Resumen libro chang Química

QUÍMICA
Taller Nº1 – Sistemas Materiales
Materia.
Química: estudio de la materia y los cambios que experimenta.
Materia: cual quier cosa que ocupa espacio y tiene masa, se puede ver y tocar. Se puede clasificar y
distinguir subtipos según su composición y propiedades.
Sistemas matecriales. Clasificación.
El sistema material es la porción de materia que se selecciona para analizarla o estudiarla
experimentalmente. Se pueden clasificar en: homogéneos (composición química y estado físico
uniforme, presenta una fase y con 1 o + componentes) y heterogéneos (composición química y estado
físico NO uniforme, presenta 2 o + fases y con 1 o + componentes con diferentes propiedades y
distinguibles a simple vista, con una proporción variable)
Sustancias y mezclas. Elementos y compuestos. Coloides. Sustancias puras.
Sustancia pura: forma de materia que tiene una composición constante definida que no varía de una
muestra a otra y propiedades características (olor, apariencia, sabor, otras). Ej.: agua, oro…
Las sustancias pueden ser:
 Elementos: sustancia que no se puede separar en sustancias más simples por medios químicos, se
identificaron 115, se representan por símbolos de 1 ó 2 letras, primera mayúscula y segunda en
minúscula. Se componen de un solo átomo.
 Compuestos: sustancia formada por átomos de 2 o más elementos unidos químicamente en
proporciones definidas, que tienen propiedades muy diferentes de los elementos que lo forman y no
cambia. Sólo pueden separarse en sus componentes puros por medios químicos. Tiene la misma
composición y propiedades sea cual sea su origen (ley de la composición constante)
Mezcla: combinación de 2 o más sustancias en la cual conservan sus propiedades características, no
tienen composición constante. Son combinaciones físicas pero no químicas. Pueden estar en
proporciones variables. Ej.: muestras de aire de diferentes ciudades.
Pueden ser homogéneas (disoluciones) en la cual la composición de la mezcla es la misma en toda la
disolución (soluciones, aleaciones) o heterogéneas en la cual la composición no es uniforme (aceite y
agua, suspensiones).
Éstas últimas incluyen a las dispersiones y las dispersiones coloidales o coloides que son
dispersiones de partículas de una sustancia (fase dispersa) entre un medio dispersor formado por otra
sustancia. Sus partículas son más grandes que las moléculas de solutos comunes. Ej.: aerosol, emulsión,
sol, espuma, sol sólido, gel. Una forma de distinguir una solución de un coloide es mediante el efecto
Tyndall (cuando un rayo de luz pasa a través de un coloide, es dispersado por el medio) En las
disoluciones comunes no se observa porque sus moléculas son pequeñas para interactuar con la luz
visible. Entre los que el medio dispersor es el agua se encuentran los hidrofílicos (con atracción por el
agua) y los hidrofóbicos (sienten repulsión por el agua, no estables en ella y sus partículas forman
conglomerados. Pueden estabilizarse por adsorción de iones en su superficie o por la presencia de otros
grupos hidrofílicos en su superficie).
Las mezclas pueden volver a separar componentes puros, por medios físicos sin cambiar los
originales. Luego de la separación no hay cambios de propiedades de los mismos.
Separación de mezclas.
Se lleva a cabo utilizando métodos físicos, basados en los cambios de estado de las sustancias y no
afectan la constitución ni las propiedades de los componentes de las mezclas:
• FILTRACIÓN: separa los componentes de una heterogénea de sólido y líquido, basada en el tamaño
de las partículas de la mezcla, las de mayor dimensión quedan sobre el filtro.
• DESTILACIÓN: separa los líquidos volátiles hirviendo la mezcla y recolectando el vapor condensado,
basado en la diferencia de punto de ebullición de los componentes.
• CRISTALIZACIÓN: purifica sustancias sólidas, fundamentado en que la mayoría de sólidos son
solubles en un disolvente caliente. Entonces el sólido a purificar se disuelve en el disolvente caliente, se
filtra para eliminar impurezas y luego la mezcla se enfría para cristalizarlo.
• CENTRIFUACIÓN: coloca la mezcla de una centrifugadora logrando separar partículas de mayor
densidad de las más ligeras, las primeras al fondo y las segundas a la parte superior.
• TAMIZACIÓN: separa partículas sólidas de distintos tamaños mediante un tamiz (malla que deja
entre sus hilos una luz constante y conocida) de forma manual/mecánica.
• IMANTACIÓN: aplicado para separar material magnético con otro no magnético.

• CROMATOGRAFÍA: separa componentes de una mezcla líquida basada en las diferencias de
velocidades con las que se movilizan por superficie porosa del papel de cromatografía (usando
previamente un disolvente).
• DECANTACIÓN: basado en la diferencia de densidad de los cuerpos.
Estados de la materia.
Existen 4 estados: sólido, líquido, gaseoso y plasma. Difieren en la distancia de separación de las
moléculas, en el 1ro
se mantienen unidas y organizadas, con poca libertad de movimiento, en el 2do
están
unidas pero pueden moverse libremente entre ellas y no tienen forma y el último las moléculas están
separadas con libertad de movimiento, distancias “grandes”. Se pueden convertir de uno a otro sin
cambiar la composición de la sustancia.
Punto de fusión: temperatura a la que se pasa de sólido a líquido y viceversa.
Punto de ebullición: temperatura a la que se convierte el líquido en gas y viceversa.
Propiedades físicas y químicas.
Las físicas se pueden medir y apreciar sin cambiar la composición o identidad de la sustancia. Por
ejemplo: el color, punto de ebullición, color, elasticidad, sabor, olor, conductibilidad eléctrica, dureza,
volatilidad, viscosidad, fusión, etc .Las propiedades que se pueden medir de la materia pueden ser:
 Extensivas: dependen de la cantidad de materia considerada. Los valores de una misma propiedad
se pueden sumar. Por ejemplo: la masa (cantidad de materia en una cierta muestra, el volumen, la
longitud, etc. Depende de la materia
 Intensivas: no depende de la cantidad de materia y no son aditivas. Por ejemplo: la densidad
(cociente de la masa por su volumen, en sólidos se mide en g/cm3
y en líquidos g/mLmililitros),
temperatura.
En cambio con las químicas, es necesario efectuar un cambio químico para poder observarlas. Se
relacionan con el modo como cambia la composición de una sustancia o cómo interactúa ésta con otras.
Por ejemplo: la combustión, digestión, arde en el aire, inflamable, tóxico, se fermenta, oxida, reacciona
con ciertos ácidos
Cambios físicos y químicos.
Durante los primeros, las sustancias varían su apariencia físicas pero no su composición (cambios
de estado) y durante los segundos también llamados reacciones químicas, las sustancias se
transforman en sustancias químicamente diferentes.
Mediciones.
Se utilizan en cálculos para obtener otras cantidades relacionadas por medio de instrumentos
(como cinta métrica, bureta, pipeta, probeta graduada, matraz, balanza, termómetro). Esos permiten
medir propiedades macroscópicas (se pueden determinar directamente). Las microscópicas se
determinan por un método indirecto.
Tabla Periódica.
Tabla en la que se agrupan los elementos que tiene propiedades físicas y químicas semejantes,
acomodados por su número atómico en grupos o familias (columnas, semejanza en las prop.
Químicas) y períodos (filas). Se dividen en metales (buenos conductores de calor y electricidad), no
metales (gral. malos conductores del calor y electricidad) y metaloides (propiedades intermedias de
anteriores). Las propiedades cambian gradualmente de izquierda a derecha de metálicas a no metálicas
(a lo largo del período). Se agrupan por número de grupo y algunos tienen nombres especiales (como
metales alcalinos, alcalinotérreos, halógenos, gases nobles).
Reacciones químicas. Ecuaciones químicas.
Una reacción química es un proceso en el que una/s sustancia/s cambia para formar una o más
sustancias nuevas. Consiste en la ruptura de enlaces químicos para la formación de nuevos enlaces con
liberación o absorción de energía. Se evidencian por: formación de un precipitado, desprendimiento de
gases, cambio de color, desprendimiento o absorción de energía, apercibimiento de olor, etc.
Las ecuaciones químicas son la representación abreviada y simbólica de una reacción química.
Una ecuación química balancead es aquella en la que la cantidad de átomos de cada uno de los
elementos que aparecen en los reactivos (sustancias iniciales de una reacción) es igual a la cantidad de
átomos de cada uno de los elementos en los producto (formada como resultado de una reacción
química). Se debe cumplir la ley de conservación de la masa. Para balancear se utilizan también los
coeficientes estequiométricos (estequiometría=estudio cuantitativo de reactivos y productos) que indican
el número de moles o moléculas de cada una de las sustancias que forman parte de la reacción. Los
reactivos se escriben a la izquierda y los productos a la derecha de la flecha: reactivosproductos. Con
las letras g, s, l se indican los estados de las sustancias.

La flecha indica el sentido de la reacción, si existe una indica que es irreversible y si existen dos en
sentido contrario significa que es reversible. Los subíndices indican la cantidad de átomos de un elemento
presente en un compuesto. Para calcular la cantidad de producto formado se utilizan moles (método del
mol) los coeficientes se pueden interpretar como el número de moles.
Taller Nº2 – Estructura Atómica
Teoría Atómica.
Toda la materia está formada por partículas pequeñas llamadas átomos. Dalton estableció:
- Los átomos de un mismo elemento son diferentes a los átomos de todos los demás elementos,
- Los compuestos están formados por átomos de más de un elementos y siempre la relación entre el
número de átomos de los elementos presentes es un número entero o fracción sencilla,
- Una reacción química nunca implica la creación o destrucción de átomos (si su separación, combinación
o reordenamiento).
Ley de las proporciones definidas: muestras diferentes de un mismo compuesto siempre contienen los
mismos elementos y en la misma proporción de masa.
Ley de las proporciones múltiples: diferente compuestos formados por los mismo elementos difieren en
el número de átomos de cada clase.
Ley de la conservación de la masa: la materia no se crea ni se destruye, la masa se conserva.
Estructura del átomo. Electrón. Protón. Neutrón.
Un átomo se define como la unidad básica de un elemento que puede intervenir en una
combinación química y está formado por partículas subatómicas:
Electrones: Son partículas con carga negativa. Su carga es de -1.6022 x 10-19
C y su masa es de 9.10 x
10-28
g. Se simboliza como e-
. Se encuentran a una cierta distancia del núcleo en constante movimiento.
Protones: Son las partículas del núcleo con carga positiva y que poseen la misma cantidad de carga que
los electrones. Su masa es de 1.67262 x 10-24
g casi 1840 veces la masa de los e-
. Están confinados en el
núcleo del átomo y junto con los neutrones constituyen la mayor parte de masa del total del átomo. Su
carga es de +1.6022 x 10-19
C. Se simboliza como p+
.
Neutrones: Son las partículas del núcleo eléctricamente neutras con una masa ligeramente mayor que la
masa de los protones. Su masa es de 1.67493 x 10-24
g. Se simboliza como n0
.
Radiactividad.
Concepto utilizado para describir la emisión espontánea de partículas y/o radiación. La
desintegración o descomposición de las sustancias radiactivas produce tres tipos de rayos diferentes: alfa
que consta de protones, beta con electrones y gamma que constan de neutrones por lo que no tienen
carga y no son atraídos por un campo externo.
Número Atómico. Número Másico. Isótopos
El número atómico (Z) es el número de p+
en el núcleo de un átomo de un elemento, en un átomo
neutro el número de p+
es igual al número de e-
. Este número determina la identidad química de cada
elemento, es decir, cada elemento tiene su propio número atómico.
El número másico o de masa (A) es el número total de protones y neutrones presentes en el
núcleo del átomo de un elemento. Está dado por la suma del número de p+
y n0
. En consecuencia, el
número de n0
de un átomo es igual a la diferencia entre A y Z.
La forma de denotar el número atómico y másico de un elemento es: XA
Z
No todos los átomos de un elemento determinado tienen la misma masa. La mayoría tienen dos o
más isótopos, que son átomos de un mismo elemento con un número másico diferente pero igual
número atómico. Los isótopos de los elementos se identifican por su A.
Las propiedades químicas de un elemento están determinadas por los p+
y e-
, los n0
no participan
en los cambios químicos en condiciones normales. En consecuencia, los isótopos de un mismo elemento
van a tener propiedades químicas, comportamiento similar, formación de iguales compuestos, igual
radiactividad, etc.
Moléculas e Iones.
Una molécula es un agregado de lo por lo menos dos átomos (de un mismo o diferente elemento)
en una colocación definitiva que se mantienen unidos a través de fuerzas químicas. Las moléculas son
eléctricamente neutras. Se dice que una molécula es diatómica cuando contiene solo dos átomos.
Aquellas que contienen más de dos átomos reciben el nombre de poliatómicas.
Un ion es un átomo o un grupo de átomos que tiene una carga neta positiva o negativa. El número
de protones del núcleo de un átomo permanece igual durante cambios químicos comunes pero se pueden
perder o ganar e-
, cargados negativamente. La pérdida de uno o más de estos, a partir de átomo neutro
forma un catión con carga neta positiva y el incremento de uno o más, forma un anión cuya carga neta es
negativa. Un átomo puede perder o ganar más de un e-
. Salvo excepciones, los metales tienden a formar

cationes y los no metales, aniones. Es posible, combinar dos o más átomos y formar un ion que tenga
una carga neta positiva o negativa.
Masa atómica. Masa atómica promedio. Masa molar y número de Avogadro.
La masa de un átomo depende de sus p+
, e-
y n0
. La masa atómica es la masa de un átomo en
uma (unidades de masa atómica). Una uma se define como la masa igual a la doceava parte de la masa
de un átomo de carbono-12. Al fijar la masa del átomo de carbono-12 como 12 uma se tiene el átomo que
se utiliza como referencia para los demás elementos.
Los elementos al tener más de un isótopo naturalmente, se debe obtener la masa atómica
promedio para poder medir la masa del elemento. La forma de obtenerla es:
100
22%1.1%
Pr
AA
omedioaMasaAtómic
+
= Siendo %(el porcentaje de abundancia de uno de los
isótopos del elemento) y A (la masa del elemento). Hay que tener en cuenta que: %1002%1% =+ .
Un mol es la cantidad de una sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos,
moléculas, partículas, etc.) como átomos hay exactamente 12g del isótopo de carbono 12. Este número
denominado como número de Avogadro (NA)= 6.0022 x 1023
. Un mol está contenido en la masa
molecular relativa expresada en gramos.
Un mol de átomos de carbono-12 tiene un masa exactamente de 12g y contiene 6.0022 x 1023
.
Esta cantidad de carbono-12 es su masa molar (M) y se define como la masa en gramos o kilogramos de
1 mol de unidades (átomos, moléculas, partículas, etc.) de una sustancia.
Masa Molecular
La masa molecular es la suma de las masas atómicas en uma en una molécula. En general, es
necesario multiplicar la masa atómica de cada elemento por el número de átomos de ese elemento
presente en la molécula y sumar todos los elementos. A partir de esta se puede determinar la masa
molecular de una molécula o un compuesto. La masa molar de un compuesto (en gramos) es
numéricamente igual a su masa molecular (en uma).
Composición porcentual de los compuestos
Es el porcentaje en masa de cada elemento presente en un compuesto. Se obtiene al dividir la
masa de cada elemento contenida en 1 mol del compuesto entre la masa molar del compuesto y
multiplicando por 100%.
Procedimiento para calcular la fórmula empírica de un compuesto a partir de su composición porcentual
Porcentaje de masaconvertir a gramos y dividir entre la masa molarMoles de cada elementodividir
entre el número de moles más pequeñoProporciones de moles de elementocambiar a subíndices
enterosFórmula empírica
Determinación de fórmulas moleculares y experimental de fórmulas empíricas
La fórmula empírica es aquella que está basada sólo en la observación y en mediciones, a partir
del análisis del compuesto en función de los elementos que lo forman, calculada de la composición
porcentual en masa.
En cambio la fórmula molecular o real, para calcularla es necesario conocer la masa molar
aproximada del compuesto, además de su fórmula empírica. La masa molar de un compuesto debe ser
un múltiplo entero de la masa molar de su fórmula empírica.
Mecánica Cuántica. Números cuánticos.
Como es imposible determinar la posición exacta de un e-
debido a que se extiende en el espacio
Werner Heisenberg formuló una teoría conocida como principio de incertidumbre de Heisenberg que
establece que es imposible conocer con certeza el momento p (definido como la masa por la velocidad) y
la posición de una partícula simultáneamente. Aunque no se puede saber en qué parte del átomo se
localiza un e-
, si se puede definir la región en que puede encontrarse en un momento dado, de esta
manera se define el concepto de densidad electrónica que da la probabilidad de encontrar un e-
en una
cierta región del átomo.
El orbital atómico es la zona donde hay mayor probabilidad de encontrar un electrón en el
espacio. No tienen forma definida. Están descriptos por los números cuánticos que además, identifican
a los electrones que están dentro. Un orbital carece de forma definida porque la función de onda que lo
distingue se extiende desde el núcleo hasta el infinito.
Los números cuánticos son 4:
• El número cuántico principal (n): Éste puede tomar valores enteros de 1, 2, 3, etc. y está relacionado
con la distancia promedio del electrón al núcleo de un determinado orbital. Cuanto más grande es más
grande es el orbital y menos estable.

• El número cuántico del momento angular (l): expresa la “forma” de los orbitales. Dependen del valor
asignado a n. Para un cierto valor de n, l tiene todos los valores enteros posibles desde 0 hasta (n-1). El
valor de l se designa con las letras s, p, d,…
l 0 1 2 3 4 5
Nombre del Orbital s p d f g h
El conjunto de orbitales que tienen el mismo valor de n se conoce como nivel o capa. Los orbitales que
tienen los mismos valores de n y l se llaman como subnivel o subcapa.
• El número cuántico magnético (ml): describe la orientación del orbital en el espacio. Dentro de un
subnivel, depende del valor que tenga el valor de l. Para cierto valor de l existen (2l+1) valores enteros de
ml: -L, (-L+1),…..0…..,(+L-1),+L.
El número de valores que tenga ml, indica el número de orbitales presentes en un subnivel con un cierto
valor de l.
• El número cuántico de espín (ms): suponiendo que los electrones se comportan como pequeños
imanes, giran sobre su propio eje lo cual hace factible la explicación de sus propiedades magnéticas.
Cuando gira una carga se genera un campo magnético y este movimiento es el responsable de que el
electrón se comporte como un imán. Existen dos posibles giros: sentido horario y anti-horario. Puede
tomar valor de
2
1
+ o
2
1
− .
Orbitales Atómicos. Las energías de los orbitales
Cuando L=0, (2l+1)=1existe un valor para ml, hay un orbital s. Cuando l=1,(2l+1)=3, por lo que
hay tres orbitales p: px, py, pz. Cuando l=2,(2l+1)=5, existen 5 orbitales d expresados con subíndices más
complejos.
• Orbitales s: Se sabe que un electrón esta la mayor parte del tiempo cerca del núcleo. La densidad
electrónica decae con el aumento de la distancia. Existe una probabilidad de un 90% de encontrar al
electrón dentro de una esfera de 100 pm de radio alrededor del núcleo. Es posible representar el orbital
1s con un diagrama de contorno de superficie que abarque alrededor del 90% de la densidad
electrónica total de un orbital (esfera). Todos los orbitales s son esféricos pero varían de tamaño, éste
aumenta con el incremento de n.
• Orbitales p: comienza con n=2. Cuando L=1, ml puede tomar valores de -1, 0 y 1, px, py, pz. Las
letras del subíndice señalan los ejes sobre los que se orientan los orbitales, los 3 poseen el mismo
tamaño, forma y energía; difieren en su orientación. Cada orbital p puede imaginarse como dos lóbulos
situados en lados opuestos del núcleo. Su tamaño aumenta desde 2p hasta 3p, 4p……
• Orbitales d y otros orbitales de mayor energía: Cuando L=2 existen cinco valores para ml que
corresponden a 5 orbitales d. El valor mínimo de n para un orbital d es 3. Todos los orbitales 3d de un
átomo tienen la misma energía. Los orbitales que tienen más energía que los orbitales d se representan
con las letras f, g y sucesivas. Los f explican el comportamiento de los átomos de los elementos con
número atómico mayor a 57.
La energía total de un átomo polielectrónico depende no sólo de la suma de las energías de los
orbitales sino también de la energía de repulsión de los electrones de estos orbitales (cada orbital puede
acomodar hasta dos electrones).
Orden de llenado de los subniveles atómicos en un átomo polielectrónico: 1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d…
Configuración Electrónica. Principio de exclusión de Pauli.
Los 4 número cuánticos son suficientes para identificar por completo un electrón en cualquier
orbital de cualquier átomo. Se considera al conjunto de estos 4 números como el “domicilio” de un
electrón en un átomo. Notación simplificada (n, l, ml y ms). El valor de m no influye en la energía, tamaño
o forma y orientación de un orbital, pero sí determina la distribución de los electrones en el orbital. Se
define como configuración electrónica la manera en que están distribuidos los electrones entre los
distintos orbitales atómicos.
El principio de exclusión de Pauli establece que no es posible que dos electrones en un átomo
tengan los mismos cuatro números cuánticos. Solo dos electrones pueden coexistir en el mismo orbital
atómicos y deben tener espines diferentes.
Diamagnetismo y paramagnetismo.
Las sustancias paramagnéticas son aquellas atraídas por un imán. Los átomos son
diamagnéticos cuando son repelidos ligeramente por un imán y ocurre si los espines del electrón están
apareados o son antiparalelos. Cualquier átomo que tenga un número impar de electrones debe ser
paramagnético. En cambio, los átomos que tienen un número par de electrones pueden ser
diamagnéticos o paramagnéticos.
Efecto pantalla en átomos polielectrónicos.

El efecto pantalla es la atenuación de la fuerza atractiva neta que ejerce el núcleo sobre el
electrón, debido a la presencia de otros electrones en capas inferiores y del mismo nivel energético. Es
una barrera de electrones de un mismo nivel, los cuales ejercen fuerzas de repulsión sobre electrones de
mayor nivel, disminuyendo así la probabilidad de encontrar estos electrones en niveles inferiores. Cada
nivel produce efecto de pantalla; a mayor número de electrones mayor es el efecto de pantalla. Para el
mismo número n el poder de penetración disminuye con el aumento en el número l.
Dado que la estabilidad está determinada por la fuerza de atracción del núcleo, se infiere que un
electrón en 2s tendrá menor energía que uno en 2p (por lo que quitar un electrón en 2p demanda menos
energía que quitarlo en 2s)
Regla de Hund. Reglas generales para asignar electrones en los orbitales.
La regla de Hund establece que la distribución electrónica más estable en los subniveles es la que
tiene mayor número de espines paralelos.
Reglas generales: cada capa o nivel de número n contiene n subniveles, cada subnivel de número l
contiene 2l+1 orbitales. Cada orbital admite un máximo de dos electrones. Por lo tanto, el máximo número
de electrones es el doble del número de orbitales empleados.
• 2n2
permite calcular el máximo número de electrones que puede tener un átomo en el nivel n.
El principio de Construcción
El principio de Aufbau (construcción) establece que cuando los protones se incorporan al núcleo
para construir los elementos, los electrones se suman de la misma forma a los orbitales atómicos. Con
excepción del H y del He, las CE de todos los elementos se representan por un núcleo de gas noble
(que antecede al elemento a considerar) seguido por los símbolos de los subniveles superiores llenos que
ocupan los niveles externos. En los metales de transición, los subniveles d están parcialmente llenos o
con facilidad forman cationes que tienen este subnivel incompleto. La CE del cromo es [Ar] 4s1
3d5
y no
[Ar] 4s2
3d4
y la del cobre [Ar] 4s1
3d10
en lugar de [Ar] 4s2
3d9
, debido a que hay una estabilidad
ligeramente mayor con los subniveles semilleros (3d5
) y llenos (3d10
) y el núcleo atrae con mayor fuerza.
Las CE de los metales de la 2da serie de transición son también irregulares. En la serie de los lantánidos
o tierras raras, los metales de esta serie tienen los subniveles 4f parcialmente llenos o con facilidad
forman cationes que tienen subniveles incompletos (4f7
en lugar de 4f8
). En la serie de los actínicos,
ocurre algo similar. En los representativos su último nivel de energía ocupado está incompleto y en los
gases nobles su último de energía ocupado está completo.
CE: ejemplo elemento 9X = 1s2
2s2
2p5
El 2 determina el período (nivel de energía) y el grupo se
determina a partir de la suma de los electrones del último nivel de energía, en este caso 2 + 5= 7
Taller Nº3 – Enlaces Químicos
Símbolos de puntos de Lewis
Los átomos se combinan para alcanzar una CE más estable, que se logra en su punto máximo
cuando un átomo es isoelectrónico con un gas noble. Para formar un enlace químico solo entran en
contacto sus regiones más externas por lo que sólo se consideran los electrones de valencia (son los
electrones que se encuentran en los mayores niveles de energía del átomo, responsables de la
interacción entre átomos).
Un símbolo de puntos de Lewis es un sistema desarrollado por Lewis que consta del símbolo de
elementos y un punto por cada electrón de valencia de un átomo del elemento. A excepción del helio, el
número de electrones de valencia de cada átomo es igual al número de grupo del elemento. Los
elementos de un mismo grupo poseen configuraciones electrónicas externas similares y
consecuentemente se asemejan los símbolos de puntos.
Enlace Iónico. Enlace Covalente. Regla del Octeto
El enlace iónico consiste en el enlace entre un metal que pierde electrones y un no metal que
gana electrones. Es la fuerza electrostática que une a los iones en un compuesto iónico resultante de la
combinación de un metal del grupo 1A o 2A y un halógeno u oxígeno.
El enlace covalente es un enlace que consiste en que los átomos no metales comparten pares de
electrones, los compuestos covalentes son aquellos que sólo contienen este tipo de enlaces. Se tienen
tres variantes: covalente simple, múltiple y coordinado. Se forman este tipo de enlaces cuando no hay
suficientes electrones para que cada átomo individual complete su octeto (con el H es que alcance la CE
del helio). El par de electrones compartido se representa mediante una línea y cada electrón del par
compartido es atraído por los núcleos de ambos electrones. En los átomos polielectrónicos sólo participan
los electrones de valencia. Los demás electrones no enlazantes se llaman pares libres, pares de
electrones de valencia que no participan en la formación del enlace covalente.
En un enlace sencillo o simple, dos átomos se unen por medio de un par de electrones y en uno
múltiple, se comparten dos o más pares de electrones. Los últimos son más cortos que los primeros, y

más estables. Así se define la longitud de enlace que se define como la distancia entre el núcleo de dos
átomos unidos por un enlace covalente en una molécula. En los enlaces covalentes coordinados dos
átomos comparten un par de electrones pero uno aporta dicho par y otro lo acepta (comp. que subliman
con facilidad y puntos de fusión y ebullición bajos)
La formación de moléculas o compuestos está definida en la regla del octeto de Lewis que
establece que un átomo diferente del hidrógeno tiende a formar enlaces hasta que se rodea de ocho
electrones de valencia.
Comparación de las propiedades de los compuestos covalentes e iónicos
Los compuestos covalentes poseen dos fuerzas que mantienen unidos los átomos de una
molécula: la energía de enlace y la fuerza intermolecular, suelen ser más débiles que las fuerzas que
mantienen los átomos unidos a los átomos de una molécula. Debido a esto que los compuestos
covalentes se unen con menos fuerza. Casi siempre son gases, líquidos o sólidos de bajo punto de
fusión. Son insolubles en agua y sus disoluciones acuosas no conducen la electricidad al igual que los
líquidos o fundidos porque no poseen iones presentes y no son electrolitos.
En cambio, los compuestos iónicos están unidos por fuerzas electrostáticas muy fuertes. Son
sólidos a temperatura ambiente y tienen puntos de fusión y ebullición elevados. Muchos son solubles en
agua y sus disoluciones acuosas conducen la electricidad debido a que son electrolitos fuertes. Fundidos
conducen la electricidad debido a que contienen cationes y aniones. Forman cristales y su densidad es
mayor que la del agua.
Electronegatividad y Número de Oxidación.
Es la capacidad o habilidad de un átomo de atraer hacia sí los electrones compartidos de un
enlace químico. La atracción de electrones por parte de un elemento es proporcional a su
electronegatividad. Se relaciona de forma “proporcional” directa con la afinidad electrónica y la energía de
ionización pero son conceptos diferentes, el primero hace referencia a la atracción de un átomo aislado
por un electrón adicional y la segunda a no perder electrones con facilidad (ionización alta). Mientras que
la afinidad es una cantidad susceptible de medirse en forma experimental, la electronegatividad es un
valor estimado que no puede medirse.
La electronegatividad es un concepto relativo que se “mide” a partir de la comparación con la de
otros elementos. Aumenta de izquierda a derecha a través de un período de la tabla y coincide con la
disminución del carácter metálico, y en cada grupo disminuye al aumentar el número atómico y el carácter
metálico (aumenta abajo hacia arriba).
Los átomos con grandes diferencias de electronegatividad tienden a formar enlaces iónicos en el
que el menos electronegativo cede sus electrones al que posee más, se forma cuando dicha diferencia es
de 2.0 o más. Los átomos de elementos con electronegatividades parecidas forman enlaces covalentes
polares porque el desplazamiento de la densidad electrónica suele ser pequeño. Se forman cuando la
diferencia de electronegatividades va de 0.4 a 2.0 cuando es covalente polar (átomos que comparten
electrones que están más cerca del elemento electronegativo formando un dipolo, solubles en agua y
solventes polares, conducen electricidad) y cuando es covalente no polar (átomos que comparte
electrones y poseen igual electronegatividad, no solubles en agua, no conductores del calor y electricidad,
no forman estructuras cristalinas pero si moléculas verdades y diatómicas) de 0 a 0.4
El número de oxidación (estado de oxidación) de un átomo significa el número de carga que
tendría un átomo en una molécula o en un compuesto iónico si los electrones fueran transferidos
completamente. Un enlace entre átomos iguales no contribuye al número de oxidación ya que los
electrones del enlace están igualmente compartidos. Permiten identificar los elementos que se han
oxidado y reducido.
Reglas de asignación: - En los elementos libres, vale cero para cada átomo.
- Para los iones monoatómicos, dicho número es igual a la carga del ión: en los metales alcalinos es de
+1 y los alcalinotérreos es +2 (el Al tiene +3).
- El del hidrógeno es igual a +1, excepto en compuestos binarios donde es -1: hidruros metálicos
- El número de oxidación del O es de -2 excepto en el peróxido de hidrógeno (H2O2) y en el ión peróxido
que es de -1
- El flúor tiene un número de oxidación de -1 en todos sus compuestos. El Cl, Br y I tienen número
negativos cuando están como iones halogenuro en compuestos, y cuando están combinados con el O
tienen números positivos.
- En una molécula neutra, la suma debe dar cero. En un ión poliatómico, la suma debe ser igual a la carga
neta del ión.
- No tienen que ser números enteros.
- Los metales tienen números de oxidación positivos y los no metales pueden ser positivos o negativos.
- El máximo número que puede tener un elemento corresponden con el máximo número de su grupo.
- Los metales de transición generalmente tienen varios.

Estructura de Lewis. Carga formal.
Una estructura de Lewis es la representación de un enlace covalente, donde el par de
electrones compartidos se indica con líneas o como pares de punto entre dos átomos y los pares libres se
indican como pares de puntos en los átomos individuales.
La carga formal del átomo se define como la diferencia entre los electrones de valencia de un
átomo aislado y el número de electrones asignado a ese átomo en una estructura de Lewis. La carga
formal de un átomo en una molécula se puede calcular:
=
Taller Nº4 – Estado Gaseoso
El movimiento molecular de los gases resulta totalmente aleatorio y las fuerzas de atracción entre
sus moléculas son tan pequeñas que cada una se mueve en forma libre y fundamentalmente
independiente de las otras.
Sustancias que existen como gases
Entre estos se encuentran el hidrógeno, nitrógeno, oxígeno, flúor y cloro que existen como
moléculas diatómicas gaseosas, el ozono también y todos los elementos del grupo VIIIA o gases nobles,
He, Ne, Ar, K, Xe y Rn.
Los compuestos iónicos no existen como gases a 25°C y 1 atm, porque los cationes y aniones en
un sólido iónico se hallan unidos por fuerzas electrostáticas muy fuertes. Para vencer esas atracciones se
necesita aplicar una gran cantidad de energía. Los compuestos moleculares por lo regular hierven a
temperaturas más bajas que los compuestos iónicos, estas y otras características se pueden notar a partir
de las fuerzas intermoleculares que los unen. Mientras más fuertes sean esas atracciones, es menor la
posibilidad de que un compuesto exista como gas a las temperaturas ordinarias. Todos los gases poseen
las siguientes características: se adaptan la forma y el volumen del recipiente que los contiene, se
consideran los más comprensibles de los estados de la materia, cuando se encuentran confinados en el
mismo recipiente se mezclan completa y uniformemente.
Presión de un gas
Los gases ejercen presión sobre cualquier superficie con la que entren en contacto ya que las
moléculas gaseosas se hallan en constante movimiento.
Unidades del sistema Internacional (SI) para la presión
La presión se define como la fuerza aplicada por unidad de área:
Área
Fuerza
esión =Pr . La unidad
SI de presión es el pascal (Pa) que se define como un newton por metro 2
/11 mNPa = .
Presión atmosférica
La atmósfera es mucho más densa cerca de la superficie de la Tierra que a altitudes elevadas, la
densidad del aire disminuye muy rápido al aumentar la distancia a la Tierra. Cuanto más denso sea el
aire, mayor es la presión que ejerce. La fuerza que experimenta cualquier superficie expuesta a la
atmósfera de la Tierra es igual al peso de la columna de aire que está encima de ella. La presión
atmosférica es la presión que ejerce la atmósfera sobe la Tierra: depende de la localización, la
temperatura y las condiciones climáticas, y se mide con el barómetro.
La presión atmosférica estándar (1 atm) es igual al a presión que soporta exactamente 760 mm
de Hg de altura a 0°C del nivel del mar (la unidad de mm Hg también se llama torr). El manómetro es el
instrumento que permite medir la presión de los gases distintos de la atmósfera.
LEYES DE LOS GASES
Ley de Boyle
A temperatura constante y a una determinada cantidad, una masa de gas ocupa un volumen que
es inversamente proporcional a la presión ejercida sobre él:
V
kP
1
.=  kVP =. donde k es la
constante de proporcionalidad. P (presión) y V (volumen). Entonces: 2211 .. VPVP = . El producto de la
presión (P) y el volumen (V) de un gas es una constante (k), siempre a TEMPERATURA y
CANTIDAD (mol) CONSTANTES.
Carga formal de
un átomo en una
estructura de
Lewis
Número total de
electrones de
valencia en el
átomo libre
Número total de
electrones no
enlazados
Número total de
electrones de
enlace
- - 2
1
-

Ley de Charles
El volumen de una cantidad fija de gas mantenida a presión constante es directamente
proporcional a la temperatura absoluta del gas:
k
T
V
=
1
1
y k
T
V
=
2
2

2
2
1
1
T
V
T
V
= siempre a PRESIÓN y CANTIDAD (mol) CONSTANTES.
Ley de Gay-Lussac
Para una cantidad de gas y volumen constantes, la temperatura es proporcional a la presión, es
decir, para mantener el mismo volumen, a mayor temperatura tengo que aumentar la presión o
visceversa: k
T
P
= 
2
2
1
1
T
P
T
P
= , siempre para un VOLUMEN y CANTIDAD (mol) CONSTANTES.
Ley de Avogadro
A presión y temperatura constantes, el volumen de un gas es directamente proporcional al
número de moles del gas presente nkV .=  k
n
V
=
1
1
y k
n
V
=
2
2

2
2
1
1
n
V
n
V
= , siempre a
TEMPERATURA y PRESIÓN CONSTANTES.
Ley de Dalton
La presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones que cada gas
ejercería si estuviera solo:
V
TRn
P A
A
..
= y
V
TRn
P B
B
..
=  )(
.
BABAT nn
V
TR
PPP +=+= R es la
constante de los gases.
Ecuación del gas ideal
Explica la relación entre las variables de presión, volumen, temperatura y número de moles. Un
gas ideal es un gas hipotético cuyo comportamiento de presión, volumen y temperatura se puede
describir completamente por la ecuación del gas ideal. 1 gas ideal ocupa a condiciones normales de
temperatura y presión (0°C – 273.15 K y a 1 atm) 22.414 l. A partir de eso se puede calcular la constante
de los gases que es 0.082057 L*atm/K*mol.
nT
PV
R = .
CNTP (CONDICIONES NORMALES DE TEMPERATURA Y PRESIÓN)
Presión: 1 atm = 760 mm Hg = 760 Torr
Temperatura: 273 K.
Volumen molar: 22.4 L.
Ecuación combinada de Estado
TnRVP ... = 
Tn
VP
R
.
.
=
Como k
nT
VP
=
11
11
.
.
y k
nT
VP
=
22
22
.
.
a CANTIDAD (mol) CONSTANTE
2
22
1
11 ..
T
VP
T
VP
= .
DENSIDAD
Es la relación de masa y volumen m/V.
TR
P
V
n
.
= 
M
m
n = donde m es la masa en gramos y M es la masa molar.
La densidad se define entonces como :
TR
MrP
V
m
d
.
.
== .
La densidad de los gases es muy baja en condiciones atmosféricas por lo que se expresa comúnmente
en gamos por litro en lugar de gramos por mililitro
NÚMERO DE MOLES
Mr
m
n = donde m es la masa en gramos y Mr es la masa molar o atómica de la tabla periódica
d
V
m
TR
MrP
==
.
.

P
TRd
Mr
..
=

Taller Nº5 – PARTE A
Formulación de compuesto químicos inorgánicos y su nomenclatura
En una primera clasificación es necesario diferenciar los compuestos orgánicos de los inorgánicos. Los
primeros contienen carbono combinado con hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y azufre. El resto de los
compuestos se clasifican en inorgánicos. A su vez, a estos últimos se los clasifica según el número de
elementos que forman el compuesto en:
COMPUESTOS BINARIOS: formados por dos elementos distintos.
Óxidos: se forman cuando los elementos reaccionan con el oxígeno. Es importante tener en cuenta
que el oxígeno actúa en todos sus compuestos con número de oxidación 2-.
OXIDOS BÁSICOS: se forman por la combinación de un metal con el oxígeno (M + 02).
• Nomenclatura Tradicional: se nombra la función “Óxido” seguida del nombre del metal, si tiene dos
números de oxidación se agrega la terminación “oso” al menor y la terminación “ico” al mayor número de
oxidación.
• Numeral de Stock (NS) o IUPAC: se escribe la función “Óxido” seguida del nombre del metal.
Cuando el metal presenta más de un número de oxidación (generalmente con los metales de transición)
este se escribe entre paréntesis y con número romano. A diferencia de la Tradicional, la de Stock quita la
inconveniencia de no saber qué número de oxidación se utiliza, es decir, la de Stock especifica cuál se
está utilizando y la Tradicional solo menciona si es la menor o mayor.
ÓXIDOS ÁCIDOS: se forman por la combinación de un no metal con el oxígeno (NM + 02).
• Nomenclatura Tradicional: se nombra la función “Óxido” seguida del nombre del no metal, si tiene
dos números de oxidación se agrega al nombre del no metal la terminación “oso” al menor y la
terminación “ico” al mayor número de oxidación. Para el caso de los Halógenos del grupo VII A de la tabla
periódica (cloro, yodo, bromo, etc) que presentan 4 números de oxidación, se diferencian los números de
oxidación del no-metal mediante los sufijos “oso” e “ico” y los prefijos “hipo” cuando usa el menor número
de oxidación y “per” cuando usa el mayor número de oxidación.
• Numeral de Stock (NS) o IUPAC: se escribe la función “Óxido” seguida del nombre del no metal.
Cuando el no metal presenta más de un número de oxidación este se escribe entre paréntesis y con
número romano.
Hidruros: se forman cuando los elementos reaccionan con el hidrógeno. Es importante tener en
cuenta que el hidrógeno actúa en todos sus compuestos con número de oxidación 1+ excepto en los
hidruros metálicos en los que actúa con número de oxidación 1-.
HIDRUROS METÁLICOS: se forman por la combinación de un metal con el hidrógeno (M + H2). El
hidrógeno actúa con número de oxidación 1-. Los más frecuentes son los metales del grupo IA, IIA
(algunos) y IIIA (Al).
• Nomenclatura Tradicional: Se nombra con la palabra genérica “Hidruro” seguida del nombre del
metal.
• Numeral de Stock (NS) o IUPAC: Coincide con la Nomenclatura Tradicional por lo que no es
necesario escribirla sin sólo aclarar que coinciden.
HIDRUROS NO METÁLICOS: se forman por la combinación de un no metal con el hidrógeno (NM +
H2). El hidrógeno actúa con número de oxidación 1+.
• Nomenclatura Tradicional: Se los identifica con la terminación URO cuando se presentan en estado
gaseoso como terminación del nombre del no metal (es decir, terminación de su raíz) y se agrega “de
hidrógeno”. Cuando la reacción ocurre en medio acuoso forman los hidrácidos. Para nombrarlos se
escribe la función ácido y el no metal cambia la terminación uro por hídrico (se quita el “de hidrógeno”).
• Numeral de Stock (NS): coincide con la Nomenclatura Tradicional.
Sales binarias neutras: se forman cuando los elementos reaccionan entre un metal y un no metal.
• Nomenclatura Tradicional: se las denomina utilizando el nombre del no-metal terminado en el sufijo
“uro” y colocando a continuación el nombre del metal. Cuando el metal presenta más de un número de
oxidación se utilizan las terminaciones “oso” e “ico”.
• Numeral de Stock (NS) o IUPAC: coincide con la Nomenclatura Tradicional, pero si el estado de
oxidación del metal presenta más de uno se debe indicar entre paréntesis con número romano.
SI LA NOMENCLATURA TRADICIONAL COINCIDE CON LA DE STOCK NO ES NECESARIO
ESCRIBIR ESTA ÚLTIMA SINO SÓLO ACLARAR QUE AMBAS COINCIDEN.
COMPUESTOS TERNARIOS: formados por tres elementos distintos.
Hidróxidos: también conocidos como Alcalinos Bases, está constituidos por la unión de un metal a
un grupo oxhidrilo o hidroxilo (Mx
(OH)x).Eso quiere decir que la cantidad de grupos hidroxilos va a

coincidir con el número de oxidación del metal. Se forman a partir de la reacción de óxido básico y el
agua. Es importante tener en cuenta que el número de oxidación del grupo oxidrilo es siempre 1-.
• Nomenclatura Tradicional: se las denomina utilizando la palabra “Hidróxido” seguida del nombre
del metal. Si el metal presenta más de un número de oxidación se agrega la terminación “oso” e “ico”.
• Numeral de Stock (NS) o IUPAC: coincide con la Nomenclatura Tradicional, pero si el estado de
oxidación del metal presenta más de uno se debe indicar entre paréntesis con número romano.
Ácidos Oxigenados u Oxoácidos: constituidos por hidrógeno, un no-metal y oxígeno.
(HnNMOm). Los símbolos de los átomos se anotan en el siguiente orden: primero el del hidrógeno, luego
el del elemento central que da el nombre y por último el símbolo del oxígeno. Si el no metal (elemento
central) tiene número de oxidación: par entonces el hidrógeno tiene como subíndice un 2 y si es impar
tiene como subíndice un 1.
Luego para el oxígeno, su subíndice se obtiene a partir de la siguiente premisa: utilizando los números de
oxidación se calcula el menor subíndice del oxígeno, para una sumatoria de carga igual a cero para toda
la molécula del oxoácido. Se obtienen a partir de la reacción de un óxido ácido con el agua.
• Nomenclatura Tradicional: Se cambia la función “Óxido” del óxido ácido por la función “Ácido” y se
mantiene la terminación del no metal en el óxido correspondiente.
• Nomenclatura de Stock (NS) o IUPAC: Se coloca la raíz del no metal con la terminación ATO y
entre paréntesis el número de oxidación, luego se agrega “de hidrógeno”.
EXCEPCIÓN: La excepción a la regla el fósforo que tiene como número de oxidación +3 y +5 y cuya
nomenclatura tradicional cambia dependiendo de la cantidad de moléculas de agua que intervengan en la
unión agregando el prefijo “meta” cuando intervienen una sola molécula de H2O, “piro” cuando
intervienen 2 y “orto” cuando intervienen 3 moléculas. Determinan así 6 nomenclaturas distintas (número
de oxidación +3: metafosforoso, pirofosforoso, ortofosforoso y con número de oxidación +5: metafosfórico,
pirofosfórico, ortofosfórico).
Sales ternarias: se forman al reaccionar un HIDRÓXIDO y un OXOÁCIDO y como producto se
obtiene esta sal + H2O. Poseen un catión proveniente del Hidróxido y un anión proveniente del
Oxoácido. Por lo tanto es recomendable proponer o realizar la disociación de los distintos iones de sus
respectivos Hidróxidos y Oxoácidos con las respectivas nomenclaturas (Tradicional y de Stock o IUPAC:
se pone catión y el metal (con “oso” e “ico” si tiene más de un número de oxidación) y en el caso de los
aniones se coloca anión y el no metal (con “ito” y “ato” para la menor y la mayor respectivamente y si
poseen 4 número como los Halógenos se colocan prefijos “hipo” y “per” para la menor y la mayor). Luego
se colca la fórmula general con sus respectivas nomenclaturas.
• Nomenclatura Tradicional: Se nombra primero al no metal con su raíz agregando la terminación
“ito” y “ato” y para la menor y mayor respectivamente y si posee 4 números de oxidación se colocan los
prefijos “hipo” y “per” y luego se agrega “de *nombre del metal*”.OSOITO ICOATO.
• Nomenclatura de Stock (NS) o IUPAC: Se nombra colocando la raíz del no metal seguido de la
terminación ATO y luego se coloca entre paréntesis con número romano el número de oxidación del no
metal seguido de “de *nombre del metal*” con su respectivo número de oxidación entre paréntesis si es
que tiene más de uno.

PARTE B
ESTEQUIOMETRÍA
Reacciones químicas y ecuaciones químicas
Una reacción química es un proceso en el que una sustancia o sustancias cambian para formar
una o más sustancias nuevas. Se representan por medio de las ecuaciones químicas que utilizan
símbolos químicos para mostrar qué sucede durante una reacción química.
Escritura de las reacciones químicas
Ejemplo: H2 + O2242O
En esta ecuación se pueden distinguir diversos símbolos: el “más” que significa “reacciona con” y
la flecha que significa “produce”. Deben cumplir con la ley de la conservación de la masa que establece
que debe haber el mismo número de cada tipo de átomos en ambos lados de la flecha, es decir, que debe
haber tantos átomos al finalizar la reacción como los que había antes de que se iniciara. Para balancear
una ecuación se utilizan los coeficientes estequiométricos (números que preceden a las sustancias
químicas que indican la proporcionan en la cual esas sustancias reaccionan para dar una determinada
cantidad de productos)
En toda ecuación pueden identificarse los reactivos que son las sustancias iniciales en una
reacción química y el producto que es la sustancia formada como resultado de una reacción química.
Por convención se escriben primero los reactivos y luego los productos: reactivosproductos. Para
indicar información adicional se colocan e indican el estado físico de los reactivos y productos por medio
de las letras g, l y s para los estados gaseoso, líquido y sólido.
Balanceo de ecuaciones químicas
Es muy probable que al escribir las ecuaciones químicas éstas estén sin balancear (el número de
cada tipo de átomos sea diferente en ambos lados de la flecha). Por lo que se:
1- Identifican reactivos y productos y se escriben correctamente las fórmulas a ambos lados de la flecha
2- Se colocan diferentes coeficientes con el objetivo de igualar el número de átomos a ambos lados de la
ecuación. Se pueden cambiar los coeficientes pero no subíndices ya que estos identifican la sustancia.
3- Se buscan los elementos que aparecen una sola vez en cada lado de la ecuación y con igual número
de átomos. Y se buscan luego los elementos que aparecen en sólo una vez en cada lado de la ecuación
pero con distinto número de átomos. Se balancean estos elementos y luego se balancean los elementos
que aparecen en dos o más fórmulas del mismo lado de la ecuación.
Cantidades de reactivos y productos
La estequiometría es el estudio cuantitativo de reactivos y productos en una reacción química.
Reactivos limitantes
Cuando se efectúa una reacción los reactivos no están presentes en las cantidades
estequiométricas exactas, es decir, es las proporciones que indica la ecuación balanceada. El reactivo
que se consume primero en una reacción se denomina reactivo limitante, ya que la máxima cantidad de
producto que se forma depende de la cantidad original de este reactivo. Cuando este se consume, no se
puede formar más producto. Los reactivos en exceso son los reactivos presentes en mayor cantidad que
la necesaria para reaccionar con la cantidad de reactivo limitante. En los cálculos estequiométricos en los
que hay un reactivo limitante el primer paso consiste en determinarlo y al hacerlo, se trabaja sobre éste.
Pureza e Impureza de reactivos
Se expresa en % e indica cada 100 g de muestra cuántos gramos puros de reactivos, de forma
contraria con la impureza.
Rendimiento de reacción
Es la cantidad de producto que se obtendrá si reacciona todo el reactivo limitante. El rendimiento
máximo es el teórico que se calcula a partir de la ecuación balanceada. En la práctica, el rendimiento
real es la cantidad de producto que se obtiene en una reacción que es casi siempre menor que el teórico.
Para determinar la eficiencia de una reacción específica los científicos utilizan el término porcentaje de
rendimiento para describir la proporción del rendimiento real con respecto al teórico que puede fluctuar
desde 1% hasta 100%. Se plantea como la cantidad de rendimiento que hay en 100 g de muestra y una
relación de 3 simples (si la preparación tiene un rendimiento del 77% quiere decir que si en 100 gramos
teóricos de preparación hay 77 gr prácticos o reales, entonces en……..).

Taller Nº6 – ESTADO LÍQUIDO
SOLUCIONES: Solvente/Disolvente, Soluto, Solubilidad
Una solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias que no reaccionan entre sí.
Sus componentes son: soluto (interviene en menor cantidad o proporción) y el solvente (que es el que
interviene en mayor cantidad o proporción).Ejemplos:
SOLUTO SOLVENTE SOLUCIÓN
Sólido Líquido Agua de mar (agua salada)
Líquido Líquido Son miscibles: alcohol y agua
Gaseoso Líquido Soda (agua con CO2)
Gaseoso Gaseoso Aire (mayor proporción N)
Sólido Sólido Zinc – Aluminio (aleación)
La saturación de una solución se estudia y depende de la cantidad de soluto presente en la
solución. Una solución saturada es aquella en que se encuentra la máxima cantidad de soluto n solvente
a una temperatura dada (presión en caso de gas). Una solución no saturada es aquella que no tiene la
máxima cantidad posible de soluto para el solvente a condiciones normales. A su vez éstas pueden ser
concentradas cuando tiene una cantidad considerable de soluto en un volumen determinado de solvente,
es decir, está próxima a saturarse y diluida cuando la cantidad de soluto que interviene está en mínima
proporción en un volumen determinado de solvente. Una solución sobresaturada se produce cuando hay
más soluto que solvente que en una saturada y se puede formar por agregar calor o agitarlo y que al
volver a temperatura o condiciones normales se vuelve inestable y se transforma en una heterogénea con
dos fases o partes: la parte saturada y el sobrante del soluto.
SOLUBILIDAD: es la máxima cantidad de soluto que puede disolver o que disuelve el solvente a una
determinada temperatura (y presión en gases). Se estudia por medio de las curvas de solubilidad.
Unidades de concentración: FÍSICAS
• % m/m: gramos de soluto disueltos en 100 gramos de solución o disolución:
Masa solución= masa soluto + masa solvente
• % m/v: gramos de soluto disueltos en 100 mililitros de solución o disolución (DENSIDAD)
Densidad solución= Masa solución/Volumen Solución.
• % v/v: mililitros de soluto disueltos en 100 mililitros de solución o disolución.
100cm3
=1 mL
1 dm3
= 1 L
1 dL= 100 ml o 100cm3
Densidad: se expresa en g/ml o g/cm3
Mg/L= ppm (partes por millón)
Microgramos/L= ppb (partes por billón)
Taller Nº7 – Cinética Química
Cinética Química. Velocidades de reacción y estequiometría
Es el área de la química que estudia la rapidez o velocidad con que ocurre una reacción y los
mecanismos moleculares por los cuales se llevan a cabo. Con cinética se hace referencia a velocidad de
reacción que es el cambio de concentración de un reactivo o de un producto con respecto del tiempo
(M/s: Molar/S).
Cualquier reacción puede representarse por la ecuación general: reactivosproductos que expresa que
durante el transcurso de la reacción los reactivos se consumen mientras se forman los productos. Como
resultado es posible seguir el proceso de una reacción al medir ya sea la disminución en la concentración
de reactivos o el aumento de la concentración de los productos.
Ej.: AB
Es más conveniente expresar la velocidad de reacción en términos de cambio de concentración en cuanto
al tiempo, así para el ejemplo: la velocidad se expresa como:
velocidad=
t∆
∆[A]
o velocidad=
t∆
∆[B]
donde [A]∆ y [B]∆ son los cambios de concentración
(molaridad) en determinado período t∆ . Como la cantidad de A disminuye entonces [A]∆ es un valor
con signo negativo. La velocidad de reacción es una cantidad positiva de modo que es necesario un signo
menos en la expresión de la velocidad para que se convierta en positiva. Por otro lado la velocidad de
formación de producto no requiere de un signo menos porque [B]∆ es una cantidad positiva ya que
aumenta con el tiempo. Dichas velocidades son velocidades promedio porque representan el promedio
en cierto período de tiempo ( t∆ )

t∆ = Tiempo final – Tiempo inicial
Dada la ecuación general:
aA+bBcC+dD siendo a, b, c, d los coeficientes estequiométricos.
La velocidad queda expresada de la siguiente manera:
V=
ta ∆
∆− [A]1
=
tb ∆
∆− [B]1
=
tc ∆
∆[C]1
=
td ∆
∆[D]1
A y B son reactivos (como su concentración disminuye
se pone un signo negativo así la velocidad queda positiva) y C y D son productos.
La velocidad promedio depende del intervalo de tiempo que se selecciona.
La velocidad instantánea es la velocidad en un momento específico, disminuye a medida que avanza la
reacción y se expresa como una tangente. A tiempo cero es la mayor de todas
La velocidad es proporcional a la concentración de reactivo: velocidad ∝ [R] = k*[R] donde k se conoce
como constante de velocidad que es una constante de la proporcionalidad entre la velocidad de la
reacción y la concentración de reactivo k=
[R]
Velocidad
y su gráfica es una línea recta. La unidad de K
es 1/s o s-1
. En tanto no cambie la temperatura, la relación velocidad/[R] permanece igual.
Si uno de los productos o reactivos es un gas se puede utilizar el manómetro para encontrar la velocidad
de reacción. La presión de unos de los gases se puede convertir fácilmente en concentración utilizando la
ecuación de los gases ideales PV=nRT donde n/V es igual a Molaridad. Entonces al reacomodar la
ecuación: [G]=P/RT y la velocidad puede escribirse como:
Velocidad=
t
P
RTt
G
∆
∆
=
∆
∆ 1][
Ley de Velocidad
La ley de velocidad expresa la relación de la velocidad de una reacción con la constante de velocidad y la
concentración de los reactivos elevados a alguna potencia.
Para la reacción aA+bBcC+dD la ley de velocidad tiene la forma:
Velocidad= yx
BAk ][][ donde x e y son números que se determinan experimentalmente. En general x e
y no son iguales a los coeficientes estequiométricos a y b. Cuando se conocen los valores de x, y y k se
puede utilizar la ecuación para calcular la velocidad de la reacción, dadas las concentraciones A y B. Los
exponentes x e y especifican las relaciones entre las concentraciones de los reactivos A y B y la velocidad
de una reacción. Al sumarlos se obtiene el orden de reacción global que se define como la suma de los
exponentes a los que se elevan todas las concentraciones de reactivos que aparecen en la ley de
velocidad.
n=x+y ,donde n es el orden global de la reacción
Puntos resumen:
1- Las leyes de la velocidad siempre se determinan en forma experimental a partir de las concentraciones
de los reactivos y de la velocidad inicial es posible determinar el orden de una reacción y entonces la
constante de velocidad de la reacción.
2- El orden de una reacción siempre se define en términos de las concentraciones de los reactivos (no de
los productos)
3- El orden de un reactivo no se relaciona con el coeficiente estequiométrico del reactivo en la reacción
global balanceada.
FORMA DE CÁLCULO DE LOS ÓRDENES PARCIALES:
Método de las velocidades iniciales:
La ley de velocidad tiene la forma de: y
BxAkvelocidad ][][= entonces lo primero que se debe hacer es
determinar los órdenes parciales de x e y, luego la constante de velocidad k y por último la velocidad de la
reacción:
1- Para determinar los órdenes parciales x e y se debe elegir uno para calcular primero. Ejemplo se elige
x; entonces de la tabla que se da generalmente se utilizan los experimentos en los que [A] varía y la
concentración del otro reactivo [B] se mantiene constante. Entonces:

yx
yx
BAk
BAk
V
V
11
33
1
3
][][
][][
= El subíndice 3 y 1 son parte del ejemplo. Como [B] y la constante de velocidad k no
cambian entonces se pueden simplificar reduciendo la ecuación a:
x
A
A
V
V






=
1
3
1
3
][
][
donde se aplica
logaritmo en ambos miembros de la ecuación para así poder obtener el valor de x.
Luego para calcular y se procede de la misma manera se utilizan dos experimentos donde [B] esté
variable y la concentración de [A] esté fija. Y se hace de la misma manera.
2- Luego la constante de la velocidad k se calcula utilizando los valores de cualquiera de los experimentos
debido a que: yx
BA
k
][][
Velocidad
=
3- Luego para determinar la velocidad de la reacción se utilizan todos los datos que se obtuvieron,
utilizando la constante de velocidad conocida y los órdenes parciales.
Relación entre la concentración de reactivos y el tiempo. ORDEN de REACCIÓN
ORDEN CERO: V= x
Ak ][ cuando x=0 entonces V=k (no depende de la concentración del reactivo línea
recta constante paralela al eje x).
La concentración en función del tiempo se ve representada por una recta con pendiente negativa: m=-k
[A]t= [A]0-kt donde [A]=y, [A]0=b, -k=m y t=x: y=mx+b (ecuación una recta).
K=
Tiempo
Molar
La velocidad de una reacción de orden cero es una constante, independiente de la concentración de los
reactivos.
ORDEN UNO: Una reacción de primer orden es una reacción cuya velocidad depende de la
concentración de los reactivos elevada a la primera potencia. V= ][ Ak x=1.
[A]t = [A]0*e-kt
Aplicando logaritmo natural se linealiza entonces queda:
Ln 





0
][
][
A
A t
=-kt ln [A]t= ln [A]0-kt Donde [A]0 y [A]t son las concentraciones de A al
tiempo t=0 y t=1 respectivamente. t=0 no significa el comienzo del experimento sino que puede
seleccionarse cualquier tiempo para empezar a medir el cambio de concentración de A. La anterior
ecuación tiene la forma de una recta donde y=ln [A]t, m=-k, t=x; b= [A]0.
La concentración del reactivo A disminuye con el tiempo, para una reacción de primer orden si se elabora
una gráfica de ln[A]t contra el tiempo se obtiene una recta con una pendiente igual a –k y una intersección
con el eje y igual a ln[A]0
Para reacciones en fase gaseosa se puede reemplazar los términos de concentración de la ecuación con
las presiones de los reactivos gaseosos. Utilizando la ecuación de gases ideales: PV=nART y
RT
P
A
V
nA
== ][ Al sustituir [A]=P/RT en la ecuación de primer orden se tiene que Ln 





0][
][
A
A t
=-kt
kt
P
P
RTP
RTP tt
−==
00
ln
/
/
que se convierte en 0
lnln PktPt
+−=
La unidad de K es t-1

ORDEN DOS: Una reacción de orden dos es una reacción cuya velocidad depende de la concentración
de uno de los reactivos elevada a la segunda potencia o de la concentración de dos reactivos diferentes,
cada uno elevado a la primera potencia.
V= 2
][ Ak
K=
[A]2
Velocidad
= 2
M
/ SM
=1/M*s
Otro tipo de reacción de segundo orden es A+Bproducto.
Expresión para las reacciones de segundo orden: kt+=
0t [A]
1
[A]
1
La ecuación tiene la forma de una ecuación lineal. La gráfica de 1/[A]t en relación con t forma una recta
con una pendiente = k y la intersección con el eje y es igual a 1/[A]0.
La velocidad depende de:
1- Concentración
2- Temperatura (influye en el valor de la constante específica, depende proporcionalmente: Arrhenius)
3- Catalizador: sustancias que aceleran la velocidad, no forma parte del producto (se mezcla y se obtiene
después como tal). Si acelera es positivo y si desacelera es -.
4- Naturaleza de reactivos
TIEMPO DE VIDA MEDIA: t
2
1
es el tiempo requerido para que la concentración de uno de los reactivos
disminuya a la mitad de su concentración inicial.
Se puede obtener una expresión de t
2
1
, para una reacción:
Orden cero: t
2
1
=
2k
][ 0A
Orden uno: t
2
1
=
kk
A
A
k
693.0
2ln
1
2
][
][
ln
1 0
0
==
es independiente de la concentración inicial del reactivo.
Por lo tanto toma el mismo tiempo para que la concentración disminuya para distintos valores de
concentración
Orden dos: t
2
1
=
0][
1
Ak es inversamente proporcional a la concentración inicial del reactivo, la vida
media debe ser menor en las primeras etapas de la reacción ya que están presentas más moléculas de
reactivo que chocan entre sí
Constantes de velocidad y su dependencia de la energía de activación y de la temperatura.
La velocidad de las reacciones aumenta al incrementar la temperatura. La teoría cinética
molecular de los gases establece que las moléculas de los gases chocan frecuentemente unas con otras,
entonces las reacciones químicas suceden como resultado de las colisiones entre las moléculas de los
reactivos. La velocidad de una reacción es directamente proporcional al número de colisiones
moleculares por segundo o a la frecuencia de las colisiones moleculares.
Para que ocurra una reacción, las moléculas que chocan deben tener una energía cinética total
igual o mayor que la energía de activación (Ea) que es la mínima cantidad de energía que se requiere
][
1
A

para iniciar una reacción química. Cuando las moléculas chocan forman un complejo activado conocido
también como estado de transición que es una especie formada temporalmente por las moléculas
reactivas, como resultado de la colisión antes de formar producto. Si los productos son más estables que
los reactivos entonces, la reacción se verá acompañada por liberación de calor: reacción exotérmica,
pero si los productos son menos estables que los reactivos entonces la mezcla de la reacción absorberá
calor de los alrededores y se tendrá una reacción endotérmica. Puede pensarse en la energía de
activación como una barrera que evita que reaccionen las moléculas menos energéticas.
En el
experimento a) ∆H<0 y es una reacción exotérmica ya que la energía de reactivos>energía de
productos y en el experimento b) ∆H>0 y es una reacción endotérmica ya que la energía de
reactivos<energía de productos.
LA ECUACIÓN DE ARRHENIUS
La dependencia de la constante de velocidad de una reacción con respecto a la temperatura se
expresa mediante la siguiente ecuación conocida como la ecuación de Arrhenius:
RTEa
Aek /−
= donde Ea es la energía de activación (en kJ/mol), R es la constante de los gases, T es la
temperatura absoluta y e es la base de la escala de los logaritmos naturales, A representa la frecuencia
de las colisiones y se llama factor de frecuencia. La ecuación muestra que la velocidad es directamente
proporcional a A y por lo tanto a la frecuencia de colisiones, además por el signo negativo asociado al
exponente Ea/RT, la constante disminuye cuando aumenta la energía de activación y aumenta con el
incremento de temperatura.
Entonces aplicando logaritmo natural a la ecuación anterior se obtiene:
RT
E
Ak a
−= ln)ln( dicha ecuación se puede ordenar como una recta donde ln k=y, -Ea/R=m, 1/T=x y
ln A=b. Forma una línea recta de pendiente igual a -Ea/R y cuya intersección con el eje de ordenadas es
ln A.
Una ecuación que relaciona las constantes de velocidad k1 y k2 y las temperaturas T1 y T2 puede
utilizarse para calcular la energía de activación o para encontrar la constante de temperatura, si se
conoce la energía de activación para lo cual debes utilizarse:





 −
=





21
21
2
1
ln
TT
TT
RT
E
k
k a
Mecanismos de reacción
Una reacción química representa la suma de varios pasos elementales o reacciones elementales,
una serie de reacciones sencillas que representan el avance de la reacción global a nivel molecular. El
mecanismo de reacción es la secuencia de pasos elementales que conducen a la formación del
producto.
Algunas especies se conocen como intermediarios porque aparecen en el mecanismo de la
reacción pero no en la ecuación global balanceada. Siempre se forma en un paso elemental inicial y
consume en uno posterior. La molecularidad de una reacción es el número de moléculas que
reaccionan en un paso elemental, pueden ser las mismas o diferentes. Entonces pueden ser reacción
unimolecular (paso elemental en el que sólo participa una molécula reaccionante), reacción
bimolecular (paso elemental que implica dos moléculas) y reacciones termoleculares (tres moléculas)
la cual es muy rara, y se conocen muy pocas.
Dentro de los intermediarios se encuentra la etapa limitante que es aquel cuya expresión de la ley
de velocidad coincide con la determinada experimentalmente
Catálisis
∆H

Un catalizador es una sustancia que aumenta la velocidad de una reacción química sin
consumirse. Acelera la reacción al proporcionar una serie de pasos elementales con cinéticas más
favorables que las que existen en su ausencia. A partir de la ecuación se sabe que la constante de
velocidad k y la velocidad en sí, de una reacción dependen del factor de frecuencia A y de la energía de
activación Ea, cuanto mayor sea A o menor Ea, mayor será la velocidad. En muchos casos, un
catalizador aumenta la velocidad disminuyendo la energía de activación de una reacción. También existen
catalizadores negativos que enlentecen la velocidad de la reacción aumentando la energía de activación.
Taller Nº8 – Equilibrio Químico
El concepto de equilibrio y la constante de equilibrio
Al inicio de un proceso reversible, la reacción procede hacia la formación de productos, tan pronto
como se forman algunas moléculas de producto comienza el proceso inverso: estas moléculas reaccionan
y forman moléculas de reactivo. El equilibro químico se alcanza cuando las velocidades de las
reacciones directa e inversa se igualan y las concentraciones de reactivos y productos permanecen
constantes. Es un proceso dinámico. El equilibrio entre dos fases de la misma sustancia se denomina
equilibrio físico.
El equilibrio de las reacciones reversibles se denomina dinámico ya que sigue todo reaccionando
(macroscópicamente no se ve pero microscópicamente sí). Los sistemas deben ser cerrados sin
intercambio de energía.
LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO
Representando una reacción reversible como: dD+cCbB+aA ⇔ donde a, b, c, d son coeficientes
estequiométricos de las especies reactivas A, B, C y D.
Como la velocidad directa es igual a la velocidad inversa: Vd=Vi siendo
ba
dd
[B][A]k=V y
dc
ii
[D][C]k=V
Reemplazando: ba
dc
[B][A]
[D][C]
=
i
d
k
k
Entonces para la reacción a una temperatura dada:
ba
dc
[B][A]
[D][C]
K = donde K es la constante de equilibrio, la anterior ecuación es la expresión
matemática de la ley de acción de masas (Cato Guldberg y Peter Waage) que establece que para una
reacción reversible en equilibrio y a una temperatura constante, una reacción determinada de
concentraciones de reactivos y productos (elevados a un exponente que tiene que ser igual al coeficiente
estequiométrico que figura en la ecuación correctamente balanceada) tiene un valor constante K
(constante de equilibrio). Aunque las concentraciones pueden variar el valor de K debe permanecer
constante siempre y cuando la reacción esté en equilibrio y la temperatura no cambie.
El numerador se obtiene multiplicando las concentraciones de equilibrio de los productos, cada
una de las cuales está elevada a una potencia igual a su coeficiente estequiométrico en la ecuación
balanceada. El denominador se obtiene aplicando este mismo procedimiento para las concentraciones de
equilibrio de los reactivos.
La magnitud de la constante de equilibrio indica si una reacción en equilibrio es favorable a los
productos o a los reactivos. Si K es mucho mayor que 1, el equilibrio se desplazará a la derecha y
favorecerá los productos. Por el contrario, si la constante de equilibrio es mucho menor a 1, el equilibrio
se desplazará a la izquierda y favorecerá a los reactivos.
Los valores en la constante de equilibrio se reemplazan sin unidades y dicho valor depende de la
temperatura.
Comparación entre la barrera de la
energía de activación en una
reacción sin catalizar y la misma
reacción con un catalizador. El
catalizador hace descender la
barrera energética pero no afecta la
energía real de los reactivos o
productos. Aunque los reactivos y
productos son los mismos y las
leyes de velocidad diferentes en a) y

La definición termodinámica de la constante de equilibrio implica actividades más que
concentraciones. La actividad de un componente en una mezcla ideal es la relación de su concentración o
presión parcial (gases) con respecto a una concentración (1M) o presión normal (1atm). Por lo tanto se
considera a la actividad como una cantidad adimensional cuyo valor número se puede determinar como
sigue:
1- Para líquidos y sólidos puros, se toma como 1
2- Para componentes de disoluciones ideales, la actividad de cada componente se toma como igual a [ ].
3- Para gases en una mezcla ideal, la actividad de cada componente se toma igual a su presión parcial en
atmósfera.
Los valores que ponemos en Kc son numéricamente equivalentes a concentraciones molares,
pero son adimensionales (no tienen unidades). Es una medida de la extensión en la que tiene lugar una
reacción y su valor sólo varía con la temperatura, es constante a una temperatura dada y es
independiente de las concentraciones iniciales.
RELACIÓN ENTRE Kc y Kp
Cuando se trata de reacciones entre gases la constante de equilibrio se puede expresar tanto en
función de las concentraciones molares, en cuyo caso se habla de Kc o como función de las presiones
parciales en cuyo caso se habla de Kp. En estado gaseoso, las concentraciones molares se pueden
expresar en función de las presiones parciales a través de la ley de gases ideales: PV=nRTn/v=P/RT.
))()((
ba
dc
bbaa
ddcc
ba
dc
p
)(
[B][A]
[D][C]
)([B])([A]
(RT)[D](RT)[C]
[B][A]
[D][C]
K badc
RT
RTRT
+−+
===
Si (c+d) – (a+b)=∆n (suma de coeficientes de productos gaseosos menos la suma de los coeficientes de
los reactivos gaseosos de la reacción):
n
c
n
RTKRT ∆∆
== )()(
[B][A]
[D][C]
K ba
dc
p
y la relación entre ambas constantes es:
n
c
RTK ∆
= )(Kp
n
p RTK ∆−
= )(Kc
Si ∆n=0 (no hay variación entre el número de moles gaseosos) entonces c
K=p
K .
EQUILIBRIO HOMOGÉNEO
Se aplica a las reacciones en las que todas las especies reactivas se encuentran en la misma
fase.
EQUILIBRIO HETEROGÉNEO
Es una reacción reversible en la que intervienen reactivos y productos en distintas fases.
Reglas para escribir las expresiones de las constantes de equilibrio:
1- Las concentraciones de las especies reactivas en fase condensada se expresan en mol/L(molar), en la
fase gaseosa se pueden expresar en molar o en presión (atm)
2- Las concentraciones de los sólidos puros, líquidos puros (en equilibrio heterogéneos) y los disolventes
(en equilibrios homogéneos) no aparecen en las expresiones de la constante de equilibrio.
3- La constante de equilibrio (Kc o Kp) es adimensional.
4- Al señalar un valor para la constante de equilibrio es necesario especificar la ecuación balanceada y la
temperatura.
5- Si una reacción representa la suma de dos o más reacciones, la constante de equilibrio para la
reacción global está dada por el producto de las constantes de equilibrio de las reacciones individuales.

PREDICCIÓN DE LA DIRECCIÓN DE UNA REACCIÓN: COCIENTE DE REACCIÓN (Q)
Al cociente de reacción Q tiene la misma expresión matemática que la constante de equilibrio,
pero las concentraciones de reactivos y productos no corresponden a las del equilibrio, es decir son las
concentraciones que hay en un momento dado de la reacción: ba
dc
[B][A]
[D][C]
Q = , esta ecuación se conoce
como cociente de reacción Q, que es una magnitud adimensional. Q informa la tendencia que seguirá
la reacción en la búsqueda del equilibrio. Para las concentraciones en un momento dado se calcula Q
y se compara con Kc. El sistema evolucionará en el sentido que Q se acerque más a Kc.
Si
Q<Kc
Q tenderá que
aumentar su valor
numérico
Aumentarán los productos y disminuirán los reactivos, la reacción se
desplazara de izquierda a derecha hacia los productos (se consumen
reactivos para formar productos: RP)
Si
Q>Kc
Q tenderá que
disminuir su valor
numérico
Disminuirán los productos y aumentarán los reactivos, la reacción se
desplazará de derecha a izquierda hacia los reactivos ( los productos se
consumen y se forman los reactivos: RP)
Si
Q=Kc
El sistema está en
equilibrio
CÁLCULO DE LAS CONCENTRACIONES MOLARES DE EQUILIBRIO
1- Se expresa las concentraciones de equilibrio de todas las especies en términos de las concentraciones
iniciales y una sola variable x que representa el cambio de concentración.
2- Escribir la expresión de la constante de equilibrio en términos de las concentraciones de equilibrio. Si
se conoce el valor de la constante de equilibrio, despeje y obtenga el valor de x.
3- Una vez conocida x, calcule las concentraciones de equilibrio de todas las especies
Factores que afectan al equilibrio
Los factores son: concentración, temperatura, presión y presencia de catalizadores.
TODA REACCIÓN O SISTEMA REVERSIBLE TIENDE A ALCANZAR UN EQUILIBRIO Y PERMANECE
EN EL EQUILIBRIO HASTA QUE ÉSTE SEA PERTURBADO.
PRINCIPIO DE LE CHATELIER: dice que si se aplica un cambio de condiciones a un sistema en
equilibrio el sistema responde de la forma en que mejor reduzca esos cambios para alcanzar de nuevo el
estado de equilibrio
1-Efecto de cambios en la concentración:
• Si añadimos reactivos se consumen reactivos para formar productos. La reacción se desplaza hacia
la derecha (R→P)
• Si añadimos productos se consumen productos para formar reactivos. La reacción se desplaza hacia
la izquierda (R←P)
• Si retiramos reactivos se forman más reactivos. La reacción se desplaza hacia la izquierda (R←P)
• Si retiramos productos se forman más productos. La reacción se desplaza hacia la derecha (R→P)
2- Efecto del cambio de presión
• Si hay diferente número de moles a ambos lados de la ecuación química:
I. Aumento de la presión por compresión (disminución del volumen) genera un desplazamiento
hacia el lado de la ecuación que haya menor número de moles
II. Disminución de la presión por expansión (aumento del volumen) genera un desplazamiento hacia
el lado de la ecuación donde hay mayor número de moles
• Si hay igual número de moles a ambos lados de la ecuación química. Aumento o disminución de la
presión por compresión o por expansión el equilibrio no se modifica
• Por la introducción de un gas inerte (Volumen=constante). Aumenta la presión total, el volumen
permanece constante. No afecta las presiones parciales de cada gas por lo que el equilibrio no se ve
modificado
2.1- Efecto del cambio de volumen
• Relacionado con el efecto de cambio de presión: el volumen es inversamente proporcional a la
presión.
3- Efecto del cambio de temperatura: la constante de equilibrio Kc es función de la temperatura
absoluta. Kc=f (T) tanto en el caso de reacciones endotérmicas como exotérmicas. Kc está definido como
el cociente entre las constantes específicas de velocidades directa e indirecta que ambas aumentan al
hacerlo la temperatura, pero no en igual proporción. Un incremento de temperatura favorece más la
dirección de la reacción (directa o inversa) que es endotérmica. (si la reacción directa es endotérmica
entonces la inversa es exotérmica y visceversa)
• Reacciones endotérmicas ∆H>0. Un incremento de la temperatura hace que la reacción se desplaza
hacia la formación de productos (R→P).

• Reacciones endotérmicas ∆H>0. Una disminución de la temperatura hace que la reacción se
desplaza hacia la formación de reactivos (R←P).
• Reacciones exotérmicas ∆H<0. Un incremento de la temperatura hace que la reacción se desplaza
hacia la formación de los reactivos (R←P).
• Reacciones exotérmicas ∆H>0. Una disminución de la temperatura hace que la reacción se desplaza
hacia la formación de productos (R→P).
∆Hentalpía: calor de formación.
4- Efecto de los catalizadores
• Al añadir un catalizador a un sistema cambia la velocidad de la reacción, pero esto no puede
desplazar el equilibrio a favor ni de reactivos ni de productos, debido a que un catalizador afecta la Ea
tanto en la reacción directa como en la inversa.
• No afectan el equilibrio
• La concentraciones de las especies químicas, cuando se alcanza el equilibrio, son las mimas con
catalizador que sin catalizador
• El equilibrio se alcanza más
rápido en presencia del
catalizador.
Taller Nº9 – EQUILIBRIO EN SOLUCIÓN
Ácidos y bases de Bronsted
Un ácido de Bronsted es toda sustancia capaz de donar un protón y una base de Bronsted es aquella
sustancia capaz de aceptar un protón. Un par conjugado ácido-base se define como un ácido y base
conjugada o como una base y un ácido conjugado. La base conjugada de un ácido de Bronsted es la
especie que resulta cuando un ácido pierde un protón. A la inversa, un ácido conjugado resulta de la
adición de un protón a una base de Bronsted. Toda base/ácido de Bronsted tiene su ácido/base
conjugada (respectivamente).
Es admisible representar al protón en disolución acuosa como H+
o como H3O+
.
Propiedades ácido-ase del agua
El agua se comporta como una base en reacciones con ácidos y funciona como un ácido frente a bases.
Es un electrolito muy débil, un mal conductor de la electricidad pero experimenta una ligera ionización.
−+
+↔ OHHOH2 Se conoce como autoionización del agua.
PRODUCTO IÓNICO DEL AGUA
La concentración del ión hidrógeno determina la acidez o basicidad de una disolución. Entonces la
constante de equilibrio para la ionización del agua es: ]][[]][[Kc
−+−+
== OHHOHH y para demostrar
que la constante de equilibrio se refiere al agua se reemplaza Kc por ]][[]][[Kw −+−+
== OHHOHH a
la que se denomina constante del producto iónico que es el producto de las concentraciones molares de
los iones a una temperatura particular. La relación siguiente siempre se cumple a 25°C.
14
10*0.1]][[Kw −−+
== OHH
El pH: una medida de la acidez
El pH de una disolución se define como el logaritmo negativo de la concentración del ión hidrógeno
(mol/L). ]log[pH +
−= H o ]OHlog[pH +
3−= Es sólo una definición establecida para tener números

convenientes con los cuales trabajar. El logaritmo negativo proporciona un número positivo para el pH, el
cual sería negativo para el pequeño valor del ión hidrógeno. Cómo sólo corresponde a la parte numérica
de la expresión para la concentración de ion hidrógeno, ya que no se puede tomar el logaritmo en
unidades entonces el pH de una solución es adimensional. Las disoluciones ácidas y básicas a 25°C se
identifican por sus valores de pH:
• Disoluciones ácidas: [H+
]>1.0*10-7
M, pH<7.00[H+
]>[OH-
]
• Disoluciones básicas: [H+
]<1.0*10-7
M, pH>7.00[H+
]<[OH-
]
• Disoluciones neutras: [H+
]=1.0*10-7
M, pH=7.00[H+
]=[OH-
]
El pH aumenta a medida que [H+
] aumenta. Si se necesita obtener la concentración de ión de hidrógeno a
partir del pH de una solución se debe obtener el antilogaritmo: pH−
=10][H+
.
Con el logaritmo negativo de la concentración de iones hidroxilo de una disolución se obtiene una escala
de pOH análoga a la del pH. Así se define pOH como: ]Olog[pOH −
−= H . A partir de las definiciones de
pH y pOH se obtiene 14.00pOHpH =+
Fuerza de los ácidos y las bases
Los ácidos fuertes son electrolitos fuertes que se supone que ionizan completamente en agua. En el
equilibrio, las disoluciones de los ácidos fuertes carecen de moléculas de ácidos sin ionizar
Los ácidos débiles lo cuales se ionizan sólo en forma limitada.
Al igual que los ácidos fuertes se encuentran las bases fuertes que son electrolitos fuertes que se ionizan
completamente en agua, Los hidróxidos de los mételas alcalinos y los de algunos metales alcalinotérreos
son bases fuertes. En sentido estricto, los hidróxidos de estos metales no son bases de Bronsted porque
son incapaces de aceptar un protón, sin embargo, el ion hidroxilo (OH-
) que se forma cuando se ionizan
es una base de Bronsted porque puede aceptar un protón.
Las bases débiles igual que los ácidos débiles son electrolitos débiles.
1- Si un ácido es fuerte entonces la fuerza de su base conjugada no puede medirse.
2- El
+
3OH es el ácido más fuerte que puede existir en disolución acuosa. Los ácidos más fuertes que el
antes mencionado reaccionan con el agua para producir
+
3OH y sus bases conjugadas
correspondientes. Los ácidos más débiles que el
+
3OH reaccionan con el agua en una proporción
mucho menor, para formar
+
3OH y sus bases conjugadas correspondientes.
3- El ión -
OH es la base más fuerte que puede existir en disolución acuosa. Las bases más fuertes que
él reaccionan con el agua para producir -
OH y sus ácidos conjugados correspondientes.
Ácidos débiles y la constante de ionización de un ácido
La expresión de equilibrio para esta ionización
−+
+↔+ AOHOHHA 32 o −+
+↔ AHHA es:
][
]][[ 3
HA
AOH
Ka
−+
= o
][
]][[
HA
AH
Ka
−+
= donde Ka es la constante de ionización de un ácido, es la
constante de equilibrio para la ionización de un ácido. Cuanto mayor sea Ka, el ácido será más fuerte, es
decir, mayor será la concentración de iones H+
en el equilibrio, debido a su ionización. Sin embargo debe
recordarse que sólo los ácidos débiles tienen valores de Ka asociados con ellos.
Pasos principales resumen para resolver problemas de ionización de ácido débiles:
1- Identificar las especies principales que pueden afectar el pH de la disolución. En la mayoría de los
casos es posible despreciar la ionización del agua. Se omite el ion hidroxilo porque su concentración se
determina mediante la del ion H+
.
2- Expresar las concentraciones de equilibrio de dichas especies en función de la concentración inicial del
ácido y una sola incógnita, x, que representa el cambio en la concentración.
3- Escribir la ionización del ácido débil y expresar la constante de ionización Ka en función de las
concentraciones de equilibrio de H+
, la base conjugada y el ácido sin ionizar. Primero se obtiene el valor
de x por el método de aproximación. Si el método de aproximación no es válido, se utiliza la ecuación de
segundo grado para obtener x.
4- Después de obtener el valor de x, se calculan las concentraciones de equilibrio de todas las especies y
el pH de la disolución.
Porcentaje de ionización
Otra forma de medir la fuerza de un ácido es mediante su porcentaje de ionización, que se define como
Porcentaje de ionización=concentración del ácido ionizado en el equilibrio x 100/concentración del ácido
inicial  porcentaje de ionización=
0][
][
HA
H +
*100.
Cuanto más fuerte es un ácido mayor será su porcentaje de ionización. La proporción que se ioniza un
ácido débil depende de su concentración inicial, cuanto más diluida sea la disolución, mayor será el
porcentaje de ionización. Cundo se diluye un ácido, se reduce el número de partículas por unidad de

volumen. De acuerdo con el principio de Le Chatelier, para contrarrestar dicha perturbación el equilibrio
se desplaza desde el ácido no ionizado hacia la formación de H+
y su base conjugada para producir más
partículas (iones).
Bases débiles y la constante de ionización de una base
La ionización de las bases débiles se analiza de la misma manera para la ionización de los ácidos
débiles. La constante de ionización de una base (Kb) es la constante de equilibrio para la reacción de
ionización.
0
2
0
2
C
x
xC
x
Ka =
−
=
en los casos en que
4
10*1 −
<aK se puede despreciar la x en el denominador pero
luego se debe comprobar que fue correcta la despreciación mediante el porcentaje de ionización que
debe ser menor a 5%  %5
][
%
0
≤=
HA
x
i .
Relación entre las constantes de ionización de los ácidos y sus bases conjugadas
Cuando dos reacciones se suman para originar una tercera reacción, la constante de equilibrio de la
tercera reacción es el producto de las constantes de equilibrio de las dos reacciones sumadas 
wba KKK = y a partir de esto es posible despejar y obtener una u otra:
b
w
a
K
K
K = o
a
w
b
K
K
K =

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