísicos que sufre la materia, estas son: color, olor, sabor, densidad, punto de fusión,punto de ebullición, solubilidad.

QUIMICAS:Son las que se relacionan con los cambios químicos que sufren las sustancias. Porejemplo la combustión del alcohol, de la gasolina; la oxidación del hierro, engeneral de todos los metales.

La materia puede existir en tres estados físicos: sólido, líquido, gaseoso.

Puede sufrir cambios o transformaciones de dos clases: físicos y químicos.

CAMBIOS FISICOS:Ocurren sin que se produzcan alteración en la composición química de la materia, sinoúnicamente de sus propiedades.

En estos cambios físicos no se forman nuevas sustancias y los que se encuentra al finaltiene la misma composición de la sustancia original. Estos procesos cesan cuandodesaparecen la causa que los produjo y son reversibles, es decir, puede verificarsefácilmente el proceso inverso.

Una sustancia puede cambiar de estado físico cuando se efectúan cambios de presión ytemperatura.

En el siguiente diagrama podemos observar los cambios físicos que sufre la materia:



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CAMBIOS QUIMICOS:Son los que alteran la composición química de la materia. Estos procesos permanecenaunque haya cesado la causa que los produjo, son irreversibles. En los cambios químicoslos nuevos productos son distintos a los de origen.

4 Fe(s) + 3 O2(g) 2 Fe2O3(s)C6H12O6(s) + 6 O2(g) 6 CO2(g) + 6 H2O(g) + Energía

En la siguiente tabla se muestran algunos ejemplos de cambios físicos y químicos:

CAMBIO TIPOEbullición del agua

Congelación del aguaElectrólisis del agua

Reacción del cloro con sodioFusión del hierro

Oxidación del hierroCorte de madera

Combustión de la maderaMasticación de un alimento

Digestión del alimento

FísicoFísico

QuímicoQuímico

FísicoQuímico

FísicoQuímico

FísicoQuímico

Otro componente importante de los cuerpos es la ENERGIA, que se define como lacapacidad para realizar un trabajo, o cambios en el estado o propiedades de la materia.

Materia y Energía son dos cosas con la misma esencia, comparte la propiedad de poseermasa, según la teoría de Einstein. Están relacionadas por medio de la ecuación:

2cmE

En donde: E = energíam = masac = Velocidad de la luz (300000 km/s)



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Esta ecuación permite establecer la ley que dice: “LA MATERIA Y LA ENERGIA NO SECREAN NI SE DESTRUYEN, SOLO SE TRANSFORMAN”.

En los siguientes ejemplos, podemos observar la relación entre materia y energía:

1) Cuando 1000 gramos de Uranio 235 sufren fisión nuclear (bomba atómica), se liberauna energía equivalente a 8,23x1020 ergios. Calcular la masa de los productosmateriales de la reacción.

Utilizando la ecuación: 2cmE ; despejando la masa, tenemos:2c

Em

Reemplazando datos, tenemos:

210

2220

)s/cm10x3(

s/cmg10x23,8m

210

2220

)s/cm10x3(

s/cmg10x23,8m

g915,0m

Por lo tanto la masa de los productos de reacción sería: 1000 – 0,915 = 999,085 gramos,es decir aproximadamente el 0,1% se ha transformado en energía.

2) Cuando estallan 1000 gramos de Trinitrato de Glicerina (Trinitroglicerina) se liberan8,0x1013 ergios. Cuál es la masa de los productos de reacción.

Aplicando la misma ecuación que en ejemplo anterior, tenemos:

2c.mE 2c

Em

210

2213

)s/cm10x3(

s/cmg10x0,8m

g10x89,0m 7

La masa de los productos sería: 1000 – 0,89x10–7 = 999,999999911 gramos, En estareacción química la masa de los productos difiere muy poco de la masa de losreactantes, esta diferencia es imposible medir experimentalmente, razón por la cualpodemos decir que en las reacciones químicas ordinarias la materia se conserva.



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2. TEORIA ATOMICA DE DALTON:John Dalton, alrededor de 1803, propuso sus teorías acerca de la naturaleza y elcomportamiento de la materia.

A continuación se anotan algunas conclusiones:

a) Todas las sustancias se componen de pequeñas partículas sólidas e indestructibles,denominados ATOMOS.

b) Los átomos de una misma sustancia son idénticos en cuanto a peso, tamaño, y forma.

c) El átomo es la parte más pequeña de un elemento que interviene en un fenómenoquímico.

d) Las moléculas de un compuesto están formadas por la unión de átomos de dos o máselementos.

e) Los átomos de dos elementos se pueden combinar entre sí en distintas proporcionespara formar más de un compuesto.

3. ESTRUCTURA ATOMICA:La materia esta constituida por pequeñas partículas llamadas ATOMOS. Podemosconsiderar al átomo como una unidad más completa de la materia que tenemosconocimiento. Son las partículas más pequeñas que pueden tomar parte en lascombinaciones químicas. La unión de átomos individuales da lugar a la formación demoléculas.

El átomo de cualquier elemento químico esta formado por dos zonas importantes:

a) Zona central: NUCLEOb) Zona externa: PERIFERIA o ENVOLTURA



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En el núcleo están los protones (p+) de carga positiva y los neutrones (n°) de carga neutra.

En la envoltura, se encuentran los electrones (e–), cuya carga es negativa. En todo átomo, elNUMERO DE PROTONES ES IGUAL AL NUMERO DE ELECTRONES, por lo que seconsidera NEUTRO.

A los protones y a los neutrones por estar formando parte del núcleo atómico se lesdenomina, NUCLEONES.

El átomo tiene un tamaño de 1x10–8 cm y su peso es 1x10–24 g.

a) ELECTRON:Descubierto en las investigaciones de los rayos catódicos producidos en tubos de descarga.

Los rayos catódicos constituyen un haz de partículas discretas cuya naturaleza fuedeterminada en 1897 por J. J. Thomson, quien demostró que estaban formados porpartículas negativas que se movían a grandes velocidades, de igual masa y carga.

Esas partículas fueron llamadas ELECTRONES y consideradas constituyentes universalesde la materia.

El electrón presenta las siguientes características:

Masa = 9,109 x 10–28 gramos ó 0,00055 umaCarga = 1,602 x 10–19 coulombs ó 4,8 x 10–10 ues.

b) PROTON:En 1866 Goldstein, al realizar experiencias con rayos catódicos logró detectar rayospositivos.

Al ser estudiada esta radiación se encontró que constaba de partículas positivas cuya masadependía del tipo de gas que hay en el tubo. A estas partículas se les denominóPROTONES y se les consideró también constituyentes universales de la materia.

La determinación de la masa y de la carga arrojó los siguientes resultados:

Masa =1,673 x 10–24 gramos ó 1,0073 umaCarga = 1,602 x 10–19 coulombs ó 4,8x10–10 ues

La carga es la misma que la del electrón pero con signo contrario.

c) NEUTRON:Su descubrimiento se informó en el año de 1932, por las dificultades de detectar y mediruna partícula de carga cero. Correspondiéndole a Chadwick su existencia. Son inestablescon una vida media de 13 minutos.



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Desempeñan la función de AGLUTINADORES DE LOS PROTONES, ya que consigueneliminar la fuerza de repulsión que los protones ejercerían entre sí, debido a su mutuacercanía entre ellos (carga eléctricas iguales se repelen). Su masa es aproximadamente1,675 x 10–24 gramos.

CONSTANTES DEL ATOMO:NUMERO ATOMICO, Z:Establece el número de protones que existen en el núcleo atómico, el número de electronesque se encuentran girando alrededor de éste y la ubicación del elemento en la tablaperiódica.

NUMERO DE MASA ATOMICA o NUMERO MASICO, A:Determinado por la suma de protones y neutrones que hay en el núcleo atómico. Tomandoen cuenta esta definición podemos establecer que:

p#Z

NZAn#p#A o

Donde: Z = # p+ = # e–

N = Número de neutrones

REPRESENTACION SIMBOLICA DE UN ATOMO:

ZEA Donde: E = Símbolo de un elementoA = Número de masa atómicaZ = Número atómico.

Por ejemplo: 11Na23; 17Cl35; 8O16; 79Au197

REPRESENTACION GRAFICA DE UN ATOMO:



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EJERCICIO:Un elemento cualquiera tiene las siguientes características: Z=23 y A=75. Hallar: a)Número de e–, b) Número de p+, c) Número de no, y d) Representar en forma gráfica ysimbólica el átomo del elemento.

a) Como Z=23 y Z es el número atómico y este representa el número de electrones yprotones, entonces hay 23 e–.

b) Como #p+ = # e–, entonces hay 23 p+.

c) El número de neutrones es: #n0 = 75 – 23 = 52

d) Tomando en cuenta los anteriores cálculos, representamos al átomo: 23E75

4. MODELOS ATOMICOS:a) MODELO ATOMICO DE THOMSOM:Representó al átomo como un modelo estático, en el cual los electrones ocupabanposiciones fijas en el seno de una masa positiva. El modelo macizo de Thomsom fueaceptado durante algunos años por que permitía explicar cualitativamente algunosfenómenos como la emisión de la luz por los átomos y la pérdida de electrones porfrotamiento.

b) MODELO ATOMICO DE RUTHERFORD:Demuestra la existencia del núcleo atómico en el que encontraba toda la masa y la cargapositiva del átomo, lo que le permite proponer un nuevo modelo atómico localizando alnúcleo en el centro del átomo y alrededor del cual se encuentra una nube de electrones queposeían carga negativa.

c) MODELO ATOMICO DE BOHR:El átomo esta constituido por un corpúsculo central llamado Núcleo donde se encuentranlos protones y neutrones, contiene la totalidad de la carga positiva y la masa del átomo, ylos electrones se encuentran girando alrededor del núcleo en órbitas circulares yconcéntricas, existiendo un determinado número de electrones por cada órbita.



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d) MODELO ATOMICO DE SOMMERFIELD:Acepta la existencia de un núcleo central donde se encuentran los protones y neutrones; ylos electrones se hallan girando alrededor del núcleo describiendo órbitas elípticas.

e) TEORIA ATOMICA MODERNA:Un átomo esta constituido por un núcleo central en el que se encuentran los protones y losneutrones, toda la carga positiva y la masa del átomo; y los electrones se encuentrangirando alrededor del núcleo describiendo trayectorias circulares o elípticas de acuerdo a laenergía que posea el electrón, debiendo existir tantas trayectorias, tantos orbitales comoelectrones tenga el átomo.

f) MODELO DE LA MECANICA CUANTICA:La mecánica cuántica trata de definir el orbital. ORBITAL, es la región del espacioalrededor del núcleo donde se tiene la máxima probabilidad (superior al 90%) de encontrarun determinado electrón.

La MECANICA CUANTICA se fundamenta en 4 números cuánticos.

5. NUMEROS CUANTICOS Y DISTRIBUCION ELECTRONICA:a) NUMEROS CUANTICOS:Estos números nos permiten calcular la energía del electrón y predecir el área alrededor delnúcleo donde se puede encontrar el electrón (ORBITAL). Estos son:

1) NUMERO CUANTICO PRINCIPAL, n:Determina el NIVEL de energía principal o capa en donde se encuentra el electrón yademás nos da a conocer la posición de la nube electrónica.

Los valores determinados para este número son los siguientes:

n : 1 2 3 4 5 6 7K L M N O P Q



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La capa n = 1, es la más cercana al núcleo y tiene la menor energía, es decir, la energíase cuantifica en base a la distancia que hay entre cada nivel y el núcleo atómico.

2) NUMERO CUANTICO SECUNDARIO, l:Determina el SUBNIVEL o SUBCAPA dentro del nivel principal de energía. Nosindica la forma de la nube electrónica u orbital donde se encuentran electronesalrededor del núcleo. De acuerdo a la mecánica cuántica puede tomar los siguientesvalores:

l : 0, 1, 2, 3, ... , hasta (n – 1).

Se nombran por medio de letras:

l : 0 1 2 3s p d f

Donde:s: Sharpp: principald: Diffusef: fundamental

A continuación se muestran algunas formas de estos subniveles:

subnivel “s”

subniveles “p”



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subnivel “d”

subniveles “f”

3) NUMERO CUANTICO MAGNETICO, m:Representa la ORIENTACION de los orbitales electrónicos en el espacio. Cadasubnivel consta de uno o más orbitales electrónicos. El número de orbitales esta dadopor la siguiente ecuación, n2.

Sus valores son:

m : – l , … , –1, 0, +1, … , + l

A continuación se muestra la relación entre los números cuánticos n, l y m:



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n lDESIGNACION

DE LOSSUBNIVELES

mNUMERO

DEORBITALES

1 0 (s) 1s 0 12 0 (s)

1 (p)2s2p

0–1, 0, +1

13

3 0 (s)1 (p)2 (d)

3s3p3d

0–1, 0, +1

–2, –1, 0, +1, +2

135

4 0 (s)1 (p)2 (d)3 (f)

4s4p4d4f

0–1, 0, +1

–2, –1, 0, +1, +2–3, –2, –1, 0, +1, +2, +3

1357

Cada valor de m, constituye un orbital.

4) NUMERO CUANTICO DEL SPIN, s:Representa el movimiento de rotación que tiene el electrón sobre su propio eje,mientras va describiendo su trayectoria.

Los valores para este número son: –1/2 () y +1/2 ()

–½ + ½

b) DISTRIBUCION ELECTRONICA:Es la forma abreviada de representar a los electrones en los niveles y subniveles que poseeel átomo de un elemento.

Para realizar la distribución electrónica se debe tomar en cuenta:

a) PRINCIPIO DE EXCLUSION DE PAULI:Este principio manifiesta que: “EN UN ATOMO CUALQUIERA NO PUEDENEXISTIR DOS ELECTRONES CUYOS NUMEROS CUANTICOS TENGAN LOSMISMOS VALORES”.

b) POBLACION ELECTRONICA:El número máximo de electrones en cada NIVEL es, 2n2, donde el valor de ncorresponde al número cuántico principal:



24

n # máx. e–

1234567

28

1832507298

De acuerdo al número de electrones existentes, la distribución es la siguiente:

n # máx. e– (REAL)1234567

28

183232182

El número de electrones en cada SUBNIVEL, se determina utilizando la siguienteecuación, 2(2l + 1), donde l corresponde al valor del número cuántico secundario:

l # máx. e–

0 (s)1 (p)2 (d)3 (f)

26

1014

En cada ORBITAL debe existir un máximo de 2 electrones

c) PRINCIPIO DE DESARROLLO DE LA ENERGIA:Este principio establece que: “LOS ELECTRONES SIEMPRE TIENDEN A OCUPARLOS ORBITALES O SUBNIVELES DE MENOR ENERGIA”.

La energía de un subnivel es igual a la suma de los valores de n y l:

ET = n + l

Se llenará primero el subnivel que tenga el menor valor de (n + l), y en caso de que elvalor de (n + l) sea igual, se satura primero el subnivel con el menor valor de n.



25

El problema del cálculo de la energía de cada subnivel se soluciona cuando sedeterminan las llamadas DIAGONALES DE PAULING, diagonales que se registran acontinuación:

n1 1s2 2s 2p3 3s 3p 3d4 4s 4p 4d 4f5 5s 5p 5d 5f6 6s 6p 6d7 7s

En forma horizontal, tenemos: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, ...

La saturación de los diferentes subniveles puede realizarse también tomando en cuentael siguiente diagrama, el cual se lee en secuencia normal de izquierda a derecha y dearriba hacia abajo:

1s2s 2p3s 3p4s 3d 4p5s 4d 5p6s 4f 5d 6p7s 5f 6d 7p

En la distribución electrónica se debe tomar en cuenta la siguiente representación comoejemplo:

A continuación se muestran algunas distribuciones:

3e–: 1s2, 2s1

7e–: 1s2, 2s2, 2p3

17e–: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5

27e–: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d7



26

d) REGLA DE HUND:Esta regla establece que: CUANDO UN SUBNIVEL CONTIENE MAS DE UNORBITAL, LOS ELECTRONES SE DISTRIBUIRÁN EN TODOS LOSORBITALES DISPONIBLES, CON SUS ESPINES EN LA MISMA DIRECCION.

Los electrones se incorporan a los átomos en el orden que se ve en la figura, llenándoseprimero los niveles y subniveles de menor energía, la saturación electrónica estárelacionada con la Tabla Periódica. Hay que comenzar por la parte superior izquierdade la tabla periódica y moverse a lo ancho y hacia abajo de la tabla, a través de losperíodos desde arriba hacia abajo.

1s 1s2s 2p3s 3p4s 3d 4p5s 4d 5p6s 5d 6p7s 6d

4f5f

La siguiente tabla resume la información más importante acerca de los niveles deenergía, subniveles, orbitales atómicos y la distribución de los electrones dentro de lossubniveles.

NIVEL DEENERGIA,

n

NUMERO DESUBNIVELES,

l

TIPO DEORBITAL

NUMERO DEORBITALES

NUMEROMAXIMO DE

ELECTRONESPOR SUBNIVEL

NUMEROTOTAL DE

ELECTRONES

1

2

3

4

1

2

3

4

1s

2s2p

3s3p3d

4s4p4d4f

1

13

135

1357

2

26

26

10

26

1014

2

8

18

32



27

e) REPRESENTACION A TRAVES DE ORBITALES (Celdas):Es la representación gráfica de los electrones que existen en un orbital (celdaelectrónica) y que está de acuerdo al valor de m (número cuántico magnético).

Se debe tomar en cuenta el espín del electrón: –1/2 () y +1/2 ()

Como regla se llenarán los orbitales, primero con electrones de spin negativo () yluego con los de spin positivo ().

A continuación se muestra la forma de representar los electrones a través de celdas(orbitales):

PRICIPIOS DE ESTABILIDAD DE LOS SUBNIVELES d:a) Los subniveles d, tienen una estabilidad media cuando poseen un electrón en cada celda

(orbital).

ns2, (n–1)d4 ns1, (n–1)d5

0 –2 –1 0 +1 +2 0 –2 –1 0 +1 +2

Por ejemplo: 24e–: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1, 3d5

42e–: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s1, 4d5

74e–: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s1, 4f14, 5d5

b) Los subniveles d, tienen estabilidad total, cuando poseen completas las celdas con elnúmero máximo de electrones (dos en cada una).

ns2, (n–1)d9 ns1, (n–1)d10

0 –2 –1 0 +1 +2 0 –2 –1 0 +1 +2



28

Por ejemplo: 29e–: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1, 3d10

47e–: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s1, 4d10

79e–: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s1, 4f14, 5d10

EJERCICIOS:1) Realizar las representaciones de las siguientes distribuciones electrónicas:

a) 1s2:s

0

b) 2p4:p

–1 0 +1

c) 3d8:d

–2 –1 0 +1 +2

d) 4f11:f

–3 –2 –1 0 +1 +2 +3

2) A qué electrón pertenecen los siguientes números cuánticos:a) 3, 2, 0, –1/2

d

–2 –1 0 +1 +2

1

2

3

4

3



29

Del gráfico anterior se puede establecer que se trata del 3er e– del subnivel 3d. Siasumimos que este es el último electrón, la distribución electrónica total es:

1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d3

Lo que nos indica que el átomo tiene 23 e–.

b) 4, 1, +1, +1/2

p

–1 0 +1

Igual que en el ejercicio anterior, podemos decir que este electrón es el 6to delsubnivel 4p. Si este es el último electrón la distribución sería la siguiente:

1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6

Teniendo el átomo un total de 36 electrones.

6. PESOS ATOMICOS:a) ISOTOPOS:La palabra ISOTOPOS se deriva del griego y se descompone en las raíces: ISO, quesignifica Igual y TOPOS, Lugar. Es decir, el Isótopo de un elemento químico es unátomo que ocupa el mismo lugar del elemento en la tabla periódica, tiene el mismonúmero atómico, Z (el mismo número de protones); pero diferente número de masaatómica, A (diferente número de neutrones).

12Mg24: 12 p+ 12 e– 12 no 78,9%12Mg25: 12 p+ 12 e– 13 no 10,0%12Mg26: 12 p+ 12 e– 14 no 11,0%

En cambio los átomos de igual peso o masa atómica pero diferente número atómico, sedenominan ISOBAROS, por ejemplo: 19K40 y 20Ca40:

18Ar40: 18 p+ 18 e– 22 no

19K40: 19 p+ 19 e– 21 no

20Ca40: 20 p+ 20 e– 20 no

Los átomos de elementos diferentes que poseen igual número de neutrones y diferentenúmero atómico y másico, se conocen como ISOTONOS, por ejemplo:

4



30

11Na23: 11 p+ 11 e– 12 no

12Mg24: 12 p+ 12 e– 12 no

Se llaman ISOELECTRICOS, a los átomos que poseen igual número de electrones ensu estructura; por ejemplo:

8O–2: 8 p+ 8 e– 10 e–

9F–1: 9 p+ 9 e– 10 e–

10Ne: 10 p+ 10 e– 10 e–

11Na+1: 11 p+ 11 e– 10 e–

12Mg+2: 12 p+ 12 e– 10 e–

En la siguiente tabla se presentan algunos isótopos estables de algunos elementos y susabundancias:

Z ISOTOPO ABUNDANCIA (%) Z ISOTOPO ABUNDANCIA (%)1 H1 99,985 14 Si28 92,28

H2 0,015 Si29 4,672 He4 100 Si30 3,053 Li6 7,40 15 P31 100

Li7 92,6 16 S32 95,064 Be9 100 S33 0,745 B10 18,83 S34 4,18

B11 81,17 S35 0,0146 C12 98,89 17 Cl35 75,4

C13 1,11 Cl37 24,67 N14 99,64 19 K39 93,1

N15 0,36 K41 6,98 O16 99,76 20 Ca40 96,92

O17 0,04 Ca42 0,64O18 0,20 Ca43 0,13

9 F19 100 Ca44 2,1310 Ne20 90,51 Ca46 Indicios

Ne21 0,28 Ca48 0,18Ne22 9,21 47 Ag107 51,35

11 Na23 100 Ag109 48,6512 Mg24 78,6 51 Sb121 57,25

Mg25 10,1 Sb123 42,75Mg26 11,3 77 Ir191 38,5

13 Al27 100 Ir193 61,5

b) PESO ATOMICO o MASA ATOMICA QUIMICA:El Peso o Masa Atómica de los elementos resulta ser el peso promedio relativo de lacomposición isotópica natural del elemento.



31

7. ATOMO-GRAMO:Se define como el peso o masa atómica de un elemento expresado en gramos, serepresenta como at-g y se le conoce también con el nombre de MOL DE ATOMOS.

Así: 1at-g de Hidrógeno tiene un peso de 1,008 gramos1at-g de Oxígeno pesa 16 gramos1at-g de Cloro pesa 35,453 gramos1at-g de Plata pesa 107,87 gramos

El número de átomos que contiene un átomo-gramo de cualquier elemento es de6,022x1023 átomos de dicho elemento, conocido como NÚMERO DE AVOGADRO(NA). Por lo tanto, el átomo-gramo es el peso o masa en gramos de 6,022x1023 átomosde cualquier elemento.

8. MOLECULA-GRAMO:Conocida como MOL, y se define como el peso o masa molecular de un compuestoexpresado en gramos.

En una molécula-gramo o mol de cualquier compuesto existen 6,022x1023 moléculas.Por lo tanto, la molécula-gramo es el peso en gramos de 6,022x1023 moléculas de undeterminado compuesto.

PESO MOLECULAR:Es la suma de los pesos o masas atómicas de los elementos que forman un compuestodeterminado. A continuación se muestra el cálculo del peso molecular del AcidoSulfúrico, H2SO4:

ELEMENTO PESO ATOMICO PESO TOTALHSO

13216

2 x 1 = 21 x 32 = 324 x 16 = 64

TOTAL: 98 g/mol

Es decir, 98 gramos pesa una molécula-gramo o un mol de Acido Sulfúrico, H2SO4.

PROBLEMOS RESUELTOS:1) Calcular el peso atómico del cloro si la composición isotópica es: Cl35, 75,4%; Cl37,

24,6%.

(%)

)AtómicaMasa(%PA



32

492,35100

91022639

100

)37)(6,24()35)(4,75()Cl(PA

2) El carbono en la naturaleza contiene dos isótopos C12 y C13, cuales serán lasabundancias isotópicas de estos dos isótopos, si el peso atómico del carbono es12,011.

Le asignamos a cada incógnita una variable: %C12 = X%C13 = Y

Por lo tanto: 100YX

De donde: Y100X

Reemplazando en la ecuación que se utiliza para el cálculo del peso atómico, tenemos:

100

Y13X12011,12

100

Y13)Y100(12011,12

100

Y13Y121200011,12

Y12001,1201

10,1Y

Entonces: %C13 = 1,10; por lo tanto: X = 100 – 1,1; de donde: %C12 = 98,90

3) Calcular el número de átomos-gramos y el número de átomos que hay en 2,5 gramos deZinc, si el peso atómico es 65,4.

Establecemos las siguientes operaciones (reglas de tres o factor de conversión):

Zng-at0388,0Zng4,65

Zng-at1Zng5,2

Znátomos10x302,2Zng4,65

Znátmos10x022,6Zng5,2 22

23



33

4) Determinar el número de at-g y el número de gramos que hay en 2,4x1023 átomos deAg, si el peso atómico es 108.

Igual que en el problema anterior, establecemos las operaciones:

Agg-at3985,0Agátomos10x022,6

Agg-at1Agátomos10x4,2

2323

Agg04,43Agátomos10x022,6

Agg108Agátomos10x4,2

2323

5) En 0,245 at-g de Ni. Determinar los átomos y los gramos de Ni que existen si el pesoatómico del Ni es 58,7.


Niátomos10x475,1Nig-at1

Niátomos10x022,6Nig-at245,0 23

23

Nig38,14Nig-at1

Nig7,58Nig-at245,0

6) Calcular el número de moles y el número de moléculas a los que corresponde 1,5 g deCaCl2. Si los pesos atómicos de los elementos son: Ca=40 y Cl=35,5.

Determinamos el peso molecular del CaCl2: Ca=40 y Cl=35,5; entonces: CaCl2 = 111g/mol, y realizamos las operaciones:

22

22 CaClmoles0135,0

CaClg111

CaClmol1CaClg5,1

221

2

223

2 CaClmoléculas10x14,8CaClg111

CaClmoléculas10x022,6CaClg5,1

7) Determinar el número de moléculas y el número de gramos que hay en 0,250 moles deH2SO4, si los pesos atómicos son: H=1, S=32 y O=16.

Calculamos de la misma manera que en el problema anterior el peso molecular delácido, siendo este: H2SO4 = 98 g/mol y establecemos las siguientes operaciones:



34

4242

4242 SOHg50,24

SOHmol1

SOHg98SOHmoles250,0

4223

42

4223

42 SOHmoléculas10x506,1SOHmol1

SOHmoléculas10x022,6SOHmoles250,0

8) En 1,750x1021 moléculas de NaNO3, determinar el número de gramos y moles que haydel compuesto, si los pesos atómicos son: Na=23, N=14 y O=16.

Determinamos el peso molecular del compuesto NaNO3 = 85 g/mol y establecemos lassiguientes operaciones:

33

233

323 NaNOg2470,0

NaNOmoléculas10x022,6

NaNOg85NaNOmoléculas10x750,1

33

3

33 NaNOmoles10x9059,2

NaNOg85

NaNOmol1NaNOg2470,0

9) En 75 gramos de CaCl2. Determinar: a) las moles del compuesto, b) moléculas delcompuesto, c) at-g de cada elemento, d) átomos de cada elemento y e) gramos de cadaelemento. Si los pesos atómicos son: Ca=40 y Cl=35,5.

Determinamos el peso molecular del CaCl2 = 111 g/mol


a) 22

22 CaClmoles6757,0

CaClg111

CaClmol1CaClg75

b) 223

2

223

2 CaClmoléculas10x07,4CaClg111

CaClmoléculas10x022,6CaClg75

c) En 1 mol de CaCl2 hay 1 at-g Ca y 2 at-g Cl, por tanto:

Cag-at6757,0CaClmol1

Cag-at1CaClmoles6757,0

22

Clg-at3514,1CaClmol1

Clg-at2CaClmoles6757,0

22



35

d) Caátomos10x07,4Cag-at1

Caátomos10x022,6Cag-at6757,0 23

23

Clátomos10x14,8Clg-at1

Clátomos10x022,6Clg-at3514,1 23

23

e) Cag03,27Cag-at1

Cag40Cag-at6757,0

Clg97,47Clg-at1

Clg5,35Clg-at3514,1

10) Una muestra de 1,5276 gramos de CdCl2 (Cloruro de Cadmio) fue convertida medianteun proceso electrolítico en Cadmio metálico. El peso del Cadmio metálico fue de0,9367 gramos. Si el peso atómico del Cloro es 35,453; determinar el peso atómico delCadmio.

Según los datos: 1,5276 g CdCl2 0,9367 g Cd metálico

Determinamos los gramos de Cloro: g5909,09367,05276,1Clg g

En un mol de CdCl2 hay 1 at-g de Cd y 2 at-g de Cl; por lo tanto:

Clg-at0167,0Clg5,35

Clg-at1Clg5909,0

Cdg-at10x33,8Clg-at1

Cdg-at2Clg-at0167,0 3

Calculados los at-g de Cadmio, determinamos el peso atómico del elemento:

)ATOMICOPESO(Cdg2,112Clg-at1

Cdg-at2Clg-at0167,0

11) En una determinación química del peso atómico del Vanadio se sometió a una muestrade 2,8934 gramos de VOCl3 a una serie de reacciones por medio de las cuales todo elCloro contenido en este compuesto se convirtió en AgCl, cuyo peso es de 7,1801gramos. Si los pesos atómicos de: Ag=108, Cl=35,5 y O=16, calcular el peso atómicodel Vanadio.



36

Determinamos el peso molecular del AgCl: AgCl = 143,5 g/mol. Por medio del cualdeterminamos las moles de AgCl:

AgClmoles05004,0AgClg5,143

AgClmol1AgClg1801,7

Determinamos los at-g de Cl en el AgCl:

Clgat05004,0AgClmol1

Agg-at1AgClmoles05004,0

Como todo el Cloro que forma el AgCl, está formando parte del VOCl3, tenemos:

Vg-at0167,0Og-at0167,0Clg-at3

Og-at1Clg-at05004,0

Determinamos las masas de Cloro y Oxígeno:

Clg776,1Clg-at1

Clg5,35Clg-at05004,0

Og2672,0Og-at1

Og16Og-at0167,0

Determinamos la masa del Vanadio a partir de 2,8934 g de VOCl3:

2672,0776,18934,2Vg g8502,0Vg

Por lo tanto:

)ATOMICOPESO(Vg9,50Vg-at1Vg-at0167,0

Vg8502,0

12) Un compuesto está formado por los elementos A, B y C en la relación 2:2:7.Determinar la cantidad máxima de compuesto que se puede formar a partir de: 0,175at-g de A; 9,03x1022 átomos de B y 9,63 g de C. Si los pesos atómicos son: A=23;B=31 y C=16.

Transformamos los gramos y los átomos de B y C en átomos-gramo:



37

Bg-at1499,0Bátomos10x022,6

Bg-at1Bátomos10X03,9

2322

Cg-at6018,0Cg16

Cg-at1Cg63,9

En 1 mol del compuesto A2B2C7 hay: 2 at-g A2 at-g B7 at-g C

Por lo que podemos determinar las moles del compuesto con cada uno de los at-g decada elemento:

722722 CBAmoles08750,0

Ag-at2

CBAmol1Ag-at175,0

722722 CBAmoles07495,0

Bg-at2

CBAmol1Bg-at1499,0

722722 CBAmoles08597,0

Cg-at7

CBAmol1Cg-at6018,0

De lo que podemos concluir que: A produce 0,08750 moles A2B2C7

B produce 0,07495 moles A2B2C7

C produce 0,08597 moles A2B2C7

De los resultados anteriores se establece que la cantidad máxima en moles delcompuesto es la proporcionada por el elemento B, cantidad que corresponde a la menorde todas: por lo tanto B es el ELEMENTO LIMITANTE.

A continuación por medio del peso molecular del compuesto, determinamos lacantidad máxima en gramos:

)MAXIMACANTIDAD(CBAg50,16CBAmol1

CBAg220CBAmoles07495,0 722

722

722722

13) Se disuelve una muestra de 12,5843 g de ZrBr4 y, después de varios procesos químicos,todo el bromo combinado se precipita como AgBr. El contenido de plata en el AgBr es13,2160 g. Si los pesos atómicos de la Plata y el Bromo son 107,870 y 79,909respectivamente. Determinar el peso atómico del Zr.Calculamos los at-g de Plata:



38

Agg-at1225,0Agg870,107

Agg-at1Agg2160,13

Como la relación es de 1 a 1 entre la Ag y el Br en el AgBr, tenemos los mismos at-gde Bromo, esto es 0,1225 at-g. Luego determinamos el peso de Bromo contenido enestos at-g:

Brg7882,9Bg-at1

Brg909,79Brg-at1225,0

Calculamos los at-g de Zr:

Zrg-at0306,0Brg-at4

Zrg-at1Brg-at1225,0

Determinamos el peso de Zirconio que existe en la muestra:

7882,95843,12Zrg g7961,2Vg

Finalmente determinamos el peso atómico del Zr:

)ATOMICOPESO(Brg3758,91Zrg-at1Zrg-at0306,0

Zrg7961,2

PROBLEMAS PROPUESTOS:1. El argón en la naturaleza tiene tres isótopos, los átomos de los cuales aparecen con las

abundancias siguientes: 0,34% de Ar36; 0,07% de Ar38 y 99,59% de Ar40. Determinar elpeso atómico del Argón a partir de estos datos. Resp. 39,948

2. El Boro natural consta de 80% de B11 y 20% de otro isótopo, para poder explicar elpeso atómico de 10,81. Cuál debe ser la masa nucleíca del isótopo. Resp. 10,01

3. En una determinación química de pesos atómicos, se encontró que el Estaño contenidoen 3,7692 g de SnCl4, es 1,717 g. Si el peso atómico del Cloro es 35,453. Cuál es elvalor de peso atómico del Estaño determinado a partir de este experimento. Resp.118,65

4. 3 at-g de Cromo reaccionan exactamente con el elemento Q, y todo el Cromo se hatransformado en Cr2Q3. El Cr2Q3 se trata después con Estroncio metálico y todo el Q setransforma en SrQ; después se hace reaccionar el SrQ con Sodio metálico y todo el SrQse transforma en Na2Q, cuyo peso es de 782 gramos. Determinar el peso atómico delelemento Q, si el del Sodio es 23. Resp. 128



39

5. El peso atómico del azufre se determinó descomponiendo 6,2984 g de Na2CO3 conAcido Sulfúrico y pesando el Na2SO4 formado, se encontró un peso de 8,438 g.Tomando los pesos atómicos de C, O y Na como 12; 16 y 23 respectivamente. Cuál esel valor para el peso atómico del Azufre. Resp. 32,017

6. Calcule el número de gramos en un mol de cada una de las sustancias comunes: a)calcita, CaCO3; b) cuarzo, SiO2; c) azúcar de caña, C12H22O11; d) yeso, CaSO4.2H2O; e)plomo blanco, Pb(OH)2.2PbCO3. Resp. a) 100,09 g; b) 60,09 g; c) 342,3 g; d) 172,2 g;e) 775,7 g

7. a) Cuántos at-g de Ba y Cl están contenidos en 107 g de Ba(ClO3)2.H2O. b) Cuántasmoléculas de agua de hidratación están en esa misma cantidad. Resp. a) 0,332 at-g Ba;0,664 at-g Cl; b) 2x1023 moléculas H2O

8. A un reservorio que proporciona agua se le ha agregado 0,10 ppb (partes por billón) decloroformo, CHCl3. Cuántas moléculas de CHCl3 estarán contenidas en una gota de estaagua. Una gota es equivalente a 0,05 ml. Resp. 2,5x1010 moléculas

9. Calcular el peso molecular de las siguientes sustancias: a) Clorato de Potasio, KClO3; b)Acido Fosfórico, H3PO4; c) Hidróxido de Calcio, Ca(OH)2; d) Cloruro Férrico, FeCl3;e) Sulfato de Bario, BaSO4; f) Cloruro Crómico, CrCl3. Resp. a) 122,55; b) 97,99; c)74,10; 162,5; e) 233,40; f) 158,38

10. Se tiene 0,75 moles de Fósforo (P4). a) cuántas moléculas de P4 hay; b) cuántos átomosde P hay; c) cuántos at-g de P. Resp. a) 4,5x1023 moléculas P4; b) 1,8x1024 átomos P;c) 3 at-g P

11. Calcular el número de gramos en 0,5 moles de las siguientes sustancias: a) yesoCaSO4.2H2O; b) plomo blanco, Pb(OH)2.2PbCO3; c) galena, PbS. Resp. a) 86,1 g; b)387,85 g; c) 119,5 g

12. a) Cuántos átomos de oxígeno hay 0,5 moles de Ba(NO3)2 y b) cuántos átomos denitrógeno hay en la misma cantidad. Resp. a) 1,80x1024 átomos; b) 6,022x1023 átomos

13. Cuando se calienta el hierro en el aire, reacciona el hierro con el oxígeno del aire enproporción de tres átomos de oxígeno por cada dos de hierro, si se calientan 6 gramosde hierro. Determinar: a) el peso total del producto; b) los at-g de oxígeno que hanreaccionado. Resp. a) 8,60 g; b) 0,16 at-g

14. En una muestra de 180 cm3 de Benceno (C6H6) líquido puro, de densidad, 0,88 g/cm3.Calcular: a) peso del C6H6; b) Peso molecular del C6H6; c) número de átomos de C en lamuestra. Resp. a) 158,4 g; b) 78,114 g/mol; c) 7,32x1024 átomos C

15. Cuál de las siguientes muestras contiene el número más grande de átomos: a) 2 g deoro, Au; b) 2 g de agua, H2O; c) 2 g de helio, He; d) 2 g de octano, C8H18. Resp. 2,0 gHe



40

16. Cuántos at-g de azufre están presentes en 15 moles de Au2(SO4)3. Resp. 45 at-g S

17. Cuando se calientan 2,451 g del compuesto MXO3 puro y seco, se liberan 0,96 g deOxígeno. El otro producto es el compuesto MX, que pesa 1,491 g. Cuando el MXreacciona completamente con un exceso de Nitrato de Plata se forma un sólido AgX,que pesa 2,869 g. Sabiendo que los pesos atómicos del oxígeno y de la plata son de 16 y108 respectivamente. Calcular los pesos atómicos de los elementos M y X.

18. Determinar el número de libras de Cromita que contiene el 42% de Cr2O3 que serequieren para obtener 2,6 libras de Cr. Resp. 9,02 libras

19. Un compuesto esta formado por los elementos X, Y, Z, en relación 1:1:4. Determinar lacantidad máxima de compuesto que se puede formar a partir de: 24,5 g de X; 5x1023

átomos de Y y 3,5 at-g de Z, sabiendo que los pesos atómicos son X=40; Y=32; Z=16.

20. Determinar: a) el número de moles de Nitrato Ferroso, Fe(NO3)2; y b) el número demoléculas que están contenidas en 21,24 g de dicha sustancia.

FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Tabla Periódica de los Elementos


41

CAPITULO 3

TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS

1. GENERALIDADES:A medida que se fueron descubriendo los elementos químicos, se observaron propiedadessemejantes entre algunos de ellos, por lo que se les clasificó en dos grandes grupos: Metalesy No metales. A continuación se presentan de las más importantes formas de clasificación:

a) En 1817, el alemán Johann Wolfgang DOBEREINER agrupó a los elementos en lasllamadas TRIADAS DE DOBEREINER, dando se cuenta de la existencia de diversosgrupos de tres, elementos con propiedades químicas semejantes estableciendo losiguiente: “LOS ELEMENTOS QUÍMICOS QUE TIENEN PROPIEDADESSEMEJANTES Y PROGRESIVAS, PUEDEN CLASIFICARSE EN GRUPOS DETRES, EN DONDE LA MASA ATÓMICA DEL ELEMENTO INTERMEDIO ESAPROXIMADAMENTE IGUAL AL PROMEDIO DE LAS MASAS ATÓMICAS DELOS ELEMENTOS EXTREMOS”.

TRIADA MASA ATOMICA MASA REALLiNaK

6,923,039,1

22,99

CaSrBa

40,088,6

137,387,63

b) En 1864, el británico John Alexander NEWLANDS descubrió la llamada LEY DE LASOCTAVAS DE NEWLANDS, clasificó a los elementos químicos conocidos de acuerdoa sus masas atómicas, colocándoles en orden creciente de las mismas, encontrando queel primer elemento era semejante al octavo elemento, el segundo al noveno, y asísucesivamente. Esta ley se enuncia así: “SI SE ORDENA A LOS ELEMENTOSQUÍMICOS DE ACUERDO A SUS MASAS ATÓMICAS CRECIENTES ENGRUPOS DE SIETE, LAS PROPIEDADES DE UN ELEMENTO SE REPITEN ENEL OCTAVO ELEMENTO”.

HLi Be B C N O FNa Mg Al Si P S ClK Ca Cr Ti Mn Fe Co, NiCu Zn Y In As Se BrRb Sr La, Ce Zr Nb, Mo Ru, Rh PdAg Cd U Sn Te ICs Ba, V



42

c) En 1869 el ruso Dimitri MENDELEIEV y el alemán Lothar MEYERindependientemente uno del otro ordenaron a los elementos en orden creciente deacuerdo a los pesos atómicos, observando que muchas propiedades físicas y químicasvariaban periódicamente, estableciendo la ley que establece que: “LAS PROPIEDADESFÍSICAS Y QUÍMICAS DE LOS ELEMENTOS SON FUNCIONES PERIÓDICASDE SU MASA ATÓMICA”, conocida como LEY PERIODICA.

IR2O

IIRO

IIIR2O3

IVRO2

VR2O5

VIRO3

VIIR2O7

VIIIRO4

HLiNaKCuAgCs

BeMgCaZnCdBa

BAl??In

CSiTi?

Sn

NPVAsSb

OSCrSeTe

FClMnBrI

Fe, Co, NiRu, Rh, Pd

d) En 1914, el físico inglés Henry MOSELEY muestra que el número atómico deberesponder a la constitución íntima del átomo y no ser tan solo un lugar de colocación delelemento en una tabla de clasificación de los mismos, determinando que representa elnúmero de cargas positivas o protones del núcleo y es exactamente igual al número decargas negativas o electrones de la envoltura, porque el átomo es el eléctricamenteneutro, estableciendo la ley, que dice: “LAS PROPIEDADES FÍSICAS Y QUÍMICASDE LOS ELEMENTOS SON FUNCIONES PERIÓDICAS DEL NUMEROATÓMICO”. Esta clasificación constituye la base de la tabla periódica actual.

2. BASES DE LA CLASIFICACION PERIODICA:Las propiedades de los elementos son función de la estructura electrónica de sus átomos,más específicamente del ordenamiento de los electrones en los niveles de energía másexternos.

Los elementos con un ordenamiento similar de electrones en los orbitales externos seagrupan en COLUMNAS VERTICALES, y los elementos con el mismo número cuánticoprincipal (n) máximo para la estructura electrónica fundamental del átomo, se agrupan enFILAS HORIZONTALES.

3. DISTRIBUCION DE LOS ELEMENTOS EN LA TABLA:Sabemos que los ELEMENTOS son sustancias puras, formadas por una sola clase deátomos. La mayoría de elementos se encuentran en estado SOLIDOS, dos en estadoLÍQUIDO (Mercurio y Bromo) a la temperatura ambiente y once existen en la naturaleza enforma de GAS (6 Gases Nobles, Nitrógeno, Oxígeno, Hidrógeno, Flúor, Cloro). Algunos



43

elementos son radiactivos, otros son extremadamente raros y otros solamente puedenobtenerse en el laboratorio.

La actual tabla periódica consta de todos los elementos conocidos, los mismos que estáncolocados en orden creciente de sus números atómicos, en filas horizontales, llamadosPERIODOS y en columnas verticales, llamados GRUPOS o FAMILIAS.

En la parte inferior de la tabla, existen dos filas horizontales que corresponden a la serieLANTANIDA Y ACTINIDA, conocidas como TIERRAS RARAS.

En la siguiente tabla se muestra la distribución de los elementos en los diferentes grupos yperíodos:

0

IA IIA

1H

1,01

Número AtómicoSímboloPeso Atómico IIIA IVA VA VIA VIIA

2He

4,003Li

6,94

4Be

9,01

5B

10,8

6C

12,0

7N

14,0

8O

15,9

9F

18,9

10Ne

20,211Na

22,9

12Mg24,3 IIIB IVB VB VIB VIIB VIII IB IIB

13Al

26,9

14Si

28,1

15P

30,9

16S

32,1

17Cl

35,5

18Ar

39,919K

39,1

20Ca

40,1

21Sc

44,9

22Ti

47,9

23V

50,9

24Cr

51,9

25Mn55,0

26Fe

55,8

27Co

58,8

28Ni

58,9

29Cu

63,5

30Zn

65,4

31Ga

69,7

32Ge

72,6

33As

74,9

34Se

78,9

35Br

79,9

36Kr

83,837Rb

85,5

38Sr

87,6

39Y

88,9

40Zr

91,2

41Nb

92,9

42Mo95,9

43Tc98

44Ru101

45Rh103

46Pd106

47Ag108

48Cd112

49In

115

50Sn119

51Sb122

52Te128

53I

127

54Xe131

55Cs133

56Ba137

57La139

72Hf179

73Ta181

74W

184

75Re186

76Os190

77Ir

192

78Pt

195

79Au197

80Hg201

81Tl

204

82Pb207

83Bi

209

84Po210

85At

210

86Rn222

87Fr

223

88Ra226

89Ac227

104Rf

261

105Db262

106Sg263

107Bh264

108Hs265

109Mt266

110Ds272

58Ce140

59Pr

141

60Nd144

61Pm147

62Sm150

63Eu152

64Gd157

65Tb159

66Dy163

67Ho165

68Er

167

69Tm169

70Yb173

71Lu175

90Th232

91Pa

231

92U

238

93Np237

94Pu242

95Am243

96Cm247

97Bk247

98Cf

249

99Es

254

100Fm253

101Md256

102No254

103Lw257



44

En la siguiente tabla se pueden observar la distribución de los elementos en la cortezaterrestre:

ELEMENTO % EN PESOOxígenoSilicio

AluminioHierroCalcioSodio

PotasioMagnesioHidrógeno

TitanioCloro

FósforoManganeso

CarbonoAzufreBario

NitrógenoFlúorOtros

49,2025,677,504,713,392,632,401,930,870,580,190,110,090,080,060,040,030,030,47

En la siguiente tabla se muestra la distribución de los elementos en el cuerpo humano:

ELEMENTO % EN PESOOxígenoCarbono

HidrógenoNitrógeno

CalcioFósforoOtros

65,018,010,03,02,01,20,8

En la siguiente tabla se muestra la composición de la atmósfera terrestre:



45

ELEMENTO % EN FRACCION MOLARNitrógenoOxígenoArgón

Anhídrido CarbónicoNeónHelio

MetanoKriptón

HidrógenoOxido Nitroso

Xenón

78,08420,9480,9340,033

0,0018180,000524

0,00020,0001140,000050,00005

0,0000087

a) GRUPOS O FAMILIAS:Son las columnas verticales de elementos, las mismas que se encuentran numeradas(Numeración Romana) seguidas de las letras A o B. Cada columna reúne a los elementosque tienen propiedades químicas idénticas y valencia semejantes.

En los GRUPOS se encuentran los elementos que en su distribución electrónica tienen elmismo número de electrones, estos se encuentran en el mismo subnivel, a continuación semuestra la distribución electrónica de los elementos del grupo IA, estos tienen en elsubnivel s un solo electrón:

Li (Z=3): 1s2, 2s1

Na (Z=11): 1s2, 2s2, 2p6, 3s1

K (Z=19): 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1

Rb (Z=37): 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s1

Cs (Z=55): 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s1

Fr (Z=87): 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f14, 5d10, 6p6, 7s1

Existen 18 columnas que forman nueve grupos:

- Los grupos I a VII, A y B: 14 columnas- El grupo VIII: 3 columnas- El grupo 0: 1 columna

Algunos grupos reciben nombres especiales: IA: AlcalinosIIA: Alcalino–TérreosVIIA: Halógenos0: Gases Nobles



46

El significado de las letras A y B, es el siguiente:

A: Elementos representativos, su distribución electrónica termina en subniveles s o p.

B: Elementos de transición, incluido el grupo VIII, su distribución termina en d o f.

El HIDROGENO, no pertenece a ningún grupo de la tabla periódica, a pesar que tiene unadistribución electrónica parecida a la familia IA, por tanto ocupa un casillero especialdebido a sus características físicas y químicas.

En los grupos o familias están los elementos que tienen el mismo número de electrones devalencia es decir que los electrones que se ubican por el último nivel de energía, estoselectrones determinan que las propiedades de los elementos pertenecientes a mismo seansemejantes.

b) PERIODOS:Con este nombre se conocen a las filas horizontales de elementos. Son en número de siete,ordenados según sus números atómicos en orden creciente.

PERIODO NUMERO DE ELEMENTOS INICIA TERMINA1234567

288

181832

20 (Incompleto)

HLiNaKRbCsFr

HeNeArKrXeRn106

Existen dos series bajo el bloque principal de la tabla, como se muestra a continuación:



47

La serie de los Lantánidos y de los Actínidos, conocidas como Tierras Raras, tienen lassiguientes características:

Lantánidos (14 elementos) Ce – Lu (Sexto Periodo)Actínidos (14 elementos) Th – Lr (Séptimo Periodo)

El NUMERO DEL PERIODO, nos indica los niveles de energía que tienen todos loselementos pertenecientes al mismo. A continuación se muestra la distribución electrónicade los elementos del segundo período:

Li (Z=3): 1s2, 2s1

Be (Z=4): 1s2, 2s2

B (Z=5): 1s2, 2s2, 2p1

C (Z=6): 1s2, 2s2, 2p2

N (Z=7): 1s2, 2s2, 2p3

O (Z=8): 1s2, 2s2, 2p4

F (Z=9): 1s2, 2s2, 2p5

Ne (Z=10): 1s2, 2s2, 2p6

BLOQUES:Recordemos que la Tabla Periódica está constituida de tal manera que los elementos depropiedades semejantes están dispuestos en una misma columna vertical o grupo.Recordemos igualmente que estos grupos están organizados de la siguiente manera:

s s

s pd

f

Las similitudes en cuanto a la disposición de los electrones están estrechamenterelacionadas con la posición en la tabla periódica. En la siguiente tabla se muestra lasaturación de los diferentes subniveles:



48

s1 s2

s1 s2p1 p2 p3 p4 p5 p6

d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10

f1 f2 f3 f4 f5 f6 f7 f9 f9 f10 f11 f12 f13 f14

A continuación se muestran los subniveles en los que se encuentran los electrones devalencia:

IA: ns1 IIIB: ns2, (n–1)d1

IIA: ns2 IVB: ns2, (n–1)d2

IIIA: ns2, np1 VB: ns2, (n–1)d3

IVA: ns2, np2 VIB: ns1, (n–1)d5

VA: ns2, np3 VIIB: ns2, (n–1)d5

VIA: ns2, np4 VIIIB: ns2, (n–1)d6

VIIA: ns2, np5 ns2, (n–1)d7

0: ns2, np6 ns2, (n–1)d8

IB: ns1, (n–1)d10

IIB: ns2, (n–1)d10

CARACTER QUIMICO:La tabla periódica esta dividida en dos grandes grupos de elementos, tomando en cuenta elcarácter químico de los mismos. Estos dos grandes grupos son:

a) METALES:Todos los estos elementos se encuentran sombreados en la siguiente tabla:



49

Son sólidos en su mayoría, caracterizados por su brillo, dureza, ductilidad, maleabilidad,conductividad eléctrica y del calor, ser electropositivos, formar óxidos básicos, altadensidad, etc.

Los metales tienden a ceder electrones cuando experimentan reacciones químicas, es decirtienen estados de oxidación positivos, al perder electrones se transforman en ionespositivos.

Se localizan en la parte izquierda de la tabla periódica. Según su localización, los metalestienen uno, dos o tres electrones en su nivel más externo de energía.

Los elementos que son metales típicos son los Alcalinos y Alcalino-Térreos. A medida queaumenta el número atómico dentro de un período, las propiedades metálicas vandisminuyendo gradualmente. En el centro de la tabla tenemos elementos que poseenpropiedades intermedias, es decir conservan aún propiedades de los metales y de los nometales.

b) NO METALES:

Pueden ser gases, sólidos o líquidos de bajos puntos de fusión, son malos conductores de lacorriente eléctrica y del calor. Son electronegativos, debido a que en las combinacionesquímicas tratan de ganar electrones o compartirlos. Cuando se unen al Oxígeno formanOxidos Acidos, tienen densidad baja. Estos elementos se encuentran a la derecha de la tablaperiódica.

Los elementos no metales son los siguientes:

IIIA IVA VA VIA VIIAB C

SiNP

AsSb

OSSeTe

FClBrI

At



50

Dentro de este grupo hay que incluir al Hidrógeno (H). En el grupo de los no metales seincluyen los gases nobles.

c) GASES NOBLES:

Denominados también GASES INERTES, por su actividad química nula. Presentan en suestructura 8 electrones en el último nivel de energía, excepto el He que tiene solo dos; loque les confiere una extraordinaria estabilidad química.

Se ubican en la primera columna de la derecha. Presentan INERCIA QUIMICAABSOLUTA, no se combinan entre sí y constan de átomos que se unen unos con otro. Lamolécula que tienen es monoatómica y la estructura de sus átomos ofrece una estabilidadperfecta.

A continuación se registran los gases nobles en el grupo VIIIA ó Cero (0):

VIIIA (0)HeNeArKrXeRn

EJERCICIOS RESUELTOS:Determinar bloque, grupo, periodo, valencia, carácter químico, estados de oxidación,número atómico, símbolo del elemento cuyos números cuánticos del último electrón son:



51

1) 4, 2, 0, –1/2

Graficando el electrón a través de los orbitales, tenemos:

d

–2 –1 0 +1 +2

Se trata del tercer electrón del subnivel 4d, como es el último electrón, su distribuciónelectrónica es: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d3; por lo que podemosestablecer las siguientes características:

B: dG: VBP: 5V: 5CQ: METALEO: +1 a + 5Z: 41S: Nb#niveles: 5#subniveles: 10#orbitales: 24 # orbitales con e– apareados: 19

# orbitales con e– no apareados: 3# orbitales sin electrones: 2

2) 3, 1, +1, –1/2

Graficando el electrón utilizando los orbitales del subnivel p, tenemos:

p

–1 0 +1

Igual que en el ejercicio anterior, se trata del tercer electrón del subnivel 3p; de dondesu distribución electrónica es: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p3. Sus características son:

B: pG: VAP: 3

4

3



52

V: 5CQ: NO METALEO: –3, +1, + 5Z: 15S: Sb#niveles: 3#subniveles: 5#orbitales: 9 # orbitales con e– apareados: 6


3) 5, 0, 0, +1/2

Graficando el electrón a través de los orbitales, tenemos:

s

0

Igual que en caso anterior, se trata del segundo electrón del subnivel 5s, por lo que ladistribución electrónica es: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2; por lo que lascaracterísticas son:

B: sG: IIAP: 5V: 2CQ: METALEO: +2Z: 38S: Sr#niveles: 5#subniveles: 9#orbitales: 19 # orbitales con e– apareados: 19

# orbitales con e– no apareados: 0

4) 5, 2, +2, –1/2

Graficando el electrón en los orbitales del subnivel d, tenemos:

5



53

d

–2 –1 0 +1 +2

Se trata del quinto electrón del subnivel 5d, por lo que la distribución electrónica delátomo es: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f14, 5d5; y suscaracterísticas son:

B: dG: 7BP: 6V: 7CQ: METALEO: +7Z: 75S: Re#niveles: 5#subniveles: 14#orbitales: 40 # orbitales con e– apareados: 35


4. RESUMEN DE LAS PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS:GRUPO A: ELEMENTOS REPRESENTATIVOS:EL HIDROGENO:

El Hidrógeno, es el primer elemento de la tabla periódica, es el más abundante del universo.Se combina con el oxígeno para formar el agua, H2O; que es el compuesto más abundanteen la Tierra, cubriendo las tres cuartas partes de la superficie del planeta.

5



54

El hidrógeno se ha convertido en un combustible muy importante.

En la mayoría de tablas periódicas se coloca al hidrógeno en el grupo IA porque tiene unsolo electrón de valencia, como los demás elementos de este grupo. Es un gas diatómico,H2, y su química es muy diferente de la de los metales alcalinos típicos.

Como el hidrógeno, al igual que el flúor y el cloro, necesita un electrón más para llenar unnivel de energía, ciertas tablas periódicas lo presentan al lado del helio, pero la química delhidrógeno no se parece a la de los halógenos. Para resaltar las características peculiares delhidrógeno, algunas tablas periódicas presentan a este elemento por separado, en la partecentral superior de las mismas.

a) GRUPO IA:

Formado por los elementos: Litio (Li), Sodio (Na), Potasio (K), Rubidio (Rb), Cesio (Cs),Francio (Fr). Constituye el grupo de metales más activos químicamente.

Se les conoce con el nombre de METALES ALCALINOS, debido a que reaccionanviolentamente con el agua, formando bases fuertes:

2 Na + H2O 2 Na(OH) + H2

La velocidad de reacción con el agua aumenta conforme se incrementa el número atómicoen el grupo.

Ninguno de estos electrones se encuentran libres en la naturaleza y todos pueden prepararsepor la electrólisis de sales secas y fundidas. El elemento Francio, Fr, se forma en ciertosprocesos radioactivos naturales.

Son metales muy ligeros, se oxidan con facilidad en aire húmedo.



55

Son metales plateados (blanco plateado), su brillo debe ser determinado apenas se cortan,ya que la acción del Oxígeno los opaca violentamente (se oxidan). Los elementos soncomparativamente blandos, es decir pueden cortarse fácilmente.

Poseen bajos puntos de fusión y ebullición. Los puntos de fusión, de ebullición y la durezadisminuyen al aumentar el número atómico.

Cada elemento del grupo tiene el mayor radio atómico y el radio iónico más grande quecualquier elemento de su periodo.

Son buenos conductores del calor y la electricidad. Poseen muy bajas densidades.

La distribución electrónica ns1 determina la presencia de 1 electrón en el subnivel s, por loque la valencia es 1 y su estado de oxidación +1.

b) GRUPO IIA:

Formado por los elementos: Berilio (Be), Magnesio (Mg), Calcio (Ca), Estroncio (Sr),Bario (Ba), Radio (Ra). Son altamente electropositivos y constituyen el segundo grupo deelementos más radioactivos.

Se les conoce como METALES ALCALINO TERREOS, son menos activos que los delgrupo IA, reaccionan con el agua, siempre lo hacen con agua caliente o con vapor de agua,formando hidróxidos:

Ca + H2O Ca(OH)2 + H2

Todos son metales duros y más densos que los del grupo IA, no se cortan fácilmente.

Son blancos y con lustre plateado. Son buenos conductores del calor y la electricidad.



56

Debido a su mayor carga nuclear, cada elemento del grupo IIA tiene un radio atómico máspequeño que el del metal de IA de su periodo.

Puesto que los átomos de los elementos del IIA son más pequeños y tienen dos electronesde valencia en lugar de uno, tienen puntos de ebullición y fusión más altos y densidadesmayores que los metales del IA.

Su distribución electrónica termina en subniveles ns2, por lo que su valencia es 2 y suestado de oxidación +2.

c) GRUPO IIIA:

Esta formado por los siguientes elementos: Boro (B), Aluminio (Al), Galio (Ga), Indio (In),Talio (Tl); en donde el Boro es un no metal, el Aluminio un semimetal (elemento que tienemás propiedades metálicas que no metálicas, es un metal de baja densidad), el Galio, Indioy Talio son metales representativos.

La distribución electrónica termina en los subniveles ns2, np1; por lo que su valencia es 3 ylos estados de oxidación son:

B: –3, +3Al: +3Ga: +3In: +3Ti: +3

d) GRUPO IVA:



57

Esta constituido por los elementos: Carbono (C), Silicio (Si), Germanio (Ge), Estaño (Sn),Plomo (Pb); donde el Carbono y el Si son no metales; el Germanio es un semimetal, suspropiedades son más metálicas que no metálicas; el Estaño y el Plomo son verdaderamentemetales aunque les quedan algunos vestigios de no metales.

El Carbono es el componente fundamental de los seres vivos.

Tiene la capacidad de formar compuestos en los cuales se enlazan entre sí, muchos átomosde carbono en cadenas o anillos, propiedad que explica el gran número de compuestosorgánicos. Las diferencias en la disposición de los átomos de Carbono explican la durezadel diamante y la naturaleza resbaladiza del grafito negro. A las formas distintas de unmismo elemento, como éstas, se les llama ALOTROPOS.

El Silicio, es el segundo elemento más abundante de la corteza terrestre (26%), pero no seencuentra como elemento libre.

La distribución electrónica nos muestra la presencia de subniveles: ns2, np2; lo quedetermina que la valencia es 4 y sus estados de oxidación, los siguientes:

C: –4, +2 (solo en el compuesto CO), +4Si: –4, +4Ge: +4Sn: +2, +4Pb: +2, +4

e) GRUPO VA:



58

Formado por los elementos: Nitrógeno (N), Fósforo (P), Arsénico (As), Antimonio (Sb) yBismuto (Bi); el Nitrógeno, Fósforo y Arsénico son no metales; el Antimonio es unsemimetal con acentuadas propiedades de no metal y el Bismuto es un metal.

El Nitrógeno, es un gas que tiene la característica de formar moléculas diatómicas (N2)constituye el 78% en volumen del aire, su actividad química a la temperatura de laboratorioes casi nula, debido a esta característica se utiliza como agente transportador encromatografía de gases.

El Fósforo, Arsénico y Antimonio son sólidos y forman generalmente moléculastetratómicas.

El Fósforo es el único miembro del grupo que no se presenta en la naturaleza comoelemento libre, también presenta ALOTROPIA, propiedad de presentarse en dos o másformas en un mismo estado físico, generalmente el sólido; en la naturaleza existe fósforoblanco y rojo, el fósforo blanco es más activo.

Sus electrones de valencia están en subniveles ns2, np3; por lo que la valencia es 5 y susestados de oxidación los siguientes:

N: –3, +1, +2, +3, +4, +5P: –3, +3, +5As: –3, +3, +5Sb: –3, +3, +5Bi: +3, +5 (solo en ácidos)

f) GRUPO VIA:



59

Incluye a los elementos: Oxígeno (O), Azufre (S), Selenio (Se), Teluro (Te) y Polonio (Po);Oxígeno, Azufre, Selenio y Teluro son no metales, y el Polonio es un metal producto de ladesintegración radioactiva del Radio.

El Oxígeno, es el más importante y abundante del grupo. Constituye el 21% en volumen delaire y el 49,5% en peso de la corteza terrestre. Forma moléculas diatómicas, es un gas (O2)y su forma alotrópica es el Ozono (O3).

El Azufre es un sólido que forma moléculas octoatómicas (S8), en reacciones químicas seusa generalmente como monoatómico.

El Selenio y Teluro, se consideran METALOIDES (parecido al metal) por su brillometálico característico. La distribución electrónica presenta subniveles de tipo ns2, np4; dedonde la valencia es 6 y los estados de oxidación los siguientes:

O: –2, –1 (solo en peróxidos)S: –2, +2 (solo en el compuesto SO), +4, +6Se: –2, +4, +6Te: –2, +4, +6Po: +2, +4, –2 (solo en el compuesto inestable: H2Po)

g) GRUPO VII A:



60

Formado por: Fluor (F), Cloro (Cl), Bromo (Br), Iodo (I) y Astato (At); se les conoce comoHALOGENOS, que significa "Formadores de Sales".

Todos son no metales, el Flúor y el Cloro gases; el Bromo el único no metal líquido; el Iodoy el Astato son sólidos.

Bajo condiciones ordinarias, los halógenos existe como moléculas diatómicas con un enlacecovalente sencillo que une a los átomos de una molécula.

Estos elementos, con excepción del Astato, se encuentran extensamente difundidos en lanaturaleza en forma de sales haloides.

El Flúor, es un gas amarillo pálido, tiene una gran tendencia a ganar electrones. Se empleaen la producción de compuestos con carbono llamados Fluorocarbonos, como el Freón–12(CCl2F2), que se utiliza como refrigerante en aparatos de aire acondicionado.

El Cloro es un gas amarillo verdoso de olor irritante, se emplea en la producción de papel,textiles, blanqueadores, medicamentos, insecticidas, pinturas, plásticos y muchos otrosproductos de consumo.

El Bromo es el único elemento no metálico líquido a temperatura ambiente, es de color rojosangre muy picante y venenoso; se utiliza en la producción de sustancias químicas parafotografía, colorantes.

El Iodo a temperatura ambiente es un sólido cristalino de color gris metálico, cuando secalienta se SUBLIMA, es decir se transforma directamente al estado de gas, esta presenteen ciertos vegetales marinos, como las algas.

El Astato se encuentra en la naturaleza en cantidades extremadamente pequeñas como unproducto intermedio de corta vida de los procesos naturales de desintegración radioactiva,se cree que la cantidad total de este elemento en la corteza terrestre es menor que 30gramos.

La distribución electrónica nos determina la presencia de subniveles ns2, np5; por tanto lavalencia del grupo es 7 y los estados de oxidación son:

F: –1Cl: –1, +1, +3, +5, +7Br: –1, +1, +3, +5, +7I: –1, +1, +3, +5, +7At: –1, +1, +7



61

h) GRUPO VIIIA o CERO (0):

Formado por: Helio (He), Neón (Ne), Argón (Ar), Kriptón (Kr), Xenón (Xe) y Radón (Rn).Conocidos como GASES INERTES o NOBLES.

Forman moléculas monoatómicas. Se caracterizan por poseer subniveles s y p saturados conel número máximo de electrones, excepto el He (ns2), lo que les proporciona granestabilidad, lo que explica la naturaleza no reactiva de estos elementos.

Los átomos de los gases nobles son tan inertes químicamente, que no forman enlaces comolo hacen los otros átomos de elementos gaseosos, en la constitución de sus moléculas. Sehan preparado compuestos en los que un gas inerte esta unido a elementos fuertementeelectronegativo, como el Oxígeno y el Flúor. Los compuestos XeF4, XeOF4 y XeO3 se hanobtenido en cantidades apreciables.

Todos los gases nobles o inertes, excepto el radón, están presentes en la atmósfera y sonproducto de la destilación fraccionada del aire. El Argón existe en proporción apreciable,mientras los otros cuatro solo están presentes en muy pequeñas cantidades.

El Helio, es un gas que se extrae del gas de los pantanos o gas natural.

El Radón, se encuentra asociado con los minerales de Radio y es un producto de ladesintegración del mismo, no existe prácticamente en la atmósfera debido a su elevadainestabilidad. Se encuentra cerca de las cámaras magmáticas de los volcánes.

GRUPOS B: ELEMENTOS DE TRANSICION:Presentan alta conductividad térmica y eléctrica. Tienen la tendencia de formar ionescomplejos, debido a la presencia de orbitales parcialmente saturados.

Forman compuestos con una gran variedad de estados de oxidación, debido a que loselectrones de los subniveles ns y (n–1)d se diferencian muy poco.



62

Se observan estados de oxidación altos, los más estables y estados de oxidación bajos, losmenos estables, a medida que aumenta el número atómico.

a) GRUPO IIIB:

Formado por Escandio (Sc), Itrio (Y), Lantano (La) y Actinio (Ac). Todos son metalesbastante escasos en la naturaleza y tienen en común muchas propiedades físicas y químicas.

Poseen la configuración electrónica: ns2, (n–1)dl, por lo que su valencia es 3, y sus estadosde oxidación pueden ser +2 y +3; siendo el más estable o más común +3.

En la serie de los Lantánidos, se está llenando el subnivel 4f hasta un máximo de 14electrones, mientras que en la serie de los Actínidos se añade en el subnivel 5f.

b) GRUPO IVB:

Forman parte del grupo: Titanio (Ti), Zirconio (Zr) y Hafnio (Hf). Todos tienencaracterísticas metálicas. El Titanio constituye aproximadamente el 0,4% de la cortezaterrestre. El Hafnio se utiliza en industria nuclear por su capacidad para absorber neutrones.



63

Poseen la configuración electrónica: ns2, (n–1)d2. Su valencia es 4, y sus estados deoxidación pueden ser +2, +3 y +4, siendo el más estable el +4.

c) GRUPO VB:

Formado por los siguientes elementos: Vanadio (V), Niobio (Nb) y Tantalio (Ta). Sonmetales de color gris. La configuración electrónica externa es ns2, (n–1)d3; que determinaque la valencia sea 5 y sus estados de oxidación desde +2 a +5, el más estable es +5.

d) GRUPO VIB:

Sus elementos son Cromo (Cr), Molibdeno (Mo), Wolframio o Tungsteno (W). Verdaderosmetales que se funden a temperaturas muy altas. Se considera integrante de este grupo elUranio (U), por sus propiedades físicas y químicas semejantes.

La distribución electrónica termina en subniveles de tipo: ns1, (n–1)d5 dada por elPRINCIPIO DE ESTABILIDAD del subnivel d. Su valencia es 6 y los estados de oxidaciónson:



64

Cr: +2, +3, +6 (solo en ácidos)Mo: +2, +3, +4, +5, +6W: +2, +3, +4, +5, +6U: +2, +4, +6

e) GRUPO VII B:

Formado por los elementos Manganeso (Mn), Tecnecio (Tc) y Renio (Re). El másimportante de estos elementos es el Manganeso, el Tecnesio se obtiene sólo en formaartificial y el Renio es un elemento raro que se encuentra en cantidades muy pequeñas en lanaturaleza.

La distribución electrónica presenta subniveles de tipo: ns2, (n–1)d5; lo que determina quela valencia sea 7 y sus estados de oxidación:

Mn: +2, +3, +4 (solo en el compuesto: MnO2), +6 y +7 (en ácidos)Tc: +7Re: +7

f) GRUPO VIII B o GRUPO VIII:



65

Es un grupo especial, porque se compone de tres triadas de elementos y su similitudquímica es más bien de tipo horizontal. Las triadas son:

1) Hierro (Fe) 2) Rutenio (Ru) 3) Osmio (Os)Cobalto (Co) Rodio (Rh) Iridio (Ir)Níquel (Ni) Paladio (Pd) Platino (Pt)

En este grupo se encuentran los llamados METALES NOBLES, muy resistentes a losagentes químicos: Rodio, Iridio, Paladio, Platino.

Presentan subniveles del tipo:ns2, (n–1)d6

ns2, (n–1)d7

ns2, (n–1)d8

Sus estados de oxidación son:

Fe: +2, +3, +6 (solo en ácidos)Co: +2, +3Ni: +2, +3

Ru: +8Rh: +4Pd: +4

Os: +8Ir : +4Pt: +2, +4

g) GRUPO IB:

Formado por los elementos: Cobre (Cu), Plata (Ag) y Oro (Au). Son metales que seencuentran en estado libre en la naturaleza.



66

El Cobre, es el elemento más activo del grupo, el Oro y la Plata son relativamente inertes,lo que explica que se encuentren en estado libre. El Oro y la Plata pertenecen también algrupo de los METALES NOBLES.

Son bastante dúctiles y maleables tienen altas densidades y puntos de fusión.

Son metales relativamente pocos fusibles y óptimos conductores del calor y la electricidad.

La distribución electrónica termina en subniveles de tipo: ns1, (n–1)d10 lo que nosdemuestra que el subnivel d está saturado, por lo que los electrones de éste no intervienenen las reacciones químicas. Su valencia es 1 y sus estados de oxidación son:

Cu: +1, +2Ag: +1Au: +1, +3

h) GRUPO IIB:

Los elementos de este grupo son: Zinc (Zn), Cadmio (Cd), Mercurio (Hg). Conocidos comoELEMENTOS TERMINALES, ya que sus propiedades se asemejan más a los grupos A quea los elementos de transición. Pertenecen a los llamados METALES PESADOS, por susdensidades relativamente altas. El Mercurio, es el único metal que existe en estadoLÍQUIDO en condiciones normales. Es el metal que se utiliza en las AMALGAMAS.

La distribución electrónica termina en: ns2, (n–1)d10; siendo su valencia 2. En las reaccionesquímicas intervienen los electrones de s, ya que d esta saturado. Los estados de oxidaciónson:

Zn: +2Cd: +2Hg: +1, +2



67

A continuación se muestra una tabla, en la que se registran algunas propiedades de loselementos:

Z ELEMENTO SIMBOLOPESO

ATOMICOESTADO

OXIDACION8913955118338516564

97835

354820986

58554017272936249666996821503863

1009

15876431

ActinioAluminioAmericio*

AntimonioArgón

ArsénicoAstatoAzufreBario

BerilioBerquerelio*

BismutoBoro

BromoCadmioCalcio

Californio*

CarbonoCerioCesio

CirconioCloro

CobaltoCobre

CriptónCromoCurio*

DisprosioEinstenio*

ErbioEscandioEstaño

EstroncioEuropioFermio*

FluorFósforoFrancio

GadolinioGalio

AcAl

AmSbArAsAtS

BaBeBkBiBBrCdCaCfCCeCsZrClCoCuKrCrCmDyEsErScSnSrEuFmFPFrGdGa

227,027826,9815

(243)121,7539,948

74,9216(210)

32,066137,279,0122(247)

208,980410,81179,904

112,41140,08(251)

12,0111140,115

132,905491,22435,453

58,933263,54683,80

51,996(247)

162,50(252)

167,2644,9559118,710

87,62151,985

(257)18,998430,9738

(223)157,2569,723

+3+3+3

–3, +3, +5

–3, +3, +5–1, +1, +7

–2, +2, +4, +6+2+2+2+3

–3, +3–1, +1, +3, +5, +7

+2+2+3

–4, +2, +4+3+1+2

–1, +1, +3, +5, +7+2, +3+1, +2

+2, +3, +6+3+3+3+3+3

+2, +4+2+3+3–1

–3, +3, +5+1+3+3



68

327221

2667497757

1033

711225

101804260109341287

10279768

464778829484195961918886754537446234

GermanioHafnioHelio

HidrógenoHierroHolmioIndioIridio

LantanoLaurencio*

LitioLutecio

MagnesioManganeso

Mendelevio*

MercurioMolibdenoNeodimio

NeónNeptunioNiobioNíquel

NitrógenoNobelio*

OroOsmio

OxígenoPaladio

PlataPlatinoPlomo

PlutonioPolonioPotasio

PraseodimioPromecio

ProtactinioRadioRadónRenioRodio

RubidioRutenioSamarioSelenio

GeHfHeHFeHoInIrLaLwLiLuMgMnMvHgMoNdNeNpNbNiN

NoAuOsOPdAgPtPbPuPoKPrPmPaRaRnReRhRbRuSmSe

72,61178,494,00261,007955,847

164,9304114,82192,22

138,9055(260)6,941

174,9724,305

54,9380(258)

200,5995,94

144,2420,1797

237,048292,9064

58,6914,0067

(256)196,9665

190,2015,9994106,42

107,868195,08207,19(242)(210)

39,098140,9077

(145)231,0359226,0254

(222)186,207

102,905585,4678101,07150,3678,98

+4+4

–1, +1+2, +3, +6

+3+3+6+3+3+1+3+2

+2, +3, +4, +6, +7+1

+1, +2+6+3

+3+5

+2, +3–3, +1, +2, +3, +4, +5

+3+1, +3

+6–1, –2

+4+1

+2, +4+2, +4

+3+6+1+3+3+5+2

+7+6+1+6+3

–2, +2, +4, +6



69

141181734352652290697492235453703930

SilicioSodioTalio

TantalioTecnecio

TeluroTerbioTitanioTorioTulio

TungstenoUranio

VanadioXenónYodo

YterbioYtrioZinc

SiNaTlTaTcTeTbTiThTmWUVXeI

YbYZn

28,08622,9898204,383

180,9479(98)

127,60158,925

47,88232,0381168,9342

183,85238,02950,9415131,29

126,9045173,04

88,905965,39

–4, +4+1+3+5+3

–2, +2, +4, +6+3+4+4+3+6+6+5

–1, +1, +3, +5, +7+3+3+2

* Elementos Transuránicos–Sintéticos.Los Pesos Atómicos con paréntesis, corresponden a los isótopos más estables.



70

5. PROPIEDADES PERIODICAS:a) DENSIDAD:

Se define como la concentración de la materia, medida a través de la masa por unidadde volumen (masa/longitud3). En las sustancias sólidas y líquidas, las unidades dedensidad son g/cm3 ó g/ml; en los gases, g/litro.

V

md

Volumen

MasaDensidad

A continuación se muestran datos de densidades para algunos elementos:

0

IA IIA

1H

0,07

Número AtómicoSímboloDensidad (g/ml) IIIA IVA VA VIA VIIA

2He

0,133Li

0,53

4Be

1,85

5B

2,34

6C

2,26

7N

0,81

8O

1,14

9F

1,51

10Ne

1,2011Na

0,97


13Al

2,70

14Si

2,33

15P

1,82

16S

2,07

17Cl

1,56

18Ar

1,4019K

0,86

20Ca

1,55

21Sc

3,00

22Ti

4,51

23V

6,10

24Cr

7,19

25Mn7,43

26Fe

7,86

27Co

8,90

28Ni

8,90

29Cu

8,96

30Zn

7,14

31Ga

5,91

32Ge

5,32

33As

5,72

34Se

4,79

35Br

3,12

36Kr

2,6037Rb

1,53

38Sr

2,60

39Y

4,47

40Zr

6,49

41Nb

8,40

42Mo10,2

43Tc

11,5

44Ru

12,2

45Rh

12,4

46Pd

10,5

47Ag

10,5

48Cd

8,65

49In

7,31

50Sn

7,30

51Sb

6,62

52Te

6,24

53I

4,94

54Xe

3,0655Cs

1,90

56Ba

3,50

57La

6,17

72Hf

13,1

73Ta

16,6

74W

19,3

75Re

21,0

76Os

22,6

77Ir

22,5

78Pt

19,3

79Au

19,3

80Hg

13,6

81Tl

11,9

82Pb

11,4

83Bi

9,80

84Po

9,20

85At

86Rn

9,9187Fr

88Ra

5,00

89Ac

104 105 106 107

58Ce

6,67

59Pr

6,77

60Nd

7,00

61Pm

62Sm7,54

63Eu

5,26

64Gd

7,89

65Tb

8,27

66Dy

8,54

67Ho

8,80

68Er

9,05

69Tm9,33

70Yb

6,98

71Lu

9,8490Th

11,7

91Pa

15,4

92U

19,1

93Np

19,5

94Pu

19,8

95Am11,7

96Cm13,5

97Bk

98Cf

99Es

100Fm

101Md

102No

103Lw

En el siguiente gráfico se observa la variación de esta propiedad en función del númeroatómico para el grupo IA:



71

También se muestra la variación de esta propiedad en el segundo periodo:



72

b) RADIO ATOMICO:Se define como la mitad de la distancia internuclear entre dos átomos idénticos en unenlace químico. Se expresa en Å.

0

IA IIA

1H

0,32

Número AtómicoSímboloRadio Atómico (Å) IIIA IVA VA VIA VIIA

2He

0,933Li

1,55

4Be

1,12

5B

0,98

6C

0,91

7N

0,92

8O

0,73

9F

0,72

10Ne

0,7111Na

1,90


13Al

1,43

14Si

1,32

15P

1,28

16S

1,27

17Cl

0,99

18Ar

0,9819K

2,35

20Ca

1,97

21Sc

1,62

22Ti

1,47

23V

1,34

24Cr

1,30

25Mn1,35

26Fe

1,26

27Co

1,25

28Ni

1,24

29Cu

1,28

30Zn

1,38

31Ga

1,41

32Ge

1,37

33As

1,39

34Se

1,40

35Br

1,14

36Kr

1,1237Rb

2,48

38Sr

2,15

39Y

1,78

40Zr

1,80

41Nb

1,46

42Mo1,39

43Tc

1,36

44Ru

1,34

45Rh

1,34

46Pd

1,37

47Ag

1,44

48Cd

1,54

49In

1,66

50Sn

1,62

51Sb

1,59

52Te

1,60

53I

1,33

54Xe

1,3155Cs

2,67

56Ba

2,22

57La

1,87

72Hf

1,67

73Ta

1,67

74W

1,41

75Re

1,37

76Os

1,35

77Ir

1,36

78Pt

1,39

79Au

1,46

80Hg

1,57

81Tl

1,71

82Pb

1,75

83Bi

1,70

84Po

1,76

85At

1,45

86Rn

1,3487Fr

88Ra

89Ac

1,87

104 105 106 107

58Ce

1,81

59Pr

1,82

60Nd

1,82

61Pm1,63

62Sm1,81

63Eu

1,99

64Gd

1,79

65Tb

1,80

66Dy

1,80

67Ho

1,79

68Er

1,78

69Tm1,77

70Yb

1,94

71Lu

1,7590Th

1,80

91Pa

1,61

92U

1,38

93Np

1,30

94Pu

1,51

95Am1,73

96Cm

97Bk

98Cf

99Es

100Fm

101Md

102No

103Lw

c) RADIO IONICO:Se refiere cuando el átomo se ha transformado en ion. Los IONES POSITIVOS sonconsiderablemente más pequeños que el respectivo átomo neutro. En cambio los IONESNEGATIVOS, son más grandes que el átomo neutro, pero ligeramente. Mientras máselectrones pierdan el átomo más pequeño es el radio iónico y viceversa. Las unidadesson Å.



73

La variación del radio iónico para el grupo IA y el segundo periodo se observa acontinuación:



74

d) VOLUMEN ATOMICO:Es el volumen ocupado por un at-g del elemento, es decir por 6,022x1023 átomos,considerando en estado sólido.

Es la relación que se obtiene dividiendo el valor de un átomo-gramo de un elementoquímico por el valor de su densidad. El volumen atómico se expresa en cm3/mol.

ElementodelDensidad

ElementodelGramoAtomoAtómicoVolumen

0

IA IIA

1H

14,1

Número AtómicoSímboloVolumen Atómico (cm3/mol) IIIA IVA VA VIA VIIA

2He

31,83Li

13,1

4Be

5,00

5B

4,60

6C

5,30

7N

17,3

8O

14,0

9F

17,1

10Ne

16,811Na

23,7


13Al

10,0

14Si

12,1

15P

17,0

16S

15,5

17Cl

18,7

18Ar

24,219K

45,3

20Ca

29,9

21Sc

15,0

22Ti

10,6

23V

8,35

24Cr

7,23

25Mn7,39

26Fe

7,10

27Co

6,70

28Ni

6,60

29Cu

7,10

30Zn

9,20

31Ga

11,8

32Ge

13,6

33As

13,1

34Se

16,5

35Br

23,5

36Kr

32,337Rb

55,9

38Sr

33,7

39Y

19,8

40Zr

14,1

41Nb

10,8

42Mo9,40

43Tc

8,50

44Ru

8,30

45Rh

8,30

46Pd

8,90

47Ag

10,3

48Cd

13,1

49In

15,7

50Sn

16,3

51Sb

18,4

52Te

20,5

53I

25,7

54Xe

42,955Cs

70,0

56Ba

39,0

57La

22,5

72Hf

13,6

73Ta

10,9

74W

9,53

75Re

8,85

76Os

8,43

77Ir

8,54

78Pt

9,10

79Au

10,2

80Hg

14,8

81Tl

17,2

82Pb

18,3

83Bi

21,3

84Po

22,7

85At

86Rn

50,587Fr

88Ra

45,0

89Ac

104 105 106 107

58Ce

21,0

59Pr

20,8

60Nd

20,6

61Pm

62Sm19,9

63Eu

28,9

64Gd

19,9

65Tb

19,2

66Dy

19,0

67Ho

18,7

68Er

18,4

69Tm18,1

70Yb

24,8

71Lu

17,890Th

19,9

91Pa

15,0

92U

12,5

93Np

21,1

94Pu

95Am20,8

96Cm

97Bk

98Cf

99Es

100Fm

101Md

102No

103Lw



75

e) ENERGIA O POTENCIAL DE IONIZACION:Es la energía necesaria para quitar el electrón más externo al núcleo de un átomo enestado gaseoso y convertirlo en ION POSITIVO o CATION. Se expresa en calorías.

ATOMO NEUTRO + ENERGIA ION POSITIVO + 1e–

A continuación se muestran algunos datos de potencial de ionización:

0

IA IIA

1H

313

Número AtómicoSímboloPotencial de Ionización (calorías) IIIA IVA VA VIA VIIA

2He567

3Li

124

4Be215

5B

191

6C

260

7N

336

8O

314

9F

402

10Ne497

11Na119

12Mg176 IIIB IVB VB VIB VIIB VIII IB IIB

13Al

138

14Si

188

15P

254

16S

239

17Cl

300

18Ar363

19K

100

20Ca141

21Sc

151

22Ti

158

23V

156

24Cr

156

25Mn171

26Fe

182

27Co181

28Ni

176

29Cu178

30Zn216

31Ga138

32Ge187

33As231

34Se

225

35Br

273

36Kr323

37Rb96

38Sr

131

39Y

152

40Zr

160

41Nb156

42Mo166

43Tc167

44Ru173

45Rh178

46Pd192

47Ag175

48Cd207

49In

133

50Sn169

51Sb199

52Te208

53I

241

54Xe280

55Cs90

56Ba120

57La129

72Hf127

73Ta138

74W

184

75Re182

76Os201

77Ir

212

78Pt

207

79Au213

80Hg241

81Tl

141

82Pb171

83Bi

185

84Po

85At

86Rn248

87Fr

88Ra

89Ac

104 105 106 107

58Ce159

59Pr

133

60Nd145

61Pm133

62Sm129

63Eu131

64Gd142

65Tb155

66Dy157

67Ho

68Er

69Tm

70Yb143

71Lu115

90Th

91Pa

92U

93Np

94Pu

95Am

96Cm

97Bk

98Cf

99Es

100Fm

101Md

102No

103Lw



76

En los siguientes gráficos se observa la variación de esta propiedad en los elementosdel grupo IA y del segundo periodo:



77

f) ELECTROAFINIDAD O AFINIDAD ELECTRONICA:Es la cantidad de energía invertida para que un átomo neutro en estado gaseoso gane unelectrón extra y le permita convertirse en un ION NEGATIVO o ANION. Se expresa enkJ/mol.

ATOMO NEUTRO + 1e– ION NEGATIVO + ENERGIA

Algunas electroafinidades se muestran en la siguiente tabla:

0

IA IIA

1H

-73

Número AtómicoSímboloAfinidad Electrónica (kJ/mol) IIIA IVA VA VIA VIIA

2He+21

3Li-60

4Be240

5B

-23

6C

-123

7N0

8O

-142

9F

-322

10Ne+29

11Na-53

12Mg230 IIIB IVB VB VIB VIIB VIII IB IIB

13Al-44

14Si

-120

15P

-74

16S

-200

17Cl

-348

18Ar

+3519K

-48

20Ca156

21Sc-18

22Ti-8

23V

-50

24Cr-64

25Mn

26Fe-15

27Co-63

28Ni

-156

29Cu

-119

30Zn-9

31Ga-36

32Ge

-116

33As-77

34Se

-195

35Br

-324

36Kr

+3937Rb-47

38Sr

168

39Y

-29

40Zr-42

41Nb-86

42Mo-72

43Tc-96

44Ru

-101

45Rh

-110

46Pd-54

47Ag

-126

48Cd+26

49In

-34

50Sn

-121

51Sb

-101

52Te

-190

53I

-295

54Xe+40

55Cs-46

56Ba52

57La-48

72Hf

73Ta-14

74W-79

75Re-14

76Os

-106

77Ir

-151

78Pt

-205

79Au

-223

80Hg+18

81Tl-50

82Pb

-101

83Bi

-101

84Po

-170

85At

-270

86Rn+41

87Fr

88Ra

89Ac-29

104 105 106 107

58Ce

59Pr

60Nd

61Pm

62Sm

63Eu

64Gd

65Tb

66Dy

67Ho

68Er

69Tm

70Yb

71Lu

90Th

91Pa

92U

93Np

94Pu

95Am

96Cm

97Bk

98Cf

99Es

100Fm

101Md

102No

103Lw

Los valores negativos corresponden a energía liberada y los positivos a energíaabsorbida.



78

g) ELECTRONEGATIVIDAD:Es la fuerza o capacidad que tiene un átomo para retener electrones de enlace (últimoselectrones). La electronegatividad guarda relación directa con el potencial de ionización.

Los valores de las electronegatividades de registran en la siguiente tabla:

0

IA IIA

1H

2,1

Número AtómicoSímboloElectronegatividad IIIA IVA VA VIA VIIA

2He

3Li1,0

4Be1,5

5B

2,0

6C

2,5

7N

3,0

8O

3,5

9F

4,0

10Ne

11Na0,9


13Al1,5

14Si1,8

15P

2,1

16S

2,5

17Cl3,0

18Ar

19K

0,8

20Ca1,0

21Sc1,3

22Ti1,5

23V

1,6

24Cr1,6

25Mn1,5

26Fe1,8

27Co1,8

28Ni1,8

29Cu1,9

30Zn1,6

31Ga1,6

32Ge1,8

33As2,0

34Se2,4

35Br2,8

36Kr

37Rb0,8

38Sr1,0

39Y

1,3

40Zr1,4

41Nb1,6

42Mo1,8

43Tc1,9

44Ru2,2

45Rh2,2

46Pd2,2

47Ag1,9

48Cd1,7

49In1,7

50Sn1,8

51Sb1,9

52Te2,1

53I

2,5

54Xe

55Cs0,7

56Ba0,9

57La1,1

72Hf1,3

73Ta1,5

74W1,7

75Re1,9

76Os2,2

77Ir

2,2

78Pt2,2

79Au2,4

80Hg1,9

81Tl1,8

82Pb1,8

83Bi1,9

84Po2,0

85At2,2

86Rn

87Fr0,7

88Ra0,9

89Ac1,1

104 105 106 107

58Ce1,1

59Pr1,1

60Nd1,2

61Pm1,1

62Sm1,2

63Eu1,1

64Gd1,1

65Tb1,2

66Dy1,1

67Ho1,2

68Er1,2

69Tm1,2

70Yb1,1

71Lu1,2

90Th1,3

91Pa1,5

92U

1,7

93Np1,3

94Pu1,3

95Am1,3

96Cm1,3

97Bk1,3

98Cf1,3

99Es1,3

100Fm1,3

101Md1,3

102No1,3

103Lw1,5

A continuación podemos observar gráficamente la variación de esta propiedad en loselementos del grupo IA y del segundo periodo:



79



80

6. RELACIONES EN LOS GRUPOS Y PERIODOS:a) EN LOS GRUPOS:

RELACION DIRECTA:Al aumentar el NUMERO ATOMICO, aumenta: densidad, radio atómico, radio ionico,volumen atómico, carácter metálico, volumen iónico.

RELACION INVERSA:Al aumentar el NUMERO ATOMICO, disminuye: potencial de ionización,electroafinidad, electronegatividad, carácter no metálico, actividad química de losmetales.

b) EN LOS PERIODOS:RELACION DIRECTA:Al aumentar el NUMERO ATOMICO, aumenta: el potencial de ionización,electronegatividad, electroafinidad, radio iónico de los no metales, actividad química delos no metales, densidad, carácter no metálico.

RELACION INVERSA:Al aumentar el NUMERO ATOMICO, disminuye: radio atómico, carácter metálico,radio iónico de los metales, actividad química de los metales.

PROBLEMAS PROPUESTOS:1. El Cloro y el Bario tienen número atómico 17 y 56. Indicar a qué grupo y periodo de la

tabla pertenecen.

2. Se tienen los elementos de número atómico 16 y 31. Decidir a qué grupo y periodopertenecen de la tabla periódica.

3. En qué grupo y período estará el elemento cuyo átomo tiene la configuración 6s2, 6p2 enel nivel de valencia.

4. Sin consular la tabla periódica, seleccionar de la siguiente lista los elementos que seencuentren en el mismo grupo y aquellos que estén en el mismo período: 20Ca, 16S, 19K,56Ba, 30Zn, 34Se, 4Be.

5. En cada par seleccionar el átomo o ion más grande: a) K o Rb; b) Br–1 o I–1.

6. Cuál es el ion más grande en la serie isoelectrónica: Na+1, Mg+2, A1+3.

7. En la siguiente serie isoelectrónica: N–3, O–2, F–1. Cuál es el ion de mayor radio.

8. Para la siguiente serie de iones isoeléctricos determinar cual tiene el mayor tamaño: S–2,Cl–1, K+1, Ca+2.



81

9. Ordenar los elementos del grupo VIA en orden creciente de tamaño atómico.

10. En cada par seleccionar el átomo o ion con la energía de ionización másgrande: a) Na o Rb; b) Na o Mg; c) Cl–1 o Cl.

11. De la siguiente lista: Si, Al, B, C. Cuál átomo tiene la afinidad electrónica más pequeña.

12. Cuál átomo tiene la energía de ionización más grande Si, Al, B, C.

13. Cuál de los siguientes elementos: O, Se, Ga, S, Si; es el más electronegativo.

14. De los siguientes elementos: P, Si, Cl y S. Cuál es el más activo químicamente.

15. Ordenar la familia VA: a) por la densidad descendente b) carácter metálico ascendente yc) volumen atómico descendente.

16. Ordenar el segundo periodo por: a) Electronegatividad, ascendente y b) Radio atómico,descendente.

17. Cuál de los siguientes átomos tiene mayor radio: Cu, Al+3, P–3, Na+1.

18. Ordenar el grupo VIIA por: a) Radio Iónico, ascendente y b) Carácter Metálico,descendente.

19. De los siguientes elementos, cuál es el de mayor actividad química: Fe, Li, Cl, S, Cs,Cd, N, B.

20. Escribir la configuración electrónica para los siguientes iones: Ag+1, Pb+2, Cr+3.

FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Enlaces Químicos


82

CAPITULO 4

ENLACES QUIMICOS

1. GENERALIDADES:Se define como ENLACES QUIMICOS a todas y cada una de las formas y fuerzas quemantienen unidos a los átomos de elementos entre sí para formar moléculas de compuestosdeterminados.

En 1916 y los años siguientes, fueron propuestas varias ideas importantes y novedosasacerca de las uniones químicas, propuestas por: Lewis, Langmuir y Kossel. Entre las ideaspropuestas estaban que:

a) Los electrones tienen un papel fundamental en el enlace químico.

b) En los compuestos iónicos hay una trasferencia de uno o más electrones de un átomo aotro. El resultado es la formación de iones positivos y negativos.

c) En compuestos covalentes hay la participación mutua de pares electrónicos entre losátomos enlazados.

d) Los átomos participan en la formación de enlaces hasta la adquisición de un grupoestable de 8 electrones en sus capas externas, es decir un octeto.

2. VALENCIA:Uno de los detalles muy importantes que se puede deducir de la tabla periódica es lavalencia más probable de un elemento.

VALENCIA, es la capacidad que tiene un elemento para formar enlaces químicos. Según lateoría electrónica, es el número de electrones que acepta, cede o comparte un átomo o ungrupo atómico.

Los electrones del nivel de energía más externo, se conocen como ELECTRONES DEVALENCIA de los que dependen principalmente las propiedades químicas del elemento.

11Na: 1s2, 2s2, 2p6, 3s1 electrón de valencia

17Cl: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5 electrones de valencia

Al aceptar, ceder o compartir electrones un átomo, lo hace de tal manera que tiende aquedar con la última capa de estructura análoga a la del GAS NOBLE más próximo(REGLA DEL OCTETO: tener ocho electrones en el último nivel de energía).



83

3. NUMERO O ESTADO DE OXIDACION:Es la carga eléctrica positiva o negativa que se le asigna a cada átomo de un elemento en uncompuesto determinado, y que corresponde al número de electrones cedidos (CARGAPOSITIVA) o aceptados (CARGA NEGATIVA).

Se utilizan las siguientes reglas para asignar estados de oxidación:

a) El número o estado de oxidación de un ELEMENTO en estado libre (sin combinarse) essiempre cero.

b) El número de oxidación del OXIGENO, es –2; en los Peróxidos se considera que elestado de oxidación es –1.

c) El número de oxidación del HIDROGENO, es +1; en los hidruros metálicos es –1.

d) La suma de los estados o números de oxidación de los átomos de todos los elementos deun compuesto es cero.

e) El número de oxidación de ion monoatómico es igual a la carga real del ion.

Como conclusión se puede decir lo siguiente:

El NUMERO DE OXIDACION POSITIVO, para cualquier elemento es igual al número delgrupo en la tabla.

El NUMERO DE OXIDACION NEGATIVO de cualquier elemento puede obtenerserestando del número del grupo, 8. Por ejemplo: Cl (Grupo VII), por lo tanto: 7 – 8 = –1

METALES: Números de oxidación positivos (ceden electrones).

NO METALES: Números de oxidación positivos y negativos (ceden y aceptan electrones).

A continuación se muestran los estados de oxidación de algunos elementos:



84

0

IA IIA

1H–1+1

Número AtómicoSímboloEstados de Oxidación

IIIA IVA VA VIA VIIA

2He

3Li+1

4Be+2

5B–3+3

6C–4+2+4

7N–3+1+2+3+4+5

8O–1–2

9F–1

10Ne

11Na+1

12Mg+2

IIIB IVB VB VIB VIIB VIII IB IIB

13Al+3

14Si–4+4

15P–3+3+5

16S–2+2+4+6

17Cl–1+1+3+5+7

18Ar

19K+1

20Ca+2

21Sc+3

22Ti+4

23V+5

24Cr+2+3+6

25Mn+2+3+4+6+7

26Fe+2+3+6

27Co+2+3

28Ni+2+3

29Cu+1+2

30Zn+2

31Ga+3

32Ge+4

33As–3+3+5

34Se–2+4+6

35Br–1+1+3+5+7

36Kr+2+4

37Rb+1

38Sr+2

39Y+3

40Zr+4

41Nb+5

42Mo+6

43Tc+7

44Ru+8

45Rh+4

46Pd+4

47Ag+1

48Cd+2

49In+3

50Sn+2+4

51Sb–3+3+5

52Te–2+4+6

53I

–1+1+3+5+7

54Xe+2+4+6

55Cs+1

56Ba+2

57La+3

72Hf+4

73Ta+5

74W+6

75Re+7

76Os+8

77Ir+4

78Pt+2+4

79Au+1+3

80Hg+1+2

81Tl+3

82Pb+2+4

83Bi+3+5

84Po+2+4+6

85At–1+1+7

86Rn

87Fr+1

88Ra+2

89Ac+3

104

+4

105

+5

106

+6

107

+7



85

GRUPO IA: Li +1 GRUPO IB: Cu +1, +2Na +1 Ag +1K +1 Au +1, +3Rb +1Cs +1 GRUPO IIB: Zn +2Fr +1 Cd +2

Hg +1, +2GRUPO IIA: Be +2

Mg +2 GRUPO IIIB: Sc +3Ca +2 Y +3Sr +2 La +3Ba +2 Ac +3Ra +2

GRUPO IVB: Ti +4GRUPO IIIA: B –3, +3 Zr +4

Al +3 Hf +4Ga +3In +3 GRUPO VB: V +5Tl +3 Nb +5

Ta +5GRUPO IVA: C –4, +2, +4

Si –4, +4 GRUPO VIB: Cr +2, +3, +6Ge +4 Mo +2, +3, +4, +5, +6Sn +2, +4 W +2, +3, +4, +5, +6Pb +2, +4

GRUPO VIIB: Mn +2, +3, +4, +6, +7GRUPO VA: N –3, +1 a +5 Tc +7

P –3, +3, +5 Re +7As –3, +3, +5Sb –3, +3, +5 GRUPO VIII: Fe +2, +3, +6Bi +3, +5 Co +2, +3

Ni +2, +3GRUPO VIA: O –2, –1

S –2, +2, +4, +6 Ru +8Se –2, +4, +6 Rh +4Te –2, +4, +6 Pd +4Po +2, +4

Os +8GRUPO VIIA: F –1 Ir +4

Cl –1, +1, +3, +5, +7 Pt +2, +4Br –1, +1, +3, +5, +7I –1, +1, +3, +5, +7

At –1, +7



86

4. ELECTRONEGATIVIDAD:Se define como la tendencia o capacidad que tiene un átomo para atraer electrones devalencia (electrones de enlace) hacia su estructura. La electronegatividad es mayor enátomos pequeños que en átomos grandes. Los átomos cuyos orbitales están casi saturadostienen electronegatividades altas.

En la siguiente tabla se muestran los valores de electronegatividad para la mayoría deelementos químicos:

0

IA IIA

1H

2,1

Número AtómicoSímboloElectronegatividad IIIA IVA VA VIA VIIA

2He

3Li1,0

4Be1,5

5B

2,0

6C

2,5

7N

3,0

8O

3,5

9F

4,0

10Ne

11Na0,9


13Al1,5

14Si1,8

15P

2,1

16S

2,5

17Cl3,0

18Ar

19K

0,8

20Ca1,0

21Sc1,3

22Ti1,5

23V

1,6

24Cr1,6

25Mn1,5

26Fe1,8

27Co1,8

28Ni1,8

29Cu1,9

30Zn1,6

31Ga1,6

32Ge1,8

33As2,0

34Se2,4

35Br2,8

36Kr

37Rb0,8

38Sr1,0

39Y

1,3

40Zr1,4

41Nb1,6

42Mo1,8

43Tc1,9

44Ru2,2

45Rh2,2

46Pd2,2

47Ag1,9

48Cd1,7

49In1,7

50Sn1,8

51Sb1,9

52Te2,1

53I

2,5

54Xe

55Cs0,7

56Ba0,9

57La1,1

72Hf1,3

73Ta1,5

74W1,7

75Re1,9

76Os2,2

77Ir

2,2

78Pt2,2

79Au2,4

80Hg1,9

81Tl1,8

82Pb1,8

83Bi1,9

84Po2,0

85At2,2

86Rn

87Fr0,7

88Ra0,9

89Ac1,1

104 105 106 107

58Ce1,1

59Pr1,1

60Nd1,2

61Pm

62Sm1,2

63Eu

64Gd1,1

65Tb1,2

66Dy

67Ho1,2

68Er1,2

69Tm1,2

70Yb1,1

71Lu1,2

90Th1,3

91Pa1,5

92U

1,7

93Np1,3

94Pu1,3

95Am1,3

96Cm

97Bk

98Cf

99Es

100Fm

101Md

102No

103Lw

Una de las aplicaciones de la electronegatividad es la predicción del posible tipo de enlacequímico entre dos átomos, el siguiente diagrama nos explica lo mencionado anteriormente:



87

5. CLASES DE ENLACES:Se dividen en HETEROPOLAR (Iónico o Electrovalente) y HOMOPOLAR (Covalente) yMetálico.

a) ENLACE IONICO:Llamado también ELECTROVALENTE, es el que se lleva a cabo entre los elementos conelectronegatividades muy diferentes, existe una transferencia completa de uno o máselectrones de un átomo (menos electronegativo) a otro (más electronegativo), formándoseIONES.

Se efectúa generalmente entre un METAL (cede electrones) y un NO METAL (aceptaelectrones). Existe enlace estrictamente iónico entre los metales de las familias I y II A; ylos no metales de los grupos VIA y VIIA.



88

Los compuestos con enlace iónico, presentan las siguientes propiedades:

- Son sólidos a temperatura ambiente.- Presentan puntos de fusión y ebullición elevados por lo regular entre 1000 y 1500°C.- Forman cristales de forma bien definida, transparentes, duros, frágiles.- Son buenos conductores de la corriente eléctrica, en estado líquido o en solución acuosa

(se encuentran ionizados).- Son solubles en solventes polares o iónicos (compuestos inorgánicos: H2O, HCl, H2SO4,

etc.).- Sus reacciones son casi instantáneas.

En la siguiente tabla se muestra el carácter iónico porcentual de un enlace químico simple:

DIFERENCIA DEELECTRONEGAT.

PORCENT.DIFERENCIA DE

ELECTRONEGAT.PORCENT.

0,10,20,30,40,50,60,70,80,91,01,11,21,31,41,51,6

0,512469

12151922263034394347

1,71,81,92,02,12,22,32,42,52,62,72,82,93,03,13,2

51555963677074767982848688899192

b) ENLACE COVALENTE:Se origina por el compartimento de dos o más electrones entre átomos deelectronegatividades parecidas (COVALENTE ASIMETRICO) o iguales (SIMETRICO).

El enlace covalente se caracteriza por la formación de par de electrones; si se forma un par(Enlace Simple, ), dos pares (Enlace Doble, =), tres pares (Enlace Triple, ), etc.

A continuación se muestran algunos ejemplos de estos enlaces:



89

Este enlace se presenta generalmente entre los elementos de la derecha de la tabla periódica,es decir entre los NO METALES.

Los compuestos que se unen por enlace covalente, tienen las siguientes propiedades:

- Son sustancias gaseosas o líquidos volátiles.- Presentan bajos puntos de ebullición y de fusión.- En estado sólido, líquido y gaseoso no conducen la corriente eléctrica, es decir no son

electrolitos.- Son solubles en compuestos covalentes.- Reaccionan lentamente, porque los enlaces covalentes son difíciles de romper.

A continuación se muestra una comparación de algunas propiedades generales de uncompuesto iónico y un compuesto covalente:

PROPIEDAD NaCl CCl4

AspectoPunto de Fusión (°C)Calor molar de fusión (kJ/mol)Punto de ebullición (°C)Calor molar de vaporización (kJ/mol)Densidad (g/cm3)Solubilidad en aguaConductividad eléctrica: Sólido

Líquido

Sólido blanco80130,214136002,17Alta

PobreBuena

Líquido incoloro–232,5

76,530

1,59Muy baja

PobrePobre

c) ENLACE METALICO:Como su nombre lo indica es el que se produce entre metales, en la formación demoléculas, aleaciones, y amalgamas. Se considera un tipo especial de enlace covalente, enel que cada átomo del metal con los átomos vecinos tratan de formar pares electrónicos,produciéndose un conjunto de electrones móviles, formándose la llamada NUBEELECTRONICA.



90

La nube proporciona la fuerza necesaria para que los átomos se unan y el enlace semantenga estable, evitando la repulsión entre cargas positivas del metal. La nubeelectrónica determina la principal característica de los metales, la CONDUCCIONELECTRICA, además de las otras propiedades de los metales.

6. POLARIDAD DE LOS ENLACES:a) Un enlace es estrictamente COVALENTE, cuando los dos átomos que forman el enlace

se benefician por igual del par de electrones. Es común este enlace en MOLECULASDIATOMICAS HOMONUCLEARES (ambos átomos son del mismo elemento), así:H2, N2, O2, F2, Cl2, etc., estas moléculas presentan enlace NO POLAR.

b) Un enlace es estrictamente IONICO cuando uno de los átomos que forma el enlace seapodera completamente de la pareja de electrones; como en NaCl, el Cl se apoderacompletamente del par electrónico por su mayor afinidad de electrones y porconsiguiente la pareja esta más próxima él. El enlace es POLAR.

7. ESTRUCTURA DE LEWIS:Es una forma de escribir los enlaces químicos y consiste en representar a los átomos de loselementos con sus electrones de valencia, sin tomar en cuenta a los demás electrones. Pararepresentar a las ESTRUCTURAS DE LEWIS se sigue el siguiente procedimiento:

a) El primer paso es dibujar el esqueleto de la molécula, o sea determinar cuales átomosestán unidos entre sí. Esto facilita si tenemos en cuenta que las moléculas presentannormalmente los arreglos más simétricos posibles.

Para el CO2: O C O

O

Para el H2SO4: H O S O H

O



91

Por otra parte, en compuestos que contengan Hidrógeno, Oxígeno y otros elementos,éste se ubica como átomo central y a él van unidos los de Oxígeno quedando loshidrógenos como átomos enlazados a los oxígenos.

b) Luego se determina el número de electrones de valencia de cada uno de los átomosparticipantes y se halla el total de los mismos:

Para el CO2: C (Grupo VA): 1 x 4 = 4O (Grupo VIA): 2 x 6 = 12

TOTAL = 16 e–

Para el PO4–3: P (Grupo VA): 1 x 4 = 4

O (Grupo VIA): 4 x 6 = 24Electrones por carga ion = 3

TOTAL = 32 e–

c) Se distribuyen entonces los electrones en el esqueleto, siempre en pares, y asignandoprimeramente un par en cada enlace.

Para el CO2: Esqueleto: O C O

Electrones de valencia: 16

Distribución inicial: O : C : O

d) Los electrones restantes (12 para el CO2) se colocan sobre los átomos unidos al átomocentral, procurando que estos completen sus octetos:

Para el CO2:

e) Por último, se chequea el átomo central. Si todavía quedan electrones, se asignan adicho átomo hasta completar su octeto. Si no sobran electrones, el octeto se logramoviendo electrones no compartidos de los átomos vecinos, para formar enlaces dobleso triples, según sea necesario



92

8. EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO:A continuación se dan a conocer una serie de excepciones de moléculas que no cumplencon la regla del octeto.

a) COMPUESTOS EN CUYAS MOLECULAS LOS ATOMOS CENTRALES TIENENMENOS DE 8 ELECTRONES:Este grupo está compuesto por moléculas que contienen átomos centrales de los gruposIIA y IIIA. Por ejemplo: BeCl2 (g), BF3(g) y AlCl3(g).

b) COMPUESTOS QUE TIENEN MOLECULAS CUYOS ATOMOS CENTRALESTIENEN MAS DE OCHO ELECTRONES:Este grupo comprende las moléculas cuyos átomos centrales pertenecen a los periodos3, 4, 5, 6 o mayores que estos. Por ejemplo: PF5, SF6, XeF4, son típicos.

c) COMPUESTOS CON MOLECULAS QUE CONTIENEN UN NUMERO IMPAR DEELECTRONES:Aunque las moléculas estables de esta clase son raras, existen algunas, como porejemplo: NO, con un total de 8 electrones de valencia; NO2 con un total de 17electrones de valencia y ClO2 que tiene un total de 19 electrones de valencia.

EJERCICIOS RESUELTOS:1) Cuando los elementos A y B se unen químicamente forman el compuesto iónico AB2,

adquiriendo los átomos de los elementos la configuración electrónica del Argón (Z=18).Identificar a los elementos A y B, dando a conocer: Bloque, Grupo, Periodo, valencia,Carácter Químico, Número Atómico y Símbolo de cada elemento. Además dar laposible fórmula del compuesto.

Como el compuesto AB2, es iónico: A metal: A+2, pierde 2 electronesB no metal: B–1, gana 1 electrón

Entonces: A – 2 = 18 A = 20B + 1 = 18 B = 17

Por otro lado los átomos tendrán la siguiente configuración electrónica:



93

Ar (Z=18): 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6

Si A pierde 2 electrones, tendrá la configuración 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2; siendo sunúmero atómico (Z) 20 y B que ha ganado 1 electrón tiene 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5 comoconfiguración electrónica y su número atómico es 17.

Con estas consideraciones podemos identificar a los elementos:

ELEMENTO A BBGPV

CQEOZS

sIIA42

Metal+220Ca

pVIIA

37

No Metal–1, +1, +3, +5, +7

17Cl

La posible fórmula del compuesto es: CaCl2

2) Cuando los elementos X e Y se unen químicamente forman el compuesto covalenteXY2, adquiriendo los átomos de los elementos la configuración electrónica del Ar(Z=18). Identificar a los elementos X e Y, dando a conocer: Bloque, Grupo, Periodo,valencia, Carácter Químico, Número Atómico y Símbolo de cada elemento. Además darla posible fórmula del compuesto.

Como ahora el compuesto XY2 es covalente los elementos X e Y son no metales,debiendo representar su fórmula electrónica:

En la estructura anterior podemos observar que los tres átomos cumplen con la Ley delOcteto (8 electrones al final), de lo que podemos concluir que X tiene 6 electrones devalencia e Y tiene 7 electrones de valencia, si la distribución electrónica del Argón(Z=18) es 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6; tenemos:

X: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p4 Z = 16Y: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5 Z = 17



94

Con lo que podemos indentificar los elementos:

ELEMENTO X YBGPV

CQEOZS

pVIA

36

No Metal–2, +2, +4, +6

16S

pVIIA

37

No Metal–1, +1, +3, +5, +7

17Cl

La posible fórmula es: SCl2

FUNDAMENTOS DE QUMICA GENERAL Nomenclatura de Compuestos Inorgánicos


94

CAPITULO 5

NOMENCLATURA DE COMPUESTOSINORGANICOS

1. GENERALIDADES:NOMENCLATURA QUIMICA, es el conjunto de reglas lógicas, racionales y científicasque se han establecido para designar nombres y escribir fórmulas de los cuerpos tomandoen cuenta la resolución de los Congresos Internacionales de Química.

En la escritura de los diferentes compuestos se deben tomar en cuenta los siguientesaspectos:

SUBINDICE, nos indica el número de veces que el átomo o grupo atómico se repite enla estructura molecular. Los subíndices se escriben en la parte inferior derecha delátomo o grupo atómico:

H2SO4: 2 átomos de H1 átomo de S4 átomos de O

H3PO4: 3 átomos de H1 átomo de P4 átomos de O

Ca (OH)2: 1 átomo de Ca2 átomos de H2 átomos de O

COEFICIENTE, es el número que se coloca antes de una fórmula molecular y afecta atodos los átomos:

3 H2SO4: 6 átomos de H3 átomos de S12 átomos de O

10 H2O: 20 átomos de H10 átomos de O

3 Ca(OH)2: 3 átomos de Ca6 átomos de H6 átomos de O



95

PARENTESIS, se usa para encerrar un grupo de átomos o un radical que se repite en laestructura molecular:

Fe(OH)3: 1 átomo de Fe3 átomos de O3 átomos de H

Cu(NO3)2: 1 átomo de Cu2 átomos de N6 átomos de O

2. COMPUESTOS BINARIOS:Se encuentran formados por átomos de dos elementos distintos en su molécula. Loscompuestos binarios son:

a) HIDRUROS O HIDRUROS METALICOS:Resultan de combinar cualquier Metal con el Hidrógeno, tomando en cuenta el estado deoxidación positivo del Metal y el –1 del Hidrógeno:

METAL + HIDROGENO HIDRUROS METALICOSM+X + H–1 MHX

NOMENCLATURA:HIDRURO DE, y Iuego el nombre del Metal, cuando este tiene un estado de oxidación.

Cuando el Metal presenta dos estados de oxidación, el nombre del metal termina en OSO eICO para el de menor y mayor estado de oxidación respectivamente.

A continuación se muestran algunos ejemplos:

NaH Hidruro de Sodio FeH2 Hidruro FerrosoCaH2 Hidruro de Calcio FeH3 Hidruro FérricoAlH3 Hidruro de Aluminio PbH2 Hidruro PlumbosoCdH2 Hidruro de Cadmio PbH4 Hidruro PlúmbicoAgH Hidruro de Plata CuH Hidruro CuprosoBiH3 Hidruro de Bismuto CuH2 Hidruro CúpricoScH3 Hidruro de Escandio MnH2 Hidruro ManganosoTiH2 Hidruro de Titanio MnH3 Hidruro Mangánico



96

b) COMPUESTOS ESPECIALES:Se forman por la combinación de los No Metales (III, IV y VA) con el Hidrógeno. El estadode oxidación del No Metal es negativo y +1 el del Hidrógeno:

NO METAL + HIDROGENO COMPUESTOS ESPECIALES

m–X + H+1 mHX

NOMENCLATURAReciben estos compuestos NOMBRES ESPECIALES:

BH3 BoranoCH4 MetanoSiH4 SilanoNH3 AmoníacoPH3 Fosfamina o FosfinaAsH3 Arsenamina o ArsinaSbH3 Estibamina o Estibina

Su importancia radica en que a partir de ellos pueden formarse RADICALES de carga +1,como los siguientes:

NH4+1 Radical Amonio

PH4+1 Radical Fosfonio

AsH4+1 Radical Arsonio

SbH4+1 Radical Estibonio

c) HIDRUROS NO METALICOS O ACIDOS HIDRACIDOS:Resultan de la combinación de un No Metal (VI y VIIA) con el Hidrógeno, excepto elOxígeno, intercambiando estados de oxidación. El Hidrógeno actúa con +1.

HIDROGENO + NO METAL ACIDOS HIDRACIDOS

H+1 + m–X HXm

NOMENCLATURA: Cuando se encuentran en estado líquido o en solución, se utiliza la palabra ACIDO, y

luego el del NO METAL terminado en HIDRICO.

Cuando son gases, el NO METAL terminado en URO y luego DE HIDROGENO.



97

Compuestos de este tipo son:

HF Acido Fluorhídrico Fluoruro de HidrógenoHCl Acido Clorhídrico Cloruro de HidrógenoHBr Acido Bromhídrico Bromuro de HidrógenoHI Acido Iodhídrico Ioduro de HidrógenoH2S Acido Sulfhídrico Sulfuro de HidrógenoH2Se Acido Selenhídrico Seleniuro de HidrógenoH2Te Acido Telurhídrico Telururo de Hidrógeno

d) SALES HALOGENAS NEUTRAS (SALES):Se las conoce como SALES BINARIAS se obtienen principalmente combinando un Metalcon un No Metal. En donde el metal actúa con estado de oxidación positivo y el no metalcon estado de oxidación negativo.

METAL + NO METAL SALES HALOGENAS NEUTRAS

M+X + m–Y MYmX

NOMENCLATURA: Cuando el Metal tiene un estado de oxidación, el no metal terminado en URO, luego de

y el nombre del metal.

Cuando tiene dos estados de oxidación, el nombre del no metal terminado en URO yluego el nombre del metal terminado en OSO e ICO para el menor y mayor estado deoxidación respectivamente.

A continuación se presentan algunos ejemplos de estos compuestos:

NaCl Cloruro de Sodio FeCl2 Cloruro FerrosoAl2S3 Sulfuro de Aluminio FeCl3 Cloruro FérricoCaF2 Fluoruro de Calcio MnS Sulfuro ManganosoCdBr2 Bromuro de Cadmio Mn2S3 Sulfuro MangánicoBiI3 Ioduro de Bismuto Au2Te Telururo AurosoZn3B2 Boruro de Zinc Au2Te3Telururo Aúrico

e) TIPO SAL (SALOIDE):Compuestos que resultan de unión de dos No Metales, intercambiando estados deoxidación. Se coloca primero el elemento menos electronegativo y luego el máselectronegativo.



98

NO METAL + NO METAL SALOIDES

m+X + m –Y m Y m X

Las electronegatividades en los NO METALES varían de la siguiente manera en formadescendente:

F, O, Cl, N, Br, I, S, C, As, Se, Te, H, P, B, Sb, Si

NOMENCLATURA: El nombre del No Metal más electronegativo terminado en URO, y luego el nombre del

No Metal menos electronegativo terminado en ICO.

Cuando el no metal menos electronegativo tiene dos estados de oxidación, éste terminaen OSO e ICO.

Cuando tiene más de dos estados de oxidación:

HIPO _____ OSO__________ OSO__________ ICO

PER ______ ICO

A continuación se muestran algunos ejemplos de este tipo:

BF3 Fluoruro BóricoAs2S3 Sulfuro ArseniosoAs2S5 Sulfuro ArsénicoBrCl Cloruro HipobromosoBrCl3 Cloruro BromosoBrCl5 Cloruro BrómicoBrCl7 Cloruro Perbrómico

f) OXIDOS:Son compuestos que resultan de la combinación de un Metal o un No Metal con elOXIGENO, en donde el oxígeno actúa con estado de oxidación –2. Pueden ser:

ELEMENTO + OXIGENO OXIDO

1) BASICOS:



99

Se forman de la combinación de un Metal con el Oxígeno. El Metal actúa con estado deoxidación positivo y –2 del Oxígeno.

METAL + OXIGENO OXIDO BASICOM+X + O–2 M2OX

NOMENCLATURA: OXIDO DE y luego el nombre del Metal, cuando este tiene un estado de oxidación.

OXIDO, y luego el Metal terminado en OSO e ICO para dos estados de oxidación.

A continuación se muestran algunos ejemplos de este tipo de compuestos:

Na2O Oxido de Sodio FeO Oxido FerrosoCaO Oxido de Calcio Fe2O3 Oxido FérricoAl2O3 Oxido de Aluminio PbO Oxido PlumbosoCdO Oxido de Cadmio PbO2 Oxido PlúmbicoBi2O3 Oxido de Bismuto MnO Oxido ManganosoZnO Oxido de Zinc Mn2O3 Oxido Mangánico

2) ACIDOS (ANHIDRIDOS):Son compuestos que resultan de la combinación de un No Metal con el Oxígeno, tomandoen cuenta el estado de oxidación positivo del No metal y –2 del Oxígeno.

NO METAL + OXIGENO OXIDO ACIDO

m+X + O–2 m2OX

NOMENCLATURA: ANHIDRIDO y luego el nombre del no metal terminado en ICO cuando este tiene un

solo estado de oxidación.

Cuando tiene dos estados de oxidación su nombre termina en OSO e ICO.

Cuando presenta más estados de oxidación (4) se realiza de la siguiente manera:

HIPO _____ OSO__________ OSO__________ ICO

PER ______ ICO



100

Los siguientes son ejemplos de compuestos de este tipo:

B2O3 Anhídrido BóricoCO2 Anhídrido CarbónicoAs2O3 Anhídrido ArseniosoAs2O5 Anhídrido ArsénicoSO2 Anhídrido SulfurosoSO3 Anhídrido SulfúricoCl2O Anhídrido HipoclorosoCl2O3 Anhídrido ClorosoCl2O5 Anhídrido ClóricoCl2O7 Anhídrido Perclórico

3) PEROXIDOS:Se considera que el estado de oxidación del Oxígeno es –1. Son óxidos de ciertos metalesque asocian a su molécula un átomo de oxígeno adicional. Se presentan en los siguienteselementos: H, elementos del grupo IA, Be, Mg, Ca, Cu, Zn.

OXIDO BASICO + OXIGENO PEROXIDOM2OX + O M2OX+1

NOMENCLATURA: PEROXIDO DE, y el nombre del metal.

PEROXIDO, y el nombre del metal terminado en OSO e ICO cuando tiene dos estadosde oxidación.

Ejemplos de estos compuestos se muestran a continuación:

Na2O2 Peróxido de SodioBeO2 Peróxido de BerilioCaO2 Peróxido de CalcioH2O2 Peróxido de HidrógenoCu2O2 Peróxido CuprosoCuO2 Peróxido CúpricoH2O2 Peróxido de Hidrógeno

4) OXIDOS SALINOS O MIXTOS:Compuestos que resultan al sumar dos óxidos de un mismo metal. Esto es, los óxidos demetales con dos estados de oxidación.



101

OXIDO BASICO 1 + OXIDO BASICO 2 OXIDO SALINO

Estos compuestos responden a la siguiente fórmula: M3O4

NOMENCLATURA:OXIDO SALINO DE, y luego el nombre del METAL.

Compuestos de este tipo se muestran a continuación:

Fe3O4 Oxido Salino de HierroMn3O4 Oxido Salino de ManganesoCu3O4 Oxido Salino de CobrePb3O4 Oxido Salino de PlomoSn3O4 Oxido Salino de EstañoNi3O4 Oxido Salino de Niquel

3. COMPUESTOS TERNARIOS:Son compuestos que presentan en sus moléculas átomos de tres elementos distintos. Estosson:

a) HIDROXIDOS:Son compuestos oxigenados e hidrogenados. Se obtienen debido a la unión de un Metal y elGrupo Hidróxido (OH):

METAL + GRUPO (OH) HIDROXIDOM+X + (OH)–1 M(OH)X

Se obtienen también combinando un OXIDO BASICO (Oxido Metálico) con el AGUA, yaumentando tantas moléculas de agua como oxígenos tenga el óxido:

OXIDO BASICO + AGUA HIDROXIDOM2OX + XH2O M(OH)X

NOMENCLATURA: HIDROXIDO DE, y luego el nombre del metal cuando tiene un solo estado de

oxidación.



102

HIDROXIDO, y el metal terminado en OSO e ICO cuando presenta dos estados deoxidación.

Los siguientes compuestos son ejemplos de este tipo:

Na(OH) Hidróxido de Sodio Mn(OH)2 Hidróxido ManganosoCa(OH)2 Hidróxido de Calcio Mn(OH)3 Hidróxido MangánicoAl(OH)3 Hidróxido de Aluminio Cu(OH) Hidróxido CuprosoZn(OH)2 Hidróxido de Zinc Cu(OH)2 Hidróxido CúpricoBi(OH)3 Hidróxido de Bismuto Hg(OH) Hidróxido MercuriosoK(OH) Hidróxido de Potasio Hg(OH)2 Hidróxido Mercúrico

b) OXACIDOS U OXOACIDOS:Estos compuestos resultan de la unión de un Oxido Acido (Anhídrido) con el Agua:

OXIDO ACIDO + AGUA OXACIDO

Son de tres clases: ORTO, META y PIRO

ORTO:Se obtienen de la siguiente manera:

Escribir los símbolos del Hidrógeno, No Metal y Oxígeno. El número de HIDROGENOS, es igual al estado de oxidación negativo del No Metal. El número de OXIGENOS, es igual a la suma del número de hidrógenos con el estado

de oxidación positivo del no metal y dividido para 2.

NOMENCLATURA: ACIDO ORTO y luego el nombre del no metal terminado en ICO, si éste tiene un solo

estado de oxidación.

Cuando el no metal tiene dos estados de oxidación su nombre termina en OSO e ICO.

Si tiene más de dos, tenemos:

HIPO _____ OSO__________ OSO__________ ICO

PER ______ ICO

A continuación se muestran algunos compuestos de este tipo:



103

H3BO3 Acido BóricoH2SO3 Acido SulfurosoH2SO4 Acido SulfúricoH3PO3 Acido FosforosoH3PO4 Acido FosfóricoHClO Acido HipoclorosoHClO2 Acido ClorosoHClO3 Acido ClóricoHClO4 Acido PerclóricoH4SiO4 Acido OrtosilísicoH4CO4 Acido Ortocarbónico

META:Se obtiene quitándole al ácido ORTO, 2 Hidrógenos y 1 Oxígeno, esta regla se cumpleúnicamente con las familias III, IV y VA.

NOMENCLATURA: ACIDO META, y luego el no metal terminado en ICO, cuando tiene un solo estado de

oxidación.

Cuando posee dos estados de oxidación, el nombre del no metal termina en OSO o ICO.

Los siguientes son ácidos de este tipo:

HBO2 Acido MetabóricoH2SiO3 Acido SilísicoH2CO3 Acido CarbónicoHAsO2 Acido MetarseniosoHAsO3 Acido MetarsénicoHSbO2 Acido MetantimoniosoHSbO3 Acido Metantimónico

PIRO:Se obtienen duplicando el ácido ORTO y quitándole 2 Hidrógenos y 1 Oxígeno. Seobtienen también añadiéndole al Acido ORTO su anhídrido respectivo. Para el B, grupos IVy V se forman sumando el orto y la meta.

NOMENCLATURA: ACIDO PIRO, el nombre del no metal terminado en ICO.

Cuando el no metal tiene 2 estados de oxidación, su nombre termina en OSO e ICO.



104

Los siguientes son ácidos de este tipo:

H4B2O5 Acido PirobóricoH2S2O5 Acido PirosulfurosoH2S2O7 Acido PirosulfúricoH4As2O5 Acido PiroarseniosoH4As2O7 Acido Piroarsénico

c) OXACIDOS DE METALES:Algunos metales al actuar con números o estados de oxidación altos como +4, +5, +6, +7 ya veces +3 forman oxácidos:

H2CrO4 Acido CrómicoH2Cr2O7 Acido DicrómicoH2MnO4 Acido MangánicoHMnO4 Acido PermangánicoHBiO3 Acido MetabismúticoH3VO4 Acido OrtovanadicoH3AlO3 Acido AlumínicoHAlO2 Acido MetalumínicoH2WO4 Acido Túngstico

d) OXOSALES U OXISALES NEUTRAS:Proceden de la neutralización total de un Oxácido con un Hidróxido o Base. Todos losHidrógenos del Oxácido son reemplazados por metales o radicales.

OXACIDO + HIDROXIDO OXISAL NEUTRA

NOMENCLATURA:Para dar el nombre se debe ver de qué ácido provienen, cambiando la terminación delAcido de la siguiente manera:

ACIDO OXISALOsoIco

itoato




105

Al2(SO4)3 Sulfato de AluminioNaNO3 Nitrato de SodioCa(ClO)2 Hipoclorito de CalcioCd(BO2)2 Metaborato de CadmioK2Cr2O7 Dicromato de PotasioKMnO4 Permanganato de potasioNaBiO3 Metabismutato de SodioCu4As2O5 Piroarsenito CuprosoFeS2O7 Pirosulfato Ferroso

e) SULFO, SELENI Y TELURI SALES NEUTRAS:Son compuestos que resultan al sustituir los Oxígenos de una Oxosal (Oxisal Neutra) porAzufre, Selenio y Teluro respectivamente:

OXOSAL + AZUFRE SULFOSAL+ SELENIO SELENISAL+ TELURO TELURISAL

NOMENCLATURA:Se antepone el nombre de la Oxisal, los prefijos SULFO, SELENI, y TELURI; si sereemplaza por Azufre, Selenio y Teluro respectivamente.

Compuestos de este tipo son los siguientes:

CaCS3 Sulfocarbonato de CalcioCaCSe3 Selenicarbonato de CalcioCaCTe3 Teluricarbonato de CalcioKClS3 Sulfoclorato de PotasioCa(NS3)2 Sulfonitrato de Calcio

4. COMPUESTOS CUATERNARIOS:Se trata de compuestos que tienen átomos de cuatro elementos distintos en su molécula ycomprenden los siguientes compuestos:

a) OXISALES ACIDAS:Son compuestos que se obtienen de la sustitución parcial de los Hidrógenos de un Oxácidopor un metal:

OXACIDO + METAL OXISAL ACIDA



106

También se obtiene haciendo reaccionar un oxácido con un hidróxido:

OXACIDO + HIDROXIDO OXISAL ACIDA

NOMENCLATURA: Se nombran cambiando la terminación OSO por ITO, e ICO por ATO del radical ácido,

luego la palabra ACIDO y a continuación el nombre del metal.

Cuando el metal tiene dos estados de oxidación, su nombre termina en OSO y en ICO.

Los siguientes son compuestos de este tipo:

KHSO4 Sulfato Acido de PotasioBa(H2PO3)2 Fosfito Diácido de BarioCaHAsO4 Arsenato Acido de CalcioAl2(H2As2O5)3 Piroarsenito Diácido de AluminioFe(H2BO3)3 Borato Diácido Férrico

b) OXISALES BASICAS:Compuestos que resultan de la neutralización parcial de los grupos OH de una basepolihidroxilada con los hidrógenos de un ácido oxácido o un hidrácido:

BASE o HIDROXIDO + OXACIDO o HIDRACIDO OXISAL BASICA

Se pueden obtener también por sustitución parcial de los grupos OH de una basepolihidroxilada por el radical ácido de un oxácido.

NOMENCLATURA: Se nombran cambiando la terminación OSO por ITO, ICO por ATO del oxácido, la

terminación HIDRICO del hidrácido por URO; luego la palabra BASICO y acontinuación el nombre del metal.

Cuando el metal tiene dos estados de oxidación su nombre termina en OSO e ICO.


Ca(OH)ClO4 Perclorato Básico de CalcioAl(OH)SO4 Sulfato Básico de AluminioMg(OH)Cl Cloruro Básico de MagnesioAl(OH)S Sulfuro Básico de Aluminio



107

Zn2(OH)2SO4 Sulfato Dibásico de ZincPb(OH)3NO3 Nitrato Tribásico Plúmbico

c) OXISALES DOBLES:Estos compuestos resultan de la sustitución total de los hidrógenos de un oxácido por dosmétales provenientes de dos hidróxidos diferentes, son del tipo oxisales neutras:

OXACIDO + 2 HIDROXIDOS OXISAL DOBLE + AGUA

Se obtienen también de dos OXISALES NEUTRAS, que tengan el mismo radical ácidopero distinto metal:

OXISAL NEUTRA 1 + OXISAL NEUTRA 2 OXISAL DOBLE

NOMENCLATURA:Se nombran cambiando: OSO por ITO, e ICO por ATO del radical ácido, a continuación lapalabra doble y luego el nombre de los metales (primero el más activo químicamente).

Los compuestos siguientes son ejemplos de este grupo:

KNaSO4 Sulfato Doble de Sodio y PotasioLiNaCO3 Carbonato Doble de Litio y SodioMgNa(NO3)3 Nitrato Doble de Sodio y MagnesioKBa(ClO3)3 Clorato Doble de Potasio y Bario

d) OXISALES MIXTAS:Compuestos que resultan de la neutralización total de los grupos OH de una base por loshidrógenos de dos ácidos (hidrácidos u oxácidos):

HIDROXIDO + 2 ACIDOS OXISAL MIXTA + AGUA

Se puede obtener también de dos OXISALES NEUTRAS, que tengan el mismo metal, perodistintos radicales ácidos:

OXISAL NEUTRA 1 + OXISAL NEUTRA 2 OXISAL MIXTA



108

NOMENCLATURA: Cuando los ácidos son de la misma familia, se nombra primero el radical ácido del

elemento más electronegativo, cambiando el término OSO por ITO, e ICO por ATO, yluego el nombre del metal.

Cuando los ácidos son: un HIDRACIDO y un OXACIDO, primero se nombra elhidrácido (cambiando HIDRICO por URO) y luego el oxácido (cambiando OSO porITO, e ICO por ATO), a continuación el nombre del metal. Cuando el metal tiene dosestados de oxidación, su nombre termina en OSO e ICO.

Los compuestos que a continuación se muestran son ejemplos de este tipo:

CaClBrO4 Cloruro Perbromato de CalcioCd2(NO3)CO3 Nitrato Carbonato de CadmioBiNO3SO4 Nitrato Sulfato de BismutoAlCl2NO3 Cloruro Nitrato de AluminioTaSO4PO3 Sulfato Fosfito de TántaloPo2Te2As2O7 Telururo Piroarsenito de Polonio

EJERCICIOS PROPUESTOS:Todos los ejercicios de este capítulo de dictarán en clase.

FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estado Gaseoso


109

CAPITULO 6

ESTADO GASEOSO

1. GENERALIDADES:Los ESTADOS FISICOS de la materia son las diferentes formas de presentarse la mismaya sea homogénea o heterogénea. Estos estados son: sólido, líquido, gaseoso. Acontinuación se muestran estos estados y sus cambios:

Estos estados físicos aparecen por la interacción de la FUERZA DE ATRACCION DEMASAS (Fuerza de Cohesión) y la FUERZA CINETICO-MOLECULAR (Fuerza deRepulsión).

A continuación se muestran algunas de las propiedades de cada uno de los estados físicos:

SÓLIDO:- La fuerza de atracción molecular es mayor que la cinético-molecular.- La materia tiene forma determinada.- El volumen es determinado.- Las moléculas son grandes.- Los espacios intermoleculares son pequeños.- Los coeficientes de compresión son muy pequeños.

LIQUIDO:- Las fuerzas de atracción molecular son aproximadamente iguales a las cinético

moleculares.- Poseen espacios intermoleculares pequeños.- Poseen volumen determinado.



110

- Adopta la forman del recipiente que los contiene.- Son incompresibles.- Fluyen lentamente.

GASEOSO:- Las fuerzas de atracción molecular son menores que las cinético-molecular.- Las moléculas son extremadamente pequeñas.- Los espacios intermoleculares son grandes.- No tienen forma.- Su volumen es indeterminado, tratan de ocupar el mayor espacio posible.- Se difunden fácilmente.- Son compresibles.- Se les considera también como fluidos.

2. ESTADO GASEOSO:

a) PROPIEDADES:Posee las siguientes propiedades:

- Un gas se compone de un número extremadamente grande de partículas llamadasmoléculas, en un estado de movimiento constante, caótico y totalmente al azar.

- En condiciones ordinarias las moléculas están muy separadas unas de otras.

- El choque de las moléculas entre sí y contra las paredes del recipiente se consideraperfectamente elástico, de modo que después de cada choque se vuelven con la mismaenergía cinética que tenían antes y por ello nunca están en reposo.

- El choque de las moléculas contra las paredes del recipiente en el que están contenidas,da lugar a la PRESION DEL GAS.

- Por las dimensiones de las moléculas extremadamente pequeñas y despreciables conrespecto a las distancias que las separa, no se manifiesta entre ellas interacciones deatracción y repulsión.

- La ENERGIA CINETICA MEDIA de las moléculas es directamente proporcional a latemperatura del gas.

b) FACTORES QUE DETERMINAN EL COMPORTAMIENTO DE UN GAS:Como factores que determinan el comportamiento de los gases podemos citar a lossiguientes:



111

- Presión- Temperatura- Volumen- Cantidad del gas (Número de moles)

1) PRESION:Se define como la fuerza que actúa por unidad de área:

Area

FuerzaesiónPr

La unidad internacional de la presión es el PASCAL, que se definen como la presiónejercida por una fuerza de un Newton sobre un área de un metro cuadrado.

Algunas equivalencias de presión son las siguientes:

1 atmósfera = 760 mmHg= 760 Torr= 14,7 psi= 1,01325x105 Pa= 1033 g/cm2

= 1,013x106 Dinas/cm2

= 1,013 bares

2) VOLUMEN:Es el espacio que ocupa un cuerpo. La unidad internacional del volumen es el metro cúbico(m3).

Para expresar volúmenes se utiliza el centímetro cúbico, litro, mililitro, pie cúbico, etc.

1 litro = 1000 ml = 1000 cm3 = 1 dm3

1 galón US = 3,785 litros1 pie cúbico = 25,32 litros1 metro cúbico = 999,973 litros (1000 litros)

3) TEMPERATURA:Es una medida de la Energía Cinética promedio de las moléculas de un cuerpo dado,también se define como la medida de la intensidad de calor que tiene un cuerpo.

Para expresar los grados de temperatura existen las siguientes escalas:



112

ESCALA CENTIGRADA O CELCIUS:La unidad es el GRADO CENTIGRADO (°C). En esta escala se registran dostemperaturas extremas:

0°C = Punto de congelación del agua100 °C = Punto de ebullición del agua

Entre estos dos puntos la escala se divide en 100 partes iguales, cada una constituye ungrado centígrado.

ESCALA FAHRENHEIT:La unidad es el GRADO FAHRENHEIT (°F), usada en los países ingleses.

También esta escala utiliza dos puntos extremos:

32°F = Punto de congelación del agua212°F = Punto de ebullición del agua

Existen entre estos dos puntos 180 partes, a casa una de ellas se considera como ungrado Fahrenheit.

La relación matemática entre los grados Centígrados y Fahrenheit, se obtiene de lasiguiente manera:

De la comparación anterior, podemos establecer que:

180

32F

100

C



113

De donde podemos obtener:

9

32F

5

C

)32F(

9

5C

ESCALA KELVIN:La unidad es el GRADO KELVIN (°K). Es la unidad internacional de temperatura,mide las llamadas TEMPERATURAS ABSOLUTAS. Parte del CERO ABSOLUTO,valor considerado como la temperatura más baja. En la escala centígrada el ceroabsoluto corresponde a –273,16 °C.

16,273CK

Otra temperatura es el GRADO RANKINE, definido de la siguiente manera.

460FR

4) CANTIDAD DEL GAS:Se expresa en moles (n) y es un factor determinante para el comportamiento de losgases. Al analizar la LEY DE AVOGADRO, veremos la importancia que tiene lacantidad del gas.

c) LEYES DE LOS GASES:El comportamiento de gas se estudia sobre la base de un conjunto de leyes que relacionan lacantidad de un gas (número de moles, n), el volumen, la presión y la temperatura.

Cuando un gas cumple exactamente con los postulados de estas leyes se dice que es unGAS IDEAL.

1) LEY DE BOYLE:Esta ley establece que: “A TEMPERATURA CONSTANTE, EL VOLUMEN DE UNADETERMINADA MASA DE GAS ES INVERSAMENTE PROPORCIONAL A LAPRESIÓN”.

P

1V)testancons,Tyn(

P

kV



114

kVP

Si consideramos dos condiciones diferentes que pueden denominarse inicial y final para elmismo gas:

)tetanCons,T(kVPVP 2211

La variación de la Presión en función del Volumen, para un gas podemos analizarla en lasiguiente gráfica:

2) LEY DE CHARLES:La ley dice: “A PRESIÓN CONSTANTE, EL VOLUMEN DE UNA DETERMINADAMASA GASEOSA ES DIRECTAMENTE PROPORCIONAL A LA TEMPERATURA”.

TV)testancons,Pyn(

TkV

kT

V

Para dos estados:

kT

V

T

V

2

2

1

1



115

El gráfico de la variación del volumen con la temperatura se muestra a continuación:

3) LEY DE GAY-LUSSAC:Esta ley nos dice que: “A VOLUMEN CONSTANTE, LA PRESIÓN DE UNADETERMINADA MASA GASEOSA ES DIRECTAMENTE PROPORCIONAL A LATEMPERATURA”.

TP)testancons,Vyn(

TkP

kT

P

Para estados iniciales y finales:

kT

P

T

P

2

2

1

1

La variación de la Presión y la Temperatura, se muestra a continuación:



116

Estas tres leyes pueden relacionarse a través del siguiente diagrama:

4) LEY COMBINADA DE LOS GASES:Una combinación de las leyes anteriores nos da una relación simultánea entre V, P y T.

1

2212211 P

VPVVPVP)cte,Tyn(

1

212

2

2

1

1

T

TVV

T

V

T

V)cte,Pyn(

Cuando T y P son constantes: V1 = V2



117

Por lo tanto:

1

21

1

22

T

TV

P

VP

De donde:

)tetancons,n(kT

VP

T

VP

T

VP

2

22

1

11

Ecuación que nos establece que: “EL VOLUMEN DE UNA DETERMINADA MASA DEGAS, VARIA DIRECTAMENTE CON LA TEMPERATURA E INVERSAMENTE CONLA PRESIÓN”.

5) LEY DE AVOGADRO:Para Avogadro, esta ley manifiesta que: “SI LA PRESIÓN Y LA TEMPERATURAPERMANECEN CONSTANTES, EL VOLUMEN DE UN GAS VARIADIRECTAMENTE CON EL NUMERO DE MOLES”.

nV)testanCons,TyP(

nkV

kn

V

Para dos situaciones del mismo gas, podemos escribir la siguiente ecuación:

kn

V

n

V

2

2

1

1

6) ECUACION GENERAL DE UN GAS (ECUACION DE ESTADO):Si en la ecuación que define la ley Combinada de los gases:

kT

VP

Introducimos condiciones normales (CN, SPT, TPS) de Presión, Volumen y Temperatura;tenemos: P = 1 atmósfera; V = 22,4 litros/mol y T = 0°C = 273,16 °K. Reemplazando estosdatos, tenemos:



118

molK

litrosatm08205,0

K16,273

)mol/litro4,22)(atm1(

T

VP

En donde el valormolK

litrosatm08205,0

, es conocido como la CONSTANTE UNIVERSAL

DE LOS GASES y se representa por R.

Por lo tanto, la ecuación de estado para un mol es:

RT

VP

Para n moles de la masa gaseosa:

RnT

VP

TRnVP

Si el número de moles n, es igual a la masa del gas (m) para el peso molecular (M),tenemos:

M

mn

La ecuación de estado se escribe así:

TRM

mVP

Si la densidad (d), es:V

md

Tenemos:

TR

MPd

TRdMP

TRV

mMP



119

7) LEY DE DALTON:Conocida como LEY DE LAS PRESIONES PARCIALES. Estudia el comportamiento delos gases cuando forman una MEZCLA.

Establece que: “EN UN VOLUMEN DEFINIDO, LA PRESIÓN TOTAL DE UNAMEZCLA GASEOSA ES IGUAL A LA SUMA DE LAS PRESIONES PARCIALES DELOS GASES QUE LA COMPONEN”.

iicbaT pppppP

La PRESION PARCIAL, de un componente de la mezcla gaseosa, es la presión queejercería el gas si ocupase solo el recipiente (volumen) en las mismas condiciones de lamezcla.

Cuando se mezclan PESOS o MASAS de cada gas, el número total de los moles (nT) esigual a la suma de los números de moles de cada componente:

iicbaT nnnnnn

En donde n es el número de moles y se determina mediante la relación entre peso o masa(g) del gas y su peso molecular (PM):

i

ii PM

gn

La FRACCION MOLAR (x) de un compuesto se obtiene mediante la relación entre elnúmero de los moles de cada gas y el número total de moles de los componentes de lamezcla gaseosa:

T

ii n

nx

La Presión Parcial de un gas de una mezcla a temperatura constante, se define de lasiguiente manera:

Tii Pxp

Donde: xi = Fracción molarPT = Presión Total

Cuando se mezclan VOLUMENES de cada gas a Presión y Temperatura constantes (LEYDE AMAGAT), se puede determinar el volumen total de la siguiente manera:



120

iicbaT VVVVVV

La FRACCION EN VOLUMEN se determina de la siguiente manera:

T

ii V

Vv

La PRESION PARCIAL en función a los volúmenes de gases en la mezcla, se establececon las siguientes ecuaciones:

Tii Pvp

Donde: vi = Fracción en volumenPT = Presión total

Para calcular la COMPOSICION DE LA MEZCLA en PORCENTAJE DE FRACCIONMOLAR o EN VOLUMEN, se aplica las siguientes ecuaciones:

100P

pv%

100P

px%

T

ii

T

ii

En las ecuaciones anterioresT

i

P

p, se conoce como FRACCION DE COMPOSICION.

La principal aplicación de la ley de Dalton de las presiones parciales, tienen lugar enrelación con la RECOLECCION DE GASES SOBRE AGUA. Debido a la vaporización delagua, en el gas recogido hay siempre cierta cantidad de vapor de agua que depende de latemperatura. La tendencia de una sustancia a pasar al estado gaseoso se mide por la presiónde vapor de la sustancia, cuando mayor es la temperatura, mayor es la presión de vapor. Laley de Dalton, se establece de la siguiente manera:

aguadevaporgasTotal ppP

La PRESION DEL VAPOR DE AGUA es función de la TEMPERATURA, como se puedeobservar en la siguiente tabla:



121

T(°C) P(mm Hg) T(°C) P(mm Hg)0123456789

1011121314151617181920

4,64,95,35,66,16,57,07,58,08,69,29,8

10,511,211,912,713,514,415,416,317,4

2122232425262728293031323334353637383940

100

18,519,820,922,223,625,126,528,129,831,533,435,437,439,641,944,246,749,452,155,0

760,0

8) LEY DE GRAHAM DE DIFUSION GASEOSA:El proceso por el cual un gas se distribuye por todo el recipiente que lo contiene sedenomina DIFUSION.

La ley de Graham de la difusión de los gases, establece que: “BAJO CONDICIONESSIMILARES DE TEMPERATURA Y PRESIÓN, LAS VELOCIDADES DE DIFUSIÓNDE LOS GASES SON INVERSAMENTE PROPORCIONALES A LAS RAÍCESCUADRADAS DE SUS DENSIDADES”.

Expresada matemáticamente, la relación es:

A

Ad

1D

Donde: DA = Velocidad de difusión del gas AdA = Densidad del gas A

Luego:

A

Ad

kD



122

Para otro gas B, en las mismas condiciones:

B

Bd

kD

Dividiendo miembro a miembro las dos ecuaciones anteriores, tenemos:

A

B

B

A

d

d

D

D

La ecuación anterior es la expresión matemática de la LEY DE GRAHAM.

A veces se emplean variaciones de esta ecuación, particularmente la de que las densidadesse sustituyen por los pesos moleculares, M. Como las densidades de los gases, a lasmismas condiciones, son directamente proporcionales a sus pesos moleculares, podemosescribir lo siguiente:

A

B

A

B

A

B

A

B

M

M

d

dó

M

M

d

d

Sustituyendo en la expresión de la ley de Graham:

A

B

B

A

M

M

D

D

9) DENSIDAD DE UN GAS:Los gases presentan generalmente densidades bajas. La densidad de un gas se expresa engramos por litro. Tomando en cuenta la ecuación general de los gases, la densidad sedetermina de la siguiente manera:

TR

PMPd

La densidad (d), de una masa de gas a temperatura constante es directamente proporcional ala presión. Es decir:

2

2

1

1

P

d

P

dPkdPd)testancons,myT(

La densidad de una masa de gas a presión constante en inversamente proporcional a latemperatura, es decir.



123

2211 TdTdT

kd

T

1d)testancons,myP(

Si manejamos estas dos expresiones para dos condiciones, tendremos:

2

22

1

11

P

Td

P

Td

Con el volumen, la densidad varía inversamente, por lo que matemáticamente podemosescribir:

V

1d →

V

kd → kVd → 2211 VdVd

En la siguiente tabla se resumen los hechos más importantes de las leyes de los gases:

LEY ECUACION CONSTANTE RELACIONBOYLE kV.P 2211 V.PV.P n y T Inversa

CHARLES kT

V

2

2

1

1

T

V

T

V n y P Directa

GAY-LUSSAC kT

P

2

2

1

1

T

P

T

P n y V Directa

COMBINADA kT

V.P

2

22

1

11

T

V.P

T

V.P n Directa e Inversa

AVOGADRO kn

V

2

2

1

1

n

V

n

V T y P Directa

GENERAL kT

V.P TRnVP R Todas variables

DALTON icbaT ppppP T y V Aditiva

AMAGAT icbaT VVVVV T y P Aditiva



124

PROBLEMAS RESUELTOS:1) Un cilindro contenía 600 ml de aire a 20°C. Cuál será el volumen de aire a 40°C,

manteniendo la presión constante.

DATOS: V1 = 600 ml V2 = ?T1 = 20 °C T2 = 40 °C

Cuando se mantiene la Presión constante:2

2

1

1

T

V

T

V

Reemplazando datos en la ecuación anterior, tenemos:

K)20273(

K)40273)(ml600(

T

TVV

1

212

ml641V2

2) El volumen de un gas es de 380 ml a una presión de 640 mmHg. Si la temperaturapermanece constante, cuál será el volumen a la presión de 850 mmHg.

DATOS: V1 = 380 ml V2 = ?P1 = 640 mmHg P2 = 850 mmHg

A Temperatura constante: 2211 VPVP

Despejando V2 y reemplazando datos, tenemos:

)mmHg850(

)ml380)(mmHg640(

P

VPV

2

112

ml11,286V2

3) Un gas en un tanque estaba a una presión de 640 mmHg a la temperatura de 23°C, alexponerlo a la luz solar la temperatura aumentó a 70°C. Cuál será la presión deltanque.

DATOS: P1 = 640 mmHg P2 = ?T1 = 23 °C = 296 °K T2 = 70 °C = 343 °C

Si mantenemos el Volumen constante:2

2

1

1

T

P

T

P

Reemplazando en la ecuación anterior los datos, obtenemos el valor de la presión:



125

)K296(

)K343)(mmHg640(

T

TPP

1

212

mmHg6,741P2

4) Un volumen de 250 ml de Oxígeno se recolecta a 20°C y 785 mmHg, al día siguientela temperatura es de 37°C y la presión es de 770 mmHg. Cuál será el volumen queocupaba el gas.

DATOS: V1 = 250 ml V2 = ?T1 = 20 °C = 293 °K T2 = 37 °C = 310 °KP1 = 785 mmHg P2 = 770 mmHg

Aplicando la Ley Combinada de los gases, tenemos:2

22

1

11

T

VP

T

VP

Si en la ecuación anterior reemplazamos datos, tenemos:

)mmHg770)(K293(

)K310)(ml250)(mmHg785(

PT

TVPV

21

2112

ml65,269V2

5) Un volumen de 1,43 litros de Hidrógeno, se recogen a 27°C y a una presión de 540mmHg. Cuál será el volumen que ocupe dicho gas en condiciones normales.

DATOS: V1 = 1,43 litros V2 = ?T1 = 27 °C = 300 °K Condiciones Normales:T2 = 0 °C = 273 °KP1 = 540 mmHg P2 = 760 mmHg

Si utilizamos la siguiente ecuación:2

22

1

11

T

VP

T

VP

, reemplazando datos, tenemos:

)mmHg760)(K300(

)K273)(litros43,1)(mmHg540(

PT

TVPV

21

2112

→ litro1litros92,0V2

6) Cuál será el volumen que ocupe 7,31 gramos de Anhídrido Carbónico a la presión de720 mmHg y a 35 °C.

DATOS: V = ?T = 35 °C = 308 °Km = 7,31 gP = 720 mmHg



126

Determinamos el peso molecular del CO2 = 44 g/mol y como tenemos de datos latemperatura, presión y masa; aplicamos la ecuación general de los gases:

TRnVP P

TRnV

)atm760720)(mol/g44(

)K308)(molKlitrosatm08205,0)(g31,7(

PPM

TRmV

litros31,4V

7) En los tanques de buceo se emplean mezclas de Helio y Oxígeno para evitar la parálisispor inmersión. En cierta ocasión se bombearon 46 litros de O2 a 25°C y 1atmósfera y12 litros de Helio a 25°C y 1 atmósfera en un tanque de 5 litros. Determinar la presiónparcial de cada gas y la presión total en el tanque a 25°C.

Calculamos el número de moles para cada gas independientemente; para lo cualaplicamos la ecuación general de los gases:

TRnVP TR

VPn

moles9,1)K298)(molK/litrosatm08205,0(

)litros46)((atm1(n

2O

moles49,0)K298)(molK/litrosatm08205,0(

)litros12)((atm1(nHe

Como el tanque tiene una capacidad de 5 litros, calculamos la presión de cada gas eneste nuevo volumen, utilizando la misma ecuación general de los gases:

V

TRnP

atm3,9litros5

)K298)(molK/litrosatm08205,0)(moles9,1(P

2O

atm4,2litros5

)K298)(molK/litrosatm08205,0)(moles49,0(PHe

Determinamos la presión total, mediante la suma de las presiones parciales calculadasanteriormente:



127

atm7,114,23,9PT

8) Cuál será la densidad del Sulfuro de Hidrógeno, si 2,5 gramos de este gas a 27°Cejercen una presión de 830 mmHg.

DATOS: T = 27 °C = 300 °KP = 830 mmHgm = 2,5 gH2S = 34 g/mold = ?

Aplicando la ecuación general de los gases, tenemos:

TR

PMPd

litro

g508,1

)K300)(molK/litroatm08205,0(

)mol/g34)(atm760/830(d

9) Cuál es la densidad del Metano (CH4) en condiciones normales.

DATOS: T = 273 °KP = 760 mmHg = 1 atmCH4 = 16 g/mold = ?

Si reemplazamos los datos en la ecuación general de los gases tenemos:

TR

PMPd

)K273)(molK/litrosatm08205,0(

)mol/g16)(atm1(d

litro

g71,0d

El mismo resultado se puede obtener si aplicamos el volumen en condicionesnormales, siendo este igual a 22,4 litros/mol:

V

md

mol/litro4,22

mol/g16d

litro

g71,0d

10) Se recolectó Hidrógeno sobre agua a 27°C y 780,5 mmHg de presión. El volumen degas sobre agua era de 124 ml. Calcular el volumen de hidrógeno seco en condicionesnormales. A 27°C la presión del vapor de agua es 26,5 mmHg.

DATOS: T1 = 27 °C = 300 °K T2 = 273 °KP1 = 780,5 mmHg P2 = 760 mmHgV1 = 124 ml V2 = ?



128

Aplicamos la ecuación de la ley combinada de los gases:

2

22

1

11

T

VP

T

VP

)mmHg760)(K300(

)K273)(ml124(mmHg)5,265,780(

PT

TVPV

21

2112

ml95,111V2

11) Se prepara una mezcla gaseosa con 350 cm3 de un gas A y 500 cm3 de un gas B, lapresión de la mezcla es de 765 mmHg. Calcular la presión parcial de cada uno de losgases.

DATOS: VA = 350 cm3

VB = 500 cm3

PT = 765 mmHg

Manteniendo P y T constantes, podemos sumar los volúmenes de los dos gases,obteniendo la siguiente expresión:

BAT VVV 3T cm850500350V

Con el volumen total, calculamos la fracción en volumen para cada gas:

4118,0cm850

cm350

V

Vv

3

3

T

AA y 5882,0

cm850

cm500

V

Vv

3

3

T

BB

Con estos valores determinamos la presión parcial de cada gas:

)765)(4118,0(Pvp TAA )765)(5882,0(Pvp TBB mmHg03,315pA mmHg97,449pB

12) Un recipiente de 75 ml contenía un gas A, a 120 mmHg; otro recipiente de 120 cm3

contenía otro gas B, a 500 torr. Se mezcló el contenido de los dos gases ocupando lamezcla gaseosa los dos recipientes. Si la temperatura permanece constante. Calcular lapresión total final y la composición de la mezcla gaseosa.

Consideramos que la presión y la temperatura permanecen constantes, por lo quepodemos sumar los volúmenes:

ml19512075VT .

Si la temperatura permanece constante, podemos escribir: 2211 VPVP y despejandola presión P2, tenemos:



129

ml195

)ml75)(mmHg120(

V

VP)A(P

2

112

mmHg15,46)A(P2

ml195

)ml120)(torr500(

V

VP)B(P

2

112

torr69,307)B(P2

Sumamos las presiones para determinar la presión total:

mmHg84,353)B(P)A(PP 22T

A través de este valor determinamos la composición de la mezcla gaseosa:

100P

PX%

T

ii 04,13100

84,353

15,46X% A

96,8604,13100X% B

13) Un tanque vacío de acero para gases con válvula pesa 125 libras y su capacidad es de1,5 pies3. Cuando el tanque se llena con Oxígeno a una presión de 2000 lb/plg2 a 25°C,qué porcentaje total de peso lleno es oxígeno.

DATOS: V= 1,5 pies3

P= 2000 lb/plg2 = 2000 PSIT= 25 °C = 298 °K

Realizamos una transformación de unidades:

atm05,136PSI7,14

atm1PSI2000

g56750lb1

g454lb125

litros48,42cm1000

litro1

pie1

cm)48,30(pies5,1

33

333



130

Aplicando la ecuación general de los gases, determinamos el peso del gascorrespondiente:

TRPM

gVP

22 Og93,7562)molK/litrosatm08205,0)(K298(

)mol/g32)(litros48,42)(atm05,136(

TR

PMVPgO

Determinamos el porcentaje de oxígeno:

22

2 O%76,11100g)93,756256750(

g93,7562100

totalmasa

OmasaO%

14) En una mezcla gaseosa a base de un número igual de gramos de Metano y Monóxidode Carbono. Hallar la fracción molar del Metano.

Utilizamos la ecuación que define la fracción molar y le aplicamos a cada gas:

T

ii n

nX

T

CHCH n

nX 4

4 y

T

COCO n

nX

Entonces:

CO

CO

CH

CH

X

n

X

n

4

4 →CO

CO

CO

CH

CH

CH

X

PM

g

X

PM

g

4

4

4

)PM)(X(

g

)PM)(X(

g

COCO

CO

CHCH

CH

44

4

)X)(PM()X)(PM( COCOCHCH 44 )X(2)X(16 COCH 4

→4

7

16

28

X

X

CO

CH 4

La fracción molar del CH4, es:

4

7

X

X

CO

CH 4 4

)X(7X CO

CH 4

4

)X1(7X 4

4

CHCH

4

X77X 4

4

CHCH

7X7X4

44 CHCH 11

7X

4CH



131

15) Cuántos gramos de Monóxido de Carbono, CO puro tendrá que mezclarse con 40gramos de CH4 puro para obtener una mezcla en la cual la presión parcial del CO seaigual a la del CH4.

Utilizando la ecuación que nos define la presión parcial para un gas, tenemos:

Tii PXP TCHCH PXP44 y TCOCO PXP

Entonces: COCH XX4

T

CO

T

CH

n

n

n

n4 COCH nn

4

CO

CO

CH

CH

PM

g

PM

g

4

4 28

g

16

g40 CO g70gCO

PROBLEMAS PROPUESTOS:1. Una mezcla de Nitrógeno y Oxígeno conteniendo un 40% en peso de Nitrógeno, se

encuentra a 270°C y 700 mmHg de presión. Calcular: a) la presión de cada gas; b) ladensidad de la mezcla a dichas condiciones. Resp. a) 302 mmHg N2; 397 mmHg O2,b) 0,624 g/cm3

2. A una cierta temperatura, la densidad del Etano a la presión de 733,7 mmHg es igual ala densidad del aire a la presión de 1 atm. Calcular a partir de estos datos el pesomolecular del Etano, si el peso molecular del aire es 28,96 g/mol. Resp. 30 g/mol

3. Un gas seco ocupa 127,0 cm3 en condiciones normales. Si se recoge la misma masa degas sobre agua a 23°C y una presión total del gas de 745 torr. Qué volumen ocuparía sila presión del vapor de agua a 23°C es 21 torr. Resp. 145 cm3

4. Una muestra de 500 litros de aire seco a 25°C y 750 torr de presión se hace burbujearlentamente a través de agua a 25°C y se recoge en un gasómetro cerrado con agua. Lapresión del gas recogido es de 750 torr. Cuál es volumen del gas húmedo si la presióndel vapor de agua a 25°C es 23, 8 torr. Resp. 516,6 litros

5. Calcular la temperatura a la cual la presión de vapor del agua en mmHg, esnuméricamente igual, al número de gramos de agua existentes en 1 m3 de cualquier gassaturado de vapor de agua. Resp. 16°C

6. 12 g de Iodo sólido de densidad 4,66 g/cm3, se colocan en un recipiente de 1 litro. Elrecipiente se llena entonces con Nitrógeno a 20°C y 750 mmHg, y se cierra. Se calientaahora a 200°C, temperatura a la que todo el Iodo esta en forma de gas. Calcular lapresión final. Resp. 3,42 atm

7. Un recipiente de 250 ml contiene Kriptón a 500 torr, otro de 450 ml contiene Helio a950 torr. Se mezcló el contenido de ambos recipientes abriendo la llave que losconectaba. Suponiendo que todas las operaciones se realizaron a temperatura constante,



132

calcular la presión total final y el porcentaje en volumen de cada gas en la mezcla.Resp. 789 torr; 22,6 % Kr

8. Una masa de metano, CH4, se encuentra inicialmente en un recipiente de 6 litros y estrasladado a otro recipiente de 4 litros, si en el traslado se pierden 6 gramos. Calcular lamasa de metano en el primer recipiente, sabiendo que ambos se encuentran en lasmismas condiciones de presión y temperatura. Resp. 18 g

9. Un recipiente de 5 litros contiene un gas, si se extraen 2 litros del gas de modo que lapresión disminuye en un 50% y la temperatura aumenta un 60%. Determinar en queporcentaje varía la masa del gas. Resp. 68,75%

10. Un recipiente de 2 litros contiene una mezcla de Nitrógeno y Oxígeno gaseosos a 25°C.La presión total de la mezcla gaseosa es 0,91atm y se sabe que la mezcla contiene 0,050moles de Nitrógeno. Calcular la presión del Oxígeno y las moles de Oxígeno. Resp.0,2984 atm; 0,0244 moles

11. En un recipiente habían 10 kg de un gas a una presión de 1x107 N/m2. Al extraer unacierta cantidad de gas la presión se redujo a 2,5x106 N/m2. Determinar la cantidad degas extraído si se mantiene la temperatura constante. Resp. 7,5 kg

12. Determinar la densidad de una mezcla gaseosa que contiene 4 g de Hidrógeno y 32 gde Oxígeno a la temperatura de 7°C y una presión de 1x105 Pa. Resp. 0,52 kg/m3

13. En un recipiente de 2 litros de capacidad se recogen 5 litros de Oxígeno medidos a lapresión de 2 atm, y 10 litros de Nitrógeno a la presión de 4 atm. Se dejan salir 25 litrosde la mezcla gaseosa a la presión de 1 atm. Calcular: a) la presión final, y b) la masa deoxígeno y nitrógeno en el recipiente. La temperatura se ha mantenido siempre constantea 25°C. Resp. a) 12,5 atm; b) 6,55 g O2 y 22,92 g N2

14. La temperatura de una habitación es 10°C, después de encender el calefactor sutemperatura se eleva hasta 20°C. El volumen de la habitación es de 50 m3 y la presiónes de 97 kPa. Cuánto habrá variado la masa de aire en dicha habitación si la masamolecular del aire es 28,96 g/mol. Resp. 2,04 kg

15. En un recipiente de 6 litros se tiene Hidrógeno a una presión de 6 atmósferas, mientrasque en otro recipiente de 5 litros se tiene Cloro a una presión de 9 atmósferas. Elcontenido de estos dos recipientes es vaciado en un recipiente de 18 litros. Determinarla presión total de la mezcla. Resp. 4,5 atm

16. Una masa de 1,225 g de un líquido volátil se vaporiza, generando 400 cm3 de vaporcuando se mide sobre agua a 30°C y 770 torr. La presión del vapor de agua a 30°C esde 32 torr. Cuál es el peso molecular de la sustancia. Resp. 78,4 g/mol

17. La composición ponderal del aire es 23,1% de Oxígeno, 75,6% de Nitrógeno y 1,3% deArgón. Calcular las presiones parciales de estos tres gases en un recipiente de 1 litro de



133

capacidad, que contiene 2 gramos de aire a –20°C. Resp. 0,29 atm O2; 1,12 atm N2;0,014 atm CO2

18. Un recipiente de 1 litro contiene una mezcla de Hidrógeno y de Dióxido de Carbono a10°C y presión total de 786 mmHg. Calcular el peso de Hidrógeno si el recipientecontiene 0,1 g de Dióxido de Carbono. Resp. 0,0844 g H2

19. En una mezcla gaseosa formada por Oxígeno y Nitrógeno, la presión parcial delOxígeno es el doble de la del Nitrógeno. Determinar el peso de Oxígeno en la mezcla, sien ésta hay 8 moles de Nitrógeno. Resp. 512 g de O2

20. Se prepara una mezcla con 200 ml de un gas A y 800 ml de un gas B a presión ytemperatura constantes, la presión atmosférica es de 765 mmHg. Calcular la presiónparcial de cada gas. Resp. 153 mmHg de A; 612 mmHg de B

FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Reacciones Químicas


134

CAPITULO 7

REACCIONES QUIMICAS

1. GENERALIDADES:a) DEFINICIONES:La REACCION QUIMICA es un fenómeno en el cual una o más sustancias (reactivos)interaccionan para transformarse en otras sustancias (productos) de propiedades diferentes alas originales.

La VELOCIDAD de una reacción depende de algunos factores, como:

- Concentración- Temperatura- Presión- Acción de la luz- Acción de los catalizadores

Para representar a una reacción química se utiliza una simbología apropiada que se conocecomo ECUACION QUIMICA.

Toda ecuación química se basa en la LEY DE LA CONSERVACION DE LA MASA, quedice: “SIEMPRE QUE OCURRE UN CAMBIO QUÍMICO, LA MASA TOTAL DE LASSUSTANCIAS REACCIONANTES, ES EXACTAMENTE IGUAL A LA MASA TOTALDE LOS PRODUCTOS DE LA REACCIÓN”.

En una ecuación química identificamos dos miembros, el de la izquierda los REACTIVOSy el de la derecha los PRODUCTOS.

H2SO4 + Ca(OH)2 CaSO4 + 2 H2OREACTIVOS PRODUCTOS

Los dos miembros están separados por un signo “=” o bien por una flecha “” que nosindica el sentido de la reacción.

Una ecuación química debe ser lo más informativa, por lo que muchas veces es necesarioindicar el estado físico de las sustancias, factores que intervienen y características de lassustancias resultantes, razón por la cual se pueden utilizan los siguientes símbolos:

g: gas l: líquido ac: acuosa : precipitacións: sólido sol: solución : desprendimiento



135

Una ecuación química nos indica:

El número mínimo de partículas que intervienen en la reacción:

4 Zn + 10 HNO3 4 Zn(NO3)2 + 1 NH4NO3 + 3 H2O

De la reacción anterior podemos concluir que hay la participación de 4 moléculas deZinc y 10 moléculas de HNO3; formándose 4 moléculas de Zn(NO3)2, 1 molécula deNH4NO3 y 3 moléculas de H2O.

Una relación de pesos, moles y volumen (en caso de gases) de las sustancias que tomanparte en la reacción:

1 BaCl2 + 1 H2SO4 1 BaSO4 + 2 HCl1 mol 1 mol 1 mol 2 moles

b) TIPOS DE REACCIONES:Las reacciones pueden ser:

1) REACCIONES DE COMBINACION (SINTESIS):Cuando dos o más sustancias se combinan para formar un solo producto:

A + B AB

CaO(g) + H2O(l) Ca(OH)2(sol)

SO3(g) + H2O(l) H2SO4(sol)

2) REACCIONES DE DESCOMPOSICION:Una sustancia se descompone en dos o más productos:

AB A + B

2 H2O(l) 2 H2(g) + O2(g)

CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)

3) REACCIONES DE DESPLAZAMIENTO O SUSTITUCION SIMPLE:Un determinado elemento desplaza a otro de un compuesto:

A + BC AC + B



136

Zn(s) + 2HCl(sol) ZnCl2(sol) + H2(g)

Zn(s) + CuSO4(sol) ZnSO4(sol) + Cu(s)

4) REACCIONES DE DOBLE DESPLAZAMIENTO:Cuando uno más átomos de un elemento de un compuesto son sustituidos por uno omás átomos de otro elemento:

AB + CD AD + BC

KCl(sol) + AgNO3(sol) KNO3(sol) + AgCl(sol)

(NH4)2S(sol) + Pb(NO3)2(sol) 2NH4NO3(sol) + PbS(sol)

5) REACCIONES DE COMBUSTION:Reacciones que tienen lugar entre un elemento o compuesto y el Oxígeno(generalmente del aire), acompañadas del desprendimiento de luz y calor.

Fe(s) + O2(g) Fe2O3(s)

C2H5OH(l) + O2(g) CO2(g) + H2O(l) + Energía

2. REACCIONES DE OXIDO–REDUCCION O REDOX:Son reacciones químicas de cualquiera de las anteriores, se caracterizan porque haymodificación en los estados de oxidación de algunos de los elementos reaccionantes alformar los productos.

En toda reacción de este tipo se registran dos fenómenos simultáneos:

OXIDACION:Es la pérdida de electrones o aumento en el estado de oxidación de un elemento hacia unvalor más positivo.

Zn0 – 2e– Zn+2

REDUCCION:Se define como la ganancia de electrones o una disminución en el número de oxidaciónhacia un valor menos positivo.

2H+1 + 2e– H20



137

En toda reacción Redox, hay dos agentes químicos: el agente oxidante y el reductor. ElAGENTE OXIDANTE es el que produce la oxidación por lo tanto se reduce, es decirproporciona electrones y el AGENTE REDUCTOR es el que se oxida, acepta loselectrones.

En el siguiente diagrama se puede observar el orden de la OXIDO-REDUCCION, es:

Para reconocer una reacción redox, se debe tomar en cuenta las siguientes consideraciones:

Cuando un elemento se encuentra en el centro de un compuesto ternario en un lado de lareacción, pero no en el otro lado; por ejemplo el Manganeso:

KMnO4MnSO4

Cuando un elemento está en un compuesto en un lado de la reacción y en estado libre(sin combinar) en el otro lado, por ejemplo el Cloro:

NaCl Cl2

Cuando la terminación del nombre en un compuesto en un lado de la reacción cambiaen el otro lado de la misma, por ejemplo Sulfato Ferroso a Sulfato Férrico:

FeSO4 Fe2(SO4)3

AGENTES OXIDANTES:Entre los principales agentes oxidantes, tenemos a los siguientes:

a) MnO2 + Ácido Mn+2 + H2O

b) MnO4– + Ácido Mn+2 + H2O

c) Cr2O7–2 + Ácido Cr+3 + H2O



138

d) HNO3(c) + Metales M(NO3)x + NO2 + H2OHNO3(c) + No Metales Ácido orto del no metal + NO2 + H2O

HNO3(d) + Metales M(NO3)x + NO + H2OHNO3(d) + No Metales Ácido orto del no metal + NO + H2O

e) H2SO4(c) + Metales + Calor M2(SO4)x + SO2 + H2O

H2SO4(c) + No Metales + Calor m2Ox + SO2 + H2O

f) Cl2 + Hidróxido M(ClO)x + MClx + H2OCl2 + Hidróxido + Calor M(ClO3)x + MClx + H2O

3. IGUALACION DE ECUACIONES REDOX:METODO DE LA VARIACION EN EL ESTADO DE OXIDACION:a) Identificar los elementos que intervienen en la oxido-reducción (Redox), utilizando los

cambios en el estado de oxidación.

b) Con cada elemento escribir semireacciones, mostrando la pérdida y ganancia deelectrones.

c) Si hay subíndices en las fórmulas, equilibrar el número de átomos que se oxidan y sereducen.

d) Sumar las semireacciones equilibradas, transfiriendo los coeficientes a la ecuaciónoriginal, debiendo igualar previamente el número de electrones ganados y perdidos.

e) Equilibrar por simple inspección los metales, no metales, radicales y luego elHidrógeno.

f) Contar el número de Oxígenos, para verificar su igualación.

PROBLEMAS RESUELTOS:IGUALAR LAS SIGUIENTES REACCIONES:1. Permanganato de Potasio + Sulfato Ferroso + Acido Sulfúrico Sulfato Manganoso +

Sulfato de Potasio + Sulfato Férrico + Agua

Utilizando nomenclatura química, escribimos las fórmulas de los compuestos:

KMnO4 + FeSO4 + H2SO4MnSO4 + K2SO4 + Fe2(SO4)3 + H2O

Utilizando los cambios en los estados de oxidación, identificamos los elementos queintervienen en la oxido-reducción, con los cuales escribimos las semireacciones:



139

Oxidación: 2 Fe+2 – 2e– Fe2+3

Reducción: Mn+7 + 5e– Mn+2

Igualamos el número de electrones: 2 Fe+2 – 2e– Fe2+3 (5)

Mn+7 + 5e– Mn+2 (2)

Sumamos las semirreacciones: 10 Fe+2 + 2 Mn+7 5 Fe2+3 + 2 Mn+2

Los coeficientes encontramos transferimos a la ecuación original:

2 KMnO4 + 10 FeSO4 + H2SO4 2 MnSO4 + K2SO4 + 5 Fe2(SO4)3 + H2O

Equilibramos por simple inspección los demás elementos:

ELEMENTO REACTIVOS PRODUCTOSK

MnFeSHO

22

10181680

22

10181680

Por lo que la reacción igualada es:

2 KMnO4 + 10 FeSO4 + 8 H2SO4 2 MnSO4 + K2SO4 + 5 Fe2(SO4)3 + 8 H2O

2. Sulfuro de Bismuto + Acido Nítrico Azufre + Nitrato de Bismuto + Monóxido deNitrógeno + Agua

Bi2S3 + HNO3 S + Bi(NO3)3 + NO + H2O

Oxidación: S3–2 – 6e– 3 So

Reducción: N+5 + 3e– N+2 (2)

Sumamos las semirreacciones: S3–2 + 2 N+5 3 So + 2 N+2

La reacción igualada es:

Bi2S3 + 8 HNO3 3 S + 2 Bi(NO3)3 + 2 NO + 4 H2O

3. Oxido Manganoso + Oxido Plúmbico + Acido Nítrico Acido Permangánico +Nitrato Plumboso + Agua



140

MnO + PbO2 + HNO3 HMnO4 + Pb(NO3)2 + H2O

Oxidación: Mn+2 – 5e–Mn+7 (2)Reducción: Pb+4 + 2e– Pb+2 (5)

Sumamos las semirreacciones: 2 Mn+2 + 5 Pb+4 3 Mn+7 + 5 Pb+2

Siendo la ecuación igualada:

2 MnO + 5 PbO2 + 10 HNO3 2 HMnO4 + 5 Pb(NO3)2 + 4 H2O

4. Cloruro Ferroso + Dicromato de Potasio + Acido Clorhídrico Cloruro Crómico +Cloruro Férrico + Cloruro de Potasio + Agua

FeCl2 + K2Cr2O7 + HCl CrCl3 + FeCl3 + KCl + H2O

Oxidación: Fe+2 – 1e– Fe+3 (6)Reducción: Cr2

+6 + 6e– 2 Cr+3 (1)

Sumamos las semirreacciones: 6 Fe+2 + Cr2+6 6 Fe+3 + 2 Cr+3


6 FeCl2 + K2Cr2O7 + 14 HCl 2 CrCl3 + 6 FeCl3 + 2 KCl + 7 H2O

5. Ioduro Crómico + Hidróxido de potasio + Cloro Cromato de potasio + Periodato dePotasio + Cloruro de Potasio + Agua

CrI3 + KOH + Cl2 K2CrO4 + KIO4 + KCl + H2O

Oxidación: Cr+3 – 3e– Cr+6

I3–1 – 24e– 3 I+7

Sumando: Cr+3 + I3–1 – 27e– Cr+6 + 3 I+7 (2)

Reducción: Cl2o + 2e– 2 Cl–1 (27)

Sumamos las semirreacciones: 2 Cr+3 + 2 I3–1 + 27 Cl2

o 2 Cr+6 + 6 I+7 + 54 Cl–1


2 CrI3 + 64 KOH + 27 Cl2 2 K2CrO4 + 6 KIO4 + 54 KCl + 32 H2O



141

PROBLEMAS PROPUESTOS:1. Permanganato de Potasio + Acido Clorhídrico → Cloro + Cloruro de Potasio + Cloruro

Manganoso + Agua.

2. Cloruro Ferroso + Peróxido de Hidrógeno + Acido Clorhídrico → Cloruro Férrico +Agua.

3. Sulfuro Arsénico + Acido Nítrico → Acido Arsénico + Acido Sulfúrico + Dióxido deNitrógeno + Agua.

4. Oxido Manganoso + Oxido Plúmbico + Acido Nítrico → Acido Permangánico +Nitrato Plumboso + Agua.

5. Arsenito Acido de Sodio + Bromato de Potasio + Acido Clorhídrico → Cloruro deSodio + Bromuro de Potasio + Acido Arsénico.

6. Telurito de Sodio + Yoduro de Sodio + Acido Clorhídrico → Cloruro de Sodio +Teluro + Yodo + Agua.

7. Oxido de Bismuto + Hidróxido de Sodio + Hipoclorito de Sodio → Metabismutato deSodio + Cloruro de Sodio + Agua.

8. Acido Nítrico + Acido Iodhídrico → Monóxido de Nitrógeno + Yodo + Agua.

9. Dicromato de Potasio + Cloruro Estannoso + Acido Clorhídrico → Cloruro Crómico +Cloruro Estánnico + Cloruro de Potasio + Agua.

10. Cloruro Cobaltoso + Peróxido de Sodio + Hidróxido de Sodio + Agua → HidróxidoCobáltico + Cloruro de Sodio.

11. Clorato de Potasio + Acido Sulfúrico → Sulfato Acido de Potasio + Oxígeno + Dióxidode Cloro + Agua.

12. Bromuro de Potasio + Acido Sulfúrico → Sulfato de Potasio + Bromo + AcidoSulfhídrico + Agua.

13. Oxido Crómico + Carbonato de Sodio + Nitrato de Potasio → Cromato de Sodio +Anhídrido Carbónico + Nitrito de Potasio.

14. Difosfuro de Tetrahidrógeno → Fosfamina + Tetrafosfuro de Dihidrógeno.

15. Fosfato de Calcio + Anhídrido Silísico + Carbono → Silicato de Calcio + Fósforo +Monóxido de Carbono.



142

16. Cloruro de Bario + Oxido Plúmbico + Acido Sulfúrico → Cloro + Sulfato Plumboso +Sulfato de Bario + Agua.

17. Cloruro de Litio + Permanganato de Potasio + Acido Sulfúrico → Cloro + SulfatoManganoso + Sulfato de Potasio + Sulfato de Litio + Agua.

18. Dicromato de Potasio + Cloruro de Bario + Acido Sulfúrico → Cloro + SulfatoCrómico + Sulfato de Bario + Sulfato de Potasio + Agua.

19. Dióxido de Manganeso + Cloruro de Calcio + Acido Fosfórico → Cloro + FosfatoManganoso + Fosfato de Calcio + Agua.

20. Permanganato de Potasio + Bromuro de Bismuto + Acido Sulfúrico → Bromo + SulfatoManganoso + Sulfato de Bismuto + Sulfato de Potasio + Agua.

FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estequiometría


143

CAPITULO 8

ESTEQUIOMETRÍA

1. GENERALIDADES:La ESTEQUIOMETRIA es una parte de la química, que estudia todas las relacionescuantitativas entre masas (moles, moléculas) y volúmenes en una reacción química, esto esen reactivos y productos:

3 Cl2 + 6 KOH CALOR 5 KCl + 1 KClO3 + 3 H2O

Los coeficientes en una reacción química, nos informan los números relativos de moléculaso unidades fórmula, indican las proporciones de moles, nos permiten conocer los pesosrelativos de los reactivos y productos. Son estos coeficientes los que nos proporcionan lasRELACIONES ESTEQUIOMETRICAS.

2. LEYES PONDERALES DE LA QUIMICA:Conocida como Leyes Fundamentales de la Química, son aquellas que rigen elcomportamiento de la materia en los cambios químicos, en función de la masa de lassustancias que participan. Estas son:

a) LEY DE LAVOISIER:Conocida como ley de LA CONSERVACION DE LA MASA, establece que: “SIEMPREQUE OCURRE UN CAMBIO QUÍMICO, LA MASA TOTAL DE LAS SUSTANCIASREACCIONANTES, ES EXACTAMENTE IGUAL A LA MASA TOTAL DE LASSUSTANCIAS QUE SE PRODUCEN EN LA REACCIÓN”.

En la reacción:

1 H2SO4 + 2 Na(OH) 1 Na2SO4 + 2 H2O

Masa Reactivos: 1(98) + 2(40) = 178 gramosMasa Productos: 1(142) + 2(18) = 178 granos

b) LEY DE PROUST:Conocida como ley de las PROPORCIONES DEFINIDAS O COMPOSICIONCONSTANTE, esta ley establece que: “UN COMPUESTO QUÍMICO, SIEMPRECONTIENE LOS MISMOS ELEMENTOS COMBINADOS EN LA MISMAPROPORCIÓN DE MASA”.

Esto significa, por ejemplo que cualquier muestra de agua, sea cual fuere el sitio de dondese la obtenga, siempre tendrá 88,82% de Oxígeno y 11,18% de Hidrógeno, por lo que sucomposición nunca variará.



144

CONSECUENCIA DE LA LEY DE PROUST:La principal consecuencia de la Ley de Proust, es la COMPOSICION CENTESIMAL oPORCENTUAL de una sustancia química. Donde, la composición centesimal de uncompuesto son los porcentajes en masa de los elementos que lo forman.

DETERMINACION DE LA COMPOSICION CENTESIMAL:Cuando la fórmula de un compuesto es conocida, el porcentaje de cada uno de loselementos del compuesto, se calcula aplicando la siguiente ecuación:

100CompuestodelMolecularPeso

)AtómicoPeso)(átomosdeNúmero(ELEMENTO%

c) LEY DE DALTON:Conocida como ley de las PROPORCIONES MULTIPLES, nos dice que: “CUANDO DOSELEMENTOS SE COMBINAN ENTRE SI PARA FORMAR MAS DE UNCOMPUESTO, LAS MASAS DE UN ELEMENTO QUE SE COMBINAN CON UNAMASA FIJA DEL OTRO ELEMENTO EN LOS DIFERENTES COMPUESTOSGUARDAN UNA RELACIÓN DE NÚMEROS ENTEROS PEQUEÑOS”.

En las siguientes tablas se muestran dos ejemplos en los que se puede observar claramenteesta ley:

COMPUESTO RELACION ENTRE N y ON2ONO

N2O3

NO2

N2O5

7 : 47 : 8

7 : 127 : 167 : 20

COMPUESTO RELACION ENTRE C e HCH4

C2H6

C2H4

C2H2

12 : 412 : 312 : 212 : 1

d) LEY DE RICTHER:Conocida como ley de las PROPORCIONES RECIPROCAS, establece que: “LASMASAS DE LOS ELEMENTOS DIFERENTES QUE SE COMBINAN CON LA MISMAMASA DE UN ELEMENTO DADO, SON LAS MISMAS QUE REACCIONARANENTRE SI, MÚLTIPLOS O SUBMÚLTIPLOS DE ESAS MASAS PARA OBTENEROTROS COMPUESTOS”.



145

8 g O2 + 1 g H H2O+ 3 g C CO2

+ 8 g S SO2

+ 20 g Ca CaO+ 35,5 g Cl Cl2O

Pero los elementos Hidrógeno, Azufre, Carbono, Calcio y Cloro, se combinan entre sí paraformar los siguientes compuestos:

CH4: l g H2 y 3 g C

H2S: l g H2 y 8 g S

CaCl2: 20 g Ca y 35,5 g Cl

HCl: l g H2 y 35,5 g Cl

CCl4: 3 g C y 35,5 g Cl

e) LEY VOLUMETRICA DE GAY–LUSSAC:Conocida como ley de los VOLUMENES DE COMBINACION, establece que: “BAJOLAS MISMAS CONDICIONES DE PRESIÓN Y TEMPERATURA, LOS VOLÚMENESDE LOS GASES QUE REACCIONAN ENTRE SI Y DE SUS PRODUCTOSGASEOSOS ESTÁN EN LA RELACIÓN DE NÚMEROS ENTEROS SIMPLES YSENCILLOS”.

2 H2 + 1 O2 2 H2O2 volúmenes 1 volumen 2 volúmenes

1 N2 + 3 H2 2 NH3

1 volumen 3 volúmenes 2 volúmenes

f) LEY DE AVOGADRO:Establece que: “VOLÚMENES IGUALES DE GASES, EN LAS MISMASCONDICIONES DE PRESIÓN Y TEMPERATURA, CONTIENEN EL MISMONUMERO DE MOLÉCULAS”.

1 H2 + 1 Cl2 2 HCl1 volumen 1 volumen 2 volúmenes

1 litro 1 litro 2 litrosX moléculas X moléculas 2X moléculas



146

3. PESO EQUIVALENTE DE UN ELEMENTO (EQUIVALENTE-GRAMO):Es el peso de un elemento que se combinará con, ó desplazará a 3 partes en peso (gramos)de carbono (8 de oxígeno; 1,008 de hidrógeno). Un mismo elemento puede tener variosequivalentes, según la combinación a partir de la cual se ha calculado.

Para el cálculo numérico puede seguirse las siguientes reglas:

a)OxidacióndeEstado

AtómicoPesoELEMENTOg-eq

b)sSustituídooesSustituíblHidrógenosdeNúmero

AcidodelMolecularPesoACIDOg-eq

c)OHGruposdeNúmero

HidróxidodelMolecularPesoHIDROXIDOg-eq

d)ioneslosdeunodetotalaargC

SalladeMolecularPesoSALg-eq

e)perdídosoganadosElectrones

ciatanSusladeMolecularPesoREDUCTORoOXIDANTEg-eq

En todo proceso químico las sustancias siempre reaccionan equivalente a equivalente, conlo que el cálculo numérico a través de este concepto evita la igualación de las ecuacionesquímicas, es decir si una sustancia A reacciona con otra B:

NUMERO DE EQUIVALENTES DE A = NUMERO DE EQUIVALENTES DE B

4. FORMULAS QUIMICAS:a) FORMULA MINIMA O EMPIRICA (fm):Es la fórmula que indica cuales son los elementos que forman una sustancia y cual es laproporción mínima entre los átomos de esos elementos al formar la molécula de lasustancia deseada.

COMPUESTO FORMULA MINIMAAcido Sulfúrico, H2SO4

Peróxido de Hidrógeno, H2O2

Benceno, C6H6

Glucosa, C6H12O6

Acetileno, C2H2

Hidracina, N2H4

H2SO4

HOCH

CH2OCHNH2



147

Para determinar la FORMULA MINIMA, se procede de la siguiente manera:

1) Se determina el NUMERO RELATIVO DE MOLES (#rm) de cada elemento,dividiendo el porcentaje transformado en gramos para su peso atómico.

AtómicoPeso

Elementodel)Peso(Masarm#

2) Se determina el NUMERO RELATIVO DE ATOMOS (#ra), dividiendo el NúmeroRelativo de Moles para el menor valor de ellos, estos valores deben ser siempre enteros.Cuando no lo sean, se deben multiplicar todos los resultados por un factor (2, 3, 4, etc.),hasta que éstos sean enteros.

b) FORMULA MOLECULAR (FM):Es la que indica cuales son los elementos que forman una sustancia y el número exacto deátomos de cada elemento en la molécula de la sustancia considerada.

COMPUESTO FORMULA MOLECULARPeróxido de Hidrógeno

BencenoGlucosa

Acido SulfúricoAcetilenoHidracina

H2O2

C6H6

C6H12O6

H2SO4

C2H2

N2H4

De los ejemplos anteriores se deduce la relación entre fórmula molecular y la mínima:

)MINIMAFORMULA(kMOLECULARFORMULA

El valor de k puede ser calculado a partir de la siguiente ecuación:

MínimaFórmulaladeMolecularPeso

CompuestodelalReMolecularPesok

Los valores de k deben ser: 1, 2, 3, 4, etc.

Un procedimiento para determinar la FORMULA MOLECULAR, es el siguiente:

1) Se determina la Fórmula Mínima, fm2) Se determina el valor de k3) Se determina la Fórmula Molecular, FM = k(fm)



148

5. REACTIVO LIMITANTE:Muchas preparaciones de laboratorio emplean excesos de uno de los reactivos. Por lo tanto,los cálculos para determinar la cantidad de producto deseado deberían basarse en elreactivo que no esté en exceso, es decir aquel que se utilice completamente en la reacción,este reactivo es llamado REACTIVO LIMITANTE.

Otra definición es aquella que dice que: REACTIVO LIMITANTE, es aquel que seencuentra en menor número de moles con respecto a los demás, cumple con la proporciónen la ecuación química, determina la cantidad de producto.

PROBLEMAS RESUELTOS:1) Calcular la composición centesimal o porcentual del Sulfato de Potasio, K2SO4.

Primero, determinamos el peso molecular del K2SO4: K=39,1; S=32 y O=16, entoncesel K2SO4 pesa 174,2 g/mol.

A continuación calculamos la composición porcentual de cada elemento, aplicando lasiguiente ecuación:

100CompuestodelMolecularPeso

)AtómicoPeso)(átomosdeNúmero(ELEMENTO%

Realizando los cálculos para cada elemento, tenemos:

13,531002,174

)1,39)(2(K%

74,211002,174

)32)(1(S%

13,2574,2113,53100O%

2) Un compuesto químico tiene la siguiente composición porcentual: Potasio (K), 26,57%;Cromo (Cr), 35,36% y Oxígeno (O), 38,07%. Determine la fórmula mínima.Para resolver este ejercicio construimos la siguiente tabla:

ELEMENTO % m(g) PA #rm #raKCrO

26,5735,3638,07

26,5735,3638,07

39,15216

0,67950,68

2,3792

1 x 2 = 21 x 2 = 2

3,5 x 2 = 7

Por lo tanto la fórmula mínima (fm) es: K2Cr2O7



149

3) Una muestra de uranio de 2,5 gramos se calentó en aire, el óxido resultante pesaba2,949 gramos. Determinar la fórmula mínima del óxido.Determinamos por diferencia la cantidad de Oxígeno que tiene el óxido:

g449,05,2949,2Og

Elaboramos la siguiente tabla, para establecer la fórmula mínima:

ELEMENTO m(g) PA #rm #raUO

2,50,449

23816

0,01050,028

1 x 3 = 32,68 x 3 = 8

Por tanto, la fórmula mínima (fm) es: U3O8

4) Una muestra de 1,367 gramos de un compuesto orgánico se quema en una corriente deaire y dio como resultado 3,002 gramos de CO2 y 1,640 gramos de H2O. Si elcompuesto contenía solamente carbono, hidrógeno y oxígeno, determinar la fórmulamínima (fm).

Determinamos las masas de Carbono e Hidrógeno en el CO2 y en el H2O:

Cg8187,0COg44

Cg12COg002,3

22

Hg1822,00OHg18

Hg2OHg002,3

22

Determinamos la cantidad de Oxígeno, por diferencia de la cantidad de compuestoinicial:

g3661,01822,08187,0367,1Og

Construimos a continuación la siguiente tabla:

ELEMENTO m(g) PA #rm #raCHO

0,81870,18220,3661

121

16

0,06820,18220,0228

2,99 = 37,99 = 8

1 = 1

La fórmula mínima, fm es: C3H8O



150

5) Un pedazo de cobre electroliticamente puro pesa 3,178 gramos y al calentarlefuertemente en una corriente de oxígeno se convierte en un óxido negro cuyo peso esde 3,978 gramos. Determinar la composición de este óxido.

100total)masa(Peso

elementodel)masa(PesoElemento%

100gr978,3

gr178,3Cu%

89,79Cu%

El porcentaje de Oxígeno, lo determinamos restando de 100:

11,2089,79100O%

6) Se disuelve en ácido nítrico una moneda de plata cuyo peso es de 5,82 gramos. Cuandose añade cloruro de sodio a la solución formada, toda la plata forma cloruro de platacuyo peso es de 7,20 gramos. Hallar el porcentaje de plata en la moneda.

Calculamos la cantidad de Plata que existe en el cloruro correspondiente:

Agg41,5AgClg143

Agg108AgClg20,7

El porcentaje de Plata se calcula de la siguiente manera:

96,92100g82,5

g41,5Ag%

7) Qué cantidad de clorato de potasio se debe calentar para obtener 3,5 gramos deoxígeno, determinar además la cantidad de cloruro de potasio formada.

Para este tipo de ejercicios se aconseja seguir el siguiente procedimiento:

1. Escribir la reacción química2. Igualar la reacción química3. Identificar las sustancias que continúan utilizándose en la solución del problema4. Determinar pesos moleculares de dichas sustancias5. Determinar el reactivo limitante (si es el caso)6. Resolver el problema, aplicando reglas de tres y/o ecuaciones determinadas



151

La reacción química igualada es la siguiente:

2 KClO3 3 O2 + 2 KCl

Los peso moleculares de las sustancias que intervienen en la solución del problema son:KClO3 = 122,6 g/mol y O2 = 32 g/mol.

Calculamos la cantidad de KClO3 que se forma, mediante la siguiente regla de tres:

32

32 KClOg94,8

Og)32(3

KClOg)6,122(2Og5,3

Si aplicamos la ley de la Lavoisier (Conservación de la Masa), podemos establecer lacantidad de KCl que se produce:

23 OgKClOgKClg

g44,55,394,8KClg

8) Qué peso de óxido férrico se producen al oxidar completamente 100 gramos de hierro.Calcular el volumen de Oxígeno necesario en condiciones normales.

La ecuación igualada es:

4 Fe + 3 O2 2 Fe2O3

Los pesos moleculares son: Fe2O3 = 160 g/mol y Fe = 56 g/mol.

Determinamos la cantidad de Fe2O3:

3232 OFeg86,142

Feg)56(4

OFeg)160(2Feg100

La cantidad de Oxígeno se determina por diferencia:

g86,4210086,142Og 2

Para determinar el volumen de Oxígeno en condiciones normales, establecemos:

TRnVP P

TRnV



152

2Olitros30)atm1)(mol/g32(

)K273)(molK/litrosatm08205,0)(g86,42(V

9) Cuántas libras de sulfato de sodio al 83,4% de pureza se pueden obtener a partir de 250lb de cloruro de sodio al 94,5% de pureza, si el cloruro de sodio reacciona con ácidosulfúrico.

La ecuación que describe el fenómeno es:

2 NaCl + H2SO4 Na2SO4 + 2 HCl

Con ayuda de los pesos atómicos, determinamos los pesos moleculares de loscompuestos: NaCl = 58,5 g/mol y Na2SO4 = 142 g/mol

Luego determinamos la cantidad de NaCl puro:

g7,107257lb25,236)945,0)(lb250(puroNaClg

Estableciendo reglas de tres determinamos la cantidad de Na2SO4:

424242 SONalibras73,286SONag77,130175

NaClg)5,58(2

SONag)142(1)p(NaClg7,107257

10) El ácido clorhídrico comercial se prepara normalmente calentando Cloruro de Sodiocon Acido Sulfúrico concentrado. Qué cantidad de Acido Sulfúrico concentrado al95% de pureza se necesita para preparar 350 gramos de HCl de 42% de pureza.

El proceso químico se muestra en la siguiente reacción:

2 NaCl + H2SO4 Na2SO4 + 2 HCl

Si los pesos moleculares son: HCl = 36,5 g/mol y H2SO4 = 98 g/mol

Determinamos la cantidad de HCl puro: g147)42,0)(g350(puroHClg

Calculamos la masa de H2SO4 puro:

purosSOHg34,197HClg)5,36(2

SOHg98)p(HClg147 42

42

Luego determinamos el peso de H2SO4 al 95%:



153

%95alSOHg73,20795,0

)g34,197(42

11) La herrumbre se puede eliminar de las telas por la acción del Acido Clorhídricodiluido. Cuántos gramos de herrumbre se pueden eliminar con la acción de 100 ml deácido al 40% de pureza y de densidad 1,118 g/ml.

La reacción que describe el fenómeno es:

Fe2O3 + 6 HCl 2 FeCl3 + 3 H2O

Determinamos la masa pura de HCl:

V

md %40HClg8,111)ml/g118,1)(ml100(Vdm

)40,0)(g8,111(m puroHClg72,44m

Con este valor calculamos la cantidad de Fe2O3:

3232 OFeg67,32

HClg)5,36(6

OFeg160HClg72,44

12) Calcular la masa del Acido Clorhídrico al 39% de pureza (39% en peso de ácido puro)que se necesita para preparar cloro suficiente para llenar un cilindro de 3500 ml decapacidad a una presión de 200 atmósferas y a la temperatura de 0°C, cuando el ácidoreacciona con el Dióxido de Manganeso.

El fenómeno químico, se representa por la siguiente ecuación:

4 HCl + MnO2 Cl2 + MnCl2 + 2 H2O

Con ayuda de la ecuación general de los gases determinamos la masa de Cl2:

TR

PMVPgTR

PM

gVP

g78,2218)K273)(molK/litrosatm08205,0(

)mol/g71()litros5,3)(atm200(Clg 2

Determinamos luego la cantidad de HCl puro:



154

purosHClg56,4562Clg71

HClg)5,36(4Clg78,2218

22

Con esta masa determinamos la cantidad de HCl al 39%:

%39HClg88,1169839,0

g56,4562

13) Qué cantidad de Cromo metálico puede obtenerse cuando reaccionan 5 libras deAluminio con 20 libras de Oxido Crómico. Qué sustancia está en exceso y en quécantidad.

La reacción química igualada es:

2 Al + Cr2O3 2 Cr + Al2O3

Determinamos las masas en gramos de cada reactivo: 5 lb Al = 2270 g Al20 lb Cr2O3 = 9080 g Cr2O3

Luego determinamos el reactivo limitante, calculando moles:

moles04,42)mol/g27(2

g2270Aln (REACTIVO LIMITANTE)

moles74,59mol/g152

g9080OCrn 32 (REACTIVO EN EXCESO)

Establecemos las siguientes relaciones:

Crg85,4371Alg)27(2

Crg)52(2Alg2270

323232 OCrlb07,14OCrg63,6389

Alg)27(2

OCrg152Alg2270

Por diferencia determinamos el exceso: 20 lb – 14,07 lb = 5,93 lb Cr2O3

14) Calcular el peso en gramos de Nitro de Chile que contienen 89,5% de Nitrato de Sodio,que al ser tratado con suficiente cantidad de Acido Sulfúrico produce 50 gramos deAcido Nítrico al 65,3% de pureza.



155

La reacción química que explica este fenómeno es:

2 NaNO3 + H2SO4 2 HNO3 + Na2SO4

Calculamos la cantidad de HNO3 puro:

g65,32)653,0)(g50(purosHNOg 3

Determinamos la cantidad de NaNO3 y de Nitro de Chile, con ayuda de las siguientesrelaciones:

33

33 NaNOg05,44

HNOg)63(2

NaNOg)85(2HNOg65,32

ChiledeNitrog21,49NaNOg5,89

ChiledeNitrog100NaNOg05,44

33

15) Se desea preparar Dióxido de Nitrógeno, NO2, a partir de sus elementos. El Nitrógenoque se usará en la preparación se obtiene de la reacción: Amoníaco + Oxido Cúprico Cobre + Nitrógeno + Agua, qué cantidad de Amoníaco se necesita para preparar150 gramos de Dióxido de Nitrógeno.

Las reacciones igualadas para los dos procesos son:

N2 + 2 O2 2 NO2

2 NH3 + 3 CuO 3 Cu + N2 + 3 H2O

Determinamos los pesos moleculares: NO2 = 46; N2 = 28 y NH3 = 17 g/mol

Establecemos las relaciones, para determinar las cantidades de N2 y NH3:

22

22 Ng65,45

NOg)46(2

Ng28NOg150

32

32 NHg43,55

Ng28

NHg)17(2Ng65,45

16) En la reacción: dicromato de potasio + cloruro de bario + ácido sulfúrico cloro +sulfato crómico + sulfato de bario + sulfato de potasio + agua. Calcular: a) El volumende ácido sulfúrico concentrado de densidad 1,75 g/cm3 y que contiene 75% de pureza,que volumen será necesario para reaccionar 185 gramos de cloruro de bario; b) Si todo



156

el cloro obtenido de la reacción se une al fósforo, qué cantidad de cloruro fosfórico seforma.

Escribimos e igualamos la reacción química:

K2Cr2O7 + BaCl2 + H2SO4 Cl2 + Cr2(SO4)3 + BaSO4 + K2SO4 + H2O

32

62 Cre6Cr2 3

26

2 Cre6Cr2 )3(Cle2Cl 0

21

2 02

12 Cl3e6Cl3

Sumando las semireacciones, tenemos: 2 Cr2+6 + 3 Cl2

–1 → Cr2+3 + 3 Cl2o

La ecuación igualada:

K2Cr2O7 + 3 BaCl2 + 7 H2SO4 3 Cl2 + Cr2(SO4)3 + 3 BaSO4 + K2SO4 + 7 H2O

A continuación se realizan los cálculos correspondientes:

a) purosSOHg05,203BaClg)34,208(2

purosSOHg)98(7BaClg185 42

2

422

%75aloconcentradSOHg73,27075,0

SOHg05,20342

42

Determinamos el volumen del ácido, utilizando la ecuación:

V

md

d

mV %75SOHcm70,154

ml/g75,1

g73,270V 42

3

b) Para esta segunda parte la reacción es: 10 Cl2 + P4 4 PCl5

22

22 Clg05,63

BaClg)34,208(3

Clg)71(3BaClg185

52

52 PClg06,74

Clg)71(10

PClg)208(4Clg05,63

17) En la reacción: bromuro de potasio + permanganato de potasio + ácido sulfúrico bromo + sulfato manganoso + sulfato de potasio + agua. Si reaccionan 55 gramos depermanganato con 80 cm3 de ácido sulfúrico concentrado al 96% de pureza y dedensidad 1,84 g/ml. Determinar: a) La cantidad de sulfato de potasio al 75% de pureza;y b) el volumen de bromo si su densidad es 3,12 g/cm3.



157

La ecuación igualada es:

10 KBr + 2 KMnO4 + 8 H2SO4 5 Br2 + 6 K2SO4 + 2 MnSO4 + 8 H2O

Determinamos el reactivo limitante:

Para el KMnO4:

moles1739,0)mol/g1,158(2

g55KMnOn 4

Para el H2SO4:

V

md Vdm %96SOHg2,147)ml/g84,1)(cm80(m 42

3

purosSOHg312,141)96,0)(g2,147(m 42

moles1802,0)mol/g98(8

g312,141SOHn 42

Analizando la cantidad de moles, el reactivo limitante es aquel que se encuentra enmenor cantidad en moles, por lo que el KMnO4 es el REACTIVO LIMITANTE.

a) purosSOKg80,181KMnOg)1,158(2

SOKg)2,174(6KMnOg55 42

4

424

Determinamos la masa de K2SO4 al 75%:

%75SOKg4,24275,0

g80,18142

b) 24

24 Brg15,139

KMnOg)1,158(2

Brg)160(5KMnOg55

Determinada la masa calculamos el volumen de Bromo mediante la siguienteecuación:

V

md

d

mV 2Brml6,44

ml/g12,3

g15,139V



158

PROBLEMAS PROPUESTOS:FORMULAS Y COMPOSICION:1. Un compuesto contiene 21,6% de Sodio; 33,3% de Cloro y 45,1% de Oxígeno.

Determinar la fórmula empírica del compuesto. Resp. NaClO3

2. Cuando se queman 1,010 g de Zinc en aire, se producen 1,257 g de óxido. Determinarla fórmula empírica del óxido. Resp. ZnO

3. Un compuesto tiene la siguiente composición porcentual: Hidrógeno, 2,24%; Carbono26,69% y Oxígeno, 71,07%. Si su peso molecular es 90, determinar la fórmulamolecular del compuesto. Resp. H2C2O4

4. Determinar la fórmula mínima o empírica de un compuesto que tiene la composiciónsiguiente: Cromo 26,52%; Azufre 24,52% y Oxígeno 48,96%. Resp. Cr2S3O12

5. Una muestra de 3,245 g de Cloruro de Titanio se redujo con Sodio hasta Titaniometálico. Posteriormente se eliminó el Cloruro de Sodio resultante, el Titanio metálicoresidual se secó y se pesó, se obtuvieron 0,819 g. Determinar la fórmula empírica delCloruro. Resp. TiCl4

6. Una muestra de 1,5 gramos de un compuesto que contiene Carbono, Hidrógeno yOxígeno se quemó completamente. Los productos de la combustión son 1,738 g deAnhídrido Carbónico y 0,711 g de Agua. Determinar la fórmula empírica delcompuesto. Resp. C2H4O3

7. Mediante análisis se encontró que un compuesto contiene solo C, H, N y O. Unamuestra de 1,279 g se quemó por completo y se obtuvieron 1,60 g de AnhídridoCarbónico y 0,77 g de Agua. Una muestra de 1,625 g que se pesó por separado contiene0,216 g de Nitrógeno. Determinar la fórmula empírica del compuesto. Resp. C3H7O3N

8. El Manganeso forma óxidos no estequiométricos que tienen la fórmula general MnOx.Encuéntrese el valor de x para un compuesto que contiene 63,70% de Mn. Resp. 1,957

9. Al analizar un compuesto orgánico se encontraron los siguientes datos: 47,37% deCarbono y 10,59% de Hidrógeno, el resto es Oxígeno. Determinar la fórmula empíricadel compuesto. Resp. C3H8O2

10. Se ha quemado con un exceso de Oxígeno una muestra de 3,42 g de un compuesto quecontiene C, H, N y O, obteniéndose como productos de la combustión 2,47 g deAnhídrido Carbónico y 1,51 g de Agua; otra muestra del mismo compuesto cuyo pesoera de 5,26 g contenía 1,20 g de Nitrógeno. Calcular la fórmula empírica de dichocompuesto. Resp. CH3O2N

11. Se quemó con un exceso de Oxígeno una muestra de 2,52 g de un compuesto quecontiene C, H, N, O y S. Producto de la combustión fueron 4,23 g de AnhídridoCarbónico y 1,01 g de Agua. Otra muestra del mismo compuesto, cuyo peso era de 4,14g produjo 2,11 g de Anhídrido Sulfúrico. Y finalmente, otra muestra de 5,66 g del



159

compuesto genera 2,27 g de Acido Nítrico. Calcular la fórmula empírica de dichocompuesto. Resp. C6H7O2NS

12. Las especificaciones de un material para transistores requiere de un átomo de Boro porcada 1xl010 átomos de Silicio. Determinar el contenido de Boro por cada kilogramo deeste material. Resp. 3,84x10–11 kg B

13. Calcular el porcentaje de Cobre en cada uno de los siguientes minerales: cuprita, Cu2O;pirita de cobre, CuFeS2; malaquita, CuCO3.Cu(OH)2. Cuántos kilogramos de cupritadarán 500 kg de cobre. Resp. 88,82%; 34,63%; 57,48%; 563 kg

14. Determinar la composición porcentual de a) Cromato de Plata, Ag2CrO4; b) Pirofosfatode Calcio, Ca2P2O7. Resp. a) 65,03% Ag; 15,67% Cr; 19,29% O; b) 31,54% Ca;24,38% P; 44,08% O

15. Se combustionan 0,580 gramos de un compuesto que contiene C, H y O, obteniéndose1,274 g de anhídrido carbónico y 0,696 g de agua. Al volatilizar 0,705 g del compuestoa 28°C y 767 mmHg se determina que ocupan 295 ml. Determinar la fórmula delcompuesto. Resp.

16. Calcular la cantidad de Zinc en 1 ton de mineral que contiene 60,0% de Zinquita, ZnO.Resp. 964 lb Zn

17. Cuánto Fósforo está contenido en 5 g de compuesto CaCO3.3Ca3(PO4)2. Cuánto P2O5.Resp. 0,902 g P; 2,07 g P2O5

18. Una muestra de 10 g de un mineral crudo contiene 2,80 g de HgS. Determinar elporcentaje de Mercurio en el mineral. Resp. 24,1 % Hg

19. El contenido de Arsénico en un insecticida agrícola es de 28% de As2O5. Determinar elporcentaje de arsénico en el insecticida. Resp. 18,26 % As

20. Una muestra impura de Cu2O, contiene 66,6% de Cobre. Determinar el porcentaje deCu2O puro en la muestra. Resp. 75 % Cu2O

ECUACIONES QUIMICAS:1. Se prepara Cloro mediante la siguiente reacción: Permanganato de Potasio + Acido

Clorhídrico Cloro + Cloruro de Potasio + Cloruro Manganoso + Agua. Cuántosgramos de Permanganato se necesitan para preparar cloro necesario para llenar uncilindro de 1500 ml a 5 atmósferas y 20°C. Resp. 19,8 g

2. El Iodo puede prepararse mediante la reacción: Iodato de Sodio + Sulfito Acido deSodio Iodo + Sulfato Acido de Sodio + Sulfato de Sodio + Agua. Para producir unkg de Iodo, cuánto Iodato y Sulfito deben utilizarse. Resp. 1,56 kg NaIO3; 2,05 kgNaHSO3



160

3. Cuántos kilogramos de ácido sulfúrico pueden prepararse a partir de 1 kg de sulfurocuproso, si cada átomo de azufre del sulfuro cuproso se convierte en 1 molécula deácido sulfúrico. Resp. 0,616 kg

4. Se desean prepara 100 gramos de cloro mediante la siguiente reacción: Dióxido deManganeso + Acido Clorhídrico → Cloro + Cloruro Manganoso + Agua. Determinar:a) el volumen de solución de ácido clorhídrico de densidad 1,18 g/ml y al 36% deconcentración; y b) el peso de mineral de manganeso que contiene 75% de dióxido demanganeso, deben utilizarse en la preparación. Resp. a) 484 ml; b) 164 g

5. Qué cantidad de Cloruro de Amonio se requiere para preparar 125 ml de Nitrógenorecogidos sobre agua a 30°C y 850 mmHg, en la reacción: Cloruro de Amonio + Nitritode Sodio → Cloruro de Sodio + Nitrógeno + Agua. La presión del vapor de agua a30°C es 31,5 mmHg. Resp. 0,29 g NH4Cl

6. Una muestra de 50 g de Zinc reacciona exactamente con 129 cm3 de Acido Clorhídricoque tiene una densidad de 1,18 g/cm3 y contiene 35,0% en peso de ácido puro.Determinar el porcentaje de Zinc metálico en la muestra, suponer que la impureza esinerte frente al HCl. Resp. 96 % Zn

7. El Acido Clorhídrico comercial se prepara calentando Cloruro de Sodio con AcidoSulfúrico concentrado. Cuántos kilogramos de Acido Sulfúrico que contiene el 95% enpeso de ácido puro, se necesitan para la producción de 3 kilogramos de AcidoClorhídrico concentrado que contenga el 50% de ácido puro. Resp. 2,12 kg

8. En la reacción: Cloruro de Sodio + Acido Sulfúrico Sulfato de Sodio + AcidoClorhídrico. Determinar: a) el peso de Acido Clorhídrico formado por la acción delAcido Sulfúrico sobre 200 g de Cloruro de Sodio con 99,5% de pureza; b) El volumende Acido Clorhídrico obtenido si su densidad es 1,2 g/ml y contiene 40% en peso deácido puro; c) el peso de Sulfato de Sodio producido. Resp. a) 124,1 g HCl; b) 0,26litros HCl; c) 241,6 g Na2SO4

9. Si 88,3 g de Cloruro de Amonio reaccionan con 92,6 g de Oxido de Calcio paraproducir Amoníaco. Cuál de las dos sustancias esta en exceso y en qué cantidad. Resp.46,3 g CaO

10. El Nitrato de Sodio, reacciona con el Acido Sulfúrico para producir Acido Nítrico. Cuáles el peso de Nitrato que contiene el 89,5% en peso, necesario para producir 200 g deAcido Nítrico que contiene 65,3% en peso de ácido puro. Resp. 196,8 g NaNO3

11. Cuántos mililitros de solución de Nitrato de Plata, de densidad 1,14 g/ml y que contieneel 15% en peso; es necesario para reaccionar con 40 ml de una solución de AcidoClorhídrico, de densidad 1,14 g/ml y que contiene el 27,6% en peso de ácido puro.Resp. 343 ml



161

12. Calcular el número de mililítros en condiciones normales de Sulfuro de Hidrógenonecesarios para precipitar todo el Cobre en forma de Sulfuro de Cobre, de 100 ml deuna solución que contiene 0,75 g de CuCl2 por cada litro. Resp. 12,4 ml

13. Calcular en gramos y moles la cantidad de Hidróxido de Calcio requeridos para liberarel Amoníaco de 1 tonelada de Sulfato de Amonio. Cuántos cm3 en condicionesnormales de Amoníaco se liberan en la reacción.

14. La siguiente reacción representa el método comercial de preparación del monóxido denitrógeno: Amoníaco + Oxígeno Monóxido de Nitrógeno + Agua. Cuántos litros deAmoníaco y de Oxígeno se necesitarán para producir 80 litros de monóxido encondiciones normales. Resp. 80 litros, 100 litros

15. A una solución de Acido Clorhídrico que contiene 20,01 g de ácido se agregan 20,01 gde Carbonato de Calcio. Determinar: a) qué sustancia está en exceso y en cuántasmoles; b) cuántos gramos de Cloruro de Calcio se producen; c) cuántos litros deAnhídrido Carbónico en condiciones normales se liberan de la reacción. Resp. a) 0,345moles HCl; b) 22,22 g; c) 4,48 litros

16. A una solución que contiene 30 g de Nitrato de Plata se agrega una solución quecontiene 30 g de Cloruro de Sodio. Determinar: a) Qué sustancia está en exceso y enqué cantidad; b) qué peso de Cloruro de Plata se produce. Resp. a) NaCl, 19,7 g; b)25,31 g AgCl

17. Determinar en condiciones normales el volumen de Cloro liberados por la acción de unexceso de Permanganato de Potasio con 100 ml de ácido clorhídrico cuya densidad esl,2 g/ml y que contiene 39,8% en peso de ácido puro. Resp. 9,17 litros

18. En la reacción: Cloruro Ferroso + Dicromato de Potasio + Acido Clorhídrico →Cloruro Férrico + Cloruro de Potasio + Cloruro Crómico + Agua. Si reaccionan 250 mlde solución de Acido Clorhídrico de densidad 1,14 g/ml y al 32% de pureza, qué pesode Dicromato al 65% de concentración se necesita y qué peso de Cloruro Crómico al85% de concentración se produce.

19. Se tratan 50 gramos de Aluminio con 10% de exceso de Acido Sulfúrico. Determinar:a) Qué volumen de ácido sulfúrico concentrado, de densidad 1,80g/ml y que contiene96,5% en peso de ácido puro, se debe utilizar y b) qué volumen de hidrógeno serecogerá sobre agua a 20C y 785 torr. La presión del vapor de agua a 20C es 17,5 torr.Resp. a) 173 cm3; b) 66,2 litros

20. Una muestra de 5,68 g de P4O10 puro se ha transformado completamente en H3PO4

disolviéndola en agua. Este H3PO4 ha sido después completamente transformado enAg3PO4 tratándolo con un exceso de AgNO3. Posteriormente el Ag3PO4 fue tambiéntransformado completamente en AgCl haciéndolo reaccionar con un exceso de HCl. ElAgCl pesó 34,44 g. Si los pesos atómicos de Cl, P y O son respectivamente 35,5; 31 y16. Determinar el peso atómico de la plata. Resp. 108



162

ESTEQUIOMETRIA REDOX:1. Una solución que contiene 10 gramos de Sulfato Ferroso es tratada con suficiente

cantidad de Permanganato de Potasio y Acido Sulfúrico para completar la reacción.Calcular el peso de Sulfato Férrico obtenido.

2. Una muestra de Plata que pesaba 10 gramos se disolvió en Acido Nítrico, cuyadensidad es 1,2 g/ml y que contiene el 41,3% en peso de ácido puro. Calcular: a) Elnúmero de mililitros de Acido Nítrico necesario para disolver la Plata; y b) el númerode mililítros de ácido necesarios para la oxidación.

3. A una muestra de Bronce (70% de Cu y 30 % de Zn) y que pesa 5 gramos se disolvió enAcido Nítrico, cuya densidad es 1,2 g/ml y que contiene el 33% en peso de ácido puro.Calcular el volumen de la solución de Acido Nítrico necesario para disolver el bronce.

4. Calcular: a) el peso de Dicromato de Potasio requerido para completar la reacción con20 ml de Acido Iodhídrico de densidad 1,7 g/ml y que contiene el 57% en peso de ácidopuro; y b) el peso de Iodo obtenido en esta reacción.

5. Calcular el peso de Plata metálica obtenida por la acción de 1,5 gramos de SulfatoFerroso con Nitrato de Plata en solución.

6. Calcular el volumen de Sulfuro de Hidrógeno a 25°C y 750 mmHg que seránrequeridos para la reducción de 10 gramos de Permanganato de Potasio en solución,acidificada con Acido Sulfúrico.

7. Una mezcla de Cloruro de Potasio y Permanganato de Potasio es tratada con AcidoSulfúrico concentrado. Calcular: a) el peso de Permanganato de Potasio requerido paraoxidar 10 gramos de Cloruro; y b) el volumen de Cloro producido en condicionesnormales.

8. a) Determinar el volumen de una solución de Acido Nítrico de densidad 1,2 g/ml y quecontiene en 32,3% de ácido puro, necesarios para reaccionar completamente con 100gramos de Iodo; y b) El peso en gramos de Acido Iódico producidos en la reacción.

9. Calcular el volumen de Acido Sulfhídrico en condiciones normales, requerido parareducir 1,0 gramos de Dicromato de Potasio en presencia de Acido Clorhídrico.

10. Un método de laboratorio para obtener Bromo, consiste en tratar una mezcla deBromuro de Sodio y Dicromato de Potasio con Acido Sulfúrico concentrado.Determinar los pesos de Bromuro de Sodio y Dicromato de Potasio necesarios paraobtener 100 ml de Bromo, si la densidad del Bromo es 3,12 g/ml.

FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estado Líquido


163

CAPITULO 9

ESTADO LÍQUIDO

1. GENERALIDADES:El ESTADO LIQUIDO se caracteriza porque en él las fuerzas de Atracción Molecular soniguales a las fuerzas de Repulsión, cualidad que hace que los líquidos presenten lassiguientes características:

a) Espacios intermoleculares equidimensionales con el tamaño de la moléculab) Las moléculas presentan movimientos pero más restringidos que en los gasesc) Poseen volúmenes fijosd) Adquieren la forma del recipiente que les contienee) Son considerados también fluidos

Además los líquidos presentan las siguientes propiedades que los caracterizan:

Presión de Vapor Punto de ebullición Punto de congelación Tensión superficial Viscosidad

a) PRESION DE VAPOR:En los líquidos a medida que se incrementa la temperatura, se incrementa el escape de lasmoléculas de la superficie del líquido, estableciéndose un equilibrio entre el líquido y suvapor, debido a que el número de moléculas que se escapan es igual al de las moléculas queretornan. La presión ejercida por el vapor en equilibrio con el líquido a una determinadatemperatura, se llama PRESIÓN DE VAPOR del líquido.

La presión de vapor es un valor característico para cada líquido a una temperatura definida.

Es una propiedad independiente de la cantidad del líquido y constituye una medida de latendencia del líquido a evaporarse, los líquidos de mayor presión de vapor se evaporan conmayor facilidad. A continuación se muestran presiones de vapor en mmHg de varioslíquidos a diferentes temperaturas:

T(°C) AGUA ETANOL ETER0

20406080

100

4,617,454,9

148,9354,9760,0

12,744,5

133,7350,2812,9

1697,5

184,4432,8921,1

1725,03022,84953,3



164

Como conclusión se puede establecer que:

Presión de Vapor = f(Energía Cinética)Energía Cinética = f(Temperatura)

Por lo tanto: Presión de Vapor = f(Temperatura)

b) PUNTO DE EBULLICION:La temperatura de ebullición de un líquido se relaciona con su presión de vapor. Cuando lapresión de vapor interna de un líquido es igual a la presión externa, el líquido hierve. Portanto, la temperatura a la cual la presión del vapor es igual a la presión externa(atmosférica), se denomina PUNTO DE EBULLICIÓN DEL LÍQUIDO.

Se denomina PUNTO DE EBULLICIÓN NORMAL DE UN LÍQUIDO, la temperatura a lacual la presión de vapor del líquido es igual a 1 atmósfera (760 torr).

La temperatura de ebullición y la presión son directamente proporcionales. Por ejemplo enel agua se registran los siguientes datos:

PRESION (Torr) T(°C)540760

92100

A continuación se muestran datos de temperatura de ebullición de algunas sustancias:

SUSTANCIA TEMP. DE EBULLICION (ºC)Agua

Alcohol EtílicoHierroCobre

AluminioPlomo

Mercurio

10078

2750260024001750357

c) TENSION SUPERFICIAL:Todo líquido opone resistencia a cualquier fuerza que tienda a expandir su superficie. Poresta razón un líquido tiende a adoptar la forma esférica, ya que una superficie esférica tieneen comparación con el volumen que encierra un área menor que cualquier otra formageométrica.

La TENSION SUPERFICIAL es la propiedad que tiende a halar las moléculas de lasuperficie de un líquido hacia el interior de éste, el resultado es la disminución de lasuperficie al mínimo. Este fenómeno es causado por el hecho que dentro del líquido cadamolécula es atraída por el resto de las moléculas en todas las direcciones, pero las de la



165

superficie son atraídas únicamente hacia abajo o sea hacia el cuerpo del líquido, formandoestas una especie de membrana superficial templada.

Cuanto mayor sea la fuerza de atracción entre las moléculas, mayor es la tensiónsuperficial.

La Tensión Superficial, se define como la fuerza que actúa a lo largo de una distancia de 1cm en el plano de superficie que se opone a la expansión, se expresa en Dinas/cm y sesimboliza como . En la siguiente tabla se muestran datos de la tensión superficial dealgunas sustancias:

SUSTANCIA (Dinas/cm)Aceite de Oliva

AguaAcido Acético

AcetonaBencenoGlicerinaHexano

Éter

32,0072,7527,263,70

28,8563,4018,4017,00

En la siguiente tabla se muestran valores de tensión superficial para el Agua a diferentestemperaturas:

T(ºC) (Dinas/cm)0

1020304050

75,6474,2272,7571,1869,5667,91

d) VISCOSIDAD:Las fuerzas de atracción que mantiene las moléculas a distancias ínfimas dando a loslíquidos suficiente cohesión, determinan que estos al fluir sobre una superficie produzcanfricción. La resistencia que el 1íquido ofrece al flujo se denomina VISCOSIDAD.

La Viscosidad depende de la Temperatura y de la Presión. Disminuye con el aumento de latemperatura y aumenta con la disminución de la presión.

En el sistema internacional de unidades la unidad de la viscosidad es el Pascal∙Segundo quecorresponde a N∙s/m² o kg/m·s. La unidad CGS para la viscosidad es el Poise (P) que esequivalente a g/cm∙s.



166

A continuación se muestran algunos datos de viscosidad:

SUSTANCIA VISCOSIDAD (kg/m.s)Agua

GlicerinaBencenoAceite

0,001051,3923

0,0006730,391

2. SOLUCIONES:Una SOLUCION es una mezcla homogénea de una sustancia disuelta llamada SOLUTO yde un medio que esta en mayor cantidad y se encuentra por lo general en el mismo estadode la solución resultante llamado SOLVENTE. En la siguiente tabla se muestran algunosejemplos de soluciones:

SOLUTO SOLVENTE SOLUCION EJEMPLOGasGas

LíquidoSólido

GasLíquidoSólido

GasLíquidoLíquidoLíquidoSólidoSólidoSólido

GasLíquidoLíquidoLíquidoSólidoSólidoSólido

AireOxígeno en AguaAlcohol en Agua

NaCl en AguaH2 en Paladio

Mercurio en PlataPlata en Oro

a) CLASES DE SOLUCIONES:Las soluciones se clasifican considerando al:

ESTADO FISICO:- Sólidas- Líquidas- Gaseosas

NUMERO DE COMPONENTES:- Binarias- Ternarias- Cuaternarias, etc.

SOLVENTE:- Soluciones- Disoluciones

SOLUTO:- Iónicas- Moleculares



167

SOLUTO Y SOLVENTE:- Empíricas:

o Diluidaso Concentradaso Saturadaso Sobresaturadas

- Valoradas:o Porcentualeso Normaleso Molareso Molareso Formales

b) CONCENTRACION DE LAS SOLUCIONES:El término CONCENTRACIÓN se refiere a la cantidad (volumen o peso) de solutocontenido en una determinada cantidad (volumen o peso) de solvente o solución.

La cantidad de soluto puede expresarse en: volumen, peso (masa), moles, equivalentes-gramo; y la cantidad de solvente o solución en peso (masa) o volumen.

En toda solución se debe tomar en cuenta que:

SolventedePesoSolutodePesoSolucióndePeso

SolucióndeVolumen

Soluciónde)Masa(PesoSoluciónladeDensidad

c) FORMAS PARA EXPRESAR LA CONCENTRACION:Las unidades para expresar la concentración son FISICAS y QUIMICAS:

1) UNIDADES FISICAS:Cuando se emplean unidades físicas, las concentraciones de las soluciones se suelenexpresar de la siguiente forma:

PORCENTAJE EN PESO:Expresa la cantidad en peso (masa) de soluto en 100 gramos de solución:

100SolucióndePeso

SolutodePesoPESOen%



168

Una solución al 15% en peso de NaCl, significa que en l00 gramos de solución existen 15gramos de NaCl, esto es: 15 gramos de NaCl y 85 gramos de Solvente.

PORCENTAJE EN VOLUMEN:Expresa la cantidad de soluto expresada en volumen, contenidos en 100 volúmenes desolución:

100SolucióndeVolumen

SolutodeVolumenVOLUMENen%

Por ejemplo, una solución al 10% en volumen de H2SO4, nos indica que en 100 volúmenesde solución hay l0 volúmenes de H2SO4, o sea 10 volúmenes de H2SO4 y 90 volúmenes deSolvente.

PORCENTAJE EN PESO/VOLUMEN:Se refiere a un Peso de Soluto disuelto en un volumen determinado de solución. Estevolumen de referencia suele ser 1, l00, 1000 ml.

100SolucióndeVolumen

SolutodePeso

VOLUMEN

PESOen%

2) UNIDADES QUIMICAS:La concentración de las soluciones pueden expresarse de la siguiente manera:

MOLARIDAD (M):

V

n

SolucióndelitrosenVolumen

SolutodeMolesdeNúmeroM

En donde:

SolutodelMolecularPeso

SolutodeGramosn

Por ejemplo una solución 2M de Acido Sulfúrico, significa que en un litro de solución hay2 moles de Acido Sulfúrico. Si en un mol de Acido Sulfúrico hay 98 gramos, en un litro desolución existirán: 2 x 98 = 196 gramos de ácido.

MOLALIDAD (m):

ramoslogKienSolventedelPeso

SolutodemolesdeNúmerom



169

Si tenemos una solución 2m de KCl, significa que en 1 kilogramo de Solvente (H2O,generalmente) existen 2 moles de KCl.

NORMALIDAD (N):

solucióndelitrosenVolumen

Solutodelgramo-esequivalentdeNúmeroN

solutodeg-eq

solutode)Masa(PesoSolutodelg-eqdeNúmero

Por ejemplo, si tenemos una solución 2,5 N de HCl, se tienen 2,5 equivalentes-gramo deHCl por cada litro de solución.

El PESO EQUIVALENTE, se determina de la siguiente manera:

a)OxidacióndeEstado

AtómicoPesoELEMENTOg-eq

b)sSustituídooesSustituíblHidrógenosdeNúmero

AcidodelMolecularPesoACIDOg-eq

c)OHgruposdeNúmero

HidróxidodelMolecularPesoHIDROXIDOg-eq

d)ioneslosdeunodetotalaargC

salladeMolecularPesoSALg-eq

e)PerdídosoGanadosTotalesElectrones

ciatanSusladeMolecularPesoREDUCTOROOXIDANTEg-eq

En todo proceso químico las sustancias siempre reaccionan equivalente a equivalente,con lo que el cálculo numérico a través de este concepto evita la igualación de lasecuaciones químicas, es decir si una sustancia A reacciona con otra B:

NUMERO DE EQUIVALENTES DE A = NUMERO DE EQUIVALENTES DE B



170

FRACCION MOLAR (X):Es la razón entre el número de moles de un componente y el número total de moles de lasolución:

)solvente(n)soluto(n

)soluto(nsolutoX

)solvente(n)soluto(n

)solvente(nsolventeX

La suma de las fracciones molares del soluto y del solvente es siempre igual a 1:

1X1solventeXsolutoX i

d) DILUCION DE SOLUCIONES:En Química es práctica muy común preparar soluciones concentradas y a partir de ellasobtener otras de menor concentración, con solo añadir la cantidad necesaria de solvente odisolvente.

Al añadir el solvente a una determinada cantidad de solución, el volumen aumenta como eslógico, disminuye la concentración de la solución pero la cantidad de soluto permanececonstante.

La cantidad de soluto en un volumen dado de solución es igual al producto del volumen yla concentración:

)SoluciónladeVolumen)(SoluciónladeiónConcentrac(SolutodeCantidad

Para una condición inicial: 11 VCSolutodeCantidad

Para una condición final: 22 VCSolutodeCantidad

Por lo tanto, dos soluciones con concentraciones diferentes pero que contienen las mismascantidades de soluto, están relacionadas entre sí de la siguiente manera:

2211 VCVC

Donde: C = ConcentraciónV = Volumen



171

e) PROPIEDADES DE LAS SOLUCIONES:Se denominan PROPIEDADES COLIGATIVAS son aquellas que dependen únicamentedel Número de Moléculas de Soluto disueltas y no de la naturaleza del soluto y delsolvente. Son cuatro las propiedades coligativas de las soluciones:

- Descenso de la Presión de Vapor- Descenso en el Punto de Congelación- Aumento en el Punto de Ebullición- Presión Osmótica

1) DESCENSO EN LA PRESION DE VAPOR, Pv:Cuando se adiciona un soluto no volátil y no electrolito a un solvente puro, se observa quela presión de vapor del solvente puro disminuye.

soluciónPvpurosolventePvPv

LEY DE RAOULT:Para soluciones diluidas y a temperatura constante, la disminución de la presión de vaporde la solución es proporcional a la fracción molar del solvente y es igual al producto de lapresión de vapor del solvente puro por la fracción molar del solvente.

Tomando en cuenta la solución:

XsolventepurosolventePvsoluciónPv

)Xsoluto1()purosolventePv(soluciónPv

XsolutopurosolventePvpurosolventePvsoluciónPv

XsolutopurosolventePvsoluciónPvpurosolventePv

puroPvsolventeXsolutoPv

De la ecuación anterior podemos calcular la fracción molar del soluto:

purosolventePv

Pv

purosolventePv

soluciónPvpurosolventePvsolutoX

Cuando en la solución, el soluto y el solvente se encuentran es estado líquido, la presión devapor de la solución se determina mediante la siguiente ecuación:

PvsolventeXsolventePvsolutoXsolutosoluciónPv



172

2) DESCENSO EN LA TEMPERATURA DE CONGELACION (CRIOSCOPIA), c:De conformidad con la LEY DE RAOULT, cuando adicionamos un soluto no volátil y noelectrolito a un solvente, se observa que la presión de vapor del solvente puro disminuye, loque origina una DISMINUCIÓN en la TEMPERATURA DE CONGELACION de lasolución en una cantidad que depende del Número de Moles del Soluto presente en lasolución.

En soluciones diluidas el descenso del punto de congelación (c) es directamenteproporcional a la concentración molal de la solución. Así:

mc

mKcc

En donde: c = Tc Solvente Puro – Tc SoluciónKc = Constante Crioscópica (Solvente)

El descenso en la Temperatura de Congelación, nos permite determinar el Peso Moleculardel Soluto. Si:

mKcc

Y si la Molalidad, m, es igual a:

solventedekg

solutodemolesm

21

1

gPM

g1000m

Entonces:

2

1

gPM

g1000Kcc

De donde:

2

1

gc

gKc1000PM

Donde: g1: Peso en gramos de Solutog2: Peso en gramos de Solvente

PM: Peso Molecular del Soluto



173

En la siguiente tabla se muestran para algunos solventes sus constantes crioscópicas:

SOLVENTE Tc(°C) Kc(°C/m)Agua

BencenoNitrobencenoAcido Acético

Alcanfor

0,005,425,70

16,58178,40

1,865,128,103,90

37,70

3) AUMENTO EN LA TEMPERATURA DE EBULLICION (EBULLOSCOPIA), b:Según la Ley de Raoult la disminución en la presión de vapor del solvente puro origina unaelevación en la temperatura de ebullición de la solución en una cantidad que depende delnúmero de moles del soluto presentes. Así:

mb

mKbb

En donde: b = Tb Solución – Tb Solvente PuroKb = Constante Ebulloscópica (Solvente)

El aumento en la Temperatura de Ebullición, nos permite determinar el Peso Molecular delsoluto:

mKbb

Si la Molalidad, m, es igual a:

solventedekg

solutodemolesm

2

1

gPM

g1000m

Entonces:

2

1

gPM

g1000Kbb

De donde:



174

2

1

gb

gKb1000PM

Donde: g1: Peso en gramos de Solutog2: Peso en gramos de Solvente

PM: Peso Molecular del Soluto

En la siguiente tabla se muestran para algunos solventes sus constantes ebulloscópicas:

SOLVENTE Tb(°C) Kb(°C/m)Agua

BencenoNitrobencenoAcido Acético

Alcanfor

100,0080,15

210,85118,10208,20

0,5142,6305,2403,0705,950

La constante ebulloscópica Kb, está relacionada con la temperatura de ebullición y el calorlatente de vaporización del solvente, mediante la siguiente ecuación:

Lv1000

TbRKb

2

Donde: R: Constante universal de los gases, 2 cal/°K mol.Tb: Temperatura de ebullición, °KLv: Calor latente de vaporización

4) PRESION OSMOTICA, :OSMOSIS, es el fenómeno por el cual de dos soluciones de diferente concentración que seencuentran separadas por una membrana semipermeable, atraviesa el solvente y no elsoluto de la solución más diluida a la solución más concentrada.

Se llama MEMBRANA SEMIPERMEABLE, a toda membrana de origen animal, vegetal oartificial que deja atravesar selectivamente el solvente y no el soluto de una Solución.

La PRESION OSMOTICA, es la presión que se debe ejercer sobre la solución, paraimpedir la ósmosis.

En soluciones diluidas se puede establecer que:

TRnVP



175

TRnV

TRV

n

Donde:

)M(Molaridadsolucióndelitros

solutodemoles

V

n

Por lo tanto:TRM

En donde: : Presión Osmótica, atmósferasM: Molaridad, moles/litroR: Constante universal de los gases: 0,08205 atm Litros/°K molT: Temperatura, °K

La Presión Osmótica se utiliza para determinar el Peso Molecular del Soluto:

Sea:

VPM

g

VPM

g

V

nM

Como:TRM

Entonces:

VPM

TRg

V

TRgPM

Donde: PM: Peso Molecu1ar del Soluto, g/molg: Peso de soluto, gramos

R: Constante Universal de los GasesT: Temperatura, °KV: Volumen de Solución, litros: Presión Osmótica, atmósferas

Esta ecuación nos permite determinar el Peso Molecular del Soluto en base a datos de laPresión Osmótica.



176

PROBLEMAS RESUELTOS:1) Se desean preparar 250 gramos de una solución de NaOH al 15% en peso de

concentración, qué cantidad de soluto y solvente se deben utilizar.

En toda solución se establece que:

Soluto + Solvente = Solución

A través del porcentaje en peso se establece que de 100 g de solución, 15 g son desoluto (NaOH) y 85 g de solvente (H2O):

Soluto + Solvente = Solución15 g 85 g 100 g

Lo que nos permite determinar la cantidad de soluto y solvente en los 250 g desolución, mediante la siguiente operación:

)NaOH(solutog5,37Solucióng100

Solutog15Solucióng250

Por diferencia determinamos la cantidad de solvente (H2O):

g5,2125,37250)OH(Solventeg 2

2) Cuántos gramos de H2O se deberán utilizar para disolver 150 gramos de NaCl, paraproducir una solución al 20% en peso.Establecemos la siguiente expresión utilizando el porcentaje en peso:

Soluto + Solvente = Solución20 g 80 g 100 g

Lo que nos permite determinar la cantidad de solvente (H2O):

)OH(Solventeg600Solutog20

Solventeg80Solutog150 2

3) Una solución al 25% en peso de ácido clorhídrico (HCl), tiene una densidad de 0,950g/ml. Determinar la concentración Normal, Molar, Molal y la Fracción Molar de lasolución.

Al 25% en peso significa que existen 25 g de HCl y 75 g de H2O por cada 100 g desolución, entonces podemos determinar el volumen de la solución:



177

ml26,105ml/g950,0

g100V

d

mV

V

md

Calculamos las diferentes concentraciones:

normal51,6L10526,0

15,36

g25

solución)L(V

Solutog-eq#N

molar51,6L10526,0

mol/g5,36

g25

solución)L(V

Solutomoles#M

molal13,9OHkg075,0

mol/g5,36

g25

solventedekg

Solutomoles#m

2

1412,0

18

75

5,36

255,36

25

solventemoles#solutomoles#

solutomoles#Xsoluto

8588,01412,01Xsolvente

4) Cuántos mililitros de ácido sulfúrico (H2SO4) concentrado, de densidad 1,80 g/ml yque contiene el 95% en peso de ácido puro, se necesitan para preparar 2 litros de unasolución 5 N.

Calculamos el peso de ácido en los 2 litros de solución:

g490SolutogL2

298

solutog

N5solución)L(V

solutog-eq

solutog

N

Esta masa de soluto puro le cambiamos al 95%:

oconcentradSOHg19,515purosSOHg95

oconcentradSOHg100purosSOHg490 42

42

4242



178

Calculamos el volumen de ácido concentrado:

ml55,286ml/g80,1

g9,515V

d

mV

V

md

5) Calcular la normalidad y la molaridad de una solución al 40% de ácido fosfórico(H3PO4) si la densidad es 1,19 g/ml.

Primero determinamos el volumen de la solución, asumiendo que por cada 100 g desolución existen 40 gramos de soluto y 60 gramos de solvente:

ml03,84ml/g19,1

g100V

d

mV

V

md

Determinamos las concentraciones de la solución:

normal57,14L08403,0

398

g40

solución)L(V

Solutog-eq#N

molar85,4L08403,0

mol/g98

g40

solución)L(V

Solutomoles#M

6) Qué volumen de solución 10 M de NaOH, se necesita para preparar 150 ml de soluciónde NaOH 2 M.

Aplicamos la ecuación de la dilución: 2211 VCVC

Despejamos el V1:

NaOHml30M10

)ml150)(M2(

C

VCV

1

221

7) Qué volumen de solución de NaOH 4 N se necesita para reaccionar por neutralizacióncon 25 ml de solución de HCl 3 N.

En toda reacción química las sustancias reacción equivalente a equivalente, por lo tantopodemos escribir:



179

Baseg-eq#Acidog-eq#

BBAA VNVN

Por lo tanto: NaOHml73,18V)V)(N4()ml25)(N3( BB

8) Calcular la normalidad de una solución de HCl, si 72,6 ml de dicha solución senecesitan para reaccionar completamente con 1,86 gramos de carbonato de calcio(CaCO3).

Igualando equivalentes podemos tener:

3CaCOg-eq#HClg-eq#

normal5124,0L0726,0

g-eq0372,0N

2100

g86,1VN HClHClHCl

9) Qué volumen de hidrógeno (H2) se desprenden a 740 mmHg y 27C, a partir de 50 mlde una solución de HCl 0,2 M, usando un exceso de Magnesio.

Igualando equivalentes: HClg-eq#Hg-eq# 2

De donde podemos escribir: HClHCl2 VNHg-eq# )L050,0)(N2,0(Hg-eq# 2

01,0Hg-eq# 2

Del número de equivalentes-gramo determinamos la masa de H2 desprendidos:

g01008,0)008,1)(01,0(HgHg-eq

HgHg-eq# 2

2

22

Aplicando la ecuación general de los gases, calculamos el volumen de H2:

TRnVP

P

TRnV

2Hlitros1274,0)atm760740)(mol/g2(

)K300)(molKlitrosatm08205,0)(g01008,0(

PPM

TRmV



180

10) Un mol de azúcar (C6H12O6) se añade a 29 moles de agua a 25C. Si la presión devapor del agua pura a 25C es 23,8 mmHg, cuál es la presión de vapor de la solución.

Determinamos la fracción molar del solvente:

9667,0291

29


solventemoles#Xsolvente

Calculamos la presión de vapor de la solución:

mmHg01,23)9667,0)(mmHg8,23(XsolventepurosolventePvsoluciónPv

11) A 25C la presión de vapor del agua es 23,8 mmHg. Disolviendo 10 g de un soluto novolátil en 180 g de agua se obtiene una solución con una presión de vapor de 23,5mmHg. Determinar el peso molecular del soluto.

Determinamos la fracción molar del solvente:

XsolventepurosolventePvsoluciónPv

9874,0mmHg8,23

mmHg5,23

purosolventePv

soluciónPvXsolvente

Aplicando la ecuación de la fracción molar del solvente, determinamos el pesomolecular del soluto:


solventemoles#Xsolvente

37,78PM

18

180

PM

1018

180

9874,0

12) Calcular el punto de ebullición y de congelación de una solución que contienen 20 g deglucosa (C6H12O6) y 500 g de agua.

Determinamos la molalidad de la solución:



181

molal2222,0OHkg5,0

mol/g180

g20

solventedekg

Solutomoles#m

2

Calculamos el aumento en la temperatura de ebullición y el descenso en la temperaturade congelación:

C1142,0)m2222,0)(m

C514,0(mKbb

C4133,0)m2222,0)(m

C86,1(mKcc

Determinamos la temperatura de ebullición y la de congelación:

C1142,1001142,0100Tb C4133,04133,00Tc

13) Determinar la temperatura de ebullición y de congelación de una solución acuosa dealcohol metílico al 5% en peso.

En 100 g de una solución al 5% de CH3OH hay 5 g de CH3OH y 95 g de H2O, por lotanto determinamos la molalidad de la solución:

molal6447,1OHkg095,0

mol/g32

OHCHg5

OHkg

OHCHmoles#m

2

3

2

3

Determinamos luego el aumento en la temperatura de ebullición y el descenso en elpunto de congelación:

C85,0)m6447,1)(m

C514,0(mKbb

C06,3)m6447,1)(m

C86,1(mKcc

Luego determinamos las temperaturas respectivas:

C85,10085,0100Tb C06,306,30Tc



182

14) Calcular la presión osmótica a 25C de una solución de 52,5 g de azúcar, (C12H22O11),y 500 g de agua, si la densidad de la solución es 1,42 g/ml.

Determinamos el volumen de la solución, para lo cual calculamos la masa de lasolución:

g5,5525005,52Solucióng

Luego calculamos el volumen:

ml09,389ml/g42,1

g5,552V

d

mV

V

md

Calculamos la molaridad de la solución:

molar3945,0L38909,0

mol/g98342

g5,52

solución)L(V

Solutomoles#M

Finalmente, determinamos la presión osmótica de la solución:

atm65,9)K298)(molK

litroatm08205,0)(

litro

moles3945,0(TRM

15) Una solución preparada al disolver 35 g de un soluto no volátil en 300 g de agua, tieneuna densidad de 1,23 g/ml; si la presión osmótica de la solución a 18C es 12,5 atm.Determinar el peso molecular de dicho soluto.

Determinamos la masa de la solución:

SolventegSolutogSolucióng g33530035Solucióng

Se calcula luego el volumen de la solución:

ml36,272ml/g23,1

g335V

d

mV

V

md

Utilizando la ecuación de la presión osmótica, determinamos el peso molecular:

TRM



183

mol/g33,175)litros27236,0)(atm5,12(

)K291)(molK/litrosatm08205,0)(g25(

V

TRgPM

PROBLEMAS PROPUESTOS:CONCENTRACIÓN DE SOLUCIONES:a) UNIDADES FÍSICAS:1. Cuántos gramos de CrCl3.6H2O se necesitan para preparar 1 litro de solución que

contenga 20 mg de Cr+3 por cm3 de solución. Resp. 102 g

2. Qué volumen de ácido nítrico diluido, de densidad 1,11 g/cm3 y al 19% en peso,contiene 10 g de ácido nítrico. Resp. 47 cm3

3. Cuántos cm3 de una solución que contiene 40 g de cloruro de calcio por litro desolución se necesitan para la reacción con 0,642 g de carbonato de sodio puro. Resp.16,8 cm3

4. Se pasa amoniaco gaseoso por agua, obteniéndose una solución de densidad 0,93 g/cm3

y que contiene 18,6% en peso de amoníaco puro. Cuál es la masa de amoníaco por cm3

de solución. Resp. 173 mg

5. Si se tienen 100 cm3 de agua pura a 4C, qué volumen de una solución de ácidoclorhídrico, de densidad 1,175 g/cm3 y que contenga 34,4% en peso de ácidoclorhídrico puro, se puede preparar. Resp. 130 cm3

6. Se satura un volumen de 105 cm3 de agua pura a 4C con amoníaco gaseoso,obteniéndose una solución de densidad 0,90 g/ml y que contiene 30% en peso deamoníaco. Encuentre el volumen resultante de la solución de amoniaco y el volumen deamoniaco gaseoso a 5C y 775 torr que se utilizó para saturar el agua. Resp. 167 cm3,59 litros

7. Cuánto cloruro de bario se necesitará para preparar 250 ml de una solución que tenga lamisma concentración de Cloro que una que contiene 3,78 g de cloruro de sodio en 100ml. Resp. 16,8 g BaCl2

8. Un litro de leche pesa 1032 g. La grasa que contiene es un 4% en volumen y posee unadensidad de 0,865 g/ml. Cuál es la densidad de la leche descremada. Resp. 1,039 g/ml

9. Cuánto CaCl2.6H2O y cuánta agua se deben pesar para preparar 100 g de una soluciónal 5% de CaCl2. Resp. 9,9 g; 90,1 g

10. En una solución de hidróxido de potasio de densidad 1,415 g/ml y que contiene 41,71%de hidróxido; qué volumen de la solución contiene 10 moles de hidróxido. Resp. 950,8cm3



184

b) UNIDADES QUÍMICAS:1. Calcular el volumen de ácido sulfúrico de densidad 1,827 g/cm3 y 92,77% en peso que

se necesita para preparar 10 litros de ácido sulfúrico 3 normal. Resp. 868,2 cm3

2. Cuántos gramos de soluto se necesitan para preparar 1 litro de solución 1 M deCaCl2.6H2O. Resp. 219,1 g

3. Cuál es la fracción molar del soluto en una solución acuosa 1 molal. Resp. 0,0177

4. Qué volumen de una solución 0,2 M de Ni(NO3)2.6H2O contiene 500 mg de Ni+2. Resp.42,6 cm3

5. Calcule la masa de permanganato de potasio que se necesita para preparar 80 cm3 depermanganato N/8, cuando este último actúa como agente oxidante en solución ácida.Resp. 0,316 g

6. Una solución acuosa etiquetada como al 35% de ácido perclórico tiene una densidad de1,251 g/ml. Cuál es la concentración molar y la molalidad de la solución. Resp. 4,36M; 5,358 m

7. Se mezcla 1 litro de ácido nítrico de densidad 1,380 g/ml y 62,70% con 1 litro de ácidonítrico de densidad 1,130 g/ml y 22,38%. Hallar: a) la concentración del ácidoresultante en tanto por ciento; b) el volumen de ácido que se forma, y c) su molaridad.La densidad del ácido formado es igual a 1,276 g/cm3. Resp. a) 44,53%; b) 1,967litros; c) 9,02 M

8. Dada la reacción: Cr2O7–2 + Fe+2 + H+ Cr+3 + Fe+3 + H2O. Determinar: a) la

normalidad de una solución de dicromato de potasio, en la cual 35 ml contienen 3,87 gde dicromato; b) la normalidad de una solución de sulfato ferroso, en la cual 750 cm3

contienen 96, 3 g de sulfato. Resp. a) 2,25 N; b) 0,845 N

9. Determinar la densidad de una solución de sulfato de magnesio 3,56 N y del 18% enpeso de concentración. Resp. 1,19 g/cm3

10. Calcular la cantidad de hidróxido de sodio y de agua que se necesitan para preparar 5litros de una solución al 20%, cuya densidad es 1,219 g/cm3. Cuál es la normalidad deesta solución. Resp. 1219 g NaOH y 4876 g H2O; 6,095 N

DILUCIÓN:1. Una solución contiene 75 mg de cloruro de sodio por cm3. A qué grado se debe diluir

para obtener una solución de concentración 15 mg de cloruro de sodio por cm3.

2. Qué cantidad de agua hay que evaporar de una tonelada de ácido sulfúrico de densidad1,260 g/ml y 35,03% para obtener un ácido de densidad 1,490 g/cm3 y 59,24%. Resp.408,6 kg



185

3. Cuántos cm3 de una solución de concentración 100 mg de Co+2 por ml se necesitan parapreparar 1,5 litros de solución con una concentración de 20 mg de Co+3 por cm3. Resp.300 cm3

4. Calcule el volumen aproximado del agua que se debe agregar a 250 ml de una solución1,25 N para hacerla 0,5 N (despreciando los cambios de volumen). Resp. 375 cm3

5. Determine el volumen de ácido nítrico diluido (densidad 1,11 g/ml; 19% en peso deácido) que puede prepararse diluyendo con agua 50 cm3 del ácido concentrado(densidad 1,42 g/ml; 69,8% en peso de ácido). Calcule las concentraciones molares ymolales de los ácidos concentrado y diluido. Resp. 235 ml; 15,7 M y 3,35 M; 36,7 m y3,72 m

6. Qué volumen de alcohol al 95% en peso (densidad 0,809 g/ml) se debe utilizar parapreparar 150 cm3 de alcohol al 30% en peso (densidad 0,957 g/cm3). Resp. 56 cm3

7. Qué volúmenes de soluciones de ácido clorhídrico 12 N y 3 N se deben mezclar parapreparar 1 litro de solución de ácido 6 N. Resp. 1/3 litros 12 N; 2/3 litros 3 N

ESTEQUIOMETRIA CON SOLUCIONES:1. Una muestra de 50 cm3 de solución de sulfato de sodio se trata con un exceso de cloruro

de bario, si el sulfato de bario formado pesa 1,756 g. Cuál es la concentración molar dela solución de sulfato de sodio. Resp. 0,1505 M

2. Una muestra de 50 cm3 de solución de hidróxido de sodio necesita 27,8 ml de ácido 0,1normal durante la titulación. Cuál es su normalidad. Cuántos mg de hidróxido de sodiohay en cada cm3. Resp. 0,0556 N; 2,22 mg/cm3

3. Se necesitaron exactamente 21 cm3 de ácido 0,80 N para neutralizar por completo 1,12g de una muestra impura de óxido de calcio. Cuál es la pureza del óxido. Resp. 42%

4. Cuál es la pureza de una solución de ácido sulfúrico concentrado (densidad 1,8 g/ml) si5 cm3 se neutralizan con 84,6 cm3 de hidróxido de sodio 2 N. Resp. 92,2%

5. Exactamente 400 ml de una solución ácida, al actuar sobre un exceso de zinc,desprendieron 2,430 litros de hidrógeno gaseoso medido sobre agua a 21C y 747,5torr. Cuál es la normalidad del ácido, si la presión de vapor del agua a 21C es 18,6 torr.Resp. 0,483 N

6. Cuántos gramos de cobre serán desplazados de una solución de sulfato cúpricomediante 2,7 g de aluminio. Resp. 9,5 g

7. Qué volumen de solución de ácido sulfúrico 1,5 M se necesitan para liberar 185 litrosde hidrógeno gaseoso en condiciones normales, cuando se trata con un exceso de zinc.Resp. 5,51 litros



186

8. Cuántos gramos de cloruro ferroso se oxidarán con 28 ml de una solución 0,25 N dedicromato de potasio en presencia ácido clorhídrico. Resp. 0,89 g

9. Un ácido acético diluido, cuya densidad es 1 g/ml, se valora con sosa cáustica 0,2normal de factor 1,028. En la valoración, 20 cm3 del ácido consumen 16,20 cm3 delálcali. Hallar la concentración del ácido acético. Resp. 1% HC2H3O2

10. Cuántos gramos de permanganato de potasio se necesitarán para oxidar 2,40 g desulfato ferroso en presencia de ácido sulfúrico. Cuál es el peso equivalente delpermanganato en esta reacción. Resp. 0,50 g; 31,62 g

11. a) Qué volumen de dicromato de potasio 0,40 N se necesita para liberar el cloro de 1,20g cloruro de sodio en presencia de ácido sulfúrico; b) cuántos gramos de dicromato senecesitan, y c) cuántos gramos de cloro se liberan. Resp. 51 ml; 1,01 g; 0,73 g

12. Calcular el volumen de ácido clorhídrico concentrado de densidad 1,180 g/ml y 36,23%de ácido puro, que ha de reaccionar sobre un exceso de dióxido de manganeso paraproducir el cloro necesario que al actuar sobre una solución de hidróxido de sodioorigine 5 litros de solución normal de hipoclorito de sodio. Resp. 427 cm3

13. Cuántos mililitros de iodato de potasio 0,0257 N se necesitarán para alcanzar el puntofinal en la oxidación de 34,2 ml hidracina 0,0416 N en presencia de ácido clorhídrico.Resp. 55,4 ml

14. Cuántos gramos de permanganato de potasio deberán tomarse para preparar 250 ml deuna solución tal que un mililitro sea equivalente a 5 mg de hierro en forma de sulfatoferroso. Resp. 0,707 g

15. Cuál es el peso equivalente de un ácido si 1,243 g del mismo requieren 31,72 cm3 deuna base valorada 0,1923 N para ser neutralizados. Resp. 203,8

16. Cuántos litros de hidrógeno en condiciones normales serán desplazados de 500 cm3 deácido clorhídrico 3,78 N mediante 125 g de zinc. Resp. 21,2 litros

17. Qué masa de dióxido de manganeso se reduce mediante 35 cm3 de una solución 0,16 Nde ácido oxálico, H2C2O4, en presencia de ácido sulfúrico. La reacción del proceso es lasiguiente: MnO2 + H+ + H2C2O4 CO2 + H2O + Mn+2. Resp. 0,2436 g

18. Una muestra de 48,4 cm3 de solución de ácido clorhídrico necesitan 1,240 g decarbonato de calcio puro para la neutralización completa. Calcular la normalidad delácido. Resp. 0,512 N

19. Cuántos cm3 de una solución que contiene 40 g de cloruro de calcio por litro senecesitan para la reacción con 0,642 g de carbonato de sodio puro. Resp. 16,8 cm3



187

20. Una muestra de 50 cm3 de solución de sulfato de sodio se trata con un exceso de clorurode bario. Si el sulfato de bario precipitado es 1,756 g. Cuál es la concentración molar dela solución de sulfato de sodio. Resp. 0,1505 M

PROPIEDADES DE LAS SOLUCIONES (PROPIEDADES COLIGATIVAS):1. La presión de vapor del agua pura a 26C es 25,21 mmHg. Cuál es la presión de vapor

de una solución que contiene 20 g de glucosa (C6H12O6), en 70 g de agua. Resp. 24,51mmHg

2. La presión de vapor del agua pura a 25C es 23,76 mmHg. La presión de vapor de unasolución que contiene 5,40 g de una sustancia no volátil en 90 g de agua es 23,32mmHg. Calcular el peso molecular del soluto. Resp. 57

3. A 85C la presión de vapor del dibromuro de propileno, C3H6Br2, es de 128 mmHg, y ladel dibromuro de etileno, C2H4Br2, es de 172,6 mmHg. Calcular la presión de vapor deuna mezcla líquida supuesta ideal de estas dos sustancias formadas por 2 moles deC3H6Br2 y 3 moles de C2H4Br2. Resp. 154,8 mmHg

4. A 110C las presiones de vapor del clorobenceno, C6H5Cl, y del bromobenceno,C6H5Br, son, respectivamente, de 400 y 200 mmHg. Calcular la presión de vapor a estatemperatura de una mezcla líquida supuesta ideal formada por un 30% en peso deC6H5Cl y un 70% en peso de C6H5Br. Resp. 274,8 mmHg

5. Las presiones de vapor del alcohol metílico, CH3OH, y del alcohol etílico, C2H5OH, a40C son, respectivamente, 260,5 y 135,3 mmHg. Calcular la composición de unamezcla líquida supuesta ideal de estos dos alcoholes en equilibrio, a 40C, con unamezcla gaseosa equimolecular de estos dos compuestos. Resp. 34,18% fracción molarCH3OH y 65,82% fracción molar C2H5OH; 26,54% peso CH3OH y 74,46% pesoC2H5OH

6. Calcular la composición de una mezcla supuesta ideal de acetona, C3H6O, y de tolueno,C7H8, que hierve a 80C, si a esta temperatura las presiones de estas dos sustancias, sonrespectivamente 1610 mmHg y 290 mmHg. Resp. 35,61% fracción molar C3H6O y64,39% fracción molar C7H8; 25,85% peso C3H6O y 74,15% peso C7H8

7. Si se hierve la mezcla líquida de acetona y tolueno del problema anterior, calcular: a) lacomposición del vapor que se forma al inicial la ebullición; b) si esta mezcla gaseosainicial se condensa, la presión de vapor del líquido a 80C. Resp. a) 75,42% fracciónmolar C3H6O y 24,57% fracción molar C7H8; 65,93% peso C3H6O y 34,07% pesoC7H8; b) 1285,3 mmHg

8. Una solución de peróxido de hidrógeno en agua cuya concentración es del 2,86%, secongela a –1,61C. Hallar el peso molecular del peróxido de hidrógeno. Resp. 34



188

9. Una solución que contiene 3,24 g de un soluto no volátil no electrólito y 200 g de aguahierve a 100,13C a una atmósfera. Cuál es el peso molecular del soluto. Resp. 64

10. Cuál es el punto de solidificación de una solución acuosa al 10% en peso de CH3OH.Resp. – 6,5C

11. Calcular el punto de congelación de un fenol (C6H5OH) impurificado con un 1% deagua. El fenol puro solidifica a 40,8C y su Kc es 7,3 C/m. Resp. 36,7C

12. Calcular la presión osmótica a 20C de una solución de ácido fórmico, HCOOH, quecontiene 1 g de sustancia por litro. Resp. 397 mmHg

13. La presión osmótica de una solución de lactosa, C12H22O11, a 18C es de 3,54 atm. Ladensidad de la solución es 1,015 g/ml. Calcular la molaridad, la molalidad y el punto decongelación de la solución. Resp. 0,1483 M; 0,1539 m; – 0,286C

14. Se disuelven 3,96 g de ácido benzóico, C6H5COOH, en 80,6 g de benceno, C6H6 y lasolución se congela a 4,47C. El benceno puro congela a 5,5C. Hallar el pesomolecular y la fórmula de ácido benzóico disuelto en el benceno. Kc de benceno es 5,12C/m. Resp. 244,3; (C6H5COOH)2

15. Cuántos gramos de alcohol etílico, C2H5OH, deben agregarse a un litro de agua paraque la solución no se congele a –20C. Resp. 495 g

16. Una solución que contiene 2,70 g de una proteína disueltos en 100 g de agua tiene unapresión osmótica de 9,12 mmHg a 33˚C. Calcular el peso molecular de la proteína.Resp. 55000

17. Si el radiador de un automóvil contiene 12 litros de agua, cuánto descenderá el punto decongelación mediante la adición de 5 kg de prestol [glicol, C2H4(OH)2]. Resp. 12C

18. Una solución de un pigmento proteínico que se extrae de los cangrejos, se preparódisolviendo 0,750 g de la proteína en 125 cm3 de agua. A 4C, se observó un aumentoen la presión osmótica de 2,6 mm. La solución tiene una densidad de 1 g/ml. Calcular elpeso molecular de la proteína. Resp. 5,4x105

19. La presión osmótica de la sangre es 7,65 atmósferas a 37C. Qué cantidad de glucosa,C6H12O6, se debe utilizar por litro para una inyección intravenosa para que tenga lamisma presión osmótica de la sangre. Resp. 54,3 g

20. A 40C la presión de vapor, en torr, de las soluciones de alcohol metílico y alcoholetílico está representada por la siguiente ecuación:

135)OHCH(X119Pv 3

Cuáles son las presiones de vapor de los componentes puros a esta temperatura. Resp.254 torr; 135 torr

FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Acidos, Bases y Sales


189

CAPITULO 10

ACIDOS, BASES Y SALES

1. GENERALIDADES:En la antigüedad el vinagre se obtenía de la sidra de la manzana y del vino. Vinagre,significa acetum, relacionada muy de cerca con la palabra latina acidus (agrio, de dondeproviene la palabra ácido). Todos los líquidos de sabor agrio contienen ácidos.

Las sustancias químicas que tienen sabor amargo se dice que son básicas o alcalinas. Lassustancias utilizadas en la limpieza contienen con frecuencia ácidos y bases, nuestroorganismo también los produce.

Se reconocía a los ácidos en forma general como sustancias que, en solución acuosapresentaban las siguientes propiedades:

a) Tienen un sabor agrio si se diluyen lo suficiente para poderse probar.

b) Hacen que el papel indicador cambie de color, de azul a rojo.

c) Reaccionan con los metales activos como el magnesio, zinc y hierro produciendohidrógeno gaseoso.

d) Reaccionan con los carbonatos y bicarbonatos, formando anhídrido carbónico.

e) Reaccionan con las bases formando sales y agua.

f) Conducen la corriente eléctrica, es decir son electrolitos.

En cambio las bases, se reconocían porque en solución acuosa:

a) Tienen sabor amargo.

b) Son untuosas (resbalosas o jabonosas) al tacto.

c) Hacen que el papel indicador cambie de color rojo a azul.

d) Reaccionan con los ácidos formando sales y agua.

e) Conducen la corriente eléctrica (son electrolitos).

A continuación se muestran algunas sustancias comunes y su ingrediente:



190

SUSTANCIA COMPONENTEACIDOS:

Acido de bateríaAgua carbonatada

Solución para el lavado de ojosConservador de alimentos

Limón, lima, tomateRemovedor de óxido

Leche agriaJugo gástrico

VinagreVitamina C

BASES:Limpiador para el drenaje

Leche de magnesiaMortero y yeso

Limpiador de ventanas

Acido SulfúricoAcido Carbónico

Acido BóricoAcido Benzóico

Acido CítricoAcido FosfóricoAcido Láctico

Acido ClorhídricoAcido Acético

Acido Ascórbico

Hidróxido de SodioHidróxido de Magnesio

Hidróxido de CalcioSolución de Amoníaco

2. DEFINICIONES:a) TEORÍA DE ARRHENIUS:Propuesta alrededor de 1894, y dice:

ACIDO: Toda sustancia que en solución acuosa libera iones hidrógeno (H+):

HCl + H2O H+ + Cl–

HNO3 + H2O H+ + NO3–

HC2H3O2 + H2O H+ + C2H3O2–

BASE: Toda sustancia que en solución acuosa libera iones dióxido (OH–):

NaOH + H2O Na+ + OH–

Ba(OH)2 + H2O Ba+2 + 2 OH–

NH4OH + H2O NH4+ + OH–

El ion hidrógeno (H+) se considera como protón que en solución acuosa se hidrata y seconvierte en ion hidronio (H3O+):

H+ + H2O H3O+

De acuerdo con esta teoría, si en solución acuosa, un ácido cede H+ y una base libera OH–,la reacción de neutralización se representa de la siguiente manera:

Acido + Base → Sal + AguaHCl + NaOH → NaCl + H2O

HC2H3O2 + NH4OH → NH4C2H3O2 + H2O



191

b) TEORÍA DE BRÖNSTED-LOWRY:La definición de Brönsted-Lowry es más general que el concepto de Arrhenius, ya que nose limita a soluciones acuosas. Fue propuesto en 1923, y las definiciones son:

ACIDO: Es toda sustancia capaz de ceder iones hidrógeno (H+) a otra sustancia.BASE: Es toda sustancia capaz de aceptar iones hidrógeno (H+) de otra sustancia.

HCl + H2O H3O+ + Cl–

H2O + H2O H3O+ + OH–

H2SO4 + H2O H3O+ + HSO4–

HSO4– + H2O H3O+ + SO4

=

HCl + NH3 NH4+ + Cl–

c) TEORIA DE LEWIS:El concepto de ácidos y bases propuesto por Lewis en 1923 es la definición más general eincluye todas las sustancias que son ácidos y bases de acuerdo a los conceptos de Arrheniusy Bronsted-Lowry, las definiciones son:

ACIDO: Es una sustancia capaz de aceptar (y compartir) un par electrónico y formar unenlace covalente.

BASE: Es una sustancia capaz de ceder (y compartir) un par electrónico y formar un enlacecovalente.

De esta manera el concepto de ácido se aplica a ciertas sustancias que sin tener hidrógeno,se comportan como tales y otras que, en ausencia de disolvente, pueden formar sales.

Por lo tanto el ion hidrógeno (H+) es un ácido puesto que puede aceptar un par deelectrones, tal como se muestra en la siguiente reacción:

H+ + H2O H3O+

y el ion hidróxido (OH–) es una base, puesto que puede ceder un par de electrones, como semuestra en la siguiente reacción:

H3O+ + OH– H2O + H2O

La reacción entre el Fluoruro de Boro con el Amoníaco es un ejemplo clásico de la teoríade Lewis:



192

3. FUERZA DE LOS ACIDOS Y LAS BASES:Los ácidos y las bases pueden ser fuertes y débiles.

ACIDOS Y BASES FUERTES, son aquellas sustancias que al ionizarse lo hacencompletamente, son considerados electrolitos fuertes; algunos ácidos y bases fuertes son:

ÁCIDOS FUERTES BASES FUERTESAcido Clorhídrico, HCl

Acido Bromhídrico, HBrAcido Iodhídrico, HI

Acido Sulfúrico, H2SO4

Acido Nítrico, HNO3

Acido Perclórico, HClO4

Hidróxido de Sodio, NaOHHidróxido de Potasio, KOH

Hidróxido de Calcio, Ca(OH)2

ÁCIDOS Y BASES DEBILES, son los que se ionizan parcialmente, se consideranelectrolitos débiles; algunas de estas sustancias se muestran a continuación:

ÁCIDOS DÉBILES BASES DÉBILESÁcido Fosfórico, H3PO4

Acido Carbónico, H2CO3

Acido Acético, HC2H3O2

Acido Cítrico, C3H5(COOH)3

Acido Láctico, CH3CHOHCOOHAcido Bórico, H3BO3

Dimetilamina, (CH3)2NHAnilina, C6H5NH2

Hidróxido de Magnesio, Mg(OH)2

Hidróxido de Amonio, NH4OHHidracina, N2H4

Piridina, C5H5N

La fuerza de los ácidos y las bases también se cuantifica si se toma en cuenta la constantede ionización. Para ácidos y bases fuertes la constante es muy grande, mientras que paraácidos y bases débiles es muy baja. A continuación se muestran algunas constantes:

Para ACIDOS:



193

ÁCIDO KaHClO4

HIHBrHCl

HNO3

H2SO4

HIO3

H2C2O4

HNO2

HFHC2H3O2

H3BO3

HCN

muy grandemuy grandemuy grandemuy grandemuy grandemuy grande

0,175,9x10–2

4,6x10–4

3,5x10–4

1,8x10–5

7,3x10–10

4,9x10–10

Para BASES:

BASE KbNaOHKOHLiOH

Etiamina, C2H5NH2

Metilamina, CH3NH2

NH3, NH4OHPiridina, C5H5N

Anilina, C6H5NH2

muy grandemuy grandemuy grande

5,6x10–5

4,2x10–4

1,8x10–5

1,5x10–9

4,2x10–10

4. AUTOIONIZACION DEL AGUA:El agua puede actuar como un ácido y como una base, por tanto, es una sustancia anfótera.Cuando reacciona consigo mismo los hace de la siguiente manera:

H2O + H2O H3O+ + OH–

También puede autoionizarse: H2O H+ + OH–

Como la ionización del agua es un equilibrio:

OH

OHHequilibrioK

2

Como el agua se encuentra en forma de moléculas no ionizadas, cualquier valor de su gradode ionización influye muy poco en la concentración de las moléculas. Por eso la [H2O] sepuede considerar constante, entonces:



194

OHHOHoKequilibri 2

Donde el producto: (Kequilibrio)([H2O]) se denomina Kw, conocida como CONSTANTEDEL PRODUCTO IONICO DEL AGUA:

OHHKw

A 25C Kw es igual a 1x10–14, por tanto:

1410x1OHHKw

Cuando cambia la temperatura, cambia el valor de Kw; esto podemos observar en lasiguiente tabla:

TEMPERATURA (˚C) Kw0 1,13x10–15

10 2,92x10–15

2537

1,00x10–14

2.40x10–14

45 4,02x10–14

60 9,61x10–14

De la ecuación anterior podemos concluir que:

a) Una solución es NEUTRA, si: [H+] = [OH–] = 1x10–7 Mb) En una solución ACIDA, se cumple que: [H+] [OH–]c) En una solución BASICA, se cumple que: [H+] [OH–]

5. EL pH:Determinar el pH de una solución, es determinar cuantitativamente la concentración deiones hidrógeno, [H+]. Sörensen, estableció una expresión matemática que nos indica elgrado de acidez de toda solución, que es igual a:

pH10HHlogpH

De la ecuación anterior se puede establecer las siguientes conclusiones:

a) Una solución es NEUTRA si: pH = 7b) Una solución es ACIDA cuando el pH 7c) Una solución es BASICA, si pH 7

De donde se puede establecer la siguiente escala de pH:



195

Además se puede usar el pOH, que es igual a:

pOH10OHOHlogpOH

Entre el pH y el pOH, se puede establecer la siguiente relación:

14pOHpH

A continuación se muestran algunos ejemplos de sustancias con su pH:

SOLUCIÓN pHHCl 0,10 M

Jugo gástricoJugo de limón

VinagreBebidas gaseosas

CervezaLecheOrina

Agua de lluviaSaliva

Agua puraSangre

Clara de huevoBilis

Leche de magnesiaAmoníaco doméstico

NaOH 0,10 M

1,01,6 – 1,8

2,32,4 – 3,42,0 – 4,04,0 – 4,56,3 – 6,65,5 – 7,5

5,66,2 – 7,4

7,07,35 – 7,45

7,6 – 8,07,8 – 8,6

10,51113

6. HIDROLISIS:SALES:Cuando un ácido reacciona con una cantidad proporcional de una base, los productos sonagua y una sal.

Acido + Base → Sal + AguaHCl + NaOH → NaCl + H2O

HC2H3O2 + NH4OH → NH4C2H3O2 + H2O



196

El proceso se denomina neutralización. Las sales en soluciones acuosas se ionizan. Lareacción de los iones de las sales con el agua se conoce como HIDRÓLISIS, que provienedel griego: HYDRO (agua) y LYSIS (descomponer).

Las sales pueden ser: ácidas, básicas, neutras y ligeramente ácidas o básicas; dependiendode la naturaleza de los ácidos y bases utilizados en la reacción de neutralización, porejemplo:

ÁCIDO BASE SAL EJEMPLOFuerteFuerteDébilDébil

FuerteDébilFuerteDébil

NeutraAcidaBásica

Ligeramente ácida o básica

NaClNH4Cl

NaC2H3O2

NH4C2H3O2

Consideremos una SAL BASICA (NaC2H3O2, Acetato de Sodio):

a) En un primer paso la sal se ionizan:

NaC2H3O2 C2H3O2– + Na+

b) En un segundo paso se produce la Hidrólisis:

C2H3O2– HC2H3O2 + OH–

Cuya constante de equilibrio se define de la siguiente manera:

232

232

OHC

OHOHHChK

c) Un tercer paso es considerar la ionización del ácido regenerado:

HC2H3O2 C2H3O2– + H+

La constante de ionización se define de la siguiente manera:

232

232

OHHC

HOHCaK

Si multiplicamos las dos constantes, podemos escribir:

232

232

232

232

OHHC

HOHC

OHC

OHOHHCKahK



197

Simplificando la ecuación anterior, tenemos:

OHHKaKh

Donde: 1410x1KwOHHKaKh

Por tanto: KwKaKh Ka

KwKh

El porcentaje de hidrólisis de una sal, se calcula de la siguiente manera:

100InicialiónConcentrac

aHidrolizadiónConcentracHidrólisis%

Si se considera una SAL ÁCIDA, la constante de hidrólisis se define mediante lasiguiente ecuación:

Kb

KwKh

PROBLEMAS RESUELTOS:1. Calcular la [H+] y [OH–] en una solución 0,100M de ácido acético, HC2H3O2, cuya

constante Ka es 1,75x10–5.

La reacción de ionización es:

HC2H3O2 H+ + C2H3O2–

I: 0,100 0 0E: 0,100 – X X X

Definiendo la constante de ionización para el ácido acético, tenemos:

]OHHC[

]OHC][H[Ka

232

232

Reemplazando datos tenemos:

X100,0

X10x75,1

25

De donde se obtiene la siguiente ecuación de segundo grado:



198

010x75,1X10x75,1X 652

Resolviendo esta ecuación, obtenemos los siguientes resultados: X1 = 1,3142x10–3

X2 = –1,3317x10–3

Valores de X negativos, no son solución para nuestro problema ya que no podemoshablar de concentraciones negativas, por lo que:

X = [H+] = 1,3142x10–3 moles/litro

Aplicando la constante del producto iónico del agua (Kw), podemos determinar laconcentración de iones hidróxido:

Kw = [H+][OH–] = 1x10–14

Despejando [OH–] y reemplazando datos tenemos:

litro/moles10x6092,610x3142,1

10x1OH 12

3

14

2. Calcular el pH y el porcentaje de ionización de una solución 1M de ácido cianhídrico(HCN), si la Ka es 4,8x10–10.

El HCN se ioniza mediante la siguiente reacción:

HCN H+ + CN–

I: 1 0 0E: 1–X X X


X1

X

X1

XX10x8,4

210

X2 + 4,8x10–10X – 4,8x10–11 = 0

X = [H+] = 2,19x10–5 moles/litro

Definiendo el pH, como:

pH = – log [H+]

pH = – log(2,19x10–5) = 4,65



199

Para calcular el Porcentaje de Ionización, utilizamos la siguiente ecuación:


IonizadaiónConcentracIonización%

35

10x19,21001

10x19,2ionización%

3. Calcular la molaridad de una solución de hidróxido de amonio, NH4OH, que seencuentra ionizada en un 2%, si su Kb es 1,8x 10–5.

El NH4OH, se ioniza de la siguiente manera:

NH4OH NH4+ + OH–

I: M 0 0E: M – X X X

De donde:

XM

X

XM

XX10x8,1

25

(1)

100M

X2 X50M (2)

Entonces, sustituyendo la ecuación (2) en la (1):

X49

X10x8,1

25

X = 8,82x10–4

Por lo tanto: M = 50X M = 0,0441 moles/litro

4. El pH de una solución de ácido benzóico, HC7H5O2, 0,072 M es 2,7. Calcular la Ka deeste ácido.

El ácido benzóico, se ioniza mediante el siguiente proceso:

HC7H5O2 C7H5O2– + H+

I: 0,072 0 0E: 0,072 – X X X



200


X072,0

XKa

2

Como el pH es 2,7; entonces: [H+] = X = 10–2,7 = 1,9953x10–3 moles/litro; por tanto:

3

23

10x9953,1072,0

)10x9953,1(Ka

510x6871,5Ka

5. Calcular el pH de una solución acuosa de ácido clorhídrico de concentración 5x10–8 M.

La ionización del HCl es total, como se muestra a continuación:

HCl H+ + Cl–

I: 5x10–8 0 0E: 0 5x10–8 5x10–8

Como es una solución acuosa muy diluida, hay que tomar en cuenta la ionización delagua, que aporta con una [H+] de 1x10–7 moles/litro, por lo tanto:

[H+]TOTAL = 5x10–8 + 1x10–7 = 1,5x10–7 moles/litro

Entonces: pH = – log (1,5x10–7) pH = 6,82

6. Calcular el pH y el % de hidrólisis de una solución 0,100 M de acetato de sodio,NaC2H3O2, si Ka del ácido acético es 1,75x10–5.

Consideramos la ionización de la sal:

NaC2H3O2 C2H3O2– + Na+

I: 0,100 0 0E: 0 0,100 0,100

Tomando en cuenta la hidrólisis, podemos escribir:

C2H3O2– HC2H3O2 + OH–

I: 0,100 0 0E: 0,100 – X X X



201

Definiendo la constante de hidrólisis y calculando su valor, tenemos:

Ka

KwKh

105

14

10x7143,510x75,1

10x1Kh

Reemplazando en la ecuación de la hidrólisis, podemos escribir:

X100,0

X10x7143,5

210

De donde obtenemos la ecuación: X2 + 5,7143x10–10X – 5,7143x10–11 = 0; que alresolverla se encuentra que X = 7,5590x10–6 y que corresponde a [OH–].

Por lo que podemos calcular el pOH:

pOH = – log [OH–]

pOH = – log (7,5590x10–6) = 5,12

Como: pH + pOH = 14 pH = 14 – 5,12 = 8,88; corresponde a una solución básica yaque el NaC2H3O2 es una sal básica.

El porcentaje de hidrólisis se calcula de la siguiente manera:



100100,0

10x5590,7Hidrólisis%

6


7. Calcular el pH y el % de hidrólisis de una solución 0,02M de cloruro de amonio,NH4Cl, si Kb del hidróxido de amonio es 1,8x10–5.

Las reacciones de ionización e hidrólisis, se muestran a continuación:



202

NH4Cl NH4+ + Cl–

I: 0,02 0 0E: 0 0,02 0,02

NH4+ NH4OH + H+

I: 0,02 0 0E: 0,02 – X X X

Tomando en cuenta la hidrólisis, podemos escribir:

Kb

KwKh


105

14

10x5556,510x8,1

10x1Kh

X02,0

X10x5556,5

210

X = [H+] = 3,3330x10–6 moles/litro

De donde:

pH = – log [H+] = – log (3,3330x10–6) = 5,47

El NH4Cl es una sal ácida, por lo tanto su pH es ácido.

El porcentaje de hidrólisis se determina así:



10002,0


6

0167,0Hidrólisis% %



203

PROBLEMAS PROPUESTOS:1. Calcular la [H+] y la [OH–] en una solución 0,010 N de una base débil que esta ionizada

el 1,3%. Cuál es el pH de la solución. Resp. 7,7x10–11 moles/litro; 1,3x10–4

moles/litro; 10,11

2. Calcular el pH y el pOH de las soluciones, suponiendo una ionización completa: a)ácido 0,00345 N; b) base 0,00886 N. Resp. a) 2,46 y 11,54; b) 11,95 y 2,05

3. El amoniaco líquido a –50C se ioniza produciendo NH4+ y NH2

–. Su producto iónicoes [NH4

+][NH2–]=1x10–30. Cuántos iones NH2

–, están presentes por cada mm3 deamoniaco líquido. Resp. 602 iones

4. Una solución de ácido acético, HC2H3O2, (Ka=1,8x10–5) esta ionizada en un 1%.Calcular [H+] de la solución. Resp. 1,8x10–3 moles/litro

5. Cuál es el porcentaje de ionización de una solución que contiene 100 g de ácido acéticodisuelto en agua para producir 1000 ml de solución. Resp. 0,33%

6. Una solución de ácido fórmico, HCO2H, 0,0010 M, está ionizada en un 34%. Calcularla constante de ionización del ácido. Resp. 1,8x10–4

7. Calcular Ka para el ácido fluorhídrico, HF, si se encuentra ionizado en un 9% ensolución 0,10 M. Resp. 8,9x10–4

8. Calcular el porcentaje de ionización de una solución de ácido acético 0,045 M.Ka(HC2H3O2) es 1,75x10–5. Resp. 2%

9. Una solución de amoníaco esta ionizada en un 2,5%. Determinar la concentración molarde la solución y el pH. Resp. 0,0273; 10,83

10. Calcular la concentración de una solución de acetato de sodio cuyo pH es 8,97. Ka delácido acético 1,8x10–5. Resp. 0,18 M

11. Calcular el volumen de una solución de amoníaco 0,15 N que se encuentra ionizada 1%y que contiene la misma cantidad de iones OH– que 0,50 litros de una solución dehidróxido de sodio 0,20 N. Resp. 67 litros

12. Una solución 1 M de metilamina, CH3NH2, tiene un pH de 12,32. Calcular la constantede ionización del ácido. Resp. 4,4x10–4

13. Calcular el pH y el porcentaje de hidrólisis que ocurre en una solución de acetato desodio, NaC2H3O2, 1x10–3 M. Resp. 7,87; 7,5x10–2%

14. Calcular el pH y el porcentaje de hidrólisis de una solución de cloruro de amonio,NH4Cl, 2x10–3 M. Resp. 5,98; 5,3x10–2%



204

15. Calcular la [H+], [C2H3O2–] y [C7H5O2

–] en una solución que contiene HC2H3O2 0,02 My HC7H5O2 0,01 M. Las constantes de ionización para el HC2H3O2 y el HC7H5O2 sonrespectivamente 1,75x10–5 y 6,46x10–5. Resp. 1x10–3; 3,5x10–4; 6,5x10–4

16. El valor de Kw a la temperatura fisiológica de 37C es 2,4x10–14. Cuál es el pH en elpunto neutro del agua a esta temperatura. Resp. 6,81

17. Una solución 0,25 M de cloruro de piridonio, C5H6N+Cl– se encontró que tiene un pHde 2,93. Cuál es el valor de Kb para la ionización de la piridina, C5H5N. Resp. 1,8x10–9

18. Una solución contiene 25 g de hidróxido de amonio en 500 ml de solución. Cuál es elpH de la solución a 25C. Resp. 11,71

19. Una solución 0,20 M de una sal de NaX tiene un pH de 10,96. Determinar el valor deKa para el ácido HX. Resp. 2,4x10–9

20. Una solución 0,18 M del ácido débil HA tiene un pH de 3,80. Calcular el pH de unasolución 0,25 M de la sal NaA. Resp. 10,13

FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Termoquímica


205

CAPITULO 11

TERMOQUÍMICA

1. GENERALIDADES:Casi todas las reacciones químicas absorben o producen energía, generalmente en forma decalor. La Termoquímica, es la parte de la Química que se encarga de la cuantificación de lacantidad de energía (calor) cuando ocurre una reacción química.

La combustión del Alcohol Etílico con Oxígeno es una de las muchas reacciones químicasque liberan una gran cantidad de energía:

C2H5OH(g) + 3 O2(g) 2 CO2(g) + 3 H2O(l) + Energía (Calor)

Hay otras reacciones que para producirse necesitan una cierta cantidad de calor, porejemplo la descomposición del Carbonato de Calcio:

CaCO3(s) + Energía (Calor) CaO(s) + CO2(g)

Para analizar los cambios de energía asociados a las reacciones químicas primero esnecesario definir el sistema (parte específica del universo que nos interesa). Generalmente,los sistemas incluyen las sustancias que están implicadas en los cambios químicos y físicos.Por ejemplo, en un experimento de neutralización ácido-base, el sistema puede ser elrecipiente que contiene 50 ml de HCl al cual se agregan 50 ml de NaOH. Los alrededoresson el resto del universo externo al sistema.

Hay tres tipos de sistemas: abierto, cerrado y aislado. Un sistema abierto puedeintercambiar masa y energía, por lo general en forma de calor con sus alrededores. Unejemplo de sistema abierto puede ser el formado por una cantidad de agua en un recipiente.Si se cierra el recipiente, de manera que el vapor de agua no pueda escaparse o condensarseen el recipiente, se tiene un sistema cerrado, el cual permite la transferencia de energía(calor) pero no de masa. Al colocar el agua en un recipiente totalmente aislado, seconstruye un sistema aislado, el cual no permite la transferencia de masa ni de energía.

Cuando durante el proceso químico existe un aumento en la temperatura entre loscompuestos químicos y el recipiente donde se realiza la reacción, se dice que la reacción esexotérmica (la energía se libera como calor); en cambio si la temperatura disminuye, lareacción es endotérmica (la energía se absorbe como calor).

2. UNIDADES:Para expresar la cantidad de calor que una reacción química necesita o desprende cuando seefectúa, se utiliza la caloría.



206

CALORÍA, se define como la cantidad de energía calorífica necesaria para elevar en ungrado centígrado la temperatura de un gramo de agua pura, desde 14,5 °C a 15,5 °C, a unapresión normal de una atmósfera.

Otras formas para expresar esta forma de energía son los Joules, BTU, Ergios, etc. Larelación de éstas con las calorías es:

1 caloría = 4,184 Joules (J)1 BTU = 252 calorías

1 kilocaloría (kcal) = 1000 calorías1 Joule = 1x107 ergios

1 kilojoule (kJ) = 1000 Joules

3. CALOR ESPECIFICO Y CAPACIDAD CALORÍFICA (cp):El CALOR ESPECIFICO, se define como el calor necesario para elevar la temperatura deun gramo de una sustancia en un grado centígrado. Mientras que la CAPACIDADCALORÍFICA (cp) de una sustancia es la cantidad de calor necesario para elevar latemperatura de un gramo de una determinada cantidad de sustancia en un grado centígrado.

Las unidades de la capacidad calorífica sonCg

calorías

.

A continuación se muestran las capacidades caloríficas de algunas sustancias:

SUSTANCIA cp (cal/gC) cp (J/gC)H2O(s)H2O(l)H2O(g)

AlAuNa

NaClCuZnBiPbHgFePt

0,4901,0000,4800,2150,0310,2900,2100,0920,0920,0290,0310,0330,1070,032

2,0504,1842,0080,8990,1291,2130,8790,3850,3850,1210,1300,1380,4480,134

Para un determinado cambio de temperatura, el flujo de calor es directamente proporcionala la masa de la sustancia y al cambio de temperatura, proporcionalidades que se puedenexpresar matemáticamente de la siguiente manera:



207

TcpmQ

Donde: m: masacp: capacidad caloríficaT: Diferencia de Temperaturas = Tfinal – Tinicial

LEY DE DULONG-PETIT:Se aplica generalmente para los metales, esta ley establece que:

4,6)caloríficaCapacidad)(aproximadoatómicoPeso(

4. CALOR LATENTE, λ:El CALOR LATENTE, se define como el calor necesario para cambiar un gramo de unasustancia de un estado físico a otro, sin variación de la temperatura.

Las unidades de calor latente están implícitas en la definición: calorías/gramo. El aguapresenta el calor latente de fusión, que es de 80 cal/g a 0C y el de evaporación(vaporización) que es de 540 cal/g a 100C.

El flujo de calor (Q) que comprende el calor latente, se determina mediante la siguienteecuación:

mQ

Donde: m: masa: calor latente

5. ENTALPÍA DE FORMACIÓN, fH :

La ENTALPÍA o CALOR DE FORMACIÓN, es la cantidad de calor que se libera oabsorbe cuando se forma un mol de un compuesto a partir de sus elementos en una reacciónquímica a la presión de una atmósfera.

A continuación se muestran algunos datos de calores de formación de algunos compuestos,hay que aclarar que los calores de formación de los elementos en estado libre es cero:

C(s) + O2(g) CO2(g) Hr = – 94,05 kcal/mol

2 C(s) + H2(g) C2H2(g) Hr = 54,85 kcal/mol



208

COMPUESTO fH (kJ/mol)

fH (kcal/mol)CH4(g)C2H2(g)C2H4(g)C2H6(g)C2H6(g)

CHCl3(g)CH3OH(g)C2H5OH(g)

H2O(g)HCl(g)NO(g)NO2(g)NH3(g)CO(g)CO2(g)SO2(g)SO3(g)H2O(l)H2O2(l)

H2SO4(l)HNO3(l)

CH3OH(l)C2H5OH(l)

C6H6(l)Al2O3(s)Fe2O3(s)Cr2O3(s)CaO(s)CaC2(s)

CaCO3(s)KOH(s)NaOH(s)

NH4NO3(s)

–74,81226,7052,26

–84,86–268,80–103,10–201,17–235,10–241,80–92,3190,2533,20

–46,11–110,50–393,50–296,80–395,60–285,80–187,80–814,00–174,10–238,57–277,70

49,03–1676,00–824,20

–1128,40–635,50–62,80

–1207,00–424,70–426,70–365,60

–15,5454,1912,49

–20,28–64,24–24,64–40,08–56,19–57,79–22,0621,577,93

–9,58–22,95–94,05–70,94–94,55–68,31–44,89

–194,55–41,61–57,02–66,3711,72

–400,57–196,99–269,69–151,89–15,01

–288,48–101,51–101,98–87,38

6. ENTALPIA O CALOR DE REACCION, Hr:Si se conocen las entalpías de formación de todas las sustancias que participan en unareacción química se puede calcular la variación de la entalpía de la reacción, mediante lasiguiente ecuación:

)activos(ReH)oductos(PrHHr of

of



209

En una reacción donde se absorbe calor, el contenido calorífico o entalpía de los productoses mayor que el de las sustancias reaccionantes; en consecuencia, el signo de H espositivo, el proceso es ENDOTÉRMICO. En cambio cuando en una reacción química selibera calor, la entalpía de los productos es menor que el de los reaccionantes, el signo deH es negativo, la reacción es EXOTÉRMICA.

7. ECUACIONES TERMOQUÍMICAS:Se conocen así a las ecuaciones químicas que van acompañadas del calor o entalpía dereacción, por ejemplo:

C(s) + O2(g) CO2(g) Hr = – 94,1 kcal/mol2 C(s) + H2(g) C2H2(g) Hr = 54,85 kcal/mol

8. LEY DE HESS:La LEY DE HESS establece que: “El calor producido o absorbido en cualquier cambioquímico es igual para dicho cambio, tanto si se realiza en un solo paso como si se realiza envarios, puesto que la variación total depende únicamente de las propiedades de lassustancias inicial y final”. En otras palabras, el calor de reacción no depende del caminoseguido para pasar del estado inicial al final.

Esta ley es importante porque permite calcular indirectamente calores de reacción queserían muy difíciles de medir directamente. Esto es posible ya que las ecuacionestermoquímicas pueden sumarse o restarse como ecuaciones algebraicas junto con loscorrespondientes calores de reacción.

PROBLEMAS RESUELTOS:1. Calcular la cantidad de calor que se necesita para elevar la temperatura de 100 gramos

de cobre desde 20C hasta 110 C.

Aplicamos la siguiente ecuación:

TcpmQ

)TiTf(cpmQ

C)20110()Cg

cal092,0)(g100(Q

J35,3464cal828Q



210

2. La combustión de un gramo de antracita produce 7300 calorías, qué cantidad de dichocarbón hará falta para calendar 4 litros de H2O desde 20C hasta 100C suponiendo quetodo el calor se utiliza.

Consideramos que la densidad del agua es 1g/cm3, de modo que los 4 litros de agua seconsideran 4 kg (4000 gramos).

Para calcular la cantidad de calor, utilizamos la siguiente ecuación:

TcpmQ

)TiTf(cpmQ

C)20100()Cg

cal1)(g4000(Q

cal320000Q

Luego planteamos la siguiente operación:

Carbóng84,43calorías7300

Carbóng1calorías320000

3. Si se calienta una muestra de 25 g de una aleación hasta 100C, se introduce luego enun recipiente que contiene 90 gramos de agua a 25,32C. La temperatura del agua seeleva hasta 27,18C. Despreciando la pérdida de calor que puede existir, determinar lacapacidad calorífica de la aleación.

Planteamos que la cantidad de calor ganado por el agua es igual al calor perdido por laaleación:

QcQg


C)10018,27()aleación(cp)g25(C)32,2518,27()Cg

cal1)(g90(

Cg

cal092,0)aleación(cp



211

4. El eg-g de un metal cuando reacciona con el oxígeno es de 69,67. Si su capacidadcalorífica es 0,0305 cal/gC. Determinar el estado de oxidación del metal, su pesoatómico exacto y la fórmula del óxido.

La posible fórmula del óxido es: M2OX

Para resolver el problema aplicamos la ley de Dulong-Petit:

4,6)Metal(AproximadoAtómicoPeso)Metal(cp

Despejando el Peso Atómico aproximado y reemplazando datos, tenemos:

84,2090305,0

4,6)Metal(AproximadoAtómicoPeso

Utilizando la ecuación que define el equivalente-gramo del metal, determinamos elestado de oxidación:

)Metal(g-eq

)Metal(AproximadoAtómicoPeso)Metal(EO

3012,367,69

84,209)Metal(EO

Aplicando la misma definición de equivalente-gramo, determinamos el peso atómicoexacto del metal:

01,209)3(76,69)Metal(ExactoAtómicoPeso

El peso molecular determinado, corresponde al Bismuto (Bi), por lo que la fórmula delóxido es: M2O3 = Bi2O3

5. Calcular la cantidad de calor que se necesita para transformar 20 g de agua en estadosólido que se encuentra a –15C al estado de vapor a 120C.

Para resolver el siguiente ejercicio, procedemos a realizar un gráfico en el que semuestran los diferentes cambios que se producen con el aumento de la temperatura, ycalculamos la cantidad de calor en cada uno de los procesos:



212

calorías147C)15(0)Cg

cal49,0)(g20(TcpmQ1

calorías1600)g

cal80)(g20()fusión(mQ2

calorías2000C)0100()Cg

cal1)(g20(TcpmQ3

calorías10800)g

cal540)(g20()nevaporació(mQ4


cal48,0)(g20(TcpmQ5

La suma de los calores de estos procesos, permiten calcular el calor total:

i54321T QQQQQQQ 1921080020001600147QT

kcal739,14calorías14739QT

6. Cuando se mezclan 120 g de H2O(s) a 0C y 300 g H2O(l) a 50C. Determinar latemperatura final y el estado físico de la mezcla.

Determinamos el calor que va ha ceder el agua que se encuentra a 50C:



213

calorías15000)C50)(Cg

cal1)(g300(TcpmQ

Calculamos la cantidad de calor que va ha ganar el agua que esta a 0C, para fundirse:

calorías9600)g

cal80)(g120()fusión(mQ

Esta cantidad de calor es menor a la que me proporciona el agua a 50C, por lo tanto latemperatura del sistema va a ser mayor que 0C, por lo que podemos plantear lasiguiente solución:

QcQg


C)Tf50()Cg

cal1)(g300(C)0Tf()

Cg

cal1)(g120()

g

cal80)(g120(

Tf30015000Tf1209600

5400Tf420 → C9,12Tf

7. Cuál será la Tf cuando se mezclan 300 g de H2O(s) a 0C y 300 g de H2O(l) a 50C.

Determinamos la cantidad de calor del agua a 50C:


cal1)(g300(TcpmQ

Calculamos la cantidad de calor que va ha ganar el agua a 0C, para fundirse:

calorías24000)g


Esta cantidad de calor es mayor a la que me proporciona el agua a 50C, por lo que latemperatura final es 0C. Como conclusión se puede decir que no todo el hielo se funde.

Podemos determinar la cantidad de hielo fundida de la siguiente manera:

fundidosOHg50,187calorías24000

)s(OHg300calorías15000 2

2



214

8. Se mezclan 300 g de H2O(g) a 100C y 300 g de H2O(s) a –10C. Determinar latemperatura final del sistema (Temperatura de equilibrio, Tf).

Determinamos la cantidad de calor en la condensación del vapor de agua a 100C:

calorías162000)g

cal540)(g300()nevaporació(mQ

Determinamos la cantidad de calor del agua condensada que se encuentra a 100:


cal1)(g300(TcpmQ

En total, se disponen de 192000 calorías. Esta cantidad de calor va ha ser utilizada porlos 300 gramos de agua sólida para aumentar su temperatura.

Determinamos la cantidad de calor, para elevar la temperatura de los 300 g de H2O(s)desde –10C a 0C:


cal49,0)(g300(TcpmQ

Determinamos la cantidad de calor para la fusión del agua sólida que se encuentra a0C:

calorías2400)g


Calculamos la cantidad de calor para elevar la temperatura del agua fundida desde 0 a100C:


cal1)(g300(TcpmQ

Sumando la cantidad de calor que el sólido va ha ganar, tenemos:

calorías338703000024001470Q

Si el vapor va ha ceder 192000 calorías y el agua sólida necesita 33870 calorías parallegar a 100C, el sistema llega a 100C.



215

9. Suponiendo que se utiliza el 50% del calor, cuántos kilogramos de agua a 15C podráncalentarse hasta 85C mediante la combustión de 200 litros de metano, CH4, en CN si elcalor de combustión del metano es de 213 kcal/mol.

Calculamos las moles que corresponden a los 200 litros de Metano:

44

44 CHmoles93,8

CHlitros4,22

CHmol1CHlitros200

Determinamos la cantidad de calor desprendido en la combustión de esas moles deMetano:

kcal09,1902)moles93,8)(mol

kcal213(Q

Calculamos la cantidad de calor utilizado (solamente el 50%):

kcal045,951)50,0)(kcal09,1902()utilizado(Q

A partir de esa cantidad de calor, determinamos la cantidad de agua:

TcpmQ

)TT(cpmQ if

C)1585()Cg

cal1(mcal951045

OHkg36,13586m 2

10. Calcular la cantidad de calor que interviene en la descomposición del carbonato decalcio sólido, CaCO3, utilizando las entalpías de formación.

Para resolver el problema, planteamos la reacción de la descomposición del CaCO3(s):

CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)

Como la reacción se encuentra igualada, con ayuda de los calores de formacióndeterminamos la entalpía de la reacción correspondiente:


of

)5,288()1,94()9,151(Hr



216

mol

kcal5,42Hr , cantidad de calor suministrada.

11. Calcular la cantidad de calor cuando se combustionan 10 g de alcohol metílico líquido,CH3OH.

)l(OH2)g(CO)g(O2

3)l(OHCH 2223

Con ayuda de los calores de formación, determinamos el calor de la reacción:


of

0)1,48()32,68(2)1,94(Hr

mol

kcal64,182Hr

Calculamos la cantidad de calor cuando se combustionan 10 gramos de CH3OH:

kcal075,57g10g32

mol1

mol

kcal4,1826Hr

12. El calor desarrollado en la combustión de acetileno C2H2(g) a 25C es de 310,7kcal/mol. Determinar la entalpía de formación del acetileno gas.

Primero escribimos la ecuación de combustión del acetileno:

)l(OH)g(CO2)g(O2

5)g(HC 22222

Utilizando los calores de formación, aplicamos la siguiente ecuación:


of

0))g(HC(H)32,68()1,94(27,310 22of

mol

kcal18,54)g(HCH 22

of



217

13. La ecuación termoquímica en la combustión del metileno gas es:

mol/kcal337Hr)g(OH2)g(CO2)g(O)g(HC 22242

Admitiendo un rendimiento del 70%. Cuántos kilogramos de H2O a 20C puedenconvertirse en vapor, mediante la combustión de 1000 litros de etileno en condicionesnormales.

Determinamos las moles en condiciones normales, correspondientes a los 1000 litros demetano:

4242

4242 HCmoles64,44

HClitros4,22

HCmol1HClitros1000

Así mismo determinamos la cantidad de calor producida por las 44,64 moles:

kcal68,15043HCmol1

kcal337HCmoles64,44

4242

Entonces:

kcal38,10530)68,15043(70,0oaprovechadQ

Determinamos la masa de agua:

)nevaporació(mTcpmQ

)g

cal540(mC)20100()

Cg

cal1(m58,10530

→ OHkg98,16m 2

14. Calcular ofH del CO(g), utilizando la ley de Hess y a partir de los siguientes datos:

mol/kcal1,94)]g(CO[H 2of ; mol/kcal7,67Hr)g(CO)g(O)g(CO 22

Es necesario determinar la entalpía de la reacción:

)g(CO)g(O2

1)s(C 2

Para resolver el problema, planteamos las siguientes reacciones químicas:



218

)2(mol/kcal7,67Hr)g(CO)g(O2

1)s(CO

)1(mol/kcal1,94Hr)g(CO)g(O)s(C

22

22

Restando (1) – (2), tenemos:

)g(CO)g(O2

1)s(C

0)g(CO)g(O2

1)s(C

)g(CO)g(CO)g(O2

1)g(CO)g(O)s(C

2

2

2222

La cantidad de calor se encuentra aplicando la misma operación:

mol

kcal4,26)7,67(1,94Hr

)2(Hr)1(HrHr

15. Calcular ofH [CH4(g)] a partir de los siguientes datos:

)3(mol/kJ8,285Hr)g(OH)g(O2

1)g(H

)2(mol/kJ5,393Hr)g(CO)g(O)s(C

)1(mol/kJ887Hr)g(OH2)g(CO)g(O2)g(CH

222

22

2224

Nos piden calcular el Hr de la reacción: C(s) + 2 H2(g) CH4(g), para lo cualrealizamos el siguiente procedimiento matemático con las reacciones: (2) + 2(3) – (1);el calor de la reacción en cuestión es:

mol/kcal1,78Hr

)887()8,285(25,393Hr

)1(Hr)3(Hr2)2(HrHr

PROBLEMAS PROPUESTOS:1. Cuántas calorías se necesitan para calentar desde 15C hasta 65C, las siguientes

sustancias: a) 1 g de H2O; b) 20 g de platino. Resp. a) 50 cal; b) 32 cal

2. La combustión de 5 g de coque eleva la temperatura de un litro de agua desde 10Chasta 47C. Calcular el poder calorífico del coque en kcal/g. Resp. 7,4 kcal/g



219

3. El calor de combustión del etano gas, C2H6, es de 373 kcal/mol. Suponiendo que seautilizable el 60% del calor, cuántos litros de etano, medidos en condiciones normales,tienen que ser quemados para suministrar el calor suficiente para elevar la temperaturade 50 kg de agua a 10C a vapor a 100C. Resp. 3,150 litros

4. Una muestra de metal de 45 g se calienta a 90C, introduciéndose después en unrecipiente que contiene 82 g de agua a 23,50C. La temperatura del agua se elevaentonces a una temperatura final de 26,25C. Determinar la capacidad calorífica delmetal. Resp. 0,079 cal/gC

5. Se ha determinado que la capacidad calorífica de un elemento es de 0,0276 cal/gC. Porotra parte, 114,79 g de un cloruro de este elemento contiene 79,34 g del elementometálico. Determinar el peso atómico exacto del elemento. Resp. 238

6. La capacidad calorífica de un elemento sólido es de 0,0442 cal/gC. Un sulfato de esteelemento una vez purificado, se ha determinado que contiene 42,2% en peso del mismo.Determinar a) el peso atómico exacto del elemento y b) la fórmula del sulfato. Resp. a)140,3; b) Ce(SO4)2

7. Determinar la temperatura resultante cuando 1 kg de hielo a 0C se mezcla con 9 kg deagua a 50C. Resp. 37C

8. Cuánto calor se necesita para pasar 10 g de hielo a 0C a vapor a 100C. Resp. 7,2 kcal

9. Se pasan 10 libras de vapor de agua a 212F por 500 libras de agua a 40F. Quétemperatura alcanzará ésta. Resp. 62,4F

10. Se agregaron 75 g de hielo a 0C a 250 g de agua a 25C. Qué cantidad de hielo sefundió. Resp. 78,1 g

11. Determinar la entalpía de descomposición de 1 mol de clorato de potasio sólido encloruro de potasio sólido y oxígeno gaseoso. Resp. –10,7 kcal

12. El calor desprendido en la combustión completa de 1 mol de gas metano, CH4, es 212,8kcal. Determinar la entalpía de formación de 1 mol de CH4(g). Resp. –17,9 kcal

13. El calor desprendido en la combustión completa de gas etileno, C2H4, es 337 kcal.Admitiendo un rendimiento del 70%, cuántos kilogramos de agua a 20C puedenconvertirse en vapor a 100C, quemando 1000 litros de C2H4 en condiciones normales.Resp. 16,9 kg

14. Calcular la entalpía para la reducción del dióxido de carbono con hidrógeno amonóxido de carbono y agua líquida: CO2(g) + H2(g) CO(g) + H2O(l), usando elcalor de formación del H2O(l) igual a –68,3 kcal/mol y el calor de combustión delCO(g) de –67,6 kcal/mol. Resp. –0,7 kcal ó –2,93 kJ



220

15. Calcular el calor de formación del óxido nítrico, NO, a partir de los siguientes datos:N2(g) + O2(g) NO2 H = 7500 calNO(g) + O2(g) NO2(g) H = –14000 cal

Resp. –21500 cal

16. Dados los siguientes datos termoquímicos:Fe2O3(s) + CO(g) FeO(s) + CO2(g) H = –2,93 kJFe(s) + CO2(g) FeO(s) + CO(g) H = 11,29 kJ.

Usar la ley de Hess para encontrar la entalpía de la reacción: Fe2O3(s) + CO(g) Fe(s)+ CO2(g). Resp. –25,52 kJ ó –6,1 kcal

17. El calor desprendido en la combustión de un mol de C2H6 gas es de 372,9 kcal y el delC2H4 gas es de 337,3 kcal. Si la entalpía de formación del H2O líquida es –68,32kcal/mol, determinar aplicando la ley de Hess, la entalpía de la reacción: C2H4(g) +H2(g) C2H6(g). Resp. –32,7 kcal/mol

18. El calor de combustión del acetileno gas, C2H2, es 312000 cal/mol, cuántos litros dedióxido de carbono en condiciones normales se desprenden por cada kilocaloríaliberada. Resp. 0,144 litros

19. El calor liberado por la combustión de 1,250 g de coque eleva la temperatura de 1000 gde agua de 22,5C a 30,1C. Cuál será el porcentaje de carbono en el coque, suponiendoque las impurezas son incombustibles. Resp. 77,4%

20. Suponiendo que el metano gas, CH4, cuesta 75 cts por cada 1000 pies3, calcular el costode 1000000 BTU, además el calor de combustión del metano es 212,8 kcal/mol. Resp.71 cts

FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Electroquímica


221

CAPITULO 12

ELECTROQUÍMICA

1. GENERALIDADES:La ELECTROQUÍMICA es la rama de la química que se encarga de estudiar las relacionesque existen entre los fenómenos eléctricos y los químicos.

La Electroquímica puede dividirse en dos grandes secciones; una se refiere a las reaccionesquímicas que se producen mediante una corriente eléctrica, llamada electrólisis y la otra serefiere a las reacciones químicas que producen una corriente eléctrica; proceso que severifica en una celda o pila galvánica.

2. UNIDADES ELÉCTRICAS:El COULOMBIO (C) es la unidad práctica de carga (Q) y se define como la cantidad deelectricidad que pasa a través de una sección transversal dada de un conductor en unsegundo, cuando la corriente es de un amperio.

El AMPERIO (A) es la unidad de intensidad de corriente eléctrica (I). Un amperio es iguala un coulombio/segundo. Por lo tanto:

t

QI

Tiempo

aargCIntensidad

De donde:

tIQ

SegundoAmperioCoulombio

El OHMIO () es la unidad de resistencia eléctrica (R). Se puede expresar en función de laresistencia específica o resistividad mediante la siguiente ecuación:

)cm(Area

)cm(LongitudEspecíficasistenciaRe)Ohmios(sistenciaRe

2

También se puede definir de la siguiente manera:

)I(Intensidad

)V(Voltaje)R(sistenciaRe



222

El VOLTIO (V) es la unidad de potencial y se define como la fuerza electromotriznecesaria para que pase una corriente de un amperio a través de una resistencia de unohmio. La fuerza electromotriz se mide con un voltímetro.

)A(Amperio)(Ohmio)V(Voltio

)I(Intensidad)R(sistenciaRe)V(Voltaje

El VATIO (W) es la unidad de potencia eléctrica y es igual a la variación del trabajo porunidad de tiempo (Joules/segundo). También se le puede definir como el producto de lafuerza electromotriz en voltios por la corriente en amperios.

)Voltios(Potencia)Amperios(Corriente)Vatios(Potencia

VIW

El JOULE o VATIO–SEGUNDO es la energía producida en un segundo por una corrientede potencia igual a un vatio. Por lo tanto:

Tiempo

TrabajoPotencia

De donde:

TiempoPotenciaTrabajo

SegundoVatioJoule

También se puede usar la expresión:

CoulombioVatioJoule

El FARADIO (F) es la unidad de capacidad eléctrica y se define como la cantidad de cargaeléctrica asociada a un equivalente-gramo de sustancia en un proceso electroquímico. ElFaradio es igual a 96500 coulombios.

3. LEY DE OHM:Esta ley relaciona la intensidad, potencia y resistencia; a través de la siguiente ecuación:



223

ohmiosensistenciaRe

voltiosenpotencialdeDiferenciaamperiosenCorriente

También se escribe de la siguiente manera: RIV

4. LEYES DE FARADAY:Las leyes de Faraday establecen las relaciones cuantitativas entre la cantidad de corrienteque pasa a través de una solución y la cantidad del cambio químico que produce. Las leyesde Faraday se pueden plantear de la siguiente manera:

a) La cantidad de cualquier sustancia liberada o depositada en un electrodo esdirectamente proporcional a la cantidad de electricidad (Coulombios) que pasa a travésdel electrolito.

b) Las masas de diferentes sustancias liberadas o depositadas en cada electrodo por lamisma cantidad de electricidad, son directamente proporcionales a los pesosequivalentes de las sustancias.

En la electrólisis se produce una reducción en el cátodo para eliminar los electrones quefluyen hacia él, mientras que en el ánodo tiene lugar una oxidación que proporciona loselectrones que salen de éste hacia el cátodo. El número de equivalentes-gramo de reacciónen el electrodo es proporcional a la carga transportada y tiene que ser igual al número demoles de electrones transportados en el circuito.

PROBLEMAS RESUELTOS:1. La carga eléctrica sobre el ion aluminio generalmente se designa con +3. A cuántos

coulombios corresponde.

Como la carga del electrón es –1,602x10–19 coulombios, para el ion Al+3 se necesitantres de esas cargas pero de signo contrario, por tanto:

coulombios10x806,4)10x602,1(3Q 1919

2. Se pasa una corriente de 1,80 amperios a través de un alambre. Cuantos coulombiospasarán por un punto dado del alambre en un tiempo de 1,36 minutos.

tIQ

utomin1

segundos60utosmin36,1)amperios80,1(Q

coulombios147Q



224

3. Cuál es el tiempo necesario para que circulen 18000 coulombios que utiliza unacorriente de 10 amperios.

t

QttIQ

segundos1800amperios10

coulombios18000t

4. Se pasa una corriente de 2 amperios por una resistencia cuando se conectan a susextremos 110 voltios. Cuál es el valor de la resistencia.

ohmios55amperios2

voltios110R

I

VR

5. Una corriente de 80 microamperios se obtiene de una celda solar durante un tiempo de100 días. A cuántos Faradays corresponde.

coulombios691Q

)segundos10x64,8)(amperios10x80(Q

tIQ66

faradays10x959,9FaradaysdeNúmero

coulombios96500

Faraday1coulombios691FaradaysdeNúmero

3

6. Cuál será la tensión necesaria para que 4 amperios por una resistencia de 60 ohmios.Cuántos Joules/segundo se desprenderán en la resistencia al aplicarle dicha tensión entresus terminales.

voltios240V

)amperios4)(ohmios60(V

IRV

s/J960vatios960Energía

)amperios4)(voltios240(Energía

IVEnergía



225

7. En la electrólisis de una solución de sulfato cúprico circula una corriente de 20amperios por espacio de 1 hora. Determinar la cantidad de cobre depositado.

Determinamos la carga que soporta la solución:

coulombios72000Q

)segundos3600)(amperios20(Q

tIQ

A continuación calculamos la cantidad de Cobre depositado:

Cug70,23coulombios96500

Cug)254,63(coulombios72000

8. En un voltámetro ha sido depositado 1 gramo de plata, empleando una corriente de 8amperios. Determinar el tiempo que ha tenido que circular la corriente para depositarese peso de plata.

Determinamos la carga necesaria para la masa de plata depositada:

coulombios60,894Agg)187,107(

coulombios96500Agg1

Luego determinamos el tiempo invertido:

segundos83,11coulombios8

segundo1coulombios60,894

9. Cuánto tiempo debe pasar una corriente de 4 amperios a través de una solución quecontiene 10 gramos de sulfato de sodio para que ponga en libertad todo el sodio.

Determinamos la cantidad de sodio que hay en los 10 gramos del sulfato:

Nag24,3SONag142

Nag46SONag10

4242

Luego determinamos la cantidad de coulombios correspondientes a esa masa:

coulombios91,13593Nag)123(

coulombios96500Nag24,3



226

Luego determinamos el tiempo utilizado:

segundos48,3398coulombios4

segundo1coulombios91,13593

PROBLEMAS PROPUESTOS:1. Un motor eléctrico utiliza una corriente de 7,80 amperios. Cuántos coulombios de

electricidad usa el motor por hora. Resp. 2,81x104 coulombios

2. Cuál es la resistencia del filamento de un foco de 100 vatios que usa 0,90 amperios a110 voltios. Resp. 123 ohmios

3. Qué tiempo se necesitará para usar 100000 coulombios de electricidad en una planchaeléctrica operada con 10 amperios. Resp. 10000 s

4. Qué cantidad de hidrógeno gaseoso en condiciones normales se desprenderán por laacción de una corriente de 1 amperio que fluye durante un minuto. Resp. 6,96 ml

5. Una corriente de 500 miliamperios fluyendo durante exactamente una hora depositó0,6095 g de zinc. Determinar el equivalente-gramo del zinc. Resp. 32,67

6. La corriente en un baño de plata tenía solo el 80% de eficiencia con respecto al depósitode plata. Cuántos gramos se depositarán en 30 minutos por una corriente de 0,250amperios. Resp. 0,403 g

7. En un proceso electrolítico se depositaron 1,8069x1024 átomos de plata, si elrendimiento fue del 60%. Determinar la cantidad de corriente utilizada en Faradios.Resp. 5

8. Qué cantidad de agua se descompone por acción de una corriente de 100 amperiosdurante 12 horas. Resp. 403 g

9. Qué cantidad de sodio se depositará en una hora con un potencial de 100 voltios y unaresistencia de 50 ohmios. Resp. 1,72 g

10. Qué volúmenes de hidrógeno y oxígeno se obtendrán a 27C y 740 mmHg si se pasadurante 24 horas una corriente de 25 amperios a través de agua acidulada. Resp. 284litros; 142 litros

11. Cuántos minutos debe fluir una corriente de 50 miliamperios para que se deposite 1equivalente-gramo de oxígeno. 32160 minutos

12. Una varilla que mide 10x2x5 cm se plateó por medio de una corriente de 75miliamperios durante tres horas. Cuál es el espesor del depósito de plata sobre la varilla,dado que la densidad de la plata es de 10,5 g/cm3. Resp. 0,0054 mm



227

13. Cuántos minutos se necesitarán para depositar el cobre que hay en 500 ml de unasolución de sulfato cúprico 0,25 N usando una corriente de 75 miliamperios. Resp.2680 minutos

14. Qué tiempo se necesitará para depositar 2 g de cadmio de una solución de sulfato decadmio cuando se usa una corriente de 0,25 amperios. Qué volumen de oxígeno encondiciones normales se liberan. Resp. 3,85 horas; 200 ml

15. Qué corriente se necesita para pasar un faraday por hora por un baño electrolítico.Cuántos gramos de aluminio y de cadmio serán depositados por un faradio. Resp. 26,8amperios; 8,99 g Al y 56,2 g Cd

16. Por electrólisis del agua se recogen 0,845 litros de hidrógeno a 25C y 782 torr.Cuántos faradios tuvieron que pasar a través de la solución.

17. Durante cuánto tiempo (minutos) se debe pasar una corriente de 2 amperios a través deuna solución ácida y obtener 250 ml de hidrógeno en condiciones normales. Resp.17,95 min

18. Se electrolizan 150 g de una solución de Sulfato de Potasio al 10% en peso durante 6horas y con una intensidad de corriente de 8 amperios, se descomponiéndose parte delagua presente. Determinar la concentración en porcentaje en peso de la solución luegode la electrólisis. Resp. 11,2 %

19. Se electroliza una solución cúprica, por el paso de 1930 coulombios se depositaron0,508 g de cobre. Calcular el rendimiento del proceso. Resp. 80 %

20. Calcular la intensidad de corriente necesaria para descomponer todo el cloruro de sodiocontenido en 600 ml de solución 2 M, si se hace circular la corriente durante 4 horas yel rendimiento del proceso es del 85%. Resp. 9,46 amperios



228

ANEXOS

PRESION DEL VAPOR DE AGUA

T(°C) P(mm Hg) T(°C) P(mm Hg)0123456789

10111213141516171819202122232425262728

4,64,95,35,76,16,57,07,58,08,69,29,8

10,511,212,012,813,614,515,516,517,518,719,821,122,423,825,226,728,3

293031323334353637383940455055606570758085909596979899

100101

30,031,833,735,737,739,942,244,246,749,452,155,371,992,5

118,0149,4187,5233,7289,1355,1433,6525,8634,1657,6682,1707,3733,2760,0787,6



229

DENSIDAD DEL AGUA

T(˚C) d(g/ml) T(˚C) d(g/ml)– 8 0,9986500 31 0,9953440– 7 0,9988770 32 0,9950292– 6 0,9990800 33 0,9947060– 5 0,9992590 34 0,9943745– 4 0,9994170 35 0,9940349– 3 0,9995530 36 0,9936872– 2 0,9996690 37 0,9933316– 1 0,9997650 38 0,99296830 0,9998425 39 0,99259731 0,9999015 40 0,99221872 0,9999429 45 0,99021623 0,9999672 50 0,98803934 0,9999750 55 0,98569825 0,9999668 60 0,98320186 0,9999432 65 0,98055787 0,9999045 70 0,97777268 0,9998512 75 0,97485199 0,9997838 80 0,9718007

10 0,9997026 85 0,968623211 0,9996018 90 0,965323012 0,9995004 91 0,964648613 0,9993801 92 0,963969314 0,9992474 93 0,963285415 0,9991026 94 0,962596716 0,9989460 95 0,961903317 0,9987779 96 0,961205218 0,9985986 97 0,960502519 0,9984082 98 0,959795120 0,9982071 99 0,959083121 0,9929955 100 0,958366522 0,9977735 101 0,957662023 0,9975415 102 0,956937024 0,9972995 103 0,956207025 0,9970479 104 0,955472026 0,9967867 105 0,954733027 0,9965162 106 0,953989028 0,9962365 107 0,953240029 0,995947830 0,9956502



230

ALGUNOS MODELOS DE TABLAS PERIODICAS:

Tabla periódica espiral del profesor THOEDOR BENFEY:

Tabla periódica propuesta por ED PERLEY:



231

Tabla periódica propuesta por CLARK:

Tabla periódica propuesta por PIERE DEMERS:



232

Tabla periódica propuesta por CHARLES JANET:

Tabla periódica propuesta por ROMANOFF:



233

Tabla periódica propuesta por ZMACZYNSKI:

Tabla periódica propuesta por EMERSON:



234

Tabla periódica propuesta por SCHEELE:

Tabla periódica propuesta por TIMMOTHY STOWE:



235

Tabla periódica propuesta por MELINDA GREEN:

Tabla periódica propuesta por EMIL ZMACZYNSKI:



236

Tabla periódica propuesta por CHANCOURTOIS:

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