1.- ENUNCIACIONES: 2.- ASPECTOS DINÁMICOS 3.-EQUILIBRIO QUÍMICO 4.- PERTURBACIÓN DEL EQUILIBRIO: 5.- PRESIONES PARCIALES Y CONSTANTE DE EQUILIBRIO 6.- CARGAS ELEMENTALES INTERCAMBIADAS EN REACCIONES QUÍMICAS 7.- EL MOL: UNA MAGNITUD FÍSICA 8.- EL EQUIVALENTE: MASAS DE COMBINACIÓN 9.- EQUILIBRIOS EN MEDIO ACUOSO 10.- FORMAS DE EXPRESAR LA CONCENTRACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN:

1. 0
10
20
30
40
50
60
70
80
90
Concentracióndeproducto
[AB]
Reactivo A agregado= [A]
[B] = constante
A + B = AB
UUNNIIVVEERRSSIIDDAADD AAUUTTÓÓNNOOMMAA CCHHAAPPIINNGGOO
AACCAADDEEMMIIAA UUNNIIVVEERRSSIITTAARRIIAA DDEE QQUUÍÍMMIICCAA
____________________________________________________________________________________________________________________________________________
TTRRAATTAAMMIIEENNTTOO AANNAALLÍÍTTIICCOO DDEELL EEQQUUIILLIIBBRRIIOO QQUUÍÍMMIICCOO
JJoosséé AAnnttoonniioo AAnnaayyaa RRooaa
11.- ENUNCIACIONES:
Química Analítica: Rama de la Química que establece
los principios, las leye, los métodos e instrumentos de
análisis para obtener información sobre la
composición, naturaleza y cantidades de las diversas
sustancias presentes en un material.
En Química Analítica es imprescindible establecer un
estado de equilibrio entre reactivos y productos con el
propósito de obtener una expresión cuantitativa de la
reactividad química. Dicha expresión matemática es el
Equilibrio Químico en la cual se establce la relación
que guardan la cantidad de productos y de reactivos
presentes en un determinado momento de la reacción
y bajo determinadas condiciones fisicoquímicas (cuasi
estado).
Análisis Químico: Parte de la Química Analítica
encargada de diseñar técnicas operativas y las
metodologías empleadas en la determinación
cualitativa y cuantitativa de una muestra material
Reacción Química: Cuando al mezclar sustancias se
originan cambios en su composición química. Este
proceso implica ruptura de enlaces químicos y
formaciòn de nuevos. Su expresión matemáticas es:
aR1 + bR2 + ... + zRn cP1 + dP2 + ... + wPn
[ Reactivos ] [ Productos ]
Donde: R= Reactivos, P= Productos
a, b, c, d, z, w = moles de reacción
La mayoría de las reacciones químicas no son
completas, es decir, no todos los Reactivos se
transforman en Productos. Por ello es necesrio analizar
las consecuencias de la reversibilidad en las
reacciones químicas para describir cuantitativamente el
estado de equilibrio con expresiones numéricas
precisas que indiquen del grado en que los reactivos
se convierten en productos.
En el estudio de una reacción química es preciso
considerar los aspectos cinéticos y termodinámicas
que afectanel equilibrio químico.
2.- ASPECTOS DINÁMICOS
Cinética Química: Es el estudio experimental de la
rapidez con que ocurren las reacciones químicas. La
medición en el tiempo de la variación de las
concentraciones de las especies en reacción. El
estudio de los factores que determinan o controlan la
rapidez de un cambio químico (naturaleza de los
reactivos o productos, concentración de las especies,
efecto de la temperatura, naturaleza del medio de
reacción y presencia de agentes catalíticos, entre
otros).
En un cambio químico, la concentración de reactivos
se modifica conforme procede la reacción (disminuye
su concentración), por lo tanto no pueden existir
condiciones constantes En el estudio de los procesos a
través de los cuales los reactivos se convierten en
productos, es preciso cuantificar la rapidez del cambio
en la composición de los estados energéticos de las
sustancias que intervienen en una reacción.
La rapidez del cambio químico o rapidez de reacción
(q) se expresa como la variación de la concentración
de reactivos y productos (c) en un intervalo de tiempo,
en la forma:
ddoonnddee:: cc ii eess llaa ccoonncceennttrraacciióónn ddee ccuuaallqquuiieerr eessppeecciiee qquuíímmiiccaa
Para una reacción [A + B AB] se puede
determinar la concentración al equilibrio del producto [AB]
t
C i


=qΛ

2. 0.00
0.20
0.40
0.60
0.80
1.00
1.20
1.40
1.60
0 1 2 3 4 5 6 7 8
Concentracion
moles/L
Tiempo (s)
APIDEZ DE REACCION
q = d(productos)/dt
[HCl] (mol/L) [I2] (mol/L)
mediante adiciones cada vez mayores del reactivo [A]
manteniendo la concentración del reactivo [B] constante:
• La rapidez de reacción disminuye a medida que
avanza la reacción.
• El % de reacción para dos intervalos de tiempo iguales,
no es el mismo.
• La rapidez de reacción está dada por las pendientes de
las curvas,
q = – d[Reactivos] /dt = + d[Productos] /dt
• No existe un límite definido en el cual pueda afirmarse
que la reacción haya sido completa, ya que la curva se
hace asintótica.
Los siguientes corresponden a un experimento realizado en un recipiente cerrado de 1 L a 230 ºC.
H2(g) + 2ICl(g) → I2(g) + 2HCl(g)
Desde el punto de vista cinético, en un principio, cuando
sólo hay reactivos, la rapidez de la reacción directa es
máxima y la de la reacción inversa cero. Conforme la
reacción avanza, la rapidez de formación de productos
(directa) y de consumo de reactivos (inversa) varía hasta
alcanzar un estado de equilibrio.
R = – d[R]/dt
P = + d[P]/dt
El número de moléculas que toman parte como reactivos
en una reacción química se denomina molecularidad. Esto
conlleva al empleo del “orden de reacción” para definir el
modelo matemático requerido para determinar la
pendiente de cada curva la cual define la constante de
rapidez, r  la cual relaciona la rapidez de reacción con
las concentraciones de reactivos. Dado que tan pronto la
reacción inicie, la concentración de reactivos disminuye la
rapidez de la reacción se modifica. Con el fin de tener una
definición precisa, aplicable a todos los casos, se emplea
la notación del cálculo diferencial:
0.00
0.50
1.00
1.50
2.00
2.50
0 1 2 3 4 5 6 7 8
Concentración
moles/litro
Tiempop (s)
RAPIDEZ DE REACCION
q = - d(reactivos)/dt
[ICl] (mol/L)
[H2] (mol/L)

3. dt
dC
k i
i
== → 0
lim t
Los factores que afectan la constante de rapidez:
➢ La naturaleza de los reactivos
➢ La concentración de los reactivos
➢ La temperatura
➢ La presencia de un catalizador
➢ Otros:
o Si es en disolución: el disolvente
o La fuerza iónica de la disolución
o Si son gases: la presión total
o Si son sólidos: el área superficial
33..--EEQQUUIILLIIBBRRIIOO QQUUÍÍMMIICCOO
En una reacción química los reactivos y los productos se
encuentran en contacto, y conforme avanza la reacción se
puede alcanzar un estado en el que las velocidades
directa (hacia productos) e inversa (hacia reactivos) son
iguales. Esta condición se conoce como equilibrio químico.
Un sistema en equilibrio no cambia con el tiempo. Este
sistema en equilibrio puede definirse por medio de una
constante de equilibrio, K.
Para determinar el grado en que los reactivos se
convierten en productos, es necesrio analizar la
reversibilidad de la reacción química. En la reacción:
La rapidez de descomposición de reactivos, R, es
directamente proporcional a su concentración:
R = k1[R]
La rapidez de formación de productos, P, es
directamente proporcional a su concentración:
P = k2[P]
Conforme avanza el tiempo la reacción alcanza un estado
de equilibrio químico, donde la rapidez de la reacción
directa y la reacción inversa se igualan.
R = P [Principio de Equilibrio Químico]
De aquí que: k1[R] = k2[P]
y:
Puesto que la relación (proporción) entre las
concentraciones de reactivos y productos se mantiene
constante, la constante de equilibrio es igual al cociente
entre las constantes de rapidez de las reacciones directa e
inversa:
De esta expresión se desprenden el valor y el significado
de la Constante de Equilibrio Químico, K:
El significado del valor K:
Con este criterio se define la expresión matemática para el
estado de equilibrio de una reacción:
aa RR11 ++ bb RR22 ++ ...... ++ zz RRnn cc PP11 ++ dd PP22 ++ ...... ++ ww PPnn
[[ RReeaaccttiivvooss ]] [[ PPrroodduuccttooss ]]

4. ““LLaa ccoonnssttaannttee ddee eeqquuiilliibbrriioo,, KK,, eess iigguuaall aall pprroodduuccttoo ddee llaass
ccoonncceennttrraacciioonneess ddee ttooddooss llooss pprroodduuccttooss ddee llaa rreeaacccciióónn,, ccaaddaa uunnoo
eelleevvaaddoo aa llaa ppootteenncciiaa ddee ssuu ccooeeffiicciieennttee eenn llaa eeccuuaacciióónn
bbaallaanncceeaaddaa,, ddiivviiddiiddoo eennttrree eell pprroodduuccttoo ddee llaass ccoonncceennttrraacciioonneess ddee
llooss rreeaaccttiivvooss,, eelleevvaaddoo ccaaddaa uunnoo aa llaa ppootteenncciiaa ddee ssuu ccooeeffiicciieennttee
eenn llaa eeccuuaacciióónn qquuíímmiiccaa bbaallaanncceeaaddaa””..
Ejemplo 1: Determinar la constante de equilibrio [K] para la
reacción balanceada:
N2 (lg) + 3H2 (g) 2NH3 (g)
Ejemplo 2: La constante de equilibrio para la reacción
H2(g) + 2ICl(g) I2(g) + 2HCl(g)
Tiempo [ICl] [H2] [HCl] [I2] K
S mol/L mol/L mol/L mol/L
0.0 2 1 0 0 0.0
1.0 1.35 0.67 0.66 0.33 0.1
1.5 1.18 0.59 0.82 0.41 0.3
2.0 1.05 0.53 0.95 0.47 0.7
2.5 0.99 0.51 0.99 0.51 1.0
3.0 0.87 0.44 1.13 0.56 2.1
4.0 0.75 0.37 1.25 0.63 4.7
5.0 0.66 0.33 1.34 0.67 8.4
6.0 0.59 0.29 1.41 0.71 14.0
7.0 0.53 0.27 1.47 0.74 21.1
8.0 0.48 0.24 1.52 0.75 31.3
Ejemplo 3: Se realizan tres experimentos partiendo de
concentraciones diferentes (inicio), para la reacción:
CH3OH (l)) CO (g) + 2H2 (g)
IInniicciioo AAll EEqquuiilliibbrriioo
[[CCHH33OOHH]] [[CCOOll]] [[HH22]] [[CCHH33OOHH]] [[CCOOll]] [[HH22]] KKee
mmooll//LL mmooll//LL mmooll//LL mmooll//LL mmooll//LL mmooll//LL
EExxpp 11 00..0000 11..0000 11..0000 00..0088 00..9944 00..8800 77..5522
EExxpp 22 11..0000 00..0000 00..0000 00..2244 00..8800 11..5500 77..5500
EExxpp 33 11..0000 11..0000 11..0000 00..6600 11..4400 11..8800 77..5566
Despues de un tiempo suficiente para alcanzar un estado de
equilibrio, se miden las concentraciones dereactivos y
productosobteniendo el gráfico siguiente:
Al calcular la constante de equilibrio para cada experimento no
hay variación significativa, cuyo valor es (K=7.52).
““LLaa ccoonnssttaannttee ddee eeqquuiilliibbrriioo eessttáá rreellaacciioonnaaddaa ccoonn llaass
ccoonncceennttrraacciioonneess eenn eell eeqquuiilliibbrriioo yy eess iinnddeeppeennddiieennttee ddee llaass
ccoonncceennttrraacciioonneess iinniicciiaalleess
La constante de equilibrio sólo cambia con la temperatura,
no así con los cambios en las concentraciones relativas de
las sustancias en reacción, la presión o la presencia de un
catalizador. Es importante indicar que. en equilibrios
heterogéneos, las concentraciones de sólidos o de
líquidos puros están ausentes de la expresión de la
constante de equilibrio, como se verá más adelante.
44..-- PPEERRTTUURRBBAACCIIÓÓNN DDEELL EEQQUUIILLIIBBRRIIOO::
EEll PPrriinncciippiioo ddee LLee CChhââtteelliieerr
LEY DE LE CHATELIER
La presión
Si un sistema se encuentra en fase gaseosa y
la presión total aumenta, el sistema evoluciona
hacia sustancias que ocupen menor volumen, y
de volumen mayor en caso contrario. Esto se
verifica con la variación en el número de moles
entre reactivos y productos
El volumen
Si se aumenta el volumen, el equilibrio se
desplazará en el mismo sentido que lo haría
con una disminución de presión. Si se
disminuye el volumen, el equilibrio se desplaza
en el mismo sentido que lo haría con un
aumento de presión
La
temperatura
Un aumento de temperatura, el sistema se
desplaza en el sentido que haya absorción de
calor (favorece una reacción endotérmica);
Una disminución de temperatura favorece el
proceso que genera calor; en el sentido
exotérmico.
La
concentración
Un aumento de la concentración de los
reactivos o una disminución de la de los
reactivos desplaza el equilibrio hacia la
derecha, mientras que una disminución de la
concentración de los reactivos o un aumento de
la de los productos, lo desplaza hacia la
izquierda.
   
   2
2
2
2
IClH
HClI
K 

=

5. En 1888 el químico francés Henry Louis Le Chatelier,
enunció el principio que lleva su nombre: Un sistema
alcanza el equilibrio cuando la velocidad de la reacción
directa se hace igual a la velocidad de la reacción inversa.
Este equilibrio es muy sensible a cambios de presión,
temperatura y concentración.
“Cuando sobre un sistema en equilibrio se produce un cambio de
presión, temperatura o concentración, el equilibrio se desplaza en el
sentido que tiende a contrarrestarlo”
5.- PRESIONES PARCIALES Y CONSTANTE DE
EQUILIBRIO
En el caso de los gases, es más conveniente medir
presiones que concentraciones. Al despejar la presión en
la ecuación del gas ideal se obtiene:
Por lo tanto, la presión de un gas es directamente
proporcional a su concentración (n/V) = (mol/L). En los
equilibrios en que participan gases, la constante de
equilibrio suele expresarse en función de las presiones
parciales (Kp) en vez de hacerlo en función de las
concentraciones (Kc). Por ejemplo, para la reacción:
N2 (lg) + 3H2 (g) 2NH3 (g)
La constante Kp se define como:
EEjjeemmpplloo 44:: CCuuááll En es la constante Kp cuando en un
reactor de 1 litro de capacidad a 500°C, se tomaron las
presiones parciales al equilibrio de la reacción anterior:
PNH3=0.147 atm, PN2=5.0 atm y PH2=6.0atm. Compare los
resultados con el ejemplo 1 y explique la dierencia.
6.- CARGAS ELEMENTALES INTERCAMBIADAS EN
REACCIONES QUÍMICAS.
Las reacciones químicas transcurren con transferencia de
partículas, dando lugar a un sistema par conjugado donde
se llevan a cabo intercambios de cargas elementales por
transmisión de partículas portadoras de cargas eléctricas
elementales, p. en las cuales se conjugan especies
donadoras y receptoras de tales partículas en un sistema
donador/receptor conjugado:
La partícula p es transferida desde el Donador (sistema
donador) al Receptor (sistema receptor) El tipo de
partículas p determinan la categoría de una reacción
química:
1. Si p son electrones, la reacción es ooxxiiddaacciióónn--rreedduucccciióónn
(redox). Estas reacciones tienen su fundamento en
procesos con flujo de energía eléctrica (transferencia
de electrones, e―) dando lugar a un sisntema de ppaarr
ddoonnaaddoorr ((ooxx)) // rreecceeppttoorr ((rreedd)) ccoonnuuggaaddoo
La razón estequiométrica se obtiene igualando el
número de electrones donados y recibidos (cantidad de
cargas elementales transferidas):
Las reacciones redox tienen su fundamento en
procesos electroquímicos con flujo de electrones
(corriente eléctrica) en una celda electroquímica.
Cada reacción redox es una combinación de dos
semirreacciones o reacciones de media celda, una de
reducción (en el cátodo donde se “liberan” electrones)
y otra de oxidación (anódica donde se “depositan”
electrones)).
Si la celda electroquímica produce energía eléctrica,
causada por el consumo de energía química, se dice
que tenemos una celda ggaallvváánniiccaa o ppiillaa. Si, en cambio,
la celda electroquímica consume corriente de una
fuente de corriente externa, almacenando como
consecuencia energía química, se dice que tenemos
una celda eelleeccttrroollííttiiccaa. La reversibilidad en las
reacciones redox están en función del flujo de la
energía eléctrica, dando lugar a un sisntema de ppaarr
ddoonnaaddoorr ((ooxx))//rreecceeppttoorr ((rreedd)) ccoonnuuggaaddoo:

6. 2. Si p son protones (H+), la reacción es áácciiddoo--bbaassee,,
dando lugar a un sisntema de ppaarr ddoonnaaddoorr áácciiddoo //
rreecceeppttoorr bbaassee ccoonnuuggaaddaa
La rraazzóónn eesstteeqquuiioommééttrriiccaa se obtiene igualando el
número de protones donados y recibidos (cantidad de
cargas elementales transferidas):
33.. Si p son iones, excluido el protón, la reacción es de
precipitación (o de formación de complejo soluble)
La rraazzóónn eesstteeqquuiioommééttrriiccaa se obtiene igualando el
número de cargas positivas y cargas negativas para
dar un compuesto con carga neutra:
Con base en las categorías anteriores, se desprende que
un sistema par conjugado intercambia un número definido
de partículas elementales con carga eléctrica, p, por lo
tanto, se puede inferir que una ecuación química
balanceada permite calcular la cantidad de cargas
elementales intercambiadas en una reacción.
En efecto, los correspondientes coeficientes
estequiométricos de las especies reaccionantes se
determinan por la cantidad de partículas p intercambiadas;
coeficientes que se calculan a partir de igualar la cantidad
de partículas p donadas y recibida. (razón
estequiométrica de partículas p). Dado que la naturaleza
de las partículas p es eléctrica, el átomo elemental
eléctrico es el electrón, e―, cuya carga elemental es
aproximadamente 1.602 177 x 10―19 C.
77..-- EELL MMOOLL:: UUNNAA MMAAGGNNIITTUUDD FFÍÍSSIICCAA
El Sistema Internacional de Unidades, SI, precisa,
sistematiza y normaliza las magnitudes físicas y sus
unidades de medida, con el propósito de establecer una
comunicación científica coherente y expedita. El sistema

7. SI fue establecido en 1960 por la XI Conferencia General
de Pesas y Medidas (CGPM) con el fin de sistematizar las
magnitudes físicas: longitud (metro), masa (kilogramo),
tiempo (segundo), corriente eléctrica (ampere),
temperatura termodinámica (kelvin) e intensidad luminosa
(candela). En la XIV CGPM en 1971 el sistema SI fue
ampliado de nuevo con la adición del mol como unidad
básica para la cantidad de sustancia:
Después del descubrimiento de las leyes fundamentales
de la química, se ha utilizado, para especificar las
cantidades de los diversos elementos o compuestos
químicos, unidades que llevan los nombres de “átomo-
gramo" y "molécula-gramo" ligadas directamente a los
"pesos atómicos" y a los "pesos moleculares" como masas
relativas.
Los "pesos atómicos" fueron primeramente ligados al del
elemento químico oxígeno, tomado por convención igual a
16. Pero, mientras que los físicos separaban los isótopos
con el espectrómetro de masa y atribuían el valor 16 a uno
de los isótopos del oxígeno, los químicos atribuían el
mismo valor a la mezcla (de composición ligeramente
variable) de los isótopos 16, 17 y 18 que constituían el
elemento oxígeno natural. Un acuerdo entre la Unión
Internacional de Física Pura y Aplicada (UIPPA) y la Unión
Internacional de Química Pura y Aplicada (UICPA) puso fin
a esta dualidad en 1959-1960. Desde entonces, físicos y
químicos han convenido atribuir el valor 12, exactamente,
al "peso atómico", o según una formulación más correcta a
la masa atómica relativa, del isótopo 12 de carbono
(carbono 12, 12C). La escala unificada así obtenida da
valores de masas atómicas relativos.
Quedaba definir la unidad de cantidad de masa fijando la
masa correspondiente al carbono 12; por un acuerdo
internacional, esta masa fue fijada en 0,012 kg y la unidad
de magnitud "cantidad de sustancia" recibió el nombre de
mol (símbolo mol).
Siguiendo las propuestas del UIPPA, de UICPA y de ISO,
el Comité Internacional dio en 1967 y confirmó en 1969
una definición del mol que fue finalmente adoptada por la
14ª CGPM (1971, Resolución 3; CR, 78 y Metrología,
1972, 8, 36):
1. El mol es la cantidad de sustancia de un sistema que
tiene tantas entidades elementales como hay átomos
en 0,012 kilogramos de carbono 12; su símbolo es el
"mol".
2. Cuando se emplea el mol, las entidades elementales
deben ser especificadas y pueden ser átomos,
moléculas, iones, electrones, y otras partículas o
agrupamientos especificados de tales partículas.
En 1980, el Comité Internacional aprobó el acta del CCU
que precisaba: “En esta definición, se entiende que se
refiere a átomos de carbono 12 no ligados, en reposo y en
su estado fundamental”
Particularmente para la Química, la utilidad de este
concepto de mol radica en que cuando consideramos
reacciones químicas, las relaciones de masa de las
sustancias reaccionantes quedan reducidas a números
enteros que corresponden a la fórmula mínima. De esta
manera ha sido posible definir magnitudes derivadas tales
como, masa molar, Constante de Avogadro, razones
estequiométricas, concentración, molalidad, etc. que han
permitido aclarar y simplificar los aspectos cuantitativos.
Equivalencias del mol:
1 mol de gas ideal ocupa un volumen de 22.4 L en condiciones
normales de temperatura y presión.
1 mol equivale a 6.02 × 1023 unidades elementales
1 mol equivale a la masa atómica en gramos.
1 mol equivale al peso fòrmula de un compuesto.
Fórmula Nombre Equivalencia
H2 Hidrógeno (molécula) I mol = 2 g
H Hidrógeno (átomo) I mol = 1g
O2 Oxigeno (molécula) I mol = 32g
O Oxígeno (átomo) I mol = 16g
H2O Agua (molécula) I mol = 18g
U Uranio (elemento) I mol = 238 g
NaCl Cloruro de sodio (agregado) I mol = 58.5g
Na+ Ión Sodio I mol = 23g
Cl
—
Ión Cloruro I mol = 35.5g
p+ Protón (partícula) I mol = 1.7x10-24g
e- Electrón (partícula) I mol = 9,1x10-28g
88..-- EELL EEQQUUIIVVAALLEENNTTEE:: MMAASSAASS DDEE CCOOMMBBIINNAACCIIÓÓNN
La ley de Richter, descubierta en las postrimerías del siglo
XVIII, permitió determinar la proporción en que los
elementos se combinaban entre sí, relacionando las
masas de los elementos que eran equivalentes entre sí.
Tal determinación fue posible, simplemente midiendo las
masas de los diferentes elementos combinados con una
masa fija de uno de ellos, definiéndose las masas
equivalentes como aquellas que se combinaban con 8
gramos de oxígeno o con 1.008 gramos de hidrógeno1
y estableciéndose que:
En las combinaciones químicas, las masas de los
elementos se hallan en la proporción de sus respectivas
masas equivalentes.
La equivalencia existente entre las masas de combinación
de los elementos es análoga a la equivalencia existente
entre varios artículos que tienen un mismo precio
(equivalencia, significa igual valor). En este caso el precio
correspondería a los 8 g de oxígeno.
11 EEn un inicio fue 1 g de hidrógeno

8. Dado que esta equivalencia se observa en todas las
combinaciones químicas donde las masas de las
substancias reaccionantes son equivalentes entre sí, se
hace suponer la existencia de alguna otra propiedad más
precisa que la simple combinación con 8 g de oxígeno.
Dicha propiedad es el intercambian partículas portadoras de
cargas eléctricas elementales p en los sistemas par
conjugado, donde:
Las cantidades de especies químicas que intercambian
una misma cantidad de cargas eléctricas elementales, en
una reacción química, son equivalentes entre sí.
O con más precisión, de acuerdo reacciones
Dador/Aceptor de cargas elementales:
Un equivalente es la cantidad de una especie química que
intercambia con otra 1 mol de cargas elementales en una
reacción química
Ejemplo: para la reacción entre los sistemas Zn/Zn2+ y Mn2+/MnO4
1—
,,
en medio ácido se tiene:
En esta reacción, la cantidad de cargas elementales
intercambiadas es igual a la cantidad de electrones
transferidos (10 e―). La razón estequiométrica está
determinada por el número de electrones donados por 5
átomos de Zinc y el número de electrones recibidos por 2
átomos de Manganeso. Así:
a) Cada átomo de Zinc, Zn, donó 2 electrones:
Zn → Zn2+ + 2 e― (se oxida; agente reductor)
5 Zn X 2 e― = 10 e―
1 mol de Zn = 2 eq (equivalentes).
Si 65.38g es una mol, 32.69g es un equivalente.
b) Cada Manganeso, Mn (como ión permanganato
MnO4
1), aceptó 5 electrones:
Mn7+ + 5 e― → Mn2+ (se reduce; agente oxidante)
2 Mn X 5 e― = 10 e―
1 mol de Mn = 5 eq (equivalentes).
Si 54.92g es 1 mol, 10.984g es un equivalente.
Como puede observarse en la tabla siguiente:
0.5 mol de Zn = 1 eq = 32.69g
0.2 mol de Mn7+ = 1 eq = 10.98g
Por lo tanto, 0.5 mol de Zn y 0.2 mol Mn son cantidades
equivalentes entre sí porque intercambian una misma
cantidad de cargas elementales (electrones
ZZnn MMnn
mmooll gg eeqq GG MMooll gg eeqq gg
00..22 1133..0088 00..22 66..5544 00..22 1100..9988 00..22 22..119977
00..55 3322..6699 00..55 1166..3355 00..55 2277..4466 00..55 55..449922
11..00 6655..3388 11..00 3322..6699 11..00 5544..9922 11..00 1100..998844
11..55 9988..0077 11..55 4499..0044 11..55 8822..3388 11..55 1166..447766
Es pertinente recordar que en reaccione ácido-base la
partícula p es un protón (H+) y en reacciones de
precipitación o formación de complejos solubles la
partícula p es un ión. Además, es más conveniente
considerar cantidades equivalentes de especies químicas
reaccionantes en lugar de masas equivalentes, las cuales
se expresarían en unidades de cantidad de substancia.
99..-- EEQQUUIILLIIBBRRIIOOSS EENN MMEEDDIIOO AACCUUOOSSOO
Las disoluciones son una mezcla de sustancias a nivel
molecular o iónico. Una disolución molecular es cuando
cada partícula del soluto se disuelve como molécula en
agua pura. Es disolución iónica cuando el soluto disuelto
esta en forma de ión.
Disolución molecular: Cuando un sólido molecular en
cualquiera de sus estados de agregación (CO2, O2,
azúcar, alcohol) se disuelve en agua pura. Cada molécula
se dispersa entre las moléculas de disolvente sin
disociarse por lo que no conduce la corriente eléctrica.
Sólido molecular + agua → disolución no electrolítica
Disolución iónica: Cuando un sólido iónico [NaCl, K(OH),
Ca(NO3)2] se disuelve en agua pura, cada “grano
agregado” se dispersa entre las moléculas de disolvente
disociándose en cationes y aniones, por lo que sí conduce
la corriente eléctrica.
Sólido iónico + agua → disolución electrolítica
Dado que la mayor parte de las actividades en química se
realizan con sustancias en disolución acuosa, se hace
necesario describir las unidades de concentración más
utilizadas. Se denomina concentración de una disolución
la cantidad de soluto disuelta en una unidad de volumen o
masa de disolución, la cual puede expresarse de las
siguientes formas.
FFOORRMMAASS DDEE EEXXPPRREESSAARR LLAA CCOONNCCEENNTTRRAACCIIÓÓNN DDEE
UUNNAA DDIISSOOLLUUCCIIÓÓNN::
Unidades de concentración no químicas: Expresiones
donde no se incluyen las masas o pesos moleculares
de los solutos. La expresión matemática está referida a
expresar partes o proporciones de un total (fracciones
o decimales) cuyo valor es 0 > 1.

9. Porcentaje Peso en Peso (%P/P): indica el peso de
soluto (g) por cada 100 unidades de peso (g) de la
disolución.
Ejemplo: 30 g de soluto disueltos en 220 g de agua:
= 250 g disolución.
250 g Totales. →→ 30g de soluto
100 g de disolución →→ 12g de soluto
 12 % (P/P) = (0.12)
Puede emplearse la siguiente fórmula;
Porcentaje Volumen en Volumen (%V/V): se refiere al
volumen de soluto (ml) por cada 100 unidades de
volumen (ml) de la disolución:
Ejemplo: 50 ml de etanol disueltos en 300 ml de agua
= 350 ml de disolución.
350 ml Totales →→ 50.00 ml de soluto.
100 ml de disolución →→ 14.29 ml de soluto
 14.29 %(V/V) = (0.1429)
Puede emplearse la siguiente fórmula;
Porcentaje Peso en Volumen (%P/V): indica el número
de gramos de soluto que están disueltos en cada
100 ml de disolución.
Ejemplo: 20 mg de hidróxido de sodio aforados a un volumen
de 500 ml de disolución.
500 ml Totales →→ 20 mg de soluto
100 ml de disolución →→ 4 mg de soluto
 0.004 %(P/V) = (0.00004)
Puede emplearse la siguiente fórmula;
Partes por millón 106 (ppm): Es el número relativo de
unidades de peso del soluto por cada millón de
partes de disolución. Se considera la densidad
unitaria del agua (1L = 1Kg), de esta manera; las
ppm son los miligramos de soluto disueltos en 1 kg
de disolución (mg/kg) o bien, los miligramos de
soluto disueltos en 1 L de disolución (mg/L) Esta
escala se emplea para disoluciones muy diluidas
Ejemplo: 30 g de soluto disueltos en 220 g de agua:
= 250 g disolución.
250 g Totales. →→ 30 g de soluto
100 g de disolución →→ 12 g de soluto
1 000 g de disolución →→ 120 g de soluto
1 kg de disolución →→ 120 000 mg de soluto
 120 000 ppm = 12 %(P/P) = 120 g/Kg
Ejemplo: 50 ml de etanol disueltos en 300 ml de agua
= 350 ml de disolución.
350 ml Totales →→ 50.00 ml de soluto.
100 ml de disolución →→ 14.29 ml de soluto
1 000 ml de disolución →→ 142.9 ml de soluto
1 L de disolución →→ 142 900 l de soluto
 142 900 ppm = 14.29 %(V/V) = 142.9ml/L
Ejemplo: 20 mg de hidróxido de sodio aforados a un volumen
de 500 ml de disolución.
500 ml Totales →→ 20 mg de soluto
100 ml de disolución →→ 4 mg de soluto
1 L de disolución →→ 40 mg de soluto
 40 ppm = 0.004 %(P/V) = 40g/ml
Cuando las concentraciones son muy pequeñas, es
común emplear las relaciones, partes por billón 109
(ppb) y partes por trillón 1012 (ppt). Las unidades más
comunes en las que se usan son las siguientes:
1 ppm = 1 μg·g-1
1 ppm = 1 μg·mL-1
1 ppb = 1 ng·g-1
1 ppb = 1 ng·mL-1
1 ppt = 1 pg·g-1
1 ppt = 1 pg·mL-1
Densidad Si bien la densidad no es una forma de
expresar la concentración, ésta es proporcional a la
concentración en las mismas condiciones de
temperatura y presión. La densidad de una
disolución en condiciones normales es de mayor
utilidad que la concentración. Existen tablas de
conversión de densidad a concentración para
algunas disoluciones. El uso de la densidad para
indicar la concentración está cayendo en desuso.
Densidades Comerciales
Compuesto Densidad (g/cm3) Pureza (%)
H2SO4 1.82 89%
HNO3 1.50 60%
CH3COOH 1.06 80%
HCl 1.18 37%
H3PO4 1.69 85%
NH3 (como NH4OH) 0.899 28%
Ejemplo: La concentración de amoniaco NH3 en 30 ml NH4OH
30 ml de reactivo →→ 7.55 g de amoniaco NH3
1 L de reactivo →→ 251.7 g de amoniaco NH3
 0.252 g/ml = 25.2 (P/V)% = 251 700 ppm
Unidades de concentración química:
CCoonncceennttrraacciióónn MMoollaarr oo MMoollaarriiddaadd ((MM)): Es la
representación matemáticas que relaciona el número de
moles de soluto por cada litro de disolución.

10. Es la expresión más común para indicar la concentración
de una disolución, pero tiene el inconveniente de que el
volumen cambia con la temperatura y por ello para
determinaciones cuantitativas en investigación, es
inexacta.
Para preparar una disolución habitualmente se disuelve
primero el soluto en un volumen menor a 1L, por ejemplo
300 mL, se trasvasa la disolución obtenida a un matraz
aforado de 1L y se afora (llevarlo a la marca) con el
disolvente, procurando hacer lavados del recipiente inicial
para garantizar la totalidad del soluto.
Ejemplo: 30 g de glucosa (C6H12O6) disueltos en 250 ml de disolución
(peso fórmula = 180.16 g/mol)
250 ml de disolución →→ 0.17 moles.de glucosa
1 L de disolución →→ 0.67 moles.de glucosa
 0,67 M = 12 %(P/V) = 120 000 ppm
Ejemplo: 20 mg de hidróxido de sodio aforados a un volumen de 500
ml de disolución (peso fórmula = 40 g/mol).
500 ml de disolución 0.0005 moles de NaOH
1 L de disolución 0.001 moles de NaOH
 1x10-3 M = 0.004 % (P/V) = 40 ppm
Ejemplo: 10 ml de ácido fosfórico (H3PO4) aforados a un volumen de
250 ml de disolución (peso fórmula = 98 g/mol; densidad
1.687 g/ml).
250 ml de disolución →→ 017 moles de H3PO4
1 L de disolución →→ 0.69 moles de H3PO4
 0.7 M = 4 % (V/V) = 40 000 ppm
Molalidad (m): número de moles de soluto disueltos en
un kilogramo de disolvente (no de disolución).
La principal ventaja de este emplear este tipo de
concentración es que la masa es independiente de la
temperatura y la presión (diferencia con el volumen), y
puede medirse con mayor precisión.
Ejemplo: 30 g de glucosa (C6H12O6) disueltos en 250 g de agua
(peso fórmula = 180.16 g/mol)
250 g de agua →→ 0.17 moles.de glucosa
1 Kg de agua →→ 0.67 moles.de glucosa
 0,67 m = 12 %(P/P) = 120 000 ppm
Ejemplo: 20 mg de hidróxido de sodio disueltos en 500 g de agua
(peso fórmula = 40 g/mol).
500 g de agua →→ 0.0005 moles de NaOH
1 Kg de agua →→ 0.001 moles de NaOH
 1x10-3 m = 0.004 % (P/P) = 40 ppm
Ejemplo: 15 ml de ácido nítrico (HNO3) disueltos en 250 g de agua
(peso fórmula = 63 g/mol; densidad 1.5 g/ml).
250g de agua →→ 0.36 moles de HNO3
1 Kg de agua →→ 1.43 moles de HNO3
 1.4 m = 6 % (V/P) = 60 000 ppm
Fracción molar (X): es el número de moles de un
determinado soluto dividido entre el número total
de moles de todos los otros solutos y el disolvente.
El símbolo es xi.
1
)( 321
=
++++
=
t
i
n
i
i
n
n
nnnn
n
X
Donde: ni = número de moldes un soluto
nt = número total de moles en toda la disolución
(tanto de solutos como de disolvente).
La suma de todas las fracciones mol de los solutos
(1,2,3 …n) y del disolvente (d) es la unidad:
x1+ x2 + x3 + . . . xn + xd = 1.
Como la fracción molar es independiente de la
temperatura y la presión, ésta no está en función del
volumen.
Ejemplo: 30 g de glucosa (C6H12O6) disueltos en 250 g de agua
(peso fórmula glucosa = 180.16 g/mol)
EEjjeemmpplloo:: Determinar la fracción molar de NaBr en una disolución que
contiene 71.0 g de Na2CO3, (P.M. = 106.00), 79.9 g de NaBr (P.M. =
102.91) y 200 g de agua (P.M. = 18.00).
moles
g
mol
gn CONa 67.0
106
1
7132
==
V
n
==
disolucióndeLitro
solutodemolesM

11. Normalidad (N): Número de equivalentes químicos de
soluto disueltos en un litro de disolución. Éstos
equivalentes indican la cantidad exacta de un reactivo que
reacciona completamente con una cantidad de otro.
Al darse la concentración en Normalidad es necesario
especificar la reacción y el tipo, ya que el número de
equivalencia depende de ésta. Por lo tanto, la normalidad
de una solución depende de la reacción para la cual está
indicada y puede variar de una reacción a otra.
Tipos de equivalentes En la práctica común, se emplean
algunas definiciones para determinar el “peso equivalente”
a partir de la masa molecular o peso fórmula (PF).
En reacciones ácido-base se divide el PF entre el número
de protones (H+) si es un ácido o el número de hidroxilos
(OH_) si es una base.
En reaccones redox, se divide el PF entre el número de
electrones (e―) que se intercambian.
Si es una reacción de precipitación o formadora de
complejos, se divide el PF entre la carga del ion (anión o
catión) o entre el número de ligandos.
Reacciones Acido-Base
Ejemplo: Cuál es la normalidad cuando 20 mg de hidróxido de sodio se
aforan a un volumen de 500 ml de disolución (peso fórmula = 40g).
NaOH →→ NNaa++ ++ OOHH
__
500 ml de disolución →→ 0.0005 equivalentes de NaOH
1 L de disolución →→ 0.001 equivalentes de NaOH
 1x10-3 N = 1x10-3 M = 0.004 % (P/V) = 40 ppm
Ejemplo: 10 ml de ácido sulfúrico (H2SO4) aforados a un volumen de
250 ml de disolución (peso fórmula = 98g; densidad 1.82 g/ml).
H2SO4 →→ 22HH++ ++ SO4
2
__
250ml de disolución →→ 0.37 equivalentes de H2SO4
1 L de disolución →→ 1.49 equivalentes de H2SO4
 1.5 N = 3 M = 0.004 % (P/V) = 40 ppm
Ejemplo: 10 ml de ácido fosfórico (H3PO4) aforados a un volumen de
250 ml de disolución (peso fórmula = 98g; densidad 1.687 g/ml).
H3PO4 →→ 33HH++ ++ PO4
3
__
250 ml de disolución →→ 0.52 equivalentes de H3PO4
1 L de disolución →→ 2.1 equivalentes de H3PO4
1.5 N = 6.2 M = 0.004 % (P/V) = 40 ppm
Ejemplo: Se disuelven 120 g de hidróxido de aluminio Al(OH)3 en un
volumen total de 800 ml de disolución. Calcular la normalidad de la
solución y su densidad (PF = 78g).
Al(OH)3 →→ 33OOHH
__
++ AAll3+
5.8 N =17.3 M
ml
g
ml
g
densidad 15.0
800
120
==
15% = 150,000ppm
Reacciones Redox
Ejemplo: 750 ml de disolución contienen 39.5 g de permanganato de
potasio KMnO4 (PF = 158 g).Calcular su normalidad de acuerdo con la
siguiente reacción
2KMnO4(ac) + 5Zn(s) + 16HCl(ac) →→ 55ZZnnCCll22 ((aacc)) + 2MnCl2 (ac) +2KCl(ac) + 8H2O
La reacción de media celda para el ión permanganato es:
Como la carga del Mn cambia de 7+ a 2+, transfiere 5e
_
, por lo tanto:
eqg 16.31
5
158
===
5
PF
eqg 140 ==
1
PF
eqg
g
149
2
98
===
2
PF
eqg
g
126
3
78
===
3
PF

12. Ejercicios:
Indique la concentración (en %, ppm, M, N y densidad
correspondiente) que resulta del siguiente procedimiento
(suponga 100% de pureza del reactivo) :
1. En un vaso de precipitados de 250 mL se disuelven
60 g de hidróxido de sodio con 20 mL de agua
destilada.
2. La mezcla se trasvasa cuantitativamente a un matraz
aforado de 100 mL empleando 3 porciones de 20 mL
de agua destilada para enjuagar el vaso de
precipitados.
3. Finalmente, se adiciona agua destilada hasta la marca
de aforo en el matraz.
Si se adiciona 0,1g de Ioduro de Plata [AgI] a medio litro
de agua.
➢ ¿Cuántos moles de ion plata y cuántos molde de
ion Ioduro hay?
➢ ¿Cuál será la concentración Molar de AgI?
➢ ¿Cuántos gramos de ion plata hay en la
disolución?
➢ ¿Cuál será la concentración en partes por millón
[ppm] de Ag+ y de I-?
¿Cuál es la concentración de las especies iónicas en una
disolución saturada cuando se adiciona 1mol de nitrato de
plata a un litro de agua?
¿Cuál es la concentración de las especies iónicas en una
disolución saturada de fosfato de calcio?
Ca3(PO4)2(s) →→ 33CCaa22++
((aacc)) + 2PO4
3-
(ac)
PRODUCTOS DE SOLUBILIDAD
Compuesto Kps pKps Compuest Kps pKps
Al(OH)3 3 x10-34 33.5 CaF2 3.9 x10-11 10.41
Ca3(PO4)2 2.07×10-33 32.7 ZnCO3 1 x10-10 10.00
La(OH)3 2 x10-21 20.7 BaSO4 1.1 x10-10 9.96
Cu(OH)2 4.8 x10-20 19.3 AgCl 1.8 x10-10 9.74
Hg2Cl2 1.2 x10-18 17.9 BaCrO4 2.1 x10-10 9.68
Zn(OH)2 cristalino 6 x10-17 16.2 CaCO3 4.5 x10-9 8.35
AgI 8.3 x10-17 16.1 BaCO3 5 x10-9 8.30
Zn(OH)2 amorfo 3 x10-16 15.5 PbSO4 1.6 x10-8 7.80
Mn(OH)2 2 x10-13 12.7 Cu(IO3)2 7.4 x10-8 7.13
AgBr 5 x10-13 12.3 BaF2 1.7 x10-6 5.77
Ag2CrO4 1.2 x10-12 11.9 CaSO4 2.4 x10-5 4.62
Mg(OH)2 7.1 x 10-12 11.2 AgBrO3 5.5 x 10-5 4.26