QUÍMICA INTENSIVO TEORIA_curso de química

12 13 14
6 6 6
isótopo inestable
isótopos estables
(radiactivo)
Ejemplo :
C -12 ; C -13 ; C -14
C ; C ; C
12 13 14
6 6 6
isótopo inestable
isótopos estables
(radiactivo)
C -12 ; C -13 ; C -14
C ; C ; C

isótopo inestable
isótopos estables TRITIO
PROTIO DEUTERIO (radiactivo)
1 2 3
1 1 1
H ; H ; H

A-1 A A+1
Z Z Z
E ; E ; E
A+1+Z 27
=
A -1+Z 26
A+1+Z 27
=
A -1+Z 26
36+1+Z 27
=
36 -1+Z 26
37+Z 27
=
35+Z 26
Z =17
37
17E
9

NÚMEROS CUÁNTICOS Y
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

El principio de incertidumbre dice
que no es posible determinar una
trayectoria definida para el Electrón;
por lo tanto, se hace necesario definir
una región espacial energética donde
exista la mayor probabilidad de
encontrar al electrón, llamado orbital
o nube electrónica.
ORBITALES ELECTRÓNICOS
El orbital es la región espacial
energética de manifestación más
probable del electrón (REEMPE).
También se llama función de onda.

Cada orbital acepta, a lo más, dos (2) electrones antiparalelos, con spin o
rotación (alrededor de su eje imaginario) opuestos.
ORBITAL LLENO
(2 ELECTRONES
APAREADOS)
ORBITAL SEMI LLENO
(1 ELECTRÓN
DESAPAREADO)
Un orbital tiene una energía característica y cuantizada.
Los orbitales se pueden representar según el tipo, el primero , de la
izquierda, tiene spin o giro antihorario y el segundo, a la derecha, spin o
giro horario.
NO ES
CORRECTO
DECIR ORBITAL
APAREADO U
ORBITAL
DESAPAREADO
SI ES
CORRECTO
DECIR
ELECTRÓN
DESAPAREADO
O ELECTRONES
APAREADOS

El orbital s tiene simetría esférica
alrededor del núcleo atómico. En la
figura siguiente se muestran dos formas
alternativas de representar la nube
electrónica de un orbital s: en la primera,
la probabilidad de encontrar al electrón
(representada por la densidad de
puntos) disminuye a medida que nos
alejamos del centro; en la segunda, se
representa el volumen esférico en el que
el electrón pasa la mayor parte del
tiempo. Principalmente por la
simplicidad de la representación es ésta
segunda forma la que usualmente se
emplea.
ORBITAL s

Los orbitales tipo “p” son tres. Todos son dilobulares y se orientan
en cada uno de los ejes del espacio tridimensional como se
muestra en la figura.
ORBITALES p

Los orbitales tipo “d” son cinco. Cuatro son tetra lobulares y uno es
dilobular con un anillo en el centro como se muestra en la figura.
ORBITALES d

Tienen formas aún más exóticas, que se pueden derivar de
añadir un plano nodal a las formas de los orbitales d.
ORBITALES f

Mediante Esta ecuación se considera al
átomo como un sistema matemático.
Erwin Schrödinger (1926) utilizó la
mecánica ondulatoria y la naturaleza
dual de la materia para proponer una
ecuación matemática muy compleja
llamada ECUACIÓN DE ONDA.
ECUACIÓN DE ONDA DE
ERWIN ECHRÖDINGER

Donde:
x, y, z = ejes coordenados en el espacio tridimensional.
 = función de onda del electrón.
 = símbolo de derivada parcial.
m = masa del electrón.
Ep= energía potencial de un electrón.
ET = energía total de un electrón.
𝜹𝟐𝝍
𝜹𝒙𝟐 Se lee : segunda derivada parcial de la función de onda
respecto al eje “x”
La ecuación de onda es el ejemplo prototipo de una ecuación
diferencial parcial hiperbólica. En su forma más elemental.

Paúl Dirac (1928) reformuló la mecánica
cuántica no relativista de Schrödinger
teniendo en cuenta la teoría de la
relatividad de Albert Einstein, creando
así la mecánica cuántica relativista, que
involucra en su solución los números
cuánticos n, l , ml e incluye el número
cuántico ms asociado al giro del electrón.
De tal forma que el estado cuántico del
elctrón sería una función de onda de sus
cuatro números cuánticos.

1. NÚMERO CUÁNTICO PRINCIPAL (n)

n
N
ivel
en
erg
é
tic
o K L M N O P Q ...
1 2 3 4 5 6 7 ...
n
A u m e n t a l a
e n e rg í a
Notación
espetroscópica
Notación
cuántica
Máx e-
# =2n2
Orbitales
# = n
2

nivel n #e-
(máx)=2n2 #orbitales=n2
K 1 2(1)2 = 2e- (1)2 = 1
L 2 2(2)2 = 8e- (2)2 = 4
M 3 2(3)2 = 18e- (3)2 = 9
N 4 2(4)2 = 32e- (4)2 = 16
O 5 2(5)2 = 50e- (5)2 = 25
P 6 2(6)2 = 72e- (6)2 = 36
Q 7 2(7)2 = 98e- (7)2 = 49
Utilizando la fórmula de Rydberg podemos calcular el número
máximo de electrones y el número de orbitales electrónicos en
cada nivel energético.

Nótese como el orbital 2s (n=2) es más grande y tiene más
volumen que el orbital 1s (n=1).

#máx e = 2(2l + 1) #orbitales = 2l + 1
2. NÚMERO CUÁNTICO SECUNDARIO ( )

N
S
u
b
n
iv
el
en
erg
é
tic
o s d f g
p h ...
1 2 3 4 5 6 ...(n-1)
l 0
i
Nótese como el orbital s ( l = 0 ) tiene diferente forma (forma
esférica) que el orbital p ( l = 1 ) de forma dilobular.

Está relacionado con el orbital donde se ubica el electrón; sus
valores dependen de l .
m l = -l,… , -5, -4, -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4, +5, … , +l
Nos da la idea de la orientación estéreo espacial del orbital.

Está relacionado con el giro del electrón y puede tomar los
valores de +1/2 ó -1/2.
- -
ms = +1/2 ms = -1/2
4. NÚMERO CUÁNTICO DE SPIN (s) (ms)

(n , , m , ms)
El estado cuántico de un electrón se pude
representar mediante un juego de cuatro
números cuánticos.
NOTACIÓN CUÁNTICA DE UN ELECTRÓN
Dos electrones se deben diferenciar por lo
menos en su número de spin.
Ejemplos:
A) (V) (4, 2, +1, -1/2)
B) (V) (1, 0, 0, +1/2)
C) (F) (2, 3, -1, +1/2)
D) (V) (3, 1, 0, -1/2)
E) (F) (5, 1,+2,+1/2)
F) (F) (6, 5, -3, +3/2)

En un mismo átomo, no existen dos
electrones diferentes que tengan sus cuatro
números cuánticos idénticos. A lo más
pueden tener tres números cuánticos
iguales.
PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI
Ejemplo:
4s2 : 
 
(4; 0; 0; +1/2) (4; 0; 0; -1/2)

REPRESENTACIÓN DE UN
SUBNIVEL DE ENERGÍA
subnivel n #e-
4p5 4 1 5
3s1 3 0 1
5d8 5 2 8
6f13 6 3 13

0rbital n l ER=n+l
2s 2 0 2
4p 4 1 5
3dxy 3 2 5
3dxz 3 2 5
La energía relativa de orbital equivale a la suma del número
cuántico principal (n) y el número cuántico secundario ( ).
Los orbitales degenerados tienen
igual energía relativa y pertenecen
al mismo subnivel.
ENERGÍA RELATIVA DE UN ORBITAL
El orbital de menor energía relativa es el de mayor estabilidad.
Si los orbitales tienen la misma
energía relativa, el valor de “n” es
determinante.

NIVEL K L M N O P Q
n 1 2 3 4 5 6 7
=0 s s s s s s s
=1 p p p p p p
=2 d d d d d
=3 f f f f
=4 g g g
=5 h h
=6 i
#e- máx.=2n2 2 8 18 32 50 72 98
#e- real 2 8 18 32 32 18 8
NIVELES Y SUBNIVELES

Los electrones se distribuyen a partir de las regiones de menor
energía ya que son las que tienen mayor estabilidad.
PRINCIPIO DE AUFBAU

si
sopa
sopa de pollo
se fue de paseo
se fue de paseo
sopa de pollo
sopa
NEMOTECNIA

➢ En la configuración electrónica la energía y la estabilidad del subnivel
varían inversamente.
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p67s2 5f14 6d10 7p6
ENERGÍA ESTABILIDAD

➢Un átomo puede tener a lo más 8 electrones en su última
capa o nivel y a lo más 18 electrones en su penúltima capa.
➢Los gases nobles tienen configuración electrónica estable y
completa con ocho electrones en su última capa, excepto el
helio que es estable solamente con dos electrones en su
última capa.
➢Las configuraciones electrónicas de los gases nobles son:
2He : 1s2
10Ne: 1s2 2s2 2p6
18Ar: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
36Kr: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d104p6
54Xe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d104p65s24d105p6
86Rn: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d104p65s24d105p66s24f145d106p6

El número de niveles energéticos se
determina con el mayor número
cuántico principal “n” y el número de
subniveles energéticos es la cantidad
de letras escritas en la configuración
electrónica.
NÚMERO DE NIVELES Y SUBNIVELES
27Co: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d7
# niveles energéticos = 4
# subniveles energéticos = 7
2e- 8e-
15e- 2e-

La configuración electrónica abreviada se escribe colocando entre
corchetes el gas noble inmediato anterior al que vamos a llamar
kernel.
8O : 1s2 2s2 2p4
8O : [He] 2s2 2p4
15P : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3
15P : [Ne] 3s2 3p3
30Zn : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10
30Zn : [Ar] 4s2 3d10
50Sn : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p2
FORMA ABREVIADA O
DISTRIBUCIÓN KERNEL
50Sn : [Kr] 5s2 4d10 5p2

8O: 1s2 2s2 2p4
8O2- : 1s2 2s2 2p6
19K: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
19K+ : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
26Fe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
26Fe3+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s0 3d5
30Zn: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10
30Zn2+: [Ar] 4s0 3d10
El átomo pierde o gana electrones, primero en su capa externa y si es
necesario, después, en el subnivel menos estable.
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
DE IONES MONOATÓMICOS

ELEMENTOS ANTISERRUCHO
El comportamiento anómalo es consecuencia en gran medida de la cercanía de las energías de
los orbitales (n-1)d y ns. Esto ocurre cuando hay suficientes electrones para conseguir que los
orbitales degenerados se llenen precisamente hasta la mitad (como en el cromo) o para llenar
por completo una subcapa d (como en el cobre). También sucede en otros metales de transición
más pesados (los que tienen parcialmente llenos los orbitales 4d o 5d)

REGLA DE HÜND: Antes de aparear un
electrón, en un subnivel, todos los orbitales
deben tener por lo menos un electrón.
PRINCIPIO DE MÁXIMA MULTIPLICIDAD

 
   

1s2 2s2
2p4
Los electrones deben ocupar el máximo
número de orbitales en un subnivel.
Ejemplo:
8O: 1s2 2s2 2p4

DISTRIBUCIÓN ORBITAL
Ejemplo:
17Cl : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

 
   

1s2 2s2
2p6

   

3s2
3p5
  
3px
2 3py
2
3pz
1
# ORBITALES = 9
# ORBITALES LLENOS = 8
# ORBITALES SEMILLENOS = 1
# ELECTRONES APAREADOS = 16
# ELECTRONES DESAPAREADOS = 1
2px
2 2py
2
2pz
2

PARAMAGNETISMO Y DIAMAGNETISMO
MATERIALES FERROMAGNÉTICOS:
Un material es ferromagnético si es fuertemente atraído por el campo
magnético de un imán inductor. Estos materiales se induce, o imantan,
fácilmente debido a que alinean sus imanes moleculares (spines) en
dirección del campo magnético inductor. Podemos mencionar al hierro,
níquel, cobalto y algunas aleaciones.
MATERIALES PARAMAGNÉTICOS:
Los materiales paramagnéticos son débilmente atraídos por las zonas del
campo magnético intenso, pero no se imantan con facilidad. Algunos
elementos paramagnéticos son el oxígeno, aluminio, titanio, etc. También son
materiales paramagnéticos el olivino, piroxeno, biotita, etc.
MATERIALES DIAMAGNÉTICOS:
Los materiales diamagnéticos son débilmente repelidos por el
campo magnético intenso de un imán. Por ejemplo los gases
nobles, el bronce, etc.

SUSCEPTIBILIDAD MAGNÉTICA
Químicamente, es una medida del nivel de paramagnetismo o
diamagnetismo del átomo neutro de un elemento.
La susceptibilidad magnética permite predecir el comportamiento
magnético de un átomo neutro de un elemento a partir del número de sus
electrones desapareados en el último subnivel de su distribución
electrónica.
Un elemento se denomina paramagnético si presenta uno o más electrones
desapareados en el último subnivel.
Un elemento se denomina diamagnético si todos sus electrones se muestran
apareados en el último subnivel.
Para calcular la susceptibilidad magnética:
k= # electrones desapareados en el último
subnivel
=0 (diamagnético) ;  >0 ( paramagnético)
;  >>1 (ferromagnético)

TABLA PERIÓDICA SEGÚN LA IUPAC

JACOBO BERZELIUS
Descubrió el
selenio, torio
y cerio
Aisló el
silicio, el
circonio y el
titanio
Elementos
electroposi
tivos
Elementos
electroneg
ativos
Elementos
que pierden
y ganan
electrones

JOHANN WOLFGANG DÖBEREINER
Entre 1817 y 1829, examinó las propiedades de un conjunto de elementos a
los que denominó triadas. Si los elementos de propiedades similares se
clasifican en triadas y en función creciente a sus pesos atómicos, se observa
que la peso atómico del segundo elemento es aproximadamente igual al
promedio de los pesos atómicos de los otros dos elementos del conjunto.

Entre 1862 y 1864, realizó un
ordenamiento de los elementos
graficándolos en la pared de un cilindro
en orden creciente a sus masas
atómicas en forma de hélice, la que
luego dividió en 16 segmentos
colocando en cada uno de ellos en
forma vertical a los elementos de
propiedades semejantes a lo cual
denominó “Caracol Telúrico”, porque el
elemento teluro (Te) se encontraba en
medio de la «tabla». Comenzaba a
evidenciarse cierta periodicidad en los
elementos.

En 1864, el químico inglés J. A. R. Newlands dispuso a los elementos
conocidos en orden de su masa atómica creciente observando que el octavo
elemento tenía propiedades similares al primero. Newlands denominó a este
arreglo “ley de las octavas”. Construyó series de 7 elementos. Comparó esta
relación con las octavas de la notas musicales.
JOHN ALEXANDER REINA NEWLANDS

En 1869 publicó lo más destacado de su formación química,
Principles of Chemistry, donde desarrolló la tabla periódica
ordenada por peso atómico. Mendeleiev fue el primero en diseñar la
Tabla Periódica. Descubrió la ley periódica estudiando las
propiedades químicas de los elementos y manifestó: “Las
propiedades químicas de los elementos son funciones periódicas de
las respectivas masas atómicas” (la cual posteriormente fue
anulada por los trabajos de Moseley). No solo explicó las
propiedades (físicas y químicas) de los 63 elementos existentes
hasta entonces, sino que también predijo la existencia (y la
explicación de sus propiedades)
de elementos como el Ga, (eka - aluminio), escandio (eka - boro),
germanio (eka - silicio) y tecnecio (eka-manganeso). (Dimitri llamó
al galio eka-aluminio, hasta que lo aisló el químico francés Lecoq
de Boisbaudran en 1875 y lo llamó galio).
Para graficar esta idea:
El peso atómico del
eka-silicio, se obtenía
mediante el promedio
de las masas atómicas
de sus elementos
vecinos en cruz.
Su 2ª tabla, presentada en 1871,
se basó en la variación manual
de las propiedades químicas.
Ordenó los elementos de acuerdo
a su masa atómica (A) y situó en
una misma columna a aquellos
que tenían propiedades en
común.

En Alemania, Julius Lothar Meyer estudiaba
las propiedades físicas de los elementos y
logró clasificarlos en función de sus pesos
atómicos crecientes.
También construyó una tabla periódica
corta similar a la de Mendeleiev.
En su obra Teorías modernas de la química
y su significado para la estática química,
estableció una tabla de los elementos
dispuestos según el peso atómico creciente,
semejante a la de Dimitri I. Mendeléiev, e
hizo notar que los elementos que poseen
propiedades químicas similares aparecen en
las mismas columnas verticales.
LOTHAR MEYER TAMBIÉN LO LOGRÓ

Todos los espacios que dejó en blanco se fueron llenando al descubrirse los
elementos correspondientes. Estos tenían propiedades similares a las que
había propuesto Mendeléiev con mucha anticipación.

Werner dio una forma novedosa a la tabla periódica (Tabla
Periódica Larga), solo con la ayuda de comparaciones y
analogías entre las propiedades, tomando como referencia
la Ley Periódica de Moseley y la configuración electrónica
de los elementos químicos. La forma se asemeja a la tabla
larga que manejamos hoy en día. Cabe señalar la posición
del Be y Mg, colocados como análogos del Zn. El orden
inverso del Nd y Pr y la presencia de isótopos del La, Pb, Bi
y Te son otros detalles a observar así como la colocación
del U y el Ac.
ALFRED WERNER

TABLA PERIÓDICA ACTUAL
Fue propuesta por Johannes Rydberg; diseñado por Alfred Werner (Tabla
Periódica larga) y demostrada por Henry Jeffreys Moseley en 1913.
Corregida por G. T. Seaborg.

LEY PERIÓDICA MODERNA
Fue enunciada en 1913 por el físico
británico Henry Moseley.
Se trata de una ley empírica que establece una
relación sistemática entre la longitud de
onda de los rayos X emitidos por distintos
átomos con su número atómico.
Dicho de otra forma: “Las propiedades de los
elementos químicos son función periódica de
sus respectivos números atómicos”.
Los elementos químicos se clasifican en base
al orden creciente de sus números atómicos.

PERIODOS Y GRUPOS
La tabla periódica tiene 7 filas (horizontales) o periodos y 18 columnas
(verticales) o grupos.
Los periodos se representan con números árabes del 1 al 7.
Los grupos se representan con números árabes del 1 al 18 (también con un
número romano y una letra mayúscula A o B). Los grupos A son grupos
principales y los grupos B grupos secundarios o subordinados.

En los grupos principales tipo “A”.
En los grupos secundarios tipo “B”.
En la parte baja de la tabla periódica,
en el grupo III B.

Los elementos representativos pertenecen los bloques s y p; los de transición
al bloque d y los de transición interna al bloque f.

METALES Y NO METALES
En la tabla periódica hay más metales que no metales.

Son sólidos
excepto el
mercurio
que es
líquido
Pierden
electrones y
forman
cationes
Poseen
brillo
metálico
Son buenos
conductores
del calor y la
electricidad
Punto de
fusión y
ebullición
variables

Son sólidos,
líquidos y
gases
Ganan
electrones y
forman
aniones
No poseen
brillo
metálico
Son malos
conductores
del calor y la
electricidad
Punto de
fusión y
ebullición
bajos

Actúan como
metales y
también
como no
metales
Su
conductividad
eléctrica
aumenta con
su
temperatura
A altas
temperaturas
:metaloides>
metales
B ; Si ;
Ge ; As ;
Sb ; Te ;
Po ; At
semimetales

En la tabla periódica existen 90 elementos naturales (del Z=1 al Z=92,
excepto el 43Tc y 61Pm). Los demás son artificiales.

1s2 2p6
2s2 3s2
12Mg: Periodo = 3° ; Grupo = IIA
1s2 2p6
2s2 3s2
13Al: Periodo = 3° ; Grupo = IIIA
3p1
1s2 2p6
2s2 3s2
32Ge: Periodo = 4°
Grupo = IVA
3p6 4s2 3d10 4p2

1s2 2p6
2s2 3s2
26Fe: Periodo = 4°
Grupo = (8) VIIIB
3p6 4s2 3d6
1s2 2p6
2s2 3s2
30Zn: Periodo = 4°
Grupo = (12) IIB
3p6 4s2 3d10

GRUPO CONFIGURACIÓN
ELECTRÓNICA
TERMINAL
DENOMINACIÓN ELEMENTOS
IA ……ns1 FAMILIA DE LOS METALES
ALCALINOS
Li, Na, K, Rb, Cs, Fr
IIA ……ns2 FAMILIA DE LOS METALES
ALCALINOTÉRREOS
Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra
IIIA ……ns2np1 FAMILIA DE LOS BOROIDES O
TÉRREOS
B, Al, Ga, In, Tl, Nh
IVA ……ns2np2 FAMILIA DE LOS CARBONOIDES C, Si, Ge, Sn, Pb, Fl
VA ……ns2np3 FAMILIA DE LOS NITROGENOIDES N, P, As, Sb, Bi, Mc
VIA ……ns2np4 FAMILIA DE LOS ANFÍGENOS,
CALCOIDES, CHALCOIDES
O, S, Se, Te, Po, Lv
VIIA ……ns2np5 FAMILIA DE LOS HALÓGENOS F, Cl, Br, I, At, Ts
VIIIA ……ns2np6 FAMILIA DE LOS GASES NOBLES He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn, Og
FAMILIAS REPRESENTATIVAS

GRUPO CONFIGURACIÓN
ELECTRÓNICA
TERMINAL
DENOMINACIÓN
IB ……ns1(n-1)d10 FAMILIA DEL COBRE (METALES DE ACUÑACIÓN)
IIB ……ns2(n-1)d10 FAMILIA DEL ZINC (ELEMENTOS PUENTE)
IIIB ……ns2(n-1)d1 FAMILIA DEL ESCANDIO
IVB ……ns2(n-1)d2 FAMILIA DEL TITANIO
VB ……ns2(n-1)d3 FAMILIA DEL VANADIO
VIB ……ns1(n-1)d5 FAMILIA DEL CROMO
VIIB ……ns2(n-1)d5 FAMILIA DEL MANGANESO
VIIIB
……ns2(n-1)d6
ELEMENTOS FERROMAGNÉTICOS (FAMILIA DEL Fe, Co y Ni)
……ns2(n-1)d7
……ns2(n-1)d8
FAMILIAS DE TRANSICIÓN

CNM : carácter no metálico
EN : electronegatividad
EI : energía de ionización
AE : afinidad electrónica
NM : carácter metálico
RA : radio atómico
RI : radio iónico

CARÁCTER NO METÁLICO (CNM)
Los no metales se caracterizan por que tienden a ganar electrones (se
reducen) y por comportarse como oxidantes.
Esta propiedad tiende a aumentar de izquierda a derecha en un mismo
periodo y de abajo hacia arriba en un mismo grupo.

ELECTRONEGATIVIDAD
(EN)
Es la capacidad que tienen un
elemento (átomo) para atraer
electrones cuando se produce
el enlace químico.
Esta propiedad tiende a
aumentar de izquierda a
derecha en un mismo periodo
y de abajo hacia arriba en un
mismo grupo.
En la escala de Pauling el
mayor valor le corresponde al
Flúor (EN=4) y el menor valor
al francio (EN=0,7).

Se trata de un proceso endotérmico. EI > 0
J
Es la mínima energía que recibe el átomo, en fase gas, para
liberar su electrón de máxima energía y transformarse en ion
positivo (catión).
E.I. + J(g) → J+
(g) + 1e-

La primera energía de ionización o primer potencial de ionización es la
mínima energía que debe recibir el átomo para liberar su electrón de mayor
energía; esto en fase gas. También se pueden liberar más electrones, pero
por cada electrón adicional se debe suministrar la segunda, la tercera, etc.
energía de ionización.
E.I.’’’ > E.I.’’ > E.I.’

Se trata de un proceso exotérmico. AE < 0
J
Es la energía que libera o recibe el átomo, en fase gas, cuando
gana un electrón y se transforma en ion negativo (anión).
J(g) + 1e- → J-
(g) +A.E.

También puede ser un proceso endotérmico.
AE>0
J
J(g) + 1e- + A.E. → J(g)

Nota:
Para los gases nobles y
algunos alcalinotérreos, y
los elementos puente el
proceso es endotérmico.
Nota:
A.E. (F) = 328 kJ/mol
A.E. (Cl) = 349 kJ/mol

CARÁCTER METÁLICO (CM)
Los metales se caracterizan por que tienden a
perder electrones (se oxidan) y por
comportarse como reductores.
Esta propiedad tiende a aumentar de derecha
a izquierda en un mismo periodo y de arriba
hacia abajo en un mismo grupo.
CARÁCTER METÁLICO

RADIO ATÓMICO (RA)
Es la longitud equivalente a la mitad de la
distancia entre los núcleos de dos átomos
iguales y consecutivos.
Esta propiedad tiende a aumentar de
derecha a izquierda en un mismo periodo
y de arriba hacia abajo en un mismo
grupo.
RADIO ATÓMICO

RELACIÓN ENTRE LOS RADIOS DE LOS ÁTOMOS NEUTROS
Y SUS RESPECTIVOS IONES
El radio iónico del anión es mayor que el radio atómico y éste
es mayor que el radio iónico del catión respectivo.
Si se tienen especies isoelectrónicas, los radios son
inversamente proporcionales a los respectivos números
atómicos.
Ejemplo:
RI(Cl-) > RA(Cl) > RI(Cl+) > RI(Cl3+) > RI(Cl5+) > RI(Cl7+)

Los átomos libres tienen elevadas
energías y son inestables; entonces se
enlazan y forman entidades superiores
llamadas moléculas o redes cristalinas y
así se vuelven más estables.
En este proceso se expulsa energía, la
misma que se conoce como energía de
enlace. (se trata de un proceso
exotérmico).
Los enlaces químicos pueden ser:
A) Iónico
B) Covalente
C) Metálico
ENLACE QUÍMICO

A A
A A
Elevada energía
Baja energía
Se libera
energía
Molécula A2
Energía

8O:
#e- de valencia = 6
Nivel externo
17Cl:
Nivel externo
1s2 2p6
2s2 3p5
3s2
1s2 2p4
2s2
#e- de valencia = 7
Son los electrones que se ubican en el último nivel de energía, se les dice
también electrones periféricos. De ellos dependen las propiedades químicas
del elemento químico y participan en los enlaces químicos.
EJEMPLOS
ELECTRONES DE VALENCIA
El grupo principal (grupo A) de un elemento representativo indica el número
de electrones de valencia que tiene el átomo.

Es la representación abreviada (gráfica) de los electrones de valencia de los
elementos representativos (grupos A). Se escribe el símbolo del elemento
químico y alrededor los electrones de valencia con puntos o aspas.
9F:
5 e- de
valencia
15P: 1s2 2p6
2s2 3p3
3s2
1s2 2p5
2s2 7 e- de
valencia F
P
Símbolo
de
Lewis
Símbolo
de
Lewis
EJEMPLOS
SÍMBOLO DE LEWIS

* El helio tiene solo 2 electrones de valencia
SÍMBOLO DE LEWIS DE LOS ELEMENTOS REPRESENTATIVOS

➢Cuando los átomos se enlazan, tienden a completar un octeto de
electrones en su capa de valencia (nivel externo), similar a la
configuración electrónica estable de un gas noble.
Br Br Se
Se
Completa
un octeto
Completa
un octeto
REGLA DEL OCTETO
➢Los elementos de los grupos IVA, VA, VIA y VIIA completan un octeto de
electrones.
➢El hidrógeno completa un dueto, el berilio un cuarteto; el boro y el
aluminio completan un sexteto de electrones.
EJEMPLOS

N N C C B B
Al Al
Completa
un octeto
Completa
un octeto
Completa
un sexteto
Completa
un sexteto
Be Be
Completa
un cuarteto
H H
Completa
un dueto

➢Llamado también enlace electrovalente o heteropolar.
K Br
+ K
1+ 1-
[ ]
Br
Las cargas se
neutralizan
+1-1=0
KBr
ENLACE IÓNICO
➢Se produce, generalmente, por la transferencia de electrones entre los
átomos de un elemento metálico y otro no metálico.
➢La diferencia de electronegatividades entre los átomos, generalmente, es
mayor o igual que 1,7
EJEMPLO

Ca S
+ Ca
2+
2-
[ ]
S
Las cargas se neutralizan
+2-2=0
CaS
Na F
+ Na
1+ 1-
[ ]
F
Las cargas se neutralizan
+1-1=0
NaF
EJEMPLO
EJEMPLO

Mg N
+
Mg2+
3-
[ ]
N
Mg3N2
Mg2+
Mg2+
3-
[ ]
N
EJEMPLO

REGLA PRÁCTICA
NÚMERO DE OXIDACIÓN MÁXIMO Y
MÍNIMO POR GRUPO (FAMILIA)

Para el calcio y el cloro:
Ca (alcalino térreo) y Cl (halógeno)
Ca2+ + Cl1- → Ca1Cl2 → CaCl2
Para el sodio y el oxígeno:
Na (alcalino) y O (anfígeno)
Na1+ + O2- → Na2O1 → Na2O
EJEMPLO
EJEMPLO

En este caso se produce una compartición de electrones (generalmente)
entre dos átomos no metálicos, cuya diferencia de electronegatividades es
menor que 1,7.
ENLACE COVALENTE
El enlace covalente normal (se representa con una línea) puede ser:
a) Enlace covalente apolar
b)Enlace covalente polar

En este caso se comparten electrones entre dos átomos no
metálicos de igual electronegatividad. (∆𝑬𝑵 = 𝟎).
O + O O O O
O O2
N
N N2
H
H H2
ENLACE COVALENTE APOLAR
EJEMPLOS

O + 2H O
H
H
O
H
H
C
C + 4H H
H
H
H
C
H
H H
H
En este caso se comparten electrones entre dos átomos no
metálicos de diferente electronegatividad. (𝟎 < ∆𝐄𝐍 < 𝟏, 𝟕).
ENLACE COVALENTE POLAR
EJEMPLOS

N
O
O
O H
Cl
O
O
O
O
H
O + O + O
O
O O
O
O
O
O3
En este enlace, un mismo átomo aporta el par de electrones y lo comparte
con otro átomo. Se le representa con una flecha para diferenciarlo del enlace
covalente normal el cual se representa con una línea.
ENLACE COVALENTE
COORDINADO (DATIVO)
EJEMPLOS

➢ Todo enlace simple es sigma ()
➢ Un enlace doble está formado por un enlace sigma () y un enlace pi (π).
➢ Un enlace triple está formado por un enlace sigma () y dos enlaces pi (π).

π













π
π
En esta molécula existen 14 enlaces sigma () y 3 enlaces pi (π).
ENLACE SIGMA () Y ENLACE PI ()

De todos los enlaces
químicos, el enlace
metálico es el único
donde los electrones no
se encuentran localizados
exclusivamente entre un
par de átomos, sino que
se deslocalizan entre
millones de ellos en una
especie de pegamento o
«mar de electrones» que
los mantienen
fuertemente unidos o
cohesionados.

El enlace metálico origina
estructuras compactas, donde
los átomos se encuentran
estrechamente unidos, sin
mucha distancia que los
separe. Dependiendo del tipo
de estructura en específico, se
tienen distintos cristales, unos
más densos que otros.
PROPIEDADES
ESTRUCTURAS
REORGANIZACIÓN
CONDUCTIVIDAD TÉRMICA Y ELÉCTRICA
LUSTRE METÁLICO

La hibridación sp3 se realiza al combinar un orbital “s” y 3
orbitales “p”, resultando cuatro orbitales híbridos sp3.
HIBRIDACIÓN sp3

GEOMETRÍA
ELECTRÓNICA
TETRAÉDRICA
METANO
CH4

GEOMETRÍA
ELECTRÓNICA
TRIGONAL
PLANAR
Los orbitales híbridos sp2 se orientan hacia los vértices de un
triángulo equilátero formando ángulos de 120° entre ellos.
TRIFLUORURO
DE BORO
BF3

GEOMETRÍA
ELECTRÓNICA
LINEAL
Los orbitales híbridos sp se orientan en una recta formando
ángulo de 180°.
DICLORURO DE
BERILIO
BeCl2

En el átomo central, sus regiones de alta densidad electrónica puede ser un
enlace simple, un enlace doble, un enlace triple, un par de electrones
libres.
Para el azufre:
-3 regiones de alta
densidad electrónica.
-hibridación sp2.
-geometría
electrónica trigonal
planar.
Para el nitrógeno:
-4 regiones de alta
-hibridación sp3.
-geometría
electrónica
tetraédrica.
Para el berilio:
-2 regiones de alta
-hibridación sp.
-geometría
electrónica lineal.

HIBRIDACIÓN
sp3
GEOMETRÍA ELECTRÓNICA
TETRAÉDRICA

HIBRIDACIÓN
sp2
TRIGONAL PLANAR

HIBRIDACIÓN
sp
GEOMETRÍA ELECTRÓNICA LINEAL

NÚMERO ESTÉRICO : 2 sp
GEOMETRÍA MOLECULAR

El momento dipolar se da en las sustancias
moleculares; es decir, aquellas sustancias que
presentan interacciones covalentes, y representa la
distribución de la densidad electrónica en un enlace
La magnitud del dipolo eléctrico se mide por su
momento dipolar (), que se define como:
POLARIDAD DE LAS MOLÉCULAS

CARÁCTER IÓNICO CRECIENTE
ENLACE COVALENTE
NO POLAR
(APOLAR)
ENLACE COVALENTE
POLAR
ENLACE IÓNICO
Los electrones se
comparten
equitativamente
Los electrones se
comparten de forma
desigual.
(cargas aparentes)
Se transfieren
electrones.
(cargas reales)
POLARIDAD DE ENLACE

AGUA
H2O
TETRACLORURO
DE CARBONO
CCl4
GAS
CARBÓNICO
CO2

Si los enlaces son iguales y el átomo central no tiene electrones libres.
Las moléculas diatómicas con átomos iguales.

* Si por lo menos un enlace es diferente.
* Las moléculas diatómicas con átomos diferentes.
* Si los enlaces son iguales y el átomo central tiene electrones libres.

NÚMERO
DE
OXIDACIÓN
CARGA REAL
O CARGA
APARENTE
DE UN
ELEMENTO
EN UN
COMPUESTO
PUEDE SER
CERO,
ENTERO,
POSITIVO O
NEGATIVO
EN UN
COMPUESTO LA
SUMA DE LOS
N.O. ES IGUAL A
CERO
EN UN ION LA
SUMA DE LOS
N.O. ES IGUAL
A LA CARGA
DEL ION
ESTADO
DE
OXIDACIÓN
ÍDICE
REDOX

NaCl
Al2S3
N.O. (Na) = 1+
N.O. (Cl) = 1-
N.O. (Al) = 3+
N.O. (S) = 2-
+1 -1
+3 -2
En los compuestos iónicos el número de oxidación
(N.O.) o estado de oxidación (E.O.) es la carga real
del elemento en la unidad estructural de la
sustancia.

H−CN
N.O. (H) = 1+
N.O. (O) = 2-
N.O. (H) = 1+
N.O. (C) = 2+
N.O. (N) = 3-
+1 -1
En los compuestos covalentes el número de
oxidación (N.O.) o estado de oxidación (E.O.) es la
carga aparente del elemento en la molécula. El
átomo más electronegativo tiene N.O. negativo y el
menos electronegativo N.O. positivo.
-3
+3
+1
-1
+1
-1

En un mismo compuesto, un mismo elemento puede
tener diferente número de oxidación.
+1
-3
+1
-2
+1
+1
+1
+1 +1
-3
+1
N.O. (H) = 1+
N.O. (C) = 3-
N.O. (C) = 2-
3 8
C H
+1
-8/3

NÚMEROS DE OXIDACIÓN MÁS USUALES

ANOMALÍAS
ELEMENTO METAL NO METAL
Cr 2+ ; 3+ 3+ ; 6+
Mn 2+ ; 3+ 4+ ; 6+ ; 7+
N 2+ ; 4+ 1+ ; 3+ ; 5+ ; 3-
V 2+ ; 3+ 4+ ; 5+

NOMENCLATUTA
DE STOCK
SISTEMÁTICA
(IUPAC)
CLÁSICA O
TRADICIONAL

EHx
SON
COMPUESTOS
BINARIOS
TIENEN UN
ELEMENTO E
HIDRÓGENO
HIDRUROS
METÁLICOS O
SALINOS
(SÓLIDOS)
HIDRUROS NO
METÁLICOS O
MOLECULARES
(GASES)
HIDRUROS
DOBLES
MHx
JHx

Mx+ + H1- → MHx
GRUPO
HIDRURO METÁLICO
Jx- + H1+ → JHx
METAL HIDRURO METÁLICO
(HIDRURO SALINO)
GRUPO
HIDRURO
NO METÁLICO
NO METAL HIDRURO NO METÁLICO
(HIDRURO MOLECULAR)
FUNCIÓN HIDRURO

EJEMPLOS
Hidruro de platino (IV)
Tetrahidruro de platino
Hidruro platínico
Hidruro de platino (II)
Dihidruro de platino
Hidruro platinoso
Pt : 2+ ; 4+

HIDRUROS NO METÁLICOS
O MOLECULARES

E2Ox
SON
COMPUESTOS
BINARIOS
TIENEN UN
ELEMENTO E
OXÍGENO
ÓXIDOS
METÁLICOS U
ÓXIDOS
BÁSICOS
ÓXIDOS NO
METÁLICOS U
ÓXIDOS
ÁCIDOS
(ANHÍDRIDOS)
ÓXIDOS
DOBLES
M2Ox
J2Ox

FUNCIÓN ÓXIDO
GRUPO
ÓXIDO
METAL ÓXIDOS METÁLICO
(ÓXIDO BÁSICO)
GRUPO
ÓXIDO
NO METAL ÓXIDOS NO METÁLICO
(ÓXIDO ÁCIDO)
(ANHÍDRIDO)

EJEMPLOS
Óxido de hierro (III)
trióxido de dihierro
Óxido férrico
Óxido de hierro (II)
Monóxido de hierro
Óxido ferroso
Fe: 2+ ; 3+

EJEMPLOS
Óxido de azufre (IV)
dióxido de azufre
Óxido sulfuroso
Óxido de azufre (II)
Monóxido de azufre
Óxido hiposulfuroso
S : 2+ ; 4+ ; 6+
Óxido de azufre (VI)
trióxido de azufre
Óxido sulfúrico

M3O4
ÓXIDOS DOBLES
Óxido ferroso FeO
Óxido férrico Fe2O3
Óxido doble ferroso férrico
Óxido salino de hierro
(magnetita)
Fe3O4
Óxido plumboso 2PbO
Óxido plúmbico PbO2
Óxido doble plumboso plúmbico
Óxido salino de plomo
(minio)
Pb3O4
Solo los metales
con números de
oxidación ( 2+ ; 3+)
y (2+ ; 4+)

NOMBRES VULGARES
NOMBRE QUÍMICO FÓRMULA NOMBRE VULGAR
ÓXIDO DE BARIO BaO BARITA
ÓXIDO DE CALCIO CaO CAL VIVA
ÓXIDO DE MAGNESIO MgO MAGNESIA
ÓXIDO DE ALUMINIO Al2O3 CORINDÓN,
ALÚMINA
ÓXIDO DE ZINC ZnO ZINCITA
ÓXIDO DE NITRÓGENO (I) N2O GAS HILARANTE,
GAS DE LA RISA
DIÓXIDO DE CARBONO CO2 GAS CARBÓNICO,
HIELO SECO
ÓXIDO FÉRRICO Fe2O3 HEMATITA

NOMBRES VULGARES
ÓXIDO DOBLE FERROSO FÉRRICO Fe3O4 MAGNETITA
ÓXIDO DOBLE PLUMBOSO PLÚMBICO Pb3O4 MINIO DE PLOMO
DIÓXIDO DE MANGANESO MnO2 PIROLUSITA
ANHÍDRIDO SILÍCICO SiO2 SÍLICE, CUARZO
DIÓXIDO DE URANIO UO2 URANITA
DIÓXIDO DE ESTAÑO SnO2 CASITERITA
ÓXIDO CUPROSO Cu2O CUPRITA
ÓXIDO PLUMBOSO PbO LITARGIRIO

SON
COMPUESTOS
BINARIOS
TIENEN EL
GRUPO
PERÓXIDO
EL OXÍGENO
TRABAJA CON
N.O. = 1-
SON BUENOS
OXIDANTES
SE
DESCOMPONE
NCON LA LUZ

Mx+ + (O2)2- → M2(O2)x
GRUPO PERÓXIDO
PERÓXIDOS
PERÓXIDO
* Sus fórmulas no se simplifican.
* Solo se simplifican si x=2
* x = mayor N.O.
PERÓXIDO DE SODIO
(OXILITA)

PERÓXIDOS
FÓRMULA NOMENCLATURA CLÁSICA
H2O2 Peróxido de hidrógeno
Na2O2 Peróxido de sodio
BaO2 Peróxido de bario
ZnO2 Peróxido de zinc
FÓRMULA NOMENCLATURA
CLÁSICA
NOMENCLATURA
DE STOCK
NOMENCLATURA
SISTEMATICA
(IUPAC)
Na2O2 Peróxido sódico Peróxido de sodio Peróxido de disodio
Ti2(O2)3 Peróxido titanioso Peróxido de titanio (III) Triperóxido de dititanio
U(O2)2 Peróxido uranioso Peróxido de uranio (IV) Diperóxido de uranio

SON
COMPUESTOS
TERNARIOS
TIENEN EL
GRUPO
OXIDRILO
TIENEN SABOR
AMARGO
PINTAN DE
COLOR AZUL
AL PAPEL
TORNASOL
PINTAN DE
COLOR ROJO
GROSELLA A
LA
FENOLFTALEÍNA
M(OH)x

FUNCIÓN HIDRÓXIDO
Mx+ + (OH)- → M(OH)x
GRUPO HIDRÓXIDO
(GRUPO OXIDRILO)
METAL HIDRÓXIDO
(BASE)
M2Ox + H2O → M(OH)x
AGUA
ÓXIDO BÁSICO HIDRÓXIDO
(BASE)

EJEMPLOS
Ni2+ + (OH)- → Ni(OH)2
hidróxido de níquel (III)
trihidróxido de níquel
hidróxido niquélico
Ni3+ + (OH)- → Ni(OH)3
hidróxido de níquel (II)
Dihidróxido de níquel
hidróxido niqueloso
Ni: 2+ ; 3+

NOMBRES VULGARES
HIDRÓXIDO DE SODIO NaOH SODA CÁUSTICA
HIDRÓXIDO DE POTASIO KOH POTASA CÁUSTICA
HIDRÓXIDO DE MAGNESIO Mg(OH)2 LECHE DE MAGNESA
HIDRÓXIDO DE CALCIO Ca(OH)2 CAL MUERTA, CAL
APAGADA, AGUA DE
CAL, LECHADA DE CAL
HIDRÓXIDO DE BARIO Ba(OH)2 AGUA DE BARITA
HIDRÓXIDO DE ALUMINIO Al(OH)2 BAUXITA

ÓXIDO … NÚMERO DE OXIDACIÓN
Hipo … oso +1 +2 +1
… oso +1 +1 +2 +2 +4 +3 +3 +4 +3
…ico +1 +2 +3 +2 +3 +3 +4 +5 +6 +5 +6 +5
Per … ico +7

ÁCIDOS HIDRÁCIDOS
HxJ(ac)
ANFÍGENOS:
S ; Se ; Te (2-)
HALÓGENOS:
F ; Cl ; Br ; I (1-)

ÁCIDOS OXÁCIDOS
J2Ox + H2O → HmJnOp
ÓXIDO
ÁCIDO
AGUA ÁCIDO
OXÁCIDO
ÓXIDO
PERCLÓRICO
AGUA ÁCIDO
PERCLÓRICO

I2O + H2O → H2I2O2 → HIO
ÓXIDO
HIPOYODOSO
AGUA ÁCIDO
HIPOYODOSO
SO3 + H2O → H2SO4
ÓXIDO
SULFÚRICO
AGUA ÁCIDO
SULFÚRICO

ÁCIDOS OXÁCIDOS – REGLA PRÁCTICA
+1
P
+3
+5
Cr
+3
+6
+1
Br
+3
+5
3 3+5 3 4
2
H PO H PO
3 3+5 3 4
H PO H PO
2 2+6 2 4
2
H CrO H CrO
2 2+6 2 4
2
H CrO H CrO
1 1+1
2
H BrO HBrO
1 1+1
H BrO HBrO
Ácido
fosfórico
Ácido
crómico
Ácido
hipobromoso
+7

FÓRMULA NOMBRE
HNO3 Ácido nítrico
HNO2 Ácido nitroso
HClO4 Ácido perclórico
HClO3 Ácido clórico
HClO2 Ácido cloroso
HClO Ácido hipocloroso
HBrO4 Ácido perbrómico
HIO4 Ácido peryódico
HMnO4 Ácido permangánico
FÓRMULA NOMBRE
H2SO4 Ácido sulfúrico
H2SO3 Ácido sulfuroso
H2SO2 Ácido hiposulfuroso
H2CO3 Ácido carbónico
H2CrO4 Ácido crómico
H2Cr2O7 Ácido dicrómico
H3PO4 Ácido fosfórico
H2SiO3 Ácido silícico
HCON * Ácido ciánico

ÁCIDOS POLIHIDRATADOS
2CrO3 + 1H2O → H2Cr2O7
ÓXIDO
CRÓMICO
ÁCIDO PIROCRÓMICO
(ÁCIDO DICRÓMICO)

ÓXIDO
BROMOSO
ÁCIDO METABROMOSO
(ÁCIDO BROMOSO)
ÓXIDO
FOSFÓRICO
ÁCIDO ORTOFOSFÓRICO
(ÁCIDO FOSFÓRICO)

“El prefijo META no se escribe normalmente,
solo se escribe en los casos del B, P, As y Sb.
En estos mismos casos , si se desea, no se
escribe el prefijo ORTO”
Ácido piropermangánico
1Mn2O7 + 2H2O →
N.O. IMPAR: 7+
H4Mn2O9

Ácido ortohiposulfuroso
1SO + 2H2O →
2+ ; 4+ ; 6+
H4SO3
Óxido hiposulfuroso
Ácido dinitroso
1N2O3 + 2H2O →
1+ ; 3+ ; 5+
H4N2O5
Óxido nitroso
IMPAR
PAR

Ácido tetrabórico
H2B4O7
2B2O3 + H2O →
Óxido bórico
6I2O + H2O →
Óxido hipoyodoso
H2I12O7
Ácido dodecahipoyodoso
nJ2Ox + H2O Poliácido
POLIÁCIDOS

Ácido
fosfórico
H3PO4
Ácido
TIOfosfórico
H3PSO3
Ácido
DITIOfosfórico
Ácido
TRITIOfosfórico
Ácido
SULFOfosfórico
H3PS3O
H3PS2O2 H3PS4
TIOÁCIDOS
En un ácido oxácido se reemplaza un oxígeno
(O2-) por un azufre (s2-) .

CATIONES
FÓRMULA NOMBRE DEL CATIÓN
Cu1+ Ion cuproso Ion cobre (I)
Cu2+ Ion cúprico Ion cobre (II)
Au1+ Ion auroso Ion oro (I)
Au3+ Ion áurico Ion oro (III)
Fe2+ Ion ferroso Ion hierro (II)
Fe3+ Ion férrico Ion hierro (III)

CATIONES ONIO
NH3 + H+ → NH4
+

“OSO
CHIQUITO,
PICO DE
PATO”

OXÁCIDO NOMBRE FÓRMULA NOMBRE
H3PO4 Ácido fosfórico PO4
3- Fosfato
H3PO4 Ácido fosfórico HPO4
2- Fosfato ácido
(hidrógeno fosfato)
H3PO4 Ácido fosfórico H2PO4
- Fosfato diácido
(dihidrógeno fosfato)
H2SiO3 Ácido silícico SiO3
2- silicato
HCON Ácido ciánico CON- cianato

Cianita - Al2SiO5
Forsterita - Mg2SiO4
Silicato de sodio - Na2SiO3

SALES
Las sales son sustancias sólidas y iónicas que resultan al
combinar un ácido con un hidróxido, mediante una reacción de
neutralización.
También se pueden obtener sales al combinar un metal activo
(alcalino, alcalinotérreo, etc.) con un ácido.

MÉTODO PRÁCTICO
QUITA – PON - CRUZA
CaAc
C = catión
c = carga del catión
A = anión
a = carga del anión

Cloruro de hierro (III)
Ácido clorhídrico : HCl
Cloruro: Cl-
+ Cl-
EJEMPLO
Fe3+ → Fe1Cl3
FeCl3

Selenuro auroso
Ácido selenhídrico : H2Se
selenuro: Se2-
Se2-
EJEMPLO
Au1+ + → Au2Se1
Au2Se

perclorato de níquel (II)
Ácido perclórico : HClO4
Perclorato : ClO4
-
ClO4
-
EJEMPLO
Ni2+ + → Ni1(ClO4)2
“OSO CHIQUITO,
PICO DE PATO”
Ni(ClO4)2

sulfito de zinc
Ácido sulfuroso : H2SO3
Sulfito : SO3
2-
SO3
2-
EJEMPLO
“OSO CHIQUITO,
PICO DE PATO”
Zn2+ + → Zn2(SO3)2
ZnSO3

cloruro doble de aluminio y litio
Cl-
AlLiCl4
EJEMPLO
SALES DOBLES
Al3+ + Li+ + → [(Al)(Li)]1(Cl)4

SALES HIDRATADAS
sulfato de calcio dihidratado
SO4
2-
CaSO4.2H2O
EJEMPLO
Ca2+ + → CaSO4
“OSO CHIQUITO,
PICO DE PATO”

UNIDAD DE MASA ATÓMICA
Es una unidad de masa que permite expresar la masa de la
materia a nivel nanoscópico como átomos, iones, moléculas,
protones, neutrones, electrones, etc.
Se representa como uma o también u.
masa del átomo del isótopo C -12
1 uma =
12
-24
1 uma =1,66 x 10 g
-27
1 uma =1,66 x 10 kg

1 uma (1 u) es la doceava parte de la masa de un
átomo del isótopo carbono C-12.

En el Sistema Internacional de Magnitudes (ISO 80000-1),
se da como único nombre el de «dalton» y se desaconseja el
de «unidad de masa atómica unificada».
1 kDa = 103 Da
1 MDa = 106 Da
UNIDAD NO SI
(ACEPTADO SU USO CON LAS UNIDADES DEL SI)
La unidad de masa atómica unificada (símbolo «u»)1
o dalton (símbolo «Da») es una unidad estándar de masa
definida como la doceava parte (1/12) de la masa de
un átomo, neutro y no enlazado, de carbono-12, en su estado
fundamental eléctrico y nuclear, y equivale a:
1,660 538 921 × 10−27 kg.

MASA RELATIVA DE UN ÁTOMO
( )
-23
A
r 28 -24
9,59×10 g
A Ni = = 57,77
1,66×10 g

MASA ÁTÓMICA O ISOTÓPICA
r
mA= A (u)
( )
58
28
mA Ni =57,77 u

MASA ATÓMICA RELATIVA
La masa atómica relativa de un elemento químico se determina
al comparar uno de sus átomos con el átomo del isótopo C-12
el cual tiene 12 uma.

MASAS ATÓMICAS DE ALGUNOS
ELEMENTOS USUALES

La masa atómica promedio aproximada de un elemento
químico es el promedio ponderado de los números de masa de
todos sus isótopos.
El número de masa solo incluye a los protones y neutrones
(A=#p+ + #no)
Donde:
A1 ; A2 ; … ; An = números de masa de los isótopos
a1 ; a2 ; … ; an = abundancias naturales de los isótopos
a1 + a2 + … ; an = 100%

MASA ATÓMICA PROMEDIO EXACTA
La masa atómica promedio exacta de
un elemento es el promedio
ponderado de las masas isotópicas
de todos sus isótopos.
Particularmente, un análisis del neón
arroja el siguiente perfil: 90,48% del
isótopo Ne-20 (19,992 uma), 0,27%
del isótopo Ne-21 (20,994 uma) y
9,25% del isótopo Ne-22 (21,991
uma); como se muestra en la figura.
Entonces, su masa atómica
promedio exacta se calcula como
sigue.

Como vemos, la masa atómica
promedio exacta es más cercana a
la masa isotópica del isótopo Ne-
20, por ser el más abundante.
Finalmente, la masa atómica
promedio exacta, también se
expresa en uma.
( )
r
exacta
19,992 u x 90,48%+20,994u x 0,27%+21,991u x 9,25%
A =
90,48%+0,27%+9,25%
( )
r
exacta
A = 20,1796129 u


La masa molecular ( ഥ
𝑴) es la suma de las masas atómicas de todos
los átomos que forman una molécula.
Es la masa de una sola molécula (especie covalente), expresada en
uma.
MASA MOLECULAR
Calculamos la masa molecular:
H2SO4
1 32 16
M= 2(1)+1(32)+ 4(16)= 98 uma
Determinamos la masa molecular:
C6H5NH2
12 1 14
M= 6(12)+7(1)+1(14)= 93 uma


La masa fórmula o masa formular (𝑴𝑭) es la suma de las masas
atómicas de todos los átomos que forman una unidad fórmula.
Es la masa de una sola unidad fórmula (especie iónica), expresada
en uma.
MASA FÓRMULA
Calculamos la masa fórmula:
Ca3(PO4)2
40 31 16
MF =3(40)+2(31)+8(16)=310 uma
Determinamos la masa fórmula:
Fe4[Fe(CN)6]3
56 12 14
M=7(56)+18(12)+18(14)= 860 uma

Es la masa de un NA de partículas estructurales idénticas (de
moléculas, de átomos,…) expresada en g/mol.
MASA MOLAR
NA = 6,022 x 10 23
Es la masa molecular o la
masa formular expresada en
g/mol.
SUSTANCIA ( ഥ
𝑴)(𝑴𝑭) MASA MOLAR
H2O 18 uma 18 g/mol
H3PO4 98 uma 98 g/mol
KBr 119 uma 119 g/mol

El número de Avogadro es inmenso, es algo más
que 600 000 trillones.

Determine la masa
molar de la
sustancia orgánica
cuya fórmula se
muestra a
continuación:
Finalmente, calculamos la masa molar:
C15H11NO4
12 1 14
MF =15(12)+11(1)+1(14) +4(16)=269 g/mol
16
En cada vértice de la fórmula topológica colocamos un átomo
de carbono y sus respectivos hidrógenos (semidesarrollamos
la fórmula) para determinar la fórmula global:

MOLÉCULA-GRAMO
Llamada también mol de moléculas o mol-g. Es la masa de un
mol de moléculas de un sustancia covalente y equivale a su
masa molecular expresada en gramos.
1 mol-g <> 1 mol de moléculas <> ( ഥ
𝑴) en gramos

FÓRMULA-GRAMO
Llamada también mol de unidades fórmula. Es la masa de un
mol de unidades fórmula de un sustancia iónica y equivale a su
masa fórmula expresada en gramos.
1 fórmula-gramo <>1 mol de unidades fórmula<>( ഥ
𝑴𝑭) en gramos

gas
moléculas
A m
V
#
m P.V
# mol - g = n = = = =
N V R.T
M
CANTIDAD DE SUSTANCIA O
NÚMERO DE MOLES
n = número de mol-g = número de mol de moléculas
m = masa de la muestra en gramos
ഥ
𝐌 = masa molar en g/mol
NA = número de Avogadro
V = volumen
P = presión absoluta
R = constante universal de los gases ideales
T = temperatura absoluta del gas ideal

molécula
A
M
m =
N
MASA DE UNA MOLÉCULA
Y MASA DE UN ÁTOMO
ഥ
𝐌 = 𝐦𝐀 = masa molar en g/mol
NA = número de Avogadro
m = masa en gramos
átomo
A
mA
m =
N
EJEMPLO:
Determine la masa de una molécula de trióxido de dibromo.
Masas atómicas : Br= 80 ; O=16
2 3
2 3
Br O
Br O
A
M
m =
N 2 3
Br O 23
208 g/mol
m =
6,022 x 10 moléculas/mol
2 3
-22
Br O
m =3,454 x 10 g/molécula

(Ley de Avogadro)En volúmenes iguales de diferentes gases, en
las mismas condiciones de presión y temperatura, existe igual
número de moles y moléculas, pero diferentes masas.
HIPÓTESIS DE AVOGADRO-AMPERE

CONDICIONES NORMALES
Un sistema se halla en condiciones normales (C.N) o (T.P
.N.)
si su temperatura es 0°C y su presión 1 atm.

CONDICIONES ESTÁNDAR
Un sistema se halla en condiciones estándar si su temperatura
es 25°C y su presión 1 atm.

VOLUMEN MOLAR NORMAL
Un mol de gas en condiciones normales ocupa un volumen de
22,4 litros.
Ejemplos: En condiciones normales:
1 mol O2 → 32 g O2 → 22,4 L
1 mol H2 → 2 g H2 → 22,4 L
1 mol CO2 → 44 g O2 → 22,4 L
2 mol O3 → 96 g O3 → 44,8 L
0,5 mol SO3 → 40 g O3 → 11,2 L

DENSIDAD DE UN GAS EN C.N.
La densidad de un gas, en condiciones normales (T=0°C y
P=1 atm), equivale a la relación entre su masa molar y el
volumen molar normal.
gas
M
D =
22,4
EJEMPLO:
Calcule la densidad del gas carbónico (CO2) ,
en condiciones normales.
2
2
CO
CO
MN
M
D =
V
2
CO
44 g/mol
D =
22,4 L/mol 2
CO
D =1,964 g/L

INTERPRETACIÓN DE FÓRMULAS
A: INTERPRETACIÓN DE UNA FÓRMULA COMO PARTÍCULA:
C6H12O6 1 molécula 12 átomos de H
6 átomos de O
6 átomos de C
Ca3(PO4)2
1 unidad
fórmula 2 iones PO4
3-
3 iones Ca2+

B: INTERPRETACIÓN DE UNA FÓRMULA COMO CANTIDAD
DE SUSTANCIA:
C3H8
1 mol de
moléculas 8 mol de átomos de H
3 mol de átomos de C
1 mol-g
8 at-g de H
3 at-g de C

Al2(SO4)3
1 mol de
unidades
fórmula 3 moles de iones SO4
2-
2 moles de iones Al3+
1 fórmula-g
3 moles de iones SO4
2-
2 moles de iones Al3+

¿Cuántos moles de átomos de oxígeno hay en 900 g de
glucosa C6H12O6?.
Primero calculamos la masa molar de la glucosa:
Entonces calculamos los moles de átomos de oxígeno (at-g de oxígeno):
C6H12O6
12 1 16
M = 6(12)+12(1)+ 6(16)=180 g/mol
6 2 6
x at - g O = 900 g C H O 6 2 6
6 2 6
1 mol C H O
x
180 g C H O 6 2 6
6 mol O
x
1 mol C H O
x at - g O=30 at - g O

¿Cuántos gramos de propano C3H8 se podrá preparar
con todo el carbono de 800 g de carbonato de calcio
CaCO3?. (M.A. : C=12, H= 1 ; Ca=40 ; O=16
Primero calculamos la masa molar del propano y del carbonato de calcio:
Entonces calculamos los gramos de propano C3H8:
C3H8
12 1
M = 3(12)+ 8(1)= 44 g/mol
3
12 g C
x
100 g CaCO
3 8
44 g C H
x
36 g C
CaCO3
40 12
M =1(40)+1(12)+ 3(16) =100 g/mol
3 8 3
x g C H = 800 g CaCO
3 8 3 8
x g C H =117,3 g C H

COMPOSICIÓN CENTESIMAL
Es la composición porcentual en masa de los diferentes
elementos químicos en un compuesto químico. Se calcula a
partir de la masa molar.
H
2%
S
33%
O
65%
H2SO4
H
S
O

Calcule la composición
centesimal del dicloruro
de calcio dihidratado.
La fórmula del dicloruro de
calcio dihidratado es:
Calculamos la masa molar:
CaCl2.2H2O
40 35,5 1 16
Calculamos la composición
centesimal:
M =1(40)+ 2(35,5)+ 4(1)+ 2(16)=147 g/mol
Ca Cl H O Todo
1(40)
Ca = x 100
147
Ca = 27,21%
2(35,5)
Cl = x 1
147
Cl = 48,30%
4(1)
H = x 100%
147
H = 2,72%
2(16)
O = x 100
147
O = 21,77%
1(40)
Ca = x 100%
147
Ca = 27,21%
2(35,5)
Cl = x 100%
147
Cl = 48,30%
4(1)
H = x 100%
147
H = 2,72%
2(16)
O = x 100%
147
O = 21,77%
1(40)
Ca = x 10
147
Ca = 27,21%
2(35,5)
Cl = x
147
Cl = 48,30%
4(1)
H = x 100
147
H = 2,72%
2(16)
O = x 10
147
O = 21,77%
1(40)
Ca = x 100%
147
Ca = 27,21%
2(35,5)
Cl = x 100%
147
Cl = 48,30%
4(1)
H = x 100%
147
H = 2,72%
2(16)
O = x 100%
147
O = 21,77%
Ca = x
147
Ca = 27,21%
2(35,5)
Cl =
147
Cl = 48,30%
4(1)
H = x 10
147
H = 2,72%
2(16)
O = x 1
147
O = 21,77%
1(40)
Ca = x 100%
147
Ca = 27,21%
2(35,5)
Cl = x 100%
147
Cl = 48,30%
4(1)
H = x 100%
147
H = 2,72%
2(16)
O = x 100%
147
O = 21,77%
147
Ca = 27,21%
2(35,5)
Cl = x
147
Cl = 48,30%
4(1)
H = x 100
147
H = 2,72%
2(16)
O = x 10
147
O = 21,77%
NOTITA: La suma de los
porcentajes es igual a 100%.

Calcule el porcentaje en masa del agua en el sulfato de cobre
pentahidratado de fórmula CuSO4. 5H2O.
Datos: Masas molares :
Cu=63,5 g/mol ; S=32 g/mol ; O=16 g/mol ; H= 1 g/mol
i) Primero calculamos la masa molar del sulfato de cobre pentahidratado:
CuSO4. 5H2O
63,5 32 1 16
M=1(63,5)+1(32)+ 4(16)+10(1)+ 5(16)= 249,5 g/mol
ii) Entonces, el porcentaje en masa del agua es:
2
90
H O = x100%
249,5
2
H O = 36,07%

Un hidrocarburo liviano contiene 92,31 % de carbono y 7,69 % de
hidrógeno. Determine su fórmula empírica o mínima.
i) Considerando una muestra de
100 g del hidrocarburo:
mC = 92,31 g
mH = 7,69 g
ii) Si la fórmula del hidrocarburo es:
CxHy
FÓRMULA EMPÍRICA O FÓRMULA MÍNIMA
iii) Luego calculamos el número de
moles de átomos de cada elemento
(# at-g).
C H
% 92,31 % 7,69 %
m 92,31 g 7,69 g
m.A. 12 1
# at-g 7,69 7,69
 < 7,69/7,69 7,69/7,69
x = 1 y = 1
iv) Finalmente, la fórmula del
hidrocarburo es:
CH

Cuál es la fórmula empírica de un óxido que contiene 72,03 % de
manganeso?
Dato : Mn=55 ; O=16
i) Considerando una muestra de
100 g del óxido:
mMn = 72,03 g
mO = 27,97 g
ii) Si la fórmula del óxido es:
MnxOy
iii) Entonces, calculamos el
número de moles de átomos de
cada elemento (# at-g).
Mn O
% 72,03 % 27,97 %
m 72,03 g 27,97 g
m.A. 55 16
# at-g 1,31 1,748
 < 1,31/1,31 1,748/1,31
x = 1 y = 1,33
x = 1 y = 4/3
x3 x = 3 y = 4
iv) Finalmente, la fórmula del
óxido es:
Mn3O4

FÓRMULA MOLECULAR O FÓRMULA VERDADERA
Cierto glúcido contiene 40,00
% de carbono, 6,66 % de
hidrógeno y 53,33 % de
oxígeno. Determine:
A) La fórmula empírica o
mínima.
B) La fórmula molecular o
verdadera, si la masa molar
es 180 g/mol.
i) Hallaremos la fórmula mínima
o empírica considerando un a
muestra de 100 g del glúcido:
C H O
% 40,00 % 6,66 % 53,33 %
m 40,00 g 6,66 g 53,33 g
m.A. 12 1 16
# at-g 3,33 6,66 3,33
 < 3,33/3,33 6,66/3,33 3,33/3,33
x = 1 y = 2 z = 1
ii) Entonces, la fórmula empírica o
mínima es:

iii) Determinaremos la fórmula
molecular o verdadera, con
masa molar 180 g/mol
La fórmula mínima o empírica
CH2O tiene una masa molar
de 30 g/mol. Entonces,
calculamos un numeral “k”:
FM
FE
M
k =
M
180 g/mol
k =
30 g/mol
k = 6
Finalmente la fórmula
molecular o verdadera es 6
veces la fórmula mínima o
empírica:
2
6(CH O)
6 12 6
C H O

GASES Y VAPORES
Un gas es materia fluida. Un gas existe como tal. El oxígeno
(O2) que respiramos, el gas carbónico (CO2) responsable del
calentamiento global, el ozono (O3) que nos protege de la
radiación ultravioleta, el gas helio (He), entre otros.

Un vapor se obtiene a partir de un líquido. El agua
líquida se transforma en vapor de agua, el alcohol
líquido en vapor de alcohol, la acetona líquida en
vapor de acetona. Al hervir agua, resulta vapor de
agua.

El vapor es la fase gaseosa de una sustancia que,
a temperatura y presión ambiente, se encuentra
en estado líquido o sólidos. El gas, por su parte,
es una sustancia que sólo existe en estado
gaseoso a temperatura y presión ambiente.
Cuando el vapor se libera siempre busca la
manera de mantener un equilibrio término, es en
ese momento cuando regresa a su estado
original. Si el gas se libera a la atmosfera, este se
mezclará con el ambiente y seguirá siendo un
gas.
Un vapor deriva de un sólido o líquido, mismos
que deben ser calentados hasta su punto de
ebullición para que se vaporicen. Los gases en
estado natural, es un gas y debe ser recolectado
en recipientes especiales para ser contenidos.

ESTADOS DE AGREGACIÓN
DE LA MATERIA

Es uno de los tres estados de
agregación de la materia, se
caracteriza principalmente
porque las moléculas se
encuentran muy distanciadas,
esto, porque las fuerzas de
repulsión entre ellas es mucho
mayor que las fuerzas de
atracción, y hay distancia entre
sus moléculas, por lo mismo, son
fluidos compresibles.
FR: fuerza de repulsión
FA: fuerza de atracción
La palabra “gas” fue acuñada por el científico de origen flamenco Jan Baptista Van
Helmont, en el siglo XVII. Proviene del término latino chaos (“caos”), pues el
estado observable de las partículas de un gas tiende a la dispersión y a un aparente
desorden o caos.
¿De Donde proviene la Palabra Gas?
ESTADO GASEOSO
Los gases tienen forma y volumen no
definidos. Sus moléculas se trasladan de
un lugar a otro

Los gases fluyen, se derraman. Se expanden, se comprimen, se efunden y
se difunden. Estas propiedades se explican debido a la cinética de sus
moléculas y dimensiones nanoscópicas comparadas con las distancias que
hay entre ellas.
PROPIEDADES DE LOS GASES
EXPANSIBILIDAD
•Todo gas trata de
ocupar el máximo
volumen que le sea
posible
independientement
e de los otros gases
que lo acompañan.
COMPRESIBILIDAD
•Todo gas puede ser
fácilmente
comprimido a
volúmenes
pequeños.
DIFUSIBILIDAD
•Consiste en que las
moléculas de un
gas se trasladan a
través de otro
cuerpo material,
debido a su alta
energía cinética y
alta entropía.
EFUSIBILIDAD
•Todo gas puede
pasar a través de
orificios pequeños
de una pared
permeable o
semipermeable.

TEORÍA CINÉTICO MOLECULAR
PARA LOS GASES IDEALES
Se trata de un a teoría
físico-química que explica
el comportamiento y las
propiedades macroscópicas
de los gases a partir de su
descripción estadística de
los procesos microscópicos.

Después de muchos estudios,
investigaciones y experimentaciones;
numerosos científicos (entre ellos, Daniel
Bernoulli, Ludwing Edward Boltzmann,
James Clerk Maxwell, Robert Boyle, Jose
Louis Gay Lussac, Amadeo Avogadro, Edam
Mariotte, etc. ) llegaron a conclusiones que
se direccionaban hacia los llamados gases
ideales o perfectos. Estas conclusiones se
resumen en los siguientes postulados:

Los gases están constituidos por partículas muy pequeñas (moléculas de
carácter puntual, de diámetros muy pequeños) siendo la distancia promedio
entre ellas tan grande que el volumen real que ocupan en su mayor parte es
espacio vacío.
MOLÉCULAS PUNTUALES, TRAYECTORIA Y PRESIÓN
Las moléculas tienen un movimiento continuo,
caótico y en trayectorias rectilíneas.
Las moléculas poseen energía cinética Ek ,
también chocan contra las paredes del recipiente
que las contiene y contra ellas mismas. Ejercen
presión.

No existen fuerzas de atracción ni de
repulsión entre las moléculas que
constituyen un gas ideal. No existe fuerza
de rozamiento entre las moléculas por lo
tanto no existe calentamiento si se
comprime el gas.
FUERZAS INTERMOLECULARES
SÓLIDO LÍQUIDO GAS

En el movimiento rectilíneo se producen colisiones entre las moléculas.
No existe pérdida de la energía cinética total de las moléculas. La energía
cinética total permanece constante, razón por la cual se dice choques
elásticos.
CHOQUES ELÁSTICOS

Las moléculas de un gas ideal no tienen la misma velocidad, por lo tanto
no tienen la misma energía cinética Ek. La energía cinética promedio es
proporcional a su temperatura absoluta.
ECUACIÓN DE BOLTZMAN
La constante de Boltzman resulta al dividir la contante universal de los
gases ideales entre el número de avogadro.
A
R
K =
N
-1 -1
23 -1
8,314 J.mol .K
K =
6,022 x 10 moléculas.mol
-23 J
K =1,38 x 10
moléculas.K

La energía cinética promedio de la
molécula es el semiproducto de su
mas por el cuadrado de su velocidad
promedio.
k
m
Donde :
E = energía cinética promedio
m = masa de la molécula
v = velocidad promedio
2
k m
1
E = m v
2
Según Boltzman, la energía cinética
promedio de las moléculas de un gas
ideal depende directamente de su
temperatura absoluta.
k
3
E = KT
2
k
-23
-16
Donde :
E = energía cinética promedio
K = constante de Boltzman
K =1,38 x 10 J/molécula.K
K =1,38 x 10 ergio/molécula.K
T = temperatura absoluta (K)
v = velocidad promedio
…(1)
…(2)

Primero, calculamos la energía cinética promedio de una molécula:
Datos:
K=constante de Boltzman es 1,38 x 10-23 J/K.molécula, T = 47°C = 320K
k
-23
k
-21
k
-21 23
molar
3
E = KT
2
3 J
E = x1,38x10 x320K
2 Kxmolécula
J
E = 6,624x10
molécula
J
E = 6,624x10 x6,022x10 moléculas
molécula
k
-23
k
-21
k
-21 23
molar
molar
3
E = KT
2
3 J
E = x1,38x10 x320K
2 Kxmolécula
J
E = 6,624x10
molécula
J
molécula
E = 3987,65J
k
-23
k
-21
k
-21 23
molar
3
E = KT
2
3 J
E = x1,38x10 x320K
2 Kxmolécula
J
E = 6,624x10
molécula
J
molécula
Finalmente, calculamos la energía cinética promedio de un mol de moléculas:
Un recipiente de de 5 L contiene oxígeno que se encuentra a 47°C
y 1 atm. Determine la energía cinética media molar

Relacionando las ecuaciones
(1) y (2).
VELOCIDAD CUADRÁTICA MEDIA
2
k m
1
E = m v
2
…(1)
k
3
E = KT
2
…(2)
2
m
1 3
m v = KT
2 2
2
m
3KT
v =
m
Pero K=R/NA. Entonces:
2
m A
3RT
v =
m .N
Además, mm.NA=ഥ
𝐌. Luego:
2 3RT
v =
M
3RT
v =
M
Comprobamos que la velocidad
cuadrática media de un gas varía
inversamente con la raíz cuadrada de
la respectiva masa molar.
Considere:
R=8,314 x 107 erg/mol.K
Entonces, la velocidad cuadrática
media resultará en cm/s.

Maxwell le atribuye un valor estadístico a la
velocidad promedio de las moléculas. En un cubo
formado por seis caras de longitud “ ”. Una molécula
recorre para una colisión elástica una longitud “2 ”.
Además por cada molécula y por cada choque el
cambio en la cantidad de movimiento es:
LA ECUACIÓN DE ESTADO
  m
I= F. t = 2m v

m
1
F = 2m v
t
m
v
F = 2m v
2l
2
m
m v
F =
l
Esta es fuerza que ejerce una molécula sobre la cara del cubo. Para “N”
moléculas, tendremos tres series de “N/3” moléculas que se mueven
paralelamente a los tres ejes del espacio tridimensional. Un primer tercio se
mueve de derecha a izquierda, otro tercio de arriba hacia abajo y un último
tercio de atrás hacia adelante.

Entonces la fuerza de cada una de estas series de moléculas será:
2
.
m
m v N
F =
3
l
Por otro lado, sabemos que la presión es la fuerza neta aplicada por cada
unidad de área.
F
P =
A
2
m
2
Nm v
P =
3l.l
2
m
Nm v
F =
3l
2
m
Nm v
P =
3V
2
m
3PV = Nm v
Pero sabemos que N.mm= m (masa del gas), luego:
2
3PV = mv
2 3RT
v =
M
, además:
De donde se tiene:
3RT
3PV = m
M
m
PV = RT
M
PV = n RT

ECUACIÓN DE ESTADO
UNIDADES
PV = RTn
m
PV = RT
M
PM = RTD
A
N
PV = RT
N
atm x L
R = 0,082
mol x K
mmHg x L
R = 62,4
mol x K
kPa x L
R = 8,314
mol x K

Se tienen 520 L de gas carbónico CO2 en balón metálico
herméticamente cerrado a 240 mmHg y 127°C. ¿Cuál es la masa
del gas? (M.A. : C=12 ; O=16)
RESOLUCIÓN
P= 240 mmHg
V= 520 L
T=127°C<>400K
m=?
M =1(12)+1(16)= 44 g/mol
m
PV = RT
M
-1 -1
(240 mmHg)(520 L)(44 g/mol)
m=
(62,4 mmHg.L.mol .K )(400 K)
PVM
m =
RT
m= 220 g

En ambos casos se cumple la
relación:
T1=100 %
P1=100 %
m1=50 g
V1=V
T2=120 %
P2=180 %
m2=(50+m) g
V2=V
Dividiendo miembro a
miembro (1) entre (2)
Se tiene 50 g de un gas “X” en un recipiente rígido ¿Cuántos
gramos de dicho gas se deben agregar de manera que aumente su
temperatura en 20% y varíe su presión en 80%?
RESOLUCIÓN

PROCESOS GENERALES
Los procesos generales son isomásicos (masa constante) donde cambian
las tres variables de estado volumen (V), presión absoluta (P) y
temperatura absoluta (T).
1 1 2 2
1 2
P V P V
=
T T
Si multiplicamos la masa “m” a ambos
miembros de la eacuación:
1 2
1 2 2 1
P P
=
V
m
T T V
m
.
   
   
   
2 1
2 1
1 2
P T
D = D .
P T
. .
   
   
   
1 2
1 2 1 2
P P
m m
=
T V V T
La densidad de un gas ideal varía directamente con
su presión absoluta pero inversamente con su
temperatura absoluta.
m
V1
P1
T1
m
V2
P2
T2
ECUACIÓN GENERAL
(Claussius)

La densidad de un gas ideal a 0,85 atm y 27°C es 1,15 g/L.
Calcule su densidad en condiciones normales.
RESOLUCIÓN
D1= 1,15 g/L
P1= 0,85 atm
T1=27°C<>300K
.
   
   
   
2 1
2 1
1 2
P T
D = D .
P T
.
   
 
 
 
 
2
1 atm 300 K
D =1,15 g/L .
0,85 atm 273 K
.
2
D =1,49 g/L
D2= ?
P2= 1 atm
T2=0°C<>273K

P1=2 atm
T1=400K
D1=D
V1=(4/3)(D/2)3
P2=(2+P) atm
T2=500K
D2=D/2
V2=(4/3)(D/4)3
¿Qué presión se debe agregar al aire contenido en un globo que
está a 2 atm y 127°C, para llenar otro globo cuyo diámetro es la
mitad del primero a 227°C?

PROCESOS RESTRINGIDOS
Son procesos isomásicos (masa constante), donde una de las variables
(P
,T, P o V) permanece constante o restringida, mientras que las otras dos
varían.
PROCESO ISOTÉRMICO
LEY DE BOYLE-MARIOTTE: Para una
misma masa de gas ideal, a
temperatura constante, sus
volúmenes son inversamente
proporcionales con sus presiones
absolutas.
1 1 2 2 n n
P V = P V =...= P V = cte.
1 1 2 2
P V = P V

1200 L de gas ozono O3 a 0,8 atm se deposita isotérmicamente y
totalmente en un balón de 80 L. Determine la presión final.
RESOLUCIÓN
1 1 2 2
P V = P V
Por la ley de Boyle-Mariotte, se cumple:
V1= 1200 L
P1= 0,8 atm
P2= ?
V2 = 80 L
T=cte Reemplazando datos:
2
(1200 L)(0,8 atm)= P (80 L)
2
P =12 atm

PROCESO ISOBÁRICO
LEY DE CHARLES: Para una misma
masa de gas ideal, a presión
constante, sus volúmenes son
directamente proporcionales con sus
temperaturas absolutas.
1 2 n
1 2 n
V V V
= =...= = cte.
T T T
1 2
1 2
V V
=
T T
1
°C °F - 32 K - 273 R - 492
= = =
5 9 5 9
K = °C+273
R = °F+460

PROCESO ISOCÓRICO
LEY DE GAY LUSSAC: Para una
misma masa de gas ideal, a volumen
constante, sus presiones absolutas
son directamente proporcionales con
sus temperaturas absolutas.
1 2 n
1 2 n
P P P
= =...= = cte.
T T T
1 2
1 2
P P
=
T T
K = °C+273

CICLO GASIMÉTRICO
Una misma masa de gas ideal se puede llevar a diferentes estados
termodinámicos. Al completar un ciclo, se cumple la ley de los procesos
generales.
EN EL GRÁFICO MOSTRADO:
1 → 2 : Proceso isocórico
2 → 3 : Compresión isotérmica
3 → 4 : Proceso general
4 → 1 : Expansión isotérmica

MEZCLA DE GASES
Toda mezcla de gases es homogénea, por lo tanto se trata de una solución
gaseosa y presenta una sola fase.
Cuando se mezclan dos o más gases, estos tienen una determinada masa, un
determinado número de moles y una determinada fraccioón molar. Asimismo
ocuparán un determinado volumen y ejercerán una determinada presión
T T T
P V = RTn
PT= presión total de la mezcla
VT= volumen total de la mezcla
nT= número total de moles de la mezcla
T = temperatura absoluta de la mezcla
T 1 2 n
n = n +n +...+n

NÚMERO DE MOLES FRACCIÓN MOLAR
El número de moles de un gas
componente ni es la relación entre
su masa y su masa molar.
i
i
i
m
n =
M
Entonces, en una mezcla de dos
gases 1 y 2, se tiene:
1
1
1
m
n =
M
2
2
2
m
n =
M
T 1 2
n = n +n
La fracción molar de un gas
componente fmi es la relación entre
su número de moles y el número
total de moles en la mezcla.
i
i
T
n
fm =
n
Entonces, en una mezcla de dos
gases 1 y 2, se tiene:
1
1
T
n
fm =
n
2
2
T
n
fm =
n
1 2
fm +fm =1

PRESIÓN PARCIAL
La presión parcial de un gas
componente en una mezcla
sería la presión que éste gas
ejercería si ocupase todo el
volumen de la mezcla y a la
misma temperatura de la
mezcla.
Es el producto de la fracción
molar del gas componente por
la presión total de la mezcla.
.
i i T
P = fm P
Entonces, en una mezcla de
dos gases 1 y 2, se tiene:
.
1 1 T
P = fm P .
2 2 T
P = fm P
Determine la presión parcial
de cada gas en la mezcla
mostrada, si la presión total
es de 600 mmHg.
N2 → 20 mol
O2 → 30 mol
GAS ni fmi Pi
N2 20 mol
O2 30 mol
MEZCLA 600 mmHg
50 mol
2/5
3/5
240 mmHg
360 mmHg

LEY DE LAS PRESIONES PARCIALES DE
JOHN DALTON
En toda mezcla gaseosa la presión total de la mezcla es igual a la suma de
las presiones parciales de sus gases componentes.
T 1 2 n
P = P +P +...+P
T T 1 T 2 T n T
P V P V P V P V
= + +...+
RT RT RT RT
T 1 2 n
n = n +n +...+n
       
       
       
T T T T
T 1 2 n
V V V V
P = P +P +...+P
RT RT RT RT

VOLUMEN PARCIAL
El volumen parcial de un gas
componente en una mezcla
sería el volumen que éste gas
ocuparía si estuviera a la
misma presión y a la misma
temperatura de la mezcla.
Es el producto de la fracción
molar del gas componente por
el volumen total de la mezcla.
.
i i T
V = fm V
Entonces, en una mezcla de
dos gases 1 y 2, se tiene:
.
1 1 T
V = fm V .
2 2 T
V = fm V
Determine EL VOLUMEN
parcial de cada gas en la
mezcla mostrada.
CO2 → 160 mol
CO → 40 mol
GAS ni fmi Vi
CO2 160 mol
CO 40 mol
MEZCLA 200 L
200 mol
4/5
1/5
160 L
40 L
200 L

LEY DE LOS VOLÚMENES PARCIALES
DE AMAGAT
En toda mezcla gaseosa el volumen total de la mezcla es igual a la suma de
los volúmenes parciales de sus gases componentes.
T 1 2 n
V = V +V +...+V
T N
T T T 1 T 2 P V
P V P V P V
= + +...+
RT RT RT RT
T 1 2 n
n = n +n +...+n
       
       
       
T T T T
T 1 2 n
P P P P
V = V +V +...+V
RT RT RT RT

1 2 T
1 2 T
n n n
= =...=
P P P
1 2
1 2 T
fm fm 1
= =...=
P P P
1 2 T
1 2 T
n n n
= =...=
V V V
1 2
1 2 T
fm fm 1
= =...=
V V V
Las presiones parciales son
directamente proporcionales a las
respectivas fracciones molares.
Los volúmenes parciales son
directamente proporcionales a
las respectivas fracciones
molares.
IDENTIDAD DE AVOGADRO
El porcentaje en número de moles de un gas componente es el mismo
porcentaje en volumen, el mismo porcentaje en presión y equivale a 100
veces la respectiva fracción molar.
i i i i
%n =%V =%P =100fm

Una reacción química es un fenómeno químico donde las
sustancias sufren cambios en su estructura interna. Se
rompen enlaces interatómicos y se forman nuevos enlaces.
En esto está involucrado algún tipo de factor energético.
En una reacción química se tienen sustancias de entrada,
llamadas reactantes o reaccionantes y sustancias de salida
conocidas como resultante o productos.
Los productos tienen propiedades diferentes a las de los
reactantes.
REACCIÓN QUÍMICA
Los elementos químicos mantienen su identidad.

Los cambios de color, olor, sabor; los cambios de
temperatura, la liberación de gases y la formación de
precipitados son evidencias de una reacción química.
EVIDENCIAS EMPÍRICAS

Representación literal y numérica de una reacción química, mediante símbolos, fórmulas y
otros signos, en donde se indica el aspecto cualitativo y cuantitativo de los reactantes y
productos. En consecuencia una ecuación química balanceada, implica que debe existir
en ambos lados igual cantidad de átomos de cada elemento.
ECUACIÓN QUÍMICA
→ 
(ac)
2 2 4(ac) 4 (ac)
BaCl +H SO BaSO +2HCl
→
(g) (l)
(s) 2 5 12
5C +6H C H
(s) : sólido
(l) : líquido
(g) : gas
(ac) : acuoso
 : gas
 : precipitado
⟶ : reacción irreversible
⇌ : reacción reversible
⇀ :reacción directa
↽ : reacción inversa
 : calor

REACCIONES
QUÍMICAS
IRREVERSIBLES
REVERSIBLES
COMPOSICIÓN O
SÍNTESIS
DESCOMPOSICIÓN O
ANÁLISIS
DESPLAZAMIENTO
DOBLE
DESPLAZAMIENTO
COMBUSTIÓN
COMPLETA
COMBUSTIÓN
INCOMPLETA
ENDOTÉRMICA
REACCIONES
QUÍMICAS
EXOTÉRMICA
REAGRUPAMIENTO
ATÓMICO
NO REDOX
REDOX
REDOX
INTERMOLECULAR
REDOX
INTRAMOLECULAR
DISMUTACIÓN
ELEMENTAL
COMPLEJA

1. REACCIONES
IRREVERSIBLES (→)
POR SU SENTIDO
Ocurre en un solo sentido y podrán
finalizar hasta que se consuma(n)
el(los) reactante(s). Son reacciones de
este tipo las de descomposición así
como las de sustitución simple.
→
(g)
(s) 2 (s)
2Na +Cl 2NaCl
→
(g) (s)
(s) 2 2 3
4Fe +3O 2Fe O
→
(s) (g)
3 (s) 2
2KClO 2KCl +3O
Nota. Las reacciones reversibles son más
recurrentes que las irreversibles.
2. REACCIONES
REVERSIBLES ( )
Sucede simultáneamente en doble
sentido. Los reactantes no se
consumen totalmente y finalizan en el
instante en el cual aparece un estado
de actividad constante denominado
equilibrio químico, es decir la rapidez
de conversión directa es alcanzada
por la rapidez de conversión inversa.
(g) (g) (g)
2 2 3
N +3H 2NH
(g) (g) (g)
2 2 3
2SO +O 2SO

Se producen cuando 2 o más reactantes
forman un solo producto. Generalmente,
son reacciones exotérmicas, es decir, que
liberan calor.
1. REACCIONES DE
COMPOSICIÓN,
COMBINACIÓN, ADICIÓN,
SÍNTESIS , FORMACIÓN
POR LA NATURALEZA DE LOS REACTANTES
→
A+B AB
→
(g) (g)
2 2 2 (l)
2H +O 2H O
→
(g) (g)
(s) 2 3 8
3C +4H C H
→
(g) (l)
3 2 (l) 2 4
SO +H O H SO
Ocurre cuando a partir de un
reactante se obtienen varias
sustancias (productos), esto es debido
a un agente energizante.
2. REACCIONES DE
DESCOMPOSICIÓN,
ANÁLISIS O DISOCIACIÓN
→
AB A+B

Se presenta cuando un elemento
químicamente más activo desplaza a
otro menos activo de su compuesto.
3. REACCIONES DE
DESPLAZAMIENTO
O SUSTITUCIÓN
→
A +BC AC+B
→ (ac) (g)
(s) (ac) 2 2
Zn +2HCl ZnCl +H
→
(ac) (ac) (g)
(s) 2 4 4 2
Fe +2H SO 2FeSO +H
→ (g)
(s) 2 (l) (ac) 2
2Na +2H O 2NaOH +H
Se produce entre compuestos iónicos que
están en solución acuosa, luego de la reacción
química, generalmente, se forma un
precipitado (sólido insoluble en H2O de color
característico).
4. REACCIONES DE DOBLE
DESPLAZAMIENTO, DOBLE
SUSTITUCIÓN, METÁTESIS
O INTERCAMBIO DE IONES
→ 
AB +CD CB +AD
→
(ac) (ac) (ac) 2 (l)
HCl +NaOH NaCl +H O
→ 
(ac) (ac)
(ac) 3 2 2 3
2KI +Pb(NO ) PbI +2KNO
→ 
(ac)
2 2 4(ac) 4 (ac)
BaCl +H SO BaSO +2HCl

NOTA: Nótese que la atomicidad,
la masa molecular y la masa
molar coinciden.
NOTA: También se podría considerar en esta
clasificación a las reacciones por alotropía.
5. REACCIONES DE REAGRUPAMIENTO ATÓMICO
O ISOMERIZACIÓN
Se presenta cuando se tiene una sola sustancia reactante y una sola sustancia
producto.
→
3 2 2 3 3
CH -CH -CH=CH CH -CH=CH -CH
but -1-eno but - 2-eno
→
(g) (g)
3 2
2O 3O

Son aquellas donde se produce absorción de
energía térmica, en razón que los productos
tienen mayor contenido energético que los
reactantes.
1. REACCIÓN ENDOTÉRMICA O ENDERGÓNICA (∆H>0)
POR LA ENERGÍA INVOLUCRADA
→
A +B + calor C+D
→
(g) (g) (g)
3 2 2
2NH + 22 kcal/mol N +3H
H =+ 22 kcal/mol
calor ganado

Son aquellas donde se produce desprendimiento (liberación) de energía térmica, en razón a
que los reactantes tienen mayor contenido energético que los productos.
2. REACCIÓN EXOTÉRMICA O EXERGÓNICA (∆H<0)
→
A +B C+D + calor
→
(g) (g)
2 2 2 2 2 (l)
2C H +5O 4CO +2H O + 470 kcal/mol
H =-470 kcal/mol
calor emitido o liberado

POR LA COMBUSTIÓN
La combustión es un tipo de reacción exotérmica que se origina al
reaccionar una sustancia combustible con el oxígeno, se
caracteriza por ser una reacción rápida y existe emisión de calor
(y en muchos casos luz). El combustible es la sustancia que arde
o combustiona y el comburente (oxígeno) es la sustancia que
permite la combustión
Combustible es aquella sustancia que se puede quemar. Por
ejemplo gas propano, alcohol, madera, carbón, papel, etc.
Si no hay combustible, no hay combustión. Si no hay comburente,
no hay combustión.
Las reacciones de combustión son exotérmicas y son del tipo
redox.
→
COMBUSTIBLE +COMBURENTE PRODUCTOS + calor

1. COMBUSTIÓN COMPLETA
Es aquella en donde la combustión se desarrolla
con la cantidad suficiente de oxígeno y genera una
llama (flama) azul, que es una llama no luminosa,
siendo las sustancias producidas gas carbónico y
agua.
→
(g) (g) (g)
3 8 2 2 2 (l)
C H +5O 3CO +4H O +530,6 kcal/mol
→
(g) (g) (g)
2 5 2 2 2 (l)
C H OH +3O 2CO +3H O +336,4 kcal/mol

2. COMBUSTIÓN INCOMPLETA
Es aquella en donde la combustión se desarrolla con
cantidad insuficiente de oxígeno y genera una llama
amarilla, que es una llama luminosa, siendo las sustancias
producidas C, CO y agua.
→
(g) (g)
2 2 2 (g) 2 (l)
2C H +3O 4CO +2H O
→
(g) (g)
2 5 2 (g) 2 (l)
C H OH +2O 2CO +3H O
→
(g) (g)
2 2 2 (s) 2 (l)
2C H +O 4C +2H O

→
3 3 4 3
HNO +NH NH NO
→
3(ac) (ac) (s) 3(ac)
AgNO +NaCl AgCl +NaNO
1. REACCIÓN NO REDOX
POR LA VARIACIÓN DEL
NÚMERO DE OXIDACIÓN
En esta esta reacción no existe agente oxidante ni agente reductor. Ninguna sustancia
se oxida ni se reduce. No hay cambios en los números de oxidación de los elementos.
1+ 5+ 2- 1+ 1- 1+ 1- 1+ 5+ 2-
1+ 5+ 2- 3- 1+ 3- 1+ 5+ 2-

0 0 +5 -1
→
2 2 2 3
I +Cl +H O HIO +HCl
2. REACCIÓN REDOX
En esta esta reacción si existe un agente oxidante y un agente reductor. Estos generan una
forma reducida y una forma oxidada, respectivamente. Si hay cambios en los números de
oxidación de los elementos.
0 -2 0 -1
→
2 2
Cl +H S S +HCl
-8/3 0 +4 -2
→
3 8 2 2 2
C H +O CO +H O
→
2 2 7 2 3 3 2
K Cr O +FeCl +HCl KCl +CrCl +FeCl + H O
+6 +2 +3 +3

→
2 2 2 2
MnO +HCl MnCl +Cl +H O
→
2 3 2
Fe O +CO Fe+CO
+3 +2 0 +4
2. REACCIÓN REDOX INTERMOLECULAR
Los agentes oxidante (reactante que se reduce) y reductor (reactante que se oxida); son
sustancias diferentes.
+4 -1 +2 0
Se reduce Se oxida
Se reduce Se oxida

→ 2 3
4 2 7 2 2
2 Cr O +N
(NH ) C O +H
r O
→
3 2
K
K lO Cl+O
C
+5 -2 -1 0
2. REACCIÓN REDOX INTRAMOLECULAR
Los agentes oxidante (reactante que se reduce) y reductor (reactante que se oxida); son la
misma sustancia.
-3 +6 +3 0
Se reduce
Se oxida
Se reduce
Se oxida

3. REACCIÓN DE DISMUTACIÓN O
DESPROPORCIÓN
En esta esta reacción el mismo elemento químico se oxida y se reduce simultáneamente.
→
2 4 4 2 3
H P H + PH
P
2- 1+ -1/2 1+ 3- 1+
Se reduce
Se oxida
→
2 3
H O HNO
N + NO
1+ 3+ 2- 1+ 5+ 2- 2+ 2-
Se reduce
Se oxida

MÉTODO DEL TANTEO O
POR SIMPLE INSPECCIÓN
H2SO4+ Al(OH)3 → Al2(SO4)3 + H2O
Primero balanceamos los átomos del metal aluminio:
H2SO4+ 2Al(OH)3 → Al2(SO4)3 + H2O
Seguimos balanceando los átomos del no metal azufre:
3H2SO4+ 2Al(OH)3 → Al2(SO4)3 + H2O
Como vemos, en el primer miembro hay 12 átomos de hidrógeno. Balanceamos
multiplicando por 6 al agua.
3H2SO4+ 2Al(OH)3 → Al2(SO4)3 + 6H2O
1

Colocamos coeficientes indeterminados a cada uno de los reactantes y
productos en la ecuación química.
a SiO2 + b HF → c SiF4 + d H2O
MÉTODO ALGEBRAICO
SiO2 + HF → SiF4 + H2O
Construimos ecuaciones
algebraicas para cada uno de
los elementos presentes en la
ecuación química.
Si : a = c ………………..…..(1)
O : 2a = d ………………....(2)
H : b = 2d …………….…….(3)
F : b = 4c …………….…….(4)
Entonces, en (1): 1a=1c (por única vez)
asumimos valores mínimos para a y c:
a = 1  c = 1
1SiO2 + 4HF → 1SiF4 + 2H2O
En (2):
2a = d  2(1) = d  d = 2
En (3):
b = 2d  b = 2(2)  b = 4
2

MÉTODO ARITMÉTICO
CaSO4 + KNO3 → K2SO4 + Ca(NO3)2
Identificamos los aniones:
SO4
2- NO3
1- → SO4
2- NO3
1-
Multiplicamos la cantidad de aniones por su respectiva carga:
1(2) 1(1) 1(2) 2(1)
Los resultados son:
2 1 2 2
Luego determinamos el mínimo común múltiplo para estos valores y lo dividimos por cada uno
de ellos:
2/2= 1 2/1= 2 2/2= 1 2/2= 1
Finalmente, estos serán los coeficientes para la ecuación balanceada, así:
1CaSO4 + 2KNO3 → 1K2SO4 + 1Ca(NO3)2
3

Llamado también estado de
oxidación o índice redox.
Es la carga real o aparente de
un átomo en una molécula o
unidad formula.
Puede ser un número entero,
positivo, negativo, cero. En este
estudio se puede usar el valor
fraccionario (valor promedio).

Los electrones que se PIERDEN se deben
anotar en el segundo miembro de la
semiecuación de oxidación.
SEMIECUACIONES
DE OXIDACIÓN
Zn0 → Zn2+
+ 2e-
Mn2+ → Mn7+
+ 5e-
Br2 → Br5+
+ ?e-
Br2 → 2 Br5+
+ 10e-
Los electrones que se GANAN se deben
anotar en el primer miembro de la
semiecuación de reducción.
SEMIECUACIONES
DE REDUCCCIÓN
Al3+ → Al0
+ 3e-
Cl7+ → Cl-
+ 8e-
P4
0 → P-3
+ ?e-
P4
0 → 4 P-3
+ 12e-

K + H2O → KOH + H2
0 1+ 2- 1+ 2- 1+ 0
oxidación
reducción
EN UNA REACCIÓN REDOX

Na + H2O → NaOH + H2
0 1+ 1+ 0
oxidación reducción
Agente
reductor
Agente
oxidante
Forma
oxidada
(especie
oxidada)
Forma
reducida
(especie
reducida)
AGENTES Y ESPECIES

H2S + HNO3→ S + NO2 + H2O
2- 5+ 0 4+
Ox. (-2e-)
Red. (+1e-)
X 1
X 2
1H2S + 2HNO3→ 1S + 2NO2 + H2O
1H2S + 2HNO3→ 1S + 2NO2 + 2H2O
MÉTODO : CAMBIO DEL NÚMERO
DE OXIDACIÓN (REDOX)
H2S + HNO3→ S + NO2 + H2O
4

Es la parte de la química que se encarga de las relaciones de
masa y volumen en las reacciones químicas.
ESTEQUIOMETRÍA
Los cálculos de masa y volumen en las reacciones químicas se
basan en dos clases de leyes:
A) Leyes ponderales (leyes de masa)
B) Leyes volumétricas (leyes de volumen)

«La estequiometría es la rama de la
química que estudia las
proporciones cuantitativas o
relaciones de cantidad (masa,
volumen, mol) de las sustancias
que están implicados (en una
reacción química)».
ESTEQUIOMETRÍA
STOIKHEION
: ELEMENTO
METRÓN :
MEDIDA

Antoine-Laurent de Lavoisier,
químico francés, propuso Ley
de conservación de la masa la
cual es una de las leyes
fundamentales de la naturaleza,
"En toda reacción química la
masa se conserva, esto es, la
masa total de los reactivos es
igual a la masa total de los
productos”.
LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA
LEY DE LAVOISIER

LEY DE LAS PROPORCIONES
DEFINIDAS, FIJAS O CONSTANTES
LEY DE PROUST
“Cuando dos o
más elementos
se combinan
para formar un
determinado
compuesto lo
hacen en una
relación de
masa
invariable” (se
combinan
siempre en la
misma
proporción).
Pan: Reactivo límite.
Jamón y queso
reactivos en exceso

LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES
LEY DE DALTON
“Cuando dos elementos se combinan entre sí para formar más
de un compuesto, la masa de uno es constante y la masa del
otro varía, existe un a relación de números enteros sencillos
Entre los pesos (masas) del elemento constante y del que varía”.
N2O N2O2 N2O3 N2O4 N2O5
mN 28 g 28 g 28 g 28 g 28 g
mN 16 g
(16x1)
32 g
(16x2)
48 g
(16x3)
64 g
(16x4)
80 g
(16x5)
Se observa que las masas de oxígeno varían de acuerdo a los números de
1, 2, 3, 4 y 5; es decir son múltiplos de la masa original.

LEY DE LAS PROPORCIONES RECÍPROCAS
LEY DE WENZEL Y RICHTER
“Las masas de dos elementos que reaccionan con la misma masa
de un tercero, son las mismas con que dichos elementos
reaccionarían entre sí, o en todo caso múltiplos o submúltiplos”.
2Na + Cl2 → 2NaCl
46 g 71 g
H2 + Cl2 → 2HCl
2 g 71 g
2Na + H2 → 2NaH
46 g 2 g
230 g 10 g
0,23 g 0,01 g

LEY DE LOS VOLÚMENES COSNTANTES Y
DEFINIDOS
LEY DE GAY LUSSAC
“Existe una relación definida entre los volúmenes de los gases que
reaccionan y que se forman, cualquier exceso deja de combinarse”.
2N2O(g) + 3O2(g) → 2N2O4(g)
2 V 3 V 2 V
40 L 60 L 40 L
0,2 L 0,3 L 0,2 L
44,8 L 62,7 L 44,8 L
EN C.N.

LEY DE LOS VOLÚMENES PROPORCIONALES
LEY DE GAY LUSSAC
“Los volúmenes de 2 o más gases que reaccionan con un mismo
volumen de un tercero son los mismos con que reaccionan entre
sí”.
3H2g) + N2(g) → 2NH3(g)
3 V 1 V
3Cl2(g) + N2(g) → 2NCl3(g)
3 V 1 V
H2g) + Cl2(g) → 2HCl(g)
3 V 3 V
30 L 30 L
0,3 L 0,3 L

CONTRACCIÓN VOLUMÉTRICA
El volumen total de los productos gaseosos es menor o igual que el
volumen total, de los reactantes gaseosos.
3H2g) + 1N2(g) → 2NH3(g)
3 V 1 V 2 V
VR=4 Vol VP=2 Vol
R P
R
V - V
CV =
V
VR=volumen total de los reactantes
VP=volumen total de los productos
VP  VR
4 Vol - 2 Vol
CV =
4 Vol
1
CV =
2

Los coeficientes de la ecuación química balanceada nos das la
relación de los mol-g de las sustancias en la reacción química.
RELACIÓN DE MOLES
H2 + O2→ H2O
Dada la reacción química:
La ecuación química balanceada y los mol-g de
combinación de las tres sustancias son
2H2 + 1O2 → 2H2O
2 mol-g 1 mol-g 2 mol-g
EJEMPLO

N2 + H2→ NH3
La ecuación química balanceada y los mol-g de
combinación de las tres sustancias son
1N2 + 3H2 → 2NH3
0,01 mol-g 0,03 mol-g 0,02 mol-g
EJEMPLO

Los coeficientes de la ecuación química balanceada
multiplicados por las respectivas masas molares nos das la
relación de masas de las sustancias en la reacción química.
RELACIÓN DE MASAS
H2 + O2→ H2O
Las masas de combinación de las tres sustancias
son:
2(2) g 1 (32) g 2 (18) g
4 g 32 g 36 g
M=32 g/mol M=18 g/mol
M=2 g/mol
2H2 + 1O2 → 2H2O
EJEMPLO

N2 + H2→ NH3
Las masas de combinación de las tres sustancias son:
1(28) g 3(2) g 2(17) g
28 g 6 g 34 g
M=2 g/mol M=17 g/mol
M=28 g/mol
1N2 + 3H2 → 2NH3
280 g 60 g 340 g
0,28 g 0,06 g 0,34 g
EJEMPLO

Los coeficientes de la ecuación química balanceada nos das la
relación de los volúmenes de las sustancias gaseosas en la
reacción química.
RELACIÓN DE VOLÚMENES
N2 + H2→ NH3
La ecuación química balanceada y los volúmenes de
combinación de las tres sustancias gaseosas son
1N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)
1 vol 3 vol 2 vol
7 vol 21 vol 14 vol
EJEMPLO

Es el reactivo que se consume totalmente (se encuentra en
menor proporción estequiométrica) por lo tanto este reactivo
controla la reacción, limitando la formación del producto.
En toda reacción química se recomienda desarrollar los
cálculos estequiométricos con el reactivo limitante.
El reactivo que se halla en exceso solo reacciona en forma
parcial sin llegar a consumirse.
REACTIVO LIMITANTE

PUREZA DE LOS REACTIVOS
En toda reacción química, las sustancias que intervienen
deben ser químicamente puras, es decir sin mezclas de
sustancias extrañas.
En el caso de sustancia impuras (mezclas) el porcentaje de
pureza es la relación porcentual entre la masa de la sustancia
pura y la masa de la muestra total.
Recuerde que la suma del porcentaje de la sustancia pura más
el porcentaje de las impurezas debe sumar 100%.
pura
total
m
%P = x100%
m

RENDIMIENTO DE UNA REACCIÓN
Es la relación porcentual que existe entre una cantidad real
obtenida en la práctica (experimentalmente) con respecto a
una cantidad estequiométrica obtenida teóricamente.
real
teórica
m
%r =%e = x100%
m
real
teórico
V
%r =%e = x100%
V
El rendimiento teórico es la cantidad de producto que, según
los cálculos, resultaría si todo el reactivo limitante
reaccionara. Es el rendimiento máximo que se puede obtener.
El rendimiento real es la cantidad de producto realmente
obtenida en una reacción.

MOL A MOL
1
→
(g) (g)
2 2 2 (s) 2 (l)
C H +O C +H O
Determine los moles de acetileno C2H2 que se deben quemar para
producir 15 moles de carbono (hollín) en la siguiente combustión.
→
(g) (g)
2 2 2 (s) 2 (l)
2C H +O 4C +2H O
La ecuación balanceada es:
2 mol 4 mol
x mol 15 mol
2 x 15
x =
4
2 2
x =7,5 mol C H
Calculamos los moles de C2H2:

MASA A MASA
2
(g) (g) (g)
2 2 3
SO +O SO
¿Cuántos gramos de trióxido de azufre se forman por la reacción de
9,6 g de dióxido de azufre con suficiente cantidad de oxígeno? M.A.
: S=32 u ; O=16 u
→
(g) (g) (g)
2 2 3
2SO +O 2SO
2(64) g 2(80) g
9,6 g x g
9,6 x 2 x 80
x =
2 x 64
3
x =12 g SO
Calculamos la masa de SO3:
M = 64 M = 80

MASA A MOL
3
→ (g)
(s) 2 (l) (ac) 2
Na +H O NaOH +H
Calcule los moles de gas hidrógeno que se libera cuando 5,6 g de
sodio reaccionan con suficiente cantidad de agua. M.A. : Na=23 u ;
O=16 g ; H=1 u
→ (g)
(s) 2 (l) (ac) 2
2Na +2H O 2NaOH +1H
2(23) g 1 mol
5,6 g x mol
5,6 x 1
x =
2 X 23
2
x = 0,122 mol H
Calculamos los moles de H2:
M = 23

VOLUMEN A VOLUMEN
4
→
(g) (g) (g)
2 2 2 2 2 (l)
C H +O CO +H O + 470 kcal/mol
¿Qué volumen de gas oxígeno se requiere para producir 1200 L de
gas carbónico en las mismas condiciones de presión y temperatura,
en la combustión mostrada?
→
(g) (g) (g)
2 2 2 2 2 (l)
2C H +5O 4CO +2H O + 470 kcal/mol
5 L 4 L
x L 1200 L
5 x 1200
x =
4
2
x =1500 L O
Calculamos el volumen de O2:

MOL A MOLÉCULAS
5
→
3 2
KClO KCl +O
Determine la cantidad de moléculas de oxígeno que se forma a
partir de 0,8 mol de clorato de potasio KClO3.
→
3 2
2KClO 2KCl + 3O
2 mol 3(6,022x1023) moléculas
0,8 mol x moléculas
23
0,8 x 3 X 6,022 x 10
x =
2
23
2
x =7,23 x 10 moléculas O
Calculamos la cantidad de moléculas de O2:

MASA A MOLÉCULAS
6
→
2 2 2 2
MnO +HCl MnCl +Cl +H O
¿Qué masa de dióxido de manganeso se requiere para producir
3,011 x1025 moléculas de agua?
→
2 2 2 2
MnO +4HCl MnCl +Cl +2H O
1(87) g 2(6,022x1023) moléculas
x g 3,011x1025 moléculas
25
23
87 x 3,011 x 10
x =
2 x 6,022 x 10
3
2
x = 2,175 x10 g MnO
Calculamos la masa de MnO2:
M = 87

MOL A VOLUMEN EN C.N.
7
→
(g) (g)
2 5 2 (g) 2 (l)
C H OH +O CO +H O
Se queman 0,24 mol de alcohol etílico C2H5OH. ¿Qué volumen de
monóxido de carbono se libera en condiciones normales?.
→
(g) (g)
2 5 2 (g) 2 (l)
1 Mol 2(22,4) L
0,24 mol x L
0,24 x 2 x 22,4
x =
1
x =10,75 L CO
Calculamos el volumen de CO en condiciones normales:

MASA A VOLUMEN EN C.N.
8
→
2 2 2 3
I +Cl +H O HIO +HCl
Determine el volumen de gas cloro Cl2, en condiciones normales, que se
requiere para producir 200 g de ácido yódico HIO3, de masa molar 176
g/mol.
→
2 2 2 3
I +5Cl +6H O 2HIO +10HCl
5(22,4) L 2(176) g
x L 200 g
5 x (22,4) x 200
x =
2 x 176
2
x = 63,64 L Cl
Calculamos el volumen de Cl2, en condiciones normales:
M =176

MOL A VOLUMEN EN
CONDICIONES NO NORMALES
9
→
2 3 2
HNO HNO + NO + H O
240 mol de HNO2 se descompone según la reacción mostrada. Determine
el volumen de gas NO que se forma a 0,41 atm y 227°C.
→
2 3 2
3HNO HNO + 2NO + H O
Después de balancear la ecuación
química, calculamos los moles de NO:
3 mol 2 mol
240 mol n mol
240 x 2
n =
3
n =160 mol NO
Finalmente calculamos el
volumen del gas NO a
P=0,41 atm y T= 500K
PV = RTn
0,41 x V = 0,082 x 500 x 160
V =16000 L NO

MASA A VOLUMEN EN
10
→
3 8 2 2 2
C H +O CO +H O
¿Qué volumen de gas oxígeno se necesita a 0,2 atm y 127°C para producir
400 g de agua en la combustión completa de gas propano?
→
3 8 2 2 2
C H +5O 3CO +4H O
Balanceamos la ecuación química y
calculamos los moles de gas
oxígeno:
5 mol 4(18) g
x mol 400 g
5 x 400
x =
4 x 18
2
x = 27,78 mol O
Entones, calculamos el
volumen de O2 a P=0,2 atm y
T=400K.
M =18
2
V = 4556 L O
PV = RTn
0,2 x V = 0,082 x 400 x 27,78

11
→
2 2
Cl +H S S +HCl
¿Cuántos átomos de azufre se forman a partir de 400 L de gas
pestilente H2S en condiciones normales?.
→
2 2
1Cl +1H S 1S + 2HCl
1(22,4) L 1(6,022x1023 átomos)
400 L x átomos
23
400 x 6,022 x 10
x =
22,4
25
x =1,08 x 10 átomos S

MOLÉCULAS A VOLUMEN EN
12
→
(g) (g) (g)
2 2 3
SO +O SO
En el proceso químico mostrado, se utilizan 4,2NA moléculas de oxígeno
gaseoso. ¿Qué volumen de trióxido de azufre se forma a 250 mmHg y 27°C?
→
(g) (g) (g)
2 2 3
2SO + O 2SO
1NA moléculas 2 mol
4,2NA moléculas n mol
A
A
4,2N x 2
n =
N
3
n = 8,4 mol SO
Calculamos los moles de SO3:
3
V = 629 L SO
PV = RTn
250 x V = 62,4 x 300 x 8,4
Entones, hallamos el volumen
de SO3 a P=250 mmHg y
T=300K.

RENDIMIENTO O EFICIENCIA
13
→
(s) (g)
3 (s) 2
KClO KCl +O
Determine la masa de oxígeno que se libera al tratar
pirolíticamente 4,90 g de KClO3 (MF=122,5), de acuerdo a la
siguiente reacción:
→
(s) (g)
3 (s) 2
2KClO 2KCl +3O
2(122,5) g 3(32) g
4,90 g x g
85 x 4,90 x 3 x 32
x =
100 x 2 x 122,5
2
x =1,63 g O
Calculamos la masa de O2:
M = 32
M =122,5
Considere que el rendimiento de esta reacción es del 85%
85
x
100

RENDIMIENTO O EFICIENCIA
14
→
2 3 2 3
Fe O + H O Fe(OH)
→
2 3 2 3
Fe O + 3H O 2Fe(OH)
1(160) g 2(107) g
800 g 963 g
160 x 963 x 100
r =
2 x 107 x 800
r = 90%
Calculamos el rendimiento porcentual (r):
Determine el rendimiento porcentual si se obtienen 963 g de Fe(OH)3
(MF=107) a partir de 800 g de Fe2O3 (MF=160).
M =160 M =107
r
x
100

112
REACTIVO LIMITANTE
15
→
(g) (g) (g)
2 2 3
N +H NH
En un reactor se mezclan 25 g de nitrógeno gaseoso (N2) con 4 g de
hidrógeno gaseoso (H2) ¿Cuántos gramos de amoniaco se forman?
Determinamos el reactivo limitante:
REACTIVO
EN EXCESO
REACTIVO
LIMITANTE
→
(g) (g) (g)
2 2 3
1N + 3H 2NH
M = 28 M = 2
25 g 4g
28 g 6g
150 >
Calculamos la masa de amoniaco
que se forma con el reactivo
limitante.
M =17
6 g H2 34 g NH3
4 g H2 x g NH3
4 x 34
x =
6
3
x = 22,67 g NH

REACTIVO EN EXCESO
16
→
(g)
(s) 2 2 (s)
Na +O Na O
En cierto reactor se juntan 40 g de sodio (MA=23) y 8 g de oxígeno
(MA=16) para formar óxido de sodio (MF=62). ¿Qué masa de reactivo
queda sin reaccionar?
736
Determinamos el reactivo limitante:
REACTIVO
EN EXCESO
REACTIVO
LIMITANTE
→
(g)
(s) 2 2 (s)
4Na + 1O 2Na O
M = 23 M = 32
40 g 8g
92 g 32g
1280 >
M = 62
Calculamos la masa “x” de Na que
no reacciona:
92 g Na 32 g O2
(40-x) g Na 8 g O2
92 x 8
40 - x =
32
2
x =17 g O

PUREZA DEL REACTIVO
17
→
(g)
(s) 2 (g)
C +O CO
Se dispone de 880 g de coque con una pureza de 60% en carbono.
Este material se quema de acuerdo a la siguiente reacción:
→
(g)
(s) 2 (g)
2C +1O 2CO
2(12) g 2(28) g
880 g x g
60 x 880 x 2 x 28
x =
2 x 12 x 100
x =1232 g CO
Calculamos los moles de CO:
¿Qué masa de monóxido de carbono (CO) se forma?
M =12 M = 28
60
x
100

PUREZA DEL REACTIVO Y
RENDIMIENTO DE REACCIÓN
18
→
(s)
3 (s) 2(g)
CaCO CaO + CO
45 TM de cierta piedra caliza con una pureza del 85% en CaCO3
(MF=100) se trata en un horno pirolítico ¿Qué volumen en C.N. de
CO2 se produce, en m3, con un rendimiento del 90%?
1
→
(s)
3 (s) 2(g)
1CaCO CaO + 1CO
1(100) g 1(22,4) L
45 x 106 g x L
6
90 x 85 x 45 x 10 x 22,4
x =
100 x 100 x 100
6
2
x =7,711 x 10 L CO
Calculamos el volumen de CO2:
M =100
85
x
100
90
x
100
3
2
x =7711 m CO

PROBLEMAS CON VOLUMEN
DE SÓLIDOS Y LÍQUIDOS
19
→
(l) (g) (g)
2 5 2 2 2 (l)
¿Cuántos mL de etanol (C2H5OH) (MF=46 g/mol) se requiere para obtener
4400 g de dióxido de carbono (CO2) (MF=44 g/mol), por combustión
completa? Dato: Densidad (C2H5OH) = 0,8 g/mL
→
(l) (g) (g)
2 5 2 2 2 (l)
1(46) g 2(44) g
x g 4400 g
46 x 4400
x =
2 x 44 2 5
x = 2300 g C H OH
Calculamos la masa de C2H5OH :
M = 44
M = 46
Calculamos el
volumen del etanol:

m
=
V
2300 g
0,8 g/mol =
V
V =2875 mL

PROBLEMA DE EUDIOMETRÍA
20
Se dispone de un a mezcla gaseosa de metano (CH4) y propano (C3H8), cuyo
volumen es 20 L. Es sometida a un análisis, para lo cual se agrega 110 L de
oxígeno O2 gaseoso (que está en exceso). Luego, esta mezcla se expone a
una chispa eléctrica para iniciar la combustión completa y luego se obtiene
un residuo gaseoso de 75 L. La temperatura se mantiene a 27°C en un
eudiómetro de presión constante. Determine la composición volumétrica de
la mezcla original en litros.
→
(g) (g)
(g)
4 2 2 2 (l)
CH +2O CO +2H O
Las ecuaciones balanceadas para las
combustiones completas son:
→
(g) (g)
(g)
3 8 2 2 2 (l)
C H +5O 3CO +4H O
x L 2x L x L
(20-x) L 5(20-x) L 3(20-x) L
Calculamos el volumen “x” del
metano:
110-2x-5(20-x) + x + 3(20-x) =75
x =5
Finalmente:
4
3 8
CH
C H
V =5 L
V =15 L

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