Iones, sales y tipos de sales

QQUUÍÍMMIICCAA 33 EERROO SSEECCUUNNDDAARRIIAA
1
Los átomos no alterados son eléctricamente neutros; el número de electrones es el mismo que el de
protones. Un átomo que tiene una carga eléctrica se llama un ión. Puede haber obtenido esta carga por
perder electrones--en cuyo caso la carga es positiva--o por capturar algunos electrones extra, haciendo la
carga negativa. El proceso de convertir un átomo en un ión se llama ionización-- de aquí el término
"energía de ionozación".
Los iones se forman en muchas reacciones químicas. La ionización también puede ser causada por
radiaciones, tal como fotones de alta energía o partículas cargadas. La clave es impactar los átomos con
suficiente energía para sacudir los electrones a su alrededor.
El átomo que ha cedido electrones será pues un ión positivo o catión.
El átomo que ha ganado electrones será pues un ión negativo o anión.
Ión: Especie química cargada positiva (catión) o negativamente (anión).
Nomenclatura de Cationes:
Provienen de la disociación de una base: M(OH)n --> M n+ + n OH-
Se nombran igual que el hidróxido del cual provienen.
Ejemplos:
Nomenclatura de Aniones:
Provienen de la disociación de un ácido.
Se nombran según el ácido del que provienen,cambiando las terminaciones según la siguiente tabla:
Terminación del ácido Terminación del anión
-hídrico -uro
-oso -ito
-ico -ato
Ejemplos:

QQUUIIMMIICCAA IIIIII TTRRIIMMEESSTTRREE
2

QQUUIIMMIICCAA 44 TTOO SSEECCUUNNDDAARRIIAA
3
Todo compuesto químico formado cuando el hidrógeno de un ácido es sustituido por un metal, o por un
grupo de átomos electropositivos,por ejemplo el ion amonio, NH4+, recibe elnombre de sal. Las sales
se denominan según el ácido del que proceden; así, los sulfatos proceden del ácido sulfúrico, los
cloruros del ácido clorhídrico, los nitratos del nítrico, etc. La sal común, cloruro sódico (NaCl), es la sal
natural más abundante en la Tierra, y solamente en los océanos hay muchos miles de millones de
toneladas de ella. Se puede obtener por neutralización del hidróxido sódico, NaOH, con ácido
clorhídrico, HCl:
NaOH + HCl => NaCl + H2O
hidróxido sódico ácido clorhídrico cloruro sódico agua
Las sales se obtienen, además de por el procedimiento habitual de neutralización de un ácido con una
base, por disolución de un metal en un ácido (por ejemplo, cinc en ácido sulfúrico, para dar sulfato), o
haciendo reaccionar un carbonato metálico con un ácido, como el carbonato sódico con ácido
clorhídrico para obtener cloruro sódico, reacción en la que se obtiene además dióxido de carbono
(anhídrido carbónico) y agua. Hay otras reacciones más específicas: por ejemplo, las sales amónicas se
preparan haciendo pasar gas amoníaco a través de una solución diluida del ácido correspondiente. No
todas las sales son solubles en agua: si se mezclan soluciones de cloruro sódico y nitrato de plata se
obtiene un precipitado insoluble de cloruro de plata.
Las sales son compuestos iónicos formados por cationes, cargados positivamente, y aniones, de carga
negativa. En estado sólido, las sales son cristalinas y los iones se hallan distribuidos regularmente por
toda la red de cristal. Así, el cloruro sódico tiene una estructura cristalina cúbica, en la que cada ion
sodio (Na+) está rodeado por seis iones cloruro (Cl-), y viceversa.
Muchas sales son solubles en agua, y las soluciones resultantes pueden considerarse como mezclas
íntimas de moléculas de agua y de los aniones y cationes que componen la sal. Estén o no disueltas,
todas las sales deben permanecer eléctricamente neutras, lo cual quiere decir que los aniones y
cationes componentes han de estar presentes en una proporción concreta. Por ejemplo, en el cloruro de
cobre, todos los iones cobre (Cu++) tienen una carga positiva doble, y todos los iones cloruro (Cl-), una
carga negativa única, de manera que para permanecer eléctricamente neutro ese compuesto debe
contener una cantidad doble de iones cloruro que de iones cobre. Por esta razón el cloruro de cobre se
simboliza por la fórmula CuCl2, aunque ello dé la impresión equivocada de que el compuesto contiene
moléculas discretas constituidas por dos átomos de cloro unidos a un solo átomo de cobre.
Clases de sales. Las sales se dividen en tres grandes categorías: simples, dobles y complejas. Las
sales simples contienen iones de un solo metal; entre los ejemplos posibles destacan el cloruro sódico,
NaCl, el bicarbonato sódico,NaHCO3, el carbonato sódico (sosa), Na2CO3, el sulfato de cobre, CuSO4,
y el nitrato potásico, KNO3, uno de los componentes de la polvora.
Las sales dobles son aquellas que contienen por lo menos dos tipos de iones metálicos; entre los más
importantes destacan los lumbres, es decir, sulfatos que contienen iones aluminio, Al+++, o bien iones
cromo, Cr+++, y al mismo tiempo iones de un metal alcalino, normalmente sodio, Na+, o potasio, K+.
Desde un punto de vista comercial, el alumbre más importante es el sulfato de aluminio y potasio

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KAl(SO4)2.12H2O, denominado alumbre de potasa, empleado en teñido textil como mordiente, o sea,
para facilitar la unión del colorante a las fibras textiles. Las moléculas de agua son parte integrante de la
estructura cristalina de los alumbres (y de otras muchas sales) y se acostumbra a incluirlas también en
la fórmula química del compuesto.
Las sales complejas son aquellas en que uno de los iones comprende un átomo metálico unido a uno o
más grupos químicos distintos. Los iones de este tipo se denominan iones complejos y subsisten como
entidades independientes cuando la sal se disuelve. El ferricianuro potásico, K3Fe(CN)6, utilizado como
fertilizante y en determinados procedimientos de teñido, es una sal compleja constituida por iones
potasio, K+, e iones ferricianuro, Fe(CN)6---; el cloruro cuproamónico, Cu(NH3)4Cl2 (que en solución
acuosa es capaz de disolver la celulosa), contiene el ion complejo Cu(NH3)4++ e iones cloruro, Cl-.
Aunque las sales son por sí mismas neutras, no siempre son completamente neutras sus soluciones
acuosas; algunas presentan cierta alcalinidad poco intensa (pH superior a 7), mientras que otras son
ligeramente ácidas (pH inferior a 7). La razón de esta particularidad suele ser el hecho de que se
verifica una reacción reversible de hidrolización entre alguno de los iones de la sal y las moléculas de
agua, de lo cual resulta la aparición de iones hidroxilo (OH-), alcalinos, o de iones hidrógeno (H+),
ácidos. Así, la solución de acetato sódico, CH3COONa, es ligeramente alcalina, mientras que la de
cloruro amónico, NH4Cl, es ligeramente ácida:
CH3COO- + H2O <=> CH3COOH + OH-
ion acetato agua ácido acético ion hidroxilo
NH4+ + H2O <=> NH4OH + H+
ion amonio agua hidróxido amónico ion hidrógeno
TIPOS DE SALES
I. De acuerdo al tipo de acido de origen son de dos tipos:
1. SAL OXISAL.
Ejemplos:
H2SO4 + NaOH ------------ Na2SO4 + H2O
Ac. Sulfúrico Hidróxido Sulfato de Sodio
de Sodio
H2SO3 + Fe ------------ Fe SO3 + H2O
Ac. Sulfuroso Sulfito ferroso

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2. SAL HALOIDEA, deriva de un ácido hidrácido
Ejemplos:
HCl + Ca(OH)2 -------------- CaCl2 + H2O
Ac. Clorhídrico Hidróxido Cloruro de Calcio
de calcio
H2S + Ba ------------- BaS + H2O
Ac. Sulfhídrico Sulfuro de Bario
II. Según su constitución, las sales oxisales y las sales haloideas se dividen a su vez en cinco
tipos importantes que son:
a) SALES NEUTRAS.- Son aquellas que derivan de la sustitución total de iones hidrogeno de un
acido oxácido con cationes.Esto significa que los aniones también son neutros, es decir, no llevan
hidrógenos sustituibles o ionizables.
Ejemplo:
Formula del ión sulfato: (SO4)-2
Formula del ión plomo: Pb+4
Formula del sulfato de plomo (IV): Pb+4(SO4)-2 -------- Pb(SO4)2
Formula del fosfato de calcio: Ca+2(PO4)-3 ------------ Ca3(PO4)2
b) SALES ACIDAS.- Derivan de la sustitución parcial de iones hidrogeno de un ácido oxácido con
cationes, es decir, poseen aniones ácidos.
Ejemplos:
Anión fosfato acido: (HPO4)-2
Catión sodio: Na+1
Formula de la sal: Na+1(HPO4)-2 ------------- Na2(HPO4)
Fosfato acido de sodio

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c) SALES BASICAS.- Se originan por sustitución parcial de iones hidróxido (OH)-1 de la
correspondiente base como anión procedente de un acido oxácido.
Para la nomenclatura clásica se coloca entre el nombre del anión y del catión la palabra básico,
dibásico, etc.,según la cantidad de iones (OH)-1 que quedan en el catión que se forman de la base.
Otra forma de nombrar es usando el prefijo Hidroxi, dihidroxi,etc.
Ejemplo:
Anión clorato: (ClO3)-1
Catión básico de magnesio: (Mg+2(OH)-1)+1
Formula de la sal: Mg(OH)-1(ClO3)-1 ------------- Mg(OH)ClO3
Hidroxiclorato de magnesio
d) SALES DOBLES.- Son aquellas que poseen dos clases o categorías de cationes o aniones en su
estructura cristalina. Aquí trataremos las sales con dos cationes diferentes,por ser los mas importantes.
Se obtienen mediante la unión química de dos sales de metales diferentes y que poseen el mismo
anión.
Para su nomenclatura se usa la palabra doble antes del nombre de los cationes que se nombran en
orden alfabético.
Formular Sulfato doble de Litio y Sodio
Li2SO4 + Na2SO4 ----------------Li2Na2(SO4)2
Simplificando se tiene LiNaSO4
c) OXISALES HIDRATADAS.- Son aquellas que presentan moléculas de agua de hidratación o
cristalización en su estructura, unidos mediante enlace coordinado o dativo, en los que el agua
mantiene su individualidad molecular.
Para su nomenclatura primero se nombra la sal anhidra y a continuación se indica la cantidad de
moléculas de agua de hidratación, utilizando los términos hidratado, dihidratado, trihidratado, …
Ejemplos:
CaSO4.2H2O Sulfato de calcio dihidratatado
Na2CO3.10H2O Carbonato de sodio decahidratado
AlK(SO4)2. 12H2O Sulfato doble de aluminio y potasio dodecahidratado

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3. SALES HALOIDEAS
a) HALOIDEAS NEUTRAS.- Derivan de la sustitución total de hidrógenos de un acido hidrácido
por cationes, por lo cual sus aniones son iones monoatómicos de los grupos VIA y VIIA.
Ejemplos:
Yoduro de potasio K+1I-1 --------- KI
Sulfuro de plomo II Pb+2S-2 --------- PbS
Cloruro de oro III Au+3Cl-1 ---------- AuCl3
b) HALOIDEAS ACIDAS.- Derivan de la sustitución de iones parcial de iones hidrogeno de un
acido hidrácido delgrupo VIA por cationes,es decir, poseen aniones acidas de hidrácidos de
VIA.
Ejemplos:
Sulfuro acido de amonio (NH4)+1HS-1 -------- NH4HS
Seleniuro acido de cobalto II Co+2(HSe)-1 ------- Co(HSe)2
c) HALOIDEAS BASICAS.- Derivan de la sustitución parcial de iones hidróxido (OH)-1 con
aniones monoatómicos de los grupos VIA y VIIA.
Ejemplos:
Bromuro dibásico de Hierro III
(Fe(OH)2)+1Br -1 ------------ Fe(OH)2Br
d) HALOIDEAS DOBLES.- Es análogo a oxisales dobles.
Cloruro doble de hierro III y platino II
FeCl3 + PtCl2 ------------ FePtCl5
Sulfuro doble de cobre IIy hierro II
CuS + FeS ---------- CuFeS2
Yoduro doble de calcio y Litio
CaI2 + LiI ---------- CaLiI3

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e) HALOIDEAS HIDRATADAS.- Es análogo con oxisales hidratadas.
Cloruro de calcio pentahidratado
CaCl2. 5H2O
Sulfuro de bario heptahidratado
BaS. 7H2O
SALES NEUTRAS
Las sales se obtienen mediante las reacciones de NEUTRALIZACIÓN.
ÁCIDO + BASE --> SAL + AGUA
Provienen de la unión de cationes y aniones compensando sus cargas.
Se nombran según el anión y catión del que provienen.
En la nomenclatura IUPAC, se nombran indicando el número de oxígenos presentes en la fórmula con
los prefijos el no metal acabado en ATO indicando la valencia en números romanos y el número de
átomos de metal presentes mediante prefijos (mono- di- tri- tetra-...etc.
En caso de que se presenten varios aniones, se usan los prefijos BIS- TRIS- TETRAQUIS-
PENTAQUIS- etc.
(PREFIJO) (prefijo) oxo (no metal)-ato (valencia) de (prefijo)(metal)
Ejemplo:

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SALES ACIDAS
Las sales se obtienen mediante la reacción de NEUTRALIZACIÓN,
que supone la unión de cationes y aniones ácidos compensando sus cargas.
La particularidad de las sales ácidas es que al anión le quedan restos protónicos.
La nomenclatura IUPAC sigue el criterio general de sales, incluyendo una mención al número de
protones que quedan en el anión.
Ejemplo de aniones ácidos:
Ejemplo de sal ácida:
SALES BASICAS
que supone la unión de cationes básicos y aniones compensando sus cargas.
La particularidad de las sales básicas es que al catión le quedan restos de hidroxilos.
La nomenclatura IUPAC sigue el criterio general de sales, incluyendo una mención al número de
hidroxilos.
Ejemplo de cationes básicos:

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Ejemplo de sal básica:
SALES MIXTAS
que supone la unión de cationes básicos y aniones ácidos compensando sus cargas.
La particularidad de las sales mixtas es que al anión le quedan restos protónicos y al catión restos de
hidroxilo, por lo tanto las sales mixtas tienen aniones ácidos y cationes básicos.
Ejemplo de sal mixta:

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I. LEYES PONDERALES
a. Ley de Conservación de la Materia (Lavoissier)
La materia no se crea ni se destruye, sólo se transforma.
* Ejm.:
2H + O 2H O2 2 2
4g + 32g 36g
b. Ley de Proporciones Definidas (Proust)
La masa o las moles en una ecuación química mantienen una relación constante.
* Ej.:
•
N + 3H 2NH2 2 3
28 + 6 34
14 + 3 17
42 + 9 51



Masa


2
3
•
N + 3H 2NH2 2 3
1
2
6
3
6
18
2
4
12
Moles


2
3
c. Ley de Proporciones Múltiples (Daltón)
Para compuestos binarios se cumple que mientras la masa de uno de los elementos permanece
constante, la masa del otro varía en proporción a números enteros.
* Ejm.: Cl+1 O-2 --------- Cl2O
Cl+3 O-2 --------- Cl2O3
Cl+5 O-2 --------- Cl2O5
Cl+7 O-2 --------- Cl2O7
d. Wentzel - Richter
En una ecuación química el número de moles de todos los componentes son iguales
A + B C + D
#Eq A = #Eq B = #Eq C = #Eq D
1. ¿Cuántas moles de Nitrógeno se necesitan para preparar 8 moles de Amoniaco (NH3)?
P.A. (N = 14, O = 16)
322 HNHN 
a) 1 b) 6 c) 4
d) 2 e) 8

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2. ¿Qué peso de Agua se formará a partir de 16g de Oxígeno?
(H = 1, O = 16)
a) 18g b) 36 c) 28
d) 21 e) N.A.
3. ¿Cuántas moles de Cloro se necesitan para formar 24 moles de HCl?
(H = 1, Cl = 35,5)
HCllCH 22 
a) 6 b) 12 c) 24
d) 48 e) N.A.
4. ¿Qué peso de CO2 se formará por la descomposición de 150g. de CaCO3?
P.A. (Ca = 40, C = 12, O = 16)
CaCO3 2CO CaO 
a) 44g. b) 66 c) 72
d) 83 e) N.A.
5. ¿Qué peso de Hidrógeno se necesita para formar 136g. de Amoniaco (NH3)?
(N = 14, H = 1)
N2 2 3H NH 
a) 12 b) 24 c) 36
d) 48 e) N.A.
6. ¿Cuántas moles de Agua se forman al quemarse 10 moles de Metano (CH4)?
P.A. (C = 12, H = 1, O = 16)
CH O4 2 2 2O CO H  
a)20 b) 10 c) 30
d) 40 e) N.A.
7. ¿Qué peso de Anhidrido se necesita para preparar 196g de Acido Sulfúrico?
P.A. (S = 32, H = 1, O = 16)
H2 3O SO H SO2 4 
a) 82g. b) 160 c) 136
d) 18 e) N.A.
8. Para la combustión de 64g de CH3OH se necesita la cantidad de Oxígeno de:
2 43 2CH O H OOH 3 2CO2 2  
a) 80g b) 124 c) 86
d) 32 e) N.A.
9. ¿Qué peso de Hidrógeno se necesita para preparar 10 moles de Amoniaco (NH3)? P.A. (N = 14, H = 1)

13
N2 + H2 -------- NH3
a) 30g b) 60 c) 120
d) 15 e) 20
10.¿Cuántas moles de HCl se forman a partir de 5g. de Hidrógeno?
P.A. (H = 1, Cl = 35,5)
H2 2Cl HCl 
a) 2,5 b) 3,5 c) 7,5
d) 5 e) N.A.
11.¿Cuántas moles de Agua se forman a partir de 160g. de Hidrógeno gaseoso?
P.A. (H = 1, O = 16)
H2 2(g) (g) 2 (g)O H O 
a) 40 b)160 c) 80
d) 120 e) N.A
12.¿Cuántos gramos de Hidróxido de Calcio se formará por la reacción de 25 gramos de Óxido, con
Agua?
P.A. (Ca = 40, H = 1, O = 16)
CaO 2H O Ca(OH) 2
a) 22g b) 11 c) 33
d) 44 e) N.A.
13.¿Cuántas moles de Cloruro de Potasio (KCl) se formarán al descomponerse 24 moles de Clorato de
Potasio?
KClO3 2KCl O 
a) 24 mol b) 32 c) 18
d) 9 e) N.A.
14.¿Qué peso de Fierro se necesita para obtener 216g de Oxido Ferroso?
P.A. (Fe = 56, O = 16)
Fe  O FeO2
a) 100g b) 112 c) 64
d) 168 e) N.A.
15.¿Cuántas moles de Carbono se necesitan para obtener 12 gramos de Hidrógeno?
P.A. (C = 12, O = 16, H = 1)

14
C   H O CO H2 2
a) 2 b) 4 c) 6
d) 8 e) 10
16.¿Qué peso de Fierro se necesita para obtener 9 moles de Hidrógeno?
P.A. (Fe = 56, H = 1, Cl = 35,5)
Fe   HCl FeCl H3 2
a) 448g b) 224 c) 336
d) 112 e) N.A.
17.¿Qué peso de Hidrógeno se formará al reaccionar 54g. de Aluminio?
P.A. (Al = 27, Cl = 35,5)
23 3H2AlCl2AlHCl6 
a) 1,5g b) 3 c) 6
d) 2 e) N.A.
18.¿Cuántas moles de Agua se formará a partir de 64g. de CH4, si la eficiencia de la reacción es del
50%?
P.A. (C = 12, H = 1, O = 16)
CH O4 2O CO H2 2  
a) 1 b) 2 c) 3
d) 4 e) N.A.
19.¿Cuántas moles de Anhidrido se formarán a partir de 300g. de CaCO3, si el rendimiento de la
reacción es del 80%?
CaCO3 CaO CO2 
a) 3 b) 2,4 c) 1,2
d) 3,6 e) N.A.

15
Es la relación expresada en porcentaje, del peso de una sustancia y el peso molecular del cual
forma parte.
Ejemplo:
• Determinar la composición del fósforo en el Ca3(PO4)2.
P.A. (Ca=40, P=31, O=16)
Fórmula Empírica
Es la fórmula mínima que posee un compuesto.
Ejemplo:
• Determinar la fórmula empírica de un compuesto que contiene 80% de Carbono y 20% de
Hidrógeno.
P.A. (C=12, H=1)
Fórmula Molecular
Es la fórmula real de un compuesto. La fórmula molecular es múltiplo de la fórmula empírica.
Ejemplo:
• Determinar la fórmula molecular de un compuesto que contiene 80% de Carbono y 20% de
Hidrógeno. Si se sabe además que su peso molecular es 30.
P.A. (C=12, H=1)
EJERCICIOS
1. Hallar la C.C. del Sodio en el NaOH
P.A. (Na=23, O=16, H=1)
a) 57,5% b) 68,4 c) 32,7
d) 40 e) N.A.
2. Hallar la C.C. del Carbono en el CaCO3
P.A. (Ca=40,C=12, O=16)
a) 40% b) 36 c) 48
d) 12 e) N.A.
3. ¿Qué peso de Oxígeno existen en 980g de
Ácido Sulfúrico (H2SO4)?
P.A. (H=1, S=32, O=16)
a) 64g b) 320 c) 480
d) 640 e) N.A.
4. Hallar la C.C. del Carbono en el CH4
P.A. (C=12, H=1)
5. Hallar el % de Magnesio en MgSO4
P.A. (Mg=24; S=32; O=16)
a) 10% b) 20 c) 30
d) 40 e) 45
6. Hallar la C.C. del Azufre en el SO2
P.A. (O=16, S=32)
7. ¿Qué peso de Oxígeno habrá en 40g de
SO3?
P.A. (O=16; S=32)
a) 32g b) 24 c) 16
d) 38 e) N.A.
8. ¿Qué peso de Hidrógeno existe en el NH3,
si se sabe que contiene 28g de Nitrógeno?

16
P.A. (N=14, H=1)
a) 6g b) 3 c) 12
d) 2 e) N.A.
9. Hallar el % de Calcio, qué existe en el
siguiente compuesto: CaCO3
P.A. (Ca=40, O=16)
a) 24 b) 12 c) 36
d) 40 e) 50
10.Determinar la C.C. del Hidrógeno en el
Agua.
P.A. (H=1, O=16)
a) 11,1% b) 32,1 c) 88,8
d) 53,6 e) N.A.
11.Determinar el peso de Calcio en 500g de un
mineral que contiene el 80% de CaCO3
P.A. (Ca=40, C=12, O=16)
a) 16g b) 160 c) 320
d) 380 e) 300
12.¿Qué peso de Aluminio se tendrá en 400g
de Al[NO3]3 con 40% de impurezas?
P.A. (Al=27, O=16, N=14)
a) 30,42 b) 36,26 c) 25,80
d) 41,41 e) N.A.
13.¿Cuál es la composición del Potasio en
KClO3?
P.A. (K=39; Cl=35,5; O=16)
a) 20% b) 30 c) 40
d) 50 e) N.A.
14.Hallar la F.E. de un compuesto formado por
80%C y 20%H
P.A. (C=12, H=1)
a) CH b) CH2 c) C2H3
d) CH3 e) CH4
15.Hallar la fórmula mínima de un compuesto
formado por 92,3%C; 7,7%H
P.A. (C=12, H=1)
a) CH b) CH2 c) C2H3
d) CH3 e) N.A.
16.Determine la F.E. de un Óxido de Cobre,
sabiendo que el % de Cobre es 80.
P.A. (Cu=63,5; O=16)
a) CuO2 b) Cu3O c) CuO
d) Cu2O3 e) Cu3O2
17.Se tiene 500g de un Óxido de Plomo que
contiene 453,3g de Plomo. Hallar su F.E.
P.A. (Pb=207; O=16)
a) Pb3O b) Pb3O4 c) PbO
d) PbO2 e) N.A.
18.El análisis de un compuesto da la siguiente
composición centesimal:
H 5% Si 35% O 60%
Hallar su F.E.
P.A. (H=1, S=32, O=16)
a) H4SiO3 b) H2SiO3 c) H2SiO4
d) HSiO3 e) H4Si3O
19.Hallar la F.V. de un hidrocarburo formado
por 40%C, 53,3%O y 6,7%H, si el peso de
un molgramo es 180g
a) CH2O b) C2H4O2 c) C3H6O3
d) C5H10O5 e) C6H12O6
20.Al calentar 112g de Sulfato de Calcio
(CaSO4).XH2O hidratado se desprende 54g
de Agua. Hallar el valor de X.
P.A. (Ca=40, S=32, O=16, H=1)
a) 1 b) 2 c) 3
d) 7 e) 12

17
21.Un carbón húmedo contiene 80% de carbón
puro y 7% de agua. Hallar el porcentaje de
carbón puro en la muestra seca.
a) 80 b) 86 c) 90
d) 10 e) N.A.
22.¿Cuál es la fórmula de un hidrocarburo
formado por 85,8% de Carbono y 14,2% de
Hidrógeno. Si el peso de una molécula de
este gas es 2,1.10-22 gramos?
P.A. (C=12, H=1)
a) CH9 b) C2H9 c) C9H18
d) H2C e) N.A.
23.En el compuesto AB el % en peso de A es
40%. Hallar el % en peso de B en el
compuesto A3B2.
a) 70% b) 60 c) 50
d) 80 e) 6
24.Al calentar 36,6g de la sal hidratada
BaCl2.XH2O se pierde 5,4g de masa. Hallar
el valor de "x".
P.A. (Ba=137, Cl=35,5; H=1; O=16)
a) 1 b) 2 c) 3
d) 5 e) 7

18
Se define el Peso Equivalente (P - Eq) como el valor numérico que se obtiene al relacionar el Peso
Atómico respectivo y su estado de oxidación (el P - Eq siempre será positivo)
Se define al Equivalente Gramo (Eq - g) al peso de dicho elemento, expresado en gramos,
numéricamente igual al peso equivalente respectivo.
Ejemplo:
Observación: Para trabajar en compuestos se necesitan determinar la carga iónica respectiva ( )
COMPUESTOS O
OXIDOS
HIDROXIDOS
ACIDOS
SALES
Se define el Peso Equivalente (P - Eq) como el valor numérico que se obtiene al relacionar el (M) peso
molecular respectivo y la carga iónica ( ).
Se define el Equivalente Gramo (Eq - g) de un compuesto, al peso expresado en gramos
numéricamente igual al peso equivalente de dicho compuesto.
Ejemplo:

19
Número de Equivalentes:
Para determinar el Número de Equivalentes de un elemento o compuesto bastará relacionar el
peso (gramos) y el Eq - g
EJERCICIOS
1. Hallar el P - Eq del Calcio (+2)
P.A. (Ca = 40)
a) 40 b) 80 c) 20
d) 10 e) N.A.
2. Hallar el Eq - g del CaO (_M = 56)
a) 56g b) 28 c) 56
d) 28g e) N.A.
3. Determinar la carga iónica de:
a. CO.....................................
b. SO2 .................................
c. Mg(OH)2 ..........................
d. H2SO3 .............................
e. H3PO4 .............................
f. Al(OH)3 ............................
g. Fe2O3 ..............................
h. ZnO....................................
i. HCl ....................................
j. Hg2O.................................
k. Ni(OH)2 ............................
l. N2O5 ...............................
m. CaO...................................
n. CaSO3 .............................
o. K2S ...................................
4. Determinar el peso equivalente de:
a. K+1 (P.A. =39)....................
b. S-2 (P.A. = 32)....................
c. Fe+2 (P.A. = 56) ……………………
d.O-2 (P.A. = 16)...................
e. N+3 (P.A. = 14)...................
f. Cl-1 (P.A. = 35)...................
g. Br+5 (P.A. = 80)..................
h. SO2 (_M = 64)....................
i. NaOH (_M = 40)..................
j. H3PO4 (_M = 98)................
k. CaO (_M = 56)....................
l. H2O (_M = 18)....................
m. Mg(OH)2 (_M = 58).............
n. N2O5 (_M = 108) ................
5. Señalar cuál de los óxidos mostrados
presenta mayor " "
a) CO2 b) Na2O c) PbO2
d) Fe2O3 e) CO
6. De los óxidos mostrados, hallar el de menor
" "
a) CaO b) Na2O c) Al2O3
d) FeO e) a, b, d
7. De los ácidos mostrados.Hallar el de mayor
" "
a) HNO3 b) H2SO4
c) H2CO3 d) HMnO4
e) H3PO4
8. Determinar el número de equivalen-tes que
se tendrá en 280g de CaO (_M = 56)
a) 10 b) 20 c) 5
d) 28 e) N.A.
9. Determinar el peso que se tendrá en 12 Eq
de H2SO4 ((_M = 98)

20
a) 490g b) 588 c) 980
d) 236 e) N.A.
10.Hallar el número de equivalentes que hay en
520g de Al(OH)3 (_M = 78)
a) 20 b) 35 c) 12
d) 25 e) N.A.
11.Hallar el peso que hay en 32 Eq de
Zn(NO3)2 (_M = 189)
a) 3024g b) 2162
c) 1378 d) 3218
e) N.A.
12.El peso molecular de R2O3 es 326. ¿Cuál
es el equivalente gramo de R?
P.A. (O = 16)
a) 23,15 b) 46,3
c) 12,15 d) 30,14
e) N.A.
13.Identifique el compuesto que tiene mayor
valor para su peso equiva-lente. (P=31,
O=16, Ca=40, Cl=35,5)
a) H3PO4 b) CaCO3
c) Na2SO4 d) Ca(NO3)2
e) HClO4

21
DEFINICIÓN
Es la mezcla homogénea de dos o más sustancias (se denomina disolución a la que presenta
únicamente dos componentes)
a. Soluto
Es el componente que se encuentra en menor proporción y puede ser: sólido, líquido o
gaseoso.
b. Solvente
Es el componente que se encuentra en mayor proporción y generalmente es el agua
(soluciones acuosas)
c. Concentración
Se define como el peso de soluto que existe en un determinado volumen de solución
UNIDADES QUÍMICAS DE CONCENTRACIÓN
1. Molaridad (M)
Se define como el número de moles de soluto que se tendrá en 1 litro de solución
EJERCICIOS
1. Determinar el número de moles que hay en
2 litros de solución de H2SO4 2M
a) 2 b) 1 c) 4
d) 16 e) N.A.
2. ¿Cuántas moles de soluto habrá en 10 litros
de solución 2,7M?
a) 0,27 b) 270 c) 10
d) 2,7 e) 27
3. Determinar la concentración de una
solución, si 20g de NaOH se agrega a 2
litros de solución
a) 2M b) 1g/L c) 20
d) 10 e) N.A.
4. De acuerdo al tipo de solución. ¿Cuál tendrá
mayor soluto?
a) saturada
b) diluída
c) concentrada
d) sobresaturada
e) N.A.
5. Hallar la concentración de una solución si
200g de KOH se mezcla con agua haciendo
un volumen total de 400cm3.
a) 2g/cm3 b) 20 c) 0,5
d) 0,2 e) N.A.

22
6. De las siguientes soluciones. ¿Cuál tendrá
mayor concentración?
a) 25g de HCl b) 150g de NH3
V = 50cm3 V = 600cm3
c) 2kg de KCl d) 100g de sal
V = 6000cm3 V = 1000cm3
e) N.A.
7. ¿Cuántas moles de soluto habrá en
2000cm3 de una solución de CaO 7M?
a) 14000 b) 3,5 c) 14
d) 10 e) N.A.
8. ¿Cuántas moles de soluto hay en 20 litros
de una solución de HCl 1,5M?
a) 30 b) 15 c) 0,75
d) 1,5 e) N.A.
9. ¿Qué peso de soluto hay en 5 litros de
solución de NaOH 0,1M? (_M = 40)
a) 200g b) 100 c) 50
d) 25 e) N.A.
10.¿Cuántos gramos de soluto hay en 10 litros
de solución de CaO 2M? (_M = 56)
a) 1120g b) 560 c) 112
d) 100 e) N.A.
11.¿Qué peso de soluto hay en 2000cm3 de
solución de H2SO4 0,5M? (_M = 98)
a) 98g b) 49 c) 196
d) 200 e) N.A.
12.¿Qué masa de hidróxido de sodio NaOH se
tendrá en 300ml de una solución 0,2M?
P.A. (Na = 23, O = 16, H = 1)
a) 1,4g b) 3,4 c) 2,4
d) 0,4 e) 1,2
13.¿Qué peso de H2CO3 se tendrá en 200cm3
de solución 4M?
P.A. (C = 12, H = 1, O = 16)
a) 49,6g b) 50 c) 40
d) 42,6 e) 30
14. Determinar la concentración molar de
una solución que contiene 400g de CaCO3 (_M
= 100) en un volumen de solución de 2 litros.
a) 2Mb) 1 c) 4
d) 0,5 e) 0,25
15.Hallar la molaridad de una solución si 34g
de NH3 (_M = 17) se disuelven en agua
hasta alcanzar un volumen de 250ml
a) 4M b) 2 c) 8
d) 7 e) N.A.
16.Determinar la concentración molar de una
solución si 745g de KCl se disuelven en
agua hasta alcanzar un volumen de 5 litros.
(_M = 74,5)
a) 10M b) 5 c) 2
d) 1,5 e) N.A.
17.Hallar la molaridad de una solución que
contiene un volumen de 4000ml, si se sabe
además que en dicha solución están
disueltos 117g de NaCl (_M = 58,5)
a) 0,5M b) 2 c) 4
d) 11,7 e) N.A.
18.Determinar la concentración molar de una
solución de H2SO4 al 49% en peso de
soluto que presenta una densidad de
1,1g/ml (_M = 98)
a) 2M b) 5,5 c) 4,9
d) 9,8 e) N.A.
19.Determinar la molaridad de una solución de
H2CO3 al 62% en peso de soluto cuya
densidad es 1,2g/cm3
P.A. (C=12, H=1, O=16)
a) 6M b) 6,2 c) 8
d) 12 e) N.A.

23
20.Hallar la concentración molar de una
solución de Mg(OH)2, al 42% en peso de
agua cuya densidad es 0,75g/cm3.
P.A. (Mg=24, O=16, H=1)
a) 7,5 b) 2 c) 5,5
d) 8 e) N.A.
21.¿Qué peso de agua hay en 1 litro de
solución de H2SO4 2M cuya densidad es
1,2g/ml?. P.A. (H=1, S=32, O=16)
a) 408g b) 1004 c) 694
d) 962 e) N.A.
22.¿Cuántas moles de agua hay en 2 litros de
solución de NaOH 6M cuya densidad es
1,1g/cm3?
P.A. (Na = 23, H = 1, O = 16)
a) 108,9 b) 73,5 c) 43,7
d) 129,3 e) N.A.
2. Normalidad (N)
Se define como el número de equivalentes de soluto que están disueltos en 1 litro de solución
Dilución:
Consiste en disminuir la concentración de una solución agregando mayor cantidad de solvente
(agua).
Se cumple:

24
EJERCICIOS
1. Determinar el número de equivalentes de soluto que hay en 3 litros de solución 5N.
a) 5 b) 3 c) 15
d) 1,3 e) N.A.
2. Hallar el número de equivalentes de soluto que hay en 10 litros de solución de HCl 0,2N
a) 2 b) 20 c) 10
d) 5 e) N.A.
3. Hallar el número de equivalentes de soluto que hay en 300ml de solución de H2SO4 3N
a) 900 b) 100 c) 3
d) 0,09 e) 0,9
4. Determinar el número de equivalentes de soluto que hay en 20000cm3 de solución 0,5N
a) 10 b) 20 c) 1
d) 1,4 e) N.A.
5. Determinar la normalidad de una solución de H2S que tiene una concentración 3M.
a) 3N b) 1,5 c) 2
d) 6 e) N.A.
6. ¿Cuál será la concentración normal de una solución de H3PO4 2M?
a) 16 b) 8 c) 2
d) 6 e) N.A.
7. Determinar la normalidad de una solución de Mg(OH)2 3M?
a) 3 b) 2 c) 1,5
d) 6 e) N.A.
8. ¿Qué peso de soluto hay en 5 litros de solución de NaOH 2N? (_M=40)
a) 400g b) 200 c) 300
d) 600 e) N.A.
9. ¿Cuántos gramos de soluto hay en 3000cm3 de solución de CO2 0,4N? (_M = 44)
a) 13,2g b) 16,5 c) 6,9
d) 7 e) N.A.
10.¿Qué peso de soluto hay en 750cm3 de una solución de H2S 4N? (_M=34)
a) 51g b) 34 c) 17

25
d) 68 e) N.A.
11.Hallar la normalidad de una solución de 5000cm3 que contiene 400g de NaOH (_M=40)
a) 3N b) 2 c) 5
d) 4 e) 6
12.Se tiene una solución acuosa cuya densidad es 1,2g/cm3 con una concentración al 20% en peso de
NaOH. Hallar su normalidad (_M=40)
a) 1M b) 2 c) 4
d) 5 e) N.A.
13.Determinar la normalidad de una solución de H2SO4 al 51% en peso de agua cuya densidad es
1,2g/cm3. (_M=98)
a) 12 b) 6 c) 3
d) 4 e) N.A.
14.Se tienen 2 litros de solución 5M, si se le agregan 3 litros de agua, determinar la concentración final
de la solución
a) 1M b) 2 c) 3
d) 4 e) N.A.
15.Determinar el volumen de agua que se debe agregar a 5 litros de solución de NaOH 4M. para diluirlo
hasta 2M. (_M=40)
a) 5 b) 10 c) 15
d) 3 e) N.A.
16.Determinar el volumen de agua que se debe agregar a 10 litros de solución de H2SO4 4N. para
diluirla hasta 1M
a) 40 litros b) 10 c) 20
d) 5 e) N.A.
17.Se dispone de un cilindro de 50 litros lleno con ácido nítrico 1,1 molar. ¿Cuántas botellas de 500ml se
puede preparar con ácido nítrico 0,1 molar?
a) 1000 b) 1100 c) 1200
d) 110 e) 120
18.¿Qué peso de agua hay en 10 litros de una solución de CaCO3 6N, cuya densidad es 0,78g/cm3?
P.A. (Ca = 40, C = 12, O = 16)
a) 3000g b) 4800 c) 2750
d) 800 e) N.A.
19.¿Cuántas moles de agua hay en 3000cm3 de solución de H2SO4 8N, cuya densidad es 0,85g/ml?

26
P.A. (H = 1, S = 32, O = 16)
a) 36,4 b) 76,3 c) 89,4
d) 48,5 e) N.A.
20.Se tiene 2 litros de solución cuya densidad es 1,4g/ml con 20% en peso de NaOH. Determinar la
normalidad luego de agregar 5 litros de agua a dicha solución
a) 2N b) 1 c) 3,5
d) 4 e) N.A.

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