“El futuro está en las grandes innovaciones técnicas, que constantemente van cambiando el

aspecto del mundo. El futuro está en el desarrollo de la química y en el desarrollo de la

electrónica, de manera de asegurar las grandes producciones en masa al alcance de todo el

mundo”.

CHE GUEVARA

PRESENTACION

ESTUDIAR QUIMICA, PARA QUE?. Es la pregunta que el estudiante universitario se

hace cuando en el diseño curricular de la carrera observa que consta la asignatura de

Química.

El estudio de la Química en la Secundaria, por ser el primer contacto formal de los

estudiantes con esta ciencia, es una oportunidad excepcional. En ese momento puede

definirse de que la Química será un problema o no en el futuro del estudiante.

La Química en el nivel medio se debe dirigir a los adolescentes asumiendo que la gran

mayoría no van a seguir carreras afines a la misma. Tal y como está programada la

asignatura contribuirá a fortalecer y justificar el perjuicio que ya traen los estudiantes

contra ella.

La “Quimifobia” no es un problema actual, se viene desarrollando en los últimos 40 años,

no solo en torno a la Química, sino a las ciencias en general. Lamentablemente problemas

como la contaminación, la carrera armamentista, la deshumanización de la sociedad por los

avances tecnológicos, etc, han resultado lo suficientemente graves para eclipsar casi en su

totalidad lo bello y positivo del conocimiento científico y la calidad de vida que hemos

alcanzado con él.

Enseñar Química en cualquier nivel no ha sido ni será tarea fácil. No solo por la “mala

fama” que tiene por si misma la materia, sino también por la falta aparente de conexión

entre la realidad personal de los alumnos y los temas de estudio. Las dificultades que tienen

muchos estudiantes de Química se deben a una exposición defectuosa y explicaciones

confusas.

Por todos lo expuesto anteriormente, en el presente trabajo se asegura que los

conocimientos que serán adquiridos por los estudiantes sean lo más claro y libre de

confusión.

El texto de trabajo ha sido un esfuerzo de las investigaciones que el autor ha hecho sobre

los diferentes temas que abarca la Química, en él se presenta una pequeña parte de lo que es

la Química como ciencia.

Espero que en esta nueva edición el estudiante encuentre además de la parte teórica un gran

número de problemas resueltos y propuestos, que le permitan aclarar aún más que la

naturaleza de la Química es ser la “Ciencia Central”.

Quiero expresar mis agradecimientos a todas y cada una de las personas que de alguna

manera han ayudado para la presentación de este texto, de manera especial agradezco a la

Escuela Politécnica del Ejército por haberme acogido como docente, para dejar en sus aulas

un poquito del gran conocimiento de la Química.

Luis Antonio Escobar Castañeda

CONTENIDO

1. UNIDADES: 4

Generalidades

Magnitudes

Unidades

Problemas resueltos y propuestos

2. ESTRUCTURA DE LA MATERIA: 12

Generalidades

Teoría Atómica de Dalton

Estructura Atómica y Modelos Atómicos

Números Cuánticos y Distribución Electrónica

Pesos Atómicos

Ejercicios resueltos y propuestos

3. TABLA PERIODICA DE LOS ELEMENTOS: 41

Generalidades

Bases de la Clasificación

Distribución de los Elementos

Propiedades Generales de los Elementos

Propiedades Periódicas

Relaciones en los Grupos y Periodos

4. ENLACES QUIMICOS: 82

Generalidades

Valencia y Estado de Oxidación

Electronegatividad

Tipos de Enlaces

Polaridad de los Enlaces

Estructuras de Lewis

Ejercicios

5. NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGANICOS: 94

Generalidades

Compuestos Binarios

Compuestos Ternarios

Compuestos Cuaternarios

6. ESTADO GASEOSO: 109

Generalidades

Factores que determinan el comportamiento de un gas

Leyes de los Gases

Problemas Resueltos y Propuestos

7. REACCIONES QUIMICAS: 134

Generalidades

Tipos de Reacciones Químicas

Reacciones Redox

Igualación de Ecuaciones

Ejercicios resueltos y propuestos

8. ESTEQUIOMETRIA: 143

Generalidades

Leyes Ponderales de la Química

Fórmulas Químicas

Reactivo Limitante

Ejercicios resueltos y propuestos

9. ESTADO LIQUIDO: 163

Generalidades

Propiedades de los líquidos

Soluciones: Clases y Concentración

Dilución

Propiedades Coligativas

Ejercicios resueltos y propuestos

10. ACIDOS, BASES Y SALES: 189

Generalidades

Definiciones. Fuerza de los ácidos y bases

Ionización del agua. pH y pOH

Hidrólisis

Ejercicios resueltos y propuestos

11. TERMOQUÍMICA: 205

Generalidades

Unidades. Capacidad Calorífica y Calor Latente

Entalpía de formación y Calor de reacción. Ecuaciones termoquímicas

Ley de Hess

Ejercicios resueltos y propuestos

12. ELECTROQUÌMICA: 221

Generalidades

Unidades eléctricas

Ley de Ohm. Leyes de Faraday

Ejercicios resueltos y propuestos

BIBLIOGRAFIA: 237

FUNDAMENTOS

DE

QUIMICA

GENERAL

Ing. Luis A. Escobar C.

2010

FUNDAMENTOS

DE

QUIMICA GENERAL

Ing. Luis A. Escobar C.

2012

FUNDAMENTOS

DE

QUIMICA GENERAL

Ing. Luis A. Escobar C.

2010

CAPITULO 1

UNIDADES

1. GENERALIDADES:

En Química, las propiedades se describen como cantidades que se pueden medir y expresar

como productos de números y unidades.

Antes de analizar las diferentes magnitudes y unidades utilizadas en Química, es necesario

conocer y diferenciar dos términos que son utilizados muy frecuentemente en esta

asignatura 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 cantidad

de materia de una muestra en particular de ella. La masa de un cuerpo es constante y no

cambia, no importa el sitio donde se mida. El PESO de un cuerpo sin embargo, es la fuerza

gravitacional de atracción entre la masa del cuerpo y la masa del planeta en el cual éste es

pesado. Así, el peso de un cuerpo varía, dependiendo de donde es pesado, mientras que la

masa 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 estas

magnitudes tiene su propia unidad irreductible.

MAGNITUDES DERIVADAS:

Las magnitudes derivadas son magnitudes físicas obtenidas de combinaciones de las

fundamentales. 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 la

del tiempo el segundo (s); y el SI (Sistema Internacional de Unidades), en donde la unidad

básica 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 magnitud

fundamental.

b) PREFIJOS DE LAS UNIDADES:

En ambos sistemas se usan prefijos para designar múltiplos decimales o fracciones

decimales de las unidades básicas. Los prefijos comunes son:

MULTIPLO PREFIJO ABREVIATURA

10 (1x101)

100 (1x102)

1000 (1x103)

1000000 (1x106)

1000000000 (1x109)

Deca

Hecto

Kilo

Mega

Giga

Da

h

k

M

G

FRACCION PREFIJO ABREVIATURA

0,1 (1x10–1

)

0,01 (1x10–2

)

0,001 (1x10–3

)

0,000001 (1x10–6

)

0,000000001 (1x10–9

)

Deci

Centi

Mili

Micro

Nano

d

c

m

N

c) UNIDADES DERIVADAS:

Las magnitudes físicas derivadas se miden en unidades derivadas. Aunque las unidades que

se usan para medir magnitudes físicas derivadas provienen realmente de las unidades

básicas, 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 unidad

especial 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 la

energía es el ERGIO (CGS) y el JOULE (SI). A continuación presentamos algunas

unidades derivadas de fuerza y energía en los dos sistemas y la relación que hay entre ellas:

UNIDAD FUERZA ENERGIA

Nombre de la unidad SI

- Abreviatura

- Unidades Básicas

Newton

N

kg.m.s–2

Joule

J

kg.m2.s

–2

Nombre de la unidad CGS

- Unidades Básicas

Dina

g.cm.s–2

Ergio

g.cm2.s

–2

Factores de conversión

1N = 1x105Dinas

1Dina = 1x10–5

N

1J = 1x107 Ergios

1Ergio = 1x10–7

J

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 o

buscarlas en los libros, en la siguiente tabla se tienen estos factores de conversión:

UNIDAD FACTOR

LONGUITUD

MASA

VOLUMEN

PRESION

TEMPERATURA

1 m = 100 cm, 1 Angstrom (Å) =1x10–8

cm

1 kg = 1000 g

1 m3 = 1000 litros

1 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 la

unidad 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 o

g/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 la

temperatura ambiente. Para el agua sin embargo se expresa a 4°C, por ser la temperatura a

la cual el agua tiene una densidad exacta de 1,00 g/ml.

La GRAVEDAD ESPECIFICA (peso específico) de una sustancia de la densidad relativa de

una sustancia comparada con una estándar. En general para los líquidos se toma el agua a

4°C como el estándar y por lo tanto la gravedad específica expresa la densidad de una

sustancia 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 basta

multiplicar 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 específica

son 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 como

factores de las potencias de 10.

Se pueden usar exponentes de 10 para hacer que la expresión de las mediciones científicas

sea 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 del

cuidado que se tenga al medir. Cuando se da una medida, se expresa con el número de

CIFRAS SIGNIFICATIVAS que mejor represente su propia exactitud y la del instrumento

empleado.

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 se

va a expresar es:

4 o menos, éste se descarta

5 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

cm

g89,69

cm6,40

g5,2837

Longitud

Peso

b10xa

2. El peso específico de la fundición de Hierro es 7,20. Calcular su densidad: a) en gramos

por cm3, y b) en libras por pie

3.

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 de

H2SO4. 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

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

es el 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 de

queso necesitaría comer un hombre por día si ésta fuera su única fuente de

suministro de 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

800 m2/cm

3 de material. El 50% del volumen total son poros (orificios), mientras

que el otro 50% del volumen está formado por la sustancia sólida. Suponer que

todos los poros son tubos cilíndricos con un diámetro d y una longitud l. Determinar

el diámetro de cada poro. Resp. 25Å

4. Un recipiente de vidrio pesa vacío 20,2376 g y 20,3102 g lleno de agua a 4°C hasta

una cierta marca. El mismo recipiente se seca y se llena hasta la misma marca con

una solución a 4°C. Ahora el peso es de 20,3300 g. Cuál es la densidad de la

solución. Resp. 1,273 g/ml

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

ser tratados para producir una libra de Bromo. Resp. 1,845x103 galones

6. Una muestra de 20 cm3 de una solución de Acido Clorhídrico concentrado de

densidad 1,18 g/ml contiene 8,36 g de HCl puro. a) Determine la masa de HCl puro

por cada centímetro cúbico de solución. b) Determine el porcentaje en peso (masa)

de HCl en la solución ácida. Resp. a) 0,418 g/cm3; b) 35,4%

7. Las Feromonas son compuestos secretados por las hembras de muchas especies de

insectos para atraer a los machos. Con 1,0x10–8

gramos de una feromona es

suficiente para 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 de aire 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

material inerte sobre la superficie del agua para disminuir su velocidad de

evaporación. Esta técnica fue introducida hace tres siglos por Benjamín Franklin,

quien encontró que 0,10 ml de aceite podrían extenderse cubriendo una superficie

de 40 m2 de agua. Suponiendo que 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 el

agua. 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 y 4,5 mm de espesor con un orificio de 7,5 mm de diámetro en el centro.

El disco pesa 20,2 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, se

necesita para preparar 5 litros de una solución de Hidróxido de Sodio al 20%. La

densidad 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

marcada en un termómetro Fahrenheit. Resp. –40°

15. Construir una escala de temperatura sobre la cual los puntos o temperaturas de

congelación y ebullición del agua sean 100° y 400°, respectivamente, y el intervalo

entre 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 es 444,6°C. Resp. –719°; 1433,8°

16. La temperatura de sublimación del hielo seco es –109°F. Este valor es mayor o

menor que 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 30

millonésimas de pulgada. Cuántos m2 podrán recubrirse con un kilogramo de estaño

de densidad 7300 kg/m3. Resp. 180 m

2

18. El radio atómico del Magnesio (Mg) es 1,36 Å y su masa atómica es 24,312 g. Cuál

es la densidad del átomo en kg/m3. Resp. 3,8x10

3 kg/m

3

19. Una solución diluida de Acido Nítrico se prepara al diluir 64 ml de solución de

Acido Nítrico (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

7,50 mm y una masa de 1,765 g. Resp. 7990 kg/m3

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, se

caracteriza por poseer masa y ocupar un lugar en el espacio. CUERPO, es una porción

limitada 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 las

sustancias y las soluciones, las sustancias pueden ser: elementos y compuestos.

HETEROGENEA:

La que no presenta uniformidad en su composición por ejemplo: los alimentos, las

rocas, el suelo, la madera, etc. En fin todos estos materiales son mezcla de las

sustancias.

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

Presenta algunas propiedades, definiéndose como PROPIEDAD a la característica por

medio 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 distinguir

una sustancia de otra, son: volumen, peso, impenetrabilidad, inercia, etc.

b) ESPECIFICAS:

Son las que presenta una determinada sustancia, y nos permite distinguir una sustancia

de 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 cambios

físicos 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. Por

ejemplo la combustión del alcohol, de la gasolina; la oxidación del hierro, en

general 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, sino

únicamente de sus propiedades.

En estos cambios físicos no se forman nuevas sustancias y los que se encuentra al final

tiene la misma composición de la sustancia original. Estos procesos cesan cuando

desaparecen la causa que los produjo y son reversibles, es decir, puede verificarse

fácilmente el proceso inverso.

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

temperatura.

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

CAMBIOS QUIMICOS:

Son los que alteran la composición química de la materia. Estos procesos permanecen

aunque haya cesado la causa que los produjo, son irreversibles. En los cambios químicos

los 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 TIPO

Ebullición del agua

Congelación del agua

Electrólisis del agua

Reacción del cloro con sodio

Fusión del hierro

Oxidación del hierro

Corte de madera

Combustión de la madera

Masticación de un alimento

Digestión del alimento

Físico

Físico

Químico

Químico

Físico

Químico

Físico

Químico

Físico

Químico

Otro componente importante de los cuerpos es la ENERGIA, que se define como la

capacidad 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 poseer

masa, según la teoría de Einstein. Están relacionadas por medio de la ecuación:

2cmE

En donde: E = energía

m = masa

c = Velocidad de la luz (300000 km/s)

Esta ecuación permite establecer la ley que dice: “LA MATERIA Y LA ENERGIA NO SE

CREAN 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 libera

una energía equivalente a 8,23x1020

ergios. Calcular la masa de los productos

materiales 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 liberan

8,0x1013

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 esta

reacción química la masa de los productos difiere muy poco de la masa de los

reactantes, esta diferencia es imposible medir experimentalmente, razón por la cual

podemos decir que en las reacciones químicas ordinarias la materia se conserva.

2. TEORIA ATOMICA DE DALTON:

John Dalton, alrededor de 1803, propuso sus teorías acerca de la naturaleza y el

comportamiento 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 fenómeno

químico.

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

elementos.

e) Los átomos de dos elementos se pueden combinar entre sí en distintas proporciones

para formar más de un compuesto.

3. ESTRUCTURA ATOMICA:

La materia esta constituida por pequeñas partículas llamadas ATOMOS. Podemos

considerar al átomo como una unidad más completa de la materia que tenemos

conocimiento. Son las partículas más pequeñas que pueden tomar parte en las

combinaciones químicas. La unión de átomos individuales da lugar a la formación de

moléculas.

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

a) Zona central: NUCLEO

b) Zona externa: PERIFERIA o ENVOLTURA

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, el

NUMERO DE PROTONES ES IGUAL AL NUMERO DE ELECTRONES, por lo que se

considera NEUTRO.

A los protones y a los neutrones por estar formando parte del núcleo atómico se les

denomina, 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 fue

determinada en 1897 por J. J. Thomson, quien demostró que estaban formados por

partículas negativas que se movían a grandes velocidades, de igual masa y carga.

Esas partículas fueron llamadas ELECTRONES y consideradas constituyentes universales

de la materia.

El electrón presenta las siguientes características:

Masa = 9,109 x 10–28

gramos ó 0,00055 uma

Carga = 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 rayos

positivos.

Al ser estudiada esta radiación se encontró que constaba de partículas positivas cuya masa

dependía del tipo de gas que hay en el tubo. A estas partículas se les denominó

PROTONES 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 uma

Carga = 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 medir

una partícula de carga cero. Correspondiéndole a Chadwick su existencia. Son inestables

con una vida media de 13 minutos.

Desempeñan la función de AGLUTINADORES DE LOS PROTONES, ya que consiguen

eliminar la fuerza de repulsión que los protones ejercerían entre sí, debido a su mutua

cercanía entre ellos (carga eléctricas iguales se repelen). Su masa es aproximadamente

1,675 x 10–24

gramos.

CONSTANTES DEL ATOMO:

NUMERO ATOMICO, Z:

Establece el número de protones que existen en el núcleo atómico, el número de electrones

que se encuentran girando alrededor de éste y la ubicación del elemento en la tabla

periódica.

NUMERO DE MASA ATOMICA o NUMERO MASICO, A:

Determinado por la suma de protones y neutrones que hay en el núcleo atómico. Tomando

en 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 elemento

A = Número de masa atómica

Z = Número atómico.

Por ejemplo: 11Na23

; 17Cl35

; 8O16

; 79Au197

REPRESENTACION GRAFICA DE UN ATOMO:

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 n

o, y d) Representar en forma gráfica y

simbólica el átomo del elemento.

a) Como Z=23 y Z es el número atómico y este representa el número de electrones y

protones, 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 ocupaban

posiciones fijas en el seno de una masa positiva. El modelo macizo de Thomsom fue

aceptado durante algunos años por que permitía explicar cualitativamente algunos

fenómenos como la emisión de la luz por los átomos y la pérdida de electrones por

frotamiento.

b) MODELO ATOMICO DE RUTHERFORD:

Demuestra la existencia del núcleo atómico en el que encontraba toda la masa y la carga

positiva del átomo, lo que le permite proponer un nuevo modelo atómico localizando al

núcleo en el centro del átomo y alrededor del cual se encuentra una nube de electrones que

poseían carga negativa.

c) MODELO ATOMICO DE BOHR:

El átomo esta constituido por un corpúsculo central llamado Núcleo donde se encuentran

los protones y neutrones, contiene la totalidad de la carga positiva y la masa del átomo, y

los electrones se encuentran girando alrededor del núcleo en órbitas circulares y

concéntricas, existiendo un determinado número de electrones por cada órbita.

d) MODELO ATOMICO DE SOMMERFIELD:

Acepta la existencia de un núcleo central donde se encuentran los protones y neutrones; y

los 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 los

neutrones, toda la carga positiva y la masa del átomo; y los electrones se encuentran

girando alrededor del núcleo describiendo trayectorias circulares o elípticas de acuerdo a la

energía que posea el electrón, debiendo existir tantas trayectorias, tantos orbitales como

electrones tenga el átomo.

f) MODELO DE LA MECANICA CUANTICA:

La mecánica cuántica trata de definir el orbital. ORBITAL, es la región del espacio

alrededor del núcleo donde se tiene la máxima probabilidad (superior al 90%) de encontrar

un 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 del

núcleo 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 y

además 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 7

K L M N O P Q

La capa n = 1, es la más cercana al núcleo y tiene la menor energía, es decir, la energía

se 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. Nos

indica la forma de la nube electrónica u orbital donde se encuentran electrones

alrededor del núcleo. De acuerdo a la mecánica cuántica puede tomar los siguientes

valores:

l : 0, 1, 2, 3, ... , hasta (n – 1).

Se nombran por medio de letras:

l : 0 1 2 3

s p d f

Donde:

s: Sharp

p: principal

d: Diffuse

f: fundamental

A continuación se muestran algunas formas de estos subniveles:

subnivel “s”

subniveles “p”

subnivel “d”

subniveles “f”

3) NUMERO CUANTICO MAGNETICO, m:

Representa la ORIENTACION de los orbitales electrónicos en el espacio. Cada

subnivel consta de uno o más orbitales electrónicos. El número de orbitales esta dado

por 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:

n l DESIGNACION m NUMERO

DE LOS

SUBNIVELES

DE

ORBITALES

1 0 (s) 1s 0 1

2 0 (s)

1 (p)

2s

2p

0

–1, 0, +1

1

3

3 0 (s)

1 (p)

2 (d)

3s

3p

3d

0

–1, 0, +1

–2, –1, 0, +1, +2

1

3

5

4 0 (s)

1 (p)

2 (d)

3 (f)

4s

4p

4d

4f

0

–1, 0, +1

–2, –1, 0, +1, +2

–3, –2, –1, 0, +1, +2, +3

1

3

5

7

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 posee

el 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 PUEDEN

EXISTIR DOS ELECTRONES CUYOS NUMEROS CUANTICOS TENGAN LOS

MISMOS VALORES”.

b) POBLACION ELECTRONICA:

El número máximo de electrones en cada NIVEL es, 2n2, donde el valor de n

corresponde al número cuántico principal:

n # máx. e–

1 2

2

3

4

5

6

7

8

18

32

50

72

98

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

n # máx. e– (REAL)

1

2

3

4

5

6

7

2

8

18

32

32

18

2

El número de electrones en cada SUBNIVEL, se determina utilizando la siguiente

ecuación, 2(2l + 1), donde l corresponde al valor del número cuántico secundario:

l # máx. e–

0 (s)

1 (p)

2 (d)

3 (f)

2

6

10

14

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 OCUPAR

LOS 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 el

valor de (n + l) sea igual, se satura primero el subnivel con el menor valor de n.

El problema del cálculo de la energía de cada subnivel se soluciona cuando se

determinan las llamadas DIAGONALES DE PAULING, diagonales que se registran a

continuación:

n

1 1s

2 2s 2p

3 3s 3p 3d

4 4s 4p 4d 4f

5 5s 5p 5d 5f

6 6s 6p 6d

7 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 cuenta

el siguiente diagrama, el cual se lee en secuencia normal de izquierda a derecha y de

arriba hacia abajo:

1s

2s 2p

3s 3p

4s 3d 4p

5s 4d 5p

6s 4f 5d 6p

7s 5f 6d 7p

En la distribución electrónica se debe tomar en cuenta la siguiente representación como

ejemplo:

A continuación se muestran algunas distribuciones:

3e–: 1s

2, 2s

1

7e–: 1s

2, 2s

2, 2p

3

17e–: 1s

2, 2s

2, 2p

6, 3s

2, 3p

5

27e–: 1s

2, 2s

2, 2p

6, 3s

2, 3p

6, 4s

2, 3d

7

d) REGLA DE HUND:

Esta regla establece que: CUANDO UN SUBNIVEL CONTIENE MAS DE UN

ORBITAL, LOS ELECTRONES SE DISTRIBUIRÁN EN TODOS LOS

ORBITALES DISPONIBLES, CON SUS ESPINES EN LA MISMA DIRECCION.

Los electrones se incorporan a los átomos en el orden que se ve en la figura, llenándose

primero los niveles y subniveles de menor energía, la saturación electrónica está

relacionada con la Tabla Periódica. Hay que comenzar por la parte superior izquierda

de la tabla periódica y moverse a lo ancho y hacia abajo de la tabla, a través de los

períodos desde arriba hacia abajo.

1s 1s

2s 2p

3s 3p

4s 3d 4p

5s 4d 5p

6s 5d 6p

7s 6d

4f

5f

La siguiente tabla resume la información más importante acerca de los niveles de

energía, subniveles, orbitales atómicos y la distribución de los electrones dentro de los

subniveles.

NIVEL DE

ENERGIA,

n

NUMERO DE

SUBNIVELES,

l

TIPO DE

ORBITAL

NUMERO DE

ORBITALES

NUMERO

MAXIMO DE

ELECTRONES

POR SUBNIVEL

NUMERO

TOTAL DE

ELECTRONES

1

2

3

4

1

2

3

4

1s

2s

2p

3s

3p

3d

4s

4p

4d

4f

1

1

3

1

3

5

1

3

5

7

2

2

6

2

6

10

2

6

10

14

2

8

18

32

e) REPRESENTACION A TRAVES DE ORBITALES (Celdas):

Es la representación gráfica de los electrones que existen en un orbital (celda

electrónica) 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 () y

luego 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)d

4 ns

1, (n–1)d

5

0 –2 –1 0 +1 +2 0 –2 –1 0 +1 +2

Por ejemplo: 24e–: 1s

2, 2s

2, 2p

6, 3s

2, 3p

6, 4s

1, 3d

5

42e–: 1s

2, 2s

2, 2p

6, 3s

2, 3p

6, 4s

2, 3d

10, 4p

6, 5s

1, 4d

5

74e–: 1s

2, 2s

2, 2p

6, 3s

2, 3p

6, 4s

2, 3d

10, 4p

6, 5s

2, 4d

10, 5p

6, 6s

1, 4f

14, 5d

5

b) Los subniveles d, tienen estabilidad total, cuando poseen completas las celdas con el

número máximo de electrones (dos en cada una).

ns2, (n–1)d

9 ns

1, (n–1)d

10

0 –2 –1 0 +1 +2 0 –2 –1 0 +1 +2

Por ejemplo: 29e–: 1s

2, 2s

2, 2p

6, 3s

2, 3p

6, 4s

1, 3d

10

47e–: 1s

2, 2s

2, 2p

6, 3s

2, 3p

6, 4s

2, 3d

10, 4p

6, 5s

1, 4d

10

79e–: 1s

2, 2s

2, 2p

6, 3s

2, 3p

6, 4s

2, 3d

10, 4p

6, 5s

2, 4d

10, 5p

6, 6s

1, 4f

14, 5d

10

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

Del gráfico anterior se puede establecer que se trata del 3er

e– del subnivel 3d. Si

asumimos que este es el último electrón, la distribución electrónica total es:

1s2, 2s

2, 2p

6, 3s

2, 3p

6, 4s

2, 3d

3

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

1

2

3

4

3

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

p

–1 0 +1

Igual que en el ejercicio anterior, podemos decir que este electrón es el 6to

del

subnivel 4p. Si este es el último electrón la distribución sería la siguiente:

1s2, 2s

2, 2p

6, 3s

2, 3p

6, 4s

2, 3d

10, 4p

6

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, que

significa Igual y TOPOS, Lugar. Es decir, el Isótopo de un elemento químico es un

átomo que ocupa el mismo lugar del elemento en la tabla periódica, tiene el mismo

número atómico, Z (el mismo número de protones); pero diferente número de masa

atómica, 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, se

denominan 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 diferente

número atómico y másico, se conocen como ISOTONOS, por ejemplo:

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 en

su estructura; por ejemplo:

8O–2

: 8 p+

8 e– 10 e

–

4

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 sus

abundancias:

Z ISOTOPO ABUNDANCIA (%) Z ISOTOPO ABUNDANCIA (%)

1 H1 99,985 14 Si

28 92,28 H

2 0,015 Si

29 4,67 2 He

4 100 Si

30 3,05

3 Li6 7,40 15 P

31 100

Li7 92,6 16 S

32 95,06 4 Be

9 100 S

33 0,74 5 B

10 18,83 S

34 4,18 B

11 81,17 S

35 0,014 6 C

12 98,89 17 Cl

35 75,4 C

13 1,11 Cl

37 24,6 7 N

14 99,64 19 K

39 93,1 N

15 0,36 K

41 6,9 8 O

16 99,76 20 Ca

40 96,92 O

17 0,04 Ca

42 0,64 O

18 0,20 Ca

43 0,13

9 F19

100 Ca44

2,13 10 Ne

20 90,51 Ca

46 Indicios

Ne21

0,28 Ca48

0,18 Ne

22 9,21 47 Ag

107 51,35 11 Na

23 100 Ag

109 48,65 12 Mg

24 78,6 51 Sb121 57,25

Mg25 10,1 Sb

123 42,75 Mg

26 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 la

composición isotópica natural del elemento.

7. ATOMO-GRAMO:

Se define como el peso o masa atómica de un elemento expresado en gramos, se

representa 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 gramos

1at-g de Oxígeno pesa 16 gramos

1at-g de Cloro pesa 35,453 gramos

1at-g de Plata pesa 107,87 gramos

El número de átomos que contiene un átomo-gramo de cualquier elemento es de

6,022x1023

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

átomos

de cualquier elemento.

8. MOLECULA-GRAMO:

Conocida como MOL, y se define como el peso o masa molecular de un compuesto

expresado 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 un

determinado compuesto.

PESO MOLECULAR:

Es la suma de los pesos o masas atómicas de los elementos que forman un compuesto

determinado. A continuación se muestra el cálculo del peso molecular del Acido

Sulfúrico, H2SO4:

ELEMENTO PESO ATOMICO PESO TOTAL

H

S

O

1

32

16

2 x 1 = 2

1 x 32 = 32

4 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

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 las

abundancias isotópicas de estos dos isótopos, si el peso atómico del carbono es

12,011.

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 de

Zinc, 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

4) Determinar el número de at-g y el número de gramos que hay en 2,4x1023

átomos de

Ag, si el peso atómico es 108.

Igual que en el problema anterior, establecemos las operaciones:

Agg-at3985,0Agátomos10x022,6

Agg-at1Agátomos10x4,2

23

23

Agg04,43Agátomos10x022,6

Agg108Agátomos10x4,2

23

23

5) En 0,245 at-g de Ni. Determinar los átomos y los gramos de Ni que existen si el peso

atómico del Ni es 58,7.

Establecemos las siguientes operaciones:

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 de

CaCl2. 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 = 111

g/mol, y realizamos las operaciones:

2

2

22 CaClmoles0135,0

CaClg111

CaClmol1CaClg5,1

2

21

2

2

23

2 CaClmoléculas10x14,8CaClg111

CaClmoléculas10x022,6CaClg5,1

7) Determinar el número de moléculas y el número de gramos que hay en 0,250 moles de

H2SO4, 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 del

ácido, siendo este: H2SO4 = 98 g/mol y establecemos las siguientes operaciones:

42

42

4242 SOHg50,24

SOHmol1

SOHg98SOHmoles250,0

42

23

42

42

23

42 SOHmoléculas10x506,1SOHmol1

SOHmoléculas10x022,6SOHmoles250,0

8) En 1,750x1021

moléculas de NaNO3, determinar el número de gramos y moles que hay

del 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 las

siguientes operaciones:

3

3

23

33

23 NaNOg2470,0NaNOmoléculas10x022,6

NaNOg85NaNOmoléculas10x750,1

3

3

3

33 NaNOmoles10x9059,2

NaNOg85

NaNOmol1NaNOg2470,0

9) En 75 gramos de CaCl2. Determinar: a) las moles del compuesto, b) moléculas del

compuesto, c) at-g de cada elemento, d) átomos de cada elemento y e) gramos de cada

elemento. Si los pesos atómicos son: Ca=40 y Cl=35,5.

Determinamos el peso molecular del CaCl2 = 111 g/mol

Establecemos las siguientes operaciones:

a) 2

2

22 CaClmoles6757,0

CaClg111

CaClmol1CaClg75

b) 2

23

2

2

23

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

2

2

Clg-at3514,1CaClmol1

Clg-at2CaClmoles6757,0

2

2

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 mediante

un proceso electrolítico en Cadmio metálico. El peso del Cadmio metálico fue de

0,9367 gramos. Si el peso atómico del Cloro es 35,453; determinar el peso atómico del

Cadmio.

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 muestra

de 2,8934 gramos de VOCl3 a una serie de reacciones por medio de las cuales todo el

Cloro contenido en este compuesto se convirtió en AgCl, cuyo peso es de 7,1801

gramos. Si los pesos atómicos de: Ag=108, Cl=35,5 y O=16, calcular el peso atómico

del Vanadio.

Determinamos el peso molecular del AgCl: AgCl = 143,5 g/mol. Por medio del cual

determinamos 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: 0,175

at-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:

Bg-at1499,0Bátomos10x022,6

Bg-at1Bátomos10X03,9

23

22

Cg-at6018,0Cg16

Cg-at1Cg63,9

En 1 mol del compuesto A2B2C7 hay: 2 at-g A

2 at-g B

7 at-g C

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

cada 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 del

compuesto es la proporcionada por el elemento B, cantidad que corresponde a la menor

de todas: por lo tanto B es el ELEMENTO LIMITANTE.

A continuación por medio del peso molecular del compuesto, determinamos la

cantidad 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 es

13,2160 g. Si los pesos atómicos de la Plata y el Bromo son 107,870 y 79,909

respectivamente. Determinar el peso atómico del Zr.

Calculamos los at-g de Plata:

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-g

de Bromo, esto es 0,1225 at-g. Luego determinamos el peso de Bromo contenido en

estos 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 el

peso 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 el

peso 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 contenido

en 3,7692 g de SnCl4, es 1,717 g. Si el peso atómico del Cloro es 35,453. Cuál es el

valor 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 ha

transformado en Cr2Q3. El Cr2Q3 se trata después con Estroncio metálico y todo el Q se

transforma en SrQ; después se hace reaccionar el SrQ con Sodio metálico y todo el SrQ

se transforma en Na2Q, cuyo peso es de 782 gramos. Determinar el peso atómico del

elemento Q, si el del Sodio es 23. Resp. 128

5. El peso atómico del azufre se determinó descomponiendo 6,2984 g de Na2CO3 con

Acido 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 es

el 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) Cuántas

moléculas 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) de

cloroformo, CHCl3. Cuántas moléculas de CHCl3 estarán contenidas en una gota de esta

agua. 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 átomos

de 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) yeso

CaSO4.2H2O; 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 de

nitrógeno 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 en

proporción de tres átomos de oxígeno por cada dos de hierro, si se calientan 6 gramos

de hierro. Determinar: a) el peso total del producto; b) los at-g de oxígeno que han

reaccionado. 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/cm

3.

Calcular: a) peso del C6H6; b) Peso molecular del C6H6; c) número de átomos de C en la

muestra. 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 de

oro, Au; b) 2 g de agua, H2O; c) 2 g de helio, He; d) 2 g de octano, C8H18. Resp. 2,0 g

He 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 de

Oxígeno. El otro producto es el compuesto MX, que pesa 1,491 g. Cuando el MX

reacciona 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 y

108 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 se

requieren 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 la

cantidad 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 de

moléculas que están contenidas en 21,24 g de dicha sustancia.

CAPITULO 3

TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS

1. GENERALIDADES:

A medida que se fueron descubriendo los elementos químicos, se observaron propiedades

semejantes entre algunos de ellos, por lo que se les clasificó en dos grandes grupos: Metales

y 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 las

llamadas TRIADAS DE DOBEREINER, dando se cuenta de la existencia de diversos

grupos de tres, elementos con propiedades químicas semejantes estableciendo lo

siguiente: “LOS ELEMENTOS QUÍMICOS QUE TIENEN PROPIEDADES

SEMEJANTES Y PROGRESIVAS, PUEDEN CLASIFICARSE EN GRUPOS DE

TRES, EN DONDE LA MASA ATÓMICA DEL ELEMENTO INTERMEDIO ES

APROXIMADAMENTE IGUAL AL PROMEDIO DE LAS MASAS ATÓMICAS DE

LOS ELEMENTOS EXTREMOS”.

TRIADA MASA ATOMICA MASA REAL

Li

Na

K

6,9

23,0

39,1

22,99

Ca

Sr

Ba

40,0

88,6

137,3

87,63

b) En 1864, el británico John Alexander NEWLANDS descubrió la llamada LEY DE LAS

OCTAVAS DE NEWLANDS, clasificó a los elementos químicos conocidos de acuerdo

a sus masas atómicas, colocándoles en orden creciente de las mismas, encontrando que

el primer elemento era semejante al octavo elemento, el segundo al noveno, y así

sucesivamente. Esta ley se enuncia así: “SI SE ORDENA A LOS ELEMENTOS

QUÍMICOS DE ACUERDO A SUS MASAS ATÓMICAS CRECIENTES EN

GRUPOS DE SIETE, LAS PROPIEDADES DE UN ELEMENTO SE REPITEN EN

EL OCTAVO ELEMENTO”.

H

Li Be B C N O F

Na Mg Al Si P S Cl

K Ca Cr Ti Mn Fe Co, Ni

Cu Zn Y In As Se Br

Rb Sr La, Ce Zr Nb, Mo Ru, Rh Pd

Ag Cd U Sn Te I

Cs Ba, V

c) En 1869 el ruso Dimitri MENDELEIEV y el alemán Lothar MEYER

independientemente uno del otro ordenaron a los elementos en orden creciente de

acuerdo a los pesos atómicos, observando que muchas propiedades físicas y químicas

variaban periódicamente, estableciendo la ley que establece que: “LAS

PROPIEDADES FÍSICAS Y QUÍMICAS DE LOS ELEMENTOS SON FUNCIONES

PERIÓDICAS DE SU MASA ATÓMICA”, conocida como LEY PERIODICA.

I

R2O

II

RO

III

R2O3

IV

RO2

V

R2O5

VI

RO3

VII

R2O7

VIII

RO4

H

Li

Na

K

Cu

Ag

Cs

Be

Mg

Ca

Zn

Cd

Ba

B

Al

?

?

In

C

Si

Ti

?

Sn

N

P

V

As

Sb

O

S

Cr

Se

Te

F

Cl

Mn

Br

I

Fe, Co, Ni

Ru, Rh, Pd

d) En 1914, el físico inglés Henry MOSELEY muestra que el número atómico debe

responder a la constitución íntima del átomo y no ser tan solo un lugar de colocación

del elemento en una tabla de clasificación de los mismos, determinando que representa

el número de cargas positivas o protones del núcleo y es exactamente igual al número

de cargas negativas o electrones de la envoltura, porque el átomo es el eléctricamente

neutro, estableciendo la ley, que dice: “LAS PROPIEDADES FÍSICAS Y QUÍMICAS

DE LOS ELEMENTOS SON FUNCIONES PERIÓDICAS DEL NUMERO

ATÓMICO”. 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 más

externos.

Los elementos con un ordenamiento similar de electrones en los orbitales externos se

agrupan en COLUMNAS VERTICALES, y los elementos con el mismo número cuántico

principal (n) máximo para la estructura electrónica fundamental del átomo, se agrupan en

FILAS HORIZONTALES.

3. DISTRIBUCION DE LOS ELEMENTOS EN LA TABLA:

Sabemos que los ELEMENTOS son sustancias puras, formadas por una sola clase de

átomos. La mayoría de elementos se encuentran en estado SOLIDOS, dos en estado

LÍQUIDO (Mercurio y Bromo) a la temperatura ambiente y once existen en la naturaleza

en forma de GAS (6 Gases Nobles, Nitrógeno, Oxígeno, Hidrógeno, Flúor, Cloro). Algunos

elementos son radiactivos, otros son extremadamente raros y otros solamente pueden

obtenerse en el laboratorio.

La actual tabla periódica consta de todos los elementos conocidos, los mismos que están

colocados en orden creciente de sus números atómicos, en filas horizontales, llamados

PERIODOS y en columnas verticales, llamados GRUPOS o FAMILIAS.

En la parte inferior de la tabla, existen dos filas horizontales que corresponden a la serie

LANTANIDA Y ACTINIDA, conocidas como TIERRAS RARAS.

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

períodos:

0

IA

IIA

1

H

1,01

Número Atómico

Símbolo

Peso Atómico

IIIA

IVA

VA

VIA

VII

A

2

He

4,00

3

Li

6,94

4

Be

9,01

5

B

10,8

6

C

12,0

7

N

14,0

8

O

15,9

9

F

18,9

10

Ne

20,2

11

Na

22,9

12

Mg

24,3

IIIB

IVB

VB

VIB

VIIB

VIII

IB

IIB

13

Al

26,9

14

Si

28,1

15

P

30,9

16

S

32,1

17

Cl

35,5

18

Ar

39,9

19

K

39,1

20

Ca

40,1

21

Sc

44,9

22

Ti

47,9

23

V

50,9

24

Cr

51,9

25

Mn

55,0

26

Fe

55,8

27

Co

58,8

28

Ni

58,9

29

Cu

63,5

30

Zn

65,4

31

Ga

69,7

32

Ge

72,6

33

As

74,9

34

Se

78,9

35

Br

79,9

36

Kr

83,8

37

Rb

85,5

38

Sr

87,6

39

Y

88,9

40

Zr

91,2

41

Nb

92,9

42

Mo

95,9

43

Tc

98

44

Ru

101

45

Rh

103

46

Pd

106

47

Ag

108

48

Cd

112

49

In

115

50

Sn

119

51

Sb

122

52

Te

128

53

I

127

54

Xe

131

55

Cs

133

56

Ba

137

57

La

139

72

Hf

179

73

Ta

181

74

W

184

75

Re

186

76

Os

190

77

Ir

192

78

Pt

195

79

Au

197

80

Hg

201

81

Tl

204

82

Pb

207

83

Bi

209

84

Po

210

85

At

210

86

Rn

222

87

Fr

223

88

Ra

226

89

Ac

227

104

Rf

261

105

Db

262

106

Sg

263

107

Bh

264

108

Hs

265

109

Mt

266

110

Ds

272

58

Ce

140

59

Pr

141

60

Nd

144

61

Pm

147

62

Sm

150

63

Eu

152

64

Gd

157

65

Tb

159

66

Dy

163

67

Ho

165

68

Er

167

69

Tm

169

70

Yb

173

71

Lu

175

90

Th

232

91

Pa

231

92

U

238

93

Np

237

94

Pu

242

95

Am

243

96

Cm

247

97

Bk

247

98

Cf

249

99

Es

254

100

Fm

253

101

Md

256

102

No

254

103

Lw

257

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

terrestre:

ELEMENTO % EN PESO

Oxígeno

Silicio

Aluminio

Hierro

Calcio

Sodio

Potasio

Magnesio

Hidrógeno

Titanio

Cloro

Fósforo

Manganeso

Carbono

Azufre

Bario

Nitrógeno

Flúor

Otros

49,20

25,67

7,50

4,71

3,39

2,63

2,40

1,93

0,87

0,58

0,19

0,11

0,09

0,08

0,06

0,04

0,03

0,03

0,47

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

ELEMENTO % EN PESO

Oxígeno

Carbono

Hidrógeno

Nitrógeno

Calcio

Fósforo

Otros

65,0

18,0

10,0

3,0

2,0

1,2

0,8

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

ELEMENTO % EN FRACCION MOLAR

Nitrógeno

Oxígeno

Argón

Anhídrido Carbónico

78,084

20,948

0,934

0,033

Neón

Helio

Metano

Kriptón

Hidrógeno

Oxido Nitroso

Xenón

0,001818

0,000524

0,0002

0,000114

0,00005

0,00005

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 elementos

que tienen propiedades químicas idénticas y valencia semejantes.

En los GRUPOS se encuentran los elementos que en su distribución electrónica tienen el

mismo número de electrones, estos se encuentran en el mismo subnivel, a continuación se

muestra la distribución electrónica de los elementos del grupo IA, estos tienen en el

subnivel s un solo electrón:

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

1

Na (Z=11): 1s2, 2s

2, 2p

6, 3s

1

K (Z=19): 1s2, 2s

2, 2p

6, 3s

2, 3p

6, 4s

1

Rb (Z=37): 1s2, 2s

2, 2p

6, 3s

2, 3p

6, 4s

2, 3d

10, 4p

6, 5s

1

Cs (Z=55): 1s2, 2s

2, 2p

6, 3s

2, 3p

6, 4s

2, 3d

10, 4p

6, 5s

2, 4d

10, 5p

6, 6s

1

Fr (Z=87): 1s2, 2s

2, 2p

6, 3s

2, 3p

6, 4s

2, 3d

10, 4p

6, 5s

2, 4d

10, 5p

6, 6s

2, 4f

14, 5d

10, 6p

6, 7s

1

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: Alcalinos

IIA: Alcalino–Térreos

VIIA: Halógenos

0: Gases Nobles

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 una

distribución electrónica parecida a la familia IA, por tanto ocupa un casillero especial

debido a sus características físicas y químicas.

En los grupos o familias están los elementos que tienen el mismo número de electrones de

valencia es decir que los electrones que se ubican por el último nivel de energía, estos

electrones determinan que las propiedades de los elementos pertenecientes a mismo sean

semejantes.

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 TERMINA

1

2

3

4

5

6

7

2

8

8

18

18

32

20 (Incompleto)

H

Li

Na

K

Rb

Cs

Fr

He

Ne

Ar

Kr

Xe

Rn

106

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

La serie de los Lantánidos y de los Actínidos, conocidas como Tierras Raras, tienen las

siguientes 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 los

elementos pertenecientes al mismo. A continuación se muestra la distribución electrónica

de los elementos del segundo período:

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

1

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

2

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

2, 2p

1

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

2, 2p

2

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

2, 2p

3

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

2, 2p

4

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

2, 2p

5

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

2, 2p

6

BLOQUES:

Recordemos que la Tabla Periódica está constituida de tal manera que los elementos de

propiedades semejantes están dispuestos en una misma columna vertical o grupo.

Recordemos igualmente que estos grupos están organizados de la siguiente manera:

s s

s

p

d

f

Las similitudes en cuanto a la disposición de los electrones están estrechamente

relacionadas con la posición en la tabla periódica. En la siguiente tabla se muestra la

saturación de los diferentes subniveles:

s

1 s2

s1

s2

p1

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 de

valencia:

IA: ns1 IIIB: ns

2, (n–1)d

1

IIA: ns2 IVB: ns

2, (n–1)d

2

IIIA: ns2, np

1 VB: ns

2, (n–1)d

3

IVA: ns2, np

2 VIB: ns

1, (n–1)d

5

VA: ns2, np

3 VIIB: ns

2, (n–1)d

5

VIA: ns2, np

4 VIIIB: ns

2, (n–1)d

6

VIIA: ns2, np

5 ns

2, (n–1)d

7

0: ns2, np

6 ns

2, (n–1)d

8

IB: ns1, (n–1)d

10

IIB: ns2, (n–1)d

10

CARACTER QUIMICO:

La tabla periódica esta dividida en dos grandes grupos de elementos, tomando en cuenta el

carácter químico de los mismos. Estos dos grandes grupos son:

a) METALES:

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

Son sólidos en su mayoría, caracterizados por su brillo, dureza, ductilidad, maleabilidad,

conductividad eléctrica y del calor, ser electropositivos, formar óxidos básicos, alta

densidad, etc.

Los metales tienden a ceder electrones cuando experimentan reacciones químicas, es decir

tienen estados de oxidación positivos, al perder electrones se transforman en iones

positivos.

Se localizan en la parte izquierda de la tabla periódica. Según su localización, los metales

tienen 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 que

aumenta el número atómico dentro de un período, las propiedades metálicas van

disminuyendo gradualmente. En el centro de la tabla tenemos elementos que poseen

propiedades intermedias, es decir conservan aún propiedades de los metales y de los no

metales.

b) NO METALES:

Pueden ser gases, sólidos o líquidos de bajos puntos de fusión, son malos conductores de la

corriente eléctrica y del calor. Son electronegativos, debido a que en las combinaciones

químicas tratan de ganar electrones o compartirlos. Cuando se unen al Oxígeno forman

Oxidos Acidos, tienen densidad baja. Estos elementos se encuentran a la derecha de la tabla

periódica.

Los elementos no metales son los siguientes:

IIIA IVA VA VIA VIIA

B C

Si

N

P

As

Sb

O

S

Se

Te

F

Cl

Br

I

At

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

incluyen los gases nobles.

c) GASES NOBLES:

Denominados también GASES INERTES, por su actividad química nula. Presentan en su

estructura 8 electrones en el último nivel de energía, excepto el He que tiene solo dos; lo

que les confiere una extraordinaria estabilidad química.

Se ubican en la primera columna de la derecha. Presentan INERCIA QUIMICA

ABSOLUTA, no se combinan entre sí y constan de átomos que se unen unos con otro. La

molécula que tienen es monoatómica y la estructura de sus átomos ofrece una estabilidad

perfecta.

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

VIIIA (0)

He

Ne

Ar

Kr

Xe

Rn

EJERCICIOS RESUELTOS:

Determinar bloque, grupo, periodo, valencia, carácter químico, estados de oxidación,

número atómico, símbolo del elemento cuyos números cuánticos del último electrón son:

1) 4, 2, 0, –1/2

Graficando el electrón a través de los orbitales, tenemos:

d

–2 –1 0 +1 +2

4

Se trata del tercer electrón del subnivel 4d, como es el último electrón, su distribución

electrónica es: 1s2, 2s

2, 2p

6, 3s

2, 3p

6, 4s

2, 3d

10, 4p

6, 5s

2, 4d

3; por lo que podemos

establecer las siguientes características:

B: d

G: VB

P: 5

V: 5

CQ: METAL

EO: +1 a + 5

Z: 41

S: 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 donde

su distribución electrónica es: 1s2, 2s

2, 2p

6, 3s

2, 3p

3. Sus características son:

B: p

G: VA

P: 3

V: 5

CQ: NO METAL

EO: –3, +1, + 5

Z: 15

S: Sb

#niveles: 3

#subniveles: 5

#orbitales: 9 # orbitales con e– apareados: 6

# orbitales con e– no apareados: 3

# orbitales sin electrones: 0

3

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 la

distribución electrónica es: 1s2, 2s

2, 2p

6, 3s

2, 3p

6, 4s

2, 3d

10, 4p

6, 5s

2; por lo que las

características son:

B: s

G: IIA

P: 5

V: 2

CQ: METAL

EO: +2

Z: 38

S: 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:

d

–2 –1 0 +1 +2

Se trata del quinto electrón del subnivel 5d, por lo que la distribución electrónica del

átomo es: 1s2, 2s

2, 2p

6, 3s

2, 3p

6, 4s

2, 3d

10, 4p

6, 5s

2, 4d

10, 5p

6, 6s

2, 4f

14, 5d

5; y sus

características son:

B: d

G: 7B

5

5

P: 6

V: 7

CQ: METAL

EO: +7

Z: 75

S: Re

#niveles: 5

#subniveles: 14

#orbitales: 40 # orbitales con e– apareados: 35

# orbitales con e– no apareados: 5

# orbitales sin electrones: 0

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 abundante

en la Tierra, cubriendo las tres cuartas partes de la superficie del planeta.

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 un

solo 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 un

nivel de energía, ciertas tablas periódicas lo presentan al lado del helio, pero la química del

hidrógeno no se parece a la de los halógenos. Para resaltar las características peculiares del

hidrógeno, algunas tablas periódicas presentan a este elemento por separado, en la parte

central 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 reaccionan

violentamente 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 atómico

en el grupo.

Ninguno de estos electrones se encuentran libres en la naturaleza y todos pueden prepararse

por la electrólisis de sales secas y fundidas. El elemento Francio, Fr, se forma en ciertos

procesos radioactivos naturales.

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

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 son

comparativamente blandos, es decir pueden cortarse fácilmente.

Poseen bajos puntos de fusión y ebullición. Los puntos de fusión, de ebullición y la dureza

disminuyen al aumentar el número atómico.

Cada elemento del grupo tiene el mayor radio atómico y el radio iónico más grande que

cualquier 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 lo

que 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 de

elementos más radioactivos.

Se les conoce como METALES ALCALINO TERREOS, son menos activos que los del

grupo 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.

Debido a su mayor carga nuclear, cada elemento del grupo IIA tiene un radio atómico más

pequeño que el del metal de IA de su periodo.

Puesto que los átomos de los elementos del IIA son más pequeños y tienen dos electrones

de valencia en lugar de uno, tienen puntos de ebullición y fusión más altos y densidades

mayores que los metales del IA.

Su distribución electrónica termina en subniveles ns2, por lo que su valencia es 2 y su

estado 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 tiene

más propiedades metálicas que no metálicas, es un metal de baja densidad), el Galio, Indio

y Talio son metales representativos.

La distribución electrónica termina en los subniveles ns2, np

1; por lo que su valencia es 3 y

los estados de oxidación son:

B: –3, +3

Al: +3

Ga: +3

In: +3

Ti: +3

d) GRUPO IVA:

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, sus

propiedades son más metálicas que no metálicas; el Estaño y el Plomo son verdaderamente

metales 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 átomos

de carbono en cadenas o anillos, propiedad que explica el gran número de compuestos

orgánicos. Las diferencias en la disposición de los átomos de Carbono explican la dureza

del diamante y la naturaleza resbaladiza del grafito negro. A las formas distintas de un

mismo elemento, como éstas, se les llama ALOTROPOS.

El Silicio, es el segundo elemento más abundante de la corteza terrestre (26%), pero no se

encuentra como elemento libre.

La distribución electrónica nos muestra la presencia de subniveles: ns2, np

2; lo que

determina que la valencia es 4 y sus estados de oxidación, los siguientes:

C: –4, +2 (solo en el compuesto CO), +4

Si: –4, +4

Ge: +4

Sn: +2, +4

Pb: +2, +4

e) GRUPO VA:

Formado por los elementos: Nitrógeno (N), Fósforo (P), Arsénico (As), Antimonio (Sb) y

Bismuto (Bi); el Nitrógeno, Fósforo y Arsénico son no metales; el Antimonio es un

semimetal 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 laboratorio

es casi nula, debido a esta característica se utiliza como agente transportador en

cromatografía de gases.

El Fósforo, Arsénico y Antimonio son sólidos y forman generalmente moléculas

tetratómicas.

El Fósforo es el único miembro del grupo que no se presenta en la naturaleza como

elemento libre, también presenta ALOTROPIA, propiedad de presentarse en dos o más

formas en un mismo estado físico, generalmente el sólido; en la naturaleza existe fósforo

blanco y rojo, el fósforo blanco es más activo.

Sus electrones de valencia están en subniveles ns2, np

3; por lo que la valencia es 5 y sus

estados de oxidación los siguientes:

N: –3, +1, +2, +3, +4, +5

P: –3, +3, +5

As: –3, +3, +5

Sb: –3, +3, +5

Bi: +3, +5 (solo en ácidos)

f) GRUPO VIA:

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 la

desintegración radioactiva del Radio.

El Oxígeno, es el más importante y abundante del grupo. Constituye el 21% en volumen del

aire 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 se

usa generalmente como monoatómico.

El Selenio y Teluro, se consideran METALOIDES (parecido al metal) por su brillo

metálico característico. La distribución electrónica presenta subniveles de tipo ns2, np

4; de

donde 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, +6

Se: –2, +4, +6

Te: –2, +4, +6

Po: +2, +4, –2 (solo en el compuesto inestable: H2Po)

g) GRUPO VII A:

Formado por: Fluor (F), Cloro (Cl), Bromo (Br), Iodo (I) y Astato (At); se les conoce como

HALOGENOS, que significa "Formadores de Sales".

Todos son no metales, el Flúor y el Cloro gases; el Bromo el único no metal líquido; el

Iodo y el Astato son sólidos.

Bajo condiciones ordinarias, los halógenos existe como moléculas diatómicas con un enlace

covalente sencillo que une a los átomos de una molécula.

Estos elementos, con excepción del Astato, se encuentran extensamente difundidos en la

naturaleza en forma de sales haloides.

El Flúor, es un gas amarillo pálido, tiene una gran tendencia a ganar electrones. Se emplea

en 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 otros

productos de consumo.

El Bromo es el único elemento no metálico líquido a temperatura ambiente, es de color rojo

sangre muy picante y venenoso; se utiliza en la producción de sustancias químicas para

fotografía, colorantes.

El Iodo a temperatura ambiente es un sólido cristalino de color gris metálico, cuando se

calienta se SUBLIMA, es decir se transforma directamente al estado de gas, esta presente

en ciertos vegetales marinos, como las algas.

El Astato se encuentra en la naturaleza en cantidades extremadamente pequeñas como un

producto 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 30

gramos.

La distribución electrónica nos determina la presencia de subniveles ns2, np

5; por tanto la

valencia del grupo es 7 y los estados de oxidación son:

F: –1

Cl: –1, +1, +3, +5, +7

Br: –1, +1, +3, +5, +7

I: –1, +1, +3, +5, +7

At: –1, +1, +7

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

con el número máximo de electrones, excepto el He (ns2), lo que les proporciona gran

estabilidad, lo que explica la naturaleza no reactiva de estos elementos.

Los átomos de los gases nobles son tan inertes químicamente, que no forman enlaces como

lo hacen los otros átomos de elementos gaseosos, en la constitución de sus moléculas. Se

han preparado compuestos en los que un gas inerte esta unido a elementos fuertemente

electronegativo, como el Oxígeno y el Flúor. Los compuestos XeF4, XeOF4 y XeO3 se han

obtenido en cantidades apreciables.

Todos los gases nobles o inertes, excepto el radón, están presentes en la atmósfera y son

producto 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 la

desintegración del mismo, no existe prácticamente en la atmósfera debido a su elevada

inestabilidad. 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 iones

complejos, debido a la presencia de orbitales parcialmente saturados.

Forman compuestos con una gran variedad de estados de oxidación, debido a que los

electrones de los subniveles ns y (n–1)d se diferencian muy poco.

Se observan estados de oxidación altos, los más estables y estados de oxidación bajos, los

menos estables, a medida que aumenta el número atómico.

a) GRUPO IIIB:

Formado por Escandio (Sc), Itrio (Y), Lantano (La) y Actinio (Ac). Todos son metales

bastante escasos en la naturaleza y tienen en común muchas propiedades físicas y químicas.

Poseen la configuración electrónica: ns2, (n–1)d

l, por lo que su valencia es 3, y sus estados

de 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 14

electrones, 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 tienen

características metálicas. El Titanio constituye aproximadamente el 0,4% de la corteza

terrestre. El Hafnio se utiliza en industria nuclear por su capacidad para absorber neutrones.

Poseen la configuración electrónica: ns2, (n–1)d

2. Su valencia es 4, y sus estados de

oxidación 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). Son

metales de color gris. La configuración electrónica externa es ns2, (n–1)d

3; que determina

que 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). Verdaderos

metales que se funden a temperaturas muy altas. Se considera integrante de este grupo el

Uranio (U), por sus propiedades físicas y químicas semejantes.

La distribución electrónica termina en subniveles de tipo: ns1, (n–1)d

5 dada por el

PRINCIPIO DE ESTABILIDAD del subnivel d. Su valencia es 6 y los estados de

oxidación son:

Cr: +2, +3, +6 (solo en ácidos)

Mo: +2, +3, +4, +5, +6

W: +2, +3, +4, +5, +6

U: +2, +4, +6

e) GRUPO VII B:

Formado por los elementos Manganeso (Mn), Tecnecio (Tc) y Renio (Re). El más

importante de estos elementos es el Manganeso, el Tecnesio se obtiene sólo en forma

artificial y el Renio es un elemento raro que se encuentra en cantidades muy pequeñas en la

naturaleza.

La distribución electrónica presenta subniveles de tipo: ns2, (n–1)d

5; lo que determina que

la valencia sea 7 y sus estados de oxidación:

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

Tc: +7

Re: +7

f) GRUPO VIII B o GRUPO VIII:

Es un grupo especial, porque se compone de tres triadas de elementos y su similitud

química 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 los

agentes químicos: Rodio, Iridio, Paladio, Platino.

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

6

ns2, (n–1)d

7

ns2, (n–1)d

8

Sus estados de oxidación son:

Fe: +2, +3, +6 (solo en ácidos)

Co: +2, +3

Ni: +2, +3

Ru: +8

Rh: +4

Pd: +4

Os: +8

Ir : +4

Pt: +2, +4

g) GRUPO IB:

Formado por los elementos: Cobre (Cu), Plata (Ag) y Oro (Au). Son metales que se

encuentran en estado libre en la naturaleza.

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 al

grupo 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)d

10 lo que nos

demuestra que el subnivel d está saturado, por lo que los electrones de éste no intervienen

en las reacciones químicas. Su valencia es 1 y sus estados de oxidación son:

Cu: +1, +2

Ag: +1

Au: +1, +3

h) GRUPO IIB:

Los elementos de este grupo son: Zinc (Zn), Cadmio (Cd), Mercurio (Hg). Conocidos como

ELEMENTOS TERMINALES, ya que sus propiedades se asemejan más a los grupos A

que a los elementos de transición. Pertenecen a los llamados METALES PESADOS, por

sus densidades relativamente altas. El Mercurio, es el único metal que existe en estado

LÍQUIDO en condiciones normales. Es el metal que se utiliza en las AMALGAMAS.

La distribución electrónica termina en: ns2, (n–1)d

10; siendo su valencia 2. En las

reacciones químicas intervienen los electrones de s, ya que d esta saturado. Los estados de

oxidación son:

Zn: +2

Cd: +2

Hg: +1, +2

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

elementos:

Z ELEMENTO SIMBOLO PESO

ATOMICO

ESTADO

OXIDACION

89

13

95

51

18

33

85

16

56

4

97

83

5

35

48

20

98

6

58

Actinio

Aluminio

Americio*

Antimonio

Argón

Arsénico

Astato

Azufre

Bario

Berilio

Berquerelio*

Bismuto

Boro

Bromo

Cadmio

Calcio

Californio*

Carbono

Cerio

Ac

Al

Am

Sb

Ar

As

At

S

Ba

Be

Bk

Bi

B

Br

Cd

Ca

Cf

C

Ce

227,0278

26,9815

(243)

121,75

39,948

74,9216

(210)

32,066

137,27

9,0122

(247)

208,9804

10,811

79,904

112,411

40,08

(251)

12,0111

140,115

+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

55

40

17

27

29

36

24

96

66

99

68

21

50

38

63

100

9

15

87

64

31

32

72

2

1

26

67

49

77

57

103

3

71

12

25

101

80

42

60

10

93

41

28

7

102

79

76

Cesio

Circonio

Cloro

Cobalto

Cobre

Criptón

Cromo

Curio*

Disprosio

Einstenio*

Erbio

Escandio

Estaño

Estroncio

Europio

Fermio*

Fluor

Fósforo

Francio

Gadolinio

Galio

Germanio

Hafnio

Helio

Hidrógeno

Hierro

Holmio

Indio

Iridio

Lantano

Laurencio*

Litio

Lutecio

Magnesio

Manganeso

Mendelevio*

Mercurio

Molibdeno

Neodimio

Neón

Neptunio

Niobio

Níquel

Nitrógeno

Nobelio*

Oro

Osmio

Cs

Zr

Cl

Co

Cu

Kr

Cr

Cm

Dy

Es

Er

Sc

Sn

Sr

Eu

Fm

F

P

Fr

Gd

Ga

Ge

Hf

He

H

Fe

Ho

In

Ir

La

Lw

Li

Lu

Mg

Mn

Mv

Hg

Mo

Nd

Ne

Np

Nb

Ni

N

No

Au

Os

132,9054

91,224

35,453

58,9332

63,546

83,80

51,996

(247)

162,50

(252)

167,26

44,9559

118,710

87,62

151,985

(257)

18,9984

30,9738

(223)

157,25

69,723

72,61

178,49

4,0026

1,0079

55,847

164,9304

114,82

192,22

138,9055

(260)

6,941

174,97

24,305

54,9380

(258)

200,59

95,94

144,24

20,1797

237,0482

92,9064

58,69

14,0067

(256)

196,9665

190,20

+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

+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

8

46

47

78

82

94

84

19

59

61

91

88

86

75

45

37

44

62

34

14

11

81

73

43

52

65

22

90

69

74

92

23

54

53

70

39

30

Oxígeno

Paladio

Plata

Platino

Plomo

Plutonio

Polonio

Potasio

Praseodimio

Promecio

Protactinio

Radio

Radón

Renio

Rodio

Rubidio

Rutenio

Samario

Selenio

Silicio

Sodio

Talio

Tantalio

Tecnecio

Teluro

Terbio

Titanio

Torio

Tulio

Tungsteno

Uranio

Vanadio

Xenón

Yodo

Yterbio

Ytrio

Zinc

O

Pd

Ag

Pt

Pb

Pu

Po

K

Pr

Pm

Pa

Ra

Rn

Re

Rh

Rb

Ru

Sm

Se

Si

Na

Tl

Ta

Tc

Te

Tb

Ti

Th

Tm

W

U

V

Xe

I

Yb

Y

Zn

15,9994

106,42

107,868

195,08

207,19

(242)

(210)

39,098

140,9077

(145)

231,0359

226,0254

(222)

186,207

102,9055

85,4678

101,07

150,36

78,98

28,086

22,9898

204,383

180,9479

(98)

127,60

158,925

47,88

232,0381

168,9342

183,85

238,029

50,9415

131,29

126,9045

173,04

88,9059

65,39

–1, –2

+4

+1

+2, +4

+2, +4

+3

+6

+1

+3

+3

+5

+2

+7

+6

+1

+6

+3

–2, +2, +4, +6

–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.

5. PROPIEDADES PERIODICAS:

a) DENSIDAD:

Se define como la concentración de la materia, medida a través de la masa por unidad

de volumen (masa/longitud3). En las sustancias sólidas y líquidas, las unidades de

densidad 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

1

H

0,07

Número Atómico

Símbolo

Densidad (g/ml)

IIIA

IVA

VA

VIA

VII

A

2

He

0,13

3

Li

0,53

4

Be

1,85

5

B

2,34

6

C

2,26

7

N

0,81

8

O

1,14

9

F

1,51

10

Ne

1,20

11

Na

0,97

12

Mg

1,74

IIIB

IVB

VB

VIB

VIIB

VIII

IB

IIB

13

Al

2,70

14

Si

2,33

15

P

1,82

16

S

2,07

17

Cl

1,56

18

Ar

1,40

19

K

0,86

20

Ca

1,55

21

Sc

3,00

22

Ti

4,51

23

V

6,10

24

Cr

7,19

25

Mn

7,43

26

Fe

7,86

27

Co

8,90

28

Ni

8,90

29

Cu

8,96

30

Zn

7,14

31

Ga

5,91

32

Ge

5,32

33

As

5,72

34

Se

4,79

35

Br

3,12

36

Kr

2,60

37

Rb

1,53

38

Sr

2,60

39

Y

4,47

40

Zr

6,49

41

Nb

8,40

42

Mo

10,2

43

Tc

11,5

44

Ru

12,2

45

Rh

12,4

46

Pd

10,5

47

Ag

10,5

48

Cd

8,65

49

In

7,31

50

Sn

7,30

51

Sb

6,62

52

Te

6,24

53

I

4,94

54

Xe

3,06

55

Cs

1,90

56

Ba

3,50

57

La

6,17

72

Hf

13,1

73

Ta

16,6

74

W

19,3

75

Re

21,0

76

Os

22,6

77

Ir

22,5

78

Pt

19,3

79

Au

19,3

80

Hg

13,6

81

Tl

11,9

82

Pb

11,4

83

Bi

9,80

84

Po

9,20

85

At

86

Rn

9,91

87

Fr

88

Ra

5,00

89

Ac

104

105 106 107

58

Ce

6,67

59

Pr

6,77

60

Nd

7,00

61

Pm

62

Sm

7,54

63

Eu

5,26

64

Gd

7,89

65

Tb

8,27

66

Dy

8,54

67

Ho

8,80

68

Er

9,05

69

Tm

9,33

70

Yb

6,98

71

Lu

9,84

90

Th

11,7

91

Pa

15,4

92

U

19,1

93

Np

19,5

94

Pu

19,8

95

Am

11,7

96

Cm

13,5

97

Bk

98

Cf

99

Es

100

Fm

101

Md

102

No

103

Lw

En el siguiente gráfico se observa la variación de esta propiedad en función del número

atómico para el grupo IA:

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

b) RADIO ATOMICO:

Se define como la mitad de la distancia internuclear entre dos átomos idénticos en un

enlace químico. Se expresa en Å.

0

IA

IIA

1

H

0,32

Número Atómico

Símbolo

Radio Atómico (Å)

IIIA

IVA

VA

VIA

VII

A

2

He

0,93

3

Li

1,55

4

Be

1,12

5

B

0,98

6

C

0,91

7

N

0,92

8

O

0,73

9

F

0,72

10

Ne

0,71

11

Na

1,90

12

Mg

1,60

IIIB

IVB

VB

VIB

VIIB

VIII

IB

IIB

13

Al

1,43

14

Si

1,32

15

P

1,28

16

S

1,27

17

Cl

0,99

18

Ar

0,98

19

K

2,35

20

Ca

1,97

21

Sc

1,62

22

Ti

1,47

23

V

1,34

24

Cr

1,30

25

Mn

1,35

26

Fe

1,26

27

Co

1,25

28

Ni

1,24

29

Cu

1,28

30

Zn

1,38

31

Ga

1,41

32

Ge

1,37

33

As

1,39

34

Se

1,40

35

Br

1,14

36

Kr

1,12

37

Rb

2,48

38

Sr

2,15

39

Y

1,78

40

Zr

1,80

41

Nb

1,46

42

Mo

1,39

43

Tc

1,36

44

Ru

1,34

45

Rh

1,34

46

Pd

1,37

47

Ag

1,44

48

Cd

1,54

49

In

1,66

50

Sn

1,62

51

Sb

1,59

52

Te

1,60

53

I

1,33

54

Xe

1,31

55

Cs

2,67

56

Ba

2,22

57

La

1,87

72

Hf

1,67

73

Ta

1,67

74

W

1,41

75

Re

1,37

76

Os

1,35

77

Ir

1,36

78

Pt

1,39

79

Au

1,46

80

Hg

1,57

81

Tl

1,71

82

Pb

1,75

83

Bi

1,70

84

Po

1,76

85

At

1,45

86

Rn

1,34

87

Fr

88

Ra

89

Ac

1,87

104

105 106 107

58

Ce

1,81

59

Pr

1,82

60

Nd

1,82

61

Pm

1,63

62

Sm

1,81

63

Eu

1,99

64

Gd

1,79

65

Tb

1,80

66

Dy

1,80

67

Ho

1,79

68

Er

1,78

69

Tm

1,77

70

Yb

1,94

71

Lu

1,75

90

Th

1,80

91

Pa

1,61

92

U

1,38

93

Np

1,30

94

Pu

1,51

95

Am

1,73

96

Cm

97

Bk

98

Cf

99

Es

100

Fm

101

Md

102

No

103

Lw

c) RADIO IONICO:

Se refiere cuando el átomo se ha transformado en ion. Los IONES POSITIVOS son

considerablemente más pequeños que el respectivo átomo neutro. En cambio los

IONES NEGATIVOS, son más grandes que el átomo neutro, pero ligeramente.

Mientras más electrones pierdan el átomo más pequeño es el radio iónico y viceversa.

Las unidades son Å.

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

continuación:

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 elemento

químico por el valor de su densidad. El volumen atómico se expresa en cm3/mol.

ElementodelDensidad

ElementodelGramoAtomoAtómicoVolumen

0

IA

IIA

1

H

14,1

Número Atómico

Símbolo

Volumen Atómico (cm3/mol)

IIIA

IVA

VA

VIA

VII

A

2

He

31,8

3

Li

13,1

4

Be

5,00

5

B

4,60

6

C

5,30

7

N

17,3

8

O

14,0

9

F

17,1

10

Ne

16,8

11

Na

23,7

12

Mg

14,0

IIIB

IVB

VB

VIB

VIIB

VIII

IB

IIB

13

Al

10,0

14

Si

12,1

15

P

17,0

16

S

15,5

17

Cl

18,7

18

Ar

24,2

19

K

45,3

20

Ca

29,9

21

Sc

15,0

22

Ti

10,6

23

V

8,35

24

Cr

7,23

25

Mn

7,39

26

Fe

7,10

27

Co

6,70

28

Ni

6,60

29

Cu

7,10

30

Zn

9,20

31

Ga

11,8

32

Ge

13,6

33

As

13,1

34

Se

16,5

35

Br

23,5

36

Kr

32,3

37

Rb

55,9

38

Sr

33,7

39

Y

19,8

40

Zr

14,1

41

Nb

10,8

42

Mo

9,40

43

Tc

8,50

44

Ru

8,30

45

Rh

8,30

46

Pd

8,90

47

Ag

10,3

48

Cd

13,1

49

In

15,7

50

Sn

16,3

51

Sb

18,4

52

Te

20,5

53

I

25,7

54

Xe

42,9

55

Cs

70,0

56

Ba

39,0

57

La

22,5

72

Hf

13,6

73

Ta

10,9

74

W

9,53

75

Re

8,85

76

Os

8,43

77

Ir

8,54

78

Pt

9,10

79

Au

10,2

80

Hg

14,8

81

Tl

17,2

82

Pb

18,3

83

Bi

21,3

84

Po

22,7

85

At

86

Rn

50,5

87

Fr

88

Ra

45,0

89

Ac

104

105 106 107

58

Ce

21,0

59

Pr

20,8

60

Nd

20,6

61

Pm

62

Sm

19,9

63

Eu

28,9

64

Gd

19,9

65

Tb

19,2

66

Dy

19,0

67

Ho

18,7

68

Er

18,4

69

Tm

18,1

70

Yb

24,8

71

Lu

17,8

90

Th

19,9

91

Pa

15,0

92

U

12,5

93

Np

21,1

94

Pu

95

Am

20,8

96

Cm

97

Bk

98

Cf

99

Es

100

Fm

101

Md

102

No

103

Lw

e) ENERGIA O POTENCIAL DE IONIZACION:

Es la energía necesaria para quitar el electrón más externo al núcleo de un átomo en

estado 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

1

H

313

Número Atómico

Símbolo

Potencial de Ionización (calorías)

IIIA

IVA

VA

VIA

VII

A

2

He

567

3

Li

124

4

Be

215

5

B

191

6

C

260

7

N

336

8

O

314

9

F

402

10

Ne

497

11

Na

119

12

Mg

176

IIIB

IVB

VB

VIB

VIIB

VIII

IB

IIB

13

Al

138

14

Si

188

15

P

254

16

S

239

17

Cl

300

18

Ar

363

19

K

100

20

Ca

141

21

Sc

151

22

Ti

158

23

V

156

24

Cr

156

25

Mn

171

26

Fe

182

27

Co

181

28

Ni

176

29

Cu

178

30

Zn

216

31

Ga

138

32

Ge

187

33

As

231

34

Se

225

35

Br

273

36

Kr

323

37

Rb

96

38

Sr

131

39

Y

152

40

Zr

160

41

Nb

156

42

Mo

166

43

Tc

167

44

Ru

173

45

Rh

178

46

Pd

192

47

Ag

175

48

Cd

207

49

In

133

50

Sn

169

51

Sb

199

52

Te

208

53

I

241

54

Xe

280

55

Cs

90

56

Ba

120

57

La

129

72

Hf

127

73

Ta

138

74

W

184

75

Re

182

76

Os

201

77

Ir

212

78

Pt

207

79

Au

213

80

Hg

241

81

Tl

141

82

Pb

171

83

Bi

185

84

Po

85

At

86

Rn

248

87

Fr

88

Ra

89

Ac

104

105 106 107

58

Ce

159

59

Pr

133

60

Nd

145

61

Pm

133

62

Sm

129

63

Eu

131

64

Gd

142

65

Tb

155

66

Dy

157

67

Ho

68

Er

69

Tm

70

Yb

143

71

Lu

115

90

Th

91

Pa

92

U

93

Np

94

Pu

95

Am

96

Cm

97

Bk

98

Cf

99

Es

100

Fm

101

Md

102

No

103

Lw

En los siguientes gráficos se observa la variación de esta propiedad en los elementos

del grupo IA y del segundo periodo:

f) ELECTROAFINIDAD O AFINIDAD ELECTRONICA:

Es la cantidad de energía invertida para que un átomo neutro en estado gaseoso gane un

electrón extra y le permita convertirse en un ION NEGATIVO o ANION. Se expresa en

kJ/mol.

ATOMO NEUTRO + 1e– ION NEGATIVO + ENERGIA

Algunas electroafinidades se muestran en la siguiente tabla:

0

IA

IIA

1

H

-73

Número Atómico

Símbolo

Afinidad Electrónica (kJ/mol)

IIIA

IVA

VA

VIA

VII

A

2

He

+21

3

Li

-60

4

Be

240

5

B

-23

6

C

-123

7

N

0

8

O

-142

9

F

-322

10

Ne

+29

11

Na

-53

12

Mg

230

IIIB

IVB

VB

VIB

VIIB

VIII

IB

IIB

13

Al

-44

14

Si

-120

15

P

-74

16

S

-200

17

Cl

-348

18

Ar

+35

19

K

-48

20

Ca

156

21

Sc

-18

22

Ti

-8

23

V

-50

24

Cr

-64

25

Mn

26

Fe

-15

27

Co

-63

28

Ni

-156

29

Cu

-119

30

Zn

-9

31

Ga

-36

32

Ge

-116

33

As

-77

34

Se

-195

35

Br

-324

36

Kr

+39

37

Rb

-47

38

Sr

168

39

Y

-29

40

Zr

-42

41

Nb

-86

42

Mo

-72

43

Tc

-96

44

Ru

-101

45

Rh

-110

46

Pd

-54

47

Ag

-126

48

Cd

+26

49

In

-34

50

Sn

-121

51

Sb

-101

52

Te

-190

53

I

-295

54

Xe

+40

55

Cs

-46

56

Ba

52

57

La

-48

72

Hf

73

Ta

-14

74

W

-79

75

Re

-14

76

Os

-106

77

Ir

-151

78

Pt

-205

79

Au

-223

80

Hg

+18

81

Tl

-50

82

Pb

-101

83

Bi

-101

84

Po

-170

85

At

-270

86

Rn

+41

87

Fr

88

Ra

89

Ac

-29

104

105 106 107

58

Ce

59

Pr

60

Nd

61

Pm

62

Sm

63

Eu

64

Gd

65

Tb

66

Dy

67

Ho

68

Er

69

Tm

70

Yb

71

Lu

90

Th

91

Pa

92

U

93

Np

94

Pu

95

Am

96

Cm

97

Bk

98

Cf

99

Es

100

Fm

101

Md

102

No

103

Lw

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

absorbida.

g) ELECTRONEGATIVIDAD:

Es la fuerza o capacidad que tiene un átomo para retener electrones de enlace (últimos

electrones). La electronegatividad guarda relación directa con el potencial de

ionización.

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

0

IA

IIA

1

H

2,1

Número Atómico

Símbolo

Electronegatividad

IIIA

IVA

VA

VIA

VII

A

2

He

3

Li

1,0

4

Be

1,5

5

B

2,0

6

C

2,5

7

N

3,0

8

O

3,5

9

F

4,0

10

Ne

11

Na

0,9

12

Mg

1,2

IIIB

IVB

VB

VIB

VIIB

VIII

IB

IIB

13

Al

1,5

14

Si

1,8

15

P

2,1

16

S

2,5

17

Cl

3,0

18

Ar

19

K

0,8

20

Ca

1,0

21

Sc

1,3

22

Ti

1,5

23

V

1,6

24

Cr

1,6

25

Mn

1,5

26

Fe

1,8

27

Co

1,8

28

Ni

1,8

29

Cu

1,9

30

Zn

1,6

31

Ga

1,6

32

Ge

1,8

33

As

2,0

34

Se

2,4

35

Br

2,8

36

Kr

37

Rb

0,8

38

Sr

1,0

39

Y

1,3

40

Zr

1,4

41

Nb

1,6

42

Mo

1,8

43

Tc

1,9

44

Ru

2,2

45

Rh

2,2

46

Pd

2,2

47

Ag

1,9

48

Cd

1,7

49

In

1,7

50

Sn

1,8

51

Sb

1,9

52

Te

2,1

53

I

2,5

54

Xe

55

Cs

0,7

56

Ba

0,9

57

La

1,1

72

Hf

1,3

73

Ta

1,5

74

W

1,7

75

Re

1,9

76

Os

2,2

77

Ir

2,2

78

Pt

2,2

79

Au

2,4

80

Hg

1,9

81

Tl

1,8

82

Pb

1,8

83

Bi

1,9

84

Po

2,0

85

At

2,2

86

Rn

87

Fr

0,7

88

Ra

0,9

89

Ac

1,1

104

105 106 107

58

Ce

1,1

59

Pr

1,1

60

Nd

1,2

61

Pm

1,1

62

Sm

1,2

63

Eu

1,1

64

Gd

1,1

65

Tb

1,2

66

Dy

1,1

67

Ho

1,2

68

Er

1,2

69

Tm

1,2

70

Yb

1,1

71

Lu

1,2

90

Th

1,3

91

Pa

1,5

92

U

1,7

93

Np

1,3

94

Pu

1,3

95

Am

1,3

96

Cm

1,3

97

Bk

1,3

98

Cf

1,3

99

Es

1,3

100

Fm

1,3

101

Md

1,3

102

No

1,3

103

Lw

1,5

A continuación podemos observar gráficamente la variación de esta propiedad en los

elementos del grupo IA y del segundo periodo:

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 los

metales.

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 de

los 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 periodo

pertenecen de la tabla periódica.

3. En qué grupo y período estará el elemento cuyo átomo tiene la configuración 6s2, 6p

2 en

el nivel de valencia.

4. Sin consular la tabla periódica, seleccionar de la siguiente lista los elementos que se

encuentren 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

.

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 más

grande: 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

y c) 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

.

CAPITULO 4

ENLACES QUIMICOS

1. GENERALIDADES:

Se define como ENLACES QUIMICOS a todas y cada una de las formas y fuerzas que

mantienen unidos a los átomos de elementos entre sí para formar moléculas de compuestos

determinados.

En 1916 y los años siguientes, fueron propuestas varias ideas importantes y novedosas

acerca de las uniones químicas, propuestas por: Lewis, Langmuir y Kossel. Entre las ideas

propuestas 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 a

otro. El resultado es la formación de iones positivos y negativos.

c) En compuestos covalentes hay la participación mutua de pares electrónicos entre los

átomos enlazados.

d) Los átomos participan en la formación de enlaces hasta la adquisición de un grupo

estable 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 la

valencia más probable de un elemento.

VALENCIA, es la capacidad que tiene un elemento para formar enlaces químicos. Según la

teoría electrónica, es el número de electrones que acepta, cede o comparte un átomo o un

grupo atómico.

Los electrones del nivel de energía más externo, se conocen como ELECTRONES DE

VALENCIA de los que dependen principalmente las propiedades químicas del elemento.

11Na: 1s2, 2s

2, 2p

6, 3s

1 electrón de valencia

17Cl: 1s2, 2s

2, 2p

6, 3s

2, 3p

5 electrones de valencia

Al aceptar, ceder o compartir electrones un átomo, lo hace de tal manera que tiende a

quedar 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).

3. NUMERO O ESTADO DE OXIDACION:

Es la carga eléctrica positiva o negativa que se le asigna a cada átomo de un elemento en un

compuesto determinado, y que corresponde al número de electrones cedidos (CARGA

POSITIVA) 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) es

siempre cero.

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

estado 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 de

un 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

del grupo en la tabla.

El NUMERO DE OXIDACION NEGATIVO de cualquier elemento puede obtenerse

restando 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:

0

IA

IIA

1

H –1 +1

Número Atómico

Símbolo

Estados de Oxidación

IIIA

IVA

VA

VIA

VIIA

2

He

3

Li +1

4

Be +2

5

B –3

+3

6

C –4

+2 +4

7

N –3

+1 +2

+3 +4

+5

8

O –1

–2

9

F –1

10

Ne

11

Na +1

12

Mg +2

IIIB

IVB

VB

VIB

VIIB

VIII

IB

IIB

13

Al +3

14

Si –4

+4

15

P –3

+3 +5

16

S –2

+2 +4

+6

17

Cl –1

+1 +3

+5

+7

18

Ar

19

K +1

20

Ca +2

21

Sc +3

22

Ti +4

23

V +5

24

Cr +2

+3 +6

25

Mn +2

+3 +4

+6

+7

26

Fe +2

+3 +6

27

Co +2

+3

28

Ni +2

+3

29

Cu +1

+2

30

Zn +2

31

Ga +3

32

Ge +4

33

As –3

+3 +5

34

Se –2

+4 +6

35

Br –1

+1 +3

+5

+7

36

Kr +2

+4

37

Rb +1

38

Sr +2

39

Y +3

40

Zr +4

41

Nb +5

42

Mo +6

43

Tc +7

44

Ru +8

45

Rh +4

46

Pd +4

47

Ag +1

48

Cd +2

49

In +3

50

Sn +2

+4

51

Sb –3

+3 +5

52

Te –2

+4 +6

53

I –1

+1 +3

+5

+7

54

Xe +2

+4 +6

55

Cs +1

56

Ba +2

57

La +3

72

Hf +4

73

Ta +5

74

W +6

75

Re +7

76

Os +8

77

Ir +4

78

Pt +2

+4

79

Au +1

+3

80

Hg +1

+2

81

Tl +3

82

Pb +2

+4

83

Bi +3

+5

84

Po +2

+4 +6

85

At –1

+1 +7

86

Rn

87

Fr +1

88

Ra +2

89

Ac +3

104

+4

105

+5

106

+6

107

+7

GRUPO IA: Li +1 GRUPO IB: Cu +1, +2

Na +1 Ag +1

K +1 Au +1, +3

Rb +1

Cs +1 GRUPO IIB: Zn +2

Fr +1 Cd +2

Hg +1, +2

GRUPO IIA: Be +2

Mg +2 GRUPO IIIB: Sc +3

Ca +2 Y +3

Sr +2 La +3

Ba +2 Ac +3

Ra +2

GRUPO IVB: Ti +4

GRUPO IIIA: B –3, +3 Zr +4

Al +3 Hf +4

Ga +3

In +3 GRUPO VB: V +5

Tl +3 Nb +5

Ta +5

GRUPO IVA: C –4, +2, +4

Si –4, +4 GRUPO VIB: Cr +2, +3, +6

Ge +4 Mo +2, +3, +4, +5, +6

Sn +2, +4 W +2, +3, +4, +5, +6

Pb +2, +4

GRUPO VIIB: Mn +2, +3, +4, +6, +7

GRUPO VA: N –3, +1 a +5 Tc +7

P –3, +3, +5 Re +7

As –3, +3, +5

Sb –3, +3, +5 GRUPO VIII: Fe +2, +3, +6

Bi +3, +5 Co +2, +3

Ni +2, +3

GRUPO VIA: O –2, –1

S –2, +2, +4, +6 Ru +8

Se –2, +4, +6 Rh +4

Te –2, +4, +6 Pd +4

Po +2, +4

Os +8

GRUPO VIIA: F –1 Ir +4

Cl –1, +1, +3, +5, +7 Pt +2, +4

Br –1, +1, +3, +5, +7

I –1, +1, +3, +5, +7

At –1, +7

4. ELECTRONEGATIVIDAD:

Se define como la tendencia o capacidad que tiene un átomo para atraer electrones de

valencia (electrones de enlace) hacia su estructura. La electronegatividad es mayor en

átomos pequeños que en átomos grandes. Los átomos cuyos orbitales están casi saturados

tienen electronegatividades altas.

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

elementos químicos:

0

IA

IIA

1

H

2,1

Número Atómico

Símbolo

Electronegatividad

IIIA

IVA

VA

VIA

VII

A

2

He

3

Li

1,0

4

Be

1,5

5

B

2,0

6

C

2,5

7

N

3,0

8

O

3,5

9

F

4,0

10

Ne

11

Na

0,9

12

Mg

1,2

IIIB

IVB

VB

VIB

VIIB

VIII

IB

IIB

13

Al

1,5

14

Si

1,8

15

P

2,1

16

S

2,5

17

Cl

3,0

18

Ar

19

K

0,8

20

Ca

1,0

21

Sc

1,3

22

Ti

1,5

23

V

1,6

24

Cr

1,6

25

Mn

1,5

26

Fe

1,8

27

Co

1,8

28

Ni

1,8

29

Cu

1,9

30

Zn

1,6

31

Ga

1,6

32

Ge

1,8

33

As

2,0

34

Se

2,4

35

Br

2,8

36

Kr

37

Rb

0,8

38

Sr

1,0

39

Y

1,3

40

Zr

1,4

41

Nb

1,6

42

Mo

1,8

43

Tc

1,9

44

Ru

2,2

45

Rh

2,2

46

Pd

2,2

47

Ag

1,9

48

Cd

1,7

49

In

1,7

50

Sn

1,8

51

Sb

1,9

52

Te

2,1

53

I

2,5

54

Xe

55

Cs

0,7

56

Ba

0,9

57

La

1,1

72

Hf

1,3

73

Ta

1,5

74

W

1,7

75

Re

1,9

76

Os

2,2

77

Ir

2,2

78

Pt

2,2

79

Au

2,4

80

Hg

1,9

81

Tl

1,8

82

Pb

1,8

83

Bi

1,9

84

Po

2,0

85

At

2,2

86

Rn

87

Fr

0,7

88

Ra

0,9

89

Ac

1,1

104

105

106

107

58

Ce

1,1

59

Pr

1,1

60

Nd

1,2

61

Pm

62

Sm

1,2

63

Eu

64

Gd

1,1

65

Tb

1,2

66

Dy

67

Ho

1,2

68

Er

1,2

69

Tm

1,2

70

Yb

1,1

71

Lu

1,2

90

Th

1,3

91

Pa

1,5

92

U

1,7

93

Np

1,3

94

Pu

1,3

95

Am

1,3

96

Cm

97

Bk

98

Cf

99

Es

100

Fm

101

Md

102

No

103

Lw

Una de las aplicaciones de la electronegatividad es la predicción del posible tipo de enlace

químico entre dos átomos, el siguiente diagrama nos explica lo mencionado anteriormente:

5. CLASES DE ENLACES:

Se dividen en HETEROPOLAR (Iónico o Electrovalente) y HOMOPOLAR (Covalente) y

Metálico.

a) ENLACE IONICO:

Llamado también ELECTROVALENTE, es el que se lleva a cabo entre los elementos con

electronegatividades muy diferentes, existe una transferencia completa de uno o más

electrones de un átomo (menos electronegativo) a otro (más electronegativo), formándose

IONES.

Se efectúa generalmente entre un METAL (cede electrones) y un NO METAL (acepta

electrones). Existe enlace estrictamente iónico entre los metales de las familias I y II A; y

los no metales de los grupos VIA y VIIA.

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 DE

ELECTRONEGAT. PORCENT.

DIFERENCIA DE

ELECTRONEGAT. PORCENT.

0,1

0,2

0,3

0,4

0,5

0,6

0,7

0,8

0,9

1,0

1,1

1,2

1,3

1,4

1,5

1,6

0,5

1

2

4

6

9

12

15

19

22

26

30

34

39

43

47

1,7

1,8

1,9

2,0

2,1

2,2

2,3

2,4

2,5

2,6

2,7

2,8

2,9

3,0

3,1

3,2

51

55

59

63

67

70

74

76

79

82

84

86

88

89

91

92

b) ENLACE COVALENTE:

Se origina por el compartimento de dos o más electrones entre átomos de

electronegatividades 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:

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 un

compuesto iónico y un compuesto covalente:

PROPIEDAD NaCl CCl4

Aspecto

Punto de Fusión (°C)

Calor molar de fusión (kJ/mol)

Punto de ebullición (°C)

Calor molar de vaporización (kJ/mol)

Densidad (g/cm3)

Solubilidad en agua

Conductividad eléctrica: Sólido

Líquido

Sólido blanco

801

30,2

1413

600

2,17

Alta

Pobre

Buena

Líquido incoloro

–23

2,5

76,5

30

1,59

Muy baja

Pobre

Pobre

c) ENLACE METALICO:

Como su nombre lo indica es el que se produce entre metales, en la formación de

moléculas, aleaciones, y amalgamas. Se considera un tipo especial de enlace covalente, en

el que cada átomo del metal con los átomos vecinos tratan de formar pares electrónicos,

produciéndose un conjunto de electrones móviles, formándose la llamada NUBE

ELECTRONICA.

La nube proporciona la fuerza necesaria para que los átomos se unan y el enlace se

mantenga estable, evitando la repulsión entre cargas positivas del metal. La nube

electrónica determina la principal característica de los metales, la CONDUCCION

ELECTRICA, 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 MOLECULAS

DIATOMICAS 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 se

apodera completamente de la pareja de electrones; como en NaCl, el Cl se apodera

completamente del par electrónico por su mayor afinidad de electrones y por

consiguiente 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 los

elementos con sus electrones de valencia, sin tomar en cuenta a los demás electrones. Para

representar 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 átomos

están unidos entre sí. Esto facilita si tenemos en cuenta que las moléculas presentan

normalmente los arreglos más simétricos posibles.

Para el CO2: O C O

O

Para el H2SO4: H O S O H

O

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 los

hidrógenos como átomos enlazados a los oxígenos.

b) Luego se determina el número de electrones de valencia de cada uno de los átomos

participantes y se halla el total de los mismos:

Para el CO2: C (Grupo VA): 1 x 4 = 4

O (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 = 24

Electrones por carga ion = 3

TOTAL = 32 e–

c) Se distribuyen entonces los electrones en el esqueleto, siempre en pares, y asignando

primeramente 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 átomo

central, procurando que estos completen sus octetos:

Para el CO2:

e) Por último, se chequea el átomo central. Si todavía quedan electrones, se asignan a

dicho átomo hasta completar su octeto. Si no sobran electrones, el octeto se logra

moviendo electrones no compartidos de los átomos vecinos, para formar enlaces dobles

o triples, según sea necesario

8. EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO:

A continuación se dan a conocer una serie de excepciones de moléculas que no cumplen

con la regla del octeto.

a) COMPUESTOS EN CUYAS MOLECULAS LOS ATOMOS CENTRALES TIENEN

MENOS DE 8 ELECTRONES:

Este grupo está compuesto por moléculas que contienen átomos centrales de los grupos

IIA y IIIA. Por ejemplo: BeCl2 (g), BF3(g) y AlCl3(g).

b) COMPUESTOS QUE TIENEN MOLECULAS CUYOS ATOMOS CENTRALES

TIENEN MAS DE OCHO ELECTRONES:

Este grupo comprende las moléculas cuyos átomos centrales pertenecen a los periodos

3, 4, 5, 6 o mayores que estos. Por ejemplo: PF5, SF6, XeF4, son típicos.

c) COMPUESTOS CON MOLECULAS QUE CONTIENEN UN NUMERO IMPAR DE

ELECTRONES:

Aunque las moléculas estables de esta clase son raras, existen algunas, como por

ejemplo: NO, con un total de 8 electrones de valencia; NO2 con un total de 17

electrones 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 la

posible fórmula del compuesto.

Como el compuesto AB2, es iónico: A metal: A+2

, pierde 2 electrones

B no metal: B–1

, gana 1 electrón

Entonces: A – 2 = 18 A = 20

B + 1 = 18 B = 17

Por otro lado los átomos tendrán la siguiente configuración electrónica:

Ar (Z=18): 1s2, 2s

2, 2p

6, 3s

2, 3p

6

Si A pierde 2 electrones, tendrá la configuración 1s2, 2s

2, 2p

6, 3s

2, 3p

6, 4s

2; siendo su

número atómico (Z) 20 y B que ha ganado 1 electrón tiene 1s2, 2s

2, 2p

6, 3s

2, 3p

5 como

configuración electrónica y su número atómico es 17.

Con estas consideraciones podemos identificar a los elementos:

ELEMENTO A B

B

G

P

V

CQ

EO

Z

S

s

IIA

4

2

Metal

+2

20

Ca

p

VIIA

3

7

No Metal

–1, +1, +3, +5, +7

17

Cl

La posible fórmula del compuesto es: CaCl2

2) Cuando los elementos X e Y se unen químicamente forman el compuesto covalente

XY2, 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

dar la 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 del

Octeto (8 electrones al final), de lo que podemos concluir que X tiene 6 electrones de

valencia e Y tiene 7 electrones de valencia, si la distribución electrónica del Argón

(Z=18) es 1s2, 2s

2, 2p

6, 3s

2, 3p

6; tenemos:

X: 1s2, 2s

2, 2p

6, 3s

2, 3p

4 Z = 16

Y: 1s2, 2s

2, 2p

6, 3s

2, 3p

5 Z = 17

Con lo que podemos indentificar los elementos:

ELEMENTO X Y

B

G

P

V

CQ

EO

Z

S

p

VIA

3

6

No Metal

–2, +2, +4, +6

16

S

p

VIIA

3

7

No Metal

–1, +1, +3, +5, +7

17

Cl

La posible fórmula es: SCl2

CAPITULO 5

NOMENCLATURA DE COMPUESTOS

INORGANICOS

1. GENERALIDADES:

NOMENCLATURA QUIMICA, es el conjunto de reglas lógicas, racionales y científicas

que se han establecido para designar nombres y escribir fórmulas de los cuerpos tomando

en cuenta la resolución de los Congresos Internacionales de Química.

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

aspectos:

SUBINDICE, nos indica el número de veces que el átomo o grupo atómico se repite en

la estructura molecular. Los subíndices se escriben en la parte inferior derecha del

átomo o grupo atómico:

H2SO4: 2 átomos de H

1 átomo de S

4 átomos de O

H3PO4: 3 átomos de H

1 átomo de P

4 átomos de O

Ca (OH)2: 1 átomo de Ca

2 átomos de H

2 átomos de O

COEFICIENTE, es el número que se coloca antes de una fórmula molecular y afecta a

todos los átomos:

3 H2SO4: 6 átomos de H

3 átomos de S

12 átomos de O

10 H2O: 20 átomos de H

10 átomos de O

3 Ca(OH)2: 3 átomos de Ca

6 átomos de H

6 átomos de O

PARENTESIS, se usa para encerrar un grupo de átomos o un radical que se repite en la

estructura molecular:

Fe(OH)3: 1 átomo de Fe

3 átomos de O

3 átomos de H

Cu(NO3)2: 1 átomo de Cu

2 átomos de N

6 átomos de O

2. COMPUESTOS BINARIOS:

Se encuentran formados por átomos de dos elementos distintos en su molécula. Los

compuestos binarios son:

a) HIDRUROS O HIDRUROS METALICOS:

Resultan de combinar cualquier Metal con el Hidrógeno, tomando en cuenta el estado de

oxidación positivo del Metal y el –1 del Hidrógeno:

METAL + HIDROGENO HIDRUROS METALICOS

M+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 e

ICO para el de menor y mayor estado de oxidación respectivamente.

A continuación se muestran algunos ejemplos:

NaH Hidruro de Sodio FeH2 Hidruro Ferroso

CaH2 Hidruro de Calcio FeH3 Hidruro Férrico

AlH3 Hidruro de Aluminio PbH2 Hidruro Plumboso

CdH2 Hidruro de Cadmio PbH4 Hidruro Plúmbico

AgH Hidruro de Plata CuH Hidruro Cuproso

BiH3 Hidruro de Bismuto CuH2 Hidruro Cúprico

ScH3 Hidruro de Escandio MnH2 Hidruro Manganoso

TiH2 Hidruro de Titanio MnH3 Hidruro Mangánico

b) COMPUESTOS ESPECIALES:

Se forman por la combinación de los No Metales (III, IV y VA) con el Hidrógeno. El

estado de oxidación del No Metal es negativo y +1 el del Hidrógeno:

NO METAL + HIDROGENO COMPUESTOS ESPECIALES

m–X + H

+1 mHX

NOMENCLATURA

Reciben estos compuestos NOMBRES ESPECIALES:

BH3 Borano

CH4 Metano

SiH4 Silano

NH3 Amoníaco

PH3 Fosfamina o Fosfina

AsH3 Arsenamina o Arsina

SbH3 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 el

Oxígeno, 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.

Compuestos de este tipo son:

HF Acido Fluorhídrico Fluoruro de Hidrógeno

HCl Acido Clorhídrico Cloruro de Hidrógeno

HBr Acido Bromhídrico Bromuro de Hidrógeno

HI Acido Iodhídrico Ioduro de Hidrógeno

H2S Acido Sulfhídrico Sulfuro de Hidrógeno

H2Se Acido Selenhídrico Seleniuro de Hidrógeno

H2Te Acido Telurhídrico Telururo de Hidrógeno

d) SALES HALOGENAS NEUTRAS (SALES):

Se las conoce como SALES BINARIAS se obtienen principalmente combinando un Metal

con un No Metal. En donde el metal actúa con estado de oxidación positivo y el no metal

con 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 y

luego el nombre del metal terminado en OSO e ICO para el menor y mayor estado de

oxidación respectivamente.

A continuación se presentan algunos ejemplos de estos compuestos:

NaCl Cloruro de Sodio FeCl2 Cloruro Ferroso

Al2S3 Sulfuro de Aluminio FeCl3 Cloruro Férrico

CaF2 Fluoruro de Calcio MnS Sulfuro Manganoso

CdBr2 Bromuro de Cadmio Mn2S3 Sulfuro Mangánico

BiI3 Ioduro de Bismuto Au2Te Telururo Auroso

Zn3B2 Boruro de Zinc Au2Te3 Telururo Aúrico

e) TIPO SAL (SALOIDE):

Compuestos que resultan de unión de dos No Metales, intercambiando estados de

oxidación. Se coloca primero el elemento menos electronegativo y luego el más

electronegativo.

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 forma

descendente:

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 termina

en 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 Bórico

As2S3 Sulfuro Arsenioso

As2S5 Sulfuro Arsénico

BrCl Cloruro Hipobromoso

BrCl3 Cloruro Bromoso

BrCl5 Cloruro Brómico

BrCl7 Cloruro Perbrómico

f) OXIDOS:

Son compuestos que resultan de la combinación de un Metal o un No Metal con el

OXIGENO, en donde el oxígeno actúa con estado de oxidación –2. Pueden ser:

ELEMENTO + OXIGENO OXIDO

1) BASICOS:

Se forman de la combinación de un Metal con el Oxígeno. El Metal actúa con estado de

oxidación positivo y –2 del Oxígeno.

METAL + OXIGENO OXIDO BASICO

M+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 Ferroso

CaO Oxido de Calcio Fe2O3 Oxido Férrico

Al2O3 Oxido de Aluminio PbO Oxido Plumboso

CdO Oxido de Cadmio PbO2 Oxido Plúmbico

Bi2O3 Oxido de Bismuto MnO Oxido Manganoso

ZnO Oxido de Zinc Mn2O3 Oxido Mangánico

2) ACIDOS (ANHIDRIDOS):

Son compuestos que resultan de la combinación de un No Metal con el Oxígeno, tomando

en 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

Los siguientes son ejemplos de compuestos de este tipo:

B2O3 Anhídrido Bórico

CO2 Anhídrido Carbónico

As2O3 Anhídrido Arsenioso

As2O5 Anhídrido Arsénico

SO2 Anhídrido Sulfuroso

SO3 Anhídrido Sulfúrico

Cl2O Anhídrido Hipocloroso

Cl2O3 Anhídrido Cloroso

Cl2O5 Anhídrido Clórico

Cl2O7 Anhídrido Perclórico

3) PEROXIDOS:

Se considera que el estado de oxidación del Oxígeno es –1. Son óxidos de ciertos metales

que asocian a su molécula un átomo de oxígeno adicional. Se presentan en los siguientes

elementos: H, elementos del grupo IA, Be, Mg, Ca, Cu, Zn.

OXIDO BASICO + OXIGENO PEROXIDO

M2OX + 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 estados

de oxidación.

Ejemplos de estos compuestos se muestran a continuación:

Na2O2 Peróxido de Sodio

BeO2 Peróxido de Berilio

CaO2 Peróxido de Calcio

H2O2 Peróxido de Hidrógeno

Cu2O2 Peróxido Cuproso

CuO2 Peróxido Cúprico

H2O2 Peróxido de Hidrógeno

4) OXIDOS SALINOS O MIXTOS:

Compuestos que resultan al sumar dos óxidos de un mismo metal. Esto es, los óxidos de

metales con dos estados de oxidación.

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 Hierro

Mn3O4 Oxido Salino de Manganeso

Cu3O4 Oxido Salino de Cobre

Pb3O4 Oxido Salino de Plomo

Sn3O4 Oxido Salino de Estaño

Ni3O4 Oxido Salino de Niquel

3. COMPUESTOS TERNARIOS:

Son compuestos que presentan en sus moléculas átomos de tres elementos distintos. Estos

son:

a) HIDROXIDOS:

Son compuestos oxigenados e hidrogenados. Se obtienen debido a la unión de un Metal y el

Grupo Hidróxido (OH):

METAL + GRUPO (OH) HIDROXIDO

M+X

+ (OH)–1

M(OH)X

Se obtienen también combinando un OXIDO BASICO (Oxido Metálico) con el AGUA, y

aumentando tantas moléculas de agua como oxígenos tenga el óxido:

OXIDO BASICO + AGUA HIDROXIDO

M2OX + XH2O M(OH)X

NOMENCLATURA:

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

oxidación.

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

oxidación.

Los siguientes compuestos son ejemplos de este tipo:

Na(OH) Hidróxido de Sodio Mn(OH)2 Hidróxido Manganoso

Ca(OH)2 Hidróxido de Calcio Mn(OH)3 Hidróxido Mangánico

Al(OH)3 Hidróxido de Aluminio Cu(OH) Hidróxido Cuproso

Zn(OH)2 Hidróxido de Zinc Cu(OH)2 Hidróxido Cúprico

Bi(OH)3 Hidróxido de Bismuto Hg(OH) Hidróxido Mercurioso

K(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:

H3BO3 Acido Bórico

H2SO3 Acido Sulfuroso

H2SO4 Acido Sulfúrico

H3PO3 Acido Fosforoso

H3PO4 Acido Fosfórico

HClO Acido Hipocloroso

HClO2 Acido Cloroso

HClO3 Acido Clórico

HClO4 Acido Perclórico

H4SiO4 Acido Ortosilísico

H4CO4 Acido Ortocarbónico

META:

Se obtiene quitándole al ácido ORTO, 2 Hidrógenos y 1 Oxígeno, esta regla se cumple

únicamente 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 Metabórico

H2SiO3 Acido Silísico

H2CO3 Acido Carbónico

HAsO2 Acido Metarsenioso

HAsO3 Acido Metarsénico

HSbO2 Acido Metantimonioso

HSbO3 Acido Metantimónico

PIRO:

Se obtienen duplicando el ácido ORTO y quitándole 2 Hidrógenos y 1 Oxígeno. Se

obtienen también añadiéndole al Acido ORTO su anhídrido respectivo. Para el B, grupos

IV y 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.

Los siguientes son ácidos de este tipo:

H4B2O5 Acido Pirobórico

H2S2O5 Acido Pirosulfuroso

H2S2O7 Acido Pirosulfúrico

H4As2O5 Acido Piroarsenioso

H4As2O7 Acido Piroarsénico

c) OXACIDOS DE METALES:

Algunos metales al actuar con números o estados de oxidación altos como +4, +5, +6, +7 y

a veces +3 forman oxácidos:

H2CrO4 Acido Crómico

H2Cr2O7 Acido Dicrómico

H2MnO4 Acido Mangánico

HMnO4 Acido Permangánico

HBiO3 Acido Metabismútico

H3VO4 Acido Ortovanadico

H3AlO3 Acido Alumínico

HAlO2 Acido Metalumínico

H2WO4 Acido Túngstico

d) OXOSALES U OXISALES NEUTRAS:

Proceden de la neutralización total de un Oxácido con un Hidróxido o Base. Todos los

Hidrógenos 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 del

Acido de la siguiente manera:

ACIDO OXISAL

Oso

Ico

ito

ato

A continuación se muestran algunos ejemplos:

Al2(SO4)3 Sulfato de Aluminio

NaNO3 Nitrato de Sodio

Ca(ClO)2 Hipoclorito de Calcio

Cd(BO2)2 Metaborato de Cadmio

K2Cr2O7 Dicromato de Potasio

KMnO4 Permanganato de potasio

NaBiO3 Metabismutato de Sodio

Cu4As2O5 Piroarsenito Cuproso

FeS2O7 Pirosulfato Ferroso

e) SULFO, SELENI Y TELURI SALES NEUTRAS:

Son compuestos que resultan al sustituir los Oxígenos de una Oxosal (Oxisal Neutra) por

Azufre, 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 se

reemplaza por Azufre, Selenio y Teluro respectivamente.

Compuestos de este tipo son los siguientes:

CaCS3 Sulfocarbonato de Calcio

CaCSe3 Selenicarbonato de Calcio

CaCTe3 Teluricarbonato de Calcio

KClS3 Sulfoclorato de Potasio

Ca(NS3)2 Sulfonitrato de Calcio

4. COMPUESTOS CUATERNARIOS:

Se trata de compuestos que tienen átomos de cuatro elementos distintos en su molécula y

comprenden los siguientes compuestos:

a) OXISALES ACIDAS:

Son compuestos que se obtienen de la sustitución parcial de los Hidrógenos de un Oxácido

por un metal:

OXACIDO + METAL OXISAL ACIDA

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 Potasio

Ba(H2PO3)2 Fosfito Diácido de Bario

CaHAsO4 Arsenato Acido de Calcio

Al2(H2As2O5)3 Piroarsenito Diácido de Aluminio

Fe(H2BO3)3 Borato Diácido Férrico

b) OXISALES BASICAS:

Compuestos que resultan de la neutralización parcial de los grupos OH de una base

polihidroxilada 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 base

polihidroxilada 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 a

continuación el nombre del metal.

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

A continuación se muestran algunos ejemplos:

Ca(OH)ClO4 Perclorato Básico de Calcio

Al(OH)SO4 Sulfato Básico de Aluminio

Mg(OH)Cl Cloruro Básico de Magnesio

Al(OH)S Sulfuro Básico de Aluminio

Zn2(OH)2SO4 Sulfato Dibásico de Zinc

Pb(OH)3NO3 Nitrato Tribásico Plúmbico

c) OXISALES DOBLES:

Estos compuestos resultan de la sustitución total de los hidrógenos de un oxácido por dos

métales 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 ácido

pero 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 la

palabra 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 Potasio

LiNaCO3 Carbonato Doble de Litio y Sodio

MgNa(NO3)3 Nitrato Doble de Sodio y Magnesio

KBa(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 los

hidrógenos 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, pero

distintos radicales ácidos:

OXISAL NEUTRA 1 + OXISAL NEUTRA 2 OXISAL MIXTA

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, y

luego el nombre del metal.

Cuando los ácidos son: un HIDRACIDO y un OXACIDO, primero se nombra el

hidrácido (cambiando HIDRICO por URO) y luego el oxácido (cambiando OSO por

ITO, e ICO por ATO), a continuación el nombre del metal. Cuando el metal tiene dos

estados 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 Calcio

Cd2(NO3)CO3 Nitrato Carbonato de Cadmio

BiNO3SO4 Nitrato Sulfato de Bismuto

AlCl2NO3 Cloruro Nitrato de Aluminio

TaSO4PO3 Sulfato Fosfito de Tántalo

Po2Te2As2O7 Telururo Piroarsenito de Polonio

EJERCICIOS PROPUESTOS:

Todos los ejercicios de este capítulo de dictarán en clase.

CAPITULO 6

ESTADO GASEOSO

1. GENERALIDADES:

Los ESTADOS FISICOS de la materia son las diferentes formas de presentarse la misma

ya sea homogénea o heterogénea. Estos estados son: sólido, líquido, gaseoso. A

continuación se muestran estos estados y sus cambios:

Estos estados físicos aparecen por la interacción de la FUERZA DE ATRACCION DE

MASAS (Fuerza de Cohesión) y la FUERZA CINETICO-MOLECULAR (Fuerza de

Repulsión).

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.

- 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 llamadas

moléculas, 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 considera

perfectamente elástico, de modo que después de cada choque se vuelven con la misma

energía 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 con

respecto a las distancias que las separa, no se manifiesta entre ellas interacciones de

atracción y repulsión.

- La ENERGIA CINETICA MEDIA de las moléculas es directamente proporcional a la

temperatura del gas.

b) FACTORES QUE DETERMINAN EL COMPORTAMIENTO DE UN GAS:

Como factores que determinan el comportamiento de los gases podemos citar a los

siguientes:

- 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 presión

ejercida 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/cm

2

= 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 dm

3

1 galón US = 3,785 litros

1 pie cúbico = 25,32 litros

1 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:

ESCALA CENTIGRADA O CELCIUS:

La unidad es el GRADO CENTIGRADO (°C). En esta escala se registran dos

temperaturas extremas:

0°C = Punto de congelación del agua

100 °C = Punto de ebullición del agua

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

grado 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 agua

212°F = Punto de ebullición del agua

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

grado Fahrenheit.

La relación matemática entre los grados Centígrados y Fahrenheit, se obtiene de la

siguiente manera:

De la comparación anterior, podemos establecer que:

180

32F

100

C

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 cero

absoluto 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 los

gases. Al analizar la LEY DE AVOGADRO, veremos la importancia que tiene la

cantidad del gas.

c) LEYES DE LOS GASES:

El comportamiento de gas se estudia sobre la base de un conjunto de leyes que relacionan la

cantidad 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 un

GAS IDEAL.

1) LEY DE BOYLE:

Esta ley establece que: “A TEMPERATURA CONSTANTE, EL VOLUMEN DE UNA

DETERMINADA MASA DE GAS ES INVERSAMENTE PROPORCIONAL A LA

PRESIÓN”.

P

1V)testancons,Tyn(

P

kV

kVP

Si consideramos dos condiciones diferentes que pueden denominarse inicial y final para el

mismo gas:

)tetanCons,T(kVPVP 2211

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

siguiente gráfica:

2) LEY DE CHARLES:

La ley dice: “A PRESIÓN CONSTANTE, EL VOLUMEN DE UNA DETERMINADA

MASA GASEOSA ES DIRECTAMENTE PROPORCIONAL A LA TEMPERATURA”.

TV)testancons,Pyn(

TkV

kT

V

Para dos estados:

kT

V

T

V

2

2

1

1

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 UNA

DETERMINADA MASA GASEOSA ES DIRECTAMENTE PROPORCIONAL A LA

TEMPERATURA”.

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:

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

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 DE

GAS, VARIA DIRECTAMENTE CON LA TEMPERATURA E INVERSAMENTE CON

LA PRESIÓN”.

5) LEY DE AVOGADRO:

Para Avogadro, esta ley manifiesta que: “SI LA PRESIÓN Y LA TEMPERATURA

PERMANECEN CONSTANTES, EL VOLUMEN DE UN GAS VARIA

DIRECTAMENTE 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 estos

datos, tenemos:

molK

litrosatm08205,0

K16,273

)mol/litro4,22)(atm1(

T

VP

En donde el valor molK

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

7) LEY DE DALTON:

Conocida como LEY DE LAS PRESIONES PARCIALES. Estudia el comportamiento de

los gases cuando forman una MEZCLA.

Establece que: “EN UN VOLUMEN DEFINIDO, LA PRESIÓN TOTAL DE UNA

MEZCLA GASEOSA ES IGUAL A LA SUMA DE LAS PRESIONES PARCIALES DE

LOS GASES QUE LA COMPONEN”.

iicbaT pppppP

La PRESION PARCIAL, de un componente de la mezcla gaseosa, es la presión que

ejercería el gas si ocupase solo el recipiente (volumen) en las mismas condiciones de la

mezcla.

Cuando se mezclan PESOS o MASAS de cada gas, el número total de los moles (nT) es

igual 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 el

número de los moles de cada gas y el número total de moles de los componentes de la

mezcla gaseosa:

T

i

in

nx

La Presión Parcial de un gas de una mezcla a temperatura constante, se define de la

siguiente manera:

Tii Pxp

Donde: xi = Fracción molar

PT = Presión Total

Cuando se mezclan VOLUMENES de cada gas a Presión y Temperatura constantes (LEY

DE AMAGAT), se puede determinar el volumen total de la siguiente manera:

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 establece

con las siguientes ecuaciones:

Tii Pvp

Donde: vi = Fracción en volumen

PT = Presión total

Para calcular la COMPOSICION DE LA MEZCLA en PORCENTAJE DE FRACCION

MOLAR o EN VOLUMEN, se aplica las siguientes ecuaciones:

100P

pv%

100P

px%

T

ii

T

ii

En las ecuaciones anteriores T

i

P

p, se conoce como FRACCION DE COMPOSICION.

La principal aplicación de la ley de Dalton de las presiones parciales, tienen lugar en

relación con la RECOLECCION DE GASES SOBRE AGUA. Debido a la vaporización del

agua, en el gas recogido hay siempre cierta cantidad de vapor de agua que depende de la

temperatura. La tendencia de una sustancia a pasar al estado gaseoso se mide por la presión

de vapor de la sustancia, cuando mayor es la temperatura, mayor es la presión de vapor. La

ley de Dalton, se establece de la siguiente manera:

aguadevaporgasTotal ppP

La PRESION DEL VAPOR DE AGUA es función de la TEMPERATURA, como se puede

observar en la siguiente tabla:

T(°C) P(mm Hg) T(°C) P(mm Hg)

0

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

15

16

17

18

19

20

4,6

4,9

5,3

5,6

6,1

6,5

7,0

7,5

8,0

8,6

9,2

9,8

10,5

11,2

11,9

12,7

13,5

14,4

15,4

16,3

17,4

21

22

23

24

25

26

27

28

29

30

31

32

33

34

35

36

37

38

39

40

100

18,5

19,8

20,9

22,2

23,6

25,1

26,5

28,1

29,8

31,5

33,4

35,4

37,4

39,6

41,9

44,2

46,7

49,4

52,1

55,0

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 se

denomina DIFUSION.

La ley de Graham de la difusión de los gases, establece que: “BAJO CONDICIONES

SIMILARES DE TEMPERATURA Y PRESIÓN, LAS VELOCIDADES DE DIFUSIÓN

DE LOS GASES SON INVERSAMENTE PROPORCIONALES A LAS RAÍCES

CUADRADAS DE SUS DENSIDADES”.

Expresada matemáticamente, la relación es:

A

Ad

1D

Donde: DA = Velocidad de difusión del gas A

dA = Densidad del gas A

Luego:

A

Ad

kD

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 densidades

se sustituyen por los pesos moleculares, M. Como las densidades de los gases, a las

mismas condiciones, son directamente proporcionales a sus pesos moleculares, podemos

escribir 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 en

gramos por litro. Tomando en cuenta la ecuación general de los gases, la densidad se

determina de la siguiente manera:

TR

PMPd

La densidad (d), de una masa de gas a temperatura constante es directamente proporcional a

la 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 la

temperatura, es decir.

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 podemos

escribir:

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 RELACION

BOYLE 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

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 temperatura

permanece 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, al

exponerlo a la luz solar la temperatura aumentó a 70°C. Cuál será la presión del

tanque.

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:

)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 siguiente

la temperatura es de 37°C y la presión es de 770 mmHg. Cuál será el volumen que

ocupaba el gas.

DATOS: V1 = 250 ml V2 = ?

T1 = 20 °C = 293 °K T2 = 37 °C = 310 °K

P1 = 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 540

mmHg. 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 °K

P1 = 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 de

720 mmHg y a 35 °C.

DATOS: V = ?

T = 35 °C = 308 °K

m = 7,31 g

P = 720 mmHg

Determinamos el peso molecular del CO2 = 44 g/mol y como tenemos de datos la

temperatura, 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 parálisis

por inmersión. En cierta ocasión se bombearon 46 litros de O2 a 25°C y 1atmósfera y

12 litros de Helio a 25°C y 1 atmósfera en un tanque de 5 litros. Determinar la presión

parcial de cada gas y la presión total en el tanque a 25°C.

Calculamos el número de moles para cada gas independientemente; para lo cual

aplicamos 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 en

este 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 calculadas

anteriormente:

atm7,114,23,9PT

8) Cuál será la densidad del Sulfuro de Hidrógeno, si 2,5 gramos de este gas a 27°C

ejercen una presión de 830 mmHg.

DATOS: T = 27 °C = 300 °K

P = 830 mmHg

m = 2,5 g

H2S = 34 g/mol

d = ?

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 °K

P = 760 mmHg = 1 atm

CH4 = 16 g/mol

d = ?

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 condiciones

normales, 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 de

gas sobre agua era de 124 ml. Calcular el volumen de hidrógeno seco en condiciones

normales. A 27°C la presión del vapor de agua es 26,5 mmHg.

DATOS: T1 = 27 °C = 300 °K T2 = 273 °K

P1 = 780,5 mmHg P2 = 760 mmHg

V1 = 124 ml V2 = ?

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 cm

3 de un gas B, la

presión de la mezcla es de 765 mmHg. Calcular la presión parcial de cada uno de los

gases.

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 3

T 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 la

mezcla gaseosa los dos recipientes. Si la temperatura permanece constante. Calcular la

presión total final y la composición de la mezcla gaseosa.

Consideramos que la presión y la temperatura permanecen constantes, por lo que

podemos sumar los volúmenes:

ml19512075VT .

Si la temperatura permanece constante, podemos escribir: 2211 VPVP y despejando

la presión P2, tenemos:

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 de

1,5 pies3. Cuando el tanque se llena con Oxígeno a una presión de 2000 lb/plg

2 a 25°C,

qué porcentaje total de peso lleno es oxígeno.

DATOS: V= 1,5 pies3

P= 2000 lb/plg2 = 2000 PSI

T= 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

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

correspondiente:

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 Monóxido

de 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

CH

CHn

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

CH

CH

4

X77X 4

4

CH

CH

7X7X4

44 CHCH 11

7X

4CH

15) Cuántos gramos de Monóxido de Carbono, CO puro tendrá que mezclarse con 40

gramos de CH4 puro para obtener una mezcla en la cual la presión parcial del CO sea

igual 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) la

densidad 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 a

la densidad del aire a la presión de 1 atm. Calcular a partir de estos datos el peso

molecular 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 de

gas sobre agua a 23°C y una presión total del gas de 745 torr. Qué volumen ocuparía si

la 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 burbujear

lentamente a través de agua a 25°C y se recoge en un gasómetro cerrado con agua. La

presión del gas recogido es de 750 torr. Cuál es volumen del gas húmedo si la presión

del 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, es

numéricamente igual, al número de gramos de agua existentes en 1 m3 de cualquier gas

saturado 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. El

recipiente se llena entonces con Nitrógeno a 20°C y 750 mmHg, y se cierra. Se calienta

ahora a 200°C, temperatura a la que todo el Iodo esta en forma de gas. Calcular la

presión final. Resp. 3,42 atm

7. Un recipiente de 250 ml contiene Kriptón a 500 torr, otro de 450 ml contiene Helio a

950 torr. Se mezcló el contenido de ambos recipientes abriendo la llave que los

conectaba. Suponiendo que todas las operaciones se realizaron a temperatura constante,

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 es

trasladado a otro recipiente de 4 litros, si en el traslado se pierden 6 gramos. Calcular la

masa de metano en el primer recipiente, sabiendo que ambos se encuentran en las

mismas 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 la

presión disminuye en un 50% y la temperatura aumenta un 60%. Determinar en que

porcentaje 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 0,050

moles 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/m

2. Al extraer una

cierta cantidad de gas la presión se redujo a 2,5x106 N/m

2. Determinar la cantidad de

gas 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 g

de Oxígeno a la temperatura de 7°C y una presión de 1x105 Pa. Resp. 0,52 kg/m

3

13. En un recipiente de 2 litros de capacidad se recogen 5 litros de Oxígeno medidos a la

presión de 2 atm, y 10 litros de Nitrógeno a la presión de 4 atm. Se dejan salir 25 litros

de la mezcla gaseosa a la presión de 1 atm. Calcular: a) la presión final, y b) la masa de

oxígeno y nitrógeno en el recipiente. La temperatura se ha mantenido siempre constante

a 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 su

temperatura se eleva hasta 20°C. El volumen de la habitación es de 50 m3 y la presión

es de 97 kPa. Cuánto habrá variado la masa de aire en dicha habitación si la masa

molecular 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, mientras

que en otro recipiente de 5 litros se tiene Cloro a una presión de 9 atmósferas. El

contenido de estos dos recipientes es vaciado en un recipiente de 18 litros. Determinar

la 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 vapor

cuando se mide sobre agua a 30°C y 770 torr. La presión del vapor de agua a 30°C es

de 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% de

Argón. Calcular las presiones parciales de estos tres gases en un recipiente de 1 litro de

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 a

10°C y presión total de 786 mmHg. Calcular el peso de Hidrógeno si el recipiente

contiene 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 del

Oxígeno es el doble de la del Nitrógeno. Determinar el peso de Oxígeno en la mezcla, si

en 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 y

temperatura constantes, la presión atmosférica es de 765 mmHg. Calcular la presión

parcial de cada gas. Resp. 153 mmHg de A; 612 mmHg de B

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 a

las 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 conoce

como ECUACION QUIMICA.

Toda ecuación química se basa en la LEY DE LA CONSERVACION DE LA MASA, que

dice: “SIEMPRE QUE OCURRE UN CAMBIO QUÍMICO, LA MASA TOTAL DE LAS

SUSTANCIAS REACCIONANTES, ES EXACTAMENTE IGUAL A LA MASA TOTAL

DE LOS PRODUCTOS DE LA REACCIÓN”.

En una ecuación química identificamos dos miembros, el de la izquierda los REACTIVOS

y el de la derecha los PRODUCTOS.

H2SO4 + Ca(OH)2 CaSO4 + 2 H2O

REACTIVOS PRODUCTOS

Los dos miembros están separados por un signo “=” o bien por una flecha “” que nos

indica el sentido de la reacción.

Una ecuación química debe ser lo más informativa, por lo que muchas veces es necesario

indicar el estado físico de las sustancias, factores que intervienen y características de las

sustancias resultantes, razón por la cual se pueden utilizan los siguientes símbolos:

g: gas l: líquido ac: acuosa : precipitación

s: sólido sol: solución : desprendimiento

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 de Zinc y

10 moléculas de HNO3; formándose 4 moléculas de Zn(NO3)2, 1 molécula de NH4NO3 y 3

moléculas de H2O.

Una relación de pesos, moles y volumen (en caso de gases) de las sustancias que toman

parte en la reacción:

1 BaCl2 + 1 H2SO4 1 BaSO4 + 2 HCl

1 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

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 o más

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 hay

modificación en los estados de oxidación de algunos de los elementos reaccionantes al

formar 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 un

valor más positivo.

Zn0 – 2e

– Zn

+2

REDUCCION:

Se define como la ganancia de electrones o una disminución en el número de oxidación

hacia un valor menos positivo.

2H+1

+ 2e– H2

0

En toda reacción Redox, hay dos agentes químicos: el agente oxidante y el reductor. El

AGENTE OXIDANTE es el que produce la oxidación por lo tanto se reduce, es decir

proporciona electrones y el AGENTE REDUCTOR es el que se oxida, acepta los

electrones.

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

la reacción, pero no en el otro lado; por ejemplo el Manganeso:

KMnO4 MnSO4

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 cambia

en 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

d) HNO3(c) + Metales M(NO3)x + NO2 + H2O

HNO3(c) + No Metales Ácido orto del no metal + NO2 + H2O

HNO3(d) + Metales M(NO3)x + NO + H2O

HNO3(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 + H2O

Cl2 + 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 de

electrones.

c) Si hay subíndices en las fórmulas, equilibrar el número de átomos que se oxidan y se

reducen.

d) Sumar las semireacciones equilibradas, transfiriendo los coeficientes a la ecuación

original, debiendo igualar previamente el número de electrones ganados y perdidos.

e) Equilibrar por simple inspección los metales, no metales, radicales y luego el

Hidrógeno.

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 + H2SO4 MnSO4 + K2SO4 + Fe2(SO4)3 + H2O

Utilizando los cambios en los estados de oxidación, identificamos los elementos que

intervienen en la oxido-reducción, con los cuales escribimos las semireacciones:

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 PRODUCTOS

K

Mn

Fe

S

H

O

2

2

10

18

16

80

2

2

10

18

16

80

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 de

Nitrógeno + Agua

Bi2S3 + HNO3 S + Bi(NO3)3 + NO + H2O

Oxidación: S3–2

– 6e– 3 S

o

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

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

La reacción igualada es:

6 FeCl2 + K2Cr2O7 + 14 HCl 2 CrCl3 + 6 FeCl3 + 2 KCl + 7 H2O

5. Ioduro Crómico + Hidróxido de potasio + Cloro Cromato de potasio + Periodato de

Potasio + 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 Cl2o 2 Cr

+6 + 6 I

+7 + 54 Cl

–1

La reacción igualada es:

2 CrI3 + 64 KOH + 27 Cl2 2 K2CrO4 + 6 KIO4 + 54 KCl + 32 H2O

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 de

Nitrógeno + Agua.

4. Oxido Manganoso + Oxido Plúmbico + Acido Nítrico → Acido Permangánico +

Nitrato Plumboso + Agua.

5. Arsenito Acido de Sodio + Bromato de Potasio + Acido Clorhídrico → Cloruro de

Sodio + 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 de

Sodio + 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 → Hidróxido

Cobáltico + Cloruro de Sodio.

11. Clorato de Potasio + Acido Sulfúrico → Sulfato Acido de Potasio + Oxígeno + Dióxido

de Cloro + Agua.

12. Bromuro de Potasio + Acido Sulfúrico → Sulfato de Potasio + Bromo + Acido

Sulfhídrico + 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.

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 + Sulfato

Manganoso + Sulfato de Potasio + Sulfato de Litio + Agua.

18. Dicromato de Potasio + Cloruro de Bario + Acido Sulfúrico → Cloro + Sulfato

Crómico + Sulfato de Bario + Sulfato de Potasio + Agua.

19. Dióxido de Manganeso + Cloruro de Calcio + Acido Fosfórico → Cloro + Fosfato

Manganoso + Fosfato de Calcio + Agua.

20. Permanganato de Potasio + Bromuro de Bismuto + Acido Sulfúrico → Bromo + Sulfato

Manganoso + Sulfato de Bismuto + Sulfato de Potasio + Agua.

CAPITULO 8

ESTEQUIOMETRÍA

1. GENERALIDADES:

La ESTEQUIOMETRIA es una parte de la química, que estudia todas las relaciones

cuantitativas entre masas (moles, moléculas) y volúmenes en una reacción química, esto es

en 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 moléculas

o unidades fórmula, indican las proporciones de moles, nos permiten conocer los pesos

relativos de los reactivos y productos. Son estos coeficientes los que nos proporcionan las

RELACIONES ESTEQUIOMETRICAS.

2. LEYES PONDERALES DE LA QUIMICA:

Conocida como Leyes Fundamentales de la Química, son aquellas que rigen el

comportamiento de la materia en los cambios químicos, en función de la masa de las

sustancias que participan. Estas son:

a) LEY DE LAVOISIER:

Conocida como ley de LA CONSERVACION DE LA MASA, establece que: “SIEMPRE

QUE OCURRE UN CAMBIO QUÍMICO, LA MASA TOTAL DE LAS SUSTANCIAS

REACCIONANTES, ES EXACTAMENTE IGUAL A LA MASA TOTAL DE LAS

SUSTANCIAS 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 gramos

Masa Productos: 1(142) + 2(18) = 178 granos

b) LEY DE PROUST:

Conocida como ley de las PROPORCIONES DEFINIDAS O COMPOSICION

CONSTANTE, esta ley establece que: “UN COMPUESTO QUÍMICO, SIEMPRE

CONTIENE LOS MISMOS ELEMENTOS COMBINADOS EN LA MISMA

PROPORCIÓN DE MASA”.

Esto significa, por ejemplo que cualquier muestra de agua, sea cual fuere el sitio de donde

se la obtenga, siempre tendrá 88,82% de Oxígeno y 11,18% de Hidrógeno, por lo que su

composición nunca variará.

CONSECUENCIA DE LA LEY DE PROUST:

La principal consecuencia de la Ley de Proust, es la COMPOSICION CENTESIMAL o

PORCENTUAL de una sustancia química. Donde, la composición centesimal de un

compuesto 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 los

elementos 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 DOS

ELEMENTOS SE COMBINAN ENTRE SI PARA FORMAR MAS DE UN

COMPUESTO, LAS MASAS DE UN ELEMENTO QUE SE COMBINAN CON UNA

MASA FIJA DEL OTRO ELEMENTO EN LOS DIFERENTES COMPUESTOS

GUARDAN UNA RELACIÓN DE NÚMEROS ENTEROS PEQUEÑOS”.

En las siguientes tablas se muestran dos ejemplos en los que se puede observar claramente

esta ley:

COMPUESTO RELACION ENTRE N y O

N2O

NO

N2O3

NO2

N2O5

7 : 4

7 : 8

7 : 12

7 : 16

7 : 20

COMPUESTO RELACION ENTRE C e H

CH4

C2H6

C2H4

C2H2

12 : 4

12 : 3

12 : 2

12 : 1

d) LEY DE RICTHER:

Conocida como ley de las PROPORCIONES RECIPROCAS, establece que: “LAS

MASAS DE LOS ELEMENTOS DIFERENTES QUE SE COMBINAN CON LA MISMA

MASA DE UN ELEMENTO DADO, SON LAS MISMAS QUE REACCIONARAN

ENTRE SI, MÚLTIPLOS O SUBMÚLTIPLOS DE ESAS MASAS PARA OBTENER

OTROS COMPUESTOS”.

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 para

formar 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: “BAJO

LAS MISMAS CONDICIONES DE PRESIÓN Y TEMPERATURA, LOS VOLÚMENES

DE LOS GASES QUE REACCIONAN ENTRE SI Y DE SUS PRODUCTOS

GASEOSOS ESTÁN EN LA RELACIÓN DE NÚMEROS ENTEROS SIMPLES Y

SENCILLOS”.

2 H2 + 1 O2 2 H2O

2 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 MISMAS

CONDICIONES DE PRESIÓN Y TEMPERATURA, CONTIENEN EL MISMO

NUMERO DE MOLÉCULAS”.

1 H2 + 1 Cl2 2 HCl

1 volumen 1 volumen 2 volúmenes

1 litro 1 litro 2 litros

X moléculas X moléculas 2X moléculas

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 varios

equivalentes, 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, con

lo que el cálculo numérico a través de este concepto evita la igualación de las ecuaciones

químicas, 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 la

proporción mínima entre los átomos de esos elementos al formar la molécula de la

sustancia deseada.

COMPUESTO FORMULA MINIMA

Acido Sulfúrico, H2SO4

Peróxido de Hidrógeno, H2O2

Benceno, C6H6

Glucosa, C6H12O6

Acetileno, C2H2

Hidracina, N2H4

H2SO4

HO

CH

CH2O

CH

NH2

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 Número

Relativo 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 de

átomos de cada elemento en la molécula de la sustancia considerada.

COMPUESTO FORMULA MOLECULAR

Peróxido de Hidrógeno

Benceno

Glucosa

Acido Sulfúrico

Acetileno

Hidracina

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, fm

2) Se determina el valor de k

3) Se determina la Fórmula Molecular, FM = k(fm)

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 el

reactivo 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 se

encuentra en menor número de moles con respecto a los demás, cumple con la proporción

en 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, entonces

el K2SO4 pesa 174,2 g/mol.

A continuación calculamos la composición porcentual de cada elemento, aplicando la

siguiente 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 #ra

K

Cr

O

26,57

35,36

38,07

26,57

35,36

38,07

39,1

52

16

0,6795

0,68

2,3792

1 x 2 = 2

1 x 2 = 2

3,5 x 2 = 7

Por lo tanto la fórmula mínima (fm) es: K2Cr2O7

3) Una muestra de uranio de 2,5 gramos se calentó en aire, el óxido resultante pesaba

2,949 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 #ra

U

O

2,5

0,449

238

16

0,0105

0,028

1 x 3 = 3

2,68 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 de

aire y dio como resultado 3,002 gramos de CO2 y 1,640 gramos de H2O. Si el

compuesto contenía solamente carbono, hidrógeno y oxígeno, determinar la fórmula

mínima (fm).

Determinamos las masas de Carbono e Hidrógeno en el CO2 y en el H2O:

Cg8187,0COg44

Cg12COg002,3

2

2

Hg1822,00OHg18

Hg2OHg002,3

2

2

Determinamos la cantidad de Oxígeno, por diferencia de la cantidad de compuesto

inicial:

g3661,01822,08187,0367,1Og

Construimos a continuación la siguiente tabla:

ELEMENTO m(g) PA #rm #ra

C

H

O

0,8187

0,1822

0,3661

12

1

16

0,0682

0,1822

0,0228

2,99 = 3

7,99 = 8

1 = 1

La fórmula mínima, fm es: C3H8O

5) Un pedazo de cobre electroliticamente puro pesa 3,178 gramos y al calentarle

fuertemente en una corriente de oxígeno se convierte en un óxido negro cuyo peso es

de 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. Cuando

se añade cloruro de sodio a la solución formada, toda la plata forma cloruro de plata

cuyo 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 de

oxígeno, determinar además la cantidad de cloruro de potasio formada.

Para este tipo de ejercicios se aconseja seguir el siguiente procedimiento:

1. Escribir la reacción química

2. Igualar la reacción química

3. Identificar las sustancias que continúan utilizándose en la solución del problema

4. Determinar pesos moleculares de dichas sustancias

5. Determinar el reactivo limitante (si es el caso)

6. Resolver el problema, aplicando reglas de tres y/o ecuaciones determinadas

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:

3

2

32 KClOg94,8

Og)32(3

KClOg)6,122(2Og5,3

Si aplicamos la ley de la Lavoisier (Conservación de la Masa), podemos establecer la

cantidad 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

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 250

lb de cloruro de sodio al 94,5% de pureza, si el cloruro de sodio reacciona con ácido

sulfúrico.

La ecuación que describe el fenómeno es:

2 NaCl + H2SO4 Na2SO4 + 2 HCl

Con ayuda de los pesos atómicos, determinamos los pesos moleculares de los

compuestos: 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 Sodio

con Acido Sulfúrico concentrado. Qué cantidad de Acido Sulfúrico concentrado al

95% 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%:

%95alSOHg73,20795,0

)g34,197(42

11) La herrumbre se puede eliminar de las telas por la acción del Acido Clorhídrico

diluido. Cuántos gramos de herrumbre se pueden eliminar con la acción de 100 ml de

ácido 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 de

capacidad a una presión de 200 atmósferas y a la temperatura de 0°C, cuando el ácido

reacciona 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:

purosHClg56,4562Clg71

HClg)5,36(4Clg78,2218

2

2

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 de

Aluminio con 20 libras de Oxido Crómico. Qué sustancia está en exceso y en qué

cantidad.

La reacción química igualada es:

2 Al + Cr2O3 2 Cr + Al2O3

Determinamos las masas en gramos de cada reactivo: 5 lb Al = 2270 g Al

20 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 de

Acido Nítrico al 65,3% de pureza.

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 siguientes

relaciones:

3

3

33 NaNOg05,44

HNOg)63(2

NaNOg)85(2HNOg65,32

ChiledeNitrog21,49NaNOg5,89

ChiledeNitrog100NaNOg05,44

3

3

15) Se desea preparar Dióxido de Nitrógeno, NO2, a partir de sus elementos. El Nitrógeno

que se usará en la preparación se obtiene de la reacción: Amoníaco + Oxido Cúprico

Cobre + Nitrógeno + Agua, qué cantidad de Amoníaco se necesita para preparar

150 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:

2

2

22 Ng65,45

NOg)46(2

Ng28NOg150

3

2

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 volumen

de 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

el cloro obtenido de la reacción se une al fósforo, qué cantidad de cloruro fosfórico se

forma.

Escribimos e igualamos la reacción química:

K2Cr2O7 + BaCl2 + H2SO4 Cl2 + Cr2(SO4)3 + BaSO4 + K2SO4 + H2O

3

2

6

2 Cre6Cr2 3

2

6

2 Cre6Cr2

)3(Cle2Cl 0

2

1

2 0

2

1

2 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

2

2

22 Clg05,63

BaClg)34,208(3

Clg)71(3BaClg185

5

2

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 de

permanganato con 80 cm3 de ácido sulfúrico concentrado al 96% de pureza y de

densidad 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.

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 en

menor 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) 2

4

24 Brg15,139

KMnOg)1,158(2

Brg)160(5KMnOg55

Determinada la masa calculamos el volumen de Bromo mediante la siguiente

ecuación:

V

md

d

mV 2Brml6,44

ml/g12,3

g15,139V

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. Determinar

la fórmula empírica del óxido. Resp. ZnO

3. Un compuesto tiene la siguiente composición porcentual: Hidrógeno, 2,24%; Carbono

26,69% y Oxígeno, 71,07%. Si su peso molecular es 90, determinar la fórmula

molecular del compuesto. Resp. H2C2O4

4. Determinar la fórmula mínima o empírica de un compuesto que tiene la composición

siguiente: 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 Titanio

metálico. Posteriormente se eliminó el Cloruro de Sodio resultante, el Titanio metálico

residual se secó y se pesó, se obtuvieron 0,819 g. Determinar la fórmula empírica del

Cloruro. Resp. TiCl4

6. Una muestra de 1,5 gramos de un compuesto que contiene Carbono, Hidrógeno y

Oxígeno se quemó completamente. Los productos de la combustión son 1,738 g de

Anhídrido Carbónico y 0,711 g de Agua. Determinar la fórmula empírica del

compuesto. Resp. C2H4O3

7. Mediante análisis se encontró que un compuesto contiene solo C, H, N y O. Una

muestra de 1,279 g se quemó por completo y se obtuvieron 1,60 g de Anhídrido

Carbónico y 0,77 g de Agua. Una muestra de 1,625 g que se pesó por separado contiene

0,216 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% de

Carbono y 10,59% de Hidrógeno, el resto es Oxígeno. Determinar la fórmula empírica

del compuesto. Resp. C3H8O2

10. Se ha quemado con un exceso de Oxígeno una muestra de 3,42 g de un compuesto que

contiene C, H, N y O, obteniéndose como productos de la combustión 2,47 g de

Anhídrido Carbónico y 1,51 g de Agua; otra muestra del mismo compuesto cuyo peso

era de 5,26 g contenía 1,20 g de Nitrógeno. Calcular la fórmula empírica de dicho

compuesto. Resp. CH3O2N

11. Se quemó con un exceso de Oxígeno una muestra de 2,52 g de un compuesto que

contiene C, H, N, O y S. Producto de la combustión fueron 4,23 g de Anhídrido

Carbónico y 1,01 g de Agua. Otra muestra del mismo compuesto, cuyo peso era de 4,14

g produjo 2,11 g de Anhídrido Sulfúrico. Y finalmente, otra muestra de 5,66 g del

compuesto genera 2,27 g de Acido Nítrico. Calcular la fórmula empírica de dicho

compuesto. Resp. C6H7O2NS

12. Las especificaciones de un material para transistores requiere de un átomo de Boro por

cada 1xl010

átomos de Silicio. Determinar el contenido de Boro por cada kilogramo de

este 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 cuprita

darán 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) Pirofosfato

de 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, obteniéndose

1,274 g de anhídrido carbónico y 0,696 g de agua. Al volatilizar 0,705 g del compuesto

a 28°C y 767 mmHg se determina que ocupan 295 ml. Determinar la fórmula del

compuesto. 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 el

porcentaje de Mercurio en el mineral. Resp. 24,1 % Hg

19. El contenido de Arsénico en un insecticida agrícola es de 28% de As2O5. Determinar el

porcentaje de arsénico en el insecticida. Resp. 18,26 % As

20. Una muestra impura de Cu2O, contiene 66,6% de Cobre. Determinar el porcentaje de

Cu2O 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. Cuántos

gramos de Permanganato se necesitan para preparar cloro necesario para llenar un

cilindro 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 de

Sodio Iodo + Sulfato Acido de Sodio + Sulfato de Sodio + Agua. Para producir un

kg de Iodo, cuánto Iodato y Sulfito deben utilizarse. Resp. 1,56 kg NaIO3; 2,05 kg

NaHSO3

3. Cuántos kilogramos de ácido sulfúrico pueden prepararse a partir de 1 kg de sulfuro

cuproso, si cada átomo de azufre del sulfuro cuproso se convierte en 1 molécula de

ácido sulfúrico. Resp. 0,616 kg

4. Se desean prepara 100 gramos de cloro mediante la siguiente reacción: Dióxido de

Manganeso + Acido Clorhídrico → Cloro + Cloruro Manganoso + Agua. Determinar:

a) el volumen de solución de ácido clorhídrico de densidad 1,18 g/ml y al 36% de

concentración; y b) el peso de mineral de manganeso que contiene 75% de dióxido de

manganeso, 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 Nitrógeno

recogidos sobre agua a 30°C y 850 mmHg, en la reacción: Cloruro de Amonio + Nitrito

de Sodio → Cloruro de Sodio + Nitrógeno + Agua. La presión del vapor de agua a

30°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 Clorhídrico

que 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 es

inerte frente al HCl. Resp. 96 % Zn

7. El Acido Clorhídrico comercial se prepara calentando Cloruro de Sodio con Acido

Sulfúrico concentrado. Cuántos kilogramos de Acido Sulfúrico que contiene el 95% en

peso de ácido puro, se necesitan para la producción de 3 kilogramos de Acido

Clorhídrico concentrado que contenga el 50% de ácido puro. Resp. 2,12 kg

8. En la reacción: Cloruro de Sodio + Acido Sulfúrico Sulfato de Sodio + Acido

Clorhídrico. Determinar: a) el peso de Acido Clorhídrico formado por la acción del

Acido Sulfúrico sobre 200 g de Cloruro de Sodio con 99,5% de pureza; b) El volumen

de Acido Clorhídrico obtenido si su densidad es 1,2 g/ml y contiene 40% en peso de

ácido puro; c) el peso de Sulfato de Sodio producido. Resp. a) 124,1 g HCl; b) 0,26

litros HCl; c) 241,6 g Na2SO4

9. Si 88,3 g de Cloruro de Amonio reaccionan con 92,6 g de Oxido de Calcio para

producir 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. Cuál

es el peso de Nitrato que contiene el 89,5% en peso, necesario para producir 200 g de

Acido 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 contiene

el 15% en peso; es necesario para reaccionar con 40 ml de una solución de Acido

Clorhídrico, de densidad 1,14 g/ml y que contiene el 27,6% en peso de ácido puro.

Resp. 343 ml

12. Calcular el número de mililítros en condiciones normales de Sulfuro de Hidrógeno

necesarios para precipitar todo el Cobre en forma de Sulfuro de Cobre, de 100 ml de

una 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 liberar

el Amoníaco de 1 tonelada de Sulfato de Amonio. Cuántos cm3 en condiciones

normales de Amoníaco se liberan en la reacción.

14. La siguiente reacción representa el método comercial de preparación del monóxido de

nitrógeno: Amoníaco + Oxígeno Monóxido de Nitrógeno + Agua. Cuántos litros de

Amoníaco y de Oxígeno se necesitarán para producir 80 litros de monóxido en

condiciones normales. Resp. 80 litros, 100 litros

15. A una solución de Acido Clorhídrico que contiene 20,01 g de ácido se agregan 20,01 g

de Carbonato de Calcio. Determinar: a) qué sustancia está en exceso y en cuántas

moles; b) cuántos gramos de Cloruro de Calcio se producen; c) cuántos litros de

Anhídrido Carbónico en condiciones normales se liberan de la reacción. Resp. a) 0,345

moles 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 que

contiene 30 g de Cloruro de Sodio. Determinar: a) Qué sustancia está en exceso y en

qué 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 un

exceso de Permanganato de Potasio con 100 ml de ácido clorhídrico cuya densidad es

l,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 ml

de solución de Acido Clorhídrico de densidad 1,14 g/ml y al 32% de pureza, qué peso

de Dicromato al 65% de concentración se necesita y qué peso de Cloruro Crómico al

85% 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 contiene

96,5% en peso de ácido puro, se debe utilizar y b) qué volumen de hidrógeno se

recogerá 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 en

Ag3PO4 tratándolo con un exceso de AgNO3. Posteriormente el Ag3PO4 fue también

transformado completamente en AgCl haciéndolo reaccionar con un exceso de HCl. El

AgCl pesó 34,44 g. Si los pesos atómicos de Cl, P y O son respectivamente 35,5; 31 y

16. Determinar el peso atómico de la plata. Resp. 108

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, cuya

densidad es 1,2 g/ml y que contiene el 41,3% en peso de ácido puro. Calcular: a) El

número de mililitros de Acido Nítrico necesario para disolver la Plata; y b) el número

de 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 en

Acido 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 con

20 ml de Acido Iodhídrico de densidad 1,7 g/ml y que contiene el 57% en peso de ácido

puro; 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 Sulfato

Ferroso con Nitrato de Plata en solución.

6. Calcular el volumen de Sulfuro de Hidrógeno a 25°C y 750 mmHg que serán

requeridos 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 Acido

Sulfúrico concentrado. Calcular: a) el peso de Permanganato de Potasio requerido para

oxidar 10 gramos de Cloruro; y b) el volumen de Cloro producido en condiciones

normales.

8. a) Determinar el volumen de una solución de Acido Nítrico de densidad 1,2 g/ml y que

contiene en 32,3% de ácido puro, necesarios para reaccionar completamente con 100

gramos 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 para

reducir 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 de

Bromuro de Sodio y Dicromato de Potasio con Acido Sulfúrico concentrado.

Determinar los pesos de Bromuro de Sodio y Dicromato de Potasio necesarios para

obtener 100 ml de Bromo, si la densidad del Bromo es 3,12 g/ml.

CAPITULO 9

ESTADO LÍQUIDO

1. GENERALIDADES:

El ESTADO LIQUIDO se caracteriza porque en él las fuerzas de Atracción Molecular son

iguales a las fuerzas de Repulsión, cualidad que hace que los líquidos presenten las

siguientes características:

a) Espacios intermoleculares equidimensionales con el tamaño de la molécula

b) Las moléculas presentan movimientos pero más restringidos que en los gases

c) Poseen volúmenes fijos

d) Adquieren la forma del recipiente que les contiene

e) 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 las

moléculas de la superficie del líquido, estableciéndose un equilibrio entre el líquido y su

vapor, debido a que el número de moléculas que se escapan es igual al de las moléculas que

retornan. La presión ejercida por el vapor en equilibrio con el líquido a una determinada

temperatura, 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 la

tendencia del líquido a evaporarse, los líquidos de mayor presión de vapor se evaporan con

mayor facilidad. A continuación se muestran presiones de vapor en mmHg de varios

líquidos a diferentes temperaturas:

T(°C) AGUA ETANOL ETER

0

20

40

60

80

100

4,6

17,4

54,9

148,9

354,9

760,0

12,7

44,5

133,7

350,2

812,9

1697,5

184,4

432,8

921,1

1725,0

3022,8

4953,3

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 la

presión de vapor interna de un líquido es igual a la presión externa, el líquido hierve. Por

tanto, 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 la

cual 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 en

el agua se registran los siguientes datos:

PRESION (Torr) T(°C)

540

760

92

100

A continuación se muestran datos de temperatura de ebullición de algunas sustancias:

SUSTANCIA TEMP. DE EBULLICION (ºC)

Agua

Alcohol Etílico

Hierro

Cobre

Aluminio

Plomo

Mercurio

100

78

2750

2600

2400

1750

357

c) TENSION SUPERFICIAL:

Todo líquido opone resistencia a cualquier fuerza que tienda a expandir su superficie. Por

esta razón un líquido tiende a adoptar la forma esférica, ya que una superficie esférica tiene

en comparación con el volumen que encierra un área menor que cualquier otra forma

geométrica.

La TENSION SUPERFICIAL es la propiedad que tiende a halar las moléculas de la

superficie de un líquido hacia el interior de éste, el resultado es la disminución de la

superficie al mínimo. Este fenómeno es causado por el hecho que dentro del líquido cada

molécula es atraída por el resto de las moléculas en todas las direcciones, pero las de la

superficie son atraídas únicamente hacia abajo o sea hacia el cuerpo del líquido, formando

estas una especie de membrana superficial templada.

Cuanto mayor sea la fuerza de atracción entre las moléculas, mayor es la tensión

superficial.

La Tensión Superficial, se define como la fuerza que actúa a lo largo de una distancia de 1

cm en el plano de superficie que se opone a la expansión, se expresa en Dinas/cm y se

simboliza como . En la siguiente tabla se muestran datos de la tensión superficial de

algunas sustancias:

SUSTANCIA (Dinas/cm)

Aceite de Oliva

Agua

Acido Acético

Acetona

Benceno

Glicerina

Hexano

Éter

32,00

72,75

27,26

3,70

28,85

63,40

18,40

17,00

En la siguiente tabla se muestran valores de tensión superficial para el Agua a diferentes

temperaturas:

T(ºC) (Dinas/cm)

0

10

20

30

40

50

75,64

74,22

72,75

71,18

69,56

67,91

d) VISCOSIDAD:

Las fuerzas de atracción que mantiene las moléculas a distancias ínfimas dando a los

líquidos suficiente cohesión, determinan que estos al fluir sobre una superficie produzcan

fricción. 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 la

temperatura y aumenta con la disminución de la presión.

En el sistema internacional de unidades la unidad de la viscosidad es el Pascal∙Segundo que

corresponde a N∙s/m² o kg/m·s. La unidad CGS para la viscosidad es el Poise (P) que es

equivalente a g/cm∙s.

A continuación se muestran algunos datos de viscosidad:

SUSTANCIA VISCOSIDAD (kg/m.s)

Agua

Glicerina

Benceno

Aceite

0,00105

1,3923

0,000673

0,391

2. SOLUCIONES:

Una SOLUCION es una mezcla homogénea de una sustancia disuelta llamada SOLUTO y

de un medio que esta en mayor cantidad y se encuentra por lo general en el mismo estado

de la solución resultante llamado SOLVENTE. En la siguiente tabla se muestran algunos

ejemplos de soluciones:

SOLUTO SOLVENTE SOLUCION EJEMPLO

Gas

Gas

Líquido

Sólido

Gas

Líquido

Sólido

Gas

Líquido

Líquido

Líquido

Sólido

Sólido

Sólido

Gas

Líquido

Líquido

Líquido

Sólido

Sólido

Sólido

Aire

Oxígeno en Agua

Alcohol en Agua

NaCl en Agua

H2 en Paladio

Mercurio en Plata

Plata 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

SOLUTO Y SOLVENTE:

- Empíricas:

o Diluidas

o Concentradas

o Saturadas

o Sobresaturadas

- Valoradas:

o Porcentuales

o Normales

o Molares

o Molares

o Formales

b) CONCENTRACION DE LAS SOLUCIONES:

El término CONCENTRACIÓN se refiere a la cantidad (volumen o peso) de soluto

contenido 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 suelen

expresar de la siguiente forma:

PORCENTAJE EN PESO:

Expresa la cantidad en peso (masa) de soluto en 100 gramos de solución:

100SolucióndePeso

SolutodePesoPESOen%

Una solución al 15% en peso de NaCl, significa que en l00 gramos de solución existen 15

gramos 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 de

solución:

100SolucióndeVolumen

SolutodeVolumenVOLUMENen%

Por ejemplo, una solución al 10% en volumen de H2SO4, nos indica que en 100 volúmenes

de solución hay l0 volúmenes de H2SO4, o sea 10 volúmenes de H2SO4 y 90 volúmenes de

Solvente.

PORCENTAJE EN PESO/VOLUMEN:

Se refiere a un Peso de Soluto disuelto en un volumen determinado de solución. Este

volumen 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 hay

2 moles de Acido Sulfúrico. Si en un mol de Acido Sulfúrico hay 98 gramos, en un litro de

solución existirán: 2 x 98 = 196 gramos de ácido.

MOLALIDAD (m):

ramoslogKienSolventedelPeso

SolutodemolesdeNúmerom

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 de

HCl por cada litro de solución.

El PESO EQUIVALENTE, se determina de la siguiente manera:

f) OxidacióndeEstado

AtómicoPesoELEMENTOg-eq

g) sSustituídooesSustituíblHidrógenosdeNúmero

AcidodelMolecularPesoACIDOg-eq

h) OHgruposdeNúmero

HidróxidodelMolecularPesoHIDROXIDOg-eq

i) ioneslosdeunodetotalaargC

salladeMolecularPesoSALg-eq

j) 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 las

ecuaciones químicas, es decir si una sustancia A reacciona con otra B:

NUMERO DE EQUIVALENTES DE A = NUMERO DE EQUIVALENTES DE B

FRACCION MOLAR (X):

Es la razón entre el número de moles de un componente y el número total de moles de la

solución:

)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 ellas

obtener otras de menor concentración, con solo añadir la cantidad necesaria de solvente o

disolvente.

Al añadir el solvente a una determinada cantidad de solución, el volumen aumenta como es

lógico, disminuye la concentración de la solución pero la cantidad de soluto permanece

constante.

La cantidad de soluto en un volumen dado de solución es igual al producto del volumen y

la 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 mismas

cantidades de soluto, están relacionadas entre sí de la siguiente manera:

2211 VCVC

Donde: C = Concentración

V = Volumen

e) PROPIEDADES DE LAS SOLUCIONES:

Se denominan PROPIEDADES COLIGATIVAS son aquellas que dependen únicamente

del Número de Moléculas de Soluto disueltas y no de la naturaleza del soluto y del

solvente. 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 que

la presión de vapor del solvente puro disminuye.

soluciónPvpurosolventePvPv

LEY DE RAOULT:

Para soluciones diluidas y a temperatura constante, la disminución de la presión de vapor

de la solución es proporcional a la fracción molar del solvente y es igual al producto de la

presión 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 de

vapor de la solución se determina mediante la siguiente ecuación:

PvsolventeXsolventePvsolutoXsolutosoluciónPv

2) DESCENSO EN LA TEMPERATURA DE CONGELACION (CRIOSCOPIA), c:

De conformidad con la LEY DE RAOULT, cuando adicionamos un soluto no volátil y no

electrolito a un solvente, se observa que la presión de vapor del solvente puro disminuye, lo

que origina una DISMINUCIÓN en la TEMPERATURA DE CONGELACION de la

solución en una cantidad que depende del Número de Moles del Soluto presente en la

solución.

En soluciones diluidas el descenso del punto de congelación (c) es directamente

proporcional a la concentración molal de la solución. Así:

mc

mKcc

En donde: c = Tc Solvente Puro – Tc Solución

Kc = Constante Crioscópica (Solvente)

El descenso en la Temperatura de Congelación, nos permite determinar el Peso Molecular

del 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 Soluto

g2: Peso en gramos de Solvente

PM: Peso Molecular del Soluto

En la siguiente tabla se muestran para algunos solventes sus constantes crioscópicas:

SOLVENTE Tc(°C) Kc(°C/m)

Agua

Benceno

Nitrobenceno

Acido Acético

Alcanfor

0,00

5,42

5,70

16,58

178,40

1,86

5,12

8,10

3,90

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 una

elevación en la temperatura de ebullición de la solución en una cantidad que depende del

número de moles del soluto presentes. Así:

mb

mKbb

En donde: b = Tb Solución – Tb Solvente Puro

Kb = Constante Ebulloscópica (Solvente)

El aumento en la Temperatura de Ebullición, nos permite determinar el Peso Molecular del

soluto:

mKbb

Si la Molalidad, m, es igual a:

solventedekg

solutodemolesm

2

1

gPM

g1000m

Entonces:

2

1

gPM

g1000Kbb

De donde:

2

1

gb

gKb1000PM

Donde: g1: Peso en gramos de Soluto

g2: 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

Benceno

Nitrobenceno

Acido Acético

Alcanfor

100,00

80,15

210,85

118,10

208,20

0,514

2,630

5,240

3,070

5,950

La constante ebulloscópica Kb, está relacionada con la temperatura de ebullición y el calor

latente 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, °K

Lv: Calor latente de vaporización

4) PRESION OSMOTICA, :

OSMOSIS, es el fenómeno por el cual de dos soluciones de diferente concentración que se

encuentran separadas por una membrana semipermeable, atraviesa el solvente y no el

soluto de la solución más diluida a la solución más concentrada.

Se llama MEMBRANA SEMIPERMEABLE, a toda membrana de origen animal, vegetal o

artificial 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, para

impedir la ósmosis.

En soluciones diluidas se puede establecer que:

TRnVP

TRnV

TRV

n

Donde:

)M(Molaridadsolucióndelitros

solutodemoles

V

n

Por lo tanto:

TRM

En donde: : Presión Osmótica, atmósferas

M: Molaridad, moles/litro

R: Constante universal de los gases: 0,08205 atm Litros/°K mol

T: Temperatura, °K

La Presión Osmótica se utiliza para determinar el Peso Molecular del Soluto:

Sea:

VPM

g

V

PM

g

V

nM

Como:

TRM

Entonces:

VPM

TRg

V

TRgPM

Donde: PM: Peso Molecu1ar del Soluto, g/mol

g: Peso de soluto, gramos

R: Constante Universal de los Gases

T: Temperatura, °K

V: Volumen de Solución, litros

: Presión Osmótica, atmósferas

Esta ecuación nos permite determinar el Peso Molecular del Soluto en base a datos de la

Presión Osmótica.

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 de

soluto (NaOH) y 85 g de solvente (H2O):

Soluto + Solvente = Solución

15 g 85 g 100 g

Lo que nos permite determinar la cantidad de soluto y solvente en los 250 g de

solución, 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, para

producir una solución al 20% en peso.

Establecemos la siguiente expresión utilizando el porcentaje en peso:

Soluto + Solvente = Solución

20 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 0,950

g/ml. Determinar la concentración Normal, Molar, Molal y la Fracción Molar de la

solución.

Al 25% en peso significa que existen 25 g de HCl y 75 g de H2O por cada 100 g de

solución, entonces podemos determinar el volumen de la solución:

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

25

5,36

25

solventemoles#solutomoles#

solutomoles#Xsoluto

8588,01412,01Xsolvente

4) Cuántos mililitros de ácido sulfúrico (H2SO4) concentrado, de densidad 1,80 g/ml y

que contiene el 95% en peso de ácido puro, se necesitan para preparar 2 litros de una

solución 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

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 de

solución 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 solución

de 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 neutralización

con 25 ml de solución de HCl 3 N.

En toda reacción química las sustancias reacción equivalente a equivalente, por lo tanto

podemos escribir:

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 se

necesitan 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 ml

de 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

10) Un mol de azúcar (C6H12O6) se añade a 29 moles de agua a 25C. Si la presión de

vapor 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#solutomoles#

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 no

volátil en 180 g de agua se obtiene una solución con una presión de vapor de 23,5

mmHg. 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 peso

molecular del soluto:

solventemoles#solutomoles#

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 de

glucosa (C6H12O6) y 500 g de agua.

Determinamos la molalidad de la solución:

molal2222,0OHkg5,0

mol/g180

g20

solventedekg

Solutomoles#m

2

Calculamos el aumento en la temperatura de ebullición y el descenso en la temperatura

de 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 de

alcohol 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 lo

tanto 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 el

punto 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

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 la

solución:

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, tiene

una 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

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 de

solución 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 ácido

clorhídrico, de densidad 1,175 g/cm3 y que contenga 34,4% en peso de ácido

clorhídrico 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 de

amoníaco. Encuentre el volumen resultante de la solución de amoniaco y el volumen de

amoniaco 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 la

misma concentración de Cloro que una que contiene 3,78 g de cloruro de sodio en 100

ml. Resp. 16,8 g BaCl2

8. Un litro de leche pesa 1032 g. La grasa que contiene es un 4% en volumen y posee una

densidad 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 solución

al 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. 950,8

cm3

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 de

CaCl2.6H2O. 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 de

permanganato 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 de

1,251 g/ml. Cuál es la concentración molar y la molalidad de la solución. Resp. 4,36

M; 5,358 m

7. Se mezcla 1 litro de ácido nítrico de densidad 1,380 g/ml y 62,70% con 1 litro de ácido

nítrico de densidad 1,130 g/ml y 22,38%. Hallar: a) la concentración del ácido

resultante 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) 1,967

litros; 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 g

de 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% en

peso de concentración. Resp. 1,19 g/cm3

10. Calcular la cantidad de hidróxido de sodio y de agua que se necesitan para preparar 5

litros de una solución al 20%, cuya densidad es 1,219 g/cm3. Cuál es la normalidad de

esta 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 densidad

1,260 g/ml y 35,03% para obtener un ácido de densidad 1,490 g/cm3 y 59,24%. Resp.

408,6 kg

3. Cuántos cm3 de una solución de concentración 100 mg de Co

+2 por ml se necesitan para

preparar 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 solución

1,25 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 de

ácido) 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 y

molales de los ácidos concentrado y diluido. Resp. 235 ml; 15,7 M y 3,35 M; 36,7 m y

3,72 m

6. Qué volumen de alcohol al 95% en peso (densidad 0,809 g/ml) se debe utilizar para

preparar 150 cm3 de alcohol al 30% en peso (densidad 0,957 g/cm

3). Resp. 56 cm

3

7. Qué volúmenes de soluciones de ácido clorhídrico 12 N y 3 N se deben mezclar para

preparar 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 de

la 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 0,1

normal durante la titulación. Cuál es su normalidad. Cuántos mg de hidróxido de sodio

hay en cada cm3. Resp. 0,0556 N; 2,22 mg/cm

3

3. Se necesitaron exactamente 21 cm3 de ácido 0,80 N para neutralizar por completo 1,12

g 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) si

5 cm3 se neutralizan con 84,6 cm

3 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 747,5

torr. 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 cúprico

mediante 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 litros

de hidrógeno gaseoso en condiciones normales, cuando se trata con un exceso de zinc.

Resp. 5,51 litros

8. Cuántos gramos de cloruro ferroso se oxidarán con 28 ml de una solución 0,25 N de

dicromato 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 0,2

normal de factor 1,028. En la valoración, 20 cm3 del ácido consumen 16,20 cm

3 del

álcali. Hallar la concentración del ácido acético. Resp. 1% HC2H3O2

10. Cuántos gramos de permanganato de potasio se necesitarán para oxidar 2,40 g de

sulfato ferroso en presencia de ácido sulfúrico. Cuál es el peso equivalente del

permanganato 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 1,20

g cloruro de sodio en presencia de ácido sulfúrico; b) cuántos gramos de dicromato se

necesitan, 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 para

producir el cloro necesario que al actuar sobre una solución de hidróxido de sodio

origine 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 punto

final 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 de

una solución tal que un mililitro sea equivalente a 5 mg de hierro en forma de sulfato

ferroso. Resp. 0,707 g

15. Cuál es el peso equivalente de un ácido si 1,243 g del mismo requieren 31,72 cm3 de

una base valorada 0,1923 N para ser neutralizados. Resp. 203,8

16. Cuántos litros de hidrógeno en condiciones normales serán desplazados de 500 cm3 de

ácido 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 N

de ácido oxálico, H2C2O4, en presencia de ácido sulfúrico. La reacción del proceso es la

siguiente: 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 de

carbonato de calcio puro para la neutralización completa. Calcular la normalidad del

ácido. Resp. 0,512 N

19. Cuántos cm3 de una solución que contiene 40 g de cloruro de calcio por litro se

necesitan para la reacción con 0,642 g de carbonato de sodio puro. Resp. 16,8 cm3

20. 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 precipitado es 1,756 g. Cuál es la concentración molar de

la 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. 24,51

mmHg

2. La presión de vapor del agua pura a 25C es 23,76 mmHg. La presión de vapor de una

solución que contiene 5,40 g de una sustancia no volátil en 90 g de agua es 23,32

mmHg. 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 la

del dibromuro de etileno, C2H4Br2, es de 172,6 mmHg. Calcular la presión de vapor de

una mezcla líquida supuesta ideal de estas dos sustancias formadas por 2 moles de

C3H6Br2 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 esta

temperatura de una mezcla líquida supuesta ideal formada por un 30% en peso de

C6H5Cl 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, a

40C son, respectivamente, 260,5 y 135,3 mmHg. Calcular la composición de una

mezcla líquida supuesta ideal de estos dos alcoholes en equilibrio, a 40C, con una

mezcla gaseosa equimolecular de estos dos compuestos. Resp. 34,18% fracción molar

CH3OH y 65,82% fracción molar C2H5OH; 26,54% peso CH3OH y 74,46% peso

C2H5OH

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, son

respectivamente 1610 mmHg y 290 mmHg. Resp. 35,61% fracción molar C3H6O y

64,39% 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) la

composición del vapor que se forma al inicial la ebullición; b) si esta mezcla gaseosa

inicial se condensa, la presión de vapor del líquido a 80C. Resp. a) 75,42% fracción

molar C3H6O y 24,57% fracción molar C7H8; 65,93% peso C3H6O y 34,07% peso

C7H8; b) 1285,3 mmHg

8. Una solución de peróxido de hidrógeno en agua cuya concentración es del 2,86%, se

congela a –1,61C. Hallar el peso molecular del peróxido de hidrógeno. Resp. 34

9. Una solución que contiene 3,24 g de un soluto no volátil no electrólito y 200 g de agua

hierve 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% de

agua. 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, que

contiene 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. La

densidad de la solución es 1,015 g/ml. Calcular la molaridad, la molalidad y el punto de

congelación 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 la

solución se congela a 4,47C. El benceno puro congela a 5,5C. Hallar el peso

molecular y la fórmula de ácido benzóico disuelto en el benceno. Kc de benceno es 5,12

C/m. Resp. 244,3; (C6H5COOH)2

15. Cuántos gramos de alcohol etílico, C2H5OH, deben agregarse a un litro de agua para

que 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 una

presión 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 de

congelación 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 preparó

disolviendo 0,750 g de la proteína en 125 cm3 de agua. A 4C, se observó un aumento

en la presión osmótica de 2,6 mm. La solución tiene una densidad de 1 g/ml. Calcular el

peso 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 la

misma 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 alcohol

etílico 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

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 donde

proviene 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. Las

sustancias utilizadas en la limpieza contienen con frecuencia ácidos y bases, nuestro

organismo también los produce.

Se reconocía a los ácidos en forma general como sustancias que, en solución acuosa

presentaban 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 produciendo

hidrógeno 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:

SUSTANCIA COMPONENTE

ACIDOS:

Acido de batería

Agua carbonatada

Solución para el lavado de ojos

Conservador de alimentos

Limón, lima, tomate

Removedor de óxido

Leche agria

Jugo gástrico

Vinagre

Vitamina C

BASES:

Limpiador para el drenaje

Leche de magnesia

Mortero y yeso

Limpiador de ventanas

Acido Sulfúrico

Acido Carbónico

Acido Bórico

Acido Benzóico

Acido Cítrico

Acido Fosfórico

Acido Láctico

Acido Clorhídrico

Acido Acético

Acido Ascórbico

Hidróxido de Sodio

Hidróxido de Magnesio

Hidróxido de Calcio

Solución 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 se

convierte 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 + Agua

HCl + NaOH → NaCl + H2O

HC2H3O2 + NH4OH → NH4C2H3O2 + H2O

b) TEORÍA DE BRÖNSTED-LOWRY:

La definición de Brönsted-Lowry es más general que el concepto de Arrhenius, ya que no

se 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 e

incluye todas las sustancias que son ácidos y bases de acuerdo a los conceptos de Arrhenius

y Bronsted-Lowry, las definiciones son:

ACIDO: Es una sustancia capaz de aceptar (y compartir) un par electrónico y formar un

enlace covalente.

BASE: Es una sustancia capaz de ceder (y compartir) un par electrónico y formar un enlace

covalente.

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 de

electrones, 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 se

muestra en la siguiente reacción:

H3O+ + OH

– H2O + H2O

La reacción entre el Fluoruro de Boro con el Amoníaco es un ejemplo clásico de la teoría

de Lewis:

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 hacen

completamente, son considerados electrolitos fuertes; algunos ácidos y bases fuertes son:

ÁCIDOS FUERTES BASES FUERTES

Acido Clorhídrico, HCl

Acido Bromhídrico, HBr

Acido Iodhídrico, HI

Acido Sulfúrico, H2SO4

Acido Nítrico, HNO3

Acido Perclórico, HClO4

Hidróxido de Sodio, NaOH

Hidróxido de Potasio, KOH

Hidróxido de Calcio, Ca(OH)2

ÁCIDOS Y BASES DEBILES, son los que se ionizan parcialmente, se consideran

electrolitos débiles; algunas de estas sustancias se muestran a continuación:

ÁCIDOS DÉBILES BASES DÉBILES

Ácido Fosfórico, H3PO4

Acido Carbónico, H2CO3

Acido Acético, HC2H3O2

Acido Cítrico, C3H5(COOH)3

Acido Láctico, CH3CHOHCOOH

Acido Bórico, H3BO3

Dimetilamina, (CH3)2NH

Anilina, C6H5NH2

Hidróxido de Magnesio, Mg(OH)2

Hidróxido de Amonio, NH4OH

Hidracina, N2H4

Piridina, C5H5N

La fuerza de los ácidos y las bases también se cuantifica si se toma en cuenta la constante

de ionización. Para ácidos y bases fuertes la constante es muy grande, mientras que para

ácidos y bases débiles es muy baja. A continuación se muestran algunas constantes:

Para ACIDOS:

ÁCIDO Ka

HClO4

HI

HBr

HCl

HNO3

H2SO4

HIO3

H2C2O4

HNO2

HF

HC2H3O2

H3BO3

HCN

muy grande

muy grande

muy grande

muy grande

muy grande

muy grande

0,17

5,9x10–2

4,6x10–4

3,5x10–4

1,8x10–5

7,3x10–10

4,9x10–10

Para BASES:

BASE Kb

NaOH

KOH

LiOH

Etiamina, C2H5NH2

Metilamina, CH3NH2

NH3, NH4OH

Piridina, C5H5N

Anilina, C6H5NH2

muy grande

muy grande

muy 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 grado

de ionización influye muy poco en la concentración de las moléculas. Por eso la [H2O] se

puede considerar constante, entonces:

OHHOHoKequilibri 2

Donde el producto: (Kequilibrio)([H2O]) se denomina Kw, conocida como CONSTANTE

DEL 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 la

siguiente tabla:

TEMPERATURA (˚C) Kw

0 1,13x10–15

10 2,92x10–15

25

37

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 M

b) 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 de

iones hidrógeno, [H+]. Sörensen, estableció una expresión matemática que nos indica el

grado 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 = 7

b) Una solución es ACIDA cuando el pH 7

c) Una solución es BASICA, si pH 7

De donde se puede establecer la siguiente escala de pH:

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 pH

HCl 0,10 M

Jugo gástrico

Jugo de limón

Vinagre

Bebidas gaseosas

Cerveza

Leche

Orina

Agua de lluvia

Saliva

Agua pura

Sangre

Clara de huevo

Bilis

Leche de magnesia

Amoníaco doméstico

NaOH 0,10 M

1,0

1,6 – 1,8

2,3

2,4 – 3,4

2,0 – 4,0

4,0 – 4,5

6,3 – 6,6

5,5 – 7,5

5,6

6,2 – 7,4

7,0

7,35 – 7,45

7,6 – 8,0

7,8 – 8,6

10,5

11

13

6. HIDROLISIS: SALES:

Cuando un ácido reacciona con una cantidad proporcional de una base, los productos son

agua y una sal.

Acido + Base → Sal + Agua

HCl + NaOH → NaCl + H2O

HC2H3O2 + NH4OH → NH4C2H3O2 + H2O

El proceso se denomina neutralización. Las sales en soluciones acuosas se ionizan. La

reacción de los iones de las sales con el agua se conoce como HIDRÓLISIS, que proviene

del griego: HYDRO (agua) y LYSIS (descomponer).

Las sales pueden ser: ácidas, básicas, neutras y ligeramente ácidas o básicas; dependiendo

de la naturaleza de los ácidos y bases utilizados en la reacción de neutralización, por

ejemplo:

ÁCIDO BASE SAL EJEMPLO

Fuerte

Fuerte

Débil

Débil

Fuerte

Débil

Fuerte

Débil

Neutra

Acida

Básica

Ligeramente ácida o básica

NaCl

NH4Cl

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

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 la

siguiente 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 0

E: 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:

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 podemos

hablar de concentraciones negativas, por lo que:

X = [H+] = 1,3142x10

–3 moles/litro

Aplicando la constante del producto iónico del agua (Kw), podemos determinar la

concentración 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 0

E: 1–X X X

Reemplazando datos tenemos:

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

Para calcular el Porcentaje de Ionización, utilizamos la siguiente ecuación:

100InicialiónConcentrac

IonizadaiónConcentracIonización%

35

10x19,21001

10x19,2ionización%

3. Calcular la molaridad de una solución de hidróxido de amonio, NH4OH, que se

encuentra 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 0

E: 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 de

este ácido.

El ácido benzóico, se ioniza mediante el siguiente proceso:

HC7H5O2 C7H5O2– + H

+

I: 0,072 0 0

E: 0,072 – X X X

Reemplazando datos tenemos:

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 0

E: 0 5x10–8

5x10–8

Como es una solución acuosa muy diluida, hay que tomar en cuenta la ionización del

agua, 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 0

E: 0 0,100 0,100

Tomando en cuenta la hidrólisis, podemos escribir:

C2H3O2– HC2H3O2 + OH

–

I: 0,100 0 0

E: 0,100 – X X X

Definiendo la constante de hidrólisis y calculando su valor, tenemos:

Ka

KwKh

10

5

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 al

resolverla 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 ya

que el NaC2H3O2 es una sal básica.

El porcentaje de hidrólisis se calcula de la siguiente manera:

100InicialiónConcentrac

aHidrolizadiónConcentracHidrólisis%

100100,0

10x5590,7Hidrólisis%

6

310x5590,7Hidrólisis%

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:

NH4Cl NH4+ + Cl

–

I: 0,02 0 0

E: 0 0,02 0,02

NH4+ NH4OH + H

+

I: 0,02 0 0

E: 0,02 – X X X

Tomando en cuenta la hidrólisis, podemos escribir:

Kb

KwKh

Reemplazando datos tenemos:

10

5

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:

100InicialiónConcentrac

aHidrolizadiónConcentracHidrólisis%

10002,0

10x3330,3Hidrólisis%

6

0167,0Hidrólisis% %

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 iónico

es [NH4+][NH2

–]=1x10

–30. Cuántos iones NH2

–, están presentes por cada mm

3 de

amoniaco 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 acético

disuelto 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%. Calcular

la constante de ionización del ácido. Resp. 1,8x10–4

7. Calcular Ka para el ácido fluorhídrico, HF, si se encuentra ionizado en un 9% en

solución 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 molar

de 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 del

ácido 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 de

hidróxido de sodio 0,20 N. Resp. 67 litros

12. Una solución 1 M de metilamina, CH3NH2, tiene un pH de 12,32. Calcular la constante

de ionización del ácido. Resp. 4,4x10–4

13. Calcular el pH y el porcentaje de hidrólisis que ocurre en una solución de acetato de

sodio, 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

%

15. Calcular la [H+], [C2H3O2

–] y [C7H5O2

–] en una solución que contiene HC2H3O2 0,02 M

y HC7H5O2 0,01 M. Las constantes de ionización para el HC2H3O2 y el HC7H5O2 son

respectivamente 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 el

punto 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 pH

de 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 el

pH 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 de

Ka 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 una

solución 0,25 M de la sal NaA. Resp. 10,13

CAPITULO 11

TERMOQUÍMICA

3. GENERALIDADES:

Casi todas las reacciones químicas absorben o producen energía, generalmente en forma de

calor. La Termoquímica, es la parte de la Química que se encarga de la cuantificación de la

cantidad de energía (calor) cuando ocurre una reacción química.

La combustión del Alcohol Etílico con Oxígeno es una de las muchas reacciones químicas

que 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, por

ejemplo 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 es

necesario 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 el

recipiente que contiene 50 ml de HCl al cual se agregan 50 ml de NaOH. Los alrededores

son el resto del universo externo al sistema.

Hay tres tipos de sistemas: abierto, cerrado y aislado. Un sistema abierto puede

intercambiar masa y energía, por lo general en forma de calor con sus alrededores. Un

ejemplo 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 condensarse

en 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, se

construye 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 los

compuestos químicos y el recipiente donde se realiza la reacción, se dice que la reacción es

exotérmica (la energía se libera como calor); en cambio si la temperatura disminuye, la

reacción es endotérmica (la energía se absorbe como calor).

4. UNIDADES:

Para expresar la cantidad de calor que una reacción química necesita o desprende cuando se

efectúa, se utiliza la caloría.

CALORÍA, se define como la cantidad de energía calorífica necesaria para elevar en un

grado centígrado la temperatura de un gramo de agua pura, desde 14,5 °C a 15,5 °C, a una

presión normal de una atmósfera.

Otras formas para expresar esta forma de energía son los Joules, BTU, Ergios, etc. La

relación de éstas con las calorías es:

1 caloría = 4,184 Joules (J)

1 BTU = 252 calorías

1 kilocaloría (kcal) = 1000 calorías

1 Joule = 1x107 ergios

1 kilojoule (kJ) = 1000 Joules

5. CALOR ESPECIFICO Y CAPACIDAD CALORÍFICA (cp):

El CALOR ESPECIFICO, se define como el calor necesario para elevar la temperatura de

un gramo de una sustancia en un grado centígrado. Mientras que la CAPACIDAD

CALORÍFICA (cp) de una sustancia es la cantidad de calor necesario para elevar la

temperatura de un gramo de una determinada cantidad de sustancia en un grado centígrado.

Las unidades de la capacidad calorífica son Cg

calorías

.

A continuación se muestran las capacidades caloríficas de algunas sustancias:

SUSTANCIA cp (cal/gC) cp (J/gC)

H2O(s)

H2O(l)

H2O(g)

Al

Au

Na

NaCl

Cu

Zn

Bi

Pb

Hg

Fe

Pt

0,490

1,000

0,480

0,215

0,031

0,290

0,210

0,092

0,092

0,029

0,031

0,033

0,107

0,032

2,050

4,184

2,008

0,899

0,129

1,213

0,879

0,385

0,385

0,121

0,130

0,138

0,448

0,134

Para un determinado cambio de temperatura, el flujo de calor es directamente proporcional

a la masa de la sustancia y al cambio de temperatura, proporcionalidades que se pueden

expresar matemáticamente de la siguiente manera:

TcpmQ

Donde: m: masa

cp: capacidad calorífica

T: Diferencia de Temperaturas = Tfinal – Tinicial

LEY DE DULONG-PETIT:

Se aplica generalmente para los metales, esta ley establece que:

4,6)caloríficaCapacidad)(aproximadoatómicoPeso(

6. CALOR LATENTE, λ:

El CALOR LATENTE, se define como el calor necesario para cambiar un gramo de una

sustancia de un estado físico a otro, sin variación de la temperatura.

Las unidades de calor latente están implícitas en la definición: calorías/gramo. El agua

presenta 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 siguiente

ecuación:

mQ

Donde: m: masa

: calor latente

7. ENTALPÍA DE FORMACIÓN, fH :

La ENTALPÍA o CALOR DE FORMACIÓN, es la cantidad de calor que se libera o

absorbe cuando se forma un mol de un compuesto a partir de sus elementos en una reacción

química 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

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)

–74,81

226,70

52,26

–84,86

–268,80

–103,10

–201,17

–235,10

–241,80

–92,31

90,25

33,20

–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

–15,54

54,19

12,49

–20,28

–64,24

–24,64

–40,08

–56,19

–57,79

–22,06

21,57

7,93

–9,58

–22,95

–94,05

–70,94

–94,55

–68,31

–44,89

–194,55

–41,61

–57,02

–66,37

11,72

–400,57

–196,99

–269,69

–151,89

–15,01

–288,48

–101,51

–101,98

–87,38

8. ENTALPIA O CALOR DE REACCION, Hr:

Si se conocen las entalpías de formación de todas las sustancias que participan en una

reacción química se puede calcular la variación de la entalpía de la reacción, mediante la

siguiente ecuación:

)activos(ReH)oductos(PrHHr o

f

o

f

En una reacción donde se absorbe calor, el contenido calorífico o entalpía de los productos

es mayor que el de las sustancias reaccionantes; en consecuencia, el signo de H es

positivo, el proceso es ENDOTÉRMICO. En cambio cuando en una reacción química se

libera calor, la entalpía de los productos es menor que el de los reaccionantes, el signo de

H es negativo, la reacción es EXOTÉRMICA.

9. ECUACIONES TERMOQUÍMICAS:

Se conocen así a las ecuaciones químicas que van acompañadas del calor o entalpía de

reacción, por ejemplo:

C(s) + O2(g) CO2(g) Hr = – 94,1 kcal/mol

2 C(s) + H2(g) C2H2(g) Hr = 54,85 kcal/mol

10. LEY DE HESS:

La LEY DE HESS establece que: “El calor producido o absorbido en cualquier cambio

químico es igual para dicho cambio, tanto si se realiza en un solo paso como si se realiza en

varios, puesto que la variación total depende únicamente de las propiedades de las

sustancias inicial y final”. En otras palabras, el calor de reacción no depende del camino

seguido para pasar del estado inicial al final.

Esta ley es importante porque permite calcular indirectamente calores de reacción que

serían muy difíciles de medir directamente. Esto es posible ya que las ecuaciones

termoquímicas pueden sumarse o restarse como ecuaciones algebraicas junto con los

correspondientes 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

2. La combustión de un gramo de antracita produce 7300 calorías, qué cantidad de dicho

carbón hará falta para calendar 4 litros de H2O desde 20C hasta 100C suponiendo que

todo el calor se utiliza.

Consideramos que la densidad del agua es 1g/cm3, de modo que los 4 litros de agua se

consideran 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 en

un recipiente que contiene 90 gramos de agua a 25,32C. La temperatura del agua se

eleva hasta 27,18C. Despreciando la pérdida de calor que puede existir, determinar la

capacidad calorífica de la aleación.

Planteamos que la cantidad de calor ganado por el agua es igual al calor perdido por la

aleación:

QcQg

Reemplazando datos, tenemos:

C)10018,27()aleación(cp)g25(C)32,2518,27()Cg

cal1)(g90(

Cg

cal092,0)aleación(cp

4. El eg-g de un metal cuando reacciona con el oxígeno es de 69,67. Si su capacidad

calorífica es 0,0305 cal/gC. Determinar el estado de oxidación del metal, su peso

atómico 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 el

estado 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 atómico

exacto del metal:

01,209)3(76,69)Metal(ExactoAtómicoPeso

El peso molecular determinado, corresponde al Bismuto (Bi), por lo que la fórmula del

óxido es: M2O3 = Bi2O3

5. Calcular la cantidad de calor que se necesita para transformar 20 g de agua en estado

sólido que se encuentra a –15C al estado de vapor a 120C.

Para resolver el siguiente ejercicio, procedemos a realizar un gráfico en el que se

muestran los diferentes cambios que se producen con el aumento de la temperatura, y

calculamos la cantidad de calor en cada uno de los procesos:

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

calorías192C)100120()Cg

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 la

temperatura final y el estado físico de la mezcla.

Determinamos el calor que va ha ceder el agua que se encuentra a 50C:

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 la

temperatura del sistema va a ser mayor que 0C, por lo que podemos plantear la

siguiente solución:

QcQg

Reemplazando datos, tenemos:

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:

calorías15000)C50)(Cg

cal1)(g300(TcpmQ

Calculamos la cantidad de calor que va ha ganar el agua a 0C, para fundirse:

calorías24000)g

cal80)(g300()fusión(mQ

Esta cantidad de calor es mayor a la que me proporciona el agua a 50C, por lo que la

temperatura 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

8. Se mezclan 300 g de H2O(g) a 100C y 300 g de H2O(s) a –10C. Determinar la

temperatura 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:

calorías30000)C100)(Cg

cal1)(g300(TcpmQ

En total, se disponen de 192000 calorías. Esta cantidad de calor va ha ser utilizada por

los 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:

calorías1470C)100()Cg

cal49,0)(g300(TcpmQ

Determinamos la cantidad de calor para la fusión del agua sólida que se encuentra a

0C:

calorías2400)g

cal80)(g300()fusión(mQ

Calculamos la cantidad de calor para elevar la temperatura del agua fundida desde 0 a

100C:

calorías30000C)0100()Cg

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 para

llegar a 100C, el sistema llega a 100C.

9. Suponiendo que se utiliza el 50% del calor, cuántos kilogramos de agua a 15C podrán

calentarse hasta 85C mediante la combustión de 200 litros de metano, CH4, en CN si el

calor de combustión del metano es de 213 kcal/mol.

Calculamos las moles que corresponden a los 200 litros de Metano:

4

4

44 CHmoles93,8

CHlitros4,22

CHmol1CHlitros200

Determinamos la cantidad de calor desprendido en la combustión de esas moles de

Metano:

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 de

calcio 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 formación

determinamos la entalpía de la reacción correspondiente:

)activos(ReH)oductos(PrHHr o

f

o

f

)5,288()1,94()9,151(Hr

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:

)activos(ReH)oductos(PrHHr o

f

o

f

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 310,7

kcal/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:

)activos(ReH)oductos(PrHHr o

f

o

f

0))g(HC(H)32,68()1,94(27,310 22

o

f

mol

kcal18,54)g(HCH 22

o

f

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 pueden

convertirse en vapor, mediante la combustión de 1000 litros de etileno en condiciones

normales.

Determinamos las moles en condiciones normales, correspondientes a los 1000 litros de

metano:

42

42

4242 HCmoles64,44

HClitros4,22

HCmol1HClitros1000

Así mismo determinamos la cantidad de calor producida por las 44,64 moles:

kcal68,15043HCmol1

kcal337HCmoles64,44

42

42

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 o

fH del CO(g), utilizando la ley de Hess y a partir de los siguientes datos:

mol/kcal1,94)]g(CO[H 2

o

f ; 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:

)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 o

fH [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 cual

realizamos 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 10C

hasta 47C. Calcular el poder calorífico del coque en kcal/g. Resp. 7,4 kcal/g

3. El calor de combustión del etano gas, C2H6, es de 373 kcal/mol. Suponiendo que sea

utilizable el 60% del calor, cuántos litros de etano, medidos en condiciones normales,

tienen que ser quemados para suministrar el calor suficiente para elevar la temperatura

de 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 un

recipiente que contiene 82 g de agua a 23,50C. La temperatura del agua se eleva

entonces a una temperatura final de 26,25C. Determinar la capacidad calorífica del

metal. Resp. 0,079 cal/gC

5. Se ha determinado que la capacidad calorífica de un elemento es de 0,0276 cal/gC. Por

otra parte, 114,79 g de un cloruro de este elemento contiene 79,34 g del elemento

metálico. 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 este

elemento 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 de

agua 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. Qué

temperatura 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 se

fundió. Resp. 78,1 g

11. Determinar la entalpía de descomposición de 1 mol de clorato de potasio sólido en

cloruro 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 212,8

kcal. 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 pueden

convertirse 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 a

monóxido de carbono y agua líquida: CO2(g) + H2(g) CO(g) + H2O(l), usando el

calor de formación del H2O(l) igual a –68,3 kcal/mol y el calor de combustión del

CO(g) de –67,6 kcal/mol. Resp. –0,7 kcal ó –2,93 kJ

15. Calcular el calor de formación del óxido nítrico, NO, a partir de los siguientes datos:

N2(g) + O2(g) NO2 H = 7500 cal

NO(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 kJ

Fe(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 del

C2H4 gas es de 337,3 kcal. Si la entalpía de formación del H2O líquida es –68,32

kcal/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 de

dióxido de carbono en condiciones normales se desprenden por cada kilocaloría

liberada. Resp. 0,144 litros

19. El calor liberado por la combustión de 1,250 g de coque eleva la temperatura de 1000 g

de agua de 22,5C a 30,1C. Cuál será el porcentaje de carbono en el coque, suponiendo

que las impurezas son incombustibles. Resp. 77,4%

20. Suponiendo que el metano gas, CH4, cuesta 75 cts por cada 1000 pies3, calcular el costo

de 1000000 BTU, además el calor de combustión del metano es 212,8 kcal/mol. Resp.

71 cts

CAPITULO 12

ELECTROQUÍMICA

1. GENERALIDADES:

La ELECTROQUÍMICA es la rama de la química que se encarga de estudiar las relaciones

que existen entre los fenómenos eléctricos y los químicos.

La Electroquímica puede dividirse en dos grandes secciones; una se refiere a las reacciones

químicas que se producen mediante una corriente eléctrica, llamada electrólisis y la otra se

refiere a las reacciones químicas que producen una corriente eléctrica; proceso que se

verifica 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 de

electricidad que pasa a través de una sección transversal dada de un conductor en un

segundo, cuando la corriente es de un amperio.

El AMPERIO (A) es la unidad de intensidad de corriente eléctrica (I). Un amperio es igual

a 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 la

resistencia 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

El VOLTIO (V) es la unidad de potencial y se define como la fuerza electromotriz

necesaria para que pase una corriente de un amperio a través de una resistencia de un

ohmio. 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 por

unidad de tiempo (Joules/segundo). También se le puede definir como el producto de la

fuerza 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 corriente

de 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 carga

eléctrica asociada a un equivalente-gramo de sustancia en un proceso electroquímico. El

Faradio es igual a 96500 coulombios.

3. LEY DE OHM:

Esta ley relaciona la intensidad, potencia y resistencia; a través de la siguiente ecuación:

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 corriente

que pasa a través de una solución y la cantidad del cambio químico que produce. Las leyes

de Faraday se pueden plantear de la siguiente manera:

a) La cantidad de cualquier sustancia liberada o depositada en un electrodo es

directamente proporcional a la cantidad de electricidad (Coulombios) que pasa a través

del electrolito.

b) Las masas de diferentes sustancias liberadas o depositadas en cada electrodo por la

misma cantidad de electricidad, son directamente proporcionales a los pesos

equivalentes de las sustancias.

En la electrólisis se produce una reducción en el cátodo para eliminar los electrones que

fluyen hacia él, mientras que en el ánodo tiene lugar una oxidación que proporciona los

electrones que salen de éste hacia el cátodo. El número de equivalentes-gramo de reacción

en el electrodo es proporcional a la carga transportada y tiene que ser igual al número de

moles 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 necesitan

tres 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 coulombios

pasarán por un punto dado del alambre en un tiempo de 1,36 minutos.

tIQ

utomin1

segundos60utosmin36,1)amperios80,1(Q

coulombios147Q

3. Cuál es el tiempo necesario para que circulen 18000 coulombios que utiliza una

corriente de 10 amperios.

t

QttIQ

segundos1800amperios10

coulombios18000t

4. Se pasa una corriente de 2 amperios por una resistencia cuando se conectan a sus

extremos 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 de

100 días. A cuántos Faradays corresponde.

coulombios691Q

)segundos10x64,8)(amperios10x80(Q

tIQ

66

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 entre

sus terminales.

voltios240V

)amperios4)(ohmios60(V

IRV

s/J960vatios960Energía

)amperios4)(voltios240(Energía

IVEnergía

7. En la electrólisis de una solución de sulfato cúprico circula una corriente de 20

amperios 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 8

amperios. Determinar el tiempo que ha tenido que circular la corriente para depositar

ese 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 que

contiene 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

42

42

Luego determinamos la cantidad de coulombios correspondientes a esa masa:

coulombios91,13593Nag)123(

coulombios96500Nag24,3

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 a

110 voltios. Resp. 123 ohmios

3. Qué tiempo se necesitará para usar 100000 coulombios de electricidad en una plancha

eléctrica operada con 10 amperios. Resp. 10000 s

4. Qué cantidad de hidrógeno gaseoso en condiciones normales se desprenderán por la

acción 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 depositó

0,6095 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 depósito

de plata. Cuántos gramos se depositarán en 30 minutos por una corriente de 0,250

amperios. Resp. 0,403 g

7. En un proceso electrolítico se depositaron 1,8069x1024

átomos de plata, si el

rendimiento 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 amperios

durante 12 horas. Resp. 403 g

9. Qué cantidad de sodio se depositará en una hora con un potencial de 100 voltios y una

resistencia de 50 ohmios. Resp. 1,72 g

10. Qué volúmenes de hidrógeno y oxígeno se obtendrán a 27C y 740 mmHg si se pasa

durante 24 horas una corriente de 25 amperios a través de agua acidulada. Resp. 284

litros; 142 litros

11. Cuántos minutos debe fluir una corriente de 50 miliamperios para que se deposite 1

equivalente-gramo de oxígeno. 32160 minutos

12. Una varilla que mide 10x2x5 cm se plateó por medio de una corriente de 75

miliamperios 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

13. Cuántos minutos se necesitarán para depositar el cobre que hay en 500 ml de una

solución 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 de

cadmio cuando se usa una corriente de 0,25 amperios. Qué volumen de oxígeno en

condiciones 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. 26,8

amperios; 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 de

una 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 6

horas y con una intensidad de corriente de 8 amperios, se descomponiéndose parte del

agua presente. Determinar la concentración en porcentaje en peso de la solución luego

de la electrólisis. Resp. 11,2 %

19. Se electroliza una solución cúprica, por el paso de 1930 coulombios se depositaron

0,508 g de cobre. Calcular el rendimiento del proceso. Resp. 80 %

20. Calcular la intensidad de corriente necesaria para descomponer todo el cloruro de sodio

contenido en 600 ml de solución 2 M, si se hace circular la corriente durante 4 horas y

el rendimiento del proceso es del 85%. Resp. 9,46 amperios

ANEXOS

PRESION DEL VAPOR DE AGUA

T(°C) P(mm Hg) T(°C) P(mm Hg)

0

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

15

16

17

18

19

20

21

22

23

24

25

26

27

28

4,6

4,9

5,3

5,7

6,1

6,5

7,0

7,5

8,0

8,6

9,2

9,8

10,5

11,2

12,0

12,8

13,6

14,5

15,5

16,5

17,5

18,7

19,8

21,1

22,4

23,8

25,2

26,7

28,3

29

30

31

32

33

34

35

36

37

38

39

40

45

50

55

60

65

70

75

80

85

90

95

96

97

98

99

100

101

30,0

31,8

33,7

35,7

37,7

39,9

42,2

44,2

46,7

49,4

52,1

55,3

71,9

92,5

118,0

149,4

187,5

233,7

289,1

355,1

433,6

525,8

634,1

657,6

682,1

707,3

733,2

760,0

787,6

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 0,9929683

0 0,9998425 39 0,9925973

1 0,9999015 40 0,9922187

2 0,9999429 45 0,9902162

3 0,9999672 50 0,9880393

4 0,9999750 55 0,9856982

5 0,9999668 60 0,9832018

6 0,9999432 65 0,9805578

7 0,9999045 70 0,9777726

8 0,9998512 75 0,9748519

9 0,9997838 80 0,9718007

10 0,9997026 85 0,9686232

11 0,9996018 90 0,9653230

12 0,9995004 91 0,9646486

13 0,9993801 92 0,9639693

14 0,9992474 93 0,9632854

15 0,9991026 94 0,9625967

16 0,9989460 95 0,9619033

17 0,9987779 96 0,9612052

18 0,9985986 97 0,9605025

19 0,9984082 98 0,9597951

20 0,9982071 99 0,9590831

21 0,9929955 100 0,9583665

22 0,9977735 101 0,9576620

23 0,9975415 102 0,9569370

24 0,9972995 103 0,9562070

25 0,9970479 104 0,9554720

26 0,9967867 105 0,9547330

27 0,9965162 106 0,9539890

28 0,9962365 107 0,9532400

29 0,9959478

30 0,9956502

ALGUNOS MODELOS DE TABLAS PERIODICAS:

Tabla periódica espiral del profesor THOEDOR BENFEY:

Tabla periódica propuesta por ED PERLEY:

Tabla periódica propuesta por CLARK:

Tabla periódica propuesta por PIERE DEMERS:

Tabla periódica propuesta por CHARLES JANET:

Tabla periódica propuesta por ROMANOFF:

Tabla periódica propuesta por ZMACZYNSKI:

Tabla periódica propuesta por EMERSON:

Tabla periódica propuesta por SCHEELE:

Tabla periódica propuesta por TIMMOTHY STOWE:

Tabla periódica propuesta por MELINDA GREEN:

Tabla periódica propuesta por EMIL ZMACZYNSKI:

Tabla periódica propuesta por CHANCOURTOIS:

CAPITULO 12

QUIMICA ORGANICA ING. OLIVA ATIAGA F.

ALCANOS

1. GENERALIDADES

También conocidos con el nombre de Parafinas, causa de su poca reactividad (en latín

parum affinis, “poca afinidad”). Son compuestos orgánicos que están constituidos por

Carbono e Hidrógeno, muchos existen en estado natural y la fuente principal es el aceite

mineral o petróleo. Estos hidrocarburos tienen la fórmula de:

CnH2n+2

donde el número de átomos del Carbono es n.

Pueden dividirse en dos grandes grupos, los de cadena abierta y los de cadena cerrada o

estructuras de anillos:

El alcano más simple es el Metano y su fórmula molecular es CH4. Los alcanos pueden

suponerse derivados del metano por sustitución de un hidrógeno por un grupo Metilo, CH3.

2. PROPIEDADES

PROPIEDADES FÍSICAS:

Los cuatro primeros miembros de la serie son gases (metano, etano, propano y butano

normales); el C5H32 (n-pentadecano) es líquido; del C16H34 (n-hexadecano) en adelante,

son sólidos.

Los alcanos son incoloros, y, generalmente, sin olor (el metano y algunos términos

superiores poseen un ligero olor aliáceo). Son prácticamente insolubles en agua.

Los puntos de ebullición, y de fusión, la viscosidad y la densidad, generalmente aumentan

conforme aumenta el peso molecular.

FORMULA

MOLECULAR

PUNTO DE

EBULLICION (˚C)

PUNTO DE

FUSION (˚C)

DENSIDAD A

20˚C (g/cm3)

CH4 –161 –184

C2H6 –88

C3H32 –45

C4H32 .6 0,601

C5H32 36 –148 0,631

C6H32 69 –94 0,658

C7H32 98 0,683

C8H32 126 –98 0,702

C9H32 150 –51 0,719

C10H32 174 –32 0,747

C11H32 194,5 –26,5 0,758

C12H32 214 a 216 –12 0,768

C13H32 234 –6,2 0,757

C14H32 252,5 5,5 0,774

C15H32 270 10 0,776

C16H32 287,5 18 0,775

C17H32 303 22,5 0,777

La temperatura de ebullición de los alcanos arborescentes es menor que la de los alcanos

normales correspondientes.

COMPUESTO PUNTO DE SUSION (˚C)

Pentano 36,0

Isopentano 28,0

Neopentano 9,5

PROPIEDADES QUÍMICAS

Los alcanos son prácticamente inertes desde el punto de vista químico, si se les compara

con otras sustancias que posean grupos funcionales. Por ejemplo, muchos compuestos

orgánicos reaccionan químicamente frente a los ácidos fuertes, las bases y los agentes

reductores, todos los cuales no ejercen ningún efecto sobre alcanos y cicloalcanos.

Se conocen dos tipos principales de reacciones de los alcanos. Una es la reacción con los

halógenos (Halogenación); la reacción del metano con el cloro produce una mezcla de

productos clorados cuya composición depende de la cantidad de cloro agregado y de las

condiciones de la reacción. La reacción de monocloración del metano es la siguiente:

CH4(g) + Cl2(g) luzocalor

CH3Cl + HCl

La otra reacción es la combustión de los alcanos es una de las reacciones orgánicas más

importantes si se tiene en cuenta la masa de material que utiliza este proceso. La

combustión de gas natural, gasolina y fuel implica en su mayor parte la combustión de

alcanos. Sin embargo, esta combustión deja de ser una reacción orgánica típica porque en

primer lugar los reactivos de la reacción son en realidad mezclas de alcanos y en segundo

lugar porque el producto deseado de la reacción es el calor que desprende y no los

productos obtenidos en ella. De hecho, los productos generados en el proceso de

combustión de los alcanos son, por lo general, compuestos sin interés y su eliminación,

debido a su volumen, constituye un importante problema.

La ecuación para la combustión de un alcano, por ejemplo el metano, es la siguiente:

CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(l)

Los alcanos arden en el aire con llama no muy luminosa, produciendo anhídrido carbónico

y agua. La energía térmica desprendida en la combustión de un alcano puede calcularse

por:

8,54)n(7,158Q

Donde n = número de átomos de carbono del alcano.

3. PREPARACION:

Se conocen numerosos métodos para obtener alcanos, pero sólo algunos de ellos, por su

sencillez e importancia, han de ser considerados fundamentales:

a) MÉTODO DE BERTHELOT (1868):

Consiste en tratar los derivados hidroxilados de las parafinas (alcoholes) por el ácido

yodhídrico para obtener un derivado halogenado y agua; posteriormente, tratar el derivado

halogenado obtenido, con nuevas porciones del mismo ácido, con lo cual se produce el

alcano y se separa el yodo.

CH3-OH + HI → CH3I + H2O

CH3I + HI → CH4 + I2

b) MÉTODO DE WÜRTZ (1885):

Consiste en tratar los derivados monohalogenados de parafinas con el sodio metálico, a

200–300 °C. Se forman alcanos simétricos:

2 CH3-I + 2 Na → 2NaI + CH3-CH3

2 CH-CH-Cl + 2 Na → CH3-CH-CH-CH3 + 2 NaCl

| |

CH3CH3

Por la reacción de Würtz se han obtenido parafinas superiores de cadena lineal como

C20H42; el C30H62, etc.

c) POR DESTILACIÓN SECA DE LAS SALES SÓDICAS DE ÁCIDOS GRASOS

MONOBÁSICOS CON CAL SODADA (CAO + NAOH):

El NaOH es el que actúa; la cal sólo sirve para atenuar la reacción disminuyendo la

probabilidad de que el material de vidrio se rompa:

CH3-CO-ONa + NaOH CaO Na2CO3 + CH4

d) MÉTODO DE KOLBE:

Por electrólisis de soluciones acuosas diluidas de sales sódicas de ácidos grasos

monobásicos.

2 CH3-CO-ONa isElectrólis2 CO2 + CH3-CH3

4. NOMENCLATURA:

Si todos los hidrocarburos saturados fueran alcanos normales (lineales) se podrían nombrar

fácilmente por cualquier método que reflejara el número de carbonos de cada uno de ellos.

El criterio básico para nombrar una estructura es elegir el nombre fundamental. Para la

nomenclatura de los alcanos ramificados hay que seguir las siguientes reglas:

a) Identificar la cadena principal (cadena más larga). A ella le corresponderá el nombre del

hidrocarburo principal. El nombre se forma a partir de una raíz de origen griego que

indica el número de átomos de carbono de la cadena. Por ejemplo, una secuencia de

cinco átomos se nombra utilizando el prefijo pent-, mientras que una de diez átomos se

nombra mediante el prefijo dec-. Para completar el nombre

fundamental de un alcano se añade a la raíz la terminación -ano.

FORMULA MOLECULAR NOMBRE

CH4 protano

C2H6 deutano

C3H8 tritano

C4H10 tetrano

C5H12 pentano

C6H14 hexano

C10H22 decano

C11H24 heneidecano

C12H26 dodecano

C20H42 eicosano

C21H44 heneicosano

C22H46 doeicosano

C30H62 triacontano

C31H64 heneitriacontano

C32H66 dotriacontano

C40H82 tetracontano

C41H84 heneitetracontano

C42H86 dotetracontano

C50H102 pentacontano

C51H104 heneipentacontano

C52H106 dopentacontano

b) Numerar los átomos de la cadena principal de tal modo que los localizadores de las

cadenas laterales tengan los números más bajos posibles. El compuesto será un

alquilalcano. Para nombrar a las cadenas laterales se cambia la terminación -ano, que le

correspondería al hidrocarburo, por la terminación -ilo. Por ejemplo, un grupo CH3-

unido a la cadena principal se le denomina metilo, un grupo CH3CH2- se

denomina etilo y así sucesivamente. A continuación se indica la numeración de la

cadena principal y la nomenclatura de un hidrocarburo ramificado.

c) Si hay dos o mas clases distintas de grupos alquilo sus nombres se sitúan, generalmente,

por orden alfabético sin tener en cuenta los prefijos separados por un guión (t-, sec-) o

los indicadores del número de grupos (di-, tri-, tetra-), que no se alfabetizan. Los

prefijos iso y neo (que no se separan con guión) se alfabetizan. Por ejemplo:

En la siguiente tabla se dan los nombres no sistemáticos de algunos sustituyentes alquilo:

ALQUENOS

1. GENERALIDADES

Los alquenos son hidrocarburos con un doble enlace carbono-carbono. El doble enlace es

un enlace más fuerte que el enlace sencillo, sin embargo, paradójicamente el doble enlace

carbono-carbono es mucho más reactivo. A diferencia de los alcanos, que generalmente

muestran reacciones más bien no específicas, el doble enlace es un grupo funcional en el

que tienen lugar muchas reacciones con marcado carácter específico.

Históricamente, los hidrocarburos con un doble enlace se conocían con el nombre de

olefinas. Este nombre, más bien raro, proviene del latín oleum, aceite, y ficare, hacer,

producir, y surgió porque los derivados de tales compuestos tenían, a menudo, apariencia

oleaginosa.

La fórmula general del grupo es CnH2n, donde n es el número de átomos de carbono.

Al igual que los alcanos, los miembros más bajos son gases, los compuestos intermedios

son líquidos y los más altos son sólidos. Los compuestos del grupo de los alquenos son más

reactivos químicamente que los compuestos saturados. Reaccionan fácilmente con

sustancias como los halógenos, adicionando átomos de halógeno a los dobles enlaces. No

se encuentran en los productos naturales, pero se obtienen en la destilación destructiva de

sustancias naturales complejas, como el carbón, y en grandes cantidades en las refinerías de

petróleo, especialmente en el proceso de craqueo. El primer miembro de la serie es el eteno,

C2H4. Los dienos contienen dos dobles enlaces entre las parejas de átomos de carbono de la

molécula. Están relacionados con los hidrocarburos complejos del caucho o hule natural y

son importantes en la fabricación de caucho y plásticos sintéticos. Son miembros

importantes de esta serie el butadieno, C4H6, y el isopreno, C5H8.

Los alquenos contienen menos hidrógeno que los alcanos de igual número de carbonos y

que pueden convertirse en estos por adición de hidrógeno. Puesto que los alquenos tienen

menos hidrógeno que el máximo posible se denominan hidrocarburos no saturados.

Los alquenos son hidrocarburos con dobles enlaces carbono-carbono. A veces se les llama

olefinas (formador de aceites). Como el doble enlace carbono-carbono es relativamente

reactivo, se considera como grupo funcional. Las reacciones de los alquenos se caracterizan

por la participación de sus dobles enlaces carbono-carbono.

Son isómeros de los cicloalcanos.

C3H6: CH2=CH-CH3 Propeno

Ciclopropano

La presencias del doble enlace hace que los alquenos sean muy reactivos y sus reacciones

son principalmente de adición.

El enlace doble hace que se acorten las distancias: C–C distancia 1,54 Å

C=C distancia 1,34 Å

2. PROPIEDADES DE LOS ALQUENOS

PROPIEDADES FÍSICAS:

Las propiedades son muy similares a los alcanos. Los alquenos que contienen de dos a

cuatro átomos de carbono son gases; los que tienen de 3 a 18 son líquidos y los que

contienen más de 18 carbonos son sólidos. Son relativamente poco solubles en agua, pero

se disuelven en ácido sulfúrico concentrado.

Los puntos de fusión y ebullición son diferentes a los alcanos, mayores cuando aumenta el

peso molecular.

PROPIEDADES QUÍMICAS:

Las reacciones en los alcanos son principalmente sustitución en las cuales el enlace

carbono-hidrógeno se rompe. En contraste, la reacción más característica de los alquenos es

la adición al doble enlace. El enlace de la olefina se rompe y se forman dos nuevos

enlaces únicos. En reacciones de adición se forma un solo producto:

a) HIDROGENACION DE ALQUENOS

|

|

|

|

RCATALIZADO

2

/

\

\

/ CCHCC

El catalizador adsorbe el hidrógeno sobre su superficie y luego absorbe el insaturado

por el lado menos impedido estéricamente, luego hay una transferencia simultánea de

los hidrógenos del catalizador al alqueno adsorbido y luego una expulsión del

compuesto reducido.

Estéricamente (dificultad que hay para que un compuesto llegue al punto de reacción).

HHHHHH

CCHCC

HHHH

/

\::

\

/

RCATALIZADO

2

/

\

\

/

Los dienos, también sufren esta reacción, pero por adición de una cantidad doble de

hidrógeno

3223

RCATALIZADO

222 CHCHCHCHH2CHCHCHCH

La hidrogenación catalítica tiene gran importancia comercial. La margarina se prepara

por este tipo de reacción a partir de aceites vegetales.

b) ADICION DE HALÓGENOS:

Generalmente la adición de halógenos tiene lugar en un solvente como el CCl4 o el

ácido acético glacial. Los halógenos generalmente utilizados son cloro y bromo. El flúor

puede añadirse en condiciones especiales. La mayor parte de yoduros son inestables.

HClClHHH

CCClCC

HHHH

/

\::

\

/

CCl

2

/

\

\

/4

El bromo se polariza mediante una ruptura heterolítica:

:Br|:Br:Br..

..

..

..2

NUCLEOF. ELECTROF.

El alqueno sufre un ataque electrolítico del Br+ al doble enlace para dar un intermedio

(carbonio), este intermedio se conoce como bromonio.

Este producto intermedio es susceptible al ataque de un nucleofilo, pero por el lado

opuesto.

BrBrHBrHHH

CCBrCCBrCCBrBrCC

BrHHHH

/\

/

\|

|\

//

\:

\

/

/

\..

\

/

/

\

\

/

La estabilidad de los carbonios es: 3o > 2

o > 1

o

Br

BrCHCHCH

Br

BrCHCHCHBrBrCHCHCH

3||

2

3|

232

c) ADICIÓN DE ACIDOS HIDRÁCIDOS

Los ácidos halogenídricos secos se adicionan a los dobles enlaces fácilmente dando

productos monohalogenados sin catalizadores.

Cuando hay agua el ácido cataliza la adición de agua siendo el producto un alcohol.

XH

CCHXCC/

\||

\

/

/

\

\

/

Cuando es asimétrico forma dos compuestos, el producto principal está dado por la

regla de Markownikoff: En la adición de ácidos halogenídricos a los alquenos

asimétricos el hidrógeno va al carbono con mayor número de hidrógenos.

PRINCIPAL.PCHCHCHHBrCHCHCH

Br

3

|

323

d) ADICION DE H2SO4

Se adiciona a los alquenos en frió por la regla de Markownikoff dando los compuestos

sulfatos ácidos de alquilo.

HHOSO

CCHOSOHCC

3

/

\||

\

/3

/

\

\

/

3

3|

3323

HOSO

PROPILODEACIDOSULFATOCHCHClHOSOHCHCHCH

Si se diluye la solución sulfúrica del sulfato ácido de alquilo con agua y se calienta y se

obtienen un alcohol con el mismo grupo alquilo que el sulfato original.

O

SOHOHCHCHHOSOCHCHCHCH

O

4223

OH||

|||23

SOH

22242

La adición del ácido sulfúrico sigue la regla de Markownikoff.

e) ADICION DE AGUA – HIDRATACIÓN:

El agua se adiciona a los alquenos más reactivos en presencia de ácidos, para dar

alcoholes. Esta adición también sigue la regla de Markownikoff.

OHHalqueno

CCOHCC H

2

OH

CHCCHCHCCH

CHCH

33

H,OH

23

33

2

Alcohol t-butílico

f) OXIDACIÓN DE ALQUENOS

En presencia de KMnO4 diluído, medio básico se obtienen los glicoles

OHOH

GLICOLCCKMnOCC

/

\||

\

/

BASICOMEDIODILUIDO

4

/

\

\

/

OO

MnRUPTURA

OO

CCMnOCC

//\

/\

OHH

/

\||

\

/4

/

\

\

/

OHOHMnOOH

MnOCCCC

3

3

/

\||

\

/

OH/

\||

\

/

// \\

\ /

//

\

\\ \

OHOH

KOH2MnO2CHCH3OH4KMnO2CHCH3 2|

2|

22422

Los productos finales de la oxidación de los alcoholes son ácidos carboxílicos, cetonas y sales de ácidos.

Si el doble

enlace es extremo

Ácido Mn++

ácido

KMnO4

Básico MnO2 sal

K2Cr2O7 Ácido Cr+3

Cr2+6

Cr2+3

HOOHHH

2RCC1RglicolCC

OO2R1R

/

\

\

/

ácidocetona

HO3RH3R

2RCOCglicolCC

O1R2R1R

\

/

/

\

\

/

cetonasdos

4R3R4R3R

OCOCglicolCC

2R1R2R1R

\

/

\

/

/

\

\

/

HOH

OHCOOCglicolCHC

1R1R

22

\

/2

\

/

NOMENCLATURA:

1. Los alquenos simples se denominan de modo semejante a los alcanos, empleando como

raíz el nombre de la cadena más larga que contienen el doble enlace:

CH2=CH2 Eteno

CH2=CH-CH3 Propeno

2. Cuando la cadena contiene más de tres átomos de carbono, se usa un número para

determinar la posición del doble enlace. La cadena se numera comenzando en el

extremo más cercano al doble enlace:

CH2=CH-CH2-CH3 CH3-CH=CH-CH3

1-BUTENO 2-BUTENO

CH2=CH-CH2-CH2-CH3 CH3-CH=CH-CH2-CH3

1-PENTENO 2-PENTENO

3. Un compuesto que tenga dos dobles enlaces se llama dieno. Un trieno tiene tres dobles

enlaces, etc. Se usan números para especificar las ubicaciones de los dobles enlaces:

CH2=CH-CH=CH2

1,3-BUTADIENO

CH3-CH=CH-CH=CH-CH=CH2

1,3,5-HEPTATRIENO

1,3,5,7 CICLO OCTATETRAENO

4. Si hay grupos sustituyentes unidos a la cadena principal, cada uno se nombra con un

número para indicar su ubicación:

3

3

1

|

23

3

4

CH

CHCCHCH

3

2

12

|

3

3

4

CH

CHCHCHCH

2-METIL 2-BUTENO 3-METIL 1-BUTENO

33

3|

22|

3

OHCH

CHCHCHCHCCHCH

3,6-DIMETIL 2-HEPTENO

1-METIL CICLO PENTENO

2-ETIL-1,3-CICLOHEXADIENO

5. En el caso de los ciclo alquenos se nombran igual que los ciclo alcanos cambiando la

terminación ano por eno y se enumeran los carbonos empezando por uno de los

carbonos del doble enlace y siguiendo hasta enumerar todo el anillo pasando por el

doble enlace de modo que los sustituyentes tengan los menores valores posibles:

1,3 dimetil ciclo hexeno

6. Los radicales de los alquenos se nombran cambiando la terminación enilo en lugar de

ilo ilo de los radicales de los alcanos:

CH2=CH- etenil o etilen (vinil)

CH2=CH=CH2- 2-propenil o 2-propilen (alil)

CH2= metilen

22

|

2

2

CHCHCHCHCHCH

CHCH

3-vinil 1,5-hexadieno

ClCHCHCH 22

cloruro de alilo

3cloro propeno

CH2

3-METILEN CICLO HEXENO

OBTENCIÓN DE ALQUENOS

FUENTE INDUSTRIAL

El petróleo y el gas natural proporcionan los alcanos que son la principal fuente primaria de

productos orgánicos. De los alcanos se obtienen, mediante cracking diversas sustancias:

hidrocarburos aromáticos y alquenos menores etano, propeno y butenos. El etano es el

compuesto orgánico de mayor consumo en la industria química y se sitúa en quinto lugar

entre todos siendo superado solamente por el ácido sulfúrico, la cal, el amoníaco y el

oxígeno.

SÍNTESIS:

1. DESHIDRATACIÓN DE ALCOHOLES

Uno de los mejores métodos para la síntesis de alquenos es por deshidratación de

alcoholes. La palabra deshidratación significa literalmente eliminación del agua.

OHH

REVERSIBLECHCHHOHCHCH 22|

2|

2

Se realiza en presencia de ácidos fuertes (dadores de protones) como H2SO4, H3PO4

(catalizadores ácidos y agentes deshidratantes) a más de 160oC.

MECANISMO

PASO 1: protonación del grupo hidroxilo

Ataque del protón al alcohol formando alcohol protonado.

PROTONADOALCOHOL

H

HOCHCHHHOCHCH..

|23

..

..23

PASO 2: Ionización

Eliminación del agua y formación del carbonio

correspondiente.

CARBONIOH

CHCHHOCHCH 23

OH

|23

2

PASO 3: Eliminación del protón del carbonio con la formación de alquenos.

OHCHCH:OHCHCH

H

322

..

22

|

2

Cuando hay en la molécula de alcohol más de tres átomos de carbono, los alquenos

obtenidos son varios:

HH

OOH

CHCHCHCHCHCHCHCHHCHCHCHCH

/\

323

OH

3|

233|

232

)incipalProducto(PrBUTENO2CHCHCHCH1 33

BUTENO1CHCHCHCH2 223

Para conocer el producto principal seguimos la regla de eliminación o de SAYTSEFF

que dice “En la deshidratación del alcohol en presencia de ácido el hidrógeno que se

elimina proviene de un carbono que tiene el menor número de hidrógenos”.

Alcoholes 3ero

> 2o > 1

o

2. DESHIDROHALOGENACION DE COMPUESTOS HALOGENADOS:

Eliminación de X e H de un halogenuro de alquilo. Esta deshidrohalogenación se lleva a

cabo mediante un mecanismo en un solo paso, cuando una base fuerte sustrae un protón de

un átomo de carbono mientras el grupo saliente se aleja del átomo de carbono adyacente.

ClH

CHCHKClOHCHCH 222

OHKALCOHOLICOMEDIOC22

|2

|2

O

Cuando hay más carbonos, para determinar el producto principal se realiza por la ley de

eliminación:

223

3322||

3

CHCHCHCHHClH

CHCHCHCHPRIN.POHKClKOHCHCHCHCH

Facilidad de deshidrohalogenación es la siguiente:

Haluros de alquilo terciarios > secundarios > primarios

ALQUINOS

Su fórmula general es CnH2n-2. Caracterizados por tener triples enlaces, son isómeros

estructurales de los dienos y ciclo alquenos.

C5H8: CH ≡ C – CH2 – CH2 – CH3 1- pentino

CH2 = CH – CH = CH – CH3 1,3 penteno

El compuesto representante es el alquino de dos átomos de carbono: etino (acetileno), la

química del triple enlace carbono – carbono es semejante a la del doble enlace.

En la molécula de acetileno los dos carbonos y los hidrógenos se encuentran unidos

siguiendo un mismo eje o sea lineal.

H – C ≡ C – H

Con un ángulo de enlace de 180º entre C C

La distancia C C = 1,2 Å.

Los carbonos del alquino tienen la distribución electrónica:

1s2,2s

1,2px

1,2py

1,2pz

1

sp

1s2 2(sp1,sp1) 2py1,2pz1

híbridos simples

Los orbitales sp-sp se unen con un solapamiento longitudinal.

Los orbitales p- p se unen con solapamiento lateral.}

Por lo tanto una molécula de acetileno esta formada por:

y

3 enlaces

HCCH 1 y

1 z

z

CARBONOS DISTANCIA C-C ORBITALES

ALCANOS TETRAGONALES 1,54 AO SP3

ALQUENOS TRIGONALES 1,34 AO SP2

ALQUINOS DIGONALES 1,20 AO SP

NOMENCLATURA

Se nombra cambiando ANO por INO indicando con números la posición del triple enlace.

La nomenclatura IUPAC para los alquinos es semejante a la de los alquenos. Se localiza la

cadena continua más larga de átomos de carbono que incluya al triple enlace y se cambia la

terminación ANO del alcano por la terminación INO. Se numera la cadena desde el

extremo más cercano al triple enlace y se especifica la posición de este mediante el átomo

de carbono al que le corresponde el número menor, se asignan números a los sustituyentes

que indiquen sus ubicaciones.

HCCH HCCCH3 33 CHCCCH

Etino Propino 2-butino

BrCH

CHCHCHCCCHCH

3

3|

2|

3

6-bromo 2-metil 3-heptino

Cuando hay dobles y triples enlaces el nombre del compuesto se hace terminar en: en-ino.

(alquelinos)

CCCHCH3

1 buten 3 ino

En el caso de dobles y triples enlaces múltiples se usan los prefijos de cantidad y la

numeración se la hace por el extremo más cercano al doble enlace.

CCCCCCCC

1,5 octadien 3,7 diino

Cuando hay ramificaciones con triples enlaces se nombran como radicales alquinilos.

CCC 2-propinilo

CCCC 2-butinilo

C

C

C

CCCCCCCCCCC

|||

|

12345

|

67891011

6(2 propinilo) 1,6 undecadien 4,8 diino

ClCCCCCC 1-cloro 2,4-hexadiino

C

CCC

CCCCCC

CCCCCCCCCCCCC

CCCC

|||

|||||

|||

|

|

|

|

3,3- dimetil 4,5-diisopropil 8-ciclo hexil 6-etinil 9(1 metil 2 propinil) 1,6 tridecadien 10, 12

diino.

OBTENCIÓN DE ALQUINOS

1. OBTENCIÓN DE ACETILENO POR HIDRÓLISIS DE CARBURO DE

CALCIO.

El carburo de calcio se prepara con óxido de calcio y coque.

El oxido se obtiene a partir de la caliza.

23 COCaOCaCO

COCaCC3CaO 2

C2000O

C

)OH(CaCHHCOH2|||Ca

C

22

/

\

Una síntesis alternativa, basada en el petróleo, esta desplazando al proceso del carburo.

Implica la oxidación parcial, controlada y a temperatura elevada del metano.

2

C1500

24 H10CO2CHHC2OCH6O

Debido al elevado costo del acetileno, ha disminuido mucho su antiguo y vasto mercado; la

mayoría de los productos químicos que antes sintetizaban del acetileno se obtienen en la

actualidad del eteno. No obstante, el acetileno sigue siendo la fuente de algunos

compuestos utilizados en la manufactura de polímetros.

2. DESHIDROHALOGENACIÓN

a) Por deshidrohalogenación de dihalogenuros vecinales

XX

RCCRHOH2NaX2NaOH2RCHCHR ALCOHOL

||

b) Por deshidrohalogenación de dihalogenuros geminales

XH

RCCRHOH2NaX2NaOH2RCCR

XH

ALCOHOL

|

|

|

|

BUTINO2ClCl

OH2KCl2CHCCCHKOH2CHCHCHCH 233

ALCOHOL

3||

3

Los dihalogenuros vecinales necesarios en la reacción anterior se preparan

adecuadamente por adición de halógenos a los alquenos.

PANODIBROMOPRO2,1PROPENO

BrBr

CHCHCHBrCHCHCH|

2|

3223

BrBr

CHCCHKOH2CHCHCH 3

ALCOHOL

2||3

1,2 dibromo propano propino

VIA OTROS ACETILENOS

Los acetilenos terminales presentan carácter ácido. El hidrógeno unido al triple enlace

puede sustituirse cuando el acetileno terminal se trata con una base fuerte, como el sodio

metálico. El acetileno se convierte en una sal de acetiluro. Los acetiluros de este tipo

reaccionan con haluros de alquilo para dar un nuevo acetileno como puede verse a

continuación:

2

LIQUIDONHH2/1CNaHCNaCHHC 3

23

LIQUIDONH

3 H2/1CNaCCHNaCHCCH 3

NaBrCHCHCCCHBrCHCHNaCCCH 323233

REACCIONES DE ALQUINOS

La presencia de los electrones del enlace hace que los compuestos reaccionen por

adición, de igual manera, los hidrógenos de los alquinos terminales reaccionan por

sustitución.

Las reacciones de adición son iguales a la de los alquenos.

PROPIEDADES FÍSICAS

Al ser compuestos de baja polaridad, las propiedades físicas de los alquinos son, en esencia

las mismas que las de los alcanos y alquenos. Son insolubles en agua, pero bastante

solubles en disolventes orgánicos usuales de baja polaridad: éter, benceno, CCl4, etc. Son

menos densos que el agua y sus puntos de ebullición aumentan con el incremento del

número de carbonos y el efecto habitual de ramificación de las cadenas. Los puntos de

ebullición son casi los mismos que para los alcanos o alquenos con el mismo esqueleto

carbonado.

REACCIONES QUÍMICAS

1. ADICION DE HIDRÓGENO

En presencia de un catalizador adecuado, el hidrógeno se agrega al alquino,

reduciéndolo para dar un alcano. Por ejemplo, cuando alguno de los isómeros del butino

reacciona con hidrógeno y un catalizador de platino, el producto es n-butano.

Los catalizadores de platino, paladio y níquel se emplean normalmente en esta reducción.

HH

RCCRH2RCCR

HH

|

|

|

|

Ni,Pd,Pt

2

La hidrogenación catalítica se lleva a cabo en dos pasos, con un alqueno como

intermediario. Con catalizadores como el Pt, P de Ni, por lo general es imposible detener la

reacción en la etapa de alqueno.

3222

Ni,Pd,Pt

232 CHCHCHCHHH2CHCHCHC

1-BUTINO BUTANO (100%)

3223

Pt

233 CHCHCHCHH2CHCCCH

2-BUTINO BUTANO (100%)

La hidrogenación de un alquino se puede detener en la etapa del alqueno, empleando un

catalizador “envenenado” preparado a partir de un buen catalizador tratado con algún

compuesto que lo haga menos eficaz. El catalizador de LINDLAR es un catalizador que

esta compuesto de sulfato de bario cubierto con paladio y envenenado con quinolina.

HHHH

RCCRCCRCCR

HHRR

|

|

|

|

Pt,H/

\

\

/

Pt,H 22

2. HALOGENACIÓN

Como en los alquenos, el cloro y el bromo se unen fácilmente a un enlace triple. El

flúor suele ser demasiado enérgico, y el yodo, en general, no forma productos de

adición estables.

La reacción puede efectuarse por etapas como sigue:

ClCHCHClClCCClClCHHC

ClClHH

||Cl

||

22

ClCl

CHCCCHCHCl2CHCCCHCH

ClCl

3

|

|

|

|232323

3. ADICION DE HALUROS DE HIDRÓGENO (HX)

Se adicionan a los triples enlaces en ausencia de agua dando los compuestos

primeramente haloalquenos y luego en dihaloalcanos geminales, se sigue la regla de

Markownikoff.

ClCl

CHCCHHClCHCCHHClCHCCH

Cl

3

|

|32

|33

4. ADICION DE AGUA

En condiciones adecuadas el agua se une al acetileno para proporcionar el aldehído, el

acetaldehído

CHOCHOHCHHC 3

HgSOSOH

2442

ACETILENO ACETALDEHÍDO

FORMACIÓN DE ACETILUROS METALICOS (CARÁCTER ÁCIDO DE LOS

ALQUINOS)

El hidrógeno ácido de los acetilenos terminales puede ser sustituido por un ion metálico

para formar una sal de acetiluro. Con metales pesados como Ag+ y Cu

+, estas se forman

fácilmente y precipitan de la solución. Como solo sufren formación de sal los alquinos

terminales, la formación del acetiluro metálico puede utilizarse como prueba diagnostico

para distinguir un acetileno terminal de un acetileno no terminal. Por ejemplo el 1-butino

proporciona fácilmente un acetiluro de Ag+ y Cu

+, mientras que el 2-butino no da

precipitado del acetiluro terminal en condiciones similares.

CAgAgCAg2CHHC 3NH

BLANCO

CCuCuCCu2CHHC 3NH

ROJO

AgCCCHCHAg2CHCCHCH 23

NH

233

1-BUTINO ETIL ACETILURO DE PLATA

REACCIONSINAg2CHCCHCH 3NH

323

2-BUTINO

HIDROCARBUROS AROMATICOS

Son compuestos cíclicos formados por dobles y simples enlaces, pero con propiedades

deferentes a los ciclos alquenos. El elemento representativo es el benceno de formula C6H6

que se le representa como un hexágono regular con 3 enlaces dobles y tres enlaces simples

alterados.

= 1,34 Å

– 1,54 Å

De acuerdo a esto, el benceno tendría la forma de un hexágono regular. Mediante

mediciones por difracción de rayos x se ha constatado que

C – C

C = C es constante = 1,39 Å

A diferencia de los alquenos que se oxidan fácilmente con el KMnO4 y reaccionan

fácilmente con ácidos, el benceno a pesar de tener 3 dobles enlaces no reacciona de la

misma manera, esto se debe a su distribución electrónica.

Los carbonos del benceno son trigonales igual que los carbonos de los alquenos:

1s2 2(sp

2, sp

2, sp

2) 2sp

2

Cuando se forma el benceno se unen 6 carbonos trigonales en estructura planar mediante

enlaces(simples) sigma formando por orbitales sp2. El otro sp2 se halla unido al H

formando un enlace r sp2-1s. Los orbitales pz se hallan perpendiculares al plano y paralelos

entre sí y a igual distancia , estos se ponen lateralmente dando orbitales moleculares .

Si el benceno es una sustancia de alta simetría, los orbitales simples pz pueden solaparse

lateralmente al mismo tiempo y por igual con sus orbitales vecinos, obteniéndose un

orbital molecular deslocalizado sobre todos los carbonos del anillo conociéndose como

ORBITAL MOLECULAR DEL BENCENO, lográndose estabilizar la molécula. Cuando

se quiere representar la deslocalización de orbitales se emplea:

RESONANCIA DEL BENCENO Cuando se quiere indicar el solapamiento por pares generalmente con el fin de explicar

ciertas reacciones sé emplean las llamadas estructurales de Cekule.

Considerándose que ninguna de estas estructuras por separado es una representación del

C6H6, ya que el benceno es un híbrido, es decir un estructura situada entre estos dos

extremos.

NOMENCLATURA

Los 6 carbonos del benceno se hallan en posiciones equivalentes. En los compuestos

monosustituídos se nombran como derivados del benceno:

(metil-benceno)

anilina

(Hidroxi benceno)

EN EL CASO DE DISUSTITUÍDOS: Cuando el C6H6 se halla di sustituido tenemos los isómeros de posición. Pueden ser:

ORTO = sustituyentes que se hallan en carbonos adyacentes (1-2).

META =sustituyentes que se hallan en carbonos alternos (1-3).

PARA = sustituyentes que se hallan en carbonos opuestos (1,4)

Se antepone :orto-di o se indica la posición de los sustituyentes con

números.

catecol

resorcinol

hidroquinona

En el caso de polisustituídos, se indica con números la posición de los sustituyentes.

PROPIEDADES FISICAS

El benceno y sus homólogos son similares a otros tipos de hidrocarburos en cuanto a

propiedades físicas. Son insolubles en agua, pero solubles en solventes orgánicos. Los

puntos de ebullición de los hidrocarburos aromáticos son ligeramente superiores a los de

los alcanos en igual contenido de carbono. Por ejemplo el n-hexano que hierve a 69oC,

mientras que el benceno hierve a 80 ºC. La estructura planar y la densidad de los electrones

muy deslocalizados en el hidrocarburo aromático aumentan las fuerzas que actúan entre las

moléculas. La consecuencia es un punto de ebullición más elevado. También la estructura

simétrica de benceno permite un mejor empaque del cristal, el resultado es un punto de

fusión más elevado que el alcano de cadena recta que tiene igual contenido de carbono.

Los hidrocarburos aromáticos son muy inflamables y deben manipularse con precaución. El

benceno es tóxico cuando ingresa en el organismo. La inhalación prolongada de sus

vapores disminuye la producción de los glóbulos rojos y blancos de la sangre, pudiendo a

llegar a causar la muerte. Además algunos hidrocarburos polinucleares más complejos son

cancerígenos.

REACCIONES QUIMICAS:

Presentan reacciones principalmente de sustitución en tanto que las reacciones de adición se

realizan solo cuando hay una cantidad suficiente de energía para romper los enlaces.

1.-Adición de Hidrógeno:

El benceno adiciona 3 moles de hidrógeno en presencia de energía exterior a T y P elevados

empleando un catalizador activo dando el ciclo hexano.

+ 3 H2 Ni

ciclo hexano 150 c- 2 atm

2.- Adición de halógenos:

Se adiciona los halógenos del Cl y Br en presencia de energía obteniéndose el hexancloro

ciclo hexano por reacción de adición.

Cl

Cl Cl

+ 3Cl2 luz

Cl Cl

Cl

Si el areno tiene una cadena lateral en presencia de cloro y bromo y energía luz, se realiza

la sustitución en la cadena del carbono adyacente al anillo

Cl

CH2-CH3 CH- CH3

+ Cl2 luz

+ HCl

REACCIÓN DE SUSTITUCIÓN ELECTROFÍLICA

Se realiza mediante un agente electofílico que desplaza a un hidrógeno, sustituyendo el

anillo. Las propiedades principales son:

Halogenación.

Nitración

Sulfonación

Alquilación

Acilación

MECANISMO

Como agente electrofílico se emplea el catión a un sustancia polarizada. Este ataca a uno de

los carbonos del anillo obteniéndose un intermedio catiónico igual que en la adición

electrofílica de alquenos.

X

H H - X

+ X+ -H+

El compuesto final es inestable y ya no es aromático en un proceso posterior se elimina H+

y se restablece el anillo aromático.

HALOGENACIÓN

Se adiciona cloro y bromo en presencia de tribromuro férrico dando el bromo benceno.

Entre el halógeno , el catalizador y el aromático es forma un compuesto asociado, previo a

la halogenación.

Br

+ Br2 FeBr3 + HBr

Mecanismo

Br+

FeBr4-

+ Br+ .....Br FeBr3

-

Br

+ FeBr4- _ Br + FeBr3 + HBr

Cuando se realiza con cloro tenemos como catalizador FeCl3 y AlCl3.

NITRACIÓN:

El grupo nitrilo no se une directamente al anillo. Se emplea HNO3 en presencia de H2SO4

forma el ion nitronio (NO2+) poderoso electrofílico.

HNO3 + H2SO4 NO2+ + H2O + HOSO3

-

nitronio

NO2 NO2

H - H+

+ NO2+

H+ + HOSO3

- H2SO4 se regenera

SULFONACIÓN:

Reaccionan los arenos con H2SO4 seco dando el compuesto sustituido.

SO3 OH-

+ H2SO4 H + H + H2O

ácido bencensulfónico

ALQUILACIÓN:

Los arenos por reacción con halogenuros de alquilo en presencia de tricloruro de aluminio

dan como productos los compuestos alquilbencenos + HX

H R

+ R-X AlCl3 + HCl

Se aplica industrialmente y se conoce como reacción de Friedel y Crafts.

H CH2-CH3

+ Cl CH2-CH3 Al Cl3 + HCl

Mecanismo

R+.....Cl AlCl

-3 R

+ R+....ClAlCl3

- + ClAlCl3

-

R

+ H+ + AlCl4

-

HCl + AlCl3

ACILACIÓN

Reaccionan los arenos con los cloruros de acilo en presencia de AlCl3 dando como

resultado los compuestos alquil avilcetona.

cloruro de ácido

O

C

R

+

Cl

CR

O

AlCl 3/

\ + H+ AlCl4

- HCl + AlCl3

RCO+....ClAlCl3

-

O

C

CH2-CH3

ClOH

OHCRHClCR

OO

2

/

\

/

\

+

Cl

CCHCH

O

AlCl 3/

\23 + HCl

etil fenil cetona

Problemas

Calcule el volumen de metano a temperatura y presión estándar que pueda obtenerse de 10

g de acetato de sodio por fusión con cal sodada.

CH3 – COONa + NaOH CH4 + NaCO3

82 16

10 X=1.99 g CH4

HIDROCARBUROS AROMÁTICOS POLINUCLEARES

Son compuestos formados de dos o más anillos de benceno los anillos fusionados son

aquellos que comparten dos átomos de carbono y un enlace entre ellos.

Naftaleno(C10H8).- es le compuesto aromático más simple y que consiste en dos anillos

de benceno fusionados.

8 1

7 2

6 3

5 4

Antraceno y Fenantreno:

5 6

8 9 1 4

7 2 3 8

6 3 2 9

5 10 4 1 10

Son más reactivos en las reacciones de adición y sustitución que el benceno. Hay varias

estructuras resonantes para dar la final.

Naftaleno 3 estructuras resonantes

Antraceno 4 estructuras resonantes

Fenantraceno 5 estructuras resonantes

En el naftaleno hay 4 posiciones y 4, siendo + reactivos la .

Las reacciones se sustitución y adición se realizan generalmente por halogenación y

nitración.

Cl

+ Cl2 + HCl

En el antraceno el más reactivo se obtienen compuestos en los que intervienen los carbonos

9 y 10.

H Br

+ Br2

-HBr

Br

HBr

+Br2 Br

HIDROCARBUROS AROMATICOS POLINUCLEARES SUPERIORES

Se forman en la mayor parte de los procesos de combustión y muchos de ellos son

cancerígenos.

Glucosa C6H12O6

Sacarosa C12H22O11

Almidón (C6H10O5)4

COMPUESTOS HALOGENADOS

Br

Br

HALUROS DE ALQUILO

Son de la forma R-X, en donde es un radical alquílico y X un halógeno (F, CL, Br, I,)

Pueden ser : Primarios, secundarios y terciarios.

a)Primarios CH3 - CH2Cl cloruro de etileno

b)secundarios

CH3-CH-CH3 2-cloro propano

Cl cloruro de isopropilo

c)Terciarios

Br

CH3 – C – CH3 2- bromo 2- metil propane

Bromuro de t- butilo

CH3

Nomenclatura: Tenemos dos sistemas:

a) Considerando primero el nombre del halógeno seguido del alcano.

b) Considerando el halógeno terminado en URO seguido del radical alquílico

correspondiente.

Propiedades Físicas

Son inmiscibles en agua y ligeramente más densos que esta. El punto de ebullición esta

aproximado o cercano al de los alcanos de igual peso molecular.

PREPARACIÓN

a) Por halogenación directa de alcanos. En presencia de luz o peróxidos, la desventaja

es que se obtiene una mezcla de varios productos halogenados.

3223

22232323

CHCHCHCHCH

ClCHCHCHCHClCHCHCH luz

Cl

b) CH3 – CH = CH2 + HBr CH3 – CH – CH3

Br

c) A partir de alcoholes con HX, PX; y SOCl2

a.) OHXRHXOHR frío

2

(terciario)

OHXRHXOHR 2

º150

(secundario y primario)

Para alcohol primario se necesita también se utiliza un catalizador ZnCl2

b.- Se realiza con disolvente piridina (C5H5N)

333 33 55 POHClRPClOHR NHC

c.- Se realiza con piridina como disolvente.

HClSOClRSOClOHR NHC 2255

Se emplea para obtener compuestos clorados

PROPIEDADES QUIMICAS (REACCIONES)

Las reacciones químicas son de eliminación y sustitución.

Cuando se produce la eliminación se forma un doble enlace y los eliminados son de

átomos adyacentes.

La sustitución puede ser : Electorfíla (SE): H+ NO2

+

Nucleofia (SN): Cl- OH

-

REACCIONES DE ELIMINACION: (E)

Tenemos las reacciones E1 y E2, en el primer caso de eliminación unimolecular y bi

molecular. Es la eliminación de un hidrógeno o halógeno de carbonos adyacenes formados

por el doble enlace.

E2 se da en presencia de bases fuertes como el KOH3, CH3 – CH2 Cl + KOH, NH3 ,OH-

2223 CHCHKClHOHKOHClCHCH

Mecanismo

CH2 – CH2Cl + KOH H2O + KCl + CH2 = CH2

H Cl El orden de facilidad es 30 > 2

0 >

1

0

OHHOHH

ClCHCHCHCHCHCHClHCHCH HOH

23222222

E1.- se da en compuestos secundarios y terciarios. Se realiza mediante dos pasos y en

soluciones en donde la base débil se halla en concentración baja.

a) La ionización completa del compuesto halogenado en presencia de disolvente.

b) Luego se produce el ataque del disolvente agua al hidrocarburo B con la

consiguiente formación del doble enlace.

El orden de facilidad es 30 > 2

0 >

1

0

Para la eliminación se sigue la regla: El hidrógeno se elimina del carbono que tenga el

menor número de hidrógenos.

El hidrógeno que se elimina es del carbono que tenga el menor número de hidrógenos.

CH3 CH3

CH3 – C – CH2-CH3 CH3 - C-CH2-CH3

Cl

CH3

1) CH3 – C - CH– CH3 P principal

CH3

2) CH2 = C –CH2- CH3

CH3 CH3

CH3 – C – CH-CH2-CH3 CH3 - C- CH - CH2 - CH3

CH3 CH3

SUSTITUCIÓN NUCLEOFILICA Sn1

Se caracteriza por el reemplazo de un X- por un Y

- (nucleofilo)

R – Cl + OH- R – OH + Cl

-

R – OH + R- R – Cl + OH

-

Se da en alcoholes y ésteres.

Mecanismo

El compuesto halogenado RX reacciona en dos partes:

a) Una ionización completa en forma lenta.

b) El ataque del nucléofilo en forma violeta para dar el compuesto sustituido (Bromuro

de t-butilo)

ClOHCHClCH OH

33 terciarios

1) ClCHClCH 33 (principal)

2) OHCHOHCH rápida

33

La velocidad de producción del metano depende de la concentración de CH3Cl-

V= K ( CH3Cl )

Permitiéndonos conocer el orden de la reacción dado por la suma de los exponentes. En

donde toda reacción SN1 es de orden 1.

RT> RS > RP (velocidad)

En ocasiones actúan de nucleofilo el disolvente presente:

H2O (OH-) hidrólisis.

Alcohol (OH-) alcoholisis

Ácido (COO-) acetólisis.

Amina( Nh2) aminolisis

SN2:

CH3 : Cl + OH - CH3OH + Cl

- primario

MECANISMO

El nucleofilo OH- ataca al carbono que tiene halógeno y elimina el halógeno al estado de

ion halogenuro. Así se forma un enlace C-O rompiéndose un enlace C-Cl . La velocidad de

reacción depende de la concentración del cloruro de metilo y del nuceofilo.

V=(CH3Cl)(OH-)K

El orden de una reacción SN2 es 2 la velocidad es

RP> RS > RT

Mecanismo General

OH- H OH H H

C C-Cl C +

Cl-

H H Cl H H H H

OH

USOS

Los compuestos de flúor más importantes son aquellos en los cuales todos los átomos de

hidrógeno han sido sustituidos por flúor y otros halógenos. Las sustancias que contienen

varios átomos de flúor suelen ser inertes para oxidantes y reductores y para la mayor parte

de ácidos. En consecuencia se emplean en la refrigeración de aerosoles, lubricantes Y en la

industria de plásticos.

Los compuestos de flúor más utilizados son los derivados del metano y de etano que se

venden con los nombres de Freón.

CF2Cl2 CFCl3 CFCl2CF2Cl CF2 - CF2

Freón 12. Freón 11. Freón 113

1,1,2 trifluro CF2 - CF2

tricloro etano Octafluoro

ciclo butano.

El Freón 12 es volátil (punto de ebullición –280C ) y no es tóxico; se usa como refrigerante

y en aparatos para acondicionamiento de aire. El Freón C318 no tiene olor ni sabor, no es

tóxico y resiste mucho la hidrólisis, se emplea en al industria de los aerosoles.

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- Brescia. FUNDAMENTOS DE QUIMICA. CECSA. México. 1980.

DEBER 1 (UNIDADES)

21. 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

es el 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

22. Un hombre medio necesita unos 2,00 mg de vitamina B2 por día. Cuántas libras de

queso necesitaría comer un hombre por día si ésta fuera su única fuente de

suministro de vitamina B2 y si este queso contuviese 5,5x10-6

gramos de vitamina

por gramo. Resp. 0,80 lb/día

23. Un catalizador poroso para reacciones químicas tiene un área superficial interna de

800 m2/cm

3 de material. El 50% del volumen total son poros (orificios), mientras

que el otro 50% del volumen está formado por la sustancia sólida. Suponga que

todos los poros son tubos cilíndricos con un diámetro d y una longitud l. Cuál es el

diámetro de cada poro. Resp. 25Å

24. Un recipiente de vidrio pesa vacío 20,2376 g y 20,3102 g lleno de agua a 4°C hasta

una cierta marca. El mismo recipiente se seca y se llena hasta la misma marca con

una solución a 4°C. Ahora el peso es de 20,3300 g. Cuál es la densidad de la

solución. Resp. 1,273 g/ml

25. 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

ser tratados para producir una libra de Bromo. Suponer que la densidad del agua de

mar es de 1,0 g/cm3. Resp. 1,8x10

3 galones

26. Una muestra de 20 cm3 de Acido Clorhídrico concentrado de densidad 1,18 g/ml

contiene 8,36 g de HCl. a) Determine la masa de HCl por centímetro cúbico de

solución de ácido. b) Determine el porcentaje en peso (masa) de HCl en el ácido

concentrado. Resp. a) 0,418 g/cm3; b) 35,4%

27. Las Feromonas son compuestos secretados por las hembras de muchas especies de

insectos para atraer a los machos. Con 1,0x10–8

gramos de una feromona es

suficiente para 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 de aire con un radio de 0,50 millas y una altura de 40 pies. Resp.

4,03x10–19

g/L

28. Para conservar el agua, los químicos aplican una delgada película de un cierto

material inerte sobre la superficie del agua para disminuir su velocidad de

evaporación. Esta técnica fue introducida hace tres siglos por Benjamín Franklin,

quien encontró que 0,10 ml de aceite podrían extenderse cubriendo una superficie

de 40 m2 de agua. Suponiendo que el aceite forma una monocapa, es decir, una capa

cuyo grosor es de una molécula, determinar la longitud en nanómetros de cada

molécula de aceite. Resp.

29. Un trozo de galena (Sulfuro de Plomo impuro) pesa 5,50 g en el aire y 4,76 g en el

agua. Cuál es el peso específico de la galena. Resp. 7,4

30. A una aleación se la ha conformado como un disco plano de 31,5 mm de diámetro y

4,5 mm de espesor con un orificio de 7,5 mm de diámetro en el centro. El disco pesa

20,2 g. Cuál es la densidad de la aleación en unidades SI. Resp. 6100 kg/m3

31. Cuántos kilogramos de Sosa Cáustica (85% puro de NaOH) se necesita para

preparar 5 litros de una solución de Hidróxido de Sodio al 20%. La densidad de la

solución de Hidróxido de Sodio al 20% es 1,22 g/cm3. Resp. 1,435 kg

32. Convierta la siguiente temperatura: –195,5°C a °F; –430 °F a °C; 1705 °C a °F.

Resp. –319 °F; –256,7 °C; 3100 °F

33. A qué temperatura la lectura numérica en un termómetro Celsius es igual a la

marcada en un termómetro Fahrenheit. Resp. –40°

34. Construya una escala de temperatura sobre la cual los puntos de congelación y

ebullición del agua sean 100° y 400°, respectivamente, y el intervalo entre los

grados sea un múltiplo constante del intervalo entre los grados en la escala Celcius.

Cuál será el cero absoluto en esta escala y cuál será el punto de fusión de azufre,

que es 444,6°C. Resp. –719°; 1433,8°

35. La temperatura del hielo seco (temperatura de sublimación) es –109°F. Es mayor o

menor que la temperatura del etano en ebullición que es de –88°C. Resp. Mayor

36. Un proceso de estañado electrolítico produce un recubrimiento de un espesor de 30

millonésimas de pulgada. Cuántos m2 podrán recubrirse con un kilogramo de estaño

de densidad 7300 Kg/m3. Resp. 180 m

2

37. El radio atómico del Magnesio (Mg) es 1,36 Å y su masa atómica es 24,312 g. Cuál

es la densidad del átomo en kg/m3. Resp. 3,8x10

3 kg/m

3

38. Una solución diluida de Acido Nítrico se prepara al diluir 64 ml de Acido Nítrico

(densidad 1,41 g/ml y que contiene 70% en peso de ácido nítrico puro) a 1 litro.

Cuántos gramos de HNO3 están contenidos en 50,0 ml de solución diluida. Resp.

3,16 gramos

39. Cuál es la densidad en unidades SI de una esfera de acero que tiene un diámetro de

7,50 mm y una masa de 1,765 g. El volumen de una esfera de radio r es 3r

3

4 .

Resp. 7990 kg/m3

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

DEBER 2 (PESOS ATOMICOS)

21. El argón natural consta de 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

. Calcular el

peso atómico del Argón a partir de estos datos. Resp. 39,948

22. El Boro natural consta de 80% de B11

y 20% de otro isótopo, para poder explicar el

peso atómico de 10,81. Cuál debe ser la masa nucleica. Resp. 10,01

23. En una determinación química de pesos atómicos, se encontró que el Estaño contenido

en 3,7692 g de SnCl4, es 1,717 g. Si el peso atómico del Cloro es 35,453. Cuál es el

valor de peso atómico del Estaño determinado a partir de este experimento. Resp.

118,65

24. 3 at-g de Cromo reaccionan exactamente con el elemento Q, y todo el Cromo se ha

transformado en Cr2Q3. El Cr2Q3 se trata después con Estroncio metálico y todo el Q

del Cr2Q3 se transforma en SrQ; después se hace reaccionar el SrQ con Sodio metálico

y todo el SrQ se transforma en Na2Q, cuyo peso es de 782 gramos. Determinar el peso

atómico del elemento Q, si el del Sodio es 23. Resp. 128

25. El peso atómico del azufre se determinó descomponiendo 6,2984 g de Na2CO3 con

Acido 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 es

el valor calculado para el peso atómico del Azufre. Resp. 32,017

26. 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

27. a) Cuántos at-g de Ba y Cl están contenidos en 107 g de Ba(ClO3)2.H2O. b) Cuántas

moléculas 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

28. A una presa que proporciona agua se le ha agregado 0,10 ppb (partes por billón) de

cloroformo, CHCl3. Cuántas moléculas de CHCl3 estarán contenidas en una gota de

0,05 ml de esta agua. Resp. 2,5x1010

moléculas

29. 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

30. Se tiene 0,75 moles de Fósforo (P4). a) cuántas moléculas de P4 hay; b) cuántos átomos

de P hay; c) cuántos at-g de P. Resp. a) 4,5x1023

moléculas P4; b) 1,8x1024

átomos P;

c) 3 at-g P

31. Calcular el número de gramos en 0,5 moles de las siguientes sustancias: a) yeso

CaSO4.2H2O; b) plomo blanco, Pb(OH)2.2PbCO3; c) galena, PbS. Resp. a) 86,1 g; b)

387,85 g; c) 119,5 g

32. a) Cuántos átomos de oxígeno hay 0,5 moles de Ba(NO3)2 y b) cuántos átomos de

nitrógeno hay en la misma cantidad. Resp. a) 1,80x1024

átomos; b) 6,022x1023

átomos

33. Cuando se calienta el hierro en el aire, reacciona con el oxígeno del aire en proporción

de tres átomos de oxígeno por cada dos de hierro. Se calientan 6 gramos de hierro, a)

Cuál es el peso total del producto; b) Cuántos at-g de O han reaccionado. Resp. a) 8,60

g; b) 0,16 at-g

34. En una muestra de 180 cm3 de Benceno (C6H6) líquido puro, de densidad, 0,88 g/cm

3.

Calcular: a) peso del C6H6; b) Peso molecular del C6H6; c) número de átomos de C en la

muestra. Resp. a) 158,4 g; b) 78,114 g/mol; c) 7,32x1024

átomos C

35. Cuál de las siguientes muestras contiene el número más grande de átomos: a) 2 g de

oro, Au; b) 2 g de agua, H2O; c) 2 g de helio, He; d) 2 g de octano, C8H18. Resp. 2,0 g

He

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

37. Cuando se calientan 2,451 g del compuesto MXO3 puro y seco, se liberan 0,96 g de

Oxígeno. El otro producto es un compuesto sólido, el MX, que pesa 1,491 g. Cuando

este MX reacciona 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 y 108 respectivamente. Calcular los pesos atómicos de los elementos M y X.

38. Determinar el número de libras de Cromita que contiene el 42% de Cr2O3 que se

requieren para obtener 2,6 libras de Cr.

39. Un compuesto está formado por los elementos X, Y, Z, en relación 1:1:4. Determinar la

cantidad 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.

40. Determinar: a) el número de moles de Nitrato Ferroso, Fe(NO3)2; y b) el número de

moléculas que están contenidas en 21,24 g de dicha sustancia.

DEBER 3 (TABLA PERIODICA)

21. El Cloro y el Bario tienen número atómico 17 y 56. Indicar a qué grupo y periodo de la

tabla pertenecen.

22. El Azufre y el Galio tienen un número atómico 16 y 31. Decidir a qué grupo y periodo

pertenecen de la tabla periódica.

23. En qué grupo y período estará el átomo que tiene la configuraci6n 6s2, 6p

2 en el nivel de

valencia.

24. Sin consular la tabla periódica, seleccionar de la siguiente lista los elementos que se

encuentren en el mismo grupo y aquellos que estén en el mismo período: 20Ca, 16S, 19K,

56Ba, 30Zn, 34Se, 4Be.

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

o I–1

.

26. Cuál es el ion más grande en la serie isoelectrónica: Na+1

, Mg+2

, A1+3

.

27. En la siguiente serie isoelectrónica: N–3

, O–2

, F–1

. Cuál es el ion de mayor radio.

28. Para la siguiente serie de iones isoeléctricos determinar cual tiene el mayor tamaño: S–2

,

Cl–1

, K+1

, Ca+2

.

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

30. En cada par seleccionar el átomo o ion con la energía de ionización más

grande: a) Na o Rb; b) Na o Mg; c) Cl–1

o Cl.

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

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

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

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

35. Ordenar la familia VA: a) por la densidad descendente b) carácter metálico ascendente

y c) volumen atómico descendente.

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

descendente.

37. Cuál de los siguientes átomos tiene mayor radio: Cu, Al+3

, P–3

, Na+1

.

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

descendente.

39. De los siguientes elementos, cuál es el de mayor actividad química: Fe, Li, Cl, S, Cs,

Cd, N, B.

40. Escribir la configuración electrónica para los siguientes iones: Ag+1

, Pb+2

, Cr+3

.

DEBER 4 (GASES)

21. 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) la

densidad de la mezcla a dichas condiciones. Resp. a) 302 mmHg N2; 397 mmHg O2,

b) 0,624 g/cm3

22. A una cierta temperatura, la densidad del Etano a la presión de 733,7 mmHg es igual a

la densidad del aire a la presión de 1 atm. Calcular a partir de estos datos el peso

molecular del Etano, si el peso molecular del aire es 28,96 g/mol. Resp. 30 g/mol

23. Un gas seco ocupa 127,0 cm3 en condiciones normales. Si se recoge la misma masa de

gas sobre agua a 23°C y una presión total del gas de 745 torr. Qué volumen ocuparía si

la presión del vapor de agua a 23°C es 21 torr. Resp. 145 cm3

24. Una muestra de 500 litros de aire seco a 25°C y 750 torr de presión se hace burbujear

lentamente a través de agua a 25°C y se recoge en un gasómetro cerrado con agua. La

presión del gas recogido es de 750 torr. Cuál es volumen del gas húmedo si la presión

del vapor de agua a 25°C es 23, 8 torr. Resp. 516,6 litros

25. Calcular la temperatura a la cual la presión de vapor del agua en mmHg, es

numéricamente igual, al número de gramos de agua existentes en 1 m3 de cualquier gas

saturado de vapor de agua. Resp. 16°C

26. 12 g de Iodo sólido de densidad 4,66 g/cm3, se colocan en un recipiente de 1 litro. El

recipiente se llena entonces con Nitrógeno a 20°C y 750 mmHg, y se cierra. Se calienta

ahora a 200°C, temperatura a la que todo el Iodo esta en forma de gas. Calcular la

presión final. Resp. 3,42 atm

27. Un recipiente de 250 ml contiene Kriptón a 500 torr, otro de 450 ml contiene Helio a

950 torr. Se mezcló el contenido de ambos recipientes abriendo la llave que los

conectaba. Suponiendo que todas las operaciones se realizaron a temperatura constante,

calcular la presión total final y el porcentaje en volumen de cada gas en la mezcla.

Resp. 789 torr; 22,6 % Kr

28. Una masa de metano, CH4, se encuentra inicialmente en un recipiente de 6 litros y es

trasladado a otro recipiente de 4 litros, si en el traslado se pierden 6 gramos. Calcular la

masa de metano en el primer recipiente, sabiendo que ambos se encuentran en las

mismas condiciones de presión y temperatura. Resp. 18 g

29. Un recipiente de 5 litros contiene un gas, si se extraen 2 litros del gas de modo que la

presión disminuye en un 50% y la temperatura aumenta un 60%. Determinar en qué

porcentaje varía la masa del gas. Resp. 68,75%

30. 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 0,050

moles de Nitrógeno. Calcular la presión del Oxígeno y las moles de Oxígeno. Resp.

0,2984 atm; 0,0244 moles

31. En un recipiente habían 10 kg de un gas a una presión de 1x107 N/m

2. Al extraer una

cierta cantidad de gas la presión se redujo a 2,5x106 N/m

2. Determinar la cantidad de

gas extraído si se mantiene la temperatura constante. Resp. 7,5 kg

32. Determinar la densidad de una mezcla gaseosa que contiene 4 g de Hidrógeno y 32 g

de Oxígeno a la temperatura de 7°C y una presión de 1x105 Pa. Resp. 0,52 kg/m

3

33. En un recipiente de 2 litros de capacidad se recogen 5 litros de Oxígeno medidos a la

presión de 2 atm, y 10 litros de Nitrógeno a la presión de 4 atm. Se dejan salir 25 litros

de la mezcla gaseosa a la presión de 1 atm. Calcular: a) la presión final, y b) la masa de

oxígeno y nitrógeno en el recipiente. La temperatura se ha mantenido siempre constante

a 25°C. Resp. a) 12,5 atm; b) 6,55 g O2 y 22,92 g N2

34. La temperatura de una habitación es 10°C, después de encender el calefactor su

temperatura se eleva hasta 20°C. El volumen de la habitación es de 50 m3 y la presión

es de 97 kPa. Cuánto habrá variado la masa de aire en dicha habitación si la masa

molecular del aire es 28,96 g/mol. Resp. 2,04 kg

35. En un recipiente de 6 litros se tiene Hidrógeno a una presión de 6 atmósferas, mientras

que en otro recipiente de 5 litros se tiene Cloro a una presión de 9 atmósferas. El

contenido de estos dos recipientes es vaciado en un recipiente de 18 litros. Determinar

la presión total de la mezcla. Resp. 4,5 atm

36. Una masa de 1,225 g de un líquido volátil se vaporiza, generando 400 cm3 de vapor

cuando se mide sobre agua a 30°C y 770 torr. La presión del vapor de agua a 30°C es

de 32 torr. Cuál es el peso molecular de la sustancia. Resp. 78,4 g/mol

37. La composición ponderal del aire es 23,1% de Oxígeno, 75,6% de Nitrógeno y 1,3% de

Argón. Calcular las presiones parciales de estos tres gases en un recipiente de 1 litro de

capacidad, que contiene 2 gramos de aire a –20°C. Resp. 0,29 atm O2; 1,12 atm N2;

0,014 atm CO2

38. Un recipiente de 1 litro contiene una mezcla de Hidrógeno y de Dióxido de Carbono a

10°C y presión total de 786 mmHg. Calcular el peso de Hidrógeno si el recipiente

contiene 0,1 g de Dióxido de Carbono. Resp. 0,0844 g H2

39. En una mezcla gaseosa formada por Oxígeno y Nitrógeno, la presión parcial del

Oxígeno es el doble de la del Nitrógeno. Determinar el peso de Oxígeno en la mezcla, si

en ésta hay 8 moles de Nitrógeno. Resp. 512 g de O2

40. Se prepara una mezcla con 200 ml de un gas A y 800 ml de un gas B a presión y

temperatura constantes. La presión atmosférica es de 765 mmHg. Calcular la presión

parcial de cada gas. Resp. 153 mmHg de A; 612 mmHg de B

DEBER 5 (REACCIONES QUIMICAS)

21. Permanganato de Potasio + Cloruro de Hidrógeno → Cloro + Cloruro de Potasio +

Cloruro Manganoso + Agua.

22. Cloruro Ferroso + Peróxido de Hidrógeno + Acido Clorhídrico → Cloruro Férrico +

Agua.

23. Sulfuro Arsénico + Acido Nítrico → Acido Arsénico + Acido Sulfúrico + Dióxido de

Nitrógeno + Agua.

24. Oxido Manganoso + Oxido Plúmbico + Acido Nítrico → Acido Permangánico +

Nitrato Plumboso + Agua.

25. Arsenito Acido de Sodio + Bromato de Potasio + Acido Clorhídrico → Cloruro de

Sodio + Bromuro de Potasio + Acido Arsénico.

26. Telurito de Sodio + Yoduro de Sodio + Acido Clorhídrico → Cloruro de Sodio +

Teluro + Yodo + Agua.

27. Oxido de Bismuto + Hidróxido de Sodio + Hipoclorito de Sodio → Metabismutato de

Sodio + Cloruro de Sodio + Agua.

28. Acido Nítrico + Acido Iodhídrico → Monóxido de Nitrógeno + Yodo + Agua.

29. Dicromato de Potasio + Cloruro Estannoso + Acido Clorhídrico → Cloruro Crómico +

Cloruro Estánnico + Cloruro de Potasio + Agua.

30. Cloruro Cobaltoso + Peróxido de Sodio + Hidróxido de Sodio + Agua → Hidróxido

Cobáltico + Cloruro de Sodio.

31. Clorato de Potasio + Acido Sulfúrico → Sulfato Acido de Potasio + Oxígeno + Dióxido

de Cloro + Agua.

32. Bromuro de Potasio + Acido Sulfúrico → Sulfato de Potasio + Bromo + Acido

Sulfhídrico + Agua.

33. Oxido Crómico + Carbonato de Sodio + Nitrato de Potasio → Cromato de Sodio +

Anhídrido Carbónico + Nitrito de Potasio.

34. Difosfuro de Tetrahidrógeno → Fosfamina + Tetrafosfuro de Dihidrógeno.

35. Fosfato de Calcio + Anhídrido Silísico + Carbono → Silicato de Calcio + Fósforo +

Monóxido de Carbono.

36. Cloruro de Bario + Oxido Plúmbico + Acido Sulfúrico → Cloro + Sulfato Plumboso +

Sulfato de Bario + Agua.

37. Cloruro de Litio + Permanganato de Potasio + Acido Sulfúrico → Cloro + Sulfato

Manganoso + Sulfato de Potasio + Sulfato de Litio + Agua.

38. Dicromato de Potasio + Cloruro de Bario + Acido Sulfúrico → Cloro + Sulfato

Crómico + Sulfato de Bario + Sulfato de Potasio + Agua.

39. Dióxido de Manganeso + Cloruro de Calcio + Acido Fosfórico → Cloro + Fosfato

Manganoso + Fosfato de Calcio + Agua.

40. Permanganato de Potasio + Bromuro de Bismuto + Acido Sulfúrico → Bromo + Sulfato

Manganoso + Sulfato de Bismuto + Sulfato de Potasio + Agua.

DEBER 6 (FORMULAS Y COMPOSICION)

21. Un compuesto contiene 21,6% de Sodio; 33,3% de Cloro y 45,1% de Oxígeno.

Determinar la fórmula empírica del compuesto. Resp. NaClO3

22. Cuando se queman 1,010 g de Zinc en aire, se producen 1,257 g de óxido. Determinar

la fórmula empírica del óxido. Resp. ZnO

23. Un compuesto tiene la siguiente composición porcentual: Hidrógeno, 2,24%; Carbono

26,69% y Oxígeno, 71,07%. Si su peso molecular es 90, determinar la fórmula

molecular del compuesto. Resp. H2C2O4

24. Determinar la fórmula mínima o empírica de un compuesto que tiene la composición

siguiente: Cromo 26,52%; Azufre 24,52% y Oxígeno 48,96%. Resp. Cr2S3O12

25. Una muestra de 3,245 g de Cloruro de Titanio se redujo con Sodio hasta Titanio

metálico. Posteriormente se eliminó el Cloruro de Sodio resultante, el Titanio metálico

residual se secó y se pesó, se obtuvieron 0,819 g. Determinar la fórmula empírica del

Cloruro. Resp. TiCl4

26. Una muestra de 1,5 gramos de un compuesto que contiene Carbono, Hidrógeno y

Oxígeno se quemó completamente. Los productos de la combustión son 1,738 g de

Anhídrido Carbónico y 0,711 g de Agua. Determinar la fórmula empírica del

compuesto. Resp. C2H4O3

27. Mediante análisis se encontró que un compuesto contiene solo C, H, N y O. Una

muestra de 1,279 g se quemó por completo y se obtuvieron 1,60 g de Anhídrido

Carbónico y 0,77 g de Agua. Una muestra de 1,625 g que se pesó por separado contiene

0,216 g de Nitrógeno. Determinar la fórmula empírica del compuesto. Resp. C3H7O3N

28. 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

29. Al analizar un compuesto orgánico se encontraron los siguientes datos: 47,37% de

Carbono y 10,59% de Hidrógeno, el resto es Oxígeno. Determinar la fórmula empírica

del compuesto. Resp. C3H8O2

30. Se ha quemado con un exceso de Oxígeno una muestra de 3,42 g de un compuesto que

contiene C, H, N y O, obteniéndose como productos de la combustión 2,47 g de

Anhídrido Carbónico y 1,51 g de Agua; otra muestra del mismo compuesto cuyo peso

era de 5,26 g contenía 1,20 g de Nitrógeno. Calcular la fórmula empírica de dicho

compuesto. Resp. CH3O2N

31. Se quemó con un exceso de Oxígeno una muestra de 2,52 g de un compuesto que

contiene C, H, N, O y S. Producto de la combustión fueron 4,23 g de Anhídrido

Carbónico y 1,01 g de Agua. Otra muestra del mismo compuesto, cuyo peso era de 4,14

g produjo 2,11 g de Anhídrido Sulfúrico. Y finalmente, otra muestra de 5,66 g del

compuesto genera 2,27 g de Acido Nítrico. Calcular la fórmula empírica de dicho

compuesto. Resp. C6H7O2NS

32. Las especificaciones de un material para transistores requiere de un átomo de Boro por

cada 1xl010

átomos de Silicio. Determinar el contenido de Boro por cada kilogramo de

este material. Resp. 3,84x10–11

kg B

33. 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 cuprita

darán 500 kg de cobre. Resp. 88,82%; 34,63%; 57,48%; 563 kg

34. Determinar la composición porcentual de a) Cromato de Plata, Ag2CrO4; b) Pirofosfato

de Calcio, Ca2P2O7. Resp. a) 65,03% Ag; 15,67% Cr; 19,29% O; b) 31,54% Ca;

24,38% P; 44,08% O

35. Se combustionan 0,580 gramos de un compuesto que contiene C, H y O, obteniéndose

1,274 g de anhídrido carbónico y 0,696 g de agua. Al volatilizar 0,705 g del compuesto

a 28°C y 767 mmHg se determina que ocupan 295 ml. Determinar la fórmula del

compuesto. Resp.

36. Calcular la cantidad de Zinc en 1 ton de mineral que contiene 60,0% de Zinquita, ZnO.

Resp. 964 lb Zn

37. Cuánto Fósforo está contenido en 5 g de compuesto CaCO3.3Ca3(PO4)2. Cuánto P2O5.

Resp. 0,902 g P; 2,07 g P2O5

38. Una muestra de 10 g de un mineral crudo contiene 2,80 g de HgS. Determinar el

porcentaje de Mercurio en el mineral. Resp. 24,1 % Hg

39. El contenido de Arsénico en un insecticida agrícola es de 28% de As2O5. Determinar el

porcentaje de arsénico en el insecticida. Resp. 18,26 % As

40. Una muestra impura de Cu2O, contiene 66,6% de Cobre. Determinar el porcentaje de

Cu2O puro en la muestra. Resp. 75 % Cu2O

DEBER 7 (ECUACIONES QUIMICAS)

21. Se prepara Cloro mediante la siguiente reacción: Permanganato de Potasio + Acido

Clorhídrico Cloro + Cloruro de Potasio + Cloruro Manganoso + Agua. Cuántos

gramos de Permanganato se necesitan para preparar cloro necesario para llenar un

cilindro de 1500 ml a 5 atmósferas y 20°C. Resp. 19,8 g

22. El Iodo puede prepararse mediante la reacción: Iodato de Sodio + Sulfito Acido de

Sodio Iodo + Sulfato Acido de Sodio + Sulfato de Sodio + Agua. Para producir cada

kg de Iodo. Cuánto Iodato y cuánto Sulfito deben utilizarse. Resp. 1,56 kg NaIO3; 2,05

kg NaHSO3

23. Cuántos kilogramos de ácido sulfúrico pueden prepararse a partir de 1 kg de sulfuro

cuproso, si cada átomo de azufre del sulfuro cuproso se convierte en 1 molécula de

ácido sulfúrico. Resp. 0,616 kg

24. Se desean prepara 100 gramos de cloro mediante la siguiente reacción: Dióxido de

Manganeso + Acido Clorhídrico → Cloro + Cloruro Manganoso + Agua. Determinar:

a) el volumen de solución de ácido clorhídrico de densidad 1,18 g/ml y al 36% de

concentración; y b) el peso de mineral de manganeso que contiene 75% de dióxido de

manganeso, deben utilizarse en la preparación. Resp. a) 484 ml; b) 164 g

25. Qué cantidad de Cloruro de Amonio se requiere para preparar 125 ml de Nitrógeno

recogidos sobre agua a 30°C y 850 mmHg, en la reacción: Cloruro de Amonio + Nitrito

de Sodio → Cloruro de Sodio + Nitrógeno + Agua. La presión del vapor de agua a

30°C es 31,5 mmHg. Resp. 0,29 g NH4Cl

26. Una muestra de 50 g de Zinc reacciona exactamente con 129 cm3 de Acido Clorhídrico

que 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 es

inerte frente al HCl. Resp. 96 % Zn

27. El Acido Clorhídrico comercial se prepara calentando Cloruro de Sodio con Acido

Sulfúrico concentrado. Cuántos kilogramos de Acido Sulfúrico que contiene el 95% en

peso, se necesitan para la producción de 3 kilogramos de Acido Clorhídrico

concentrado que contenga el 50% de ácido puro. Resp. 2,12 kg

28. En la reacción: Cloruro de Sodio + Acido Sulfúrico Sulfato de Sodio + Acido

Clorhídrico. Determinar: a) el peso de Acido Clorhídrico formado por la acción del

Acido Sulfúrico sobre 200 g de Cloruro de Sodio con 99,5% de pureza; b) El volumen

de Acido Clorhídrico obtenido si su densidad es 1,2 g/ml y contiene 40% en peso de

ácido puro; c) el peso de Sulfato de Sodio producido. Resp. a) 124,1 g HCl; b) 0,26

litros HCl; c) 241,6 g Na2SO4

29. Si 88,3 g de Cloruro de Amonio reaccionan con 92,6 g de Oxido de Calcio para

producir Amoníaco. Cuál de las dos sustancias esta en exceso y en qué cantidad. Resp.

46,3 g CaO

30. El Nitrato de Sodio, reacciona con el Acido Sulfúrico para producir Acido Nítrico. Cuál

es el peso de Nitrato que contiene el 89,5% en peso, necesario para producir 200 g de

Acido Nítrico que contiene 65,3% en peso de ácido puro. Resp. 196,8 g NaNO3

31. Cuántos mililitros de solución de Nitrato de Plata, de densidad 1,14 g/ml y que contiene

el 15% en peso; es necesario para reaccionar con 40 ml de una solución de Acido

Clorhídrico, de densidad 1,14 g/ml y que contiene el 27,6% en peso de ácido puro.

Resp. 343 ml

32. Calcular el número de mililítros en condiciones normales de Sulfuro de Hidrógeno

necesarios para precipitar todo el Cobre en forma de Sulfuro de Cobre, de 100 ml de

una solución que contiene 0,75 g de CuCl2 por cada litro. Resp. 12,4 ml

33. Calcular en gramos y moles la cantidad de Hidróxido de Calcio requeridos para liberar

el Amoníaco de 1 tonelada de Sulfato de Amonio. Cuántos cm3 en condiciones

normales de Amoníaco se liberan en la reacción.

34. La siguiente reacción representa el método comercial de preparación del monóxido de

nitrógeno: Amoníaco + Oxígeno Monóxido de Nitrógeno + Agua. Cuántos litros de

Amoníaco y de Oxígeno se necesitarán para producir 80 litros de monóxido en

condiciones normales. Resp. 80 litros, 100 litros

35. A una solución de Acido Clorhídrico que contiene 20,01 g de ácido se agregan 20,01 g

de Carbonato de Calcio. Determinar: a) qué sustancia está en exceso y en cuántas

moles; b) cuántos gramos de Cloruro de Calcio se producen; c) cuántos litros de

Anhídrido Carbónico en condiciones normales se liberan de la reacción. Resp. a) 0,345

moles HCl; b) 22,22 g; c) 4,48 litros

36. A una solución que contiene 30 g de Nitrato de Plata se agrega una solución que

contiene 30 g de Cloruro de Sodio. Determinar: a) Qué sustancia está en exceso y en

qué cantidad; b) qué peso de Cloruro de Plata se produce. Resp. a) NaCl, 19,7 g; b)

25,31 g AgCl

37. Determinar en condiciones normales el volumen de Cloro liberados por la acción de un

exceso de Permanganato de Potasio con 100 ml de ácido clorhídrico cuya densidad es

l,2 g/ml y que contiene 39,8% en peso de ácido puro. Resp. 9,17 litros

38. En la reacción: Cloruro Ferroso + Dicromato de Potasio + Acido Clorhídrico →

Cloruro Férrico + Cloruro de Potasio + Cloruro Crómico + Agua. Si reaccionan 250 ml

de solución de Acido Clorhídrico de densidad 1,14 g/ml y al 32% de pureza, qué peso

de Dicromato al 65% de concentración se necesita y qué peso de Cloruro Crómico al

85% de concentración se produce.

39. 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 contiene

96,5% en peso de ácido puro, se debe utilizar y b) qué volumen de hidrógeno se

recogerá 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

40. 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 en

Ag3PO4 tratándolo con un exceso de AgNO3. Posteriormente el Ag3PO4 fue también

transformado completamente en AgCl haciéndolo reaccionar con un exceso de HCl. El

AgCl pesó 34,44 g. Si los pesos atómicos de Cl, P y O son respectivamente 35,5; 31 y

16. Determinar el peso atómico de la plata. Resp. 108

DEBER 1 (ESTEQUIOMETRIA REDOX)

11. 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.

12. Una muestra de Plata que pesaba 10 gramos se disolvió en Acido Nítrico, cuya

densidad es 1,2 g/ml y que contiene el 41,3% en peso de ácido puro. Calcular: a) El

número de mililitros de Acido Nítrico necesario para disolver la Plata; y b) el número

de mililítros de ácido necesarios para la oxidación.

13. A una muestra de Latón (70% de Cu y 30 % de Zn) y que pesa 5 gramos se disolvió en

Acido 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.

14. Calcular: a) el peso de Dicromato de Potasio requerido para completar la reacción con

20 ml de Acido Iodhídrico de densidad 1,7 g/ml y que contiene el 57% en peso de ácido

puro; y b) el peso de Iodo obtenido en esta reacción.

15. Calcular el peso de Plata metálica obtenida por la acción de 1,5 gramos de Sulfato

Ferroso con Nitrato de Plata en solución.

16. Calcular el volumen de Sulfuro de Hidrógeno a 25°C y 750 mmHg que serán

requeridos para la reducción de 10 gramos de Permanganato de Potasio en solución,

acidificada con Acido Sulfúrico.

17. Una mezcla de Cloruro de Potasio y Permanganato de Potasio es tratada con Acido

Sulfúrico concentrado. Calcular: a) el peso de Permanganato de Potasio requerido para

oxidar 10 gramos de Cloruro; y b) el volumen de Cloro producido en condiciones

normales.

18. a) Determinar el volumen de una solución de Acido Nítrico de densidad 1,2 g/ml y que

contiene en 32,3% de ácido puro, necesarios para reaccionar completamente con 100

gramos de Iodo; y b) El peso en gramos de Acido Iódico producidos en la reacción.

19. Calcular el volumen de Acido Sulfhídrico en condiciones normales, requerido para

reducir 1,0 gramos de Dicromato de Potasio en presencia de Acido Clorhídrico.

20. Un método de laboratorio para obtener Bromo, consiste en tratar una mezcla de

Bromuro de Sodio y Dicromato de Potasio con Acido Sulfúrico concentrado.

Determinar los pesos de Bromuro de Sodio y Dicromato de Potasio necesarios para

obtener 100 ml de Bromo, si la densidad del Bromo es 3,12 g/ml.

DEBER 2 (SOLUCIONES)

CONCENTRACIÓN DE SOLUCIONES:

c) UNIDADES FÍSICAS:

11. 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

12. 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

13. Cuántos cm3 de una solución que contiene 40 g de cloruro de calcio por litro de

solución se necesitan para la reacción con 0,642 g de carbonato de sodio puro. Resp.

16,8 cm3

14. 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

15. Si se tienen 100 cm3 de agua pura a 4C, qué volumen de una solución de ácido

clorhídrico, de densidad 1,175 g/cm3 y que contenga 34,4% en peso de ácido

clorhídrico puro, se puede preparar. Resp. 130 cm3

16. 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 de

amoníaco. Encuentre el volumen resultante de la solución de amoniaco y el volumen de

amoniaco gaseoso a 5C y 775 torr que se utilizó para saturar el agua. Resp. 167 cm3,

59 litros

17. Cuánto cloruro de bario se necesitará para preparar 250 ml de una solución que tenga la

misma concentración de Cloro que una que contiene 3,78 g de cloruro de sodio en 100

ml. Resp. 16,8 g BaCl2

18. Un litro de leche pesa 1032 g. La grasa que contiene es un 4% en volumen y posee una

densidad de 0,865 g/ml. Cuál es la densidad de la leche descremada. Resp. 1,039 g/ml

19. Cuánto CaCl2.6H2O y cuánta agua se deben pesar para preparar 100 g de una solución

al 5% de CaCl2. Resp. 9,9 g; 90,1 g

20. 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. 950,8

cm3

d) UNIDADES QUÍMICAS:

11. 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

12. Cuántos gramos de soluto se necesitan para preparar 1 litro de solución 1 M de

CaCl2.6H2O. Resp. 219,1 g

13. Cuál es la fracción molar del soluto en una solución acuosa 1 molal. Resp. 0,0177

14. Qué volumen de una solución 0,2 M de Ni(NO3)2.6H2O contiene 500 mg de Ni+2

. Resp.

42,6 cm3

15. Calcule la masa de permanganato de potasio que se necesita para preparar 80 cm3 de

permanganato N/8, cuando este último actúa como agente oxidante en solución ácida.

Resp. 0,316 g

16. Una solución acuosa etiquetada como al 35% de ácido perclórico tiene una densidad de

1,251 g/ml. Cuál es la concentración molar y la molalidad de la solución. Resp. 4,36

M; 5,358 m

17. Se mezcla 1 litro de ácido nítrico de densidad 1,380 g/ml y 62,70% con 1 litro de ácido

nítrico de densidad 1,130 g/ml y 22,38%. Hallar: a) la concentración del ácido

resultante 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) 1,967

litros; c) 9,02 M

18. 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 g

de 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

19. Determinar la densidad de una solución de sulfato de magnesio 3,56 N y del 18% en

peso de concentración. Resp. 1,19 g/cm3

20. Calcular la cantidad de hidróxido de sodio y de agua que se necesitan para preparar 5

litros de una solución al 20%, cuya densidad es 1,219 g/cm3. Cuál es la normalidad de

esta solución. Resp. 1219 g NaOH y 4876 g H2O; 6,095 N

DILUCIÓN:

8. 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.

9. Qué cantidad de agua hay que evaporar de una tonelada de ácido sulfúrico de densidad

1,260 g/ml y 35,03% para obtener un ácido de densidad 1,490 g/cm3 y 59,24%. Resp.

408,6 kg

10. Cuántos cm3 de una solución de concentración 100 mg de Co

+2 por ml se necesitan para

preparar 1,5 litros de solución con una concentración de 20 mg de Co+3

por cm3. Resp.

300 cm3

11. Calcule el volumen aproximado del agua que se debe agregar a 250 ml de una solución

1,25 N para hacerla 0,5 N (despreciando los cambios de volumen). Resp. 375 cm3

12. Determine el volumen de ácido nítrico diluido (densidad 1,11 g/ml; 19% en peso de

ácido) 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 y

molales de los ácidos concentrado y diluido. Resp. 235 ml; 15,7 M y 3,35 M; 36,7 m y

3,72 m

13. Qué volumen de alcohol al 95% en peso (densidad 0,809 g/ml) se debe utilizar para

preparar 150 cm3 de alcohol al 30% en peso (densidad 0,957 g/cm

3). Resp. 56 cm

3

14. Qué volúmenes de soluciones de ácido clorhídrico 12 N y 3 N se deben mezclar para

preparar 1 litro de solución de ácido 6 N. Resp. 1/3 litros 12 N; 2/3 litros 3 N

ESTEQUIOMETRIA CON SOLUCIONES:

21. 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 de

la solución de sulfato de sodio. Resp. 0,1505 M

22. Una muestra de 50 cm3 de solución de hidróxido de sodio necesita 27,8 ml de ácido 0,1

normal durante la titulación. Cuál es su normalidad. Cuántos mg de hidróxido de sodio

hay en cada cm3. Resp. 0,0556 N; 2,22 mg/cm

3

23. Se necesitaron exactamente 21 cm3 de ácido 0,80 N para neutralizar por completo 1,12

g de una muestra impura de óxido de calcio. Cuál es la pureza del óxido. Resp. 42%

24. Cuál es la pureza de una solución de ácido sulfúrico concentrado (densidad 1,8 g/ml) si

5 cm3 se neutralizan con 84,6 cm

3 de hidróxido de sodio 2 N. Resp. 92,2%

25. 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 747,5

torr. Cuál es la normalidad del ácido, si la presión de vapor del agua a 21C es 18,6 torr.

Resp. 0,483 N

26. Cuántos gramos de cobre serán desplazados de una solución de sulfato cúprico

mediante 2,7 g de aluminio. Resp. 9,5 g

27. Qué volumen de solución de ácido sulfúrico 1,5 M se necesitan para liberar 185 litros

de hidrógeno gaseoso en condiciones normales, cuando se trata con un exceso de zinc.

Resp. 5,51 litros 28. Cuántos gramos de cloruro ferroso se oxidarán con 28 ml de una solución 0,25 N de

dicromato de potasio en presencia ácido clorhídrico. Resp. 0,89 g

29. Un ácido acético diluido, cuya densidad es 1 g/ml, se valora con sosa cáustica 0,2

normal de factor 1,028. En la valoración, 20 cm3 del ácido consumen 16,20 cm

3 del

álcali. Hallar la concentración del ácido acético. Resp. 1% HC2H3O2

30. Cuántos gramos de permanganato de potasio se necesitarán para oxidar 2,40 g de

sulfato ferroso en presencia de ácido sulfúrico. Cuál es el peso equivalente del

permanganato en esta reacción. Resp. 0,50 g; 31,62 g

31. a) Qué volumen de dicromato de potasio 0,40 N se necesita para liberar el cloro de 1,20

g cloruro de sodio en presencia de ácido sulfúrico; b) cuántos gramos de dicromato se

necesitan, y c) cuántos gramos de cloro se liberan. Resp. 51 ml; 1,01 g; 0,73 g

32. 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 para

producir el cloro necesario que al actuar sobre una solución de hidróxido de sodio

origine 5 litros de solución normal de hipoclorito de sodio. Resp. 427 cm3

33. Cuántos mililitros de iodato de potasio 0,0257 N se necesitarán para alcanzar el punto

final en la oxidación de 34,2 ml hidracina 0,0416 N en presencia de ácido clorhídrico.

Resp. 55,4 ml

34. Cuántos gramos de permanganato de potasio deberán tomarse para preparar 250 ml de

una solución tal que un mililitro sea equivalente a 5 mg de hierro en forma de sulfato

ferroso. Resp. 0,707 g

35. Cuál es el peso equivalente de un ácido si 1,243 g del mismo requieren 31,72 cm3 de

una base valorada 0,1923 N para ser neutralizados. Resp. 203,8

36. Cuántos litros de hidrógeno en condiciones normales serán desplazados de 500 cm3 de

ácido clorhídrico 3,78 N mediante 125 g de zinc. Resp. 21,2 litros

37. Qué masa de dióxido de manganeso se reduce mediante 35 cm3 de una solución 0,16 N

de ácido oxálico, H2C2O4, en presencia de ácido sulfúrico. La reacción del proceso es la

siguiente: MnO2 + H+ + H2C2O4 CO2 + H2O + Mn

+2. Resp. 0,2436 g

38. Una muestra de 48,4 cm3 de solución de ácido clorhídrico necesitan 1,240 g de

carbonato de calcio puro para la neutralización completa. Calcular la normalidad del

ácido. Resp. 0,512 N

39. Cuántos cm3 de una solución que contiene 40 g de cloruro de calcio por litro se

necesitan para la reacción con 0,642 g de carbonato de sodio puro. Resp. 16,8 cm3

40. 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 precipitado es 1,756 g. Cuál es la concentración molar de

la solución de sulfato de sodio. Resp. 0,1505 M

DEBER 3 (PROPIEDADES DE LAS SOLUCIONES)

21. 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. 24,51

mmHg

22. La presión de vapor del agua pura a 25C es 23,76 mmHg. La presión de vapor de una

solución que contiene 5,40 g de una sustancia no volátil en 90 g de agua es 23,32

mmHg. Calcular el peso molecular del soluto. Resp. 57

23. A 85C la presión de vapor del dibromuro de propileno, C3H6Br2, es de 128 mmHg, y la

del dibromuro de etileno, C2H4Br2, es de 172,6 mmHg. Calcular la presión de vapor de

una mezcla líquida supuesta ideal de estas dos sustancias formadas por 2 moles de

C3H6Br2 y 3 moles de C2H4Br2. Resp. 154,8 mmHg

24. 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 esta

temperatura de una mezcla líquida supuesta ideal formada por un 30% en peso de

C6H5Cl y un 70% en peso de C6H5Br. Resp. 274,8 mmHg

25. Las presiones de vapor del alcohol metílico, CH3OH, y del alcohol etílico, C2H5OH, a

40C son, respectivamente, 260,5 y 135,3 mmHg. Calcular la composición de una

mezcla líquida supuesta ideal de estos dos alcoholes en equilibrio, a 40C, con una

mezcla gaseosa equimolecular de estos dos compuestos. Resp. 34,18% fracción molar

CH3OH y 65,82% fracción molar C2H5OH; 26,54% peso CH3OH y 74,46% peso

C2H5OH

26. 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, son

respectivamente 1610 mmHg y 290 mmHg. Resp. 35,61% fracción molar C3H6O y

64,39% fracción molar C7H8; 25,85% peso C3H6O y 74,15% peso C7H8

27. Si se hierve la mezcla líquida de acetona y tolueno del problema anterior, calcular: a) la

composición del vapor que se forma al inicial la ebullición; b) si esta mezcla gaseosa

inicial se condensa, la presión de vapor del líquido a 80C. Resp. a) 75,42% fracción

molar C3H6O y 24,57% fracción molar C7H8; 65,93% peso C3H6O y 34,07% peso

C7H8; b) 1285,3 mmHg

28. Una solución de peróxido de hidrógeno en agua cuya concentración es del 2,86%, se

congela a –1,61C. Hallar el peso molecular del peróxido de hidrógeno. Resp. 34

29. Una solución que contiene 3,24 g de un soluto no volátil no electrólito y 200 g de agua

hierve a 100,13C a una atmósfera. Cuál es el peso molecular del soluto. Resp. 64

30. Cuál es el punto de solidificación de una solución acuosa al 10% en peso de CH3OH.

Resp. – 6,5C

31. Calcular el punto de congelación de un fenol (C6H5OH) impurificado con un 1% de

agua. El fenol puro solidifica a 40,8C y su Kc es 7,3 C/m. Resp. 36,7C

32. Calcular la presión osmótica a 20C de una solución de ácido fórmico, HCOOH, que

contiene 1 g de sustancia por litro. Resp. 397 mmHg

33. La presión osmótica de una solución de lactosa, C12H22O11, a 18C es de 3,54 atm. La

densidad de la solución es 1,015 g/ml. Calcular la molaridad, la molalidad y el punto de

congelación de la solución. Resp. 0,1483 M; 0,1539 m; – 0,286C

34. Se disuelven 3,96 g de ácido benzóico, C6H5COOH, en 80,6 g de benceno, C6H6 y la

solución se congela a 4,47C. El benceno puro congela a 5,5C. Hallar el peso

molecular y la fórmula de ácido benzóico disuelto en el benceno. Kc de benceno es 5,12

C/m. Resp. 244,3; (C6H5COOH)2

35. Cuántos gramos de alcohol etílico, C2H5OH, deben agregarse a un litro de agua para

que la solución no se congele a –20C. Resp. 495 g

36. Una solución que contiene 2,70 g de una proteína disueltos en 100 g de agua tiene una

presión osmótica de 9,12 mmHg a 33˚C. Calcular el peso molecular de la proteína.

Resp. 55000

37. Si el radiador de un automóvil contiene 12 litros de agua, cuánto descenderá el punto de

congelación mediante la adición de 5 kg de prestol [glicol, C2H4(OH)2]. Resp. 12C

38. Una solución de un pigmento proteínico que se extrae de los cangrejos, se preparó

disolviendo 0,750 g de la proteína en 125 cm3 de agua. A 4C, se observó un aumento

en la presión osmótica de 2,6 mm. La solución tiene una densidad de 1 g/ml. Calcular el

peso molecular de la proteína. Resp. 5,4x105

39. 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 la

misma presión osmótica de la sangre. Resp. 54,3 g

40. A 40C la presión de vapor, en torr, de las soluciones de alcohol metílico y alcohol

etílico 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

DEBER 4 (ACIDOS, BASES, SALES Y EQUILIBRIO IONICO)

21. 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

22. 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

23. El amoniaco líquido se ioniza en un bajo porcentaje. A –50C, su producto iónico es

K(NH3)=[NH4+][NH2

–]=1x10

–30. Cuántos iones amida, NH2

–, están presentes en un

mm3 de amoniaco líquido. Resp. 602 iones

24. 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

25. Cuál es el porcentaje de ionización de una solución que contiene 100 g de ácido acético

disuelto en agua para producir 1000 ml de solución. Resp. 0,33%

26. Una solución de ácido fórmico, HCO2H, 0,0010 M, está ionizada en un 34%. Calcular

la constante de ionización del ácido. Resp. 1,8x10–4

27. Calcular Ka para el ácido fluorhídrico, HF, si se encuentra ionizado en un 9% en

solución 0,10 M. Resp. 8,9x10–4

28. Calcular el porcentaje de ionización de una solución de ácido acético 0,045 M.

Ka(HC2H3O2) es 1,75x10–5

. Resp. 2%

29. Una solución de amoníaco esta ionizada en un 2,5%. Determinar la concentración molar

de la solución y el pH. Resp. 0,0273; 10,83

30. Calcular la concentración de una solución de acetato de sodio cuyo pH es 8,97. Ka del

ácido acético 1,8x10–5

. Resp. 0,18 M

31. 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 de

hidróxido de sodio 0,20 N. Resp. 67 litros

32. Una solución 1 M de metilamina, CH3NH2, tiene un pH de 12,32. Calcular la constante

de ionización del ácido. Resp. 4,4x10–4

33. Calcular el pH y el porcentaje de hidrólisis que ocurre en una solución de acetato de

sodio, NaC2H3O2, 1x10–3

M. Resp. 7,87; 7,5x10–2

%

34. 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

%

35. Calcular la [H+], [C2H3O2

–] y [C7H5O2

–] en una solución que contiene HC2H3O2 0,02 M

y HC7H5O2 0,01 M. Las constantes de ionización para el HC2H3O2 y el HC7H5O2 son

respectivamente 1,75x10–5

y 6,46x10–5

. Resp. 1x10–3

; 3,5x10–4

; 6,5x10–4

36. El valor de Kw a la temperatura fisiológica de 37C es 2,4x10–14

. Cuál es el pH en el

punto neutro del agua a esta temperatura. Resp. 6,81

37. Una solución 0,25 M de cloruro de piridonio, C5H6N+Cl

– se encontró que tiene un pH

de 2,93. Cuál es el valor de Kb para la ionización de la piridina, C5H5N. Resp. 1,8x10–9

38. Una solución contiene 25 g de hidróxido de amonio en 500 ml de solución. Cuál es el

pH de la solución a 25C. Resp. 11,71

39. Una solución 0,20 M de una sal de NaX tiene un pH de 10,96. Determinar el valor de

Ka para el ácido HX. Resp. 2,4x10–9

40. Una solución 0,18 M del ácido débil HA tiene un pH de 3,80. Calcular el pH de una

solución 0,25 M de la sal NaA. Resp. 10,13

DEBER 5 (TERMOQUIMICA)

21. 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

22. La combustión de 5 g de coque eleva la temperatura de un litro de agua desde 10C

hasta 47C. Calcular el poder calorífico del coque en kcal/g. Resp. 7,4 kcal/g

23. El calor de combustión del etano gas, C2H6, es de 373 kcal/mol. Suponiendo que sea

utilizable el 60% del calor, cuántos litros de etano, medidos en condiciones normales,

tienen que ser quemados para suministrar el calor suficiente para elevar la temperatura

de 50 kg de agua a 10C a vapor a 100C. Resp. 3,150 litros

24. Una muestra de metal de 45 g se calienta a 90C, introduciéndose después en un

recipiente que contiene 82 g de agua a 23,50C. La temperatura del agua se eleva

entonces a una temperatura final de 26,25C. Determinar la capacidad calorífica del

metal. Resp. 0,079 cal/gC

25. Se ha determinado que la capacidad calorífica de un elemento es de 0,0276 cal/gC. Por

otra parte, 114,79 g de un cloruro de este elemento contiene 79,34 g del elemento

metálico. Determinar el peso atómico exacto del elemento. Resp. 238

26. La capacidad calorífica de un elemento sólido es de 0,0442 cal/gC. Un sulfato de este

elemento 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

27. Determinar la temperatura resultante cuando 1 kg de hielo a 0C se mezcla con 9 kg de

agua a 50C. Resp. 37C

28. Cuánto calor se necesita para pasar 10 g de hielo a 0C a vapor a 100C. Resp. 7,2 kcal

29. Se pasan 10 libras de vapor de agua a 212F por 500 libras de agua a 40F. Qué

temperatura alcanzará ésta. Resp. 62,4F

30. Se agregaron 75 g de hielo a 0C a 250 g de agua a 25C. Qué cantidad de hielo se

fundió. Resp. 78,1 g

31. Determinar la entalpía de descomposición de 1 mol de clorato de potasio sólido en

cloruro de potasio sólido y oxígeno gaseoso. Resp. –10,7 kcal

32. El calor desprendido en la combustión completa de 1 mol de gas metano, CH4, es 212,8

kcal. Determinar la entalpía de formación de 1 mol de CH4(g). Resp. –17,9 kcal

33. 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 pueden

convertirse en vapor a 100C, quemando 1000 litros de C2H4 en condiciones normales.

Resp. 16,9 kg

34. Calcular la entalpía para la reducción del dióxido de carbono con hidrógeno a

monóxido de carbono y agua líquida: CO2(g) + H2(g) CO(g) + H2O(l), usando el

calor de formación del H2O(l) igual a –68,3 kcal/mol y el calor de combustión del

CO(g) de –67,6 kcal/mol. Resp. –0,7 kcal ó –2,93 kJ

35. Calcular el calor de formación del óxido nítrico, NO, a partir de los siguientes datos:

N2(g) + O2(g) NO2 H = 7500 cal

NO(g) + O2(g) NO2(g) H = –14000 cal

Resp. –21500 cal

36. Dados los siguientes datos termoquímicos:

Fe2O3(s) + CO(g) FeO(s) + CO2(g) H = –2,93 kJ

Fe(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

37. El calor desprendido en la combustión de un mol de C2H6 gas es de 372,9 kcal y el del

C2H4 gas es de 337,3 kcal. Si la entalpía de formación del H2O líquida es –68,32

kcal/mol, determinar aplicando la ley de Hess, la entalpía de la reacción: C2H4(g) +

H2(g) C2H6(g). Resp. –32,7 kcal/mol

38. El calor de combustión del acetileno gas, C2H2, es 312000 cal/mol, cuántos litros de

dióxido de carbono en condiciones normales se desprenden por cada kilocaloría

liberada. Resp. 0,144 litros

39. El calor liberado por la combustión de 1,250 g de coque eleva la temperatura de 1000 g

de agua de 22,5C a 30,1C. Cuál será el porcentaje de carbono en el coque, suponiendo

que las impurezas son incombustibles. Resp. 77,4%

40. Suponiendo que el metano gas, CH4, cuesta 75 cts por cada 1000 pies3, calcular el costo

de 1000000 BTU, además el calor de combustión del metano es 212,8 kcal/mol. Resp.

71 cts

DEBER 6 (ELECTROQUIMICA)

PROBLEMAS PROPUESTOS:

21. Un motor eléctrico utiliza una corriente de 7,80 amperios. Cuántos coulombios de

electricidad usa el motor por hora. Resp. 2,81x104 coulombios

22. Cuál es la resistencia del filamento de un foco de 100 vatios que usa 0,90 amperios a

110 voltios. Resp. 123 ohmios

23. Qué tiempo se necesitará para usar 100000 coulombios de electricidad en una plancha

eléctrica operada con 10 amperios. Resp. 10000 s

24. Qué cantidad de hidrógeno gaseoso en condiciones normales se desprenderán por la

acción de una corriente de 1 amperio que fluye durante un minuto. Resp. 6,96 ml

25. Una corriente de 500 miliamperios fluyendo durante exactamente una hora depositó

0,6095 g de zinc. Determinar el equivalente-gramo del zinc. Resp. 32,67

26. La corriente en un baño de plata tenía solo el 80% de eficiencia con respecto al depósito

de plata. Cuántos gramos se depositarán en 30 minutos por una corriente de 0,250

amperios. Resp. 0,403 g

27. En un proceso electrolítico se depositaron 1,8069x1024

átomos de plata, si el

rendimiento fue del 60%. Determinar la cantidad de corriente utilizada en Faradios.

Resp. 5

28. Qué cantidad de agua se descompone por acción de una corriente de 100 amperios

durante 12 horas. Resp. 403 g

29. Qué cantidad de sodio se depositará en una hora con un potencial de 100 voltios y una

resistencia de 50 ohmios. Resp. 1,72 g

30. Qué volúmenes de hidrógeno y oxígeno se obtendrán a 27C y 740 mmHg si se pasa

durante 24 horas una corriente de 25 amperios a través de agua acidulada. Resp. 284

litros; 142 litros

31. Cuántos minutos debe fluir una corriente de 50 miliamperios para que se deposite 1

equivalente-gramo de oxígeno. 32160 minutos

32. Una varilla que mide 10x2x5 cm se plateó por medio de una corriente de 75

miliamperios 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

33. Cuántos minutos se necesitarán para depositar el cobre que hay en 500 ml de una

solución de sulfato cúprico 0,25 N usando una corriente de 75 miliamperios. Resp.

2680 minutos

34. Qué tiempo se necesitará para depositar 2 g de cadmio de una solución de sulfato de

cadmio cuando se usa una corriente de 0,25 amperios. Qué volumen de oxígeno en

condiciones normales se liberan. Resp. 3,85 horas; 200 ml

35. 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. 26,8

amperios; 8,99 g Al y 56,2 g Cd

36. 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.

37. Durante cuánto tiempo (minutos) se debe pasar una corriente de 2 amperios a través de

una solución ácida y obtener 250 ml de hidrógeno en condiciones normales. Resp.

17,95 min

38. Se electrolizan 150 g de una solución de Sulfato de Potasio al 10% en peso durante 6

horas y con una intensidad de corriente de 8 amperios, se descomponiéndose parte del

agua presente. Determinar la concentración en porcentaje en peso de la solución luego

de la electrólisis. Resp. 11,2 %

39. Se electroliza una solución cúprica, por el paso de 1930 coulombios se depositaron

0,508 g de cobre. Calcular el rendimiento del proceso. Resp. 80 %

40. Calcular la intensidad de corriente necesaria para descomponer todo el cloruro de sodio

contenido en 600 ml de solución 2 M, si se hace circular la corriente durante 4 horas y

el rendimiento del proceso es del 85%. Resp. 9,46 amperios