Quimica

INSTITUCION EDUCATIVA TECNICO INDUSTRIAL
LUZ HAYDEE GUERRERO MOLINA
CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL
Grado: 8 Guía Nº: 1 Duración: 30 Horas
Componente: entorno físico
Procesos quimicos
- Estándar: Explico condiciones de cambio y
conservación en diversos sistemas, teniendo en
cuenta trasferencia y trasporte de energía y su
interacción con la materia.
- Identifico aplicaciones comerciales e industriales
del transporte de energía y de las interacciones
de la materia.
Competencia:
• Comparo los modelos que explican el
comportamiento de gases ideales y reales.
• Establezco relaciones entre energía
interna de un sistema termodinámico,
trabajo y transferencia de energía térmica,
y las expreso matemáticamente.
• Relaciono las diversas formas de
transferencia de energía térmica con la
formación de vientos.
• Establezco relaciones entre frecuencia,
amplitud, velocidad de propagación y
longitud de onda en diversos tipos de
ondas mecánicas.
• Explico el principio de conservación de la
energía en ondas que cambian de medio
de propagación.
• Reconozco y diferencio modelos para
explicar la naturaleza y el comportamiento
de la luz.

En la actualidad se emplean diferentes escalas de temperatura; entre ellas están la escala Celsius —
también conocida como escala centígrada—, la escala Fahrenheit, la escala Kelvin, la escala Rankine
o la escala termodinámica internacional. En la escala Celsius, el punto de congelación del agua
equivale a 0 °C, y su punto de ebullición a 100 °C. Esta escala se utiliza en todo el mundo, en
particular en el trabajo científico. La escala Fahrenheit se emplea en los países anglosajones para
medidas no científicas y en ella el punto de congelación del agua se define como 32 °F y su punto de
ebullición como 212 °F. En la escala Kelvin, la escala termodinámica de temperaturas más empleada,
el cero se define como el cero absoluto de temperatura, es decir, -273,15 °C. La magnitud de su
unidad, llamada kelvin y simbolizada por K, se define como igual a un grado Celsius. Otra escala que
emplea el cero absoluto como punto más bajo es la escala Rankine, en la que cada grado de
temperatura equivale a un grado en la escala Fahrenheit. En la escala Rankine, el punto de
congelación del agua equivale a 492 °R, y su punto de ebullición a 672 °R.
En 1933, científicos de treinta y una naciones adoptaron una nueva escala internacional de
temperaturas, con puntos fijos de temperatura adicionales basados en la escala Kelvin y en principios
termodinámicos. La escala internacional emplea como patrón un termómetro de resistencia de platino
(cable de platino) para temperaturas entre -190 °C y 660 °C. Desde los 660 °C hasta el punto de fusión
del oro (1.063 °C) se emplea un termopar patrón: los termopares son dispositivos que miden la
temperatura a partir de la tensión producida entre dos alambres de metales diferentes. Más allá del
punto de fusión del oro las temperaturas se miden mediante el llamado pirómetro óptico, que se basa
en la intensidad de la luz de una frecuencia determinada que emite un cuerpo caliente.
En 1954, un acuerdo internacional adoptó el punto triple del agua —es decir, el punto en que las tres
fases del agua (vapor, líquido y sólido) están en equilibrio— como referencia para la temperatura de
273,16 K. El punto triple puede determinarse con mayor precisión que el punto de congelación, por lo
que supone un punto fijo más satisfactorio para la escala termodinámica. En criogenia, o investigación
de bajas temperaturas, se han obtenido temperaturas de tan sólo 0,00001 K mediante la
desmagnetización de sustancias paramagnéticas. En las explosiones nucleares se han alcanzado
momentáneamente temperaturas evaluadas en más de 100 millones de kelvin.
1. INTRODUCCIÓN

La temperatura
La Temperatura es una propiedad de la materia que está relacionada con la
sensación de calor o frío que se siente en contacto con ella. Cuando tocamos un
cuerpo que está a menos temperatura que el nuestro sentimos una sensación de
frío, y al revés de calor. Sin embargo, aunque tengan una estrecha relación, no
debemos confundir la temperatura con el calor.
Cuando dos cuerpos, que se encuentran a distinta temperatura, se ponen en
contacto, se produce una transferencia de energía, en forma de calor, desde el
cuerpo caliente al frío, esto ocurre hasta que las temperaturas de ambos cuerpos se
igualan. En este sentido, la temperatura es un indicador de la dirección que toma la
energía en su tránsito de unos cuerpos a otros.
La medida
El instrumento utilizado habitualmente para medir la temperatura es el termómetro.
Los termómetros de líquido encerrado en vidrio son los más populares; se basan en
la propiedad que tiene el mercurio, y otras sustancias (alcohol coloreado, etc.), de
dilatarse cuando aumenta la temperatura. El líquido se aloja en una burbuja -bulbo-
conectada a un capilar (tubo muy fino). Cuando la temperatura aumenta, el líquido
se expande por el capilar, así, pequeñas variaciones de su volumen resultan
claramente visibles.
Escalas
Actualmente se utilizan tres escalas para medir al temperatura, la escala Celsius es
la que todos estamos acostumbrados a usar, la Fahrenheit se usa en los países
anglosajones y la escala Kelvinde uso científico.
Nombre SímboloTemperaturas de referencia Equivalencia
Escala
Celsius
ºC
Puntos de congelación (0ºC) y ebullición
del agua (100ºC)
Escala
Fahrenhit
ºF
Punto de congelación de una mezcla
anticongelante de agua y sal y temperatura
del cuerpo humano.
ºF = 1,8 ºC + 32
Escala Kelvin K
Cero absoluto (temperatura más baja
posible) y punto triple del agua.
K = ºC + 273
El concepto de temperatura está muy relacionado con el diario vivir. Tenemos un concepto intuitivo de
algo más caliente o más frío. Este concepto es solo cualitativo y aplicable solo en espacio limitado.
Se hace necesario establecer una escala que permita clasificar las temperaturas por orden creciente.
Para ello basta encontrar un fenómeno físico que sea una función constantemente creciente o
decreciente en un rango de temperaturas utilizables.
Entre los fenómenos físicos más conocidos que se han empleado para clasificar temperaturas y hacer
termómetros podemos citar:
Dilatación y contracción: de sólidos, líquidos o gases. Con ello se han construido desde los clásicos
termómetros de columna líquida, hasta los termómetros bimetálicos.
Variación de Resistencia Eléctrica: la variación de resistencia eléctrica con la temperatura se usa en
termómetros en base a termistores y termómetros de resistencia eléctrica (resistencia de Platino,
PT100).
2. IDENTIFICACIÓNDE LA GUIADE APRENDIZAJE

Potencial termoeléctrico: si la unión de dos metales diferentes se somete a un gradiente de
temperatura, se genera una fuerza electromotriz (fem). Este es el llamado efecto Seebeck y es la base
en que se sustentan las termocuplas.
Radiación electromagnética: tanto los pirómetros infrarojos como los pirómetros ópticos se
basan en los fenómenos de radiación para medir temperatura. Ambos tienen la ventaja de que
pueden medir a distancia. Los primeros se utilizan para temperaturas muy bajas y los segundos
para altas temperaturas (hornos, metales en fusión).
Equilibrio Térmico:
El concepto de equilibrio térmico es básico al momento de clasificar las temperatura. Sabemos que si
dos cuerpos M1 y M2 que están a temperaturas diferentes entre sí se ponen en contacto, fluirá calor
desde el cuerpo más caliente al cuerpo más frío. Después de un tiempo suficiente, ambos estarán en
equilibrio térmico entre sí. Es decir estarán a la misma temperatura
Esta proposición se conoce a veces como el Principio Cero de la Termodinámica. Permite de hecho el
establecer escalas de temperaturas y hacer termómetros. En efecto, si A es el cuerpo termométrico y
lo hemos calibrado poniendolo en equilibrio térmico con una sucesión de cuerpos B1 a Bn que están a
diferentes temperaturas T1aTn, entonces podemos usar A para medir temperaturas en ese rango.
Escala Empírica de Temperaturas:
El principio anterior permite establecer la llamada "escala empírica de temperaturas". Para establecerla
se debe tener:
Un cuerpo Termométrico: es decir un cuerpo en que alguna propiedad varíe en forma contínua y
medible con la temperatura.
Un punto de partida: un origen, facilmente reproducible, desde donde partirá nuestra escala (en
buenas cuentas el cero).
Una unidad: es decir la magnitud que queremos asociar a un grado de temperatura.
Cuerpo Termométrico:
Para la escala empírica el cuerpo termométrico que se define es el termómetro a gas perfecto a
volumen constante. Este termómetro se basa en medir la presión de un volumen fijo de un gas a
medida que varía su temperatura.
Parece curioso emplear (de verdad) un termómetro basado en un gas ideal. Sin embargo existen una
serie de buenas razones que sustentan esta elección. En particular:
Alto coeficiente de dilatación de los gases: un gas tiene un coeficiente de dilatación del orden de
1/273 por ºC de aumento de temperatura. Por lo tanto se pueden tener señales significativas para
variaciones pequeñas de temperatura.
Comportamiento real de los gases: los gases reales de bajo peso molecular tienen un
comportamiento muy similar a un gas perfecto para presiones no muy elevadas y un amplio
rango de temperaturas.
La base física del termómetro de gas a volumen constante es que la presión es una función que crece
linealmente con la temperatura.
Si bien desde el punto de vista teórico el termómetro de gas es el mejor, no es tan sencillo definirlo así
en la práctica. Así que el patrón secundario que normalmente se emplea es el termómetro de
resistencia de platino.
Punto de Partida:

Toda escala debe tener un punto de partida. A nivel mundial existen dos escalas empíricas de
temperatura en amplio uso. Estas son la escala Centígrado y la escala Fahrenheit. La primera se usa
en casi todo el mundo y la segunda principalmente en Estados Unidos.
Antes de la escala Centígrado existió la escala Celsius, que es prima hermana y difiere solo en el
punto de partida.
La escala Centígrado usa el punto triple del agua como punto de partida. El punto triple del agua es la
temperatura donde coexisten en equilibrio la fase sólida (hielo), líquida y gaseosa (vapor de agua).
Este equivale a 273,16ºK de temperatura absoluta.
La escala Celsius usaba como punto de partida la temperatura de fusión del hielo a una atmósfera de
presión. Esto equivale a 273,15ºK.
En el caso de la escala Fahrenheit, su punto de partida es diferente. Actualmente está referida a la
escala Centígrado. Actualmente se define como 32ºF al punto de fusión del hielo a una atmósfera de
presión. Antiguamente el 0ºF correspondía a la temperatura de fusión de una mezcla frigorífica. La
idea original del Doctor Fahrenheit era tener un 0º que correspondiera a la temperatura más baja
alcanzable.
Unidad de Medida:
En el caso de la escala Centígrado la unidad de medida corresponde a 1/100 entre el punto triple del
agua y la temperatura de ebullición del agua a 1 atmósfera de presión.
Para la escala Fahrenheit su unidad de medida se define como 5/9 de 1ºC. Antiguamente el 100ºF
correspondía a la temperatura media del cuerpo humano (reflejo de la formación médica de su
creador). Así alguien tiene fiebre cuando está sobre 100ºF!
En lo recién visto se constata de que la escala Fahrenheit tiene puntos de referencia pocos precisos, a
diferencia de la escala Centígrado. Esto hace que actualmente la escala Fahrenheit tenga su
referencia real en laCentígrado.
Para pasar de grados Centígrado a grados Fahrenheit, usar la siguiente conversión:
ºF = 9/5·ºC + 32º
Para pasar de grados Fahrenheit a grados Centígrado, usar la siguiente conversión:
ºC = (ºF - 32º)·5/9
Escala Absoluta de Temperaturas:
La escala absoluta de temperaturas parte de la existencia del 0º absoluto. Veremos que la existencia
de una escala absoluta de temperaturas es consecuencia del Segundo Principio de la Termodinámica.
Por el momento basta recordar los siguientes puntos básicos:
Existen dos unidades básicas para medir temperatura en forma absoluta: el grado Kelvin [K]y el
grado Rankine [R]. En magnitud 1ºK = 1ºC y 1ºR = 1ºF.
El 0ºK = -273,16ºC
Es la temperatura más baja posible.
Puntos Termométricos:
En la práctica se necesita de una serie de puntos de referencia facilmente replicables para poder
calibrar diferentes tipos de termómetros en diferentes rangos de temperatura. Algunos puntos de
referencia importantes son:
Producto Puro
Temperatura a 1
atm.
Solidificación agua 0ºC
Ebullición Agua 100ºC
Ebullición Clorobenzeno 132ºC
Ebullición Naftalina 217,96ºC
Fusión de Estaño 231,9ºC

Fusión del Plomo 327,3ºC
Ebullición del Mercurio 356,95ºC
Fusión del Zinc 419,4ºC
Ebullición del Azufre 444,6ºC
Solidificación Antimonio 630,5ºC
Fusión Aluminio 658ºC
Solidificación aleación Ag y Cu (72% Ag,
28% Cu)
779ºC
Ebullición Zinc 907ºC
Fusión Plata 960ºC
Fusión Cobre 1083ºC
Fusión Níquel 1455ºC
Fusión Fierro 1530ºC
Fusión Platino 1773ºC
Conversión de temperatura
Conversión rápida Fahrenheit/Celsius:
Prueba la herramienta de conversión de temperatura o el termómetro interactivo o este método:
°C a °F Multiplica por 9, divide entre 5, después suma 32
°F a °C
Resta 32, después multiplica por 5, después divide
entre 9
Sigue leyendo para entender por qué...
Explicación
Hay sobre todo dos escalas de temperatura que se usan en el mundo: la escala Fahrenheit (usada en
EEUU), y la escala Celsius (parte del Sistema Métrico, usada en casi todos los demás países)
Las dos valen para medir lo mismo (¡temperatura!), sólo con números diferentes.
 Si congelas agua, la escala Celsius marca 0°, pero la Fahrenheit marca 32°.
 Si hierves agua, la escala Celsius marca 100°, pero la Fahrenheit marca 212°.
 La diferencia entre congelar y hervir agua es 100° Celsius, pero 180° Fahrenheit.
Congelar ... o ... Hervir

Método de conversión
Mirando el diagrama vemos que:
 Las escalas empiezan con valores diferentes (32 y 0), así que tendremos que sumar o restar 32
 Las escalas suben a diferente ritmo (180 y 100), así que también necesitamos multiplicar
Y así funciona:
Para convertir de Celsius a Fahrenheit, primero multiplica por 180/100, después suma 32
Para convertir de Fahrenheit a Celsius, primero resta 32, después multiplica por 100/180
Nota: si simplificas 180/100 queda 9/5, y de la misma manera 100/180=5/9.
Así que la manera más fácil es:
Celsius a Fahrenheit (°C × 9/5) + 32 = °F
Fahrenheit a Celsius (°F - 32) x 5/9 = °C
Ejemplo 1
Convierte 26° Celsius (¡un día caluroso!) a Fahrenheit
Primero: 26° × 9/5 = 234/5 = 46.8
Después: 46.8 + 32 = 78.8° F
Ejemplo 2
Convierte 98.6° Fahrenheit (¡temperatura corporal normal!) a Celsius
Primero: 98.6° - 32 = 66.6
Después: 66.6× 5/9 = 333/9 = 37° C
Temperaturas más comunes
°C °F Descripción
100 212 El agua hierve

40 104 Un baño caliente
37 98.6 Temperatura corporal
30 86 Tiempo de playa
21 70 Temperatura en una habitación
10 50 Día fresco
0 32 Punto de congelación del agua
-18 0 Día muy frío
-40 -40
Día extremadamente frío (¡y el mismo
número en las dos escalas!)
(los valores en negrita son exactos)
Concepto de Mol
En el laboratorio o en la industria no se trabaja con símbolos o números, se trabaja con sustancias
concretas, que se palpan. Para facilitar las tareas de investigación sobre algún elemento químico los
científicos utilizan siempre gran cantidad de átomos.
Como la cantidad de átomos que necesitan es realmente
impresionante,para simplificar sus cálculos los
químicos utilizan una unidad de cantidad de materia
llamada mol (del latín moles que significa montón).
Esta nueva unidad que estamos definiendo hace que para
las diferentes sustancias un mol de una no tenga la misma
masa en gramos o kilogramos que para otra sustancia.
Haciendo un pequeño símil no puede ser igual la masa de
100 "tornillos" que la masa de 100 "destornilladores",
aunque en ambos casos haya el mismo número de
unidades.
¿Qué es el mol?
Un mol es la cantidad de materia que contiene 6,02 x 1023 partículas elementales (ya sea
átomos, moléculas, iones, partículas subatómicas, etcétera). Por eso, cuando un químico utiliza
el término mol, debe dejar en claro si es:
1 mol de átomos
1 mol de moléculas
1 mol de iones
1 mol de cualquier partícula elemental.
Un número con nombre propio
Este número tan impresionante:
602.000. 000.000. 000.000. 000.000
o sea: 602.000 trillones = 6,02 x 1023
tiene nombre propio, se llama Número de Avogadro.
Los átomos no se pueden contar,
pero igual podemos saber cuántos
hay.

Ver: PSU: Química,
Pregunta 01_2005
Pregunta 05_2005
Pregunta 06_2005 (Química2).
Medir la masa de las sustancias
El problema para medir moles reside en su propio concepto: no se puede tomar
un mol de una sustancia sobre la base de contar sus partículas (ya sean
átomos, moléculas o iones) debido a lo grande que es el Número de Avogadro y
al hecho de que es imposible tomar una de estas unidades. Por eso, en el
laboratorio, para realizar cálculos se necesita encontrar una relación entre el
mol y otra magnitud más fácil de medir: la masa.
De acuerdo con el Sistema Internacional de Medidas, el mol se define como
la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades (átomos, moléculas,
iones) como el número de átomos existentes en 0,012 kg de carbono-12 puro.
La cantidad de átomos que hay en 1 mol es tan grande que puede
medirse su masa en una balanza.
Mol de átomos
No podemos medir la masa de cada átomo individualmente, pero si podemos
medir la masa de un grupo representativo de átomos y compararla con una
masa de otro número igual de un átomo distinto.
Ejemplo:
6,02 x 1023 átomos = 1 mol de átomos
Entonces:
6,02 x 1023 átomos de Cu = 1 mol de átomos de Cu
6,02 x 1023 átomos de H = 1 mol de átomos de H
6,02 x 1023 átomos de Fe = 1 mol de átomos de Fe
Sabemos que la masa atómica del Cu = 63,54, lo cual significa
que la masa del átomo de Cu es 63,54 veces mayor que
la Unidad de masa atómica (uma),
1 mol de átomos de Cu = 63,54 g significa que la masa de 1 mol
de átomos de Cu es 63,54 gramos.
Respecto al Fe, sabemos que la masa atómica del Fe = 55,847,
esto significa que la masa del átomo de Fe es 55,847 veces
mayor que la uma,
1 mol de átomos de Fe = 55,847 g significa que la masa de 1 mol
de átomos de Fe es 55,847 gramos.
Como vemos en los ejemplos anteriores, el cobre (Cu) y el fierro
(Fe) a igual número de átomos (mol o número de Avogadro)
tienen distinta masa.
Mol de moléculas
No podemos medir la masa de cada molécula individualmente, pero si podemos medir la masa de un
grupo representativo de moléculas y compararla con una masa de otro número igual de una molécula
distinta.
Ejemplo:
Moles de algunos
elementos

6,02 x 1023 moléculas = 1 mol de moléculas
Entonces:
6,02 x 1023 moléculas de NH3= 1 mol de moléculas de NH3
6,02 x 1023 moléculas de H2O= 1 mol de moléculas de H2O
6,02 x 1023 moléculas de Al2O3= 1 mol de moléculas de Al2O3
La masa molecular del H2O = 18 significa que la masa molecular relativa del H2O es 18 veces mayor
que la uma,
1 mol de moléculas de H2O = 18 g significa que la masa de 1 mol de moléculas de H2O es 18 gramos
La masa molecular del Al2O3 = 102 significa que la masa molecular relativa del Al2O3 es 102 veces
mayor que la uma,
1 mol de moléculas de Al2O3 = 102 g significa que la masa de 1 mol de moléculas de Al2O3 es 102
gramos.
Ver: Masa atómica, masa molecular y unidad de masa atómica
Volumen atómico molar (Vam)
Se refiere al volumen ocupado por un mol de átomos. Dicho de otro modo, el volumen atómico molar
corresponde a los centímetros cúbicos ocupados por un mol de átomos:
1 mol de átomos en estado gaseoso ocupa un volumen (en condiciones normales)
de 22,4 litros.
Ver: PSU: Química;
Pregunta 11_2006
Pregunta 13_2006
Las condiciones normales son presión a 1 atm (atmósfera) y temperatura a 0º C. Si estas condiciones
cambian, el volumen cambiará.
Ahora bien, para conocer cuántos moles hay de un átomo o molécula en una determinada
cantidad de materia (masa, en gramos) es necesario saber cuántos gramos hay de dicha
materia y conocer su peso atómico o molecular.
Usando la siguiente igualdad:
mol
=
Gramos del átomo o molécula
Peso atómico o Peso
Molecular
que se lee mol es igual a gramos del átomo o molécula dividido por el peso atómico o peso molecular.
Ejemplo:
Tenemos 23 gr. de Na y el peso atómico del Na es 23 gr.
mol
=
23 Gramos del átomo o
molécula Na
23 Peso atómico o Peso
Molecular Na
Entonces, el volumen atómico se calcula dividiendo la masa atómica (expresada en gr/mol) de un
elemento por su densidad (peso atómico). Por lo tanto, las unidades del volumen atómico son cc/mol
(volumen/masa).
Otro ejemplo:

Tenemos 2,21 moles de una sustancia y sabemos que su peso molecular es 40 gr.
¿Cuántos grs. Tenemos de la sustancia?
De la igualdad sabemos:
2,21 moles
=
X Gramos del átomo o
molécula
40 Peso atómico o Peso
Molecular
Despejando X (los gramos) obtenemos 2,21 moles x 40 gr. = 88,4 gr.
Otro ejemplo:
Tenemos 100 gr. de agua y sabemos que el peso molecular (PM) del agua es 18 gr. ¿Cuántos moles
de agua tenemos?
mol =
100 Gramos del átomo o molécula agua
18 Peso atómico o Peso Molecular agua
Despejamos la ecuación: 100/18 nos da 5,55 cc/mol (moles)
Otros ejemplos:
 Calcule el volumen atómico molar si la densidad es 0,36 gr/cc y la masa es 50,31 gr/mol.
 Determine el volumen atómico molar si la masa atómica es 7,26 gr/mol y la densidad es 10,3
gr/cc.
Mol curiosidades
La palabra "mol" se deriva de la palabra latina "moles" que
significa "una masa". "Molécula" es el diminutivo de dicha palabra
y significa "una masa pequeña".
Estamos acostumbrados a utilizar la notación científica cuando
operamos con números muy grandes. De esta manera, por
ejemplo, utilizamos 106 en vez de 1.000.000, y manejamos
siempre potencias de diez.
El número de partículas que existen en un mol (llamado número
de Avogadro, como ahora sabemos) de cualquier sustancia, también lo expresamos lógicamente en
notación científica como: 6,023 x 1023
Sin embargo, esta manera de expresarlo, aún siendo correcta desde el punto de vista matemático, nos
impide muchas veces darnos cuenta de la inmensidad de las cantidades que manejamos y su
significado; a título de ejemplo, veamos algunas casos:
El número de Avogadro es tan enorme que si echáramos un vaso de agua en cualquier parte de un
océano y supusiésemos que al cabo de unos años el agua de todos ellos se ha removido
suficientemente, en cualquier sitio del mundo que tomásemos otro vaso de agua éste contendría 1.000
partículas del agua original.
Las cataratas del Niágara vierten algo más de 6.500 m3 de agua por segundo. No obstante, en una
gota de agua hay más moléculas que gotas de agua caen en 400 años en las cataratas del Niágara.

También se podría considerar, a modo de ejemplo de este enorme número, que el aire que estamos
ahora mismo respirando contiene 12 moléculas de las que espiró Julio Cesar cuando, al morir,
exclamó: "Bruto, tú también, hijo mío".
Toda la Tierra dividida en pequeñas bolas de unos 15 cm de diámetro daría el número de Avogadro.
Supongamos una lámpara eléctrica, de poco más de 200 cc, totalmente vacía y que tiene un orificio a
través del cual penetran en ella 1 millón de moléculas de aire por segundo. Al cabo de unos 200
millones de años estaría a la presión atmosférica.
Fuentes Internet:
http://www.fortunecity.com/campus/dawson/196/moles.htm
http://www.principia-malaga.com/guiadid/mol.pdf
http://www.hiru.com/es/kimika/kimika_01000.html
http://induscollao.blogdiario.com/img/mol.pdf
Propiedades de los gases
El estado gaseoso es un estado disperso de la materia, es decir , que las moléculas del gas están
separadas unas de otras por distancias mucho mayores del tamaño del diámetro real de las moléculas.
Resuelta entonces, que el volumen ocupado por el gas (V)depende de la presión (P), la
temperatura (T) y de la cantidad o numero de moles ( n).
Las propiedades de la materia en estado gaseoso son:
1. Se adaptan a la forma y el volumen del recipiente que los
contiene. Un gas, al cambiar de recipiente, se expande o se
comprime, de manera que ocupa todo el volumen y toma la forma
de su nuevo recipiente.
2. Se dejan comprimir fácilmente. Al existir espacios
intermoleculares, las moléculas se pueden acercar unas a otras
reduciendo su volumen, cuando aplicamos una presión.
3. Se difunden fácilmente. Al no existir fuerza de atracción
intermolecular entre sus partículas, los gases se esparcen en
forma espontánea.
4. Se dilatan, la energía cinética promedio de sus moléculas es
directamente proporcional a la temperatura aplicada.
Variables que afectan el comportamiento de los gases
1. PRESIÓN
Es la fuerza ejercida por unidad de área. En los gases esta fuerza actúa en forma uniforme sobre
todas las partes del recipiente.
La presión atmosférica es la fuerza ejercida por la atmósfera sobre los cuerpos que están en la
superficie terrestre. Se origina del peso del aire que la forma. Mientras más alto se halle un cuerpo
menos aire hay por encima de él, por consiguiente la presión sobre él será menor.
2. TEMPERATURA
Recipentes de gas.

Es una medida de la intensidad del calor, y el calor a su vez es una forma
de energía que podemos medir en unidades de calorías. Cuando un
cuerpo caliente se coloca en contacto con uno frío, el calor fluye del cuerpo
caliente al cuerpo frío.
La temperatura de un gas es proporcional a la energía cinética media de
las moléculas del gas. A mayor energía cinética mayor temperatura y
viceversa.
La temperatura de los gases se expresa en grados kelvin.
3. CANTIDAD
La cantidad de un gas se puede medir en unidades de masa, usualmente
en gramos. De acuerdo con el sistema de unidades SI, la cantidad también
se expresa mediante el número de moles de sustancia, esta puede calcularse dividiendo el peso del
gas por su peso molecular.
4. VOLUMEN
Es el espacio ocupado por un cuerpo.
5. DENSIDAD
Es la relación que se establece entre el peso molecular en gramos de un gas y su volumen molar en
litros.
Gas Real
Los gases reales son los que en condiciones ordinarias de temperatura y presión se comportan como
gases ideales; pero si latemperatura es muy baja o la presión muy alta, las propiedades de los gases
reales se desvían en forma considerable de las de gases ideales.
Concepto de Gas Ideal y diferencia entre Gas Ideal y Real.
Los Gases que se ajusten a estas suposiciones se llaman gases ideales y aquellas que no se les llama
gases reales, o sea, hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y otros.
1. - Un gas esta formado por partículas llamadas moléculas. Dependiendo del gas, cada molécula
esta formada por un átomo o un grupo de átomos. Si el gas es un elemento o un compuesto en su
estado estable, consideramos que todas sus moléculas son idénticas.
2. - Las moléculas se encuentran animadas de movimiento aleatorio y obedecen las leyes de
Newton del movimiento. Las moléculas se mueven en todas direcciones y a velocidades diferentes.
Al calcular las propiedades del movimiento suponemos que la mecánica newtoniana se puede aplicar
en el nivel microscópico. Como para todas nuestras suposiciones, esta mantendrá o desechara,
dependiendo de sí los hechos experimentales indican o no que nuestras predicciones son correctas.
3. - El numero total de moléculas es grande. La dirección y la rapidez del movimiento de cualquiera
de las moléculas puede cambiar bruscamente en los choques con las paredes o con otras moléculas.
Cualquiera de las moléculas en particular, seguirá una trayectoria de zigzag, debido a dichos choques.
Sin embargo, como hay muchas moléculas, suponemos que el gran numero de choques resultante
mantiene una distribución total de las velocidades moleculares con un movimiento promedio aleatorio.
4. - El volumen de las moléculas es una fracción despreciablemente pequeña del volumen
ocupado por el gas. Aunque hay muchas moléculas, son extremadamente pequeñas. Sabemos que
el volumen ocupado por una gas se puede cambiar en un margen muy amplio, con poca dificultad y
que, cuando un gas se condensa, el volumen ocupado por el gas comprimido hasta dejarlo en forma
líquida puede ser miles de veces menor. Por ejemplo, un gas natural puede licuarse y reducir en 600
veces su volumen.
5. - No actúan fuerzas apreciables sobre las moléculas, excepto durante los choques. En el
grado de que esto sea cierto, una molécula se moverá con velocidad uniformemente los choques.
Como hemos supuesto que las moléculas sean tan pequeñas, la distancia media entre ellas es grande
en comparación con el tamaño de una de las moléculas. De aquí que supongamos que el alcance de
las fuerzas moleculares es comparable al tamaño molecular.
Volumen de un gas.

6. - Los choques son elásticos y de duración despreciable. En los choques entre las moléculas
con las paredes del recipiente se conserva el ímpetu y (suponemos)la energía cinética. Debido a que
el tiempo de choque es despreciable comparado con el tiempo que transcurre entre el choque de
moléculas, la energía cinética que se convierte en energía potencial durante el choque, queda
disponible de nuevo como energía cinética, después de un tiempo tan corto, que podemos ignorar este
cambio por completo.
Ver: Leyes de los gases
Ver: Modelo corpuscular de gases
Ver:PSU: Química, Pregunta 01_2005
Fuente Internet:
http://www.monografias.com/trabajos/leydeboyle/leydeboyle.shtml
http://www.cespro.com/Materias/MatContenidos/Contquimica/QUIMICA_INORGANICA/gases.ht
m
www.educared.net/.../images/B/1563/gases.htm
Leyes de los gases
A modo de recordatorio. ¿Cuáles son los estados de la materia?: sólido, líquido y gaseoso, que
dependen de la presión y de latemperatura a la que se
encuentran sometidos.
En el estado sólido la fuerza de cohesión de las moléculas
hace que estas estén muy próximas unas de otros con
escaso margen de movimiento entre ellas.
En el estado líquido esta fuerza de cohesión molecular es
menor lo cual permite mayor libertad de movimiento entre
ellas.
En el estado gaseoso la fuerza de cohesión de las
moléculas es muy pequeña, prácticamente nula, lo cual
permite que estas se muevan libremente y en todas
direcciones.
En este capítulo nos dedicaremos a estudiar
este comportamiento de los gases para encontrar una explicación al mismo.
Antes de entrar de lleno en el estudio de las leyes que explican el comportamiento de los gases,
veamos cómo influyen en este los eventos físicos que los alteran y que son: temperatura,
presión y volumen, además de la cantidad de que se trate.
Temperatura
La temperatura (T) ejerce gran influencia sobre el estado de las moléculas de un gas aumentando o
disminuyendo la velocidad de las mismas. Para trabajar con nuestras fórmulas siempre expresaremos
la temperatura en grados Kelvin. Cuando la escala usada esté en grados Celsius, debemos hacer la
conversión, sabiendo que 0º C equivale a + 273,15 º Kelvin.
Distintas materias, distintas fuerzas de
cohesión molecular.

Presión
En Física, presión (P) se define como la relación que
existe entre unafuerza (F) y la superficie (S) sobre la que
se aplica, y se calcula con la fórmula
Lo cual significa que la Presión (P) es igual a la Fuerza (F)
aplicada dividido por la superficie (S) sobre la cual se
aplica.
En nuestras fórmulas usaremos como unidad de presión
la atmósfera (atm) y el milímetro de mercurio (mmHg), sabiendo que una atmósfera equivale a 760
mmHg.
Volumen
Recordemos que volumen es todo el espacio ocupado por algún tipo de materia. En el caso de los
gases, estos ocupan todo el volumen disponible del recipiente que los contiene.
Hay muchas unidades para medir el volumen, pero en nuestras fórmulas usaremos el litro (L) y el
milílitro (ml). Recordemos que un litro equivale a mil milílitros:
1 L = 1.000 mL
También sabemos que 1 L equivale a 1 decímetro cúbico (1 dm3) o a mil centímetros cúbicos (1.000
cm3) , lo cual hace equivalentes (iguales) 1 mL con 1 cm3:
1 L = 1 dm3 = 1.000 cm3 = 1.000 mL
1 cm3 = 1 mL
Cantidad de gas
Otro parámetro que debe considerarse al estudiar el
comportamiento de los gases tiene que ver con la cantidad
de un gas la cual se relaciona con el número total de
moléculas que la componen.
Para medir la cantidad de un gas usamos como unidad de
medida el mol.
Como recordatorio diremos que un mol (ya sea de
moléculas o de átomos) es igual a 6,022 por 10 elevado a
23:
1 mol de moléculas = 6,022•1023
1 mol de átomos = 6,022•1023
Ver: PSU: Química; Pregunta 13_2006
Recuerden que este número corresponde al llamado número de Avogadro y este nos conduce a una
ley llamada, precisamente, ley de Avogadro.
Ley de Avogadro
1 atm es igual a 760 mmHg de presión.
Un mol de moléculas o de átomos:
6,022•1023

Esta ley relaciona la cantidad de gas (n, en moles) con su volumen en litros (L), considerando que la
presión y la temperatura permanecen constantes (no varían).
El enunciado de la ley dice que:
El volumen de un gas es directamente proporcional a la cantidad del mismo.
Esto significa que:
Si aumentamos la cantidad de gas, aumentará el volumen del mismo.
Si disminuimos la cantidad de gas, disminuirá el volumen del mismo.
Esto tan simple, podemos expresarlo en términos matemáticos con la siguiente fórmula:
que se traduce en que si dividimos el volumen de un gas por el número de moles que lo conforman
obtendremos un valor constante.
Esto debido a que si ponemos más moles (cantidad de
moléculas) de un gas en un recipiente tendremos,
obviamente, más gas (más volumen), así de simple.
Esto se expresa en la ecuación
, simplificada es
Veamos un ejemplo práctico y sencillo:
Tenemos 3,50 L de un gas que, sabemos, corresponde
a 0,875 mol. Inyectamos gas al recipiente hasta llegar a 1,40
mol, ¿cuál será el nuevo volumen del gas? (la temperatura y
la presión las mantenemos constantes).
Solución:
Aplicamos la ecuación de la ley de Avogadro:
y reemplazamos los valores correspondientes:
resolvemos la ecuación, multiplicando en forma cruzada:
Ahora, despejamos V2, para ello, pasamos completo a la izquierda el miembro con la incógnita (V2), y
hacemos:
Respuesta:
El nuevo volumen (V2), ya que aumentamos los moles hasta 1,40 (n2), es ahora 5,6 L
Tan simple como: más gas, mayor
volumen.

Ley de Boyle
Esta ley nos permite relacionar la presión y el volumen de
un gas cuando latemperatura es constante.
La ley de Boyle (conocida también como de Boyle y
Mariotte) establece que la presión de un gas en un
recipiente cerrado es inversamente proporcional al
volumen del recipiente, cuando la temperatura es
constante.
Lo cual significa que:
El volumen de un gas es inversamente proporcional a la
presión que se le aplica:
En otras palabras:
Si la presión aumenta, el volumen disminuye.
Si la presión disminuye, el volumen aumenta.
Esto nos conduce a que, si la cantidad de gas y la temperatura permanecen constantes, el producto
de la presión por el volumen siempre tiene el mismo valor.
Matemáticamente esto es:
lo cual significa que el producto de la presión por el volumen es constante.
Para aclarar el concepto:
Tenemos un cierto volumen de gas (V1) que se encuentra a una presión P1. Si variamos la presión a
P2, el volumen de gas variará hasta un nuevo valor V2, y se cumplirá:
que es otra manera de expresar la ley de Boyle.
Apliquemos la fórmula en un ejemplo práctico:
Tenemos 4 L de un gas que están a 600 mmHg de presión. ¿Cuál será su volumen si aumentamos la
presión hasta 800 mmHg? La temperatura es constante, no varía.
Solución:
Como los datos de presión están ambos en milímetros de mercurio (mmHg) no es necesario hacer la
conversión a atmósferas (atm). Si solo uno de ellos estuviera en mmHg y el otro en atm, habría que
dejar los dos en atm.
Aclarado esto, sustituimos los valores en la ecuación P1V1 = P2V2.
Ponemos a la izquierda el miembro con la incógnita
Despejamos V2:
Respuesta:
Si aumentamos la presión hasta 800 mmHg el volumen disminuye hasta llegar a los 3 L.
Presión y volumen: si una sube, el
otro baja.

Ley de Charles
Mediante esta ley relacionamos la temperatura y
el volumen de un gas cuando mantenemos la presión
constante.
Textualmente, la ley afirma que:
El volumen de un gas es directamente proporcional a la
temperatura del gas.
En otras palabras:
Si aumenta la temperatura aplicada al gas, el volumen del
gas aumenta.
Si disminuye la temperatura aplicada al gas, el volumen del
gas disminuye.
Como lo descubrió Charles, si la cantidad de gas y la
presión permanecen constantes, el cociente entre el
volumen (V) y la temperatura (T) siempre tiene el mismo valor (K) (es constante).
Matemáticamente esto se expresa en la fórmula
lo cual significa que el cociente entre el volumen y la temperatura es constante.
Intentemos ejemplificar:
Supongamos que tenemos un cierto volumen de gas V1 que se encuentra a una temperatura T1. Si
aumentamos la temperatura a T2el volumen del gas aumentará hasta V2, y se cumplirá que:
que es otra manera de expresar la ley de Charles.
Veamos un ejemplo práctico y sencillo:
Un gas cuya temperatura llega a 25° C tiene un volumen de 2,5 L. Para experimentar, bajamos la
temperatura a 10° C ¿Cuál será su nuevo volumen?
Solución:
El primer paso es recordar que en todas estas fórmulas referidas a la temperatura hay que usar
siempre la escala Kelvin.
Por lo tanto, lo primero es expresar la temperatura en grados Kelvin:
T1 = (25 + 273) K= 298 K
T2 = (10 + 273 ) K= 283 K
Ahora, sustituimos los datos en la ecuación:
Ahora, despejamos V2:
A mayor temperatura, mayor
volumen.

Respuesta:
Si bajamos la temperatura hasta los 10º C (283º K) el nuevo volumen del gas será 2,37 L.
Ley de Gay-Lussac
Esta ley establece la relación entre la presión (P) y
la temperatura (T) de un gas cuando el volumen (V) se
mantiene constante, y dice textualmente:
La presión del gas es directamente proporcional a su
temperatura.
Esto significa que:
Si aumentamos la temperatura, aumentará la presión.
Si disminuimos la temperatura, disminuirá la presión.
Si lo llevamos al plano matemático, esto queda demostrado
con la siguiente ecuación:
la cual nos indica que el cociente entre la presión y la temperatura siempre tiene el mismo valor; es
decir, es constante.
Llevemos esto a la práctica y supongamos que tenemos un gas, cuyo volumen (V) no varía, a una
presión P1 y a una temperatura T1. Para experimentar, variamos la temperatura hasta un nuevo valor
T2, entonces la presión cambiará a P2, y tendrá que cumplirse la siguiente ecuación:
que es la misma Ley de Gay-Lussac expresada de otra forma.
Debemos recordar, además, que esta ley, al igual que la de Charles, está expresada en función de la
temperatura absoluta, y tal como en la Ley de Charles, las temperaturas han de expresarse en grados
Kelvin.
Veamos un ejemplo:
Tenemos un cierto volumen de un gas bajo una presión de 970 mmHg cuando su temperatura es de
25° C. ¿A qué temperatura deberá estar para que su presión sea 760 mmHg?
Solución:
Lo primero que debemos hacer es convertir los 25º C a grados Kelvin:
T1 = (25 + 273) K= 298 K
Ahora sustituimos los datos en la ecuación:
A mayor temperatura, mayor presión.

Ahora despejamos T2:
Respuesta:
La temperatura debe bajar hasta los 233,5º Kelvin. Si convertimos estos grados en grados Celsius
hacemos
233,5 − 273 = −39,5 °C.
Ley general de los gases o ecuación general de los gases
Las leyes parciales analizada precedentemente pueden combinarse y obtener una ley o ecuación que
relaciones todas las variables al mismo tiempo.
Según esta ecuación o ley general
Esto significa que, si tenemos una cantidad fija de gas y sobre la misma variamos las condiciones de
presión (P), volumen (V) o temperatura (T) el resultado de aplicar esta fórmula con diferentes valores,
será una constante.
Veamos un ejemplo, para aclarar:
Supongamos que tenemos una cierta cantidad fija de un gas (n1), que está a una presión (P1),
ocupando un volumen (V1) a una temperatura (T1).
Estas variables se relacionan entre sí cumpliendo con la siguiente ecuación:
Donde R es una constante universal conocida ya que se puede determinar en forma experimental.
La misma fómula nos permite calcular el volumen molar de un gas (n):
(Ver: PSU: Química; Pregunta 11_2006)
A modo de experimento, a la misma cantidad fija de gas (n1) le cambiamos el valor a alguna de las
variables tendremos entonces una nueva presión (P2), un nuevo volumen (V2) y una nueva
temperatura (T2).
Como ya conocemos le ecuación general colocamos en ella los valores de cada variable:
Según la condición inicial:
Según la condición final:
Vemos que en ambas condiciones la cantidad de gas (n1) es la misma y que la constante R tampoco
varía.
Entonces, despejamos n1R en ambas ecuaciones:

Marcamos con rojo n1R para señalar que ambos resultados deben ser iguales entre sí, por lo tanto:
Algo para recordar y utilizar:
Cuando se dice que dos elementos o cantidades son inversamente proporcionales, deben multiplicarse
entre sí cada vez que sus valores varían y el resultado tiene que ser siempre el mismo (constante).
Ahora, cuando dos elementos o cantidades son directamente proporcionales, deben dividirse entre sí
cada vez que sus valores varían y el resultado tiene que ser siempre el mismo (constante).
Ir a: Ejercicios sobre las Leyes de los gases
Ver: Gases: Teoría cinético molecular
Ver: Gases: Propiedades
Ver: PSU, Química, Pregunta 01_2005
Fuentes Internet:
http://www.juntadeandalucia.es/averroes/recursos_informaticos/andared02/leyes_gases/index.h
tml
http://www.educaplus.org/gases/index.html
Gases: teoría cinético molecular
La teoría cinética de los gases se enuncia en los siguientes postulados, teniendo en cuenta un gas
ideal o perfecto:
1. Las sustancias están constituidas por moléculas pequeñísimas ubicadas a gran distancia entre sí;
su volumen se considera despreciable en comparación con los espacios vacíos que hay entre ellas.
2. Las moléculas de un gas son totalmente independientes unas de otras, de modo que no existe
atracción intermolecular alguna.
3. Las moléculas de un gas se encuentran en movimiento continuo, en forma desordenada; chocan
entre sí y contra las paredes del recipiente, de modo que dan lugar a la presión del gas.
4. Los choques de las moléculas son elásticos, no hay pérdida ni ganancia de energía cinética,
aunque puede existir transferencia de energía entre las moléculas que chocan.
5. La energía cinética media de las moléculas es directamente proporcional a la temperatura absoluta
del gas; se considera nula en el cero absoluto.
Los gases reales existen, tienen volumen y fuerzas de atracción entre sus moléculas. Además, pueden
tener comportamiento de gases ideales en determinadas condiciones: temperaturas altas y presiones
muy bajas
Modelo corpuscular

De acuerdo con los postulados enunciados, podemos hacernos una imagen
clara y concisa del modelo que represente el comportamiento de un gas.
Dicho modelo, debe ser el más elemental posible, debe explicar las
propiedades observadas en los gases, debe contemplar la existencia de
partículas muy pequeñas, de tamaño despreciable frente al volumen total,
dotadas de grandes velocidades en constante movimiento caótico, chocando
entre sí o con las paredes del recipiente. En cada choque se supone que no
hay pérdida de energía y que no existe ningún tipo de unión entre las partículas
que forman el gas.
Así, el concepto de presión, estará ligado al de los choques de las partículas
sobre las paredes, debido al movimiento que llevan, presión que se ejerce
sobre todas las direcciones, no existiendo direcciones privilegiadas. Así, cuantos más choques se
produzcan, mayor es la presión del gas.
La temperatura, indicará la energía cinética media de las partículas: si la temperatura de un gas es
superior a otro, sus partículas por término medio, poseen mayor velocidad.
Fuente Internet:
http://www.cespro.com/Materias/MatContenidos/Contquimica/QUIMICA_INORGANICA/gases.ht
m
Número de oxidación o estado de oxidación
Los compuestos químicos son eléctricamente neutros, excepto los iones cuando los consideramos
separadamente. Es decir, la carga que aporten todos los átomos de un compuesto tiene que ser
globalmente nula, debemos tener en un compuesto tantas cargas positivas como negativas. Respecto
a los iones, se dice que quedan con carga residual.
Para entender qué significa esto de que un compuesto sea eléctricamente neutro, veamos un
ejemplo: tomemos el caso del ácido sulfúrico (H2SO4):
+1 +6 −2
H2 a S b O4 c
a + b + c = 0
+2 +6 −8 = 0
El número que aparece sobre el símbolo del elemento debe colocarse como superíndice y con el signo
más (+) o el menos (−) puesto a su izquierda, para diferenciarlo del número de carga de los iones en
que el signo se pone a la derecha del digito. Así, H+1 para indicar el número de oxidación del
Hidrógeno (+1) y Ca2+ para indicar ión Calcio(2+).
Siguiendo la explicación de nuestro cuadro, los elementos se han identificado con las letras a,
b y c para mostrar la ecuación que debe ser igual a cero.
Ahora bien, ese número de arriba representa algo que se llama número de oxidación o estado de
oxidación y representa la carga eléctrica que aporta cada átomo en el compuesto y que sumadas
debe ser igual a cero (eléctricamente neutro).
Pero, en nuestro ejemplo, + 1 + 6 − 2 es igual a +7 −2 = 5 (no es igual a cero como debería ser).
Claro, pero debemos fijarnos en que son dos átomos de hidrógeno (H2), un átomo de azufre (S) y
cuatro átomos de oxígeno (O4), así es que ese numerito de arriba se debe multiplicar por el número
de átomos de cada elemento que participa en el compuesto, y nos quedará +2 +6 −8 = 0.
Un modelo
corpuscular para
gases

Conocer el número de oxidación de los elementos de un compuesto es de vital importancia para
reconocer si una semirreacción es de oxidación o de reducción en las reacciones de ese
tipo (Ver: Reacciones Redox).
¿Qué es el número de oxidación?
El número de oxidación es un número entero que representa el número de electrones que un
átomo recibe (signo menos) o que pone a disposición de otros (signo más) cuando forma un
compuesto determinado.
Eso significa que el número de oxidación es positivo si el átomo pierde electrones, o los comparte con
un átomo que tenga tendencia a captarlos. Y será negativo cuando el átomo gane electrones, o los
comparta con un átomo que tenga tendencia a cederlos.
El número de oxidación se escribe en números romanos: +I, +II, +III, +IV, -I, -II, -III, -IV, etc. Pero en
esta explicación usamos caracteres arábigos para referirnos a ellos: +1, +2, +3, +4, -1, -2, -3, -4
etcétera, lo cual nos facilitará los cálculos al tratarlos como números enteros.
Importante
Más arriba dijimos que el número de oxidación es distinto al número de carga, pero debemos agregar
que en los iones monoatómicos (de un átomo) la carga eléctrica coincide con el número de oxidación.
Por ello es imprescindible recalcar que cuando nos refiramos al número de oxidación el signo + o – lo
escribiremos a la izquierda del número, como en los números enteros. Por otra parte, la carga de los
iones, o número de carga, se debe escribir con el signo a la derecha del dígito: Ca2+ ión calcio
(2+), CO3
2− ión carbonato (2−).
¿Será tan complicado saber cuál es el número de oxidación que le corresponde a cada átomo?
Veamos. Dijimos que el número de oxidación corresponde al número de electrones que un átomo
“recibe o pone a disposición” de otro, lo cual indica que ese número puede ser variable en un mismo
átomo.
En efecto, por ejemplo el Manganeso (Mn) puede tener número de oxidación +2, +3, +4, +6 y +7
(significa que al formar un compuesto puede “ofrecer” 2, 3, 4, 6 ó 7 electrones, dependiendo de ciertas
condiciones).
Es inportante notar que el número de oxidación de todos los elementos aislados (es decir no formanfo
compuestos) es cero (0).
Hay algunos pocos elementos que, formando parte de un compuesto, tienen un único número de
oxidación. Esto será útil ya que si conocemos el número de oxidación de esos pocos elementos será
fácil deducir el de los otros elementos del compuesto a partir de las configuraciones electrónicas.
Algunos números de oxidación aparecen en la tabla siguiente. Los números de oxidación de los demás
elementos los deduciremos de las fórmulas o nos los indicarán en el nombre del compuesto, así de
fácil.
Elemento
Nº oxidación
Único Con el H y con los metales En los oxácidos
Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, Ag, NH4+ (amonio) + 1
Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Zn, Cd + 2
B, Al, Ga, In, Tl, Sc, Y, La + 3
F − 1
Cl, Br, I − 1 + 1, + 3, + 5, + 7
S, Se, Te − 2 + 4, + 6
O − 2 + 4, + 6

O en peróxidos (Como en H2O2) − 1
N, P, As, Sb, Bi − 3 + 3, + 5
C, Si, Ge, Sn, Pb − 4 + 4
H (con no metales) + 1
H (con metales) − 1
Puntualicemos:
El hidrógeno (H) presenta número de oxidación +1 con los no metales y –1 con los metales.
El oxígeno (O) presenta el número de oxidación –2, excepto en los peróxidos donde es –1.
Los metales alcalinos (grupo 1, o grupo del Li) tienen 1 electrón de valencia, tenderán a perderlo
poseyendo siempre en los compuestos número de oxidación +1.
Los metales alcalinotérreos (grupo 2, o grupo del Be) tienen 2 electrones de valencia, tenderán a
perderlos poseyendo siempre en los compuestos número de oxidación +2.
El grupo del B (grupo 13) tiene 3 electrones de valencia, tenderán a perderlos poseyendo siempre en
los compuestos número de oxidación +3.
El grupo del C (grupo 14) tiene 4 electrones de valencia, que tienden a compartirlos, tienen número
de oxidación +4 frente a los no metales, y número de oxidación –4 frente a los metales y al H.
El grupo del N (grupo 15) tiene 5 electrones de valencia, tenderán a ganar 3 poseyendo siempre con
el H y con los metales número de oxidación –3.
Los calcógenos (grupo 16, o grupo del O) tienen 6 electrones de valencia, tenderán a ganar 2
poseyendo siempre con el H y con los metales número de oxidación –2.
Los halógenos (grupo 17, o grupo del F) tienen 7 electrones de valencia, tenderán a ganar 1
poseyendo siempre con el H y con los metales número de oxidación –1.
Dentro de los metales de transición debemos saber que la Ag tiene número de oxidación +1,
el Zn y Cd tienen número de oxidación+2, y el Sc, Y y La tienen número de oxidación +3.
Los grupos 14 al 17 presentan varios números de oxidación cuando formen oxácidos (Ver:
Oxácidos) .
Un par de ejemplos simples:
Cloruro de sodio
Na0 + Cl02 → Na+1Cl−1
Los gases de un solo tipo de elemento, en este caso el cloro, están presentes en forma diatómica.
El sodio (Na) se combina con el cloro (Cl), produciendo cloruro sódico. El número de oxidación de
ambos elementos sin combinar es 0 (cero), ya que están equilibrados eléctricamente. El número de
oxidación del sodio combinado es +1, ya que cede un electrón. El número de oxidación del cloro
combinado es −1, ya que acepta el electrón cedido por el sodio.
Oxido de aluminio
Al0 + O02 → Al+32O−23
El oxígeno (O) está presente en forma diatómica (gas).
El aluminio (Al) se combina con el oxígeno (O), produciendo óxido de aluminio. El número de
oxidación de ambos elementos sin combinar es 0 (cero), ya que están equilibrados eléctricamente. El
número de oxidación del aluminio combinado es siempre +3, ya que cede tres electrones. El número
de oxidación del oxígeno combinado es −2, ya que acepta hasta 2 electrones.

Las reglas prácticas para conocer o descubrir el número de oxidación pueden sintetizarse de la
siguiente manera:
 En las sustancias simples, es decir las formadas por un solo elemento, el número de oxidación
es 0.
Por ejemplo: Au0, Cl20, S80.
 El oxígeno, cuando está combinado, actúa frecuentemente con –2, a excepción de los
peróxidos, en cuyo caso actúa con número de oxidación –1.
 El hidrógeno actúa con número de oxidación +1 cuando está combinado con un no metal, por
ser éstos más electronegativos; y con –1 cuando está combinado con un metal, por ser éstos
más electropositivos.
 En los iones monoatómicos, el número de oxidación coincide con la carga del ión.
Por ejemplo:
Na1+ (Carga del ión) Na+1 (Número de oxidación)
S2− (Carga del ión) S-2 (Número de oxidación)
Al3+ (Carga del ión) Al+3 (Número de oxidación)
Recordemos que los elementos de los grupos IA (1) y IIA (2) forman iones de carga +1 y +2,
respectivamente, y los del VIIA (17) y VIA(16), de carga –1 y –2 cuando son
monoatómicos. (Ver: Tabla periódica de los elementos)
Recordemos también que la suma algebraica de los números de oxidación de los átomos en un ion
debe ser igual a la carga del ion.
Y que la suma algebraica de los números de oxidación de los átomos en un compuesto debe ser igual
a (0).
Otros ejemplos:
a) Para calcular el número de oxidación del S en el Na2SO3, no podemos recurrir a la tabla periódica,
ya que da varios números para este elemento. Nos basaremos en los elementos cuyos números de
oxidación conocemos, que son el Na: +1 y el O: –2
Na+1
2 Sx O–2
3
Nota: es frecuente colocar los números de oxidación individuales en la parte superior de cada
elemento, pero si no se ponen debemos deducirlos (conocerlos).
La suma de los números de oxidación en este caso debe ser igual a 0, ya que la especie en cuestión
no posee carga residual (no es un ion):
(+1) • 2 + X + (–2) • 3 = 0
2 + X - 6 = 0
X = + 4
Na+12 S+4 O–23
En este caso, como hay un solo átomo de S, la totalidad de la carga le corresponde a él.
b) Para calcular el número de oxidación del Cr en el ion Cr2O7
= (es lo mismo que (Cr2 O7)2−) nos
basaremos en el O con número de oxidación –2
(Crx
2 O–2
7)2−
2 • X + (–2) • 7 = –2 (Suma igual a la carga del ión)
resolviendo, encontramos que X = + 6
(Cr+6
2 O–2
7) 2−
Ver: PSU: Química:
Pregunta 10_2005(1)
Pregunta 11_2005(1)
Fuentes Internet:

http://www.alonsoformula.com/inorganica/numero_oxidacion.htm
http://www.alonsoformula.com/inorganica/oxacidos.htm
http://www.unlu.edu.ar/~qui10017/Quimica%20COU%20muestra%20para%20IQ10017/Capitulo%
20III.htm#numero
Concepto de Oxidación
Expresado de una manera muy general, diremos que la oxidación ocurre cuando un átomo inestable
pierde un electrón, lo que permite que el átomo forme un
compuesto nuevo con otro elemento.
Básicamente existen dos tipos de reacciones químicas:
1) Aquellas en las cuales reaccionan iones o moléculas sin
cambio aparente de la estructura electrónica de las
partículas, y
2) Reacciones en las cuales los iones o átomos
experimentan cambios de estructura electrónica.
En el segundo tipo de reacción puede haber transferencia
real de electrones de una partícula a otra o la forma en que
se compartan los electrones puede modificarse. Este último
tipo de reacción que involucra cambios electrónicos se
llama reacción de oxidación-reducción.
Oxidación
Originalmente, el término oxidación se asignó a la combinación del oxígeno con otros elementos.
Existían muchos ejemplos conocidos de esto. El hierro se enmohece y el carbón arde. En el
enmohecimiento, el oxígeno se combina lentamente con el hierro formando óxido ferroso (Fe2 O3); en
la combustión, se combina rápidamente con el carbón para formar CO2. La observación de estas
reacciones originó los términos oxidación “lenta” y "rápida”.
Sin embargo, los químicos observaron que otros elementos no metálicos se combinaban con las
sustancias de la misma manera que lo hacia el oxígeno con dichas sustancias. El oxígeno, el
antimonio y el sodio arden en atmósfera de cloro y el hierro en presencia de flúor. Como estas
reacciones eran semejantes, los químicos dieron una definición de oxidación más general. Los
reactantes O2 o Cl2, eliminaban electrones de cada elemento. Por tanto, la oxidación se definió como
el proceso mediante el cual hay pérdida aparente de electrones de un átomo o ión. (Ver: PSU:
Química, Pregunta 02_2005)
Reducción
Originalmente una reacción de reducción se limitaba al tipo de reacción en la cual los óxidos se
“reducían" (se desprendían) de sus óxidos. El óxido de hierro se "reducía” a hierro con monóxido de
carbono. El óxido de cobre (II) podía “reducirse” a cobre con hidrógeno. En estas reacciones se
eliminaba oxígeno y se obtenía el elemento libre. El elemento libre puede obtenerse de otras
maneras. La inmersión de un clavo de hierro en una solución de sulfato de cobre (II) causa una
reacción en la cual se produce cobre libre.
La semejanza entre las reacciones de oxidación-reducción condujo a los químicos a formular una
definición más general de reducción: La reducción es un proceso mediante el cual los átomos o
iones adquieren electrones.
Agentes oxidantes y reductores
Casco metálico oxidado.

En una reacción de oxidación-reducción hay transferencia de
electrones. Todos los electrones intercambiados durante una
reacción deben tomarse en cuenta. Por tanto, parece
razonable que la oxidación y la reducción ocurran
simultáneamente en una reacción: se pierden y se ganan
electrones al mismo tiempo. De otro modo, los electrones
(electricidad) serían almacenados en los productos. No
existe evidencia de tal almacenaje de electrones.
La sustancia que en la reacción suministra electrones es
el agente reductor.El agente reductor contiene los átomos
que se oxidan (los átomos que pierden electrones). La
sustancia que en la reacción gana electrones es elagente
oxidante. Este contiene los átomos que se reducen (los
átomos que ganan electrones).
Si una sustancia suministra fácilmente electrones se dice que es un agente reductor fuerte. Sin
embargo, su forma oxidada normalmente es un agente oxidante débil. Si una sustancia gana
electrones con facilidad, se dice que es un agente oxidante fuerte. Su forma reducida es unagente
reductor débil.
Número de oxidación
¿Cómo puede determinarse que se ha efectuado una reacción de oxidación-reducción? Esto se logra
detectando cualquier desplazamiento electrónico ocurrido durante la reacción. Para indicar los cambios
electrónicos, se utiliza el número de oxidación de los átomos de la reacción. El número de oxidación
es la carga aparente de un átomo cuando se asigna un cierto número de electrones a determinados
átomos o iones. El cambio de los números de oxidación durante una reacción indica la realización de
una reacción de oxidación-reducción.
Por ejemplo, supóngase que el hierro, como reactante tiene un número de oxidación de 2+. Si el hierro
aparece como producto con un número de oxidación diferente de 2+ por ejemplo, 3+ ó 0, se ha
efectuado una reacción redox (óxido-reducción).
Este número de oxidación depende en principio de la
posición que tienen los elementos en la tabla periódica y del
hecho que presentan los elementos de adquirir la estructura
atómica de los gases nobles, es decir el tener ocho
electrones en su último nivel de energía
Una de las reglas empíricas fundamentales de la química es
que un átomo que contiene ocho electrones en su nivel más
externo es particularmente estable. Esta regla se llama regla
del octeto. Aunque el átomo de helio tiene únicamente dos
electrones en su nivel más externo, también es uno de los
elementos excepcionalmente estables. Su nivel más externo
también es el primer nivel y sólo acomoda un par de
electrones. Por tanto, su nivel más externo está
completamente lleno. De manera que se considerara que la
regla del octeto incluye al helio.
Tipos de Oxidación
Por lo general, el término oxidación se aplica a procesos cuyas manifestaciones son lentas (oxidación
lenta) y en donde la energía que se produce (siempre energía química) no se percibe porque se disipa
en el ambiente, por ejemplo, son fenómenos de oxidación lenta: la respiración, la corrosión de los
metales, la putrefacción de la madera, etcétera.
En las oxidaciones rápidas los efectos son inmediatos, claramente visibles, generan grandes
cantidades de calor y en ellas, debido a la elevación de la temperatura, se puede producir la llama; a
este tipo de reacciones se les llama reacciones de combustión.
Como vimos anteriormente, la oxidación es la pérdida de electrones experimentada por un elemento o
un ión en beneficio de otro que se comporta como agente oxidante. Toda pérdida de electrones de una
Alimentos al vacío, protegidos de la
oxidación
El número de oxidación se define
como: El número de electrones que
un elemento puede ganar o perder
cuando se combina con los átomos
de otro elemento.

sustancia va acompañada por la ganancia de electrones de otro. A este último proceso se le conoce,
como también ya dijimos, con el nombre de reducción.
La oxidación es el proceso que origina y conduce a la corrosión, tendencia que tienen los metales (y
en general todos los materiales de la naturaleza) a recuperar su estado original (situación de mínima
energía).
La mayoría de los metales, y el caso particular del hierro (acero), se encuentran en la naturaleza en
forma de óxidos, sulfuros y carbonatos: Sulfuro de hierro (piritas), Óxido de hierro (hematites roja /
parda, magnetita), Carbonato de hierro (siderita) a partir de los cuales pueden obtenerse mediante
la aportación de grandes cantidades de energía. Los metales así obtenidos se encuentran en una
situación inestable por lo que progresivamente vuelven a su estado natural.
Lo mismo sucede con el Zinc, metal que no se encuentra en la naturaleza tal y como lo conocemos
sino que se presenta en forma deSulfuro de zinc (blenda), Óxido de zinc (cincita), Carbonato de
zinc ( Smithonita)
La diferencia entre el Hierro y el Zinc la encontramos en que cuando este último se oxida, debido al
ataque de los agentes atmosféricos, se recubre de una capa blanca muy estable e insoluble de sales
de zinc que impide el progreso de la corrosión mientras nada ni nadie la elimine. En cambio en el
hierro, la oxidación se produce progresivamente hasta la total destrucción del metal.
Para realizar el proceso de oxidación se pueden utilizar diferentes mecanismos o sistemas, entre ellos
podemos mencionar:
Oxidación química.
Reacción que tiene lugar, por ejemplo, en presencia del
oxígeno disuelto del agua en un proceso a través del cual el
oxígeno es reducido y el compuesto orgánico es oxidado.
(Utilizado para purificar aguas servidas)
Oxidación electroquímica
La oxidación electroquímica (depuración electroquímica) se
produce mediante reacciones anódicas (indirectas y/o
directas) en las que el oxígeno es transferido desde el
disolvente (agua) a los productos que deben oxidarse.
La característica principal del tratamiento es que utiliza la
energía eléctrica como vector de descontaminación
ambiental.
Oxidación biológica
Llamamos metabolismo al conjunto de reacciones de un organismo. Estas reacciones son producidas
por la acción de los microorganismos.
Fauna microbiana intestinal en la oxidación biológica de
los alimentos
Los microorganismos son sistemas que necesitan una gran
cantidad de energía para mantenerse ordenados. Esta
energía se obtiene de la oxidación de compuestos orgánicos
reducidos. Los nutrientes proporcionan esos compuestos
reducidos y, en el curso de la oxidación, se libera energía
(que se acumula en forma de moléculas almacenadoras de
energía, especialmente el ATP) y se producen elementos
estructurales que servirán para la construcción de nuevas
células (crecimiento y diferenciación).
Al proceso por el que se obtiene energía y elementos
estructurales básicos a partir de nutrientes se le
denomina catabolismo y al que utiliza la energía obtenida
en el catabolismo para sintetizar nuevos componentes
celulares se le denomina anabolismo. Es importante tener en cuenta que aunque se estudie de forma
Estanque para tratar aguas por
oxidación biológica.

separada el anabolismo y el catabolismo, ambos tipos de procesos ocurren simultáneamente de
forma que conforme se van produciendo elementos estructurales y energía en el catabolismo, esos
elementos se usan para formar nuevos componentes celulares en procesos anabólicos.
Un ejemplo de este tipo de oxidación es la Oxidación de los
ácidos grasos (metabolismo).
También se utiliza la oxidación biológica en los procesos de
purificación de aguas residuales.
La oxidación biológica consiste en suministrar oxígeno al
agua residual en unos tanques cuyo volumen está
previamente calculado para mantener el agua durante un
tiempo de cuando menos ocho horas, regulando el oxigeno
disuelto entre 1 a 3 Mg/Lt.
Oxidación térmica
Método de oxidación que empleando hornos se aplica para
incinerar de residuos, los que se transforman en materias
inertes (cenizas o escorias) y gases a través de una combustión controlada a temperaturas elevadas
(900º C).
Lo que comúnmente llamamos basura, técnicamente se conoce como desechos sólidos y consiste
básicamente de todo material, producto de las actividades humanas, que se bota o elimina por carecer
de valor o utilidad.
El compostaje es un proceso biológico controlado de
descomposición aeróbica acelerada de los materiales
orgánicos. Se puede hacer una comparación entre la
combustión (oxidación química) y el compostaje (oxidación
biológica). En ambos procesos el carbón presente se oxida
(química o biológicamente respectivamente) y si la
combustión es completa se tienen como productos dióxido
de carbono (CO2), agua (pO) y energía en forma de calor.
Es importante señalar que el oxígeno vital puede
desplazarse más todavía por otros gases, tales como el
dióxido de carbono. Cuando esto sucede, el resultado es a
menudo una atmósfera que puede ser peligrosa o fatal
cuando se la respira. Las deficiencias de oxígeno también
pueden ser ocasionadas por moho, corrosión, fermentación u otros tipos de oxidación que consumen
oxígeno. El impacto de las deficiencias de oxígeno puede ser paulatino o repentino.
Oxidación catalítica
Existen unas sustancias, denominadas catalizadores, que tienen la propiedad de acelerar la reacción
de oxidación de los compuestos orgánicos volátiles a temperaturas relativamente bajas, generalmente
entre 250 y 350º C, sin experimentar un cambio químico.
Planta para oxidación térmica.
Planta de oxidación catalítica.

Los gases a depurar deben ser calentados hasta alcanzar
la temperatura de funcionamiento del catalizador. Este
calor necesario es suministrado por un quemador a gas o
un calentador eléctrico. Para reducir el consumo
energético, puede instalarse un precalentador que
aproveche el calor de los gases ya depurados.
Oxidación y respiración
La oxidación es el efecto primario de la respiración en el
cuerpo, es un proceso natural que implica que el oxígeno
se combine con otra sustancia. Como resultado de esta
oxidación, la composición química de ambas sustancias
cambia.
Otro ejemplo lo tenemos con la respiración celular, que
no es más que la oxidación de glucosa (C6H12O6) a CO2 y
la reducción de oxígeno aagua.
La ecuación sumaria para la respiración de la célula es:
C6H12O6 + 6O2 → 6CO2 + 6H2O
Ya vimos que, técnicamente hablando, la oxidación incluye cualquier reacción en la cual se transfieren
electrones, la mayoría de las oxidaciones producen grandes cantidades de energía. La oxidación es
como una combustión dentro del cuerpo, cuando el oxígeno convierte los azúcares en energía.
Nuestro cuerpo también usa la oxidación como defensa contra bacterias, virus, fermentaciones,
etcétera, porque las moléculas oxidantes atacan a las células patógenas y éstas son expulsadas de
cuerpo a través del proceso normal de eliminación.
Ver: Óxido-reducción
Fuente Internet:
http://www.radioformula.com.mx/entreten/rf2101.asp?ID=19645
Ver, además, en Internet:
http://www.tareasya.com/noticia.asp?noticia_id=1965
Óxido-reducción (Ecuaciones redox)
Definición
Una reacción de óxido-reducción se caracteriza porque hay una transferencia de electrones, en
donde una sustancia gana electrones y otra sustancia pierde electrones:
• la sustancia que gana electrones disminuye su número de oxidación. Este proceso se
llama Reducción.
• la sustancia que pierde electrones aumenta su número de oxidación.Este proceso se
llama Oxidación.
Por lo tanto, la Reducción es ganancia de electrones y la Oxidación es una pérdida de electrones.
(Ver: PSU: Química; Pregunta 08_2005 (Química2)
Número de oxidación
Corresponde a la carga del elemento químico; es decir, corresponde a un valor arbitrario que se le
ha asignado a cada elemento químico, el cual indica la cantidad de electrones que podría ganar,
perder o compartir cuando se forma un compuesto.
(Ver: PSU: Química, Pregunta 02_2005)
Respiración: un proceso de oxidación.

Para calcular el número de oxidación se deben tener en cuenta las siguientes reglas:
Regla Nº 1: El número de oxidación de cualquier átomo en estado libre o fundamental; es decir, no
combinado, es cero.
Ejemplos: Pt , Cu, Au, Fe
Regla Nº 2: El número de oxidación del hidrógeno es +l, excepto en el caso de los hidruros que es –
1.
+1: cuando el hidrógeno se combina con un no-metal (ácido).
Ejemplos: HCl; ácido clorhídrico
número de oxidación del hidrógeno: +1
número de oxidación del cloro: –1
HI; ácido yodhídrico
número de oxidación del cloro: –1
–1: cuando el hidrógeno se combina con un metal (hidruros)
Ejemplos: NaH; hidruro de sodio
número de oxidación del hidrógeno: -1
número de oxidación del sodio: +1
LiH; hidruro de litio
número de oxidación del hidrógeno: -1
número de oxidación del litio: +1
Regla Nº 3: El número de oxidación del oxígeno es -2, excepto en los peróxido donde es -1.
Ejemplos: CaO; óxido de calcio
número de oxidación del oxígeno: -2
número de oxidación del calcio: +2
H2O2; peróxido de hidrógeno o agua oxigenada
número de oxidación del oxígeno: -1
Regla Nº 4: Los metales tienen un número de oxidación + (positivo) e igual a su valencia.
Ejemplos: Ca (calcio): valencia = 2
número de oxidación: +2
Li (litio): valencia = 1
número de oxidación: +1
Regla Nº 5: Los no-metales tienen número de oxidación – (negativo) e igual a su valencia.
Ejemplos: Cl (cloro): valencia = 1
número de oxidación: –1
I (yodo): valencia = 1
número de oxidación: –1
Regla Nº 6: En compuestos, el número de oxidación del Flúor (F) es siempre –1.
Ejemplo. NaF: fluoruro de sodio
número de oxidación del flúor: –1
número de oxidación del sodio: +1

Regla Nº 7: En las moléculas neutras, la suma de los números de oxidación de cada uno de los
átomos que la forman es igual a 0.
Ejemplos: Cu2O: óxido cuproso
número de oxidación del cobre: +1; como hay dos átomos de cobre, se
multiplica el número de oxidación por el número de átomos de la molécula: 2 • +1= + 2.
número de oxidación del oxígeno: – 2
+ 2 + – 2 = 0
H2SO4: ácido sulfúrico
número de oxidación del hidrógeno: +1; hay 2 átomos = 2 · +1 = +2
número de oxidación del azufre: +6; hay 1 átomo = 1 · +6 = +6
número de oxidación del oxígeno: – 2, hay 4 átomos = 4 · – 2 = – 8
+2 + +6 + – 8 = 0
Regla Nº 8: En un ión la suma de los números de oxidación de sus átomos debe ser igual a la carga
del ión.
Ejemplo: PO4
–3: fosfato
número de oxidación del fósforo: +5; hay 1 átomo = 1 • +5 = +5
número de oxidación del oxígeno: –2; hay 4 átomos = 4 • – 2 = – 8
La molécula tiene una carga de – 3, por lo tanto, al sumar los números de oxidación del fósforo y del
oxígeno, el resultado debe ser igual a – 3.
+5 + – 8 = – 3
– 3 = – 3
Concepto de oxidación- reducción:
Cuando se introduce una lámina de zinc (Zn) en una disolución concentrada
de cobre II (Cu; valencia = 2), transcurridos unos segundos, se observa que
la lámina se recubre de una capa de cobre metálico.
La ecuación química que representa este proceso es:
Zn + CuSO4 —> Cu + ZnSO4
El sulfato de cobre (II), CuSO4, y el sulfato de zinc, ZnSO4 , son compuestos
que, fundidos o disueltos en agua, se disocian en iones, según la siguiente
ecuación iónica:
Zn0 + Cu + 2 + SO4
– 2 —> Cu0 + Zn+ 2 + SO 4
– 2
En esta ecuación puede apreciarse que el ión sulfato (SO-2) aparece en
ambos lados de la ecuación, por lo tanto, la ecuación puede escribirse de
manera más sencilla:
Cu + 2 + Zn0 —> Cu0 + Zn+ 2
La ecuación química nos indica que durante el proceso el átomo de zinc, que era eléctricamente
neutro, se ha transformado en el ión Zn+2. Para esto, tuvo que ceder 2 electrones; en cambio, el
ión Cu+2 aceptó los 2 electrones del zinc, que lo convirtieron en un átomo de cobre,
eléctricamente neutro.
De acuerdo a este hecho experimental, se puede concluir que:
• la sustancia que pierde electrones hace que la otra sustancia gane electrones; es decir,
la sustancia que se oxida hace que laotra sustancia se reduzca. Por esto se dice que la sustancia
que se oxida es el Agente Reductor, y la sustancia que se reduce es elAgente Oxidante.
• como los electrones son cargas negativas, cuando una sustancia gana electrones; es decir, se
reduce, se vuelve más negativa, por lo que disminuye su número de oxidación. Por el contrario,

cuando una sustancia pierde electrones, se vuelve más positiva, por lo que aumenta su número de
oxidación.
Ejemplo: Zn0 + Cu+2 —> Zn+2 + Cu+0
Esta es una reacción de óxido-reducción porque hay una transferencia de electrones, pues los
números de oxidación del Zn y Cu, al comienzo de la reacción, no son los mismos al final de la
reacción.
El Zn cambia su número de oxidación de 0 a +2; esto significa un aumento del número de oxidación,
por lo tanto, hay una pérdida de electrones (2 electrones); el Fe es agente reductor.
El Cu cambia su número de oxidación de +2 a 0; esto significa una disminución del número de
oxidación, por lo tanto, hay una ganancia de electrones (2 electrones); el Cu es agente oxidante.
Esta reacción química entre el zinc y el sulfato de cobre se utiliza
para obtenercorriente eléctrica. Para ello es necesario diseñar
un dispositivo que permita que la reacción se desarrolle en dos
partes físicamente separadas: una parte donde se generan los
electrones (por la oxidación del Zn), y otra, en la que se reciben
(por la reducción del Cu+2). Si conectamos ambas partes con un
alambre, el movimiento de los electrones a través de él generará
una corriente eléctrica.
Semi-reacciones de óxido-reducción:
De acuerdo a lo anterior, puede decirse que la reacción química
descrita anteriormente involucra dos procesos, los cuales pueden representarse mediante semi-
reacciones, una semi-reacción de oxidación y una semi-reacción de reducción. Como estos dos
procesos ocurren simultáneamente, la suma de ambas semi-reacciones, da la reacción total.
Las ecuaciones que describen estos procesos son:
Semi-reacción de oxidación:
Zn —> Zn +2 + 2e–
Semi-reacción de reducción:
Cu+2 + 2e– —> Cu
Por lo tanto, en el proceso de oxidación un átomo o ión cede uno o más electrones; mientras que en el
de reducción, el átomo o ión capta uno o más electrones. Ambos procesos son complementarios y
ocurren simultáneamente. De ahí el nombre de reacciones redox.
En los procesos de óxido-reducción, la transferencia de electrones siempre ocurre desde un agente
reductor a un agente oxidante.
Átomo o ión que se:
Oxida Reduce
Cede electrones
Aumenta su número de oxidación
Es un agente reductor
Acepta electrones
Disminuye su número de oxidación
Es un agente oxidante
Para escribir las semi-reacciones siempre se debe considerar lo siguiente:
1. se debe igualar cada semi-reacción en cuanto a átomos (balance de masa) y en cuanto a carga
(balance de cargas)
Esquema de una pila alcalina.

2. al escribir las semi-reacciones y equilibrar las cargas, se deben agregar electrones a la derecha
en la oxidación (hay pérdida de electrones) y a la izquierda en la reducción (hay ganancia de
electrones).
3. como en la ecuación total no aparecen electrones, se debe multiplicar cada semi-reacción, si
fuese necesario, por un número que permita igualar los electrones de la derecha con los electrones de
la izquierda, a fin de que se simplifiquen.
4. Sumar las semi-reacciones y comprobar que los átomos y las cargas estén equilibradas a
ambos lados de la ecuación.
Volviendo al ejemplo anterior:
Zn0 + Cu +2 + SO4
-2 —> Cu0 + Zn+2 + SO 4
–2
Como los átomos que participan en la reacción son sólo el Zn y el Cu, se anota la ecuación química en
forma más simple:
Zn0 + Cu+2 —> Zn+2 + Cu+0
Se plantean las semi-reacciones:
Semi-reacción de oxidación:
Zn —> Zn +2 + 2e–
Semi-reacción de reducción:
Cu+2 + 2e– —> Cu
Sumando ambas semi-reacciones se tiene:
Zn —> Zn +2 + 2e–
+ Cu+2 + 2e– —> Cu
--------------------------------------------------------------------------
Zn0 + Cu+2 —> Zn+2 + Cu+0
(Ver: PSU: Química, Pregunta 10_2005)
Aplicaciones de la oxidación-reducción
Las reacciones de oxidación-reducción son muy frecuentes en la industria ya que constituyen el
principio de funcionamiento de laspilas eléctricas, tales como las pilas alcalinas y se emplean para
refinar electroquímicamente determinados metales, tales como el cobre en nuestro país. También se
utilizan para la protección de los metales contra la corrosión. En la naturaleza, intervienen en
larespiración celular y en la fotosíntesis.
Fuentes:
Ciencias Químicas II y IV. Educación Media. Santillana
Enciclopedia Encarta
Curso Universitario de Química. BruceMahan
II Curso de Química General. Francisco Santamaría
¿QUÉ ES LA BIODIVERSIDAD
La biodiversidad o diversidad biológica, es la variedad de la vida. Abarca a la diversidad de especies
de plantas y de animales que viven en un sitio, a su variabilidad genética, a los ecosistemas de los
cuales forman parte estas especies y a los paisajes o regiones en donde se ubican los ecosistemas.
Tambien incluye los procesos ecológicos y evolutivos que se dan a nivel de genes, especies,
ecosistemas y paisajes.
Se le llama biodiversidad al conjunto de todos los seres vivos y especies que existen en la tierra y a
su interacción.

La gran biodiversidad es el resultado de la evolución de la vida a través de millones de años, cada
organismo tiene su forma particular de vida, la cual está en perfecta relación con el medio que habita.
El gran número de especies se calculan alrededor de 30 millones; esta cifra no es exacta debido a que
no se conocen todas las especies existentes en nuestro planeta.
Hoy en día existe la preocupación por la conservación de la biodiversidad, que se ha convertido en un
paradigma de lo que tenemos y estamos perdiendo por nosotros mismo los humanos que no hacemos
conciencia de lo importante que es la biodiversidad para nuestro planeta y en consiguiente para el
beneficio de cada uno de nosotros.
¿COMO SE BENEFICIA EL SER HUMANO DE LA BIODIVERSIDAD?
La humanidad obtiene beneficios de la Biodiversidad en forma de: seguridad alimen-taria,
mantenimiento de su salud, seguridadenergética, agua, materias primas, recreación, satisfacciones
espirituales, inspiración artística, entre otros. Por lo mismo, bien podemos decir que la existencia de la
biodiversidad garantiza una buena calidad de vida para el ser humano y es factor decisivo para su
misma supervivencia.
Los cambios en las interacciones que se dan entre las especies pueden igualmente, tener efectos
negativos sobre los procesos de los ecosistemas. Por tanto, la pérdida de una especie esencial puede
alterar los servicios que estos sistemas proporcionan al ser humano.
En sí, la biodiversidad aporta alimentos, agua dulce y suelos fértiles para sobrevivir, medicinas
y fibras textiles para cuidarnos y arroparnos, y otras materias primas. Los ecosistemas sanos regulan
nuestro clima y absorben CO2, purifican el agua que bebemos, controlan las inundaciones y frenan la
erosión, protegen y fertilizan el suelo que sustenta nuestra comida. Los paisajes y áreas naturales
constituyen una parte importante de nuestro patrimonio natural y de nuestra cultura, ofreciendo entre
otros valores, un ambiente sano de ocio y recreo, paz y tranquilidad, descubrimiento y aprendizaje. En
definitiva, nuestra vida y calidad de vida dependen del mantenimiento de hábitats y ecosistemas vivos
y sanos.
La pérdida de biodiversidad impacta en una reducción de los beneficios que el hombre obtiene de ella
e igualmente, sube el riesgo, a una velocidad nunca antes vista, de sorpresas como la extinción de
especies, los cambios en el clima o la aparición de nuevas enfermedades.

¿CUAL ES LA IMPORTANCIA DE LA BIODIVERSIDAD?
El valor esencial y fundamental de la biodiversidad reside en que es resultado de un proceso
histórico natural de granantigüedad. Por esta sola razón, la diversidad biológica tiene el inalienable
derecho de continuar su existencia. El hombre y su cultura, como producto y parte de esta diversidad,
debe velar por protegerla y respetarla.
Además la biodiversidad es garante de bienestar y equilibrio en la biosfera. Los elementos diversos
que componen la biodiversidad conforman verdaderas unidades funcionales, que aportan y aseguran
muchos de los “servicios” básicos para nuestra supervivencia.
La biodiversidad es esencial para la vida y los seres humanos dependen de ella. Nosotros utilizamos
elementos de la biodiversidad en nuestra vida diaria para la alimentación, medicina y construcción,
entre otros. También nos presta importantes servicios ambientales como la captura de CO2, el control
de la erosión, la regulación hídrica, y el turismo. No menos relevante es su
importancia cultural y estética para pueblos alrededor del mundo. La diversidad biológica de Venezuela
tiene un gran potencial económico que puede ser desarrollado de manera sostenible contribuyendo a
mejorar la calidad de vida de los habitantes.
La biodiversidad desempeña un papel importante en el funcionamiento de los ecosistemas y en los
numerosos servicios que proporcionan. Entre estos, se encuentran el ciclo de nutrientes y el ciclo del
agua, la formación y retención del suelo, la resistencia a las especies invasoras, la polinización de las
plantas, la regulación del clima, el control de las plagas y la contaminación. En el caso de los servicios
de los ecosistemas, lo que importa es no sólo el número de especies presentes sino también qué
especies son abundantes.

Finalmente desde nuestra condición humana, la diversidad también representa un capital natural. El
uso y beneficio de la biodiversidad ha contribuido de muchas maneras al desarrollo de la cultura
humana, y representa una fuente potencial para subvenir a necesidades futuras.
¿POR QUE SE PIERDE LA BIODIVERSIDAD?
Los principales factores que desencadenan la pérdida de biodiversidad son responsabilidad de las
activi-dades del ser humano, y entre ellas podemos mencionar: la modificación de los hábitats (por
ejemplo la fragmentación o desapari-ción de los bosques), la introducción y propagación de especies
exóticas invaso-ras fuera de su área de distribución habitual, la sobreex-plotación de los recursos na-
turales, la contaminación (especialmente la provocada por el abuso de los fertilizantes, que se traduce
en un exceso de nutrientes en los suelos y el agua), y el cambio climático.
La biodiversidad está disminuyendo a gran velocidad a causa de factores como los cambios en el uso
del suelo, el cambio climático, las especies invasoras, la sobreexplotación y la contaminación. Estos
factores, naturales o provocados por el hombre, se conocen como generadores de cambio y tienden a
interactuar y potenciarse mutuamente. Aunque los cambios en la biodiversidad están vinculados de
forma más evidente a generadores de cambio directos como la pérdida de hábitat, también están
relacionados con generadores indirectos que son la causa de muchos de los cambios en los
ecosistemas. Los principales generadores de cambio indirectos son la evolución de la población
humana, la actividad económica, la tecnología y los factores sociopolíticos y culturales.
En los últimos 50 años diferentes generadores de cambiodirectos han tenido una importancia decisiva
en diferentes ecosistemas. Por ejemplo, en los ecosistemas terrestres, los cambios en la cobertura de
la tierra han sido el generador de cambio más importante, por ejemplo, la transformación del bosque
para usos agrícolas. Sin embargo, la pesca, y especialmente la sobrepesca, han sido los principales
factores desencadenantes de la pérdida de biodiversidad en los sistemas marinos.
En términos generales, los principales factores que desencadenan la pérdida de biodiversidad son: la
modificación del hábitat (por ejemplo la fragmentación de los bosques), la introducción y propagación
de especies exóticas invasoras fuera de su área de distribución habitual, la sobreexplotación de los
recursos naturales y la contaminación, especialmente la provocada por el abuso de los fertilizantes,
que se traduce en un exceso de nutrientes en los suelos y el agua.
Los factores directos que impactan y amenazan a las especies son cuatro:
 Destrucción, deterioro y fragmentación de hábitats generado por la agricultura, ganadería,
construcción de presas, desarrollo urbano, carreteras, gaseoductos, oleoductos, etc.;

 Sobreexplotación directa legal e ilegal (como tráfico ilegal de especies) e indirecta (como la
pesca incidental);
 Introducción de especies exóticas (voluntaria y accidentalmente). Estas especies compiten,
depredan, transmiten enfermedades, modifican los hábitats afectando a las especies nativas y;
 Contaminación generada por el uso de combustibles fósiles y de agroquímicos. Actualmente el
cambio climático, generado por la contaminación, es una de las principales amenazas para las
especies de flora y fauna.
Todos estos factores se deben a las actividades humanas y sus causas subyacentes son sociales,
económicas y políticas.
Los efectos de nuestras actividades, que durante gran parte de la historia han sido de una escala
pequeña, se han convertido de gran escala, llegando a afectar el clima de todo el planeta. El cambio
global, ha pasado a ser una de las principales amenazas a la biodiversidad.
En Venezuela, gran cantidad de especies endémicas de distribución altamente restringida son
susceptibles a ser afectadas por los factores indicados.
La biodiversidad debe tenerse en cuenta en la agricultura, la pesca y la silvicultura para lograr su
conservación. Estos sectores dependen directamente de la biodiversidad e influyen directamente en
ésta. El sector privado puede contribuir de manera significativa; por ejemplo, incorporando
determinadas prácticas agrícolas. Muchas empresas muestran en la actualidad una mayor
responsabilidad corporativa y preparan sus propios planes de actuación en materia de biodiversidad.
Es imprescindible contar a todos los niveles con organismos sólidos que contribuyan a la
conservación de la biodiversidad y al uso sostenible de los ecosistemas. Los acuerdos internacionales
deben prever medidas para asegurar su cumplimiento y tener en cuenta los
impactos sobre la biodiversidad y las posibles sinergias con otros acuerdos. La mayor parte de las
medidas directas para detener o frenar la pérdida de biodiversidad deben tomarse a nivel local o

nacional. Las leyes y políticas adecuadas desarrolladas por las administraciones centrales pueden
habilitar a las administraciones locales para que incentiven la gestión sostenible de los recursos.
¿POR QUÉ CONSERVAR LA BIODIVERSIDAD?
Existen muchas razones para conservar nuestra riqueza natural.
1) Económica. Cuando el capital natural se deteriora perdemos valor y opciones. El capital natural es
el stock de ecosistemas naturales que proporciona un flujo de valiosos bienes y servicios del
ecosistema hacia el futuro. Por mucho tiempo hemos disfrutado gratis de los productos de la
naturaleza, ahora conocidos como “servicios ambientales”, como el oxígeno, el agua limpia, el suelo
fértil, la polinización de flores que resulta en la producción de frutos, entre otros muchos. Sin embargo,
no les hemos dado el valor necesario, hasta ahora que empiezan a ser escasos. En el lenguaje de los
economistas, hemos externalizado los costos.
2) Ética. Ésta es una razón tan importante o más que la primera. Todas las especies tienen derecho a
permanecer en el planeta. La gran mayoría estaban aquí antes que el ser humano. De hecho,
nosotros somos los únicos que tenemos la capacidad de darnos cuenta del estado del planeta, de los
ecosistemas y de las especies y tenemos la responsabilidad de asegurar su existencia.
3) Ecológica. La conservación mantiene las funciones ecológicas de los ecosistemas. El llamado
“desequilibrio ecológico” es la afectación de las relaciones funcionales entre las especies de un
ecosistema.
4) Estética. Una gran cantidad de especies enriquecen nuestra vida con sus formas, texturas, colores,
olores, comportamientos. Los bosques, selvas, estuarios y ríos, en buen estado de conservación,
proporcionan satisfacción a nuestra necesidad de belleza.
5) Espiritual. Para muchas civilizaciones y personas, las plantas y animales y los fenómenos naturales
tienen significado religioso. El sol es el generador de vida en el planeta y transmite su energía a los
organismos vivos. En las culturas mexicanas constantemente encontramos que los fenómenos
naturales, y los seres vivos forman parte integral de la cosmovisión.
6) Científica. La naturaleza es una biblioteca que hemos ido descifrando a través de los siglos. El
entendimiento científico nos ha proporcionado innumerables beneficios que van desde productos
medicinales hasta una visión holística del lugar del hombre en la naturaleza.
 Canciones
 Ambiental
 Libros
 Juegos
 Trabajos

 Naturales
¿QUE PUEDO HACER?
Muchas personas consideran que no tienen responsabilidad sobre la crisis de la biodiversidad, sin
embargo, todos contribuimos mediante nuestros hábitos de consumo cotidianos.
Infórmate. El primer paso es informarte sobre las especies y ecosistemas de México, sobre las
causas de la pérdida de la biodiversidad, sobre alternativas para disminuir nuestro impacto. Utiliza este
sitio web. Exige información de los medios de comunicación como periódicos, radio, televisión sobre la
situación actual.
Participa. Puedes unirte con grupos organizados de la sociedad civil o con organizaciones
gubernamentales para apoyar el trabajo de conservación de la naturaleza. Existen cientos de
organizaciones que necesitan tus habilidades, tu tiempo o tu apoyo financiero.
Consume responsablemente. Piensa en tus actividades diarias y cómo puedes reducir tu impacto o
“huella ecológica”. Millones de Venezolanos pueden hacer la diferencia si cada uno es consciente de
sus decisiones y acciones. Reduce el uso de energía y de combustibles. Camina. Reduce el uso
excesivo de alimentos y otros productos cuya obtención, empaque, transporte distante, refrigeración,
etc., tienen un alto impacto (como la carne y los camarones).
Produce responsablemente. No desperdicies energía y materiales al producir. No hagas productos
desechables. Incluye el verdadero costo ambiental en tus productos.
Denuncia. Exige a las autoridades que protejan a las especies (mascotas, plantas ornamentales) que
se comercian ilegalmente, que detengan el deterioro de nuestras áreas protegidas, y que no permitan
actividades con alto impacto en nuestro ambiente

3. ANEXOS COMPLEMENTARIOS (RECURSOS PARA EL APRENDIZAJE)
4. GLOSARIO
5. REFERENTES BIBLIOGRAFICOS

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