Texto basico quimica aplicada (1)

REACCIONES QUÍMICAS
OBJETIVOS:
 El estudiante será capaz de reconocer qué es una reacción química y sus
componentes.
 El estudiante será capaz de saber ajustar reacciones químicas y escribir
correctamente la notación de las mismas.
 El estudiante será capaz de interpretar el funcionamiento, a nivel microscópico,
de las reacciones químicas.
 El estudiante será capaz de reconocer reacciones químicas que se producen
continuamente en la naturaleza.
 El estudiante será capaz de saber interpretar el significado de las reacciones
químicas.
RECACIONES QUIMICAS
Una reacción química, cambio químico o fenómeno químico, es todo proceso
termodinámico en el cual una o más sustancias (llamadas reactantes), por efecto de un
factor energético, se transforman, cambiando su estructura molecular y sus enlaces,
en otras sustancias llamadas productos. Esas sustancias pueden ser elementos o
compuestos.
TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS
Las reacciones químicas pueden clasificarse de manera sencilla de la siguiente forma:
REACCIONES EXOTERMICAS
Son las que en el momento de su producción liberan energía calorífica.
Ejemplo:
A + B C + Calor
Escriba la reacción exotérmica entre el ácido sulfúrico y el zinc, para formar sulfato de
zinc + hidrógeno molecular + Calor.
H2SO4 + Zn = ZnSO4 + H2 + Calor

REACCIONES ENDOTERMICAS
Son las que necesitan de energía para su producción.
Ejemplo:
A+ B + Calor  C
Escriba la reacción endotérmica del hierro + azufre + calor para formar el sulfuro
ferroso.
Fe + Zn = FeS
REACCIONES DE COMBINACION
Son reacciones en las que, dos o más elementos o compuestos se combinan,
resultando en un solo producto.
Ejemplo:
A+ B  C
Escriba la reacción de síntesis entre el aluminio y el oxígeno, para formar el óxido de
aluminio.
4 Al (s) + 3 O2 (g)  2 Al2O3 (s)
Nota: Es importante recordar los elementos que son diatómicos, los cuales se escriben
con un subíndice de 2 cuando no se encuentran combinados y participan en una
reacción. Estos son el hidrógeno, nitrógeno, oxígeno, flúor, cloro, bromo y el yodo.
REACCIONES DE DESCOMPOSICIÓN
Son r, usualmente con la ayuda del calor o acciones en las que un compuesto se divide
en sus elementos constitutivos o sustancias menos complejas.
A+ B +  C

Ejemplo:
Escriba la ecuación de la descomposición del agua.
2H2O = 2H2 + O2
REACCIONES DE DESPLAZAMIENTO O SUSTITUCIÓN SENCILLA
Estas reacciones son aquellas en las cuales un elemento, va a sustituir a otro que se
encuentra en un compuesto, dejando a su vez a éste en estado de libertad.
Ejemplo 1:
AB + C  CB + A
ó
AB + C  AC + B
Escriba la reacción entre el magnesio y una solución de sulfato de cobre (II), para
formar sulfato de magnesio + cobre.
Mg (s) + CuSO4 (ac)  MgSO4 (ac) + Cu (s)
Ejemplo 2:
Escriba la reacción entre el óxido de sodio y el flúor, para formar el fluoruro de sodio +
oxígeno molecular.
2 F2 (g) + 2 Na2O (ac)  4 NaF (ac) + O2 (g)
Nota: un átomo toma el lugar de otro similar pero menos activo en un compuesto. En
general, los metales reemplazan metales (o al hidrógeno de un ácido) y los no metales
reemplazan no metales. La actividad de los metales es la siguiente, en orden de mayor
actividad a menor actividad: Li, K, Na, Ba, Ca, Mg, Al, Zn, Fe, Cd, Ni, Sn, Pb, (H), Cu, Hg,
Ag, Au. El orden de actividad de los no metales más comunes es el siguiente: F, O, Cl,
Br, I, siendo el flúor el más activo.
REACCIONES DE DOBLE DESPLAZAMIENTO
Estas reacciones son aquellas en las cuales el ión positivo (catión) de un compuesto se
combina con el ión negativo (anión) del otro y viceversa, habiendo así un intercambio
de átomos entre los reactantes. En general, estas reacciones ocurren en solución, es
decir, que al menos uno de los reactantes debe estar en solución acuosa.

Ejemplo:
AB + CD  AD + CB
Escriba la reacción entre el nitrato de plata y el ácido clorhídrico, donde la plata
reemplaza al hidrógeno del ácido, formando cloruro de plata. Al mismo tiempo, el
hidrógeno reemplaza a la plata, formando ácido nítrico con el nitrato.
AgNO3 (ac) + HCl (ac)  HNO3 (ac) + AgCl (s)
REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN
Son reacciones que ocurren entre un ácido y una base y los productos de la reacción
son agua y una sal formada por el catión de la base y el anión del ácido.
Ejemplo:
Escriba la reacción entre el ácido sulfúrico y el hidróxido de sodio resulta en la
formación de agua y sulfato de sodio.
H2SO4 (ac) + 2 NaOH (ac)  2 H2O (l) + Na2SO4 (ac)
REACCIONES DE COMBUSTIÓN
Estas reacciones ocurren cuando un hidrocarburo orgánico (un compuesto que
contiene carbono e hidrógeno) se combina con el oxígeno, formando agua y dióxido de
carbono como productos de la reacción y liberando grandes cantidades de energía.
Las reacciones de combustión son esenciales para la vida, ya que la respiración celular
es una de ellas.
Hidrocarburo + O2  H2O + CO2
Ejemplo 1:
Escriba la ecuación que representa la reacción de combustión de la glucosa, el azúcar
sanguíneo (C6H12O6).
C6H12O6 + O2  H2O + CO2

EJERCICIO DE REPASO
Escriba la ecuación que representa la reacción de combustión de la gasolina y del
diesel.
EJERCICIOS DE PRÁCTICA
1. Clasifique las siguientes reacciones como uno de los cinco tipos de reacciones
descritos.
a. 2 H2 + O2  2 H2O
b. H2CO3 + 2 Na  Na2CO3 + H2
c. Ba(OH)2  H2O + BaO
d. Ca(OH)2 + 2 HCl  2 H2O + CaCl2
e. CH4 + 2 O2  CO2 + 2 H2O
f. 2 Na + Cl2  2 NaCl
g. Cl2 + 2 LiBr  2 LiCl + Br2
2. ¿Qué productos se pueden obtener a partir de las soluciones de cloruro de
potasio y yoduro de plata? ¿Qué clase de reacción se verifica?
3. ¿Qué productos de obtienen a partir del zinc y el ácido clorhídrico? ¿Qué clase
de reacción se verifica?
4. Escriba la ecuación que representa la reacción entre el magnesio y el oxígeno.
¿Qué clase de reacción se verifica?
5. ¿Cuál de las siguientes ecuaciones representa la descomposición del cloruro de
potasio?
a. K + Cl  KCl
b. 2 KCl + F2  2 KF + Cl2
c. KCl  K + Cl
d. 2 KCl  2 K + Cl2
e. 2 KCl  K2 + Cl2
f. Ninguna de las anteriores
6. ¿Cuál de las siguientes ecuaciones representa una reacción de neutralización?
a. 2 K + 2 HCl  2 KCl + H2
b. KOH + HNO3  KNO3 + H2O
c. K2SO4 + 2 NaOH  Na2SO4 + 2 KOH
d. Ca(OH)2  H2O + CaO
e. Ninguna de las anteriores
7. Complete las siguientes reacciones adecuadamente y clasifíquelas.
a. CaO 
b. Na + F2 
c. Al + Mg(NO3)2 
d. HClO + LiOH 
e. C2H5OH + O2 
f. HNO3 + Ca 
g. BaCl2 + Na2SO4 

ECUACIONES QUIMICAS
Es la representación abreviada de fórmulas de las sustancias químicas que reaccionan
para formar los distintos compuestos. Toda ecuación está compuesta de:
 Reactivos: son las sustancias que se combinan o reaccionan, y se localizan a la
izquierda de la ecuación o antes del signo igual o flecha. Representa el primer
miembro de la ecuación.
 Productos: son las sustancias (sustancias nuevas) que resultan de tal
combinación, localizadas a la derecha de la ecuación o después del signo igual o
flecha. Representa el segundo miembro de la ecuación.
IGUALACION DE ECUACIONES QUIMICAS
Para este fin se toma en cuenta lo siguiente:
Una ecuación química se iguala tomando en cuenta el siguiente orden:
1. Primero todos los no metales que no sean oxígeno.
2. Luego los metales
3. Después el hidrógeno
4. Al final el oxígeno
CONCEPTOS BASICOS PARA LA IGUALACION QUIMICA
Átomo: Están constituidos por partículas consideradas indivisibles: protones,
neutrones y electrones. Ejemplo: Cl2, Fe, N2.
Elementos: son sustancias puras que no pueden descomponerse en otras más simples.
Moléculas: son conjunto de átomos enlazados entre sí.
Ejemplos: Ozono: O3, NaCl.
Subíndice Químico: es un número pequeño que va colocado a la derecha y en la parte
inferior de un símbolo, y nos indica el número de átomos.

Coeficiente Químico: es el número que va antepuesto a la fórmula de un compuesto, y
nos indica el número de moléculas.
Valencia: es el número de electrones que gira en la última capa o son los números de
valencia que más frecuentemente utiliza un átomo al combinarse con otros
elementos.
Radical: es un grupo químico inestable, que tiene una carga eléctrica, debido al
electrón desapareado que contiene.
Cl - , (SO4)2-
REACCIONES DE OXIDO – REDUCCION
ECUACIONES REDOX POR EL MÉTODO DE LA VALENCIA
ECUACIONES REDOX: Es el aumento y/o disminución de valencia en uno o más
átomos.
ESCALA DE OXIDACION Y REDUCCION: es una representación ordenada de números
en orden ascendente y descendente, que nos permite extraer los conceptos de
oxidación y reducción.
De acuerdo a la escala, todo cambio de valencia que va de izquierda a derecha se llama
OXIDACIÓN, y de derecha a izquierda se llama REDUCCION.
OXIDACIÓN: aumento de valencia. Así por ejemplo de -6 a +4 hay un aumento de
valencia en 10.
REDUCCIÓN: Es la disminución de valencia. Así por ejemplo de +7 a -7 hay una
disminución de valencia en 14.

DETERMINACION DE VALENCIAS EN UNA ECUACION REDOX
REGLA 1. Los elementos químicos en estado libre, atómico, diatómico o molecular,
poseen valencia cero.
Por ejemplo: Na0, Zn0, Fe0, O2
0, H2
0, Cl2
2, Br2
2, I2
0, etc.
REGLA 2. El hidrógeno tiene valencia +1 en todos los compuestos, excepto en los
hidruros metálicos, compuestos en los cuales tiene valencia negativa, -1. (NaH, AlH3)
REGLA 3. El nitrógeno tiene valencias 1, 2, 3, -3, 4, 5.
REGLA 4. Todo compuesto químico es eléctricamente neutro, es decir posee igual
número de valencias positivas como negativas. Por ejemplo:
Anhídrido carbónico: C +4 O2
+2
Valencias positivas= +4 x 1= +4
Valencias negativas= -2 x 2= -4
Nitrato de calcio: Ca+2(N+5O3
-2)2
Valencias positivas= +12
Ca= +2 x 1= +2
N= +5 x 2 = 10
Valencias negativas= -12
O= (3 x -2)= -6 X 2= -12
REGLA 4. El oxígeno tiene valencia negativa -2 en todos los compuestos, excepto en los
peróxidos, ya que en estos compuestos el oxígeno trabaja con valencia negativa -1.
Peróxido de hidrógeno: H2
+1
O2
-1
Valencias positivas= +1 x 2 = +2
Valencias negativas= -1 x 2= -2
REGLA 5. Los metales siempre funcionan con valencia positiva.
NORMAS PARA IGUALAR UNA ECUACION REDOX

NORMA 1. Se plantea la ecuación y luego se pintan las valencias en la parte superior
de cada uno de los átomos que componen los compuestos.
Ejemplo: Ácido nítrico + ácido sulfhídrico = Monóxido de nitrógeno + azufre + agua.
H+1N+5O3
-2 + H2
+1S-2 = N+2 O-2 + S0 + H2
+1O-2
NORMA 2. Se procede a señalar los átomos que han cambiado de valencia al pasar del
primer al segundo miembro de la ecuación.
H+1 N+5 O3
-2 + H2
+1 S-2 = N+2 O-2 + S0 + H2
+1O-2
NORMA 3. Una vez señalado los átomos que han cambiado de valencia, pasamos a
indicar la oxidación y reducción de dichos átomos.
HN+5 O3 + H2
S-2 = N+2 O + S0 + H2O
N+5 a N+2 = Red. 3
S-2 a S0 = Ox. 2
NORMA 4. Una vez conocidos los coeficientes de reducción y oxidación, para obtener
los coeficientes totales multiplicamos cada coeficiente por el respectivo y el mayor
subíndice, se intercambian los coeficientes de oxidación y reducción; es deci r, que el
coeficiente de oxidación se antepone al de reducción, y visceversa.
N+5 a N+2 = Red. 3
S-2 a S0 = Ox. 2
Red. 2
Ox.
NORMA 5. Procedemos a igualar todos los átomos, tomando en cuenta en un
comienzo el siguiente orden primero todos los metaloides que no sean oxígeno, luego
los metales, después el hidrógeno y por último el oxígeno.
2HN+5 O3 + 3 H2
S-2 = 2N+2 O + 3 S0 + 4H2O
PRIMER MIEMBRO
N=2
S=3
H= 8
O=6
SEGUNDO MIEMBRO
N=2
S=3
H= 8
O=6

ECUACIONES DE PRÁCTICA
1. Ácido nítrico + ácido sulfhídrico = dióxido de nitrógeno + gas sulfuroso + agua.
Rpta.: 6, 1, 6, 1, 4
2. Ácido nítrico + ácido sulfhídrico = óxido nítrico + gas sulfuroso + agua. Rpta.: 2,
1, 2,1, 2
3. Ácido nítrico + ácido sulfhídrico = ácido sulfúrico + óxido nítrico + agua. Rpta.:
8, 3, 3, 8, 4
OBSERVACIONES
OBSERVACIÓN 1. Para igualar una ecuación, tomamos en cuenta el mayor subíndice o
de los átomos que han cambiado de valencia; es decir que la ecuación será igualada a
partir del miembro que posea mayor subíndice. Pero en caso de estar iguales, la
igualación se hace a partir de cualesquier miembro.
Por ejemplo: Yodo molecular + Ácido Nítrico = Ácido peryódico + Óxido Nítrico + Agua.
0 +5 +7 +2
I2 + HNO3 = HIO4 + NO + H2O
Subíndice Total: 2 + 1 = 3 Subíndice Total: 1 + 1 =2
Como se puede ver los subíndices están en mayor número en el primer miembro, por
tanto la ecuación será igualada a partir del primer miembro.
0 +5 +7 +2
I2 + HNO3 = HIO4 + NO + H2o
0 +7
I2 a I = Ox. 7 x 2 = 14 3
+5 +2
N a N = Red. 3 14
3I2 + 14HNO3 = 6 HIO4 + 14 NO + 4H2O
1. Yodo molecular + ácido nítrico = ácido yódico + óxido nítrico + agua. Ppta.: 3-
10-6-10-2
2. Permanganato de potasio + bromuro de potasio + ácido sulfúrico = sulfato
manganoso + sulfato de potasio + bromo molecular + agua. Rpta.: 2-10-8-2-6-5-
8
3. Sulfato ferroso + ácido nítrico + ácido sulfúrico = sulfato férrico + óxido nítrico +
agua. Rpta.: 6-2-3-3-2-4

4. Permanganato de potasio + yoduro de potasio + ácido sulfúrico = sulfato
manganoso + sulfato de potasio + yodo molecular + agua. Rpta.: 2, 10, 8, 2, 6, 5,
8.
OBSERVACION 2. Se simplifican los coeficientes de ox. y red., siempre y cuando sea
posible hacerlo. Por ejemplo:
+6 -1 +3 0
K2Cr2O7 + CaCl2 + H2SO4 = Cr2(SO4)3 + K2SO4 + CaSO4 + Cl2 + H2O
+6 +3
Cr2 a Cr2 = Red. 3 x 2 = 6 simplificando 3 1
-1 0
Cl2 a Cl2 = Ox. 1 x 2 = 2 simplificando 1 3
Igualando:
1K2Cr2O7 + 3 CaCl2 + 7H2SO4 = Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 3CaSO4 + 3Cl2 + 7H2O
1. Dicromato de potasio + cloruro de zinc + ácido sulfúrico = sulfato crómico +
sulfato de potasio + sulfato de zinc + cloro molecular + agua. Rpta.: 1-3-7-1-1-3-
3-7
2. Dicromato de potasio + yoduro de potasio + ácido sulfúrico = sulfato crómico +
sulfato de potasio + yodo molecular + agua. Rpta.: 1-6-7-1-4-3-7
OBSERVACION 3. En algunas ecuaciones, cuando los coeficientes de oxidación y
reducción resultan impares, es conveniente duplicarlos para poder igualar la ecuación.
Por ejemplo:
Permanganato de potasio + yoduro de aluminio + ácido sulfúrico = sulfato manganoso
+ sulfato de potasio + sulfato de aluminio + yodo molecular + agua.
+7 -1 +2 0
KMnO4 + AlI3 + H2SO4 = MnSO4 + K2SO4 + Al2(SO4)3 + I2 + H2O
+7 +2
Mn a Mn = Red. 5 x 1 = 5 duplicando = 5x2=10 6
-1 0
I3 a I2 = Ox. 1 x 3 = 3 duplicando = 3x2 = 6 10

6KMnO4 + 10AlI3 + 24H2SO4 = 6MnSO4 + 3K2SO4 + 5Al2(SO4)3 + 15I2 + 24H2O
1. Ácido nítrico + ácido selenhídrico = ácido selénico + dióxido de nitrógeno +
óxido nítrico + agua. Rpta,: 4-1-1-2-2-2
2. Sulfato ferroso + ácido hipoyodoso + ácido clorhídrico = sulfato férrico + cloruro
férrico + ácido yodhídrico + agua. Rpta. 6-3-6-2-2-3-3
OBSERVACION 4. Cuando se trata de ecuaciones que presentan oxidaciones o
reducciones en distintas moléculas, para su igualación se suman las oxidaciones o
reducciones de las distintas moléculas.
Por ejemplo:
Ácido nítrico + ácido sulfhídrico = ácido sulfúrico + dióxido de nitrógeno + óxido nítrico
+ agua.
+5 -2 +6 +4 +2
HNO3 + H2S = H2SO4 + NO2 + NO + H2O
+5 +4
N a N = Red. 1
Red. 1 + 3 = 4 = 1
+5 +2
N a N = Red. 3
-2 +6
S a S = Ox. 8 = 2
Intercambiando: Red. 2 y Ox. 1
4HNO3 + H2S = H2SO4 + 2NO2 + 2NO + 2H2O
1. Ácido nítrico + ácido selenhídrico = ácido selénico + dióxido de nitrógeno +
óxido nítrico + agua.
2. Sulfato ferroso + ácido hipoyodoso + ácido clorhídrico = sulfato férrico + cloruro
férrico + ácido yodhídrico + agua.
OBSERVACION 5. Cuando en la misma molécula dos átomos se oxidan, para obtener el
coeficiente total de oxidación es necesario sumar las oxidaciones . Por ejemplo:

Yoduro crómico + hidróxido de sodio + cloro molecular = peryodato de sodio +
cromato de sodio + cloruro de sodio + agua.
+3-1 0 +7 +6 -1
CrI3 + NaOH + Cl2 = NaIO4 + Na2CrO4 + NaCl + H2O
+3 +6
Cr a Cr = Ox. 3 x 1 = 3
-1 +7
I3 a I = Ox. 8 x 3 = 24
Total Ox. = 27 2
0 -1
Cl2 a Cl = Red. 1 x 2 = 2 27
Igualamos la ecuación:
2CrI3 + 64NaOH + 27Cl2 = 6NaIO4 + 2Na2CrO4 + 54NaCl + 32H2O
1. Yoduro crómico + hidróxido de potasio + bromo molecular = peryodato de
potasio + cromato de potasio + bromuro de potasio + agua. Rpta.: 2-64-27-6-2-
54-32.
2. Sulfuro arsenioso + ácido nítrico + agua = ácido ortoarsénico + ácido sulfúrico +
óxido nítrico. Rpta.: 3-28-4-6-9-28.
3. Sulfuro antimonioso + ácido nítrico + agua = ácido ortoantimónico + ácido
sulfúrico + óxido nítrico. Rpta.: 3-28-4-6-9-28.
OBSERVACION 6. Cuando en la misma molécula un átomo se oxida y otro se reduce;
para obtener el coeficiente de oxidación o reducción se hace una resta. Por ejemplo:
+2 +1 +3 +3 -1
FeSO4 + HBrO + H2SO4 = Fe2(SO4)3 + FeBr3 + H2O
+2 +3
Fe a Fe2 = Ox. 1 x 2 = 2 5
+2 +3
Fe a Fe = Ox. 1 x 1 = 1
+1 -1
Br a Br3 = Red. 2 x 3 = 6
Resta= Total Red = 6 – 1 = 5 2
Finalmente igualamos;

12FeSO4 + 6HBrO + 3H2SO4 = 5Fe2(SO4)3 + 2FeBr3 + 6H2O
1. Cobre + ácido sulfúrico = sulfuro cuproso + sulfato cúprico + agua.
2. Sulfato ferroso + ácido hipocloroso + ácido sulfúrico = sulfato férrico + cloruro
férrico + agua.
OBSERVACION 7. Algunas ecuaciones llevan el agua en el primer miembro y no se
representa en la ecuación esquemática; siendo necesario en lo posterior, adicionar
dicha molécula de agua, con la finalidad de balancear la ecuación. Por ejemplo:
+4 +5 +6 +2
SO2 + HNO3 = H2SO4 + NO
+4 +6
S a S = Ox. 2 3
+5 +2
N a N = Red. 3 2
Adicionando el agua en el primer miembro, tenemos:
3SO2 + 2HNO3 + 2H2O = 3H2SO4 + 2NO
1. Hidróxido niqueloso + bromo molecular = hidróxido niquélico + ácido
bromhídrico. Rpta.: 2-1-2-2-2
2. Arsénico + ácido nítrico = ácido ortoarsénico + óxido nítrico. Rpta.: 3-5-2-3-5
3. Antimonio + ácido nítrico = ácido ortoantimónico + óxido nítrico. Rpta.: 3-5-2-3-
5
OBSERVACION 8. Cuando un átomo de un determinado compuesto que cambia de
valencia, da origen a dos o más compuestos diferentes, la igualación se realiza a partir
del segundo miembro. Por ejemplo:
0 +5 +2 +2
Cu + HNO3 = Cu(NO3)2 + NO + H2O
0 +2
Cu a Cu = Ox. 2 3
+5 +2
N a N = Red. 3 2

3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
1. Zinc + ácido nítrico = nitrato de zinc + óxido nítrico + agua. Rpta.: 3-8-3-2-4
2. Calcio + ácido nítrico = nitrato de calcio + óxido nítrico + agua. Rpta.: 3-8-3-2-4
3. Cromato de potasio + ácido clorhídrico = cloruro de potasio + cloruro crómico +
cloro molecular + agua. Rpta.: 2-16-4-2-3-8
CASO DEL NITRATO DE AMONIO
El nitrógeno tiene valencia negativa -3 en el radical amonio (NH4), cuando se encuentra
formando el nitrato de amonio, (NO3(NH4)). Ya que el nitrógeno en los nitratos tiene
exclusivamente valencia positiva +5.
+5-2-3 +1
NO3(NH4)
Valencias positivas: +9
N= +5 x 1 = +5
H= +1 x 4 = +4
Valencias negativas: -9
O= -2 x 3 = -6
N= -3 x 1 = -3
Igualar.- hierro + ácido nítrico = nitrato férrico + nitrato de amonio + agua.
0 +5 +3 -3
Fe + HNO3 = Fe(NO3)3 + (NO3(NH4)) + H2O
0 +3
Fe a Fe = Ox. 3 8
+5 -3
N a N = Red. 8 3
8Fe + 30HNO3 = 8Fe(NO3)3 + 3(NO3(NH4)) + 9H2O
1. Zinc + ácido nítrico = nitrato de zinc + nitrato de amonio + agua. Rpta.: 4-10-4-
1-3
2. Cobre + ácido nítrico = nitrato cúprico + nitrato de amonio + agua. Rpta.: 4-10-
4-1-3

3. Estaño + ácido nítrico = nitrato estannoso + nitrato de amonio + agua. Rpta.: 4-
10-4-1-3
4. Sodio + ácido nítrico = nitrato de sodio + nitrato de amonio + agua. Rpta.: 8-10-
8-1-3
OBSERVACION 9. Si el átomo oxidado y reducido se encuentra en la misma molécula,
la igualación se hace a partir del miembro que posea los cambios de valencia en
distintas moléculas. Por ejemplo:
0 -1 +5
NaOH + I2 = NaI + NaIO3 + H2O
0 -1
I2 a I = Red. 1 x 2 = 2 simplificando = 1 5
0 +5
I2 a I = Ox. 5 x 2 = 10 simplificando = 5 1
6NaOH + 3I2 = 5NaI + 1NaIO3 + 3H2O
1. Manganato de potasio + gas carbónico + agua = permanganato de potasio +
carbonato ácido de potasio + dióxido de manganeso. Rpta.: 3-4-2-2-4-1
2. Yodato de potasio + yoduro de potasio + ácido sulfúrico = sulfato de potasio +
agua + yodo molecular. Rpta.: 1-5-3-3-3-3
OBSERVACION 10. En los peróxidos como el agua oxigenada por ejemplo, el oxígeno
tiene valencia negativa -1. Por ejemplo:
+7 -1 +2 0
KMnO4 + HCl + H2O2 = KCl + MnCl2 + H2O + O2
+7 +2
Mn a Mn = Red. 5 2
-1 0
O2 a O2 = Ox. 1 x 2 = 2 5
2KMnO4 + 6HCl + 5H2O2 = 2KCl + 2MnCl2 + 8H2O + 5O2

1. Permanganato de potasio + ácido sulfúrico + agua oxigenada = sulfato
manganoso + sulfato de potasio + agua + oxígeno molecular. Rpta.: 2-3-5-2-1-8-
5
2. Cromato de potasio + ácido sulfúrico + agua oxigenada = sulfato crómico +
sulfato de potasio + agua + oxígeno molecular. Rpta.: 2-5-3-1-2-8-3

ECUACIONES REDOX POR EL METODO DEL ION ELECTRON
Para entender este método se debe tener claro las disociaciones de ácidos, bases y
sales.
DISOCIACION DE ACIDOS
Son sustancias que al descomponerse en el agua dejan en libertad un radical
halogénico y el ión hidrógeno. Ejemplos:
HCl = Cl- + H+
Radical o ion cloruro Ión hidrógeno
HNO3= NO3
- + H+
Radical o ion nitrato Ión hidrógeno
H2SO4= SO4
2- + 2H+
Radical o ion sulfato Ión hidrógeno
H3PO4= PO4
3- + 3H+
Radical o ion fosfato Ión hidrógeno
DISOCIACION DE BASES
Se trata de sustancias que al descomponerse en el agua dejan en libertad un metal y el
ión hidroxilo. Ejemplos:
NaOH= Na+ + OH-Ion
sodio Ión hidroxilo
Ca(OH)2= Ca+2 + 2OH-Ion
calcio Ión hidroxilo
Al(OH)3= Al+3 + 3OH-Ion
aluminio Ión hidroxilo
Fe(OH)3= Fe+3 + 3OH-Ion
férrico Ión hidroxilo
DISOCIACION DE SALES
Cuando se trata de una sal halógena neutra, en el agua se disocia un metal y un
metaloide. Ejemplos:
NaCl= Na+ + Cl-
Ion sodio Ión cloruro

ZnCl2= Zn2+ + 2Cl-
Ion sodio Ión cloruro
Cuando se trata de sales oxisales neutras, queda en libertad el radical halogénico y el
metal.
Na2CO3= CO3 2- + 2Na+
Ion carbonato Ión sodio
K2Cr2O7= Cr2O7 2- + 2k+
Ion dicromato Ión sodio
TABLA 1. ACIDOS OXACIDOS - ANIONES
Fórmula Nomenclatura tradicional Anión Nombre del anión
HClO Ácido hipocloroso ClO- hipoclorito
HClO2 Ácido cloroso ClO2
-
clorito
HClO3 Ácido clórico ClO3
-
clorato
HClO4 Ácido perclórico ClO4
-
perclorato
HBrO Ácido hipobromoso BrO- hipobromito
HBrO2 Ácido bromoso BrO2
-
bromito
HBrO3 Ácido brómico BrO3
-
bromato
HBrO4 Ácido perbromico BrO4
-
perbromato
HIO Ácido hipoyodoso IO- hipoyodito
HIO2 Ácido yodoso IO2
-
yodito
HIO3 Ácido yódico IO3
-
yodato
HIO4 Ácido peryódico IO4
-
peryodato
H2SO3 Ácido sulfuroso SO3
2-
sulfito
H2SO4 Ácido sulfúrico SO4
2- sulfato
HNO2 Ácido nitroso NO2
- nitrito
HNO3 Ácido nítrico NO3
- nitrato
H3PO4 Ácido fosfórico PO4
3- fosfato
H2CO3 Ácido carbónico CO3
2- carbonato
H4SiO4 Ácido silícico SiO4
4-
silicato
HMnO4 Ácido permangánico MnO4
-
permanganato
H2CrO4 Ácido crómico CrO4
2-
cromato
H2Cr2O7 Ácido dicrómico Cr2O7
2- dicromato

Este método nos hace referencia a la pérdida y ganancia de electrones al unirse los
átomos entre sí, por ejemplo; en toda unión de dos o más átomos, siempre gana
electrones aquel átomo que posee un mayor número de éstos en su última capa. Así:
en la formación del yoduro de potasio, el yodo gana el único electrón de la última
órbita del potasio, ya que en su última capa tiene 7 electrones.
OXIDACION: Es la pérdida de electrones. Así: en la unión del yodo con el potasio para
formar el yoduro de potasio, el átomo que se oxida es el potasio, ya que ha perdido el
único electrón de su última órbita.
REDUCCION: es la ganancia de electrones. Por ejemplo: en la unión del yodo con el
potasio formar el yoduro de potasio, el átomo que se reduce es el yodo, ya que ha
ganado el electrón del potasio. Así:
0 0 +1-1
I2 + K = KI
AGENTE OXIDANTE: es el átomo que se reduce, o sea aquel que gana electrones. En el
ejemplo del yoduro de potasio, el agente oxidante es el yodo.
AGENTE REDUCTOR: es el átomo que se oxida, o sea, aquel que pierde electrones. Así:
en el yoduro de potasio, el átomo que hace el papel de agente reductor es el potasio.
NORMAS PARA IGUALAR UNA ECUACION REDOX
METODO DEL ION ELECTRON: SENCILLO
NORMA 1. Se plantea la ecuación redox en estado molecular con sus respectivas
valencias. Por ejemplo:
Fósforo + cloro molecular = cloruro fosforoso
0 0 +3-1
P + Cl2 = PCl3
NORMA 2. Igualamos las ecuaciones iónicas. (Se escribe en forma iónica Cl-)
0 +3
Ecuación iónica de oxidación: P = P
0 -
Ecuación iónica de reducción: Cl2 = 2Cl
NORMA 3. Incluimos los electrones de oxidación y reducción.
0 +3
P - 3e = P
0 -
Cl2 + 2e = 2Cl

NORMA 4. Intercambio de coeficientes de oxidación y reducción.
0 +3
2 ( P - 3e = P)
0 -
3 ( Cl2 + 2e = 2Cl)
NORMA 5. Pasamos a la anulación de electrones de oxidación y reducción.
0 +3
2P - 6e = 2P
0 -
3Cl2 + 6e = 6Cl
NORMA 6. Sumamos las ecuaciones iónicas:
0 0 +3 -
2P + 3Cl2 = 2P + 6Cl
NORMA 7. Finalmente pasamos a igualar la ecuación molecular.
2P + 3Cl2 = 2PCl3
1. Fósforo + cloro molecular = cloruro fosfórico
2. Yoduro de potasio + cloruro férrico = cloruro ferroso + cloruro de potasio +
yodo molecular.
3. Amoniaco + óxido cúprico = agua + nitrógeno molecular + cobre.
4. Aluminio + sulfato cúprico = sulfato de aluminio + cobre.
5. Azufre + ácido nítrico = ácido sulfúrico + óxido nítrico.
6. Sulfuro plumboso + oxígeno molecular = óxido plumboso + gas sulfuroso
7. Aluminio + agua = hidrógeno molecular + hidróxido de aluminio.
8. Ácido yódico + ácido yodhídrico = yodo molecular + agua.
9. Ácido nítrico + estaño = óxido estánnico + dióxido de nitrógeno + agua.
10. Yodo molecular + agua + cloro molecular= ácido clorhídrico + ácido yodhídrico.

METODO DE RESOLUCION COMPLEJA
Este método necesariamente hace uso de la disociación iónica.
1. Permanganato de potasio + ácido clorhídrico = cloruro manganoso + cloruro de
potasio + cloro molecular + agua.
Ecuación molecular con las valencias:
+7 -1 +2 0
KMnO4 + HCl = MnCl2 + KCl + Cl2 + H2O
Ecuación iónica de reducción:
-1 + +2
MnO4 + H = Mn + H2O
Ecuación iónica de reducción:
-1 0
Cl = Cl2
Igualamos las ecuaciones iónicas de oxidación y reducción:
-1 + +2
MnO4 + 8H = Mn + 4H2O
-1 0
2Cl = Cl2
Inclusión de los electrones de oxidación y reducción:
-1 + +2
MnO4 + 8H + 5e = Mn + 4H2O
-1 0
2Cl + 2e = Cl2
Intercambio de coeficientes de oxidación y reducción:
-1 + +2
2( MnO4 + 8H + 5e = Mn + 4H2O)
-1 0
5( 2Cl + 2e = Cl2)
Anulación de los electrones:
-1 + +2
2MnO4 + 16H + 10e = 2Mn + 8H2O)
-1 0
10Cl + 10e = 5Cl2

Suma de ecuaciones iónicas:
2MnO4 + 10Cl + 16H = 2Mn + 5Cl2 + 8H2O
Ecuación molecular igualada:
2KMnO4 + 16HCl = 2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2 + 8H2O
1. Permanganato de potasio + ácido sulfhídrico + ácido sulfúrico = sulfato de
potasio + sulfato manganoso + azufre + agua.
2. Permanganato de potasio + yoduro de potasio + ácido sulfúrico = sulfato de
potasio + sulfato manganoso + yodo molecular + agua.
3. Cobre + ácido nítrico = nitrato cúprico + dióxido de nitrógeno + agua.
4. Estaño + ácido nítrico + ácido clorhídrico = cloruro estánnico + óxido nítrico +
agua.
5. Sulfuro de cadmio + áqcido nítrico = nitrato de cadmio + óxido nítrico + azufre +
agua.

UNIDAD II
SOLUCIONES
OBJETIVOS:
 El estudiante será capaz de identificar los componentes de una Solución
Química.
 El estudiante será capaz de preparar soluciones con diferentes
concentraciones.
 El estudiante será capaz de calcular la concentración de una solución.
 El estudiante será capaz de realizar diluciones a partir de soluciones
concentradas.
 El estudiante será capaz de determinar las propiedades de las soluciones a
través de cálculos.
DISOLUCIONES
Una solución (o disolución) es una mezcla de dos o más componentes, perfectamente
homogénea ya que cada componente se mezcla íntimamente con el otro, de modo tal
que pierden sus características individuales. Esto último significa que los
constituyentes son indistinguibles y el conjunto se presenta en una sola fase (sólida,
líquida o gas) bien definida.
Una solución que contiene agua como solvente se llama solución acuosa.
Si se analiza una muestra de alguna solución puede apreciarse que en cualquier parte
de ella su composición es constante.
Entonces, reiterando, llamaremos solución o disolución a las mezclas homogéneas
que se encuentran en fase líquida. Es decir, las mezclas homogéneas que se
presentan en fase sólida, como las aleaciones (acero, bronce, latón) o las que se hallan
en fase gaseosa (aire, humo, etc.) no se les conoce como disoluciones.
CARACTERÍSTICAS DE LAS SOLUCIONES (O DISOLUCIONES):
 Sus componentes no pueden separarse por métodos físicos simples como
decantación, filtración, centrifugación, etc.
 Sus componentes sólo pueden separase por destilación, cristalización,
cromatografía.
 Los componentes de una solución son soluto y solvente.
Soluto es aquel componente que se encuentra en menor cantidad y es el que se
disuelve. El soluto puede ser sólido, líquido o gas, como ocurre en las bebidas
gaseosas, donde el dióxido de carbono se utiliza como gasificante de las bebidas. El
azúcar se puede utilizar como un soluto disuelto en líquidos (agua).

Solvente es aquel componente que se encuentra en mayor cantidad y es el medio que
disuelve al soluto. El solvente es aquella fase en que se encuentra la solución. Aunque
un solvente puede ser un gas, líquido o sólido, el solvente más común es el agua.
CONCENTRACIONES DE LAS DISOLUCIONES
La concentración es la magnitud química que expresa la cantidad de un soluto que hay
en una cantidad de disolvente o disolución. Cada sustancia tiene una solubilidad que es
la cantidad máxima de soluto que puede disolverse en una disolución, y depende de
condiciones como la temperatura, presión, y otras sustancias disueltas. En química,
para expresar cuantitativamente la proporción entre un soluto y el disolvente en una
disolución se emplean distintas unidades: molaridad, normalidad, molalidad,
porcentaje en peso, porcentaje en volumen, fracción molar, etc. También se puede
expresar cualitativamente empleando términos como diluido, para bajas
concentraciones, o concentrado, para altas.
UNIDADES DE CONCENTRACIÓN
Las unidades de concentración en que se expresa una solución o disolución pueden
clasificarse en unidades físicas y en unidades químicas.
UNIDADES FÍSICAS DE CONCENTRACIÓN
Las unidades físicas de concentración están expresadas en función del peso y del
volumen, en forma porcentual, y son las siguientes:
PORCENTAJE EN MASA
Es la masa del soluto por cada cien partes de solución. El porcentaje en masa se define
como los gramos de soluto (sustancia que se disuelve) por cada 100 gramos de
disolución:
Ejemplo: Se disuelven 50.0 gramos de alcohol etílico (CH3CH2OH) en 150.0 g de agua.
¿Cuál es el porcentaje en masa de la solución?
50.0 g CH3CH2OH
% m/m = X 100 % = 25.0 %
(150.0 + 50.0) g solución
PORCENTAJE EN VOLUMEN

Expresa el volumen de soluto por cada cien unidades de volumen. Se suele usar para
mezclas gaseosas en las que el volumen es un parámetro importante a tener en
cuenta. Es decir, el porcentaje que representa el soluto en el volumen total de la
disolución. El porcentaje en volumen se calcula de forma similar al porcentaje en masa,
pero empleando volúmenes en lugar de masas, evidentemente se suele utilizar para
líquidos o gases:
Ejemplo: Se disuelven 50.0 mL de alcohol etílico (CH3CH2OH) en 150.0 mL de agua.
¿Cuál es el porcentaje en volumen de la solución?
50.0 mL CH3CH2OH
% v/v = X 100 % = 25 %
(150.0 + 50.0) mL solución
PORCENTAJE DE MASA / VOLUMEN
Expresa la cantidad en gramos de soluto que hay en 100 mL de solución.
Ejemplo: Se mezcla 30.0 g de Cloruro de potasio (KCl) en agua, formándose una
solución de 150 mL. ¿Cuál es la concentración porcentual de masa en volumen de la
solución?.
30.0 g KCl
% m/v = X 100 % = 20.0 %
150 mL solución
PARTES POR MILLÓN (p.p.m.)
Expresa las partes de soluto que hay en un millón de partes de disolución. Suele
referirse generalmente a masas: mg de soluto que hay en un millón de mg (1 Kg) de
disolución.
풑풑풎 =
풎품 풔풐풍풖풕풐
푲품 풔풐풍풖풄풊ó풏

UNIDADES QUÍMICAS DE CONCENTRACIÓN
Para expresar la concentración de las soluciones se usan también sistemas con
unidades químicas, como son:
FRACCIÓN MOLAR (Xi): se define como la relación entre los moles de un componente
(ya sea solvente o soluto) de la solución y los moles totales presentes en la solución.
EJERCICIO:
Se agregan 3 gramos de sal en una cacerola con 4 litros de agua ¿cuál es la
concentración de sal?, o dicho de otra forma ¿cuál es la concentración de la solución?
Calcular la fracción molar de solvente y de soluto: Recordemos que la fracción molar
expresa la concentración de una solución en Moles de Soluto o de Solvente por Moles
Totales de la Solución.
Solvente: agua (H2O)
Soluto: sal (NaCl)
Datos que conocemos: 3 gramos de soluto y 4.000 ml (4 litros) de solvente.
Con estos datos debemos resolver el problema, calculando 4 valores significativos:
moles de solvente, moles de soluto, fracción molar de solvente y fracción molar de
soluto.
Para el agua, se conoce su masa molar = M(H2O) = 18 g/mol (1 mol de H2O contiene 18
g, formados por 2 g de H y 16 g de O).
Averiguar cuántos moles de solvente H2O) tenemos:
Para la sal (NaCl) su masa molar = M(NaCl) = 58,5 g/mol (1 mol de sal equivale a 58,5 g,
formados por 23 g de Na y 35,5 g de Cl)

Averiguar cuántos moles de soluto tenemos:
Ahora que conocemos la cantidad de moles de solvente y la cantidad de moles de
soluto, podemos calcular las fracciones molares de solvente y de soluto:
Fracción molar del solvente = Xsolvente
Fracción molar del solvente (agua) = 0,99977
Fracción molar del soluto= Xsoluto
Fracción molar del soluto= 0,00023
Pero sabemos que:
Entonces: 0,99977 + 0,00023 = 1
MOLARIDAD (M): La molaridad (M), o concentración molar, es el número de moles de
soluto por cada litro de disolución.

MOLALIDAD (M): es el número de moles de soluto por kilogramo de disolvente (no de
disolución).
NORMALIDAD (N): Indica el número de equivalentes gramo de soluto por litro de
solución.
푵 =
푷푴풔풐풍풖풕풐 . 푳 풔풐풍풖풄풊ó풏
Equivalente Químico 휺풒 = 푴풂풔풂 풅풆 푺풐풍풖풕풐
푷풆풔풐 푬풒풖풊풗풂풍풆풏풕풆
Peso equivalente = 푷풆풔풐 푴풐풍풆풄풖풍풂풓
휺풒
El peso equivalentes para:
품 푺풐풍풖풕풐 . 풗
Peso equivalente (ELEMENTO): = 푷풆풔풐 푴풐풍풆풄풖풍 풂풓
Nº de Oxidación
= 품/휺풒
Peso equivalente (ACIDOS): = 푷풆풔풐 푴풐풍풆 풄풖풍풂풓
Nº de H sustituibles
= 품/휺풒
Peso equivalente (BASES): = 푷풆풔풐 푴풐풍풆 풄풖풍풂풓
Nº de OH sustituibles
= 품/휺풒
Peso equivalente (SALES): = 푷풆풔풐 푴풐풍풆풄풖풍풂풓
Carga Formal Metal
= 품/휺풒
Peso equivalente (OX. y RED.): = 푷풆풔풐 푴풐풍풆풄풖풍풂풓
Nº de electrones ganados o pedidos
= 품/휺
DILUCION DE DISOLUCIONES

Cuando diluimos una disolución mezclándola con más disolvente, el número de moles
de soluto presentes no cambia. Pero el volumen y la concentración de la disolución si
cambian.
Puesto que se divide el mismo número de moles de soluto por un número mayor de
litros de disolución, la molaridad disminuye.
La fórmula general para Diluciones es:
V1 x C1 = V2 x C2
(SOLO PARA DILUCIÓN)
EJEMPLO:
Calcular el volumen de H2SO4 18.0M necesario para preparar 1.00L de una disolución
0.900M de H2SO4
V1 x C1 = V2 x C2
푽ퟏ =
퐕ퟐ 퐱 퐂ퟐ
퐂ퟏ
=
ퟏ. ퟎퟎ푳 풙 ퟎ.ퟗퟎퟎ푴
ퟏퟖ. ퟎ
= ퟎ. ퟎퟓퟎퟎ푳 = ퟓퟎ. ퟎ풎푳
Fuente: Química de Whitten Pag. 100
ARTIFICIO PARA CALCULAR CONCENTRACIONES A PARTIR DE OTRAS CONOCIDAS
a Partes de a (c – b)
c
b Partes de b (a – c)
PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS DISOLUCIONES:
Son aquellas cuyo valor depende exclusivamente de la cantidad de soluto (nº de
moles) disuelta, no de su naturaleza. Son aplicables a los solutos no salinos o no
electrolitos (aquellos que al disolverse no se disocian). Se aplican a las disoluciones
ideales (aquellas en las cuales se cumple que las partículas de soluto son
perfectamente elásticas, no existen fuerzas atractivas entre ellas y su volumen es
despreciable frente al del disolvente). Son cuatro:
1. VARIACIÓN DE LA PRESIÓN DE VAPOR DE UNA DISOLUCIÓN
Cualquier sustancia líquida o gaseosa siempre se encuentra en equilibrio con
una fase gaseosa, la cual como gas que es, ejerce una presión.

 Presión de vapor: es la presión que ejerce la fase gaseosa de una sustancia que
se encuentra en contacto con su fase sólida o líquida. Depende exclusivamente
de la temperatura.
 Temperatura de ebullición: es aquella temperatura a la cual la presión de
vapor de un sólido o un líquido iguala a la presión exterior. En recipientes
abiertos es 1 atm (si la presión exterior lo es) pero si el recipiente está cerrado,
será la presión del recipiente
 LEYES DE RAOULT:
La ley de Raoult establece que la relación entre la presión de vapor de cada
componente en una solución ideal es dependiente de la presión de vapor de
cada componente individual y de la fracción molar de cada componente en la
solución.
Esta relación se formula entre la presión de vapor (Presión Parcial) de una
disolución (P1v) formada por un disolvente volátil y un soluto no volátil es igual
al producto de la presión de vapor del disolvente puro (P1
0) por la fracción
molar del disolvente (X1 (dvte)):
P1 = P1° * X1 (dvte)
Es decir que la presión de vapor del soluto crece linealmente con su fracción
molar. En una solución que sólo contenga un soluto, se tiene que X1= 1 – X2,
donde X2 es la fracción molar del soluto, pudiendo escribir la formulación de la
ley como:
También se debe considerar una solución formada por dos componentes A y B,
donde las presiones parciales son:
PA = XA P°A
PB = XB P°B
La presión total Pt es:
PT = XA P°A + XB P°B
Ej. Consideremos una disolución formada por 1 mol de benceno y 2 moles de
tolueno. El benceno presenta una presión de vapor P° de 75 mmHg y el Tolueno de
22mmHg a 20°C. ¿Cuál es la Presión total?
Respuesta: La fracción molar de benceno y Tolueno serán:

Xbenceno = 1 / 1+2 = 0,33 X Tolueno = 2 /1+2 = 0,67
Las presiones parciales serán:
Pbenceno = 0,33 x 75mmHg = 25 mmHg ; P Tolueno = 0,67 x 22 mmHg = 15 mmHg
y la PT será: PT = 25 mmHg + 15 mmHg = 40 mmHg.
2. AUMENTO PUNTO DE EBULLICIÓN
Un disolvente tiene menor número de partículas que se convierten en gas por la acción
de las moléculas del soluto en la superficie. Esto provoca variación del punto de
ebullición, pues la presión de vapor se igualará a la presión atmosférica a mayor
temperatura.
Así ⧍Te = PeAB - P°B
⧍Te= Te (solución) - T°e (agua)
Donde la variación del punto de ebullición ⧍Te se obtiene por la diferencia entre el
punto de ebullición de la disolución (Te) y el punto de ebullición del agua. (T°e = 100°).
Entonces;
Te (solución) = ⧍Te + T°e (agua)
EBULLOSCOPÍA: Es el aumento de la temperatura de ebullición de un disolvente al
disolver en él un soluto no volátil.
Las variación de la temperatura es proporcional a la molalidad de la disolución, y la
constante de proporcionalidad (Constante ebulloscópica K ) depende exclusivamente
del disolvente:
⧍Te = Ke.m
Para el caso del agua Ke es 0,52°C/m. m es la molalidad.
Ej. ¿Cuál es el punto de ebullición de una solución de 100g de anticongelante
etilenglicol C2H6O2 en 900 g de agua (Ke= 0,52°C/m). (Datos: masa soluto 100g; peso
molecular etilenglicol 62 g/mol; masa solvente agua 900g; peso molecular agua 18
g/mol; Ke = 0,52°C/m; T°e= 100°C)

Respuesta:
Si ⧍Te= Te - T°e (1) y
⧍Te = Ke m (2),
Para obtener Te necesitamos dTe, lo obtenemos de ecuación (2).
푀표푙푒푠 푑푒 푠표푙푢푡표(퐸퐺) =
푀푎푠푎 푠표푙푢푡표
푃푀
=
100
62
= 1,613
Molalidad = 1,613 moles/ 0,9 Kg solvente = 1,792 molal
Luego dTe = 0,52°C/m x 1,792 molal = 0,9319°C
Así en la ecuación (1), dTe = 0,9319 = Te - T°e
0,9319 + 100 = Te
Te = 100,9319°C
3. DESCENSO PUNTO DE CONGELACIÓN
En una solución, la solidificación del solvente se producirá cuando éste rompa sus
interacciones con el soluto y se enlace nuevamente como si estuviera puro. Para ello la
temperatura debe bajar más que el punto en el cual el disolvente se congelaría puro,
por lo tanto, el punto de congelación es siempre más bajo que el disolvente puro y
directamente proporcional a la concentración del soluto.
El descenso del punto de congelación:
⧍Tc = T°cB – TAB
Siendo T°cB (T°c Agua = 0°) el punto de congelación del agua y TAB (Tc ) el punto de
congelación de la disolución.
⧍Tc = T°c – Tc
Tc = T°c – ⧍Tc
CRIOSCOPÍA (Kc): Es el descenso de la temperatura de congelación de un disolvente al
disolver en él un soluto no volátil.

Las variación de la temperatura es proporcional a la molalidad de la disolución, y la
constante de proporcionalidad (Constante crioscópica Kc ) depende exclusivamente
del disolvente:
⧍T = Kc.m
Donde Kc es la constante crioscópica que representa el descenso del punto de
congelación de una solución 1 molal y es propia de cada disolvente y esta tabulada.
Para el agua KC es 1,86°C/m; m es la molalidad.
Ej. Para el etilenglicol se debe calcular el punto de congelación de una solución de
100g de anticongelante, en 900 g de agua, sabiendo que Kc= 1,86°C/molal
Respuesta: Determinemos la molalidad de la disolución:
푀표푙푒푠 푑푒 푠표푙푢푡표(퐸퐺) =
푀푎푠푎 푠표푙푢푡표
푃푇푀푎푠푎 푡표푡푎푙
=
62
100
= 1,613
Molalidad = 1,61 moles/0,9 Kg solvente = 1,79 molal
Así dTc = 1,86°C/m x 1,79 molal = 3,33°C
Despejando se obtendrá: 3,33°C = dTc = T°c - Tc ; si T°C = O°C,
Entonces: Tc = -3,33°C
4. PRESIÓN OSMÓTICA (pi)
La ósmosis es el paso de las partículas del disolvente a través de una membrana
semipermeable que separa dos disoluciones de diferente concentración. La presión
osmótica es la diferencia entre las presiones que ejerce dos disoluciones de
concentraciones diferentes sobre la membrana semipermeable que las separa.
Ecuación de Van´t Hoff:
pi = nRT/V
Donde pi es la presión osmótica;
R = 0,082 L.atm/K mol; Constante de los gases
T la temperatura en °K;
V el volumen en L.
Si el volumen de la solución fuera 1L entonces n/V = Molaridad y la ecuación quedaría
como:

pi = MRT
Ej. La presión osmótica promedio de la sangre es 7,7 atm a 25°C. ¿Qué concentración
de glucosa será isotónica con la sangre?
Respuesta: M = pi/RT, reemplazando, M=7,7 atm /0,082L atm/°Kmol x 298°K
M = 0,31 M
EJERCICIOS DE REPASO
1. Se disuelven 20 = g de NaOH en 560 g de agua. Calcula a) la concentración de la
disolución en % en masa y b) su molalidad. Resp. 3.45% - 0.89m
2. Se dispone de un ácido nítrico comercial concentrado al 96,73 % en peso y
densidad 1,5 g/ml. ¿Cuántos ml del ácido concentrado serán necesarios para
preparar 0,2 l. de disolución 1,5 M de dicho ácido? Resp. 13ml
3. Indica de qué modo prepararías ½ l de disolución 0,1 M de HCl si disponemos
de un HCl concentrado del 36 % y densidad 1,19 g/ml. Resp. 4.27mL
4. Se disuelven en agua 30,5 g de cloruro amónico (NH4Cl) hasta obtener 0,5 l de
disolución. Sabiendo que la densidad de la misma es 1027 kg/m3, calcula:
a) La concentración de la misma en porcentaje en masa.
b) La molaridad.
c) La molalidad.
d) La Normalidad
e) Las fracciones molares del soluto y del disolvente.
Resp. 5.94% ; 1.14M; 1.18m; 0.02; 0.98
5. Disolvemos 15,0 g de un soluto no volátil en 250 g de benceno puro (C 6 H 6 ),
con lo cual se obtiene una disolución que a 30ºC tiene una presión de vapor de
120,2 mm de Hg. Determinar por este procedimiento la masa molecular
aproximada del soluto.
Datos: Pesos atómicos: C = 12,0 ; H = 1,0 ; Presión de vapor del benceno a 30ºC
= 121,8 mm de Hg
6. Una disolución de urea: CO(NH 2 ) 2 , tiene a 0ºC una presión osmótica de 0,16
atm. ¿Cuál será su concentración en gramos/litro?
Resp. 0.423
7. Calcular la presión osmótica de una disolución de ácido fórmico (HCOOH) que
contiene 1 g/1 de ácido y está a 20ºC.
Resp. 0,52 atm

EJERCICIOS DE PRÁCTICA
CÁLCULO DE CONCENTRACIONES
1. Determinar la concentración de una disolución de ácido sulfúrico que contiene
14,7 gramos de dicho ácido en 750 ml de agua, si su densidad es de 1,018 Kg/l
2. Determinar todas las expresiones de la concentración de una disolución de
ácido clorhídrico del 18,43% en peso y densidad 1,130 g/ml
ácido nítrico 6 molal y densidad 1,15 g/ml
hidróxido de sodio 5,64 Molar y densidad 1,19 g/ml
5. Hallar la normalidad y la molaridad de una disolución acuosa de hidróxido de
bario que contiene 42,8 g. en 5 litros disolución
6. Calcular la concentración molar de un litro de agua pura que está a la
temperatura de 4ºC y a una presión de 760 mm de mercurio.
7. Calcular los gramos de sulfato de aluminio con 18 moléculas de agua de
cristalización, necesarios para preparar 50 mL de una disolución acuosa que
contenga 40 mg. de ión aluminio por mililitro.
8. Calcular el peso de sulfato de aluminio, cristalizado con 18 moléculas de agua,
necesario para preparar 50 mL de una disolución acuosa que contenga 40 mg de
ión aluminio por mL.
9. Calcular todas las expresiones de la concentración de una disolución de ácido
nítrico del 36,7% en peso y densidad 1,225 g/ml.
10. Calcular la concentración de una disolución de hidróxido de sodio que contiene
18,5 g en 500 ml de disolución, si su densidad es 1,02 g/ml. Expresarla como
MOLARIDAD y MOLALIDAD. Dibuje y nombre el material de laboratorio que
necesita para preparar esta disolución.
11. ¿Cuantos gramos de sulfato de sodio se necesitan para preparar 250 ml de una
disolución 0,500 Molar
12. Calcular la concentración como g/litro, Molaridad, molalidad y fracción molar de
una disolución de ácido sulfúrico del 7,7% y d= 1,05 g/ml
13. El amoniaco que normalmente se utiliza en los laboratorios es NH 3 ( aq ) de
concentración 14.8 Molar y con una densidad de 0,8980 g/mL Calcular las
cantidades de amoniaco y agua que habrá en 1 litro de disolución así como sus
fracciones molares. (Datos: Masas atómicas: N= 141 H=1,01 1 0=16,0)
14. Deducir el valor de la fracción molar de una disolución acuosa que es 1,5 molal
15. Se disuelven 0,005 kg de CIH en 0,035 kg de agua. Sabiendo que la densidad de
la disolución es de 1,060 kg/L y las masas atómicas del cloro e hidrógeno son
respectivamente 35,5 y 1 . Calcule todas las expresiones de la concentración de
esta disolución.
16. Hallar los gramos de ácido sulfúrico contenidos en 46 mL de una disolución 1/6

N
17. Hallar la normalidad y la molaridad de una disolución acuosa de hidróxido de
bario que contiene 42,8 g. en 5 litros disolución
18. Calcular todas las demás expresiones de la concentración de una disolución de
Ác. clorhídrico del 6% en peso y d= 1,03 Kg/litro
19. Expresar la concentración del agua del mar en g/l, % en peso y molaridad,
sabiendo que de 2 Kg de agua salada se han obtenido 50 g de sal (cloruro de
sodio).
20. ¿Cuál será la concentración expresada en g/l y % en peso, de una disolución
0,25 Molar de cloruro de calcio? ¿Qué cantidad de soluto se necesitará para
preparar 750 ml de la misma?
PREPARACIÓN DE DISOLUCIONES A PARTIR DE OTRAS
1. Hallar la normalidad y la molaridad de una disolución acuosa de hidróxido de bario
que contiene 42,8 g. en 5 litros disolución. ¿Qué cantidad de la misma se necesita
para preparar 500 ml de una disolución 0,02 M?
2. Se desea preparar 250 cc de una disolución 0,29 molar de ácido clorhídrico y para
ello se dispone de agua destilada y de un reactivo comercial de tal ácido, cuya
etiqueta, entre otros, contiene los siguientes datos: HCI densidad 1,184 g/mL y
37,5 % en peso. a) ¿Cuántos mililitros del reactivo comercial se necesitarán para
preparar la citada disolución? b) Explique cómo actuará para preparar la disolución
pedida y el material utilizado.
3. Se tienen 40 ml. de una disolución de ácido sulfúrico de densidad 1,14 g/cm3 y del
32% de riqueza en peso, a) ¿Cuál es su Molaridad? B) Si partiendo de dicha
cantidad se desea preparar una disolución 1M de dicho ácido. ¿Qué volumen de
agua destilada será preciso añadir?
4. Disponemos de ácido clorhídrico comercial (densidad = 1,2 g/cm3 y riqueza 36 %
en peso) Calcular su Molaridad y molalidad.. A partir de esta disolución,
deseamos preparar 500 cm3 de una disolución de ácido clorhídrico 0,1 M. ¿qué
volumen de la disolución inicial hemos de tomar?
5. Calcular el volumen de ácido clorhídrico de densidad 1,083 g/mL y del 52%de
riqueza en peso necesario para preparar 5 litros de disolución de concentración
2M.
6. ¿Qué cantidad de ácido clorhídrico con una densidad de 1,19 g/mL y un 31,6% de
riqueza en peso se necesita para preparar dos litros de disolución 1 Normal?
7. Se disuelven 20,0 g de cloruro de calcio en agua hasta completar medio litro de
disolución. Calcular su Molaridad. Se cogen 50 ml de la disolución anterior y se le
añade más agua hasta completar 200 ml. ¿Cuál será la Molaridad de la nueva
disolución?
8. Se tiene 1 litro de ácido sulfúrico concentrado de densidad 1,827 g/ml y d= 92,77%
de riqueza en peso. Calcular: a) El volumen de agua que hay que añadir a dicho
volumen de ácido concentrado para preparar una disolución que contenga 0,1
gramo de ácido puro por ml de disolución. B) La molaridad de la disolución
obtenida.
9. La etiqueta de un ácido sulfúrico concentrado indica que la densidad del ácido
es1,84g/ml. Sabiendo que tiene una riqueza en ácido sulfúrico del 98,0% en peso,

calcular:
a) Su molaridad y su fracción molar
b) La cantidad de agua que será necesario añadir a 100 ml de dicho ácido para
obtener un ácido 10 molar. Considerando los volúmenes aditivos, ¿Qué volumen
de ácido se obtiene?
10. Se toman 50 ml de un ácido nítrico del 30% en peso y densidad 1,18 g/ml y se
ponen en un matraz aforado de 500 ml, añadiéndole después agua hasta llenarlo.
Calcule la concentración de la disolución resultante, expresándola como
Molaridad, molalidad y % en peso. DATOS: Pesos atómicos: H = 1,0 ; N = 14,0 O =
16,0
PROPIEDADES COLIGATIVAS
1. Se queman 24,8 g de un compuesto orgánico formado por C, H y O, obteniéndose
35,2 g de dióxido de carbono y 21,6 g de agua. Si se sabe, además, que al disolver
93 g de dicho compuesto en 250 ml de agua el punto de congelación de ésta
desciende hasta los -11,16ºC, Determine las fórmulas empírica y molecular de
dicho compuesto. DATOS: Pesos atómicos: C = 12,0 ; H = 1,0 ; O = 16,0 .Constante
crioscópica molal del agua: -1,86 ºC/mol
2. Una disolución de urea: CO(NH 2 ) 2 , tiene a 0ºC una presión osmótica de 0,16
atm. ¿Cuál será su concentración en gramos/litro?
3. Disolvemos 15,0 g de un soluto no volátil en 250 g de benceno puro (C 6 H 6 ), con
lo cual se obtiene una disolución que a 30ºC tiene una presión de vapor de 120,2
mm de Hg. Determinar por este procedimiento la masa molecular aproximada del
soluto. Datos: Pesos atómicos: C = 12,0 ; H = 1,0 ; Presión de vapor del benceno a
30ºC = 121,8 mm de Hg
4. ¿Cuantos átomos contiene la molécula de fósforo si 2,4 g. de fósforo disueltos en
100 g. de sulfuro de carbono producen una elevación del punto de ebullición de
0,443 ºC sabiendo que la elevación molar del punto de ebullición para el sulfuro de
carbono es de 2,29ºC?.
5. Una disolución que contiene 4,50 g de una sustancia “no electrolito” disuelta en
125 g de agua congela a -0,372ºC. Calcular la masa molecular aproximada del
soluto
6. Calcular la presión osmótica de una disolución de ácido fórmico (HCOOH) que
contiene 1 g/1 de ácido y está a 20ºC.
7. Se prepara una mezcla con la misma cantidad en masa de agua y etilenglicol ¿Cuál
es la molalidad del etilenglicol? Masa molar del agua y etilenglicol, 18 y 62,07
g/mol respectivamente.
8. El sistema de refrigeración de un automóvil se llena con una disolución acuosa de
etilenglicol (C2H6O2) al 20% en peso. Se pide la temperatura mínima a la cual
puede estar expuesto el automóvil sin que se congele la disolución refrigerante, así
como la temperatura máxima de funcionamiento sin que dicha disolución
comience a hervir. DATOS: Constantes crioscópica y ebulloscópica del agua:1,86
ºC/(mol/kg) y 0,52 ºC/(mol/kg) respectivamente. Pesos atómicos del H; C y O: 1,0;
12,0 y 16,0 g/mol.

UNIDAD III
TERMOQUIMICA-TERMODINAMICA
1. OBJETO DE LA TERMODINAMICA QUIMICA
La Termoquímica estudia los intercambios de energía que acompañan a las reacciones
químicas. Es un hecho experimental que en toda reacción química hay una variación de
energía, manifestada normalmente por la emisión o absorción de calor. El estudio de
estas variaciones de energía es objeto de la Termoquímica, y de su importancia puede
darnos idea el hecho de que no solo hay muchas reacciones (en especial las de
combustión) que tienen como único objetivo el aprovechamiento de la energía
desprendida, sino que también la espontaneidad de una reacción viene determinada
primordialmente en muchos casos por el aspecto energético.
2. INTRODUCCION A LA TERMODINAMICA
Se puede decir de una manera muy general que la termodinámica es la ciencia de la
energía, y se podría añadir que también se ocupa de la entropía.
La termodinámica (del griego therme, “calor”; dynamis, “poder”), es la rama de la
física que describe y relaciona las propiedades físicas de la materia de los sistemas
macroscópicos, así como sus intercambios de energía; significa que la termodinámica
es la ciencia más íntimamente relacionada con las necesidades del hombre en la
sociedad actual por su creciente consumo de energía para producir bienes y servicios.
3. CONCEPTOS Y DEFINICIONES FUNDAMENTALES.
3.1 Definición de sistema, entorno y universo

Un sistema puede ser cualquier objeto, cualquier cantidad de materia, cualquier
región del espacio, etc., seleccionado para estudiarlo y aislarlo (mentalmente) de todo
lo demás, lo cual se convierte entonces en el entorno del sistema, otros autores lo
llaman alrededores, Por ejemplo, cuando realizamos una reacción química en el
laboratorio, las sustancias químicas generalmente constituyen el sistema. El sistema y
su entorno forman el universo.
ESQUEMA 1
3.2 Sistemas aislados, cerrados y abiertos.
Sistema aislado es el sistema que no puede intercambiar materia ni energía con su
entorno. Sistema cerrado es el sistema que sólo puede intercambiar energía con su
entorno, pero no materia. Sistema abierto es el sistema que puede intercambiar
materia y energía con su entorno.
ESQUEMA 2
3.3 Sistemas homogéneos y heterogéneos.
Se dice que un sistema es homogéneo, si está constituido por una sola fase y es
heterogéneo si lo constituyen más de una fase. Una fase se define como una porción
del sistema físicamente diferente y mecánicamente separable. Si un dado sistema

como por ejemplo el formado por agua sólida (hielo, fase sólida), agua líquida (fase
líquida) y vapor de agua (fase gaseosa) coexisten entonces cada estado físico en que se
encuentra el agua, constituye una fase y cada fase está delimitada físicamente de las
otras.
3.4 Propiedades termodinámicas
Las propiedades termodinámicas pueden dividirse en dos clases: intensivas si dentro
de los límites del sistema, son independientes de la cantidad de sustancia como por
ejemplo la temperatura, la presión, el volumen específico, densidad, etc. Y extensivas,
cuando sus valores son directamente proporcionales a la masa del sistema como por
ejemplo el volumen, la masa, la energía entre otras.
4. VARIABLES DE ESTADO
Son magnitudes que pueden variar a lo largo de un proceso (por ejemplo, en el
transcurso de una reacción química). Ejemplos: presión, temperatura, volumen,
concentración entre otras. En ausencia de campos eléctricos o magnéticos las
propiedades extensivas de las sustancias puras, dependen de dos de las tres variables
presión, volumen y temperatura ( P, V y T) y del número de moles (n) de las sustancias
presentes. Sólo dos de las variables de estado son independientes debido a que el
sistema puede ser definido en principio con una ecuación de estado que relaciona P, V
y T, lo cual permite que conociendo el valor de dos de ellas, podamos determinar el
valor de la otra.
5. FUNCIONES DE ESTADO
Son variables de estado que tienen un valor único para cada estado del sistema.
Su variación sólo depende del estado inicial y final y no del camino desarrollado.
Son funciones de estado: presión, temperatura, energía interna, entalpía; no lo son:
calor, trabajo. Las funciones de estado deben cumplir dos requisitos: 1) al dar valores a
unas cuantas funciones de estado, se fijan automáticamente los valores de todas las
otras y 2) cuando cambia el estado de un sistema, los cambios en las funciones de
estado dependen sólo de los estados inicial y final del sistema, y no de cómo se logra el
cambio.
5.1 Equilibrio.
Cuando las funciones de estado medidas en cualquier parte del sistema no cambian
con el tiempo se dice que el sistema está en equilibrio. Se puede hablar de diferentes
tipos de equilibrio tales como químico, mecánico, térmico, eléctrico, magnético etc.
5.2 Proceso reversible.
Cuando el sistema sigue la trayectoria energética de un estado inicial a otro final y la
fuerza impulsora sea infinitesimalmente mayor a la fuerza opuesta al proceso, de
manera que esta trayectoria puede ser revertida al aumentar en un valor infinitesimal
la fuerza opuesta, entonces, estamos en presencia de un proceso reversible, de otra
manera, cualquier cambio en el sistema que no cumpla con este requerimiento se dice
que el proceso irreversible.
6. PRIMER PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA

La ley de la conservación de la energía o primera ley de la termodinámica establece
que todas las formas de energía pueden intercambiarse, pero no se pueden destruir ni
crear, por lo cual la energía total del universo permanece constante. Cualquier energía
que un sistema pierda deberá ser ganada por el entorno y viceversa.
La energía total de un sistema o energía interna es una función de estado que se
define como la suma de todas las energías cinéticas y potenciales de sus partes
componentes. Es imposible medirla de manera absoluta pero si se puede determinar
su variación o cambio de energía interna.
El cambio de energía interna (⧍E) es la diferencia entre la energía interna del sistema
al término de un proceso y la que tenía al principio. En una reacción química el estado
inicial se refiere a los reactivos y el estado final a los productos.
ΔE = Efinal – Einicial
O
ΔE = Eproductos – Ereactivos
Cuando Efinal > Einicial, el valor de ΔE es positivo, indicando que el sistema ganó
energía de su entorno. Se obtiene un ΔE negativo cuando Efinal < Einicial, lo que
indica que el sistema cedió energía a su entorno.
Cuando un sistema sufre un cambio físico o químico, cambia su energía interna.
Este cambio está determinado por el calor (q) agregado o liberado del sistema, más el
trabajo (w) realizado sobre o por el sistema:
ΔE = q + w
Tabla 1. Convenciones de signos y la relación entre q, w y ΔE.
Actualmente, se sigue el criterio de que toda energía aportada al sistema (desde el
entorno) se considera positiva, mientras que la extraída del sistema (al entorno) se

considera negativa de acuerdo al Esquema. Así, q y w > 0 si se realizan a favor del
sistema. E es una función de estado.
ESQUEMA 3
6.1 CALOR Y TEMPERATURA
El calor es una de las formas comunes en que se encuentra la energía. La experiencia
cotidiana nos dice que si pensamos en la combustión del gas doméstico (n-butano) que
alimenta la hornilla de una cocina, inmediatamente lo asociamos con calor que se
genera o cuando un objeto caliente se coloca en contacto con otro frío entonces el
calor fluye del objeto caliente hacía el frío. El calor es energía cinética de los átomos y
moléculas; cuando un objeto está caliente la energía cinética promedio de las
partículas que lo componen es grande y contiene en su interior una gran cantidad de
calor; si el objeto está frío la energía cinética promedio de las partículas que lo
componen es pequeña y por lo tanto tendrá menos calor en su interior. Cuando un
objeto caliente está en contacto con uno frío, el calor fluye del caliente al frío hasta
que finalmente ambos llegan a tener la misma temperatura.
Podemos concluir que si dos cuerpos están a la misma temperatura y se ponen en
contacto no hay intercambio de calor entre ellos y que el calor es una forma de
energía que fluye de un cuerpo hacía otro como resultado de una diferencia de
temperatura.
6.2 TRABAJO
En forma general, se realiza trabajo en física cuando se vence una resistencia a lo largo
de un camino; algebraicamente lo expresamos mediante la ecuación
w = F.l
F = resistencia; l = desplazamiento
El trabajo puede ser expresado como el producto de dos factores un factor intensidad
y un factor capacidad; en la Tabla 2 se puede apreciar algunos ejemplos relacionados
con esta propiedad.
Tabla 2. Factores intensidad y capacidad para varios tipos de trabajo.

Entre los tipos de trabajo el de mayor interés en química está en el trabajo mecánico
realizado por los gases en expansión, el cual resulta de un cambio en el volumen del
sistema y se le denomina trabajo presión-volumen, P-V. Como ejemplo de este tipo de
trabajo tenemos la expansión de los gases en el cilindro del motor de un automóvil
que al hacer trabajo sobre el pistón permite hacer girar las ruedas del vehículo.
Ejemplo 1. Calcula el cambio de energía interna del sistema en un proceso en el que el
sistema absorbe 140 J y efectúa 85 J de trabajo sobre el entorno.
ΔE = q+w = 140J – 85 J = 55J
Ejercicio de práctica
Calcular el cambio de energía interna del sistema en un proceso en que el sistema
absorbe 300 J de calor y simultáneamente se realiza sobre él un trabajo de 150 J.
(R: 450 J).
7. CALOR A VOLUMEN CONSTANTE
Se designa por el símbolo qv. Es el intercambio de energía en un recipiente cerrado que
no cambia de volumen.
Si V = constante, es decir, ⧍V = 0; w = 0; ⧍E= q - w; ⧍E = qv
8. ENTALPÍA DE UN SISTEMA
La mayoría de los procesos químicos ocurren a presión constante, normalmente la
atmosférica (p). Los cambios térmicos a presión constante se expresan en términos de

otra función de estado, denominada entalpía o contenido de calor y simbolizada con la
letra H. Esta función de estado es definida por la relación:
H = E + PV
Donde P es la presión y V el volumen del sistema.
El cambio de entalpía ΔH puede ser escrito como:
ΔH = H2 – H1
De manera que:
H1 = E1 + P x V 1 y H2 = E2 + P x V2
ΔH = (E2 + P x V2) – (E1 + P x V 1) = (E2 – E1) + (P2V2 – P1V1) ⇒
ΔH = ΔE + (P2V2 – P1V1)
Esta ecuación nos dice que el cambio de entalpía a presión constante es igual al
aumento de la energía interna más cualquier trabajo presión-volumen hecho. Por lo
tanto a presión constante, ΔH representa el calor absorbido qp, por un dado sistema,
que va de un estado inicial a un estado final, o sea que:
qp = ΔH
ESQUEMA 4
Desde el punto de vista de la entalpía, los procesos que absorben calor son
endotérmicos, ΔH>0, (la entalpía del estado final es mayor que la del estado inicial) y
los que liberan calor son exotérmicos, ΔH<0, (la entalpía del estado final es menor que
la del estado inicial); ver Esquema 3.
9. RELACIÓN qv CON qp
En gases aplicando la ecuación de los mismos:
p x V = n x R x T
Si p y T son constantes, la ecuación se cumplirá para los estados inicial y final:
(p x V1 = n1 x R x T), (p x V2 = n2 x R x T) con lo que restando ambas expresiones
también se cumplirá que:
p x ΔV = Δn x R x T
Como ΔH = ΔE + p x ΔV se cumplirá que:

ΔH = ΔE + ΔnRT
En reacciones de sólidos y líquidos apenas se produce variación de volumen y
qv = qp, es decir:
ΔH = ΔE
10. CAPACIDAD CALORÍFICA O CALÓRICA (CALORIMETRIA)
La Calorimetría se refiere a las propiedades de los sistemas relacionados con el calor.
10.1 UNIDADES DE ENERGIA
Caloría (cal)
La cantidad de calor requerido para cambiar la temperatura de un gramo de agua en
un grado centígrado.
Julio (J)
Unidad de calor en el SI.
1Cal = 4.184J
10.2 Capacidad Calorífica (C)
Cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura del sistema en 1 ºC. (Unidades
J/ºC)
La relación entre la magnitud del flujo de calor, q, y el cambio de temperatura, ⧍t,
viene dada por la expresión:
10.3 Calor Específico (c)
q = C x t
C = mc
Cantidad de calor necesaria para elevar en 1 °C la temperatura de un gramo de una
sustancia. (Unidades J/g °C)
Es una propiedad intensiva que puede utilizarse para identificar una sustancia.
Para una sustancia pura de masa m, podemos escribir:
q = mcΔT

10.4 CALORIMETRO
La medida del flujo de calor en una reacción se lleva a cabo en un dispositivo llamado
calorímetro.
El único flujo de calor se produce entre el sistema en reacción y el calorímetro.
El flujo de calor para la reacción que está ocurriendo en el sistema es igual en
magnitud pero de signo opuesto al del calorímetro.
q reacción = - q calorímetro
Un calorímetro sencillo se utiliza para reacciones en disolución y se cumple:
q reacción = -m x 4.18 (J/g°C) x Δt

BOMBA CALORIMETRICA
11. ECUACIONES TERMOQUIMICAS
Expresan tanto los reactivos como los productos indicando entre paréntesis su estado
físico, y a continuación la variación energética expresada como ΔH o ΔHo, se utiliza (s)
o (c) para el estado sólido para el estado líquido y gaseoso se utilizan los símbolos (l),
(g) respectivamente. Un superíndice (º) indica que la reacción se efectúa en
condiciones normales termodinámicas (P = 1 atm; T = 298 K, Concentración = 1M.).

11.1 ENTALPIA ΔHo
El cambio de entalpía para una reacción se suele denominar calor de reacción, este
proceso es muy importante en termoquímica ya que tanto químicos como ingenieros
de procesos se inclinan en pensar más en términos de ΔH que de ΔE; aún cuando el
volumen cambie de manera significativa, la diferencia en magnitud entre ΔH y ΔE es
pequeña.
El cambio de entalpía, ΔH para una reacción química viene dado por la diferencia entre
la entalpía de los productos y la de los reactantes, o sea,
ΔH = H(productos) - H(reactantes)
Así, si la entalpía de los productos es mayor que la de los reactantes, ΔH>0, el sistema
absorbe calor y la reacción es endotérmica. Por ejemplo:
CO2 (g) + H2O(g) CH4 (g) + 2 O2 (g) ΔHº = 802 kJ/mol
Si la entalpía de los productos es menor que la de los reactantes, ΔH<0, el sistema
libera calor y la reacción es exotérmica. Por ejemplo:
C (graf.) + O2 (g) CO2 (g) ΔHº = -394 kJ/mol
En el esquema 4 podemos representar gráficamente un diagrama energético de estas
ecuaciones termoquímicas.

Hay que tener presente los siguientes aspectos para la entalpía:
a) que es una función de estado y ,
b) que es una propiedad extensiva, es decir, depende de la cantidad de materia
involucrada.
Si los diferentes coeficientes de una ecuación termoquímica la igualamos por un dado
número, el cambio de entalpía de la reacción debe ser multiplicado por ese mismo
número; así por ejemplo, dada la ecuación termoquímica:
CO2 (g) + 2H2O(g) CH4 (g) + 2O2 (g) ΔHº = 802 kJ/mol
Entonces si multiplicamos por 1/3, queda ahora representada como:
1/3 CO2 (g) + 1/3 H2O(g) 1/3 CH4 (g) + 2/3 O2 (g) ΔHº = 1/3(802) kJ/mol
O si invertimos la reacción, entonces la función termodinámica también cambia de
signo, así por ejemplo,
CH4 (g) + 2 O2 (g) CO2 (g) + 2H2O(g) ΔHº =- 802 kJ/mol.
1.2.1 RELACIÓN ENTRE ΔH y ΔE DE REACCIÓN
ΔH = ΔE + Δn(g)RT,
Δn(g) = diferencia de los moles de productos y los moles de reactantes en fase
gaseosa.
Ejemplo 1
Determinar la variación de energía interna para el proceso de combustión de 1 mol de
propano a 25ºC y 1 atm, si la variación de entalpía, en estas condiciones, es de -2.219,8
kJ.
C3H8(g) + 5 O2(g) 3CO2(g) + 4 H2O(l) ΔHº = –2.219,8 kJ
nreactivos = 1 + 5 = 6 ; nproductos = 3 (sólo moles de gases) Δn(g)= 3-6 =-3
ΔE = ΔH – Δn x R x T = –2.219 kJ - (-3 mol) x (8,3 Jxmol–1xK–1) x 298 K = 2.214kJ.
1.2.2 Ley de Hess
La Ley de Hess expresa que: "El calor de una reacción es independiente del número de
etapas que constituyen su mecanismo y, por lo tanto, depende sólo de los productos
(estado final) y reaccionantes (estado inicial)"
La ley de Hess aplicada a la reacción global resultante de la suma del conjunto de
etapas que explican su mecanismo, permite calcular el calor de reacción estimando la
diferencia entre la suma de los calores totales de formación de los productos y la suma
de los calores totales de formación de los reaccionantes, es decir:
ΔH0 = Σnp ΔHf0(productos) - Σnr ΔHf0(reactivos)

11.3 ENTALPÍA NORMAL DE FORMACIÓN O CALOR DE FORMACIÓN (ΔHf0)
Es el calor de reacción cuando se forma un mol de un determinado compuesto a partir
de los elementos en el estado físico normal (en condiciones normales de presión y
temperatura: P = 1 atm; T = 298K). Se expresa como Hf0. Se trata de un “calor molar”,
es decir, el cociente entre ΔH0 y el número de moles formados de producto. Por tanto,
se mide en kJ/mol.
C(graf.) + O2(g) CO2(g) ΔHf0 = –393,13kJ/mol
H2(g) + ½ O2(g) H2O(l) ΔHf0 = – 285,8 kJ/mol
Hay que tener presente, que por convención, el calor de formación de los elementos
en su estado físico natural es idénticamente igual a cero.
Ejemplo 2
Indique mediante ecuaciones termoquímicas la formación de cada uno de los
siguientes compuestos cuyas entalpías normales de formación son dadas:
a) NaCl(s) (ΔHf0 = -411 kJ/mol); b) NaCl(ac) (ΔHf0 = -407 kJ/mol); c) Na2CO3 (s) (ΔHf0= -
1.131kJ/mol)
a) Na(s) + ½ Cl2 (g) NaCl(s) ΔHf0 = -411 kJ/mol
b) Na(s) + ½ Cl2 (g) NaCl (ac) ΔHf0= -407 kJ/mol
c) 2 Na(s) + C(graf) + 3/2O2 (g) Na2CO3 (s) ΔHf0 = -1.131 kJ/mol
11.4 CÁLCULO DE LAS ENTALPÍAS DE REACCIÓN A PARTIR DE LAS ENTALPÍAS DE
FORMACIÓN.
La entalpía de reacción viene dada por la diferencia algebraica entre la entalpía de los
productos y la entalpía de los reactantes; ambas entalpías pueden ser calculadas
conociendo las entalpías de formación de productos y reactantes.
Los ΔHf0 tanto de los productos como de los reactantes los cuales están reportados en
kJ/mol.
Ejemplo 3
Calcule la entalpía de la siguiente reacción:
3C(graf.) + 2 Fe2O3 (s) 4 Fe(s) + 3 CO2 (g)
Para realizar este cálculo, debemos conocer:
Especie química ΔHf0
C(graf.) 0

Fe2O3(s) -47
Fe(s) 0
CO2 (g) -22,5
ΔH0de los productos = 0 + 3x(-22,5) = -67,5 kJ;
ΔH0 de los reactantes = 2x(-47) = - 94, luego
ΔH0 = -67,5 –(-94) = 26,5 kJ
Obsérvese que los ΔHf0 tanto del C(graf.) como del Fe(s) son idénticamente igual a
cero porque a 25 0C es el estado termodinámico más estable para estos elementos; el
signo positivo (ΔH0>0) de la entalpía de reacción nos indica que la misma es
endotérmica.
11.5 ENTALPÍA DE COMBUSTIÓN O CALOR DE COMBUSTIÓN.
Es el calor que se libera en la combustión de un mol de compuesto orgánico. El calor
liberado en la combustión de muchos compuestos orgánicos puede ser
cuidadosamente medido utilizando una bomba calorimétrica donde el compuesto
orgánico a investigar se somete a la combustión completa en exceso de oxígeno;
debido a que este calor es medido a volumen constante, lo que se mide en realidad, es
el ΔE0 que se relaciona con el ΔH0 a partir de la ecuación:
ΔH0 = ΔE0 - ΔnRT
El calor de combustión puede ser empleado directamente para calcular el calor de
formación de los compuestos orgánicos.
Ejemplo 4
a) El calor de combustión del monóxido de carbono es -281,65 kJ/mol. Calcule el calor
de combustión a presión constante.
CO(g) + ½ O2 (g) CO2 (g)
ΔHº = ΔEº - ΔnRT = -281,65- (1-3/2)x8,3 J.mol-1 K-1 x298K = -282,90 kJ/mol
b) Las entalpías de formación del CO(g) y del CO2 (g) son respectivamente -110,53 y -
393,51 kJ/mol respectivamente. Calcule la entalpía de la reacción,
CO(g) + ½ O2 (g) CO2 (g)
ΔHº = -393,51 – (-110,53+0) = -283 kJ/mol
Como puede verse, para la misma reacción, los resultados obtenidos al calcular el calor
de combustión a presión constante, medido experimentalmente a través del calor de
combustión a volumen constante, y el obtenido a partir de los calores de formación
son iguales dentro del error experimental.

c) Calcula el calor liberado por mol de compuesto que reacciona con oxígeno de
acuerdo a la siguiente reacción:
2 B5H9 (l) + 12 O2 (g) → 5 B2H3 (s) + 9 H2O (l)
Las entalpías estándar de formación del B5H9 (l), del B2H3 (s) y del H2O (l) son 73,2; -
1263,6 y -285,8 kJ/mol, respectivamente.
ΔH0 r = Σnp ΔHf0(productos) - Σnr ΔHf0(reactivos)
ΔH0 r = [ (– 1 263,6 kJ/mol *5 moles) + (– 285,8 kJ/mol *9 moles) ] – [ (73,2 kJ/mol
*2 moles) + (0 kJ/mol *12 moles) ] = – 9 036,6 kJ.
Este es el calor que se libera por cada 2 moles de B5H9 que reaccionan con 12 de
O2. Por lo tanto, el calor que se libera por mol de B5H9 es:
ΔH0 r = – 9.036,6 kJ / 2 mol = - 4.518,3 kJ/mol.
11.6 CÁLCULO DE LA ENTALPÍA DE UNA REACCIÓN APLICANDO LA LEY DE HESS.
El valor del ΔH de una dada reacción es el mismo si esta se lleva a cabo directamente o
por etapas pues la entalpía es una función de estado. Esto quiere decir que la entalpía
de una dada reacción puede ser expresada como la suma de dos o más reacciones.
Ejemplo 5
a) Calcule la entalpía normal de la siguiente reacción:
Sn (s) + 2 Cl2 (g) = SnCl4 (l)
A partir de los valores de las siguientes reacciones termoquímicas:
(1) Sn (s) + Cl2 (g) = SnCl2 (s) ; ΔHº = -349,8 kJ
(2) SnCl4 (l) = SnCl2 (s) + Cl2 (g) ; ΔHº = 195,4 kJ
Por simple inspección nos damos cuenta que si invertimos la reacción (2) y la sumamos
algebraicamente con la (1) entonces obtenemos la reacción cuya entalpía
desconocemos, o sea:
SnCl2 (s) + Cl2 (g) = SnCl4 (l) ; ΔHº = -195,4 kJ
Sn (s) + Cl2 (g) = SnCl2 (s) ; ΔHº = -349,8 kJ
________________________________________________________
Sn (s) + 2 Cl2 (g) _SnCl4 (l) ; ΔHº = - 545,2 kJ
b) Calcula la entalpía estándar de reacción para el siguiente proceso:
C (diamante) → C (grafito)
A partir de los valores de las siguientes reacciones termoquímicas:
a) C (diamante) + O2 (g) → CO2 (g) ΔH0 r = – 395,4 kJ
b) C (grafito) + O2 (g) → CO2 (g) ΔH0 r = – 393,5 kJ
Invirtiendo la ecuación b) se obtiene:

c) CO2 (g) → C (grafito) + O2 (g) ΔH0 r = 393,5 kJ
A continuación se suman las ecuaciones a) y c) para obtener la ecuación deseada:
a) C (diamante) + O2 (g) → CO2 (g) ΔH0 r = – 395,4 kJ
c) CO2 (g) → C (grafito) + O2 (g) ΔH0 r = + 393,5 kJ
___________________________________________________
C (diamante) → C (grafito) ΔH0 r = – 1.9 kJ
12. ENTROPÍA Y EL SEGUNDO PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA
La entropía es una medida del desorden del sistema que sí puede medirse y tabularse;
se simboliza con la letra S. Es una función de estado cuya variación puede
determinarse considerando la entropía de los estados finales e iniciales de un dado
sistema termodinámico.
ΔS = ΔSfinal - ΔSinicial
Existen tablas de Sº (entropía molar estándar) de diferentes sustancias.
En una reacción química:
ΔS0 = ΣnpS0 (productos) - ΣnrS0 (reactivos)
12.1 SEGUNDO PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA
En cualquier proceso espontáneo la entropía total del universo aumenta
ΔS(universo) = ΔS(sistema) + ΔS(entorno)≥ 0
Hay que tener presente que:
a) Las entropías molares normales de las sustancias son siempre cantidades positivas.
(S0>0)
b) Los elementos químicos tienen entropías positivas. (S0>0)
c) Las entropías de los gases son mayores que la de los líquidos y estas a su vez son
mayores que la de los sólidos.
Ejemplo 1
Calcule el cambio de entropía normal, en J/K, para la siguiente reacción:
CaCO3(s) = CaO(s) + CO2 (g)
Los valores tabulados de entropía en J/K, son como siguen: CaCO3(s) : 92,9; CaO(s):
39,7 y CO2 (g): 213,6.
ΔS0 = [S0 (CaO(s)) + S0 (CO2 (g))] – [S0 (CaCO3(s))]
ΔSº = (39,7+213,6) - 92,9 = 160,4 J/K
Ejemplo 2

Calcule la entropía absoluta en la formación de metanol, CH3OH.
C(s, graf.) + 2 H2 (g) + ½ O2 (g) CH3OH(l)
Los valores de entropía absoluta en J/k, son como siguen: C(s, graf.): 5,7; H2 (g)
130,46; O2 (g): 204,82 y CH3OH(l): 126,65.
ΔS0 = [S0 (CH3OH(l))] – [S0 (C(s, graf.))+2S0 (H2 (g))+ ½ S0 (O2 (g)) ]
ΔS0 = 126,65-(5,7+2x130,46+(1/2)204,82 = -242,38 J/K
Ejemplo 3
Calcule el ΔS0 de la reacción:
HCl(g) = H+(ac) + Cl-1 (ac)
S0 (J/K): 186,7 0 55,1
ΔS0 = (0+55,1)-186,7 = -131,6 J/K
13. ENERGÍA LIBRE DE GIBBS (ΔG) (ENERGÍA LIBRE O ENTALPÍA LIBRE).
En procesos a T constante se define como: G = H – T x S;
Por tanto: ΔG0 = ΔH - T ΔS
En condiciones estándar: ΔG0 = ΔH0 - T ΔS0
ΔS (universo) = ΔS (sistema) +ΔS (entorno) > 0 (p. espontáneos)
Multiplicando por “–T” y como “–T x ΔS (entorno) = ΔH (sistema)– T x ΔS (universo)
= – T xΔS (sistema) +ΔH (sistema) = ΔG < 0
En procesos espontáneos se cumple siempre que: ΔG < 0
Si ΔG > 0 la reacción no es espontánea.
Si ΔG = 0 el sistema está en equilibrio.
G es una función de estado.
Al igual que el incremento entálpico el incremento de energía libre de una reacción
puede obtenerse a partir de ΔGf0 de reactivos y productos:
ΔG0 = ΣnpΔGf 0 (productos) - ΣnrΔGf 0 (reactivos)

13.1 ESPONTANEIDAD DE LAS REACCIONES QUÍMICAS
No siempre las reacciones exotérmicas son espontáneas.
Hay reacciones endotérmicas espontáneas:
· Evaporación de líquidos.
· Disolución de sales...
Ejemplos de reacciones endotérmicas espontáneas:
· NH4Cl(s) = NH4 +(aq) + Cl-1 (aq) ΔH0 = 14,7 kJ
· H2O(l) = H2O(g) ΔH0= 44,0 kJ
Una reacción es espontánea cuando ΔG (ΔH – T x ΔS) es negativo.
Según sean positivos o negativos los valores de ΔH y ΔS (T siempre es positiva) se
cumplirá que:
· ΔH < 0 y ΔS > 0 ΔG < 0 _Espontánea
· ΔH > 0 y ΔS < 0 ΔG > 0 _No espontánea
· ΔH < 0 y ΔS < 0 ΔG < 0 a T bajas G > 0 a T altas
· ΔH > 0 y ΔS > 0 ΔG < 0 a T altas G > 0 a T bajas

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