Escobar Fundamentos de Quimica-General

Libro del Ing. Escobar comunmente utilizado en la ESPE

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

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

3. QUIMICA GENERAL Unidades
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UNIDAD FACTOR
LONGUITUD
MASA
VOLUMEN
PRESION
TEMPERATURA
1 m = 100 cm, 1 Angstrom (Å) =1x10
–8
cm
1 kg = 1000 g
1 m
3
= 1000 litros
1 atm = 760 torr = 101325 Pa
°K = °C + 273; °C = 5/9(°F–32); °R = °F + 460
LaDENSIDADde una sustancia se define como la masa de una sustancia que ocupa la
unidad de volumen:
)V(Volumen
)m(Masa
)d(Densidad
En el Sistema Métrico Decimal, la densidad de los sólidos y líquidos se miden en g/cm
3
o
g/ml; y la de los gases en g/litro. En el sistemaSI, la densidad se expresa como kg/m
3
.
Para la mayoría de las sustancias la densidad se mide a 20°C, la cual se considera como la
temperatura ambiente. Para el agua sin embargo se expresa a 4°C, por ser la temperatura a
la cual el agua tiene una densidadexacta de 1,00 g/ml.
LaGRAVEDAD ESPECIFICA(peso específico) de una sustancia de la densidad relativa de
una sustancia comparada con una estándar. En general para los líquidos se toma el agua a
4°C como el estándar y por lo tanto la gravedad específicaexpresa la densidad de una
sustancia comparada con la del agua. Lo anterior se expresa así:
C4aaguadelDensidad
ciatansusladeDensidad
)EspecíficoPeso(EspecíficaGravedad


El peso específico también se puede calcular utilizando la siguiente ecuación:
C4aaguadevolumenunde)Peso(Masa
líquidoosólidounde)Peso(Masa
EspecíficoPeso


La gravedad específica no tieneunidades, es simplemente la relación de dos densidades.
Para determinar la densidad de una sustancia a partir de la gravedad específica basta
multiplicar la gravedad específica por la densidad del agua como sustancia de referencia.
Puesto que el agua tiene una densidad de 1,00 g/ml, la densidad y la gravedad específica
son numéricamente iguales si se han utilizado las unidades g/ml.
e) NOTACION CIENTIFICA:
La Notación Científica es un método para expresar números grandes o pequeños como
factores de laspotencias de 10.

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Se pueden usar exponentes de 10 para hacer que la expresión de las mediciones científicas
sea más compacta, más fácil de entender y más sencilla de manejar.
Para expresar números en notación científica, se utiliza la siguiente expresión:
Donde, a es un número decimal entre 1 y 10 (sin ser igual a 10) y b es un entero positivo,
negativo o cero. Por ejemplo:
m10x3,1m0000000013,0
9

g-at
átomos
10x022,6
g-at
átomos
000000000000006022000000
23

f) CIFRAS SIGNIFICATIVAS:
La exactitud de una medición depende de la cantidaddel instrumento de medición y del
cuidado que se tenga al medir. Cuando se da una medida, se expresa con el número de
CIFRAS SIGNIFICATIVASque mejor represente su propia exactitud y la del instrumento
empleado.
La exactitud en los cálculos químicos difiere de la exactitud matemática.
g) APROXIMACION:
Las reglas para realizar aproximaciones sonsencillas, si el dígito que sigue al último que se
va a expresar es:
4 o menos, éste se descarta
5 o más, se aumenta en uno el último dígito
PROBLEMAS RESUELTOS:
1.Una barra uniforme de acero tiene una longitud de 16 pulgadas y pesa 6,25 libras.
Determinar el peso de la barra en gramos por centímetro de longitud.
cm6,40
lgpu1
cm54,2
lgpu16Longuitud 
g5,2837
lb1
g454
lb25,6Peso 
b
10xa

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8
cm
g
89,69
cm6,40
g5,2837
Longitud
Peso

2.El peso específicode la fundición de Hierro es 7,20. Calcular su densidad: a) en gramos
por cm
3
, y b) en libras por pie
3
.
Aplicamos la siguiente ecuación para realizar el cálculo correspondiente:
C4aaguadelDensidad
ciatansusladeDensidad
EspecíficoPeso


Como la densidad del agua a 4°C es 1
ml
g
, entonces:
a)
33
cm
g
20,7)
cm
g
1)(20,7()Fe(d 
b)
33
33
3
pie
lb
08,449
pie1
cm)48,30(
g454
lb1
cm
g
20,7)Fe(d 
3.El ácido de baterías tiene un peso específico de 1,285 y contiene 38% en peso de
H2SO4. Cuántos gramos de H2SO4contendrá un litro de ácido de batería.
Determinamos la densidad de lasolución, en base al peso específico:
285,1pe 
ml
g
285,1)ácido(d 
Establecemos las siguientesoperaciones:
bateriaácidog1285soluciónml1000
soluciónml1
bateriaácidog285,1

puroSOHg30,488
bateriaácidog100
puroSOHg38
bateriaácidog1285
42
42

4.Convertir 40 °C y–5 °C a la escala Fahrenheit.
)32F(
9
5
C   32C
5
9
F 

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9
a)  10432)40(
5
9
F
b)  2332)5(
5
9
F
5.Convertir 220 °K y 498 °K a la escala Centígrada.
273KC273CK 
a)  53273220C
b)  255273498C
6.Expresar–22 °F en grados Centígrados y en grados Kelvin.
)32F(
9
5
C      3032)22(
9
5
C
273CK    24327330K
PROBLEMAS PROPUESTOS:
1.Una lámina de oro (peso específico, 19,3) que pesa 1,93 mg puede ser laminada
nuevamente hasta una película transparente que cubre un área de 14,5 cm
2
. A) Cuál es
el volumen de 1,93 mg de oro, b) Cuál es el espesor de la película en Angstroms.Resp.
a) 1x10
–4
cm
3
, b) 690 Å
2.Un hombre medio necesita unos 2,00 mg de vitamina B2por día. Cuántas libras de
queso necesitaría comer un hombre por día si ésta fuera su única fuente de suministro
de vitamina B2y si este quesotuviese 5,5x10
–6
gramos de vitamina porcadagramo.
Resp. 0,80 lb/día
3.Un catalizador poroso para reacciones químicas tiene un área superficial internade 800
m
2
/cm
3
de material. El 50% del volumen total son poros (orificios), mientras que el otro
50% del volumen está formadopor la sustancia sólida. Suponerque todos los poros son
tubos cilíndricos con un diámetro d y una longitudl. Determinarel diámetro de cada
poro.Resp. 25Å
4.Un recipientede vidrio pesa vacío 20,2376 g y 20,3102 g lleno de agua a 4°C hasta una
cierta marca. El mismo recipientese seca y se llena hasta la misma marca con una
solución a 4°C. Ahora el peso es de 20,3300 g. Cuál es la densidad de la solución.
Resp. 1,273 g/ml

7. QUIMICA GENERAL Unidades
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5.El contenido medio de Bromo en el agua delmares de 65 partes por millón (ppm).
Suponiendo una recuperación del 100%. Cuántos galones de agua marina tienen que ser
tratados para producir una libra de Bromo.Resp.1,845x10
3
galones
6.Una muestra de 20 cm
3
deuna solución deAcido Clorhídrico concentrado de densidad
1,18 g/ml contiene 8,36 g de HClpuro. a) Determine la masa de HClpuroporcada
centímetro cúbico de solución. b) Determine el porcentaje en peso (masa)de HCl en la
solución ácida.Resp. a) 0,418 g/cm
3
; b) 35,4%
7.Las Feromonas son compuestos secretados por las hembras de muchas especies de
insectos para atraer a los machos. Con 1,0x10
–8
gramosde una feromona es suficiente
para llegar a todos los insectosmachoblancodentro de un radio de 0,50 millas.
Determinar la densidad de la feromona (en gramos por litro) en un espacio cilíndrico de
aire con un radio de 0,50 millas y una altura de 40 pies.Resp.4,03x10
–19
g/L
8.Para conservar el agua, los químicos aplican una delgada película de un cierto material
inerte sobre la superficie del agua para disminuir su velocidad de evaporación. Esta
técnica fue introducida hace tres siglos por Benjamín Franklin, quien encontró que 0,10
ml de aceite podrían extenderse cubriendo una superficie de 40 m
2
de agua. Suponiendo
que el aceite forma una monocapa, es decir, una capacuyo espesor es de una molécula,
determinar la longitud en nanómetros de cada molécula de aceite.Resp.2,5Nm
9.Un trozo de galena (Sulfuro de Plomo impuro) pesa 5,50 g en el aire y 4,76 g en el
agua. Cuál es el peso específico de la galena.Resp. 7,4
10.Auna aleación se la ha fabricado en formade undisco plano de 31,5 mm de diámetro y
4,5 mm de espesor con un orificio de 7,5 mm de diámetro en el centro. El disco pesa
20,2 g. Cuál es la densidad de la aleación en unidades SI.Resp. 6100 kg/m
3
11.Cuántos kilogramos desolución deHidróxido de Sodioal85%de concentración,se
necesita para preparar 5 litros de una solución de Hidróxido de Sodio al 20%. La
densidad de la soluciónal 20% es 1,22 g/cm
3
.Resp. 1,435 kg
12.Convierta lassiguientestemperaturas:–195,5°C a °F;–430 °F a °C; 1705 °C a °F.
Resp.–319 °F;–256,7 °C; 3100 °F
13.Expresar: 8 ºK, 273 ºK en grados Fahrenheit.Resp.–445 °F; 32 °F
14.A qué temperaturala lectura numérica en un termómetro Celsius es igual a la marcada
en un termómetroFahrenheit.Resp.–40°
15.Construiruna escala de temperatura sobre la cual los puntoso temperaturasde
congelación y ebullición del agua sean 100° y 400°, respectivamente, y el intervalo
entre los grados esun múltiplo del intervalo entrelos grados en la escala Centígrada.
Cuál será el cero absoluto en esta escala y cuál será el punto de fusión de azufre, que es
444,6°C.Resp.–719°; 1433,8°

8. QUIMICA GENERAL Unidades
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16.La temperaturade sublimacióndel hielo seco es–109°F.Este valor es mayor o menor
que la temperatura del etano en ebullición que es de–88°C.Resp. Mayor
17.Un proceso de estañado electrolítico produce un recubrimiento de un espesor de 30
millonésimasde pulgada. Cuántos m
2
podrán recubrirse con un kilogramo de estaño de
densidad 7300 kg/m
3
.Resp. 180 m
2
18.El radio atómico del Magnesio (Mg) es 1,36 Å y su masa atómica es 24,312 g. Cuál es
la densidad del átomo en kg/m
3
.Resp. 3,8x10
3
kg/m
3
19.Una solución diluida de Acido Nítrico seprepara al diluir 64 ml desolución deAcido
Nítrico (densidad 1,41 g/ml y que contiene 70% en peso de ácido nítrico puro) a 1 litro.
Cuántos gramos de HNO3puro están contenidos en 50ml delasolución diluida.Resp.
3,16 gramos
20.Cuál es la densidad en unidades SI de una esfera de acero que tiene un diámetro de 7,50
mm y una masa de 1,765 g.Resp. 7990 kg/m
3

9. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estructura de la Materia
Ing. Luis Escobar C.
12
CAPITULO2
ESTRUCTURADE LAMATERIA
1.GENERALIDADES:
Todos los cuerpos que existen de la naturaleza están constituidos por materia.
LaMATERIA, es el componente fundamental de la naturaleza íntima de los cuerpos, se
caracteriza por poseer masa y ocuparun lugar en el espacio. CUERPO, es una porción
limitada de materia que ocupa un lugar en el espacio.
La materia se clasifica en homogénea y heterogénea:
HOMOGENEA:
La que presenta uniformidad en su composición, se considera materia homogénea las
sustancias y las soluciones, las sustancias pueden ser: elementos y compuestos.
HETEROGENEA:
La que no presenta uniformidad en su composición por ejemplo: los alimentos, las
rocas, el suelo, la madera, etc. En fin todos estos materiales son mezcla de las
sustancias.
A continuación se presenta una forma de clasificar a la materia:

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

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

12. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estructura de la Materia
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15
Esta ecuación permite establecer la ley que dice: “LA MATERIA Y LA ENERGIA NO SE
CREAN NI SE DESTRUYEN, SOLO SE TRANSFORMAN”.
En los siguientes ejemplos, podemos observar la relación entre materia y energía:
1)Cuando 1000 gramos de Uranio 235 sufren fisión nuclear (bomba atómica), selibera
una energía equivalente a8,23x10
20
ergios. Calcular la masa de los productos
materiales de la reacción.
Utilizando la ecuación:
2
cmE  ; despejando la masa, tenemos:
2
c
E
m
Reemplazando datos, tenemos:
210
2220
)s/cm10x3(
s/cmg10x23,8
m


210
2220
)s/cm10x3(
s/cmg10x23,8
m


g915,0m
Por lo tanto la masa de los productos de reacción sería: 1000–0,915 = 999,085 gramos,
es decir aproximadamente el 0,1% se ha transformado en energía.
2)Cuando estallan 1000 gramos de Trinitrato de Glicerina (Trinitroglicerina) se liberan
8,0x10
13
ergios. Cuál es la masa de los productos de reacción.
Aplicando la misma ecuación que en ejemplo anterior, tenemos:
2
c.mE 
2
c
E
m
210
2213
)s/cm10x3(
s/cmg10x0,8
m


g10x89,0m
7

La masa de los productos sería: 1000–0,89x10
–7
= 999,999999911 gramos, En esta
reacción química la masa de los productos difiere muy poco de la masa de los
reactantes, esta diferencia es imposible medir experimentalmente, razón por la cual
podemos decir que en las reacciones químicas ordinarias la materia se conserva.

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

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

15. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estructura de la Materia
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Desempeñan la función de AGLUTINADORES DE LOS PROTONES, ya que consiguen
eliminar la fuerza de repulsión que los protones ejercerían entre sí, debido a su mutua
cercanía entre ellos (carga eléctricas iguales se repelen). Su masa es aproximadamente
1,675 x 10
–24
gramos.
CONSTANTES DEL ATOMO :
NUMERO ATOMICO, Z:
Establece el número de protones que existen en el núcleo atómico, el número de electrones
que se encuentran girando alrededor de éste y la ubicación del elemento en la tabla
periódica.
NUMERO DE MASA ATOMI CA oNUMERO MASICO, A:
Determinado por la suma de protones y neutrones que hay en el núcleo atómico. Tomando
en cuenta esta definición podemos establecer que:

p#Z
NZAn#p#A
o


Donde: Z = # p
+
= #e
–
N = Número de neutrones
REPRESENTACION SIMBOLICA DE UN ATOMO:
ZE
A
Donde:E = Símbolo de un elemento
A = Número de masa atómica
Z = Número atómico.
Por ejemplo:11Na
23
;17Cl
35
;8O
16
;79Au
197
REPRESENTACION GRAFICA DE UN ATOMO:

16. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estructura de la Materia
Ing. Luis Escobar C.
19
EJERCICIO:
Un elemento cualquiera tiene las siguientes características: Z=23 y A=75. Hallar: a)
Número dee
–
, b) Número de p
+
, c) Número de n
o
, y d) Representar en forma gráfica y
simbólica el átomo del elemento.
a)Como Z=23 y Z es el número atómico y este representa el número deelectrones y
protones, entonces hay 23e
–
.
b)Como #p
+
= #e
–
, entonces hay 23 p
+
.
c)El número de neutrones es: #n
0
= 75–23= 52
d)Tomando en cuenta los anteriores cálculos, representamos al átomo:23E
75
4.MODELOS ATOMICOS:
a)MODELO ATOMICO DE THOMSOM:
Representó al átomo como un modelo estático, en el cual los electrones ocupaban
posiciones fijas en el seno de una masa positiva. El modelo macizo de Thomsom fue
aceptado durante algunos años por que permitía explicar cualitativamente algunos
fenómenos como la emisión de la luz por los átomosy lapérdida de electrones por
frotamiento.
b)MODELO ATOMICO DE RUTHERFORD:
Demuestra la existencia del núcleo atómico en el que encontraba toda la masa y la carga
positiva del átomo, lo que le permite proponer un nuevo modelo atómico localizando al
núcleo en el centro del átomo y alrededor del cual se encuentra una nube de electrones que
poseían carga negativa.
c)MODELO ATOMICO DE BOHR:
El átomo esta constituido por un corpúsculo central llamado Núcleodonde se encuentran
losprotones y neutrones,contiene la totalidad de la carga positiva y la masa del átomo, y
los electrones se encuentran girando alrededor del núcleo en órbitas circulares y
concéntricas,existiendo un determinado número de electrones por cada órbita.

17. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estructura de la Materia
Ing. Luis Escobar C.
20
d)MODELO ATOMICO DE SOMMERFIELD:
Acepta la existencia de un núcleo central donde se encuentran losprotones y neutrones;y
los electrones se hallan girando alrededor del núcleo describiendo órbitas elípticas.
e)TEORIA ATOMICA MODERNA:
Un átomo esta constituido por un núcleo central en el que se encuentran los protones y los
neutrones,toda la carga positivaylamasadel átomo;y los electrones se encuentran
girando alrededor del núcleo describiendo trayectorias circulares o elípticas de acuerdo a la
energía queposea el electrón, debiendo existir tantas trayectorias, tantos orbitales como
electrones tenga el átomo.
f)MODELO DE LA MECANICA CUANTICA:
La mecánica cuántica trata de definir el orbital.ORBITAL, es la región del espacio
alrededor del núcleo donde se tiene la máxima probabilidad(superior al 90%)de encontrar
un determinado electrón.
La MECANICA CUANTICA se fundamenta en 4 números cuánticos.
5.NUMEROS CUANTICOS Y DISTRIBUCION ELECTRONICA :
a)NUMEROS CUANTICOS:
Estos números nos permiten calcular la energíadel electrón y predecir el área alrededor del
núcleo donde se puede encontrar el electrón (ORBITAL). Estos son:
1)NUMERO CUANTICO PRINCIPAL, n:
Determina elNIVELde energía principal o capa endonde se encuentra el electrón y
además nos da a conocerla posición de la nube electrónica.
Los valoresdeterminadospara este número son los siguientes:
n :1234567
KLMNOPQ

18. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estructura de la Materia
Ing. Luis Escobar C.
21
La capa n = 1, es la más cercana al núcleo y tiene la menor energía, es decir, la energía
se cuantifica en baseala distancia que hay entre cada nivel y el núcleo atómico.
2)NUMERO CUANTICO SECUNDARIO, l:
Determina elSUBNIVELoSUBCAPAdentro del nivel principal de energía. Nos
indica la forma de la nube electrónica u orbital donde se encuentran electrones
alrededor del núcleo. De acuerdo a la mecánica cuántica puede tomar los siguientes
valores:
l:0, 1, 2, 3, ... , hasta (n–1).
Se nombran por medio de letras:
l:0123
spdf
Donde:
s:Sharp
p:principal
d:Diffuse
f:fundamental
A continuación se muestran algunas formas de estos subniveles:
subnivel “s”
subniveles “p”

19. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estructura de la Materia
Ing. Luis Escobar C.
22
subnivel “d”
subniveles “f”
3)NUMERO CUANTICO MAGNETICO, m:
Representa la ORIENTACION de los orbitales electrónicos en el espacio. Cada
subnivel consta de uno o más orbitales electrónicos. El número de orbitales esta dado
por la siguiente ecuación,n
2
.
Sus valores son:
m :–l,… ,–1,0,+1,… ,+l
A continuación se muestra la relación entre los números cuánticos n,ly m:

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

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

22. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estructura de la Materia
Ing. Luis Escobar C.
25
El problema del cálculode la energía de cada subnivel se soluciona cuando se
determinan las llamadasDIAGONALES DE PAULIN G, diagonales que se registran a
continuación:
n
1 1s
2 2s 2p
3 3s 3p 3d
4 4s 4p 4d 4f
5 5s 5p 5d 5f
6 6s 6p 6d
7 7s
En forma horizontal, tenemos: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, ...
La saturación de los diferentes subniveles puede realizarse también tomando en cuenta
el siguiente diagrama, el cual se lee en secuencia normal de izquierda a derecha y de
arriba hacia abajo:
1s
2s 2p
3s 3p
4s 3d 4p
5s 4d 5p
6s 4f 5d 6p
7s 5f 6d 7p
En la distribución electrónica se debe tomar en cuenta la siguiente representación como
ejemplo:
A continuación se muestran algunas distribuciones:
3e
–
:1s
2
, 2s
1
7e
–
:1s
2
, 2s
2
, 2p
3
17e
–
:1s
2
, 2s
2
, 2p
6
, 3s
2
, 3p
5
27e
–
:1s
2
, 2s
2
, 2p
6
, 3s
2
, 3p
6
, 4s
2
, 3d
7

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

24. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estructura de la Materia
Ing. Luis Escobar C.
27
e)REPRESENTACION A TRAVES DE ORBITALES (Celdas):
Es la representación gráfica de los electrones que existen en un orbital(celda
electrónica)y que está de acuerdo al valor de m (número cuántico magnético).
Se debe tomar en cuenta el espín del electrón:–1/2 () y +1/2 ()
Como regla se llenarán los orbitales, primerocon electrones despin negativo () y
luegocon los despin positivo ().
A continuación se muestra la forma de representar los electrones a través de celdas
(orbitales):
PRICIPIOSDE ESTABILIDADDE LOS SUBNIVELES d:
a)Los subniveles d, tienen una estabilidad media cuando poseen un electrón en cada celda
(orbital).
ns
2
, (n–1)d
4
ns
1
, (n–1)d
5
  
0–2–1 0 +1 +2 0–2–1 0 +1 +2
Por ejemplo:24e
–
: 1s
2
, 2s
2
, 2p
6
, 3s
2
, 3p
6
, 4s
1
, 3d
5
42e
–
: 1s
2
, 2s
2
, 2p
6
, 3s
2
, 3p
6
, 4s
2
, 3d
10
, 4p
6
, 5s
1
, 4d
5
74e
–
: 1s
2
, 2s
2
, 2p
6
, 3s
2
, 3p
6
, 4s
2
, 3d
10
, 4p
6
, 5s
2
, 4d
10
, 5p
6
, 6s
1
, 4f
14
, 5d
5
b)Los subniveles d, tienen estabilidad total, cuando poseen completas las celdas con el
número máximo de electrones (dos en cada una).
ns
2
, (n–1)d
9
ns
1
, (n–1)d
10
  
0–2–1 0 +1 +2 0–2–1 0 +1 +2

25. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estructura de la Materia
Ing. Luis Escobar C.
28
Por ejemplo:29e
–
: 1s
2
, 2s
2
, 2p
6
, 3s
2
, 3p
6
, 4s
1
, 3d
10
47e
–
: 1s
2
, 2s
2
, 2p
6
, 3s
2
, 3p
6
, 4s
2
, 3d
10
, 4p
6
, 5s
1
, 4d
10
79e
–
: 1s
2
, 2s
2
, 2p
6
, 3s
2
, 3p
6
, 4s
2
, 3d
10
, 4p
6
, 5s
2
, 4d
10
, 5p
6
, 6s
1
, 4f
14
, 5d
10
EJERCICIOS:
1)Realizar las representaciones de las siguientes distribuciones electrónicas:
a)1s
2
:
s

0
b)2p
4
:
p

–1 0+1
c)3d
8
:
d

–2–1 0+1 +2
d)4f
11
:
f

–3–2–1 0 +1 +2 +3
2)A qué electrón pertenecen los siguientes números cuánticos:
a)3, 2, 0,–1/2
d

–2–1 0 +1 +2
1
2
3
4
3

26. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estructura de la Materia
Ing. Luis Escobar C.
29
Del gráfico anterior se puede establecer que se trata del 3
er
e
–
del subnivel 3d. Si
asumimos que este es el último electrón, la distribución electrónica total es:
1s
2
, 2s
2
, 2p
6
,3s
2
,3p
6
, 4s
2
, 3d
3
Lo que nos indica que el átomo tiene 23e
–
.
b)4, 1, +1, +1/2
p

–10 +1
Igual que en el ejercicio anterior, podemos decir que este electrón es el 6
to
del
subnivel 4p. Si este es el último electrón la distribución sería la siguiente:
1s
2
, 2s
2
, 2p
6
,3s
2
,3p
6
, 4s
2
, 3d
10
, 4p
6
Teniendo el átomo un totalde36 electrones.
6.PESOS ATOMICOS:
a)ISOTOPOS:
La palabra ISOTOPOS se deriva del griego y se descompone en las raíces:ISO, que
significa Igual yTOPOS, Lugar. Es decir, el Isótopo de un elemento químico es un
átomo que ocupa el mismo lugar del elemento en la tabla periódica, tiene el mismo
número atómico, Z (el mismo número de protones); pero diferente número de masa
atómica, A (diferente número de neutrones).
12Mg
24
:12 p
+
12 e
–
12 n
o
78,9%
12Mg
25
:12 p
+
12 e
–
13 n
o
10,0%
12Mg
26
:12 p
+
12 e
–
14 n
o
11,0%
En cambio los átomos de igual peso o masa atómica pero diferente número atómico, se
denominan ISOBAROS, por ejemplo:19K
40
y20Ca
40
:
18Ar
40
:18 p
+
18 e
–
22 n
o
19K
40
:19 p
+
19 e
–
21 n
o
20Ca
40
:20 p
+
20 e
–
20 n
o
Los átomos de elementos diferentes que poseen igual número de neutrones y diferente
número atómicoy másico, se conocen como ISOTONOS, por ejemplo:
4

27. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estructura de la Materia
Ing. Luis Escobar C.
30
11Na
23
:11p
+
11e
–
12n
o
12Mg
24
:12p
+
12e
–
12n
o
Se llaman ISOELECTRICOS, a los átomos que poseen igual número de electrones en
su estructura; por ejemplo:
8O
–2
:8 p
+
8e
–
10e
–
9F
–1
:9 p
+
9e
–
10e
–
10Ne:10 p
+
10e
–
10e
–
11Na
+1
:11 p
+
11e
–
10e
–
12Mg
+2
:12 p
+
12e
–
10e
–
En la siguiente tabla se presentan algunos isótopos estables de algunos elementos y sus
abundancias:
ZISOTOPO ABUNDANCIA (%) ZISOTOPOABUNDANCIA (%)
1 H
1
99,985 14 Si
28
92,28
H
2
0,015 Si
29
4,67
2 He
4
100 Si
30
3,05
3 Li
6
7,40 15 P
31
100
Li
7
92,6 16 S
32
95,06
4 Be
9
100 S
33
0,74
5 B
10
18,83 S
34
4,18
B
11
81,17 S
35
0,014
6 C
12
98,89 17 Cl
35
75,4
C
13
1,11 Cl
37
24,6
7 N
14
99,64 19 K
39
93,1
N
15
0,36 K
41
6,9
8 O
16
99,76 20 Ca
40
96,92
O
17
0,04 Ca
42
0,64
O
18
0,20 Ca
43
0,13
9 F
19
100 Ca
44
2,13
10 Ne
20
90,51 Ca
46
Indicios
Ne
21
0,28 Ca
48
0,18
Ne
22
9,21 47 Ag
107
51,35
11 Na
23
100 Ag
109
48,65
12 Mg
24
78,6 51 Sb
121
57,25
Mg
25
10,1 Sb
123
42,75
Mg
26
11,3 77 Ir
191
38,5
13 Al
27
100 Ir
193
61,5
b)PESO ATOMICO oMASA ATOMICA QUIMICA:
El Peso o Masa Atómica de los elementos resulta ser el peso promedio relativo de la
composición isotópica natural del elemento.

28. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estructura de la Materia
Ing. Luis Escobar C.
31
7.ATOMO-GRAMO:
Se define como el peso omasa atómica de un elemento expresado en gramos, se
representa como at-g y se le conoce también con el nombre de MOL DE ATOMOS.
Así: 1at-gde Hidrógeno tiene un peso de 1,008 gramos
1at-g deOxígeno pesa 16 gramos
1at-gde Cloropesa35,453 gramos
1at-gde Plata pesa 107,87 gramos
El número de átomos que contiene un átomo-gramo decualquier elemento es de
6,022x10
23
átomos de dicho elemento, conocido comoNÚMERODE AVOGADRO
(NA). Por lo tanto, el átomo-gramo es el peso o masaen gramos de 6,022x10
23
átomos
de cualquier elemento.
8.MOLECULA-GRAMO:
Conocida como MOL, y se define como el peso o masa molecular de un compuesto
expresado en gramos.
En una molécula-gramo o mol de cualquier compuesto existen 6,022x10
23
moléculas.
Por lo tanto, la molécula-gramoes el peso en gramos de 6,022x10
23
moléculas de un
determinado compuesto.
PESO MOLECULAR:
Es la suma de los pesos o masas atómicas de los elementos que forman un compuesto
determinado. A continuación se muestra el cálculo del peso molecular del Acido
Sulfúrico, H2SO4:
ELEMENTO PESO ATOMICO PESO TOTAL
H
S
O
1
32
16
2 x 1 = 2
1 x 32 = 32
4 x 16 = 64
TOTAL: 98 g/mol
Es decir, 98 gramos pesa una molécula-gramo o un mol de Acido Sulfúrico, H2SO4.
PROBLEMOS RESUELTOS:
1)Calcular el peso atómico del cloro si la composición isotópica es: Cl
35
, 75,4%; Cl
37
,
24,6%.
(%)
)AtómicaMasa(%
PA




29. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estructura de la Materia
Ing. Luis Escobar C.
32
492,35
100
91022639
100
)37)(6,24()35)(4,75(
)Cl(PA 




2)El carbono en la naturaleza contiene dos isótopos C
12
y C
13
, cuales serán las
abundancias isotópicas de estos dos isótopos, si el peso atómico del carbono es
12,011.
Le asignamos a cada incógnita una variable:%C
12
= X
%C
13
= Y
Porlo tanto: 100YX 
De donde: Y100X 
Reemplazando en la ecuación que se utiliza para el cálculo del peso atómico, tenemos:
100
Y13X12
011,12


100
Y13)Y100(12
011,12


100
Y13Y121200
011,12


Y12001,1201 
10,1Y
Entonces: %C
13
= 1,10; por lo tanto: X = 100–1,1; de donde: %C
12
= 98,90
3)Calcular el número de átomos-gramos y el número de átomos que hay en 2,5 gramos de
Zinc, si el peso atómico es 65,4.
Establecemos las siguientes operaciones (reglas de tres o factor de conversión):
Zng-at0388,0
Zng4,65
Zng-at1
Zng5,2 
Znátomos10x302,2
Zng4,65
Znátmos10x022,6
Zng5,2
22
23


30. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estructura de la Materia
Ing. Luis Escobar C.
33
4)Determinar el número de at-g y el número de gramos que hay en 2,4x10
23
átomos de
Ag, si el peso atómico es 108.
Igual que en el problema anterior, establecemos las operaciones:
Agg-at3985,0
Agátomos10x022,6
Agg-at1
Agátomos10x4,2
23
23

Agg04,43
Agátomos10x022,6
Agg108
Agátomos10x4,2
23
23

5)En 0,245 at-g de Ni. Determinar los átomos y los gramos de Ni que existen si el peso
atómico del Ni es 58,7.
Establecemos las siguientes operaciones:
Niátomos10x475,1
Nig-at1
Niátomos10x022,6
Nig-at245,0
23
23

Nig38,14
Nig-at1
Nig7,58
Nig-at245,0 
6)Calcular el número demoles y el número de moléculas a los que corresponde 1,5 g de
CaCl2. Si los pesos atómicos de los elementos son: Ca=40 y Cl=35,5.
Determinamos el peso molecular del CaCl2: Ca=40 y Cl=35,5; entonces: CaCl2=111
g/mol, yrealizamos las operaciones:
2
2
2
2
CaClmoles0135,0
CaClg111
CaClmol1
CaClg5,1 
2
21
2
2
23
2
CaClmoléculas10x14,8
CaClg111
CaClmoléculas10x022,6
CaClg5,1 
7)Determinar el número de moléculas y el número de gramos que hay en 0,250 moles de
H2SO4, si los pesos atómicos son: H=1, S=32 y O=16.
Calculamos de la misma manera que en el problema anterior el peso molecular del
ácido, siendo este: H2SO4= 98 g/mol y establecemos las siguientesoperaciones:

31. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estructura de la Materia
Ing. Luis Escobar C.
34
42
42
42
42
SOHg50,24
SOHmol1
SOHg98
SOHmoles250,0 
42
23
42
42
23
42
SOHmoléculas10x506,1
SOHmol1
SOHmoléculas10x022,6
SOHmoles250,0 
8)En 1,750x10
21
moléculas de NaNO3, determinar el número de gramos y moles que hay
del compuesto, si los pesos atómicos son: Na=23, N=14 y O=16.
Determinamosel peso molecular del compuestoNaNO3= 85 g/mol y establecemos las
siguientes operaciones:
3
3
23
3
3
23
NaNOg2470,0
NaNOmoléculas10x022,6
NaNOg85
NaNOmoléculas10x750,1 
3
3
3
3
3
NaNOmoles10x9059,2
NaNOg85
NaNOmol1
NaNOg2470,0


9)En 75 gramos de CaCl2. Determinar: a) las moles del compuesto, b) moléculas del
compuesto, c) at-g de cada elemento, d) átomos de cada elemento y e) gramos de cada
elemento. Si los pesos atómicos son: Ca=40 y Cl=35,5.
Determinamos el peso molecular del CaCl2= 111 g/mol
Establecemos las siguientesoperaciones:
a)
2
2
2
2
CaClmoles6757,0
CaClg111
CaClmol1
CaClg75 
b)
2
23
2
2
23
2
CaClmoléculas10x07,4
CaClg111
CaClmoléculas10x022,6
CaClg75 
c)En 1 mol de CaCl2hay1 at-g Ca y2 at-g Cl, por tanto:
Cag-at6757,0
CaClmol1
Cag-at1
CaClmoles6757,0
2
2

Clg-at3514,1
CaClmol1
Clg-at2
CaClmoles6757,0
2
2


32. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estructura de la Materia
Ing. Luis Escobar C.
35
d) Caátomos10x07,4
Cag-at1
Caátomos10x022,6
Cag-at6757,0
23
23

Clátomos10x14,8
Clg-at1
Clátomos10x022,6
Clg-at3514,1
23
23

e) Cag03,27
Cag-at1
Cag40
Cag-at6757,0 
Clg97,47
Clg-at1
Clg5,35
Clg-at3514,1 
10)Una muestra de 1,5276 gramos de CdCl2(Cloruro de Cadmio) fue convertida mediante
un proceso electrolítico en Cadmio metálico. El peso del Cadmio metálicofuede
0,9367 gramos. Si el peso atómico del Cloro es 35,453; determinar el peso atómico del
Cadmio.
Según los datos:1,5276 g CdCl20,9367 g Cd metálico
Determinamos los gramos de Cloro: g5909,09367,05276,1Clg  g
En unmol de CdCl2hay 1 at-g de Cd y 2 at-g de Cl; por lo tanto:
Clg-at0167,0
Clg5,35
Clg-at1
Clg5909,0 
Cdg-at10x33,8
Clg-at1
Cdg-at2
Clg-at0167,0
3

Calculados los at-g de Cadmio,determinamos el peso atómico del elemento:
)ATOMICOPESO(Cdg2,112
Clg-at1
Cdg-at2
Clg-at0167,0 
11)En una determinación química del peso atómico del Vanadio se sometió a una muestra
de 2,8934 gramos de VOCl3a una serie de reacciones por medio de las cualestodo el
Cloro contenido en este compuesto se convirtió en AgCl, cuyo peso es de 7,1801
gramos. Si los pesos atómicos de: Ag=108, Cl=35,5 y O=16, calcular el peso atómico
del Vanadio.

33. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estructura de la Materia
Ing. Luis Escobar C.
36
Determinamos elpeso molecular del AgCl: AgCl= 143,5 g/mol. Por medio del cual
determinamos las moles de AgCl:
AgClmoles05004,0
AgClg5,143
AgClmol1
AgClg1801,7 
Determinamos los at-g de Cl en el AgCl:
Clgat05004,0
AgClmol1
Agg-at1
AgClmoles05004,0 
Como todo el Cloro que forma el AgCl, está formando parte del VOCl3, tenemos:
Vg-at0167,0Og-at0167,0
Clg-at3
Og-at1
Clg-at05004,0 
Determinamos las masas de Cloro y Oxígeno:
Clg776,1
Clg-at1
Clg5,35
Clg-at05004,0 
Og2672,0
Og-at1
Og16
Og-at0167,0 
Determinamos la masa del Vanadio a partir de 2,8934 g de VOCl3:
2672,0776,18934,2Vg 
g8502,0Vg
Por lo tanto:
)ATOMICOPESO(Vg9,50Vg-at1
Vg-at0167,0
Vg8502,0

12)Un compuestoestá formado por los elementos A, B y C en la relación 2:2:7.
Determinar la cantidad máxima de compuesto que se puede formar a partir de: 0,175
at-g de A; 9,03x10
22
átomos de B y 9,63 g de C. Si los pesos atómicos son: A=23;
B=31 y C=16.
Transformamos los gramos y los átomosde B y Cen átomos-gramo:

34. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estructura de la Materia
Ing. Luis Escobar C.
37
Bg-at1499,0
Bátomos10x022,6
Bg-at1
Bátomos10X03,9
23
22

Cg-at6018,0
Cg16
Cg-at1
Cg63,9 
En 1 mol del compuesto A2B2C7hay:2 at-g A
2 at-g B
7 at-g C
Por lo que podemos determinar las moles del compuestocon cada uno de los at-g de
cada elemento:
722
722
CBAmoles08750,0
Ag-at2
CBAmol1
Ag-at175,0 
722
722
CBAmoles07495,0
Bg-at2
CBAmol1
Bg-at1499,0 
722
722
CBAmoles08597,0
Cg-at7
CBAmol1
Cg-at6018,0 
De lo quepodemos concluirque:Aproduce0,08750 molesA2B2C7
Bproduce0,07495 molesA2B2C7
Cproduce0,08597 molesA2B2C7
De los resultadosanterioresse establece que la cantidad máximaen molesdel
compuesto es la proporcionada por el elemento B, cantidad que corresponde a la menor
de todas: por lo tanto B es elELEMENTO LIMITANTE .
A continuación por medio del peso molecular del compuesto, determinamos la
cantidad máxima en gramos:
)MAXIMACANTIDAD(CBAg50,16
CBAmol1
CBAg220
CBAmoles07495,0
722
722
722
722

13)Se disuelve una muestra de 12,5843 g de ZrBr4y, después de varios procesos químicos,
todo el bromo combinado se precipita como AgBr. El contenido de plata en el AgBr es
13,2160 g. Si los pesos atómicos de la Plata y el Bromo son 107,870 y 79,909
respectivamente. Determinar el peso atómico del Zr.
Calculamos los at-g de Plata:

35. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estructura de la Materia
Ing. Luis Escobar C.
38
Agg-at1225,0
Agg870,107
Agg-at1
Agg2160,13 
Como la relación esde1 a 1entre la Ag y el Br en el AgBr, tenemos los mismos at-g
de Bromo,esto es 0,1225 at-g. Luego determinamos el peso de Bromo contenido en
estos at-g:
Brg7882,9
Bg-at1
Brg909,79
Brg-at1225,0 
Calculamos los at-g de Zr:
Zrg-at0306,0
Brg-at4
Zrg-at1
Brg-at1225,0 
Determinamos el peso de Zirconioque existeen la muestra:
7882,95843,12Zrg 
g7961,2Vg
Finalmente determinamos el peso atómico del Zr:
)ATOMICOPESO(Brg3758,91Zrg-at1
Zrg-at0306,0
Zrg7961,2

PROBLEMAS PROPUESTOS:
1.El argónen lanaturalezatienetres isótopos, los átomos de los cuales aparecen con las
abundancias siguientes: 0,34% de Ar
36
; 0,07% de Ar
38
y 99,59% de Ar
40
.Determinar el
peso atómico del Argón a partir de estos datos.Resp. 39,948
2.El Boro natural consta de 80% de B
11
y 20% de otro isótopo, parapoder explicar el
peso atómico de10,81. Cuál debe ser la masanucleíca del isótopo.Resp. 10,01
3.En una determinación química de pesos atómicos, se encontró que el Estaño contenido
en 3,7692 g de SnCl4, es 1,717 g. Si el peso atómico del Cloroes35,453. Cuál es el
valor de peso atómico del Estaño determinado a partir de este experimento.Resp.
118,65
4.3 at-g de Cromoreaccionanexactamente con el elemento Q, ytodo el Cromo se ha
transformado en Cr2Q3. El Cr2Q3se trata después conEstroncio metálico ytodo el Qse
transforma en SrQ; después se hace reaccionar el SrQ con Sodio metálico y todo el SrQ
se transforma en Na2Q,cuyo peso es de782 gramos.Determinar el peso atómico del
elemento Q, si el del Sodio es 23.Resp.128

36. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estructura de la Materia
Ing. Luis Escobar C.
39
5.El peso atómico del azufre se determinó descomponiendo 6,2984 g de Na2CO3con
Acido Sulfúricoy pesando el Na2SO4formado, se encontró un peso de 8,438 g.
Tomando los pesos atómicos de C, O y Na como 12; 16y 23respectivamente. Cuál es
el valorpara el peso atómico del Azufre.Resp. 32,017
6.Calcule el número de gramos en un mol de cada una de lassustancias comunes: a)
calcita, CaCO3; b) cuarzo, SiO2; c) azúcar de caña, C12H22O11; d) yeso, CaSO4.2H2O; e)
plomo blanco, Pb(OH)2.2PbCO3.Resp. a) 100,09 g; b) 60,09 g; c) 342,3 g; d) 172,2 g;
e) 775,7 g
7.a) Cuántos at-gde Ba y Cl están contenidos en 107 g de Ba(ClO3)2.H2O. b) Cuántas
moléculas de agua de hidratación están en esa misma cantidad.Resp. a) 0,332 at-g Ba;
0,664 at-gCl; b) 2x10
23
moléculas H2O
8.A un reservorioque proporciona agua se le ha agregado 0,10 ppb (partes por billón) de
cloroformo, CHCl3. Cuántas moléculas de CHCl3estarán contenidas en una gota deesta
agua.Una gota es equivalente a 0,05 ml.Resp. 2,5x10
10
moléculas
9.Calcular el peso molecular de las siguientes sustancias: a) Clorato de Potasio, KClO3; b)
Acido Fosfórico, H3PO4; c) Hidróxido de Calcio, Ca(OH)2; d) Cloruro Férrico, FeCl3;
e) Sulfato de Bario, BaSO4; f) Cloruro Crómico, CrCl3.Resp. a) 122,55; b) 97,99; c)
74,10; 162,5; e) 233,40; f) 158,38
10.Se tiene 0,75 moles de Fósforo (P4). a) cuántas moléculas de P4hay; b) cuántos átomos
de P hay; c) cuántos at-gde P.Resp. a) 4,5x10
23
moléculas P4; b) 1,8x10
24
átomos P;
c)3 at-gP
11.Calcular el número de gramos en 0,5 moles de las siguientes sustancias: a) yeso
CaSO4.2H2O; b) plomo blanco, Pb(OH)2.2PbCO3; c) galena, PbS.Resp. a) 86,1 g; b)
387,85 g; c) 119,5 g
12.a) Cuántos átomos de oxígeno hay 0,5 moles de Ba(NO3)2y b) cuántos átomos de
nitrógeno hay en la misma cantidad.Resp. a) 1,80x10
24
átomos; b) 6,022x10
23
átomos
13.Cuando se calienta el hierro en el aire, reaccionaelhierrocon el oxígeno del aireen
proporción de tres átomos de oxígeno por cada dosde hierro, si se calientan 6 gramos
de hierro. Determinar: a)el peso totaldel producto; b)los at-gde oxígeno quehan
reaccionado.Resp. a) 8,60g; b) 0,16at-g
14.En unamuestra de 180 cm
3
de Benceno (C6H6) líquido puro, de densidad, 0,88 g/cm
3
.
Calcular: a) peso del C6H6; b) Peso molecular del C6H6; c) número de átomos de C en la
muestra.Resp. a) 158,4g; b) 78,114g/mol; c) 7,32x10
24
átomos C
15.Cuál de las siguientes muestras contiene el número más grande de átomos: a) 2 g de
oro, Au; b) 2 g de agua, H2O; c) 2 g de helio, He; d) 2 g de octano, C8H18.Resp. 2,0 g
He

37. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estructura de la Materia
Ing. Luis Escobar C.
40
16.Cuántos at-gde azufre están presentes en 15 moles de Au2(SO4)3.Resp. 45 at-gS
17.Cuando se calientan2,451g delcompuestoMXO3puro y seco, se liberan 0,96 g de
Oxígeno. El otro producto es elcompuesto MX,que pesa 1,491 g. Cuando elMX
reacciona completamente con un exceso de Nitrato de Plata se forma un sólido AgX,
que pesa 2,869 g. Sabiendo que los pesosatómicos del oxígeno y de la plata son de 16 y
108 respectivamente. Calcular los pesos atómicos de los elementos M y X.
18.Determinar el número de libras de Cromita que contiene el 42% de Cr2O3que se
requieren para obtener 2,6 libras de Cr.Resp. 9,02 libras
19.Un compuestoesta formado por los elementos X, Y, Z, en relación1:1:4. Determinar la
cantidad máxima de compuesto que se puede formar a partir de:24,5g deX;5x10
23
átomos de Yy 3,5at-g de Z, sabiendo que los pesos atómicos sonX=40;Y=32;Z=16.
20.Determinar: a) el número de moles de Nitrato Ferroso, Fe(NO3)2; y b) el número de
moléculas que están contenidasen 21,24 g de dicha sustancia.

38. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Tabla Periódica de los Elementos
Ing. Luis Escobar C.
41
CAPITULO3
TABLAPERIÓDICADE LOSELEMENTOS
1.GENERALIDADES:
A medida que se fueron descubriendo los elementos químicos, se observaron propiedades
semejantes entre algunos de ellos, por lo que se les clasificó en dos grandes grupos: Metales
y No metales.A continuación se presentan de las más importantes formas de clasificación:
a)En 1817, el alemán Johann Wolfgang DOBEREINER agrupó a los elementos en las
llamadas TRIADAS DE DOBEREINER, dando se cuenta de la existencia de diversos
grupos de tres, elementoscon propiedades químicas semejantes estableciendo lo
siguiente: “LOS ELEMENTOS QUÍMICOS QUE TIENEN PROPIEDADES
SEMEJANTES Y PROGRESIVAS, PUEDEN CLASIFICARSE EN GRUPOS DE
TRES, EN DONDE LA MASA ATÓMICA DEL ELEMENTO INTERMEDIO ES
APROXIMADAMENTE IGUAL AL PR OMEDIO DE LAS MASAS ATÓMICAS DE
LOS ELEMENTOS EXTREMOS ”.
TRIADA MASA ATOMICA MASA REAL
Li
Na
K
6,9
23,0
39,1
22,99
Ca
Sr
Ba
40,0
88,6
137,3
87,63
b)En 1864, el británico John Alexander NEWLANDS descubrió la llamada LEY DE LAS
OCTAVAS DE NEWLANDS, clasificó a los elementos químicos conocidos de acuerdo
a sus masas atómicas, colocándoles en orden creciente de las mismas, encontrando que
el primer elemento era semejante al octavo elemento, el segundo al noveno, y así
sucesivamente.Esta ley se enuncia así:“SI SE ORDENA A LOS ELEMENTOS
QUÍMICOS DE ACUERDO A SUS MASAS ATÓMICAS CRECIENTES EN
GRUPOS DE SIETE, LAS PROPIEDADES DE UN ELEMENTO SE REPITEN EN
EL OCTAVO ELEMENTO ”.
H
Li Be B C N O F
Na Mg Al Si P S Cl
K Ca Cr Ti Mn Fe Co, Ni
Cu Zn Y In As Se Br
Rb Sr La, Ce Zr Nb, MoRu, Rh Pd
Ag Cd U Sn Te I
Cs Ba, V

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

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

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

42. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Tabla Periódica de los Elementos
Ing. Luis Escobar C.
45
ELEMENTO % EN FRACCION MOLAR
Nitrógeno
Oxígeno
Argón
Anhídrido Carbónico
Neón
Helio
Metano
Kriptón
Hidrógeno
Oxido Nitroso
Xenón
78,084
20,948
0,934
0,033
0,001818
0,000524
0,0002
0,000114
0,00005
0,00005
0,0000087
a)GRUPOS O FAMILIAS:
Son las columnas verticales de elementos, las mismas que se encuentran numeradas
(NumeraciónRomana) seguidas de las letras A o B. Cada columna reúne a los elementos
que tienen propiedades químicas idénticas y valencia semejantes.
En los GRUPOSse encuentran los elementos que en su distribución electrónica tienen el
mismo número de electrones, estos se encuentran en el mismo subnivel, a continuación se
muestra la distribución electrónica de loselementos del grupo IA, estos tienen en el
subnivel s un solo electrón:
Li(Z=3):1s
2
, 2s
1
Na(Z=11):1s
2
, 2s
2
, 2p
6
, 3s
1
K(Z=19):1s
2
,2s
2
, 2p
6
, 3s
2
, 3p
6
, 4s
1
Rb(Z=37):1s
2
, 2s
2
, 2p
6
, 3s
2
, 3p
6
, 4s
2
, 3d
10
, 4p
6
, 5s
1
Cs (Z=55):1s
2
, 2s
2
, 2p
6
, 3s
2
, 3p
6
, 4s
2
, 3d
10
, 4p
6
, 5s
2
, 4d
10
, 5p
6
, 6s
1
Fr (Z=87):1s
2
, 2s
2
, 2p
6
, 3s
2
, 3p
6
, 4s
2
, 3d
10
, 4p
6
, 5s
2
, 4d
10
, 5p
6
, 6s
2
, 4f
14
, 5d
10
, 6p
6
, 7s
1
Existen 18 columnas que forman nueve grupos:
-Los grupos I a VII, A y B: 14 columnas
-El grupo VIII: 3 columnas
-El grupo 0: 1 columna
Algunos grupos reciben nombres especiales:IA:Alcalinos
IIA:Alcalino–Térreos
VIIA:Halógenos
0: Gases Nobles

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

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

45. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Tabla Periódica de los Elementos
Ing. Luis Escobar C.
48
s
1
s
2
s
1
s
2
p
1
p
2
p
3
p
4
p
5
p
6
d
1
d
2
d
3
d
4
d
5
d
6
d
7
d
8
d
9
d
10
f
1
f
2
f
3
f
4
f
5
f
6
f
7
f
9
f
9
f
10
f
11
f
12
f
13
f
14
A continuación se muestran los subniveles en los que se encuentran los electrones de
valencia:
IA: ns
1
IIIB:ns
2
, (n–1)d
1
IIA:ns
2
IVB:ns
2
, (n–1)d
2
IIIA:ns
2
, np
1
VB: ns
2
, (n–1)d
3
IVA:ns
2
, np
2
VIB:ns
1
, (n–1)d
5
VA: ns
2
, np
3
VIIB:ns
2
, (n–1)d
5
VIA:ns
2
, np
4
VIIIB:ns
2
, (n–1)d
6
VIIA:ns
2
, np
5
ns
2
, (n–1)d
7
0: ns
2
, np
6
ns
2
, (n–1)d
8
IB: ns
1
, (n–1)d
10
IIB:ns
2
, (n–1)d
10
CARACTER QUIMICO:
La tabla periódica esta divididaen dos grandes grupos de elementos, tomando en cuenta el
carácter químico de los mismos. Estos dos grandes grupos son:
a)METALES:
Todos los estos elementos se encuentran sombreados en la siguiente tabla:

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

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

48. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Tabla Periódica de los Elementos
Ing. Luis Escobar C.
51
1)4, 2, 0,–1/2
Graficando el electrón a través de los orbitales, tenemos:
d

–2–1 0 +1 +2
Se trata del tercerelectrón del subnivel 4d, como es el último electrón,su distribución
electrónica es:1s
2
, 2s
2
, 2p
6
, 3s
2
, 3p
6
, 4s
2
, 3d
10
, 4p
6
, 5s
2
, 4d
3
; por lo que podemos
establecerlas siguientes características:
B: d
G: VB
P: 5
V: 5
CQ:METAL
EO:+1 a + 5
Z: 41
S: Nb
#niveles: 5
#subniveles:10
#orbitales:24# orbitales con e
–
apareados: 19
# orbitales con e
–
no apareados:3
# orbitales sin electrones: 2
2)3, 1, +1,–1/2
Graficando el electrónutilizandolos orbitalesdel subnivel p, tenemos:
p

–1 0 +1
Igual que en el ejercicio anterior, se trata del tercer electróndel subnivel 3p; de donde
su distribución electrónica es:1s
2
, 2s
2
, 2p
6
, 3s
2
, 3p
3
. Sus características son:
B: p
G: VA
P: 3
4
3

49. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Tabla Periódica de los Elementos
Ing. Luis Escobar C.
52
V: 5
CQ:NO METAL
EO:–3, +1, + 5
Z: 15
S: Sb
#niveles: 3
#subniveles:5
#orbitales:9# orbitales con e
–
apareados: 6
# orbitales con e
–
no apareados: 3
# orbitalessin electrones: 0
3)5, 0, 0, +1/2
Graficando el electrón a través de los orbitales, tenemos:
s

0
Igual queen caso anterior, se trata del segundoelectróndel subnivel 5s, porlo que la
distribución electrónica es: 1s
2
, 2s
2
, 2p
6
, 3s
2
, 3p
6
, 4s
2
, 3d
10
, 4p
6
, 5s
2
; por lo que las
características son:
B: s
G: IIA
P: 5
V: 2
CQ:METAL
EO:+2
Z: 38
S: Sr
#niveles:5
#subniveles:9
#orbitales:19# orbitales con e
–
apareados: 19
#orbitales con e
–
no apareados:0
4)5, 2, +2,–1/2
Graficando el electrón enlos orbitalesdel subnivel d, tenemos:
5

50. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Tabla Periódica de los Elementos
Ing. Luis Escobar C.
53
d

–2–10 +1 +2
Se trata del quintoelectróndel subnivel 5d, por lo que la distribución electrónica del
átomo es: 1s
2
, 2s
2
, 2p
6
, 3s
2
, 3p
6
, 4s
2
, 3d
10
, 4p
6
, 5s
2
, 4d
10
, 5p
6
, 6s
2
, 4f
14
, 5d
5
; y sus
características son:
B: d
G: 7B
P: 6
V: 7
CQ:METAL
EO:+7
Z: 75
S: Re
#niveles: 5
#subniveles:14
#orbitales:40# orbitales con e
–
apareados: 35
# orbitales con e
–
no apareados:5
# orbitalessin electrones: 0
4.RESUMEN DE LAS PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS:
GRUPO A: ELEMENTOS REPRESENTATIVOS:
EL HIDROGENO:
El Hidrógeno, es el primer elemento de la tabla periódica, es elmás abundante del universo.
Se combina con el oxígeno para formar el agua, H2O; que es el compuesto más abundante
en la Tierra, cubriendo las tres cuartas partes de la superficie del planeta.
5

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

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

53. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Tabla Periódica de los Elementos
Ing. Luis Escobar C.
56
Debido a su mayor carga nuclear, cada elemento del grupo IIA tiene un radio atómico más
pequeño que el del metal de IA de su periodo.
Puesto que los átomos de los elementos del IIA son más pequeños y tienen dos electrones
de valencia en lugar de uno,tienen puntos de ebullición y fusión más altos y densidades
mayores que los metales del IA.
Su distribución electrónica termina en subniveles ns
2
, por lo que su valencia es 2 y su
estado de oxidación +2.
c)GRUPO IIIA:
Esta formado por los siguientes elementos: Boro (B), Aluminio (Al), Galio (Ga), Indio (In),
Talio (Tl); en donde el Boro es un no metal, el Aluminio un semimetal (elemento que tiene
más propiedades metálicas que no metálicas, es un metal de baja densidad), el Galio, Indio
y Taliosonmetales representativos.
La distribución electrónica termina en los subnivelesns
2
, np
1
; por lo que su valencia es 3 y
los estados de oxidación son:
B: –3, +3
Al:+3
Ga:+3
In:+3
Ti:+3
d)GRUPO IVA:

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

55. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Tabla Periódica de los Elementos
Ing. Luis Escobar C.
58
Formado por los elementos: Nitrógeno (N), Fósforo (P), Arsénico (As), Antimonio (Sb) y
Bismuto (Bi); el Nitrógeno, Fósforo y Arsénico son no metales; el Antimonio es un
semimetal con acentuadas propiedades de no metal y el Bismuto es un metal.
El Nitrógeno, es un gas que tiene la característica de formar moléculas diatómicas (N2)
constituye el 78% en volumen del aire, su actividad química a la temperatura de laboratorio
es casi nula, debido a esta característica se utiliza como agente transportador en
cromatografía de gases.
El Fósforo, Arsénico y Antimonio son sólidos y forman generalmente moléculas
tetratómicas.
El Fósforo es el único miembro del grupo que no se presenta en la naturaleza como
elemento libre, también presenta ALOTROPIA, propiedad de presentarse en dos o más
formas en un mismo estado físico, generalmente el sólido; en la naturaleza existe fósforo
blanco yrojo, elfósforo blanco es más activo.
Sus electronesde valencia están en subnivelesns
2
, np
3
; por lo que la valencia es5 y sus
estados de oxidación los siguientes:
N: –3, +1, +2, +3, +4, +5
P: –3, +3, +5
As:–3, +3, +5
Sb:–3, +3, +5
Bi:+3,+5(soloen ácidos)
f)GRUPO VIA:

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

57. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Tabla Periódica de los Elementos
Ing. Luis Escobar C.
60
Formado por: Fluor (F), Cloro (Cl), Bromo (Br), Iodo (I) y Astato (At); se les conoce como
HALOGENOS, que significa "Formadores de Sales".
Todos son no metales, el Flúor y el Cloro gases; el Bromoel único no metal líquido; el Iodo
y el Astato son sólidos.
Bajo condiciones ordinarias, los halógenos existe como moléculas diatómicas con un enlace
covalente sencillo que une a los átomos de una molécula.
Estos elementos, con excepción del Astato, se encuentran extensamente difundidos en la
naturaleza en forma de sales haloides.
El Flúor, es un gas amarillo pálido, tiene una gran tendencia a ganarelectrones. Se emplea
en la producción de compuestos con carbono llamados Fluorocarbonos, como el Freón–12
(CCl2F2), que se utiliza como refrigerante en aparatos de aire acondicionado.
El Cloro es un gas amarillo verdoso de olor irritante, se emplea en la producción de papel,
textiles, blanqueadores, medicamentos, insecticidas, pinturas, plásticos y muchos otros
productos de consumo.
El Bromo es el único elemento no metálico líquido a temperatura ambiente, es de color rojo
sangre muy picante y venenoso;se utiliza en la producción de sustancias químicas para
fotografía, colorantes.
El Iodo a temperatura ambiente es un sólido cristalino de color gris metálico, cuando se
calienta se SUBLIMA, es decir se transforma directamente al estado de gas, esta presente
en ciertos vegetales marinos, como las algas.
El Astato se encuentra en la naturaleza en cantidades extremadamente pequeñas como un
producto intermedio de corta vida de los procesos naturales de desintegración radioactiva,
se cree que la cantidad total de este elemento en la corteza terrestre es menor que 30
gramos.
La distribución electrónica nos determina la presencia de subniveles ns
2
, np
5
; por tanto la
valencia del grupo es 7 y los estados de oxidación son:
F:–1
Cl:–1, +1, +3, +5, +7
Br:–1, +1, +3, +5, +7
I: –1, +1, +3, +5, +7
At:–1, +1, +7

58. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Tabla Periódica de los Elementos
Ing. Luis Escobar C.
61
h)GRUPO VIIIA o CERO (0):
Formado por: Helio (He), Neón (Ne), Argón (Ar), Kriptón (Kr), Xenón (Xe) y Radón (Rn).
Conocidos como GASES INERTES o NOBLES.
Forman moléculas monoatómicas. Se caracterizan por poseer subniveles s y p saturados con
el número máximo de electrones, excepto el He (ns
2
), lo que les proporciona gran
estabilidad, lo que explica la naturaleza no reactiva de estos elementos.
Los átomos de los gases nobles son tan inertes químicamente, que no forman enlaces como
lo hacen los otros átomos de elementos gaseosos, en la constitución de sus moléculas. Se
han preparado compuestos en los que un gas inerte esta unido a elementos fuertemente
electronegativo, como el Oxígeno y el Flúor. Los compuestos XeF4, XeOF4y XeO3se han
obtenido en cantidades apreciables.
Todos los gases nobles o inertes, excepto el radón, están presentes en la atmósfera y son
producto de la destilación fraccionada del aire. El Argón existe en proporción apreciable,
mientras los otros cuatro solo están presentes en muy pequeñas cantidades.
El Helio, es un gas que se extrae del gas de los pantanos o gas natural.
El Radón, se encuentra asociado con los minerales de Radio y es un producto de la
desintegración del mismo, no existe prácticamente en la atmósfera debido a su elevada
inestabilidad. Se encuentra cerca de las cámaras magmáticas de los volcánes.
GRUPOS B: ELEMENTOS DE TRANSICION:
Presentan alta conductividad térmica y eléctrica. Tienen la tendencia de formar iones
complejos, debido a la presencia de orbitales parcialmente saturados.
Forman compuestos con una gran variedad de estados de oxidación, debido a que los
electrones de los subnivelesns y (n–1)dse diferencian muy poco.

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

60. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Tabla Periódica de los Elementos
Ing. Luis Escobar C.
63
Poseen la configuración electrónica:ns
2
, (n–1)d
2
. Su valencia es 4, y sus estados de
oxidación pueden ser +2, +3 y +4, siendo el más estable el +4.
c)GRUPO VB:
Formado por los siguientes elementos: Vanadio (V), Niobio (Nb) y Tantalio (Ta). Son
metales de color gris.La configuración electrónica externa esns
2
, (n–1)d
3
; que determina
que la valencia sea 5 y sus estados de oxidación desde +2 a +5, el más estable es +5.
d)GRUPO VIB:
Sus elementos son Cromo (Cr), Molibdeno (Mo), Wolframio o Tungsteno (W). Verdaderos
metales que se funden a temperaturas muy altas.Se considera integrante de este grupo el
Uranio (U), por sus propiedades físicas y químicas semejantes.
La distribución electrónica termina en subniveles de tipo:ns
1
, (n–1)d
5
dada por el
PRINCIPIO DE ESTABILIDAD del subnivel d. Su valencia es6 y los estados de oxidación
son:

61. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Tabla Periódica de los Elementos
Ing. Luis Escobar C.
64
Cr:+2, +3,+6(soloen ácidos)
Mo:+2, +3, +4, +5, +6
W: +2, +3, +4, +5, +6
U: +2, +4, +6
e)GRUPO VII B:
Formado por los elementos Manganeso (Mn), Tecnecio (Tc) y Renio (Re). El más
importante de estos elementos es el Manganeso, el Tecnesio se obtiene sólo en forma
artificialy el Renio es un elemento raro que se encuentra en cantidades muy pequeñas en la
naturaleza.
La distribución electrónica presenta subniveles de tipo:ns
2
, (n–1)d
5
; lo que determina que
la valencia sea 7 y sus estados de oxidación:
Mn:+2, +3,+4(soloen el compuesto:MnO2), +6y+7(enácidos)
Tc:+7
Re:+7
f)GRUPO VIII B o GRUPO VIII:

62. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Tabla Periódica de los Elementos
Ing. Luis Escobar C.
65
Es un grupo especial, porque se compone de tres triadas de elementos y su similitud
química es más bien de tipo horizontal. Las triadas son:
1) Hierro (Fe) 2) Rutenio (Ru)3) Osmio (Os)
Cobalto (Co) Rodio (Rh) Iridio (Ir)
Níquel (Ni) Paladio (Pd) Platino (Pt)
En este grupo se encuentran los llamados METALES NOBLES, muy resistentes a los
agentes químicos: Rodio, Iridio, Paladio, Platino.
Presentan subnivelesdel tipo:ns
2
, (n–1)d
6
ns
2
, (n–1)d
7
ns
2
, (n–1)d
8
Sus estados de oxidación son:
Fe:+2, +3,+6(soloen ácidos)
Co:+2, +3
Ni:+2, +3
Ru:+8
Rh:+4
Pd:+4
Os:+8
Ir :+4
Pt:+2, +4
g)GRUPO IB:
Formado por los elementos: Cobre (Cu), Plata (Ag) y Oro (Au). Son metales que se
encuentran en estado libre en la naturaleza.

63. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Tabla Periódica de los Elementos
Ing. Luis Escobar C.
66
El Cobre, es el elemento más activo del grupo, el Oro y la Plata son relativamente inertes,
lo que explica que se encuentren en estado libre. El Oro y la Plata pertenecen también al
grupo de los METALES NOBLES.
Sonbastante dúctiles y maleables tienen altas densidades y puntos de fusión.
Son metales relativamente pocos fusibles y óptimos conductores del calor y la electricidad.
La distribución electrónica termina en subniveles de tipo:ns
1
, (n–1)d
10
lo que nos
demuestra que el subnivel d está saturado, por lo que los electrones de éste no intervienen
en las reacciones químicas. Su valencia es 1 y sus estados de oxidación son:
Cu:+1, +2
Ag:+1
Au:+1, +3
h)GRUPO IIB:
Los elementos de este grupo son: Zinc (Zn), Cadmio (Cd), Mercurio (Hg). Conocidos como
ELEMENTOS TERMINALES, ya que sus propiedades se asemejan más a los grupos A que
a los elementos de transición. Pertenecen a los llamados METALES PESADOS, por sus
densidades relativamente altas. El Mercurio, es el único metal que existe en estado
LÍQUIDOencondiciones normales. Es el metal que se utiliza en las AMALGAMAS.
La distribución electrónica termina en:ns
2
, (n–1)d
10
; siendo su valencia 2. En las reacciones
químicas intervienen los electrones de s, ya que d esta saturado. Los estados de oxidación
son:
Zn:+2
Cd:+2
Hg:+1, +2

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

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

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

67. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Tabla Periódica de los Elementos
Ing. Luis Escobar C.
70
5.PROPIEDADES PERIODICAS:
a)DENSIDAD:
Se define como la concentración de la materia, medida a través de la masa por unidad
de volumen (masa/longitud
3
). En las sustancias sólidas y líquidas, las unidades de
densidad son g/cm
3
ó g/ml; en los gases, g/litro.
V
m
d
Volumen
Masa
Densidad 
A continuación se muestran datos de densidades paraalgunos elementos:
0
IAIIA
1
H
0,07
Número Atómico
Símbolo
Densidad (g/ml) IIIAIVAVAVIAVIIA
2
He
0,13
3
Li
0,53
4
Be
1,85
5
B
2,34
6
C
2,26
7
N
0,81
8
O
1,14
9
F
1,51
10
Ne
1,20
11
Na
0,97
12
Mg
1,74IIIBIVBVBVIBVIIB VIII IBIIB
13
Al
2,70
14
Si
2,33
15
P
1,82
16
S
2,07
17
Cl
1,56
18
Ar
1,40
19
K
0,86
20
Ca
1,55
21
Sc
3,00
22
Ti
4,51
23
V
6,10
24
Cr
7,19
25
Mn
7,43
26
Fe
7,86
27
Co
8,90
28
Ni
8,90
29
Cu
8,96
30
Zn
7,14
31
Ga
5,91
32
Ge
5,32
33
As
5,72
34
Se
4,79
35
Br
3,12
36
Kr
2,60
37
Rb
1,53
38
Sr
2,60
39
Y
4,47
40
Zr
6,49
41
Nb
8,40
42
Mo
10,2
43
Tc
11,5
44
Ru
12,2
45
Rh
12,4
46
Pd
10,5
47
Ag
10,5
48
Cd
8,65
49
In
7,31
50
Sn
7,30
51
Sb
6,62
52
Te
6,24
53
I
4,94
54
Xe
3,06
55
Cs
1,90
56
Ba
3,50
57
La
6,17
72
Hf
13,1
73
Ta
16,6
74
W
19,3
75
Re
21,0
76
Os
22,6
77
Ir
22,5
78
Pt
19,3
79
Au
19,3
80
Hg
13,6
81
Tl
11,9
82
Pb
11,4
83
Bi
9,80
84
Po
9,20
85
At
86
Rn
9,91
87
Fr
88
Ra
5,00
89
Ac
104105106107
58
Ce
6,67
59
Pr
6,77
60
Nd
7,00
61
Pm
62
Sm
7,54
63
Eu
5,26
64
Gd
7,89
65
Tb
8,27
66
Dy
8,54
67
Ho
8,80
68
Er
9,05
69
Tm
9,33
70
Yb
6,98
71
Lu
9,84
90
Th
11,7
91
Pa
15,4
92
U
19,1
93
Np
19,5
94
Pu
19,8
95
Am
11,7
96
Cm
13,5
97
Bk
98
Cf
99
Es
100
Fm
101
Md
102
No
103
Lw
En el siguiente gráfico se observa la variación de esta propiedad en función del número
atómico para el grupo IA:

68. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Tabla Periódica de los Elementos
Ing. Luis Escobar C.
71
También se muestra la variación de esta propiedad en el segundo periodo:

69. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Tabla Periódica de los Elementos
Ing. Luis Escobar C.
72
b)RADIO ATOMICO:
Se define como la mitad de la distancia internuclear entre dos átomos idénticos en un
enlace químico. Se expresa en Å.
0
IAIIA
1
H
0,32
Número Atómico
Símbolo
Radio Atómico (Å) IIIAIVAVAVIAVIIA
2
He
0,93
3
Li
1,55
4
Be
1,12
5
B
0,98
6
C
0,91
7
N
0,92
8
O
0,73
9
F
0,72
10
Ne
0,71
11
Na
1,90
12
Mg
1,60IIIBIVBVBVIBVIIB VIII IBIIB
13
Al
1,43
14
Si
1,32
15
P
1,28
16
S
1,27
17
Cl
0,99
18
Ar
0,98
19
K
2,35
20
Ca
1,97
21
Sc
1,62
22
Ti
1,47
23
V
1,34
24
Cr
1,30
25
Mn
1,35
26
Fe
1,26
27
Co
1,25
28
Ni
1,24
29
Cu
1,28
30
Zn
1,38
31
Ga
1,41
32
Ge
1,37
33
As
1,39
34
Se
1,40
35
Br
1,14
36
Kr
1,12
37
Rb
2,48
38
Sr
2,15
39
Y
1,78
40
Zr
1,80
41
Nb
1,46
42
Mo
1,39
43
Tc
1,36
44
Ru
1,34
45
Rh
1,34
46
Pd
1,37
47
Ag
1,44
48
Cd
1,54
49
In
1,66
50
Sn
1,62
51
Sb
1,59
52
Te
1,60
53
I
1,33
54
Xe
1,31
55
Cs
2,67
56
Ba
2,22
57
La
1,87
72
Hf
1,67
73
Ta
1,67
74
W
1,41
75
Re
1,37
76
Os
1,35
77
Ir
1,36
78
Pt
1,39
79
Au
1,46
80
Hg
1,57
81
Tl
1,71
82
Pb
1,75
83
Bi
1,70
84
Po
1,76
85
At
1,45
86
Rn
1,34
87
Fr
88
Ra
89
Ac
1,87
104105106107
58
Ce
1,81
59
Pr
1,82
60
Nd
1,82
61
Pm
1,63
62
Sm
1,81
63
Eu
1,99
64
Gd
1,79
65
Tb
1,80
66
Dy
1,80
67
Ho
1,79
68
Er
1,78
69
Tm
1,77
70
Yb
1,94
71
Lu
1,75
90
Th
1,80
91
Pa
1,61
92
U
1,38
93
Np
1,30
94
Pu
1,51
95
Am
1,73
96
Cm
97
Bk
98
Cf
99
Es
100
Fm
101
Md
102
No
103
Lw
c)RADIO IONICO:
Se refiere cuando el átomo se ha transformado en ion. Los IONES POSITIVOS son
considerablemente más pequeños que el respectivo átomo neutro. En cambio los IONES
NEGATIVOS, son más grandes que el átomo neutro, pero ligeramente. Mientras más
electrones pierdan el átomo más pequeño es el radio iónico y viceversa. Las unidades
son Å.

70. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Tabla Periódica de los Elementos
Ing. Luis Escobar C.
73
Lavariación del radio iónico para el grupo IA y el segundo periodo se observa a
continuación:

71. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Tabla Periódica de los Elementos
Ing. Luis Escobar C.
74
d)VOLUMEN ATOMICO:
Es el volumen ocupado por un at-gdel elemento, es decir por 6,022x10
23
átomos,
considerando en estado sólido.
Es la relación que se obtiene dividiendo el valor de un átomo-gramo de un elemento
químico por el valor de su densidad. El volumen atómico se expresa en cm
3
/mol.
ElementodelDensidad
ElementodelGramoAtomo
AtómicoVolumen


0
IAIIA
1
H
14,1
Número Atómico
Símbolo
Volumen Atómico (cm
3
/mol) IIIAIVAVAVIAVIIA
2
He
31,8
3
Li
13,1
4
Be
5,00
5
B
4,60
6
C
5,30
7
N
17,3
8
O
14,0
9
F
17,1
10
Ne
16,8
11
Na
23,7
12
Mg
14,0IIIBIVBVBVIBVIIB VIII IBIIB
13
Al
10,0
14
Si
12,1
15
P
17,0
16
S
15,5
17
Cl
18,7
18
Ar
24,2
19
K
45,3
20
Ca
29,9
21
Sc
15,0
22
Ti
10,6
23
V
8,35
24
Cr
7,23
25
Mn
7,39
26
Fe
7,10
27
Co
6,70
28
Ni
6,60
29
Cu
7,10
30
Zn
9,20
31
Ga
11,8
32
Ge
13,6
33
As
13,1
34
Se
16,5
35
Br
23,5
36
Kr
32,3
37
Rb
55,9
38
Sr
33,7
39
Y
19,8
40
Zr
14,1
41
Nb
10,8
42
Mo
9,40
43
Tc
8,50
44
Ru
8,30
45
Rh
8,30
46
Pd
8,90
47
Ag
10,3
48
Cd
13,1
49
In
15,7
50
Sn
16,3
51
Sb
18,4
52
Te
20,5
53
I
25,7
54
Xe
42,9
55
Cs
70,0
56
Ba
39,0
57
La
22,5
72
Hf
13,6
73
Ta
10,9
74
W
9,53
75
Re
8,85
76
Os
8,43
77
Ir
8,54
78
Pt
9,10
79
Au
10,2
80
Hg
14,8
81
Tl
17,2
82
Pb
18,3
83
Bi
21,3
84
Po
22,7
85
At
86
Rn
50,5
87
Fr
88
Ra
45,0
89
Ac
104105106107
58
Ce
21,0
59
Pr
20,8
60
Nd
20,6
61
Pm
62
Sm
19,9
63
Eu
28,9
64
Gd
19,9
65
Tb
19,2
66
Dy
19,0
67
Ho
18,7
68
Er
18,4
69
Tm
18,1
70
Yb
24,8
71
Lu
17,8
90
Th
19,9
91
Pa
15,0
92
U
12,5
93
Np
21,1
94
Pu
95
Am
20,8
96
Cm
97
Bk
98
Cf
99
Es
100
Fm
101
Md
102
No
103
Lw

72. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Tabla Periódica de los Elementos
Ing. Luis Escobar C.
75
e)ENERGIA O POTENCIAL DE IONIZACION:
Es laenergía necesaria para quitarel electrón más externo al núcleo de un átomo en
estado gaseoso y convertirlo en ION POSITIVO o CATION. Se expresa en calorías.
ATOMO NEUTRO + ENERGIA ION POSITIVO + 1e
–
A continuación se muestran algunos datos de potencial de ionización:
0
IAIIA
1
H
313
Número Atómico
Símbolo
Potencial de Ionización (calorías)IIIAIVAVAVIAVIIA
2
He
567
3
Li
124
4
Be
215
5
B
191
6
C
260
7
N
336
8
O
314
9
F
402
10
Ne
497
11
Na
119
12
Mg
176IIIBIVBVBVIBVIIB VIII IBIIB
13
Al
138
14
Si
188
15
P
254
16
S
239
17
Cl
300
18
Ar
363
19
K
100
20
Ca
141
21
Sc
151
22
Ti
158
23
V
156
24
Cr
156
25
Mn
171
26
Fe
182
27
Co
181
28
Ni
176
29
Cu
178
30
Zn
216
31
Ga
138
32
Ge
187
33
As
231
34
Se
225
35
Br
273
36
Kr
323
37
Rb
96
38
Sr
131
39
Y
152
40
Zr
160
41
Nb
156
42
Mo
166
43
Tc
167
44
Ru
173
45
Rh
178
46
Pd
192
47
Ag
175
48
Cd
207
49
In
133
50
Sn
169
51
Sb
199
52
Te
208
53
I
241
54
Xe
280
55
Cs
90
56
Ba
120
57
La
129
72
Hf
127
73
Ta
138
74
W
184
75
Re
182
76
Os
201
77
Ir
212
78
Pt
207
79
Au
213
80
Hg
241
81
Tl
141
82
Pb
171
83
Bi
185
84
Po
85
At
86
Rn
248
87
Fr
88
Ra
89
Ac
104105106107
58
Ce
159
59
Pr
133
60
Nd
145
61
Pm
133
62
Sm
129
63
Eu
131
64
Gd
142
65
Tb
155
66
Dy
157
67
Ho
68
Er
69
Tm
70
Yb
143
71
Lu
115
90
Th
91
Pa
92
U
93
Np
94
Pu
95
Am
96
Cm
97
Bk
98
Cf
99
Es
100
Fm
101
Md
102
No
103
Lw

73. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Tabla Periódica de los Elementos
Ing. Luis Escobar C.
76
En los siguientes gráficos se observa la variación de esta propiedad en los elementos
del grupo IA y del segundo periodo:

74. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Tabla Periódica de los Elementos
Ing. Luis Escobar C.
77
f)ELECTROAFINIDAD O AFINIDAD ELECTRONICA:
Es la cantidad de energía invertida para que un átomo neutro en estado gaseoso gane un
electrón extra y le permitaconvertirse en un ION NEGATIVO oANION. Se expresa en
kJ/mol.
ATOMO NEUTRO + 1e
–
ION NEGATIVO + ENERGIA
Algunas electroafinidades se muestran en la siguiente tabla:
0
IAIIA
1
H
-73
Número Atómico
Símbolo
Afinidad Electrónica (kJ/mol) IIIAIVAVAVIAVIIA
2
He
+21
3
Li
-60
4
Be
240
5
B
-23
6
C
-123
7
N
0
8
O
-142
9
F
-322
10
Ne
+29
11
Na
-53
12
Mg
230IIIBIVBVBVIBVIIB VIII IBIIB
13
Al
-44
14
Si
-120
15
P
-74
16
S
-200
17
Cl
-348
18
Ar
+35
19
K
-48
20
Ca
156
21
Sc
-18
22
Ti
-8
23
V
-50
24
Cr
-64
25
Mn
26
Fe
-15
27
Co
-63
28
Ni
-156
29
Cu
-119
30
Zn
-9
31
Ga
-36
32
Ge
-116
33
As
-77
34
Se
-195
35
Br
-324
36
Kr
+39
37
Rb
-47
38
Sr
168
39
Y
-29
40
Zr
-42
41
Nb
-86
42
Mo
-72
43
Tc
-96
44
Ru
-101
45
Rh
-110
46
Pd
-54
47
Ag
-126
48
Cd
+26
49
In
-34
50
Sn
-121
51
Sb
-101
52
Te
-190
53
I
-295
54
Xe
+40
55
Cs
-46
56
Ba
52
57
La
-48
72
Hf
73
Ta
-14
74
W
-79
75
Re
-14
76
Os
-106
77
Ir
-151
78
Pt
-205
79
Au
-223
80
Hg
+18
81
Tl
-50
82
Pb
-101
83
Bi
-101
84
Po
-170
85
At
-270
86
Rn
+41
87
Fr
88
Ra
89
Ac
-29
104105106107
58
Ce
59
Pr
60
Nd
61
Pm
62
Sm
63
Eu
64
Gd
65
Tb
66
Dy
67
Ho
68
Er
69
Tm
70
Yb
71
Lu
90
Th
91
Pa
92
U
93
Np
94
Pu
95
Am
96
Cm
97
Bk
98
Cf
99
Es
100
Fm
101
Md
102
No
103
Lw
Los valores negativos corresponden a energía liberada y los positivos a energía
absorbida.

75. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Tabla Periódica de los Elementos
Ing. Luis Escobar C.
78
g)ELECTRONEGATIVIDAD:
Es la fuerza o capacidad que tiene un átomo para retener electrones de enlace(últimos
electrones). La electronegatividad guarda relación directa con el potencial de ionización.
Los valores de las electronegatividades de registran en la siguiente tabla:
0
IAIIA
1
H
2,1
Número Atómico
Símbolo
Electronegatividad IIIAIVAVAVIAVIIA
2
He
3
Li
1,0
4
Be
1,5
5
B
2,0
6
C
2,5
7
N
3,0
8
O
3,5
9
F
4,0
10
Ne
11
Na
0,9
12
Mg
1,2IIIBIVBVBVIBVIIB VIII IBIIB
13
Al
1,5
14
Si
1,8
15
P
2,1
16
S
2,5
17
Cl
3,0
18
Ar
19
K
0,8
20
Ca
1,0
21
Sc
1,3
22
Ti
1,5
23
V
1,6
24
Cr
1,6
25
Mn
1,5
26
Fe
1,8
27
Co
1,8
28
Ni
1,8
29
Cu
1,9
30
Zn
1,6
31
Ga
1,6
32
Ge
1,8
33
As
2,0
34
Se
2,4
35
Br
2,8
36
Kr
37
Rb
0,8
38
Sr
1,0
39
Y
1,3
40
Zr
1,4
41
Nb
1,6
42
Mo
1,8
43
Tc
1,9
44
Ru
2,2
45
Rh
2,2
46
Pd
2,2
47
Ag
1,9
48
Cd
1,7
49
In
1,7
50
Sn
1,8
51
Sb
1,9
52
Te
2,1
53
I
2,5
54
Xe
55
Cs
0,7
56
Ba
0,9
57
La
1,1
72
Hf
1,3
73
Ta
1,5
74
W
1,7
75
Re
1,9
76
Os
2,2
77
Ir
2,2
78
Pt
2,2
79
Au
2,4
80
Hg
1,9
81
Tl
1,8
82
Pb
1,8
83
Bi
1,9
84
Po
2,0
85
At
2,2
86
Rn
87
Fr
0,7
88
Ra
0,9
89
Ac
1,1
104105106107
58
Ce
1,1
59
Pr
1,1
60
Nd
1,2
61
Pm
1,1
62
Sm
1,2
63
Eu
1,1
64
Gd
1,1
65
Tb
1,2
66
Dy
1,1
67
Ho
1,2
68
Er
1,2
69
Tm
1,2
70
Yb
1,1
71
Lu
1,2
90
Th
1,3
91
Pa
1,5
92
U
1,7
93
Np
1,3
94
Pu
1,3
95
Am
1,3
96
Cm
1,3
97
Bk
1,3
98
Cf
1,3
99
Es
1,3
100
Fm
1,3
101
Md
1,3
102
No
1,3
103
Lw
1,5
A continuación podemos observar gráficamente la variación de esta propiedad en los
elementos del grupo IA y del segundo periodo:

76. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Tabla Periódica de los Elementos
Ing. Luis Escobar C.
79

77. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Tabla Periódica de los Elementos
Ing. Luis Escobar C.
80
6.RELACIONES EN LOS GRUPOS Y PERIODOS:
a)EN LOS GRUPOS:
RELACION DIRECTA:
Al aumentar el NUMERO ATOMICO, aumenta: densidad, radio atómico, radio ionico,
volumen atómico, carácter metálico, volumen iónico.
RELACION INVERSA:
Al aumentar elNUMERO ATOMICO, disminuye: potencial de ionización,
electroafinidad, electronegatividad, carácter no metálico, actividad química de los
metales.
b)EN LOS PERIODOS:
RELACION DIRECTA:
Al aumentar el NUMERO ATOMICO, aumenta: el potencial de ionización,
electronegatividad, electroafinidad, radio iónico de los no metales, actividad química de
los no metales, densidad, carácter no metálico.
RELACION INVERSA:
Al aumentar el NUMERO ATOMICO, disminuye: radio atómico, carácter metálico,
radio iónico de los metales,actividad química de los metales.
PROBLEMAS PROPUESTOS:
1.El Cloro y el Bario tienennúmero atómico 17 y 56. Indicara qué grupoy periodo de la
tablapertenecen.
2.Se tienen los elementos denúmero atómico 16 y 31. Decidir a qué grupo y periodo
pertenecende la tabla periódica.
3.En qué grupo y período estará elelemento cuyoátomotiene la configuración 6s
2
, 6p
2
en
el nivel de valencia.
4.Sin consular la tabla periódica, seleccionar de la siguiente lista los elementos quese
encuentrenen el mismo grupo y aquellos que estén en el mismo período:20Ca,16S,19K,
56Ba,30Zn,34Se,4Be.
5.En cada par seleccionar el átomo o ion más grande: a) K o Rb; b) Br
–1
o I
–1
.
6.Cuál es el ion más grande en la serie isoelectrónica: Na
+1
, Mg
+2
, A1
+3
.
7.En la siguiente serie isoelectrónica: N
–3
, O
–2
, F
–1
. Cuál es el ionde mayorradio.
8.Para la siguiente serie de iones isoeléctricos determinarcual tiene el mayor tamaño: S
–2
,
Cl
–1
, K
+1
, Ca
+2
.

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

79. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Enlaces Químicos
Ing. Luis Escobar C.
82
CAPITULO4
ENLACESQUIMICOS
1.GENERALIDADES:
Se define como ENLACES QUIMICOS a todas y cada una de las formas y fuerzas que
mantienen unidos a los átomos de elementos entre sí para formarmoléculas decompuestos
determinados.
En 1916 y los años siguientes, fueron propuestas varias ideas importantes y novedosas
acerca de las uniones químicas, propuestas por: Lewis, Langmuir y Kossel. Entre las ideas
propuestas estaban que:
a)Los electrones tienen un papel fundamental en el enlace químico.
b)En los compuestos iónicos hay una trasferencia de uno o más electrones de un átomo a
otro. El resultado es la formación de iones positivos y negativos.
c)En compuestos covalentes hay la participación mutua de pares electrónicos entre los
átomos enlazados.
d)Los átomos participan en la formación de enlaces hasta la adquisición de un grupo
estable de 8 electrones en sus capas externas, es decir un octeto.
2.VALENCIA:
Uno de los detalles muy importantes que se puede deducir de la tabla periódica es la
valenciamás probable deun elemento.
VALENCIA, es lacapacidadque tiene un elemento para formar enlaces químicos.Según la
teoría electrónica, es el número de electrones que acepta, cede o comparte un átomo o un
grupo atómico.
Los electrones del nivel de energía más externo, se conocen como ELECTRONES DE
VALENCIA de los que dependen principalmente las propiedades químicas del elemento.
11Na: 1s
2
, 2s
2
, 2p
6
, 3s
1electrónde valencia
17Cl: 1s
2
, 2s
2
, 2p
6
, 3s
2
,3p
5electronesde valencia
Al aceptar, ceder o compartir electronesun átomo, lo hace de tal manera que tiende a
quedar con la última capa de estructura análoga a la del GAS NOBLE más próximo
(REGLA DEL OCTETO:tener ocho electrones en el último nivel de energía).

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

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

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

83. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Enlaces Químicos
Ing. Luis Escobar C.
86
4.ELECTRONEGATIVIDAD:
Se define como la tendencia o capacidad que tiene un átomo para atraer electrones de
valencia (electrones deenlace) hacia su estructura. La electronegatividad es mayor en
átomos pequeños que en átomos grandes. Los átomos cuyos orbitales están casi saturados
tienen electronegatividades altas.
En la siguiente tabla se muestran los valores de electronegatividad para la mayoría de
elementos químicos:
0
IAIIA
1
H
2,1
Número Atómico
Símbolo
Electronegatividad IIIAIVAVAVIAVIIA
2
He
3
Li
1,0
4
Be
1,5
5
B
2,0
6
C
2,5
7
N
3,0
8
O
3,5
9
F
4,0
10
Ne
11
Na
0,9
12
Mg
1,2IIIBIVBVBVIBVIIB VIII IBIIB
13
Al
1,5
14
Si
1,8
15
P
2,1
16
S
2,5
17
Cl
3,0
18
Ar
19
K
0,8
20
Ca
1,0
21
Sc
1,3
22
Ti
1,5
23
V
1,6
24
Cr
1,6
25
Mn
1,5
26
Fe
1,8
27
Co
1,8
28
Ni
1,8
29
Cu
1,9
30
Zn
1,6
31
Ga
1,6
32
Ge
1,8
33
As
2,0
34
Se
2,4
35
Br
2,8
36
Kr
37
Rb
0,8
38
Sr
1,0
39
Y
1,3
40
Zr
1,4
41
Nb
1,6
42
Mo
1,8
43
Tc
1,9
44
Ru
2,2
45
Rh
2,2
46
Pd
2,2
47
Ag
1,9
48
Cd
1,7
49
In
1,7
50
Sn
1,8
51
Sb
1,9
52
Te
2,1
53
I
2,5
54
Xe
55
Cs
0,7
56
Ba
0,9
57
La
1,1
72
Hf
1,3
73
Ta
1,5
74
W
1,7
75
Re
1,9
76
Os
2,2
77
Ir
2,2
78
Pt
2,2
79
Au
2,4
80
Hg
1,9
81
Tl
1,8
82
Pb
1,8
83
Bi
1,9
84
Po
2,0
85
At
2,2
86
Rn
87
Fr
0,7
88
Ra
0,9
89
Ac
1,1
104105106107
58
Ce
1,1
59
Pr
1,1
60
Nd
1,2
61
Pm
62
Sm
1,2
63
Eu
64
Gd
1,1
65
Tb
1,2
66
Dy
67
Ho
1,2
68
Er
1,2
69
Tm
1,2
70
Yb
1,1
71
Lu
1,2
90
Th
1,3
91
Pa
1,5
92
U
1,7
93
Np
1,3
94
Pu
1,3
95
Am
1,3
96
Cm
97
Bk
98
Cf
99
Es
100
Fm
101
Md
102
No
103
Lw
Una de las aplicaciones de la electronegatividad es la predicción del posible tipo de enlace
químico entre dos átomos, el siguiente diagrama nos explica lo mencionado anteriormente:

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

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

86. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Enlaces Químicos
Ing. Luis Escobar C.
89
Este enlace se presenta generalmente entre los elementos de la derecha de la tabla periódica,
es decir entre losNO METALES.
Los compuestos que se unen por enlace covalente, tienen las siguientes propiedades:
-Son sustanciasgaseosas o líquidos volátiles.
-Presentan bajos puntos de ebullición y de fusión.
-En estado sólido, líquido y gaseoso no conducen la corrienteeléctrica, es decir no son
electrolitos.
-Son solubles en compuestos covalentes.
-Reaccionan lentamente, porque los enlaces covalentes son difíciles de romper.
A continuación se muestra una comparación de algunas propiedades generales de un
compuesto iónicoy un compuesto covalente:
PROPIEDAD NaCl CCl4
Aspecto
Punto de Fusión (°C)
Calor molar de fusión (kJ/mol)
Punto de ebullición (°C)
Calor molar de vaporización (kJ/mol)
Densidad (g/cm
3
)
Solubilidad en agua
Conductividad eléctrica: Sólido
Líquido
Sólidoblanco
801
30,2
1413
600
2,17
Alta
Pobre
Buena
Líquidoincoloro
–23
2,5
76,5
30
1,59
Muy baja
Pobre
Pobre
c)ENLACE METALICO:
Como su nombre lo indica es el que se produce entre metales, en la formación de
moléculas,aleaciones, y amalgamas. Se considera un tipo especial de enlace covalente, en
el que cada átomo del metal con los átomos vecinos tratan de formar pares electrónicos,
produciéndose un conjunto de electrones móviles, formándose la llamada NUBE
ELECTRONICA.

87. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Enlaces Químicos
Ing. Luis Escobar C.
90
La nube proporciona la fuerza necesaria para que los átomos se unan y el enlace se
mantenga estable, evitando la repulsión entre cargas positivas del metal. La nube
electrónica determina la principal característica de los metales, la CONDUCCION
ELECTRICA, además de las otras propiedades de los metales.
6.POLARIDAD DE LOS ENLACES:
a)Un enlace es estrictamente COVALENTE, cuando los dos átomos que forman el enlace
se benefician por igual del par de electrones. Es común este enlace en MOLECULAS
DIATOMICAS HOMONUCLEARES (ambos átomos son del mismo elemento), así:
H2, N2, O2, F2, Cl2, etc., estas moléculas presentan enlaceNO POLAR.
b)Un enlace es estrictamente IONICO cuando uno de los átomos que forma el enlace se
apodera completamente de la pareja de electrones; como en NaCl, el Cl se apodera
completamente del par electrónico por su mayor afinidad de electrones y por
consiguiente la pareja esta más próxima él. El enlace es POLAR.
7.ESTRUCTURA DE LEWIS:
Es una forma de escribir los enlaces químicos y consiste enrepresentar a los átomos de los
elementos con sus electrones de valencia, sin tomar en cuenta a los demás electrones.Para
representar a las ESTRUCTURAS DE LEWIS se sigue el siguiente procedimiento:
a)El primer paso es dibujar el esqueleto de la molécula,o sea determinar cuales átomos
están unidos entre sí. Esto facilita si tenemos en cuenta que las moléculas presentan
normalmente los arreglos más simétricos posibles.
Para el CO2: O C O
O
Para el H2SO4: HOSOH
O

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

89. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Enlaces Químicos
Ing. Luis Escobar C.
92
8.EXCEPCIONESA LA REGLA DEL OCTETO:
A continuación se dan a conocer una serie de excepciones de moléculas que no cumplen
con la regla del octeto.
a)COMPUESTOS EN CUYAS MOLECULASLOSATOMOS CENTRALES TIENEN
MENOS DE 8 ELECTRONES:
Este grupoestácompuesto por moléculasque contienenátomos centrales de los grupos
IIA y IIIA. Por ejemplo: BeCl2(g), BF3(g) y AlCl3(g).
b)COMPUESTOS QUE TIENEN MOLECULAS CUYOS ATOMOS CENTRALES
TIENEN MAS DE OCHO ELECTRONES:
Este grupo comprende las moléculas cuyos átomos centrales pertenecen a los periodos
3, 4, 5, 6 o mayores que estos. Por ejemplo: PF5, SF6, XeF4, son típicos.
c)COMPUESTOS CON MOLECULAS QUE CONTIENEN UN NUMERO IMPAR DE
ELECTRONES:
Aunque las moléculas estables de esta clase son raras, existen algunas, como por
ejemplo:NO, con un total de 8 electrones de valencia; NO2con un total de 17
electrones de valencia y ClO2que tiene un total de 19 electrones de valencia.
EJERCICIOS RESUELTOS:
1)Cuando los elementos A y B se unen químicamente forman el compuesto iónico AB2,
adquiriendo los átomos de los elementos la configuración electrónica del Argón (Z=18).
Identificar a los elementos A y B, dando a conocer: Bloque, Grupo, Periodo, valencia,
Carácter Químico, Número Atómico y Símbolo de cada elemento. Además dar la
posible fórmula del compuesto.
Como el compuesto AB2, es iónico: Ametal: A
+2
, pierde 2 electrones
Bno metal: B
–1
, gana 1electrón
Entonces:A–2 = 18A = 20
B + 1 = 18B = 17
Por otro lado los átomos tendrán la siguiente configuración electrónica:

90. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Enlaces Químicos
Ing. Luis Escobar C.
93
Ar (Z=18): 1s
2
, 2s
2
, 2p
6
, 3s
2
, 3p
6
Si A pierde 2 electrones, tendrá la configuración 1s
2
, 2s
2
, 2p
6
, 3s
2
, 3p
6
, 4s
2
; siendo su
número atómico(Z)20 y B que ha ganado 1 electrón tiene 1s
2
, 2s
2
, 2p
6
, 3s
2
, 3p
5
como
configuración electrónica y su número atómico es 17.
Con estas consideraciones podemos identificar a los elementos:
ELEMENTO A B
B
G
P
V
CQ
EO
Z
S
s
IIA
4
2
Metal
+2
20
Ca
p
VIIA
3
7
No Metal
–1, +1, +3, +5, +7
17
Cl
La posible fórmula del compuesto es: CaCl2
2)Cuando los elementos X e Y se unen químicamente forman el compuesto covalente
XY2, adquiriendo los átomos de los elementos la configuración electrónica del Ar
(Z=18). Identificar a los elementos X e Y, dando a conocer: Bloque, Grupo, Periodo,
valencia, Carácter Químico, Número Atómico y Símbolo de cada elemento. Además dar
la posible fórmula del compuesto.
Como ahora el compuesto XY2es covalente los elementos X e Y son no metales,
debiendo representar su fórmula electrónica:
En la estructura anterior podemos observar que los tres átomos cumplen con la Ley del
Octeto (8 electrones al final), de lo que podemosconcluirque X tiene 6 electrones de
valencia e Y tiene 7 electrones de valencia, si la distribución electrónica del Argón
(Z=18) es 1s
2
, 2s
2
, 2p
6
, 3s
2
, 3p
6
; tenemos:
X: 1s
2
, 2s
2
, 2p
6
, 3s
2
, 3p
4
Z=16
Y: 1s
2
, 2s
2
, 2p
6
, 3s
2
, 3p
5
Z=17

91. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Enlaces Químicos
Ing. Luis Escobar C.
94
Con lo que podemos indentificar los elementos:
ELEMENTO X Y
B
G
P
V
CQ
EO
Z
S
p
VIA
3
6
No Metal
–2, +2, +4, +6
16
S
p
VIIA
3
7
No Metal
–1, +1, +3, +5, +7
17
Cl
La posible fórmula es: SCl2

92. FUNDAMENTOS DE QUMICA GENERAL Nomenclatura de Compuestos Inorgánicos
Ing. Luis Escobar C.
94
CAPITULO5
NOMENCLATURA DECOMPUESTOS
INORGANICOS
1.GENERALIDADES:
NOMENCLATURA QUIMICA, es el conjunto de reglas lógicas, racionales y científicas
que se han establecido para designar nombres y escribir fórmulas de los cuerpos tomando
en cuenta la resolución de los Congresos Internacionales de Química.
En la escritura de los diferentes compuestos se deben tomar en cuenta los siguientes
aspectos:
SUBINDICE, nos indica el número de veces que el átomo o grupo atómico se repite en
la estructura molecular.Los subíndices se escriben en la parte inferior derecha del
átomo o grupo atómico:
H2SO4: 2 átomos de H
1 átomo de S
4 átomos de O
H3PO4: 3 átomos de H
1 átomo de P
4 átomos de O
Ca (OH)2:1 átomo de Ca
2 átomos de H
2 átomos de O
COEFICIENTE, es el número que se coloca antes de una fórmula molecular y afecta a
todos los átomos:
3H2SO4: 6 átomos de H
3 átomos de S
12 átomos de O
10H2O: 20 átomos de H
10 átomos de O
3Ca(OH)2:3 átomos de Ca
6 átomos de H
6 átomos de O

93. FUNDAMENTOS DE QUMICA GENERAL Nomenclatura de Compuestos Inorgánicos
Ing. Luis Escobar C.
95
PARENTESIS, se usa para encerrar un grupode átomoso un radical que se repite en la
estructura molecular:
Fe(OH)3: 1 átomo de Fe
3 átomos de O
3 átomos de H
Cu(NO3)2:1 átomo de Cu
2 átomos de N
6 átomos de O
2.COMPUESTOSBINARIOS:
Se encuentran formados porátomosde dos elementos distintosen su molécula. Los
compuestos binariosson:
a)HIDRUROS O HIDRUROS METALICOS:
Resultan de combinar cualquier Metal con el Hidrógeno, tomando en cuenta el estado de
oxidación positivo del Metaly el–1 del Hidrógeno:
METAL + HIDROGENO HIDRUROS METALICOS
M
+X
+ H
–1
MHX
NOMENCLATURA:
HIDRURO DE, y Iuego el nombre del Metal, cuando este tiene un estado de oxidación.
Cuando el Metal presenta dos estados de oxidación, el nombre del metal termina en OSO e
ICO para el de menor y mayor estado de oxidación respectivamente.
A continuación se muestran algunos ejemplos:
NaHHidruro de Sodio FeH2Hidruro Ferroso
CaH2Hidruro de Calcio FeH3Hidruro Férrico
AlH3Hidruro de Aluminio PbH2HidruroPlumboso
CdH2Hidruro de Cadmio PbH4Hidruro Plúmbico
AgHHidruro de Plata CuHHidruro Cuproso
BiH3Hidruro de Bismuto CuH2Hidruro Cúprico
ScH3Hidruro de Escandio MnH2Hidruro Manganoso
TiH2Hidruro de Titanio MnH3Hidruro Mangánico

94. FUNDAMENTOS DE QUMICA GENERAL Nomenclatura de Compuestos Inorgánicos
Ing. Luis Escobar C.
96
b)COMPUESTOS ESPECIALES:
Se forman por la combinación de los No Metales (III, IV y VA) con el Hidrógeno. El estado
de oxidacióndel No Metal es negativo y +1eldelHidrógeno:
NO METAL + HIDROGENO COMPUESTOS ESPECIALES
m
–X
+ H
+1
mHX
NOMENCLATURA
Reciben estoscompuestos NOMBRES ESPECIALES:
BH3Borano
CH4Metano
SiH4Silano
NH3Amoníaco
PH3Fosfamina o Fosfina
AsH3Arsenamina o Arsina
SbH3Estibamina o Estibina
Su importancia radica en que a partir de ellos pueden formarse RADICALES de carga+1,
como los siguientes:
NH4
+1
Radical Amonio
PH4
+1
Radical Fosfonio
AsH4
+1
RadicalArsonio
SbH4
+1
RadicalEstibonio
c)HIDRUROS NO METALICOS O ACIDOS HIDRACIDOS:
Resultan de la combinación de un No Metal (VI y VIIA) con el Hidrógeno, excepto el
Oxígeno, intercambiando estados de oxidación. El Hidrógeno actúa con +1.
HIDROGENO + NO METAL ACIDOS HIDRACIDOS
H
+1
+m
–X
HXm
NOMENCLATURA:
Cuando se encuentran en estado líquido o en solución, se utiliza la palabraACIDO, y
luego el del NO METAL terminadoenHIDRICO.
Cuando son gases, el NO METAL terminado en URO y luegoDE HIDROGENO.

95. FUNDAMENTOS DE QUMICA GENERAL Nomenclatura de Compuestos Inorgánicos
Ing. Luis Escobar C.
97
Compuestos de este tipo son:
HF Acido FluorhídricoFluoruro de Hidrógeno
HClAcidoClorhídricoCloruro de Hidrógeno
HBrAcido BromhídricoBromuro de Hidrógeno
HI Acido IodhídricoIoduro de Hidrógeno
H2SAcido SulfhídricoSulfuro de Hidrógeno
H2SeAcido SelenhídricoSeleniuro de Hidrógeno
H2TeAcido TelurhídricoTelururo de Hidrógeno
d)SALES HALOGENAS NEUTRAS (SALES):
Se las conoce como SALES BINARIAS se obtienen principalmente combinando un Metal
con un No Metal. En donde el metal actúa con estado de oxidación positivo y el no metal
con estado de oxidación negativo.
METAL + NO METALSALES HALOGENAS NEUTRAS
M
+X
+m
–Y
MYmX
NOMENCLATURA:
Cuando el Metal tiene un estado de oxidación, el no metal terminado en URO, luego de
y el nombre del metal.
Cuando tiene dos estados de oxidación, el nombre del no metal terminado en URO y
luego el nombre del metal terminado en OSO e ICO para el menor y mayor estado de
oxidaciónrespectivamente.
A continuación se presentan algunos ejemplos de estos compuestos:
NaClCloruro de Sodio FeCl2Cloruro Ferroso
Al2S3Sulfuro de Aluminio FeCl3Cloruro Férrico
CaF2Fluoruro de Calcio MnSSulfuro Manganoso
CdBr2Bromurode Cadmio Mn2S3Sulfuro Mangánico
BiI3Ioduro de Bismuto Au2TeTelururo Auroso
Zn3B2Boruro de Zinc Au2Te3Telururo Aúrico
e)TIPO SAL (SALOIDE):
Compuestos que resultan de unión de dos No Metales, intercambiando estados de
oxidación. Se coloca primeroel elemento menos electronegativo y luego el más
electronegativo.

96. FUNDAMENTOS DE QUMICA GENERAL Nomenclatura de Compuestos Inorgánicos
Ing. Luis Escobar C.
98
NO METAL + NO METALSALOIDES
m
+X
+m
–Y
mYmX
Las electronegatividades en los NO METALES varían de la siguiente manera en forma
descendente:
F, O, Cl, N, Br, I, S, C,As, Se, Te, H, P, B, Sb, Si
NOMENCLATURA:
El nombre del No Metal más electronegativo terminado en URO, y luego el nombre del
No Metal menos electronegativo terminado en ICO.
Cuando el no metal menos electronegativo tiene dos estados de oxidación,éstetermina
en OSO e ICO.
Cuando tiene más de dos estados de oxidación:
HIPO_____OSO
__________OSO
__________ICO
PER ______ICO
A continuación se muestran algunos ejemplos de este tipo:
BF3FluoruroBórico
As2S3Sulfuro Arsenioso
As2S5Sulfuro Arsénico
BrClCloruroHipobromoso
BrCl3CloruroBromoso
BrCl5CloruroBrómico
BrCl7CloruroPerbrómico
f)OXIDOS:
Son compuestos que resultan de la combinación de un Metal o un No Metal con el
OXIGENO, en donde el oxígeno actúa con estado de oxidación–2. Pueden ser:
ELEMENTO + OXIGENO OXIDO
1)BASICOS:

97. FUNDAMENTOS DE QUMICA GENERAL Nomenclatura de Compuestos Inorgánicos
Ing. Luis Escobar C.
99
Se forman de la combinación de un Metal con el Oxígeno. El Metal actúa con estado de
oxidación positivo y–2 del Oxígeno.
METAL + OXIGENOOXIDO BASICO
M
+X
+ O
–2
M2OX
NOMENCLATURA:
OXIDO DE y luego el nombre del Metal, cuando este tiene un estado de oxidación.
OXIDO, y luego el Metal terminado en OSO e ICO para dos estados de oxidación.
A continuación se muestran algunos ejemplos de este tipo de compuestos:
Na2OOxido de Sodio FeOOxido Ferroso
CaOOxido de Calcio Fe2O3Oxido Férrico
Al2O3Oxido de Aluminio PbOOxido Plumboso
CdOOxido de Cadmio PbO2Oxido Plúmbico
Bi2O3Oxido de Bismuto MnOOxido Manganoso
ZnOOxido de Zinc Mn2O3Oxido Mangánico
2)ACIDOS (ANHIDRIDOS):
Son compuestos que resultan de la combinación de un No Metal con el Oxígeno, tomando
en cuenta el estado de oxidación positivo del No metal y–2 del Oxígeno.
NO METAL + OXIGENOOXIDO ACIDO
m
+X
+ O
–2
m2OX
NOMENCLATURA:
ANHIDRIDO y luego el nombre del no metal terminado en ICO cuando este tiene un
solo estado de oxidación.
Cuando tiene dos estados de oxidación su nombre termina en OSO e ICO.
Cuando presenta más estados de oxidación(4)se realiza de la siguiente manera:
HIPO_____OSO
__________OSO
__________ICO
PER ______ICO

98. FUNDAMENTOS DE QUMICA GENERAL Nomenclatura de Compuestos Inorgánicos
Ing. Luis Escobar C.
100
Los siguientes son ejemplos de compuestos de este tipo:
B2O3Anhídrido Bórico
CO2Anhídrido Carbónico
As2O3Anhídrido Arsenioso
As2O5Anhídrido Arsénico
SO2Anhídrido Sulfuroso
SO3Anhídrido Sulfúrico
Cl2OAnhídrido Hipocloroso
Cl2O3Anhídrido Cloroso
Cl2O5Anhídrido Clórico
Cl2O7Anhídrido Perclórico
3)PEROXIDOS:
Se considera que el estado de oxidación del Oxígeno es–1.Son óxidos de ciertos metales
que asocian a su molécula un átomo de oxígeno adicional. Se presentan en los siguientes
elementos: H, elementos del grupo IA, Be, Mg, Ca, Cu, Zn.
OXIDO BASICO + OXIGENOPEROXIDO
M2OX+ OM2OX+1
NOMENCLATURA:
PEROXIDO DE, y el nombre del metal.
PEROXIDO, y el nombre del metal terminado en OSO e ICO cuando tiene dos estados
de oxidación.
Ejemplos de estos compuestos se muestran a continuación:
Na2O2Peróxido de Sodio
BeO2Peróxido de Berilio
CaO2Peróxido de Calcio
H2O2Peróxido de Hidrógeno
Cu2O2Peróxido Cuproso
CuO2PeróxidoCúprico
H2O2Peróxido de Hidrógeno
4)OXIDOS SALINOS O MIXTOS:
Compuestos que resultan al sumar dos óxidos de un mismo metal. Esto es, los óxidos de
metales con dos estados de oxidación.

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

100. FUNDAMENTOS DE QUMICA GENERAL Nomenclatura de Compuestos Inorgánicos
Ing. Luis Escobar C.
102
HIDROXIDO, y el metal terminado enOSO e ICOcuando presenta dos estados de
oxidación.
Los siguientes compuestos son ejemplos de este tipo:
Na(OH) Hidróxido de SodioMn(OH)2Hidróxido Manganoso
Ca(OH)2Hidróxido de CalcioMn(OH)3Hidróxido Mangánico
Al(OH)3Hidróxido de AluminioCu(OH) Hidróxido Cuproso
Zn(OH)2Hidróxido de ZincCu(OH)2Hidróxido Cúprico
Bi(OH)3Hidróxido de BismutoHg(OH) Hidróxido Mercurioso
K(OH) Hidróxido de PotasioHg(OH)2Hidróxido Mercúrico
b)OXACIDOS UOXOACIDOS:
Estos compuestos resultande la unión de un Oxido Acido (Anhídrido) con el Agua:
OXIDO ACIDO + AGUAOXACIDO
Son de tres clases: ORTO, META y PIRO
ORTO:
Se obtienen de la siguiente manera:
Escribir los símbolos del Hidrógeno, No Metal y Oxígeno.
El número de HIDROGENOS, es igual al estado de oxidación negativo del No Metal.
El número de OXIGENOS, es igual a la suma del número de hidrógenos con el estado
de oxidación positivo del no metal y dividido para 2.
NOMENCLATURA:
ACIDO ORTO yluego el nombre delno metal terminado en ICO, si éste tiene un solo
estado de oxidación.
Cuando el no metal tiene dos estados de oxidación su nombre termina en OSO e ICO.
Si tiene más de dos, tenemos:
HIPO_____OSO
__________OSO
__________ICO
PER ______ICO
A continuación se muestran algunos compuestos de este tipo:

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

102. FUNDAMENTOS DE QUMICA GENERAL Nomenclatura de Compuestos Inorgánicos
Ing. Luis Escobar C.
104
Los siguientes son ácidos de este tipo:
H4B2O5 Acido Pirobórico
H2S2O5 Acido Pirosulfuroso
H2S2O7 AcidoPirosulfúrico
H4As2O5 Acido Piroarsenioso
H4As2O7 Acido Piroarsénico
c)OXACIDOS DE METALES:
Algunos metales al actuar con números o estados de oxidación altoscomo +4, +5, +6, +7 y
a veces +3 forman oxácidos:
H2CrO4 Acido Crómico
H2Cr2O7 Acido Dicrómico
H2MnO4 Acido Mangánico
HMnO4 Acido Permangánico
HBiO3 Acido Metabismútico
H3VO4 Acido Ortovanadico
H3AlO3 Acido Alumínico
HAlO2 Acido Metalumínico
H2WO4 Acido Túngstico
d)OXOSALES U OXISALES NEUTRAS:
Proceden de la neutralización total de un Oxácido con un Hidróxido o Base. Todos los
Hidrógenosdel Oxácidoson reemplazados por metales o radicales.
OXACIDO + HIDROXIDOOXISAL NEUTRA
NOMENCLATURA:
Para dar el nombre se debe verdequéácido provienen, cambiando la terminación del
Acido de la siguiente manera:
ACIDO OXISAL
Oso
Ico
ito
ato
A continuación se muestran algunos ejemplos:

103. FUNDAMENTOS DE QUMICA GENERAL Nomenclatura de Compuestos Inorgánicos
Ing. Luis Escobar C.
105
Al2(SO4)3 Sulfato de Aluminio
NaNO3 Nitrato de Sodio
Ca(ClO)2 Hipoclorito de Calcio
Cd(BO2)2 Metaboratode Cadmio
K2Cr2O7 Dicromato de Potasio
KMnO4 Permanganato de potasio
NaBiO3 Metabismutato de Sodio
Cu4As2O5Piroarsenito Cuproso
FeS2O7 Pirosulfato Ferroso
e)SULFO, SELENI Y TELURI SALES NEUTRAS :
Son compuestos que resultan al sustituir los Oxígenos de una Oxosal (Oxisal Neutra) por
Azufre, Selenio y Teluro respectivamente:
OXOSAL + AZUFRESULFOSAL
+ SELENIOSELENISAL
+ TELUROTELURISAL
NOMENCLATURA:
Se antepone el nombre de la Oxisal, los prefijos SULFO, SELENI, y TELURI; si se
reemplaza por Azufre, Selenio y Teluro respectivamente.
Compuestos de este tipo son los siguientes:
CaCS3 Sulfocarbonato de Calcio
CaCSe3 Selenicarbonato de Calcio
CaCTe3 Teluricarbonato de Calcio
KClS3 Sulfoclorato de Potasio
Ca(NS3)2 Sulfonitrato de Calcio
4.COMPUESTOS CUATERNARIOS:
Se trata de compuestos que tienen átomos de cuatro elementos distintos en su molécula y
comprenden los siguientescompuestos:
a)OXISALES ACIDAS:
Son compuestos que se obtienen de la sustitución parcial de los Hidrógenos de un Oxácido
por un metal:
OXACIDO + METALOXISAL ACIDA

104. FUNDAMENTOS DE QUMICA GENERAL Nomenclatura de Compuestos Inorgánicos
Ing. Luis Escobar C.
106
También se obtiene haciendo reaccionar un oxácido con un hidróxido:
OXACIDO+ HIDROXIDOOXISAL ACIDA
NOMENCLATURA:
Se nombran cambiando la terminación OSO por ITO, e ICO por ATO del radical ácido,
luego la palabraACIDOy a continuación el nombre del metal.
Cuando el metal tiene dos estados de oxidación, su nombre termina enOSOy enICO.
Los siguientes son compuestos de este tipo:
KHSO4 Sulfato Acido de Potasio
Ba(H2PO3)2 Fosfito Diácido de Bario
CaHAsO4 Arsenato Acido de Calcio
Al2(H2As2O5)3 Piroarsenito Diácido de Aluminio
Fe(H2BO3)3 Borato Diácido Férrico
b)OXISALES BASICAS:
Compuestos que resultan de la neutralización parcial de los grupos OH de una base
polihidroxiladacon los hidrógenos de unácidooxácido o un hidrácido:
BASE o HIDROXIDO + OXACIDO o HIDRACIDO OXISAL BASICA
Se pueden obtener también por sustitución parcial de los grupos OH de una base
polihidroxiladapor el radical ácido de un oxácido.
NOMENCLATURA:
Se nombran cambiando la terminaciónOSOporITO, ICOporATOdel oxácido, la
terminaciónHIDRICOdel hidrácido porURO; luego la palabraBASICOy a
continuación el nombre del metal.
Cuando el metal tiene dos estados de oxidación su nombre termina enOSOeICO.
A continuación se muestran algunos ejemplos:
Ca(OH)ClO4 Perclorato Básico de Calcio
Al(OH)SO4 Sulfato Básico de Aluminio
Mg(OH)Cl Cloruro Básico de Magnesio
Al(OH)S Sulfuro Básico de Aluminio

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

106. FUNDAMENTOS DE QUMICA GENERAL Nomenclatura de Compuestos Inorgánicos
Ing. Luis Escobar C.
108
NOMENCLATURA:
Cuando los ácidos son de la misma familia, se nombra primero el radical ácido del
elemento más electronegativo, cambiando el términoOSOporITO, eICOporATO,y
luego el nombre del metal.
Cuando los ácidos son: unHIDRACIDOy unOXACIDO, primero se nombra el
hidrácido (cambiandoHIDRICOporURO) y luego el oxácido (cambiandoOSOpor
ITO, eICOporATO), a continuación el nombre del metal. Cuando el metal tienedos
estados de oxidación, su nombre termina enOSOeICO.
Los compuestos que a continuación se muestran son ejemplos de este tipo:
CaClBrO4 Cloruro Perbromato de Calcio
Cd2(NO3)CO3 Nitrato Carbonato de Cadmio
BiNO3SO4 Nitrato Sulfato de Bismuto
AlCl2NO3 Cloruro Nitrato de Aluminio
TaSO4PO3 Sulfato Fosfito de Tántalo
Po2Te2As2O7 Telururo Piroarsenito de Polonio
EJERCICIOS PROPUESTOS:
Todos los ejercicios de este capítulo de dictarán en clase.

107. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estado Gaseoso
Ing. Luis Escobar C.
109
CAPITULO6
ESTADOGASEOSO
1.GENERALIDADES:
Los ESTADOS FISICOS de la materia son las diferentes formas de presentarse la misma
ya sea homogénea o heterogénea. Estos estados son: sólido, líquido, gaseoso. A
continuación se muestran estos estados y sus cambios:
Estos estados físicos aparecen por la interacción de la FUERZA DE ATRACCION DE
MASAS (Fuerza de Cohesión) y la FUERZA CINETICO-MOLECULAR (Fuerza de
Repulsión).
A continuación se muestran algunas de las propiedades de cada uno de los estados físicos:
SÓLIDO:
-La fuerza de atracciónmoleculares mayor que la cinético-molecular.
-La materia tiene forma determinada.
-El volumen es determinado.
-Las moléculas son grandes.
-Los espacios intermoleculares son pequeños.
-Los coeficientes de compresión son muy pequeños.
LIQUIDO:
-Las fuerzas de atracciónmolecularson aproximadamente iguales a las cinético
moleculares.
-Poseen espacios intermoleculares pequeños.
-Poseen volumen determinado.

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

109. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estado Gaseoso
Ing. Luis Escobar C.
111
-Presión
-Temperatura
-Volumen
-Cantidad del gas (Número de moles)
1)PRESION:
Se define como la fuerza que actúa por unidad de área:
Area
Fuerza
esiónPr 
La unidad internacional de la presión es el PASCAL, que se definen como la presión
ejercida por una fuerza de un Newton sobre un áreade un metro cuadrado.
Algunas equivalencias de presión son las siguientes:
1 atmósfera = 760 mmHg
= 760 Torr
= 14,7 psi
= 1,01325x10
5
Pa
= 1033 g/cm
2
= 1,013x10
6
Dinas/cm
2
= 1,013 bares
2)VOLUMEN:
Es el espacio que ocupa un cuerpo. Launidad internacional del volumen es el metro cúbico
(m
3
).
Para expresar volúmenes se utiliza el centímetro cúbico, litro, mililitro, pie cúbico, etc.
1 litro = 1000 ml = 1000 cm
3
= 1 dm
3
1 galón US= 3,785 litros
1 pie cúbico = 25,32 litros
1 metro cúbico = 999,973 litros (1000 litros)
3)TEMPERATURA:
Es una medida de la Energía Cinética promedio delas moléculas de un cuerpo dado,
también se define como la medida de la intensidad de calor que tiene un cuerpo.
Para expresar los grados de temperatura existen las siguientes escalas:

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

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

112. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estado Gaseoso
Ing. Luis Escobar C.
114
kVP
Si consideramos dos condiciones diferentes que pueden denominarse inicial y final para el
mismo gas:
)tetanCons,T(kVPVP
2211 
La variación de la Presión en función del Volumen, para un gas podemos analizarla en la
siguiente gráfica:
2)LEY DE CHARLES:
La ley dice:“A PRESIÓN CONSTANTE, EL VOLUMEN DE UNA DETERMINADA
MASA GASEOSA ES DIRECTAMENTE PROPORCIONAL A LA TEMPERATURA ”.
TV)testancons,Pyn( 
TkV
k
T
V

Para dos estados:
k
T
V
T
V
2
2
1
1


113. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estado Gaseoso
Ing. Luis Escobar C.
115
El gráfico de la variación del volumen con la temperatura se muestra a continuación:
3)LEY DE GAY-LUSSAC:
Esta ley nos dice que: “A VOLUMEN CONSTANTE, LA PRESIÓN DE UNA
DETERMINADA MASA GASEOSA ES DIRECTAMENTE PROPORCIONAL A LA
TEMPERATURA”.
TP)testancons,Vyn( 
TkP
k
T
P

Para estados iniciales y finales:
k
T
P
T
P
2
2
1
1

La variación de la Presión y la Temperatura, se muestra a continuación:

114. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estado Gaseoso
Ing. Luis Escobar C.
116
Estas tres leyes pueden relacionarse a través del siguiente diagrama:
4)LEY COMBINADA DE LOS GASES:
Una combinación de las leyes anteriores nos da una relación simultánea entre V, P y T.
1
22
12211
P
VP
VVPVP)cte,Tyn(


1
21
2
2
2
1
1
T
TV
V
T
V
T
V
)cte,Pyn(


Cuando T y P son constantes: V1= V2

115. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estado Gaseoso
Ing. Luis Escobar C.
117
Por lo tanto:
1
21
1
22
T
TV
P
VP 


De donde:
)tetancons,n(k
T
VP
T
VP
T
VP
2
22
1
11






Ecuación que nos establece que: “EL VOLUMEN DE UNA DETERMINADA MASA DE
GAS, VARIA DIRECTAMENTE CON LA TEMPERATURA E INVERSAMENTE CON
LA PRESIÓN”.
5)LEY DE AVOGADRO:
Para Avogadro, esta ley manifiesta que: “SI LA PRESIÓN Y LA TEMPERATURA
PERMANECEN CONSTANTES, EL VOLUMEN DE UN GAS VARIA
DIRECTAMENTE CON EL NUMERO DE MOLES ”.
nV)testanCons,TyP( 
nkV
k
n
V

Para dos situaciones del mismo gas, podemos escribir la siguiente ecuación:
k
n
V
n
V
2
2
1
1

6)ECUACION GENERAL DE UN GAS (ECUACION DE ESTADO):
Si en la ecuación que define la ley Combinada de los gases:
k
T
VP


Introducimos condiciones normales (CN, SPT, TPS) de Presión, Volumen y Temperatura;
tenemos: P = 1 atmósfera; V = 22,4 litros/mol y T = 0°C = 273,16 °K.Reemplazando estos
datos, tenemos:

116. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estado Gaseoso
Ing. Luis Escobar C.
118
molK
litrosatm
08205,0
K16,273
)mol/litro4,22)(atm1(
T
VP





En donde el valor
molK
litrosatm
08205,0

, es conocidocomo la CONSTANTE UNIVERSAL
DE LOS GASES y serepresenta por R.
Por lo tanto, la ecuación de estado para un mol es:
R
T
VP


Para n moles de la masa gaseosa:
Rn
T
VP


TRnVP 
Si el número de moles n, es igual a la masa del gas (m) para el peso molecular (M),
tenemos:
M
m
n
La ecuación de estado se escribe así:
TR
M
m
VP 
Si la densidad(d), es:
V
m
d
Tenemos:
TR
MP
d
TRdMP
TR
V
m
MP






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

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

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

120. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estado Gaseoso
Ing. Luis Escobar C.
122
Para otro gas B, en las mismas condiciones:
B
B
d
k
D
Dividiendo miembro a miembro las dos ecuaciones anteriores, tenemos:
A
B
B
A
d
d
D
D

La ecuación anterior es la expresión matemática de la LEY DE GRAHAM.
A veces se emplean variaciones de esta ecuación, particularmente la de que las densidades
se sustituyen por los pesos moleculares, M. Como las densidades de los gases, a las
mismas condiciones, son directamente proporcionales a sus pesos moleculares, podemos
escribir lo siguiente:
A
B
A
B
A
B
A
B
M
M
d
d
ó
M
M
d
d

Sustituyendo en la expresión de la ley de Graham:
A
B
B
A
M
M
D
D

9)DENSIDAD DE UN GAS:
Los gases presentan generalmente densidades bajas. La densidad de un gas se expresa en
gramos por litro.Tomando en cuenta la ecuación general de los gases, la densidad se
determina de la siguiente manera:
TR
PMP
d



La densidad (d), de una masa de gas a temperatura constante es directamente proporcional a
la presión. Es decir:
2
2
1
1
P
d
P
d
PkdPd)testancons,myT( 
La densidad de una masa de gas a presión constante en inversamenteproporcional a la
temperatura, es decir.

121. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estado Gaseoso
Ing. Luis Escobar C.
123
2211 TdTd
T
k
d
T
1
d)testancons,myP( 
Si manejamos estas dos expresiones para dos condiciones, tendremos:
2
22
1
11
P
Td
P
Td 


Con el volumen, la densidad varía inversamente,por loquematemáticamente podemos
escribir:
V
1
d →
V
k
d → kVd →
2211 VdVd 
En la siguiente tabla se resumenlos hechos más importantesde las leyes de los gases:
LEY ECUACION CONSTANTE RELACION
BOYLE kV.P
2211 V.PV.P n y T Inversa
CHARLES k
T
V

2
2
1
1
T
V
T
V
 n y P Directa
GAY-LUSSAC k
T
P

2
2
1
1
T
P
T
P
 n y V Directa
COMBINADA k
T
V.P

2
22
1
11
T
V.P
T
V.P
 n Directa e Inversa
AVOGADRO k
n
V

2
2
1
1
n
V
n
V
 T y P Directa
GENERAL k
T
V.P
 TRnVP R Todas variables
DALTON
icbaT
ppppP  T y V Aditiva
AMAGAT
icbaT
VVVVV  T y P Aditiva

122. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estado Gaseoso
Ing. Luis Escobar C.
124
PROBLEMAS RESUELTOS:
1)Un cilindro contenía 600 ml de aire a 20°C. Cuál será el volumen de aire a 40°C,
manteniendo la presión constante.
DATOS: V1= 600 mlV2= ?
T1= 20 °CT2= 40 °C
Cuando se mantiene laPresión constante:
2
2
1
1
T
V
T
V

Reemplazando datos en la ecuación anterior, tenemos:
K)20273(
K)40273)(ml600(
T
TV
V
1
21
2





ml641V
2
2)El volumen de un gas es de 380 ml a una presión de 640 mmHg. Si la temperatura
permanece constante, cuál será el volumen a la presión de 850 mmHg.
DATOS:V1= 380 ml V2= ?
P1= 640 mmHg P2= 850 mmHg
A Temperatura constante:
2211 VPVP 
Despejando V2y reemplazando datos, tenemos:
)mmHg850(
)ml380)(mmHg640(
P
VP
V
2
11
2


  ml11,286V
2
3)Un gas en un tanque estaba a una presión de 640 mmHg a la temperatura de 23°C, al
exponerlo a la luz solar la temperatura aumentó a 70°C. Cuál será la presión del
tanque.
DATOS:P1= 640 mmHg P2= ?
T1= 23 °C = 296 °KT2= 70 °C = 343 °C
Si mantenemos el Volumen constante:
2
2
1
1
T
P
T
P

Reemplazando en la ecuación anterior los datos, obtenemos el valor de la presión:

123. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estado Gaseoso
Ing. Luis Escobar C.
125
)K296(
)K343)(mmHg640(
T
TP
P
1
21
2




  mmHg6,741P
2
4)Un volumen de 250 ml de Oxígeno se recolecta a 20°C y 785 mmHg, al día siguiente
la temperatura es de 37°C y la presión es de 770 mmHg. Cuál será el volumen que
ocupaba el gas.
DATOS: V1= 250 ml V2= ?
T1= 20 °C = 293 °K T2= 37 °C = 310 °K
P1= 785 mmHg P2= 770mmHg
Aplicando la Ley Combinada de los gases, tenemos:
2
22
1
11
T
VP
T
VP 


Si en la ecuación anterior reemplazamos datos, tenemos:
)mmHg770)(K293(
)K310)(ml250)(mmHg785(
PT
TVP
V
21
211
2





  ml65,269V
2
5)Un volumen de 1,43 litros de Hidrógeno, se recogen a 27°C y auna presión de 540
mmHg. Cuál será el volumen que ocupe dicho gas en condiciones normales.
DATOS:V1= 1,43 litrosV2= ?
T1= 27 °C = 300 °KCondiciones Normales:T2= 0 °C = 273 °K
P1= 540 mmHg P2= 760 mmHg
Si utilizamos la siguiente ecuación:
2
22
1
11
T
VP
T
VP 


, reemplazando datos, tenemos:
)mmHg760)(K300(
)K273)(litros43,1)(mmHg540(
PT
TVP
V
21
211
2





 → litro1litros92,0V
2 
6)Cuál será el volumen que ocupe 7,31 gramos de Anhídrido Carbónico a la presión de
720 mmHg y a 35 °C.
DATOS:V = ?
T= 35 °C = 308 °K
m = 7,31 g
P = 720 mmHg

124. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estado Gaseoso
Ing. Luis Escobar C.
126
Determinamos el peso molecular delCO2= 44 g/moly como tenemos dedatos la
temperatura, presión y masa; aplicamos la ecuación general de los gases:
TRnVP  
P
TRn
V


)atm760720)(mol/g44(
)K308)(molKlitrosatm08205,0)(g31,7(
PPM
TRm
V




  litros31,4V
7)En los tanques de buceo se emplean mezclas de Helio y Oxígeno para evitar la parálisis
por inmersión. En cierta ocasión se bombearon 46 litros de O2a 25°C y 1atmósfera y
12 litros deHelio a 25°C y 1 atmósfera en un tanque de 5 litros. Determinar la presión
parcial de cada gas y la presión total en el tanque a 25°C.
Calculamos el número de moles para cada gas independientemente; para lo cual
aplicamos la ecuación general de los gases:
TRnVP  
TR
VP
n



moles9,1
)K298)(molK/litrosatm08205,0(
)litros46)((atm1(
n
2
O



moles49,0
)K298)(molK/litrosatm08205,0(
)litros12)((atm1(
n
He



Como el tanque tiene una capacidad de 5 litros, calculamos la presión de cada gas en
este nuevo volumen, utilizando la misma ecuación general delos gases:
V
TRn
P


atm3,9
litros5
)K298)(molK/litrosatm08205,0)(moles9,1(
P
2
O



atm4,2
litros5
)K298)(molK/litrosatm08205,0)(moles49,0(
P
He



Determinamos la presión total, mediante la suma de las presiones parciales calculadas
anteriormente:

125. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estado Gaseoso
Ing. Luis Escobar C.
127
atm7,114,23,9P
T 
8)Cuál será la densidad del Sulfuro de Hidrógeno,si 2,5 gramos de este gas a 27°C
ejercen una presión de 830 mmHg.
DATOS:T = 27 °C = 300 °K
P = 830 mmHg
m = 2,5 g
H2S = 34 g/mol
d = ?
Aplicando la ecuación general de los gases, tenemos:
TR
PMP
d


 
litro
g
508,1
)K300)(molK/litroatm08205,0(
)mol/g34)(atm760/830(
d 


9)Cuál es la densidad del Metano (CH4) en condiciones normales.
DATOS:T = 273 °K
P = 760 mmHg = 1 atm
CH4= 16 g/mol
d = ?
Si reemplazamos los datos en la ecuación general de los gases tenemos:
TR
PMP
d


 
)K273)(molK/litrosatm08205,0(
)mol/g16)(atm1(
d

 
litro
g
71,0d
El mismo resultado se puede obtener si aplicamos el volumen en condiciones
normales, siendo este igual a 22,4 litros/mol:
V
m
d
mol/litro4,22
mol/g16
d 
litro
g
71,0d
10)Se recolectó Hidrógeno sobre agua a 27°C y 780,5 mmHg de presión. El volumen de
gas sobre agua era de 124 ml. Calcular el volumen de hidrógeno seco en condiciones
normales. A 27°C la presión del vapor de agua es 26,5 mmHg.
DATOS:T1= 27 °C = 300 °K T2= 273 °K
P1= 780,5 mmHg P2= 760 mmHg
V1= 124 ml V2= ?

126. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estado Gaseoso
Ing. Luis Escobar C.
128
Aplicamos la ecuación de la ley combinada de los gases:
2
22
1
11
T
VP
T
VP 



 
)mmHg760)(K300(
)K273)(ml124(mmHg)5,265,780(
PT
TVP
V
21
211
2






ml95,111V
2
11)Se prepara una mezcla gaseosa con 350 cm
3
de un gas A y 500 cm
3
de un gas B, la
presión de la mezcla es de 765 mmHg. Calcular la presión parcial de cada uno de los
gases.
DATOS:VA= 350 cm
3
VB= 500 cm
3
PT= 765 mmHg
Manteniendo P y T constantes, podemos sumar los volúmenesde los dos gases,
obteniendo lasiguienteexpresión:
BAT VVV  
3
T
cm850500350V 
Con el volumen total, calculamos la fracción en volumen para cada gas:
4118,0
cm850
cm350
V
V
v
3
3
T
A
A
 y 5882,0
cm850
cm500
V
V
v
3
3
T
B
B

Con estos valores determinamos la presión parcial de cada gas:
)765)(4118,0(Pvp
TAA  )765)(5882,0(Pvp
TBB 
mmHg03,315p
A mmHg97,449p
B
12)Un recipiente de 75 ml contenía un gasA, a 120 mmHg;otro recipiente de 120cm
3
contenía otro gasB,a 500 torr. Se mezcló el contenido de los dos gases ocupando la
mezcla gaseosa los dos recipientes. Si la temperatura permanece constante. Calcular la
presión total final y la composición de la mezcla gaseosa.
Consideramos que lapresión y la temperatura permanecen constantes, por lo que
podemos sumar los volúmenes:
ml19512075V
T  .
Sila temperatura permanece constante, podemos escribir:
2211 VPVP  ydespejando
lapresiónP2, tenemos:

127. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estado Gaseoso
Ing. Luis Escobar C.
129
ml195
)ml75)(mmHg120(
V
VP
)A(P
2
11
2



mmHg15,46)A(P
2
ml195
)ml120)(torr500(
V
VP
)B(P
2
11
2



torr69,307)B(P
2
Sumamos las presiones para determinar la presión total:
mmHg84,353)B(P)A(PP
22T 
A través de este valor determinamos la composición de la mezcla gaseosa:
100
P
P
X%
T
i
i
  04,13100
84,353
15,46
X%
A

96,8604,13100X%
B 
13)Un tanque vacío de acero para gases con válvula pesa 125 libras y su capacidad es de
1,5 pies
3
. Cuando el tanque se llenacon Oxígeno a una presión de 2000 lb/plg
2
a 25°C,
qué porcentaje total de peso lleno es oxígeno.
DATOS:V= 1,5 pies
3
P= 2000 lb/plg
2
= 2000 PSI
T= 25 °C = 298 °K
Realizamos una transformación de unidades:
atm05,136
PSI7,14
atm1
PSI2000 
g56750
lb1
g454
lb125 
litros48,42
cm1000
litro1
pie1
cm)48,30(
pies5,1
33
33
3


128. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estado Gaseoso
Ing. Luis Escobar C.
130
Aplicando la ecuación general de los gases,determinamos el peso del gas
correspondiente:
TR
PM
g
VP 
22
Og93,7562
)molK/litrosatm08205,0)(K298(
)mol/g32)(litros48,42)(atm05,136(
TR
PMVP
gO 





Determinamos el porcentaje de oxígeno:
2
2
2
O%76,11100
g)93,756256750(
g93,7562
100
totalmasa
Omasa
O% 


14)En unamezcla gaseosa a base de un número igual de gramos de Metano y Monóxido
de Carbono. Hallar la fracción molar del Metano.
Utilizamos la ecuación que define la fracción molar y le aplicamos a cada gas:
T
i
i
n
n
X 
T
CH
CH
n
n
X
4
4
 y
T
CO
CO
n
n
X
Entonces:
CO
CO
CH
CH
X
n
X
n
4
4
 →
CO
CO
CO
CH
CH
CH
X
PM
g
X
PM
g
4
4
4
 
)PM)(X(
g
)PM)(X(
g
COCO
CO
CHCH
CH
44
4

)X)(PM()X)(PM(
COCOCHCH
44
  )X(2)X(16
COCH
4
 →
4
7
16
28
X
X
CO
CH
4

La fracción molar del CH4, es:
4
7
X
X
CO
CH
4

4
)X(7
X
CO
CH
4
 
4
)X1(7
X
4
4
CH
CH

 
4
X77
X
4
4
CH
CH

  7X7X4
44
CHCH
 
11
7
X
4CH

129. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estado Gaseoso
Ing. Luis Escobar C.
131
15)Cuántos gramos de Monóxido de Carbono, CO puro tendrá que mezclarse con 40
gramos de CH4puro para obtener una mezcla en la cual la presión parcial del CO sea
igual a la del CH4.
Utilizando la ecuación que nos define la presión parcial para un gas, tenemos:
Tii PXP  
TCHCH PXP
44
 y
TCOCO
PXP 
Entonces:
COCH
XX
4
 
T
CO
T
CH
n
n
n
n
4
 
COCH
nn
4

CO
CO
CH
CH
PM
g
PM
g
4
4
 
28
g
16
g40
CO
  g70g
CO

PROBLEMAS PROPUESTOS:
1.Una mezcla de Nitrógeno y Oxígeno conteniendo un 40% en peso deNitrógeno,se
encuentraa 270°C y 700 mmHg de presión.Calcular: a) la presiónde cada gas; b) la
densidad de la mezcla a dichas condiciones.Resp.a) 302 mmHg N2; 397 mmHg O2,
b) 0,624 g/cm
3
2.A una cierta temperatura, la densidad del Etano a la presión de733,7 mmHg es igual a
la densidad del aire a la presión de 1 atm. Calcular a partir de estos datos el peso
molecular del Etano,si el peso molecular del aire es 28,96 g/mol.Resp. 30 g/mol
3.Un gas seco ocupa 127,0 cm
3
en condiciones normales. Si se recogela misma masa de
gas sobre agua a 23°C y una presión total del gas de 745 torr. Qué volumen ocuparía si
la presión del vapor de agua a 23°C es 21 torr.Resp. 145 cm
3
4.Una muestra de 500 litrosde aire seco a 25°C y 750 torrde presión se hace burbujear
lentamente a través de agua a 25°C y se recoge en un gasómetro cerrado con agua. La
presión del gas recogido es de 750 torr. Cuál es volumen del gas húmedo si la presión
del vapor de agua a 25°C es 23, 8 torr.Resp. 516,6 litros
5.Calcular la temperatura a lacual la presión de vapor del agua en mmHg, es
numéricamenteigual, al número de gramos de agua existentes en 1 m
3
de cualquier gas
saturado de vapor de agua.Resp. 16°C
6.12 g de Iodo sólido de densidad 4,66 g/cm
3
,se colocan en unrecipientede 1 litro. El
recipientese llena entonces con Nitrógeno a 20°C y 750 mmHg, y se cierra. Se calienta
ahora a 200°C, temperatura a la quetodoel Iodo esta en forma de gas. Calcular la
presión final.Resp.3,42atm
7.Un recipientede 250 ml contieneKriptón a 500 torr,otro de 450 ml contieneHelio a
950 torr. Se mezcló el contenido deambos recipientes abriendo la llave que los
conectaba. Suponiendo que todas las operaciones se realizarona temperatura constante,

130. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estado Gaseoso
Ing. Luis Escobar C.
132
calcularla presión total final y el porcentaje en volumen de cada gas en la mezcla.
Resp. 789 torr; 22,6 % Kr
8.Una masa de metano, CH4, se encuentra inicialmente en un recipiente de 6 litros y es
trasladado a otro recipiente de 4 litros, si en el traslado se pierden 6 gramos.Calcular la
masa de metano en el primer recipiente, sabiendo que ambos se encuentran en las
mismas condiciones de presión y temperatura.Resp.18 g
9.Un recipientede5 litroscontieneun gas, si se extraen 2 litros del gas de modo que la
presióndisminuyeen un50% y latemperaturaaumentaun 60%. Determinar en que
porcentaje varía la masa del gas.Resp.68,75%
10.Unrecipientede 2 litros contiene una mezcla de Nitrógeno y Oxígeno gaseosos a 25°C.
La presión total de la mezcla gaseosa es0,91atm y se sabe que la mezcla contiene 0,050
moles de Nitrógeno. Calcular la presióndel Oxígeno y las moles de Oxígeno.Resp.
0,2984 atm; 0,0244moles
11.En un recipiente habían 10 kg de un gas a una presión de1x10
7
N/m
2
. Al extraer una
cierta cantidad de gas la presión se redujo a 2,5x10
6
N/m
2
. Determinarla cantidad de
gas extraído si se mantiene la temperatura constante.Resp. 7,5 kg
12.Determinar la densidad de una mezcla gaseosa que contiene 4 g de Hidrógeno y 32 g
de Oxígeno a la temperatura de 7°C y una presión de 1x10
5
Pa.Resp. 0,52 kg/m
3
13.En un recipiente de 2 litros de capacidad se recogen 5 litros de Oxígeno medidos a la
presión de 2 atm, y 10 litros de Nitrógeno a la presión de 4 atm. Se dejan salir 25 litros
de la mezcla gaseosa a la presión de 1 atm. Calcular: a)la presión final, y b) la masa de
oxígeno y nitrógeno en el recipiente. La temperatura se ha mantenido siempre constante
a 25°C.Resp.a)12,5 atm; b) 6,55 g O2y 22,92 g N2
14.La temperatura de una habitación es 10°C, después de encender el calefactorsu
temperatura se eleva hasta 20°C. El volumen de la habitación es de 50m
3
yla presión
es de 97 kPa. Cuánto habrá variado la masa de aire en dicha habitación sila masa
molecular del aire es 28,96 g/mol.Resp. 2,04 kg
15.En un recipiente de 6 litros se tiene Hidrógeno a una presión de 6 atmósferas, mientras
que en otro recipiente de 5 litros se tiene Cloro a una presión de 9 atmósferas. El
contenido de estos dos recipientes es vaciado en un recipiente de 18 litros. Determinar
la presión total de la mezcla.Resp.4,5 atm
16.Una masa de 1,225 g deun líquido volátil se vaporiza, generando400 cm
3
de vapor
cuando se mide sobre agua a 30°C y 770 torr. La presión del vapor de agua a 30°C es
de 32 torr. Cuál es el peso molecular de la sustancia.Resp. 78,4 g/mol
17.La composición ponderal del aire es 23,1% de Oxígeno, 75,6% de Nitrógeno y 1,3% de
Argón. Calcular las presiones parciales de estos tres gases en un recipiente de 1 litro de

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

132. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Reacciones Químicas
Ing. Luis Escobar C.
134
CAPITULO7
REACCIONESQUIMICAS
1.GENERALIDADES:
a)DEFINICIONES:
La REACCION QUIMICA es un fenómenoen el cual una o más sustancias (reactivos)
interaccionan para transformarse en otras sustancias (productos) de propiedades diferentes a
las originales.
LaVELOCIDADde una reacción depende de algunos factores, como:
-Concentración
-Temperatura
-Presión
-Acción de la luz
-Acción de los catalizadores
Para representar a una reacción química se utiliza una simbología apropiada que se conoce
comoECUACION QUIMICA.
Toda ecuación química se basa en laLEY DE LA CONSERVACION DE LA MASA,que
dice: “SIEMPRE QUE OCURRE UN CAMBIO QUÍMICO, LA MASA TOTAL DE LAS
SUSTANCIAS REACCIONANTES, ES EXACTAMENTE IGUAL A LA MASA TOTAL
DE LOS PRODUCTOS DE LA REACCIÓN ”.
En una ecuaciónquímica identificamos dos miembros, el de la izquierda los REACTIVOS
y el de la derecha losPRODUCTOS.
H2SO4+ Ca(OH)2CaSO4+2H2O
REACTIVOS PRODUCTOS
Los dos miembros están separados por un signo “=” o bien por una flecha “” que nos
indica el sentido de la reacción.
Una ecuación química debe ser lo más informativa, por lo que muchas veces es necesario
indicar el estado físico de las sustancias, factores que intervienen y características de las
sustancias resultantes, razón por la cualsepuedenutilizan los siguientes símbolos:
g: gas l: líquidoac: acuosa : precipitación
s: sólidosol: solución: desprendimiento

133. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Reacciones Químicas
Ing. Luis Escobar C.
135
Unaecuación química nos indica:
El número mínimo de partículas que intervienen en la reacción:
4Zn +10HNO34Zn(NO3)2+1NH4NO3+3H2O
De la reacción anterior podemos concluir que hay la participación de 4 moléculas de
Zinc y 10 moléculas de HNO3;formándose 4 moléculas de Zn(NO3)2, 1 molécula de
NH4NO3y 3 moléculas de H2O.
Una relación de pesos, moles y volumen (en caso de gases) de las sustancias que toman
parte en la reacción:
1BaCl2+1H2SO41BaSO4+2HCl
1 mol 1 mol 1 mol2moles
b)TIPOS DE REACCIONES:
Las reacciones pueden ser:
1)REACCIONES DE COMBINACION (SINTESIS):
Cuando dos o más sustancias se combinan para formar un solo producto:
A + BAB
CaO(g)+H2O(l)Ca(OH)2(sol)
SO3(g)+ H2O(l)H2SO4(sol)
2)REACCIONES DE DESCOMPOSICION:
Una sustancia se descompone en dos o más productos:
ABA + B
2H2O(l)2H2(g)+ O2(g)
CaCO3(s)

CaO(s)+ CO2(g)
3)REACCIONES DE DESPLAZAMIENTO O SUSTITUCION SIMPLE:
Un determinado elemento desplaza a otro de un compuesto:
A + BCAC + B

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

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

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

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

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

139. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Reacciones Químicas
Ing. Luis Escobar C.
141
PROBLEMAS PROPUESTOS:
1.Permanganato de Potasio +Acido Clorhídrico→Cloro +Cloruro de Potasio + Cloruro
Manganoso+ Agua.
2.Cloruro Ferroso + Peróxido deHidrógeno + Acido Clorhídrico→Cloruro Férrico +
Agua.
3.Sulfuro Arsénico + Acido Nítrico→Acido Arsénico + Acido Sulfúrico + Dióxido de
Nitrógeno + Agua.
4.Oxido Manganoso + Oxido Plúmbico + Acido Nítrico→Acido Permangánico +
Nitrato Plumboso + Agua.
5.Arsenito Acido de Sodio + Bromato de Potasio + Acido Clorhídrico→Cloruro de
Sodio +Bromuro de Potasio + AcidoArsénico.
6.Telurito de Sodio + Yoduro de Sodio + Acido Clorhídrico→Cloruro de Sodio +
Teluro + Yodo + Agua.
7.Oxido de Bismuto + Hidróxido de Sodio + Hipoclorito de Sodio→Metabismutato de
Sodio + Cloruro de Sodio + Agua.
8.Acido Nítrico + Acido Iodhídrico→Monóxido de Nitrógeno + Yodo + Agua.
9.Dicromato de Potasio + CloruroEstannoso + AcidoClorhídrico→Cloruro Crómico +
CloruroEstánnico+ Cloruro de Potasio + Agua.
10.Cloruro Cobaltoso + Peróxido de Sodio + Hidróxido de Sodio + Agua→Hidróxido
Cobáltico + Cloruro de Sodio.
11.Clorato de Potasio + Acido Sulfúrico→Sulfato Acido de Potasio +Oxígeno + Dióxido
de Cloro + Agua.
12.Bromuro de Potasio + Acido Sulfúrico→Sulfato de Potasio + Bromo + Acido
Sulfhídrico + Agua.
13.Oxido Crómico +Carbonato de Sodio + Nitrato de Potasio→Cromato de Sodio +
Anhídrido Carbónico + Nitrito de Potasio.
14.Difosfuro de Tetrahidrógeno→Fosfamina + Tetrafosfuro de Dihidrógeno.
15.Fosfato de Calcio + Anhídrido Silísico + Carbono→Silicato de Calcio + Fósforo +
Monóxido de Carbono.

140. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Reacciones Químicas
Ing. Luis Escobar C.
142
16.Cloruro de Bario + Oxido Plúmbico + Acido Sulfúrico→Cloro + Sulfato Plumboso +
Sulfato de Bario + Agua.
17.Cloruro de Litio + Permanganato de Potasio + Acido Sulfúrico→Cloro + Sulfato
Manganoso + Sulfato de Potasio + Sulfato de Litio + Agua.
18.Dicromato de Potasio + Cloruro de Bario + Acido Sulfúrico→Cloro + Sulfato
Crómico + Sulfato deBario + Sulfato de Potasio + Agua.
19.Dióxido de Manganeso+ Cloruro de Calcio + AcidoFosfórico→Cloro +Fosfato
Manganoso +Fosfato de Calcio + Agua.
20.Permanganato de Potasio + Bromuro de Bismuto + Acido Sulfúrico→Bromo + Sulfato
Manganoso + Sulfato de Bismuto + Sulfato de Potasio + Agua.

141. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estequiometría
Ing. Luis Escobar C.
143
CAPITULO8
ESTEQUIOMETRÍA
1.GENERALIDADES:
La ESTEQUIOMETRIA es una parte de la química, que estudiatodas las relaciones
cuantitativasentre masas(moles, moléculas) yvolúmenes en una reacción química, esto es
en reactivos y productos:
3Cl2+ 6KOH 
CALOR
5KCl +1KClO3+ 3H2O
Los coeficientes en una reacción química, nos informan los númerosrelativos de moléculas
o unidades fórmula, indican las proporciones de moles, nos permiten conocer los pesos
relativos de los reactivos y productos. Son estoscoeficientes los que nos proporcionanlas
RELACIONES ESTEQUIOMETRICAS.
2.LEYES PONDERALES DE LA QUIMICA:
Conocida como Leyes Fundamentales de la Química,son aquellas que rigen el
comportamiento de la materia en los cambios químicos, en función de la masa de las
sustancias que participan.Estas son:
a)LEY DELAVOISIER:
Conocida como ley de LA CONSERVACION DE LA MASA, establece que: “SIEMPRE
QUE OCURRE UN CAMBIO QUÍMICO, LA MASA TOTAL DE LAS SUSTANCIAS
REACCIONANTES, ES EXACTAMENTE IGUAL A LA MASA TOTAL DE LAS
SUSTANCIAS QUE SE PRODUCEN EN LA REACCIÓN ”.
En la reacción:
1H2SO4+2Na(OH)1 Na2SO4+2H2O
MasaReactivos: 1(98) + 2(40) = 178 gramos
MasaProductos: 1(142)+ 2(18)= 178 granos
b)LEY DE PROUST:
Conocida como ley de las PROPORCIONES DEFINIDAS O COMPOSICION
CONSTANTE, esta ley estableceque: “UN COMPUESTO QUÍMICO, SIEMPRE
CONTIENE LOS MISMOS ELEMENTOS COMBINADOS EN LA MISMA
PROPORCIÓN DE MASA ”.
Esto significa, por ejemploque cualquier muestra de agua, sea cual fuere el sitio de donde
sela obtenga, siempre tendrá 88,82% de Oxígeno y 11,18% de Hidrógeno, por lo que su
composición nunca variará.

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

143. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estequiometría
Ing. Luis Escobar C.
145
8 g O2+1 g H H2O
+3g C CO2
+8 g S SO2
+20 g Ca CaO
+ 35,5 g Cl Cl2O
Pero los elementos Hidrógeno, Azufre, Carbono, Calcio y Cloro, se combinan entre sí para
formar los siguientes compuestos:
CH4:l g H2y 3 g C
H2S:l g H2y 8 g S
CaCl2: 20 g Ca y 35,5 g Cl
HCl:l g H2y 35,5 g Cl
CCl4:3 g C y 35,5g Cl
e)LEY VOLUMETRICA DE GAY –LUSSAC:
Conocida como ley de los VOLUMENES DE COMBINACION, establece que: “BAJO
LAS MISMAS CONDICIONES DE PRESIÓN Y TEMPERATURA, LOS VOLÚMENES
DE LOS GASES QU E REACCIONAN ENTRE SI Y DE SUS PRODUCTOS
GASEOSOS ESTÁN EN LA RELACIÓN DE NÚMEROS ENTEROS SIMPLES Y
SENCILLOS”.
2H2 + 1O2  2H2O
2 volúmenes 1 volumen 2 volúmenes
1N2 + 3H2  2NH3
1 volumen 3 volúmenes2 volúmenes
f)LEY DE AVOGADRO:
Establece que: “VOLÚMENES IGUALES DE GASES, EN LAS MISMAS
CONDICIONES DE PRESIÓN Y TEMPERATURA, CONTIENE N EL MISMO
NUMERO DE MOLÉCULAS ”.
1H2 + 1Cl2  2HCl
1 volumen 1 volumen2 volúmenes
1 litro 1 litro2 litros
X moléculas Xmoléculas 2X moléculas

144. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estequiometría
Ing. Luis Escobar C.
146
3.PESO EQUIVALENTE DE UN ELEMENTO (EQUIVALENTE-GRAMO):
Es el peso de un elemento que se combinará con, ó desplazará a 3 partes en peso (gramos)
de carbono (8 de oxígeno; 1,008 de hidrógeno). Un mismo elemento puede tener varios
equivalentes, según la combinación a partir de la cual se ha calculado.
Para el cálculo numérico puede seguirse las siguientes reglas:
a)
OxidacióndeEstado
AtómicoPeso
ELEMENTOg-eq 
b)
sSustituídooesSustituíblHidrógenosdeNúmero
AcidodelMolecularPeso
ACIDOg-eq 
c)
OHGruposdeNúmero
HidróxidodelMolecularPeso
HIDROXIDOg-eq 
d)
ioneslosdeunodetotalaargC
SalladeMolecularPeso
SALg-eq 
e)
perdídosoganadosElectrones
ciatanSusladeMolecularPeso
REDUCTORoOXIDANTEg-eq 
En todo proceso químico las sustancias siempre reaccionan equivalente a equivalente, con
lo que el cálculo numérico a través de este concepto evita la igualación de las ecuaciones
químicas, es decir si una sustancia A reacciona con otra B:
NUMERO DE EQUIVALENTES DE A = NUMERO DE EQUIVALENTES DE B
4.FORMULAS QUIMICAS:
a)FORMULA MINIMA O EMPIRICA (fm):
Es la fórmula que indica cuales son los elementos que forman una sustancia y cual es la
proporción mínima entre los átomosde esos elementos al formar la molécula de la
sustancia deseada.
COMPUESTO FORMULA MINIMA
Acido Sulfúrico, H2SO4
Peróxido de Hidrógeno, H2O2
Benceno, C6H6
Glucosa, C6H12O6
Acetileno, C2H2
Hidracina, N2H4
H2SO4
HO
CH
CH2O
CH
NH2

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

146. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estequiometría
Ing. Luis Escobar C.
148
5.REACTIVO LIMITANTE:
Muchas preparaciones de laboratorio emplean excesos de uno de los reactivos. Por lo tanto,
los cálculos para determinar la cantidad de producto deseadodeberíanbasarse en el
reactivo que no esté en exceso, es decir aquel que se utilice completamente en la reacción,
este reactivo es llamado REACTIVO LIMITANTE.
Otra definición es aquella que dice que: REACTIVO LIMITANTE, es aquel que se
encuentra en menor número de moles con respecto a los demás, cumple con la proporción
en la ecuación química, determina la cantidadde producto.
PROBLEMAS RESUELTOS:
1)Calcular la composición centesimal o porcentual del Sulfato de Potasio, K2SO4.
Primero, determinamos el peso molecular del K2SO4: K=39,1; S=32 y O=16, entonces
el K2SO4pesa 174,2 g/mol.
A continuación calculamos la composición porcentual de cada elemento, aplicando la
siguiente ecuación:
100
CompuestodelMolecularPeso
)AtómicoPeso)(átomosdeNúmero(
ELEMENTO% 
Realizando los cálculos para cada elemento, tenemos:
13,53100
2,174
)1,39)(2(
K% 
74,21100
2,174
)32)(1(
S% 
13,2574,2113,53100O% 
2)Un compuesto químico tiene la siguiente composición porcentual: Potasio (K), 26,57%;
Cromo (Cr), 35,36% y Oxígeno (O), 38,07%. Determine la fórmula mínima.
Para resolver este ejercicio construimos la siguiente tabla:
ELEMENTO % m(g) PA #rm #ra
K
Cr
O
26,57
35,36
38,07
26,57
35,36
38,07
39,1
52
16
0,6795
0,68
2,3792
1 x 2 = 2
1 x 2 = 2
3,5 x 2 = 7
Por lo tanto la fórmula mínima (fm) es: K2Cr2O7

147. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estequiometría
Ing. Luis Escobar C.
149
3)Una muestra de uranio de 2,5 gramos se calentó en aire, el óxido resultante pesaba
2,949 gramos. Determinar la fórmula mínima del óxido.
Determinamos por diferencia la cantidad de Oxígeno que tiene el óxido:
g449,05,2949,2Og 
Elaboramos la siguiente tabla, para establecer la fórmula mínima:
ELEMENTO m(g) PA #rm #ra
U
O
2,5
0,449
238
16
0,0105
0,028
1 x 3 = 3
2,68 x 3 = 8
Por tanto, la fórmula mínima (fm) es:U3O8
4)Una muestra de 1,367 gramos de un compuesto orgánico se quema en una corriente de
aire y dio como resultado 3,002 gramos de CO2y 1,640 gramos de H2O. Si el
compuesto contenía solamentecarbono, hidrógeno y oxígeno, determinar la fórmula
mínima (fm).
Determinamos las masas de Carbono e Hidrógeno en el CO2y en el H2O:
Cg8187,0
COg44
Cg12
COg002,3
2
2

Hg1822,00
OHg18
Hg2
OHg002,3
2
2

Determinamos la cantidad de Oxígeno, por diferencia de la cantidad de compuesto
inicial:
g3661,01822,08187,0367,1Og 
Construimos a continuación la siguiente tabla:
ELEMENTO m(g) PA #rm #ra
C
H
O
0,8187
0,1822
0,3661
12
1
16
0,0682
0,1822
0,0228
2,99 = 3
7,99 = 8
1 = 1
La fórmula mínima, fm es: C3H8O

148. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estequiometría
Ing. Luis Escobar C.
150
5)Un pedazo de cobre electroliticamente puro pesa 3,178 gramos y al calentarle
fuertemente en una corriente de oxígeno se convierte en un óxido negro cuyo peso es
de 3,978 gramos. Determinar la composición de este óxido.
100
total)masa(Peso
elementodel)masa(Peso
Elemento% 
100
gr978,3
gr178,3
Cu% 
89,79Cu% 
El porcentaje de Oxígeno,lo determinamos restando de 100:
11,2089,79100O% 
6)Se disuelve en ácido nítrico una moneda de plata cuyo peso es de 5,82 gramos. Cuando
se añade cloruro de sodio a la solución formada, toda la plata forma cloruro de plata
cuyo peso es de 7,20 gramos. Hallar el porcentaje de plata en la moneda.
Calculamos la cantidad de Plata que existe en el cloruro correspondiente:
Agg41,5
AgClg143
Agg108
AgClg20,7 
El porcentaje de Plata se calcula de la siguiente manera:
96,92100
g82,5
g41,5
Ag% 
7)Qué cantidad de clorato de potasio se debe calentar para obtener 3,5 gramos de
oxígeno, determinar además la cantidad de cloruro de potasio formada.
Para este tipodeejercicios se aconsejaseguir el siguiente procedimiento:
1.Escribir lareacción química
2.Igualar la reacción química
3.Identificar las sustancias quecontinúan utilizándose en la solución del problema
4.Determinar pesos moleculares de dichas sustancias
5.Determinar el reactivo limitante(si es el caso)
6.Resolver el problema, aplicando reglas de tres y/o ecuaciones determinadas

149. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estequiometría
Ing. Luis Escobar C.
151
La reacción química igualada es la siguiente:
2KClO33O2+ 2KCl
Los peso moleculares de las sustancias que intervienen en la solución del problema son:
KClO3= 122,6 g/mol y O2= 32 g/mol.
Calculamos la cantidad de KClO3que se forma, mediante la siguiente regla de tres:
3
2
3
2
KClOg94,8
Og)32(3
KClOg)6,122(2
Og5,3 
Si aplicamos la ley de la Lavoisier (Conservación de la Masa), podemos establecer la
cantidad de KCl que se produce:
23
OgKClOgKClg 
g44,55,394,8KClg 
8)Qué peso de óxido férrico se producen al oxidar completamente 100gramos de hierro.
Calcular el volumen de Oxígeno necesario en condiciones normales.
La ecuación igualada es:
4Fe + 3O22Fe2O3
Los pesos moleculares son: Fe2O3= 160 g/mol y Fe = 56 g/mol.
Determinamos la cantidad de Fe2O3:
32
32
OFeg86,142
Feg)56(4
OFeg)160(2
Feg100 
La cantidad de Oxígeno se determina por diferencia:
g86,4210086,142Og
2 
Para determinar el volumen de Oxígeno en condiciones normales, establecemos:
TRnVP  
P
TRn
V



150. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estequiometría
Ing. Luis Escobar C.
152
2
Olitros30
)atm1)(mol/g32(
)K273)(molK/litrosatm08205,0)(g86,42(
V 


9)Cuántas libras de sulfato de sodio al 83,4% de pureza se pueden obtener a partir de 250
lb de cloruro de sodioal 94,5% de pureza, si el cloruro de sodio reacciona con ácido
sulfúrico.
La ecuación que describe el fenómeno es:
2NaCl + H2SO4Na2SO4+ 2HCl
Con ayuda de los pesos atómicos,determinamos los pesos moleculares de los
compuestos: NaCl = 58,5 g/mol y Na2SO4= 142 g/mol
Luego determinamos lacantidad de NaCl puro:
g7,107257lb25,236)945,0)(lb250(puroNaClg 
Estableciendo reglas de tres determinamos la cantidad de Na2SO4:
4242
42
SONalibras73,286SONag77,130175
NaClg)5,58(2
SONag)142(1
)p(NaClg7,107257 
10)El ácido clorhídrico comercial se prepara normalmente calentando Cloruro de Sodio
con Acido Sulfúrico concentrado.Qué cantidad de Acido Sulfúricoconcentrado al
95% de pureza se necesita para preparar 350 gramos de HCl de 42% de pureza.
El procesoquímico se muestra en la siguiente reacción:
2NaCl + H2SO4Na2SO4+ 2HCl
Si los pesos moleculares son: HCl =36,5 g/molyH2SO4= 98 g/mol
Determinamos la cantidad de HCl puro: g147)42,0)(g350(puroHClg 
Calculamos la masa deH2SO4puro:
purosSOHg34,197
HClg)5,36(2
SOHg98
)p(HClg147
42
42

Luego determinamos el peso deH2SO4al 95%:

151. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estequiometría
Ing. Luis Escobar C.
153
%95alSOHg73,207
95,0
)g34,197(
42

11)La herrumbre se puede eliminar delas telas por la acción del Acido Clorhídrico
diluido. Cuántos gramos de herrumbre se pueden eliminar con la acción de 100 ml de
ácidoal 40% de pureza y de densidad 1,118 g/ml.
La reacción que describe el fenómeno es:
Fe2O3+ 6HCl2FeCl3+ 3H2O
Determinamos la masa pura de HCl:
V
m
d %40HClg8,111)ml/g118,1)(ml100(Vdm 
)40,0)(g8,111(m  puroHClg72,44m
Con este valor calculamos la cantidad de Fe2O3:
32
32
OFeg67,32
HClg)5,36(6
OFeg160
HClg72,44 
12)Calcular la masa del Acido Clorhídricoal 39% de pureza (39% en peso de ácido puro)
que se necesita para preparar cloro suficiente para llenar un cilindro de 3500 ml de
capacidad a una presión de 200 atmósferasy a la temperatura de 0°C, cuando el ácido
reacciona con el Dióxido de Manganeso.
El fenómeno químico, se representa por la siguiente ecuación:
4HCl + MnO2Cl2+ MnCl2+ 2H2O
Con ayuda de la ecuación general de los gases determinamos la masa de Cl2:
TR
PMVP
gTR
PM
g
VP



g78,2218
)K273)(molK/litrosatm08205,0(
)mol/g71()litros5,3)(atm200(
Clg
2



Determinamos luego la cantidad de HCl puro:

152. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estequiometría
Ing. Luis Escobar C.
154
purosHClg56,4562
Clg71
HClg)5,36(4
Clg78,2218
2
2

Con esta masa determinamos la cantidad de HCl al 39%:
%39HClg88,11698
39,0
g56,4562

13)Qué cantidad deCromo metálico puede obtenersecuando reaccionan 5 libras de
Aluminio con 20 libras deOxido Crómico. Qué sustancia está en exceso y en qué
cantidad.
La reacción química igualada es:
2Al + Cr2O32Cr + Al2O3
Determinamos las masas en gramos de cada reactivo: 5 lb Al = 2270 g Al
20 lb Cr2O3= 9080 g Cr2O3
Luego determinamos el reactivolimitante, calculando moles:
moles04,42
)mol/g27(2
g2270
Aln  (REACTIVO LIMITANTE)
moles74,59
mol/g152
g9080
OCrn
32
 (REACTIVO EN EXCESO)
Establecemos las siguientes relaciones:
Crg85,4371
Alg)27(2
Crg)52(2
Alg2270 
3232
32
OCrlb07,14OCrg63,6389
Alg)27(2
OCrg152
Alg2270 
Por diferencia determinamos el exceso: 20lb–14,07lb = 5,93 lb Cr2O3
14)Calcular el peso en gramos de Nitro de Chile que contienen 89,5% de Nitrato de Sodio,
que al ser tratado con suficiente cantidad de Acido Sulfúrico produce 50 gramos de
Acido Nítricoal 65,3% de pureza.

153. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estequiometría
Ing. Luis Escobar C.
155
La reacción química que explica este fenómeno es:
2NaNO3+ H2SO42HNO3+ Na2SO4
Calculamos la cantidad de HNO3puro:
g65,32)653,0)(g50(purosHNOg
3

Determinamos la cantidad de NaNO3y de Nitro de Chile, con ayuda de las siguientes
relaciones:
3
3
3
3
NaNOg05,44
HNOg)63(2
NaNOg)85(2
HNOg65,32 
ChiledeNitrog21,49
NaNOg5,89
ChiledeNitrog100
NaNOg05,44
3
3

15)Se desea preparar Dióxido de Nitrógeno, NO2,a partir de sus elementos. El Nitrógeno
que se usará en la preparación se obtiene de la reacción:Amoníaco+Oxido Cúprico
Cobre+Nitrógeno+Agua, qué cantidad deAmoníacose necesita para preparar
150 gramos de Dióxido de Nitrógeno.
Las reaccionesigualadas para los dos procesos son:
N2+ 2O22NO2
2NH3+ 3CuO3Cu + N2+ 3H2O
Determinamos los pesos moleculares:NO2= 46;N2= 28yNH3= 17 g/mol
Establecemos las relaciones, para determinar las cantidades de N2y NH3:
2
2
2
2
Ng65,45
NOg)46(2
Ng28
NOg150 
3
2
3
2
NHg43,55
Ng28
NHg)17(2
Ng65,45 
16)En la reacción: dicromato de potasio + cloruro de bario + ácido sulfúricocloro +
sulfato crómico + sulfato de bario + sulfato de potasio + agua. Calcular: a) El volumen
de ácido sulfúrico concentrado de densidad 1,75 g/cm
3
y que contiene 75% de pureza,
que volumen será necesario para reaccionar 185 gramos de cloruro de bario;b) Si todo

154. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estequiometría
Ing. Luis Escobar C.
156
el cloro obtenido de la reacción se une al fósforo, qué cantidad de cloruro fosfórico se
forma.
Escribimos e igualamos la reacción química:
K2Cr2O7+ BaCl2+ H2SO4Cl2+ Cr2(SO4)3+ BaSO4+ K2SO4+ H2O
3
2
6
2
Cre6Cr2

 
3
2
6
2
Cre6Cr2


)3(Cle2Cl
0
2
1
2



0
2
1
2
Cl3e6Cl3 

Sumando las semireacciones, tenemos: 2 Cr2
+6
+ 3 Cl2
–1
→ Cr2
+3
+ 3 Cl2
o
La ecuación igualada:
K2Cr2O7+ 3BaCl2+ 7H2SO43Cl2+ Cr2(SO4)3+ 3BaSO4+ K2SO4+ 7H2O
A continuación se realizan los cálculos correspondientes:
a) purosSOHg05,203
BaClg)34,208(2
purosSOHg)98(7
BaClg185
42
2
42
2

%75aloconcentradSOHg73,270
75,0
SOHg05,203
42
42

Determinamos el volumen del ácido, utilizando la ecuación:
V
m
d
d
m
V %75SOHcm70,154
ml/g75,1
g73,270
V
42
3

b)Para esta segunda parte la reacción es:10Cl2+ P44PCl5
2
2
2
2
Clg05,63
BaClg)34,208(3
Clg)71(3
BaClg185 
5
2
5
2
PClg06,74
Clg)71(10
PClg)208(4
Clg05,63 
17)En la reacción: bromuro de potasio + permanganato de potasio + ácido sulfúrico
bromo + sulfato manganoso + sulfato de potasio + agua. Si reaccionan 55 gramos de
permanganato con 80 cm
3
de ácido sulfúrico concentrado al 96% de pureza y de
densidad 1,84 g/ml. Determinar: a) La cantidad de sulfato de potasio al 75%de pureza;
y b) el volumen de bromo si su densidad es 3,12 g/cm
3
.

155. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estequiometría
Ing. Luis Escobar C.
157
La ecuación igualada es:
10KBr + 2KMnO4+ 8H2SO45Br2+ 6 K2SO4+ 2MnSO4+ 8H2O
Determinamos el reactivo limitante:
Para el KMnO4:
moles1739,0
)mol/g1,158(2
g55
KMnOn
4

Para el H2SO4:
V
m
d Vdm   %96SOHg2,147)ml/g84,1)(cm80(m
42
3

purosSOHg312,141)96,0)(g2,147(m
42
moles1802,0
)mol/g98(8
g312,141
SOHn
42

Analizando la cantidad de moles, el reactivo limitante es aquel que se encuentra en
menor cantidad en moles, por lo que el KMnO4es el REACTIVO LIMITANTE.
a) purosSOKg80,181
KMnOg)1,158(2
SOKg)2,174(6
KMnOg55
42
4
42
4

Determinamos la masa de K2SO4al 75%:
%75SOKg4,242
75,0
g80,181
42

b)
2
4
2
4
Brg15,139
KMnOg)1,158(2
Brg)160(5
KMnOg55 
Determinada la masa calculamos el volumen de Bromo mediante la siguiente
ecuación:
V
m
d
d
m
V
2
Brml6,44
ml/g12,3
g15,139
V 

156. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estequiometría
Ing. Luis Escobar C.
158
PROBLEMAS PROPUESTOS:
FORMULAS Y COMPOSICION:
1.Un compuesto contiene21,6% de Sodio; 33,3% de Cloro y45,1% de Oxígeno.
Determinar lafórmula empíricadel compuesto.Resp. NaClO3
2.Cuando se queman 1,010 g de Zinc enaire, se producen 1,257 g de óxido. Determinar
la fórmula empírica del óxido.Resp. ZnO
3.Un compuesto tiene la siguiente composición porcentual: Hidrógeno,2,24%; Carbono
26,69% y Oxígeno,71,07%. Si su peso molecular es 90,determinarla fórmula
molecular del compuesto.Resp. H2C2O4
4.Determinarla fórmula mínima o empíricade un compuesto que tiene la composición
siguiente:Cromo26,52%;Azufre 24,52% yOxígeno48,96%.Resp. Cr2S3O12
5.Una muestra de 3,245 g de Cloruro de Titanio se redujo con Sodio hasta Titanio
metálico. Posteriormente se eliminó el Cloruro de Sodio resultante, el Titanio metálico
residual se secó y se pesó, se obtuvieron0,819 g. Determinarla fórmulaempírica del
Cloruro.Resp. TiCl4
6.Una muestra de 1,5gramos de un compuesto quecontieneCarbono, Hidrógeno y
Oxígeno se quemó completamente. Los productos delacombustiónson1,738 g de
Anhídrido Carbónicoy 0,711 g deAgua. Determinarla fórmula empírica del
compuesto.Resp. C2H4O3
7.Mediante análisis se encontró que uncompuesto contiene solo C, H, N y O. Una
muestra de 1,279 g se quemó por completo y se obtuvieron 1,60 g deAnhídrido
Carbónicoy 0,77 g deAgua. Una muestra de 1,625 g que se pesó por separado contiene
0,216 g de Nitrógeno.Determinarla fórmula empírica del compuesto.Resp. C3H7O3N
8.El Manganeso forma óxidos no estequiométricos que tienen la fórmula general MnOx.
Encuéntrese el valor de x para un compuesto que contiene 63,70% de Mn.Resp. 1,957
9.Al analizar un compuesto orgánico se encontraron los siguientes datos: 47,37% de
Carbono y 10,59% de Hidrógeno,el resto es Oxígeno.Determinarla fórmula empírica
del compuesto.Resp. C3H8O2
10.Se ha quemado con un exceso de Oxígenouna muestra de 3,42 g de un compuestoque
contieneC, H, N y O, obteniéndose como productos de la combustión 2,47 g de
Anhídrido Carbónicoy 1,51 g deAgua; otra muestra del mismo compuesto cuyo peso
era de 5,26 g contenía 1,20 g de Nitrógeno. Calcular lafórmula empírica de dicho
compuesto.Resp. CH3O2N
11.Se quemó con un exceso de Oxígeno una muestra de 2,52 g de un compuestoque
contieneC, H, N, O y S. Producto de la combustión fueron 4,23 g deAnhídrido
Carbónicoy 1,01 g deAgua. Otra muestra del mismocompuesto, cuyo peso era de 4,14
g produjo 2,11 g deAnhídrido Sulfúrico. Y finalmente, otra muestra de 5,66 g del

157. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estequiometría
Ing. Luis Escobar C.
159
compuesto genera2,27 g deAcido Nítrico. Calcular la fórmula empírica de dicho
compuesto.Resp. C6H7O2NS
12.Las especificaciones de un material para transistores requieredeun átomo de Boro por
cada1xl0
10
átomos de Silicio. Determinarel contenido de Boro por cadakilogramode
este material.Resp. 3,84x10
–11
kg B
13.Calcularel porcentaje de Cobre en cada uno de los siguientes minerales: cuprita, Cu2O;
pirita de cobre, CuFeS2; malaquita, CuCO3.Cu(OH)2. Cuántos kilogramos de cuprita
darán 500 kg de cobre.Resp. 88,82%; 34,63%; 57,48%; 563 kg
14.Determinarla composición porcentual de a) Cromato de Plata, Ag2CrO4; b) Pirofosfato
de Calcio, Ca2P2O7.Resp. a) 65,03% Ag; 15,67% Cr; 19,29% O; b) 31,54% Ca;
24,38% P; 44,08% O
15.Secombustionan0,580 gramosde un compuestoque contiene C, H y O,obteniéndose
1,274 g de anhídrido carbónico y 0,696 g de agua. Al volatilizar 0,705 g del compuesto
a 28°C y 767mmHgse determina que ocupan295 ml. Determinar la fórmula del
compuesto.Resp.
16.Calcularla cantidad de Zinc en 1 ton de mineral que contiene 60,0% de Zinquita, ZnO.
Resp. 964 lb Zn
17.Cuánto Fósforo está contenido en 5 g de compuesto CaCO3.3Ca3(PO4)2. Cuánto P2O5.
Resp. 0,902 g P; 2,07 g P2O5
18.Una muestra de 10 g deunmineralcrudo contiene 2,80 g de HgS. Determinarel
porcentaje de Mercurio en el mineral.Resp. 24,1% Hg
19.El contenido de Arsénico en un insecticida agrícola es de 28% de As2O5. Determinarel
porcentaje de arsénico en el insecticida.Resp. 18,26% As
20.Una muestra impura deCu2O, contiene 66,6%de Cobre. Determinarel porcentaje de
Cu2O puro en la muestra.Resp. 75% Cu2O
ECUACIONES QUIMICAS:
1.Se prepara Cloro mediante la siguiente reacción:Permanganatode Potasio + Acido
ClorhídricoCloro + Cloruro de Potasio + Cloruro Manganoso + Agua. Cuántos
gramos de Permanganato se necesitan para preparar cloro necesario para llenar un
cilindro de 1500 ml a 5 atmósferas y 20°C.Resp. 19,8 g
2.El Iodopuede prepararse mediante la reacción:Iodato de Sodio+ Sulfito Acido de
SodioIodo +Sulfato Acido de Sodio + Sulfato de Sodio + Agua.Para producirun
kg de Iodo, cuánto Iodato ySulfitodeben utilizarse.Resp. 1,56 kg NaIO3; 2,05 kg
NaHSO3

158. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estequiometría
Ing. Luis Escobar C.
160
3.Cuántos kilogramos deácido sulfúricopueden prepararse a partir de 1 kg desulfuro
cuproso, si cada átomo de azufredelsulfuro cuprososeconvierte en 1 molécula de
ácido sulfúrico.Resp. 0,616 kg
4.Se desean prepara 100 gramos de cloro mediante la siguiente reacción: Dióxido de
Manganeso + Acido Clorhídrico→ Cloro + Cloruro Manganoso + Agua. Determinar:
a) el volumen de solución de ácido clorhídrico de densidad 1,18 g/ml y al 36% de
concentración; y b) el peso de mineral de manganeso que contiene 75% de dióxido de
manganeso, deben utilizarse en la preparación.Resp. a) 484 ml; b) 164 g
5.Qué cantidad de Cloruro de Amonio se requiere para preparar 125 ml de Nitrógeno
recogidos sobre agua a 30°C y 850 mmHg, en la reacción: Cloruro de Amonio + Nitrito
de Sodio→ Cloruro de Sodio+ Nitrógeno + Agua.La presión delvaporde agua a
30°C es31,5 mmHg.Resp.0,29g NH4Cl
6.Una muestra de 50 g de Zinc reacciona exactamentecon129 cm
3
de Acido Clorhídrico
que tiene una densidad de 1,18 g/cm
3
y contiene 35,0%en pesodeácido puro.
Determinarel porcentaje de Zincmetálico en la muestra, suponerque la impureza es
inerte frente al HCl.Resp. 96% Zn
7.El Acido Clorhídrico comercial se prepara calentando Cloruro de Sodio con Acido
Sulfúrico concentrado. Cuántos kilogramos de Acido Sulfúrico que contiene el 95% en
pesode ácido puro, se necesitan para la producción de 3 kilogramos de Acido
Clorhídricoconcentrado que contenga el 50% de ácidopuro.Resp. 2,12 kg
8.En la reacción:Cloruro de Sodio + Acido SulfúricoSulfato de Sodio + Acido
Clorhídrico. Determinar: a) el peso deAcido Clorhídricoformado por la acción del
Acido Sulfúrico sobre 200 g de Cloruro de Sodiocon 99,5% de pureza; b) El volumen
deAcido Clorhídricoobtenido si su densidades 1,2g/mly contiene 40% en peso de
ácidopuro; c) el peso de Sulfato de Sodio producido.Resp. a) 124,1 g HCl; b) 0,26
litros HCl; c) 241,6 g Na2SO4
9.Si 88,3 g de Cloruro de Amonioreaccionan con 92,6 g deOxido de Calciopara
producir Amoníaco. Cuál de las dos sustancias esta en exceso y en qué cantidad.Resp.
46,3 g CaO
10.El Nitratode Sodio, reacciona con el Acido Sulfúrico para producir Acido Nítrico. Cuál
es el peso deNitratoque contiene el 89,5% en peso, necesario para producir 200 g de
Acido Nítrico que contiene 65,3% en peso deácidopuro.Resp. 196,8 g NaNO3
11.Cuántos mililitros de solución de Nitrato de Plata, de densidad1,14g/mly que contiene
el 15% en peso; es necesario para reaccionar con 40 ml de una solución de Acido
Clorhídrico, de densidad1,14g/mly que contiene el 27,6% en peso deácidopuro.
Resp. 343 ml

159. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estequiometría
Ing. Luis Escobar C.
161
12.Calcular el número de mililítros en condiciones normalesde Sulfuro de Hidrógeno
necesarios para precipitar todo el Cobre en forma de Sulfuro de Cobre, de 100 ml de
una solución que contiene 0,75 g de CuCl2por cada litro.Resp. 12,4 ml
13.Calcular engramos y molesla cantidaddeHidróxido de Calciorequeridos para liberar
el Amoníaco de 1 tonelada deSulfato de Amonio. Cuántos cm
3
en condiciones
normalesdeAmoníacose liberan en la reacción.
14.La siguiente reacción representa el método comercial de preparación del monóxido de
nitrógeno: Amoníaco + OxígenoMonóxido de Nitrógeno + Agua. Cuántos litros de
Amoníaco y de Oxígeno se necesitarán para producir 80 litros de monóxido en
condiciones normales.Resp. 80 litros, 100 litros
15.A una solución de Acido Clorhídricoque contiene 20,01g deácidose agregan 20,01 g
de Carbonato de Calcio.Determinar: a) qué sustancia está en exceso y en cuántas
moles; b) cuántos gramos de Cloruro de Calcio se producen; c) cuántos litros de
Anhídrido Carbónico en condiciones normalesse liberan de la reacción.Resp. a) 0,345
moles HCl; b) 22,22 g; c) 4,48 litros
16.A una solución que contiene 30 g de Nitrato de Plata se agrega una solución que
contiene 30 g de Cloruro de Sodio.Determinar:a) Qué sustancia está en exceso y en
qué cantidad; b) qué peso de Cloruro de Plata se produce.Resp. a) NaCl,19,7g;b)
25,31g AgCl
17.Determinaren condiciones normalesel volumen de Cloro liberados por la acción de un
exceso dePermanganato de Potasiocon100 ml de ácido clorhídrico cuya densidades
l,2g/mly que contiene 39,8% en peso de ácido puro.Resp. 9,17 litros
18.En la reacción: Cloruro Ferroso + Dicromato de Potasio + Acido Clorhídrico→
Cloruro Férrico + Cloruro de Potasio + Cloruro Crómico + Agua. Si reaccionan 250 ml
de solución de Acido Clorhídrico de densidad 1,14 g/ml y al 32% de pureza, qué peso
de Dicromato al 65% de concentración se necesita y qué peso de Cloruro Crómico al
85%de concentración se produce.
19.Se tratan 50 gramos de Aluminio con 10% de exceso de Acido Sulfúrico.Determinar:
a) Qué volumen de ácido sulfúrico concentrado, de densidad 1,80g/ml y que contiene
96,5% en peso de ácido puro, se debe utilizar y b) qué volumen de hidrógeno se
recogerá sobre agua a 20C y 785 torr. La presión del vapor de agua a 20C es 17,5 torr.
Resp. a) 173 cm
3
; b) 66,2 litros
20.Una muestra de 5,68 g de P4O10puro se ha transformado completamente en H3PO4
disolviéndola en agua. Este H3PO4hasido después completamente transformado en
Ag3PO4tratándolo con un exceso de AgNO3. Posteriormente el Ag3PO4fue también
transformado completamente en AgCl haciéndolo reaccionar con un exceso de HCl. El
AgCl pesó 34,44g. Silospesosatómicosde Cl, P yO son respectivamente35,5; 31 y
16.Determinarel peso atómico de la plata.Resp. 108

160. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estequiometría
Ing. Luis Escobar C.
162
ESTEQUIOMETRIA REDOX:
1.Una solución que contiene 10gramos de Sulfato Ferroso es tratada con suficiente
cantidad de Permanganato de Potasio y Acido Sulfúrico para completar la reacción.
Calcular el peso de Sulfato Férrico obtenido.
2.Una muestra de Plata que pesaba 10 gramosse disolvió enAcido Nítrico, cuya
densidad es1,2g/mly que contiene el 41,3% en peso de ácido puro. Calcular: a) El
número de mililitros de Acido Nítrico necesario para disolver la Plata; y b) el número
de mililítros de ácido necesarios para la oxidación.
3.A una muestra de Bronce(70% de Cu y 30 % de Zn) y que pesa 5 gramos se disolvió en
Acido Nítrico, cuya densidades 1,2g/mly que contiene el 33%en peso de ácido puro.
Calcular el volumen de la solución de Acido Nítrico necesario para disolver el bronce.
4.Calcular: a) el peso de Dicromato de Potasio requerido para completar la reacción con
20 ml de Acido Iodhídrico de densidad1,7g/mly que contiene el 57% en peso de ácido
puro;y b) el peso de Iodoobtenido en esta reacción.
5.Calcular el peso de Plata metálica obtenida por la acción de 1,5 gramosde Sulfato
Ferroso con Nitrato de Plata en solución.
6.Calcular elvolumen de Sulfuro de Hidrógeno a 25°C y 750 mmHgqueserán
requeridos para la reducción de 10 gramos de Permanganato de Potasio en solución,
acidificada con Acido Sulfúrico.
7.Una mezcla de Cloruro de Potasio y Permanganato de Potasio es tratada con Acido
Sulfúrico concentrado. Calcular: a) el peso de Permanganato de Potasio requerido para
oxidar 10 gramosde Cloruro; y b) el volumen de Cloro producido en condiciones
normales.
8.a) Determinar el volumen de una solución deAcido Nítrico de densidad1,2g/mly que
contiene en 32,3% de ácido puro, necesarios para reaccionar completamente con 100
gramos de Iodo; y b) El peso en gramos de Acido Iódico producidos en la reacción.
9.Calcular el volumen de Acido Sulfhídrico en condiciones normales, requerido para
reducir 1,0 gramos de Dicromato de Potasio en presencia de Acido Clorhídrico.
10.Un método de laboratorio para obtener Bromo, consiste en tratar una mezcla de
Bromuro de Sodio y Dicromato de Potasio con Acido Sulfúrico concentrado.
Determinar los pesos de Bromuro de Sodio y Dicromato de Potasio necesarios para
obtener100 ml de Bromo, si la densidaddel Bromoes3,12g/ml.

161. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estado Líquido
Ing. Luis Escobar C.
163
CAPITULO9
ESTADOLÍQUIDO
1.GENERALIDADES:
El ESTADO LIQUIDO se caracteriza porque en él las fuerzas de Atracción Molecular son
iguales a las fuerzas de Repulsión, cualidad que hace que los líquidos presenten las
siguientes características:
a)Espacios intermoleculares equidimensionales con el tamaño de la molécula
b)Las moléculas presentan movimientos pero más restringidos que en los gases
c)Poseen volúmenes fijos
d)Adquieren la formadel recipiente que les contiene
e)Son considerados también fluidos
Además los líquidos presentan las siguientes propiedades que los caracterizan:
Presión de Vapor
Punto de ebullición
Punto de congelación
Tensión superficial
Viscosidad
a)PRESION DE VAPOR:
En los líquidosa medidaquese incrementa la temperatura, se incrementa el escape de las
moléculas de la superficie del líquido, estableciéndose un equilibrio entre el líquido y su
vapor, debido a que el número de moléculas que se escapan es igual al de las moléculas que
retornan. La presión ejercida por el vapor en equilibrio con ellíquido a una determinada
temperatura, sellama PRESIÓN DE VAPORdel líquido.
La presión de vapor es un valor característico para cada líquido a una temperatura definida.
Es una propiedad independiente de la cantidad del líquido y constituye una medidade la
tendencia del líquido a evaporarse, los líquidos de mayor presión de vapor se evaporan con
mayor facilidad.A continuación se muestran presiones de vaporen mmHgde varios
líquidos a diferentes temperaturas:
T(°C) AGUA ETANOL ETER
0
20
40
60
80
100
4,6
17,4
54,9
148,9
354,9
760,0
12,7
44,5
133,7
350,2
812,9
1697,5
184,4
432,8
921,1
1725,0
3022,8
4953,3

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

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

164. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estado Líquido
Ing. Luis Escobar C.
166
A continuación se muestran algunos datos de viscosidad:
SUSTANCIA VISCOSIDAD (kg/m.s)
Agua
Glicerina
Benceno
Aceite
0,00105
1,3923
0,000673
0,391
2.SOLUCIONES:
Una SOLUCION es una mezcla homogénea de una sustancia disuelta llamada SOLUTO y
de un medio que esta en mayor cantidad y se encuentra por lo general en el mismo estado
de la solución resultante llamado SOLVENTE. En la siguiente tabla se muestran algunos
ejemplos de soluciones:
SOLUTO SOLVENTE SOLUCION EJEMPLO
Gas
Gas
Líquido
Sólido
Gas
Líquido
Sólido
Gas
Líquido
Líquido
Líquido
Sólido
Sólido
Sólido
Gas
Líquido
Líquido
Líquido
Sólido
Sólido
Sólido
Aire
Oxígeno en Agua
Alcohol en Agua
NaCl en Agua
H2en Paladio
Mercurio en Plata
Plata en Oro
a)CLASES DE SOLUCIONES:
Las soluciones se clasifican considerando al:
ESTADO FISICO:
-Sólidas
-Líquidas
-Gaseosas
NUMERO DE COMPONENTES:
-Binarias
-Ternarias
-Cuaternarias, etc.
SOLVENTE:
-Soluciones
-Disoluciones
SOLUTO:
-Iónicas
-Moleculares

165. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estado Líquido
Ing. Luis Escobar C.
167
SOLUTO Y SOLVENTE:
-Empíricas:
oDiluidas
oConcentradas
oSaturadas
oSobresaturadas
-Valoradas:
oPorcentuales
oNormales
oMolares
oMolares
oFormales
b)CONCENTRACION DE LAS SOLUCIONES:
El términoCONCENTRACIÓN se refiere a la cantidad(volumen o peso)de soluto
contenido en unadeterminada cantidad (volumen o peso) de solvente osolución.
La cantidad de solutopuede expresarse en: volumen, peso (masa), moles, equivalentes-
gramo; y la cantidad de solvente o solución en peso (masa) o volumen.
En toda solución se debe tomar en cuenta que:
SolventedePesoSolutodePesoSolucióndePeso 
SolucióndeVolumen
Soluciónde)Masa(Peso
SoluciónladeDensidad 
c)FORMASPARA EXPRESAR LA CONCENTRACION:
Las unidades para expresar la concentración son FISICAS y QUIMICAS:
1)UNIDADES FISICAS:
Cuando se emplean unidades físicas, las concentraciones de las soluciones se suelen
expresar de la siguienteforma:
PORCENTAJE EN PESO:
Expresa la cantidad en peso (masa) de soluto en 100 gramos de solución:
100
SolucióndePeso
SolutodePeso
PESOen% 

166. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estado Líquido
Ing. Luis Escobar C.
168
Una solución al 15% en peso de NaCl, significa que en l00 gramos de solución existen 15
gramos de NaCl, esto es: 15 gramos de NaCl y 85 gramos de Solvente.
PORCENTAJE EN VOLUMEN:
Expresa la cantidad de soluto expresada en volumen,contenidos en 100 volúmenes de
solución:
100
SolucióndeVolumen
SolutodeVolumen
VOLUMENen% 
Por ejemplo, una solución al 10% en volumen de H2SO4, nos indica que en 100 volúmenes
de solución hay l0 volúmenes de H2SO4, o sea 10 volúmenes de H2SO4y 90 volúmenes de
Solvente.
PORCENTAJE EN PESO/VOLUMEN:
Se refiere a un Peso de Soluto disuelto en un volumen determinado de solución. Este
volumen de referencia suele ser 1, l00, 1000 ml.
100
SolucióndeVolumen
SolutodePeso
VOLUMEN
PESO
en% 
2)UNIDADES QUIMICAS:
La concentración de las soluciones pueden expresarse de la siguiente manera:
MOLARIDAD (M):
V
n
SolucióndelitrosenVolumen
SolutodeMolesdeNúmero
M 
En donde:
SolutodelMolecularPeso
SolutodeGramos
n
Por ejemplo una solución 2M de Acido Sulfúrico, significa que en un litro de solución hay
2 moles de Acido Sulfúrico.Si en un mol de Acido Sulfúrico hay 98 gramos, en un litro de
solución existirán: 2 x 98 = 196 gramos de ácido.
MOLALIDAD (m):
ramoslogKienSolventedelPeso
SolutodemolesdeNúmero
m

167. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estado Líquido
Ing. Luis Escobar C.
169
Si tenemos una solución 2m de KCl,significa que en 1 kilogramo de Solvente(H2O,
generalmente)existen 2 moles de KCl.
NORMALIDAD (N):
solucióndelitrosenVolumen
Solutodelgramo-esequivalentdeNúmero
N
solutodeg-eq
solutode)Masa(Peso
Solutodelg-eqdeNúmero 
Por ejemplo, si tenemos una solución 2,5 N de HCl, se tienen 2,5 equivalentes-gramo de
HCl porcadalitro de solución.
El PESO EQUIVALENTE,se determina de la siguiente manera:
a)
OxidacióndeEstado
AtómicoPeso
ELEMENTOg-eq 
b)
sSustituídooesSustituíblHidrógenosdeNúmero
AcidodelMolecularPeso
ACIDOg-eq 
c)
OHgruposdeNúmero
HidróxidodelMolecularPeso
HIDROXIDOg-eq 
d)
ioneslosdeunodetotalaargC
salladeMolecularPeso
SALg-eq 
e)
PerdídosoGanadosTotalesElectrones
ciatanSusladeMolecularPeso
REDUCTOROOXIDANTEg-eq 
En todo proceso químico las sustancias siempre reaccionan equivalente a equivalente,
con lo que el cálculo numérico a través de este concepto evita la igualación de las
ecuaciones químicas, es decir si una sustancia A reacciona con otra B:
NUMERO DE EQUIVALENTES DE A = NUMERO DE EQUIVALENTES DE B

168. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estado Líquido
Ing. Luis Escobar C.
170
FRACCION MOLAR (X):
Es la razón entre el número de moles de un componenteyel número total de moles de la
solución:
)solvente(n)soluto(n
)soluto(n
solutoX


)solvente(n)soluto(n
)solvente(n
solventeX


La suma de las fracciones molares del soluto y del solvente es siempre igual a 1:
1X1solventeXsolutoX
i
d)DILUCION DE SOLUCIONES:
En Química es práctica muy común preparar soluciones concentradas y a partir de ellas
obtener otras de menor concentración, con solo añadir la cantidad necesaria de solvente o
disolvente.
Al añadir el solvente a una determinada cantidad de solución, el volumen aumenta como es
lógico, disminuye la concentración de la solución pero la cantidad de soluto permanece
constante.
La cantidad de soluto en un volumen dado de solución es igual al producto del volumen y
la concentración:
)SoluciónladeVolumen)(SoluciónladeiónConcentrac(SolutodeCantidad 
Para una condición inicial:
11VCSolutodeCantidad 
Para una condición final:
22VCSolutodeCantidad 
Por lo tanto, dos soluciones con concentraciones diferentes pero que contienen las mismas
cantidades de soluto,están relacionadas entre sí de la siguiente manera:
2211 VCVC 
Donde:C=Concentración
V=Volumen

169. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estado Líquido
Ing. Luis Escobar C.
171
e)PROPIEDADES DE LAS SOLUCIONES:
Se denominan PROPIEDADES COLIGATIVAS son aquellas que dependen únicamente
del Númerode Moléculas de Soluto disueltas y no de la naturaleza del soluto y del
solvente. Son cuatro las propiedades coligativas de las soluciones:
-Descenso de la Presión de Vapor
-Descenso en el Punto de Congelación
-Aumento en el Punto de Ebullición
-Presión Osmótica
1)DESCENSO EN LA PRESION DE VAPOR, Pv:
Cuando se adiciona un soluto no volátil y no electrolito a un solvente puro, se observa que
la presión de vapor del solvente puro disminuye.
soluciónPvpurosolventePvPv 
LEY DE RAOULT:
Para soluciones diluidas y a temperatura constante, la disminución de la presión de vapor
de la solución es proporcional a la fracción molar del solvente y es igual al producto de la
presión de vapor del solvente puro por la fracción molar del solvente.
Tomando en cuenta la solución:
XsolventepurosolventePvsoluciónPv 
)Xsoluto1()purosolventePv(soluciónPv 
XsolutopurosolventePvpurosolventePvsoluciónPv 
XsolutopurosolventePvsoluciónPvpurosolventePv 
puroPvsolventeXsolutoPv 
De la ecuación anterior podemos calcular la fracción molar del soluto:
purosolventePv
Pv
purosolventePv
soluciónPvpurosolventePv
solutoX




Cuandoenla solución, el soluto y el solvente se encuentran es estado líquido, la presión de
vapor de la solución se determinamediante la siguiente ecuación:
PvsolventeXsolventePvsolutoXsolutosoluciónPv 

170. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estado Líquido
Ing. Luis Escobar C.
172
2)DESCENSO ENLATEMPERATURA DE CONGELACION (CRIOSCOPIA), c:
De conformidad con la LEY DE RAOULT,cuando adicionamos un soluto no volátil y no
electrolito a un solvente, se observa que la presión de vapor del solvente puro disminuye, lo
que origina unaDISMINUCIÓNenlaTEMPERATURA DE CONGELACION de la
solución en una cantidad que depende del Número deMoles del Soluto presente en la
solución.
En soluciones diluidas el descenso del punto de congelación (c) es directamente
proporcional a la concentración molal de la solución. Así:
mc
mKcc 
En donde:c = Tc Solvente Puro–Tc Solución
Kc= Constante Crioscópica (Solvente)
El descenso enlaTemperaturade Congelación, nos permite determinar el Peso Molecular
del Soluto. Si:
mKcc 
Y si la Molalidad, m, es igual a:
solventedekg
solutodemoles
m
21
1
gPM
g1000
m



Entonces:
2
1
gPM
g1000
Kcc



De donde:
2
1
gc
gKc1000
PM



Donde:g1: Peso en gramos de Soluto
g2: Peso en gramos de Solvente
PM: Peso Molecular del Soluto

171. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estado Líquido
Ing. Luis Escobar C.
173
En la siguiente tabla se muestran para algunos solventes sus constantes crioscópicas:
SOLVENTE Tc(°C) Kc(°C/m)
Agua
Benceno
Nitrobenceno
Acido Acético
Alcanfor
0,00
5,42
5,70
16,58
178,40
1,86
5,12
8,10
3,90
37,70
3)AUMENTO ENLATEMPERATURA DE EBULLICION (EBULLOSCOPIA),b:
Según la Ley de Raoult la disminución en la presión de vapor del solvente puro origina una
elevación en la temperaturade ebullición de la solución en una cantidad que depende del
número de moles del soluto presentes. Así:
mb
mKbb 
En donde:b = Tb Solución–Tb Solvente Puro
Kb = Constante Ebulloscópica(Solvente)
El aumento enlaTemperaturade Ebullición, nos permite determinar el Peso Molecular del
soluto:
mKbb 
Si la Molalidad, m, es igual a:
solventedekg
solutodemoles
m
2
1
gPM
g1000
m



Entonces:
2
1
gPM
g1000
Kbb



De donde:

172. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estado Líquido
Ing. Luis Escobar C.
174
2
1
gb
gKb1000
PM



Donde: g1: Peso en gramos de Soluto
g2: Peso en gramos de Solvente
PM: Peso Molecular del Soluto
En la siguiente tabla se muestran para algunos solventes sus constantes ebulloscópicas:
SOLVENTE Tb(°C) Kb(°C/m)
Agua
Benceno
Nitrobenceno
Acido Acético
Alcanfor
100,00
80,15
210,85
118,10
208,20
0,514
2,630
5,240
3,070
5,950
La constante ebulloscópica Kb, está relacionada conlatemperaturade ebullición y el calor
latente de vaporización del solvente, mediante la siguiente ecuación:
Lv1000
TbR
Kb
2


Donde: R: Constante universal de los gases, 2 cal/°K mol.
Tb: Temperatura de ebullición, °K
Lv: Calor latente de vaporización
4)PRESION OSMOTICA,:
OSMOSIS, es el fenómeno por el cual de dos soluciones de diferente concentración que se
encuentran separadas por una membrana semipermeable, atraviesa el solvente y no el
soluto de la solución más diluida a la solución más concentrada.
Se llama MEMBRANA SEMIPERMEABLE, a toda membrana de origen animal, vegetal o
artificial que deja atravesar selectivamente el solvente y no el soluto de una Solución.
La PRESION OSMOTICA, es la presión que se debe ejercer sobre la solución, para
impedirla ósmosis.
En soluciones diluidas se puede establecer que:
TRnVP 

173. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estado Líquido
Ing. Luis Escobar C.
175
TRnV 
TR
V
n

Donde:
)M(Molaridad
solucióndelitros
solutodemoles
V
n

Por lo tanto:
TRM
En donde::Presión Osmótica, atmósferas
M:Molaridad, moles/litro
R:Constanteuniversalde los gases: 0,08205 atm Litros/°Kmol
T:Temperatura, °K
La Presión Osmótica se utiliza para determinar el Peso Molecular del Soluto:
Sea:
VPM
g
V
PM
g
V
n
M


Como:
TRM
Entonces:
VPM
TRg



V
TRg
PM



Donde:PM:Peso Molecu1ar del Soluto, g/mol
g:Peso de soluto, gramos
R:Constante Universal de los Gases
T:Temperatura, °K
V:Volumen de Solución, litros
:Presión Osmótica, atmósferas
Esta ecuación nos permite determinar el Peso Molecular del Soluto en base a datos de la
Presión Osmótica.

174. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estado Líquido
Ing. Luis Escobar C.
176
PROBLEMAS RESUELTOS:
1)Se desean preparar 250 gramos de una solución de NaOH al 15% en peso de
concentración, qué cantidad de soluto y solvente se deben utilizar.
En toda solución se establece que:
Soluto + Solvente = Solución
A través del porcentaje en peso se establece que de 100 g de solución, 15 g son de
soluto (NaOH) y 85 g de solvente (H2O):
Soluto + Solvente = Solución
15 g 85g 100g
Lo que nos permite determinarla cantidad de soluto y solvente en los 250 g de
solución, mediante la siguienteoperación:
)NaOH(solutog5,37
Solucióng100
Solutog15
Solucióng250 
Por diferencia determinamos la cantidad de solvente (H2O):
g5,2125,37250)OH(Solventeg
2 
2)Cuántos gramos de H2O se deberán utilizar para disolver 150 gramos de NaCl, para
producir una solución al 20% en peso.
Establecemos la siguiente expresión utilizando el porcentaje en peso:
Soluto + Solvente = Solución
20 g 80g 100g
Lo que nos permite determinar la cantidad de solvente (H2O):
)OH(Solventeg600
Solutog20
Solventeg80
Solutog150
2

3)Una solución al 25% en peso de ácido clorhídrico (HCl), tiene una densidad de 0,950
g/ml. Determinar la concentración Normal, Molar, Molal y la Fracción Molar de la
solución.
Al 25% en peso significa que existen 25 g de HCl y 75 g de H2O por cada 100 g de
solución, entonces podemos determinar el volumen de la solución:

175. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estado Líquido
Ing. Luis Escobar C.
177
ml26,105
ml/g950,0
g100
V
d
m
V
V
m
d 
Calculamos las diferentes concentraciones:
normal51,6
L10526,0
15,36
g25
solución)L(V
Solutog-eq#
N 


molar51,6
L10526,0
mol/g5,36
g25
solución)L(V
Solutomoles#
M 
molal13,9
OHkg075,0
mol/g5,36
g25
solventedekg
Solutomoles#
m
2

1412,0
18
75
5,36
25
5,36
25
solventemoles#solutomoles#
solutomoles#
Xsoluto 




8588,01412,01Xsolvente 
4)Cuántos mililitros de ácido sulfúrico (H2SO4) concentrado, de densidad 1,80 g/ml y
que contiene el 95% en peso de ácido puro, se necesitan para preparar 2 litros de una
solución 5 N.
Calculamos el peso de ácido en los 2 litros de solución:
g490Solutog
L2
298
solutog
N5
solución)L(V
solutog-eq
solutog
N 


Esta masa de soluto puro le cambiamos al 95%:
oconcentradSOHg19,515
purosSOHg95
oconcentradSOHg100
purosSOHg490
42
42
42
42


176. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estado Líquido
Ing. Luis Escobar C.
178
Calculamos el volumen de ácido concentrado:
ml55,286
ml/g80,1
g9,515
V
d
m
V
V
m
d 
5)Calcular la normalidad y la molaridad de una solución al 40% de ácido fosfórico
(H3PO4) si la densidad es 1,19 g/ml.
Primero determinamos el volumen de la solución, asumiendo que por cada 100 g de
solución existen 40 gramosde soluto y 60 gramos de solvente:
ml03,84
ml/g19,1
g100
V
d
m
V
V
m
d 
Determinamos las concentraciones de la solución:
normal57,14
L08403,0
398
g40
solución)L(V
Solutog-eq#
N 


molar85,4
L08403,0
mol/g98
g40
solución)L(V
Solutomoles#
M 
6)Qué volumen de solución 10 M de NaOH, se necesita para preparar 150 ml de solución
de NaOH 2 M.
Aplicamos la ecuación de la dilución:
2211 VCVC 
Despejamos el V1:
NaOHml30
M10
)ml150)(M2(
C
VC
V
1
22
1



7)Qué volumen de solución de NaOH 4 N se necesita para reaccionar por neutralización
con 25 ml de solución de HCl 3 N.
En toda reacción química las sustancias reacción equivalente a equivalente, por lo tanto
podemos escribir:

177. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estado Líquido
Ing. Luis Escobar C.
179
Baseg-eq#Acidog-eq# 
BBAA VNVN 
Por lo tanto: NaOHml73,18V)V)(N4()ml25)(N3(
BB 
8)Calcular la normalidad de una solución de HCl, si 72,6 ml de dicha solución se
necesitan para reaccionar completamente con 1,86 gramos de carbonato de calcio
(CaCO3).
Igualando equivalentes podemos tener:
3
CaCOg-eq#HClg-eq# 
normal5124,0
L0726,0
g-eq0372,0
N
2100
g86,1
VN
HClHClHCl



9)Qué volumen de hidrógeno (H2) se desprenden a 740 mmHg y 27C, a partir de 50 ml
deuna solución de HCl 0,2 M, usando un exceso de Magnesio.
Igualando equivalentes: HClg-eq#Hg-eq#
2
De donde podemos escribir:
HClHCl2
VNHg-eq# 
)L050,0)(N2,0(Hg-eq#
2
01,0Hg-eq#
2
Del número de equivalentes-gramo determinamos la masa de H2desprendidos:
g01008,0)008,1)(01,0(Hg
Hg-eq
Hg
Hg-eq#
2
2
2
2

Aplicando la ecuación general de los gases, calculamos el volumen de H2:
TRnVP 
P
TRn
V


2
Hlitros1274,0
)atm760740)(mol/g2(
)K300)(molKlitrosatm08205,0)(g01008,0(
PPM
TRm
V 






178. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estado Líquido
Ing. Luis Escobar C.
180
10)Unmol de azúcar (C6H12O6) se añade a 29 moles de agua a 25C. Si la presión de
vapor del agua pura a 25C es 23,8 mmHg, cuál es la presión de vapor de la solución.
Determinamos la fracción molar del solvente:
9667,0
291
29
solventemoles#solutomoles#
solventemoles#
Xsolvente 




Calculamos la presión de vapor de la solución:
mmHg01,23)9667,0)(mmHg8,23(XsolventepurosolventePvsoluciónPv 
11)A 25C la presión de vapor del agua es 23,8 mmHg. Disolviendo 10 g de un soluto no
volátil en 180 g de agua se obtiene una solución con una presión de vapor de 23,5
mmHg. Determinar el peso molecular del soluto.
Determinamos la fracción molar del solvente:
XsolventepurosolventePvsoluciónPv 
9874,0
mmHg8,23
mmHg5,23
purosolventePv
soluciónPv
Xsolvente 
Aplicando la ecuación de la fracción molar del solvente, determinamos el peso
molecular del soluto:
solventemoles#solutomoles#
solventemoles#
Xsolvente


37,78PM
18
180
PM
10
18
180
9874,0 


12)Calcular el punto deebullición y de congelación de una solución que contienen 20 g de
glucosa (C6H12O6) y 500 g de agua.
Determinamos la molalidad de la solución:

179. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estado Líquido
Ing. Luis Escobar C.
181
molal2222,0
OHkg5,0
mol/g180
g20
solventedekg
Solutomoles#
m
2

Calculamos el aumento en la temperatura de ebullición y el descenso en la temperatura
de congelación:
C1142,0)m2222,0)(
m
C
514,0(mKbb 


C4133,0)m2222,0)(
m
C
86,1(mKcc 


Determinamos la temperatura de ebullición y la de congelación:
C1142,1001142,0100Tb 
C4133,04133,00Tc 
13)Determinar la temperatura de ebullición y de congelación de una solución acuosa de
alcohol metílico al 5% en peso.
En 100 g de una solución al 5% de CH3OH hay 5 g de CH3OH y 95 g de H2O, por lo
tanto determinamos la molalidad de la solución:
molal6447,1
OHkg095,0
mol/g32
OHCHg5
OHkg
OHCHmoles#
m
2
3
2
3

Determinamos luego el aumento en la temperatura de ebullición y el descenso en el
punto de congelación:
C85,0)m6447,1)(
m
C
514,0(mKbb 


C06,3)m6447,1)(
m
C
86,1(mKcc 


Luego determinamos las temperaturas respectivas:
C85,10085,0100Tb 
C06,306,30Tc 

180. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estado Líquido
Ing. Luis Escobar C.
182
14)Calcular la presión osmótica a 25C de una solución de52,5 g de azúcar, (C12H22O11),
y 500 g de agua, si la densidad de la solución es 1,42 g/ml.
Determinamos el volumen de la solución, para lo cualcalculamosla masa de la
solución:
g5,5525005,52Solucióng 
Luego calculamos el volumen:
ml09,389
ml/g42,1
g5,552
V
d
m
V
V
m
d 
Calculamos la molaridad de la solución:
molar3945,0
L38909,0
mol/g98342
g5,52
solución)L(V
Solutomoles#
M 
Finalmente, determinamos la presión osmótica de la solución:
atm65,9)K298)(
molK
litroatm
08205,0)(
litro
moles
3945,0(TRM 


15)Una solución preparada al disolver 35 g de un soluto no volátil en 300 g de agua, tiene
unadensidad de 1,23 g/ml; si la presión osmótica de la solución a 18C es 12,5 atm.
Determinar el peso molecular de dicho soluto.
Determinamos la masa de la solución:
SolventegSolutogSolucióng 
g33530035Solucióng 
Se calcula luego el volumen de la solución:
ml36,272
ml/g23,1
g335
V
d
m
V
V
m
d 
Utilizando la ecuación de la presión osmótica, determinamos el peso molecular:
TRM 

181. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estado Líquido
Ing. Luis Escobar C.
183
mol/g33,175
)litros27236,0)(atm5,12(
)K291)(molK/litrosatm08205,0)(g25(
V
TRg
PM 





PROBLEMAS PROPUESTOS:
CONCENTRACIÓN DE SOLUCIONES:
a)UNIDADES FÍSICAS:
1.Cuántos gramos deCrCl3.6H2O se necesitan para preparar 1 litro de solución que
contenga 20 mg de Cr
+3
por cm
3
de solución.Resp. 102 g
2.Qué volumen de ácido nítrico diluido, de densidad 1,11 g/cm
3
y al 19% en peso,
contiene 10 g deácido nítrico.Resp. 47 cm
3
3.Cuántos cm
3
de una solución que contiene 40 g decloruro de calciopor litrode
soluciónse necesitan para la reacción con 0,642 g decarbonato de sodiopuro.Resp.
16,8 cm
3
4.Se pasa amoniaco gaseoso por agua, obteniéndose una solución de densidad 0,93 g/cm
3
y que contiene 18,6% en peso deamoníacopuro. Cuál es la masa deamoníacopor cm
3
de solución.Resp. 173 mg
5.Si se tienen 100 cm
3
de agua pura a 4C, qué volumen de una solución de ácido
clorhídrico, de densidad 1,175 g/cm
3
y que contenga 34,4% en peso deácido
clorhídricopuro, se puede preparar.Resp. 130 cm
3
6.Se satura un volumen de 105 cm
3
de agua pura a 4C conamoníacogaseoso,
obteniéndose una solución de densidad 0,90 g/ml y que contiene 30% en peso de
amoníaco. Encuentre el volumen resultante de la solución de amoniaco y el volumen de
amoniaco gaseoso a 5C y 775 torr que se utilizó para saturar el agua.Resp. 167 cm
3
,
59 litros
7.Cuántocloruro de bariose necesitará para preparar 250 ml de una solución que tenga la
misma concentración de Cloroque una quecontiene 3,78 g decloruro de sodioen 100
ml.Resp. 16,8 g BaCl2
8.Un litro de leche pesa 1032 g. La grasa que contiene es un 4% en volumen y posee una
densidad de 0,865 g/ml. Cuál es la densidad de la leche descremada.Resp. 1,039 g/ml
9.Cuánto CaCl2.6H2Oy cuánta agua se deben pesar para preparar 100 g de una solución
al 5% de CaCl2.Resp. 9,9 g; 90,1 g
10.En una solución dehidróxido de potasiode densidad 1,415 g/ml y que contiene 41,71%
dehidróxido; qué volumen de la solución contiene 10 moles dehidróxido.Resp. 950,8
cm
3

182. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estado Líquido
Ing. Luis Escobar C.
184
b)UNIDADES QUÍMICAS:
1.Calcular el volumen de ácido sulfúrico de densidad 1,827 g/cm
3
y 92,77%en pesoque
se necesita para preparar 10 litros de ácido sulfúrico 3 normal.Resp. 868,2 cm
3
2.Cuántos gramos de soluto se necesitan para preparar 1 litro de solución 1 M de
CaCl2.6H2O.Resp. 219,1 g
3.Cuál es la fracción molar del soluto en una solución acuosa 1 molal.Resp. 0,0177
4.Qué volumen de una solución 0,2 M de Ni(NO3)2.6H2Ocontiene 500 mg de Ni
+2
.Resp.
42,6 cm
3
5.Calcule la masa depermanganato de potasioque se necesita para preparar 80 cm
3
de
permanganatoN/8, cuando este último actúa como agente oxidante en solución ácida.
Resp. 0,316 g
6.Una solución acuosa etiquetada como al 35% deácido perclóricotiene una densidad de
1,251 g/ml. Cuál es la concentración molar y la molalidad de la solución.Resp. 4,36
M; 5,358m
7.Se mezcla 1 litro de ácido nítrico de densidad 1,380 g/ml y 62,70% con 1 litro de ácido
nítrico de densidad 1,130 g/ml y 22,38%. Hallar: a) la concentración del ácido
resultante en tanto por ciento; b) el volumen de ácido que se forma, y c) su molaridad.
La densidad del ácido formado es igual a 1,276 g/cm
3
.Resp. a) 44,53%; b) 1,967
litros; c) 9,02 M
8.Dada la reacción: Cr2O7
–2
+ Fe
+2
+ H
+
Cr
+3
+ Fe
+3
+ H2O. Determinar: a) la
normalidad de una solución dedicromato de potasio, en la cual 35 ml contienen 3,87 g
dedicromato; b) la normalidad de una solución desulfato ferroso, en la cual 750 cm
3
contienen 96, 3 g desulfato.Resp. a) 2,25 N; b) 0,845 N
9.Determinar la densidadde una solución de sulfato de magnesio 3,56 N y del 18% en
peso de concentración.Resp.1,19g/cm
3
10.Calcular la cantidad de hidróxido de sodio y de agua que se necesitan para preparar 5
litros de una solución al 20%, cuya densidad es 1,219 g/cm
3
. Cuál es la normalidad de
esta solución.Resp. 1219 g NaOH y 4876 g H2O; 6,095 N
DILUCIÓN:
1.Una solución contiene 75 mg decloruro de sodiopor cm
3
. A qué grado se debe diluir
para obtener una solución de concentración 15 mg decloruro de sodiopor cm
3
.
2.Qué cantidad de agua hay que evaporar de una tonelada de ácido sulfúrico de densidad
1,260 g/ml y 35,03% para obtener un ácido de densidad 1,490 g/cm
3
y 59,24%.Resp.
408,6 kg

183. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estado Líquido
Ing. Luis Escobar C.
185
3.Cuántos cm
3
de una solución de concentración 100 mg de Co
+2
por ml se necesitan para
preparar 1,5 litros de solución con una concentración de 20 mg de Co
+3
por cm
3
.Resp.
300 cm
3
4.Calcule el volumen aproximado del agua que se debe agregar a 250 ml de una solución
1,25 N para hacerla 0,5 N (despreciando los cambios de volumen).Resp. 375 cm
3
5.Determine el volumen de ácido nítrico diluido (densidad 1,11 g/ml; 19% en peso de
ácido) que puede prepararse diluyendo con agua 50 cm
3
del ácido concentrado
(densidad 1,42 g/ml; 69,8% en peso de ácido). Calcule las concentraciones molares y
molales de losácidos concentrado y diluido.Resp. 235 ml; 15,7 M y 3,35 M; 36,7 m y
3,72 m
6.Qué volumen de alcohol al 95% en peso (densidad 0,809 g/ml) se debe utilizar para
preparar 150 cm
3
de alcohol al 30% en peso (densidad 0,957 g/cm
3
).Resp. 56 cm
3
7.Qué volúmenes desoluciones de ácido clorhídrico12 N y 3 N se deben mezclar para
preparar 1 litrode solución de ácido6 N.Resp. 1/3 litros 12 N; 2/3 litros 3 N
ESTEQUIOMETRIA CON SOLUCIONES:
1.Una muestra de 50 cm
3
de solución desulfato desodiose trata con un exceso decloruro
debario, si elsulfato debario formadopesa1,756 g. Cuál es la concentración molar de
la solución desulfato de sodio.Resp. 0,1505 M
2.Una muestra de 50 cm
3
de solución dehidróxido de sodionecesita 27,8 ml de ácido 0,1
normaldurante latitulación. Cuál es su normalidad. Cuántos mg dehidróxido de sodio
hay en cada cm
3
.Resp. 0,0556 N; 2,22 mg/cm
3
3.Se necesitaron exactamente 21 cm
3
de ácido 0,80 N para neutralizar por completo 1,12
g de una muestra impura de óxido de calcio. Cuál es la pureza delóxido.Resp. 42%
4.Cuál es la pureza deuna solución de ácido sulfúricoconcentrado (densidad 1,8 g/ml) si
5 cm
3
se neutralizan con 84,6 cm
3
dehidróxido de sodio2 N.Resp. 92,2%
5.Exactamente 400 ml de una solución ácida, al actuar sobre un excesode zinc,
desprendieron 2,430 litros de hidrógeno gaseoso medido sobre agua a 21C y 747,5
torr. Cuál es la normalidad del ácido, si la presión de vapor del agua a 21C es 18,6 torr.
Resp. 0,483 N
6.Cuántos gramos de cobre serán desplazados de una solucióndesulfato cúprico
mediante 2,7 g de aluminio.Resp. 9,5 g
7.Qué volumen desolución deácidosulfúrico1,5 M se necesitan para liberar 185 litros
de hidrógenogaseoso en condiciones normales, cuando se trata con un exceso de zinc.
Resp. 5,51 litros

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

185. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estado Líquido
Ing. Luis Escobar C.
187
20.Una muestra de 50 cm
3
de solución de sulfato de sodio se trata con un exceso de cloruro
de bario. Si el sulfato de bario precipitado es 1,756 g. Cuál es la concentración molar de
la solución de sulfato de sodio.Resp. 0,1505 M
PROPIEDADES DE LAS SOLUCIONES (PROPIEDADES COLIGATIVAS):
1.La presión de vapor del agua pura a 26C es 25,21 mmHg. Cuál es la presión de vapor
de una solución que contiene 20 g de glucosa (C6H12O6), en 70 g de agua.Resp. 24,51
mmHg
2.La presión de vapor del agua pura a 25C es 23,76 mmHg. La presión de vapor de una
solución que contiene 5,40 g de una sustancia no volátil en 90 g de agua es 23,32
mmHg. Calcular el peso molecular del soluto.Resp. 57
3.A 85C la presión de vapor del dibromuro de propileno, C3H6Br2, es de 128 mmHg, y la
del dibromuro de etileno, C2H4Br2, es de 172,6 mmHg. Calcular la presión de vapor de
una mezcla líquida supuesta ideal de estas dos sustancias formadas por 2 moles de
C3H6Br2y 3 moles de C2H4Br2.Resp. 154,8 mmHg
4.A 110C las presiones de vapor del clorobenceno, C6H5Cl, y del bromobenceno,
C6H5Br, son, respectivamente, de 400 y 200 mmHg. Calcular la presión de vapor a esta
temperatura de una mezcla líquida supuesta ideal formada por un 30%en pesode
C6H5Cl y un 70%en peso deC6H5Br.Resp. 274,8 mmHg
5.Las presiones de vapor del alcohol metílico, CH3OH, y del alcohol etílico, C2H5OH, a
40C son, respectivamente, 260,5 y 135,3 mmHg. Calcular la composición de una
mezcla líquida supuesta ideal de estos dos alcoholes en equilibrio, a 40C, con una
mezcla gaseosa equimolecular de estos dos compuestos.Resp. 34,18%fracción molar
CH3OH y 65,82%fracción molarC2H5OH; 26,54%pesoCH3OH y 74,46%peso
C2H5OH
6.Calcular la composición de una mezcla supuesta ideal de acetona, C3H6O, y de tolueno,
C7H8, que hierve a 80C, si a esta temperatura las presiones de estas dossustancias, son
respectivamente1610 mmHg y 290 mmHg.Resp. 35,61%fracción molarC3H6O y
64,39%fracciónmolarC7H8; 25,85%pesoC3H6O y 74,15%pesoC7H8
7.Si se hierve la mezcla líquida de acetona y tolueno del problema anterior, calcular: a) la
composición del vapor que se forma al inicial la ebullición; b) si esta mezcla gaseosa
inicial se condensa, la presión de vapor del líquido a 80C.Resp. a) 75,42%fracción
molarC3H6O y 24,57%fracciónmolarC7H8; 65,93%pesoC3H6O y 34,07%peso
C7H8; b) 1285,3 mmHg
8.Una solución de peróxido de hidrógeno en agua cuya concentración esdel 2,86%, se
congela a–1,61C. Hallar el peso molecular del peróxido de hidrógeno.Resp. 34

186. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estado Líquido
Ing. Luis Escobar C.
188
9.Una solución que contiene 3,24 g de un soluto no volátil no electrólito y 200 g de agua
hierve a 100,13C a una atmósfera. Cuál es el peso molecular del soluto.Resp. 64
10.Cuál es el punto de solidificación de una solución acuosa al 10% en peso de CH3OH.
Resp.–6,5C
11.Calcular el punto de congelación de un fenol (C6H5OH) impurificado con un 1% de
agua. El fenol puro solidifica a 40,8C y su Kc es 7,3C/m.Resp. 36,7C
12.Calcular la presión osmótica a 20C de una solución de ácido fórmico, HCOOH, que
contiene 1 g de sustancia por litro.Resp. 397 mmHg
13.La presión osmótica de una solución de lactosa, C12H22O11, a 18C es de 3,54 atm. La
densidad de la solución es 1,015 g/ml. Calcular la molaridad, la molalidad y el punto de
congelación de la solución.Resp. 0,1483 M; 0,1539 m;–0,286C
14.Se disuelven 3,96 g de ácido benzóico, C6H5COOH, en 80,6 g de benceno, C6H6y la
solución se congela a 4,47C. El benceno puro congela a 5,5C. Hallar el peso
molecular y la fórmula de ácido benzóico disuelto en el benceno.Kcdebencenoes5,12
C/m.Resp. 244,3; (C6H5COOH)2
15.Cuántos gramos de alcohol etílico, C2H5OH, deben agregarse a un litro de agua para
que la solución no se congele a–20C.Resp. 495 g
16.Una solución que contiene 2,70 g de una proteína disueltos en 100 g de agua tiene una
presión osmótica de 9,12 mmHga 33˚C. Calcular el peso molecular de la proteína.
Resp. 55000
17.Si el radiador de un automóvil contiene 12 litros de agua, cuánto descenderá el punto de
congelación mediante la adición de 5 kg de prestol [glicol, C2H4(OH)2].Resp. 12C
18.Una solución deunpigmento proteínico que seextrae de los cangrejos, se preparó
disolviendo 0,750 gde la proteínaen 125 cm
3
deagua. A 4C, se observó un aumento
en la presión osmótica de 2,6 mm. La solución tiene una densidad de 1 g/ml. Calcular el
peso molecular de laproteína.Resp. 5,4x10
5
19.La presión osmótica de la sangre es 7,65 atmósferas a 37C. Qué cantidad deglucosa,
C6H12O6, se debe utilizar por litro para una inyección intravenosa para que tenga la
misma presión osmótica de la sangre.Resp. 54,3 g
20.A 40C la presión de vapor, en torr, de las soluciones de alcohol metílico y alcohol
etílico está representada por la siguiente ecuación:
135)OHCH(X119Pv
3

Cuáles son las presiones de vapor de los componentes puros a esta temperatura.Resp.
254 torr; 135 torr

187. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Acidos, Bases y Sales
Ing. Luis Escobar C.
189
CAPITULO10
ACIDOS, BASES Y SALES
1.GENERALIDADES:
En la antigüedad el vinagre se obtenía de la sidra de la manzana y del vino. Vinagre,
significaacetum, relacionada muy de cerca con la palabra latinaacidus(agrio, de donde
proviene la palabraácido).Todos los líquidos de sabor agrio contienen ácidos.
Las sustancias químicas que tienen sabor amargo se dice que son básicas o alcalinas. Las
sustancias utilizadas en la limpieza contienen con frecuencia ácidos y bases, nuestro
organismo también los produce.
Se reconocía a los ácidos en forma general como sustancias que, en solución acuosa
presentaban las siguientes propiedades:
a)Tienen un sabor agrio si se diluyen lo suficiente para poderse probar.
b)Hacen que el papel indicadorcambiede color,de azul arojo.
c)Reaccionan con los metales activos como el magnesio, zinc y hierro produciendo
hidrógeno gaseoso.
d)Reaccionan con los carbonatos y bicarbonatos, formando anhídrido carbónico.
e)Reaccionan con las bases formando sales y agua.
f)Conducen la corriente eléctrica, es decir son electrolitos.
En cambio las bases, se reconocían porque en solución acuosa:
a)Tienen sabor amargo.
b)Son untuosas(resbalosas o jabonosas)al tacto.
c)Hacen que el papel indicadorcambie decolorrojo a azul.
d)Reaccionan con los ácidos formando sales y agua.
e)Conducen la corriente eléctrica (son electrolitos).
A continuación se muestran algunas sustancias comunes y su ingrediente:

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

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

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

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

192. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Acidos, Bases y Sales
Ing. Luis Escobar C.
194


 OHHOHoKequilibri
2
Donde el producto:(Kequilibrio)([H2O]) se denomina Kw, conocida como CONSTANTE
DEL PRODUCTO IONICO DEL AGUA:


 OHHKw
A 25C Kw es igual a 1x10
–14
, por tanto:

14
10x1OHHKw


Cuando cambia la temperatura, cambia el valor de Kw; esto podemos observar en la
siguiente tabla:
TEMPERATURA (˚C) Kw
0 1,13x10
–15
10 2,92x10
–15
25
37
1,00x10
–14
2.40x10
–14
45 4,02x10
–14
60 9,61x10
–14
De la ecuación anterior podemos concluir que:
a)Una solución es NEUTRA, si:[H
+
] = [OH
–
] = 1x10
–7
M
b)En una solución ACIDA,secumple que: [H
+
][OH
–
]
c)En una solución BASICA,secumple que: [H
+
][OH
–
]
5.EL pH:
Determinar el pH de una solución, es determinar cuantitativamente la concentración de
iones hidrógeno, [H
+
]. Sörensen, estableció una expresión matemática que nos indica el
gradode acidez de toda solución, que es igual a:

pH
10HHlogpH


De la ecuación anterior se puede establecer las siguientes conclusiones:
a)Una solución es NEUTRA si: pH = 7
b)Una solución es ACIDA cuando el pH7
c)Una solución es BASICA, si pH7
De donde se puede establecer la siguiente escala de pH:

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

194. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Acidos, Bases y Sales
Ing. Luis Escobar C.
196
El proceso se denomina neutralización. Las sales en soluciones acuosas se ionizan. La
reacción de los iones de las sales con el agua se conoce como HIDRÓLISIS, que proviene
delgriego:HYDRO(agua) yLYSIS(descomponer).
Las sales pueden ser: ácidas, básicas, neutras y ligeramente ácidas o básicas; dependiendo
de la naturaleza de los ácidos y bases utilizados en la reacción de neutralización, por
ejemplo:
ÁCIDO BASE SAL EJEMPLO
Fuerte
Fuerte
Débil
Débil
Fuerte
Débil
Fuerte
Débil
Neutra
Acida
Básica
Ligeramente ácida obásica
NaCl
NH4Cl
NaC2H3O2
NH4C2H3O2
Consideremos una SAL BASICA (NaC2H3O2,Acetato de Sodio):
a)En un primer paso la salse ionizan:
NaC2H3O2 C2H3O2
–
+ Na
+
b)En un segundo paso seproduce laHidrólisis:
C2H3O2
–
HC2H3O2+ OH
–
Cuya constante de equilibrio se define de la siguiente manera:
 




232
232
OHC
OHOHHC
hK
c)Un tercer paso es considerar la ionización del ácido regenerado:
HC2H3O2 C2H3O2
–
+ H
+
Laconstantede ionizaciónse define de la siguiente manera:

 
232
232
OHHC
HOHC
aK


Si multiplicamos lasdos constantes, podemos escribir:
 


 
232
232
232
232
OHHC
HOHC
OHC
OHOHHC
KahK





195. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Acidos, Bases y Sales
Ing. Luis Escobar C.
197
Simplificando la ecuación anterior, tenemos:


 OHHKaKh
Donde: 
14
10x1KwOHHKaKh


Por tanto: KwKaKh  
Ka
Kw
Kh
El porcentaje de hidrólisis de una sal, se calcula de la siguiente manera:
100
InicialiónConcentrac
aHidrolizadiónConcentrac
Hidrólisis% 
Si se considera una SAL ÁCIDA, la constante de hidrólisis se definemediante la
siguiente ecuación:
Kb
Kw
Kh
PROBLEMAS RESUELTOS:
1.Calcular la [H
+
] y [OH
–
] en una solución 0,100M de ácido acético,HC2H3O2,cuya
constanteKa es1,75x10
–5
.
La reacción de ionización es:
HC2H3O2 H
+
+ C2H3O2
–
I:0,100 0 0
E:0,100–X X X
Definiendo la constante de ionización para el ácido acético, tenemos:
]OHHC[
]OHC][H[
Ka
232
232


Reemplazando datos tenemos:
X100,0
X
10x75,1
2
5



De donde se obtienela siguiente ecuación de segundo grado:

196. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Acidos, Bases y Sales
Ing. Luis Escobar C.
198
010x75,1X10x75,1X
652


Resolviendo esta ecuación, obtenemos los siguientes resultados:X1= 1,3142x10
–3
X2=–1,3317x10
–3
Valores de X negativos, no son solución para nuestro problema ya que no podemos
hablar de concentraciones negativas, por lo que:
X = [H
+
] = 1,3142x10
–3
moles/litro
Aplicando la constante del producto iónico del agua(Kw), podemosdeterminarla
concentración de iones hidróxido:
Kw = [H
+
][OH
–
]= 1x10
–14
Despejando [OH
–
] y reemplazando datos tenemos:
 litro/moles10x6092,6
10x3142,1
10x1
OH
12
3
14





2.Calcular el pH y el porcentaje de ionización de una solución 1Mde ácido cianhídrico
(HCN), si laKa es4,8x10
–10
.
El HCNse ioniza mediante la siguiente reacción:
HCN H
+
+ CN
–
I: 1 0 0
E: 1–X X X
Reemplazando datos tenemos:
X1
X
X1
XX
10x8,4
2
10






X
2
+4,8x10
–10
X–4,8x10
–11
= 0
X = [H
+
] = 2,19x10
–5
moles/litro
Definiendo el pH, como:
pH =–log [H
+
]
pH =–log(2,19x10
–5
)= 4,65

197. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Acidos, Bases y Sales
Ing. Luis Escobar C.
199
Para calcular el Porcentaje de Ionización, utilizamos la siguiente ecuación:
100
InicialiónConcentrac
IonizadaiónConcentrac
Ionización% 
3
5
10x19,2100
1
10x19,2
ionización%



3.Calcular la molaridad de una solución dehidróxido de amonio,NH4OH,quese
encuentra ionizada en un 2%,si su Kbes1,8x 10
–5
.
El NH4OH, se ioniza de la siguiente manera:
NH4OH NH4
+
+ OH
–
I: M 0 0
E: M–X X X
De donde:
XM
X
XM
XX
10x8,1
2
5






(1)
100
M
X
2   X50M (2)
Entonces, sustituyendo la ecuación (2) en la (1):
X49
X
10x8,1
2
5


X = 8,82x10
–4
Por lo tanto: M = 50XM = 0,0441 moles/litro
4.El pH de una solución de ácido benzóico, HC7H5O2, 0,072 M es 2,7. Calcular la Ka de
este ácido.
El ácidobenzóico, se ioniza mediante el siguiente proceso:
HC7H5O2 C7H5O2
–
+ H
+
I:0,072 0 0
E: 0,072–X X X

198. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Acidos, Bases y Sales
Ing. Luis Escobar C.
200
Reemplazando datos tenemos:
X072,0
X
Ka
2


Como el pH es 2,7; entonces: [H
+
] = X = 10
–2,7
= 1,9953x10
–3
moles/litro; por tanto:
3
23
10x9953,1072,0
)10x9953,1(
Ka




5
10x6871,5Ka


5.Calcular el pH de una solución acuosa deácido clorhídricode concentración 5x10
–8
M.
La ionización del HCles total, como se muestra a continuación:
HCl H
+
+ Cl
–
I: 5x10
–8
0 0
E: 05x10
–8
5x10
–8
Como es una solución acuosa muy diluida, hay que tomar en cuenta la ionización del
agua,que aporta con una [H
+
] de 1x10
–7
moles/litro, por lo tanto:
[H
+
]TOTAL= 5x10
–8
+ 1x10
–7
= 1,5x10
–7
moles/litro
Entonces: pH =–log (1,5x10
–7
)pH = 6,82
6.Calcular el pH y el % de hidrólisis de una solución 0,100 M deacetato de sodio,
NaC2H3O2, si Ka delácidoacéticoes 1,75x10
–5
.
Consideramos la ionización de la sal:
NaC2H3O2 C2H3O2
–
+ Na
+
I: 0,100 0 0
E: 0 0,100 0,100
Tomando en cuenta la hidrólisis, podemos escribir:
C2H3O2
–
HC2H3O2+ OH
–
I: 0,100 0 0
E: 0,100–X X X

199. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Acidos, Bases y Sales
Ing. Luis Escobar C.
201
Definiendo la constante de hidrólisis y calculando su valor, tenemos:
Ka
Kw
Kh
10
5
14
10x7143,5
10x75,1
10x1
Kh




Reemplazando en la ecuación de la hidrólisis, podemos escribir:
X100,0
X
10x7143,5
2
10



De donde obtenemos la ecuación: X
2
+ 5,7143x10
–10
X–5,7143x10
–11
= 0;que al
resolverla se encuentraqueX = 7,5590x10
–6
yque corresponde a[OH
–
].
Por lo que podemos calcular el pOH:
pOH =–log [OH
–
]
pOH =–log (7,5590x10
–6
)= 5,12
Como: pH + pOH = 14pH = 14–5,12 = 8,88; corresponde a una solución básicaya
que el NaC2H3O2es una sal básica.
El porcentaje de hidrólisis se calcula de la siguiente manera:
100
InicialiónConcentrac
aHidrolizadiónConcentrac
Hidrólisis% 
100
100,0
10x5590,7
Hidrólisis%
6


3
10x5590,7Hidrólisis%


7.Calcular el pH y el % de hidrólisis de una solución 0,02M decloruro de amonio,
NH4Cl, siKb delhidróxido de amonioes 1,8x10
–5
.
Las reacciones de ionización e hidrólisis, se muestran a continuación:

200. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Acidos, Bases y Sales
Ing. Luis Escobar C.
202
NH4Cl NH4
+
+ Cl
–
I: 0,02 0 0
E: 0 0,02 0,02
NH4
+
NH4OH + H
+
I: 0,02 0 0
E:0,02–X X X
Tomando en cuenta la hidrólisis, podemos escribir:
Kb
Kw
Kh
Reemplazando datos tenemos:
10
5
14
10x5556,5
10x8,1
10x1
Kh




X02,0
X
10x5556,5
2
10



X = [H
+
] = 3,3330x10
–6
moles/litro
De donde:
pH =–log [H
+
]=–log (3,3330x10
–6
)= 5,47
El NH4Cl es una sal ácida, por lo tanto su pH es ácido.
El porcentaje de hidrólisis se determina así:
100
InicialiónConcentrac
aHidrolizadiónConcentrac
Hidrólisis% 
100
02,0
10x3330,3
Hidrólisis%
6


0167,0Hidrólisis%  %

201. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Acidos, Bases y Sales
Ing. Luis Escobar C.
203
PROBLEMAS PROPUESTOS:
1.Calcular la [H
+
] y la [OH
–
] en una solución 0,010 N de una base débil que esta ionizada
el 1,3%. Cuál es el pH de la solución.Resp. 7,7x10
–11
moles/litro; 1,3x10
–4
moles/litro; 10,11
2.Calcularel pH y el pOH de lassoluciones, suponiendo una ionización completa: a)
ácido 0,00345 N; b) base 0,00886 N.Resp. a) 2,46 y 11,54; b) 11,95 y 2,05
3.El amoniaco líquidoa–50Cse ionizaproduciendo NH4
+
y NH2
–
.Su producto iónico
es[NH4
+
][NH2
–
]=1x10
–30
. Cuántos ionesNH2
–
, están presentes por cadamm
3
de
amoniaco líquido.Resp. 602iones
4.Una solución de ácido acético, HC2H3O2, (Ka=1,8x10
–5
) esta ionizada en un 1%.
Calcular [H
+
] de la solución.Resp. 1,8x10
–3
moles/litro
5.Cuál es el porcentaje de ionización de una solución que contiene 100 g de ácido acético
disuelto en agua para producir 1000 ml de solución.Resp. 0,33%
6.Una solución de ácido fórmico, HCO2H, 0,0010 M, está ionizada en un 34%. Calcular
la constante de ionización del ácido.Resp. 1,8x10
–4
7.Calcular Ka para el ácido fluorhídrico, HF, si se encuentra ionizado en un 9% en
solución 0,10 M.Resp. 8,9x10
–4
8.Calcular el porcentaje de ionización de una solución de ácido acético 0,045 M.
Ka(HC2H3O2) es 1,75x10
–5
.Resp. 2%
9.Unasolución de amoníacoestaionizadaen un 2,5%. Determinar la concentración molar
de la soluciónyel pH.Resp.0,0273;10,83
10.Calcular la concentración de una solución de acetato de sodio cuyo pH es 8,97. Ka del
ácido acético 1,8x10
–5
.Resp. 0,18 M
11.Calcular el volumen de una solución de amoníaco 0,15 N que se encuentra ionizada 1%
y que contiene la misma cantidad de iones OH
–
que 0,50 litros de una solución de
hidróxido de sodio 0,20 N.Resp. 67 litros
12.Una solución 1 M de metilamina,CH3NH2,tiene un pH de 12,32. Calcular la constante
de ionización del ácido.Resp. 4,4x10
–4
13.Calcular el pH y el porcentaje de hidrólisis que ocurre en una solución de acetato de
sodio, NaC2H3O2,1x10
–3
M.Resp. 7,87; 7,5x10
–2
%
14.Calcular el pH y el porcentaje de hidrólisis de una solución de cloruro de amonio,
NH4Cl,2x10
–3
M.Resp. 5,98; 5,3x10
–2
%

202. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Acidos, Bases y Sales
Ing. Luis Escobar C.
204
15.Calcular la [H
+
], [C2H3O2
–
] y [C7H5O2
–
] en una solución que contiene HC2H3O20,02 M
y HC7H5O20,01 M. Las constantes de ionización para el HC2H3O2y el HC7H5O2son
respectivamente 1,75x10
–5
y 6,46x10
–5
.Resp. 1x10
–3
; 3,5x10
–4
; 6,5x10
–4
16.El valor de Kw a la temperatura fisiológica de 37C es 2,4x10
–14
. Cuál es el pH en el
punto neutro del agua a esta temperatura.Resp. 6,81
17.Una solución 0,25 M de cloruro de piridonio, C5H6N
+
Cl
–
se encontró que tiene un pH
de 2,93. Cuál es el valor de Kb para laionizaciónde la piridina, C5H5N.Resp. 1,8x10
–9
18.Unasolución contiene 25 g de hidróxido de amonio en 500 ml de solución. Cuál es el
pH de la solución a 25C.Resp.11,71
19.Una solución0,20 Mde una sal de NaX tiene un pH de 10,96. Determinar elvalor de
Ka para el ácidoHX.Resp.2,4x10
–9
20.Una solución 0,18 M del ácido débil HA tiene un pH de 3,80. Calcular el pH de una
solución 0,25 M de la sal NaA.Resp.10,13

203. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Termoquímica
Ing. Luis Escobar C.
205
CAPITULO11
TERMOQUÍMICA
1.GENERALIDADES:
Casi todas las reacciones químicas absorben o producen energía, generalmente en forma de
calor. La Termoquímica, es la parte de la Química que se encarga de la cuantificación de la
cantidad de energía (calor) cuando ocurre una reacción química.
La combustión delAlcohol Etílicocon Oxígeno es una de las muchas reacciones químicas
que liberan una gran cantidad de energía:
C2H5OH(g)+3O2(g)2 CO2(g) +3H2O(l) + Energía(Calor)
Hay otras reacciones que paraproducirse necesitan una cierta cantidad de calor, por
ejemplo ladescomposición del Carbonato de Calcio:
CaCO3(s) + Energía(Calor)CaO(s) +CO2(g)
Para analizar los cambios de energía asociados a las reacciones químicas primero es
necesario definir el sistema (parte específica del universo que nos interesa). Generalmente,
los sistemas incluyen las sustancias que están implicadas en los cambios químicos y físicos.
Por ejemplo, en un experimento de neutralización ácido-base, el sistema puede ser el
recipiente que contiene 50 ml de HCl al cual se agregan 50 ml de NaOH. Los alrededores
son el resto del universo externo al sistema.
Hay tres tipos de sistemas: abierto, cerrado y aislado. Unsistema abiertopuede
intercambiar masa y energía, por lo general en forma de calor con sus alrededores. Un
ejemplo de sistema abierto puede ser el formado por una cantidad de agua en un recipiente.
Si se cierra el recipiente, de manera que el vapor de agua no pueda escaparse o condensarse
en el recipiente, se tiene unsistema cerrado, el cual permite la transferencia de energía
(calor) pero no de masa. Al colocar el agua en un recipiente totalmente aislado, se
construye unsistema aislado, el cual no permite la transferencia de masa ni de energía.
Cuando durante el proceso químico existe un aumento en la temperatura entre los
compuestos químicos y el recipiente donde se realiza la reacción, se dice que la reacción es
exotérmica(la energía se libera como calor); en cambio si la temperatura disminuye, la
reacción esendotérmica(la energía se absorbe como calor).
2.UNIDADES:
Para expresar la cantidad de calor que una reacción química necesita o desprende cuando se
efectúa, se utiliza la caloría.

204. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Termoquímica
Ing. Luis Escobar C.
206
CALORÍA,se define como la cantidad deenergíacalorífica necesaria para elevarenun
grado centígradolatemperaturade ungramodeaguapura, desde 14,5°C a 15,5°C, a una
presión normal de unaatmósfera.
Otras formas para expresar esta forma de energía son los Joules, BTU, Ergios, etc. La
relación de éstas con las caloríases:
1 caloría = 4,184 Joules(J)
1 BTU = 252 calorías
1 kilocaloría (kcal)= 1000 calorías
1 Joule =1x10
7
ergios
1 kilojoule (kJ) = 1000 Joules
3.CALOR ESPECIFICO Y CAPACIDAD CALORÍFICA (cp):
El CALOR ESPECIFICO, se define como el calor necesario para elevar la temperatura de
un gramo de una sustancia en un grado centígrado. Mientras que la CAPACIDAD
CALORÍFICA (cp) de una sustancia es la cantidad de calor necesario para elevar la
temperatura deun gramo deuna determinada cantidad de sustancia en un grado centígrado.
Las unidadesde la capacidad calorífica son
Cg
calorías

.
A continuación se muestran las capacidades caloríficas de algunas sustancias:
SUSTANCIA cp (cal/gC) cp (J/gC)
H2O(s)
H2O(l)
H2O(g)
Al
Au
Na
NaCl
Cu
Zn
Bi
Pb
Hg
Fe
Pt
0,490
1,000
0,480
0,215
0,031
0,290
0,210
0,092
0,092
0,029
0,031
0,033
0,107
0,032
2,050
4,184
2,008
0,899
0,129
1,213
0,879
0,385
0,385
0,121
0,130
0,138
0,448
0,134
Para un determinado cambio de temperatura, el flujo de calor es directamenteproporcional
a la masa de la sustancia y al cambio de temperatura, proporcionalidades que se pueden
expresar matemáticamente de la siguiente manera:

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

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

207. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Termoquímica
Ing. Luis Escobar C.
209
En una reacción donde se absorbe calor, el contenido calorífico o entalpía de los productos
es mayor que el de las sustancias reaccionantes; en consecuencia, el signo deH es
positivo, el proceso es ENDOTÉRMICO. En cambio cuando en una reacción química se
libera calor, la entalpía de los productos es menor que el de los reaccionantes, el signo de
H es negativo, la reacción es EXOTÉRMICA.
7.ECUACIONES TERMOQUÍMICAS:
Se conocen así a las ecuaciones químicas que van acompañadas del calor o entalpía de
reacción, por ejemplo:
C(s) + O2(g)CO2(g)Hr =–94,1 kcal/mol
2C(s) + H2(g)C2H2(g)Hr = 54,85 kcal/mol
8.LEY DE HESS:
La LEY DE HESS establece que: “El calor producido o absorbido en cualquier cambio
químicoes igual para dicho cambio, tanto si se realiza en un solo paso como si se realiza en
varios, puesto que la variación total depende únicamente de las propiedades de las
sustancias inicial y final”. En otras palabras, el calor de reacción no depende del camino
seguido para pasar del estado inicial al final.
Esta ley es importante porque permite calcular indirectamente calores de reacción que
serían muy difíciles de medir directamente.Esto es posible ya que las ecuaciones
termoquímicas pueden sumarse orestarse como ecuaciones algebraicasjunto con los
correspondientes calores de reacción.
PROBLEMAS RESUELTOS:
1.Calcular la cantidad de calor que se necesita para elevar la temperatura de100gramos
de cobre desde 20C hasta 110 C.
Aplicamos la siguiente ecuación:
TcpmQ 
)TiTf(cpmQ 
 C)20110()
Cg
cal
092,0)(g100(Q 


J35,3464cal828Q 

208. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Termoquímica
Ing. Luis Escobar C.
210
2.La combustión de un gramo de antracita produce 7300 calorías, qué cantidad de dicho
carbón hará falta para calendar 4 litros de H2O desde 20C hasta 100C suponiendo que
todo el calor se utiliza.
Consideramos que la densidad del agua es 1g/cm
3
, de modo que los 4 litros de agua se
consideran 4 kg (4000 gramos).
Para calcular la cantidad de calor, utilizamos la siguiente ecuación:
TcpmQ 
)TiTf(cpmQ 
 C)20100()
Cg
cal
1)(g4000(Q 


cal320000Q
Luego planteamos la siguienteoperación:
Carbóng84,43
calorías7300
Carbóng1
calorías320000 
3.Si se calienta una muestra de 25g de una aleación hasta 100C, se introduce luego en
un recipiente que contiene 90 gramos de agua a 25,32C. La temperatura del agua se
eleva hasta 27,18C. Despreciando la pérdida de calor que puede existir, determinar la
capacidad calorífica de la aleación.
Planteamos que la cantidad de calor ganado por el agua es igual al calor perdido por la
aleación:
QcQg
Reemplazando datos, tenemos:
    C)10018,27()aleación(cp)g25(C)32,2518,27()
Cg
cal
1)(g90( 

Cg
cal
092,0)aleación(cp



209. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Termoquímica
Ing. Luis Escobar C.
211
4.El eg-g de un metal cuando reaccionacon el oxígeno es de 69,67. Si su capacidad
calorífica es 0,0305 cal/gC. Determinar elestado de oxidación del metal,su peso
atómico exacto y la fórmula del óxido.
Laposiblefórmuladel óxido es:M2OX
Para resolver el problema aplicamos la ley de Dulong-Petit:
4,6)Metal(AproximadoAtómicoPeso)Metal(cp 
Despejando el Peso Atómico aproximado y reemplazando datos, tenemos:
84,209
0305,0
4,6
)Metal(AproximadoAtómicoPeso 
Utilizando la ecuación que define el equivalente-gramo del metal, determinamos el
estado de oxidación:
)Metal(g-eq
)Metal(AproximadoAtómicoPeso
)Metal(EO 
3012,3
67,69
84,209
)Metal(EO 
Aplicando la misma definición de equivalente-gramo, determinamos el peso atómico
exacto del metal:
01,209)3(76,69)Metal(ExactoAtómicoPeso 
El peso molecular determinado, corresponde al Bismuto (Bi), por lo que la fórmula del
óxido es:M2O3=Bi2O3
5.Calcular la cantidad de calor que se necesita para transformar 20g de agua en estado
sólido que se encuentra a–15C al estado de vapor a 120C.
Para resolver el siguiente ejercicio, procedemos a realizar un gráfico en el que se
muestran los diferentes cambios que se producen con el aumento de la temperatura, y
calculamos la cantidad de calor en cada uno de los procesos:

210. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Termoquímica
Ing. Luis Escobar C.
212
  calorías147C)15(0)
Cg
cal
49,0)(g20(TcpmQ
1



calorías1600)
g
cal
80)(g20()fusión(mQ
2

  calorías2000C)0100()
Cg
cal
1)(g20(TcpmQ
3



calorías10800)
g
cal
540)(g20()nevaporació(mQ
4

  calorías192C)100120()
Cg
cal
48,0)(g20(TcpmQ
5



La suma de los caloresde estos procesos, permiten calcular el calor total:
i54321T QQQQQQQ 
1921080020001600147Q
T 
kcal739,14calorías14739Q
T 
6.Cuando se mezclan 120g de H2O(s)a 0C y 300g H2O(l)a 50C. Determinar la
temperatura finaly el estado físico de la mezcla.
Determinamos el calor que va ha ceder el aguaque se encuentraa 50C:

211. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Termoquímica
Ing. Luis Escobar C.
213
calorías15000)C50)(
Cg
cal
1)(g300(TcpmQ 


Calculamos la cantidad de calor que va ha ganar el aguaque estaa 0C, para fundirse:
calorías9600)
g
cal
80)(g120()fusión(mQ 
Esta cantidad de calor es menor a la que me proporciona el agua a 50C, por lo tanto la
temperatura del sistema va a ser mayor que 0C, por lo que podemos plantear la
siguiente solución:
QcQg
Reemplazando datos, tenemos:
   C)Tf50()
Cg
cal
1)(g300(C)0Tf()
Cg
cal
1)(g120()
g
cal
80)(g120( 




Tf30015000Tf1209600 
5400Tf420 → C9,12Tf 
7.Cuál será la Tf cuando se mezclan 300g de H2O(s)a 0C y 300g de H2O(l)a 50C.
Determinamos la cantidad de calor del agua a 50C:
calorías15000)C50)(
Cg
cal
1)(g300(TcpmQ 


Calculamos lacantidad de calor que va ha ganar el agua a 0C, para fundirse:
calorías24000)
g
cal
80)(g300()fusión(mQ 
Esta cantidad de calor es mayor a la que me proporciona el agua a 50C, por lo que la
temperatura final es 0C. Como conclusión se puede decir que no todo el hielose funde.
Podemos determinar la cantidad de hielo fundida de la siguiente manera:
fundidosOHg50,187
calorías24000
)s(OHg300
calorías15000
2
2


212. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Termoquímica
Ing. Luis Escobar C.
214
8.Se mezclan 300g de H2O(g)a 100C y 300g de H2O(s)a–10C. Determinar la
temperatura final del sistema (Temperatura de equilibrio,Tf).
Determinamos la cantidad de calor en la condensación del vapor de agua a 100C:
calorías162000)
g
cal
540)(g300()nevaporació(mQ 
Determinamos la cantidad de calor del agua condensada que se encuentra a 100:
calorías30000)C100)(
Cg
cal
1)(g300(TcpmQ 


En total, se disponen de 192000 calorías. Esta cantidad de calor va ha ser utilizada por
los 300 gramos de agua sólida para aumentar su temperatura.
Determinamos la cantidad de calor, para elevar la temperatura de los 300 g de H2O(s)
desde–10C a 0C:
  calorías1470C)100()
Cg
cal
49,0)(g300(TcpmQ 


Determinamos la cantidadde calor para la fusión del agua sólida que se encuentra a
0C:
calorías2400)
g
cal
80)(g300()fusión(mQ 
Calculamos la cantidad de calor para elevar la temperatura del agua fundida desde 0 a
100C:
  calorías30000C)0100()
Cg
cal
1)(g300(TcpmQ 


Sumando la cantidad de calor que el sólido va ha ganar, tenemos:
calorías338703000024001470Q 
Si el vapor va ha ceder 192000 calorías y el agua sólida necesita 33870 calorías para
llegar a 100C, el sistema llega a 100C.

213. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Termoquímica
Ing. Luis Escobar C.
215
9.Suponiendo que se utiliza el 50% del calor, cuántos kilogramos de agua a 15Cpodrán
calentarse hasta 85C mediante la combustión de 200 litros demetano,CH4,en CN si el
calor de combustión del metano es de 213 kcal/mol.
Calculamos las moles que corresponden a los 200 litros de Metano:
4
4
4
4
CHmoles93,8
CHlitros4,22
CHmol1
CHlitros200 
Determinamos lacantidad de calor desprendido en la combustión de esas moles de
Metano:
kcal09,1902)moles93,8)(
mol
kcal
213(Q 
Calculamos la cantidad de calor utilizado(solamente el 50%):
kcal045,951)50,0)(kcal09,1902()utilizado(Q 
Apartir de esa cantidad de calor, determinamos la cantidad de agua:
TcpmQ 
)TT(cpmQ
if
 C)1585()
Cg
cal
1(mcal951045 

  OHkg36,13586m
2
10.Calcular la cantidad de calor que interviene en la descomposición del carbonato de
calcio sólido,CaCO3, utilizando las entalpías de formación.
Para resolver el problema, planteamos la reacción de la descomposición del CaCO3(s):
CaCO3(s)CaO(s)+ CO2(g)
Como la reacción se encuentra igualada, con ayuda de los calores de formación
determinamos la entalpía de la reacción correspondiente:
)activos(ReH)oductos(PrHHr
o
f
o
f 
  )5,288()1,94()9,151(Hr 

214. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Termoquímica
Ing. Luis Escobar C.
216
mol
kcal
5,42Hr , cantidad de calor suministrada.
11.Calcular la cantidad decalor cuando se combustionan 10g dealcohol metílico líquido,
CH3OH.
)l(OH2)g(CO)g(O
2
3
)l(OHCH
2223 
Con ayuda de los calores de formación, determinamos el calor de la reacción:
)activos(ReH)oductos(PrHHr
o
f
o
f

  0)1,48()32,68(2)1,94(Hr 
mol
kcal
64,182Hr
Calculamos la cantidad de calor cuando se combustionan 10 gramos de CH3OH:
kcal075,57g10
g32
mol1
mol
kcal
4,1826Hr 
12.El calor desarrollado en la combustión de acetileno C2H2(g) a 25C es de 310,7
kcal/mol. Determinar la entalpía de formación del acetileno gas.
Primero escribimos la ecuación de combustión del acetileno:
)l(OH)g(CO2)g(O
2
5
)g(HC
22222 
Utilizando los calores de formación, aplicamos la siguiente ecuación:
)activos(ReH)oductos(PrHHr
o
f
o
f

  0))g(HC(H)32,68()1,94(27,310
22
o
f

 
mol
kcal
18,54)g(HCH
22
o
f 

215. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Termoquímica
Ing. Luis Escobar C.
217
13.La ecuación termoquímica en la combustión del metileno gas es:
mol/kcal337Hr)g(OH2)g(CO2)g(O)g(HC
22242 
Admitiendo un rendimiento del 70%. Cuántos kilogramos de H2O a 20C pueden
convertirse en vapor, mediante la combustión de 1000 litros de etileno en condiciones
normales.
Determinamos las moles en condiciones normales, correspondientes a los 1000 litros de
metano:
42
42
42
42
HCmoles64,44
HClitros4,22
HCmol1
HClitros1000 
Así mismo determinamos la cantidad de calor producida por las 44,64 moles:
kcal68,15043
HCmol1
kcal337
HCmoles64,44
42
42

Entonces:
kcal38,10530)68,15043(70,0oaprovechadQ 
Determinamos la masa de agua:
)nevaporació(mTcpmQ 
  )
g
cal
540(mC)20100()
Cg
cal
1(m58,10530 

 → OHkg98,16m
2
14.Calcular
o
f
Hdel CO(g), utilizando la ley de Hess y a partir de los siguientes datos:
mol/kcal1,94)]g(CO[H
2
o
f
 ; mol/kcal7,67Hr)g(CO)g(O)g(CO
22 
Es necesario determinar la entalpía de la reacción:
)g(CO)g(O
2
1
)s(C
2
Para resolver el problema, planteamos las siguientes reacciones químicas:

216. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Termoquímica
Ing. Luis Escobar C.
218
)2(mol/kcal7,67Hr)g(CO)g(O
2
1
)s(CO
)1(mol/kcal1,94Hr)g(CO)g(O)s(C
22
22


Restando (1)–(2), tenemos:
)g(CO)g(O
2
1
)s(C
0)g(CO)g(O
2
1
)s(C
)g(CO)g(CO)g(O
2
1
)g(CO)g(O)s(C
2
2
2222



La cantidad de calor se encuentra aplicando la misma operación:
mol
kcal
4,26)7,67(1,94Hr
)2(Hr)1(HrHr


15.Calcular
o
f
H[CH4(g)] a partir de los siguientes datos:
)3(mol/kJ8,285Hr)g(OH)g(O
2
1
)g(H
)2(mol/kJ5,393Hr)g(CO)g(O)s(C
)1(mol/kJ887Hr)g(OH2)g(CO)g(O2)g(CH
222
22
2224



Nos piden calcular elHrde la reacción:C(s) + 2 H2(g)CH4(g), para lo cual
realizamos el siguiente procedimiento matemático con las reacciones: (2) + 2(3)–(1);
el calor de la reacción en cuestión es:
mol/kcal1,78Hr
)887()8,285(25,393Hr
)1(Hr)3(Hr2)2(HrHr



PROBLEMAS PROPUESTOS:
1.Cuántas calorías se necesitan para calentar desde 15C hasta 65C, las siguientes
sustancias: a) 1 g de H2O; b) 20 g de platino.Resp. a) 50 cal; b) 32 cal
2.La combustión de 5 g de coque eleva la temperatura de un litro de agua desde 10C
hasta 47C. Calcular el poder calorífico del coque en kcal/g.Resp. 7,4 kcal/g

217. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Termoquímica
Ing. Luis Escobar C.
219
3.El calor de combustión del etano gas, C2H6, es de 373 kcal/mol. Suponiendo que sea
utilizable el 60% del calor, cuántos litros de etano, medidos en condiciones normales,
tienen que ser quemados para suministrar el calor suficiente para elevar la temperatura
de 50 kg de agua a 10C a vapor a 100C.Resp. 3,150 litros
4.Una muestra de metal de 45 g se calienta a 90C, introduciéndose después en un
recipiente que contiene 82 g de agua a 23,50C. La temperatura del agua se eleva
entonces a una temperatura final de 26,25C.Determinarla capacidad calorífica del
metal.Resp. 0,079 cal/gC
5.Se ha determinado que la capacidad calorífica de un elemento es de 0,0276 cal/gC. Por
otra parte, 114,79 g de un cloruro de este elemento contiene 79,34 gdel elemento
metálico. Determinarel peso atómico exacto del elemento.Resp. 238
6.La capacidad calorífica de un elemento sólido es de 0,0442 cal/gC. Un sulfato de este
elemento una vez purificado, se ha determinado que contiene 42,2% en peso del mismo.
Determinar a) el peso atómico exacto del elemento y b) la fórmula del sulfato.Resp. a)
140,3;b) Ce(SO4)2
7.Determinar la temperatura resultante cuando 1 kg de hielo a 0C se mezcla con 9 kg de
agua a 50C.Resp. 37C
8.Cuánto calor se necesita para pasar 10 g de hielo a 0C a vapor a 100C.Resp. 7,2 kcal
9.Se pasan 10 libras de vapor de agua a 212F por 500 libras de agua a 40F. Qué
temperatura alcanzará ésta.Resp. 62,4F
10.Se agregaron 75 g de hielo a 0C a 250 g de agua a 25C. Qué cantidad de hielo se
fundió.Resp. 78,1 g
11.Determinar la entalpía de descomposición de 1 mol de clorato de potasiosólido en
cloruro de potasio sólido y oxígeno gaseoso.Resp.–10,7 kcal
12.El calor desprendido en la combustión completa de 1 mol de gas metano, CH4, es 212,8
kcal. Determinar la entalpía de formación de 1 mol de CH4(g).Resp.–17,9 kcal
13.El calor desprendido en la combustión completa de gas etileno, C2H4, es 337 kcal.
Admitiendo un rendimiento del 70%, cuántos kilogramos de agua a 20C pueden
convertirse en vapor a 100C, quemando 1000 litros de C2H4en condiciones normales.
Resp. 16,9 kg
14.Calcular la entalpía para la reducción del dióxido de carbono con hidrógeno a
monóxido de carbono y agua líquida: CO2(g) + H2(g)CO(g) + H2O(l), usando el
calor de formación del H2O(l) igual a–68,3 kcal/mol y el calor de combustión del
CO(g) de–67,6 kcal/mol.Resp.–0,7 kcaló–2,93 kJ

218. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Termoquímica
Ing. Luis Escobar C.
220
15.Calcular el calor de formación del óxido nítrico, NO, a partir de los siguientes datos:
N2(g) + O2(g)NO2H = 7500cal
NO(g) + O2(g)NO2(g)H =–14000 cal
Resp.–21500 cal
16.Dados lossiguientes datos termoquímicos:
Fe2O3(s) + CO(g)FeO(s) + CO2(g)H =–2,93 kJ
Fe(s) + CO2(g)FeO(s) +CO(g)H = 11,29 kJ.
Usar la ley de Hess para encontrar la entalpía de la reacción:Fe2O3(s) + CO(g)Fe(s)
+ CO2(g).Resp.–25,52 kJó–6,1 kcal
17.El calor desprendido en la combustión de unmol de C2H6gas es de 372,9 kcal y el del
C2H4gas es de 337,3 kcal. Si la entalpía de formación del H2O líquida es–68,32
kcal/mol, determinar aplicando la ley de Hess, la entalpía de la reacción: C2H4(g) +
H2(g)C2H6(g).Resp.–32,7 kcal/mol
18.El calor de combustión del acetileno gas, C2H2, es 312000 cal/mol, cuántos litros de
dióxido de carbono encondiciones normales se desprendenpor cada kilocaloría
liberada.Resp. 0,144 litros
19.El calor liberado por la combustión de 1,250 g de coque eleva la temperatura de 1000 g
de agua de 22,5C a 30,1C. Cuál será el porcentaje de carbono en el coque, suponiendo
que las impurezas son incombustibles.Resp. 77,4%
20.Suponiendo que el metano gas, CH4, cuesta 75 cts por cada 1000 pies
3
, calcular el costo
de 1000000 BTU, ademásel calor de combustión delmetano es 212,8 kcal/mol.Resp.
71 cts

219. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Electroquímica
Ing. Luis Escobar C.
221
CAPITULO12
ELECTROQUÍMICA
1.GENERALIDADES:
La ELECTROQUÍMICA es la rama de la química que se encarga de estudiar las relaciones
que existen entre los fenómenos eléctricos y los químicos.
La Electroquímica puede dividirse en dos grandes secciones; una se refiere a las reacciones
químicas que se producen mediante una corriente eléctrica, llamadaelectrólisisy la otra se
refiere a las reacciones químicas que producen una corriente eléctrica; proceso que se
verifica en unaceldaopila galvánica.
2.UNIDADES ELÉCTRICAS:
El COULOMBIO (C) es la unidad práctica de carga (Q) y se define como la cantidad de
electricidad que pasa a través de una sección transversal dada de un conductor en un
segundo, cuando la corriente es de un amperio.
El AMPERIO (A) es la unidad de intensidad de corriente eléctrica (I). Un amperio es igual
a un coulombio/segundo. Por lo tanto:
t
Q
I
Tiempo
aargC
Intensidad 
De donde:
tIQ
SegundoAmperioCoulombio 
El OHMIO () es la unidad de resistencia eléctrica (R). Se puedeexpresar en función de la
resistencia específica o resistividad mediante la siguiente ecuación:
)cm(Area
)cm(Longitud
EspecíficasistenciaRe)Ohmios(sistenciaRe
2

También se puede definir de la siguiente manera:
)I(Intensidad
)V(Voltaje
)R(sistenciaRe 

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

221. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Electroquímica
Ing. Luis Escobar C.
223
ohmiosensistenciaRe
voltiosenpotencialdeDiferencia
amperiosenCorriente 
También se escribe de la siguiente manera:RIV
4.LEYES DE FARADAY:
Las leyes de Faraday establecen las relaciones cuantitativasentre la cantidad de corriente
que pasa a través de una solución y la cantidad del cambio químico que produce. Las leyes
de Faraday se pueden plantear de la siguiente manera:
a)La cantidad de cualquier sustancia liberada o depositada en un electrodo es
directamente proporcional a la cantidad de electricidad (Coulombios) que pasa a través
del electrolito.
b)Las masas de diferentes sustancias liberadas o depositadas en cada electrodo por la
misma cantidad de electricidad, son directamente proporcionales a los pesos
equivalentes de las sustancias.
En la electrólisis se produce una reducción en el cátodo para eliminar los electrones que
fluyen hacia él, mientras que en el ánodo tiene lugar una oxidación que proporciona los
electrones que salen de éste hacia el cátodo. El número de equivalentes-gramo de reacción
en el electrodo es proporcional a la carga transportada y tiene que ser igual al número de
moles de electrones transportados en el circuito.
PROBLEMAS RESUELTOS:
1.La carga eléctrica sobre el ion aluminio generalmente se designa con +3. A cuántos
coulombios corresponde.
Como la carga del electrón es–1,602x10
–19
coulombios, para el ion Al
+3
se necesitan
tres de esas cargas pero de signo contrario, por tanto:
coulombios10x806,4)10x602,1(3Q
1919 

2.Se pasa una corrientede 1,80 amperios a través de un alambre. Cuantos coulombios
pasarán por un punto dado del alambre en un tiempo de 1,36 minutos.
tIQ









utomin1
segundos60
utosmin36,1)amperios80,1(Q
coulombios147Q

222. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Electroquímica
Ing. Luis Escobar C.
224
3.Cuál es el tiempo necesario para que circulen 18000 coulombios que utiliza una
corriente de 10 amperios.
t
Q
ttIQ 
segundos1800
amperios10
coulombios18000
t 
4.Se pasa una corriente de 2 amperios por una resistencia cuando se conectan a sus
extremos 110 voltios. Cuál es el valor de la resistencia.
ohmios55
amperios2
voltios110
R
I
V
R


5.Una corriente de 80 microamperios se obtiene de una celda solar durante un tiempo de
100 días. A cuántos Faradays corresponde.
coulombios691Q
)segundos10x64,8)(amperios10x80(Q
tIQ
66




faradays10x959,9FaradaysdeNúmero
coulombios96500
Faraday1
coulombios691FaradaysdeNúmero
3


6.Cuál será la tensión necesaria para que 4 amperios poruna resistencia de 60 ohmios.
Cuántos Joules/segundo se desprenderán en la resistencia al aplicarle dicha tensión entre
sus terminales.
voltios240V
)amperios4)(ohmios60(V
IRV



s/J960vatios960Energía
)amperios4)(voltios240(Energía
IVEnergía




223. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Electroquímica
Ing. Luis Escobar C.
225
7.En la electrólisis de una solución de sulfato cúprico circula una corriente de 20
amperios por espacio de 1 hora. Determinar la cantidad de cobre depositado.
Determinamos la cargaque soporta la solución:
coulombios72000Q
)segundos3600)(amperios20(Q
tIQ



A continuación calculamos la cantidad de Cobre depositado:
Cug70,23
coulombios96500
Cug)254,63(
coulombios72000 


8.Enun voltámetroha sido depositado 1 gramo de plata, empleando una corriente de 8
amperios. Determinar el tiempo que ha tenido que circular la corriente paradepositar
ese peso de plata.
Determinamos la carga necesaria para la masa de platadepositada:
coulombios60,894
Agg)187,107(
coulombios96500
Agg1 


Luego determinamos el tiempo invertido:
segundos83,11
coulombios8
segundo1
coulombios60,894 
9.Cuánto tiempo debe pasar una corriente de 4 amperios a través de una solución que
contiene 10 gramos de sulfato de sodio para que ponga en libertad todo el sodio.
Determinamos la cantidad de sodio que hay en los 10 gramos del sulfato:
Nag24,3
SONag142
Nag46
SONag10
42
42

Luego determinamos la cantidad de coulombios correspondientes a esa masa:
coulombios91,13593
Nag)123(
coulombios96500
Nag24,3 



224. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Electroquímica
Ing. Luis Escobar C.
226
Luego determinamos el tiempo utilizado:
segundos48,3398
coulombios4
segundo1
coulombios91,13593 
PROBLEMAS PROPUESTOS:
1.Unmotor eléctrico utilizauna corriente de 7,80 amperios. Cuántos coulombios de
electricidad usa el motor por hora.Resp. 2,81x10
4
coulombios
2.Cuál es la resistencia del filamento de un foco de 100 vatios que usa 0,90 amperios a
110 voltios.Resp. 123 ohmios
3.Qué tiempo se necesitará para usar 100000 coulombios de electricidad en una plancha
eléctrica operada con 10 amperios.Resp. 10000 s
4.Qué cantidad de hidrógeno gaseoso en condiciones normales se desprenderán por la
acción de una corriente de 1 amperio que fluye durante un minuto.Resp. 6,96 ml
5.Una corriente de 500 miliamperios fluyendo durante exactamente una hora depositó
0,6095 g de zinc. Determinar el equivalente-gramo del zinc.Resp. 32,67
6.Lacorriente en un bañode platatenía solo el 80% de eficiencia con respecto al depósito
de plata. Cuántos gramos se depositarán en 30 minutos por una corriente de 0,250
amperios.Resp. 0,403 g
7.En un proceso electrolítico se depositaron 1,8069x10
24
átomos deplata, si el
rendimiento fue del 60%. Determinar la cantidad de corriente utilizadaenFaradios.
Resp.5
8.Qué cantidad de agua se descompone por acción de una corriente de 100 amperios
durante 12 horas.Resp. 403 g
9.Qué cantidad de sodio se depositará en una hora con un potencial de 100 voltios y una
resistencia de 50 ohmios.Resp. 1,72 g
10.Qué volúmenes de hidrógeno y oxígeno se obtendrán a 27C y 740 mmHg si se pasa
durante 24 horas una corriente de 25 amperios a través de agua acidulada.Resp. 284
litros; 142 litros
11.Cuántos minutos debe fluir una corriente de 50 miliamperios para que se deposite 1
equivalente-gramo de oxígeno.32160 minutos
12.Una varilla que mide 10x2x5 cm se plateó por medio de una corriente de 75
miliamperios durante tres horas. Cuál es el espesor del depósito de plata sobre la varilla,
dado que la densidad de la plata es de 10,5 g/cm
3
.Resp. 0,0054 mm

225. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Electroquímica
Ing. Luis Escobar C.
227
13.Cuántos minutos se necesitarán para depositar el cobre que hay en 500 ml deuna
solución de sulfato cúprico0,25 N usando una corriente de 75 miliamperios.Resp.
2680 minutos
14.Qué tiempo se necesitará para depositar 2 g de cadmio de una solución de sulfato de
cadmio cuando se usa una corriente de 0,25 amperios. Qué volumen de oxígeno en
condiciones normales se liberan.Resp. 3,85 horas; 200 ml
15.Qué corrientese necesita para pasar un faraday por hora por un baño electrolítico.
Cuántos gramos de aluminio y de cadmio serándepositadospor un faradio.Resp. 26,8
amperios; 8,99 g Al y 56,2 g Cd
16.Por electrólisis del agua se recogen 0,845 litros de hidrógeno a 25Cy 782 torr.
Cuántos faradios tuvieron que pasar a través de la solución.
17.Durante cuántotiempo(minutos)se debe pasar una corriente de 2 amperios a través de
una solución ácida y obtener 250 ml de hidrógeno en condiciones normales.Resp.
17,95min
18.Se electrolizan 150 g de una solución de Sulfato de Potasio al 10% en peso durante 6
horas y con una intensidad de corriente de 8 amperios, se descomponiéndose parte del
agua presente. Determinar la concentración en porcentaje en peso de la solución luego
de la electrólisis.Resp.11,2%
19.Se electroliza una solución cúprica, por el paso de 1930 coulombios se depositaron
0,508 g de cobre.Calcularel rendimiento del proceso.Resp.80 %
20.Calcular la intensidad de corriente necesaria para descomponer todo el cloruro de sodio
contenido en 600 ml de solución 2 M, si se hace circular la corriente durante 4 horas y
el rendimiento del proceso es del 85%.Resp. 9,46 amperios

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

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

228. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Electroquímica
Ing. Luis Escobar C.
230
ALGUNOS MODELOS DE TABLAS PERIODICAS:
Tablaperiódica espiral delprofesor THOEDOR BENFEY:
Tabla periódicapropuesta porED PERLEY:

229. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Electroquímica
Ing. Luis Escobar C.
231
Tabla periódicapropuesta por CLARK:
Tabla periódicapropuesta por PIERE DEMERS:

230. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Electroquímica
Ing. Luis Escobar C.
232
Tabla periódicapropuesta por CHARLES JANET:
Tabla periódicapropuesta por ROMANOFF:

231. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Electroquímica
Ing. Luis Escobar C.
233
Tabla periódicapropuesta por ZMACZYNSKI:
Tabla periódicapropuesta porEMERSON:

232. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Electroquímica
Ing. Luis Escobar C.
234
Tabla periódicapropuesta porSCHEELE:
Tabla periódicapropuesta porTIMMOTHYSTOWE:

233. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Electroquímica
Ing. Luis Escobar C.
235
Tabla periódicapropuesta porMELINDA GREEN:
Tabla periódicapropuesta porEMIL ZMACZYNSKI:

234. FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Electroquímica
Ing. Luis Escobar C.
236
Tabla periódicapropuesta porCHANCOURTOIS: