Album de Temas Selectos de Química

Album de Temas Selectos
de Química
Guillermo Villar Juarez

DESCRIPCIÓN DEL CURSO: Está compuesto por 4 unidades que llevan al alumno a sentir la necesidad de conocer los principios inorgánicos
que rigen nuestra vida ya que usamos los compuestos diariamente
ENFOQUE DEL CURSO: Que el alumno comprenda la importancia de la química al descubrir su relación estrecha con el ser humano, pues le
provee de todos los servicios, otorgándole infinidad de beneficios
OBJETIVO DEL CURSO: Lograr que el alumno desarrolle una actitud comprometida y de responsabilidad en el estudio de la química,
fortaleciendo sus conocimientos, habilidades y valores que lo preparen para su ingreso en el ámbito superior.
CATEDRATICA: Carmina Rabelo Alvarado Licenciada en Ciencias de la Educación Especialidad: Químico Biológicas Universidad de
Montemorelos Montemorelos Nuevo León
TEMARIO:
SEGUNDO PARCIAL
UNIDAD 1: NOMENCLATURA INORGANICA
CONTENIDOS:
• Balanceo por tanteo
UNIDAD 2: LEYES DE LA TERMODINAMICA
CONTENIDOS:
• Entalpia
• Entropía
• Energía libre de Gibss
Examen 50%
Participación 20%
Plataforma 30%
NOTA: Éste método de evaluación se encuentra sujeto a cambios en base al desarrollo del curso
NOTA. Dentro del rubro de participación están contempladas las tareas que se necesiten pedir en las clases, los reportes de práctica, las
actividades de clase, entrega del prelectio, etc. etc.
Villahermosa, Tabasco. A 29 de Mayo de 2018
COLEGIO MEXICO
NIVEL: BACHILLER
CICLO ESCOLAR: 2017-2018
TITULO DEL DOCUMENTO
Prontuario de clase
PROFESOR:
Lic. Carmina Rabelo Alvarado
MATERIA: Temas Selectos de
Química
UBICACIÓN CURRICULAR: 6° Semestre
UNIDAD 3: ACIDOS Y BASES
CONTENIDOS
• Los ácidos
• Las Bases
• Teorías de la disociación de compuestos
• Estructura de Lewis
• Reacciones químicas de Oxidación-Reducción
• Agente Oxidante y Agente reductor: Balanceo por REDOX
• Las pilas y su uso

UNIDAD 1: NOMENCLATURA
INORGANICA

Balanceo de Ecuaciones
Químicas
T. S. de Química

Ecuación química
Es una representación simbólica escrita de una reacción
química.
Los químicos reactivos figuran al lado izquierdo y los
químicos que se producen figuran al lado derecho.
La ley de la conservación de la materia afirma que ningún
átomo puede crearse o destruirse en una reacción química.
El número de átomos que están presentes en los reactivos
tiene que ser igual al número de átomos presentes en los
productos.

Balanceo de Ecuaciones
Consiste en ajustar los coeﬁcientes de los
reactivos y productos para que la reacción
cumpla la Ley de Conservación de la Materia
(la masa de los reactivos debe ser igual a la de
los productos).

Balanceo por Tanteo
Consiste en probar números enteros positivos hasta
obtener el mismo tipo número de átomos en ambos
lados de la ecuación química.
Orden para balancear:
1. Primero se balancean los elementos metálicos.
2. Después se balancean los elementos los no metálicos.
3. Al ﬁnal se balancean el hidrogeno y el oxigeno.

BALANCEO REDOX
Oxidación: proceso mediante el cual un
elemento cede electrones pierde electrones.
Reducción: proceso mediante el cual un
elemento acepta electrones gana electrones.

Balanceo Redox
1. Asignar el número de oxidación a cada elemento participante.
2. Identiﬁcar elementos que cambiaron su número de oxidación
(elemento oxidado y reducido).
3. Escribir las semiecuaciones (hemiecuaciones).
4. Balancear el número de electrones (electrones perdidos igual a
los electrones ganados).
5. Colocar el número de electrones ganados y perdidos como
coeﬁcientes en la ecuación original.
6. Terminar de balancear la ecuación por el método de tanteo.

Reglas Para Asignar Números de
Oxidación
El hidrogeno siempre será +1, excepto en los hidruros (-1)
El oxigeno siempre será -2 excepto en peróxidos donde será de -1
El número de oxidación de un elemento libre o no combinado es de 0
Para elementos del grupo A, su número de oxidación esta
determinado por el número de grupo
El número de oxidación de los halógenos en compuestos binarios es
de -1
En compuesto terciarios el número de oxidación del elemento central
se obtiene por diferencia

Ejemplo: H2O2 + ZnCl → H2O + ZnCl2
H2O2-1 → H2O-2
H2O2-1 → 2 H2O-2
H2O2-1 + 2 e- → 2 H2O-2
H2O2-1 + 2 e- + 2 H+ → 2 H2O-2
H2O2 + 2 H+ + 2 (Zn)+ → 2 H2O + 2 (Zn)++
H2O2 + 2 ZnCl + 2 H+ → 2 H2O + 2 ZnCl2
H2O2 + 2 ZnCl + 2 HCl → 2 H2O + 2 ZnCl2
(Zn+1)+ → (Zn+2)++
(Zn+1)+ → (Zn+2)++
(Zn+1)+ → (Zn+2)++ + 1 e
(Zn+1)+ → (Zn+2)++ + 1 e-

UNIDAD 2: LEYES DE
LA TERMODINAMICA

ENTALPIA
GuillermoVillar Juarez
T. S. de Química

PRIMERA LEY DE LA
TERMODINÁMICA
Es la ley de la conservación de la energía: “la energía total del
universo es una constante”.
Una forma más útil de la primera ley de la termodinámica, en las
reacciones químicas es: ∆E = Q + W
La ecuación deﬁne al cambio de energía interna (∆E) de un
sistema como la suma del intercambio de calor (Q) entre el
sistema y sus alrededores y el trabajo (W) realizado sobre o por
el sistema.

PRIMERA LEY DE LA
TERMODINÁMICA
La energía interna (E) es la energía total de un sistema de
sustancias químicas.
Va a depender del movimiento de las moléculas, de sus
distribuciones, de las fuerzas intermoleculares de atracción y de
otros factores, es una función de estado.

PRIMERA LEY DE LA
TERMODINÁMICA
El valor absoluto de la energía interna de un cierto estado no
puede ser determinado, pero si se puede determinar la variación
de energía interna (∆E).
Un cambio de la energía interna de un sistema es una
consecuencia de una transferencia de calor o de la realización de
trabajo:
E productos – E reactivos = ∆E = Q + W

ENTALPÍA (H)
Es el contenido total de energía y es igual a la energía interna (E)
y el trabajo de expansión (T) que éste puede realizar: H = E + PV
Expresa el calor liberado o absorbido en un proceso a presión
constante.
Es una propiedad extensiva, su magnitud depende de la cantidad
de sustancia.
La variación de entalpía está dada por: DH = D E + P DV
(D=Delta: Cambio de)

ENTALPÍA (H)
Es una propiedad de estado ya que depende de los estados inicial
y ﬁnal.
La propiedad de estado es cualquier propiedad del sistema que
dependa exclusivamente de los estados inicial y ﬁnal, que sea
independiente del proceso que se siga para pasar de un estado al
otro.
La magnitud de la entalpía sólo depende del estado de la
sustancia y no de su origen.

ENTALPÍA (H)
El cambio de entalpía durante un proceso a presión constante
(DH) es el calor liberado o absorbido por el sistema durante un
a reacción.
Para cualquier reacción que se efectúe directamente a presión
constante, la entalpía es igual a la diferencia entre la entalpía de
los productos y la de los reactivos:
∆H reacción = H productos H reactivos-

REACCIÓN EXOTÉRMICA A
PRESIÓN CONSTANTE
La variación de entalpía del sistema es igual a la energía liberada
en la reacción, incluyendo la energía conservada por el sistema y
la que se pierde a través de la expansión contra el entorno.
Cuando la reacción es exotérmica la variación de entalpía del
sistema es negativa.

REACCIÓN ENDOTÉRMICA
La variación de entalpía del sistema es igual a la energía absorbida
durante la reacción, incluyendo la energía perdida por el sistema
y la ganada a través de la expansión contra el entorno.
En las reacciones endotérmicas el cambio de entalpía es positivo
para el sistema, porque gana calor.

Entropía
T. S. de Química

Segunda ley de la
termodinámica
Expresa que “la cantidad de entropía de cualquier
sistema aislado termodinámicamente tiende a
incrementarse con el tiempo, hasta alcanzar un valor
máximo”.
Cuando una parte de un sistema cerrado interactúa con
otra parte, la energía tiende a dividirse por igual, hasta
que el sistema alcance un equilibrio térmico.
Establece las condiciones para que las transformaciones
termodinámicas puedan ocurrir.

Segunda ley de la
termodinámica
Explica por qué los procesos químicos suceden de
manera espontánea.
Aﬁrma que las diferencias entre sistemas en contacto
tienden a igualarse.
Las diferencias de presión, densidad y temperatura
tienden a ecualizarse.
En un sistema aislado llegará a alcanzar una temperatura
uniforme.

Segunda ley de la
termodinámica
Nos indica la dirección en la que se realizan los
procesos.
Establece que: La Entropía(S) del universo tiende a
incrementarse, siendo una magnitud abstracta que
identiﬁca el grado de desorden interno de un sistema
El aumento de entropía es igual o mayor al calor
absorbido en el proceso entre la temperatura: ΔS ≥ Q / T

Implicaciones de la
Segunda Ley
De manera espontánea, 2 cuerpos en contacto a
diferente temperatura intercambian calor, siempre
ﬂuyendo del objeto caliente al frío.
Todo sistema aislado se vuelve más desordenado con el
tiempo aumentando la entropía del sistema.
El valor 0 de entropía se corresponde con aquella de las
sustancias perfectamente cristalizadas en el 0 absoluto
de temperatura (0 ºK).

Entropía
Es una medida de la energía no utilizable para realizar un
trabajo en relación con la energía utilizable.
La entropía de las moléculas es mayor que la de sus
átomos independientes
La entropía de la materia aumenta con la temperatura.
Cuando una sustancia se disuelve en otra aumenta su
entropía.

Entropía
Los líquidos tienen mayor entropía que sus formas
cristalinas correspondientes
Los gases tienen mayor entropía que sus líquidos
correspondientes
Los gases a baja presión tienen mayor entropía que
aquellos a alta presión

Entropía
Es el grado de desorden o de aleatoriedad(al azar, sin
orden establecido) de un sistema.
A medida que aumenta el grado de desorden del
sistema, mayor será su entropía, por el contrario cuanto
más alto sea el orden de un sistema, menor será el valor
de la entropía del mismo.

Entropía
Es una función de estado:
Si la variación de entropía es mayor a 0, se ha
aumentado el grado de desorden del sistema; el proceso
es factible, espontáneo.
Si la variación de entropía es menor a 0, el proceso nos
conduce a una disminución del desorden o de la
aleatoriedad.

Entropía
La entropía del universo aumenta en un proceso
espontáneo y se mantiene constante en un proceso en
equilibrio.
Si el universo está constituido por el sistema+el entorno
ó alrededores, para cualquier proceso, el cambio de
entropía del universo, será la suma del cambio de
entropía del sistema, más el cambio de entropía del
entorno o alrededores.

Cambio de entropía de los
alrededores
Proceso Exotérmico Proceso Endotérmico

Energía Libre de Gibbs
T. S. de Química

Segunda ley de la
termodinámica
Una reacción espontánea hace que se
incremente la entropía del universo.
Se debe calcular la variación de la
entropía del sistema y la de los
alrededores.
Sólo interesa lo que ocurre en el sistema
en particular.

Energía libre de Gibbs (G)
En termodinámica la entalpía libre es un
potencial termodinámico, una función de
estado extensiva con unidades de energía,
que da la condición de equilibrio y de
espontaneidad para una reacción química
(a presión y temperatura constantes).

Cambios de energía libre
estándar
La energía libre de reacción (ΔrG) es el cambio
de energía en una reacción a condiciones
estándares.
Los reactivos en su estado estándar se
convierten en productos en su estado
estándar: aA+bB->cC+dD
Para esta reacción, la energía libre se calcula:

estándar
n (coeﬁciente estequiométrico de especies
químicas), P (productos) y r (reactivos).
La variación de energía libre de Gibbs para un
proceso a temperatura y presión constantes
viene dada por: ΔG= ΔH-TΔS
La temperatura puede ser un factor
determinante a la hora de hacer que un
proceso sea espontáneo o no lo sea.

estándar
La energía de Gibbs molar de reacción se puede
relacionar de manera conveniente con la
constante de equilibrio de la reacción:
ΔrG= -RT 1nK
La energía de Gibbs molar parcial (potencial
químico) se maneja en cálculos termodinámicos
en equilibrio, ya que el equilibrio químico entre
dos sistemas implica la igualdad de potenciales
químicos y su uso facilita los cálculos.

Energía libre de Gibbs (G)
No puede medirse directamente, pero sí es
posible conocer la variación de entalpía libre
en un proceso.
A presión y temperatura constante se puede
calcular mediante la ecuación de Gibbs-
Helmholtz:

Energía libre de Gibbs
Estándar de Reacción
Es la energía libre de Gibbs medida en
condiciones estándar de presión (1 bar o 1
atm) y temperatura (25 ºC) en el estado
físico en que dicha sustancia es estable en
esas condiciones.

Estándar de formación
La energía libre de Gibbs estándar de
formación es la variación de energía libre
del proceso de formación de un mol de una
determinada sustancia a partir de sus
elementos, en condiciones estándar.

Estándar de una Reacción
Es la variación de energía libre en una
reacción en la que unos reactivos en
estado estándar se transforman en
ciertos productos en estado estándar y
que, al ser una función de estado, se
puede calcular:

Espontaneidad de una
Reacción
En un sistema aislado la variación de
entropía nos permite determinar su
espontaneidad.
Si no se trata de un sistema asilado, se
debe evaluar la variación de entropía que
tiene lugar en su entorno.

Espontaneidad de una
Reacción
Una reacción química está asociada a una
variación de entalpía, por lo que no
constituye un sistema aislado, ya que se
produce un intercambio de energía con el
entorno.
La magnitud que nos permite determinar la
espontaneidad de una reacción es la energía
libre de Gibbs:

Energía Libre De Gibbs
Si la variación de la energía libre de Gibbs es
negativa (proceso exergónico) la reacción será
espontánea.
Si la variación de la energía libre de Gibbs es
positiva (proceso endergónico) la reacción no
será espontánea (la reacción inversa sí).
Si no hay variación en la energía libre de Gibbs
el sistema se encuentra en equilibrio.

Ácidos
T. S. de Química

Ácidos
Los ácidos no son sustancias extrañas, todos hacemos
uso de ellas a diario y no es de exclusivo uso en
laboratorios como se podría llegar a pensar.
Cotidianamente utilizamos sustancias cuyo uso
precisamente radica en lo ácido que son.

Ácidos Débiles
El Ácido Acetilsalicílico se usa como antiinﬂamatorio y
analgésico para aliviar el dolor, reducir la ﬁebre.
Reduce las posibilidades de cáncer de colon y posee
propiedades antiproliferativas.

Alimentos
Muchos contienen ácidos en su composición.
Por ejemplo las naranjas, limones, pomelos y en general
las conocidas como frutas cítricas contienen el ácido
cítrico, de ahí su nombre.
Otras frutas como es el caso de las manzanas contienen
ácido málico.
Los yogures contienen el ácido láctico.

Alimentos
El vinagre es otro alimento ácido, en su composición
cuenta con el ácido acético, que se utiliza en obtención
de sales, productos farmacéuticos y alimenticios.
El butanoico (ácido butírico) es un componente típico en
las mantequillas o en alimentos grasos en general, tanto
de origen animal como vegetal.
El ácido tartárico forma parte de las uvas, y es el
componente que le otorga esa característica acidez.

Ácidos Fuertes
El Ácido Sulfúrico es un líquido Aceitoso, sin olor y color,
que se utiliza para crear fertilizantes, producir ácido
fosfórico y se usa en baterías de autos.
El Ácido Nítrico se utiliza para crear explosivos, fabricar
ácido sulfúrico, sirve como abono y es tóxico para los
humanos.

Jugo gástrico
El ácido clorhídrico, junto a otras sustancias, se puede
encontrar formando parte del jugo gástrico de nuestros
estómagos, en donde realiza la función esencial de la
digestión de los alimentos que ingerimos y también actúa
activando enzimas digestivas.
Mata las bacterias que podrían haber entrado con el alimento
Una persona adulta produce a diario entre 2-3 litros de jugo
gástrico, con un pH ácido de entorno a 1,5, con una
concentración del 0.4%.

Jugo gástrico
El ácido clorhídrico resulta de reacciones metabólicas,
que producen iones H+, que pasan al estómago desde el
plasma sanguíneo.
A este paso se le conoce como transporte activo de
sustancias y se encuentra catalizado por enzimas.
Se mueven iones Cl- en el mismo sentido para que se
mantenga una cierta neutralidad de cargas, en una
cantidad igual que da la formación del HCl.

Jugo gástrico
Al comer se estimula la secreción de iones H+, y se
reabsorben en la membrana mucosa del estómago.
Cuando existe un retorno masivo de iones, la cantidad de
ácido clorhídrico es excesivo y se generan molestias
(acidez estomacal) que suelen reducirse con la ingestión
de un antiácido, que disminuye la concentración de iones.
Algunas sustancias de este tipo neutralizan el exceso de
HCl en el jugo gástrico.

Bases
T. S. de Química

Bases
Son sustancias que en solución acuosa sufren
disociación liberando el anión OH-.
Alcalino es lo mismo que básico, ya sean fuertes o
débiles son de real importancia, ya que sin ellas
ocurriría un desequilibrio en los procesos y reacciones
químicas y en la vida en general.

Bases Fuertes
El Amoniaco se utiliza para fabricar abonos, textiles y
plásticos, se usa en objetos como lavaloza o
limpiavidrios.
El Hidróxido de Sodio esta presente en la sal que
consumimos, es relevante su uso en la obtención de
aluminio.

Productos de limpieza
El jabón contiene el componente hidróxido de sodio
(NaOH) como ingrediente fundamental.
El NaOH es una base fuerte y constituye la mayoría de
los productos para higiene doméstica, como
detergentes, blanqueadores o limpiadores.

Productos de limpieza
Es de uso común la utilización de sustancias con
contenido en amoníaco (NH3), el cuál es una base débil.
La sosa cáustica o el hidróxido de sodio, son bases
fuertes que se utilizan con frecuencia para la limpieza
de cañerías.
Todos los productos se encuentran muy concentrados,
por lo que deben ser utilizados con precauciones.

Bases Débiles
La Cafeína tiene propiedades diuréticas, estimula el
S.N.C. y provoca restauración del nivel de alerta y
somnolencia.
A partir de ella se obtiene el café.

Productos de higiene corporal
Los champús o geles de baño, suelen mostrar el pH que
contienen, pues la acidez que tengan puede inﬂuenciar
en la óptima salud de la piel o el cabello.
El pelo se encuentra constituido por largas cadenas
proteicas unidos por enlaces de diferentes tipos.
Los más débiles son los de hidrógeno, que se pueden
romper al mojar el pelo, aunque se vuelven a formar
cuando este se seca.

Productos de higiene corporal
Si un champú posee un pH menor que 4 o mayor de 8,
afectaría en mayor o menor grado a las uniones que
existen en la cadena de proteínas.
Si el champú es fuertemente alcalino, volverá al cabello
quebradizo, eliminando la grasa protectora,
deshidratando el cuero cabelludo y resecando la piel.
Se recomienda un pH en torno al 5 para este tipo de
productos.

Teoría de la disociación
de compuestos
Guillermo Villar Juárez
T. S. de Química

electrolítica
• La concentración es la magnitud química y elemental en
electroquímica que expresa la cantidad de un Elemento
químico/compuesto por unidad de volumen.
• En el Sistema Internacional de Unidades se emplea la unidad
mol·m-3.
• A cada sustancia le corresponde un valor de solubilidad, la
cantidad máxima de ella (soluto) que puede haber en una
disolución y depende de condiciones como la temperatura, la
presión, cuáles sean las otras sustancias disueltas o en
suspensión y cuál sea la cantidad y la concentración de ellas.

electrolítica
• En química para expresar cuantitativamente la proporción
entre un soluto y el disolvente en una disolución se emplean
distintas unidades: molaridad, normalidad, molalidad,
formalidad, porcentaje en peso, porcentaje en volumen,
fracción molar, partes por millón, partes por billón, partes por
trillón, etc.
• Se puede expresar cualitativamente empleando términos
como “diluido”, para bajas concentraciones, o “concentrado»”.

Molaridad (M)
• Es el número de moles de soluto por litro de solución.
• La concentración molar es una medida de la concentración de
un soluto en una disolución, ya sea alguna especie molecular,
iónica o atómica.
• Al ser el volumen dependiente de la temperatura, el problema
se resuelve normalmente introduciendo coeﬁcientes o factores
de corrección de la temperatura, o utilizando medidas de
concentración independiente de la temperatura tales como la
molalidad.

Molalidad
• Se pone en juego los moles de soluto que se añaden
a la mezcla con el volumen de la disolución en la
que se verte el soluto.
• Es el método más común de expresar la
concentración cuando se trabaja con reacciones
químicas y relaciones estequiométricas.
• El volumen cambia con la temperatura.

Molalidad
• El volumen de una disolución depende de la
temperatura y de la presión, cuando éstas cambian, el
volumen cambia con ellas.
• La molalidad es independiente de la temperatura y de la
presión, porque no es función del volumen y puede
medirse de una manera más precisa.
• Es menos empleada que la molaridad, pero igual de
importante.

Teoría de Arrhenius de la
disociación electrolítica
• De los átomos totales que constituyen una
sustancia electrolítica, una parte se va
cargando de electricidad a medida que se
produce la disolución y el resto queda en
estado de neutralidad.
• La formación de iones es un proceso
independiente del paso de la corriente
eléctrica.
• Las partículas con carga eléctrica son
atraídas por el electrodo de signo contrario.

Teoría de Arrhenius de la
disociación electrolítica
• La disociación electrolítica es un proceso reversible.
• Los iones actúan independientemente unos de los otros
y de las moléculas sin disociar, son diferentes en sus
propiedades físicas y químicas.
• Cuando los iones se dirigen a sus respectivos electrodos,
pierden sus cargas eléctricas, se transforman en átomos
y adquieren propiedades químicas ordinarias.

Electrolitos
• Un electrólito es una disolución que conduce la electricidad y se dividen
en:
• Fuertes:
• Débiles: Su disociación es poca (10%) y conducen con diﬁcultad la
electricidad
• Acido acético (vinagre): CH3COOH

No Electrolitos
• Son compuestos que no generan iones al disolverse:
• O2 (molécula de oxígeno)
• Glucosa (azúcar)
• Alcohol (etanol): CH3CH2OH
• Ionización: Proceso por el cual se producen iones.
• Existen diferentes métodos para formarlos, ya sea a partir de
átomos o moléculas; los compuestos de enlace iónico forman
disoluciones electrolíticas.

ESTRUCTURA DE LEWIS
T. S. de Química

Estructura de Lewis
• Fue propuesto por Gilbert Newton Lewis quién lo
introdujo por primera vez en 1916 en su artículo
“La molécula y el átomo”.
• Es una representación gráﬁca que muestra los pares
de electrones de enlaces entre los átomos de una
molécula y los pares de electrones solitarios que
puedan existir.

Estructura de Lewis
• El diagrama de punto y raya diagonal, Modelo,
Representación o Fórmula de Lewis son
representaciones adecuadas y sencillas de iones y
compuestos que facilitan el recuento exacto de
electrones.
• Muestran los diferentes átomos de una determinada
causa ausando su símbolo químico y líneas que se
trazan entre los átomos que se unen entre sí.

Estructura de Lewis
• Constituyen una base importante, estable y relativa.
• Se usa para saber la cantidad de electrones de
valencia de un elemento que interactúan con otros o
entre su misma especie, formando enlaces ya sea
simples, dobles, o triples y después de cada uno de
estos se encuentran en cada enlace covalente.

Estructura de Lewis
• Representan si entre los átomos existen enlaces
simples, dobles o triples.
• En ocasiones se usan pares de puntos en vez de
líneas.
• Los electrones apartados (los que no participan en
los enlaces) se representan mediante una línea o con
un par de puntos y se colocan alrededor de los
átomos a los que pertenece.

Moléculas
• Las más simples deben presentar un átomo central,
en algunos casos el átomo central es el carbono
debido a que es el elemento más electropositivo,
luego queda rodeado por los demás átomos de las
otras moléculas.
• En algunos casos es difícil determinar el átomo
central, en general cuando todos los átomos de los
elementos del compuesto aparecen más de una o
dos veces.

Moléculas
• En moléculas compuestas por varios átomos de un
mismo elemento y un átomo de otro elemento
distinto, este último se utiliza como el átomo
central, lo cual se representa en el diagrama con 4
átomos de hidrógeno y uno de silicio.
• El hidrógeno es un elemento exceptuante, puesto
que no debe ir como átomo central.

Electrones de Valencia
• El número total de electrones representados en un
diagrama de Lewis es igual a la suma de los
electrones de valencia de cada átomo.
• La valencia que se toma como referencia y que se
representa en el diagrama es la cantidad de
electrones que se encuentran en el último nivel de
energía de cada elemento al hacer su conﬁguración
electrónica.

• Cuando los electrones de valencia han sido
determinados, deben ubicarse en el modelo a
estructurar.
• En la estructura de Lewis de un ion, la estructura ese
ubica entre corchetes y la carga se escribe como un
exponente en el rincón derecho superior, fuera de los
corchetes.
• Una vez que todos los pares solitarios han sido ubicados,
los átomos, especialmente los centrales, pueden no tener
un octeto de electrones.

• Los átomos entre sí deben quedar unidos por
enlaces; un par de electrones forma un enlace entre
los 2 átomos.
• El par del enlace es compartido entre los 2 átomos,
el átomo que originalmente tenía el par solitario
sigue teniendo un octeto y el otro átomo ahora tiene
2 electrones más en su última capa.

• Fuera de los compuestos orgánicos, solo pocos
compuestos tienen un octeto de electrones en su
última capa.
• Los compuestos hipervalentes tienen más de 8
electrones en la última capa del átomo y son
comunes en los elementos de los grupos del 15-18
(fósforo, azufre, yodo y xenón).

Regla del octeto
• Establece que los átomos se enlazan unos a otros en
el intento de completar su capa de valencia (última
capa de la electrosfera).
• La denominación “regla del octeto” surgió en razón
de la cantidad establecida de electrones para la
estabilidad de un elemento, es decir, el átomo queda
estable cuando presenta en su capa de valencia 8
electrones.

Regla del octeto
• Para alcanzar tal estabilidad sugerida por la regla
del octeto, cada elemento precisa ganar o perder
(compartir) electrones en los enlaces químicos, de
esa forma ellos adquieren 8 electrones en la capa de
valencia.
• Veamos que los átomos de oxígeno se enlazan para
alcanzar la estabilidad sugerida por la regla del
octeto.

Regla del octeto
• La justiﬁcativa para esta regla es que las moléculas o
iones, tienden a ser más estables cuando la capa de
electrones externa de cada uno de sus átomos está
llena con 8 electrones (conﬁguración de un gas
noble).
• Es por ello que los elementos tienden siempre a
formar enlaces en la búsqueda de tal estabilidad.

Regla del octeto
• Los átomos son más estables cuando consiguen 8
electrones en la capa de su estado de óxido, sean
pares solitarios o compartidos mediante enlaces
covalentes.
• Considerando que cada enlace covalente simple
aporta 2 electrones a cada átomo de la unión, al
dibujar un diagrama o estructura de Lewis, hay que
evitar asignar más de 8 electrones a cada átomo.

REACCIONES QUÍMICAS DE
OXIDACIÓN-REDUCCIÓN
T. S. de Química

OXIDACIÓN
➤ Es la reacción química donde un elemento cede electrones y
aumenta su estado de oxidación.
➤ Es un proceso por el cual cambia el estado de oxidación de un
compuesto, pero no siempre existe un intercambio de iones.
➤ Todos los compuestos formados mediante un proceso redox
son iónicos, en estos compuestos si se da un enlace iónico
producto de la transferencia de electrones.

OXIDACIÓN
➤ Cuando una sustancia se oxida, siempre es por la acción de
otra que se reduce, son reacciones que siempre se dan juntas.
➤ Una cede electrones y la otra los acepta, se les denomina
reacciones redox.
➤ El oxígeno es el mejor oxidante que existe debido a que la
molécula es poco reactiva (por su doble enlace).
➤ La sustancia más oxidante que existe es el catión KrF+
porque fácilmente forma Kr y F

OXIDACIÓN
➤ El nombre de "oxidación" proviene de que en la mayoría de
estas reacciones, la transferencia de electrones se da mediante
la adquisición de átomos de oxígeno (cesión de electrones) o
viceversa.
➤ La oxidación y la reducción puede darse sin que haya
intercambio de oxígeno de por medio:
➤ Ejemplo: oxidación de yoduro de sodio a yodo mediante la
reducción de cloro a cloruro de sodio: S+H2O—
➤ Semirreacción de reducción:
➤ Semirreacción de oxidación:

REDUCCIÓN
➤ Es el proceso electroquímico por el cual un átomo o un ion
gana electrones; Implica la disminución de su estado de
oxidación.
➤ Cuando un ion o un átomo se reduce actúa como agente
oxidante.
➤ Es reducido por un agente reductor.
➤ Disminuye su estado o número de oxidación.
➤ Ejemplo: El ion hierro (III) puede ser reducido a hierro (II):

REDUCCIÓN
➤ En química orgánica, la disminución de enlaces de átomos de
oxígeno a átomos de carbono o el aumento de enlaces de
hidrógeno a átomos de carbono se interpreta como una
reducción.
➤ Por ejemplo:
➤ (el etino se reduce para dar eteno).
➤ (el etanal se reduce a etanol).

NÚMERO DE OXIDACIÓN
➤ Es un número entero que representa el número de electrones
que un átomo pone en juego cuando forma un enlace
determinado.
➤ Durante el proceso de oxidación, el estado de oxidación del
elemento aumenta.
➤ Durante la reducción, el número de oxidación de la especie
que se reduce disminuye.

NÚMERO DE OXIDACIÓN
➤ La cuantiﬁcación de un elemento químico puede efectuarse
mediante su número de oxidación.
➤ En un elemento puro todos los átomos son neutros, ya que
estos no tienen carga y se les asigna el estado de oxidación 0.
➤ Aumenta si el átomo pierde electrones (oxidación), o los
comparte con un átomo que tenga tendencia a captarlos.
➤ Disminuye cuando el átomo gana electrones (reducción), o los
comparte con un átomo que tenga tendencia a cederlos.

AJUSTE DE ECUACIONES
➤ Los procesos redox requieren del ajuste estequiométrico de
los componentes de las semirreacciones.
➤ Para las reacciones en medio acuoso se añaden:
➤ En medio ácido iones hidrógeno (H+), moléculas de agua
(H2O), y electrones.
➤ En medio básico hidroxilos (OH−), moléculas de agua
(H2O), y electrones para compensar los cambios en los
números de oxidación.

MEDIO ÁCIDO
➤ En medio ácido se agregan hidronios (cationes) (H+) y agua
(H2O) a las semirreacciones para balancear la ecuación ﬁnal.
➤ Del lado de la ecuación que haga falta oxígeno se agregarán
moléculas de agua, y del lado de la ecuación que hagan falta
hidrógenos se agregarán hidronios.
➤ Ejemplo: Cuando el Manganeso (II) reacciona con el
Bismutato de Sodio.

MEDIO BÁSICO
➤ En medio básico se agregan iones hidróxidos (aniones)
(OH−) y agua (H2O) a las semirreacciones para balancear la
ecuación ﬁnal.
➤ Ejemplo: La reacción entre el Permanganato de Potasio y el
Sulﬁto de Sodio.

APLICACIONES
➤ En la industria, los procesos redox son importantes, por su
uso productivo (reducción de minerales para la obtención del
aluminio o del hierro) y su prevención (corrosión).
➤ La reacción inversa de la reacción redox (produce energía) es
la electrólisis, en la cual se aporta energía para disociar
elementos de sus moléculas.

AGENTE OXIDANTE Y
AGENTE REDUCTOR:
BALANCEO POR REDOX
T. S. de Química

REACCIÓN DE ÓXIDO-REDUCCIÓN
➤ En la reacción de reducción-oxidación (redox) uno o más
electrones se transﬁeren entre los reactivos, provocando un
cambio en sus estados de oxidación.
➤ Para que exista una reacción de reducción-oxidación en el
sistema debe haber un elemento que ceda electrones y otro
que los acepte:
➤ El agente Oxidante y el agente Reductor

AGENTE OXIDANTE
➤ Es la especie química que un proceso redox tiende a captar
electrones, quedando con un estado de oxidación inferior al
que tenía y siendo reducido.
➤ Ejemplo: Cuando se hacen reaccionar cloro elemental con
calcio: Ca0 + Cl2 (0)-----> CaCl2
➤ El cloro es el agente oxidante puesto que, gana electrones y su
carga o número de oxidación pasa de 0 a 1–:
➤ 2e-+Cl2 (0) ---> 2Cl1

AGENTE REDUCTOR
➤ Es la especie química que un proceso redox suministra
electrones de su estructura química al medio y se oxida,
aumentando su estado de oxidación.
➤ Ejemplo: Cuando se hacen reaccionar cloro elemental con
calcio: Ca(0) + Cl2(0) —>CaCl2
➤ El calcio es el agente reductor puesto que pierde electrones y
su carga o número de oxidación pasa de 0 a 2+:
➤ Ca0 -->Ca2+ + 2e-

AGENTE REDUCTOR
➤ Cuando un elemento químico reductor cede electrones al
medio, se convierte en un elemento oxidado, y la relación que
guarda con su precursor queda establecida mediante lo que se
llama un “par redox”.
➤ Cuando un elemento químico capta electrones del medio, se
convierte en un elemento reducido y forma un par redox con
su precursor oxidado.
➤ Cuando una especie puede oxidarse y reducirse a la vez, se
denomina Anfolito; El proceso de la oxidación-reducción de
esta especie se le llama Anfolización.

PRINCIPIO DE ELECTRONEUTRALIDAD DE PAULING
➤ Corresponde a un método de aproximación para estimar la
carga en moléculas o iones complejos; supone que la carga
siempre se distribuye en valores cercanos a 0 (-1, 0, +1).
➤ Dentro de una reacción global redox se da una serie de
semirreacciones o reacciones parciales.
➤ Semirreacción de reducción:
➤ Semirreacción de oxidación:
Comúnmente llamada ecuación general:

PRINCIPIO DE ELECTRONEUTRALIDAD DE PAULING
➤ La tendencia a reducir u oxidar a otros elementos químicos
se cuantiﬁca mediante el potencial de reducción, también
llamado potencial redox.
➤ Una titulación redox es aquella en la que un indicador
químico indica el cambio en el porcentaje de la reacción redox
mediante el viraje de color entre el oxidante y el reductor.

LAS PILAS Y SU USO
T. S. de Química

PILA ELÉCTRICA
La batería eléctrica se trata de un generador primario; Es el
formato industrializado y comercial de la celda galvánica o voltaica.
Es un dispositivo que convierte energía química en energía
eléctrica por un proceso químico transitorio, tras lo cual cesa su
actividad y renueva sus elementos constituyentes, ya que sus
características se alteran.

PILA ELÉCTRICA
La energía resulta accesible mediante 2 terminales de la pila (polos,
electrodos o bornes): Uno es el polo positivo o cátodo y el otro es el polo
negativo o ánodo.
La estructura fundamental de una pila consiste en 2 electrodos metálicos
introducidos en una disolución conductora de la electricidad o electrolito.
Las pilas, a diferencia de las baterías, no son recargables.

PRIMERA PILA ELÉCTRICA
En 1800 Volta dio a conocer la pila voltaica,
en una carta que envió al presidente de la
Royal Society londinense.
Se trataba de una serie de pares de discos
apilados de zinc, cobre y plata, separados
unos de otros por trozos de cartón o ﬁeltro
impregnados de salmuera, que medían 3cm
de diámetro.

PRIMERA PILA ELÉCTRICA
Cuando se ﬁjó una unidad de medida para la
diferencia de potencial (voltio) se pudo saber
que cada uno de esos elementos suministraba
una tensión de 0,75 V.
Su apilamiento conectados en serie permitía
aumentar la tensión a voluntad, otro
descubrimiento de Volta.
Fue el inicio de la era eléctrica al permitir el
estudio experimental preciso de la electricidad.

PRINCIPIO DE FUNCIONAMIENTO
Las pilas consisten en 2 electrodos
metálicos sumergidos en un líquido,
sólido o pasta conductor de iones
(electrolito).
Cuando los electrodos reaccionan con
el electrolito, en el ánodo se producen
electrones (oxidación) y en el cátodo se
produce un defecto de electrones
(reducción).

PRINCIPIO DE FUNCIONAMIENTO
Cuando los electrones sobrantes del ánodo pasan al
cátodo a través de un conductor externo a la pila se
produce una corriente eléctrica.
Se trata de una reacción de oxidación y otra de reducción
que se producen simultáneamente.

TENSIÓN ELÉCTRICA
La diferencia de potencial, voltaje o tensión que
produce un elemento o celda electroquímica viene
determinado por la naturaleza y concentración de las
sustancias de los electrodos y del electrolito.
En 1920 Walther Nernst obtuvo el premio Nobel de
química por haber formulado cuantitativamente y
demostrado las leyes que rigen este fenómeno.

TENSIÓN ELÉCTRICA
La conexión de elementos en serie (apilarlos o ponerlos en
batería) permite multiplicar la tensión básica.
Las propiedades puramente eléctricas de una pila se
representan mediante el modelo adjunto. Está formado por
una fuente de tensión perfecta, con resistencia interna nula,
en serie con un resistor que representa la resistencia interna.

DURACIÓN FUERA DE SERVICIO
Las pilas se deterioran con el paso del tiempo, aunque no
se usen, pues los electrodos resultan atacados por la acción
local.
Una pila pierde 6mV por mes de almacenamiento, pero no
constituye un problema grave por el consumo de los tipos
corrientes.

PILA COMÚN
Las pilas secas de zinc-carbono están formadas por un recipiente
cilíndrico de zinc (polo negativo) relleno de pasta electrolítica, y en el
centro por una barra de carbón (electrodo positivo), todo sellado para
evitar fugas.
Ventaja: No se descargan si no están en uso.
Desventaja: Una pila puede llegar a contaminar 3000 litros de agua.

PILAS ALCALINAS
En 1866 Georges Leclanché inventó en Francia la pila
Leclanché, precursora de la pila seca.
Las pilas alcalinas (de alta potencia o larga vida) son
similares a las de Leclanché, pero en vez de cloruro de
amonio, llevan cloruro de sodio o de potasio; duran más
porque el zinc no se expone a un ambiente ácido.

PILAS ALCALINAS
Como los iones se mueven más fácilmente a través del
electrolito, produce más potencia y una corriente más
estable.
Su voltaje es de 1,5 V.; Se utilizan para aparatos
complejos y de elevado consumo energético.

PILAS ALCALINAS
Ventajas: Entregan más potencia y una corriente más
estable, su duración es 6 veces mayor que la de la pila
de cinc-carbono y resisten mejor el uso constante.
Desventajas: Su costo se deriva de la diﬁcultad de sellar
pilas contra fugas de hidróxido. Vienen blindadas para
impedir el derramamiento de los componentes.

PILAS ALCALINAS DE MANGANESO
Es una versión mejorada de la pila
alcalina, con un contenido de
mercurio del 0,1%. Se sustituye el
conductor iónico cloruro de amonio
por hidróxido de potasio.
El recipiente de la pila es de acero y la
disposición del cinc y óxido de
manganeso (IV) es la contraria,
situándose el cinc (polvo) en el centro.

La cantidad de mercurio empleada para regularizar la descarga
es mayor y suministra una fuerza electromotriz de 1,5 V.
Le conﬁere mayor duración, más constancia en el tiempo y
mejor rendimiento, pero su precio es más elevado.
Se utiliza en aparatos de mayor consumo: grabadoras
portátiles, juguetes con motor, ﬂashes electrónicos.

Ventaja: Este tipo de pilas tiene una duración mayor que las
alcalinas.
Desventajas: Una pila alcalina puede contaminar 175000 litros
de agua.
Cinc, manganeso (Mn), bismuto (Bi), cobre (Cu) y plata (Ag)
son sustancias tóxicas que producen diversas alteraciones en
la salud humana.

TIPOS DE PILAS POR FORMA Y TAMAÑO
Las pilas actuales son prefabricadas, estancas y responden a
tipos bastante ﬁjos; se facilita su comercialización y su uso.
Las pilas eléctricas y algunos acumuladores se presentan en
formas normalizadas; las más frecuentes son la serie A (A, AA,
AAA, AAAA), A B, C, D, F, G, J y N, 3R12, 4R25 y sus
variantes, PP3, PP9 y las baterías de linterna 996 y PC926.

PILAS Y EL MEDIO AMBIENTE
Los metales y productos químicos de las pilas son perjudiciales
para el medio ambiente, produciendo contaminación química.
Cuando la envoltura metálica de las pilas se daña, las sustancias
químicas se liberan y contaminan el suelo, ﬁltrándose hacia las
capas freáticas y pudiendo pasar a los seres vivos en la cadena
alimentaria.

PILAS Y EL MEDIO AMBIENTE
Es importante no tirarlas a la basura y
llevarlas a centros de reciclado.
Las pilas son residuos peligrosos, desde que se
empiezan a reunir, deben ser manipuladas por
personal capacitado que siga las precauciones
adecuadas, empleando procedimientos
técnicos y legales de manipulación de residuos
peligrosos.
En caso contrario diversas intoxicaciones son
posibles.

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