Escobar química general

QUIMICA GENERAL Unidades
Ing. Luis Escobar C.
4
CAPITULO 1
UNIDADES
1. GENERALIDADES:
En Química, las propiedades se describen como cantidades que se pueden medir y expresar
como productos de números y unidades.
Antes de analizar las diferentes magnitudes y unidades utilizadas en Química, es necesario
conocer y diferenciar dos términos que son utilizados muy frecuentemente en esta
asignatura y que vale la pena hacer una aclaración.
Materia se define como que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio. MASA es la cantidad
de materia de una muestra en particular de ella. La masa de un cuerpo es constante y no
cambia, no importa el sitio donde se mida. El PESO de un cuerpo sin embargo, es la fuerza
gravitacional de atracción entre la masa del cuerpo y la masa del planeta en el cual éste es
pesado. Así, el peso de un cuerpo varía, dependiendo de donde es pesado, mientras que la
masa no.
Desafortunadamente los términos MASA y PESO son utilizados en forma intercambiada;
sin embargo, usted debe entender su diferencia.
2. MAGNITUDES FUNDAMENTALES:
Las magnitudes fundamentales más importantes utilizadas en Química son: longitud, masa,
tiempo, cantidad de sustancia, temperatura y corriente eléctrica. Cada una de estas
magnitudes tiene su propia unidad irreductible.
MAGNITUDES DERIVADAS:
Las magnitudes derivadas son magnitudes físicas obtenidas de combinaciones de las
fundamentales. Por ejemplo, el volumen es una magnitud derivada.
3. UNIDADES:
a) SISTEMAS DE UNIDADES:
En Química, normalmente, se usan dos sistemas de unidades. El CGS (centímetro-gramo-
segundo), cuya unidad básica de longitud es el centímetro (cm), de masa el gramo (g) y la
del tiempo el segundo (s); y el SI (Sistema Internacional de Unidades), en donde la unidad
básica de longitud es el metro (m), la masa el kilogramo (kg) y la del tiempo es el segundo
(s). Ambos sistemas definen unidades básicas individuales para cada magnitud
fundamental.
b) PREFIJOS DE LAS UNIDADES:
En ambos sistemas se usan prefijos para designar múltiplos decimales o fracciones
decimales de las unidades básicas. Los prefijos comunes son:

5
MULTIPLO PREFIJO ABREVIATURA
10 (1x101
)
100 (1x102
)
1000 (1x103
)
1000000 (1x106
)
1000000000 (1x109
)
Deca
Hecto
Kilo
Mega
Giga
Da
h
k
M
G
FRACCION PREFIJO ABREVIATURA
0,1 (1x10–1
)
0,01 (1x10–2
)
0,001 (1x10–3
)
0,000001 (1x10–6
)
0,000000001 (1x10–9
)
Deci
Centi
Mili
Micro
Nano
d
c
m

N
c) UNIDADES DERIVADAS:
Las magnitudes físicas derivadas se miden en unidades derivadas. Aunque las unidades que
se usan para medir magnitudes físicas derivadas provienen realmente de las unidades
básicas, a menudo se les dan nombres especiales para mayor conveniencia.
Por ejemplo, el VOLUMEN es una magnitud derivada, a la que se le asigna una unidad
especial el LITRO, en el SI, el litro es igual a 1000 centímetros cúbicos (cm3
).
La FUERZA y la ENERGIA son también magnitudes derivadas, la unidad derivada de la
energía es el ERGIO (CGS) y el JOULE (SI). A continuación presentamos algunas
unidades derivadas de fuerza y energía en los dos sistemas y la relación que hay entre ellas:
UNIDAD FUERZA ENERGIA
Nombre de la unidad SI
- Abreviatura
- Unidades Básicas
Newton
N
kg.m.s–2
Joule
J
kg.m2
.s–2
Nombre de la unidad CGS
- Unidades Básicas
Dina
g.cm.s–2
Ergio
g.cm2
.s–2
Factores de conversión 1N = 1x105
Dinas
1Dina = 1x10–5
N
1J = 1x107
Ergios
1Ergio = 1x10–7
J
d) CONVERSION DE UNIDADES:
Hay otras relaciones útiles entre CGS, SI y otras unidades que es importante conocer;
algunas se pueden deducir por los prefijos y otras hay que aprenderlas de memoria o
buscarlas en los libros, en la siguiente tabla se tienen estos factores de conversión:

6
UNIDAD FACTOR
LONGUITUD
MASA
VOLUMEN
PRESION
TEMPERATURA
1 m = 100 cm, 1 Angstrom (Å) =1x10–8
cm
1 kg = 1000 g
1 m3
= 1000 litros
1 atm = 760 torr = 101325 Pa
°K = °C + 273; °C = 5/9(°F – 32); °R = °F + 460
La DENSIDAD de una sustancia se define como la masa de una sustancia que ocupa la
unidad de volumen:
)
V
(
Volumen
)
m
(
Masa
)
d
(
Densidad 
En el Sistema Métrico Decimal, la densidad de los sólidos y líquidos se miden en g/cm3
o
g/ml; y la de los gases en g/litro. En el sistema SI, la densidad se expresa como kg/m3
.
Para la mayoría de las sustancias la densidad se mide a 20°C, la cual se considera como la
temperatura ambiente. Para el agua sin embargo se expresa a 4°C, por ser la temperatura a
la cual el agua tiene una densidad exacta de 1,00 g/ml.
La GRAVEDAD ESPECIFICA (peso específico) de una sustancia de la densidad relativa de
una sustancia comparada con una estándar. En general para los líquidos se toma el agua a
4°C como el estándar y por lo tanto la gravedad específica expresa la densidad de una
sustancia comparada con la del agua. Lo anterior se expresa así:
C
4
a
agua
del
Densidad
cia
tan
sus
la
de
Densidad
)
Específico
Peso
(
Específica
Gravedad


El peso específico también se puede calcular utilizando la siguiente ecuación:
C
4
a
agua
de
volumen
un
de
)
Peso
(
Masa
líquido
o
sólido
un
de
)
Peso
(
Masa
Específico
Peso


La gravedad específica no tiene unidades, es simplemente la relación de dos densidades.
Para determinar la densidad de una sustancia a partir de la gravedad específica basta
multiplicar la gravedad específica por la densidad del agua como sustancia de referencia.
Puesto que el agua tiene una densidad de 1,00 g/ml, la densidad y la gravedad específica
son numéricamente iguales si se han utilizado las unidades g/ml.
e) NOTACION CIENTIFICA:
La Notación Científica es un método para expresar números grandes o pequeños como
factores de las potencias de 10.

7
Se pueden usar exponentes de 10 para hacer que la expresión de las mediciones científicas
sea más compacta, más fácil de entender y más sencilla de manejar.
Para expresar números en notación científica, se utiliza la siguiente expresión:
Donde, a es un número decimal entre 1 y 10 (sin ser igual a 10) y b es un entero positivo,
negativo o cero. Por ejemplo:
m
10
x
3
,
1
m
0000000013
,
0 9


g
-
at
átomos
10
x
022
,
6
g
-
at
átomos
0000
0000000000
6022000000 23

f) CIFRAS SIGNIFICATIVAS:
La exactitud de una medición depende de la cantidad del instrumento de medición y del
cuidado que se tenga al medir. Cuando se da una medida, se expresa con el número de
CIFRAS SIGNIFICATIVAS que mejor represente su propia exactitud y la del instrumento
empleado.
La exactitud en los cálculos químicos difiere de la exactitud matemática.
g) APROXIMACION:
Las reglas para realizar aproximaciones son sencillas, si el dígito que sigue al último que se
va a expresar es:
4 o menos, éste se descarta
5 o más, se aumenta en uno el último dígito
PROBLEMAS RESUELTOS:
1. Una barra uniforme de acero tiene una longitud de 16 pulgadas y pesa 6,25 libras.
Determinar el peso de la barra en gramos por centímetro de longitud.
cm
6
,
40
lg
pu
1
cm
54
,
2
lg
pu
16
Longuitud 


g
5
,
2837
lb
1
g
454
lb
25
,
6
Peso 


b
10
x
a

8
cm
g
89
,
69
cm
6
,
40
g
5
,
2837
Longitud
Peso


2. El peso específico de la fundición de Hierro es 7,20. Calcular su densidad: a) en gramos
por cm3
, y b) en libras por pie3
.
Aplicamos la siguiente ecuación para realizar el cálculo correspondiente:
C
4
a
agua
del
Densidad
cia
tan
sus
la
de
Densidad
Específico
Peso


Como la densidad del agua a 4°C es 1
ml
g
, entonces:
a) 3
3
cm
g
20
,
7
)
cm
g
1
)(
20
,
7
(
)
Fe
(
d 

b) 3
3
3
3
3
pie
lb
08
,
449
pie
1
cm
)
48
,
30
(
g
454
lb
1
cm
g
20
,
7
)
Fe
(
d 



3. El ácido de baterías tiene un peso específico de 1,285 y contiene 38% en peso de
H2SO4. Cuántos gramos de H2SO4 contendrá un litro de ácido de batería.
Determinamos la densidad de la solución, en base al peso específico:
285
,
1
pe  
ml
g
285
,
1
)
ácido
(
d 
Establecemos las siguientes operaciones:
bateria
ácido
g
1285
solución
ml
1000
solución
ml
1
bateria
ácido
g
285
,
1


puro
SO
H
g
30
,
488
bateria
ácido
g
100
puro
SO
H
g
38
bateria
ácido
g
1285 4
2
4
2


4. Convertir 40 °C y –5 °C a la escala Fahrenheit.
)
32
F
(
9
5
C 


  32
C
5
9
F 




9
a) 



 104
32
)
40
(
5
9
F
b) 




 23
32
)
5
(
5
9
F
5. Convertir 220 °K y 498 °K a la escala Centígrada.
273
K
C
273
C
K 








a) 




 53
273
220
C
b) 



 255
273
498
C
6. Expresar –22 °F en grados Centígrados y en grados Kelvin.
)
32
F
(
9
5
C 


    





 30
32
)
22
(
9
5
C
273
C
K 


  




 243
273
30
K
PROBLEMAS PROPUESTOS:
1. Una lámina de oro (peso específico, 19,3) que pesa 1,93 mg puede ser laminada
nuevamente hasta una película transparente que cubre un área de 14,5 cm2
. A) Cuál es
el volumen de 1,93 mg de oro, b) Cuál es el espesor de la película en Angstroms. Resp.
a) 1x10–4 cm3, b) 690 Å
2. Un hombre medio necesita unos 2,00 mg de vitamina B2 por día. Cuántas libras de
queso necesitaría comer un hombre por día si ésta fuera su única fuente de suministro
de vitamina B2 y si este queso tuviese 5,5x10–6
gramos de vitamina por cada gramo.
Resp. 0,80 lb/día
3. Un catalizador poroso para reacciones químicas tiene un área superficial interna de 800
m2
/cm3
de material. El 50% del volumen total son poros (orificios), mientras que el otro
50% del volumen está formado por la sustancia sólida. Suponer que todos los poros son
tubos cilíndricos con un diámetro d y una longitud l. Determinar el diámetro de cada
poro. Resp. 25Å
4. Un recipiente de vidrio pesa vacío 20,2376 g y 20,3102 g lleno de agua a 4°C hasta una
cierta marca. El mismo recipiente se seca y se llena hasta la misma marca con una
solución a 4°C. Ahora el peso es de 20,3300 g. Cuál es la densidad de la solución.
Resp. 1,273 g/ml

10
5. El contenido medio de Bromo en el agua del mar es de 65 partes por millón (ppm).
Suponiendo una recuperación del 100%. Cuántos galones de agua marina tienen que ser
tratados para producir una libra de Bromo. Resp. 1,845x103 galones
6. Una muestra de 20 cm3
de una solución de Acido Clorhídrico concentrado de densidad
1,18 g/ml contiene 8,36 g de HCl puro. a) Determine la masa de HCl puro por cada
centímetro cúbico de solución. b) Determine el porcentaje en peso (masa) de HCl en la
solución ácida. Resp. a) 0,418 g/cm3; b) 35,4%
7. Las Feromonas son compuestos secretados por las hembras de muchas especies de
insectos para atraer a los machos. Con 1,0x10–8
gramos de una feromona es suficiente
para llegar a todos los insectos macho blanco dentro de un radio de 0,50 millas.
Determinar la densidad de la feromona (en gramos por litro) en un espacio cilíndrico de
aire con un radio de 0,50 millas y una altura de 40 pies. Resp. 4,03x10–19 g/L
8. Para conservar el agua, los químicos aplican una delgada película de un cierto material
inerte sobre la superficie del agua para disminuir su velocidad de evaporación. Esta
técnica fue introducida hace tres siglos por Benjamín Franklin, quien encontró que 0,10
ml de aceite podrían extenderse cubriendo una superficie de 40 m2
de agua. Suponiendo
que el aceite forma una monocapa, es decir, una capa cuyo espesor es de una molécula,
determinar la longitud en nanómetros de cada molécula de aceite. Resp. 2,5 Nm
9. Un trozo de galena (Sulfuro de Plomo impuro) pesa 5,50 g en el aire y 4,76 g en el
agua. Cuál es el peso específico de la galena. Resp. 7,4
10. A una aleación se la ha fabricado en forma de un disco plano de 31,5 mm de diámetro y
4,5 mm de espesor con un orificio de 7,5 mm de diámetro en el centro. El disco pesa
20,2 g. Cuál es la densidad de la aleación en unidades SI. Resp. 6100 kg/m3
11. Cuántos kilogramos de solución de Hidróxido de Sodio al 85% de concentración, se
necesita para preparar 5 litros de una solución de Hidróxido de Sodio al 20%. La
densidad de la solución al 20% es 1,22 g/cm3
. Resp. 1,435 kg
12. Convierta las siguientes temperaturas: –195,5°C a °F; –430 °F a °C; 1705 °C a °F.
Resp. –319 °F; –256,7 °C; 3100 °F
13. Expresar: 8 ºK, 273 ºK en grados Fahrenheit. Resp. –445 °F; 32 °F
14. A qué temperatura la lectura numérica en un termómetro Celsius es igual a la marcada
en un termómetro Fahrenheit. Resp. –40°
15. Construir una escala de temperatura sobre la cual los puntos o temperaturas de
congelación y ebullición del agua sean 100° y 400°, respectivamente, y el intervalo
entre los grados es un múltiplo del intervalo entre los grados en la escala Centígrada.
Cuál será el cero absoluto en esta escala y cuál será el punto de fusión de azufre, que es
444,6°C. Resp. –719°; 1433,8°

11
16. La temperatura de sublimación del hielo seco es –109°F. Este valor es mayor o menor
que la temperatura del etano en ebullición que es de –88°C. Resp. Mayor
17. Un proceso de estañado electrolítico produce un recubrimiento de un espesor de 30
millonésimas de pulgada. Cuántos m2
podrán recubrirse con un kilogramo de estaño de
densidad 7300 kg/m3
. Resp. 180 m2
18. El radio atómico del Magnesio (Mg) es 1,36 Å y su masa atómica es 24,312 g. Cuál es
la densidad del átomo en kg/m3
. Resp. 3,8x103 kg/m3
19. Una solución diluida de Acido Nítrico se prepara al diluir 64 ml de solución de Acido
Nítrico (densidad 1,41 g/ml y que contiene 70% en peso de ácido nítrico puro) a 1 litro.
Cuántos gramos de HNO3 puro están contenidos en 50 ml de la solución diluida. Resp.
3,16 gramos
20. Cuál es la densidad en unidades SI de una esfera de acero que tiene un diámetro de 7,50
mm y una masa de 1,765 g. Resp. 7990 kg/m3

FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estructura de la Materia
12
CAPITULO 2
ESTRUCTURA DE LA MATERIA
1. GENERALIDADES:
Todos los cuerpos que existen de la naturaleza están constituidos por materia.
La MATERIA, es el componente fundamental de la naturaleza íntima de los cuerpos, se
caracteriza por poseer masa y ocupar un lugar en el espacio. CUERPO, es una porción
limitada de materia que ocupa un lugar en el espacio.
La materia se clasifica en homogénea y heterogénea:
 HOMOGENEA:
La que presenta uniformidad en su composición, se considera materia homogénea las
sustancias y las soluciones, las sustancias pueden ser: elementos y compuestos.
 HETEROGENEA:
La que no presenta uniformidad en su composición por ejemplo: los alimentos, las
rocas, el suelo, la madera, etc. En fin todos estos materiales son mezcla de las
sustancias.
A continuación se presenta una forma de clasificar a la materia:

13
Presenta algunas propiedades, definiéndose como PROPIEDAD a la característica por
medio de la cual una sustancia puede ser identificada y descrita.
Pueden ser generales y específicas:
a) GENERALES:
Son las que presentan todas las sustancias y por lo tanto no nos sirve para distinguir
una sustancia de otra, son: volumen, peso, impenetrabilidad, inercia, etc.
b) ESPECIFICAS:
Son las que presenta una determinada sustancia, y nos permite distinguir una sustancia
de otra y son: color, olor, sabor, densidad, dureza, etc.
Estas propiedades pueden ser físicas o químicas.
 FISICAS:
Se pueden observar por medio de nuestros sentidos y se relacionan con los cambios
físicos que sufre la materia, estas son: color, olor, sabor, densidad, punto de fusión,
punto de ebullición, solubilidad.
 QUIMICAS:
Son las que se relacionan con los cambios químicos que sufren las sustancias. Por
ejemplo la combustión del alcohol, de la gasolina; la oxidación del hierro, en
general de todos los metales.
La materia puede existir en tres estados físicos: sólido, líquido, gaseoso.
Puede sufrir cambios o transformaciones de dos clases: físicos y químicos.
CAMBIOS FISICOS:
Ocurren sin que se produzcan alteración en la composición química de la materia, sino
únicamente de sus propiedades.
En estos cambios físicos no se forman nuevas sustancias y los que se encuentra al final
tiene la misma composición de la sustancia original. Estos procesos cesan cuando
desaparecen la causa que los produjo y son reversibles, es decir, puede verificarse
fácilmente el proceso inverso.
Una sustancia puede cambiar de estado físico cuando se efectúan cambios de presión y
temperatura.
En el siguiente diagrama podemos observar los cambios físicos que sufre la materia:

14
CAMBIOS QUIMICOS:
Son los que alteran la composición química de la materia. Estos procesos permanecen
aunque haya cesado la causa que los produjo, son irreversibles. En los cambios químicos
los nuevos productos son distintos a los de origen.
4 Fe(s) + 3 O2(g)  2 Fe2O3(s)
C6H12O6(s) + 6 O2(g)  6 CO2(g) + 6 H2O(g) + Energía
En la siguiente tabla se muestran algunos ejemplos de cambios físicos y químicos:
CAMBIO TIPO
Ebullición del agua
Congelación del agua
Electrólisis del agua
Reacción del cloro con sodio
Fusión del hierro
Oxidación del hierro
Corte de madera
Combustión de la madera
Masticación de un alimento
Digestión del alimento
Físico
Físico
Químico
Químico
Físico
Químico
Físico
Químico
Físico
Químico
Otro componente importante de los cuerpos es la ENERGIA, que se define como la
capacidad para realizar un trabajo, o cambios en el estado o propiedades de la materia.
Materia y Energía son dos cosas con la misma esencia, comparte la propiedad de poseer
masa, según la teoría de Einstein. Están relacionadas por medio de la ecuación:
2
c
m
E 

En donde: E = energía
m = masa
c = Velocidad de la luz (300000 km/s)

15
Esta ecuación permite establecer la ley que dice: “LA MATERIA Y LA ENERGIA NO SE
CREAN NI SE DESTRUYEN, SOLO SE TRANSFORMAN”.
En los siguientes ejemplos, podemos observar la relación entre materia y energía:
1) Cuando 1000 gramos de Uranio 235 sufren fisión nuclear (bomba atómica), se libera
una energía equivalente a 8,23x1020
ergios. Calcular la masa de los productos
materiales de la reacción.
Utilizando la ecuación: 2
c
m
E 
 ; despejando la masa, tenemos: 2
c
E
m 
Reemplazando datos, tenemos:
2
10
2
2
20
)
s
/
cm
10
x
3
(
s
/
cm
g
10
x
23
,
8
m


2
10
2
2
20
)
s
/
cm
10
x
3
(
s
/
cm
g
10
x
23
,
8
m


g
915
,
0
m 
Por lo tanto la masa de los productos de reacción sería: 1000 – 0,915 = 999,085 gramos,
es decir aproximadamente el 0,1% se ha transformado en energía.
2) Cuando estallan 1000 gramos de Trinitrato de Glicerina (Trinitroglicerina) se liberan
8,0x1013
ergios. Cuál es la masa de los productos de reacción.
Aplicando la misma ecuación que en ejemplo anterior, tenemos:
2
c
.
m
E   2
c
E
m 
2
10
2
2
13
)
s
/
cm
10
x
3
(
s
/
cm
g
10
x
0
,
8
m


g
10
x
89
,
0
m 7


La masa de los productos sería: 1000 – 0,89x10–7
= 999,999999911 gramos, En esta
reacción química la masa de los productos difiere muy poco de la masa de los
reactantes, esta diferencia es imposible medir experimentalmente, razón por la cual
podemos decir que en las reacciones químicas ordinarias la materia se conserva.

16
2. TEORIA ATOMICA DE DALTON:
John Dalton, alrededor de 1803, propuso sus teorías acerca de la naturaleza y el
comportamiento de la materia.
A continuación se anotan algunas conclusiones:
a) Todas las sustancias se componen de pequeñas partículas sólidas e indestructibles,
denominados ATOMOS.
b) Los átomos de una misma sustancia son idénticos en cuanto a peso, tamaño, y forma.
c) El átomo es la parte más pequeña de un elemento que interviene en un fenómeno
químico.
d) Las moléculas de un compuesto están formadas por la unión de átomos de dos o más
elementos.
e) Los átomos de dos elementos se pueden combinar entre sí en distintas proporciones
para formar más de un compuesto.
3. ESTRUCTURA ATOMICA:
La materia esta constituida por pequeñas partículas llamadas ATOMOS. Podemos
considerar al átomo como una unidad más completa de la materia que tenemos
conocimiento. Son las partículas más pequeñas que pueden tomar parte en las
combinaciones químicas. La unión de átomos individuales da lugar a la formación de
moléculas.
El átomo de cualquier elemento químico esta formado por dos zonas importantes:
a) Zona central: NUCLEO
b) Zona externa: PERIFERIA o ENVOLTURA

17
En el núcleo están los protones (p+
) de carga positiva y los neutrones (n°) de carga neutra.
En la envoltura, se encuentran los electrones (e–
), cuya carga es negativa. En todo átomo, el
NUMERO DE PROTONES ES IGUAL AL NUMERO DE ELECTRONES, por lo que se
considera NEUTRO.
A los protones y a los neutrones por estar formando parte del núcleo atómico se les
denomina, NUCLEONES.
El átomo tiene un tamaño de 1x10–8
cm y su peso es 1x10–24
g.
a) ELECTRON:
Descubierto en las investigaciones de los rayos catódicos producidos en tubos de descarga.
Los rayos catódicos constituyen un haz de partículas discretas cuya naturaleza fue
determinada en 1897 por J. J. Thomson, quien demostró que estaban formados por
partículas negativas que se movían a grandes velocidades, de igual masa y carga.
Esas partículas fueron llamadas ELECTRONES y consideradas constituyentes universales
de la materia.
El electrón presenta las siguientes características:
Masa = 9,109 x 10–28
gramos ó 0,00055 uma
Carga = 1,602 x 10–19
coulombs ó 4,8 x 10–10
ues.
b) PROTON:
En 1866 Goldstein, al realizar experiencias con rayos catódicos logró detectar rayos
positivos.
Al ser estudiada esta radiación se encontró que constaba de partículas positivas cuya masa
dependía del tipo de gas que hay en el tubo. A estas partículas se les denominó
PROTONES y se les consideró también constituyentes universales de la materia.
La determinación de la masa y de la carga arrojó los siguientes resultados:
Masa =1,673 x 10–24
gramos ó 1,0073 uma
Carga = 1,602 x 10–19
coulombs ó 4,8x10–10
ues
La carga es la misma que la del electrón pero con signo contrario.
c) NEUTRON:
Su descubrimiento se informó en el año de 1932, por las dificultades de detectar y medir
una partícula de carga cero. Correspondiéndole a Chadwick su existencia. Son inestables
con una vida media de 13 minutos.

18
Desempeñan la función de AGLUTINADORES DE LOS PROTONES, ya que consiguen
eliminar la fuerza de repulsión que los protones ejercerían entre sí, debido a su mutua
cercanía entre ellos (carga eléctricas iguales se repelen). Su masa es aproximadamente
1,675 x 10–24
gramos.
CONSTANTES DEL ATOMO:
NUMERO ATOMICO, Z:
Establece el número de protones que existen en el núcleo atómico, el número de electrones
que se encuentran girando alrededor de éste y la ubicación del elemento en la tabla
periódica.
NUMERO DE MASA ATOMICA o NUMERO MASICO, A:
Determinado por la suma de protones y neutrones que hay en el núcleo atómico. Tomando
en cuenta esta definición podemos establecer que:

 p
#
Z
N
Z
A
n
#
p
#
A o




 
Donde: Z = # p+
= # e–
N = Número de neutrones
REPRESENTACION SIMBOLICA DE UN ATOMO:
ZEA
Donde: E = Símbolo de un elemento
A = Número de masa atómica
Z = Número atómico.
Por ejemplo: 11Na23
; 17Cl35
; 8O16
; 79Au197
REPRESENTACION GRAFICA DE UN ATOMO:

19
EJERCICIO:
Un elemento cualquiera tiene las siguientes características: Z=23 y A=75. Hallar: a)
Número de e–
, b) Número de p+
, c) Número de no
, y d) Representar en forma gráfica y
simbólica el átomo del elemento.
a) Como Z=23 y Z es el número atómico y este representa el número de electrones y
protones, entonces hay 23 e–
.
b) Como #p+
= # e–
, entonces hay 23 p+
.
c) El número de neutrones es: #n0
= 75 – 23 = 52
d) Tomando en cuenta los anteriores cálculos, representamos al átomo: 23E75
4. MODELOS ATOMICOS:
a) MODELO ATOMICO DE THOMSOM:
Representó al átomo como un modelo estático, en el cual los electrones ocupaban
posiciones fijas en el seno de una masa positiva. El modelo macizo de Thomsom fue
aceptado durante algunos años por que permitía explicar cualitativamente algunos
fenómenos como la emisión de la luz por los átomos y la pérdida de electrones por
frotamiento.
b) MODELO ATOMICO DE RUTHERFORD:
Demuestra la existencia del núcleo atómico en el que encontraba toda la masa y la carga
positiva del átomo, lo que le permite proponer un nuevo modelo atómico localizando al
núcleo en el centro del átomo y alrededor del cual se encuentra una nube de electrones que
poseían carga negativa.
c) MODELO ATOMICO DE BOHR:
El átomo esta constituido por un corpúsculo central llamado Núcleo donde se encuentran
los protones y neutrones, contiene la totalidad de la carga positiva y la masa del átomo, y
los electrones se encuentran girando alrededor del núcleo en órbitas circulares y
concéntricas, existiendo un determinado número de electrones por cada órbita.

20
d) MODELO ATOMICO DE SOMMERFIELD:
Acepta la existencia de un núcleo central donde se encuentran los protones y neutrones; y
los electrones se hallan girando alrededor del núcleo describiendo órbitas elípticas.
e) TEORIA ATOMICA MODERNA:
Un átomo esta constituido por un núcleo central en el que se encuentran los protones y los
neutrones, toda la carga positiva y la masa del átomo; y los electrones se encuentran
girando alrededor del núcleo describiendo trayectorias circulares o elípticas de acuerdo a la
energía que posea el electrón, debiendo existir tantas trayectorias, tantos orbitales como
electrones tenga el átomo.
f) MODELO DE LA MECANICA CUANTICA:
La mecánica cuántica trata de definir el orbital. ORBITAL, es la región del espacio
alrededor del núcleo donde se tiene la máxima probabilidad (superior al 90%) de encontrar
un determinado electrón.
La MECANICA CUANTICA se fundamenta en 4 números cuánticos.
5. NUMEROS CUANTICOS Y DISTRIBUCION ELECTRONICA:
a) NUMEROS CUANTICOS:
Estos números nos permiten calcular la energía del electrón y predecir el área alrededor del
núcleo donde se puede encontrar el electrón (ORBITAL). Estos son:
1) NUMERO CUANTICO PRINCIPAL, n:
Determina el NIVEL de energía principal o capa en donde se encuentra el electrón y
además nos da a conocer la posición de la nube electrónica.
Los valores determinados para este número son los siguientes:
n : 1 2 3 4 5 6 7
K L M N O P Q

21
La capa n = 1, es la más cercana al núcleo y tiene la menor energía, es decir, la energía
se cuantifica en base a la distancia que hay entre cada nivel y el núcleo atómico.
2) NUMERO CUANTICO SECUNDARIO, l:
Determina el SUBNIVEL o SUBCAPA dentro del nivel principal de energía. Nos
indica la forma de la nube electrónica u orbital donde se encuentran electrones
alrededor del núcleo. De acuerdo a la mecánica cuántica puede tomar los siguientes
valores:
l : 0, 1, 2, 3, ... , hasta (n – 1).
Se nombran por medio de letras:
l : 0 1 2 3
s p d f
Donde:
s: Sharp
p: principal
d: Diffuse
f: fundamental
A continuación se muestran algunas formas de estos subniveles:
subnivel “s”
subniveles “p”

22
subnivel “d”
subniveles “f”
3) NUMERO CUANTICO MAGNETICO, m:
Representa la ORIENTACION de los orbitales electrónicos en el espacio. Cada
subnivel consta de uno o más orbitales electrónicos. El número de orbitales esta dado
por la siguiente ecuación, n2
.
Sus valores son:
m : – l , … , –1, 0, +1, … , + l
A continuación se muestra la relación entre los números cuánticos n, l y m:

23
n l
DESIGNACION
DE LOS
SUBNIVELES
m
NUMERO
DE
ORBITALES
1 0 (s) 1s 0 1
2 0 (s)
1 (p)
2s
2p
0
–1, 0, +1
1
3
3 0 (s)
1 (p)
2 (d)
3s
3p
3d
0
–1, 0, +1
–2, –1, 0, +1, +2
1
3
5
4 0 (s)
1 (p)
2 (d)
3 (f)
4s
4p
4d
4f
0
–1, 0, +1
–2, –1, 0, +1, +2
–3, –2, –1, 0, +1, +2, +3
1
3
5
7
Cada valor de m, constituye un orbital.
4) NUMERO CUANTICO DEL SPIN, s:
Representa el movimiento de rotación que tiene el electrón sobre su propio eje,
mientras va describiendo su trayectoria.
Los valores para este número son: –1/2 () y +1/2 ()
– ½ + ½
b) DISTRIBUCION ELECTRONICA:
Es la forma abreviada de representar a los electrones en los niveles y subniveles que posee
el átomo de un elemento.
Para realizar la distribución electrónica se debe tomar en cuenta:
a) PRINCIPIO DE EXCLUSION DE PAULI:
Este principio manifiesta que: “EN UN ATOMO CUALQUIERA NO PUEDEN
EXISTIR DOS ELECTRONES CUYOS NUMEROS CUANTICOS TENGAN LOS
MISMOS VALORES”.
b) POBLACION ELECTRONICA:
El número máximo de electrones en cada NIVEL es, 2n2
, donde el valor de n
corresponde al número cuántico principal:

24
n # máx. e–
1
2
3
4
5
6
7
2
8
18
32
50
72
98
De acuerdo al número de electrones existentes, la distribución es la siguiente:
n # máx. e–
(REAL)
1
2
3
4
5
6
7
2
8
18
32
32
18
2
El número de electrones en cada SUBNIVEL, se determina utilizando la siguiente
ecuación, 2(2l + 1), donde l corresponde al valor del número cuántico secundario:
l # máx. e–
0 (s)
1 (p)
2 (d)
3 (f)
2
6
10
14
En cada ORBITAL debe existir un máximo de 2 electrones
c) PRINCIPIO DE DESARROLLO DE LA ENERGIA:
Este principio establece que: “LOS ELECTRONES SIEMPRE TIENDEN A OCUPAR
LOS ORBITALES O SUBNIVELES DE MENOR ENERGIA”.
La energía de un subnivel es igual a la suma de los valores de n y l:
ET = n + l
Se llenará primero el subnivel que tenga el menor valor de (n + l), y en caso de que el
valor de (n + l) sea igual, se satura primero el subnivel con el menor valor de n.

25
El problema del cálculo de la energía de cada subnivel se soluciona cuando se
determinan las llamadas DIAGONALES DE PAULING, diagonales que se registran a
continuación:
n
1 1s
2 2s 2p
3 3s 3p 3d
4 4s 4p 4d 4f
5 5s 5p 5d 5f
6 6s 6p 6d
7 7s
En forma horizontal, tenemos: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, ...
La saturación de los diferentes subniveles puede realizarse también tomando en cuenta
el siguiente diagrama, el cual se lee en secuencia normal de izquierda a derecha y de
arriba hacia abajo:
1s
2s 2p
3s 3p
4s 3d 4p
5s 4d 5p
6s 4f 5d 6p
7s 5f 6d 7p
En la distribución electrónica se debe tomar en cuenta la siguiente representación como
ejemplo:
A continuación se muestran algunas distribuciones:
3e–
: 1s2
, 2s1
7e–
: 1s2
, 2s2
, 2p3
17e–
: 1s2
, 2s2
, 2p6
, 3s2
, 3p5
27e–
: 1s2
, 2s2
, 2p6
, 3s2
, 3p6
, 4s2
, 3d7

26
d) REGLA DE HUND:
Esta regla establece que: CUANDO UN SUBNIVEL CONTIENE MAS DE UN
ORBITAL, LOS ELECTRONES SE DISTRIBUIRÁN EN TODOS LOS
ORBITALES DISPONIBLES, CON SUS ESPINES EN LA MISMA DIRECCION.
Los electrones se incorporan a los átomos en el orden que se ve en la figura, llenándose
primero los niveles y subniveles de menor energía, la saturación electrónica está
relacionada con la Tabla Periódica. Hay que comenzar por la parte superior izquierda
de la tabla periódica y moverse a lo ancho y hacia abajo de la tabla, a través de los
períodos desde arriba hacia abajo.
1s 1s
2s 2p
3s 3p
4s 3d 4p
5s 4d 5p
6s 5d 6p
7s 6d
4f
5f
La siguiente tabla resume la información más importante acerca de los niveles de
energía, subniveles, orbitales atómicos y la distribución de los electrones dentro de los
subniveles.
NIVEL DE
ENERGIA,
n
NUMERO DE
SUBNIVELES,
l
TIPO DE
ORBITAL
NUMERO DE
ORBITALES
NUMERO
MAXIMO DE
ELECTRONES
POR SUBNIVEL
NUMERO
TOTAL DE
ELECTRONES
1
2
3
4
1
2
3
4
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
1
1
3
1
3
5
1
3
5
7
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
8
18
32

27
e) REPRESENTACION A TRAVES DE ORBITALES (Celdas):
Es la representación gráfica de los electrones que existen en un orbital (celda
electrónica) y que está de acuerdo al valor de m (número cuántico magnético).
Se debe tomar en cuenta el espín del electrón: –1/2 () y +1/2 ()
Como regla se llenarán los orbitales, primero con electrones de spin negativo () y
luego con los de spin positivo ().
A continuación se muestra la forma de representar los electrones a través de celdas
(orbitales):
PRICIPIOS DE ESTABILIDAD DE LOS SUBNIVELES d:
a) Los subniveles d, tienen una estabilidad media cuando poseen un electrón en cada celda
(orbital).
ns2
, (n–1)d4
 ns1
, (n–1)d5
            
0 –2 –1 0 +1 +2 0 –2 –1 0 +1 +2
Por ejemplo: 24e–
: 1s2
, 2s2
, 2p6
, 3s2
, 3p6
, 4s1
, 3d5
42e–
: 1s2
, 2s2
, 2p6
, 3s2
, 3p6
, 4s2
, 3d10
, 4p6
, 5s1
, 4d5
74e–
: 1s2
, 2s2
, 2p6
, 3s2
, 3p6
, 4s2
, 3d10
, 4p6
, 5s2
, 4d10
, 5p6
, 6s1
, 4f14
, 5d5
b) Los subniveles d, tienen estabilidad total, cuando poseen completas las celdas con el
número máximo de electrones (dos en cada una).
ns2
, (n–1)d9
 ns1
, (n–1)d10
                      
0 –2 –1 0 +1 +2 0 –2 –1 0 +1 +2

28
Por ejemplo: 29e–
: 1s2
, 2s2
, 2p6
, 3s2
, 3p6
, 4s1
, 3d10
47e–
: 1s2
, 2s2
, 2p6
, 3s2
, 3p6
, 4s2
, 3d10
, 4p6
, 5s1
, 4d10
79e–
: 1s2
, 2s2
, 2p6
, 3s2
, 3p6
, 4s2
, 3d10
, 4p6
, 5s2
, 4d10
, 5p6
, 6s1
, 4f14
, 5d10
EJERCICIOS:
1) Realizar las representaciones de las siguientes distribuciones electrónicas:
a) 1s2
:
s

0
b) 2p4
:
p
  
–1 0 +1
c) 3d8
:
d
    
–2 –1 0 +1 +2
d) 4f11
:
f
      
–3 –2 –1 0 +1 +2 +3
2) A qué electrón pertenecen los siguientes números cuánticos:
a) 3, 2, 0, –1/2
d

–2 –1 0 +1 +2
1
2
3
4
3

29
Del gráfico anterior se puede establecer que se trata del 3er
e–
del subnivel 3d. Si
asumimos que este es el último electrón, la distribución electrónica total es:
1s2
, 2s2
, 2p6
, 3s2
, 3p6
, 4s2
, 3d3
Lo que nos indica que el átomo tiene 23 e–
.
b) 4, 1, +1, +1/2
p

–1 0 +1
Igual que en el ejercicio anterior, podemos decir que este electrón es el 6to
del
subnivel 4p. Si este es el último electrón la distribución sería la siguiente:
1s2
, 2s2
, 2p6
, 3s2
, 3p6
, 4s2
, 3d10
, 4p6
Teniendo el átomo un total de 36 electrones.
6. PESOS ATOMICOS:
a) ISOTOPOS:
La palabra ISOTOPOS se deriva del griego y se descompone en las raíces: ISO, que
significa Igual y TOPOS, Lugar. Es decir, el Isótopo de un elemento químico es un
átomo que ocupa el mismo lugar del elemento en la tabla periódica, tiene el mismo
número atómico, Z (el mismo número de protones); pero diferente número de masa
atómica, A (diferente número de neutrones).
12Mg24
: 12 p+
12 e–
12 no
78,9%
12Mg25
: 12 p+
12 e–
13 no
10,0%
12Mg26
: 12 p+
12 e–
14 no
11,0%
En cambio los átomos de igual peso o masa atómica pero diferente número atómico, se
denominan ISOBAROS, por ejemplo: 19K40
y 20Ca40
:
18Ar40
: 18 p+
18 e–
22 no
19K40
: 19 p+
19 e–
21 no
20Ca40
: 20 p+
20 e–
20 no
Los átomos de elementos diferentes que poseen igual número de neutrones y diferente
número atómico y másico, se conocen como ISOTONOS, por ejemplo:
4

30
11Na23
: 11 p+
11 e–
12 no
12Mg24
: 12 p+
12 e–
12 no
Se llaman ISOELECTRICOS, a los átomos que poseen igual número de electrones en
su estructura; por ejemplo:
8O–2
: 8 p+
8 e–
10 e–
9F–1
: 9 p+
9 e–
10 e–
10Ne: 10 p+
10 e–
10 e–
11Na+1
: 11 p+
11 e–
10 e–
12Mg+2
: 12 p+
12 e–
10 e–
En la siguiente tabla se presentan algunos isótopos estables de algunos elementos y sus
abundancias:
Z ISOTOPO ABUNDANCIA (%) Z ISOTOPO ABUNDANCIA (%)
1 H1
99,985 14 Si28
92,28
H2
0,015 Si29
4,67
2 He4
100 Si30
3,05
3 Li6
7,40 15 P31
100
Li7
92,6 16 S32
95,06
4 Be9
100 S33
0,74
5 B10
18,83 S34
4,18
B11
81,17 S35
0,014
6 C12
98,89 17 Cl35
75,4
C13
1,11 Cl37
24,6
7 N14
99,64 19 K39
93,1
N15
0,36 K41
6,9
8 O16
99,76 20 Ca40
96,92
O17
0,04 Ca42
0,64
O18
0,20 Ca43
0,13
9 F19
100 Ca44
2,13
10 Ne20
90,51 Ca46
Indicios
Ne21
0,28 Ca48
0,18
Ne22
9,21 47 Ag107
51,35
11 Na23
100 Ag109
48,65
12 Mg24
78,6 51 Sb121
57,25
Mg25
10,1 Sb123
42,75
Mg26
11,3 77 Ir191
38,5
13 Al27
100 Ir193
61,5
b) PESO ATOMICO o MASA ATOMICA QUIMICA:
El Peso o Masa Atómica de los elementos resulta ser el peso promedio relativo de la
composición isotópica natural del elemento.

31
7. ATOMO-GRAMO:
Se define como el peso o masa atómica de un elemento expresado en gramos, se
representa como at-g y se le conoce también con el nombre de MOL DE ATOMOS.
Así: 1at-g de Hidrógeno tiene un peso de 1,008 gramos
1at-g de Oxígeno pesa 16 gramos
1at-g de Cloro pesa 35,453 gramos
1at-g de Plata pesa 107,87 gramos
El número de átomos que contiene un átomo-gramo de cualquier elemento es de
6,022x1023
átomos de dicho elemento, conocido como NÚMERO DE AVOGADRO
(NA). Por lo tanto, el átomo-gramo es el peso o masa en gramos de 6,022x1023
átomos
de cualquier elemento.
8. MOLECULA-GRAMO:
Conocida como MOL, y se define como el peso o masa molecular de un compuesto
expresado en gramos.
En una molécula-gramo o mol de cualquier compuesto existen 6,022x1023
moléculas.
Por lo tanto, la molécula-gramo es el peso en gramos de 6,022x1023
moléculas de un
determinado compuesto.
PESO MOLECULAR:
Es la suma de los pesos o masas atómicas de los elementos que forman un compuesto
determinado. A continuación se muestra el cálculo del peso molecular del Acido
Sulfúrico, H2SO4:
ELEMENTO PESO ATOMICO PESO TOTAL
H
S
O
1
32
16
2 x 1 = 2
1 x 32 = 32
4 x 16 = 64
TOTAL: 98 g/mol
Es decir, 98 gramos pesa una molécula-gramo o un mol de Acido Sulfúrico, H2SO4.
PROBLEMOS RESUELTOS:
1) Calcular el peso atómico del cloro si la composición isotópica es: Cl35
, 75,4%; Cl37
,
24,6%.
(%)
)
Atómica
Masa
(%
PA





32
492
,
35
100
9102
2639
100
)
37
)(
6
,
24
(
)
35
)(
4
,
75
(
)
Cl
(
PA 




2) El carbono en la naturaleza contiene dos isótopos C12
y C13
, cuales serán las
abundancias isotópicas de estos dos isótopos, si el peso atómico del carbono es
12,011.
Le asignamos a cada incógnita una variable: %C12
= X
%C13
= Y
Por lo tanto: 100
Y
X 

De donde: Y
100
X 

Reemplazando en la ecuación que se utiliza para el cálculo del peso atómico, tenemos:
100
Y
13
X
12
011
,
12


100
Y
13
)
Y
100
(
12
011
,
12



100
Y
13
Y
12
1200
011
,
12



Y
1200
1
,
1201 

10
,
1
Y 
Entonces: %C13
= 1,10; por lo tanto: X = 100 – 1,1; de donde: %C12
= 98,90
3) Calcular el número de átomos-gramos y el número de átomos que hay en 2,5 gramos de
Zinc, si el peso atómico es 65,4.
Establecemos las siguientes operaciones (reglas de tres o factor de conversión):
Zn
g
-
at
0388
,
0
Zn
g
4
,
65
Zn
g
-
at
1
Zn
g
5
,
2 

Zn
átomos
10
x
302
,
2
Zn
g
4
,
65
Zn
átmos
10
x
022
,
6
Zn
g
5
,
2 22
23



33
4) Determinar el número de at-g y el número de gramos que hay en 2,4x1023
átomos de
Ag, si el peso atómico es 108.
Igual que en el problema anterior, establecemos las operaciones:
Ag
g
-
at
3985
,
0
Ag
átomos
10
x
022
,
6
Ag
g
-
at
1
Ag
átomos
10
x
4
,
2 23
23


Ag
g
04
,
43
Ag
átomos
10
x
022
,
6
Ag
g
108
Ag
átomos
10
x
4
,
2 23
23


5) En 0,245 at-g de Ni. Determinar los átomos y los gramos de Ni que existen si el peso
atómico del Ni es 58,7.
Ni
átomos
10
x
475
,
1
Ni
g
-
at
1
Ni
átomos
10
x
022
,
6
Ni
g
-
at
245
,
0 23
23


Ni
g
38
,
14
Ni
g
-
at
1
Ni
g
7
,
58
Ni
g
-
at
245
,
0 

6) Calcular el número de moles y el número de moléculas a los que corresponde 1,5 g de
CaCl2. Si los pesos atómicos de los elementos son: Ca=40 y Cl=35,5.
Determinamos el peso molecular del CaCl2: Ca=40 y Cl=35,5; entonces: CaCl2 = 111
g/mol, y realizamos las operaciones:
2
2
2
2 CaCl
moles
0135
,
0
CaCl
g
111
CaCl
mol
1
CaCl
g
5
,
1 

2
21
2
2
23
2 CaCl
moléculas
10
x
14
,
8
CaCl
g
111
CaCl
moléculas
10
x
022
,
6
CaCl
g
5
,
1 

7) Determinar el número de moléculas y el número de gramos que hay en 0,250 moles de
H2SO4, si los pesos atómicos son: H=1, S=32 y O=16.
Calculamos de la misma manera que en el problema anterior el peso molecular del
ácido, siendo este: H2SO4 = 98 g/mol y establecemos las siguientes operaciones:

34
4
2
4
2
4
2
4
2 SO
H
g
50
,
24
SO
H
mol
1
SO
H
g
98
SO
H
moles
250
,
0 

4
2
23
4
2
4
2
23
4
2 SO
H
moléculas
10
x
506
,
1
SO
H
mol
1
SO
H
moléculas
10
x
022
,
6
SO
H
moles
250
,
0 

8) En 1,750x1021
moléculas de NaNO3, determinar el número de gramos y moles que hay
del compuesto, si los pesos atómicos son: Na=23, N=14 y O=16.
Determinamos el peso molecular del compuesto NaNO3 = 85 g/mol y establecemos las
siguientes operaciones:
3
3
23
3
3
23
NaNO
g
2470
,
0
NaNO
moléculas
10
x
022
,
6
NaNO
g
85
NaNO
moléculas
10
x
750
,
1 

3
3
3
3
3 NaNO
moles
10
x
9059
,
2
NaNO
g
85
NaNO
mol
1
NaNO
g
2470
,
0 


9) En 75 gramos de CaCl2. Determinar: a) las moles del compuesto, b) moléculas del
compuesto, c) at-g de cada elemento, d) átomos de cada elemento y e) gramos de cada
elemento. Si los pesos atómicos son: Ca=40 y Cl=35,5.
Determinamos el peso molecular del CaCl2 = 111 g/mol
a) 2
2
2
2 CaCl
moles
6757
,
0
CaCl
g
111
CaCl
mol
1
CaCl
g
75 

b) 2
23
2
2
23
2 CaCl
moléculas
10
x
07
,
4
CaCl
g
111
CaCl
moléculas
10
x
022
,
6
CaCl
g
75 

c) En 1 mol de CaCl2 hay 1 at-g Ca y 2 at-g Cl, por tanto:
Ca
g
-
at
6757
,
0
CaCl
mol
1
Ca
g
-
at
1
CaCl
moles
6757
,
0
2
2 

Cl
g
-
at
3514
,
1
CaCl
mol
1
Cl
g
-
at
2
CaCl
moles
6757
,
0
2
2 


35
d) Ca
átomos
10
x
07
,
4
Ca
g
-
at
1
Ca
átomos
10
x
022
,
6
Ca
g
-
at
6757
,
0 23
23


Cl
átomos
10
x
14
,
8
Cl
g
-
at
1
Cl
átomos
10
x
022
,
6
Cl
g
-
at
3514
,
1 23
23


e) Ca
g
03
,
27
Ca
g
-
at
1
Ca
g
40
Ca
g
-
at
6757
,
0 

Cl
g
97
,
47
Cl
g
-
at
1
Cl
g
5
,
35
Cl
g
-
at
3514
,
1 

10) Una muestra de 1,5276 gramos de CdCl2 (Cloruro de Cadmio) fue convertida mediante
un proceso electrolítico en Cadmio metálico. El peso del Cadmio metálico fue de
0,9367 gramos. Si el peso atómico del Cloro es 35,453; determinar el peso atómico del
Cadmio.
Según los datos: 1,5276 g CdCl2  0,9367 g Cd metálico
Determinamos los gramos de Cloro: g
5909
,
0
9367
,
0
5276
,
1
Cl
g 

 g
En un mol de CdCl2 hay 1 at-g de Cd y 2 at-g de Cl; por lo tanto:
Cl
g
-
at
0167
,
0
Cl
g
5
,
35
Cl
g
-
at
1
Cl
g
5909
,
0 

Cd
g
-
at
10
x
33
,
8
Cl
g
-
at
1
Cd
g
-
at
2
Cl
g
-
at
0167
,
0 3



Calculados los at-g de Cadmio, determinamos el peso atómico del elemento:
)
ATOMICO
PESO
(
Cd
g
2
,
112
Cl
g
-
at
1
Cd
g
-
at
2
Cl
g
-
at
0167
,
0 

11) En una determinación química del peso atómico del Vanadio se sometió a una muestra
de 2,8934 gramos de VOCl3 a una serie de reacciones por medio de las cuales todo el
Cloro contenido en este compuesto se convirtió en AgCl, cuyo peso es de 7,1801
gramos. Si los pesos atómicos de: Ag=108, Cl=35,5 y O=16, calcular el peso atómico
del Vanadio.

36
Determinamos el peso molecular del AgCl: AgCl = 143,5 g/mol. Por medio del cual
determinamos las moles de AgCl:
AgCl
moles
05004
,
0
AgCl
g
5
,
143
AgCl
mol
1
AgCl
g
1801
,
7 

Determinamos los at-g de Cl en el AgCl:
Cl
g
at
05004
,
0
AgCl
mol
1
Ag
g
-
at
1
AgCl
moles
05004
,
0 


Como todo el Cloro que forma el AgCl, está formando parte del VOCl3, tenemos:
V
g
-
at
0167
,
0
O
g
-
at
0167
,
0
Cl
g
-
at
3
O
g
-
at
1
Cl
g
-
at
05004
,
0 


Determinamos las masas de Cloro y Oxígeno:
Cl
g
776
,
1
Cl
g
-
at
1
Cl
g
5
,
35
Cl
g
-
at
05004
,
0 

O
g
2672
,
0
O
g
-
at
1
O
g
16
O
g
-
at
0167
,
0 

Determinamos la masa del Vanadio a partir de 2,8934 g de VOCl3:
2672
,
0
776
,
1
8934
,
2
V
g 


g
8502
,
0
V
g 
Por lo tanto:
)
ATOMICO
PESO
(
V
g
9
,
50
V
g
-
at
1
V
g
-
at
0167
,
0
V
g
8502
,
0


12) Un compuesto está formado por los elementos A, B y C en la relación 2:2:7.
Determinar la cantidad máxima de compuesto que se puede formar a partir de: 0,175
at-g de A; 9,03x1022
átomos de B y 9,63 g de C. Si los pesos atómicos son: A=23;
B=31 y C=16.
Transformamos los gramos y los átomos de B y C en átomos-gramo:

37
B
g
-
at
1499
,
0
B
átomos
10
x
022
,
6
B
g
-
at
1
B
átomos
10
X
03
,
9 23
22


C
g
-
at
6018
,
0
C
g
16
C
g
-
at
1
C
g
63
,
9 

En 1 mol del compuesto A2B2C7 hay: 2 at-g A
2 at-g B
7 at-g C
Por lo que podemos determinar las moles del compuesto con cada uno de los at-g de
cada elemento:
7
2
2
7
2
2
C
B
A
moles
08750
,
0
A
g
-
at
2
C
B
A
mol
1
A
g
-
at
175
,
0 

7
2
2
7
2
2
C
B
A
moles
07495
,
0
B
g
-
at
2
C
B
A
mol
1
B
g
-
at
1499
,
0 

7
2
2
7
2
2
C
B
A
moles
08597
,
0
C
g
-
at
7
C
B
A
mol
1
C
g
-
at
6018
,
0 

De lo que podemos concluir que: A produce 0,08750 moles A2B2C7
B produce 0,07495 moles A2B2C7
C produce 0,08597 moles A2B2C7
De los resultados anteriores se establece que la cantidad máxima en moles del
compuesto es la proporcionada por el elemento B, cantidad que corresponde a la menor
de todas: por lo tanto B es el ELEMENTO LIMITANTE.
A continuación por medio del peso molecular del compuesto, determinamos la
cantidad máxima en gramos:
)
MAXIMA
CANTIDAD
(
C
B
A
g
50
,
16
C
B
A
mol
1
C
B
A
g
220
C
B
A
moles
07495
,
0 7
2
2
7
2
2
7
2
2
7
2
2 

13) Se disuelve una muestra de 12,5843 g de ZrBr4 y, después de varios procesos químicos,
todo el bromo combinado se precipita como AgBr. El contenido de plata en el AgBr es
13,2160 g. Si los pesos atómicos de la Plata y el Bromo son 107,870 y 79,909
respectivamente. Determinar el peso atómico del Zr.
Calculamos los at-g de Plata:

38
Ag
g
-
at
1225
,
0
Ag
g
870
,
107
Ag
g
-
at
1
Ag
g
2160
,
13 

Como la relación es de 1 a 1 entre la Ag y el Br en el AgBr, tenemos los mismos at-g
de Bromo, esto es 0,1225 at-g. Luego determinamos el peso de Bromo contenido en
estos at-g:
Br
g
7882
,
9
B
g
-
at
1
Br
g
909
,
79
Br
g
-
at
1225
,
0 

Calculamos los at-g de Zr:
Zr
g
-
at
0306
,
0
Br
g
-
at
4
Zr
g
-
at
1
Br
g
-
at
1225
,
0 

Determinamos el peso de Zirconio que existe en la muestra:
7882
,
9
5843
,
12
Zr
g 

g
7961
,
2
V
g 
Finalmente determinamos el peso atómico del Zr:
)
ATOMICO
PESO
(
Br
g
3758
,
91
Zr
g
-
at
1
Zr
g
-
at
0306
,
0
Zr
g
7961
,
2


1. El argón en la naturaleza tiene tres isótopos, los átomos de los cuales aparecen con las
abundancias siguientes: 0,34% de Ar36
; 0,07% de Ar38
y 99,59% de Ar40
. Determinar el
peso atómico del Argón a partir de estos datos. Resp. 39,948
2. El Boro natural consta de 80% de B11
y 20% de otro isótopo, para poder explicar el
peso atómico de 10,81. Cuál debe ser la masa nucleíca del isótopo. Resp. 10,01
3. En una determinación química de pesos atómicos, se encontró que el Estaño contenido
en 3,7692 g de SnCl4, es 1,717 g. Si el peso atómico del Cloro es 35,453. Cuál es el
valor de peso atómico del Estaño determinado a partir de este experimento. Resp.
118,65
4. 3 at-g de Cromo reaccionan exactamente con el elemento Q, y todo el Cromo se ha
transformado en Cr2Q3. El Cr2Q3 se trata después con Estroncio metálico y todo el Q se
transforma en SrQ; después se hace reaccionar el SrQ con Sodio metálico y todo el SrQ
se transforma en Na2Q, cuyo peso es de 782 gramos. Determinar el peso atómico del
elemento Q, si el del Sodio es 23. Resp. 128

39
5. El peso atómico del azufre se determinó descomponiendo 6,2984 g de Na2CO3 con
Acido Sulfúrico y pesando el Na2SO4 formado, se encontró un peso de 8,438 g.
Tomando los pesos atómicos de C, O y Na como 12; 16 y 23 respectivamente. Cuál es
el valor para el peso atómico del Azufre. Resp. 32,017
6. Calcule el número de gramos en un mol de cada una de las sustancias comunes: a)
calcita, CaCO3; b) cuarzo, SiO2; c) azúcar de caña, C12H22O11; d) yeso, CaSO4.2H2O; e)
plomo blanco, Pb(OH)2.2PbCO3. Resp. a) 100,09 g; b) 60,09 g; c) 342,3 g; d) 172,2 g;
e) 775,7 g
7. a) Cuántos at-g de Ba y Cl están contenidos en 107 g de Ba(ClO3)2.H2O. b) Cuántas
moléculas de agua de hidratación están en esa misma cantidad. Resp. a) 0,332 at-g Ba;
0,664 at-g Cl; b) 2x1023 moléculas H2O
8. A un reservorio que proporciona agua se le ha agregado 0,10 ppb (partes por billón) de
cloroformo, CHCl3. Cuántas moléculas de CHCl3 estarán contenidas en una gota de esta
agua. Una gota es equivalente a 0,05 ml. Resp. 2,5x1010 moléculas
9. Calcular el peso molecular de las siguientes sustancias: a) Clorato de Potasio, KClO3; b)
Acido Fosfórico, H3PO4; c) Hidróxido de Calcio, Ca(OH)2; d) Cloruro Férrico, FeCl3;
e) Sulfato de Bario, BaSO4; f) Cloruro Crómico, CrCl3. Resp. a) 122,55; b) 97,99; c)
74,10; 162,5; e) 233,40; f) 158,38
10. Se tiene 0,75 moles de Fósforo (P4). a) cuántas moléculas de P4 hay; b) cuántos átomos
de P hay; c) cuántos at-g de P. Resp. a) 4,5x1023 moléculas P4; b) 1,8x1024 átomos P;
c) 3 at-g P
11. Calcular el número de gramos en 0,5 moles de las siguientes sustancias: a) yeso
CaSO4.2H2O; b) plomo blanco, Pb(OH)2.2PbCO3; c) galena, PbS. Resp. a) 86,1 g; b)
387,85 g; c) 119,5 g
12. a) Cuántos átomos de oxígeno hay 0,5 moles de Ba(NO3)2 y b) cuántos átomos de
nitrógeno hay en la misma cantidad. Resp. a) 1,80x1024 átomos; b) 6,022x1023 átomos
13. Cuando se calienta el hierro en el aire, reacciona el hierro con el oxígeno del aire en
proporción de tres átomos de oxígeno por cada dos de hierro, si se calientan 6 gramos
de hierro. Determinar: a) el peso total del producto; b) los at-g de oxígeno que han
reaccionado. Resp. a) 8,60 g; b) 0,16 at-g
14. En una muestra de 180 cm3
de Benceno (C6H6) líquido puro, de densidad, 0,88 g/cm3
.
Calcular: a) peso del C6H6; b) Peso molecular del C6H6; c) número de átomos de C en la
muestra. Resp. a) 158,4 g; b) 78,114 g/mol; c) 7,32x1024 átomos C
15. Cuál de las siguientes muestras contiene el número más grande de átomos: a) 2 g de
oro, Au; b) 2 g de agua, H2O; c) 2 g de helio, He; d) 2 g de octano, C8H18. Resp. 2,0 g
He

40
16. Cuántos at-g de azufre están presentes en 15 moles de Au2(SO4)3. Resp. 45 at-g S
17. Cuando se calientan 2,451 g del compuesto MXO3 puro y seco, se liberan 0,96 g de
Oxígeno. El otro producto es el compuesto MX, que pesa 1,491 g. Cuando el MX
reacciona completamente con un exceso de Nitrato de Plata se forma un sólido AgX,
que pesa 2,869 g. Sabiendo que los pesos atómicos del oxígeno y de la plata son de 16 y
108 respectivamente. Calcular los pesos atómicos de los elementos M y X.
18. Determinar el número de libras de Cromita que contiene el 42% de Cr2O3 que se
requieren para obtener 2,6 libras de Cr. Resp. 9,02 libras
19. Un compuesto esta formado por los elementos X, Y, Z, en relación 1:1:4. Determinar la
cantidad máxima de compuesto que se puede formar a partir de: 24,5 g de X; 5x1023
átomos de Y y 3,5 at-g de Z, sabiendo que los pesos atómicos son X=40; Y=32; Z=16.
20. Determinar: a) el número de moles de Nitrato Ferroso, Fe(NO3)2; y b) el número de
moléculas que están contenidas en 21,24 g de dicha sustancia.

FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Tabla Periódica de los Elementos
41
CAPITULO 3
TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
1. GENERALIDADES:
A medida que se fueron descubriendo los elementos químicos, se observaron propiedades
semejantes entre algunos de ellos, por lo que se les clasificó en dos grandes grupos: Metales
y No metales. A continuación se presentan de las más importantes formas de clasificación:
a) En 1817, el alemán Johann Wolfgang DOBEREINER agrupó a los elementos en las
llamadas TRIADAS DE DOBEREINER, dando se cuenta de la existencia de diversos
grupos de tres, elementos con propiedades químicas semejantes estableciendo lo
siguiente: “LOS ELEMENTOS QUÍMICOS QUE TIENEN PROPIEDADES
SEMEJANTES Y PROGRESIVAS, PUEDEN CLASIFICARSE EN GRUPOS DE
TRES, EN DONDE LA MASA ATÓMICA DEL ELEMENTO INTERMEDIO ES
APROXIMADAMENTE IGUAL AL PROMEDIO DE LAS MASAS ATÓMICAS DE
LOS ELEMENTOS EXTREMOS”.
TRIADA MASA ATOMICA MASA REAL
Li
Na
K
6,9
23,0
39,1
22,99
Ca
Sr
Ba
40,0
88,6
137,3
87,63
b) En 1864, el británico John Alexander NEWLANDS descubrió la llamada LEY DE LAS
OCTAVAS DE NEWLANDS, clasificó a los elementos químicos conocidos de acuerdo
a sus masas atómicas, colocándoles en orden creciente de las mismas, encontrando que
el primer elemento era semejante al octavo elemento, el segundo al noveno, y así
sucesivamente. Esta ley se enuncia así: “SI SE ORDENA A LOS ELEMENTOS
QUÍMICOS DE ACUERDO A SUS MASAS ATÓMICAS CRECIENTES EN
GRUPOS DE SIETE, LAS PROPIEDADES DE UN ELEMENTO SE REPITEN EN
EL OCTAVO ELEMENTO”.
H
Li Be B C N O F
Na Mg Al Si P S Cl
K Ca Cr Ti Mn Fe Co, Ni
Cu Zn Y In As Se Br
Rb Sr La, Ce Zr Nb, Mo Ru, Rh Pd
Ag Cd U Sn Te I
Cs Ba, V

42
c) En 1869 el ruso Dimitri MENDELEIEV y el alemán Lothar MEYER
independientemente uno del otro ordenaron a los elementos en orden creciente de
acuerdo a los pesos atómicos, observando que muchas propiedades físicas y químicas
variaban periódicamente, estableciendo la ley que establece que: “LAS PROPIEDADES
FÍSICAS Y QUÍMICAS DE LOS ELEMENTOS SON FUNCIONES PERIÓDICAS
DE SU MASA ATÓMICA”, conocida como LEY PERIODICA.
I
R2O
II
RO
III
R2O3
IV
RO2
V
R2O5
VI
RO3
VII
R2O7
VIII
RO4
H
Li
Na
K
Cu
Ag
Cs
Be
Mg
Ca
Zn
Cd
Ba
B
Al
?
?
In
C
Si
Ti
?
Sn
N
P
V
As
Sb
O
S
Cr
Se
Te
F
Cl
Mn
Br
I
Fe, Co, Ni
Ru, Rh, Pd
d) En 1914, el físico inglés Henry MOSELEY muestra que el número atómico debe
responder a la constitución íntima del átomo y no ser tan solo un lugar de colocación del
elemento en una tabla de clasificación de los mismos, determinando que representa el
número de cargas positivas o protones del núcleo y es exactamente igual al número de
cargas negativas o electrones de la envoltura, porque el átomo es el eléctricamente
neutro, estableciendo la ley, que dice: “LAS PROPIEDADES FÍSICAS Y QUÍMICAS
DE LOS ELEMENTOS SON FUNCIONES PERIÓDICAS DEL NUMERO
ATÓMICO”. Esta clasificación constituye la base de la tabla periódica actual.
2. BASES DE LA CLASIFICACION PERIODICA:
Las propiedades de los elementos son función de la estructura electrónica de sus átomos,
más específicamente del ordenamiento de los electrones en los niveles de energía más
externos.
Los elementos con un ordenamiento similar de electrones en los orbitales externos se
agrupan en COLUMNAS VERTICALES, y los elementos con el mismo número cuántico
principal (n) máximo para la estructura electrónica fundamental del átomo, se agrupan en
FILAS HORIZONTALES.
3. DISTRIBUCION DE LOS ELEMENTOS EN LA TABLA:
Sabemos que los ELEMENTOS son sustancias puras, formadas por una sola clase de
átomos. La mayoría de elementos se encuentran en estado SOLIDOS, dos en estado
LÍQUIDO (Mercurio y Bromo) a la temperatura ambiente y once existen en la naturaleza en
forma de GAS (6 Gases Nobles, Nitrógeno, Oxígeno, Hidrógeno, Flúor, Cloro). Algunos

43
elementos son radiactivos, otros son extremadamente raros y otros solamente pueden
obtenerse en el laboratorio.
La actual tabla periódica consta de todos los elementos conocidos, los mismos que están
colocados en orden creciente de sus números atómicos, en filas horizontales, llamados
PERIODOS y en columnas verticales, llamados GRUPOS o FAMILIAS.
En la parte inferior de la tabla, existen dos filas horizontales que corresponden a la serie
LANTANIDA Y ACTINIDA, conocidas como TIERRAS RARAS.
En la siguiente tabla se muestra la distribución de los elementos en los diferentes grupos y
períodos:
0
IA IIA
1
H
1,01
Número Atómico
Símbolo
Peso Atómico IIIA IVA VA VIA VIIA
2
He
4,00
3
Li
6,94
4
Be
9,01
5
B
10,8
6
C
12,0
7
N
14,0
8
O
15,9
9
F
18,9
10
Ne
20,2
11
Na
22,9
12
Mg
24,3 IIIB IVB VB VIB VIIB VIII IB IIB
13
Al
26,9
14
Si
28,1
15
P
30,9
16
S
32,1
17
Cl
35,5
18
Ar
39,9
19
K
39,1
20
Ca
40,1
21
Sc
44,9
22
Ti
47,9
23
V
50,9
24
Cr
51,9
25
Mn
55,0
26
Fe
55,8
27
Co
58,8
28
Ni
58,9
29
Cu
63,5
30
Zn
65,4
31
Ga
69,7
32
Ge
72,6
33
As
74,9
34
Se
78,9
35
Br
79,9
36
Kr
83,8
37
Rb
85,5
38
Sr
87,6
39
Y
88,9
40
Zr
91,2
41
Nb
92,9
42
Mo
95,9
43
Tc
98
44
Ru
101
45
Rh
103
46
Pd
106
47
Ag
108
48
Cd
112
49
In
115
50
Sn
119
51
Sb
122
52
Te
128
53
I
127
54
Xe
131
55
Cs
133
56
Ba
137
57
La
139
72
Hf
179
73
Ta
181
74
W
184
75
Re
186
76
Os
190
77
Ir
192
78
Pt
195
79
Au
197
80
Hg
201
81
Tl
204
82
Pb
207
83
Bi
209
84
Po
210
85
At
210
86
Rn
222
87
Fr
223
88
Ra
226
89
Ac
227
104
Rf
261
105
Db
262
106
Sg
263
107
Bh
264
108
Hs
265
109
Mt
266
110
Ds
272
58
Ce
140
59
Pr
141
60
Nd
144
61
Pm
147
62
Sm
150
63
Eu
152
64
Gd
157
65
Tb
159
66
Dy
163
67
Ho
165
68
Er
167
69
Tm
169
70
Yb
173
71
Lu
175
90
Th
232
91
Pa
231
92
U
238
93
Np
237
94
Pu
242
95
Am
243
96
Cm
247
97
Bk
247
98
Cf
249
99
Es
254
100
Fm
253
101
Md
256
102
No
254
103
Lw
257

44
En la siguiente tabla se pueden observar la distribución de los elementos en la corteza
terrestre:
ELEMENTO % EN PESO
Oxígeno
Silicio
Aluminio
Hierro
Calcio
Sodio
Potasio
Magnesio
Hidrógeno
Titanio
Cloro
Fósforo
Manganeso
Carbono
Azufre
Bario
Nitrógeno
Flúor
Otros
49,20
25,67
7,50
4,71
3,39
2,63
2,40
1,93
0,87
0,58
0,19
0,11
0,09
0,08
0,06
0,04
0,03
0,03
0,47
En la siguiente tabla se muestra la distribución de los elementos en el cuerpo humano:
ELEMENTO % EN PESO
Oxígeno
Carbono
Hidrógeno
Nitrógeno
Calcio
Fósforo
Otros
65,0
18,0
10,0
3,0
2,0
1,2
0,8
En la siguiente tabla se muestra la composición de la atmósfera terrestre:

45
ELEMENTO % EN FRACCION MOLAR
Nitrógeno
Oxígeno
Argón
Anhídrido Carbónico
Neón
Helio
Metano
Kriptón
Hidrógeno
Oxido Nitroso
Xenón
78,084
20,948
0,934
0,033
0,001818
0,000524
0,0002
0,000114
0,00005
0,00005
0,0000087
a) GRUPOS O FAMILIAS:
Son las columnas verticales de elementos, las mismas que se encuentran numeradas
(Numeración Romana) seguidas de las letras A o B. Cada columna reúne a los elementos
que tienen propiedades químicas idénticas y valencia semejantes.
En los GRUPOS se encuentran los elementos que en su distribución electrónica tienen el
mismo número de electrones, estos se encuentran en el mismo subnivel, a continuación se
muestra la distribución electrónica de los elementos del grupo IA, estos tienen en el
subnivel s un solo electrón:
Li (Z=3): 1s2
, 2s1
Na (Z=11): 1s2
, 2s2
, 2p6
, 3s1
K (Z=19): 1s2
, 2s2
, 2p6
, 3s2
, 3p6
, 4s1
Rb (Z=37): 1s2
, 2s2
, 2p6
, 3s2
, 3p6
, 4s2
, 3d10
, 4p6
, 5s1
Cs (Z=55): 1s2
, 2s2
, 2p6
, 3s2
, 3p6
, 4s2
, 3d10
, 4p6
, 5s2
, 4d10
, 5p6
, 6s1
Fr (Z=87): 1s2
, 2s2
, 2p6
, 3s2
, 3p6
, 4s2
, 3d10
, 4p6
, 5s2
, 4d10
, 5p6
, 6s2
, 4f14
, 5d10
, 6p6
, 7s1
Existen 18 columnas que forman nueve grupos:
- Los grupos I a VII, A y B: 14 columnas
- El grupo VIII: 3 columnas
- El grupo 0: 1 columna
Algunos grupos reciben nombres especiales: IA: Alcalinos
IIA: Alcalino–Térreos
VIIA: Halógenos
0: Gases Nobles

46
El significado de las letras A y B, es el siguiente:
A: Elementos representativos, su distribución electrónica termina en subniveles s o p.
B: Elementos de transición, incluido el grupo VIII, su distribución termina en d o f.
El HIDROGENO, no pertenece a ningún grupo de la tabla periódica, a pesar que tiene una
distribución electrónica parecida a la familia IA, por tanto ocupa un casillero especial
debido a sus características físicas y químicas.
En los grupos o familias están los elementos que tienen el mismo número de electrones de
valencia es decir que los electrones que se ubican por el último nivel de energía, estos
electrones determinan que las propiedades de los elementos pertenecientes a mismo sean
semejantes.
b) PERIODOS:
Con este nombre se conocen a las filas horizontales de elementos. Son en número de siete,
ordenados según sus números atómicos en orden creciente.
PERIODO NUMERO DE ELEMENTOS INICIA TERMINA
1
2
3
4
5
6
7
2
8
8
18
18
32
20 (Incompleto)
H
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
106
Existen dos series bajo el bloque principal de la tabla, como se muestra a continuación:

47
La serie de los Lantánidos y de los Actínidos, conocidas como Tierras Raras, tienen las
siguientes características:
Lantánidos (14 elementos) Ce – Lu (Sexto Periodo)
Actínidos (14 elementos) Th – Lr (Séptimo Periodo)
El NUMERO DEL PERIODO, nos indica los niveles de energía que tienen todos los
elementos pertenecientes al mismo. A continuación se muestra la distribución electrónica
de los elementos del segundo período:
Li (Z=3): 1s2
, 2s1
Be (Z=4): 1s2
, 2s2
B (Z=5): 1s2
, 2s2
, 2p1
C (Z=6): 1s2
, 2s2
, 2p2
N (Z=7): 1s2
, 2s2
, 2p3
O (Z=8): 1s2
, 2s2
, 2p4
F (Z=9): 1s2
, 2s2
, 2p5
Ne (Z=10): 1s2
, 2s2
, 2p6
BLOQUES:
Recordemos que la Tabla Periódica está constituida de tal manera que los elementos de
propiedades semejantes están dispuestos en una misma columna vertical o grupo.
Recordemos igualmente que estos grupos están organizados de la siguiente manera:
s s
s
p
d
f
Las similitudes en cuanto a la disposición de los electrones están estrechamente
relacionadas con la posición en la tabla periódica. En la siguiente tabla se muestra la
saturación de los diferentes subniveles:

48
s1
s2
s1
s2
p1
p2
p3
p4
p5
p6
d1
d2
d3
d4
d5
d6
d7
d8
d9
d10
f1
f2
f3
f4
f5
f6
f7
f9
f9
f10
f11
f12
f13
f14
A continuación se muestran los subniveles en los que se encuentran los electrones de
valencia:
IA: ns1
IIIB: ns2
, (n–1)d1
IIA: ns2
IVB: ns2
, (n–1)d2
IIIA: ns2
, np1
VB: ns2
, (n–1)d3
IVA: ns2
, np2
VIB: ns1
, (n–1)d5
VA: ns2
, np3
VIIB: ns2
, (n–1)d5
VIA: ns2
, np4
VIIIB: ns2
, (n–1)d6
VIIA: ns2
, np5
ns2
, (n–1)d7
0: ns2
, np6
ns2
, (n–1)d8
IB: ns1
, (n–1)d10
IIB: ns2
, (n–1)d10
CARACTER QUIMICO:
La tabla periódica esta dividida en dos grandes grupos de elementos, tomando en cuenta el
carácter químico de los mismos. Estos dos grandes grupos son:
a) METALES:
Todos los estos elementos se encuentran sombreados en la siguiente tabla:

49
Son sólidos en su mayoría, caracterizados por su brillo, dureza, ductilidad, maleabilidad,
conductividad eléctrica y del calor, ser electropositivos, formar óxidos básicos, alta
densidad, etc.
Los metales tienden a ceder electrones cuando experimentan reacciones químicas, es decir
tienen estados de oxidación positivos, al perder electrones se transforman en iones
positivos.
Se localizan en la parte izquierda de la tabla periódica. Según su localización, los metales
tienen uno, dos o tres electrones en su nivel más externo de energía.
Los elementos que son metales típicos son los Alcalinos y Alcalino-Térreos. A medida que
aumenta el número atómico dentro de un período, las propiedades metálicas van
disminuyendo gradualmente. En el centro de la tabla tenemos elementos que poseen
propiedades intermedias, es decir conservan aún propiedades de los metales y de los no
metales.
b) NO METALES:
Pueden ser gases, sólidos o líquidos de bajos puntos de fusión, son malos conductores de la
corriente eléctrica y del calor. Son electronegativos, debido a que en las combinaciones
químicas tratan de ganar electrones o compartirlos. Cuando se unen al Oxígeno forman
Oxidos Acidos, tienen densidad baja. Estos elementos se encuentran a la derecha de la tabla
periódica.
Los elementos no metales son los siguientes:
IIIA IVA VA VIA VIIA
B C
Si
N
P
As
Sb
O
S
Se
Te
F
Cl
Br
I
At

50
Dentro de este grupo hay que incluir al Hidrógeno (H). En el grupo de los no metales se
incluyen los gases nobles.
c) GASES NOBLES:
Denominados también GASES INERTES, por su actividad química nula. Presentan en su
estructura 8 electrones en el último nivel de energía, excepto el He que tiene solo dos; lo
que les confiere una extraordinaria estabilidad química.
Se ubican en la primera columna de la derecha. Presentan INERCIA QUIMICA
ABSOLUTA, no se combinan entre sí y constan de átomos que se unen unos con otro. La
molécula que tienen es monoatómica y la estructura de sus átomos ofrece una estabilidad
perfecta.
A continuación se registran los gases nobles en el grupo VIIIA ó Cero (0):
VIIIA (0)
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
EJERCICIOS RESUELTOS:
Determinar bloque, grupo, periodo, valencia, carácter químico, estados de oxidación,
número atómico, símbolo del elemento cuyos números cuánticos del último electrón son:

51
1) 4, 2, 0, –1/2
Graficando el electrón a través de los orbitales, tenemos:
d

–2 –1 0 +1 +2
Se trata del tercer electrón del subnivel 4d, como es el último electrón, su distribución
electrónica es: 1s2
, 2s2
, 2p6
, 3s2
, 3p6
, 4s2
, 3d10
, 4p6
, 5s2
, 4d3
; por lo que podemos
establecer las siguientes características:
B: d
G: VB
P: 5
V: 5
CQ: METAL
EO: +1 a + 5
Z: 41
S: Nb
#niveles: 5
#subniveles: 10
#orbitales: 24  # orbitales con e–
apareados: 19
# orbitales con e–
no apareados: 3
# orbitales sin electrones: 2
2) 3, 1, +1, –1/2
Graficando el electrón utilizando los orbitales del subnivel p, tenemos:
p

–1 0 +1
Igual que en el ejercicio anterior, se trata del tercer electrón del subnivel 3p; de donde
su distribución electrónica es: 1s2
, 2s2
, 2p6
, 3s2
, 3p3
. Sus características son:
B: p
G: VA
P: 3
4
3

52
V: 5
CQ: NO METAL
EO: –3, +1, + 5
Z: 15
S: Sb
#niveles: 3
#subniveles: 5
apareados: 6
no apareados: 3
3) 5, 0, 0, +1/2
Graficando el electrón a través de los orbitales, tenemos:
s

0
Igual que en caso anterior, se trata del segundo electrón del subnivel 5s, por lo que la
distribución electrónica es: 1s2
, 2s2
, 2p6
, 3s2
, 3p6
, 4s2
, 3d10
, 4p6
, 5s2
; por lo que las
características son:
B: s
G: IIA
P: 5
V: 2
CQ: METAL
EO: +2
Z: 38
S: Sr
#niveles: 5
#subniveles: 9
apareados: 19
no apareados: 0
4) 5, 2, +2, –1/2
Graficando el electrón en los orbitales del subnivel d, tenemos:
5

53
d

–2 –1 0 +1 +2
Se trata del quinto electrón del subnivel 5d, por lo que la distribución electrónica del
átomo es: 1s2
, 2s2
, 2p6
, 3s2
, 3p6
, 4s2
, 3d10
, 4p6
, 5s2
, 4d10
, 5p6
, 6s2
, 4f14
, 5d5
; y sus
características son:
B: d
G: 7B
P: 6
V: 7
CQ: METAL
EO: +7
Z: 75
S: Re
#niveles: 5
#subniveles: 14
apareados: 35
no apareados: 5
4. RESUMEN DE LAS PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS:
GRUPO A: ELEMENTOS REPRESENTATIVOS:
EL HIDROGENO:
El Hidrógeno, es el primer elemento de la tabla periódica, es el más abundante del universo.
Se combina con el oxígeno para formar el agua, H2O; que es el compuesto más abundante
en la Tierra, cubriendo las tres cuartas partes de la superficie del planeta.
5

54
El hidrógeno se ha convertido en un combustible muy importante.
En la mayoría de tablas periódicas se coloca al hidrógeno en el grupo IA porque tiene un
solo electrón de valencia, como los demás elementos de este grupo. Es un gas diatómico,
H2, y su química es muy diferente de la de los metales alcalinos típicos.
Como el hidrógeno, al igual que el flúor y el cloro, necesita un electrón más para llenar un
nivel de energía, ciertas tablas periódicas lo presentan al lado del helio, pero la química del
hidrógeno no se parece a la de los halógenos. Para resaltar las características peculiares del
hidrógeno, algunas tablas periódicas presentan a este elemento por separado, en la parte
central superior de las mismas.
a) GRUPO IA:
Formado por los elementos: Litio (Li), Sodio (Na), Potasio (K), Rubidio (Rb), Cesio (Cs),
Francio (Fr). Constituye el grupo de metales más activos químicamente.
Se les conoce con el nombre de METALES ALCALINOS, debido a que reaccionan
violentamente con el agua, formando bases fuertes:
2 Na + H2O  2 Na(OH) + H2
La velocidad de reacción con el agua aumenta conforme se incrementa el número atómico
en el grupo.
Ninguno de estos electrones se encuentran libres en la naturaleza y todos pueden prepararse
por la electrólisis de sales secas y fundidas. El elemento Francio, Fr, se forma en ciertos
procesos radioactivos naturales.
Son metales muy ligeros, se oxidan con facilidad en aire húmedo.

55
Son metales plateados (blanco plateado), su brillo debe ser determinado apenas se cortan,
ya que la acción del Oxígeno los opaca violentamente (se oxidan). Los elementos son
comparativamente blandos, es decir pueden cortarse fácilmente.
Poseen bajos puntos de fusión y ebullición. Los puntos de fusión, de ebullición y la dureza
disminuyen al aumentar el número atómico.
Cada elemento del grupo tiene el mayor radio atómico y el radio iónico más grande que
cualquier elemento de su periodo.
Son buenos conductores del calor y la electricidad. Poseen muy bajas densidades.
La distribución electrónica ns1
determina la presencia de 1 electrón en el subnivel s, por lo
que la valencia es 1 y su estado de oxidación +1.
b) GRUPO IIA:
Formado por los elementos: Berilio (Be), Magnesio (Mg), Calcio (Ca), Estroncio (Sr),
Bario (Ba), Radio (Ra). Son altamente electropositivos y constituyen el segundo grupo de
elementos más radioactivos.
Se les conoce como METALES ALCALINO TERREOS, son menos activos que los del
grupo IA, reaccionan con el agua, siempre lo hacen con agua caliente o con vapor de agua,
formando hidróxidos:
Ca + H2O 

Ca(OH)2 + H2
Todos son metales duros y más densos que los del grupo IA, no se cortan fácilmente.
Son blancos y con lustre plateado. Son buenos conductores del calor y la electricidad.

56
Debido a su mayor carga nuclear, cada elemento del grupo IIA tiene un radio atómico más
pequeño que el del metal de IA de su periodo.
Puesto que los átomos de los elementos del IIA son más pequeños y tienen dos electrones
de valencia en lugar de uno, tienen puntos de ebullición y fusión más altos y densidades
mayores que los metales del IA.
Su distribución electrónica termina en subniveles ns2
, por lo que su valencia es 2 y su
estado de oxidación +2.
c) GRUPO IIIA:
Esta formado por los siguientes elementos: Boro (B), Aluminio (Al), Galio (Ga), Indio (In),
Talio (Tl); en donde el Boro es un no metal, el Aluminio un semimetal (elemento que tiene
más propiedades metálicas que no metálicas, es un metal de baja densidad), el Galio, Indio
y Talio son metales representativos.
La distribución electrónica termina en los subniveles ns2
, np1
; por lo que su valencia es 3 y
los estados de oxidación son:
B: –3, +3
Al: +3
Ga: +3
In: +3
Ti: +3
d) GRUPO IVA:

57
Esta constituido por los elementos: Carbono (C), Silicio (Si), Germanio (Ge), Estaño (Sn),
Plomo (Pb); donde el Carbono y el Si son no metales; el Germanio es un semimetal, sus
propiedades son más metálicas que no metálicas; el Estaño y el Plomo son verdaderamente
metales aunque les quedan algunos vestigios de no metales.
El Carbono es el componente fundamental de los seres vivos.
Tiene la capacidad de formar compuestos en los cuales se enlazan entre sí, muchos átomos
de carbono en cadenas o anillos, propiedad que explica el gran número de compuestos
orgánicos. Las diferencias en la disposición de los átomos de Carbono explican la dureza
del diamante y la naturaleza resbaladiza del grafito negro. A las formas distintas de un
mismo elemento, como éstas, se les llama ALOTROPOS.
El Silicio, es el segundo elemento más abundante de la corteza terrestre (26%), pero no se
encuentra como elemento libre.
La distribución electrónica nos muestra la presencia de subniveles: ns2
, np2
; lo que
determina que la valencia es 4 y sus estados de oxidación, los siguientes:
C: –4, +2 (solo en el compuesto CO), +4
Si: –4, +4
Ge: +4
Sn: +2, +4
Pb: +2, +4
e) GRUPO VA:

58
Formado por los elementos: Nitrógeno (N), Fósforo (P), Arsénico (As), Antimonio (Sb) y
Bismuto (Bi); el Nitrógeno, Fósforo y Arsénico son no metales; el Antimonio es un
semimetal con acentuadas propiedades de no metal y el Bismuto es un metal.
El Nitrógeno, es un gas que tiene la característica de formar moléculas diatómicas (N2)
constituye el 78% en volumen del aire, su actividad química a la temperatura de laboratorio
es casi nula, debido a esta característica se utiliza como agente transportador en
cromatografía de gases.
El Fósforo, Arsénico y Antimonio son sólidos y forman generalmente moléculas
tetratómicas.
El Fósforo es el único miembro del grupo que no se presenta en la naturaleza como
elemento libre, también presenta ALOTROPIA, propiedad de presentarse en dos o más
formas en un mismo estado físico, generalmente el sólido; en la naturaleza existe fósforo
blanco y rojo, el fósforo blanco es más activo.
Sus electrones de valencia están en subniveles ns2
, np3
; por lo que la valencia es 5 y sus
estados de oxidación los siguientes:
N: –3, +1, +2, +3, +4, +5
P: –3, +3, +5
As: –3, +3, +5
Sb: –3, +3, +5
Bi: +3, +5 (solo en ácidos)
f) GRUPO VIA:

59
Incluye a los elementos: Oxígeno (O), Azufre (S), Selenio (Se), Teluro (Te) y Polonio (Po);
Oxígeno, Azufre, Selenio y Teluro son no metales, y el Polonio es un metal producto de la
desintegración radioactiva del Radio.
El Oxígeno, es el más importante y abundante del grupo. Constituye el 21% en volumen del
aire y el 49,5% en peso de la corteza terrestre. Forma moléculas diatómicas, es un gas (O2)
y su forma alotrópica es el Ozono (O3).
El Azufre es un sólido que forma moléculas octoatómicas (S8), en reacciones químicas se
usa generalmente como monoatómico.
El Selenio y Teluro, se consideran METALOIDES (parecido al metal) por su brillo
metálico característico. La distribución electrónica presenta subniveles de tipo ns2
, np4
; de
donde la valencia es 6 y los estados de oxidación los siguientes:
O: –2, –1 (solo en peróxidos)
S: –2, +2 (solo en el compuesto SO), +4, +6
Se: –2, +4, +6
Te: –2, +4, +6
Po: +2, +4, –2 (solo en el compuesto inestable: H2Po)
g) GRUPO VII A:

60
Formado por: Fluor (F), Cloro (Cl), Bromo (Br), Iodo (I) y Astato (At); se les conoce como
HALOGENOS, que significa "Formadores de Sales".
Todos son no metales, el Flúor y el Cloro gases; el Bromo el único no metal líquido; el Iodo
y el Astato son sólidos.
Bajo condiciones ordinarias, los halógenos existe como moléculas diatómicas con un enlace
covalente sencillo que une a los átomos de una molécula.
Estos elementos, con excepción del Astato, se encuentran extensamente difundidos en la
naturaleza en forma de sales haloides.
El Flúor, es un gas amarillo pálido, tiene una gran tendencia a ganar electrones. Se emplea
en la producción de compuestos con carbono llamados Fluorocarbonos, como el Freón–12
(CCl2F2), que se utiliza como refrigerante en aparatos de aire acondicionado.
El Cloro es un gas amarillo verdoso de olor irritante, se emplea en la producción de papel,
textiles, blanqueadores, medicamentos, insecticidas, pinturas, plásticos y muchos otros
productos de consumo.
El Bromo es el único elemento no metálico líquido a temperatura ambiente, es de color rojo
sangre muy picante y venenoso; se utiliza en la producción de sustancias químicas para
fotografía, colorantes.
El Iodo a temperatura ambiente es un sólido cristalino de color gris metálico, cuando se
calienta se SUBLIMA, es decir se transforma directamente al estado de gas, esta presente
en ciertos vegetales marinos, como las algas.
El Astato se encuentra en la naturaleza en cantidades extremadamente pequeñas como un
producto intermedio de corta vida de los procesos naturales de desintegración radioactiva,
se cree que la cantidad total de este elemento en la corteza terrestre es menor que 30
gramos.
La distribución electrónica nos determina la presencia de subniveles ns2
, np5
; por tanto la
valencia del grupo es 7 y los estados de oxidación son:
F: –1
Cl: –1, +1, +3, +5, +7
Br: –1, +1, +3, +5, +7
I: –1, +1, +3, +5, +7
At: –1, +1, +7

61
h) GRUPO VIIIA o CERO (0):
Formado por: Helio (He), Neón (Ne), Argón (Ar), Kriptón (Kr), Xenón (Xe) y Radón (Rn).
Conocidos como GASES INERTES o NOBLES.
Forman moléculas monoatómicas. Se caracterizan por poseer subniveles s y p saturados con
el número máximo de electrones, excepto el He (ns2
), lo que les proporciona gran
estabilidad, lo que explica la naturaleza no reactiva de estos elementos.
Los átomos de los gases nobles son tan inertes químicamente, que no forman enlaces como
lo hacen los otros átomos de elementos gaseosos, en la constitución de sus moléculas. Se
han preparado compuestos en los que un gas inerte esta unido a elementos fuertemente
electronegativo, como el Oxígeno y el Flúor. Los compuestos XeF4, XeOF4 y XeO3 se han
obtenido en cantidades apreciables.
Todos los gases nobles o inertes, excepto el radón, están presentes en la atmósfera y son
producto de la destilación fraccionada del aire. El Argón existe en proporción apreciable,
mientras los otros cuatro solo están presentes en muy pequeñas cantidades.
El Helio, es un gas que se extrae del gas de los pantanos o gas natural.
El Radón, se encuentra asociado con los minerales de Radio y es un producto de la
desintegración del mismo, no existe prácticamente en la atmósfera debido a su elevada
inestabilidad. Se encuentra cerca de las cámaras magmáticas de los volcánes.
GRUPOS B: ELEMENTOS DE TRANSICION:
Presentan alta conductividad térmica y eléctrica. Tienen la tendencia de formar iones
complejos, debido a la presencia de orbitales parcialmente saturados.
Forman compuestos con una gran variedad de estados de oxidación, debido a que los
electrones de los subniveles ns y (n–1)d se diferencian muy poco.

62
Se observan estados de oxidación altos, los más estables y estados de oxidación bajos, los
menos estables, a medida que aumenta el número atómico.
a) GRUPO IIIB:
Formado por Escandio (Sc), Itrio (Y), Lantano (La) y Actinio (Ac). Todos son metales
bastante escasos en la naturaleza y tienen en común muchas propiedades físicas y químicas.
Poseen la configuración electrónica: ns2
, (n–1)dl
, por lo que su valencia es 3, y sus estados
de oxidación pueden ser +2 y +3; siendo el más estable o más común +3.
En la serie de los Lantánidos, se está llenando el subnivel 4f hasta un máximo de 14
electrones, mientras que en la serie de los Actínidos se añade en el subnivel 5f.
b) GRUPO IVB:
Forman parte del grupo: Titanio (Ti), Zirconio (Zr) y Hafnio (Hf). Todos tienen
características metálicas. El Titanio constituye aproximadamente el 0,4% de la corteza
terrestre. El Hafnio se utiliza en industria nuclear por su capacidad para absorber neutrones.

63
Poseen la configuración electrónica: ns2
, (n–1)d2
. Su valencia es 4, y sus estados de
oxidación pueden ser +2, +3 y +4, siendo el más estable el +4.
c) GRUPO VB:
Formado por los siguientes elementos: Vanadio (V), Niobio (Nb) y Tantalio (Ta). Son
metales de color gris. La configuración electrónica externa es ns2
, (n–1)d3
; que determina
que la valencia sea 5 y sus estados de oxidación desde +2 a +5, el más estable es +5.
d) GRUPO VIB:
Sus elementos son Cromo (Cr), Molibdeno (Mo), Wolframio o Tungsteno (W). Verdaderos
metales que se funden a temperaturas muy altas. Se considera integrante de este grupo el
Uranio (U), por sus propiedades físicas y químicas semejantes.
La distribución electrónica termina en subniveles de tipo: ns1
, (n–1)d5
dada por el
PRINCIPIO DE ESTABILIDAD del subnivel d. Su valencia es 6 y los estados de oxidación
son:

64
Cr: +2, +3, +6 (solo en ácidos)
Mo: +2, +3, +4, +5, +6
W: +2, +3, +4, +5, +6
U: +2, +4, +6
e) GRUPO VII B:
Formado por los elementos Manganeso (Mn), Tecnecio (Tc) y Renio (Re). El más
importante de estos elementos es el Manganeso, el Tecnesio se obtiene sólo en forma
artificial y el Renio es un elemento raro que se encuentra en cantidades muy pequeñas en la
naturaleza.
La distribución electrónica presenta subniveles de tipo: ns2
, (n–1)d5
; lo que determina que
la valencia sea 7 y sus estados de oxidación:
Mn: +2, +3, +4 (solo en el compuesto: MnO2), +6 y +7 (en ácidos)
Tc: +7
Re: +7
f) GRUPO VIII B o GRUPO VIII:

65
Es un grupo especial, porque se compone de tres triadas de elementos y su similitud
química es más bien de tipo horizontal. Las triadas son:
1) Hierro (Fe) 2) Rutenio (Ru) 3) Osmio (Os)
Cobalto (Co) Rodio (Rh) Iridio (Ir)
Níquel (Ni) Paladio (Pd) Platino (Pt)
En este grupo se encuentran los llamados METALES NOBLES, muy resistentes a los
agentes químicos: Rodio, Iridio, Paladio, Platino.
Presentan subniveles del tipo:ns2
, (n–1)d6
ns2
, (n–1)d7
ns2
, (n–1)d8
Sus estados de oxidación son:
Fe: +2, +3, +6 (solo en ácidos)
Co: +2, +3
Ni: +2, +3
Ru: +8
Rh: +4
Pd: +4
Os: +8
Ir : +4
Pt: +2, +4
g) GRUPO IB:
Formado por los elementos: Cobre (Cu), Plata (Ag) y Oro (Au). Son metales que se
encuentran en estado libre en la naturaleza.

66
El Cobre, es el elemento más activo del grupo, el Oro y la Plata son relativamente inertes,
lo que explica que se encuentren en estado libre. El Oro y la Plata pertenecen también al
grupo de los METALES NOBLES.
Son bastante dúctiles y maleables tienen altas densidades y puntos de fusión.
Son metales relativamente pocos fusibles y óptimos conductores del calor y la electricidad.
La distribución electrónica termina en subniveles de tipo: ns1
, (n–1)d10
lo que nos
demuestra que el subnivel d está saturado, por lo que los electrones de éste no intervienen
en las reacciones químicas. Su valencia es 1 y sus estados de oxidación son:
Cu: +1, +2
Ag: +1
Au: +1, +3
h) GRUPO IIB:
Los elementos de este grupo son: Zinc (Zn), Cadmio (Cd), Mercurio (Hg). Conocidos como
ELEMENTOS TERMINALES, ya que sus propiedades se asemejan más a los grupos A que
a los elementos de transición. Pertenecen a los llamados METALES PESADOS, por sus
densidades relativamente altas. El Mercurio, es el único metal que existe en estado
LÍQUIDO en condiciones normales. Es el metal que se utiliza en las AMALGAMAS.
La distribución electrónica termina en: ns2
, (n–1)d10
; siendo su valencia 2. En las reacciones
químicas intervienen los electrones de s, ya que d esta saturado. Los estados de oxidación
son:
Zn: +2
Cd: +2
Hg: +1, +2

67
A continuación se muestra una tabla, en la que se registran algunas propiedades de los
elementos:
Z ELEMENTO SIMBOLO
PESO
ATOMICO
ESTADO
OXIDACION
89
13
95
51
18
33
85
16
56
4
97
83
5
35
48
20
98
6
58
55
40
17
27
29
36
24
96
66
99
68
21
50
38
63
100
9
15
87
64
31
Actinio
Aluminio
Americio*
Antimonio
Argón
Arsénico
Astato
Azufre
Bario
Berilio
Berquerelio*
Bismuto
Boro
Bromo
Cadmio
Calcio
Californio*
Carbono
Cerio
Cesio
Circonio
Cloro
Cobalto
Cobre
Criptón
Cromo
Curio*
Disprosio
Einstenio*
Erbio
Escandio
Estaño
Estroncio
Europio
Fermio*
Fluor
Fósforo
Francio
Gadolinio
Galio
Ac
Al
Am
Sb
Ar
As
At
S
Ba
Be
Bk
Bi
B
Br
Cd
Ca
Cf
C
Ce
Cs
Zr
Cl
Co
Cu
Kr
Cr
Cm
Dy
Es
Er
Sc
Sn
Sr
Eu
Fm
F
P
Fr
Gd
Ga
227,0278
26,9815
(243)
121,75
39,948
74,9216
(210)
32,066
137,27
9,0122
(247)
208,9804
10,811
79,904
112,411
40,08
(251)
12,0111
140,115
132,9054
91,224
35,453
58,9332
63,546
83,80
51,996
(247)
162,50
(252)
167,26
44,9559
118,710
87,62
151,985
(257)
18,9984
30,9738
(223)
157,25
69,723
+3
+3
+3
–3, +3, +5
–3, +3, +5
–1, +1, +7
–2, +2, +4, +6
+2
+2
+2
+3
–3, +3
–1, +1, +3, +5, +7
+2
+2
+3
–4, +2, +4
+3
+1
+2
–1, +1, +3, +5, +7
+2, +3
+1, +2
+2, +3, +6
+3
+3
+3
+3
+3
+2, +4
+2
+3
+3
–1
–3, +3, +5
+1
+3
+3

68
32
72
2
1
26
67
49
77
57
103
3
71
12
25
101
80
42
60
10
93
41
28
7
102
79
76
8
46
47
78
82
94
84
19
59
61
91
88
86
75
45
37
44
62
34
Germanio
Hafnio
Helio
Hidrógeno
Hierro
Holmio
Indio
Iridio
Lantano
Laurencio*
Litio
Lutecio
Magnesio
Manganeso
Mendelevio*
Mercurio
Molibdeno
Neodimio
Neón
Neptunio
Niobio
Níquel
Nitrógeno
Nobelio*
Oro
Osmio
Oxígeno
Paladio
Plata
Platino
Plomo
Plutonio
Polonio
Potasio
Praseodimio
Promecio
Protactinio
Radio
Radón
Renio
Rodio
Rubidio
Rutenio
Samario
Selenio
Ge
Hf
He
H
Fe
Ho
In
Ir
La
Lw
Li
Lu
Mg
Mn
Mv
Hg
Mo
Nd
Ne
Np
Nb
Ni
N
No
Au
Os
O
Pd
Ag
Pt
Pb
Pu
Po
K
Pr
Pm
Pa
Ra
Rn
Re
Rh
Rb
Ru
Sm
Se
72,61
178,49
4,0026
1,0079
55,847
164,9304
114,82
192,22
138,9055
(260)
6,941
174,97
24,305
54,9380
(258)
200,59
95,94
144,24
20,1797
237,0482
92,9064
58,69
14,0067
(256)
196,9665
190,20
15,9994
106,42
107,868
195,08
207,19
(242)
(210)
39,098
140,9077
(145)
231,0359
226,0254
(222)
186,207
102,9055
85,4678
101,07
150,36
78,98
+4
+4
–1, +1
+2, +3, +6
+3
+3
+6
+3
+3
+1
+3
+2
+2, +3, +4, +6, +7
+1
+1, +2
+6
+3
+3
+5
+2, +3
–3, +1, +2, +3, +4, +5
+3
+1, +3
+6
–1, –2
+4
+1
+2, +4
+2, +4
+3
+6
+1
+3
+3
+5
+2
+7
+6
+1
+6
+3
–2, +2, +4, +6

69
14
11
81
73
43
52
65
22
90
69
74
92
23
54
53
70
39
30
Silicio
Sodio
Talio
Tantalio
Tecnecio
Teluro
Terbio
Titanio
Torio
Tulio
Tungsteno
Uranio
Vanadio
Xenón
Yodo
Yterbio
Ytrio
Zinc
Si
Na
Tl
Ta
Tc
Te
Tb
Ti
Th
Tm
W
U
V
Xe
I
Yb
Y
Zn
28,086
22,9898
204,383
180,9479
(98)
127,60
158,925
47,88
232,0381
168,9342
183,85
238,029
50,9415
131,29
126,9045
173,04
88,9059
65,39
–4, +4
+1
+3
+5
+3
–2, +2, +4, +6
+3
+4
+4
+3
+6
+6
+5
–1, +1, +3, +5, +7
+3
+3
+2
* Elementos Transuránicos–Sintéticos.
Los Pesos Atómicos con paréntesis, corresponden a los isótopos más estables.

70
5. PROPIEDADES PERIODICAS:
a) DENSIDAD:
Se define como la concentración de la materia, medida a través de la masa por unidad
de volumen (masa/longitud3
). En las sustancias sólidas y líquidas, las unidades de
densidad son g/cm3
ó g/ml; en los gases, g/litro.
V
m
d
Volumen
Masa
Densidad 


A continuación se muestran datos de densidades para algunos elementos:
0
IA IIA
1
H
0,07
Número Atómico
Símbolo
Densidad (g/ml) IIIA IVA VA VIA VIIA
2
He
0,13
3
Li
0,53
4
Be
1,85
5
B
2,34
6
C
2,26
7
N
0,81
8
O
1,14
9
F
1,51
10
Ne
1,20
11
Na
0,97
12
Mg
13
Al
2,70
14
Si
2,33
15
P
1,82
16
S
2,07
17
Cl
1,56
18
Ar
1,40
19
K
0,86
20
Ca
1,55
21
Sc
3,00
22
Ti
4,51
23
V
6,10
24
Cr
7,19
25
Mn
7,43
26
Fe
7,86
27
Co
8,90
28
Ni
8,90
29
Cu
8,96
30
Zn
7,14
31
Ga
5,91
32
Ge
5,32
33
As
5,72
34
Se
4,79
35
Br
3,12
36
Kr
2,60
37
Rb
1,53
38
Sr
2,60
39
Y
4,47
40
Zr
6,49
41
Nb
8,40
42
Mo
10,2
43
Tc
11,5
44
Ru
12,2
45
Rh
12,4
46
Pd
10,5
47
Ag
10,5
48
Cd
8,65
49
In
7,31
50
Sn
7,30
51
Sb
6,62
52
Te
6,24
53
I
4,94
54
Xe
3,06
55
Cs
1,90
56
Ba
3,50
57
La
6,17
72
Hf
13,1
73
Ta
16,6
74
W
19,3
75
Re
21,0
76
Os
22,6
77
Ir
22,5
78
Pt
19,3
79
Au
19,3
80
Hg
13,6
81
Tl
11,9
82
Pb
11,4
83
Bi
9,80
84
Po
9,20
85
At
86
Rn
9,91
87
Fr
88
Ra
5,00
89
Ac
104 105 106 107
58
Ce
6,67
59
Pr
6,77
60
Nd
7,00
61
Pm
62
Sm
7,54
63
Eu
5,26
64
Gd
7,89
65
Tb
8,27
66
Dy
8,54
67
Ho
8,80
68
Er
9,05
69
Tm
9,33
70
Yb
6,98
71
Lu
9,84
90
Th
11,7
91
Pa
15,4
92
U
19,1
93
Np
19,5
94
Pu
19,8
95
Am
11,7
96
Cm
13,5
97
Bk
98
Cf
99
Es
100
Fm
101
Md
102
No
103
Lw
En el siguiente gráfico se observa la variación de esta propiedad en función del número
atómico para el grupo IA:

71
También se muestra la variación de esta propiedad en el segundo periodo:

72
b) RADIO ATOMICO:
Se define como la mitad de la distancia internuclear entre dos átomos idénticos en un
enlace químico. Se expresa en Å.
0
IA IIA
1
H
0,32
Número Atómico
Símbolo
Radio Atómico (Å) IIIA IVA VA VIA VIIA
2
He
0,93
3
Li
1,55
4
Be
1,12
5
B
0,98
6
C
0,91
7
N
0,92
8
O
0,73
9
F
0,72
10
Ne
0,71
11
Na
1,90
12
Mg
13
Al
1,43
14
Si
1,32
15
P
1,28
16
S
1,27
17
Cl
0,99
18
Ar
0,98
19
K
2,35
20
Ca
1,97
21
Sc
1,62
22
Ti
1,47
23
V
1,34
24
Cr
1,30
25
Mn
1,35
26
Fe
1,26
27
Co
1,25
28
Ni
1,24
29
Cu
1,28
30
Zn
1,38
31
Ga
1,41
32
Ge
1,37
33
As
1,39
34
Se
1,40
35
Br
1,14
36
Kr
1,12
37
Rb
2,48
38
Sr
2,15
39
Y
1,78
40
Zr
1,80
41
Nb
1,46
42
Mo
1,39
43
Tc
1,36
44
Ru
1,34
45
Rh
1,34
46
Pd
1,37
47
Ag
1,44
48
Cd
1,54
49
In
1,66
50
Sn
1,62
51
Sb
1,59
52
Te
1,60
53
I
1,33
54
Xe
1,31
55
Cs
2,67
56
Ba
2,22
57
La
1,87
72
Hf
1,67
73
Ta
1,67
74
W
1,41
75
Re
1,37
76
Os
1,35
77
Ir
1,36
78
Pt
1,39
79
Au
1,46
80
Hg
1,57
81
Tl
1,71
82
Pb
1,75
83
Bi
1,70
84
Po
1,76
85
At
1,45
86
Rn
1,34
87
Fr
88
Ra
89
Ac
1,87
104 105 106 107
58
Ce
1,81
59
Pr
1,82
60
Nd
1,82
61
Pm
1,63
62
Sm
1,81
63
Eu
1,99
64
Gd
1,79
65
Tb
1,80
66
Dy
1,80
67
Ho
1,79
68
Er
1,78
69
Tm
1,77
70
Yb
1,94
71
Lu
1,75
90
Th
1,80
91
Pa
1,61
92
U
1,38
93
Np
1,30
94
Pu
1,51
95
Am
1,73
96
Cm
97
Bk
98
Cf
99
Es
100
Fm
101
Md
102
No
103
Lw
c) RADIO IONICO:
Se refiere cuando el átomo se ha transformado en ion. Los IONES POSITIVOS son
considerablemente más pequeños que el respectivo átomo neutro. En cambio los IONES
NEGATIVOS, son más grandes que el átomo neutro, pero ligeramente. Mientras más
electrones pierdan el átomo más pequeño es el radio iónico y viceversa. Las unidades
son Å.

73
La variación del radio iónico para el grupo IA y el segundo periodo se observa a
continuación:

74
d) VOLUMEN ATOMICO:
Es el volumen ocupado por un at-g del elemento, es decir por 6,022x1023
átomos,
considerando en estado sólido.
Es la relación que se obtiene dividiendo el valor de un átomo-gramo de un elemento
químico por el valor de su densidad. El volumen atómico se expresa en cm3
/mol.
Elemento
del
Densidad
Elemento
del
Gramo
Atomo
Atómico
Volumen


0
IA IIA
1
H
14,1
Número Atómico
Símbolo
Volumen Atómico (cm3
/mol) IIIA IVA VA VIA VIIA
2
He
31,8
3
Li
13,1
4
Be
5,00
5
B
4,60
6
C
5,30
7
N
17,3
8
O
14,0
9
F
17,1
10
Ne
16,8
11
Na
23,7
12
Mg
13
Al
10,0
14
Si
12,1
15
P
17,0
16
S
15,5
17
Cl
18,7
18
Ar
24,2
19
K
45,3
20
Ca
29,9
21
Sc
15,0
22
Ti
10,6
23
V
8,35
24
Cr
7,23
25
Mn
7,39
26
Fe
7,10
27
Co
6,70
28
Ni
6,60
29
Cu
7,10
30
Zn
9,20
31
Ga
11,8
32
Ge
13,6
33
As
13,1
34
Se
16,5
35
Br
23,5
36
Kr
32,3
37
Rb
55,9
38
Sr
33,7
39
Y
19,8
40
Zr
14,1
41
Nb
10,8
42
Mo
9,40
43
Tc
8,50
44
Ru
8,30
45
Rh
8,30
46
Pd
8,90
47
Ag
10,3
48
Cd
13,1
49
In
15,7
50
Sn
16,3
51
Sb
18,4
52
Te
20,5
53
I
25,7
54
Xe
42,9
55
Cs
70,0
56
Ba
39,0
57
La
22,5
72
Hf
13,6
73
Ta
10,9
74
W
9,53
75
Re
8,85
76
Os
8,43
77
Ir
8,54
78
Pt
9,10
79
Au
10,2
80
Hg
14,8
81
Tl
17,2
82
Pb
18,3
83
Bi
21,3
84
Po
22,7
85
At
86
Rn
50,5
87
Fr
88
Ra
45,0
89
Ac
104 105 106 107
58
Ce
21,0
59
Pr
20,8
60
Nd
20,6
61
Pm
62
Sm
19,9
63
Eu
28,9
64
Gd
19,9
65
Tb
19,2
66
Dy
19,0
67
Ho
18,7
68
Er
18,4
69
Tm
18,1
70
Yb
24,8
71
Lu
17,8
90
Th
19,9
91
Pa
15,0
92
U
12,5
93
Np
21,1
94
Pu
95
Am
20,8
96
Cm
97
Bk
98
Cf
99
Es
100
Fm
101
Md
102
No
103
Lw

75
e) ENERGIA O POTENCIAL DE IONIZACION:
Es la energía necesaria para quitar el electrón más externo al núcleo de un átomo en
estado gaseoso y convertirlo en ION POSITIVO o CATION. Se expresa en calorías.
ATOMO NEUTRO + ENERGIA  ION POSITIVO + 1e–
A continuación se muestran algunos datos de potencial de ionización:
0
IA IIA
1
H
313
Número Atómico
Símbolo
Potencial de Ionización (calorías) IIIA IVA VA VIA VIIA
2
He
567
3
Li
124
4
Be
215
5
B
191
6
C
260
7
N
336
8
O
314
9
F
402
10
Ne
497
11
Na
119
12
Mg
176 IIIB IVB VB VIB VIIB VIII IB IIB
13
Al
138
14
Si
188
15
P
254
16
S
239
17
Cl
300
18
Ar
363
19
K
100
20
Ca
141
21
Sc
151
22
Ti
158
23
V
156
24
Cr
156
25
Mn
171
26
Fe
182
27
Co
181
28
Ni
176
29
Cu
178
30
Zn
216
31
Ga
138
32
Ge
187
33
As
231
34
Se
225
35
Br
273
36
Kr
323
37
Rb
96
38
Sr
131
39
Y
152
40
Zr
160
41
Nb
156
42
Mo
166
43
Tc
167
44
Ru
173
45
Rh
178
46
Pd
192
47
Ag
175
48
Cd
207
49
In
133
50
Sn
169
51
Sb
199
52
Te
208
53
I
241
54
Xe
280
55
Cs
90
56
Ba
120
57
La
129
72
Hf
127
73
Ta
138
74
W
184
75
Re
182
76
Os
201
77
Ir
212
78
Pt
207
79
Au
213
80
Hg
241
81
Tl
141
82
Pb
171
83
Bi
185
84
Po
85
At
86
Rn
248
87
Fr
88
Ra
89
Ac
104 105 106 107
58
Ce
159
59
Pr
133
60
Nd
145
61
Pm
133
62
Sm
129
63
Eu
131
64
Gd
142
65
Tb
155
66
Dy
157
67
Ho
68
Er
69
Tm
70
Yb
143
71
Lu
115
90
Th
91
Pa
92
U
93
Np
94
Pu
95
Am
96
Cm
97
Bk
98
Cf
99
Es
100
Fm
101
Md
102
No
103
Lw

76
En los siguientes gráficos se observa la variación de esta propiedad en los elementos
del grupo IA y del segundo periodo:

77
f) ELECTROAFINIDAD O AFINIDAD ELECTRONICA:
Es la cantidad de energía invertida para que un átomo neutro en estado gaseoso gane un
electrón extra y le permita convertirse en un ION NEGATIVO o ANION. Se expresa en
kJ/mol.
ATOMO NEUTRO + 1e–
 ION NEGATIVO + ENERGIA
Algunas electroafinidades se muestran en la siguiente tabla:
0
IA IIA
1
H
-73
Número Atómico
Símbolo
Afinidad Electrónica (kJ/mol) IIIA IVA VA VIA VIIA
2
He
+21
3
Li
-60
4
Be
240
5
B
-23
6
C
-123
7
N
0
8
O
-142
9
F
-322
10
Ne
+29
11
Na
-53
12
Mg
230 IIIB IVB VB VIB VIIB VIII IB IIB
13
Al
-44
14
Si
-120
15
P
-74
16
S
-200
17
Cl
-348
18
Ar
+35
19
K
-48
20
Ca
156
21
Sc
-18
22
Ti
-8
23
V
-50
24
Cr
-64
25
Mn
26
Fe
-15
27
Co
-63
28
Ni
-156
29
Cu
-119
30
Zn
-9
31
Ga
-36
32
Ge
-116
33
As
-77
34
Se
-195
35
Br
-324
36
Kr
+39
37
Rb
-47
38
Sr
168
39
Y
-29
40
Zr
-42
41
Nb
-86
42
Mo
-72
43
Tc
-96
44
Ru
-101
45
Rh
-110
46
Pd
-54
47
Ag
-126
48
Cd
+26
49
In
-34
50
Sn
-121
51
Sb
-101
52
Te
-190
53
I
-295
54
Xe
+40
55
Cs
-46
56
Ba
52
57
La
-48
72
Hf
73
Ta
-14
74
W
-79
75
Re
-14
76
Os
-106
77
Ir
-151
78
Pt
-205
79
Au
-223
80
Hg
+18
81
Tl
-50
82
Pb
-101
83
Bi
-101
84
Po
-170
85
At
-270
86
Rn
+41
87
Fr
88
Ra
89
Ac
-29
104 105 106 107
58
Ce
59
Pr
60
Nd
61
Pm
62
Sm
63
Eu
64
Gd
65
Tb
66
Dy
67
Ho
68
Er
69
Tm
70
Yb
71
Lu
90
Th
91
Pa
92
U
93
Np
94
Pu
95
Am
96
Cm
97
Bk
98
Cf
99
Es
100
Fm
101
Md
102
No
103
Lw
Los valores negativos corresponden a energía liberada y los positivos a energía
absorbida.

78
g) ELECTRONEGATIVIDAD:
Es la fuerza o capacidad que tiene un átomo para retener electrones de enlace (últimos
electrones). La electronegatividad guarda relación directa con el potencial de ionización.
Los valores de las electronegatividades de registran en la siguiente tabla:
0
IA IIA
1
H
2,1
Número Atómico
Símbolo
Electronegatividad IIIA IVA VA VIA VIIA
2
He
3
Li
1,0
4
Be
1,5
5
B
2,0
6
C
2,5
7
N
3,0
8
O
3,5
9
F
4,0
10
Ne
11
Na
0,9
12
Mg
13
Al
1,5
14
Si
1,8
15
P
2,1
16
S
2,5
17
Cl
3,0
18
Ar
19
K
0,8
20
Ca
1,0
21
Sc
1,3
22
Ti
1,5
23
V
1,6
24
Cr
1,6
25
Mn
1,5
26
Fe
1,8
27
Co
1,8
28
Ni
1,8
29
Cu
1,9
30
Zn
1,6
31
Ga
1,6
32
Ge
1,8
33
As
2,0
34
Se
2,4
35
Br
2,8
36
Kr
37
Rb
0,8
38
Sr
1,0
39
Y
1,3
40
Zr
1,4
41
Nb
1,6
42
Mo
1,8
43
Tc
1,9
44
Ru
2,2
45
Rh
2,2
46
Pd
2,2
47
Ag
1,9
48
Cd
1,7
49
In
1,7
50
Sn
1,8
51
Sb
1,9
52
Te
2,1
53
I
2,5
54
Xe
55
Cs
0,7
56
Ba
0,9
57
La
1,1
72
Hf
1,3
73
Ta
1,5
74
W
1,7
75
Re
1,9
76
Os
2,2
77
Ir
2,2
78
Pt
2,2
79
Au
2,4
80
Hg
1,9
81
Tl
1,8
82
Pb
1,8
83
Bi
1,9
84
Po
2,0
85
At
2,2
86
Rn
87
Fr
0,7
88
Ra
0,9
89
Ac
1,1
104 105 106 107
58
Ce
1,1
59
Pr
1,1
60
Nd
1,2
61
Pm
1,1
62
Sm
1,2
63
Eu
1,1
64
Gd
1,1
65
Tb
1,2
66
Dy
1,1
67
Ho
1,2
68
Er
1,2
69
Tm
1,2
70
Yb
1,1
71
Lu
1,2
90
Th
1,3
91
Pa
1,5
92
U
1,7
93
Np
1,3
94
Pu
1,3
95
Am
1,3
96
Cm
1,3
97
Bk
1,3
98
Cf
1,3
99
Es
1,3
100
Fm
1,3
101
Md
1,3
102
No
1,3
103
Lw
1,5
A continuación podemos observar gráficamente la variación de esta propiedad en los
elementos del grupo IA y del segundo periodo:

79

80
6. RELACIONES EN LOS GRUPOS Y PERIODOS:
a) EN LOS GRUPOS:
RELACION DIRECTA:
Al aumentar el NUMERO ATOMICO, aumenta: densidad, radio atómico, radio ionico,
volumen atómico, carácter metálico, volumen iónico.
RELACION INVERSA:
Al aumentar el NUMERO ATOMICO, disminuye: potencial de ionización,
electroafinidad, electronegatividad, carácter no metálico, actividad química de los
metales.
b) EN LOS PERIODOS:
RELACION DIRECTA:
Al aumentar el NUMERO ATOMICO, aumenta: el potencial de ionización,
electronegatividad, electroafinidad, radio iónico de los no metales, actividad química de
los no metales, densidad, carácter no metálico.
RELACION INVERSA:
Al aumentar el NUMERO ATOMICO, disminuye: radio atómico, carácter metálico,
radio iónico de los metales, actividad química de los metales.
1. El Cloro y el Bario tienen número atómico 17 y 56. Indicar a qué grupo y periodo de la
tabla pertenecen.
2. Se tienen los elementos de número atómico 16 y 31. Decidir a qué grupo y periodo
pertenecen de la tabla periódica.
3. En qué grupo y período estará el elemento cuyo átomo tiene la configuración 6s2
, 6p2
en
el nivel de valencia.
4. Sin consular la tabla periódica, seleccionar de la siguiente lista los elementos que se
encuentren en el mismo grupo y aquellos que estén en el mismo período: 20Ca, 16S, 19K,
56Ba, 30Zn, 34Se, 4Be.
5. En cada par seleccionar el átomo o ion más grande: a) K o Rb; b) Br–1
o I–1
.
6. Cuál es el ion más grande en la serie isoelectrónica: Na+1
, Mg+2
, A1+3
.
7. En la siguiente serie isoelectrónica: N–3
, O–2
, F–1
. Cuál es el ion de mayor radio.
8. Para la siguiente serie de iones isoeléctricos determinar cual tiene el mayor tamaño: S–2
,
Cl–1
, K+1
, Ca+2
.

81
9. Ordenar los elementos del grupo VIA en orden creciente de tamaño atómico.
10. En cada par seleccionar el átomo o ion con la energía de ionización más
grande: a) Na o Rb; b) Na o Mg; c) Cl–1
o Cl.
11. De la siguiente lista: Si, Al, B, C. Cuál átomo tiene la afinidad electrónica más pequeña.
12. Cuál átomo tiene la energía de ionización más grande Si, Al, B, C.
13. Cuál de los siguientes elementos: O, Se, Ga, S, Si; es el más electronegativo.
14. De los siguientes elementos: P, Si, Cl y S. Cuál es el más activo químicamente.
15. Ordenar la familia VA: a) por la densidad descendente b) carácter metálico ascendente y
c) volumen atómico descendente.
16. Ordenar el segundo periodo por: a) Electronegatividad, ascendente y b) Radio atómico,
descendente.
17. Cuál de los siguientes átomos tiene mayor radio: Cu, Al+3
, P–3
, Na+1
.
18. Ordenar el grupo VIIA por: a) Radio Iónico, ascendente y b) Carácter Metálico,
descendente.
19. De los siguientes elementos, cuál es el de mayor actividad química: Fe, Li, Cl, S, Cs,
Cd, N, B.
20. Escribir la configuración electrónica para los siguientes iones: Ag+1
, Pb+2
, Cr+3
.

FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Enlaces Químicos
82
CAPITULO 4
ENLACES QUIMICOS
1. GENERALIDADES:
Se define como ENLACES QUIMICOS a todas y cada una de las formas y fuerzas que
mantienen unidos a los átomos de elementos entre sí para formar moléculas de compuestos
determinados.
En 1916 y los años siguientes, fueron propuestas varias ideas importantes y novedosas
acerca de las uniones químicas, propuestas por: Lewis, Langmuir y Kossel. Entre las ideas
propuestas estaban que:
a) Los electrones tienen un papel fundamental en el enlace químico.
b) En los compuestos iónicos hay una trasferencia de uno o más electrones de un átomo a
otro. El resultado es la formación de iones positivos y negativos.
c) En compuestos covalentes hay la participación mutua de pares electrónicos entre los
átomos enlazados.
d) Los átomos participan en la formación de enlaces hasta la adquisición de un grupo
estable de 8 electrones en sus capas externas, es decir un octeto.
2. VALENCIA:
Uno de los detalles muy importantes que se puede deducir de la tabla periódica es la
valencia más probable de un elemento.
VALENCIA, es la capacidad que tiene un elemento para formar enlaces químicos. Según la
teoría electrónica, es el número de electrones que acepta, cede o comparte un átomo o un
grupo atómico.
Los electrones del nivel de energía más externo, se conocen como ELECTRONES DE
VALENCIA de los que dependen principalmente las propiedades químicas del elemento.
11Na: 1s2
, 2s2
, 2p6
, 3s1 electrón de valencia
17Cl: 1s2
, 2s2
, 2p6
, 3s2
, 3p5  electrones de valencia
Al aceptar, ceder o compartir electrones un átomo, lo hace de tal manera que tiende a
quedar con la última capa de estructura análoga a la del GAS NOBLE más próximo
(REGLA DEL OCTETO: tener ocho electrones en el último nivel de energía).

83
3. NUMERO O ESTADO DE OXIDACION:
Es la carga eléctrica positiva o negativa que se le asigna a cada átomo de un elemento en un
compuesto determinado, y que corresponde al número de electrones cedidos (CARGA
POSITIVA) o aceptados (CARGA NEGATIVA).
Se utilizan las siguientes reglas para asignar estados de oxidación:
a) El número o estado de oxidación de un ELEMENTO en estado libre (sin combinarse) es
siempre cero.
b) El número de oxidación del OXIGENO, es –2; en los Peróxidos se considera que el
estado de oxidación es –1.
c) El número de oxidación del HIDROGENO, es +1; en los hidruros metálicos es –1.
d) La suma de los estados o números de oxidación de los átomos de todos los elementos de
un compuesto es cero.
e) El número de oxidación de ion monoatómico es igual a la carga real del ion.
Como conclusión se puede decir lo siguiente:
El NUMERO DE OXIDACION POSITIVO, para cualquier elemento es igual al número del
grupo en la tabla.
El NUMERO DE OXIDACION NEGATIVO de cualquier elemento puede obtenerse
restando del número del grupo, 8. Por ejemplo: Cl (Grupo VII), por lo tanto: 7 – 8 = –1
METALES: Números de oxidación positivos (ceden electrones).
NO METALES: Números de oxidación positivos y negativos (ceden y aceptan electrones).
A continuación se muestran los estados de oxidación de algunos elementos:

84
0
IA IIA
1
H
–1
+1
Número Atómico
Símbolo
Estados de Oxidación
IIIA IVA VA VIA VIIA
2
He
3
Li
+1
4
Be
+2
5
B
–3
+3
6
C
–4
+2
+4
7
N
–3
+1
+2
+3
+4
+5
8
O
–1
–2
9
F
–1
10
Ne
11
Na
+1
12
Mg
+2
IIIB IVB VB VIB VIIB VIII IB IIB
13
Al
+3
14
Si
–4
+4
15
P
–3
+3
+5
16
S
–2
+2
+4
+6
17
Cl
–1
+1
+3
+5
+7
18
Ar
19
K
+1
20
Ca
+2
21
Sc
+3
22
Ti
+4
23
V
+5
24
Cr
+2
+3
+6
25
Mn
+2
+3
+4
+6
+7
26
Fe
+2
+3
+6
27
Co
+2
+3
28
Ni
+2
+3
29
Cu
+1
+2
30
Zn
+2
31
Ga
+3
32
Ge
+4
33
As
–3
+3
+5
34
Se
–2
+4
+6
35
Br
–1
+1
+3
+5
+7
36
Kr
+2
+4
37
Rb
+1
38
Sr
+2
39
Y
+3
40
Zr
+4
41
Nb
+5
42
Mo
+6
43
Tc
+7
44
Ru
+8
45
Rh
+4
46
Pd
+4
47
Ag
+1
48
Cd
+2
49
In
+3
50
Sn
+2
+4
51
Sb
–3
+3
+5
52
Te
–2
+4
+6
53
I
–1
+1
+3
+5
+7
54
Xe
+2
+4
+6
55
Cs
+1
56
Ba
+2
57
La
+3
72
Hf
+4
73
Ta
+5
74
W
+6
75
Re
+7
76
Os
+8
77
Ir
+4
78
Pt
+2
+4
79
Au
+1
+3
80
Hg
+1
+2
81
Tl
+3
82
Pb
+2
+4
83
Bi
+3
+5
84
Po
+2
+4
+6
85
At
–1
+1
+7
86
Rn
87
Fr
+1
88
Ra
+2
89
Ac
+3
104
+4
105
+5
106
+6
107
+7

85
GRUPO IA: Li +1 GRUPO IB: Cu +1, +2
Na +1 Ag +1
K +1 Au +1, +3
Rb +1
Cs +1 GRUPO IIB: Zn +2
Fr +1 Cd +2
Hg +1, +2
GRUPO IIA: Be +2
Mg +2 GRUPO IIIB: Sc +3
Ca +2 Y +3
Sr +2 La +3
Ba +2 Ac +3
Ra +2
GRUPO IVB: Ti +4
GRUPO IIIA: B –3, +3 Zr +4
Al +3 Hf +4
Ga +3
In +3 GRUPO VB: V +5
Tl +3 Nb +5
Ta +5
GRUPO IVA: C –4, +2, +4
Si –4, +4 GRUPO VIB: Cr +2, +3, +6
Ge +4 Mo +2, +3, +4, +5, +6
Sn +2, +4 W +2, +3, +4, +5, +6
Pb +2, +4
GRUPO VIIB: Mn +2, +3, +4, +6, +7
GRUPO VA: N –3, +1 a +5 Tc +7
P –3, +3, +5 Re +7
As –3, +3, +5
Sb –3, +3, +5 GRUPO VIII: Fe +2, +3, +6
Bi +3, +5 Co +2, +3
Ni +2, +3
GRUPO VIA: O –2, –1
S –2, +2, +4, +6 Ru +8
Se –2, +4, +6 Rh +4
Te –2, +4, +6 Pd +4
Po +2, +4
Os +8
GRUPO VIIA: F –1 Ir +4
Cl –1, +1, +3, +5, +7 Pt +2, +4
Br –1, +1, +3, +5, +7
I –1, +1, +3, +5, +7
At –1, +7

86
4. ELECTRONEGATIVIDAD:
Se define como la tendencia o capacidad que tiene un átomo para atraer electrones de
valencia (electrones de enlace) hacia su estructura. La electronegatividad es mayor en
átomos pequeños que en átomos grandes. Los átomos cuyos orbitales están casi saturados
tienen electronegatividades altas.
En la siguiente tabla se muestran los valores de electronegatividad para la mayoría de
elementos químicos:
0
IA IIA
1
H
2,1
Número Atómico
Símbolo
Electronegatividad IIIA IVA VA VIA VIIA
2
He
3
Li
1,0
4
Be
1,5
5
B
2,0
6
C
2,5
7
N
3,0
8
O
3,5
9
F
4,0
10
Ne
11
Na
0,9
12
Mg
13
Al
1,5
14
Si
1,8
15
P
2,1
16
S
2,5
17
Cl
3,0
18
Ar
19
K
0,8
20
Ca
1,0
21
Sc
1,3
22
Ti
1,5
23
V
1,6
24
Cr
1,6
25
Mn
1,5
26
Fe
1,8
27
Co
1,8
28
Ni
1,8
29
Cu
1,9
30
Zn
1,6
31
Ga
1,6
32
Ge
1,8
33
As
2,0
34
Se
2,4
35
Br
2,8
36
Kr
37
Rb
0,8
38
Sr
1,0
39
Y
1,3
40
Zr
1,4
41
Nb
1,6
42
Mo
1,8
43
Tc
1,9
44
Ru
2,2
45
Rh
2,2
46
Pd
2,2
47
Ag
1,9
48
Cd
1,7
49
In
1,7
50
Sn
1,8
51
Sb
1,9
52
Te
2,1
53
I
2,5
54
Xe
55
Cs
0,7
56
Ba
0,9
57
La
1,1
72
Hf
1,3
73
Ta
1,5
74
W
1,7
75
Re
1,9
76
Os
2,2
77
Ir
2,2
78
Pt
2,2
79
Au
2,4
80
Hg
1,9
81
Tl
1,8
82
Pb
1,8
83
Bi
1,9
84
Po
2,0
85
At
2,2
86
Rn
87
Fr
0,7
88
Ra
0,9
89
Ac
1,1
104 105 106 107
58
Ce
1,1
59
Pr
1,1
60
Nd
1,2
61
Pm
62
Sm
1,2
63
Eu
64
Gd
1,1
65
Tb
1,2
66
Dy
67
Ho
1,2
68
Er
1,2
69
Tm
1,2
70
Yb
1,1
71
Lu
1,2
90
Th
1,3
91
Pa
1,5
92
U
1,7
93
Np
1,3
94
Pu
1,3
95
Am
1,3
96
Cm
97
Bk
98
Cf
99
Es
100
Fm
101
Md
102
No
103
Lw
Una de las aplicaciones de la electronegatividad es la predicción del posible tipo de enlace
químico entre dos átomos, el siguiente diagrama nos explica lo mencionado anteriormente:

87
5. CLASES DE ENLACES:
Se dividen en HETEROPOLAR (Iónico o Electrovalente) y HOMOPOLAR (Covalente) y
Metálico.
a) ENLACE IONICO:
Llamado también ELECTROVALENTE, es el que se lleva a cabo entre los elementos con
electronegatividades muy diferentes, existe una transferencia completa de uno o más
electrones de un átomo (menos electronegativo) a otro (más electronegativo), formándose
IONES.
Se efectúa generalmente entre un METAL (cede electrones) y un NO METAL (acepta
electrones). Existe enlace estrictamente iónico entre los metales de las familias I y II A; y
los no metales de los grupos VIA y VIIA.

88
Los compuestos con enlace iónico, presentan las siguientes propiedades:
- Son sólidos a temperatura ambiente.
- Presentan puntos de fusión y ebullición elevados por lo regular entre 1000 y 1500°C.
- Forman cristales de forma bien definida, transparentes, duros, frágiles.
- Son buenos conductores de la corriente eléctrica, en estado líquido o en solución acuosa
(se encuentran ionizados).
- Son solubles en solventes polares o iónicos (compuestos inorgánicos: H2O, HCl, H2SO4,
etc.).
- Sus reacciones son casi instantáneas.
En la siguiente tabla se muestra el carácter iónico porcentual de un enlace químico simple:
DIFERENCIA DE
ELECTRONEGAT.
PORCENT.
DIFERENCIA DE
ELECTRONEGAT.
PORCENT.
0,1
0,2
0,3
0,4
0,5
0,6
0,7
0,8
0,9
1,0
1,1
1,2
1,3
1,4
1,5
1,6
0,5
1
2
4
6
9
12
15
19
22
26
30
34
39
43
47
1,7
1,8
1,9
2,0
2,1
2,2
2,3
2,4
2,5
2,6
2,7
2,8
2,9
3,0
3,1
3,2
51
55
59
63
67
70
74
76
79
82
84
86
88
89
91
92
b) ENLACE COVALENTE:
Se origina por el compartimento de dos o más electrones entre átomos de
electronegatividades parecidas (COVALENTE ASIMETRICO) o iguales (SIMETRICO).
El enlace covalente se caracteriza por la formación de par de electrones; si se forma un par
(Enlace Simple, ), dos pares (Enlace Doble, =), tres pares (Enlace Triple, ), etc.
A continuación se muestran algunos ejemplos de estos enlaces:

89
Este enlace se presenta generalmente entre los elementos de la derecha de la tabla periódica,
es decir entre los NO METALES.
Los compuestos que se unen por enlace covalente, tienen las siguientes propiedades:
- Son sustancias gaseosas o líquidos volátiles.
- Presentan bajos puntos de ebullición y de fusión.
- En estado sólido, líquido y gaseoso no conducen la corriente eléctrica, es decir no son
electrolitos.
- Son solubles en compuestos covalentes.
- Reaccionan lentamente, porque los enlaces covalentes son difíciles de romper.
A continuación se muestra una comparación de algunas propiedades generales de un
compuesto iónico y un compuesto covalente:
PROPIEDAD NaCl CCl4
Aspecto
Punto de Fusión (°C)
Calor molar de fusión (kJ/mol)
Punto de ebullición (°C)
Calor molar de vaporización (kJ/mol)
Densidad (g/cm3
)
Solubilidad en agua
Conductividad eléctrica: Sólido
Líquido
Sólido blanco
801
30,2
1413
600
2,17
Alta
Pobre
Buena
Líquido incoloro
–23
2,5
76,5
30
1,59
Muy baja
Pobre
Pobre
c) ENLACE METALICO:
Como su nombre lo indica es el que se produce entre metales, en la formación de
moléculas, aleaciones, y amalgamas. Se considera un tipo especial de enlace covalente, en
el que cada átomo del metal con los átomos vecinos tratan de formar pares electrónicos,
produciéndose un conjunto de electrones móviles, formándose la llamada NUBE
ELECTRONICA.

90
La nube proporciona la fuerza necesaria para que los átomos se unan y el enlace se
mantenga estable, evitando la repulsión entre cargas positivas del metal. La nube
electrónica determina la principal característica de los metales, la CONDUCCION
ELECTRICA, además de las otras propiedades de los metales.
6. POLARIDAD DE LOS ENLACES:
a) Un enlace es estrictamente COVALENTE, cuando los dos átomos que forman el enlace
se benefician por igual del par de electrones. Es común este enlace en MOLECULAS
DIATOMICAS HOMONUCLEARES (ambos átomos son del mismo elemento), así:
H2, N2, O2, F2, Cl2, etc., estas moléculas presentan enlace NO POLAR.
b) Un enlace es estrictamente IONICO cuando uno de los átomos que forma el enlace se
apodera completamente de la pareja de electrones; como en NaCl, el Cl se apodera
completamente del par electrónico por su mayor afinidad de electrones y por
consiguiente la pareja esta más próxima él. El enlace es POLAR.
7. ESTRUCTURA DE LEWIS:
Es una forma de escribir los enlaces químicos y consiste en representar a los átomos de los
elementos con sus electrones de valencia, sin tomar en cuenta a los demás electrones. Para
representar a las ESTRUCTURAS DE LEWIS se sigue el siguiente procedimiento:
a) El primer paso es dibujar el esqueleto de la molécula, o sea determinar cuales átomos
están unidos entre sí. Esto facilita si tenemos en cuenta que las moléculas presentan
normalmente los arreglos más simétricos posibles.
Para el CO2: O C O
O
Para el H2SO4: H O S O H
O

91
Por otra parte, en compuestos que contengan Hidrógeno, Oxígeno y otros elementos,
éste se ubica como átomo central y a él van unidos los de Oxígeno quedando los
hidrógenos como átomos enlazados a los oxígenos.
b) Luego se determina el número de electrones de valencia de cada uno de los átomos
participantes y se halla el total de los mismos:
Para el CO2: C (Grupo VA): 1 x 4 = 4
O (Grupo VIA): 2 x 6 = 12
TOTAL = 16 e–
Para el PO4
–3
: P (Grupo VA): 1 x 4 = 4
O (Grupo VIA): 4 x 6 = 24
Electrones por carga ion = 3
TOTAL = 32 e–
c) Se distribuyen entonces los electrones en el esqueleto, siempre en pares, y asignando
primeramente un par en cada enlace.
Para el CO2: Esqueleto: O C O
Electrones de valencia: 16
Distribución inicial: O : C : O
d) Los electrones restantes (12 para el CO2) se colocan sobre los átomos unidos al átomo
central, procurando que estos completen sus octetos:
Para el CO2:
e) Por último, se chequea el átomo central. Si todavía quedan electrones, se asignan a
dicho átomo hasta completar su octeto. Si no sobran electrones, el octeto se logra
moviendo electrones no compartidos de los átomos vecinos, para formar enlaces dobles
o triples, según sea necesario

92
8. EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO:
A continuación se dan a conocer una serie de excepciones de moléculas que no cumplen
con la regla del octeto.
a) COMPUESTOS EN CUYAS MOLECULAS LOS ATOMOS CENTRALES TIENEN
MENOS DE 8 ELECTRONES:
Este grupo está compuesto por moléculas que contienen átomos centrales de los grupos
IIA y IIIA. Por ejemplo: BeCl2 (g), BF3(g) y AlCl3(g).
b) COMPUESTOS QUE TIENEN MOLECULAS CUYOS ATOMOS CENTRALES
TIENEN MAS DE OCHO ELECTRONES:
Este grupo comprende las moléculas cuyos átomos centrales pertenecen a los periodos
3, 4, 5, 6 o mayores que estos. Por ejemplo: PF5, SF6, XeF4, son típicos.
c) COMPUESTOS CON MOLECULAS QUE CONTIENEN UN NUMERO IMPAR DE
ELECTRONES:
Aunque las moléculas estables de esta clase son raras, existen algunas, como por
ejemplo: NO, con un total de 8 electrones de valencia; NO2 con un total de 17
electrones de valencia y ClO2 que tiene un total de 19 electrones de valencia.
EJERCICIOS RESUELTOS:
1) Cuando los elementos A y B se unen químicamente forman el compuesto iónico AB2,
adquiriendo los átomos de los elementos la configuración electrónica del Argón (Z=18).
Identificar a los elementos A y B, dando a conocer: Bloque, Grupo, Periodo, valencia,
Carácter Químico, Número Atómico y Símbolo de cada elemento. Además dar la
posible fórmula del compuesto.
Como el compuesto AB2, es iónico: A  metal: A+2
, pierde 2 electrones
B  no metal: B–1
, gana 1 electrón
Entonces: A – 2 = 18  A = 20
B + 1 = 18  B = 17
Por otro lado los átomos tendrán la siguiente configuración electrónica:

93
Ar (Z=18): 1s2
, 2s2
, 2p6
, 3s2
, 3p6
Si A pierde 2 electrones, tendrá la configuración 1s2
, 2s2
, 2p6
, 3s2
, 3p6
, 4s2
; siendo su
número atómico (Z) 20 y B que ha ganado 1 electrón tiene 1s2
, 2s2
, 2p6
, 3s2
, 3p5
como
configuración electrónica y su número atómico es 17.
Con estas consideraciones podemos identificar a los elementos:
ELEMENTO A B
B
G
P
V
CQ
EO
Z
S
s
IIA
4
2
Metal
+2
20
Ca
p
VIIA
3
7
No Metal
–1, +1, +3, +5, +7
17
Cl
La posible fórmula del compuesto es: CaCl2
2) Cuando los elementos X e Y se unen químicamente forman el compuesto covalente
XY2, adquiriendo los átomos de los elementos la configuración electrónica del Ar
(Z=18). Identificar a los elementos X e Y, dando a conocer: Bloque, Grupo, Periodo,
valencia, Carácter Químico, Número Atómico y Símbolo de cada elemento. Además dar
la posible fórmula del compuesto.
Como ahora el compuesto XY2 es covalente los elementos X e Y son no metales,
debiendo representar su fórmula electrónica:
En la estructura anterior podemos observar que los tres átomos cumplen con la Ley del
Octeto (8 electrones al final), de lo que podemos concluir que X tiene 6 electrones de
valencia e Y tiene 7 electrones de valencia, si la distribución electrónica del Argón
(Z=18) es 1s2
, 2s2
, 2p6
, 3s2
, 3p6
; tenemos:
X: 1s2
, 2s2
, 2p6
, 3s2
, 3p4
 Z = 16
Y: 1s2
, 2s2
, 2p6
, 3s2
, 3p5
 Z = 17

94
Con lo que podemos indentificar los elementos:
ELEMENTO X Y
B
G
P
V
CQ
EO
Z
S
p
VIA
3
6
No Metal
–2, +2, +4, +6
16
S
p
VIIA
3
7
No Metal
–1, +1, +3, +5, +7
17
Cl
La posible fórmula es: SCl2

FUNDAMENTOS DE QUMICA GENERAL Nomenclatura de Compuestos Inorgánicos
94
CAPITULO 5
NOMENCLATURA DE COMPUESTOS
INORGANICOS
1. GENERALIDADES:
NOMENCLATURA QUIMICA, es el conjunto de reglas lógicas, racionales y científicas
que se han establecido para designar nombres y escribir fórmulas de los cuerpos tomando
en cuenta la resolución de los Congresos Internacionales de Química.
En la escritura de los diferentes compuestos se deben tomar en cuenta los siguientes
aspectos:
 SUBINDICE, nos indica el número de veces que el átomo o grupo atómico se repite en
la estructura molecular. Los subíndices se escriben en la parte inferior derecha del
átomo o grupo atómico:
H2SO4: 2 átomos de H
1 átomo de S
4 átomos de O
H3PO4: 3 átomos de H
1 átomo de P
4 átomos de O
Ca (OH)2: 1 átomo de Ca
2 átomos de H
2 átomos de O
 COEFICIENTE, es el número que se coloca antes de una fórmula molecular y afecta a
todos los átomos:
3 H2SO4: 6 átomos de H
3 átomos de S
12 átomos de O
10 H2O: 20 átomos de H
10 átomos de O
3 Ca(OH)2: 3 átomos de Ca
6 átomos de H
6 átomos de O

95
 PARENTESIS, se usa para encerrar un grupo de átomos o un radical que se repite en la
estructura molecular:
Fe(OH)3: 1 átomo de Fe
3 átomos de O
3 átomos de H
Cu(NO3)2: 1 átomo de Cu
2 átomos de N
6 átomos de O
2. COMPUESTOS BINARIOS:
Se encuentran formados por átomos de dos elementos distintos en su molécula. Los
compuestos binarios son:
a) HIDRUROS O HIDRUROS METALICOS:
Resultan de combinar cualquier Metal con el Hidrógeno, tomando en cuenta el estado de
oxidación positivo del Metal y el –1 del Hidrógeno:
METAL + HIDROGENO  HIDRUROS METALICOS
M+X
+ H–1
 MHX
NOMENCLATURA:
HIDRURO DE, y Iuego el nombre del Metal, cuando este tiene un estado de oxidación.
Cuando el Metal presenta dos estados de oxidación, el nombre del metal termina en OSO e
ICO para el de menor y mayor estado de oxidación respectivamente.
A continuación se muestran algunos ejemplos:
NaH Hidruro de Sodio FeH2 Hidruro Ferroso
CaH2 Hidruro de Calcio FeH3 Hidruro Férrico
AlH3 Hidruro de Aluminio PbH2 Hidruro Plumboso
CdH2 Hidruro de Cadmio PbH4 Hidruro Plúmbico
AgH Hidruro de Plata CuH Hidruro Cuproso
BiH3 Hidruro de Bismuto CuH2 Hidruro Cúprico
ScH3 Hidruro de Escandio MnH2 Hidruro Manganoso
TiH2 Hidruro de Titanio MnH3 Hidruro Mangánico

96
b) COMPUESTOS ESPECIALES:
Se forman por la combinación de los No Metales (III, IV y VA) con el Hidrógeno. El estado
de oxidación del No Metal es negativo y +1 el del Hidrógeno:
NO METAL + HIDROGENO  COMPUESTOS ESPECIALES
m–X
+ H+1
 mHX
NOMENCLATURA
Reciben estos compuestos NOMBRES ESPECIALES:
BH3 Borano
CH4 Metano
SiH4 Silano
NH3 Amoníaco
PH3 Fosfamina o Fosfina
AsH3 Arsenamina o Arsina
SbH3 Estibamina o Estibina
Su importancia radica en que a partir de ellos pueden formarse RADICALES de carga +1,
como los siguientes:
NH4
+1
Radical Amonio
PH4
+1
Radical Fosfonio
AsH4
+1
Radical Arsonio
SbH4
+1
Radical Estibonio
c) HIDRUROS NO METALICOS O ACIDOS HIDRACIDOS:
Resultan de la combinación de un No Metal (VI y VIIA) con el Hidrógeno, excepto el
Oxígeno, intercambiando estados de oxidación. El Hidrógeno actúa con +1.
HIDROGENO + NO METAL  ACIDOS HIDRACIDOS
H+1
+ m–X
 HXm
NOMENCLATURA:
 Cuando se encuentran en estado líquido o en solución, se utiliza la palabra ACIDO, y
luego el del NO METAL terminado en HIDRICO.
 Cuando son gases, el NO METAL terminado en URO y luego DE HIDROGENO.

97
Compuestos de este tipo son:
HF Acido Fluorhídrico Fluoruro de Hidrógeno
HCl Acido Clorhídrico Cloruro de Hidrógeno
HBr Acido Bromhídrico Bromuro de Hidrógeno
HI Acido Iodhídrico Ioduro de Hidrógeno
H2S Acido Sulfhídrico Sulfuro de Hidrógeno
H2Se Acido Selenhídrico Seleniuro de Hidrógeno
H2Te Acido Telurhídrico Telururo de Hidrógeno
d) SALES HALOGENAS NEUTRAS (SALES):
Se las conoce como SALES BINARIAS se obtienen principalmente combinando un Metal
con un No Metal. En donde el metal actúa con estado de oxidación positivo y el no metal
con estado de oxidación negativo.
METAL + NO METAL  SALES HALOGENAS NEUTRAS
M+X
+ m–Y
 MYmX
NOMENCLATURA:
 Cuando el Metal tiene un estado de oxidación, el no metal terminado en URO, luego de
y el nombre del metal.
 Cuando tiene dos estados de oxidación, el nombre del no metal terminado en URO y
luego el nombre del metal terminado en OSO e ICO para el menor y mayor estado de
oxidación respectivamente.
A continuación se presentan algunos ejemplos de estos compuestos:
NaCl Cloruro de Sodio FeCl2 Cloruro Ferroso
Al2S3 Sulfuro de Aluminio FeCl3 Cloruro Férrico
CaF2 Fluoruro de Calcio MnS Sulfuro Manganoso
CdBr2 Bromuro de Cadmio Mn2S3 Sulfuro Mangánico
BiI3 Ioduro de Bismuto Au2Te Telururo Auroso
Zn3B2 Boruro de Zinc Au2Te3Telururo Aúrico
e) TIPO SAL (SALOIDE):
Compuestos que resultan de unión de dos No Metales, intercambiando estados de
oxidación. Se coloca primero el elemento menos electronegativo y luego el más
electronegativo.

98
NO METAL + NO METAL  SALOIDES
m+X
+ m–Y
 mY mX
Las electronegatividades en los NO METALES varían de la siguiente manera en forma
descendente:
F, O, Cl, N, Br, I, S, C, As, Se, Te, H, P, B, Sb, Si
NOMENCLATURA:
 El nombre del No Metal más electronegativo terminado en URO, y luego el nombre del
No Metal menos electronegativo terminado en ICO.
 Cuando el no metal menos electronegativo tiene dos estados de oxidación, éste termina
en OSO e ICO.
 Cuando tiene más de dos estados de oxidación:
HIPO _____ OSO
__________ OSO
__________ ICO
PER ______ ICO
A continuación se muestran algunos ejemplos de este tipo:
BF3 Fluoruro Bórico
As2S3 Sulfuro Arsenioso
As2S5 Sulfuro Arsénico
BrCl Cloruro Hipobromoso
BrCl3 Cloruro Bromoso
BrCl5 Cloruro Brómico
BrCl7 Cloruro Perbrómico
f) OXIDOS:
Son compuestos que resultan de la combinación de un Metal o un No Metal con el
OXIGENO, en donde el oxígeno actúa con estado de oxidación –2. Pueden ser:
ELEMENTO + OXIGENO  OXIDO
1) BASICOS:

99
Se forman de la combinación de un Metal con el Oxígeno. El Metal actúa con estado de
oxidación positivo y –2 del Oxígeno.
METAL + OXIGENO  OXIDO BASICO
M+X
+ O–2
 M2OX
NOMENCLATURA:
 OXIDO DE y luego el nombre del Metal, cuando este tiene un estado de oxidación.
 OXIDO, y luego el Metal terminado en OSO e ICO para dos estados de oxidación.
A continuación se muestran algunos ejemplos de este tipo de compuestos:
Na2O Oxido de Sodio FeO Oxido Ferroso
CaO Oxido de Calcio Fe2O3 Oxido Férrico
Al2O3 Oxido de Aluminio PbO Oxido Plumboso
CdO Oxido de Cadmio PbO2 Oxido Plúmbico
Bi2O3 Oxido de Bismuto MnO Oxido Manganoso
ZnO Oxido de Zinc Mn2O3 Oxido Mangánico
2) ACIDOS (ANHIDRIDOS):
Son compuestos que resultan de la combinación de un No Metal con el Oxígeno, tomando
en cuenta el estado de oxidación positivo del No metal y –2 del Oxígeno.
NO METAL + OXIGENO  OXIDO ACIDO
m+X
+ O–2
 m2OX
NOMENCLATURA:
 ANHIDRIDO y luego el nombre del no metal terminado en ICO cuando este tiene un
solo estado de oxidación.
 Cuando tiene dos estados de oxidación su nombre termina en OSO e ICO.
 Cuando presenta más estados de oxidación (4) se realiza de la siguiente manera:
HIPO _____ OSO
__________ OSO
__________ ICO
PER ______ ICO

100
Los siguientes son ejemplos de compuestos de este tipo:
B2O3 Anhídrido Bórico
CO2 Anhídrido Carbónico
As2O3 Anhídrido Arsenioso
As2O5 Anhídrido Arsénico
SO2 Anhídrido Sulfuroso
SO3 Anhídrido Sulfúrico
Cl2O Anhídrido Hipocloroso
Cl2O3 Anhídrido Cloroso
Cl2O5 Anhídrido Clórico
Cl2O7 Anhídrido Perclórico
3) PEROXIDOS:
Se considera que el estado de oxidación del Oxígeno es –1. Son óxidos de ciertos metales
que asocian a su molécula un átomo de oxígeno adicional. Se presentan en los siguientes
elementos: H, elementos del grupo IA, Be, Mg, Ca, Cu, Zn.
OXIDO BASICO + OXIGENO  PEROXIDO
M2OX + O  M2OX+1
NOMENCLATURA:
 PEROXIDO DE, y el nombre del metal.
 PEROXIDO, y el nombre del metal terminado en OSO e ICO cuando tiene dos estados
de oxidación.
Ejemplos de estos compuestos se muestran a continuación:
Na2O2 Peróxido de Sodio
BeO2 Peróxido de Berilio
CaO2 Peróxido de Calcio
H2O2 Peróxido de Hidrógeno
Cu2O2 Peróxido Cuproso
CuO2 Peróxido Cúprico
H2O2 Peróxido de Hidrógeno
4) OXIDOS SALINOS O MIXTOS:
Compuestos que resultan al sumar dos óxidos de un mismo metal. Esto es, los óxidos de
metales con dos estados de oxidación.

101
OXIDO BASICO 1 + OXIDO BASICO 2  OXIDO SALINO
Estos compuestos responden a la siguiente fórmula: M3O4
NOMENCLATURA:
OXIDO SALINO DE, y luego el nombre del METAL.
Compuestos de este tipo se muestran a continuación:
Fe3O4 Oxido Salino de Hierro
Mn3O4 Oxido Salino de Manganeso
Cu3O4 Oxido Salino de Cobre
Pb3O4 Oxido Salino de Plomo
Sn3O4 Oxido Salino de Estaño
Ni3O4 Oxido Salino de Niquel
3. COMPUESTOS TERNARIOS:
Son compuestos que presentan en sus moléculas átomos de tres elementos distintos. Estos
son:
a) HIDROXIDOS:
Son compuestos oxigenados e hidrogenados. Se obtienen debido a la unión de un Metal y el
Grupo Hidróxido (OH):
METAL + GRUPO (OH)  HIDROXIDO
M+X
+ (OH)–1
 M(OH)X
Se obtienen también combinando un OXIDO BASICO (Oxido Metálico) con el AGUA, y
aumentando tantas moléculas de agua como oxígenos tenga el óxido:
OXIDO BASICO + AGUA  HIDROXIDO
M2OX + XH2O  M(OH)X
NOMENCLATURA:
 HIDROXIDO DE, y luego el nombre del metal cuando tiene un solo estado de
oxidación.

102
 HIDROXIDO, y el metal terminado en OSO e ICO cuando presenta dos estados de
oxidación.
Los siguientes compuestos son ejemplos de este tipo:
Na(OH) Hidróxido de Sodio Mn(OH)2 Hidróxido Manganoso
Ca(OH)2 Hidróxido de Calcio Mn(OH)3 Hidróxido Mangánico
Al(OH)3 Hidróxido de Aluminio Cu(OH) Hidróxido Cuproso
Zn(OH)2 Hidróxido de Zinc Cu(OH)2 Hidróxido Cúprico
Bi(OH)3 Hidróxido de Bismuto Hg(OH) Hidróxido Mercurioso
K(OH) Hidróxido de Potasio Hg(OH)2 Hidróxido Mercúrico
b) OXACIDOS U OXOACIDOS:
Estos compuestos resultan de la unión de un Oxido Acido (Anhídrido) con el Agua:
OXIDO ACIDO + AGUA  OXACIDO
Son de tres clases: ORTO, META y PIRO
ORTO:
Se obtienen de la siguiente manera:
 Escribir los símbolos del Hidrógeno, No Metal y Oxígeno.
 El número de HIDROGENOS, es igual al estado de oxidación negativo del No Metal.
 El número de OXIGENOS, es igual a la suma del número de hidrógenos con el estado
de oxidación positivo del no metal y dividido para 2.
NOMENCLATURA:
 ACIDO ORTO y luego el nombre del no metal terminado en ICO, si éste tiene un solo
estado de oxidación.
 Cuando el no metal tiene dos estados de oxidación su nombre termina en OSO e ICO.
 Si tiene más de dos, tenemos:
HIPO _____ OSO
__________ OSO
__________ ICO
PER ______ ICO
A continuación se muestran algunos compuestos de este tipo:

103
H3BO3 Acido Bórico
H2SO3 Acido Sulfuroso
H2SO4 Acido Sulfúrico
H3PO3 Acido Fosforoso
H3PO4 Acido Fosfórico
HClO Acido Hipocloroso
HClO2 Acido Cloroso
HClO3 Acido Clórico
HClO4 Acido Perclórico
H4SiO4 Acido Ortosilísico
H4CO4 Acido Ortocarbónico
META:
Se obtiene quitándole al ácido ORTO, 2 Hidrógenos y 1 Oxígeno, esta regla se cumple
únicamente con las familias III, IV y VA.
NOMENCLATURA:
 ACIDO META, y luego el no metal terminado en ICO, cuando tiene un solo estado de
oxidación.
 Cuando posee dos estados de oxidación, el nombre del no metal termina en OSO o ICO.
Los siguientes son ácidos de este tipo:
HBO2 Acido Metabórico
H2SiO3 Acido Silísico
H2CO3 Acido Carbónico
HAsO2 Acido Metarsenioso
HAsO3 Acido Metarsénico
HSbO2 Acido Metantimonioso
HSbO3 Acido Metantimónico
PIRO:
Se obtienen duplicando el ácido ORTO y quitándole 2 Hidrógenos y 1 Oxígeno. Se
obtienen también añadiéndole al Acido ORTO su anhídrido respectivo. Para el B, grupos IV
y V se forman sumando el orto y la meta.
NOMENCLATURA:
 ACIDO PIRO, el nombre del no metal terminado en ICO.
 Cuando el no metal tiene 2 estados de oxidación, su nombre termina en OSO e ICO.

104
Los siguientes son ácidos de este tipo:
H4B2O5 Acido Pirobórico
H2S2O5 Acido Pirosulfuroso
H2S2O7 Acido Pirosulfúrico
H4As2O5 Acido Piroarsenioso
H4As2O7 Acido Piroarsénico
c) OXACIDOS DE METALES:
Algunos metales al actuar con números o estados de oxidación altos como +4, +5, +6, +7 y
a veces +3 forman oxácidos:
H2CrO4 Acido Crómico
H2Cr2O7 Acido Dicrómico
H2MnO4 Acido Mangánico
HMnO4 Acido Permangánico
HBiO3 Acido Metabismútico
H3VO4 Acido Ortovanadico
H3AlO3 Acido Alumínico
HAlO2 Acido Metalumínico
H2WO4 Acido Túngstico
d) OXOSALES U OXISALES NEUTRAS:
Proceden de la neutralización total de un Oxácido con un Hidróxido o Base. Todos los
Hidrógenos del Oxácido son reemplazados por metales o radicales.
OXACIDO + HIDROXIDO  OXISAL NEUTRA
NOMENCLATURA:
Para dar el nombre se debe ver de qué ácido provienen, cambiando la terminación del
Acido de la siguiente manera:
ACIDO OXISAL
Oso
Ico
ito
ato

105
Al2(SO4)3 Sulfato de Aluminio
NaNO3 Nitrato de Sodio
Ca(ClO)2 Hipoclorito de Calcio
Cd(BO2)2 Metaborato de Cadmio
K2Cr2O7 Dicromato de Potasio
KMnO4 Permanganato de potasio
NaBiO3 Metabismutato de Sodio
Cu4As2O5 Piroarsenito Cuproso
FeS2O7 Pirosulfato Ferroso
e) SULFO, SELENI Y TELURI SALES NEUTRAS:
Son compuestos que resultan al sustituir los Oxígenos de una Oxosal (Oxisal Neutra) por
Azufre, Selenio y Teluro respectivamente:
OXOSAL + AZUFRE  SULFOSAL
+ SELENIO  SELENISAL
+ TELURO  TELURISAL
NOMENCLATURA:
Se antepone el nombre de la Oxisal, los prefijos SULFO, SELENI, y TELURI; si se
reemplaza por Azufre, Selenio y Teluro respectivamente.
Compuestos de este tipo son los siguientes:
CaCS3 Sulfocarbonato de Calcio
CaCSe3 Selenicarbonato de Calcio
CaCTe3 Teluricarbonato de Calcio
KClS3 Sulfoclorato de Potasio
Ca(NS3)2 Sulfonitrato de Calcio
4. COMPUESTOS CUATERNARIOS:
Se trata de compuestos que tienen átomos de cuatro elementos distintos en su molécula y
comprenden los siguientes compuestos:
a) OXISALES ACIDAS:
Son compuestos que se obtienen de la sustitución parcial de los Hidrógenos de un Oxácido
por un metal:
OXACIDO + METAL  OXISAL ACIDA

106
También se obtiene haciendo reaccionar un oxácido con un hidróxido:
OXACIDO + HIDROXIDO  OXISAL ACIDA
NOMENCLATURA:
 Se nombran cambiando la terminación OSO por ITO, e ICO por ATO del radical ácido,
luego la palabra ACIDO y a continuación el nombre del metal.
 Cuando el metal tiene dos estados de oxidación, su nombre termina en OSO y en ICO.
Los siguientes son compuestos de este tipo:
KHSO4 Sulfato Acido de Potasio
Ba(H2PO3)2 Fosfito Diácido de Bario
CaHAsO4 Arsenato Acido de Calcio
Al2(H2As2O5)3 Piroarsenito Diácido de Aluminio
Fe(H2BO3)3 Borato Diácido Férrico
b) OXISALES BASICAS:
Compuestos que resultan de la neutralización parcial de los grupos OH de una base
polihidroxilada con los hidrógenos de un ácido oxácido o un hidrácido:
BASE o HIDROXIDO + OXACIDO o HIDRACIDO  OXISAL BASICA
Se pueden obtener también por sustitución parcial de los grupos OH de una base
polihidroxilada por el radical ácido de un oxácido.
NOMENCLATURA:
 Se nombran cambiando la terminación OSO por ITO, ICO por ATO del oxácido, la
terminación HIDRICO del hidrácido por URO; luego la palabra BASICO y a
continuación el nombre del metal.
 Cuando el metal tiene dos estados de oxidación su nombre termina en OSO e ICO.
Ca(OH)ClO4 Perclorato Básico de Calcio
Al(OH)SO4 Sulfato Básico de Aluminio
Mg(OH)Cl Cloruro Básico de Magnesio
Al(OH)S Sulfuro Básico de Aluminio

107
Zn2(OH)2SO4 Sulfato Dibásico de Zinc
Pb(OH)3NO3 Nitrato Tribásico Plúmbico
c) OXISALES DOBLES:
Estos compuestos resultan de la sustitución total de los hidrógenos de un oxácido por dos
métales provenientes de dos hidróxidos diferentes, son del tipo oxisales neutras:
OXACIDO + 2 HIDROXIDOS  OXISAL DOBLE + AGUA
Se obtienen también de dos OXISALES NEUTRAS, que tengan el mismo radical ácido
pero distinto metal:
OXISAL NEUTRA 1 + OXISAL NEUTRA 2  OXISAL DOBLE
NOMENCLATURA:
Se nombran cambiando: OSO por ITO, e ICO por ATO del radical ácido, a continuación la
palabra doble y luego el nombre de los metales (primero el más activo químicamente).
Los compuestos siguientes son ejemplos de este grupo:
KNaSO4 Sulfato Doble de Sodio y Potasio
LiNaCO3 Carbonato Doble de Litio y Sodio
MgNa(NO3)3 Nitrato Doble de Sodio y Magnesio
KBa(ClO3)3 Clorato Doble de Potasio y Bario
d) OXISALES MIXTAS:
Compuestos que resultan de la neutralización total de los grupos OH de una base por los
hidrógenos de dos ácidos (hidrácidos u oxácidos):
HIDROXIDO + 2 ACIDOS  OXISAL MIXTA + AGUA
Se puede obtener también de dos OXISALES NEUTRAS, que tengan el mismo metal, pero
distintos radicales ácidos:
OXISAL NEUTRA 1 + OXISAL NEUTRA 2  OXISAL MIXTA

108
NOMENCLATURA:
 Cuando los ácidos son de la misma familia, se nombra primero el radical ácido del
elemento más electronegativo, cambiando el término OSO por ITO, e ICO por ATO, y
luego el nombre del metal.
 Cuando los ácidos son: un HIDRACIDO y un OXACIDO, primero se nombra el
hidrácido (cambiando HIDRICO por URO) y luego el oxácido (cambiando OSO por
ITO, e ICO por ATO), a continuación el nombre del metal. Cuando el metal tiene dos
estados de oxidación, su nombre termina en OSO e ICO.
Los compuestos que a continuación se muestran son ejemplos de este tipo:
CaClBrO4 Cloruro Perbromato de Calcio
Cd2(NO3)CO3 Nitrato Carbonato de Cadmio
BiNO3SO4 Nitrato Sulfato de Bismuto
AlCl2NO3 Cloruro Nitrato de Aluminio
TaSO4PO3 Sulfato Fosfito de Tántalo
Po2Te2As2O7 Telururo Piroarsenito de Polonio
EJERCICIOS PROPUESTOS:
Todos los ejercicios de este capítulo de dictarán en clase.

FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estado Gaseoso
109
CAPITULO 6
ESTADO GASEOSO
1. GENERALIDADES:
Los ESTADOS FISICOS de la materia son las diferentes formas de presentarse la misma
ya sea homogénea o heterogénea. Estos estados son: sólido, líquido, gaseoso. A
continuación se muestran estos estados y sus cambios:
Estos estados físicos aparecen por la interacción de la FUERZA DE ATRACCION DE
MASAS (Fuerza de Cohesión) y la FUERZA CINETICO-MOLECULAR (Fuerza de
Repulsión).
A continuación se muestran algunas de las propiedades de cada uno de los estados físicos:
SÓLIDO:
- La fuerza de atracción molecular es mayor que la cinético-molecular.
- La materia tiene forma determinada.
- El volumen es determinado.
- Las moléculas son grandes.
- Los espacios intermoleculares son pequeños.
- Los coeficientes de compresión son muy pequeños.
LIQUIDO:
- Las fuerzas de atracción molecular son aproximadamente iguales a las cinético
moleculares.
- Poseen espacios intermoleculares pequeños.
- Poseen volumen determinado.

110
- Adopta la forman del recipiente que los contiene.
- Son incompresibles.
- Fluyen lentamente.
GASEOSO:
- Las fuerzas de atracción molecular son menores que las cinético-molecular.
- Las moléculas son extremadamente pequeñas.
- Los espacios intermoleculares son grandes.
- No tienen forma.
- Su volumen es indeterminado, tratan de ocupar el mayor espacio posible.
- Se difunden fácilmente.
- Son compresibles.
- Se les considera también como fluidos.
2. ESTADO GASEOSO:
a) PROPIEDADES:
Posee las siguientes propiedades:
- Un gas se compone de un número extremadamente grande de partículas llamadas
moléculas, en un estado de movimiento constante, caótico y totalmente al azar.
- En condiciones ordinarias las moléculas están muy separadas unas de otras.
- El choque de las moléculas entre sí y contra las paredes del recipiente se considera
perfectamente elástico, de modo que después de cada choque se vuelven con la misma
energía cinética que tenían antes y por ello nunca están en reposo.
- El choque de las moléculas contra las paredes del recipiente en el que están contenidas,
da lugar a la PRESION DEL GAS.
- Por las dimensiones de las moléculas extremadamente pequeñas y despreciables con
respecto a las distancias que las separa, no se manifiesta entre ellas interacciones de
atracción y repulsión.
- La ENERGIA CINETICA MEDIA de las moléculas es directamente proporcional a la
temperatura del gas.
b) FACTORES QUE DETERMINAN EL COMPORTAMIENTO DE UN GAS:
Como factores que determinan el comportamiento de los gases podemos citar a los
siguientes:

111
- Presión
- Temperatura
- Volumen
- Cantidad del gas (Número de moles)
1) PRESION:
Se define como la fuerza que actúa por unidad de área:
Area
Fuerza
esión
Pr 
La unidad internacional de la presión es el PASCAL, que se definen como la presión
ejercida por una fuerza de un Newton sobre un área de un metro cuadrado.
Algunas equivalencias de presión son las siguientes:
1 atmósfera = 760 mmHg
= 760 Torr
= 14,7 psi
= 1,01325x105
Pa
= 1033 g/cm2
= 1,013x106
Dinas/cm2
= 1,013 bares
2) VOLUMEN:
Es el espacio que ocupa un cuerpo. La unidad internacional del volumen es el metro cúbico
(m3
).
Para expresar volúmenes se utiliza el centímetro cúbico, litro, mililitro, pie cúbico, etc.
1 litro = 1000 ml = 1000 cm3
= 1 dm3
1 galón US = 3,785 litros
1 pie cúbico = 25,32 litros
1 metro cúbico = 999,973 litros (1000 litros)
3) TEMPERATURA:
Es una medida de la Energía Cinética promedio de las moléculas de un cuerpo dado,
también se define como la medida de la intensidad de calor que tiene un cuerpo.
Para expresar los grados de temperatura existen las siguientes escalas:

112
 ESCALA CENTIGRADA O CELCIUS:
La unidad es el GRADO CENTIGRADO (°C). En esta escala se registran dos
temperaturas extremas:
0°C = Punto de congelación del agua
100 °C = Punto de ebullición del agua
Entre estos dos puntos la escala se divide en 100 partes iguales, cada una constituye un
grado centígrado.
 ESCALA FAHRENHEIT:
La unidad es el GRADO FAHRENHEIT (°F), usada en los países ingleses.
También esta escala utiliza dos puntos extremos:
32°F = Punto de congelación del agua
212°F = Punto de ebullición del agua
Existen entre estos dos puntos 180 partes, a casa una de ellas se considera como un
grado Fahrenheit.
La relación matemática entre los grados Centígrados y Fahrenheit, se obtiene de la
siguiente manera:
De la comparación anterior, podemos establecer que:
180
32
F
100
C 




113
De donde podemos obtener:
9
32
F
5
C 



 )
32
F
(
9
5
C 



 ESCALA KELVIN:
La unidad es el GRADO KELVIN (°K). Es la unidad internacional de temperatura,
mide las llamadas TEMPERATURAS ABSOLUTAS. Parte del CERO ABSOLUTO,
valor considerado como la temperatura más baja. En la escala centígrada el cero
absoluto corresponde a –273,16 °C.
16
,
273
C
K 



Otra temperatura es el GRADO RANKINE, definido de la siguiente manera.
460
F
R 



4) CANTIDAD DEL GAS:
Se expresa en moles (n) y es un factor determinante para el comportamiento de los
gases. Al analizar la LEY DE AVOGADRO, veremos la importancia que tiene la
cantidad del gas.
c) LEYES DE LOS GASES:
El comportamiento de gas se estudia sobre la base de un conjunto de leyes que relacionan la
cantidad de un gas (número de moles, n), el volumen, la presión y la temperatura.
Cuando un gas cumple exactamente con los postulados de estas leyes se dice que es un
GAS IDEAL.
1) LEY DE BOYLE:
Esta ley establece que: “A TEMPERATURA CONSTANTE, EL VOLUMEN DE UNA
DETERMINADA MASA DE GAS ES INVERSAMENTE PROPORCIONAL A LA
PRESIÓN”.
P
1
V
)
tes
tan
cons
,
T
y
n
( 

P
k
V 

114
k
V
P 

Si consideramos dos condiciones diferentes que pueden denominarse inicial y final para el
mismo gas:
)
te
tan
Cons
,
T
(
k
V
P
V
P 2
2
1
1 



La variación de la Presión en función del Volumen, para un gas podemos analizarla en la
siguiente gráfica:
2) LEY DE CHARLES:
La ley dice: “A PRESIÓN CONSTANTE, EL VOLUMEN DE UNA DETERMINADA
MASA GASEOSA ES DIRECTAMENTE PROPORCIONAL A LA TEMPERATURA”.
T
V
)
tes
tan
cons
,
P
y
n
( 

T
k
V 
k
T
V

Para dos estados:
k
T
V
T
V
2
2
1
1



115
El gráfico de la variación del volumen con la temperatura se muestra a continuación:
3) LEY DE GAY-LUSSAC:
Esta ley nos dice que: “A VOLUMEN CONSTANTE, LA PRESIÓN DE UNA
DETERMINADA MASA GASEOSA ES DIRECTAMENTE PROPORCIONAL A LA
TEMPERATURA”.
T
P
)
tes
tan
cons
,
V
y
n
( 

T
k
P 
k
T
P

Para estados iniciales y finales:
k
T
P
T
P
2
2
1
1


La variación de la Presión y la Temperatura, se muestra a continuación:

116
Estas tres leyes pueden relacionarse a través del siguiente diagrama:
4) LEY COMBINADA DE LOS GASES:
Una combinación de las leyes anteriores nos da una relación simultánea entre V, P y T.
1
2
2
1
2
2
1
1
P
V
P
V
V
P
V
P
)
cte
,
T
y
n
(







1
2
1
2
2
2
1
1
T
T
V
V
T
V
T
V
)
cte
,
P
y
n
(





Cuando T y P son constantes: V1 = V2

117
Por lo tanto:
1
2
1
1
2
2
T
T
V
P
V
P 


De donde:
)
te
tan
cons
,
n
(
k
T
V
P
T
V
P
T
V
P
2
2
2
1
1
1






Ecuación que nos establece que: “EL VOLUMEN DE UNA DETERMINADA MASA DE
GAS, VARIA DIRECTAMENTE CON LA TEMPERATURA E INVERSAMENTE CON
LA PRESIÓN”.
5) LEY DE AVOGADRO:
Para Avogadro, esta ley manifiesta que: “SI LA PRESIÓN Y LA TEMPERATURA
PERMANECEN CONSTANTES, EL VOLUMEN DE UN GAS VARIA
DIRECTAMENTE CON EL NUMERO DE MOLES”.
n
V
)
tes
tan
Cons
,
T
y
P
( 

n
k
V 
k
n
V

Para dos situaciones del mismo gas, podemos escribir la siguiente ecuación:
k
n
V
n
V
2
2
1
1


6) ECUACION GENERAL DE UN GAS (ECUACION DE ESTADO):
Si en la ecuación que define la ley Combinada de los gases:
k
T
V
P


Introducimos condiciones normales (CN, SPT, TPS) de Presión, Volumen y Temperatura;
tenemos: P = 1 atmósfera; V = 22,4 litros/mol y T = 0°C = 273,16 °K. Reemplazando estos
datos, tenemos:

118
mol
K
litros
atm
08205
,
0
K
16
,
273
)
mol
/
litro
4
,
22
)(
atm
1
(
T
V
P





En donde el valor
mol
K
litros
atm
08205
,
0

, es conocido como la CONSTANTE UNIVERSAL
DE LOS GASES y se representa por R.
Por lo tanto, la ecuación de estado para un mol es:
R
T
V
P


Para n moles de la masa gaseosa:
R
n
T
V
P



T
R
n
V
P 



Si el número de moles n, es igual a la masa del gas (m) para el peso molecular (M),
tenemos:
M
m
n 
La ecuación de estado se escribe así:
T
R
M
m
V
P 



Si la densidad (d), es:
V
m
d 
Tenemos:
T
R
M
P
d
T
R
d
M
P
T
R
V
m
M
P












119
7) LEY DE DALTON:
Conocida como LEY DE LAS PRESIONES PARCIALES. Estudia el comportamiento de
los gases cuando forman una MEZCLA.
Establece que: “EN UN VOLUMEN DEFINIDO, LA PRESIÓN TOTAL DE UNA
MEZCLA GASEOSA ES IGUAL A LA SUMA DE LAS PRESIONES PARCIALES DE
LOS GASES QUE LA COMPONEN”.
i
i
c
b
a
T p
p
p
p
p
P 










La PRESION PARCIAL, de un componente de la mezcla gaseosa, es la presión que
ejercería el gas si ocupase solo el recipiente (volumen) en las mismas condiciones de la
mezcla.
Cuando se mezclan PESOS o MASAS de cada gas, el número total de los moles (nT) es
igual a la suma de los números de moles de cada componente:
i
i
c
b
a
T n
n
n
n
n
n 









En donde n es el número de moles y se determina mediante la relación entre peso o masa
(g) del gas y su peso molecular (PM):
i
i
i
PM
g
n 
La FRACCION MOLAR (x) de un compuesto se obtiene mediante la relación entre el
número de los moles de cada gas y el número total de moles de los componentes de la
mezcla gaseosa:
T
i
i
n
n
x 
La Presión Parcial de un gas de una mezcla a temperatura constante, se define de la
siguiente manera:
T
i
i P
x
p 

Donde: xi = Fracción molar
PT = Presión Total
Cuando se mezclan VOLUMENES de cada gas a Presión y Temperatura constantes (LEY
DE AMAGAT), se puede determinar el volumen total de la siguiente manera:

120
i
i
c
b
a
T V
V
V
V
V
V 









La FRACCION EN VOLUMEN se determina de la siguiente manera:
T
i
i
V
V
v 
La PRESION PARCIAL en función a los volúmenes de gases en la mezcla, se establece
con las siguientes ecuaciones:
T
i
i P
v
p 

Donde: vi = Fracción en volumen
PT = Presión total
Para calcular la COMPOSICION DE LA MEZCLA en PORCENTAJE DE FRACCION
MOLAR o EN VOLUMEN, se aplica las siguientes ecuaciones:
100
P
p
v
%
100
P
p
x
%
T
i
i
T
i
i




En las ecuaciones anteriores
T
i
P
p
, se conoce como FRACCION DE COMPOSICION.
La principal aplicación de la ley de Dalton de las presiones parciales, tienen lugar en
relación con la RECOLECCION DE GASES SOBRE AGUA. Debido a la vaporización del
agua, en el gas recogido hay siempre cierta cantidad de vapor de agua que depende de la
temperatura. La tendencia de una sustancia a pasar al estado gaseoso se mide por la presión
de vapor de la sustancia, cuando mayor es la temperatura, mayor es la presión de vapor. La
ley de Dalton, se establece de la siguiente manera:
agua
de
vapor
gas
Total p
p
P 

La PRESION DEL VAPOR DE AGUA es función de la TEMPERATURA, como se puede
observar en la siguiente tabla:

121
T(°C) P(mm Hg) T(°C) P(mm Hg)
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
4,6
4,9
5,3
5,6
6,1
6,5
7,0
7,5
8,0
8,6
9,2
9,8
10,5
11,2
11,9
12,7
13,5
14,4
15,4
16,3
17,4
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
31
32
33
34
35
36
37
38
39
40
100
18,5
19,8
20,9
22,2
23,6
25,1
26,5
28,1
29,8
31,5
33,4
35,4
37,4
39,6
41,9
44,2
46,7
49,4
52,1
55,0
760,0
8) LEY DE GRAHAM DE DIFUSION GASEOSA:
El proceso por el cual un gas se distribuye por todo el recipiente que lo contiene se
denomina DIFUSION.
La ley de Graham de la difusión de los gases, establece que: “BAJO CONDICIONES
SIMILARES DE TEMPERATURA Y PRESIÓN, LAS VELOCIDADES DE DIFUSIÓN
DE LOS GASES SON INVERSAMENTE PROPORCIONALES A LAS RAÍCES
CUADRADAS DE SUS DENSIDADES”.
Expresada matemáticamente, la relación es:
A
A
d
1
D 
Donde: DA = Velocidad de difusión del gas A
dA = Densidad del gas A
Luego:
A
A
d
k
D 

122
Para otro gas B, en las mismas condiciones:
B
B
d
k
D 
Dividiendo miembro a miembro las dos ecuaciones anteriores, tenemos:
A
B
B
A
d
d
D
D

La ecuación anterior es la expresión matemática de la LEY DE GRAHAM.
A veces se emplean variaciones de esta ecuación, particularmente la de que las densidades
se sustituyen por los pesos moleculares, M. Como las densidades de los gases, a las
mismas condiciones, son directamente proporcionales a sus pesos moleculares, podemos
escribir lo siguiente:
A
B
A
B
A
B
A
B
M
M
d
d
ó
M
M
d
d


Sustituyendo en la expresión de la ley de Graham:
A
B
B
A
M
M
D
D

9) DENSIDAD DE UN GAS:
Los gases presentan generalmente densidades bajas. La densidad de un gas se expresa en
gramos por litro. Tomando en cuenta la ecuación general de los gases, la densidad se
determina de la siguiente manera:
T
R
PM
P
d



La densidad (d), de una masa de gas a temperatura constante es directamente proporcional a
la presión. Es decir:
2
2
1
1
P
d
P
d
P
k
d
P
d
)
tes
tan
cons
,
m
y
T
( 






La densidad de una masa de gas a presión constante en inversamente proporcional a la
temperatura, es decir.

123
2
2
1
1 T
d
T
d
T
k
d
T
1
d
)
tes
tan
cons
,
m
y
P
( 







Si manejamos estas dos expresiones para dos condiciones, tendremos:
2
2
2
1
1
1
P
T
d
P
T
d 


Con el volumen, la densidad varía inversamente, por lo que matemáticamente podemos
escribir:
V
1
d  →
V
k
d  → k
V
d 
 → 2
2
1
1 V
d
V
d 


En la siguiente tabla se resumen los hechos más importantes de las leyes de los gases:
LEY ECUACION CONSTANTE RELACION
BOYLE k
V
.
P   2
2
1
1 V
.
P
V
.
P  n y T Inversa
CHARLES k
T
V
 
2
2
1
1
T
V
T
V
 n y P Directa
GAY-LUSSAC k
T
P
 
2
2
1
1
T
P
T
P
 n y V Directa
COMBINADA k
T
V
.
P
 
2
2
2
1
1
1
T
V
.
P
T
V
.
P
 n Directa e Inversa
AVOGADRO k
n
V
 
2
2
1
1
n
V
n
V
 T y P Directa
GENERAL k
T
V
.
P
  T
R
n
V
P  R Todas variables
DALTON i
c
b
a
T p
p
p
p
P 






 T y V Aditiva
AMAGAT i
c
b
a
T V
V
V
V
V 






 T y P Aditiva

124
1) Un cilindro contenía 600 ml de aire a 20°C. Cuál será el volumen de aire a 40°C,
manteniendo la presión constante.
DATOS: V1 = 600 ml V2 = ?
T1 = 20 °C T2 = 40 °C
Cuando se mantiene la Presión constante:
2
2
1
1
T
V
T
V

Reemplazando datos en la ecuación anterior, tenemos:
K
)
20
273
(
K
)
40
273
)(
ml
600
(
T
T
V
V
1
2
1
2







ml
641
V2 
2) El volumen de un gas es de 380 ml a una presión de 640 mmHg. Si la temperatura
permanece constante, cuál será el volumen a la presión de 850 mmHg.
DATOS: V1 = 380 ml V2 = ?
P1 = 640 mmHg P2 = 850 mmHg
A Temperatura constante: 2
2
1
1 V
P
V
P 


Despejando V2 y reemplazando datos, tenemos:
)
mmHg
850
(
)
ml
380
)(
mmHg
640
(
P
V
P
V
2
1
1
2 

  ml
11
,
286
V2 
3) Un gas en un tanque estaba a una presión de 640 mmHg a la temperatura de 23°C, al
exponerlo a la luz solar la temperatura aumentó a 70°C. Cuál será la presión del
tanque.
DATOS: P1 = 640 mmHg P2 = ?
T1 = 23 °C = 296 °K T2 = 70 °C = 343 °C
Si mantenemos el Volumen constante:
2
2
1
1
T
P
T
P

Reemplazando en la ecuación anterior los datos, obtenemos el valor de la presión:

125
)
K
296
(
)
K
343
)(
mmHg
640
(
T
T
P
P
1
2
1
2




  mmHg
6
,
741
P2 
4) Un volumen de 250 ml de Oxígeno se recolecta a 20°C y 785 mmHg, al día siguiente
la temperatura es de 37°C y la presión es de 770 mmHg. Cuál será el volumen que
ocupaba el gas.
DATOS: V1 = 250 ml V2 = ?
T1 = 20 °C = 293 °K T2 = 37 °C = 310 °K
P1 = 785 mmHg P2 = 770 mmHg
Aplicando la Ley Combinada de los gases, tenemos:
2
2
2
1
1
1
T
V
P
T
V
P 


Si en la ecuación anterior reemplazamos datos, tenemos:
)
mmHg
770
)(
K
293
(
)
K
310
)(
ml
250
)(
mmHg
785
(
P
T
T
V
P
V
2
1
2
1
1
2






  ml
65
,
269
V2 
5) Un volumen de 1,43 litros de Hidrógeno, se recogen a 27°C y a una presión de 540
mmHg. Cuál será el volumen que ocupe dicho gas en condiciones normales.
DATOS: V1 = 1,43 litros V2 = ?
T1 = 27 °C = 300 °K Condiciones Normales:T2 = 0 °C = 273 °K
P1 = 540 mmHg P2 = 760 mmHg
Si utilizamos la siguiente ecuación:
2
2
2
1
1
1
T
V
P
T
V
P 


, reemplazando datos, tenemos:
)
mmHg
760
)(
K
300
(
)
K
273
)(
litros
43
,
1
)(
mmHg
540
(
P
T
T
V
P
V
2
1
2
1
1
2






 → litro
1
litros
92
,
0
V2 

6) Cuál será el volumen que ocupe 7,31 gramos de Anhídrido Carbónico a la presión de
720 mmHg y a 35 °C.
DATOS: V = ?
T = 35 °C = 308 °K
m = 7,31 g
P = 720 mmHg

126
Determinamos el peso molecular del CO2 = 44 g/mol y como tenemos de datos la
temperatura, presión y masa; aplicamos la ecuación general de los gases:
T
R
n
V
P 


 
P
T
R
n
V



)
atm
760
720
)(
mol
/
g
44
(
)
K
308
)(
mol
K
litros
atm
08205
,
0
)(
g
31
,
7
(
P
PM
T
R
m
V






  litros
31
,
4
V 
7) En los tanques de buceo se emplean mezclas de Helio y Oxígeno para evitar la parálisis
por inmersión. En cierta ocasión se bombearon 46 litros de O2 a 25°C y 1atmósfera y
12 litros de Helio a 25°C y 1 atmósfera en un tanque de 5 litros. Determinar la presión
parcial de cada gas y la presión total en el tanque a 25°C.
Calculamos el número de moles para cada gas independientemente; para lo cual
aplicamos la ecuación general de los gases:
T
R
n
V
P 


 
T
R
V
P
n



moles
9
,
1
)
K
298
)(
mol
K
/
litros
atm
08205
,
0
(
)
litros
46
)((
atm
1
(
n 2
O 



moles
49
,
0
)
K
298
)(
mol
K
/
litros
atm
08205
,
0
(
)
litros
12
)((
atm
1
(
nHe 



Como el tanque tiene una capacidad de 5 litros, calculamos la presión de cada gas en
este nuevo volumen, utilizando la misma ecuación general de los gases:
V
T
R
n
P



atm
3
,
9
litros
5
)
K
298
)(
mol
K
/
litros
atm
08205
,
0
)(
moles
9
,
1
(
P 2
O 



atm
4
,
2
litros
5
)
K
298
)(
mol
K
/
litros
atm
08205
,
0
)(
moles
49
,
0
(
PHe 



Determinamos la presión total, mediante la suma de las presiones parciales calculadas
anteriormente:

127
atm
7
,
11
4
,
2
3
,
9
PT 


8) Cuál será la densidad del Sulfuro de Hidrógeno, si 2,5 gramos de este gas a 27°C
ejercen una presión de 830 mmHg.
DATOS: T = 27 °C = 300 °K
P = 830 mmHg
m = 2,5 g
H2S = 34 g/mol
d = ?
Aplicando la ecuación general de los gases, tenemos:
T
R
PM
P
d


 
litro
g
508
,
1
)
K
300
)(
mol
K
/
litro
atm
08205
,
0
(
)
mol
/
g
34
)(
atm
760
/
830
(
d 



9) Cuál es la densidad del Metano (CH4) en condiciones normales.
DATOS: T = 273 °K
P = 760 mmHg = 1 atm
CH4 = 16 g/mol
d = ?
Si reemplazamos los datos en la ecuación general de los gases tenemos:
T
R
PM
P
d


 
)
K
273
)(
mol
K
/
litros
atm
08205
,
0
(
)
mol
/
g
16
)(
atm
1
(
d


 
litro
g
71
,
0
d 
El mismo resultado se puede obtener si aplicamos el volumen en condiciones
normales, siendo este igual a 22,4 litros/mol:
V
m
d  
mol
/
litro
4
,
22
mol
/
g
16
d  
litro
g
71
,
0
d 
10) Se recolectó Hidrógeno sobre agua a 27°C y 780,5 mmHg de presión. El volumen de
gas sobre agua era de 124 ml. Calcular el volumen de hidrógeno seco en condiciones
normales. A 27°C la presión del vapor de agua es 26,5 mmHg.
DATOS: T1 = 27 °C = 300 °K T2 = 273 °K
P1 = 780,5 mmHg P2 = 760 mmHg
V1 = 124 ml V2 = ?

128
Aplicamos la ecuación de la ley combinada de los gases:
2
2
2
1
1
1
T
V
P
T
V
P 



 
)
mmHg
760
)(
K
300
(
)
K
273
)(
ml
124
(
mmHg
)
5
,
26
5
,
780
(
P
T
T
V
P
V
2
1
2
1
1
2








ml
95
,
111
V2 
11) Se prepara una mezcla gaseosa con 350 cm3
de un gas A y 500 cm3
de un gas B, la
presión de la mezcla es de 765 mmHg. Calcular la presión parcial de cada uno de los
gases.
DATOS: VA = 350 cm3
VB = 500 cm3
PT = 765 mmHg
Manteniendo P y T constantes, podemos sumar los volúmenes de los dos gases,
obteniendo la siguiente expresión:
B
A
T V
V
V 
  3
T cm
850
500
350
V 


Con el volumen total, calculamos la fracción en volumen para cada gas:
4118
,
0
cm
850
cm
350
V
V
v 3
3
T
A
A 

 y 5882
,
0
cm
850
cm
500
V
V
v 3
3
T
B
B 


Con estos valores determinamos la presión parcial de cada gas:
)
765
)(
4118
,
0
(
P
v
p T
A
A 

 )
765
)(
5882
,
0
(
P
v
p T
B
B 


mmHg
03
,
315
pA  mmHg
97
,
449
pB 
12) Un recipiente de 75 ml contenía un gas A, a 120 mmHg; otro recipiente de 120 cm3
contenía otro gas B, a 500 torr. Se mezcló el contenido de los dos gases ocupando la
mezcla gaseosa los dos recipientes. Si la temperatura permanece constante. Calcular la
presión total final y la composición de la mezcla gaseosa.
Consideramos que la presión y la temperatura permanecen constantes, por lo que
podemos sumar los volúmenes:
ml
195
120
75
VT 

 .
Si la temperatura permanece constante, podemos escribir: 2
2
1
1 V
P
V
P 

 y despejando
la presión P2, tenemos:

129
ml
195
)
ml
75
)(
mmHg
120
(
V
V
P
)
A
(
P
2
1
1
2 


mmHg
15
,
46
)
A
(
P2 
ml
195
)
ml
120
)(
torr
500
(
V
V
P
)
B
(
P
2
1
1
2 


torr
69
,
307
)
B
(
P2 
Sumamos las presiones para determinar la presión total:
mmHg
84
,
353
)
B
(
P
)
A
(
P
P 2
2
T 


A través de este valor determinamos la composición de la mezcla gaseosa:
100
P
P
X
%
T
i
i 
  04
,
13
100
84
,
353
15
,
46
X
% A 


96
,
86
04
,
13
100
X
% B 


13) Un tanque vacío de acero para gases con válvula pesa 125 libras y su capacidad es de
1,5 pies3
. Cuando el tanque se llena con Oxígeno a una presión de 2000 lb/plg2
a 25°C,
qué porcentaje total de peso lleno es oxígeno.
DATOS: V= 1,5 pies3
P= 2000 lb/plg2
= 2000 PSI
T= 25 °C = 298 °K
Realizamos una transformación de unidades:
atm
05
,
136
PSI
7
,
14
atm
1
PSI
2000 

g
56750
lb
1
g
454
lb
125 

litros
48
,
42
cm
1000
litro
1
pie
1
cm
)
48
,
30
(
pies
5
,
1 3
3
3
3
3




130
Aplicando la ecuación general de los gases, determinamos el peso del gas
correspondiente:
T
R
PM
g
V
P 



2
2 O
g
93
,
7562
)
mol
K
/
litros
atm
08205
,
0
)(
K
298
(
)
mol
/
g
32
)(
litros
48
,
42
)(
atm
05
,
136
(
T
R
PM
V
P
gO 







Determinamos el porcentaje de oxígeno:
2
2
2 O
%
76
,
11
100
g
)
93
,
7562
56750
(
g
93
,
7562
100
total
masa
O
masa
O
% 





14) En una mezcla gaseosa a base de un número igual de gramos de Metano y Monóxido
de Carbono. Hallar la fracción molar del Metano.
Utilizamos la ecuación que define la fracción molar y le aplicamos a cada gas:
T
i
i
n
n
X  
T
CH
CH
n
n
X 4
4
 y
T
CO
CO
n
n
X 
Entonces:
CO
CO
CH
CH
X
n
X
n
4
4
 →
CO
CO
CO
CH
CH
CH
X
PM
g
X
PM
g
4
4
4
 
)
PM
)(
X
(
g
)
PM
)(
X
(
g
CO
CO
CO
CH
CH
CH
4
4
4

)
X
)(
PM
(
)
X
)(
PM
( CO
CO
CH
CH 4
4
  )
X
(
2
)
X
(
16 CO
CH4
 →
4
7
16
28
X
X
CO
CH4


La fracción molar del CH4, es:
4
7
X
X
CO
CH4
 
4
)
X
(
7
X CO
CH4
 
4
)
X
1
(
7
X 4
4
CH
CH

 
4
X
7
7
X 4
4
CH
CH

  7
X
7
X
4 4
4 CH
CH 
 
11
7
X 4
CH 

131
15) Cuántos gramos de Monóxido de Carbono, CO puro tendrá que mezclarse con 40
gramos de CH4 puro para obtener una mezcla en la cual la presión parcial del CO sea
igual a la del CH4.
Utilizando la ecuación que nos define la presión parcial para un gas, tenemos:
T
i
i P
X
P 
  T
CH
CH P
X
P 4
4

 y T
CO
CO P
X
P 

Entonces: CO
CH X
X 4
 
T
CO
T
CH
n
n
n
n 4
  CO
CH n
n 4

CO
CO
CH
CH
PM
g
PM
g
4
4
 
28
g
16
g
40 CO
  g
70
gCO 
1. Una mezcla de Nitrógeno y Oxígeno conteniendo un 40% en peso de Nitrógeno, se
encuentra a 270°C y 700 mmHg de presión. Calcular: a) la presión de cada gas; b) la
densidad de la mezcla a dichas condiciones. Resp. a) 302 mmHg N2; 397 mmHg O2,
b) 0,624 g/cm3
2. A una cierta temperatura, la densidad del Etano a la presión de 733,7 mmHg es igual a
la densidad del aire a la presión de 1 atm. Calcular a partir de estos datos el peso
molecular del Etano, si el peso molecular del aire es 28,96 g/mol. Resp. 30 g/mol
3. Un gas seco ocupa 127,0 cm3
en condiciones normales. Si se recoge la misma masa de
gas sobre agua a 23°C y una presión total del gas de 745 torr. Qué volumen ocuparía si
la presión del vapor de agua a 23°C es 21 torr. Resp. 145 cm3
4. Una muestra de 500 litros de aire seco a 25°C y 750 torr de presión se hace burbujear
lentamente a través de agua a 25°C y se recoge en un gasómetro cerrado con agua. La
presión del gas recogido es de 750 torr. Cuál es volumen del gas húmedo si la presión
del vapor de agua a 25°C es 23, 8 torr. Resp. 516,6 litros
5. Calcular la temperatura a la cual la presión de vapor del agua en mmHg, es
numéricamente igual, al número de gramos de agua existentes en 1 m3
de cualquier gas
saturado de vapor de agua. Resp. 16°C
6. 12 g de Iodo sólido de densidad 4,66 g/cm3
, se colocan en un recipiente de 1 litro. El
recipiente se llena entonces con Nitrógeno a 20°C y 750 mmHg, y se cierra. Se calienta
ahora a 200°C, temperatura a la que todo el Iodo esta en forma de gas. Calcular la
presión final. Resp. 3,42 atm
7. Un recipiente de 250 ml contiene Kriptón a 500 torr, otro de 450 ml contiene Helio a
950 torr. Se mezcló el contenido de ambos recipientes abriendo la llave que los
conectaba. Suponiendo que todas las operaciones se realizaron a temperatura constante,

132
calcular la presión total final y el porcentaje en volumen de cada gas en la mezcla.
Resp. 789 torr; 22,6 % Kr
8. Una masa de metano, CH4, se encuentra inicialmente en un recipiente de 6 litros y es
trasladado a otro recipiente de 4 litros, si en el traslado se pierden 6 gramos. Calcular la
masa de metano en el primer recipiente, sabiendo que ambos se encuentran en las
mismas condiciones de presión y temperatura. Resp. 18 g
9. Un recipiente de 5 litros contiene un gas, si se extraen 2 litros del gas de modo que la
presión disminuye en un 50% y la temperatura aumenta un 60%. Determinar en que
porcentaje varía la masa del gas. Resp. 68,75%
10. Un recipiente de 2 litros contiene una mezcla de Nitrógeno y Oxígeno gaseosos a 25°C.
La presión total de la mezcla gaseosa es 0,91atm y se sabe que la mezcla contiene 0,050
moles de Nitrógeno. Calcular la presión del Oxígeno y las moles de Oxígeno. Resp.
0,2984 atm; 0,0244 moles
11. En un recipiente habían 10 kg de un gas a una presión de 1x107
N/m2
. Al extraer una
cierta cantidad de gas la presión se redujo a 2,5x106
N/m2
. Determinar la cantidad de
gas extraído si se mantiene la temperatura constante. Resp. 7,5 kg
12. Determinar la densidad de una mezcla gaseosa que contiene 4 g de Hidrógeno y 32 g
de Oxígeno a la temperatura de 7°C y una presión de 1x105
Pa. Resp. 0,52 kg/m3
13. En un recipiente de 2 litros de capacidad se recogen 5 litros de Oxígeno medidos a la
presión de 2 atm, y 10 litros de Nitrógeno a la presión de 4 atm. Se dejan salir 25 litros
de la mezcla gaseosa a la presión de 1 atm. Calcular: a) la presión final, y b) la masa de
oxígeno y nitrógeno en el recipiente. La temperatura se ha mantenido siempre constante
a 25°C. Resp. a) 12,5 atm; b) 6,55 g O2 y 22,92 g N2
14. La temperatura de una habitación es 10°C, después de encender el calefactor su
temperatura se eleva hasta 20°C. El volumen de la habitación es de 50 m3
y la presión
es de 97 kPa. Cuánto habrá variado la masa de aire en dicha habitación si la masa
molecular del aire es 28,96 g/mol. Resp. 2,04 kg
15. En un recipiente de 6 litros se tiene Hidrógeno a una presión de 6 atmósferas, mientras
que en otro recipiente de 5 litros se tiene Cloro a una presión de 9 atmósferas. El
contenido de estos dos recipientes es vaciado en un recipiente de 18 litros. Determinar
la presión total de la mezcla. Resp. 4,5 atm
16. Una masa de 1,225 g de un líquido volátil se vaporiza, generando 400 cm3
de vapor
cuando se mide sobre agua a 30°C y 770 torr. La presión del vapor de agua a 30°C es
de 32 torr. Cuál es el peso molecular de la sustancia. Resp. 78,4 g/mol
17. La composición ponderal del aire es 23,1% de Oxígeno, 75,6% de Nitrógeno y 1,3% de
Argón. Calcular las presiones parciales de estos tres gases en un recipiente de 1 litro de

133
capacidad, que contiene 2 gramos de aire a –20°C. Resp. 0,29 atm O2; 1,12 atm N2;
0,014 atm CO2
18. Un recipiente de 1 litro contiene una mezcla de Hidrógeno y de Dióxido de Carbono a
10°C y presión total de 786 mmHg. Calcular el peso de Hidrógeno si el recipiente
contiene 0,1 g de Dióxido de Carbono. Resp. 0,0844 g H2
19. En una mezcla gaseosa formada por Oxígeno y Nitrógeno, la presión parcial del
Oxígeno es el doble de la del Nitrógeno. Determinar el peso de Oxígeno en la mezcla, si
en ésta hay 8 moles de Nitrógeno. Resp. 512 g de O2
20. Se prepara una mezcla con 200 ml de un gas A y 800 ml de un gas B a presión y
temperatura constantes, la presión atmosférica es de 765 mmHg. Calcular la presión
parcial de cada gas. Resp. 153 mmHg de A; 612 mmHg de B

FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Reacciones Químicas
134
CAPITULO 7
REACCIONES QUIMICAS
1. GENERALIDADES:
a) DEFINICIONES:
La REACCION QUIMICA es un fenómeno en el cual una o más sustancias (reactivos)
interaccionan para transformarse en otras sustancias (productos) de propiedades diferentes a
las originales.
La VELOCIDAD de una reacción depende de algunos factores, como:
- Concentración
- Temperatura
- Presión
- Acción de la luz
- Acción de los catalizadores
Para representar a una reacción química se utiliza una simbología apropiada que se conoce
como ECUACION QUIMICA.
Toda ecuación química se basa en la LEY DE LA CONSERVACION DE LA MASA, que
dice: “SIEMPRE QUE OCURRE UN CAMBIO QUÍMICO, LA MASA TOTAL DE LAS
SUSTANCIAS REACCIONANTES, ES EXACTAMENTE IGUAL A LA MASA TOTAL
DE LOS PRODUCTOS DE LA REACCIÓN”.
En una ecuación química identificamos dos miembros, el de la izquierda los REACTIVOS
y el de la derecha los PRODUCTOS.
H2SO4 + Ca(OH)2  CaSO4 + 2 H2O
REACTIVOS PRODUCTOS
Los dos miembros están separados por un signo “=” o bien por una flecha “” que nos
indica el sentido de la reacción.
Una ecuación química debe ser lo más informativa, por lo que muchas veces es necesario
indicar el estado físico de las sustancias, factores que intervienen y características de las
sustancias resultantes, razón por la cual se pueden utilizan los siguientes símbolos:
g: gas l: líquido ac: acuosa : precipitación
s: sólido sol: solución : desprendimiento

135
Una ecuación química nos indica:
 El número mínimo de partículas que intervienen en la reacción:
4 Zn + 10 HNO3  4 Zn(NO3)2 + 1 NH4NO3 + 3 H2O
De la reacción anterior podemos concluir que hay la participación de 4 moléculas de
Zinc y 10 moléculas de HNO3; formándose 4 moléculas de Zn(NO3)2, 1 molécula de
NH4NO3 y 3 moléculas de H2O.
 Una relación de pesos, moles y volumen (en caso de gases) de las sustancias que toman
parte en la reacción:
1 BaCl2 + 1 H2SO4  1 BaSO4 + 2 HCl
1 mol 1 mol 1 mol 2 moles
b) TIPOS DE REACCIONES:
Las reacciones pueden ser:
1) REACCIONES DE COMBINACION (SINTESIS):
Cuando dos o más sustancias se combinan para formar un solo producto:
A + B  AB
CaO(g) + H2O(l)  Ca(OH)2(sol)
SO3(g) + H2O(l)  H2SO4(sol)
2) REACCIONES DE DESCOMPOSICION:
Una sustancia se descompone en dos o más productos:
AB  A + B
2 H2O(l)  2 H2(g) + O2(g)
CaCO3(s) 

CaO(s) + CO2(g)
3) REACCIONES DE DESPLAZAMIENTO O SUSTITUCION SIMPLE:
Un determinado elemento desplaza a otro de un compuesto:
A + BC  AC + B

136
Zn(s) + 2HCl(sol)  ZnCl2(sol) + H2(g)
Zn(s) + CuSO4(sol)  ZnSO4(sol) + Cu(s)
4) REACCIONES DE DOBLE DESPLAZAMIENTO:
Cuando uno más átomos de un elemento de un compuesto son sustituidos por uno o
más átomos de otro elemento:
AB + CD  AD + BC
KCl(sol) + AgNO3(sol)  KNO3(sol) + AgCl(sol)
(NH4)2S(sol) + Pb(NO3)2(sol)  2NH4NO3(sol) + PbS(sol)
5) REACCIONES DE COMBUSTION:
Reacciones que tienen lugar entre un elemento o compuesto y el Oxígeno
(generalmente del aire), acompañadas del desprendimiento de luz y calor.
Fe(s) + O2(g)  Fe2O3(s)
C2H5OH(l) + O2(g)  CO2(g) + H2O(l) + Energía
2. REACCIONES DE OXIDO–REDUCCION O REDOX:
Son reacciones químicas de cualquiera de las anteriores, se caracterizan porque hay
modificación en los estados de oxidación de algunos de los elementos reaccionantes al
formar los productos.
En toda reacción de este tipo se registran dos fenómenos simultáneos:
OXIDACION:
Es la pérdida de electrones o aumento en el estado de oxidación de un elemento hacia un
valor más positivo.
Zn0
– 2e–
 Zn+2
REDUCCION:
Se define como la ganancia de electrones o una disminución en el número de oxidación
hacia un valor menos positivo.
2H+1
+ 2e–
 H2
0

137
En toda reacción Redox, hay dos agentes químicos: el agente oxidante y el reductor. El
AGENTE OXIDANTE es el que produce la oxidación por lo tanto se reduce, es decir
proporciona electrones y el AGENTE REDUCTOR es el que se oxida, acepta los
electrones.
En el siguiente diagrama se puede observar el orden de la OXIDO-REDUCCION, es:
Para reconocer una reacción redox, se debe tomar en cuenta las siguientes consideraciones:
 Cuando un elemento se encuentra en el centro de un compuesto ternario en un lado de la
reacción, pero no en el otro lado; por ejemplo el Manganeso:
KMnO4  MnSO4
 Cuando un elemento está en un compuesto en un lado de la reacción y en estado libre
(sin combinar) en el otro lado, por ejemplo el Cloro:
NaCl  Cl2
 Cuando la terminación del nombre en un compuesto en un lado de la reacción cambia
en el otro lado de la misma, por ejemplo Sulfato Ferroso a Sulfato Férrico:
FeSO4  Fe2(SO4)3
AGENTES OXIDANTES:
Entre los principales agentes oxidantes, tenemos a los siguientes:
a) MnO2 + Ácido  Mn+2
+ H2O
b) MnO4
–
+ Ácido  Mn+2
+ H2O
c) Cr2O7
–2
+ Ácido  Cr+3
+ H2O

138
d) HNO3(c) + Metales  M(NO3)x + NO2 + H2O
HNO3(c) + No Metales  Ácido orto del no metal + NO2 + H2O
HNO3(d) + Metales  M(NO3)x + NO + H2O
HNO3(d) + No Metales  Ácido orto del no metal + NO + H2O
e) H2SO4(c) + Metales + Calor  M2(SO4)x + SO2 + H2O
H2SO4(c) + No Metales + Calor  m2Ox + SO2 + H2O
f) Cl2 + Hidróxido  M(ClO)x + MClx + H2O
Cl2 + Hidróxido + Calor  M(ClO3)x + MClx + H2O
3. IGUALACION DE ECUACIONES REDOX:
METODO DE LA VARIACION EN EL ESTADO DE OXIDACION:
a) Identificar los elementos que intervienen en la oxido-reducción (Redox), utilizando los
cambios en el estado de oxidación.
b) Con cada elemento escribir semireacciones, mostrando la pérdida y ganancia de
electrones.
c) Si hay subíndices en las fórmulas, equilibrar el número de átomos que se oxidan y se
reducen.
d) Sumar las semireacciones equilibradas, transfiriendo los coeficientes a la ecuación
original, debiendo igualar previamente el número de electrones ganados y perdidos.
e) Equilibrar por simple inspección los metales, no metales, radicales y luego el
Hidrógeno.
f) Contar el número de Oxígenos, para verificar su igualación.
IGUALAR LAS SIGUIENTES REACCIONES:
1. Permanganato de Potasio + Sulfato Ferroso + Acido Sulfúrico  Sulfato Manganoso +
Sulfato de Potasio + Sulfato Férrico + Agua
Utilizando nomenclatura química, escribimos las fórmulas de los compuestos:
KMnO4 + FeSO4 + H2SO4  MnSO4 + K2SO4 + Fe2(SO4)3 + H2O
Utilizando los cambios en los estados de oxidación, identificamos los elementos que
intervienen en la oxido-reducción, con los cuales escribimos las semireacciones:

139
Oxidación: 2 Fe+2
– 2e–
 Fe2
+3
Reducción: Mn+7
+ 5e–
 Mn+2
Igualamos el número de electrones: 2 Fe+2
– 2e–
 Fe2
+3
(5)
Mn+7
+ 5e–
 Mn+2
(2)
Sumamos las semirreacciones: 10 Fe+2
+ 2 Mn+7
 5 Fe2
+3
+ 2 Mn+2
Los coeficientes encontramos transferimos a la ecuación original:
2 KMnO4 + 10 FeSO4 + H2SO4  2 MnSO4 + K2SO4 + 5 Fe2(SO4)3 + H2O
Equilibramos por simple inspección los demás elementos:
ELEMENTO REACTIVOS PRODUCTOS
K
Mn
Fe
S
H
O
2
2
10
18
16
80
2
2
10
18
16
80
Por lo que la reacción igualada es:
2 KMnO4 + 10 FeSO4 + 8 H2SO4  2 MnSO4 + K2SO4 + 5 Fe2(SO4)3 + 8 H2O
2. Sulfuro de Bismuto + Acido Nítrico  Azufre + Nitrato de Bismuto + Monóxido de
Nitrógeno + Agua
Bi2S3 + HNO3  S + Bi(NO3)3 + NO + H2O
Oxidación: S3
–2
– 6e–
 3 So
Reducción: N+5
+ 3e–
 N+2
(2)
Sumamos las semirreacciones: S3
–2
+ 2 N+5
 3 So
+ 2 N+2
La reacción igualada es:
Bi2S3 + 8 HNO3  3 S + 2 Bi(NO3)3 + 2 NO + 4 H2O
3. Oxido Manganoso + Oxido Plúmbico + Acido Nítrico  Acido Permangánico +
Nitrato Plumboso + Agua

140
MnO + PbO2 + HNO3  HMnO4 + Pb(NO3)2 + H2O
Oxidación: Mn+2
– 5e–
 Mn+7
(2)
Reducción: Pb+4
+ 2e–
 Pb+2
(5)
Sumamos las semirreacciones: 2 Mn+2
+ 5 Pb+4
 3 Mn+7
+ 5 Pb+2
Siendo la ecuación igualada:
2 MnO + 5 PbO2 + 10 HNO3  2 HMnO4 + 5 Pb(NO3)2 + 4 H2O
4. Cloruro Ferroso + Dicromato de Potasio + Acido Clorhídrico  Cloruro Crómico +
Cloruro Férrico + Cloruro de Potasio + Agua
FeCl2 + K2Cr2O7 + HCl  CrCl3 + FeCl3 + KCl + H2O
Oxidación: Fe+2
– 1e–
 Fe+3
(6)
Reducción: Cr2
+6
+ 6e–
 2 Cr+3
(1)
Sumamos las semirreacciones: 6 Fe+2
+ Cr2
+6
 6 Fe+3
+ 2 Cr+3
6 FeCl2 + K2Cr2O7 + 14 HCl  2 CrCl3 + 6 FeCl3 + 2 KCl + 7 H2O
5. Ioduro Crómico + Hidróxido de potasio + Cloro  Cromato de potasio + Periodato de
Potasio + Cloruro de Potasio + Agua
CrI3 + KOH + Cl2  K2CrO4 + KIO4 + KCl + H2O
Oxidación: Cr+3
– 3e–
 Cr+6
I3
–1
– 24e–
 3 I+7
Sumando: Cr+3
+ I3
–1
– 27e–
 Cr+6
+ 3 I+7
(2)
Reducción: Cl2
o
+ 2e–
 2 Cl–1
(27)
Sumamos las semirreacciones: 2 Cr+3
+ 2 I3
–1
+ 27 Cl2
o
 2 Cr+6
+ 6 I+7
+ 54 Cl–1
2 CrI3 + 64 KOH + 27 Cl2  2 K2CrO4 + 6 KIO4 + 54 KCl + 32 H2O

141
1. Permanganato de Potasio + Acido Clorhídrico → Cloro + Cloruro de Potasio + Cloruro
Manganoso + Agua.
2. Cloruro Ferroso + Peróxido de Hidrógeno + Acido Clorhídrico → Cloruro Férrico +
Agua.
3. Sulfuro Arsénico + Acido Nítrico → Acido Arsénico + Acido Sulfúrico + Dióxido de
Nitrógeno + Agua.
4. Oxido Manganoso + Oxido Plúmbico + Acido Nítrico → Acido Permangánico +
Nitrato Plumboso + Agua.
5. Arsenito Acido de Sodio + Bromato de Potasio + Acido Clorhídrico → Cloruro de
Sodio + Bromuro de Potasio + Acido Arsénico.
6. Telurito de Sodio + Yoduro de Sodio + Acido Clorhídrico → Cloruro de Sodio +
Teluro + Yodo + Agua.
7. Oxido de Bismuto + Hidróxido de Sodio + Hipoclorito de Sodio → Metabismutato de
Sodio + Cloruro de Sodio + Agua.
8. Acido Nítrico + Acido Iodhídrico → Monóxido de Nitrógeno + Yodo + Agua.
9. Dicromato de Potasio + Cloruro Estannoso + Acido Clorhídrico → Cloruro Crómico +
Cloruro Estánnico + Cloruro de Potasio + Agua.
10. Cloruro Cobaltoso + Peróxido de Sodio + Hidróxido de Sodio + Agua → Hidróxido
Cobáltico + Cloruro de Sodio.
11. Clorato de Potasio + Acido Sulfúrico → Sulfato Acido de Potasio + Oxígeno + Dióxido
de Cloro + Agua.
12. Bromuro de Potasio + Acido Sulfúrico → Sulfato de Potasio + Bromo + Acido
Sulfhídrico + Agua.
13. Oxido Crómico + Carbonato de Sodio + Nitrato de Potasio → Cromato de Sodio +
Anhídrido Carbónico + Nitrito de Potasio.
14. Difosfuro de Tetrahidrógeno → Fosfamina + Tetrafosfuro de Dihidrógeno.
15. Fosfato de Calcio + Anhídrido Silísico + Carbono → Silicato de Calcio + Fósforo +
Monóxido de Carbono.

142
16. Cloruro de Bario + Oxido Plúmbico + Acido Sulfúrico → Cloro + Sulfato Plumboso +
Sulfato de Bario + Agua.
17. Cloruro de Litio + Permanganato de Potasio + Acido Sulfúrico → Cloro + Sulfato
Manganoso + Sulfato de Potasio + Sulfato de Litio + Agua.
18. Dicromato de Potasio + Cloruro de Bario + Acido Sulfúrico → Cloro + Sulfato
Crómico + Sulfato de Bario + Sulfato de Potasio + Agua.
19. Dióxido de Manganeso + Cloruro de Calcio + Acido Fosfórico → Cloro + Fosfato
Manganoso + Fosfato de Calcio + Agua.
20. Permanganato de Potasio + Bromuro de Bismuto + Acido Sulfúrico → Bromo + Sulfato
Manganoso + Sulfato de Bismuto + Sulfato de Potasio + Agua.

FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estequiometría
143
CAPITULO 8
ESTEQUIOMETRÍA
1. GENERALIDADES:
La ESTEQUIOMETRIA es una parte de la química, que estudia todas las relaciones
cuantitativas entre masas (moles, moléculas) y volúmenes en una reacción química, esto es
en reactivos y productos:
3 Cl2 + 6 KOH 
 
CALOR
5 KCl + 1 KClO3 + 3 H2O
Los coeficientes en una reacción química, nos informan los números relativos de moléculas
o unidades fórmula, indican las proporciones de moles, nos permiten conocer los pesos
relativos de los reactivos y productos. Son estos coeficientes los que nos proporcionan las
RELACIONES ESTEQUIOMETRICAS.
2. LEYES PONDERALES DE LA QUIMICA:
Conocida como Leyes Fundamentales de la Química, son aquellas que rigen el
comportamiento de la materia en los cambios químicos, en función de la masa de las
sustancias que participan. Estas son:
a) LEY DE LAVOISIER:
Conocida como ley de LA CONSERVACION DE LA MASA, establece que: “SIEMPRE
QUE OCURRE UN CAMBIO QUÍMICO, LA MASA TOTAL DE LAS SUSTANCIAS
REACCIONANTES, ES EXACTAMENTE IGUAL A LA MASA TOTAL DE LAS
SUSTANCIAS QUE SE PRODUCEN EN LA REACCIÓN”.
En la reacción:
1 H2SO4 + 2 Na(OH)  1 Na2SO4 + 2 H2O
Masa Reactivos: 1(98) + 2(40) = 178 gramos
Masa Productos: 1(142) + 2(18) = 178 granos
b) LEY DE PROUST:
Conocida como ley de las PROPORCIONES DEFINIDAS O COMPOSICION
CONSTANTE, esta ley establece que: “UN COMPUESTO QUÍMICO, SIEMPRE
CONTIENE LOS MISMOS ELEMENTOS COMBINADOS EN LA MISMA
PROPORCIÓN DE MASA”.
Esto significa, por ejemplo que cualquier muestra de agua, sea cual fuere el sitio de donde
se la obtenga, siempre tendrá 88,82% de Oxígeno y 11,18% de Hidrógeno, por lo que su
composición nunca variará.

144
CONSECUENCIA DE LA LEY DE PROUST:
La principal consecuencia de la Ley de Proust, es la COMPOSICION CENTESIMAL o
PORCENTUAL de una sustancia química. Donde, la composición centesimal de un
compuesto son los porcentajes en masa de los elementos que lo forman.
DETERMINACION DE LA COMPOSICION CENTESIMAL:
Cuando la fórmula de un compuesto es conocida, el porcentaje de cada uno de los
elementos del compuesto, se calcula aplicando la siguiente ecuación:
100
Compuesto
del
Molecular
Peso
)
Atómico
Peso
)(
átomos
de
Número
(
ELEMENTO
% 

c) LEY DE DALTON:
Conocida como ley de las PROPORCIONES MULTIPLES, nos dice que: “CUANDO DOS
ELEMENTOS SE COMBINAN ENTRE SI PARA FORMAR MAS DE UN
COMPUESTO, LAS MASAS DE UN ELEMENTO QUE SE COMBINAN CON UNA
MASA FIJA DEL OTRO ELEMENTO EN LOS DIFERENTES COMPUESTOS
GUARDAN UNA RELACIÓN DE NÚMEROS ENTEROS PEQUEÑOS”.
En las siguientes tablas se muestran dos ejemplos en los que se puede observar claramente
esta ley:
COMPUESTO RELACION ENTRE N y O
N2O
NO
N2O3
NO2
N2O5
7 : 4
7 : 8
7 : 12
7 : 16
7 : 20
COMPUESTO RELACION ENTRE C e H
CH4
C2H6
C2H4
C2H2
12 : 4
12 : 3
12 : 2
12 : 1
d) LEY DE RICTHER:
Conocida como ley de las PROPORCIONES RECIPROCAS, establece que: “LAS
MASAS DE LOS ELEMENTOS DIFERENTES QUE SE COMBINAN CON LA MISMA
MASA DE UN ELEMENTO DADO, SON LAS MISMAS QUE REACCIONARAN
ENTRE SI, MÚLTIPLOS O SUBMÚLTIPLOS DE ESAS MASAS PARA OBTENER
OTROS COMPUESTOS”.

145
8 g O2 + 1 g H  H2O
+ 3 g C  CO2
+ 8 g S  SO2
+ 20 g Ca  CaO
+ 35,5 g Cl  Cl2O
Pero los elementos Hidrógeno, Azufre, Carbono, Calcio y Cloro, se combinan entre sí para
formar los siguientes compuestos:
CH4: l g H2 y 3 g C
H2S: l g H2 y 8 g S
CaCl2: 20 g Ca y 35,5 g Cl
HCl: l g H2 y 35,5 g Cl
CCl4: 3 g C y 35,5 g Cl
e) LEY VOLUMETRICA DE GAY–LUSSAC:
Conocida como ley de los VOLUMENES DE COMBINACION, establece que: “BAJO
LAS MISMAS CONDICIONES DE PRESIÓN Y TEMPERATURA, LOS VOLÚMENES
DE LOS GASES QUE REACCIONAN ENTRE SI Y DE SUS PRODUCTOS
GASEOSOS ESTÁN EN LA RELACIÓN DE NÚMEROS ENTEROS SIMPLES Y
SENCILLOS”.
2 H2 + 1 O2  2 H2O
2 volúmenes 1 volumen 2 volúmenes
1 N2 + 3 H2  2 NH3
1 volumen 3 volúmenes 2 volúmenes
f) LEY DE AVOGADRO:
Establece que: “VOLÚMENES IGUALES DE GASES, EN LAS MISMAS
CONDICIONES DE PRESIÓN Y TEMPERATURA, CONTIENEN EL MISMO
NUMERO DE MOLÉCULAS”.
1 H2 + 1 Cl2  2 HCl
1 volumen 1 volumen 2 volúmenes
1 litro 1 litro 2 litros
X moléculas X moléculas 2X moléculas

146
3. PESO EQUIVALENTE DE UN ELEMENTO (EQUIVALENTE-GRAMO):
Es el peso de un elemento que se combinará con, ó desplazará a 3 partes en peso (gramos)
de carbono (8 de oxígeno; 1,008 de hidrógeno). Un mismo elemento puede tener varios
equivalentes, según la combinación a partir de la cual se ha calculado.
Para el cálculo numérico puede seguirse las siguientes reglas:
a)
Oxidación
de
Estado
Atómico
Peso
ELEMENTO
g
-
eq 
b)
s
Sustituído
o
es
Sustituíbl
Hidrógenos
de
Número
Acido
del
Molecular
Peso
ACIDO
g
-
eq 
c)
OH
Grupos
de
Número
Hidróxido
del
Molecular
Peso
HIDROXIDO
g
-
eq 
d)
iones
los
de
uno
de
total
a
arg
C
Sal
la
de
Molecular
Peso
SAL
g
-
eq 
e)
perdídos
o
ganados
Electrones
cia
tan
Sus
la
de
Molecular
Peso
REDUCTOR
o
OXIDANTE
g
-
eq 
En todo proceso químico las sustancias siempre reaccionan equivalente a equivalente, con
lo que el cálculo numérico a través de este concepto evita la igualación de las ecuaciones
químicas, es decir si una sustancia A reacciona con otra B:
NUMERO DE EQUIVALENTES DE A = NUMERO DE EQUIVALENTES DE B
4. FORMULAS QUIMICAS:
a) FORMULA MINIMA O EMPIRICA (fm):
Es la fórmula que indica cuales son los elementos que forman una sustancia y cual es la
proporción mínima entre los átomos de esos elementos al formar la molécula de la
sustancia deseada.
COMPUESTO FORMULA MINIMA
Acido Sulfúrico, H2SO4
Peróxido de Hidrógeno, H2O2
Benceno, C6H6
Glucosa, C6H12O6
Acetileno, C2H2
Hidracina, N2H4
H2SO4
HO
CH
CH2O
CH
NH2

147
Para determinar la FORMULA MINIMA, se procede de la siguiente manera:
1) Se determina el NUMERO RELATIVO DE MOLES (#rm) de cada elemento,
dividiendo el porcentaje transformado en gramos para su peso atómico.
Atómico
Peso
Elemento
del
)
Peso
(
Masa
rm
# 
2) Se determina el NUMERO RELATIVO DE ATOMOS (#ra), dividiendo el Número
Relativo de Moles para el menor valor de ellos, estos valores deben ser siempre enteros.
Cuando no lo sean, se deben multiplicar todos los resultados por un factor (2, 3, 4, etc.),
hasta que éstos sean enteros.
b) FORMULA MOLECULAR (FM):
Es la que indica cuales son los elementos que forman una sustancia y el número exacto de
átomos de cada elemento en la molécula de la sustancia considerada.
COMPUESTO FORMULA MOLECULAR
Peróxido de Hidrógeno
Benceno
Glucosa
Acido Sulfúrico
Acetileno
Hidracina
H2O2
C6H6
C6H12O6
H2SO4
C2H2
N2H4
De los ejemplos anteriores se deduce la relación entre fórmula molecular y la mínima:
)
MINIMA
FORMULA
(
k
MOLECULAR
FORMULA 
El valor de k puede ser calculado a partir de la siguiente ecuación:
Mínima
Fórmula
la
de
Molecular
Peso
Compuesto
del
al
Re
Molecular
Peso
k 
Los valores de k deben ser: 1, 2, 3, 4, etc.
Un procedimiento para determinar la FORMULA MOLECULAR, es el siguiente:
1) Se determina la Fórmula Mínima, fm
2) Se determina el valor de k
3) Se determina la Fórmula Molecular, FM = k(fm)

148
5. REACTIVO LIMITANTE:
Muchas preparaciones de laboratorio emplean excesos de uno de los reactivos. Por lo tanto,
los cálculos para determinar la cantidad de producto deseado deberían basarse en el
reactivo que no esté en exceso, es decir aquel que se utilice completamente en la reacción,
este reactivo es llamado REACTIVO LIMITANTE.
Otra definición es aquella que dice que: REACTIVO LIMITANTE, es aquel que se
encuentra en menor número de moles con respecto a los demás, cumple con la proporción
en la ecuación química, determina la cantidad de producto.
1) Calcular la composición centesimal o porcentual del Sulfato de Potasio, K2SO4.
Primero, determinamos el peso molecular del K2SO4: K=39,1; S=32 y O=16, entonces
el K2SO4 pesa 174,2 g/mol.
A continuación calculamos la composición porcentual de cada elemento, aplicando la
siguiente ecuación:
100
Compuesto
del
Molecular
Peso
)
Atómico
Peso
)(
átomos
de
Número
(
ELEMENTO
% 

Realizando los cálculos para cada elemento, tenemos:
13
,
53
100
2
,
174
)
1
,
39
)(
2
(
K
% 


74
,
21
100
2
,
174
)
32
)(
1
(
S
% 


13
,
25
74
,
21
13
,
53
100
O
% 



2) Un compuesto químico tiene la siguiente composición porcentual: Potasio (K), 26,57%;
Cromo (Cr), 35,36% y Oxígeno (O), 38,07%. Determine la fórmula mínima.
Para resolver este ejercicio construimos la siguiente tabla:
ELEMENTO % m(g) PA #rm #ra
K
Cr
O
26,57
35,36
38,07
26,57
35,36
38,07
39,1
52
16
0,6795
0,68
2,3792
1 x 2 = 2
1 x 2 = 2
3,5 x 2 = 7
Por lo tanto la fórmula mínima (fm) es: K2Cr2O7

149
3) Una muestra de uranio de 2,5 gramos se calentó en aire, el óxido resultante pesaba
2,949 gramos. Determinar la fórmula mínima del óxido.
Determinamos por diferencia la cantidad de Oxígeno que tiene el óxido:
g
449
,
0
5
,
2
949
,
2
O
g 


Elaboramos la siguiente tabla, para establecer la fórmula mínima:
ELEMENTO m(g) PA #rm #ra
U
O
2,5
0,449
238
16
0,0105
0,028
1 x 3 = 3
2,68 x 3 = 8
Por tanto, la fórmula mínima (fm) es: U3O8
4) Una muestra de 1,367 gramos de un compuesto orgánico se quema en una corriente de
aire y dio como resultado 3,002 gramos de CO2 y 1,640 gramos de H2O. Si el
compuesto contenía solamente carbono, hidrógeno y oxígeno, determinar la fórmula
mínima (fm).
Determinamos las masas de Carbono e Hidrógeno en el CO2 y en el H2O:
C
g
8187
,
0
CO
g
44
C
g
12
CO
g
002
,
3
2
2 

H
g
1822
,
00
O
H
g
18
H
g
2
O
H
g
002
,
3
2
2 

Determinamos la cantidad de Oxígeno, por diferencia de la cantidad de compuesto
inicial:
g
3661
,
0
1822
,
0
8187
,
0
367
,
1
O
g 



Construimos a continuación la siguiente tabla:
ELEMENTO m(g) PA #rm #ra
C
H
O
0,8187
0,1822
0,3661
12
1
16
0,0682
0,1822
0,0228
2,99 = 3
7,99 = 8
1 = 1
La fórmula mínima, fm es: C3H8O

150
5) Un pedazo de cobre electroliticamente puro pesa 3,178 gramos y al calentarle
fuertemente en una corriente de oxígeno se convierte en un óxido negro cuyo peso es
de 3,978 gramos. Determinar la composición de este óxido.
100
total
)
masa
(
Peso
elemento
del
)
masa
(
Peso
Elemento
% 

100
gr
978
,
3
gr
178
,
3
Cu
% 

89
,
79
Cu
% 
El porcentaje de Oxígeno, lo determinamos restando de 100:
11
,
20
89
,
79
100
O
% 


6) Se disuelve en ácido nítrico una moneda de plata cuyo peso es de 5,82 gramos. Cuando
se añade cloruro de sodio a la solución formada, toda la plata forma cloruro de plata
cuyo peso es de 7,20 gramos. Hallar el porcentaje de plata en la moneda.
Calculamos la cantidad de Plata que existe en el cloruro correspondiente:
Ag
g
41
,
5
AgCl
g
143
Ag
g
108
AgCl
g
20
,
7 

El porcentaje de Plata se calcula de la siguiente manera:
96
,
92
100
g
82
,
5
g
41
,
5
Ag
% 


7) Qué cantidad de clorato de potasio se debe calentar para obtener 3,5 gramos de
oxígeno, determinar además la cantidad de cloruro de potasio formada.
Para este tipo de ejercicios se aconseja seguir el siguiente procedimiento:
1. Escribir la reacción química
2. Igualar la reacción química
3. Identificar las sustancias que continúan utilizándose en la solución del problema
4. Determinar pesos moleculares de dichas sustancias
5. Determinar el reactivo limitante (si es el caso)
6. Resolver el problema, aplicando reglas de tres y/o ecuaciones determinadas

151
La reacción química igualada es la siguiente:
2 KClO3  3 O2 + 2 KCl
Los peso moleculares de las sustancias que intervienen en la solución del problema son:
KClO3 = 122,6 g/mol y O2 = 32 g/mol.
Calculamos la cantidad de KClO3 que se forma, mediante la siguiente regla de tres:
3
2
3
2 KClO
g
94
,
8
O
g
)
32
(
3
KClO
g
)
6
,
122
(
2
O
g
5
,
3 

Si aplicamos la ley de la Lavoisier (Conservación de la Masa), podemos establecer la
cantidad de KCl que se produce:
2
3 O
g
KClO
g
KCl
g 

g
44
,
5
5
,
3
94
,
8
KCl
g 


8) Qué peso de óxido férrico se producen al oxidar completamente 100 gramos de hierro.
Calcular el volumen de Oxígeno necesario en condiciones normales.
La ecuación igualada es:
4 Fe + 3 O2  2 Fe2O3
Los pesos moleculares son: Fe2O3 = 160 g/mol y Fe = 56 g/mol.
Determinamos la cantidad de Fe2O3:
3
2
3
2
O
Fe
g
86
,
142
Fe
g
)
56
(
4
O
Fe
g
)
160
(
2
Fe
g
100 

La cantidad de Oxígeno se determina por diferencia:
g
86
,
42
100
86
,
142
O
g 2 


Para determinar el volumen de Oxígeno en condiciones normales, establecemos:
T
R
n
V
P 


 
P
T
R
n
V




152
2
O
litros
30
)
atm
1
)(
mol
/
g
32
(
)
K
273
)(
mol
K
/
litros
atm
08205
,
0
)(
g
86
,
42
(
V 



9) Cuántas libras de sulfato de sodio al 83,4% de pureza se pueden obtener a partir de 250
lb de cloruro de sodio al 94,5% de pureza, si el cloruro de sodio reacciona con ácido
sulfúrico.
La ecuación que describe el fenómeno es:
2 NaCl + H2SO4  Na2SO4 + 2 HCl
Con ayuda de los pesos atómicos, determinamos los pesos moleculares de los
compuestos: NaCl = 58,5 g/mol y Na2SO4 = 142 g/mol
Luego determinamos la cantidad de NaCl puro:
g
7
,
107257
lb
25
,
236
)
945
,
0
)(
lb
250
(
puro
NaCl
g 


Estableciendo reglas de tres determinamos la cantidad de Na2SO4:
4
2
4
2
4
2
SO
Na
libras
73
,
286
SO
Na
g
77
,
130175
NaCl
g
)
5
,
58
(
2
SO
Na
g
)
142
(
1
)
p
(
NaCl
g
7
,
107257 


10) El ácido clorhídrico comercial se prepara normalmente calentando Cloruro de Sodio
con Acido Sulfúrico concentrado. Qué cantidad de Acido Sulfúrico concentrado al
95% de pureza se necesita para preparar 350 gramos de HCl de 42% de pureza.
El proceso químico se muestra en la siguiente reacción:
2 NaCl + H2SO4  Na2SO4 + 2 HCl
Si los pesos moleculares son: HCl = 36,5 g/mol y H2SO4 = 98 g/mol
Determinamos la cantidad de HCl puro: g
147
)
42
,
0
)(
g
350
(
puro
HCl
g 

Calculamos la masa de H2SO4 puro:
puros
SO
H
g
34
,
197
HCl
g
)
5
,
36
(
2
SO
H
g
98
)
p
(
HCl
g
147 4
2
4
2


Luego determinamos el peso de H2SO4 al 95%:

153
%
95
al
SO
H
g
73
,
207
95
,
0
)
g
34
,
197
(
4
2

11) La herrumbre se puede eliminar de las telas por la acción del Acido Clorhídrico
diluido. Cuántos gramos de herrumbre se pueden eliminar con la acción de 100 ml de
ácido al 40% de pureza y de densidad 1,118 g/ml.
La reacción que describe el fenómeno es:
Fe2O3 + 6 HCl  2 FeCl3 + 3 H2O
Determinamos la masa pura de HCl:
V
m
d   %
40
HCl
g
8
,
111
)
ml
/
g
118
,
1
)(
ml
100
(
V
d
m 



)
40
,
0
)(
g
8
,
111
(
m   puro
HCl
g
72
,
44
m 
Con este valor calculamos la cantidad de Fe2O3:
3
2
3
2
O
Fe
g
67
,
32
HCl
g
)
5
,
36
(
6
O
Fe
g
160
HCl
g
72
,
44 

12) Calcular la masa del Acido Clorhídrico al 39% de pureza (39% en peso de ácido puro)
que se necesita para preparar cloro suficiente para llenar un cilindro de 3500 ml de
capacidad a una presión de 200 atmósferas y a la temperatura de 0°C, cuando el ácido
reacciona con el Dióxido de Manganeso.
El fenómeno químico, se representa por la siguiente ecuación:
4 HCl + MnO2  Cl2 + MnCl2 + 2 H2O
Con ayuda de la ecuación general de los gases determinamos la masa de Cl2:
T
R
PM
V
P
g
T
R
PM
g
V
P








g
78
,
2218
)
K
273
)(
mol
K
/
litros
atm
08205
,
0
(
)
mol
/
g
71
(
)
litros
5
,
3
)(
atm
200
(
Cl
g 2 



Determinamos luego la cantidad de HCl puro:

154
puros
HCl
g
56
,
4562
Cl
g
71
HCl
g
)
5
,
36
(
4
Cl
g
78
,
2218
2
2 

Con esta masa determinamos la cantidad de HCl al 39%:
%
39
HCl
g
88
,
11698
39
,
0
g
56
,
4562

13) Qué cantidad de Cromo metálico puede obtenerse cuando reaccionan 5 libras de
Aluminio con 20 libras de Oxido Crómico. Qué sustancia está en exceso y en qué
cantidad.
La reacción química igualada es:
2 Al + Cr2O3  2 Cr + Al2O3
Determinamos las masas en gramos de cada reactivo: 5 lb Al = 2270 g Al
20 lb Cr2O3 = 9080 g Cr2O3
Luego determinamos el reactivo limitante, calculando moles:
moles
04
,
42
)
mol
/
g
27
(
2
g
2270
Al
n 
 (REACTIVO LIMITANTE)
moles
74
,
59
mol
/
g
152
g
9080
O
Cr
n 3
2 
 (REACTIVO EN EXCESO)
Establecemos las siguientes relaciones:
Cr
g
85
,
4371
Al
g
)
27
(
2
Cr
g
)
52
(
2
Al
g
2270 

3
2
3
2
3
2
O
Cr
lb
07
,
14
O
Cr
g
63
,
6389
Al
g
)
27
(
2
O
Cr
g
152
Al
g
2270 


Por diferencia determinamos el exceso: 20 lb – 14,07 lb = 5,93 lb Cr2O3
14) Calcular el peso en gramos de Nitro de Chile que contienen 89,5% de Nitrato de Sodio,
que al ser tratado con suficiente cantidad de Acido Sulfúrico produce 50 gramos de
Acido Nítrico al 65,3% de pureza.

155
La reacción química que explica este fenómeno es:
2 NaNO3 + H2SO4  2 HNO3 + Na2SO4
Calculamos la cantidad de HNO3 puro:
g
65
,
32
)
653
,
0
)(
g
50
(
puros
HNO
g 3 

Determinamos la cantidad de NaNO3 y de Nitro de Chile, con ayuda de las siguientes
relaciones:
3
3
3
3 NaNO
g
05
,
44
HNO
g
)
63
(
2
NaNO
g
)
85
(
2
HNO
g
65
,
32 

Chile
de
Nitro
g
21
,
49
NaNO
g
5
,
89
Chile
de
Nitro
g
100
NaNO
g
05
,
44
3
3 

15) Se desea preparar Dióxido de Nitrógeno, NO2, a partir de sus elementos. El Nitrógeno
que se usará en la preparación se obtiene de la reacción: Amoníaco + Oxido Cúprico
 Cobre + Nitrógeno + Agua, qué cantidad de Amoníaco se necesita para preparar
150 gramos de Dióxido de Nitrógeno.
Las reacciones igualadas para los dos procesos son:
N2 + 2 O2  2 NO2
2 NH3 + 3 CuO  3 Cu + N2 + 3 H2O
Determinamos los pesos moleculares: NO2 = 46; N2 = 28 y NH3 = 17 g/mol
Establecemos las relaciones, para determinar las cantidades de N2 y NH3:
2
2
2
2 N
g
65
,
45
NO
g
)
46
(
2
N
g
28
NO
g
150 

3
2
3
2 NH
g
43
,
55
N
g
28
NH
g
)
17
(
2
N
g
65
,
45 

16) En la reacción: dicromato de potasio + cloruro de bario + ácido sulfúrico  cloro +
sulfato crómico + sulfato de bario + sulfato de potasio + agua. Calcular: a) El volumen
de ácido sulfúrico concentrado de densidad 1,75 g/cm3
y que contiene 75% de pureza,
que volumen será necesario para reaccionar 185 gramos de cloruro de bario; b) Si todo

156
el cloro obtenido de la reacción se une al fósforo, qué cantidad de cloruro fosfórico se
forma.
Escribimos e igualamos la reacción química:
K2Cr2O7 + BaCl2 + H2SO4  Cl2 + Cr2(SO4)3 + BaSO4 + K2SO4 + H2O
3
2
6
2 Cr
e
6
Cr
2 



  3
2
6
2 Cr
e
6
Cr
2 




)
3
(
Cl
e
2
Cl 0
2
1
2 
 

 0
2
1
2 Cl
3
e
6
Cl
3 
 

Sumando las semireacciones, tenemos: 2 Cr2
+6
+ 3 Cl2
–1
→ Cr2
+3
+ 3 Cl2
o
La ecuación igualada:
K2Cr2O7 + 3 BaCl2 + 7 H2SO4  3 Cl2 + Cr2(SO4)3 + 3 BaSO4 + K2SO4 + 7 H2O
A continuación se realizan los cálculos correspondientes:
a) puros
SO
H
g
05
,
203
BaCl
g
)
34
,
208
(
2
puros
SO
H
g
)
98
(
7
BaCl
g
185 4
2
2
4
2
2 

%
75
al
o
concentrad
SO
H
g
73
,
270
75
,
0
SO
H
g
05
,
203
4
2
4
2

Determinamos el volumen del ácido, utilizando la ecuación:
V
m
d  
d
m
V   %
75
SO
H
cm
70
,
154
ml
/
g
75
,
1
g
73
,
270
V 4
2
3


b) Para esta segunda parte la reacción es: 10 Cl2 + P4  4 PCl5
2
2
2
2 Cl
g
05
,
63
BaCl
g
)
34
,
208
(
3
Cl
g
)
71
(
3
BaCl
g
185 

5
2
5
2 PCl
g
06
,
74
Cl
g
)
71
(
10
PCl
g
)
208
(
4
Cl
g
05
,
63 

17) En la reacción: bromuro de potasio + permanganato de potasio + ácido sulfúrico 
bromo + sulfato manganoso + sulfato de potasio + agua. Si reaccionan 55 gramos de
permanganato con 80 cm3
de ácido sulfúrico concentrado al 96% de pureza y de
densidad 1,84 g/ml. Determinar: a) La cantidad de sulfato de potasio al 75% de pureza;
y b) el volumen de bromo si su densidad es 3,12 g/cm3
.

157
La ecuación igualada es:
10 KBr + 2 KMnO4 + 8 H2SO4  5 Br2 + 6 K2SO4 + 2 MnSO4 + 8 H2O
Determinamos el reactivo limitante:
Para el KMnO4:
moles
1739
,
0
)
mol
/
g
1
,
158
(
2
g
55
KMnO
n 4 

Para el H2SO4:
V
m
d   V
d
m 
  %
96
SO
H
g
2
,
147
)
ml
/
g
84
,
1
)(
cm
80
(
m 4
2
3


puros
SO
H
g
312
,
141
)
96
,
0
)(
g
2
,
147
(
m 4
2


moles
1802
,
0
)
mol
/
g
98
(
8
g
312
,
141
SO
H
n 4
2 

Analizando la cantidad de moles, el reactivo limitante es aquel que se encuentra en
menor cantidad en moles, por lo que el KMnO4 es el REACTIVO LIMITANTE.
a) puros
SO
K
g
80
,
181
KMnO
g
)
1
,
158
(
2
SO
K
g
)
2
,
174
(
6
KMnO
g
55 4
2
4
4
2
4 

Determinamos la masa de K2SO4 al 75%:
%
75
SO
K
g
4
,
242
75
,
0
g
80
,
181
4
2

b) 2
4
2
4 Br
g
15
,
139
KMnO
g
)
1
,
158
(
2
Br
g
)
160
(
5
KMnO
g
55 

Determinada la masa calculamos el volumen de Bromo mediante la siguiente
ecuación:
V
m
d  
d
m
V   2
Br
ml
6
,
44
ml
/
g
12
,
3
g
15
,
139
V 


158
FORMULAS Y COMPOSICION:
1. Un compuesto contiene 21,6% de Sodio; 33,3% de Cloro y 45,1% de Oxígeno.
Determinar la fórmula empírica del compuesto. Resp. NaClO3
2. Cuando se queman 1,010 g de Zinc en aire, se producen 1,257 g de óxido. Determinar
la fórmula empírica del óxido. Resp. ZnO
3. Un compuesto tiene la siguiente composición porcentual: Hidrógeno, 2,24%; Carbono
26,69% y Oxígeno, 71,07%. Si su peso molecular es 90, determinar la fórmula
molecular del compuesto. Resp. H2C2O4
4. Determinar la fórmula mínima o empírica de un compuesto que tiene la composición
siguiente: Cromo 26,52%; Azufre 24,52% y Oxígeno 48,96%. Resp. Cr2S3O12
5. Una muestra de 3,245 g de Cloruro de Titanio se redujo con Sodio hasta Titanio
metálico. Posteriormente se eliminó el Cloruro de Sodio resultante, el Titanio metálico
residual se secó y se pesó, se obtuvieron 0,819 g. Determinar la fórmula empírica del
Cloruro. Resp. TiCl4
6. Una muestra de 1,5 gramos de un compuesto que contiene Carbono, Hidrógeno y
Oxígeno se quemó completamente. Los productos de la combustión son 1,738 g de
Anhídrido Carbónico y 0,711 g de Agua. Determinar la fórmula empírica del
compuesto. Resp. C2H4O3
7. Mediante análisis se encontró que un compuesto contiene solo C, H, N y O. Una
muestra de 1,279 g se quemó por completo y se obtuvieron 1,60 g de Anhídrido
Carbónico y 0,77 g de Agua. Una muestra de 1,625 g que se pesó por separado contiene
0,216 g de Nitrógeno. Determinar la fórmula empírica del compuesto. Resp. C3H7O3N
8. El Manganeso forma óxidos no estequiométricos que tienen la fórmula general MnOx.
Encuéntrese el valor de x para un compuesto que contiene 63,70% de Mn. Resp. 1,957
9. Al analizar un compuesto orgánico se encontraron los siguientes datos: 47,37% de
Carbono y 10,59% de Hidrógeno, el resto es Oxígeno. Determinar la fórmula empírica
del compuesto. Resp. C3H8O2
10. Se ha quemado con un exceso de Oxígeno una muestra de 3,42 g de un compuesto que
contiene C, H, N y O, obteniéndose como productos de la combustión 2,47 g de
Anhídrido Carbónico y 1,51 g de Agua; otra muestra del mismo compuesto cuyo peso
era de 5,26 g contenía 1,20 g de Nitrógeno. Calcular la fórmula empírica de dicho
compuesto. Resp. CH3O2N
11. Se quemó con un exceso de Oxígeno una muestra de 2,52 g de un compuesto que
contiene C, H, N, O y S. Producto de la combustión fueron 4,23 g de Anhídrido
Carbónico y 1,01 g de Agua. Otra muestra del mismo compuesto, cuyo peso era de 4,14
g produjo 2,11 g de Anhídrido Sulfúrico. Y finalmente, otra muestra de 5,66 g del

159
compuesto genera 2,27 g de Acido Nítrico. Calcular la fórmula empírica de dicho
compuesto. Resp. C6H7O2NS
12. Las especificaciones de un material para transistores requiere de un átomo de Boro por
cada 1xl010
átomos de Silicio. Determinar el contenido de Boro por cada kilogramo de
este material. Resp. 3,84x10–11 kg B
13. Calcular el porcentaje de Cobre en cada uno de los siguientes minerales: cuprita, Cu2O;
pirita de cobre, CuFeS2; malaquita, CuCO3.Cu(OH)2. Cuántos kilogramos de cuprita
darán 500 kg de cobre. Resp. 88,82%; 34,63%; 57,48%; 563 kg
14. Determinar la composición porcentual de a) Cromato de Plata, Ag2CrO4; b) Pirofosfato
de Calcio, Ca2P2O7. Resp. a) 65,03% Ag; 15,67% Cr; 19,29% O; b) 31,54% Ca;
24,38% P; 44,08% O
15. Se combustionan 0,580 gramos de un compuesto que contiene C, H y O, obteniéndose
1,274 g de anhídrido carbónico y 0,696 g de agua. Al volatilizar 0,705 g del compuesto
a 28°C y 767 mmHg se determina que ocupan 295 ml. Determinar la fórmula del
compuesto. Resp.
16. Calcular la cantidad de Zinc en 1 ton de mineral que contiene 60,0% de Zinquita, ZnO.
Resp. 964 lb Zn
17. Cuánto Fósforo está contenido en 5 g de compuesto CaCO3.3Ca3(PO4)2. Cuánto P2O5.
Resp. 0,902 g P; 2,07 g P2O5
18. Una muestra de 10 g de un mineral crudo contiene 2,80 g de HgS. Determinar el
porcentaje de Mercurio en el mineral. Resp. 24,1 % Hg
19. El contenido de Arsénico en un insecticida agrícola es de 28% de As2O5. Determinar el
porcentaje de arsénico en el insecticida. Resp. 18,26 % As
20. Una muestra impura de Cu2O, contiene 66,6% de Cobre. Determinar el porcentaje de
Cu2O puro en la muestra. Resp. 75 % Cu2O
ECUACIONES QUIMICAS:
1. Se prepara Cloro mediante la siguiente reacción: Permanganato de Potasio + Acido
Clorhídrico  Cloro + Cloruro de Potasio + Cloruro Manganoso + Agua. Cuántos
gramos de Permanganato se necesitan para preparar cloro necesario para llenar un
cilindro de 1500 ml a 5 atmósferas y 20°C. Resp. 19,8 g
2. El Iodo puede prepararse mediante la reacción: Iodato de Sodio + Sulfito Acido de
Sodio  Iodo + Sulfato Acido de Sodio + Sulfato de Sodio + Agua. Para producir un
kg de Iodo, cuánto Iodato y Sulfito deben utilizarse. Resp. 1,56 kg NaIO3; 2,05 kg
NaHSO3

160
3. Cuántos kilogramos de ácido sulfúrico pueden prepararse a partir de 1 kg de sulfuro
cuproso, si cada átomo de azufre del sulfuro cuproso se convierte en 1 molécula de
ácido sulfúrico. Resp. 0,616 kg
4. Se desean prepara 100 gramos de cloro mediante la siguiente reacción: Dióxido de
Manganeso + Acido Clorhídrico → Cloro + Cloruro Manganoso + Agua. Determinar:
a) el volumen de solución de ácido clorhídrico de densidad 1,18 g/ml y al 36% de
concentración; y b) el peso de mineral de manganeso que contiene 75% de dióxido de
manganeso, deben utilizarse en la preparación. Resp. a) 484 ml; b) 164 g
5. Qué cantidad de Cloruro de Amonio se requiere para preparar 125 ml de Nitrógeno
recogidos sobre agua a 30°C y 850 mmHg, en la reacción: Cloruro de Amonio + Nitrito
de Sodio → Cloruro de Sodio + Nitrógeno + Agua. La presión del vapor de agua a
30°C es 31,5 mmHg. Resp. 0,29 g NH4Cl
6. Una muestra de 50 g de Zinc reacciona exactamente con 129 cm3
de Acido Clorhídrico
que tiene una densidad de 1,18 g/cm3
y contiene 35,0% en peso de ácido puro.
Determinar el porcentaje de Zinc metálico en la muestra, suponer que la impureza es
inerte frente al HCl. Resp. 96 % Zn
7. El Acido Clorhídrico comercial se prepara calentando Cloruro de Sodio con Acido
Sulfúrico concentrado. Cuántos kilogramos de Acido Sulfúrico que contiene el 95% en
peso de ácido puro, se necesitan para la producción de 3 kilogramos de Acido
Clorhídrico concentrado que contenga el 50% de ácido puro. Resp. 2,12 kg
8. En la reacción: Cloruro de Sodio + Acido Sulfúrico  Sulfato de Sodio + Acido
Clorhídrico. Determinar: a) el peso de Acido Clorhídrico formado por la acción del
Acido Sulfúrico sobre 200 g de Cloruro de Sodio con 99,5% de pureza; b) El volumen
de Acido Clorhídrico obtenido si su densidad es 1,2 g/ml y contiene 40% en peso de
ácido puro; c) el peso de Sulfato de Sodio producido. Resp. a) 124,1 g HCl; b) 0,26
litros HCl; c) 241,6 g Na2SO4
9. Si 88,3 g de Cloruro de Amonio reaccionan con 92,6 g de Oxido de Calcio para
producir Amoníaco. Cuál de las dos sustancias esta en exceso y en qué cantidad. Resp.
46,3 g CaO
10. El Nitrato de Sodio, reacciona con el Acido Sulfúrico para producir Acido Nítrico. Cuál
es el peso de Nitrato que contiene el 89,5% en peso, necesario para producir 200 g de
Acido Nítrico que contiene 65,3% en peso de ácido puro. Resp. 196,8 g NaNO3
11. Cuántos mililitros de solución de Nitrato de Plata, de densidad 1,14 g/ml y que contiene
el 15% en peso; es necesario para reaccionar con 40 ml de una solución de Acido
Clorhídrico, de densidad 1,14 g/ml y que contiene el 27,6% en peso de ácido puro.
Resp. 343 ml

161
12. Calcular el número de mililítros en condiciones normales de Sulfuro de Hidrógeno
necesarios para precipitar todo el Cobre en forma de Sulfuro de Cobre, de 100 ml de
una solución que contiene 0,75 g de CuCl2 por cada litro. Resp. 12,4 ml
13. Calcular en gramos y moles la cantidad de Hidróxido de Calcio requeridos para liberar
el Amoníaco de 1 tonelada de Sulfato de Amonio. Cuántos cm3
en condiciones
normales de Amoníaco se liberan en la reacción.
14. La siguiente reacción representa el método comercial de preparación del monóxido de
nitrógeno: Amoníaco + Oxígeno  Monóxido de Nitrógeno + Agua. Cuántos litros de
Amoníaco y de Oxígeno se necesitarán para producir 80 litros de monóxido en
condiciones normales. Resp. 80 litros, 100 litros
15. A una solución de Acido Clorhídrico que contiene 20,01 g de ácido se agregan 20,01 g
de Carbonato de Calcio. Determinar: a) qué sustancia está en exceso y en cuántas
moles; b) cuántos gramos de Cloruro de Calcio se producen; c) cuántos litros de
Anhídrido Carbónico en condiciones normales se liberan de la reacción. Resp. a) 0,345
moles HCl; b) 22,22 g; c) 4,48 litros
16. A una solución que contiene 30 g de Nitrato de Plata se agrega una solución que
contiene 30 g de Cloruro de Sodio. Determinar: a) Qué sustancia está en exceso y en
qué cantidad; b) qué peso de Cloruro de Plata se produce. Resp. a) NaCl, 19,7 g; b)
25,31 g AgCl
17. Determinar en condiciones normales el volumen de Cloro liberados por la acción de un
exceso de Permanganato de Potasio con 100 ml de ácido clorhídrico cuya densidad es
l,2 g/ml y que contiene 39,8% en peso de ácido puro. Resp. 9,17 litros
18. En la reacción: Cloruro Ferroso + Dicromato de Potasio + Acido Clorhídrico →
Cloruro Férrico + Cloruro de Potasio + Cloruro Crómico + Agua. Si reaccionan 250 ml
de solución de Acido Clorhídrico de densidad 1,14 g/ml y al 32% de pureza, qué peso
de Dicromato al 65% de concentración se necesita y qué peso de Cloruro Crómico al
85% de concentración se produce.
19. Se tratan 50 gramos de Aluminio con 10% de exceso de Acido Sulfúrico. Determinar:
a) Qué volumen de ácido sulfúrico concentrado, de densidad 1,80g/ml y que contiene
96,5% en peso de ácido puro, se debe utilizar y b) qué volumen de hidrógeno se
recogerá sobre agua a 20C y 785 torr. La presión del vapor de agua a 20C es 17,5 torr.
Resp. a) 173 cm3; b) 66,2 litros
20. Una muestra de 5,68 g de P4O10 puro se ha transformado completamente en H3PO4
disolviéndola en agua. Este H3PO4 ha sido después completamente transformado en
Ag3PO4 tratándolo con un exceso de AgNO3. Posteriormente el Ag3PO4 fue también
transformado completamente en AgCl haciéndolo reaccionar con un exceso de HCl. El
AgCl pesó 34,44 g. Si los pesos atómicos de Cl, P y O son respectivamente 35,5; 31 y
16. Determinar el peso atómico de la plata. Resp. 108

162
ESTEQUIOMETRIA REDOX:
1. Una solución que contiene 10 gramos de Sulfato Ferroso es tratada con suficiente
cantidad de Permanganato de Potasio y Acido Sulfúrico para completar la reacción.
Calcular el peso de Sulfato Férrico obtenido.
2. Una muestra de Plata que pesaba 10 gramos se disolvió en Acido Nítrico, cuya
densidad es 1,2 g/ml y que contiene el 41,3% en peso de ácido puro. Calcular: a) El
número de mililitros de Acido Nítrico necesario para disolver la Plata; y b) el número
de mililítros de ácido necesarios para la oxidación.
3. A una muestra de Bronce (70% de Cu y 30 % de Zn) y que pesa 5 gramos se disolvió en
Acido Nítrico, cuya densidad es 1,2 g/ml y que contiene el 33% en peso de ácido puro.
Calcular el volumen de la solución de Acido Nítrico necesario para disolver el bronce.
4. Calcular: a) el peso de Dicromato de Potasio requerido para completar la reacción con
20 ml de Acido Iodhídrico de densidad 1,7 g/ml y que contiene el 57% en peso de ácido
puro; y b) el peso de Iodo obtenido en esta reacción.
5. Calcular el peso de Plata metálica obtenida por la acción de 1,5 gramos de Sulfato
Ferroso con Nitrato de Plata en solución.
6. Calcular el volumen de Sulfuro de Hidrógeno a 25°C y 750 mmHg que serán
requeridos para la reducción de 10 gramos de Permanganato de Potasio en solución,
acidificada con Acido Sulfúrico.
7. Una mezcla de Cloruro de Potasio y Permanganato de Potasio es tratada con Acido
Sulfúrico concentrado. Calcular: a) el peso de Permanganato de Potasio requerido para
oxidar 10 gramos de Cloruro; y b) el volumen de Cloro producido en condiciones
normales.
8. a) Determinar el volumen de una solución de Acido Nítrico de densidad 1,2 g/ml y que
contiene en 32,3% de ácido puro, necesarios para reaccionar completamente con 100
gramos de Iodo; y b) El peso en gramos de Acido Iódico producidos en la reacción.
9. Calcular el volumen de Acido Sulfhídrico en condiciones normales, requerido para
reducir 1,0 gramos de Dicromato de Potasio en presencia de Acido Clorhídrico.
10. Un método de laboratorio para obtener Bromo, consiste en tratar una mezcla de
Bromuro de Sodio y Dicromato de Potasio con Acido Sulfúrico concentrado.
Determinar los pesos de Bromuro de Sodio y Dicromato de Potasio necesarios para
obtener 100 ml de Bromo, si la densidad del Bromo es 3,12 g/ml.

FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estado Líquido
163
CAPITULO 9
ESTADO LÍQUIDO
1. GENERALIDADES:
El ESTADO LIQUIDO se caracteriza porque en él las fuerzas de Atracción Molecular son
iguales a las fuerzas de Repulsión, cualidad que hace que los líquidos presenten las
siguientes características:
a) Espacios intermoleculares equidimensionales con el tamaño de la molécula
b) Las moléculas presentan movimientos pero más restringidos que en los gases
c) Poseen volúmenes fijos
d) Adquieren la forma del recipiente que les contiene
e) Son considerados también fluidos
Además los líquidos presentan las siguientes propiedades que los caracterizan:
 Presión de Vapor
 Punto de ebullición
 Punto de congelación
 Tensión superficial
 Viscosidad
a) PRESION DE VAPOR:
En los líquidos a medida que se incrementa la temperatura, se incrementa el escape de las
moléculas de la superficie del líquido, estableciéndose un equilibrio entre el líquido y su
vapor, debido a que el número de moléculas que se escapan es igual al de las moléculas que
retornan. La presión ejercida por el vapor en equilibrio con el líquido a una determinada
temperatura, se llama PRESIÓN DE VAPOR del líquido.
La presión de vapor es un valor característico para cada líquido a una temperatura definida.
Es una propiedad independiente de la cantidad del líquido y constituye una medida de la
tendencia del líquido a evaporarse, los líquidos de mayor presión de vapor se evaporan con
mayor facilidad. A continuación se muestran presiones de vapor en mmHg de varios
líquidos a diferentes temperaturas:
T(°C) AGUA ETANOL ETER
0
20
40
60
80
100
4,6
17,4
54,9
148,9
354,9
760,0
12,7
44,5
133,7
350,2
812,9
1697,5
184,4
432,8
921,1
1725,0
3022,8
4953,3

164
Como conclusión se puede establecer que:
Presión de Vapor = f(Energía Cinética)
Energía Cinética = f(Temperatura)
Por lo tanto: Presión de Vapor = f(Temperatura)
b) PUNTO DE EBULLICION:
La temperatura de ebullición de un líquido se relaciona con su presión de vapor. Cuando la
presión de vapor interna de un líquido es igual a la presión externa, el líquido hierve. Por
tanto, la temperatura a la cual la presión del vapor es igual a la presión externa
(atmosférica), se denomina PUNTO DE EBULLICIÓN DEL LÍQUIDO.
Se denomina PUNTO DE EBULLICIÓN NORMAL DE UN LÍQUIDO, la temperatura a la
cual la presión de vapor del líquido es igual a 1 atmósfera (760 torr).
La temperatura de ebullición y la presión son directamente proporcionales. Por ejemplo en
el agua se registran los siguientes datos:
PRESION (Torr) T(°C)
540
760
92
100
A continuación se muestran datos de temperatura de ebullición de algunas sustancias:
SUSTANCIA TEMP. DE EBULLICION (ºC)
Agua
Alcohol Etílico
Hierro
Cobre
Aluminio
Plomo
Mercurio
100
78
2750
2600
2400
1750
357
c) TENSION SUPERFICIAL:
Todo líquido opone resistencia a cualquier fuerza que tienda a expandir su superficie. Por
esta razón un líquido tiende a adoptar la forma esférica, ya que una superficie esférica tiene
en comparación con el volumen que encierra un área menor que cualquier otra forma
geométrica.
La TENSION SUPERFICIAL es la propiedad que tiende a halar las moléculas de la
superficie de un líquido hacia el interior de éste, el resultado es la disminución de la
superficie al mínimo. Este fenómeno es causado por el hecho que dentro del líquido cada
molécula es atraída por el resto de las moléculas en todas las direcciones, pero las de la

165
superficie son atraídas únicamente hacia abajo o sea hacia el cuerpo del líquido, formando
estas una especie de membrana superficial templada.
Cuanto mayor sea la fuerza de atracción entre las moléculas, mayor es la tensión
superficial.
La Tensión Superficial, se define como la fuerza que actúa a lo largo de una distancia de 1
cm en el plano de superficie que se opone a la expansión, se expresa en Dinas/cm y se
simboliza como . En la siguiente tabla se muestran datos de la tensión superficial de
algunas sustancias:
SUSTANCIA (Dinas/cm)
Aceite de Oliva
Agua
Acido Acético
Acetona
Benceno
Glicerina
Hexano
Éter
32,00
72,75
27,26
3,70
28,85
63,40
18,40
17,00
En la siguiente tabla se muestran valores de tensión superficial para el Agua a diferentes
temperaturas:
T(ºC) (Dinas/cm)
0
10
20
30
40
50
75,64
74,22
72,75
71,18
69,56
67,91
d) VISCOSIDAD:
Las fuerzas de atracción que mantiene las moléculas a distancias ínfimas dando a los
líquidos suficiente cohesión, determinan que estos al fluir sobre una superficie produzcan
fricción. La resistencia que el 1íquido ofrece al flujo se denomina VISCOSIDAD.
La Viscosidad depende de la Temperatura y de la Presión. Disminuye con el aumento de la
temperatura y aumenta con la disminución de la presión.
En el sistema internacional de unidades la unidad de la viscosidad es el Pascal∙Segundo que
corresponde a N∙s/m² o kg/m·s. La unidad CGS para la viscosidad es el Poise (P) que es
equivalente a g/cm∙s.

166
A continuación se muestran algunos datos de viscosidad:
SUSTANCIA VISCOSIDAD (kg/m.s)
Agua
Glicerina
Benceno
Aceite
0,00105
1,3923
0,000673
0,391
2. SOLUCIONES:
Una SOLUCION es una mezcla homogénea de una sustancia disuelta llamada SOLUTO y
de un medio que esta en mayor cantidad y se encuentra por lo general en el mismo estado
de la solución resultante llamado SOLVENTE. En la siguiente tabla se muestran algunos
ejemplos de soluciones:
SOLUTO SOLVENTE SOLUCION EJEMPLO
Gas
Gas
Líquido
Sólido
Gas
Líquido
Sólido
Gas
Líquido
Líquido
Líquido
Sólido
Sólido
Sólido
Gas
Líquido
Líquido
Líquido
Sólido
Sólido
Sólido
Aire
Oxígeno en Agua
Alcohol en Agua
NaCl en Agua
H2 en Paladio
Mercurio en Plata
Plata en Oro
a) CLASES DE SOLUCIONES:
Las soluciones se clasifican considerando al:
 ESTADO FISICO:
- Sólidas
- Líquidas
- Gaseosas
 NUMERO DE COMPONENTES:
- Binarias
- Ternarias
- Cuaternarias, etc.
 SOLVENTE:
- Soluciones
- Disoluciones
 SOLUTO:
- Iónicas
- Moleculares

167
 SOLUTO Y SOLVENTE:
- Empíricas:
o Diluidas
o Concentradas
o Saturadas
o Sobresaturadas
- Valoradas:
o Porcentuales
o Normales
o Molares
o Molares
o Formales
b) CONCENTRACION DE LAS SOLUCIONES:
El término CONCENTRACIÓN se refiere a la cantidad (volumen o peso) de soluto
contenido en una determinada cantidad (volumen o peso) de solvente o solución.
La cantidad de soluto puede expresarse en: volumen, peso (masa), moles, equivalentes-
gramo; y la cantidad de solvente o solución en peso (masa) o volumen.
En toda solución se debe tomar en cuenta que:
Solvente
de
Peso
Soluto
de
Peso
Solución
de
Peso 

Solución
de
Volumen
Solución
de
)
Masa
(
Peso
Solución
la
de
Densidad 
c) FORMAS PARA EXPRESAR LA CONCENTRACION:
Las unidades para expresar la concentración son FISICAS y QUIMICAS:
1) UNIDADES FISICAS:
Cuando se emplean unidades físicas, las concentraciones de las soluciones se suelen
expresar de la siguiente forma:
 PORCENTAJE EN PESO:
Expresa la cantidad en peso (masa) de soluto en 100 gramos de solución:
100
Solución
de
Peso
Soluto
de
Peso
PESO
en
% 


168
Una solución al 15% en peso de NaCl, significa que en l00 gramos de solución existen 15
gramos de NaCl, esto es: 15 gramos de NaCl y 85 gramos de Solvente.
 PORCENTAJE EN VOLUMEN:
Expresa la cantidad de soluto expresada en volumen, contenidos en 100 volúmenes de
solución:
100
Solución
de
Volumen
Soluto
de
Volumen
VOLUMEN
en
% 

Por ejemplo, una solución al 10% en volumen de H2SO4, nos indica que en 100 volúmenes
de solución hay l0 volúmenes de H2SO4, o sea 10 volúmenes de H2SO4 y 90 volúmenes de
Solvente.
 PORCENTAJE EN PESO/VOLUMEN:
Se refiere a un Peso de Soluto disuelto en un volumen determinado de solución. Este
volumen de referencia suele ser 1, l00, 1000 ml.
100
Solución
de
Volumen
Soluto
de
Peso
VOLUMEN
PESO
en
% 

2) UNIDADES QUIMICAS:
La concentración de las soluciones pueden expresarse de la siguiente manera:
 MOLARIDAD (M):
V
n
Solución
de
litros
en
Volumen
Soluto
de
Moles
de
Número
M 

En donde:
Soluto
del
Molecular
Peso
Soluto
de
Gramos
n 
Por ejemplo una solución 2M de Acido Sulfúrico, significa que en un litro de solución hay
2 moles de Acido Sulfúrico. Si en un mol de Acido Sulfúrico hay 98 gramos, en un litro de
solución existirán: 2 x 98 = 196 gramos de ácido.
 MOLALIDAD (m):
ramos
log
Ki
en
Solvente
del
Peso
Soluto
de
moles
de
Número
m 

169
Si tenemos una solución 2m de KCl, significa que en 1 kilogramo de Solvente (H2O,
generalmente) existen 2 moles de KCl.
 NORMALIDAD (N):
solución
de
litros
en
Volumen
Soluto
del
gramo
-
es
equivalent
de
Número
N 
soluto
de
g
-
eq
soluto
de
)
Masa
(
Peso
Soluto
del
g
-
eq
de
Número 
Por ejemplo, si tenemos una solución 2,5 N de HCl, se tienen 2,5 equivalentes-gramo de
HCl por cada litro de solución.
El PESO EQUIVALENTE, se determina de la siguiente manera:
a)
Oxidación
de
Estado
Atómico
Peso
ELEMENTO
g
-
eq 
b)
s
Sustituído
o
es
Sustituíbl
Hidrógenos
de
Número
Acido
del
Molecular
Peso
ACIDO
g
-
eq 
c)
OH
grupos
de
Número
Hidróxido
del
Molecular
Peso
HIDROXIDO
g
-
eq 
d)
iones
los
de
uno
de
total
a
arg
C
sal
la
de
Molecular
Peso
SAL
g
-
eq 
e)
Perdídos
o
Ganados
Totales
Electrones
cia
tan
Sus
la
de
Molecular
Peso
REDUCTOR
O
OXIDANTE
g
-
eq 
En todo proceso químico las sustancias siempre reaccionan equivalente a equivalente,
con lo que el cálculo numérico a través de este concepto evita la igualación de las
ecuaciones químicas, es decir si una sustancia A reacciona con otra B:
NUMERO DE EQUIVALENTES DE A = NUMERO DE EQUIVALENTES DE B

170
 FRACCION MOLAR (X):
Es la razón entre el número de moles de un componente y el número total de moles de la
solución:
)
solvente
(
n
)
soluto
(
n
)
soluto
(
n
soluto
X


)
solvente
(
n
)
soluto
(
n
)
solvente
(
n
solvente
X


La suma de las fracciones molares del soluto y del solvente es siempre igual a 1:
1
X
1
solvente
X
soluto
X i 




d) DILUCION DE SOLUCIONES:
En Química es práctica muy común preparar soluciones concentradas y a partir de ellas
obtener otras de menor concentración, con solo añadir la cantidad necesaria de solvente o
disolvente.
Al añadir el solvente a una determinada cantidad de solución, el volumen aumenta como es
lógico, disminuye la concentración de la solución pero la cantidad de soluto permanece
constante.
La cantidad de soluto en un volumen dado de solución es igual al producto del volumen y
la concentración:
)
Solución
la
de
Volumen
)(
Solución
la
de
ión
Concentrac
(
Soluto
de
Cantidad 
Para una condición inicial: 1
1 V
C
Soluto
de
Cantidad 

Para una condición final: 2
2 V
C
Soluto
de
Cantidad 

Por lo tanto, dos soluciones con concentraciones diferentes pero que contienen las mismas
cantidades de soluto, están relacionadas entre sí de la siguiente manera:
2
2
1
1 V
C
V
C 


Donde: C = Concentración
V = Volumen

171
e) PROPIEDADES DE LAS SOLUCIONES:
Se denominan PROPIEDADES COLIGATIVAS son aquellas que dependen únicamente
del Número de Moléculas de Soluto disueltas y no de la naturaleza del soluto y del
solvente. Son cuatro las propiedades coligativas de las soluciones:
- Descenso de la Presión de Vapor
- Descenso en el Punto de Congelación
- Aumento en el Punto de Ebullición
- Presión Osmótica
1) DESCENSO EN LA PRESION DE VAPOR, Pv:
Cuando se adiciona un soluto no volátil y no electrolito a un solvente puro, se observa que
la presión de vapor del solvente puro disminuye.
solución
Pv
puro
solvente
Pv
Pv 


LEY DE RAOULT:
Para soluciones diluidas y a temperatura constante, la disminución de la presión de vapor
de la solución es proporcional a la fracción molar del solvente y es igual al producto de la
presión de vapor del solvente puro por la fracción molar del solvente.
Tomando en cuenta la solución:
Xsolvente
puro
solvente
Pv
solución
Pv 

)
Xsoluto
1
(
)
puro
solvente
Pv
(
solución
Pv 

Xsoluto
puro
solvente
Pv
puro
solvente
Pv
solución
Pv 


Xsoluto
puro
solvente
Pv
solución
Pv
puro
solvente
Pv 


puro
Pvsolvente
Xsoluto
Pv 


De la ecuación anterior podemos calcular la fracción molar del soluto:
puro
solvente
Pv
Pv
puro
solvente
Pv
solución
Pv
puro
solvente
Pv
soluto
X




Cuando en la solución, el soluto y el solvente se encuentran es estado líquido, la presión de
vapor de la solución se determina mediante la siguiente ecuación:
Pvsolvente
Xsolvente
Pvsoluto
Xsoluto
solución
Pv 




172
2) DESCENSO EN LA TEMPERATURA DE CONGELACION (CRIOSCOPIA), c:
De conformidad con la LEY DE RAOULT, cuando adicionamos un soluto no volátil y no
electrolito a un solvente, se observa que la presión de vapor del solvente puro disminuye, lo
que origina una DISMINUCIÓN en la TEMPERATURA DE CONGELACION de la
solución en una cantidad que depende del Número de Moles del Soluto presente en la
solución.
En soluciones diluidas el descenso del punto de congelación (c) es directamente
proporcional a la concentración molal de la solución. Así:
m
c 

m
Kc
c 


En donde: c = Tc Solvente Puro – Tc Solución
Kc = Constante Crioscópica (Solvente)
El descenso en la Temperatura de Congelación, nos permite determinar el Peso Molecular
del Soluto. Si:
m
Kc
c 


Y si la Molalidad, m, es igual a:
solvente
de
kg
soluto
de
moles
m 
2
1
1
g
PM
g
1000
m



Entonces:
2
1
g
PM
g
1000
Kc
c





De donde:
2
1
g
c
g
Kc
1000
PM





Donde: g1: Peso en gramos de Soluto
g2: Peso en gramos de Solvente
PM: Peso Molecular del Soluto

173
En la siguiente tabla se muestran para algunos solventes sus constantes crioscópicas:
SOLVENTE Tc(°C) Kc(°C/m)
Agua
Benceno
Nitrobenceno
Acido Acético
Alcanfor
0,00
5,42
5,70
16,58
178,40
1,86
5,12
8,10
3,90
37,70
3) AUMENTO EN LA TEMPERATURA DE EBULLICION (EBULLOSCOPIA), b:
Según la Ley de Raoult la disminución en la presión de vapor del solvente puro origina una
elevación en la temperatura de ebullición de la solución en una cantidad que depende del
número de moles del soluto presentes. Así:
m
b 

m
Kb
b 


En donde: b = Tb Solución – Tb Solvente Puro
Kb = Constante Ebulloscópica (Solvente)
El aumento en la Temperatura de Ebullición, nos permite determinar el Peso Molecular del
soluto:
m
Kb
b 


Si la Molalidad, m, es igual a:
solvente
de
kg
soluto
de
moles
m 
2
1
g
PM
g
1000
m



Entonces:
2
1
g
PM
g
1000
Kb
b





De donde:

174
2
1
g
b
g
Kb
1000
PM





Donde: g1: Peso en gramos de Soluto
g2: Peso en gramos de Solvente
PM: Peso Molecular del Soluto
En la siguiente tabla se muestran para algunos solventes sus constantes ebulloscópicas:
SOLVENTE Tb(°C) Kb(°C/m)
Agua
Benceno
Nitrobenceno
Acido Acético
Alcanfor
100,00
80,15
210,85
118,10
208,20
0,514
2,630
5,240
3,070
5,950
La constante ebulloscópica Kb, está relacionada con la temperatura de ebullición y el calor
latente de vaporización del solvente, mediante la siguiente ecuación:
Lv
1000
Tb
R
Kb
2


Donde: R: Constante universal de los gases, 2 cal/°K mol.
Tb: Temperatura de ebullición, °K
Lv: Calor latente de vaporización
4) PRESION OSMOTICA, :
OSMOSIS, es el fenómeno por el cual de dos soluciones de diferente concentración que se
encuentran separadas por una membrana semipermeable, atraviesa el solvente y no el
soluto de la solución más diluida a la solución más concentrada.
Se llama MEMBRANA SEMIPERMEABLE, a toda membrana de origen animal, vegetal o
artificial que deja atravesar selectivamente el solvente y no el soluto de una Solución.
La PRESION OSMOTICA, es la presión que se debe ejercer sobre la solución, para
impedir la ósmosis.
En soluciones diluidas se puede establecer que:
T
R
n
V
P 




175
T
R
n
V 




T
R
V
n




Donde:
)
M
(
Molaridad
solución
de
litros
soluto
de
moles
V
n


Por lo tanto:
T
R
M 



En donde: : Presión Osmótica, atmósferas
M: Molaridad, moles/litro
R: Constante universal de los gases: 0,08205 atm Litros/°K mol
T: Temperatura, °K
La Presión Osmótica se utiliza para determinar el Peso Molecular del Soluto:
Sea:
V
PM
g
V
PM
g
V
n
M




Como:
T
R
M 



Entonces:
V
PM
T
R
g





V
T
R
g
PM





Donde: PM: Peso Molecu1ar del Soluto, g/mol
g: Peso de soluto, gramos
R: Constante Universal de los Gases
T: Temperatura, °K
V: Volumen de Solución, litros
: Presión Osmótica, atmósferas
Esta ecuación nos permite determinar el Peso Molecular del Soluto en base a datos de la
Presión Osmótica.

176
1) Se desean preparar 250 gramos de una solución de NaOH al 15% en peso de
concentración, qué cantidad de soluto y solvente se deben utilizar.
En toda solución se establece que:
Soluto + Solvente = Solución
A través del porcentaje en peso se establece que de 100 g de solución, 15 g son de
soluto (NaOH) y 85 g de solvente (H2O):
15 g 85 g 100 g
Lo que nos permite determinar la cantidad de soluto y solvente en los 250 g de
solución, mediante la siguiente operación:
)
NaOH
(
soluto
g
5
,
37
Solución
g
100
Soluto
g
15
Solución
g
250 

Por diferencia determinamos la cantidad de solvente (H2O):
g
5
,
212
5
,
37
250
)
O
H
(
Solvente
g 2 


2) Cuántos gramos de H2O se deberán utilizar para disolver 150 gramos de NaCl, para
producir una solución al 20% en peso.
Establecemos la siguiente expresión utilizando el porcentaje en peso:
20 g 80 g 100 g
Lo que nos permite determinar la cantidad de solvente (H2O):
)
O
H
(
Solvente
g
600
Soluto
g
20
Solvente
g
80
Soluto
g
150 2


3) Una solución al 25% en peso de ácido clorhídrico (HCl), tiene una densidad de 0,950
g/ml. Determinar la concentración Normal, Molar, Molal y la Fracción Molar de la
solución.
Al 25% en peso significa que existen 25 g de HCl y 75 g de H2O por cada 100 g de
solución, entonces podemos determinar el volumen de la solución:

177
ml
26
,
105
ml
/
g
950
,
0
g
100
V
d
m
V
V
m
d 





Calculamos las diferentes concentraciones:
normal
51
,
6
L
10526
,
0
1
5
,
36
g
25
solución
)
L
(
V
Soluto
g
-
eq
#
N 



molar
51
,
6
L
10526
,
0
mol
/
g
5
,
36
g
25
solución
)
L
(
V
Soluto
moles
#
M 


molal
13
,
9
O
H
kg
075
,
0
mol
/
g
5
,
36
g
25
solvente
de
kg
Soluto
moles
#
m
2



1412
,
0
18
75
5
,
36
25
5
,
36
25
solvente
moles
#
soluto
moles
#
soluto
moles
#
Xsoluto 




8588
,
0
1412
,
0
1
Xsolvente 


4) Cuántos mililitros de ácido sulfúrico (H2SO4) concentrado, de densidad 1,80 g/ml y
que contiene el 95% en peso de ácido puro, se necesitan para preparar 2 litros de una
solución 5 N.
Calculamos el peso de ácido en los 2 litros de solución:
g
490
Soluto
g
L
2
2
98
soluto
g
N
5
solución
)
L
(
V
soluto
g
-
eq
soluto
g
N 





Esta masa de soluto puro le cambiamos al 95%:
o
concentrad
SO
H
g
19
,
515
puros
SO
H
g
95
o
concentrad
SO
H
g
100
puros
SO
H
g
490 4
2
4
2
4
2
4
2 


178
Calculamos el volumen de ácido concentrado:
ml
55
,
286
ml
/
g
80
,
1
g
9
,
515
V
d
m
V
V
m
d 





5) Calcular la normalidad y la molaridad de una solución al 40% de ácido fosfórico
(H3PO4) si la densidad es 1,19 g/ml.
Primero determinamos el volumen de la solución, asumiendo que por cada 100 g de
solución existen 40 gramos de soluto y 60 gramos de solvente:
ml
03
,
84
ml
/
g
19
,
1
g
100
V
d
m
V
V
m
d 





Determinamos las concentraciones de la solución:
normal
57
,
14
L
08403
,
0
3
98
g
40
solución
)
L
(
V
Soluto
g
-
eq
#
N 



molar
85
,
4
L
08403
,
0
mol
/
g
98
g
40
solución
)
L
(
V
Soluto
moles
#
M 


6) Qué volumen de solución 10 M de NaOH, se necesita para preparar 150 ml de solución
de NaOH 2 M.
Aplicamos la ecuación de la dilución: 2
2
1
1 V
C
V
C 


Despejamos el V1:
NaOH
ml
30
M
10
)
ml
150
)(
M
2
(
C
V
C
V
1
2
2
1 



7) Qué volumen de solución de NaOH 4 N se necesita para reaccionar por neutralización
con 25 ml de solución de HCl 3 N.
En toda reacción química las sustancias reacción equivalente a equivalente, por lo tanto
podemos escribir:

179
Base
g
-
eq
#
Acido
g
-
eq
# 
B
B
A
A V
N
V
N 


Por lo tanto: NaOH
ml
73
,
18
V
)
V
)(
N
4
(
)
ml
25
)(
N
3
( B
B 


8) Calcular la normalidad de una solución de HCl, si 72,6 ml de dicha solución se
necesitan para reaccionar completamente con 1,86 gramos de carbonato de calcio
(CaCO3).
Igualando equivalentes podemos tener:
3
CaCO
g
-
eq
#
HCl
g
-
eq
# 
normal
5124
,
0
L
0726
,
0
g
-
eq
0372
,
0
N
2
100
g
86
,
1
V
N HCl
HCl
HCl 





9) Qué volumen de hidrógeno (H2) se desprenden a 740 mmHg y 27C, a partir de 50 ml
de una solución de HCl 0,2 M, usando un exceso de Magnesio.
Igualando equivalentes: HCl
g
-
eq
#
H
g
-
eq
# 2 
De donde podemos escribir: HCl
HCl
2 V
N
H
g
-
eq
# 

)
L
050
,
0
)(
N
2
,
0
(
H
g
-
eq
# 2 
01
,
0
H
g
-
eq
# 2 
Del número de equivalentes-gramo determinamos la masa de H2 desprendidos:
g
01008
,
0
)
008
,
1
)(
01
,
0
(
H
g
H
g
-
eq
H
g
H
g
-
eq
# 2
2
2
2 



Aplicando la ecuación general de los gases, calculamos el volumen de H2:
T
R
n
V
P 



P
T
R
n
V



2
H
litros
1274
,
0
)
atm
760
740
)(
mol
/
g
2
(
)
K
300
)(
mol
K
litros
atm
08205
,
0
)(
g
01008
,
0
(
P
PM
T
R
m
V 








180
10) Un mol de azúcar (C6H12O6) se añade a 29 moles de agua a 25C. Si la presión de
vapor del agua pura a 25C es 23,8 mmHg, cuál es la presión de vapor de la solución.
Determinamos la fracción molar del solvente:
9667
,
0
29
1
29
solvente
moles
#
soluto
moles
#
solvente
moles
#
Xsolvente 




Calculamos la presión de vapor de la solución:
mmHg
01
,
23
)
9667
,
0
)(
mmHg
8
,
23
(
Xsolvente
puro
solvente
Pv
solución
Pv 



11) A 25C la presión de vapor del agua es 23,8 mmHg. Disolviendo 10 g de un soluto no
volátil en 180 g de agua se obtiene una solución con una presión de vapor de 23,5
mmHg. Determinar el peso molecular del soluto.
Determinamos la fracción molar del solvente:
Xsolvente
puro
solvente
Pv
solución
Pv 

9874
,
0
mmHg
8
,
23
mmHg
5
,
23
puro
solvente
Pv
solución
Pv
Xsolvente 


Aplicando la ecuación de la fracción molar del solvente, determinamos el peso
molecular del soluto:
solvente
moles
#
soluto
moles
#
solvente
moles
#
Xsolvente


37
,
78
PM
18
180
PM
10
18
180
9874
,
0 



12) Calcular el punto de ebullición y de congelación de una solución que contienen 20 g de
glucosa (C6H12O6) y 500 g de agua.
Determinamos la molalidad de la solución:

181
molal
2222
,
0
O
H
kg
5
,
0
mol
/
g
180
g
20
solvente
de
kg
Soluto
moles
#
m
2



Calculamos el aumento en la temperatura de ebullición y el descenso en la temperatura
de congelación:
C
1142
,
0
)
m
2222
,
0
)(
m
C
514
,
0
(
m
Kb
b 






C
4133
,
0
)
m
2222
,
0
)(
m
C
86
,
1
(
m
Kc
c 






Determinamos la temperatura de ebullición y la de congelación:
C
1142
,
100
1142
,
0
100
Tb 



C
4133
,
0
4133
,
0
0
Tc 




13) Determinar la temperatura de ebullición y de congelación de una solución acuosa de
alcohol metílico al 5% en peso.
En 100 g de una solución al 5% de CH3OH hay 5 g de CH3OH y 95 g de H2O, por lo
tanto determinamos la molalidad de la solución:
molal
6447
,
1
O
H
kg
095
,
0
mol
/
g
32
OH
CH
g
5
O
H
kg
OH
CH
moles
#
m
2
3
2
3



Determinamos luego el aumento en la temperatura de ebullición y el descenso en el
punto de congelación:
C
85
,
0
)
m
6447
,
1
)(
m
C
514
,
0
(
m
Kb
b 






C
06
,
3
)
m
6447
,
1
)(
m
C
86
,
1
(
m
Kc
c 






Luego determinamos las temperaturas respectivas:
C
85
,
100
85
,
0
100
Tb 



C
06
,
3
06
,
3
0
Tc 





182
14) Calcular la presión osmótica a 25C de una solución de 52,5 g de azúcar, (C12H22O11),
y 500 g de agua, si la densidad de la solución es 1,42 g/ml.
Determinamos el volumen de la solución, para lo cual calculamos la masa de la
solución:
g
5
,
552
500
5
,
52
Solución
g 


Luego calculamos el volumen:
ml
09
,
389
ml
/
g
42
,
1
g
5
,
552
V
d
m
V
V
m
d 





Calculamos la molaridad de la solución:
molar
3945
,
0
L
38909
,
0
mol
/
g
98342
g
5
,
52
solución
)
L
(
V
Soluto
moles
#
M 


Finalmente, determinamos la presión osmótica de la solución:
atm
65
,
9
)
K
298
)(
mol
K
litro
atm
08205
,
0
)(
litro
moles
3945
,
0
(
T
R
M 







15) Una solución preparada al disolver 35 g de un soluto no volátil en 300 g de agua, tiene
una densidad de 1,23 g/ml; si la presión osmótica de la solución a 18C es 12,5 atm.
Determinar el peso molecular de dicho soluto.
Determinamos la masa de la solución:
Solvente
g
Soluto
g
Solución
g 

g
335
300
35
Solución
g 


Se calcula luego el volumen de la solución:
ml
36
,
272
ml
/
g
23
,
1
g
335
V
d
m
V
V
m
d 





Utilizando la ecuación de la presión osmótica, determinamos el peso molecular:
T
R
M 




183
mol
/
g
33
,
175
)
litros
27236
,
0
)(
atm
5
,
12
(
)
K
291
)(
mol
K
/
litros
atm
08205
,
0
)(
g
25
(
V
T
R
g
PM 








CONCENTRACIÓN DE SOLUCIONES:
a) UNIDADES FÍSICAS:
1. Cuántos gramos de CrCl3.6H2O se necesitan para preparar 1 litro de solución que
contenga 20 mg de Cr+3
por cm3
de solución. Resp. 102 g
2. Qué volumen de ácido nítrico diluido, de densidad 1,11 g/cm3
y al 19% en peso,
contiene 10 g de ácido nítrico. Resp. 47 cm3
3. Cuántos cm3
de una solución que contiene 40 g de cloruro de calcio por litro de
solución se necesitan para la reacción con 0,642 g de carbonato de sodio puro. Resp.
16,8 cm3
4. Se pasa amoniaco gaseoso por agua, obteniéndose una solución de densidad 0,93 g/cm3
y que contiene 18,6% en peso de amoníaco puro. Cuál es la masa de amoníaco por cm3
de solución. Resp. 173 mg
5. Si se tienen 100 cm3
de agua pura a 4C, qué volumen de una solución de ácido
clorhídrico, de densidad 1,175 g/cm3
y que contenga 34,4% en peso de ácido
clorhídrico puro, se puede preparar. Resp. 130 cm3
6. Se satura un volumen de 105 cm3
de agua pura a 4C con amoníaco gaseoso,
obteniéndose una solución de densidad 0,90 g/ml y que contiene 30% en peso de
amoníaco. Encuentre el volumen resultante de la solución de amoniaco y el volumen de
amoniaco gaseoso a 5C y 775 torr que se utilizó para saturar el agua. Resp. 167 cm3,
59 litros
7. Cuánto cloruro de bario se necesitará para preparar 250 ml de una solución que tenga la
misma concentración de Cloro que una que contiene 3,78 g de cloruro de sodio en 100
ml. Resp. 16,8 g BaCl2
8. Un litro de leche pesa 1032 g. La grasa que contiene es un 4% en volumen y posee una
densidad de 0,865 g/ml. Cuál es la densidad de la leche descremada. Resp. 1,039 g/ml
9. Cuánto CaCl2.6H2O y cuánta agua se deben pesar para preparar 100 g de una solución
al 5% de CaCl2. Resp. 9,9 g; 90,1 g
10. En una solución de hidróxido de potasio de densidad 1,415 g/ml y que contiene 41,71%
de hidróxido; qué volumen de la solución contiene 10 moles de hidróxido. Resp. 950,8
cm3

184
b) UNIDADES QUÍMICAS:
1. Calcular el volumen de ácido sulfúrico de densidad 1,827 g/cm3
y 92,77% en peso que
se necesita para preparar 10 litros de ácido sulfúrico 3 normal. Resp. 868,2 cm3
2. Cuántos gramos de soluto se necesitan para preparar 1 litro de solución 1 M de
CaCl2.6H2O. Resp. 219,1 g
3. Cuál es la fracción molar del soluto en una solución acuosa 1 molal. Resp. 0,0177
4. Qué volumen de una solución 0,2 M de Ni(NO3)2.6H2O contiene 500 mg de Ni+2
. Resp.
42,6 cm3
5. Calcule la masa de permanganato de potasio que se necesita para preparar 80 cm3
de
permanganato N/8, cuando este último actúa como agente oxidante en solución ácida.
Resp. 0,316 g
6. Una solución acuosa etiquetada como al 35% de ácido perclórico tiene una densidad de
1,251 g/ml. Cuál es la concentración molar y la molalidad de la solución. Resp. 4,36
M; 5,358 m
7. Se mezcla 1 litro de ácido nítrico de densidad 1,380 g/ml y 62,70% con 1 litro de ácido
nítrico de densidad 1,130 g/ml y 22,38%. Hallar: a) la concentración del ácido
resultante en tanto por ciento; b) el volumen de ácido que se forma, y c) su molaridad.
La densidad del ácido formado es igual a 1,276 g/cm3
. Resp. a) 44,53%; b) 1,967
litros; c) 9,02 M
8. Dada la reacción: Cr2O7
–2
+ Fe+2
+ H+
 Cr+3
+ Fe+3
+ H2O. Determinar: a) la
normalidad de una solución de dicromato de potasio, en la cual 35 ml contienen 3,87 g
de dicromato; b) la normalidad de una solución de sulfato ferroso, en la cual 750 cm3
contienen 96, 3 g de sulfato. Resp. a) 2,25 N; b) 0,845 N
9. Determinar la densidad de una solución de sulfato de magnesio 3,56 N y del 18% en
peso de concentración. Resp. 1,19 g/cm3
10. Calcular la cantidad de hidróxido de sodio y de agua que se necesitan para preparar 5
litros de una solución al 20%, cuya densidad es 1,219 g/cm3
. Cuál es la normalidad de
esta solución. Resp. 1219 g NaOH y 4876 g H2O; 6,095 N
DILUCIÓN:
1. Una solución contiene 75 mg de cloruro de sodio por cm3
. A qué grado se debe diluir
para obtener una solución de concentración 15 mg de cloruro de sodio por cm3
.
2. Qué cantidad de agua hay que evaporar de una tonelada de ácido sulfúrico de densidad
1,260 g/ml y 35,03% para obtener un ácido de densidad 1,490 g/cm3
y 59,24%. Resp.
408,6 kg

185
3. Cuántos cm3
de una solución de concentración 100 mg de Co+2
por ml se necesitan para
preparar 1,5 litros de solución con una concentración de 20 mg de Co+3
por cm3
. Resp.
300 cm3
4. Calcule el volumen aproximado del agua que se debe agregar a 250 ml de una solución
1,25 N para hacerla 0,5 N (despreciando los cambios de volumen). Resp. 375 cm3
5. Determine el volumen de ácido nítrico diluido (densidad 1,11 g/ml; 19% en peso de
ácido) que puede prepararse diluyendo con agua 50 cm3
del ácido concentrado
(densidad 1,42 g/ml; 69,8% en peso de ácido). Calcule las concentraciones molares y
molales de los ácidos concentrado y diluido. Resp. 235 ml; 15,7 M y 3,35 M; 36,7 m y
3,72 m
6. Qué volumen de alcohol al 95% en peso (densidad 0,809 g/ml) se debe utilizar para
preparar 150 cm3
de alcohol al 30% en peso (densidad 0,957 g/cm3
). Resp. 56 cm3
7. Qué volúmenes de soluciones de ácido clorhídrico 12 N y 3 N se deben mezclar para
preparar 1 litro de solución de ácido 6 N. Resp. 1/3 litros 12 N; 2/3 litros 3 N
ESTEQUIOMETRIA CON SOLUCIONES:
de solución de sulfato de sodio se trata con un exceso de cloruro
de bario, si el sulfato de bario formado pesa 1,756 g. Cuál es la concentración molar de
la solución de sulfato de sodio. Resp. 0,1505 M
de solución de hidróxido de sodio necesita 27,8 ml de ácido 0,1
normal durante la titulación. Cuál es su normalidad. Cuántos mg de hidróxido de sodio
hay en cada cm3
. Resp. 0,0556 N; 2,22 mg/cm3
3. Se necesitaron exactamente 21 cm3
de ácido 0,80 N para neutralizar por completo 1,12
g de una muestra impura de óxido de calcio. Cuál es la pureza del óxido. Resp. 42%
4. Cuál es la pureza de una solución de ácido sulfúrico concentrado (densidad 1,8 g/ml) si
5 cm3
se neutralizan con 84,6 cm3
de hidróxido de sodio 2 N. Resp. 92,2%
5. Exactamente 400 ml de una solución ácida, al actuar sobre un exceso de zinc,
desprendieron 2,430 litros de hidrógeno gaseoso medido sobre agua a 21C y 747,5
torr. Cuál es la normalidad del ácido, si la presión de vapor del agua a 21C es 18,6 torr.
Resp. 0,483 N
6. Cuántos gramos de cobre serán desplazados de una solución de sulfato cúprico
mediante 2,7 g de aluminio. Resp. 9,5 g
7. Qué volumen de solución de ácido sulfúrico 1,5 M se necesitan para liberar 185 litros
de hidrógeno gaseoso en condiciones normales, cuando se trata con un exceso de zinc.
Resp. 5,51 litros

186
8. Cuántos gramos de cloruro ferroso se oxidarán con 28 ml de una solución 0,25 N de
dicromato de potasio en presencia ácido clorhídrico. Resp. 0,89 g
9. Un ácido acético diluido, cuya densidad es 1 g/ml, se valora con sosa cáustica 0,2
normal de factor 1,028. En la valoración, 20 cm3
del ácido consumen 16,20 cm3
del
álcali. Hallar la concentración del ácido acético. Resp. 1% HC2H3O2
10. Cuántos gramos de permanganato de potasio se necesitarán para oxidar 2,40 g de
sulfato ferroso en presencia de ácido sulfúrico. Cuál es el peso equivalente del
permanganato en esta reacción. Resp. 0,50 g; 31,62 g
11. a) Qué volumen de dicromato de potasio 0,40 N se necesita para liberar el cloro de 1,20
g cloruro de sodio en presencia de ácido sulfúrico; b) cuántos gramos de dicromato se
necesitan, y c) cuántos gramos de cloro se liberan. Resp. 51 ml; 1,01 g; 0,73 g
12. Calcular el volumen de ácido clorhídrico concentrado de densidad 1,180 g/ml y 36,23%
de ácido puro, que ha de reaccionar sobre un exceso de dióxido de manganeso para
producir el cloro necesario que al actuar sobre una solución de hidróxido de sodio
origine 5 litros de solución normal de hipoclorito de sodio. Resp. 427 cm3
13. Cuántos mililitros de iodato de potasio 0,0257 N se necesitarán para alcanzar el punto
final en la oxidación de 34,2 ml hidracina 0,0416 N en presencia de ácido clorhídrico.
Resp. 55,4 ml
14. Cuántos gramos de permanganato de potasio deberán tomarse para preparar 250 ml de
una solución tal que un mililitro sea equivalente a 5 mg de hierro en forma de sulfato
ferroso. Resp. 0,707 g
15. Cuál es el peso equivalente de un ácido si 1,243 g del mismo requieren 31,72 cm3
de
una base valorada 0,1923 N para ser neutralizados. Resp. 203,8
16. Cuántos litros de hidrógeno en condiciones normales serán desplazados de 500 cm3
de
ácido clorhídrico 3,78 N mediante 125 g de zinc. Resp. 21,2 litros
17. Qué masa de dióxido de manganeso se reduce mediante 35 cm3
de una solución 0,16 N
de ácido oxálico, H2C2O4, en presencia de ácido sulfúrico. La reacción del proceso es la
siguiente: MnO2 + H+
+ H2C2O4  CO2 + H2O + Mn+2
. Resp. 0,2436 g
18. Una muestra de 48,4 cm3
de solución de ácido clorhídrico necesitan 1,240 g de
carbonato de calcio puro para la neutralización completa. Calcular la normalidad del
ácido. Resp. 0,512 N
19. Cuántos cm3
de una solución que contiene 40 g de cloruro de calcio por litro se
necesitan para la reacción con 0,642 g de carbonato de sodio puro. Resp. 16,8 cm3

187
de solución de sulfato de sodio se trata con un exceso de cloruro
de bario. Si el sulfato de bario precipitado es 1,756 g. Cuál es la concentración molar de
la solución de sulfato de sodio. Resp. 0,1505 M
PROPIEDADES DE LAS SOLUCIONES (PROPIEDADES COLIGATIVAS):
1. La presión de vapor del agua pura a 26C es 25,21 mmHg. Cuál es la presión de vapor
de una solución que contiene 20 g de glucosa (C6H12O6), en 70 g de agua. Resp. 24,51
mmHg
2. La presión de vapor del agua pura a 25C es 23,76 mmHg. La presión de vapor de una
solución que contiene 5,40 g de una sustancia no volátil en 90 g de agua es 23,32
mmHg. Calcular el peso molecular del soluto. Resp. 57
3. A 85C la presión de vapor del dibromuro de propileno, C3H6Br2, es de 128 mmHg, y la
del dibromuro de etileno, C2H4Br2, es de 172,6 mmHg. Calcular la presión de vapor de
una mezcla líquida supuesta ideal de estas dos sustancias formadas por 2 moles de
C3H6Br2 y 3 moles de C2H4Br2. Resp. 154,8 mmHg
4. A 110C las presiones de vapor del clorobenceno, C6H5Cl, y del bromobenceno,
C6H5Br, son, respectivamente, de 400 y 200 mmHg. Calcular la presión de vapor a esta
temperatura de una mezcla líquida supuesta ideal formada por un 30% en peso de
C6H5Cl y un 70% en peso de C6H5Br. Resp. 274,8 mmHg
5. Las presiones de vapor del alcohol metílico, CH3OH, y del alcohol etílico, C2H5OH, a
40C son, respectivamente, 260,5 y 135,3 mmHg. Calcular la composición de una
mezcla líquida supuesta ideal de estos dos alcoholes en equilibrio, a 40C, con una
mezcla gaseosa equimolecular de estos dos compuestos. Resp. 34,18% fracción molar
CH3OH y 65,82% fracción molar C2H5OH; 26,54% peso CH3OH y 74,46% peso
C2H5OH
6. Calcular la composición de una mezcla supuesta ideal de acetona, C3H6O, y de tolueno,
C7H8, que hierve a 80C, si a esta temperatura las presiones de estas dos sustancias, son
respectivamente 1610 mmHg y 290 mmHg. Resp. 35,61% fracción molar C3H6O y
64,39% fracción molar C7H8; 25,85% peso C3H6O y 74,15% peso C7H8
7. Si se hierve la mezcla líquida de acetona y tolueno del problema anterior, calcular: a) la
composición del vapor que se forma al inicial la ebullición; b) si esta mezcla gaseosa
inicial se condensa, la presión de vapor del líquido a 80C. Resp. a) 75,42% fracción
molar C3H6O y 24,57% fracción molar C7H8; 65,93% peso C3H6O y 34,07% peso
C7H8; b) 1285,3 mmHg
8. Una solución de peróxido de hidrógeno en agua cuya concentración es del 2,86%, se
congela a –1,61C. Hallar el peso molecular del peróxido de hidrógeno. Resp. 34

188
9. Una solución que contiene 3,24 g de un soluto no volátil no electrólito y 200 g de agua
hierve a 100,13C a una atmósfera. Cuál es el peso molecular del soluto. Resp. 64
10. Cuál es el punto de solidificación de una solución acuosa al 10% en peso de CH3OH.
Resp. – 6,5C
11. Calcular el punto de congelación de un fenol (C6H5OH) impurificado con un 1% de
agua. El fenol puro solidifica a 40,8C y su Kc es 7,3 C/m. Resp. 36,7C
12. Calcular la presión osmótica a 20C de una solución de ácido fórmico, HCOOH, que
contiene 1 g de sustancia por litro. Resp. 397 mmHg
13. La presión osmótica de una solución de lactosa, C12H22O11, a 18C es de 3,54 atm. La
densidad de la solución es 1,015 g/ml. Calcular la molaridad, la molalidad y el punto de
congelación de la solución. Resp. 0,1483 M; 0,1539 m; – 0,286C
14. Se disuelven 3,96 g de ácido benzóico, C6H5COOH, en 80,6 g de benceno, C6H6 y la
solución se congela a 4,47C. El benceno puro congela a 5,5C. Hallar el peso
molecular y la fórmula de ácido benzóico disuelto en el benceno. Kc de benceno es 5,12
C/m. Resp. 244,3; (C6H5COOH)2
15. Cuántos gramos de alcohol etílico, C2H5OH, deben agregarse a un litro de agua para
que la solución no se congele a –20C. Resp. 495 g
16. Una solución que contiene 2,70 g de una proteína disueltos en 100 g de agua tiene una
presión osmótica de 9,12 mmHg a 33˚C. Calcular el peso molecular de la proteína.
Resp. 55000
17. Si el radiador de un automóvil contiene 12 litros de agua, cuánto descenderá el punto de
congelación mediante la adición de 5 kg de prestol [glicol, C2H4(OH)2]. Resp. 12C
18. Una solución de un pigmento proteínico que se extrae de los cangrejos, se preparó
disolviendo 0,750 g de la proteína en 125 cm3
de agua. A 4C, se observó un aumento
en la presión osmótica de 2,6 mm. La solución tiene una densidad de 1 g/ml. Calcular el
peso molecular de la proteína. Resp. 5,4x105
19. La presión osmótica de la sangre es 7,65 atmósferas a 37C. Qué cantidad de glucosa,
C6H12O6, se debe utilizar por litro para una inyección intravenosa para que tenga la
misma presión osmótica de la sangre. Resp. 54,3 g
20. A 40C la presión de vapor, en torr, de las soluciones de alcohol metílico y alcohol
etílico está representada por la siguiente ecuación:
135
)
OH
CH
(
X
119
Pv 3 


Cuáles son las presiones de vapor de los componentes puros a esta temperatura. Resp.
254 torr; 135 torr

FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Acidos, Bases y Sales
189
CAPITULO 10
ACIDOS, BASES Y SALES
1. GENERALIDADES:
En la antigüedad el vinagre se obtenía de la sidra de la manzana y del vino. Vinagre,
significa acetum, relacionada muy de cerca con la palabra latina acidus (agrio, de donde
proviene la palabra ácido). Todos los líquidos de sabor agrio contienen ácidos.
Las sustancias químicas que tienen sabor amargo se dice que son básicas o alcalinas. Las
sustancias utilizadas en la limpieza contienen con frecuencia ácidos y bases, nuestro
organismo también los produce.
Se reconocía a los ácidos en forma general como sustancias que, en solución acuosa
presentaban las siguientes propiedades:
a) Tienen un sabor agrio si se diluyen lo suficiente para poderse probar.
b) Hacen que el papel indicador cambie de color, de azul a rojo.
c) Reaccionan con los metales activos como el magnesio, zinc y hierro produciendo
hidrógeno gaseoso.
d) Reaccionan con los carbonatos y bicarbonatos, formando anhídrido carbónico.
e) Reaccionan con las bases formando sales y agua.
f) Conducen la corriente eléctrica, es decir son electrolitos.
En cambio las bases, se reconocían porque en solución acuosa:
a) Tienen sabor amargo.
b) Son untuosas (resbalosas o jabonosas) al tacto.
c) Hacen que el papel indicador cambie de color rojo a azul.
d) Reaccionan con los ácidos formando sales y agua.
e) Conducen la corriente eléctrica (son electrolitos).
A continuación se muestran algunas sustancias comunes y su ingrediente:

190
SUSTANCIA COMPONENTE
ACIDOS:
Acido de batería
Agua carbonatada
Solución para el lavado de ojos
Conservador de alimentos
Limón, lima, tomate
Removedor de óxido
Leche agria
Jugo gástrico
Vinagre
Vitamina C
BASES:
Limpiador para el drenaje
Leche de magnesia
Mortero y yeso
Limpiador de ventanas
Acido Sulfúrico
Acido Carbónico
Acido Bórico
Acido Benzóico
Acido Cítrico
Acido Fosfórico
Acido Láctico
Acido Clorhídrico
Acido Acético
Acido Ascórbico
Hidróxido de Sodio
Hidróxido de Magnesio
Hidróxido de Calcio
Solución de Amoníaco
2. DEFINICIONES:
a) TEORÍA DE ARRHENIUS:
Propuesta alrededor de 1894, y dice:
ACIDO: Toda sustancia que en solución acuosa libera iones hidrógeno (H+
):
HCl + H2O H+
+ Cl–
HNO3 + H2O H+
+ NO3
–
HC2H3O2 + H2O H+
+ C2H3O2
–
BASE: Toda sustancia que en solución acuosa libera iones dióxido (OH–):
NaOH + H2O Na+
+ OH–
Ba(OH)2 + H2O Ba+2
+ 2 OH–
NH4OH + H2O NH4
+
+ OH–
El ion hidrógeno (H+
) se considera como protón que en solución acuosa se hidrata y se
convierte en ion hidronio (H3O+
):
H+
+ H2O H3O+
De acuerdo con esta teoría, si en solución acuosa, un ácido cede H+
y una base libera OH–
,
la reacción de neutralización se representa de la siguiente manera:
Acido + Base → Sal + Agua
HCl + NaOH → NaCl + H2O
HC2H3O2 + NH4OH → NH4C2H3O2 + H2O

191
b) TEORÍA DE BRÖNSTED-LOWRY:
La definición de Brönsted-Lowry es más general que el concepto de Arrhenius, ya que no
se limita a soluciones acuosas. Fue propuesto en 1923, y las definiciones son:
ACIDO: Es toda sustancia capaz de ceder iones hidrógeno (H+
) a otra sustancia.
BASE: Es toda sustancia capaz de aceptar iones hidrógeno (H+
) de otra sustancia.
HCl + H2O H3O+
+ Cl–
H2O + H2O H3O+
+ OH–
H2SO4 + H2O H3O+
+ HSO4
–
HSO4
–
+ H2O H3O+
+ SO4
=
HCl + NH3 NH4
+
+ Cl–
c) TEORIA DE LEWIS:
El concepto de ácidos y bases propuesto por Lewis en 1923 es la definición más general e
incluye todas las sustancias que son ácidos y bases de acuerdo a los conceptos de Arrhenius
y Bronsted-Lowry, las definiciones son:
ACIDO: Es una sustancia capaz de aceptar (y compartir) un par electrónico y formar un
enlace covalente.
BASE: Es una sustancia capaz de ceder (y compartir) un par electrónico y formar un enlace
covalente.
De esta manera el concepto de ácido se aplica a ciertas sustancias que sin tener hidrógeno,
se comportan como tales y otras que, en ausencia de disolvente, pueden formar sales.
Por lo tanto el ion hidrógeno (H+
) es un ácido puesto que puede aceptar un par de
electrones, tal como se muestra en la siguiente reacción:
H+
+ H2O H3O+
y el ion hidróxido (OH–
) es una base, puesto que puede ceder un par de electrones, como se
muestra en la siguiente reacción:
H3O+
+ OH–
H2O + H2O
La reacción entre el Fluoruro de Boro con el Amoníaco es un ejemplo clásico de la teoría
de Lewis:

192
3. FUERZA DE LOS ACIDOS Y LAS BASES:
Los ácidos y las bases pueden ser fuertes y débiles.
ACIDOS Y BASES FUERTES, son aquellas sustancias que al ionizarse lo hacen
completamente, son considerados electrolitos fuertes; algunos ácidos y bases fuertes son:
ÁCIDOS FUERTES BASES FUERTES
Acido Clorhídrico, HCl
Acido Bromhídrico, HBr
Acido Iodhídrico, HI
Acido Sulfúrico, H2SO4
Acido Nítrico, HNO3
Acido Perclórico, HClO4
Hidróxido de Sodio, NaOH
Hidróxido de Potasio, KOH
Hidróxido de Calcio, Ca(OH)2
ÁCIDOS Y BASES DEBILES, son los que se ionizan parcialmente, se consideran
electrolitos débiles; algunas de estas sustancias se muestran a continuación:
ÁCIDOS DÉBILES BASES DÉBILES
Ácido Fosfórico, H3PO4
Acido Carbónico, H2CO3
Acido Acético, HC2H3O2
Acido Cítrico, C3H5(COOH)3
Acido Láctico, CH3CHOHCOOH
Acido Bórico, H3BO3
Dimetilamina, (CH3)2NH
Anilina, C6H5NH2
Hidróxido de Magnesio, Mg(OH)2
Hidróxido de Amonio, NH4OH
Hidracina, N2H4
Piridina, C5H5N
La fuerza de los ácidos y las bases también se cuantifica si se toma en cuenta la constante
de ionización. Para ácidos y bases fuertes la constante es muy grande, mientras que para
ácidos y bases débiles es muy baja. A continuación se muestran algunas constantes:
Para ACIDOS:

193
ÁCIDO Ka
HClO4
HI
HBr
HCl
HNO3
H2SO4
HIO3
H2C2O4
HNO2
HF
HC2H3O2
H3BO3
HCN
muy grande
muy grande
muy grande
muy grande
muy grande
muy grande
0,17
5,9x10–2
4,6x10–4
3,5x10–4
1,8x10–5
7,3x10–10
4,9x10–10
Para BASES:
BASE Kb
NaOH
KOH
LiOH
Etiamina, C2H5NH2
Metilamina, CH3NH2
NH3, NH4OH
Piridina, C5H5N
Anilina, C6H5NH2
muy grande
muy grande
muy grande
5,6x10–5
4,2x10–4
1,8x10–5
1,5x10–9
4,2x10–10
4. AUTOIONIZACION DEL AGUA:
El agua puede actuar como un ácido y como una base, por tanto, es una sustancia anfótera.
Cuando reacciona consigo mismo los hace de la siguiente manera:
H2O + H2O H3O+
+ OH–
También puede autoionizarse:H2O H+
+ OH–
Como la ionización del agua es un equilibrio:
  
 
O
H
OH
H
equilibrio
K
2



Como el agua se encuentra en forma de moléculas no ionizadas, cualquier valor de su grado
de ionización influye muy poco en la concentración de las moléculas. Por eso la [H2O] se
puede considerar constante, entonces:

194
    



 OH
H
O
H
o
Kequilibri 2
Donde el producto: (Kequilibrio)([H2O]) se denomina Kw, conocida como CONSTANTE
DEL PRODUCTO IONICO DEL AGUA:
  


 OH
H
Kw
A 25C Kw es igual a 1x10–14
, por tanto:
   14
10
x
1
OH
H
Kw 




Cuando cambia la temperatura, cambia el valor de Kw; esto podemos observar en la
siguiente tabla:
TEMPERATURA (˚C) Kw
0 1,13x10–15
10 2,92x10–15
25
37
1,00x10–14
2.40x10–14
45 4,02x10–14
60 9,61x10–14
De la ecuación anterior podemos concluir que:
a) Una solución es NEUTRA, si: [H+
] = [OH–
] = 1x10–7
M
b) En una solución ACIDA, se cumple que: [H+
]  [OH–
]
c) En una solución BASICA, se cumple que: [H+
]  [OH–
]
5. EL pH:
Determinar el pH de una solución, es determinar cuantitativamente la concentración de
iones hidrógeno, [H+
]. Sörensen, estableció una expresión matemática que nos indica el
grado de acidez de toda solución, que es igual a:
    pH
10
H
H
log
pH 






De la ecuación anterior se puede establecer las siguientes conclusiones:
a) Una solución es NEUTRA si: pH = 7
b) Una solución es ACIDA cuando el pH  7
c) Una solución es BASICA, si pH  7
De donde se puede establecer la siguiente escala de pH:

195
Además se puede usar el pOH, que es igual a:
    pOH
10
OH
OH
log
pOH 






Entre el pH y el pOH, se puede establecer la siguiente relación:
14
pOH
pH 

A continuación se muestran algunos ejemplos de sustancias con su pH:
SOLUCIÓN pH
HCl 0,10 M
Jugo gástrico
Jugo de limón
Vinagre
Bebidas gaseosas
Cerveza
Leche
Orina
Agua de lluvia
Saliva
Agua pura
Sangre
Clara de huevo
Bilis
Leche de magnesia
Amoníaco doméstico
NaOH 0,10 M
1,0
1,6 – 1,8
2,3
2,4 – 3,4
2,0 – 4,0
4,0 – 4,5
6,3 – 6,6
5,5 – 7,5
5,6
6,2 – 7,4
7,0
7,35 – 7,45
7,6 – 8,0
7,8 – 8,6
10,5
11
13
6. HIDROLISIS:
SALES:
Cuando un ácido reacciona con una cantidad proporcional de una base, los productos son
agua y una sal.
Acido + Base → Sal + Agua
HCl + NaOH → NaCl + H2O
HC2H3O2 + NH4OH → NH4C2H3O2 + H2O

196
El proceso se denomina neutralización. Las sales en soluciones acuosas se ionizan. La
reacción de los iones de las sales con el agua se conoce como HIDRÓLISIS, que proviene
del griego: HYDRO (agua) y LYSIS (descomponer).
Las sales pueden ser: ácidas, básicas, neutras y ligeramente ácidas o básicas; dependiendo
de la naturaleza de los ácidos y bases utilizados en la reacción de neutralización, por
ejemplo:
ÁCIDO BASE SAL EJEMPLO
Fuerte
Fuerte
Débil
Débil
Fuerte
Débil
Fuerte
Débil
Neutra
Acida
Básica
Ligeramente ácida o básica
NaCl
NH4Cl
NaC2H3O2
NH4C2H3O2
Consideremos una SAL BASICA (NaC2H3O2, Acetato de Sodio):
a) En un primer paso la sal se ionizan:
NaC2H3O2 C2H3O2
–
+ Na+
b) En un segundo paso se produce la Hidrólisis:
C2H3O2
–
HC2H3O2 + OH–
Cuya constante de equilibrio se define de la siguiente manera:
  
 



2
3
2
2
3
2
O
H
C
OH
O
H
HC
h
K
c) Un tercer paso es considerar la ionización del ácido regenerado:
HC2H3O2 C2H3O2
–
+ H+
La constante de ionización se define de la siguiente manera:
  
 
2
3
2
2
3
2
O
H
HC
H
O
H
C
a
K



Si multiplicamos las dos constantes, podemos escribir:
  
 
  
 
2
3
2
2
3
2
2
3
2
2
3
2
O
H
HC
H
O
H
C
O
H
C
OH
O
H
HC
Ka
h
K








197
Simplificando la ecuación anterior, tenemos:
  



 OH
H
Ka
Kh
Donde:    14
10
x
1
Kw
OH
H
Ka
Kh 






Por tanto: Kw
Ka
Kh 
 
Ka
Kw
Kh 
El porcentaje de hidrólisis de una sal, se calcula de la siguiente manera:
100
Inicial
ión
Concentrac
a
Hidrolizad
ión
Concentrac
Hidrólisis
% 

Si se considera una SAL ÁCIDA, la constante de hidrólisis se define mediante la
Kb
Kw
Kh 
1. Calcular la [H+
] y [OH–
] en una solución 0,100M de ácido acético, HC2H3O2, cuya
constante Ka es 1,75x10–5
.
La reacción de ionización es:
HC2H3O2 H+
+ C2H3O2
–
I: 0,100 0 0
E: 0,100 – X X X
Definiendo la constante de ionización para el ácido acético, tenemos:
]
O
H
HC
[
]
O
H
C
][
H
[
Ka
2
3
2
2
3
2



Reemplazando datos tenemos:
X
100
,
0
X
10
x
75
,
1
2
5



De donde se obtiene la siguiente ecuación de segundo grado:

198
0
10
x
75
,
1
X
10
x
75
,
1
X 6
5
2


 

Resolviendo esta ecuación, obtenemos los siguientes resultados: X1 = 1,3142x10–3
X2 = –1,3317x10–3
Valores de X negativos, no son solución para nuestro problema ya que no podemos
hablar de concentraciones negativas, por lo que:
X = [H+
] = 1,3142x10–3
moles/litro
Aplicando la constante del producto iónico del agua (Kw), podemos determinar la
concentración de iones hidróxido:
Kw = [H+
][OH–
] = 1x10–14
Despejando [OH–
] y reemplazando datos tenemos:
  litro
/
moles
10
x
6092
,
6
10
x
3142
,
1
10
x
1
OH 12
3
14






2. Calcular el pH y el porcentaje de ionización de una solución 1M de ácido cianhídrico
(HCN), si la Ka es 4,8x10–10
.
El HCN se ioniza mediante la siguiente reacción:
HCN H+
+ CN–
I: 1 0 0
E: 1–X X X
X
1
X
X
1
X
X
10
x
8
,
4
2
10






X2
+ 4,8x10–10
X – 4,8x10–11
= 0
X = [H+
] = 2,19x10–5
moles/litro
Definiendo el pH, como:
pH = – log [H+
]
pH = – log(2,19x10–5
) = 4,65

199
Para calcular el Porcentaje de Ionización, utilizamos la siguiente ecuación:
100
Inicial
ión
Concentrac
Ionizada
ión
Concentrac
Ionización
% 

3
5
10
x
19
,
2
100
1
10
x
19
,
2
ionización
% 




3. Calcular la molaridad de una solución de hidróxido de amonio, NH4OH, que se
encuentra ionizada en un 2%, si su Kb es 1,8x 10–5
.
El NH4OH, se ioniza de la siguiente manera:
NH4OH NH4
+
+ OH–
I: M 0 0
E: M – X X X
De donde:
X
M
X
X
M
X
X
10
x
8
,
1
2
5






(1)
100
M
X
2 
  X
50
M  (2)
Entonces, sustituyendo la ecuación (2) en la (1):
X
49
X
10
x
8
,
1
2
5


X = 8,82x10–4
Por lo tanto: M = 50X  M = 0,0441 moles/litro
4. El pH de una solución de ácido benzóico, HC7H5O2, 0,072 M es 2,7. Calcular la Ka de
este ácido.
El ácido benzóico, se ioniza mediante el siguiente proceso:
HC7H5O2 C7H5O2
–
+ H+
I: 0,072 0 0
E: 0,072 – X X X

200
X
072
,
0
X
Ka
2


Como el pH es 2,7; entonces: [H+
] = X = 10–2,7
= 1,9953x10–3
moles/litro; por tanto:
3
2
3
10
x
9953
,
1
072
,
0
)
10
x
9953
,
1
(
Ka 



5
10
x
6871
,
5
Ka 

5. Calcular el pH de una solución acuosa de ácido clorhídrico de concentración 5x10–8
M.
La ionización del HCl es total, como se muestra a continuación:
HCl H+
+ Cl–
I: 5x10–8
0 0
E: 0 5x10–8
5x10–8
Como es una solución acuosa muy diluida, hay que tomar en cuenta la ionización del
agua, que aporta con una [H+
] de 1x10–7
moles/litro, por lo tanto:
[H+
]TOTAL = 5x10–8
+ 1x10–7
= 1,5x10–7
moles/litro
Entonces: pH = – log (1,5x10–7
)  pH = 6,82
6. Calcular el pH y el % de hidrólisis de una solución 0,100 M de acetato de sodio,
NaC2H3O2, si Ka del ácido acético es 1,75x10–5
.
Consideramos la ionización de la sal:
NaC2H3O2 C2H3O2
–
+ Na+
I: 0,100 0 0
E: 0 0,100 0,100
Tomando en cuenta la hidrólisis, podemos escribir:
C2H3O2
–
HC2H3O2 + OH–
I: 0,100 0 0
E: 0,100 – X X X

201
Definiendo la constante de hidrólisis y calculando su valor, tenemos:
Ka
Kw
Kh 
10
5
14
10
x
7143
,
5
10
x
75
,
1
10
x
1
Kh 




Reemplazando en la ecuación de la hidrólisis, podemos escribir:
X
100
,
0
X
10
x
7143
,
5
2
10



De donde obtenemos la ecuación: X2
+ 5,7143x10–10
X – 5,7143x10–11
= 0; que al
resolverla se encuentra que X = 7,5590x10–6
y que corresponde a [OH–
].
Por lo que podemos calcular el pOH:
pOH = – log [OH–
]
pOH = – log (7,5590x10–6
) = 5,12
Como: pH + pOH = 14  pH = 14 – 5,12 = 8,88; corresponde a una solución básica ya
que el NaC2H3O2 es una sal básica.
El porcentaje de hidrólisis se calcula de la siguiente manera:
100
Inicial
ión
Concentrac
a
Hidrolizad
ión
Concentrac
Hidrólisis
% 

100
100
,
0
10
x
5590
,
7
Hidrólisis
%
6



3
10
x
5590
,
7
Hidrólisis
% 

7. Calcular el pH y el % de hidrólisis de una solución 0,02M de cloruro de amonio,
NH4Cl, si Kb del hidróxido de amonio es 1,8x10–5
.
Las reacciones de ionización e hidrólisis, se muestran a continuación:

202
NH4Cl NH4
+
+ Cl–
I: 0,02 0 0
E: 0 0,02 0,02
NH4
+
NH4OH + H+
I: 0,02 0 0
E: 0,02 – X X X
Tomando en cuenta la hidrólisis, podemos escribir:
Kb
Kw
Kh 
10
5
14
10
x
5556
,
5
10
x
8
,
1
10
x
1
Kh 




X
02
,
0
X
10
x
5556
,
5
2
10



X = [H+
] = 3,3330x10–6
moles/litro
De donde:
pH = – log [H+
] = – log (3,3330x10–6
) = 5,47
El NH4Cl es una sal ácida, por lo tanto su pH es ácido.
El porcentaje de hidrólisis se determina así:
100
Inicial
ión
Concentrac
a
Hidrolizad
ión
Concentrac
Hidrólisis
% 

100
02
,
0
10
x
3330
,
3
Hidrólisis
%
6



0167
,
0
Hidrólisis
%  %

203
1. Calcular la [H+
] y la [OH–
] en una solución 0,010 N de una base débil que esta ionizada
el 1,3%. Cuál es el pH de la solución. Resp. 7,7x10–11 moles/litro; 1,3x10–4
moles/litro; 10,11
2. Calcular el pH y el pOH de las soluciones, suponiendo una ionización completa: a)
ácido 0,00345 N; b) base 0,00886 N. Resp. a) 2,46 y 11,54; b) 11,95 y 2,05
3. El amoniaco líquido a –50C se ioniza produciendo NH4
+
y NH2
–
. Su producto iónico
es [NH4
+
][NH2
–
]=1x10–30
. Cuántos iones NH2
–
, están presentes por cada mm3
de
amoniaco líquido. Resp. 602 iones
4. Una solución de ácido acético, HC2H3O2, (Ka=1,8x10–5
) esta ionizada en un 1%.
Calcular [H+
] de la solución. Resp. 1,8x10–3 moles/litro
5. Cuál es el porcentaje de ionización de una solución que contiene 100 g de ácido acético
disuelto en agua para producir 1000 ml de solución. Resp. 0,33%
6. Una solución de ácido fórmico, HCO2H, 0,0010 M, está ionizada en un 34%. Calcular
la constante de ionización del ácido. Resp. 1,8x10–4
7. Calcular Ka para el ácido fluorhídrico, HF, si se encuentra ionizado en un 9% en
solución 0,10 M. Resp. 8,9x10–4
8. Calcular el porcentaje de ionización de una solución de ácido acético 0,045 M.
Ka(HC2H3O2) es 1,75x10–5
. Resp. 2%
9. Una solución de amoníaco esta ionizada en un 2,5%. Determinar la concentración molar
de la solución y el pH. Resp. 0,0273; 10,83
10. Calcular la concentración de una solución de acetato de sodio cuyo pH es 8,97. Ka del
ácido acético 1,8x10–5
. Resp. 0,18 M
11. Calcular el volumen de una solución de amoníaco 0,15 N que se encuentra ionizada 1%
y que contiene la misma cantidad de iones OH–
que 0,50 litros de una solución de
hidróxido de sodio 0,20 N. Resp. 67 litros
12. Una solución 1 M de metilamina, CH3NH2, tiene un pH de 12,32. Calcular la constante
de ionización del ácido. Resp. 4,4x10–4
13. Calcular el pH y el porcentaje de hidrólisis que ocurre en una solución de acetato de
sodio, NaC2H3O2, 1x10–3
M. Resp. 7,87; 7,5x10–2%
14. Calcular el pH y el porcentaje de hidrólisis de una solución de cloruro de amonio,
NH4Cl, 2x10–3
M. Resp. 5,98; 5,3x10–2%

204
15. Calcular la [H+
], [C2H3O2
–
] y [C7H5O2
–
] en una solución que contiene HC2H3O2 0,02 M
y HC7H5O2 0,01 M. Las constantes de ionización para el HC2H3O2 y el HC7H5O2 son
respectivamente 1,75x10–5
y 6,46x10–5
. Resp. 1x10–3; 3,5x10–4; 6,5x10–4
16. El valor de Kw a la temperatura fisiológica de 37C es 2,4x10–14
. Cuál es el pH en el
punto neutro del agua a esta temperatura. Resp. 6,81
17. Una solución 0,25 M de cloruro de piridonio, C5H6N+
Cl–
se encontró que tiene un pH
de 2,93. Cuál es el valor de Kb para la ionización de la piridina, C5H5N. Resp. 1,8x10–9
18. Una solución contiene 25 g de hidróxido de amonio en 500 ml de solución. Cuál es el
pH de la solución a 25C. Resp. 11,71
19. Una solución 0,20 M de una sal de NaX tiene un pH de 10,96. Determinar el valor de
Ka para el ácido HX. Resp. 2,4x10–9
20. Una solución 0,18 M del ácido débil HA tiene un pH de 3,80. Calcular el pH de una
solución 0,25 M de la sal NaA. Resp. 10,13

FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Termoquímica
205
CAPITULO 11
TERMOQUÍMICA
1. GENERALIDADES:
Casi todas las reacciones químicas absorben o producen energía, generalmente en forma de
calor. La Termoquímica, es la parte de la Química que se encarga de la cuantificación de la
cantidad de energía (calor) cuando ocurre una reacción química.
La combustión del Alcohol Etílico con Oxígeno es una de las muchas reacciones químicas
que liberan una gran cantidad de energía:
C2H5OH(g) + 3 O2(g)  2 CO2(g) + 3 H2O(l) + Energía (Calor)
Hay otras reacciones que para producirse necesitan una cierta cantidad de calor, por
ejemplo la descomposición del Carbonato de Calcio:
CaCO3(s) + Energía (Calor)  CaO(s) + CO2(g)
Para analizar los cambios de energía asociados a las reacciones químicas primero es
necesario definir el sistema (parte específica del universo que nos interesa). Generalmente,
los sistemas incluyen las sustancias que están implicadas en los cambios químicos y físicos.
Por ejemplo, en un experimento de neutralización ácido-base, el sistema puede ser el
recipiente que contiene 50 ml de HCl al cual se agregan 50 ml de NaOH. Los alrededores
son el resto del universo externo al sistema.
Hay tres tipos de sistemas: abierto, cerrado y aislado. Un sistema abierto puede
intercambiar masa y energía, por lo general en forma de calor con sus alrededores. Un
ejemplo de sistema abierto puede ser el formado por una cantidad de agua en un recipiente.
Si se cierra el recipiente, de manera que el vapor de agua no pueda escaparse o condensarse
en el recipiente, se tiene un sistema cerrado, el cual permite la transferencia de energía
(calor) pero no de masa. Al colocar el agua en un recipiente totalmente aislado, se
construye un sistema aislado, el cual no permite la transferencia de masa ni de energía.
Cuando durante el proceso químico existe un aumento en la temperatura entre los
compuestos químicos y el recipiente donde se realiza la reacción, se dice que la reacción es
exotérmica (la energía se libera como calor); en cambio si la temperatura disminuye, la
reacción es endotérmica (la energía se absorbe como calor).
2. UNIDADES:
Para expresar la cantidad de calor que una reacción química necesita o desprende cuando se
efectúa, se utiliza la caloría.

206
CALORÍA, se define como la cantidad de energía calorífica necesaria para elevar en un
grado centígrado la temperatura de un gramo de agua pura, desde 14,5 °C a 15,5 °C, a una
presión normal de una atmósfera.
Otras formas para expresar esta forma de energía son los Joules, BTU, Ergios, etc. La
relación de éstas con las calorías es:
1 caloría = 4,184 Joules (J)
1 BTU = 252 calorías
1 kilocaloría (kcal) = 1000 calorías
1 Joule = 1x107
ergios
1 kilojoule (kJ) = 1000 Joules
3. CALOR ESPECIFICO Y CAPACIDAD CALORÍFICA (cp):
El CALOR ESPECIFICO, se define como el calor necesario para elevar la temperatura de
un gramo de una sustancia en un grado centígrado. Mientras que la CAPACIDAD
CALORÍFICA (cp) de una sustancia es la cantidad de calor necesario para elevar la
temperatura de un gramo de una determinada cantidad de sustancia en un grado centígrado.
Las unidades de la capacidad calorífica son
C
g
calorías

.
A continuación se muestran las capacidades caloríficas de algunas sustancias:
SUSTANCIA cp (cal/gC) cp (J/gC)
H2O(s)
H2O(l)
H2O(g)
Al
Au
Na
NaCl
Cu
Zn
Bi
Pb
Hg
Fe
Pt
0,490
1,000
0,480
0,215
0,031
0,290
0,210
0,092
0,092
0,029
0,031
0,033
0,107
0,032
2,050
4,184
2,008
0,899
0,129
1,213
0,879
0,385
0,385
0,121
0,130
0,138
0,448
0,134
Para un determinado cambio de temperatura, el flujo de calor es directamente proporcional
a la masa de la sustancia y al cambio de temperatura, proporcionalidades que se pueden
expresar matemáticamente de la siguiente manera:

207
T
cp
m
Q 



Donde: m: masa
cp: capacidad calorífica
T: Diferencia de Temperaturas = Tfinal – Tinicial
LEY DE DULONG-PETIT:
Se aplica generalmente para los metales, esta ley establece que:
4
,
6
)
calorífica
Capacidad
)(
aproximado
atómico
Peso
( 
4. CALOR LATENTE, λ:
El CALOR LATENTE, se define como el calor necesario para cambiar un gramo de una
sustancia de un estado físico a otro, sin variación de la temperatura.
Las unidades de calor latente están implícitas en la definición: calorías/gramo. El agua
presenta el calor latente de fusión, que es de 80 cal/g a 0C y el de evaporación
(vaporización) que es de 540 cal/g a 100C.
El flujo de calor (Q) que comprende el calor latente, se determina mediante la siguiente
ecuación:


 m
Q
Donde: m: masa
: calor latente
5. ENTALPÍA DE FORMACIÓN, 
f
H
 :
La ENTALPÍA o CALOR DE FORMACIÓN, es la cantidad de calor que se libera o
absorbe cuando se forma un mol de un compuesto a partir de sus elementos en una reacción
química a la presión de una atmósfera.
A continuación se muestran algunos datos de calores de formación de algunos compuestos,
hay que aclarar que los calores de formación de los elementos en estado libre es cero:
C(s) + O2(g)  CO2(g) Hr = – 94,05 kcal/mol
2 C(s) + H2(g)  C2H2(g) Hr = 54,85 kcal/mol

208
COMPUESTO 
f
H
 (kJ/mol) 
f
H
 (kcal/mol)
CH4(g)
C2H2(g)
C2H4(g)
C2H6(g)
C2H6(g)
CHCl3(g)
CH3OH(g)
C2H5OH(g)
H2O(g)
HCl(g)
NO(g)
NO2(g)
NH3(g)
CO(g)
CO2(g)
SO2(g)
SO3(g)
H2O(l)
H2O2(l)
H2SO4(l)
HNO3(l)
CH3OH(l)
C2H5OH(l)
C6H6(l)
Al2O3(s)
Fe2O3(s)
Cr2O3(s)
CaO(s)
CaC2(s)
CaCO3(s)
KOH(s)
NaOH(s)
NH4NO3(s)
–74,81
226,70
52,26
–84,86
–268,80
–103,10
–201,17
–235,10
–241,80
–92,31
90,25
33,20
–46,11
–110,50
–393,50
–296,80
–395,60
–285,80
–187,80
–814,00
–174,10
–238,57
–277,70
49,03
–1676,00
–824,20
–1128,40
–635,50
–62,80
–1207,00
–424,70
–426,70
–365,60
–15,54
54,19
12,49
–20,28
–64,24
–24,64
–40,08
–56,19
–57,79
–22,06
21,57
7,93
–9,58
–22,95
–94,05
–70,94
–94,55
–68,31
–44,89
–194,55
–41,61
–57,02
–66,37
11,72
–400,57
–196,99
–269,69
–151,89
–15,01
–288,48
–101,51
–101,98
–87,38
6. ENTALPIA O CALOR DE REACCION, Hr:
Si se conocen las entalpías de formación de todas las sustancias que participan en una
reacción química se puede calcular la variación de la entalpía de la reacción, mediante la
)
activos
(Re
H
)
oductos
(Pr
H
Hr o
f
o
f 





209
En una reacción donde se absorbe calor, el contenido calorífico o entalpía de los productos
es mayor que el de las sustancias reaccionantes; en consecuencia, el signo de H es
positivo, el proceso es ENDOTÉRMICO. En cambio cuando en una reacción química se
libera calor, la entalpía de los productos es menor que el de los reaccionantes, el signo de
H es negativo, la reacción es EXOTÉRMICA.
7. ECUACIONES TERMOQUÍMICAS:
Se conocen así a las ecuaciones químicas que van acompañadas del calor o entalpía de
reacción, por ejemplo:
C(s) + O2(g)  CO2(g) Hr = – 94,1 kcal/mol
2 C(s) + H2(g)  C2H2(g) Hr = 54,85 kcal/mol
8. LEY DE HESS:
La LEY DE HESS establece que: “El calor producido o absorbido en cualquier cambio
químico es igual para dicho cambio, tanto si se realiza en un solo paso como si se realiza en
varios, puesto que la variación total depende únicamente de las propiedades de las
sustancias inicial y final”. En otras palabras, el calor de reacción no depende del camino
seguido para pasar del estado inicial al final.
Esta ley es importante porque permite calcular indirectamente calores de reacción que
serían muy difíciles de medir directamente. Esto es posible ya que las ecuaciones
termoquímicas pueden sumarse o restarse como ecuaciones algebraicas junto con los
correspondientes calores de reacción.
1. Calcular la cantidad de calor que se necesita para elevar la temperatura de 100 gramos
de cobre desde 20C hasta 110 C.
Aplicamos la siguiente ecuación:
T
cp
m
Q 



)
Ti
Tf
(
cp
m
Q 



 
C
)
20
110
(
)
C
g
cal
092
,
0
)(
g
100
(
Q 



J
35
,
3464
cal
828
Q 


210
2. La combustión de un gramo de antracita produce 7300 calorías, qué cantidad de dicho
carbón hará falta para calendar 4 litros de H2O desde 20C hasta 100C suponiendo que
todo el calor se utiliza.
Consideramos que la densidad del agua es 1g/cm3
, de modo que los 4 litros de agua se
consideran 4 kg (4000 gramos).
Para calcular la cantidad de calor, utilizamos la siguiente ecuación:
T
cp
m
Q 



)
Ti
Tf
(
cp
m
Q 



 
C
)
20
100
(
)
C
g
cal
1
)(
g
4000
(
Q 



cal
320000
Q 
Luego planteamos la siguiente operación:
Carbón
g
84
,
43
calorías
7300
Carbón
g
1
calorías
320000 

3. Si se calienta una muestra de 25 g de una aleación hasta 100C, se introduce luego en
un recipiente que contiene 90 gramos de agua a 25,32C. La temperatura del agua se
eleva hasta 27,18C. Despreciando la pérdida de calor que puede existir, determinar la
capacidad calorífica de la aleación.
Planteamos que la cantidad de calor ganado por el agua es igual al calor perdido por la
aleación:
Qc
Qg 

    
C
)
100
18
,
27
(
)
aleación
(
cp
)
g
25
(
C
)
32
,
25
18
,
27
(
)
C
g
cal
1
)(
g
90
( 






C
g
cal
092
,
0
)
aleación
(
cp



211
4. El eg-g de un metal cuando reacciona con el oxígeno es de 69,67. Si su capacidad
calorífica es 0,0305 cal/gC. Determinar el estado de oxidación del metal, su peso
atómico exacto y la fórmula del óxido.
La posible fórmula del óxido es: M2OX
Para resolver el problema aplicamos la ley de Dulong-Petit:
4
,
6
)
Metal
(
Aproximado
Atómico
Peso
)
Metal
(
cp 

Despejando el Peso Atómico aproximado y reemplazando datos, tenemos:
84
,
209
0305
,
0
4
,
6
)
Metal
(
Aproximado
Atómico
Peso 

Utilizando la ecuación que define el equivalente-gramo del metal, determinamos el
estado de oxidación:
)
Metal
(
g
-
eq
)
Metal
(
Aproximado
Atómico
Peso
)
Metal
(
EO 
3
012
,
3
67
,
69
84
,
209
)
Metal
(
EO 


Aplicando la misma definición de equivalente-gramo, determinamos el peso atómico
exacto del metal:
01
,
209
)
3
(
76
,
69
)
Metal
(
Exacto
Atómico
Peso 

El peso molecular determinado, corresponde al Bismuto (Bi), por lo que la fórmula del
óxido es: M2O3 = Bi2O3
5. Calcular la cantidad de calor que se necesita para transformar 20 g de agua en estado
sólido que se encuentra a –15C al estado de vapor a 120C.
Para resolver el siguiente ejercicio, procedemos a realizar un gráfico en el que se
muestran los diferentes cambios que se producen con el aumento de la temperatura, y
calculamos la cantidad de calor en cada uno de los procesos:

212
  calorías
147
C
)
15
(
0
)
C
g
cal
49
,
0
)(
g
20
(
T
cp
m
Q1 









calorías
1600
)
g
cal
80
)(
g
20
(
)
fusión
(
m
Q2 




  calorías
2000
C
)
0
100
(
)
C
g
cal
1
)(
g
20
(
T
cp
m
Q3 








calorías
10800
)
g
cal
540
)(
g
20
(
)
n
evaporació
(
m
Q4 




  calorías
192
C
)
100
120
(
)
C
g
cal
48
,
0
)(
g
20
(
T
cp
m
Q5 








La suma de los calores de estos procesos, permiten calcular el calor total:
i
5
4
3
2
1
T Q
Q
Q
Q
Q
Q
Q 






192
10800
2000
1600
147
QT 




kcal
739
,
14
calorías
14739
QT 

6. Cuando se mezclan 120 g de H2O(s) a 0C y 300 g H2O(l) a 50C. Determinar la
temperatura final y el estado físico de la mezcla.
Determinamos el calor que va ha ceder el agua que se encuentra a 50C:

213
calorías
15000
)
C
50
)(
C
g
cal
1
)(
g
300
(
T
cp
m
Q 







Calculamos la cantidad de calor que va ha ganar el agua que esta a 0C, para fundirse:
calorías
9600
)
g
cal
80
)(
g
120
(
)
fusión
(
m
Q 




Esta cantidad de calor es menor a la que me proporciona el agua a 50C, por lo tanto la
temperatura del sistema va a ser mayor que 0C, por lo que podemos plantear la
siguiente solución:
Qc
Qg 
   
C
)
Tf
50
(
)
C
g
cal
1
)(
g
300
(
C
)
0
Tf
(
)
C
g
cal
1
)(
g
120
(
)
g
cal
80
)(
g
120
( 







Tf
300
15000
Tf
120
9600 


5400
Tf
420  → C
9
,
12
Tf 

7. Cuál será la Tf cuando se mezclan 300 g de H2O(s) a 0C y 300 g de H2O(l) a 50C.
Determinamos la cantidad de calor del agua a 50C:
calorías
15000
)
C
50
)(
C
g
cal
1
)(
g
300
(
T
cp
m
Q 







Calculamos la cantidad de calor que va ha ganar el agua a 0C, para fundirse:
calorías
24000
)
g
cal
80
)(
g
300
(
)
fusión
(
m
Q 




Esta cantidad de calor es mayor a la que me proporciona el agua a 50C, por lo que la
temperatura final es 0C. Como conclusión se puede decir que no todo el hielo se funde.
Podemos determinar la cantidad de hielo fundida de la siguiente manera:
fundidos
O
H
g
50
,
187
calorías
24000
)
s
(
O
H
g
300
calorías
15000 2
2



214
8. Se mezclan 300 g de H2O(g) a 100C y 300 g de H2O(s) a –10C. Determinar la
temperatura final del sistema (Temperatura de equilibrio, Tf).
Determinamos la cantidad de calor en la condensación del vapor de agua a 100C:
calorías
162000
)
g
cal
540
)(
g
300
(
)
n
evaporació
(
m
Q 




Determinamos la cantidad de calor del agua condensada que se encuentra a 100:
calorías
30000
)
C
100
)(
C
g
cal
1
)(
g
300
(
T
cp
m
Q 







En total, se disponen de 192000 calorías. Esta cantidad de calor va ha ser utilizada por
los 300 gramos de agua sólida para aumentar su temperatura.
Determinamos la cantidad de calor, para elevar la temperatura de los 300 g de H2O(s)
desde –10C a 0C:
  calorías
1470
C
)
10
0
(
)
C
g
cal
49
,
0
)(
g
300
(
T
cp
m
Q 








Determinamos la cantidad de calor para la fusión del agua sólida que se encuentra a
0C:
calorías
2400
)
g
cal
80
)(
g
300
(
)
fusión
(
m
Q 




Calculamos la cantidad de calor para elevar la temperatura del agua fundida desde 0 a
100C:
  calorías
30000
C
)
0
100
(
)
C
g
cal
1
)(
g
300
(
T
cp
m
Q 








Sumando la cantidad de calor que el sólido va ha ganar, tenemos:
calorías
33870
30000
2400
1470
Q 



Si el vapor va ha ceder 192000 calorías y el agua sólida necesita 33870 calorías para
llegar a 100C, el sistema llega a 100C.

215
9. Suponiendo que se utiliza el 50% del calor, cuántos kilogramos de agua a 15C podrán
calentarse hasta 85C mediante la combustión de 200 litros de metano, CH4, en CN si el
calor de combustión del metano es de 213 kcal/mol.
Calculamos las moles que corresponden a los 200 litros de Metano:
4
4
4
4 CH
moles
93
,
8
CH
litros
4
,
22
CH
mol
1
CH
litros
200 

Determinamos la cantidad de calor desprendido en la combustión de esas moles de
Metano:
kcal
09
,
1902
)
moles
93
,
8
)(
mol
kcal
213
(
Q 

Calculamos la cantidad de calor utilizado (solamente el 50%):
kcal
045
,
951
)
50
,
0
)(
kcal
09
,
1902
(
)
utilizado
(
Q 

A partir de esa cantidad de calor, determinamos la cantidad de agua:
T
cp
m
Q 



)
T
T
(
cp
m
Q i
f 



 
C
)
15
85
(
)
C
g
cal
1
(
m
cal
951045 


  O
H
kg
36
,
13586
m 2

10. Calcular la cantidad de calor que interviene en la descomposición del carbonato de
calcio sólido, CaCO3, utilizando las entalpías de formación.
Para resolver el problema, planteamos la reacción de la descomposición del CaCO3(s):
CaCO3(s)  CaO(s) + CO2(g)
Como la reacción se encuentra igualada, con ayuda de los calores de formación
determinamos la entalpía de la reacción correspondiente:
)
activos
(Re
H
)
oductos
(Pr
H
Hr o
f
o
f 




  )
5
,
288
(
)
1
,
94
(
)
9
,
151
(
Hr 







216
mol
kcal
5
,
42
Hr 
 , cantidad de calor suministrada.
11. Calcular la cantidad de calor cuando se combustionan 10 g de alcohol metílico líquido,
CH3OH.
)
l
(
O
H
2
)
g
(
CO
)
g
(
O
2
3
)
l
(
OH
CH 2
2
2
3 


Con ayuda de los calores de formación, determinamos el calor de la reacción:
)
activos
(Re
H
)
oductos
(Pr
H
Hr o
f
o
f 




   
0
)
1
,
48
(
)
32
,
68
(
2
)
1
,
94
(
Hr 







mol
kcal
64
,
182
Hr 


Calculamos la cantidad de calor cuando se combustionan 10 gramos de CH3OH:
kcal
075
,
57
g
10
g
32
mol
1
mol
kcal
4
,
1826
Hr 






12. El calor desarrollado en la combustión de acetileno C2H2(g) a 25C es de 310,7
kcal/mol. Determinar la entalpía de formación del acetileno gas.
Primero escribimos la ecuación de combustión del acetileno:
)
l
(
O
H
)
g
(
CO
2
)
g
(
O
2
5
)
g
(
H
C 2
2
2
2
2 


Utilizando los calores de formación, aplicamos la siguiente ecuación:
)
activos
(Re
H
)
oductos
(Pr
H
Hr o
f
o
f 




   
0
))
g
(
H
C
(
H
)
32
,
68
(
)
1
,
94
(
2
7
,
310 2
2
o
f 







 
mol
kcal
18
,
54
)
g
(
H
C
H 2
2
o
f 


217
13. La ecuación termoquímica en la combustión del metileno gas es:
mol
/
kcal
337
Hr
)
g
(
O
H
2
)
g
(
CO
2
)
g
(
O
)
g
(
H
C 2
2
2
4
2 





Admitiendo un rendimiento del 70%. Cuántos kilogramos de H2O a 20C pueden
convertirse en vapor, mediante la combustión de 1000 litros de etileno en condiciones
normales.
Determinamos las moles en condiciones normales, correspondientes a los 1000 litros de
metano:
4
2
4
2
4
2
4
2 H
C
moles
64
,
44
H
C
litros
4
,
22
H
C
mol
1
H
C
litros
1000 

Así mismo determinamos la cantidad de calor producida por las 44,64 moles:
kcal
68
,
15043
H
C
mol
1
kcal
337
H
C
moles
64
,
44
4
2
4
2 

Entonces:
kcal
38
,
10530
)
68
,
15043
(
70
,
0
o
aprovechad
Q 

Determinamos la masa de agua:
)
n
evaporació
(
m
T
cp
m
Q 






  )
g
cal
540
(
m
C
)
20
100
(
)
C
g
cal
1
(
m
58
,
10530 



 → O
H
kg
98
,
16
m 2

14. Calcular o
f
H
 del CO(g), utilizando la ley de Hess y a partir de los siguientes datos:
mol
/
kcal
1
,
94
)]
g
(
CO
[
H 2
o
f 

 ; mol
/
kcal
7
,
67
Hr
)
g
(
CO
)
g
(
O
)
g
(
CO 2
2 




Es necesario determinar la entalpía de la reacción:
)
g
(
CO
)
g
(
O
2
1
)
s
(
C 2 

Para resolver el problema, planteamos las siguientes reacciones químicas:

218
)
2
(
mol
/
kcal
7
,
67
Hr
)
g
(
CO
)
g
(
O
2
1
)
s
(
CO
)
1
(
mol
/
kcal
1
,
94
Hr
)
g
(
CO
)
g
(
O
)
s
(
C
2
2
2
2










Restando (1) – (2), tenemos:
)
g
(
CO
)
g
(
O
2
1
)
s
(
C
0
)
g
(
CO
)
g
(
O
2
1
)
s
(
C
)
g
(
CO
)
g
(
CO
)
g
(
O
2
1
)
g
(
CO
)
g
(
O
)
s
(
C
2
2
2
2
2
2










La cantidad de calor se encuentra aplicando la misma operación:
mol
kcal
4
,
26
)
7
,
67
(
1
,
94
Hr
)
2
(
Hr
)
1
(
Hr
Hr












15. Calcular o
f
H
 [CH4(g)] a partir de los siguientes datos:
)
3
(
mol
/
kJ
8
,
285
Hr
)
g
(
O
H
)
g
(
O
2
1
)
g
(
H
)
2
(
mol
/
kJ
5
,
393
Hr
)
g
(
CO
)
g
(
O
)
s
(
C
)
1
(
mol
/
kJ
887
Hr
)
g
(
O
H
2
)
g
(
CO
)
g
(
O
2
)
g
(
CH
2
2
2
2
2
2
2
2
4
















Nos piden calcular el Hr
 de la reacción: C(s) + 2 H2(g)  CH4(g), para lo cual
realizamos el siguiente procedimiento matemático con las reacciones: (2) + 2(3) – (1);
el calor de la reacción en cuestión es:
mol
/
kcal
1
,
78
Hr
)
887
(
)
8
,
285
(
2
5
,
393
Hr
)
1
(
Hr
)
3
(
Hr
2
)
2
(
Hr
Hr

















1. Cuántas calorías se necesitan para calentar desde 15C hasta 65C, las siguientes
sustancias: a) 1 g de H2O; b) 20 g de platino. Resp. a) 50 cal; b) 32 cal
2. La combustión de 5 g de coque eleva la temperatura de un litro de agua desde 10C
hasta 47C. Calcular el poder calorífico del coque en kcal/g. Resp. 7,4 kcal/g

219
3. El calor de combustión del etano gas, C2H6, es de 373 kcal/mol. Suponiendo que sea
utilizable el 60% del calor, cuántos litros de etano, medidos en condiciones normales,
tienen que ser quemados para suministrar el calor suficiente para elevar la temperatura
de 50 kg de agua a 10C a vapor a 100C. Resp. 3,150 litros
4. Una muestra de metal de 45 g se calienta a 90C, introduciéndose después en un
recipiente que contiene 82 g de agua a 23,50C. La temperatura del agua se eleva
entonces a una temperatura final de 26,25C. Determinar la capacidad calorífica del
metal. Resp. 0,079 cal/gC
5. Se ha determinado que la capacidad calorífica de un elemento es de 0,0276 cal/gC. Por
otra parte, 114,79 g de un cloruro de este elemento contiene 79,34 g del elemento
metálico. Determinar el peso atómico exacto del elemento. Resp. 238
6. La capacidad calorífica de un elemento sólido es de 0,0442 cal/gC. Un sulfato de este
elemento una vez purificado, se ha determinado que contiene 42,2% en peso del mismo.
Determinar a) el peso atómico exacto del elemento y b) la fórmula del sulfato. Resp. a)
140,3; b) Ce(SO4)2
7. Determinar la temperatura resultante cuando 1 kg de hielo a 0C se mezcla con 9 kg de
agua a 50C. Resp. 37C
8. Cuánto calor se necesita para pasar 10 g de hielo a 0C a vapor a 100C. Resp. 7,2 kcal
9. Se pasan 10 libras de vapor de agua a 212F por 500 libras de agua a 40F. Qué
temperatura alcanzará ésta. Resp. 62,4F
10. Se agregaron 75 g de hielo a 0C a 250 g de agua a 25C. Qué cantidad de hielo se
fundió. Resp. 78,1 g
11. Determinar la entalpía de descomposición de 1 mol de clorato de potasio sólido en
cloruro de potasio sólido y oxígeno gaseoso. Resp. –10,7 kcal
12. El calor desprendido en la combustión completa de 1 mol de gas metano, CH4, es 212,8
kcal. Determinar la entalpía de formación de 1 mol de CH4(g). Resp. –17,9 kcal
13. El calor desprendido en la combustión completa de gas etileno, C2H4, es 337 kcal.
Admitiendo un rendimiento del 70%, cuántos kilogramos de agua a 20C pueden
convertirse en vapor a 100C, quemando 1000 litros de C2H4 en condiciones normales.
Resp. 16,9 kg
14. Calcular la entalpía para la reducción del dióxido de carbono con hidrógeno a
monóxido de carbono y agua líquida: CO2(g) + H2(g)  CO(g) + H2O(l), usando el
calor de formación del H2O(l) igual a –68,3 kcal/mol y el calor de combustión del
CO(g) de –67,6 kcal/mol. Resp. –0,7 kcal ó –2,93 kJ

220
15. Calcular el calor de formación del óxido nítrico, NO, a partir de los siguientes datos:
N2(g) + O2(g)  NO2 H = 7500 cal
NO(g) + O2(g)  NO2(g) H = –14000 cal
Resp. –21500 cal
16. Dados los siguientes datos termoquímicos:
Fe2O3(s) + CO(g)  FeO(s) + CO2(g) H = –2,93 kJ
Fe(s) + CO2(g)  FeO(s) + CO(g) H = 11,29 kJ.
Usar la ley de Hess para encontrar la entalpía de la reacción: Fe2O3(s) + CO(g)  Fe(s)
+ CO2(g). Resp. –25,52 kJ ó –6,1 kcal
17. El calor desprendido en la combustión de un mol de C2H6 gas es de 372,9 kcal y el del
C2H4 gas es de 337,3 kcal. Si la entalpía de formación del H2O líquida es –68,32
kcal/mol, determinar aplicando la ley de Hess, la entalpía de la reacción: C2H4(g) +
H2(g)  C2H6(g). Resp. –32,7 kcal/mol
18. El calor de combustión del acetileno gas, C2H2, es 312000 cal/mol, cuántos litros de
dióxido de carbono en condiciones normales se desprenden por cada kilocaloría
liberada. Resp. 0,144 litros
19. El calor liberado por la combustión de 1,250 g de coque eleva la temperatura de 1000 g
de agua de 22,5C a 30,1C. Cuál será el porcentaje de carbono en el coque, suponiendo
que las impurezas son incombustibles. Resp. 77,4%
20. Suponiendo que el metano gas, CH4, cuesta 75 cts por cada 1000 pies3
, calcular el costo
de 1000000 BTU, además el calor de combustión del metano es 212,8 kcal/mol. Resp.
71 cts

FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Electroquímica
221
CAPITULO 12
ELECTROQUÍMICA
1. GENERALIDADES:
La ELECTROQUÍMICA es la rama de la química que se encarga de estudiar las relaciones
que existen entre los fenómenos eléctricos y los químicos.
La Electroquímica puede dividirse en dos grandes secciones; una se refiere a las reacciones
químicas que se producen mediante una corriente eléctrica, llamada electrólisis y la otra se
refiere a las reacciones químicas que producen una corriente eléctrica; proceso que se
verifica en una celda o pila galvánica.
2. UNIDADES ELÉCTRICAS:
El COULOMBIO (C) es la unidad práctica de carga (Q) y se define como la cantidad de
electricidad que pasa a través de una sección transversal dada de un conductor en un
segundo, cuando la corriente es de un amperio.
El AMPERIO (A) es la unidad de intensidad de corriente eléctrica (I). Un amperio es igual
a un coulombio/segundo. Por lo tanto:
t
Q
I
Tiempo
a
arg
C
Intensidad 


De donde:
t
I
Q 

Segundo
Amperio
Coulombio 

El OHMIO () es la unidad de resistencia eléctrica (R). Se puede expresar en función de la
resistencia específica o resistividad mediante la siguiente ecuación:
)
cm
(
Area
)
cm
(
Longitud
Específica
sistencia
Re
)
Ohmios
(
sistencia
Re 2


También se puede definir de la siguiente manera:
)
I
(
Intensidad
)
V
(
Voltaje
)
R
(
sistencia
Re 

222
El VOLTIO (V) es la unidad de potencial y se define como la fuerza electromotriz
necesaria para que pase una corriente de un amperio a través de una resistencia de un
ohmio. La fuerza electromotriz se mide con un voltímetro.
)
A
(
Amperio
)
(
Ohmio
)
V
(
Voltio 


)
I
(
Intensidad
)
R
(
sistencia
Re
)
V
(
Voltaje 

El VATIO (W) es la unidad de potencia eléctrica y es igual a la variación del trabajo por
unidad de tiempo (Joules/segundo). También se le puede definir como el producto de la
fuerza electromotriz en voltios por la corriente en amperios.
)
Voltios
(
Potencia
)
Amperios
(
Corriente
)
Vatios
(
Potencia 

V
I
W 

El JOULE o VATIO–SEGUNDO es la energía producida en un segundo por una corriente
de potencia igual a un vatio. Por lo tanto:
Tiempo
Trabajo
Potencia 
De donde:
Tiempo
Potencia
Trabajo 

Segundo
Vatio
Joule 

También se puede usar la expresión:
Coulombio
Vatio
Joule 

El FARADIO (F) es la unidad de capacidad eléctrica y se define como la cantidad de carga
eléctrica asociada a un equivalente-gramo de sustancia en un proceso electroquímico. El
Faradio es igual a 96500 coulombios.
3. LEY DE OHM:
Esta ley relaciona la intensidad, potencia y resistencia; a través de la siguiente ecuación:

223
ohmios
en
sistencia
Re
voltios
en
potencial
de
Diferencia
amperios
en
Corriente 
También se escribe de la siguiente manera: R
I
V 

4. LEYES DE FARADAY:
Las leyes de Faraday establecen las relaciones cuantitativas entre la cantidad de corriente
que pasa a través de una solución y la cantidad del cambio químico que produce. Las leyes
de Faraday se pueden plantear de la siguiente manera:
a) La cantidad de cualquier sustancia liberada o depositada en un electrodo es
directamente proporcional a la cantidad de electricidad (Coulombios) que pasa a través
del electrolito.
b) Las masas de diferentes sustancias liberadas o depositadas en cada electrodo por la
misma cantidad de electricidad, son directamente proporcionales a los pesos
equivalentes de las sustancias.
En la electrólisis se produce una reducción en el cátodo para eliminar los electrones que
fluyen hacia él, mientras que en el ánodo tiene lugar una oxidación que proporciona los
electrones que salen de éste hacia el cátodo. El número de equivalentes-gramo de reacción
en el electrodo es proporcional a la carga transportada y tiene que ser igual al número de
moles de electrones transportados en el circuito.
1. La carga eléctrica sobre el ion aluminio generalmente se designa con +3. A cuántos
coulombios corresponde.
Como la carga del electrón es –1,602x10–19
coulombios, para el ion Al+3
se necesitan
tres de esas cargas pero de signo contrario, por tanto:
coulombios
10
x
806
,
4
)
10
x
602
,
1
(
3
Q 19
19 



2. Se pasa una corriente de 1,80 amperios a través de un alambre. Cuantos coulombios
pasarán por un punto dado del alambre en un tiempo de 1,36 minutos.
t
I
Q 











uto
min
1
segundos
60
utos
min
36
,
1
)
amperios
80
,
1
(
Q
coulombios
147
Q 

224
3. Cuál es el tiempo necesario para que circulen 18000 coulombios que utiliza una
corriente de 10 amperios.
t
Q
t
t
I
Q 



segundos
1800
amperios
10
coulombios
18000
t 

4. Se pasa una corriente de 2 amperios por una resistencia cuando se conectan a sus
extremos 110 voltios. Cuál es el valor de la resistencia.
ohmios
55
amperios
2
voltios
110
R
I
V
R



5. Una corriente de 80 microamperios se obtiene de una celda solar durante un tiempo de
100 días. A cuántos Faradays corresponde.
coulombios
691
Q
)
segundos
10
x
64
,
8
)(
amperios
10
x
80
(
Q
t
I
Q
6
6





faradays
10
x
959
,
9
Faradays
de
Número
coulombios
96500
Faraday
1
coulombios
691
Faradays
de
Número
3




6. Cuál será la tensión necesaria para que 4 amperios por una resistencia de 60 ohmios.
Cuántos Joules/segundo se desprenderán en la resistencia al aplicarle dicha tensión entre
sus terminales.
voltios
240
V
)
amperios
4
)(
ohmios
60
(
V
I
R
V




s
/
J
960
vatios
960
Energía
)
amperios
4
)(
voltios
240
(
Energía
I
V
Energía






225
7. En la electrólisis de una solución de sulfato cúprico circula una corriente de 20
amperios por espacio de 1 hora. Determinar la cantidad de cobre depositado.
Determinamos la carga que soporta la solución:
coulombios
72000
Q
)
segundos
3600
)(
amperios
20
(
Q
t
I
Q




A continuación calculamos la cantidad de Cobre depositado:
Cu
g
70
,
23
coulombios
96500
Cu
g
)
2
54
,
63
(
coulombios
72000 


8. En un voltámetro ha sido depositado 1 gramo de plata, empleando una corriente de 8
amperios. Determinar el tiempo que ha tenido que circular la corriente para depositar
ese peso de plata.
Determinamos la carga necesaria para la masa de plata depositada:
coulombios
60
,
894
Ag
g
)
1
87
,
107
(
coulombios
96500
Ag
g
1 


Luego determinamos el tiempo invertido:
segundos
83
,
11
coulombios
8
segundo
1
coulombios
60
,
894 

9. Cuánto tiempo debe pasar una corriente de 4 amperios a través de una solución que
contiene 10 gramos de sulfato de sodio para que ponga en libertad todo el sodio.
Determinamos la cantidad de sodio que hay en los 10 gramos del sulfato:
Na
g
24
,
3
SO
Na
g
142
Na
g
46
SO
Na
g
10
4
2
4
2 

Luego determinamos la cantidad de coulombios correspondientes a esa masa:
coulombios
91
,
13593
Na
g
)
1
23
(
coulombios
96500
Na
g
24
,
3 



226
Luego determinamos el tiempo utilizado:
segundos
48
,
3398
coulombios
4
segundo
1
coulombios
91
,
13593 

1. Un motor eléctrico utiliza una corriente de 7,80 amperios. Cuántos coulombios de
electricidad usa el motor por hora. Resp. 2,81x104 coulombios
2. Cuál es la resistencia del filamento de un foco de 100 vatios que usa 0,90 amperios a
110 voltios. Resp. 123 ohmios
3. Qué tiempo se necesitará para usar 100000 coulombios de electricidad en una plancha
eléctrica operada con 10 amperios. Resp. 10000 s
4. Qué cantidad de hidrógeno gaseoso en condiciones normales se desprenderán por la
acción de una corriente de 1 amperio que fluye durante un minuto. Resp. 6,96 ml
5. Una corriente de 500 miliamperios fluyendo durante exactamente una hora depositó
0,6095 g de zinc. Determinar el equivalente-gramo del zinc. Resp. 32,67
6. La corriente en un baño de plata tenía solo el 80% de eficiencia con respecto al depósito
de plata. Cuántos gramos se depositarán en 30 minutos por una corriente de 0,250
amperios. Resp. 0,403 g
7. En un proceso electrolítico se depositaron 1,8069x1024
átomos de plata, si el
rendimiento fue del 60%. Determinar la cantidad de corriente utilizada en Faradios.
Resp. 5
8. Qué cantidad de agua se descompone por acción de una corriente de 100 amperios
durante 12 horas. Resp. 403 g
9. Qué cantidad de sodio se depositará en una hora con un potencial de 100 voltios y una
resistencia de 50 ohmios. Resp. 1,72 g
10. Qué volúmenes de hidrógeno y oxígeno se obtendrán a 27C y 740 mmHg si se pasa
durante 24 horas una corriente de 25 amperios a través de agua acidulada. Resp. 284
litros; 142 litros
11. Cuántos minutos debe fluir una corriente de 50 miliamperios para que se deposite 1
equivalente-gramo de oxígeno. 32160 minutos
12. Una varilla que mide 10x2x5 cm se plateó por medio de una corriente de 75
miliamperios durante tres horas. Cuál es el espesor del depósito de plata sobre la varilla,
dado que la densidad de la plata es de 10,5 g/cm3
. Resp. 0,0054 mm

227
13. Cuántos minutos se necesitarán para depositar el cobre que hay en 500 ml de una
solución de sulfato cúprico 0,25 N usando una corriente de 75 miliamperios. Resp.
2680 minutos
14. Qué tiempo se necesitará para depositar 2 g de cadmio de una solución de sulfato de
cadmio cuando se usa una corriente de 0,25 amperios. Qué volumen de oxígeno en
condiciones normales se liberan. Resp. 3,85 horas; 200 ml
15. Qué corriente se necesita para pasar un faraday por hora por un baño electrolítico.
Cuántos gramos de aluminio y de cadmio serán depositados por un faradio. Resp. 26,8
amperios; 8,99 g Al y 56,2 g Cd
16. Por electrólisis del agua se recogen 0,845 litros de hidrógeno a 25C y 782 torr.
Cuántos faradios tuvieron que pasar a través de la solución.
17. Durante cuánto tiempo (minutos) se debe pasar una corriente de 2 amperios a través de
una solución ácida y obtener 250 ml de hidrógeno en condiciones normales. Resp.
17,95 min
18. Se electrolizan 150 g de una solución de Sulfato de Potasio al 10% en peso durante 6
horas y con una intensidad de corriente de 8 amperios, se descomponiéndose parte del
agua presente. Determinar la concentración en porcentaje en peso de la solución luego
de la electrólisis. Resp. 11,2 %
19. Se electroliza una solución cúprica, por el paso de 1930 coulombios se depositaron
0,508 g de cobre. Calcular el rendimiento del proceso. Resp. 80 %
20. Calcular la intensidad de corriente necesaria para descomponer todo el cloruro de sodio
contenido en 600 ml de solución 2 M, si se hace circular la corriente durante 4 horas y
el rendimiento del proceso es del 85%. Resp. 9,46 amperios

228
ANEXOS
PRESION DEL VAPOR DE AGUA
T(°C) P(mm Hg) T(°C) P(mm Hg)
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
4,6
4,9
5,3
5,7
6,1
6,5
7,0
7,5
8,0
8,6
9,2
9,8
10,5
11,2
12,0
12,8
13,6
14,5
15,5
16,5
17,5
18,7
19,8
21,1
22,4
23,8
25,2
26,7
28,3
29
30
31
32
33
34
35
36
37
38
39
40
45
50
55
60
65
70
75
80
85
90
95
96
97
98
99
100
101
30,0
31,8
33,7
35,7
37,7
39,9
42,2
44,2
46,7
49,4
52,1
55,3
71,9
92,5
118,0
149,4
187,5
233,7
289,1
355,1
433,6
525,8
634,1
657,6
682,1
707,3
733,2
760,0
787,6

229
DENSIDAD DEL AGUA
T(˚C) d(g/ml) T(˚C) d(g/ml)
– 8 0,9986500 31 0,9953440
– 7 0,9988770 32 0,9950292
– 6 0,9990800 33 0,9947060
– 5 0,9992590 34 0,9943745
– 4 0,9994170 35 0,9940349
– 3 0,9995530 36 0,9936872
– 2 0,9996690 37 0,9933316
– 1 0,9997650 38 0,9929683
0 0,9998425 39 0,9925973
1 0,9999015 40 0,9922187
2 0,9999429 45 0,9902162
3 0,9999672 50 0,9880393
4 0,9999750 55 0,9856982
5 0,9999668 60 0,9832018
6 0,9999432 65 0,9805578
7 0,9999045 70 0,9777726
8 0,9998512 75 0,9748519
9 0,9997838 80 0,9718007
10 0,9997026 85 0,9686232
11 0,9996018 90 0,9653230
12 0,9995004 91 0,9646486
13 0,9993801 92 0,9639693
14 0,9992474 93 0,9632854
15 0,9991026 94 0,9625967
16 0,9989460 95 0,9619033
17 0,9987779 96 0,9612052
18 0,9985986 97 0,9605025
19 0,9984082 98 0,9597951
20 0,9982071 99 0,9590831
21 0,9929955 100 0,9583665
22 0,9977735 101 0,9576620
23 0,9975415 102 0,9569370
24 0,9972995 103 0,9562070
25 0,9970479 104 0,9554720
26 0,9967867 105 0,9547330
27 0,9965162 106 0,9539890
28 0,9962365 107 0,9532400
29 0,9959478
30 0,9956502

230
ALGUNOS MODELOS DE TABLAS PERIODICAS:
Tabla periódica espiral del profesor THOEDOR BENFEY:
Tabla periódica propuesta por ED PERLEY:

231
Tabla periódica propuesta por CLARK:
Tabla periódica propuesta por PIERE DEMERS:

232
Tabla periódica propuesta por CHARLES JANET:
Tabla periódica propuesta por ROMANOFF:

233
Tabla periódica propuesta por ZMACZYNSKI:
Tabla periódica propuesta por EMERSON:

234
Tabla periódica propuesta por SCHEELE:
Tabla periódica propuesta por TIMMOTHY STOWE:

235
Tabla periódica propuesta por MELINDA GREEN:
Tabla periódica propuesta por EMIL ZMACZYNSKI:

236
Tabla periódica propuesta por CHANCOURTOIS:

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