Química general u1

QUÍMICA GENERAL
Ing. Laura Reyes

Esquema
1. Introducción:
a) Materia y Energía
b) Ley periódica y Tabla Periódica
c) Átomo y Estructura atómica
2. Bases del Lenguaje Químico
a) Química Inorgánica y Orgánica
3. Relaciones Cuantitativas
a) Ecuaciones Químicas
b) Estequiometria
4. Presentaciones físicas de la materia

Introducción
 Concepto: la ciencia que estudia tanto la
composición, estructura y propiedades de la
materia, como los cambios que ésta
experimenta durante las reacciones químicas y
su relación con la energía.

Introducción
 Históricamente la química
moderna es la evolución de la
alquimia tras la Revolución
química (1733).
 Antoine Lavoisier, considerado
padre de la química.
 Oxidación de cuerpos, respiración
animal, análisis del aire, la Ley de
conservación de la masa y la
calorimetría. Usó balanza para
establecer relaciones
cuantitativas. Fue también filósofo
y economista.

Introducción
 Las disciplinas de la química se han agrupado
según la materia bajo estudios o el tipo de
estudio realizado:
 Química orgánica
 Química inorgánica
 Bioquímica
 Fisicoquímica
 Química analítica

Introducción
 Aportes:
 Hace 455 años sólo se conocían 12
elementos.
 A medida que se descubrieron más
elementos, se dieron cuenta de que
guardaban un orden preciso (tabla periódica).
Elementos de una misma columna tenían
propiedades similares. Habían vacíos. Dmitri
Mendeléyev pronosticó la existencia del
germanio, así como su color, su peso, su
densidad y su punto de fusión.

Introducción
 1903,1910, Marie Curie, Polaca.
Fenómenos de radiación. Descubre
radio y polonio.
 1903, Svante August Arrhenius Suecia
«por su teoría electrolítica de la
disociación».
 1907, Eduard Buchner, Imperio alemán
«por sus investigaciones bioquímicas y
su descubrimiento de la fermentación
fuera de las células»
 1908, Ernest Rutherford, Reino Unido,
«por sus investigaciones en la

Introducción
 1930, Hans Fischer, Alemania «estructura
del grupo hemo y la clorofila y
especialmente por la síntesis de la
primera».
 1954 Linus Pauling, Estados Unidos
«naturaleza del enlace químico y su
aplicación a la elucidación de la estructura
de sustancias complejas»
 1961, Melvin Calvin, Estados Unidos
«dióxido de carbono en las plantas».

Materia y Energía
 Clasificación de la materia.
 Propiedades de la materia.
 Unidades de medición.
 Análisis dimensional.
 Leyes Básicas

El estudio de la química
 Implica estudiar propiedades y
comportamiento de la materia.
 ¿Qué es materia?
 ―Todo‖ está compuesto de poco más de un
ciento de sustancias básica (elementos).
 Las propiedades de la materia se
relacionan con:
Composición: tipos de átomos
Estructura: forma en que se organizan

El estudio de la química
 Los átomos se combinan en moléculas.
 La forma en que los átomos se agrupan
definen las propiedades de las moléculas,
ejemplo: etanol y EG.

Clasificación de la materia
 Estados de la materia:
 Sólido: forma y volumen definido.
 Líquido: volumen definido:
 Gaseoso: ni forma ni volumen definido.

 Sustancias puras: materia que tiene
propiedades definidas y una composición que no
varía de una muestra a otra, Ej. Agua y sal. La
sustancias más simples son los elementos.
 Mezcla: combinación de 2 o más sustancias.

 Elemento químico: un tipo de materia constituida por
átomos de la misma clase. Posee un número
determinado de protones en su núcleo, haciéndolo
pertenecer a una categoría única (Z), aún con
distintas masas atómicas. Hay 114 elementos, varían
ampliamente en su abundancia.

 Compuestos: interacción con otros elementos
(―compañeros‖).
 Ej: El agua pura, consiste en 11% de hidrógeno y
89% oxígeno en masa. Ello corresponde con su
composición molecular, dos átomos de hidrógeno
combinados con uno de oxígeno (H2O). El hidrógeno,
el oxígeno y el agua son sustancias distintas.

Propiedades de la materia
 Son características que permiten reconocerla y
distinguirla de otras sustancias.
 Pueden ser físicas (color, densidad, punto de
fusión …) o químicas (inflamabilidad,
electronegatividad, potencial de reducción…).
 Propiedades intensivas: independientes de la
cantidad de materia.
 Propiedades extensivas: dependientes de la
cantidad de materia.

 Cambios físicos: varía su apariencia pero no
su composición. Ej. Cambio de fase.
 Cambios químicos: Rx Q. las sustancias se
―transforman‖ en sustancias distintas. ―Los
átomos y los iones cambian sus compañeros‖

 Separación de mezclas: métodos físicos,
químicos y mixtos.

Unidades de medición
 Las propiedades suelen ser cuantitativas,
están asociadas a números, estos a su vez se
asocian a unidades.
 Unidades SI: acuerdo internacional en 1960.
tiene 7 unidades fundamentales de las cuales
derivan todas las demás.
 Se usan prefijos para indicar fracciones
decimales o múltiplos.

Unidades de medición
 Longitud: Espacio. Su unidad es el
metro, se asocia al concepto de
distancia.
 Masa: Cantidad de materia que hay
en un objeto. Distinta del peso.
Unidad SI es el Kg.
 Temperatura: manifestación externa
de la energía cinética de la
moléculas (energía interna). Da la
dirección del calor. Existe escalas
Kelvin, Celsius y Fahrenheit.

Análisis dimensional
 El análisis dimensional ayuda a asegurar que
las soluciones a los problemas tengan las
unidades correctas.
 La clave para usar el análisis dimensional es
el empleo correcto de factores de conversión
para transformar una unidad en otra.

Ley de la Conservación de la
Masa
 Es una de las leyes fundamentales en todas
las ciencias naturales.
 «En una reacción química ordinaria la masa
permanece constante, es decir, la masa
consumida de los reactivos es igual a la masa
obtenida de los productos»

Ley de la conservación de
Energía
 Constituye la primera Ley de la
Termodinámica.
 Afirma que la energía nos se crea ni se
destruye, sólo se transforma.
 Por ejemplo, un movimiento fricción.

Ley de la proporciones múltiples y
definidas.
 La ley de Dalton en 1802 y fue demostrada
por Louis Joseph Gay-Lussac.
 «Cuando dos o más elementos se combinan
para dar más de un compuesto, las masas de
uno de ellos, que se une a una masa fija del
otro, tienen como relación números enteros y
sencillos».

Átomos, iones y moléculas
 La teoría atómica de la materia
 El descubrimiento de la estructura atómica
 La visión moderna de la estructura atómica
 La tabla periódica
 Moléculas y compuestos moleculares
 Iones y compuestos iónicos
 Nombre de los compuestos inorgánicos

Teoría atómica de la materia
 Demócrito (460-370 A.C.) = átomo.
 Siglo XVII se postuló que la materia debía
estar constituida por partículas diminutas en
movimiento (viento).
 1803 y 1807 John Dalton, después de varias
observaciones:
 Cada elemento se compone de átomos.
 Los átomos un elemento son idénticos.
 Los átomos no se crean ni destruyen en Rx. Q.
 Cuando se combinan átomos se dan compuestos.

Teoría atómica de la materia
 Dalton: los átomos son bloques de
construcción básicos.
 Postulado 3 partió de la ley de conservación
de la masa.
 El postulado 4 partió de la ley de composición
constante.
 La teoría no sólo se postula, sino que debe
probarse. Dalton propuso la ley de las
proporciones múltiples, Ej: H2O (8gO x 1gH) y
H2O2 (16gO x 1gH).

Descubrimiento de la estructura
atómica
 Dalton llegó a sus conclusiones en base
observaciones. Nadie tenía pruebas de ello.
 El átomo no es indivisible (partículas
subatómicas).
 Partículas con la misma carga se repelen,
mientras que partículas cargadas
negativamente se atraen.

Hechos
 Rayos catódicos y electrones (Thomson):
 Tubos al vacío en los que al aplicar un voltaje
elevado se emitía una luz verde, que se
originaban en el electrodo (-) o cátodo.
 La naturaleza no depende de la naturaleza de los
rayos y si aplicaban sobre un metal, éste se
cargaba (-).

Hechos
 Radiocatividad:
 Becquerel (1896) descubrió la
emisión espontánea de radiación
de alta energía en uranio.
 Trabajó con los esposos Curie en
experimentos de radioactividad.
 Rutherford: tres tipos de
radiación: α, β y γ

Hechos
 Átomo:
 Thomson: como los electrones constituyen una
fracción muy pequeña de la masa de un átomo,
probablemente había una relación con el tamaño del
átomo, y propuso que éste consistía en una esfera
uniforme de materia positiva en la que estaban
incrustados los electrones

Hechos
 Átomo:
 Rutherford (1910):
estudiando los ángulos
con los que las partículas
α se dispersaban al pasar
a través de una laminilla
de oro, él y sus
colaboradores
descubrieron que casi
todas las partículas α
atravesaban directamente
sin desviarse.

Hechos
 Átomo:
 Rutherford (1910): postuló que la mayor parte de
la masa del átomo, y toda su carga positiva,
residía en una región muy pequeña,
extremadamente densa, a la que llamó núcleo.
 La mayor parte del volumen total del átomo era
espacio vacío en el que los electrones se
movían alrededor del núcleo.

Hechos
 Átomo:
 Estudios experimentales subsecuentes
condujeron al descubrimiento de partículas tanto
positivas (protones) como neutras (neutrones)
en el núcleo. Rutherford descubrió los protones
en 1919, y el científico británico James
Chadwick (1891-1972) descubrió los neutrones
en 1932.

Visión moderna de la estructura
atómica
 Carga:
 electrón = -1,605 x 10-19 C
 protón = +1,605 x 10-19 C
 carga = 1,605 x 10-19 C
 Por comodidad se expresan como múltiplos de
esta carga y no en C:
 electrón = -1; protón: +1; neutrón = 0.
 Los átomos son eléctricamente neutros; e- = p+.

Modelo de Schrödinger
 Se abandona la concepción de los electrones
como esferas diminutas con carga que giran
en torno al núcleo.
 En vez de esto, Schrödinger describe a los
electrones por medio de una función de onda,
el cuadrado de la cual representa la
probabilidad de presencia en una región
delimitada del espacio. Esta zona de
probabilidad se conoce como orbital.

Isótopos, números atómicos y
de masa
 Los átomos de un mismo elemento tienen el
mismo número de protones en el núcleo.
Átomos de distintos elementos tienen distintos
números de protones.
 El número de protones de un elemento se
denomina número atómico. El número de
masa indica el número de protones más el
número de neutrones.

Isótopos, números atómicos y
de masa
 Los isótopos son los átomos de un mismo
elemento, cuyos núcleos tienen una cantidad
diferente de neutrones, y por lo tanto, difieren
en masa.
 La mayoría de los elementos químicos poseen
más de un isótopo. Solamente 21 elementos
(ejemplos: Be, Na) poseen un solo isótopo
natural; mientras el Sn es el elemento con
más isótopos estables.

Peso atómico
 En la actualidad se puede medir masas de
átomos individuales con gran precisión.
 La uma se define asignando una masa de
exactamente 12 uma al 12C.
Elemento Masa (g) Masa uma
1H 1,6735 x 10-24 1,0078
16O 2,6560 x 10-24 15,9949

Masa atómica (peso atómico)
 Debido a la existencia de isotopos (distinta
masa), para el cálculo de masa atómica de un
elemento se usa el promedio de la masa de
sus isótopos por su abundancia relativa, Ej:

Átomo
 Unidad de materia más pequeña de un
elemento químico que mantiene su identidad o
sus propiedades, y que no es posible dividir
mediante procesos químicos.
 Los electrones permanecen ligados al núcleo
por fuerzas electromagnéticas.
 La fuerza nuclear fuerte mantiene estable el
núcleo.

Átomo
 Más del 99,94% de la masa está concentrada
en el núcleo.
 Los electrones en la nube del átomo están
repartidos en distintos niveles de energía u
orbitales, y determinan las propiedades
químicas del mismo.
 La transición de electrones entre distintos
niveles dan lugar a la emisión o absorción de
radiación electromagnética (fotones) y son la
base de la espectroscopia.

Átomo
 El efecto fotoeléctrico consiste en la emisión de
electrones por un metal o fibra de carbono
cuando se hace incidir sobre él una radiación
electromagnética (luz visible o ultravioleta, en
general).

Partículas subatómicas
 Electrón, se desconoce si posee
subestructuras (partícula elemental).
 Protón: formado por quarks, 2 u y 1 d.
 Neutrón: formado por quarks, 2 d y 1 u.
 Quark: partícula fundamental del modelo
estándar.

Partículas subatómicas
u = +2/3
d = -1/3
Protón Neutrón

Nube de electrones
 (Nube atómica o corteza atómica): región que
rodea al núcleo en la cual orbitan los
electrones. Posee un tamaño unas 50.000
veces mayor al núcleo, apenas posee masa.
 La nube atómica está constituida por capas
electrónicas.
 La descripción electrónica puede hacerse
mediante los números cuánticos.

Números cuánticos
 El conjunto de números cuánticos más
ampliamente estudiado es el de un electrón
simple en un átomo, dada su utilidad en
química, explica una noción básica detrás de
la tabla periódica, valencia y otras
propiedades.

Números cuánticos
 Los números cuánticos son 4:
1. Principal, (n)
2. Secundario, azimutal o de momento angular, (l)
3. Magnético, (m)
4. Espín electrónico, (s)

Números cuánticos
 Los núcleos atómicos no se alteran durante
las reacciones químicas. Las propiedades
químicas de los elementos se deben al
―número y ordenamiento‖ de los electrones en
sus átomos (configuración electrónica).
 A través de los números cuánticos se puede
determinar la distribución y espín de cada
electrón.

1. Número cuántico principal (n)
 Este número cuántico caracteriza al nivel
energético correspondiente y delimita la
región donde la probabilidad de hallar
electrones es mayor.
 Este número (n) puede tomar valores enteros:
1,2,3,4,5,6,7 ... infinito. Teóricamente,
podemos tener infinitos niveles energéticos:
n: 1,2,3,4,5,6,7 ...

2. Número cuántico secundario,
azimutal, o de momento angular,
(l))
 Este número cuántico indica el subnivel donde
se mueve el electrón, toma valores que
dependen del número cuántico principal, que
va desde: 0 hasta (n 1). Está relacionado con
la forma del orbital. Se designan con las letras:
s, p, d, f.
l: s (0) , p (1) , d (2) , f (3).

Orbital s (1 orientación)
1s 2s 3s

3. Número cuántico magnético,
(m)
 Este número cuántico indica cuál es la
orientación de la nube electrónica en el
espacio, referidas a tres ejes ortogonales x,y,z.
 Las posibles orientaciones dependen de (l) y
pueden tomar valores que vayan desde:
-l a + l , incluyendo el cero (0).

n l m
1 0 ( s ) 0
2
0 ( s )
1 ( p )
0
-1, 0, +1
3
0 ( s )
1 ( p )
2 ( d )
0
-1, 0, +1
-2, -1, 0, +1, +2

4. Número cuántico de espín
electrónico, (s)
 Este número cuántico, determina el spin del
electrón, es decir, el sentido en que gira el
electrón sobre su propio eje. Puede tomar dos
valores: (+ 1/2) o (- 1/2), que indican un
sentido de giro igual o contrario al de las
agujas del reloj.
 s: (+ 1/2) o (-1/2)

Configuración electrónica
 Esquema que representa la manera en la cual
los electrones se estructuran o se modifican
en un átomo, de acuerdo con el modelo de
capas electrónico.
 La configuración electrónica del átomo de un
elemento corresponde a la ubicación de los
electrones en los orbitales de los diferentes
niveles de energía.

Configuración electrónica
• Cualquier conjunto de electrones en un mismo
sistema cuántico debe cumplir :
1. Principio de mínima energía.
2. Principio de exclusión de Pauli.
3. Principio de máxima multiplicidad o regla de
Hund.

1. Principio de mínima energía
 Los electrones ocupan primero los orbitales
de menor energía.
 El esquema de llenado de los orbitales
atómicos, se puede obtener utilizando la
regla de la diagonal (figura a continuación).

2. Principio de exclusión de
Pauli
 En un mismo átomo no pueden existir dos
electrones que tengan los cuatro números
cuánticos iguales, es decir que al menos un
número cuántico debe ser diferente.
 Cada orbital acepta un máximo de 2
electrones y éstos deben tener espín
contrario.

3. Principio de máxima
multiplicidad o regla de Hund:
 ―Al llenar orbitales de igual energía (los tres orbitales
p, los cinco d, o los siete f) los electrones se
distribuyen, siempre que sea posible, con sus
espines paralelos, es decir, que no se cruzan. La
partícula subatomica es más estable (tiene menos
energía) cuando tiene electrones desapareados
(espines paralelos) que cuando esos electrones
están apareados (espines opuestos o
antiparalelos).‖
 Cuando lo electrones ocupan un mismo subnivel, el
orbital se ocupa primero con un solo electrón de un
tipo de espín.

H: 1s1
Nº cuántico
principal
Nº cuántico
del momento angular
Nº electrones
En el orbital
Diagrama
Orbital H:
1s

Principio de exclusión de Pauli
 Necesario para determinar configuraciones
electrónicas de átomos polielectrónicos: ―dos
electrones de un átomo no pueden tener los 4
números cuánticos iguales‖
• Ejemplo: configuración electrónica del He (Z = 2)
• Existen 3 formas de distribuir los dos electrones
en el orbital 1s:
He:
1s2
(a) (b) (c)
Prohibidas por el
P. de Exclusión
de Pauli
He: 1s2 “ uno s dos”
1s2 1s2

Energía de los orbitales en el átomo
polielectrónico
 En un átomo polielectrónico se observa
experimentalmente que E(2s) < E(2p): la energía depende
de n y l
• El orbital s tendrá menos energía (más estable) que el
orbital p de la misma capa: efecto de penetración de
orbitales en la región nuclear
• Para la misma capa E(s) < E(p) <E(d) <E(f)
 Configuración electrónica del Li (Z = 3):
o
(a) (b)
Li:
1s2 2s1
1s2 2p1
Prohibida
por la energía

Regla de Hund
 Regla de Hund: ―la distribución electrónica más estable es
aquella que tiene el mayor número de electrones con
espines paralelos‖
 Configuraciones electrónicas de Be (Z = 4) y B (Z = 5):
• Be: 1s2 2s2 Be:
• B: 1s2 2s2 2p1
 Configuración electrónica del C (Z = 6):
• C: 1s2 2s2 2p2 Tres posibilidades de colocar el 6º
electrón:
1s2 2s2
1s2 2s2 2p1
B:
2px py pz 2px py pz 2px py pz
Prohibidas por
Regla de Hund

Regla de Hund
 Configuraciones electrónicas de N (Z = 7), O (Z = 8),
F (Z = 9) y Ne (Z = 10):
• N: 1s2 2s2 2p3
• O: 1s2 2s2 2p4
• F: 1s2 2s2 2p5
• Ne: 1s2 2s2 2p6
N:
1s2 2s2 2p4
1s2 2s2 2p3
O:
Ne:
1s2 2s2 2p5
1s2 2s2 2p6
F:

Regla del octeto
 Gilbert Lewis (1917): la tendencia de los
elementos es completar sus últimos niveles de
energía con una cantidad de 8 electrones
(configuración muy estable, semejante a la de
un gas noble).
 Se aplica a la creación de enlaces entre los
átomos.

Distribución electrónica y tabla
periódica
 Moseley (1913) adecuó el modelo de
Mendeléyev y ordenó los elementos usando
como criterio el número atómico.
 Enunció la ―ley periódica‖:
"Si los elementos se colocan según aumenta
su número atómico, se observa una variación
periódica de sus propiedades físicas y
químicas".

Distribución electrónica y tabla
periódica
 Hay una relación directa entre el último orbital
de un átomo (distribución e-) y su posición en
la tabla periódica (reactividad, fórmula,
compuestos que forma)
 Se clasifica en cuatro bloques:
 Bloque ―s‖: (A la izquierda de la tabla)
 Bloque ―p‖: (A la derecha de la tabla)
 Bloque ―d‖: (En el centro de la tabla)
 Bloque ―f‖: (En la parte inferior de la tabla)

La tabla periódica
 A medida que creció el volumen de
experimentos y se expandió la lista de
elementos conocidos, surgió la necesidad de
organizarlos, en base a regularidades en su
comportamiento.
 Este trabajo culminó con el desarrollo de la
tabla periódica.

La tabla periódica
 ―La tabla periódica es la herramienta más
importante que los químicos usan para
organizar y recordar datos químicos‖
 Muchos elementos tienen notables similitudes
entre sí, Ej: Li, Na y K son metales blandos
muy reactivos. He, Ne y Ar son gases poco
reactivos (inertes).

La tabla periódica
 Si ordenamos estos compuestos en orden
creciente de su numero atómico, sus
propiedades químicas y físicas exhiben un
patrón repetitivo, o periódico (tabla periódica).
 Ej, c/u de los metales blandos y reactivos,
siguen inmediatamente después de los gases
no reactivos.

La tabla periódica
 La disposición de los elementos en orden de
número atómico creciente, colocando en
columnas verticales los elementos que tienen
propiedades similares da como resultado la
tabla periódica.

Clasificación
 A las columnas verticales de la tabla periódica
se les conoce como grupos.
 Las filas horizontales de la tabla periódica son
llamadas períodos.
 La tabla periódica se puede también dividir en
bloques de elementos según el orbital que
estén ocupando los electrones más externos.

Grupos o familias
 Todos los elementos que pertenecen a un
grupo (columna) tienen la misma valencia
atómica, y por ello, tienen características o
propiedades similares entre sí.
 (número de valencia, es una medida de la
cantidad de enlaces químicos formados por
los átomos de un elemento químico).

Grupos
 Por ejemplo, los elementos en el grupo IA
tienen valencia de 1 (un electrón en su último
nivel de energía) y todos tienden a perder ese
electrón al enlazarse como iones positivos de
+1.
 Los elementos en el grupo VIIIA son los gases
nobles, tienen lleno su último nivel de energía
(regla del octeto) y, por ello, son todos
extremadamente no reactivos (inertes).

Bloque Grupo Nombres
s
1 (I A)
2 (II A)
Alcalinos
Alcalino-térreos
p
13 (III A)
14 (IV A)
15 (VA)
16 (VIA)
17 (VIIA)
18 (VIIIA)
Térreos
Carbonoideos
Nitrogenoideos
Anfígenos
Halógenos
Gases nobles
d 3-12 (I-X B) Elementos de transición
f
El. de transición Interna
(lantánidos y actínidos)

 Grupo 1 (I A): los metales
alcalinos
 Grupo 2 (II A): los metales
alcalinotérreos
 Grupo 3 (III B): Familia del
Sc
 Grupo 4 (IV B): Familia del
Ti
 Grupo 5 (V B): Familia del
V
 Grupo 6 (VI B): Familia del
Cr
 Grupo 7 (VII B): Familia
del Mn
 Grupo 8 (VIII B): Familia
 Grupo 11 (I B): Familia del
Cu
 Grupo 12 (II B): Familia del
Zn
 Grupo 13 (III A): los térreos
 Grupo 14 (IV A): los
carbonoideos
 Grupo 15 (V A): los
nitrogenoideos
 Grupo 16 (VI A): los
calcógenos o anfígenos
 Grupo 17 (VII A): los
halógenos
 Grupo 18 (VIII A): los

Períodos
 Los elementos de un mismo período (fila),
contrario a lo que ocurre con las familias o
grupos, tienen propiedades diferentes, pero
masas similares.
 Todos los elementos de un período tienen el
mismo número de orbitales. Cada elemento
se coloca según su configuración electrónica.

Períodos
 El número del período indica el número del
nivel de energía principal que los electrones
comienzan a llenar.
 Ej: El primer período solo llena el primer nivel
de energía (1s) y contiene menos elementos
que cualquier otra fila de la tabla, sólo dos: el
hidrógeno y el helio.

Períodos
 La tabla periódica consta de 7 períodos:
 Período 1: primer nivel de energía (1s)
 Período 2: máximo 10 e- 1s2, 2s2, 2p6.
 Período 3: máximo 18 e- 1s2, 2s2, 2p6,3s2, 3p6.
 Período 4: cuarto orbital
 Período 5: quinto orbital
 Período 6: sexto orbital (incluye lantánidos)
 Período 7: séptimo orbital (incluye actínidos)

Períodos
 Los lantánidos y actínidos se representan
fuera de la tabla ara evitar que ésta sea
demasiado larga.

Otras propiedades químicas
 La mayoría de elementos son metálicos.
 Los elementos restantes se denominan no
metales y metaloides.

Radio atómico
 Tamaño de los átomos. Grupos aumenta
(orbitales), períodos disminuye (> número de p+
que atrae con mas fuerza a los e-).

Energía de ionización
 Energía necesaria para arrancar electrones de
las capas más exteriores.

Electronegatividad
 Tendencia de un átomo a atraer hacia él los
electrones, o densidad electrónica, cuando
forma un enlace covalente en una molécula.

Moléculas
 Molécula: conjunto de dos o más átomos
estrechamente unidos. El ―paquete‖ de
átomos resultante se comporta en muchos
sentidos como un objeto singular bien
definido.
 Los elementos se encuentran en una forma
molecular, asociados a otros átomos.

Moléculas
 En una Rx. Q. el núcleo de un átomo no
varía, pero si la distribución electrónica.
 El átomo es, en principio, neutro.
 Ión: partícula cargada cuando un átomo
pierde o gana electrones.

Moléculas
 De modo general los metales pierden
electrones formando cationes (+).
 Los no metales ganan electrones formando
aniones (-).
 Además de iones sencillos, existen iones
poliatómicos, Ej: ion nitrato NO3- y ion
sulfato, SO42-.
 Los iones tienen diferentes propiedades de
los átomos de los cuales derivan.

Moléculas
 Los átomos ganan o pierden e- con el fin de
quedar con la configuración electrónica
similar a la del gas noble (distribución
electrónica muy estable) más cercano a ellos.
EJ: Ba y O
 El enlace iónico: es un enlace débil que se
forma por atracción entre dos iones (como
imanes).

Moléculas
 Se da una transferencia electrónica entre
átomos, por ende participan sólo elementos
que pierden o ganan electrones fácilmente
(metal con un no metal).
 Los compuestos que no forman enlaces
iónicos, forman enlaces moleculares
(comparten electrones)

Moléculas
 Enlace covalente: los átomos o
grupos de átomos, para alcanzar
el octeto estable, comparten
electrones del último nivel.
 La diferencia de
electronegatividades entre los
átomos no es suficientemente
grande como para que se efectúe
una transferencia de electrones.

Moléculas
 Los átomos comparten uno o más pares
electrónicos en un nuevo tipo de orbital
(orbital molecular).
 Los enlaces covalentes se suelen
producir entre elementos gaseosos o no
metales.
 El enlace químico (iónico, covalente) es
la forma en que dos o mas átomos se
unen para formar una molécula.

Valencia y estado de oxidacion
 La valencia es una medida de la cantidad de
enlaces químicos formados por los átomos de
un elemento químico.
 El estado de oxidación de un elemento que
forma parte de un compuesto, se considera
como la carga aparente con la que dicho
elemento está actuando en ese compuesto.

Valencia
 Se creía que el número de enlaces formados
por un elemento dado era una propiedad
química fija:
 C forma 4 enlaces
 O forma 2 enlaces
 H forma 1 enlaces
 Pronto se hizo evidente que, para muchos
elementos, la valencia podría variar.

Valencia
 Como ejemplos nos fijaremos en el fósforo:
 Algunas veces se comporta como si tuviera una
valencia = 3, otras como si tuviera una valencia =
5.
 El método para resolver este problema
consiste en especificar la valencia para cada
compuesto individual (dio origen a la idea de
número de oxidación).


Valencia
 Según IUPAC (1994), valencia es:
 ―El máximo número de átomos univalentes
(originalmente átomos de hidrógeno o cloro)
que pueden combinarse con un átomo del
elemento en consideración, o con un
fragmento, o para el cual un átomo de este
elemento puede ser sustituido‖.
 La noción de valencia ha caído en desuso.

Estado de oxidación
 El átomo tiende a obedecer la regla del octeto
(tener una configuración electrónica similar a
la de los gases nobles, 8 o 2 e- en el nivel de
energía).
 La regla del octeto y del dueto pueden ser
satisfechas compartiendo átomos (moléculas)
o cediendo y adquiriendo electrones (iones
poliatómicos).

 El estado de oxidación puede ser positivo,
negativo, cero o fraccionario.
2Na0 + Cl0
2 → 2Na1+ + 2Cl1-
Al0 + O0
2 → Al3+ + 2O2-
 Los electrones cedidos y aceptados por los
distintos elementos crean un problema con las
cargas eléctricas.

 Al cede 3 e-; O sólo acepta 2 e-, sobra uno.
 Se concluye que en la reacción no interviene
un solo átomo de O, se debe balancear la
ecuación.
4Al0 + 3O02 → 4Al3+ + 6O2−
 Las moléculas formadas se representan
mediante fórmulas y sus estados de oxidación
deben sumar cero.

1. El E.O. de un elemento libre es 0.
2. Todos los elementos metálicos (ceden
electrones) cuando forman compuestos
tienen generalmente E.O. positivos .
3. Los elementos no metálicos y
semimetálicos pueden tener E.O. positivos
y negativos, dependiendo del compuesto
que estén constituyendo.

4. El máximo E.O. es el correspondiente al
número de grupo.
5. El mínimo E.O. posible de un elemento es
4−, y lo tienen algunos de los elementos del
grupo 4ª.
6. Los no metales tienen un E.O. negativo
único, igual al número de grupo menos 8.
7. Los elementos de los grupos 1A y 2A
poseen los E.O. 1+ y 2+ respectivamente.

8. El H funciona con E.O. 1+ generalmente,
cuando forma hidruros su E.O. es 1−.
9. El número de oxidación del O es 2−,
excepto cuando forma peróxidos, donde es
1−, y cuando forma superóxidos, donde es
1/2−.
10. La suma de los E.O. de los elementos de
un compuesto es igual a su carga neta.

Cuadro de E.O. de los elementos más
frecuentes:
No metales:
Elemento Nº de oxidación
H -1; +1
F
Cl, Br, I
-1
-1; +1, +3, +5, +7
O
S, Se, Te
-2
-2; +2, +4, +6
N
P
As, Sb, Bi
-3; +1, +2, +3, +4, +5
-3; +1, +3, +5
-3; +3, +5
B -3; +3
C
Si
-4; +2, +4
-4; +4

Cuadro de E.O. de los elementos más
frecuentes:
Metales:
Elemento Nº de oxidación
Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, Ag,
NH4
+
+1
Be, Mg, Sr, Ba, Ra, Zn,
Cd
+2
Cu, Hg +1, +2
Al +3
Au +1, +3
Fe, Co, Ni +2, +3
Sn, Pb, Pt, Pd +2, +4
Ir +3, +4
Cr +2, +3, +6
Mn +2, +3, +4, +6, +7
V +2,+3, +4, +5

Fórmula química
 Representación del número de átomos que
conforman una molécula.
 Indica qué elementos están presentes en un
compuesto y en qué proporción.
 Símbolo: átomo de la sustancia.
 Subíndices: número de átomos de cada
molécula.

Tipos de fórmulas químicas
 Fórmula empírica: indica el tipo de átomos y
la relación del número de átomos de cada
clase. En compuestos covalentes, se simplifica
los subíndices de la fórmula, dividiéndolos por
un factor común, Ej: Glucosa (C6H12O6):
CH2O.
 Fórmula molecular: indica el tipo de átomos
presentes y el número de átomos de cada
clase (Glucosa C6H12O6).

 Fórmula semidesarrollada: indica los enlaces
entre los diferentes grupos de átomos. Resalta
los grupos funcionales de la molécula. Usada
en química orgánica.

 Fórmula desarrollada: Indica todos los
enlaces representados sobre un plano
cartesiano, que permite observar ciertos
detalles de la estructura.

Regla general de la
formulación:
• Se escribe del elemento menos
electronegativo al más electronegativo
(de izquierda a derecha en la T.P.). Ej:
NaCl y no ClNa.
• Orden de electronegatividad aplicada a la
formulación:
• Metales<B<Si<C<Sb<As<P<N<H<Te<Se<S<I<Br<
Cl<O<F

Ejemplo compuesto binario
 Formado por dos elementos
 Se escriben los elementos en un orden:
primero el menos electronegativo y luego el
más electronegativo
 Se intercambian los E.O., pero prescindiendo
del signo
+3 -
2Al O2 3

Cálculo de fórmulas empíricas
 Se puede deducir una fórmula empírica a
partir de su composición porcentual:
 Se usa el porcentaje y se divide para el peso
molecular del elemento.
 Todos los cocientes resultantes se dividen para el
cociente más bajo obtenido (fórmula mínima)
 Se aproximan los resultados, si algún resultado
se obtiene con un decimal de 5 (0,5) se duplican
todos los resultados.

Calcular la fórmula empírica de un compuesto que
tiene la composición centesimal siguiente: 38,71%
Ca, 20% P e 41,29% O. Sol.: Ca3(PO4)2
Al analizar 7,235g de un compuesto se obtuvieron
0,148g de H; 2,362 de S y el resto de oxígeno.
Calcula su fórmula empírica. Sol.: H2SO4

 Ejemplo: Al analizar una sustancia se
determinó que su composición porcentual es
la siguiente:
Ca = 18.3 %
Cl = 32.4 %
H = 5.5 %
O = 43.8 %

La glucosa, el ácido láctico, el ácido acético y el
formaldehído tienen la misma composición
centesimal: 40%C, 53,3%O e 6,7%H. Calcula la
fórmula molecular de cada uno sabiendo que
sus masas moleculares son:
M(glucosa)=180, M(ácido láctico)=90, M(ácido
acético)=60, M(formaldehído)=30. Sol.:
C6H12O6, C3H6O3,
C2H4O2, CH2O.

Un compuesto volátil contiene un 54,50% de C,
un 9,10% de H y el resto de O. Sabiendo que
0,345g de este compuesto en estado vapor
ocupan 120 mL a 100ºC y 1 atm, determina sus
fórmulas empírica y molecular. Sol.: C2H4O,
C4H4O2
Cierto cloruro de mercurio contiene un 84,97%
de mercurio, y la densidad del vapor que se
obtiene cuando se sublima a 42ºC y 1 atm es
18,28 g/L. Calcula la fórmula molecular. Sol.:
Hg2Cl2

Sustancias simples
Compuesto Sistemática Tradicional
H2 dihidrógeno hidrógeno
F2 Diflúor flúor
Cl2 dicloro Cloro
Br2 dibromo bromo
I2 diyodo yodo
O2 dioxígeno oxígeno
O3 trioxígeno ozono
S8 octaazufre azufre
P4 Tetrafósforo Fósforo blanco
Constituidas por átomos de un mismo
elemento

Nomenclatura
 Por la gran cantidad y variedad de compuestos
químicos existentes, es necesario emplear una
nomenclatura sistemática que facilite su
denominación.
 En la actualidad las normas de formulación han
sido establecidas por la Unión Internacional de
Química Pura y Aplicada (I.U.P.A.C.)

Compuestos binarios
 Siempre que sea posible se simplifica:
 Cu2S2 → CuS
 El compuesto se lee de derecha a izquierda
 Sistemas de nomenclaturas
 Sistemática (propuesta por la IUPAC)
 Stock
 Tradicional (el sistema más antiguo)
(http://www.juanjoeldefisica.com/FYQ/ejercicios.ht
m)

Nomenclatura Sistemática
• Consiste en la utilización de prefijos
numerales griegos para indicar el nº de
átomos de cada elemento presente en la
fórmula• Los prefijos son: mono (1), di (2), tri (3), tetra
(4), penta (5), hexa (6), hepta (7), … El prefijo
mono puede omitirse.
Cl2O5 pentaóxido de dicloro
H2S sulfuro de dihidrógeno
SiH4 tetrahidruro de silicio

Sistemática
 hemi(1/2) y sesqui(3/2). El prefijo mono, si
resulta innecesario, puede omitirse.
 No es necesario mencionar las proporciones
estequiométricas si en el compuesto interviene
un elemento de n.o. constante

Nomenclatura de STOCK
•Consiste en indicar el n. o., con números
romanos y entre paréntesis, al final del
nombre del elemento. Si éste tiene n. o.
único, no se indica.
CuO óxido de cobre (II)
Fe2O3 óxido de hierro (III)
Al2O3 óxido de aluminio

Nomenclatura Tradicional
• Consiste en añadir un sufijo al nombre del
elemento según con el n. o. con el que
actúe: Posibilidad de n. o. terminación
uno -ico
dos
n.o. menor  -oso
n. o. mayor  -ico
tres
n.o. menor  hipo -oso
n. o. intermedia  -oso
n.o. mayor  -ico
cuatro
n. o. menor  hipo -oso
n. o. intermedio  -oso
n. o. intermedio  -ico
n. o. mayor  per -ico

FeCl2 cloruro ferroso
FeCl3 cloruro férrico
NaCl cloruro sódico (o de sodio)
Nomenclatura Tradicional

Óxidos
Son combinaciones del oxígeno con
cualquier elemento químico
Óxido básico: es la combinación del
oxígeno con un metal.
metal + oxígeno = óxido básico

Óxidos
Compuesto Sistemática Stock Tradicional
PbO2 dióxido de plomo óxido de plomo
(IV)
óxido
plúmbico
FeO monóxido de
hierro
óxido de hierro (II) óxido ferroso
Fe2O3 trióxido de
dihierro
óxido de hierro
(III)
óxido ferrico
Li2O óxido de dilitio óxido de litio óxido lítico

Óxidos
Óxido ácido: es la combinación del oxígeno con un no
metal.
no metal + oxígeno = óxido ácido
La IUPAC no aconseja utilizar la nomenclatura tradicional
(anhídridos).
Primero se escribe el no metal y luego el oxígeno (orden de
electronegatividad, del menor al mayor)

Óxidos
Compue
sto
Sistemática Stock Tradicional
SO monóxido de
azufre
óxido de azufre
(II)
anhídrido
hiposulfuroso
SO2 dióxido de
azufre
óxido de azufre
(IV)
anhídrido sulfuroso
SO3 trióxido de
azufre
óxido de azufre
(VI)
anhídrido sulfúrico
CO2 dióxido de
carbono
óxido de carbono
(IV)
Anhídrido
carbónico

Óxidos
Comp Sistemática Stock Tradicional
N2O óxido de dinitrógeno óx. de nitróg. (I) óxido nitroso
NO óxido de nitrógeno óx. de nitróg. (II) óxido nítrico
N2O3 trióxido de dinitrógeno óx. de nitróg.
(III)
anhídrido nitoso
NO2 dióxido de nitrógeno óx. de nitróg.
(IV)
dióxido de nitrógeno
N2O5 Pentaóxido de
dinitrógeno
óx. de nitróg. (V) anhídrido nítrico
• Óxido ácido: Mención especial requieren los óxidos del
nitrógeno.

Peróxidos
 Se obtienen por reacción de un óxido con
oxígeno monoatómico y se caracterizan por
llevar el grupo peróxido (-o-o-).
 Metal + (O-1)2
-2.
 En el sistema tradicional se utiliza el nombre
peróxido en lugar de óxido. En Stock y
sistemática se nombran con las mismas reglas
generales para los óxidos.
 No todos los metales forman peróxidos y
habitualmente lo hacen los del grupo 1A y 2A.

Peróxidos
Compuesto Sistemática Stock tradicional
H2O2
dióxido de
dihidrógeno
peróxido de
hidrógeno
agua
oxigenada
CaO2
dióxido de
calcio
peróxido de
calcio
peróxido de
calcio
ZnO2
dióxido de
zinc
peróxido de
zinc (II)
peróxido de
zinc

Superóxidos
 Hiperóxidos, son compuestos binarios que
contienen el grupo o anión superóxido
 Metal + (O2)-1 (Aparentemente, el oxígeno
tiene n.o. -1/2).
 Generalmente el grupo superóxido reacciona
con los elementos alcalinos y alcalinotérreos.
 Se nombran como los peróxidos tan sólo
cambiando peróxido por superóxido o
hiperóxido.

Superóxidos
Compuesto Nomenclatura
KO2
superóxido o hiperóxido de
potasio
CaO4
Ca (O2)2
superóxido de calcio
CdO4 superóxido de cadmio

2. Hidruros
Son combinaciones del hidrógeno con cualquier
elemento químico
Hidruros metálicos:
es la combinación del hidrógeno con un metal.
Únicos compuestos en los que el hidrógeno funciona
como número de oxidación de -1
Se formulan escribiendo primero el símbolo del
elemento metálico.
Se nombran con la palabra hidruro seguida del
nombre del metal.

Hidruros metálicos
Compu
esto
CaH2 dihidruro de
calcio
hidruro de calcio hidruro cálcico
LiH hidruro de litio hidruro de litio hidruro lítico
FeH3 trihidruro de
hierro
hidruro de hierro
(III)
hidruro férrico
SrH2 dihidruro de
estroncio
hidruro de
estroncio
hidruro de
estroncio

Hidruros (haluros de hidrógeno,
hidrácidos)
Comp. Sistemática Stock Tradicional
HF fluoruro de
hidrógeno
fluoruro de hidrógeno ácido fluorhídrico
HCl cloruro de
hidrógeno
cloruro de hidrógeno ácido clorhídrico
H2S sulfuro de
dihidrógeno
sulfuro de hidrógeno ácido sulfhídrico
H2Se seleniuro de
dihidrógeno
seleniuro de
hidrógeno
ác. selenhídrico
Es la combinación del hidrógeno (+1) con un no metal de los
grupos 16 y 17. Hidrácidos: hidruros en soloución acuosa.

Hidruros volátiles
NH3 trihidruro de nitrógeno hidruro de nitrógeno (III) amoniaco
PH3 trihidruro de fósforo hidruro de fósforo (III) fosfina
AsH3 trihidruro de arsénico hidruro de arsénico (III) arsina
SbH3 trihidruro de antimonio hidruro de estibina (III) estibina
CH4 tetrahidruro de carbono hidruro de metano (IV) metano
SiH4 tetrahidruro de silicio hidruro de silicio (IV) silano
BH3 trihidruro de boro hidruro de boro (IV) borano
Hidruros volátiles: es la combinación del hidrógeno (+1) con
un no metal de los grupos 13, 14 y 15.

II. Compuestos binarios
3. Sales binarias
Compuest
o
LiF fluoruro de litio fluoruro de litio fluoruro de
lítico
AuBr3 trihidruro de oro bromuro de oro (III) bromuro áurico
Na2S sulfuro de disodio sulfuro de sodio sulfuro sódico
SnS disulfuro de sulfuro de estaño Sulfuro
Son combinaciones de dos elementos, que no son ni el O
ni el H.
Sales neutras: son combinaciones de un metal y un no
metal. Se recomienda la nomenclatura de STOCK.

II. Compuestos binarios
3. Sales binarias
Compuest
o
Sistemática Stock Trad.
BrF3 trifluoruro de bromo fluoruro de bromo (III) --
BrCl cloruro de bromo cloruro de bromo (I) --
CCl4 tetracloruro de
carbono
cloruro de carbono
(IV)
--
As Se triseleniuro de seleniuro de arsénico --
Sales volátiles: son combinaciones de dos no metales. Se
escribe a la izquierda el elemento que se encuentre
primero en esta relación:
B<Si<C<Sb<As<P<N<Te<Se<S<I<Br<Cl<O<F.

III. Compuestos ternarios
clasificación
hidróxidos oxoácidos
oxosales
neutras
sales ácidas
de hidrácidos
Están formados por tres elementos

1. Hidróxidos
NaOH hidróxido de sodio hidróxido de sodio hidróxido sódico
Ca(OH
)2
dihidróxido de
calcio
hidróxido de calcio hidróxido
cálcico
Fe(OH)
3
trihidróxido de
hierro
hidróxido de hierro
(III)
hidróxido férrico
Al(OH)
3
trihidróxido de
aluminio
hidróxido de
aluminio
hidróxido
alumínico
Son compuestos formados por un metal y el grupo hidróxido
(OH-).
Cuando se disuelven en agua originan disoluciones básicas, de ahí
que también se denominen bases. Se recomienda la nomenclatura
de STOCK.

2. Oxoácidos
Son compuestos formados por hidrógeno, no metal y
oxígeno.
Su fórmula general es: HaXbOc, donde X es un no
metal o un metal con alto estado de oxidación.
Se obtienen añadiendo agua al anhídrido
correspondiente:
anhídrido + agua  oxoácido
Ej. N2O5 + H2O

H2N2O6
HNO3

2. Oxoácidos
Oxoácidos del grupo de los halógenos: Cl, Br, I
(+1, +3, +5, +7)
Cl2O + H2O  HClO
Cl2O3 + H2O  HClO2

2. Oxoácidos
Comp. Sistemática Tradicional
HClO oxoclorato (I) de hidrógeno ácido hipocloroso
HClO2 dioxoclorato (III) de
hidrógeno
ácido cloroso
HClO3 trioxoclorato (V) de
hidrógeno
ácido clórico
HClO4 tetraoxoclorato (VII) de
hidrógeno
ácido perclórico

2. Oxoácidos
Oxoácidos del grupo de los anfígenos: S,
Se, Te (+2, +4, +6)
SO + H2O  H2SO2
SO2 + H2O  H2SO3
SO3 + H2O  H2SO4

2. Oxoácidos
H2SO2 dioxosulfato (II) de
hidrógeno
ácido hiposulfuroso
H2SO3 trioxosulfato (IV) de
hidrógeno
ácido sulfuroso
H2SO4 tetraoxosulfato (VI) de
hidrógeno
ácido sulfúrico

2. Oxoácidos
Oxoácidos del grupo de los nitrogenoideos:
N (+1, +3, +5), P (+1, +3, +5), As, Sb (+3, +5)
N2O + H2O  HNO
N2O3 + H2O  HNO2
N2O5 + H2O  HNO3

2. Oxoácidos
HNO oxonitrato (I) de hidrógeno ácido hiponitroso
HNO2 dioxonitrato (III) de
hidrógeno
ácido nitroso
HNO3 trioxonitrato (V) de
hidrógeno
ácido nítrico

2. Oxoácidos
Oxoácidos del grupo de los nitrogenoideos: N (+1, +3,
+5), P (+1, +3, +5), As, Sb (+3, +5)
El P, As y Sb pueden formar más de un oxoácido con
el mismo n.o.
anhídrido + 1H2O  oxoácido META
anhídrido + 2H2O  oxoácido PIRO
anhídrido + 3H2O  oxoácido ORTO
P2O5 + H2O  HPO3
HPO3 + H2O  H3PO4
2 H3PO4 + H2O 
H4P2O7

2. Oxoácidos
HPO3 trioxofosfato (V) de
hidrógeno
ácido
metafosfórico
H3PO4 tetraoxofosfato (V) de
hidrógeno
ácido pirofosfórico
H4P2O7 heptaoxodifosfato (V) de
hidrógeno
ácido
ortofosfórico

2. Oxoácidos
H2CO3 trioxocarbonato (IV)
de hidrógeno
ácido
carbónico
Oxoácidos del grupo de los carbonoideos: C
(+4), Si (+4)
Mientras que el C sólo forma un oxoácido (que
es inestable), el Si puede formar tres.
CO2 + H2O  H2CO3

2. Oxoácidos
H2SiO3 trioxosilicato (IV) de
hidrógeno
ácido metasilícico
H4SiO4 tetraoxosilicato (IV) de
hidrógeno
ácido ortosilícico
H6Si2O7 heptaoxodisilicato (IV) de
hidrógeno
Ácido pirosilícico
SiO2 + H2O  H2SiO3
H2SiO3 + H2O  H4SiO4
2 H4SiO4 - H2O  H6Si2O7

2. Oxoácidos
HBO2 dioxoborato (III) de
hidrógeno
ácido metabórico
H3BO3 trioxoborato (III) de ácido ortobórico
Oxoácidos del grupo de los térreos: B (+3)
B2O3 + H2O  HBO2
HBO2 + H2O  H3BO3

2. Oxoácidos
Oxoácidos del manganeso: Mn (+4, +6, +7)
Análogos serían los oxoácidos del tecnecio y del
renio
MnO2 + H2O  H2MnO3
MnO3 + H2O  H2MnO4
Mn2O7 + H2O  HMnO4

2. Oxoácidos
H2MnO3 trioxomanganato (IV) de
hidrógeno
ácido manganoso
H2MnO4 tetraoxomanganto (VI) de
hidrógeno
ácido mangánico
HMnO4 tetraoxomanganato (VII) de
hidrógeno
ácido
permangánico

2. Oxoácidos
H2CrO4 tetraoxocromato (VI) de
hidrógeno
ácido crómico
H2Cr2O7 heptaoxodicromato (VI)
de hidrógeno
ácido dicrómico
Oxoácidos del cromo: Cr (+6)
Se obtienen los dos oxoácidos siguientes:
CrO3 + H2O  H2CrO4
2 H2CrO4 - H2O  H2Cr2O7

3. Iones: cationes y aniones
Un átomo se transforma en un ión positivo (catión) si
cede electrones y en ión negativo (anión) si gana
electrones.
En general:
los metales forman cationes
los no metales forman aniones
Ión
monoatómico: formado por un solo átomo.
poliatómicos: formado por varios átomos (aniones).

Nomenclatura:
Anión monoatómico: se nombran
utilizando el sufijo –uro.
Cationes: se nombra como ión o
catión, seguido del nombre del ión y su
valencia entre paréntesis.
Anión poliatómico: se nombran con los
sufijos –ito, -ato, según el oxoácido de
procedencia sea –oso o –ico.

Comp
.
Sistemática -- Stock Tradicional
K+ catión potasio o ión potasio ión potasio
Fe3+ catión hierro (III) o ión hierro (III) ión férrico
F- anión fluoruro o ión fluoruro ión fluoruro
P3- anión fosfuro o ión fosfuro ión fosfuro
ClO3
- ión dioxoclorato (III) ión clorito
SO 2- ión tetraoxosulfato (VI) ión sulfato

4. Oxosales neutras
Son compuestos derivados de un oxoácido, en el que
se sustituyen el (los) hidrógeno(s) por un metal(es).
Están formados por un metal, no metal y oxígeno.
Se obtiene por neutralización total de un oxoácido y
un hidróxido:
oxoácido + hidróxido  oxosal +
agua
HNO3 + NaOH  NaNO3 +
H2O

4. Oxosales neutras
NOMENCLATURA
Tradicional: se nombran sustituyendo, del nombre
del no metal, los sufijos –oso e –ico por –ito y –ato,
respectivamente
Stock: igual que en la tradicional, pero se indica la
valencia del metal, si es necesario.
Sistemática: se nombran igual que los ácidos; sólo
se cambian la palabra hidrógeno por el nombre del
metal con la valencia del mismo.

4. Oxosales neutras
NaNO3 trioxonitrato (V) de
sodio
nitrato de sodio nitrato sódico
CdSO4 trioxosulfato (VI) de
cadmio
sulfato de cadmio sulfato de cadmio
Cu3(PO4)2 tetraoxofosfato (V)
de cobre (II)
fosfato de cobre (II) fosfato cúprico
Sn(NO2)4 dioxonitrato (III) de
estaño (IV)
nitrito de estaño (IV) nitrito estánnico

5. Sales ácidas de hidrácidos
NaHS hidrógenosulfuro
de sodio
hidrógenosulfuro
de sodio
sulfuro ácido
sódico
Cu(HS
)2
hidrógenosulfuro
de cobre (II)
hidrógenosulfuro
de cobre (II)
sulfuro ácido
cúprico
Son sales ácidas que resultan de sustituir parcialmente el H
del H2S por un metal. Se recomienda la nomenclatura de
STOCK

IV. Compuestos superiores
Más de tres átomos distintos.
Oxosales ácidas: son sales que aún contienen H en su
estructura. Derivan de la sustitución parcial de un ácido
poliprótico por metales.
Oxosales básicas: son sales con algún grupo hidróxido
(OH-) en su estructura.
Sales dobles (o triples, …) con varios cationes: se
originan al sustituir los H de un ácido por cationes
distintos.
Sales dobles (o triples, …) con varios aniones: se originan
al unirse al metal plurivalente con aniones distintos.

1. Oxosales ácidas
Son sales que aún contienen H en su estructura.
Derivan de la sustitución parcial de un ácido
poliprótico por metales.
H3PO4
- 3 H+
- H+
- 2 H+
HPO4
2-
PO4
3-
H2PO4
-
+ 3 Na+
+ Na+
+ 2 Na+
NaH2PO4
Na2HPO4
Na3PO4
oxosales
ácidas

1. Oxosales ácidas
Na2HPO
4
hidrógenotetraoxofosf
ato (V) de sodio
hidrógenofosfat
o de sodio
fosfato ácido
de sodio
NaH2PO
4
dihidrógenotetraoxofo
sfato (V) de sodio
dihidrógenofosf
ato de sodio
fosfato diácido
de sodio
KHCO3 hidrógenotrioxocarbon
ato (IV) de potasio
hidrógenocarbo
nato de potasio
carbonato
ácido
(bicarbonato)
de potasio
Cr(HSO3 Hidrógenotrioxosulfat hidrógenosulfito sulfito ácido

2. Oxosales básicas
MgNO3(O
H)
hidroxitrioxonitrato(V)
de magnesio
hidróxido-nitrato
de magnesio
nitrato básico de
magnesio
Cu2(OH)2S
O4
dihidroxitetraoxosulfat
o (VI) de cobre (II)
dihidróxido-sulfato
de cobre (II)
sulfato dibásico
de cobre (II)
CaCl(OH) hidroxicloruro de
calcio
cloruro-hidróxido
de calcio
cloruro básico
de calcio
FeCO3(OH
)
hidroxitrioxocarbonato
(IV) de hierro (III)
carbonato-
hidróxido de
hierro (III)
carbonato
básico de hierro
(III)
Son sales que aún contienen OH- en su estructura.

3. Sales dobles ( o triples, …) con varios
cationes
KNaSO4 tetraoxosulfato (VI) de
potasio y sodio
sulfato de
potasio y sodio
sulfato (doble) de
potasio y sodio
CaNa2(SO4
)2
bis-tetraoxosulfato
(VI) de calcio y
disodio
sulfato de
calcio y disodio
sulfato (doble) de
calcio y disodio
CrNH4(SO4
)2
bis-tetraoxosulfato
(VI) de amonio y
cromo (III)
sulfato de
amonio y cromo
(III)
sulfato (doble) de
amonio y cromo
(III)
KLiNaPO4 tetraoxofosfato (V) de fosfato de litio, fosfato (triple) de
Se originan al sustituir los H+ de un ácido por más de un
catión.

4. Sales dobles ( o triples, …) con varios
aniones
Comp. Sistemática Stock - Tradicional
CaClCO
cloruro-oxoclorato (I) de
calcio cloruro-hipoclorito de calcio
AlBrCO3
bromuro-trioxocarbonato (IV)
de aluminio
bromuro-carbonato de
aluminio
Na6ClF(SO4)
2
cloruro-fluoruro-bis-
tetraoxosulfato (VI) de
hexasodio
cloruro-fluoruro-bis(sulfato)
de sodio
PbCO3SO4
trioxocarbonato (IV)-
tetraoxosulfato (VI) de plomo
(IV)
carbonato-sulfato de plomo
(IV)
Se originan al unir un metal plurivalente con varios aniones.

Estequiometria
 Estequiometria: cálculo entre relaciones
cuantitativas de los reactantes y productos en
el transcurso de una reacción química.

Reacción química
 Una reacción química consiste en la ―ruptura
de enlaces químicos‖ entre los átomos de los
reactivos y la ―formación de nuevos enlaces‖
que originan nuevas sustancias químicas, con
liberación o absorción de energía (―cambio de
compañeros”).
 En toda reacción química la masa se
conserva, es decir permanece constante

Reacción química
 ¿Cómo se usan las fórmulas y ecuaciones
químicas para representar los reacomodos de
los átomos que tienen lugar en las reacciones
químicas?
 Las fórmulas y símbolos proporcionan mucha
información.

Símbolos usados en una ecuación química:
 + se usa entre dos fórmulas para indicar la
presencia de varios reactivos o de varios
productos.
  se llama ―flecha de reacción‖ y separa los
reactivos de los productos. Indica que la
combinación de los reactivos ―produce‖.

  la doble flecha indica que la reacción
puede ocurrir en ambas direcciones.
  la flecha hacia abajo indica la formación de
un precipitado que cae por gravedad al fondo
del vaso de reacción.

  la flecha hacia arriba indica que se
desprende un gas.
 (s) indica que la sustancia se encuentra en
estado sólido.
 (l) indica que la sustancia se encuentra en
estado líquido.
 (g) indica que la sustancia se encuentra en
estado gaseoso.

calor
  la flecha con una ―delta‖ o la palabra calor
encima indica que la reacción requiere
energía térmica para llevarse a cabo.
 Cualquier ―signo‖ que se ponga encima de la
flecha, nos indica que se requiere de este
para que la reacción ocurra.

 (ac) indica que el reactivo o el producto se
encuentra en solución acuosa.
 Catalizador, generalmente se coloca encima
de la flecha de reacción y nos indica que para
que se lleve a cabo la reacción se necesita un
catalizador.

Cálculos estequiométricos
 Ecuación química
 Es la representación de la reacción química.
 Para iniciar con los cálculos estequiométricos,
es necesario contar con la ecuación química
debidamente balanceada.

Balanceo de ecuaciones químicas.
Métodos
 Por inspección (tanteo)
 Algebraico
 Oxido-reducción
 Ion-electrón (químico)

Herramientas de la estequiometria
 Coeficientes estequiométricos
 Razones estequiométricas (parámetros
constantes y universales)
 Ejemplo: 2CO(g) + O2(g)  2CO2 (g)
 La razón estequiométrica entre el monóxido
de carbono y el oxígeno es
 [ 2 moles de CO / 1 mol de O2]

Razones estequiométricas
 La razón indica las moles de monóxido de
carbono que se requieren para reaccionar con
un mol de oxígeno.
 Otras razones estequiométricas en la misma
ecuación:
 [2 moles de CO/ 2 moles de CO2]
 [1 mol de O2/ 2 moles de CO2 ]

Ejercicio de aplicación:
En la obtención de agua:
 H2 (g) + O2 (g)  H2 O(l)
 Se tienen 4.5g de hidrógeno
 ¿Qué cantidad* de oxígeno se requiere para
que reaccione todo el hidrógeno?
 ¿Qué cantidad* de agua se obtendrá?
*cantidad de sustancia(mol) y en gramos.

Ejercicio de aplicación
 ¿Cuánto gas se desprenderá si pongo a
reaccionar 1.3 moles de bicarbonato de sodio
con 3.5 mL de vinagre (5% en volumen), en
condiciones de laboratorio (20°C y 586
mmHg)?
OHCOCOONaCHCOOHCHNaHCO 22333

Estequiometría
 En una reacción química hay una modificación
en la ―identidad‖ química de las sustancias
que intervienen.
 A escala microscópica se produce por la
colisión de partículas (moléculas, átomos
incluso electrones y fotones).
 El choque deshace la uniones previas y forma
nuevas uniones (reordenamiento).

Estequiometría
 El reordenamiento se debe únicamente a una
redistribución electrónica.
 Los átomos NO desaparecen ni se crean
nuevos átomos ―ley de acción de masas‖:
 En número total de átomos no cambia en una
reacción química.
 El número de átomos de cada tipo no cambia en
una reacción química.

Estequiometría
 En número de protones, electrones y
neutrones permanecen constantes.
 La suma de cargas no se modifica ―ley de
conservación de carga‖:
 La suma total de cargas no se modifica en una
reacción química.
 La estequiometria depende de estas leyes, y
las cantidades son determinadas entonces por
ecuaciones matemáticas.

Patrones de reactividad
 Combinación o síntesis: Elementos o
compuestos sencillos que se unen para formar
un compuesto más complejo.
A + B → AB
 Descomposición: una sustancia se fragmenta
para formar dos o más productos,
generalmente con calor.
AB → A + B

 Desplazamiento (simple y compuesto). Un
elemento reemplaza a otro en un compuesto
A + BC → AC + B
AB + CD → AD + BC
 Combustión: es una reacción química de
oxidación, en la cual generalmente se
desprende una gran cantidad de energía, en
forma de calor y luz.

 Combustión: Interviene siempre el O2 del aire
como reactivo.
Combustible (H y C) + O2 → CO2 + H2O
 En una reacción completa todos los elementos
tienen el mayor estado de oxidación. CO2 y el
agua, SO2 (si el combustible contiene azufre)
y NOx dependiendo de la temperatura y la
cantidad de oxígeno en la reacción.

Escriba la ecuación química balanceada cuando
se combustiona (quema) metanol.
Escriba la ecuación química balanceada cuando
se combustiona (quema) etanol.

Pesos formulares
 Las fórmulas y ecuaciones tienen significado
cuantitativo.
 La forma de relacionar los números de átomos
y moléculas (de fórmulas y ecuaciones
químicas) en el laboratorio es por medio de su
masa.

Pesos formulares
 El peso formular (o molecular) es la suma de
pesos atómicos de cada uno de los átomos
que conforman la molécula.

mol
 Unidad con que se mide la cantidad de
sustancia (elemento o compuesto químico).
 ―Un mol es la cantidad de una sustancia que
contiene tantas entidades elementales del tipo
considerado, como átomos hay en 12 gramos
de carbono-12‖.

mol
 Esta definición no aclara a qué se refiere
―cantidad‖ de sustancia. Normalmente se da por
hecho que se refiere al número de entidades
(número de Avogadro).
 El número de unidades elementales (átomos,
moléculas, iones, electrones, radicales u otras
partículas o grupos específicos de éstas)
existentes en un mol de sustancia es una
constante que no depende del material ni del
tipo de partícula considerado.

mol
 Una cantidad de sustancia expresada en
moles se refiere al número de partículas que la
componen (docena de uvas ≈ docena de
sandías). Un mol de átomos de hidrógeno
tiene la misma cantidad de átomos que un mol
de átomos de plomo, sin importar la diferencia
de tamaño y peso entre ellos.
 El mol se puede aplicar a las partículas,
incluyendo los fotones, cuya masa es nula.

mol
 Para el H2O (2 átomos de H y 1 átomo de O):
 Mr(H2O) = 2 + 16 = 18 uma.
 M molecular absoluta = 18 / NA = 2,99 × 10-23g.
 M molar = 18 g/mol.
 En un mol de agua hay 6,02×1023 moléculas de
H2O.
 También 2 x 6,02×1023 átomos de H (2 moles de
átomos de hidrógeno) y 6,02×1023 átomos de O (o
sea 1 mol de átomos de oxígeno).

mol
 1 mol de alguna sustancia es equivalente a
6,02×1023 unidades elementales.
 La masa de un mol de sustancia (masa
molar), es equivalente a la masa atómica o
molecular expresada en gramos.
 1 mol de gas ideal ocupa un volumen de 22,4
L a 0 °C (T) y 1 atm (P).
 El número n de moles es: n = m/Pm.

Leyes estequiométricas
 Ley de la conservación de la materia de
Lavoisier: En una Rx Q. se conserva la masa,
la masa total de los reactivos es igual a la
masa total de los productos.
 Ley de Proust (proporciones constantes): para
generar un determinado compuesto, dos o
más elementos químicos se unen siempre en
la misma proporción (formula mínima).

Balance de materia
 Una ecuación química está balanceada
cuando respeta la ley de conservación de la
materia.
 Se ajustan los coeficientes y no los subíndices
(una molécula tiene siempre la misma
composición), ej: H2O y H2O2.
 Los coeficientes sólo modifican la cantidad de
la sustancia.

Balance de materia
OHdCOcObCHa 2224
Las incógnitas son a, b, c y d (coeficientes
estequiométricos).
Para balancear la ecuación se debe tener
presente la ley de conservación de materia.
- Método por tanteo o inspección.
- Método algebraico.
- Método estado de oxidación (Rx. redox)

Tanteo o inspección
 Se basa simplemente en modificar los
coeficientes de uno y otro lado de la ecuación
hasta que se cumplan las condiciones de
balance de masa.
OHdCOcObCHa 2224

 Se comienza igualando el elemento que
participa con mayor estado de oxidación en
valor absoluto.
 Se continúa ordenadamente por los
elementos que participan con menor estado
de oxidación.
 Si la ecuación contiene oxígeno, conviene
balancear el oxígeno en segunda instancia.
 Si la ecuación contiene hidrógeno, conviene
balancear el hidrógeno en última instancia.

 Si seguimos este esquema, paso a paso, se
tiene.
 El elemento que participa con un estado de
oxidación de mayor valor absoluto es el C (+4),
mientras el oxígeno lo hace con estado de
oxidación (-2) y el hidrógeno con (+1).
OHdCOcObCHa 2224

 En primer lugar el carbono, se iguala de la
forma más sencilla posible, es decir con
coeficiente 1 a cada lado de la ecuación, y de
ser necesario luego se corrige.
OHdCOObCH 2224 11

 A continuación el oxígeno. A la derecha hay 3
átomos, mientras que a la izquierda hay 2,
para igualar usamos un coeficiente
fraccionario.
OHdCOOCH 2224 1
2
3
1

 En último lugar el H. A la derecha hay 2
átomos mientras que a la izquierda hay 4. Para
equilibrar aumentar los átomos del lado
derecho de la ecuación modificando el
coeficiente del agua.
OHCOOCH 2224 21
2
3
1

 Verificamos cada elemento.
 C: 1-1; O: 3-4 e H: 4-4. La última acción
desigualó el oxígeno.
 Se corrige el oxígeno, se verifica.
OHCOOCH 2224 2121

Algebraico
 Se basa en el planteamiento de un sistema de
ecuaciónes, en el que los coeficientes
estequiométricos son las incógnitas.
 En ocasiones resultan sistemas con más
incógnitas que ecuaciones, en esos casos se
recurre a asignar el valor de 1 a alguno de los
coeficientes.
 Finalmente se reducen (simplifican) los
coeficientes.

Algebraico
 Para el ejemplo, las ecuaciones serán:
 H:
 C:
 O:
OHdCOcObCHa 2224
da 24
ca 11
dcb 122
da 24
ca
dcb 22

Algebraico
 Se usa cualquier método de resolución de
sistemas de ecuaciones, p.e. reemplazo:
da 24
ca
dcb 22
ad 2
sistema
1
2
3
De la Ec: 1
1 y 2 en 3 aaab 4222
Usando como referencia a = 1
1a
2b
1c
2d
OHCOOCH 2224 22
ab 2

 No es muy usado, se aplica a reacciones
redox.
 Es una mezcla entre tanteo y estado de
oxidación.
 Ej: balancear
OHNOPbHMnOHNOPbOMnO 223432 )(
OHNOPbHMnOHNOPbOMnO 223432 4)(521052

Disoluciones
Disolución = Solución
 Mezcla homogénea a nivel molecular o iónico
de una o más sustancias, que no reaccionan
entre sí, cuyos componentes se encuentran en
proporción que varía entre ciertos límites.

Componentes de una
disolución273
 Dos componentes como mínimo: disolvente y
uno o varios solutos.
 No hay base técnica para diferenciarlos.
 Disolvente: se encuentra en mayor proporción,
es el medio de dispersión o esta en el mismo
estado de agregación que la solución (s, l o g).
 Soluto (se encuentra en menor proporción).

EL AGUA COMO
DISOLVENTE
Solvente universal
El líquido que más
sustancias disuelve y ello
hace que sea una de las
sustancias más importantes
en el ámbito de las
disoluciones.
Soluto polar:
Si se disuelve en agua.
Soluto no polar:
No se disuelve el agua, pero sí en disolventes no

Clasificación de disoluciones
276
 Según el número de componentes: binarias
ternarias, etc.
 Según estado físico de soluto y disolvente:
sólidas, líquidas o gaseosas.
 Según el carácter molecular de los
componentes: iónicas o electrolíticas.
 Según la proporción de los componentes,
saturadas e insaturadas.

• Disoluciones liquidas
Sólido en liquido Liquido en
liquido
Gas en liquido
Azúcar en agua
Sal en agua
Alcohol en agua CO2 en agua
(Bebidas
Gaseosas)
• Disoluciones gaseosas
 aire
 smog

Según estado físico
278 Soluto Disolvente
Ejemplo
Gas Gas Aire
Líquido Gas Niebla
Sólido Gas Humo
Gas Líquido CO2 en agua
Líquido Líquido Petróleo
Sólido Líquido Azúcar-agua
Gas Sólido H2 -platino
Líquido Sólido Hg - cobre
Sólido Sólido Aleacciones

Según el carácter molecular de los
componentes.279
 Propiedad de conducir la electricidad
 Conductoras
Los solutos están ionizados (electrolitos)
tales como disoluciones de ácidos,
bases o sales.
 No conductoras
El soluto no está ionizado.

Según la proporción de los
componentes.280
 Diluidas: Tienen una pequeña cantidad de
soluto en un determinado volumen de
disolución.
 Concentradas: Tienen mucha cantidad de
soluto en un determinado volumen de
disolución.
 Saturadas: No admiten mayor cantidad de
soluto

Insaturada Saturada Supersaturada

Las soluciones a la izquierda están más diluidas,
comparadas con las soluciones más concentradas de la
derecha.

Concentración
(formas de expresarla)283
 gramos/litro
 Tanto por ciento en masa.
 Tanto por ciento en masa-volumen.
 Molaridad.
 Normalidad (ya no se usa).
 Fracción molar.
 Molalidad.

Concentración en
gramos/litro.284
 Expresa la masa en gramos de soluto por
cada litro de disolución.
 msoluto (g)
conc. (g/l) = ————————
Vdisolución (L)

Tanto por ciento
en masa.285
cada 100 g de disolución.
 msoluto
% masa = ————————— · 100
msoluto + mdisolvente

Tanto por ciento
en masa-volumen.286
cada 100 cm3 de disolución.
 msoluto
% masa/volumen = ———————
Vdisolución (dl)

Molaridad (M ).
287
 Expresa el número de moles de soluto por
cada litro de disolución.
 n msoluto
M = ——— = ———————
V (l) Msoluto ·V (l)
 siendo V (l) el volumen de la disolución
expresado en litros

Ejercicio: ¿ Cuál es la molaridad de la
disolución obtenida al disolver 12 g de NaCl en
agua destilada hasta obtener 250 ml de
disolución?
288

Ejercicio: ¿Cuál será la molaridad de una
disolución de NH3 al 15 % en masa y de
densidad 920 kg/m3?289

NORMALIDAD ( N ): número de equivalentes (masa
que se libera de un compuesto a variaciones de pH)
de soluto por litro de disolución.
MOLALIDAD (m) : es el número de moles de soluto
por kilogramo de disolvente.
Kg
moln
m
disolventedelm
solutode
molalidad
L
eqN
N
disoluciòndeL1
esequivalentdeº
normalidad
eequivalentdelmasa
masa
esequivalent

Riqueza ( )
291
 Las sustancias que se usan en el laboratorio suelen
contener impurezas.
 Para preparar una disolución se necesita saber qué
cantidad de soluto puro se añade.
msustancia (pura)
= ——————————— · 100
msustancia (impura)

¿Como preparar 100 ml de una disolución
0,15 M de NaOH en agua a partir de NaOH
comercial del 95 % de riqueza?292

Ejercicio: Prepara 250 cm3 de una disolución
de HCl 2 M, sabiendo que el frasco de HCl
tiene las siguientes indicaciones:
d=1’18 g/cm3; riqueza = 35 %
293

Fracción molar ( )
294
 Expresa el cociente entre el nº de moles de
un soluto en relación con el nº de moles
total (soluto más disolvente).
 nsoluto
soluto = —————————
nsoluto + ndisolvente
 Igualmente
 ndisolvente
disolvente = —————————

Fracción molar ( ) (cont.).
295
soluto + disolvente = = 1
 Si hubiera más de un soluto siempre ocurrirá
que la suma de todas las fracciones molares de
todas las especies en disolución dará como
resultado ―1‖.

Ejemplo: Calcular la fracción molar de CH4 y
de C2H6 en una mezcla de 4 g de CH4 y 6 g de
C2H6 y comprobar que la suma de ambas es la
unidad.
296

Solubilidad
297
 Es la máxima cantidad de soluto que se puede
disolver en una determinada cantidad de
disolvente (normalmente suelen tomarse 100
g).
 La solubilidad varía con la temperatura
(curvas de solubilidad).

298
La
solubilidad
no siempre
aumenta
con la
temperatur
a ni es
lineal.

Propiedades coligativas
299
 Las disoluciones tienen diferentes
propiedades que los disolventes puros.
 Es lógico pensar que cuánto más
concentradas estén las disoluciones mayor
diferirán las propiedades de éstas de las de
los disolventes puros.

300
 Disminución de la presión de vapor.
 Aumento de temperatura de ebullición.
 Disminución de la temperatura de fusión.
 Presión osmótica (presión hidrostática necesaria
para detener el flujo de disolvente puro a través de
una membrana semipermeable).

 Son aquellas propiedades de una disolución
que dependen únicamente de la
concentración y no de la naturaleza o tipo de
soluto.

 Cuando se añade un soluto a un solvente A,
xA disminuye y también lo hace su potencial
químico, µA , por debajo de µA*.
 Se modifica la presión de vapor, el punto de
ebullición y el punto de congelación, y da lugar
a la presión osmótica (propiedades
coligativas).

 El potencial químico µA es una medida de la
tendencia de A a escapar de la disolución.

Disminución de la presión de
vapor
 Cuando se prepara una disolución con un
solvente y un soluto no volátil (soluto sólido),
su presión de vapor es menor que la del
solvente puro.
 Una solución más concentrada tiene menor
presión de vapor.

Disminución de la presión de
vapor
 Razones:
 Probabilidad: es menos probable que existan
moléculas de disolvente en el límite de
cambio.
 Fuerzas atractivas: entre las moléculas del
soluto y las moléculas del disolvente.

Descenso del punto de
congelación y aumento del
punto de ebullición
 El punto de ebullición es la temperatura a la
cual su presión de vapor es igual a 1 atm.
 El descenso de la presión de vapor implica un
aumento en el punto de ebullición.
 La adición de un soluto normalmente provoca
un descenso en el punto de congelación.

Descenso del punto de
congelación y aumento del
punto de ebullición
 La disminución de estabiliza la disolución
y hace menor la tendencia de A a congelarse
(separación de la disolución).
 El descenso del punto de congelación está
dada por:

Aplicaciones
Se puede determinar la actividad del disolvente a
partir de medidas del punto de congelación .
Se puede calcular pesos moleculares de no
electrolitos.
Aplicaciones prácticas en anticongelantes
(etilenglicol), y en seres vivos el glicerol y otros
azucares.

Presión osmótica
 Puede definirse como la presión que se debe
aplicar a una solución para detener el flujo
neto de disolvente a través de una membrana
semipermeable.
 Membrana semipermeable deja pasar las
moléculas de disolvente pero no las de los
solutos

Presión osmótica
 Dos soluciones separadas por una membrana
semipermeable. Moléculas de disolvente
difunden, pasando desde <Conc. a > Conc
(ósmosis).
 Al suceder la ósmosis, se crea una diferencia
de presión en ambos lados de la membrana
semipermeable: la presión osmótica.

Presión osmótica
 Se supone P y T igual y constante a ambos
lados de la membrana.
 El potencial químico de A en el lado izquierdo
es
 La presencia del soluto en el lado derecho
hace que el potencial químico de éste, ,
sea menor que el potencial químico del lado
izquierdo,

Presión osmótica
 El líquido fluye del lado izquierdo al lado
derecho y hace que la presión del lado
derecho aumente, hasta que:
 Sean P y P+Π las presiones de equilibrio en
las cámaras izquierda y derecha, la presión
osmótica corresponde a Π.

Presión osmótica
 Π es la presión adicional que es necesario
aplicar a la disolución para que en la disolución
sea igual a .

Estados de la materia
GAS LÍQUIDO SÓLIDO

Características de los gases
• Partículas se mueven con total libertad y tienden
a separarse, aumentando la distancia entre ellas
hasta ocupar todo el espacio disponible.
• Adoptan la forma y ocupan el volumen del
recipiente que los contiene.
• Partículas son independientes unas de otras y
están separadas por enormes distancias con
relación a su tamaño.

Características de los gases:
• Gran compresibilidad.
• Cuando están en el mismo recipiente se
mezclan total y uniformemente.
• Sus densidades son < que la de los sólidos y
líquidos.
• Partículas en constante movimiento recto.
Cambian de dirección cuando chocan entre
ellas y con las paredes del recipiente. Las
colisiones son rápidas y elásticas.

Características de los gases:
• Los choques de las partículas del gas con las
paredes del recipiente que lo contiene son los
responsables de la presión.

Gases:
• Sustancia que existen en estado gaseoso en
condiciones normales de T° (25 °C) y P.
Elementos Compuetos
H2 HF
O2 HCl
N2 HBr
Cl2 HI
F2 CO
He CO2
Ne NH3
Ar NO
Kr NO2
Sustancias que existen como gases
a T° amb y P atm.

Temperatura
Ing. Rommel Granja M.Sc.
324
• Magnitud referida a las
nociones comunes de
caliente o frío.
• Escalar relacionada con la
energía interna (energía
sensible) de un sistema,
asociada a los movimientos
cinético de las partículas.

Presión
Ing. Rommel Granja M.Sc.
325
• Escalar que mide la fuerza normal ejercida por
un fluido por unidad de área de la superficie.
– Sistema internacional [N/m2 , Pa].
– Sistema inglés [lbf/pulg.2 , psi]. (ejercicio)
A
F
P

 Volumen
 Presión
 Temperatura
 Cantidad de sustancia
 l, dm3, m3, …
 atm, mm Hg o torr, …
 ºC, K
 moles
Equivalencias:
 1 atm = 760 mm Hg = 760 torr = 1,01325 bar = 101.325 Pa
 K = ºC + 273
 1l = 1dm3
Un gas queda definido por cuatro
variables:

Ley de Avogadro
El volumen de un gas es
directamente proporcional a la cantidad de
materia (número de moles), a presión y
temperatura constantes.
A presión y temperatura constantes,
volúmenes iguales de un mismo gas o
gases diferentes contienen el mismo
número de moléculas.
V α n (a T y P ctes)
V = k.n
V(L)
n

328
Ley de Avogadro
V n o V = k1 · n
En condiciones normales (CNPT):
1 mol de gas = 22,4 L de gas
A una temperatura y presión dadas:
El volumen de un gas ideal a P y T constantes es directamente
proporcional al número de moles.

La ley de Boyle establece que la presión de un gas en
un recipiente cerrado es inversamente proporcional al
volumen del recipiente, cuando la temperatura es
constante.
Si la presión aumenta, el volumen disminuye.
Si la presión disminuye, el volumen aumenta.
LEY DE
BOYLE
Fue descubierta por Robert Boyle en 1662.

Lo que Boyle descubrió es que si la cantidad de gas y la
temperatura permanecen constantes, el producto de la
presión por el volumen siempre tiene el mismo valor.
P V = k

Supongamos que tenemos un cierto volumen de gas V1 que
se encuentra a una presión P1 al comienzo del experimento.
Si variamos el volumen de gas hasta un nuevo valor V2,
entonces la presión cambiará a P2
P1 V1 = P2 V2
P1
V1
P2
V2

Relación entre la presión y la temperatura de un
gas cuando el volumen es constante
Establece la relación entre la temperatura y la
presión de un gas cuando el volumen es constante.
Si aumentamos la temperatura, aumentará la presión.
Si disminuimos la temperatura, disminuirá la presión.
LEY DE GAY-LUSSAC

Gay-Lussac descubrió que al aumentar la
temperatura las moléculas del gas, el cociente entre
la presión y la temperatura siempre tenía el mismo
valor:
P
T
=k

Supongamos que tenemos un gas que se encuentra
a una presión P1 y a una temperatura T1 al comienzo
del experimento.
Si variamos la temperatura hasta un nuevo valor T2,
entonces la presión cambiará a P2, y se cumplirá:
Las temperaturas han de expresarse en Kelvin.
P1
T1
=
P2
T2

336
Combinación de las leyes de los gases:
Ecuación de los gases ideales.
 Ley de Boyle V 1/P
 Ley de Charles V T
 Ley de Avogadro V n
PV = nRT
V
nT
P

P V = n R T
LEY DE LOS GASES IDEALES

Para un mismo
número de moles

340
Constante universal de los gases (R)
R =
PV
nT
= 0,082057 atm L mol-1 K-1
= 8.3145 m3 Pa mol-1 K-1
PV = nRT
= 8,3145 J mol-1 K-1
= 8,3145 m3 Pa mol-1 K-1

341
Ley de Dalton de las presiones parciales
• Presión parcial:
–Cada componente de una mezcla de gases
ejerce una presión
igual a la que ejercería si estuviese él sólo en
el recipiente.

342
Ley de Dalton (Ley de las Presiones parciales)
Ptot = PA + PB + PC + …
Pi = Xi PT
Xi = ni = ni .
nT nA + nB nC +...
La presión total de una mezcla de gases es igual a la
suma de las Presiones parciales.

Teoría cinética de los
gases
Entre 1850 y 1880 Clausius y Boltzmann
desarrollaron esta teoría, basada en la idea
de que todos los gases se comportan de
forma similar en cuanto al movimiento de
partículas se refiere.
Boltzmann Clausius

Teoría cinética de los gases. Modelo
molecular:
 Los gases están constituidos por partículas
separadas. Las partículas de un gas están en
movimiento en línea recta, al azar en todas la
direcciones y chocan con el recipiente y con
otras moléculas.
 El volumen total de las partículas de un gas
es muy pequeño (y puede despreciarse) en
relación con el volumen del recipiente que
contiene el gas.

Teoría cinética de los gases. Modelo
molecular:
 Los choque son elásticos (no ganan ni
pierden energía). La presión se produce por
las colisiones con las paredes del recipiente.
 La energía cinética de las partículas aumenta
con la temperatura del gas.
 Las fuerzas atractivas y repulsivas entre las
partículas se pueden considerar
despreciables.

Modelo Molecular para la Ley de Avogadro
La adición de más partículas provoca un aumento de
los choques contra las paredes (>P), el émbolo iguala
Pi con Pe. El proceso global supone un aumento del
volumen del gas.

Modelo Molecular para la Ley de Boyle y Mariotte
El aumento de presión exterior origina una disminución
del volumen, que supone el aumento de choques de las
partículas con las paredes del recipiente, aumentando
así la presión del gas.

Modelo Molecular para la Ley de Charles y Gay-Lussac
Al >T, aumenta la vel. de part. Eso provoca un > en la P,
el émbolo se desplaza hasta Pi=Pe, lo que supone un
aumento del volumen del gas.

Química general u1

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