Formula quimica

1. Que es una formula quimica?
La fórmula química es la forma escrita de una molécula. Debe proporcionar, como mínimo, dos
informaciones importantes: qué elementos forman el compuesto y en qué proporción se
encuentran dichos elementos en el mismo.

La fórmula puede ser:

Empírica:

Es la fórmula más simple posible. Indica qué elementos forman la molécula y en qué proporción
están. Es la fórmula que se obtiene a partir de la composición centesimal de un compuesto. Por
ejemplo, si tenemos un hidrocarburo (formado por H y C) podemos combustionarlo en presencia de
oxígeno, y a partir del CO2 y H2O que se forman determinar la cantidad de C e H que contiene.
Bastará calcular los moles de C e H, y dividir estas dos cantidades por el valor más pequeño
determinando la proporción de los átomos en el compuesto, es decir, su fórmula empírica.

Ejemplo : CH, compuesto formado por carbono e hidrógeno, en la proporción: 1 a 1.

Molecular:

Indica el número total de átomos de cada elemento en la molécula. Para conocer la fórmula
molecular a partir de la empírica es preciso conocer la masa molecular del compuesto. A partir de
las propiedades coligativas, como presión osmótica, descenso crioscópico o aumento
ebulloscópico, podemos determinar la masa molecular, y a partir de ésta la fórmula molecular con
una simple proporción.

Hay tres formas distintas de escribir una fórmula molecular: condensada, semicondensada y
desarrollada

Geométricas:

Abrevian la escritura e indican la distribución de los átomos en el plano o en el espacio.

Es la representacion de una reaccionquimica

formula estructural.
formula semidesarrollada
formula condensada.

2. Ecuaciones y reacciones químicas
I.- Ecuaciones Químicas:
Definición: Son expresiones matemáticasabreviadas que se utilizan para describir lo que sucede
en una reacción químicaen sus estados inicial y final. En ella figuran dos miembros; en el primero,
los símbolos o fórmulas de los reactantes, reaccionantes o reactivos y en el segundo los símbolos
o fórmulas de los productos. Para separar ambos miembros se utiliza una flecha que generalmente
se dirige hacia la derecha, indicando el sentido de la reacción:
A + BC ® AB + C
Ej.: La ecuación química que describe la reacción entre el magnesio y el oxígeno es:
2 Mg + O2 ® 2 MgO
Reactantes Producto
Significado de las ecuaciones químicas:
a. Cualitativo: Indica la clase o calidadde las sustancias reaccionantes y productos. En la
ecuación anterior, el magnesio reacciona con el oxígeno para obtener óxido de magnesio
b. Cuantitativo: Representa la cantidad de átomos, moléculas, el peso o el volumen de los
reactivos y de los productos.
En la ecuación química anterior, se entiende que dos moléculas (o moles) de magnesio,
reaccionan con una molécula ( o mole) de oxígeno para obtenerse dos moléculas ( o moles) de
óxido de magnesio. También se puede calcular la cantidad en gramos del producto, tomando como
base los pesos atómicos de los reaccionantes (Con ayuda de la Tabla Periódica) .
Características de las Ecuaciones Químicas:
Los reactantes y productos se representan utilizando símbolos para los elementos y fórmulas
para los compuestos.
Se debe indicar el estadofísico de los reactantes y productos entre paréntesis: (g), (l), (s); (ac.)
si se presentan en estado gaseoso, líquido , sólido o en solución acuosa respectivamente.
El número y tipo de átomos en ambos miembros deben ser iguales, conforme al principio de
conservación de la masa; si esto es así, la ecuación está balanceada.

3. II.- Reacciones Químicas:
Definición: Son procesosquímicos donde las sustancias intervinientes, sufren cambios en su
estructura, para dar origen a otras sustancias. El cambioes más fácil entre sustancias líquidas o
gaseosas, o en solución, debido a que se hallan más separadas y permiten un contacto más íntimo
entre los cuerpos reaccionantes.
También se puede decir que es un fenómeno químico, en donde se producen sustancias distintas
a las que les dan origen.
Características o Evidencias de una Reacción Química:
Formación de precipitados.
Formación de gases acompañados de cambios de temperatura.
Desprendimiento de luzy de energía.
Reglas:
En toda reacción se conservan los átomos y las cargas (si hay iones)
No puede ocurrir un proceso de oxidación o de reducción aislado, ambos ocurren
simultáneamente.
No se pueden formar productos que reaccionen enérgicamente con alguno de los productos
obtenidos.
Ej. :
Na3N + 3H2O ® 3 NaOH + NH3
Tipos de Reacciones Químicas:
A.
o Reacciones de composición, adición o síntesis:
Cuando dos o más sustancias se unen para formar una más compleja o de mayor masa
molecular:

Ej. :

o Reacciones de descomposición:
Cuando una sustancia compleja por acción de diferentes factores, se descompone en otras
más sencillas:

4. Ej. :

o Cuando las descompone el calor, se llaman también de disociación térmica.
o Reacciones de simple sustitución:
Denominadas también de simple desplazamiento cuando una sustancia simple reacciona con
otra compuesta, reemplazando a uno de sus componentes.
Ej. :

.
o Reacciones de doble sustitución:
También se denominan de doble desplazamiento o metátesisy ocurren cuando hay
intercambio de elementos entre dos compuestos diferentes y de esta manera originan
nuevas sustancias. * Se presentan cuando las sustancias reaccionantes están en estado
iónico por encontrarse en solución, combinándose entre sí sus iones con mucha facilidad,
para formar sustancias que permanecen estables en el medio reaccionante:

Ej. :

5. o Reacciones Reversibles:
Cuando los productos de una reacción pueden volver a reaccionar entre sí, para generar los
reactivos iniciales. También se puede decir que se realiza en ambos sentidos.

Ej. :

o Reacciones Irreversibles:
Cuando los productos permanecen estables y no dan lugar a que se formen los reactivos
iniciales.

Ej. :

Toda reacción es más o menos reversible; pero en muchos casos esta reversibilidad
es tan insignificante que se prefiere considerar prácticamente irreversible.
H. En toda reacción química hay emisión o absorción de energía que se manifiesta como
luz y/o calor. Aquí aparece el concepto de Entalpía, entendida como la energía que se
libera o absorbe.

6.  Reacciones Exotérmicas:
Cuando al producirse, hay desprendimiento o se liberade calor.

Ej. :

 Reacciones Endotérmicas:
Cuando es necesario la absorción de calor para que se puedan llevar a cabo.

Ej. :

La energía liberada o absorbida se denomina calor de reacción o entalpía (H) por
consiguiente:
 En una reacción exotérmica la entalpía es negativa.
 En una reacción endotérmica la entalpía es positiva.
La energía liberada o absorbida se denomina calor de reacción o entalpía (H) por
consiguiente:
 En una reacción exotérmica la entalpía es negativa.
 En una reacción endotérmica la entalpía es positiva.
I. De acuerdo a su energía:
De acuerdo a las sustancias reaccionantes:
A. :
o Reacción de Haber:
Permite obtener el amoniaco partiendo del hidrógenoy nitrógeno¨

7. N2 + 3H2 ↔ 2NH3
o Reacción Termoquímica:
En estas reacciones se indica la presión, temperatura y estadofísico de las sustancias:

o Reacción de Combustión:
En estas reacciones, el oxígenose combina con una sustancia combustible y como
consecuencia se desprende calor y/o luz. Las sustancias orgánicas puede presentar
reacciones de combustión completas o incompletas:
o R. Completa: Cuando se forma como productofinal CO2 y H2O (en caso de sustancias
orgánicas)

Ej. :

o R. Incompleta: Cuando el oxígeno no es suficiente, se produce CO y H2O, aunque
muchas veces se produce carbón.

o Reacción Catalítica:
Se acelera por la intervención de sustancias llamadas catalizadores que permanecen
inalterables al final de la reacción.
Catalizador: Sustancia que acelera la reacción. No reacciona. Se recupera todo
Ej. :

8. o Reacción REDOX:
Reacciones en donde hay variación de los estados de oxidación de las sustancias por
transferencia de electrones.

o Reacción de Neutralización:
Consiste en la reacción de un ácido con una base.

9. III.- Mecanismo de Reacción:
Definición: Son las etapas en que ocurre una reacción química. La mayoría de las
reacciones ocurren en varias etapas consecutivas, cada una de las cuales se denomina
reacción elemental; el conjunto total de estas reacciones elementales, por las que transcurre
una reacción global, se denomina mecanismo de reacción.
Según Fco. A. Villegas (Univ. de Colombia), para que se produzca una reacción química tal
como:

Se requiere una serie de etapas intermedias o etapas sucesivas y simultáneas . Un posible
mecanismo para la reacción mencionada es el siguiente:

o En la primera etapa la molécula de A2 se descompone en dos átomos iguales de manera
rápida.
o En la segunda etapa, la más lenta de todo el proceso, la molécula de B2 se divide
también en dos átomos .
o En las etapas tercera y cuarta y que ocurren de manera simultánea, un átomo de A, se
combina con un átomo de B, para formar el compuesto AB de manera más rápida que la
etapa segunda.
o La suma algebraica de todas las etapas, resulta la reacción neta.
Como se aprecia, cuando una reacción ocurre en varias etapas, generalmente una de ellas,
es más lenta que las demás, actuando como reguladora de la velocidadde reacción global,,
tomando por ello el nombre de etapa determinante o controlante de la velocidad de reacción.
Ej. :

10. La reacción entre el cloruro de yodo y el hidrógeno, para formar yodo y cloruro de hidrógeno,
si se realizara en una sola etapa, sería de tercer orden ( de segundo orden respecto al ICl y
de primero respecto al H 2), pero se ha encontrado experimentalmente que la reacción es de
primer orden para ambos reactivos, y por tanto, de segundo orden global. Esto se puede
entender suponiendo que la reacción ocurre en dos partes o etapas, como las siguientes:

La primera reacción es lenta, comportándose como la controlante de la velocidad, la que
explica los resultados experimentales. Como es lógico, cuando una reacción ocurre en varias
etapas, la suma de estas reacciones parciales es igual a la reacción final.

11. IV.- Reacciones en Cadena:
Existen diversas reaccione químicas que ocurren en varias etapas, en las que además de
formarse los productos, se regeneran los reactantes que dieron inicio a la reacción,
formándose una especie de "cadena" en la que se repiten los eslabones, por lo que reciben
el nombre de Reacciones en cadena.
En estas reacciones es frecuente la intervención de radicales libres, esto es, moléculas o
átomos que tienen normalmente una valencia sin saturar.
Ej. : En la descomposición térmica del acetaldehído ocurre lo siguiente:
a) CH3CHO ® CHO + CH3(iniciación)
b) H3CHO + CH3 ® CH4 + CO + CH3 (propagación)
c) 2CH3 ® CH3 CH3(terminación)
El primer proceso, es una descomposición del acetaldehído en radicales formaldehído y
metilo, produciéndose la reacción de iniciación de la cadena , (donde una molécula absorbe
energía en forma de calor, luz o radiaciónultravioleta) dando inicio al proceso total y
produciéndose además radicales metilo, que son los portadores de la cadena y que tras el
segundo proceso, llamado de propagación de la cadena, ( se lleva a cabo mediante el
proceso de los radicales libres, uniendo dos elementos y dejando uno libre)puede causar la
descomposición de muchas moléculas de acetaldehído. Si no fuera por la reacción tercera,
llamada de terminación de la cadena,(los átomos se unen y forman moléculas) en donde se
combinan entre sí los dos radicales metilo, la reacción no concluiría hasta terminar todo el
acetaldehído, porque un solo radical metilo lo podría descomponer todo, puesto que al
hacerlo según el segundo proceso, se regeneraría metilo. También se puede considerar la
cadena inhibidora cuando un átomo choca con determinada molécula inhibiendo toda la
reacción. Veamos otro ejemplo:
En la ecuación :

12. V.- Balanceo de Ecuaciones Químicas:
Definición:Balancear una ecuación química es igualar el número y clasede átomos, iones o
moléculas reactantes con los productos, con la finalidad de cumplir la leyde conservación de
la masa.
Para conseguir esta igualdad se utilizan los coeficientes estequiométricos, que son números
grandes que se colocan delante de los símbolos o fórmulas para indicar la cantidad de
elementos o compuestos que intervienen en la reacción química. No deben confundirse con
los subíndices que se colocan en los símbolos o fórmulas químicas, ya que estos indican el
número de átomos que conforman la sustancia. Si se modifican los coeficientes, cambian las
cantidades de la sustancia, pero si se modifican los subíndices, se originan sustancias
diferentes.
Para balancear una ecuación química, se debe considerar lo siguiente:
o Conocer las sustancias reaccionantes y productos.
o Los subíndices indican la cantidad del átomo indicado en la molécula.
o Los coeficientes afectan a toda la sustancia que preceden.
o El hidrógeno y el oxígeno se equilibran al final, porque generalmente forman
agua(sustancia de relleno). Esto no altera la ecuación, porque toda reacción se realiza en
solución acuosa o produce sustancias que contienen agua de cristalización.
Ej. :
2 H2SO4
Significa:
o Hay dos moléculas de ácido sulfúrico ( o dos moles)
o En cada molécula hay dos átomos de hidrógeno, un átomo de azufre y cuatro átomos de
oxígeno.
Métodos para Balancear Ecuaciones
Tenemos diferentes métodosque se utilizan según convengan, de acuerdo al tipo de
reacción, las cuales pueden ocurrir:
o Sin cambio de estados de oxidación en ningún elemento reaccionante:
20. Ensayo y Error o Tanteo.
21. Mínimo Común Múltiplo.
22. Coeficientes Indeterminados o Algebraico.
o Algunos elementos cambian su valencia:
24. REDOX
25. Ion Electrón o Semirreacción: En medio ácido y básico.
1. - Balance por Tanteo:
Se emplea para balancear ecuaciones sencillas. Se realiza al "cálculo" tratando de igualar
ambos miembros. Para ello utilizaremos el siguiente ejemplo:
Balancear:
N2 + H2 ® NH3

13. o Identificamos las sustancias que intervienen en la reacción. En este caso el nitrógeno y el
hidrógeno para obtener amoniaco.
o Se verifica si la ecuación está balanceada o no. En este caso notamos que ambos
miembros no tienen la misma cantidad de átomos, por lo tanto no está balanceada.
o Se balancea la ecuación colocando coeficientes delante de las fórmulas o símbolos que
los necesitan. Empezar con los elementos metálicos o por el que se encuentra presente
en menos sustancias:
Primero balanceamos el nitrógeno:
N2 + H2 ® 2 NH3
o El hidrógeno y oxígeno quedarán para el final. Seguidamente balanceamos el hidrógeno:
N2 + 3 H2 ® 2 NH3.
o Si un coeficiente no es entero, entonces debe multiplicar todos por el mayor de los
denominadores. En este caso no ocurre.
Como es un tanteo, debe recordar que las reglas indicadas, son recomendaciones. Aún así,
para cualquier ejercicio, empiece usted, por donde desee pero tomando como parámetro que
el número de átomos de este elemento está definido en uno de los miembros.
Balancear:
Al(OH)3 + H2SO4 ® Al2(SO4)3 + H2O
o Primero balanceamos el metal aluminio:
2 Al(OH)3 + H2SO4 ® Al2(SO4)3 + H2O
o Luego seguimos con el azufre:
2 Al(OH)3 + 3 H2SO4 ® Al2(SO4)3 + H2O
o Finalmente continuamos con el hidrógeno, el oxígeno resulta balanceado
automáticamente:
2 Al(OH)3 + 3 H2SO4 ® Al2(SO4)3 + 6 H2O
EJERCICIOS
Balancear por Tanteo:
1. Fe + HCl ® FeCl3 + H2
2. H2SO4 + Ca3 (PO4 )2 ® CaSO4 + H3PO4
3. CO2 + H2O ® C6H12O6 + O6
4. C3H8 + O2 ® CO2 + H2O
5. CaCO3 ® CaO + CO2
2- Balance por el Mínimo Común Múltiplo:

14. Veamos el siguiente ejemplo:
Balancear:
H2SO4 + Ca3(PO4 )2 ® CaSO4 + H3PO4
o Se obtiene el número total de oxidación de los radicales halogénicos:
(SO4)2- = 2 ; (PO4)23- = 6 ; (PO4)3- = 3
o Se escriben los números de oxidación totales de los radicales, debajo de cada compuesto
que los contiene:
H2SO4 + Ca3(PO4 )2 ® CaSO4 + H3PO4
¯ ¯ ¯ ¯
2 6 2 3
o Se halla el MCM de los números que indican los estados de oxidación, en este caso el
MCM es 6; luego se divide entre cada uno de ellos:
6/2 = 3 ; 6/6 = 1 ; 6/2 = 3 ; 6/3 = 2
o Estos cocientes son los correspondientes coeficientes de los compuestos de la ecuación,
así :
3 H2SO4 + Ca3(PO4 )2 ® 3 CaSO4 + 2 H3PO4
Balancear:
AlCl3 + KOH ® Al(OH)3 + KCl
o Escribimos los números de oxidación de los radicales halogénicos y básicos:
Cl31- = 3 ; (OH)1- ; (OH)3- = 3 ; Cl1- = 1
Entonces: AlCl3 + KOH ® Al(OH)3 + KCl
¯ ¯ ¯ ¯
3 1 3 1
o Como el MCM es 3, dividiendo obtenemos: 1 ; 3 ; 1 ; 3. Luego la ecuación balanceada
será:
AlCl3 + 3 KOH ® Al(OH)3 + 3 KCl
EJERCICIOS
Balancear por el Mínimo Común Múltiplo:
1. FeCl3 + K4 [ Fe(CN)6 ] ® Fe4[ Fe(CN)6] 3 + HCl
2. H2SO4 + AlCl3 ® Al2(SO4)3 + HCl
3. CuCl2 + H2S ® CuS + HCl

15. 4. Cu(NO3)2 + H2SO4 ® HNO3 + CuSO4
5. KClO3 ® KCl + O2
3. - Balance por Coeficiente Indeterminados.
Denominado también métodoalgebraico. Se trata de un método verdaderamente algebraico
que se utiliza para balancear cualquier ecuación química. Las reglas para su aplicación las
veremos con el siguiente ejemplo :
Balancear:
KOH + Cl2 ® ClK + KClO3 + H2O
o Se asignan coeficientes literales a cada uno de los elementos o compuestos presentes,
así:
a KOH + b Cl2 ® c ClK + d KClO3 + e H2O
o Se igualan las cantidades de las sustancias reactantes con las sustancias del producto,
mediante sus coeficientes, resultando una cantidad de ecuaciones equivalente a la
cantidad de variables literales; así:
K ® a = c + d (1)
H ® a = 2e (3)
O ® a = 3d + e (2)
Cl ® 2b = c + d (4)
o Si faltara una ecuación, se da un valor numérico a una sola de las variables; si faltaran
dos variables, se asignarían dos valores para dos variables. En este caso, se escoge la
ecuación más simple y se le asigna un valor numérico a una incógnita; es aconsejable
darle el valor 1, así:
En (3) ® e =1 ; luego a = 2e ® a = 2
Substituyendo valores en (2)
2 = 3d + 1 ® 2 – 1 = 3d ® 1 = 3d ® d = 1/3
Substituyendo valores e (1)
2 = C + 1/3 ® C = 5/3C
Substituyendo valores en (4)
2b = 5/3 +1/3 ® 2b = 6/3 ® b = 2/2 ® b = 1
o Cuando hay valores fraccionarios se prefiere eliminar los denominadores, multiplicando
por el denominador apropiado ( en este caso por 3) :
e = 1 * 3 = 3
a = 2 * 3 = 6
d = 1/3 * 3 = 1

16. c = 5/3 * 3 = 5
b = 1 * 3 = 3
o La ecuación balanceada será :
6 KOH + 3 Cl2 ® 5 ClK + KClO3 + 3 H2O
Balancear:
K2Cr2O7 + HCl ® KCl + CrCl3 + Cl2 + H2O
o Escribimos los coeficientes incógnita:
a K2Cr2O7 + b HCl ® c KCl + d CrCl3 + e Cl2 + f H2O
o Igualamos las cantidades de las sustancias en ambos miembros:
K ® 2 a = c (1)
Cr ® 2a = d (2)
O ® 7a = f (3)
Cl ® b = c + 3d + 2 e (4)
H® b = 2f (5)
o Reemplazando valores se tiene:
Si a = 1 ® c = 2 (en 1),
d = 2 (en 2) ;
f = 7 ( en 3);
b = 14 ( en 5);
e = 3 ( en 4)
o Escribimos los coeficientes encontrados:
2. K2Cr2O7 + 14 HCl ® 2 KCl + 2 CrCl3 + 3 Cl2 + 7 H2O
EJERCICIOS
Balancear por Coeficientes Indeterminados:
1. H2SO4 + HBr ® SO2 + H2O + Br2
3. - Ca3(PO4)2 + H2SO4 + H2O ® Ca(H2PO4)2 + CaSO4. 2H2O
4. H2 SO4 + NaCl + MnO2 ® H2O + NaHSO4 + MnSO4 + Cl2
5. HgS + HCl +HNO3 ® H2HgCl4 + NO + S + H2O
6. I2 + HNO3 ® HIO3 + NO + S + H2O
4. - Balance REDOX.
Recordemos:

17. Oxidación:Es un cambio químico, en el cual un átomo o grupode átomos pierde electrones.
En una ecuación química se nota por el aumento algebraico en su estado de oxidación. Ej. :
Al0 ® Al 3+
Reducción:Cambio químico, en el cual un átomo o grupo de átomos gana electrones. En
una ecuación química se distingue por la disminución en su estado de oxidación. Ej. :
Fe2+ ® Fe0

* Cada salto equivale a un electrón.
Ej. : Si el Al cambia su estado de oxidación de 0 a 3+, significa que ha perdido tres
electrones. En cambio el Fe, que ha variado de 2+ a 0, ha ganado dos electrones.
En una reacción química REDOX, la oxidación y la reducción ocurren simultáneamente. El
número de electrones ganado por un átomo o grupo de átomos, es perdido por otro átomo o
grupo de átomos. En estas reacciones NO hay producción ni consumo de electrones, sólo
hay transferencia.
Los elementos que ceden electrones se oxidan y se llaman reductores.
Los elementos que ganan electrones se reducen y se denominan oxidantes.
El número de oxidación, representa el estado de oxidación de un átomo. Permite
determinar la cantidad de electrones ganados o perdidos en un cambio químico por un
átomo, una molécula o un ión. Se determina de la siguiente manera:
o Los iones simples como Na+ , Ca2+ , S2-, etc. , tienen un número de oxidación idéntico a
su carga ( 1+, 2+, 2-), respectivamente.
o Los átomos o moléculas de los elementos libres Fe, Cu, O, P4, Cl2, etc. , tienen número
de oxidación 0 (cero), pues no han perdido ni ganado electrones.
o En diferentes compuestos el H y el O tienen número de oxidación 1+ y 2-
respectivamente, excepto en los casos en que el hidrógeno forma parte de los hidruros
(NaH, LiH...) y el oxígeno forma peróxidos (H2O2...) en ambos casos exhiben número de
oxidación 1-; o cuando reacciona con el fluor.
o El número de oxidación de otros átomos en moléculas o iones complejos, se establece
así:
o El número de oxidación de los elementos conocidos como el hidrógeno y oxígeno, se
escriben en la parte superior en los lugares respectivos. Se multiplica luego por el número
de átomos (2*4, 1*2) y los productos se escriben en la parte inferior. La suma total de los
números de oxidación de los iones complejos es igual a la carga del ion. En una molécula
neutra la suma total es cero; por lo tanto, el número de oxidación del átomo problema se
calcula así:

18. 1+(2) + X + 2-(4) = 0
2 + X + 8- = 0
X = 8 – 2
X = 6

El número encontrado se divide entre el número de átomos problema ( 6/1) y el resultado es
el número de oxidación buscado( en este caso del azufre):

Para saber si un átomo gana o pierde electrones de manera directa se puede tomar como
referencia los signos (+) ganancia y (-) pérdida de electrones, para luego plantear la siguiente
operación:

Entonces:

Ej. :

Pierde seis electrones, entonces hay una oxidación.
Luego:

19. Estos cálculos que parecen engorrosos y una pérdida de tiempo se pueden realizar
mentalmente, facilitando todo el trabajo. Ej. :
Balancear:
Al2 O3 + C + Cl2 ® CO + AlCl3
o Se determinan los números de oxidación para determinar cambios:
Al23+ O32- + C0 + Cl20 ® C2+O2- + Al3+Cl31-
o Se detecta quienes se han oxidado y quienes se han reducido de acuerdo al cambio del
número de oxidación:

o Se procede a escribir las ecuaciones iónicas:

o Se multiplica en las ecuaciones el número de electrones por coeficientes adecuados para
que el total de electrones perdidos sea igual al número de electrones ganados:

o Se asignan como coeficientes de las sustancias afectadas en la ecuación, los factores
que se utilizaron para que el número de electrones sea igual:
Al2 O3 + 3 C + 3 Cl2 ® 3 CO + 2 AlCl3
o Se concluye el balanceo por tanteo. En el ejemplo como la ecuación ya quedó
balanceada, no es necesario este proceso.
(Nota: Hay modificaciones según los diversos autores)

20. Balancear:
CrI3 + Cl2 + NaOH ® Na2CrO4 + Na I O4 + NaCl + H2O
(Podemos obviar varios pasos):

En este caso especial tres átomos cambian su valencia:

Sumamos las ecuaciones (1 ) y (3 ) para hacer una sola ecuación de oxidación:

Igualamos la cantidad de electrones multiplicando por los factores respectivos: (Por 2 la ec. 4
y por 27 la ec. 5)

Se puede establecer una ecuación básica sumando:
2 CrI3 + 27 Cl2 + ¿ NaOH ® Na2CrO4 + 6 Na I O4 + 54NaCl + ¿ H2O
Completando:
2 CrI3 + 27 Cl2 + 64NaOH ® 2Na2CrO4 + 6 Na I O4 + 54NaCl + 32H2O
(Verificar)
El proceso de oxidación-reducción NO ocurre en las ecuaciones de metátesis. Ej:
NaOH + HCl → NaCl + H2O
EJERCICIOS

21. Balancear por REDOX:
1. Cu + HNO3 ® Cu(NO3)2 + NO + H2O
2. NaClO3 + K2SnO2 ® NaCl + K2SnO3
3. FeS2 + O2 ® Fe2O3 + SO2
4. Zn + NaNO3 + NaOH ® Na2ZnO2 + NH3 + H2O
5. KMnO4 + H2SO4 + H2O2 ® MnSO4 + O2 + K2SO4
5.- Balance por Ión Electrón.
Normas Generales:
En este método, cada proceso se plantea por una reacción parcial o semirreacción formada
por las sustancias que se oxidan o se reducen. Cada una de ellas se balancea de dos
maneras: Balance de masa (nº de átomos) y balance de carga (nº de electrones) utilizándose
para ello, coeficientes. La suma algebraica del número de electrones en las semirreacciones
es cero y la suma de las masas equivale ala ecuación total.
Se suman algebraicamente las dos semirreacciones, eliminándose por cancelación, los
términos que representan electrones y en algunos casos molécula o iones.
Se introducen los coeficientes en la ecuación balanceada y luego se ajustan por tanteo los
coeficientes de las especies que no han variado su estado de oxidación.
Se considera que no se ionizan: Los elementos en estado libre (átomos o moléculas) y los
óxidos y sustancias covalentes.
Se presentan dos casos de balanceo por el método del ion electrón: En medio ácido y en
medio básico:
.
a. En Medio Ácido:
Se debe tener en cuenta además de las normas generales, las siguientes:
o El balance de masa en las semirreacciones se ejecuta así: Añadiendo, donde hay defecto
de oxígeno, el mismo número de moléculas de agua; y, en el otro miembro de la ecuación
se colocan iones H+ o protones en un número igual al de átomos de hidrógeno existentes
en las moles de agua añadidas.
Cuando el H2O2 actúa como oxidante forma agua:
H2O2 + 2H+ + 2e- ® 2H2O
Cuando el H2O2 actúa como reductor libera oxígeno:
H2O2 + 2(OH)- ® 2H2O + O2 + 2e
Balancear:
Zn + HNO3 ® NO + Zn(NO3)2 + H2O
o Escribimos los números de oxidación, e identificamos los cambios:

22. o Planteamos las semirreacciones:
Zn0 → Zn2+
(NO3)- → NO0
o Realizamos el balance de masa:
Zn0 → Zn2
(NO3)- + 4H+ ® NO0 + 2H2O
o Ahora balanceamos la carga:
Zn0 → Zn2+ + 2e-
(NO3)- + 4H+ + 3e- ® NO0 + 2H2O
o Igualamos el número de electrones:


o Sumamos algebraicamente:

o Introducimos los coeficientes encontrados y ajustamos:

o Balanceamos los elementos que no han variado (en este caso no es necesario):
3 Zn + 8 HNO3 ®3 Zn(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O
(Verificar)

23. El zinc se ha oxidado y es el reductor.
El ácido nítrico se ha reducido y es el oxidante.
Balancear: MnO2 + HCl ® Cl2 + MnCl2 + H2O
o Escribimos los números de oxidación y elaboramos las semirreacciones:

(Verificar)
El HCl se ha oxidado y es el reductor.
El MnO2 se ha reducido y es el oxidante.
Balancear:

*Notamos que el nitrógeno no está balanceado ni el hidrógeno, debido a ello lo hacemos por
tanteo:
2MnO2 + 3PbO2 + 6HNO3 ®2HMnO4 + 3Pb(NO3)2 + 2 H2O
Otra forma de plantear una ecuación es en forma iónica:
(MnO)1- + S2- + H+ → MnO2 + S0 +H2O
EJERCICIOS

24. Balancear por Ion Electrón : Medio Ácido:
12. KMnO4 + H2S + HCl → MnCl2 + S + KCl + H2O
13. Br2 + SO2 + H2O → HBr + H2SO4
14. HNO3 + H2S → NO + S + H2O
15. Ca(ClO)2 + KI + HCl → I + CaCl2 + H2O + KCl
16. KCl + KMnO4 + H2SO4 → MnSO4 + K2SO4 + H2O + Cl2
q.
r. Medio Básico:
También se debe tener en cuenta las orientaciones generales, además de las siguientes:
o Para igualar la masa: Donde hay mayor número de oxígeno se añade igual número de
agua (moles); en el otro miembro se coloca el doble de la cantidad de iones (OH)1- en
relación con el número de moles de agua. Ej. :
Balancear:
Bi2O3 + NaClO + NaOH ® NaBiO3 + NaCl + H2O
o Escribimos sus estados de oxidación e identificamos los cambios sufridos:

o Planteamos las semiecuaciones respectivas y balanceamos tanto la masa como las
cargas:

o Igualamos y luego sumamos:

o Introducimos coeficientes:
Bi2O3 + 2NaClO + 2NaOH ® 2NaBiO3 + 2 NaCl + H2O
o En este caso no es necesario complementar con balance por tanteo.

25. Bi2O3 + 2NaClO + 2NaOH ® 2NaBiO3 + 2 NaCl + H2O
El Bi2O3 se ha oxidado y es el reductor.
El NaClO se ha reducido y es el oxidante.
Balancear:
NH3 + Na2Cr O4 + H2O + NaCl ® NaNO3 + CrCl3 + NaOH
o Escribimos los estados de oxidación e identificamos los cambios:

o Escribimos las semiecuaciones respectivas y balanceamos tanto la masa como las
cargas:
N3+H3 + 6(OH) ® (NO3)1- + 3 H2O + 8e- (exceso de H)!
(CrO4)2- + 4H2O + 3e- ® Cr3+ + 8(OH)1-
Si después de haber ajustado el número de oxígenos resulta un exceso de hidrógeno,
se aumentará un número equivalente de grupos(OH) al exceso y en el otro miembro se
escribirán igual número de moles de agua. Este exceso puede existir en el mismo
miembro de los (OH) y se sumará; pero si está presente en el otro miembro se restará.
Si existiese un exceso de H y O en el mismo miembro, puede escribir un (OH) en el
otro miembro, por cada pareja de H y O en exceso, así:

o Igualamos y luego sumamos:

o Finalmente colocamos los coeficientes respectivos en la ecuación y notamos que el NaCl
no tiene coeficiente conocido:
3 NH3 + 8 Na2Cr O4 + 14 H2O + X NaCl ® 3NaNO3 + 8 CrCl3 + 37NaOH
o Balanceamos por tanteo (consideramos el número de Cl = 24):
o

26. 3 NH3 + 8 Na2Cr O4 + 14 H2O + 24 NaCl ® 3NaNO3 + 8 CrCl3 + 37NaOH
EJERCICIOS
Balancear por Ion Electrón: Medio Básico:
1. Zn + NaNO3 + NaOH ® Na2(ZnO2) + NH3 + H2O
2. KMnO4 + NH3 ® KNO3 + MnO2 + KOH + H2O
3. Fe(OH)2 + O2 + H2O® Fe(OH)3
4. Ag2SO3 + AgBr + H2O

27. 1.1.- REACCIONES QUÍMICAS
CONCEPTO DE REACCION QUÍMICA
Acción reciproca entre dos sustancias de las que resultan otras.
CONCEPTO DE ECUACIÓN QUÍMICA
Representación de una reacción química mediante símbolos y formulas químicas.
CLASIFICACION DE LAS REACCIONES QUÍMICAS
Estas reacciones pueden representarse mediante un modelo matemático, utilizando literales para
representar las sustancias participantes en una reacción química:
A + B = AB
O bien mediante una ecuación química, representando las sustancias participantes por medio de
símbolos y formulas químicas.
S + O2 SO2
Las ecuaciones químicas se emplean para describir solamente los estados inicial y final del proceso.
Se escriben a la izquierda, en el primer miembro, los símbolos o formulas de las sustancias iniciales,
llamadas reactantes, y a la derecha de la ecuación, en el segundo miembro, se escriben los símbolos o
formulas de las sustancias que se forman o productos de la reacción.
SÍMBOLOS AUXILIARES
Se utilizan para que una ecuación química represente lo mas exactamente posible una reacción, el
sentido y las condiciones en que se realiza.
Los cuales son los siguientes:
Una flecha hacia la derecha indica que la reacción es irreversible.
Una flecha hacia la derecha y otra a la izquierda indican que la reacción puede realizarse de izquierda
a derecha y viceversa, es decir los productos pueden regresar a su estado original.
Un triangulo encima de la flecha, indica que la reacción sólo se realizará si se le suministra calor.
CaCO3 CaO + CO2
Para indicar el estado físico de las sustancias se anota dentro de un paréntesis una (s) si la sustancia
es un sólido, una (l) si es liquido, una (g) si la sustancia es un gas y (aq) si la reacción se realiza en
agua.
Una flecha hacia arriba indica un gas que se desprende.
Una flecha hacia abajo indica un sólido que se precipita.
Si la reacción requiere energía luminosa, se escribirá sobre la flecha el símbolo
( v), que representa un cuanto de luz.

28. v
CH3 - CH3 + Cl CH3 - CH2 - Cl + HCl
(") Este símbolo arriba de la flecha representa la electrolisis.
"
2H2O(1) 2H2(2) + o2(g)
MODELOS TIPOS DE REACCIONES
De acuerdo con la formación o ruptura de los enlaces, se clasifican en cuatro tipos principales:
Reacciones de síntesis
Análisis o descomposición
Simple sustitución o desplazamiento
Doble sustitución
SÍNTESIS
Consiste en la unión de dos o mas sustancias sencillas para formar una mas compleja.
Su representación matemática es:
A + B AB
ANALISIS O DESCOMPOSICIÓN
Es inversa a la de la síntesis; una sustancia compleja, mediante energía, se divide en dos o mas
sustancias sencillas.
E
AB A + B
E = energía
SIMPLE SUSTITUCION O DESPLAZAMIENTO
Reacción EN la que los átomos de un elemento desplazan en un compuesto a los átomos de otro
elemento. Este desplazamiento sucede siempre y cuando el átomo sustitúyete tenga mayor actividad
que el sustituido.
Su representación matemática es:
A + BC AC + B
DOBLE DESCOMPOSICION O DOBLE SUSTITUCIÓN

29. Consiste en el intercambio entre los iones presentes.
+- +- +- +-
AB + CD AD + CB
1.2.- ESTEQUIOMETRIA
Es la parte de la química que estudia las relaciones matemáticas entre pesos y volúmenes de las
sustancias participantes.
BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS
Existen dos tipos de balanceo de ecuaciones y son:
Método por tanteos
Método por oxidación - reducción
METODO POR TANTEOS
Este es utilizado para el balance de ecuaciones sencillas. La forma de realizar este balanceo es la
siguiente:
Seleccionar un compuesto que contenga el átomo de un elemento que se repita en la mayoría de las
sustancias que intervienen.
Asignar a la formula del compuesto seleccionado un coeficiente tal que logre igualar el numero de
átomos del elemento en reactantes y en productos. Dicho coeficiente debe ser el menor posible y
afecta a todos los elementos, incluso a los índices.
repetir el procedimiento anterior con los átomos de los otros elementos hasta que la ecuación este
balanceada.
Durante el balanceo se pueden ensayar varios coeficientes, pero los subíndices de las formulas no
pueden ser alterados.
NÚMERO DE OXIDACIÓN
Los términos de valencia y numero de oxidación se consideran sinónimos a si que definiremos cada
uno.
Número de oxidación: Es la carga eléctrica asignada a un átomo cuando se combina con otro.
Valencia: Es la capacidad de combinación de los átomos.
Para determinar el numero de oxidación de un átomo se realiza lo siguiente:
El numero de oxidación de cualquier elemento libre es cero.
Los metales alcalinos (grupo IA) tiene numero de oxidación +1.
Los metales alcalinotérreos (grupo IIA) tienen numero de oxidación +2.

30. El numero de oxidación de hidrógeno en la mayor parte de los compuestos es +1, pero en los
hidruros metálicos iónicos, su numero es -1.
El oxigeno tiene numero de oxidación -2, excepto en los peróxidos que tienen numero de oxidación -
1.
Todos los metales tienen numero de oxidación positivo.
La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos en un compuesto debe ser
cero.
La suma algebraica de los números de oxidación de los átomos de un cation debe ser igual a la carga
del anion.
METODO POR OXIDACIÓN - REDUCCIÓN (redox)
Este método es el que toma en cuenta la transferencia de electrones de un átomo a otro.
En este tipo de reacciones la oxidación y la reducción ocurren simultáneamente; depende una de la
otra y el numero total de electrones perdidos por una especie química en la oxidación debe ser igual al
numero de electrones ganados por la otra especie en la reducción.
Oxidación: Es un cambio químico en el que un átomo pierde electrones.
Reducción: Es un cambio químico en el que un átomo gana electrones.
La forma de balancear estas ecuaciones es la siguiente:
Se escribe la ecuación.
Se escriben todos los números de oxidación de todos los átomos que participan en la reacción.
Se identifican los elementos que cambian su numero de oxidación al efectuarse la reacción, y se
determina el numero de oxidación del átomo oxidado y reducido. Para calcular el cambio en el numero
de oxidación, conviene tomar en consideración la siguiente escala:
oxidación
-4 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 +4
reducción
Indicar el numero total de electrones cedidos o aceptados.
Establecer la ecuación electrónica.
Se balancean las ecuaciones eléctricas, igualando el numero de electrones cedidos por el reductor
con el numero de electrones aceptados para el oxidante, multiplicando por un factor que iguale la
cantidad de electrones ganados y perdidos y se anota como coeficiente.
Se escriben los coeficientes de las ecuaciones electrónicas igualadas.
Se termina el ajuste de las ecuaciones, determinando el

31. valor de los otros coeficientes por tanteo.
Se comprueba que la ecuación esta balanceada.
UNIDADES QUÍMICAS
En las reacciones químicas intervienen partículas muy pequeñas como átomos, iones o moléculas;
para contar y pesar tales partículas, se cuenta con ciertas unidades químicas, entre las que se
encuentran:
Peso atómico
Átomo gramo
Molécula gramo
Mol
Peso molecular
Volumen molecular gramo
PESO ATOMICO
El peso atómico de un elemento es proporcional al peso real de un átomo.
ATOMO GRAMO
Es el peso atómico de un elemento expresado en gramos.
MOLÉCULA GRAMO
Es el peso molecular de una sustancia, elemento o compuesto expresado en gramos.
MOL
Es una unidad de cantidad de partículas. El numero de partículas que constituyen una mol se conoce
como numero de avogadro, y es igual a 6.02 x 1023.
Una mol de átomos es igual al numero de átomos contenidos en el átomo gramo.
PESO MOLECULAR
Es igual a la suma de los pesos atómicos de los elementos que forman una molécula.
VOLUMEN MOLECULAR GRAMO
Es el volumen que ocupa una molécula gramo o mol de una sustancia. El volumen molar de un gas, en
condiciones normales de temperatura y presión, es igual a 22.4 litros.
CALCULOS QUÍMICOS
El conocimiento de las unidades químicas permite efectuar diversos cálculos, entre ellos están:

32. Numero de moles x gramos de sustancia
Numero de átomos en x gramos de sustancia
Volumen ocupado por n moles de un gas, en condiciones normales de temperatura y presión
NUMERO DE MOLES X GRAMOS DE SUSTANCIA
El peso de una mol es numéricamente igual al peso atómico molecular; por tanto este se puede
calcular mediante la siguiente relación:
Num. De moles = masa en gramos
peso molecular
n = g n = g
PA PM
NUMERO DE ATOMOS EN X GRAMOS DE SUSTANCIA
Una mol contiene 6.02 x 1023 átomos o moléculas; por tanto el numero de estas partículas contenido
en una determinada cantidad de sustancias será igual al producto del numero de moléculas por el
numero de avogadro:
Num. De átomos o moléculas = n x N
Mediante la formula anterior también se puede calcular el numero de moles que constituyen un
numero dado de átomos.
n = Num. De átomos o moléculas
N
VOLUMEN OCUPADO POR N MOLES DE UN GAS, EN CONDICIONES NORMALES DE TEMPERATURA
Y PRESIÓN
En condiciones normales, una mol de un gas ocupa un volumen de 22.4 litros; el volumen ocupado en
dichas condiciones por n moles es igual a:
V TPN = n moles x 22.4 litros/mol
LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA
Las reacciones químicas no se verifican arbitrariamente, sino que están regidas por varios principios,
que son:
Ley de la conservación de la masa. Lavoisier
Ley de las proporciones constantes. Proust
Ley de las proporciones múltiples. Dalton

33. Ley de las proporciones reciprocas. Richter-Wenzel
LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA. LAVOISIER
Durante los procesos químicos, la cantidad total de masa que interviene permanece constante.
En toda reacción química la suma de los pesos de las sustancias reaccionantes es igual a la suma de
los pesos de las sustancias resultantes. Aplicando la ley para la ecuación:
A + B C + D se tiene:
Peso de A + peso de B = peso de C + peso de D
LEY DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES. PROUST
Cuando dos o mas elementos se unen para formar un mismo compuesto, lo hacen siempre en una
relación constante en peso.
La composición de un compuesto puro es constante, independientemente del proceso de su
formación.
COMPOSICIÓN CENTESIMAL DE UN COMPUESTO
Se acostumbra expresar la composición de un compuesto en porcentaje, indicando el numero de
gramos en cada elemento presente en 100 gramos del compuesto.
Esta puede obtenerse a partir de la formula condensada del compuesto o de la composición del
mismo, determinada por experimentación esto es la composición centesimal.
Las formulas para determinar el porcentaje de un elemento en un compuesto es:
% de x = PA del elemento x índice x 100
Peso molecular
% de x = Peso del elemento x 100
Peso del compuesto
La primera formula se utiliza si se conoce la formula del compuesto, y la segunda si se cuenta con
datos experimentales.
DETERMINACIÓN DE LA FORMULA DE UN COMPUESTO
Formula mínima o empírica es la que expresa la relación mas simple entre los átomos de un
compuesto.
Formula condensada o molecular es la que expresa la relación real entre los átomos de una molécula
de un compuesto.
Para determinar la formula mínima de un compuesto se hace lo siguiente:
Determinar el numero de átomos-gramo de cada elemento, estableciendo alguna de las siguientes
relaciones:

34. Num. De átomos g de x = % de x = g de x
PA de x PA de x
Obtener la menor relación posible entre los átomos, para lo cual se toma el mas pequeño de los
cocientes resultantes del paso 1 como común denominador.
Aproximar los cocientes obtenidos en el paso 2 (o un múltiplo) a enteros.
Anotar los números anteriores como subíndices de los elementos correspondientes.
FORMULA MOLECULAR
Es un múltiplo de la mínima. Por tanto, para determinar la formula molecular de un compuesto es
necesario contar con su formula mínima y su peso molecular, determinado experimentalmente.
Los pasos a seguir son:
Calcular el peso formula de la formula mínima, sumando los pesos atómicos de los elementos que la
forman.
Peso formula = pesos atómicos
Establecer la relación del peso molecular con respecto al peso formula.
Factor = Peso molecular
Peso formula
Multiplicar el factor anterior, aproximado a un numero entero, por los índices de la formula mínima,
para obtener los índices de la fórmula molecular.
Formula molecular = Factor (formula mínima)
LEY DE LAS PROPORCIONES MULTIPLES
Esta ley fue enuncia por Dalton en 1804 y dice:
Cuando un elemento se combina con otro para dar lugar a la formación de varios compuestos,
mientras la cantidad de uno de ellos permanece constante, la del otro varía en una proporción de un
múltiplo de la menor.
LEY DE LAS PROPORCIONES RECIPROCAS
La promulgo Richter-Wenzel, en 1792 y dice que:
Los pesos de dos elementos que reaccionan con el mismo peso de un tercer elemento, también puede
reaccionar entre sí.
Los pesos de los elementos a los que se refiere esta ley son los equivalentes.
PESO EQUIVALENTE

35. Es la cantidad en gramos de una sustancia cualquiera, capaz de combinarse o desalojar de sus
combinaciones a 1.008 g de hidrógeno u 8 partes de peso de oxígeno.
EQUIVALENTE GRAMO
Es el numero de gramos del mismo que implica una pérdida o una ganancia de un numero de
avogadro de electrones.
Su expresión matemática es:
Peso equivalente de un elemento = Peso atómico
valencia
hay elementos que presentan valencia variable, por lo que tendrán varios pesos equivalentes.
El equivalente gramo de un compuesto, que no actúa como oxidante o reductor, se define como el
peso del compuesto que proporciona 6.02 x 1023 cargas positivas o negativas.
El peso equivalente de un compuesto es un submúltiplo del peso molecular. Su expresión matemática
es:
Peso equivalente = PM
Total de cargas (+) o (-)
PRINCIPIO DE EQUIVALENCIA
Cuando se efectúan reacciones entre elementos o compuestos, reacciona un equivalente gramo de
cada sustancia y se obtiene un equivalente gramo de cada producto.
Los pesos de dos sustancias que intervienen en una reacción estarán en la misma razón que sus
pesos equivalentes. Esto puede representarse así:
Peso 1 = Peq 1
Peso 2 Peq 2
La relación entre el peso en gramos de una sustancia y su peso equivalente, es igual al numero de
equivalentes gramo de dicha sustancia.
Num. deeq. g = Peso en g
Peso equivalente
CALCULO DE PROBLEMAS ESTEQUIOMETRICOS
Las ecuaciones químicas son expresiones de la ley de la conservación de la masa. Utilizando
unidades químicas, es posible establecer relaciones entre masa, moles y volúmenes de las sustancias
que participan en una reacción.
Para la resolución de estos problemas se hace lo siguiente:
Escribir la ecuación química del proceso

36. Aplicar la ley de Lavoisier, es decir balancear la ecuación
Expresar los pesos moleculares, moles o volúmenes de las sustancias que interesan, de
acuerdo con el planteamiento del problema
Establecer la proporción y despejar la incógnita
1.3.- SOLUCIONES
Es una mezcla homogénea cuyas partículas son menores de 10 ángstroms. Las soluciones mas
comunes son las binarias, las formadas por dos componentes: el soluto y el solvente.
Soluto: es la sustancia dispersa y es la que esta en menor proporción.
Solvente: es el medio dispersor, por lo general el agua, y se encuentra en mayor proporción.
Las soluciones se dividen en:
Empíricas
Valoradas
SOLUCIONES EMPÍRICAS
Son las soluciones en las que no se toman en cuenta cantidades exactas de soluto y de solvente, y
son:
Soluciones empíricas estas a su vez se dividen en:
Diluidas
Concentrada
Saturada
Sobresaturada
Diluidas: se forma cuando la cantidad de soluto es muy pequeña en relación con la cantidad de
solvente.
Concentrada: se forma cuando la cantidad de soluto es muy grande en comparación con la cantidad
de solvente.
Saturada: si se aumenta la cantidad de soluto sólido a temperatura constante, y se agita
continuamente, formando una solución cada vez mas concentrada, hasta que llega a un punto en el
cual el solvente ya no disuelve mas soluto.
Sobresaturada: es aquella que contiene mas soluto disuelto que una solución saturada.
SOLUCIONES VALORADAS

37. Son aquellas donde se expresa cuantitativamente la relación de soluto y solvente en una solución o
concentración de la misma, definiéndose la concentración de una solución como la masa de soluto
disuelta en la unidad del solvente o de la solución. Se clasifican en:
Porcentual
Molaridad
Molalidad
Normalidad
Porcentual: estas tienen distintas unidades:
Porcentaje en peso: son los gramos de soluto disueltos en 100 g de solución.
% en peso = g de soluto x 100
g de solución
Porcentaje en volumen
Se define como los mililitros de soluto disueltos en 100 mililitros de solución.
% en volumen = ml de soluto x 100
ml de solución
Donde ml de solución = ml de soluto + solvente
Porcentaje en peso-volumen
Son los gramos de soluto en 100 mililitros de solución.
% peso-volumen = g de soluto x 100
ml de solución
MOLARIDAD (M)
Se define como los moles de soluto disueltos en un litro de solución.
M = n
V
M = molaridad en mol/l
n = num. De moles
V = volumen en litros
MOLALIDAD (m)

38. Es el numero de moles de soluto disueltos en un kilogramo de solvente.
m = n
Kg solvente
m = molalidad en mol/kg
n = num. De moles de soluto
NORMALIDAD (N)
Definido como el numero de equivalentes-gramo de soluto contenido en un litro de solución.
N = num. Equivalente-gramo
Litros de solución
N = num. Eq. g
V
Num. Eq. g = N x V
g = N x V
Peq.
g = N x V x Peq.
1.4.- ACIDOS Y BASES
TEORIAS DE ACIDOS-BASE
Los químicos definieron los ácidos y las bases según las propiedades de sus soluciones acuosas.
Ácido: Es una sustancia que en solución acuosa posee sabor agrio, tiñe de rojo el papel tornasol azul,
reacciona con los metales activos con desprendimiento de hidrógeno y neutraliza las bases.
Base: Es una sustancia que en solución acuosa posee un sabor amargo, tiñe de azul el papel tornasol
rojo, tiene aspecto jabonoso y neutraliza los ácidos.
Disociación: Es la separación de iones de las sustancias que presentan enlaces covalentes, al
encontrarse en solución acuosa.
Constante de ionización o de disociación: Es la constante de equilibrio de una disociación iónica, y es
igual al producto de las concentraciones iónicas entre la concentración de la sustancia sin disociar.
Las constantes de ionización varían con la temperatura.
Las teorías siguientes son las mas importantes:
Teoría de Arrhenius: para el ácido es toda sustancia que en solución acuosa produce iones hidronio
(H3O+) o iones hidrógeno (H+), y base en toda sustancia que en solución acuosa produce iones
oxhidrilo o hidroxilo (OH-).

39. Teoría de Bronsted-Lowry: Establecieron que una reacción ácido-base implica una transferencia de
protones, por lo que definieron al ácido como una especie que dona un protón (H+), y a la base como
una especie que acepta un protón.
Por lo tanto todo ácido, por trasferencia de un protón, se convierte en una base, y esta, al aceptar un
protón, se convierte en un ácido.
Se llama par ácido-base conjugado a aquel cuyos elementos están relacionados entre sí por la
transferencia de un protón. La relación de un ácido y una base conduce siempre a la formación de un
nuevo ácido y una nueva base.
Teoría de Lewis: definió el ácido como una especie química capaz de aceptar un par de electrones, y la
base una especie química capaz de ceder un par de electrones. En toda reacción entre un ácido y una
base, que forman un enlace covalente coordinado, al donar un par electrónico resulta un complejo
ácido-base.
PONTENCIAL HIDRÓGENO (PH ) Y POTENCIAL OXHIDRILO (POH)
Todas las soluciones acuosas tienen una cantidad básica y una cantidad ácida; sólo el agua tiene la
misma cantidad de iones hidronio e iones oxidrilo por lo que se considera neutra.
La ionización del agua da iones H3O+ e iones OH+, por lo que la constante de ionización del agua para
esta reacción, representada por Kw, es igual al producto de las concentraciones molares de los iones
H3O+ y OH+-.
Kw = [H3O+] [ OH-]
Se a encontrado experimentalmente que a 25°C Kw tiene un valor de 1 x 10- 14.
Aplicando los principios de la estequiometría, en el equilibrio, las concentraciones H3O+ y OH- en el
agua deben ser iguales, por lo tanto:
Kw = [ H3O+] [OH-] = 1 x 10-14
El agua, o las soluciones donde [ H3O+] = [OH-]= 1x10-7, se dice que son neutras, es decir, que ni son
ácidas ni básicas.
En las soluciones ácidas la concentración H3O+ es mayor, y en las soluciones básicas la
concentración OH- es la mayor.
Como los valores de las concentraciones son muy pequeñas, se acostumbra expresar dichos valores
en una escala logarítmica.
Si la constante de ionización del agua se transforma en función logarítmica, se tiene:
Kw = [ H3O+] [OH-]
Log Kw = log [ H3O+] [OH-]
Como el logaritmo de un producto es igual a la suma de los factores, entonces:
logKw = log [ H3O+] + log [OH-]
Si multiplicamos por -1, tenemos:

40. -log Kw = -log[ H3O+] -log [OH-]
Si presentamos con “p” el -log, la expresión se convierte en:
pKw = p[ H3O+] + p [OH-]
Si ahora sustituimos [ H3O+] por H y [OH-] por OH, tenemos:
PKw = pH + pOH
pH: Se define como el logaritmo negativo de la concentración de iones hidronio en mol/l.
pOH: Se define como el logaritmo negativo de la concentración de iones oxidrilo en mol/l.
Según las anteriores definiciones, para el pH y el pOH de agua neutra se tiene:
pH = -log [H3O+] = -log 1x10-7 = 7
pOH = -log [OH-] = -log 1x10-7 = 7
Por otra parte, para cualquier solución acuosa:
pKw = pH + pOH = -log 1x10-14 = 14
Al aumentar el pH de una solución acuosa, disminuirá el pOH, y viceversa.
CLASIFICACION DE ACIDOS Y BASES
Con base en las concentraciones del pH y el pOH, los ácidos y las bases se clasifican en fuertes y
débiles.
Ácido fuerte: Es aquel que en solución acuosa se encuentra altamente ionizado, por lo que su
concentración de iones [ H3O+] es elevada.
Ácido débil: Es un ácido que se encuentra parcialmente ionizado, siendo la concentración de iones
hidronio [ H3O+] de la solución relativamente baja.
Base fuerte: Es aquella altamente disociada en soluciones acuosas, por lo que la concentración de
iones oxidrilo [OH-] es elevada.
Base débil: Es aquella cuya concentración de iones [OH-] es relativamente baja, por encontrarse
parcialmente disociadas.
INDICADORES
Son sustancias, generalmente orgánicas, que tienen la propiedad de dar un color determinado al variar
la concentración de iones hidronio, y se utilizan para determinar, aproximadamente, el pH de una
solución.
NEUTRALIZACIÓN
Cuando mezclamos un ácido fuerte y un hidróxido metálico, si son cantidades equivalentes, los iones
hidronio del ácido (H3O+) y los iones oxidrilo del hidróxido (OH-) se combinan y forman agua, ocurre
una neutralización.

41. Según Arrhenius, cuando se combinan cantidades equivalentes de un ácido y una base o hidróxido
para formar una sal y agua. Cuando el ácido se pone en contacto con la base, en la solución acuosa,
los iones hidronio (H3O+) del ácido se combinan con los iones oxidrilo (OH-) de la base, para formar
agua y sal.
TITULACION O VALORACION
Sirve para determinar volumétricamente la concentración de una sustancia específica en una solución,
añadiendo una solución de concentración conocida hasta que la relación sea completa; se indica
usualmente por un cambio de color en un indicador o por mediciones eléctricas.
En las titulaciones ácido-base se mide una solución de un ácido y se agrega gota a gota una solución
de una base hasta que se neutraliza exactamente.
La concentración del ácido o de la base se calcula utilizando la relación entre el producto del volumen
por la normalidad, que es igual para todas las soluciones que reaccionan completamente.
V ácido x N ácido = V base x N base
HIDRÓLISIS
Es una reacción química en la que el agua actúa sobre una sustancia para romperla, formando
sustancias nuevas. Algunas sales se hidrolizan para formar el ácido y la base que los origino.
Hidrólisis: es la reacción contraria a la neutralización.
Para que una sal pueda hidrolizarse, es necesario que sea producto de la reacción de un ácido fuerte y
una base débil o viceversa, ya que las sales de ácidos fuertes y bases fuertes, o bien de ácidos débiles
y bases débiles, dan reacciones neutras.
La hidrólisis de una sal originada por la reacción de un ácido débil y una base fuerte dan una solución
básica.
La hidrólisis de las sales que provienen de la reacción entre un ácido fuerte y una base débil dará una
solución ácida.
1.5 TERMODINAMICA
En la mayor parte de las reacciones químicas, el cambio, de energía se manifiesta en forma de calor.
Termoquímica: Es la rama de la química que trata de la energía calorífica que interviene en una
reacción y constituye una parte de la termodinámica.
Calor: Es una forma de energía y se define como la energía cinética total de las partículas de un
cuerpo.
Temperatura: Es la medida de la energía cinética medida de las partículas de un cuerpo.
Termodinámica: Es la rama de la fisicoquímica que estudia los cambios energéticos de un sistema, y
se basa en dos principios.
Primera ley de la termodinámica: Establece que la energía total de un sistema aislado es
constante. Es decir, este enunciado conocido como ley de la conservación de la energía la
cual dice que la energía no se crea ni se destruye solo se transforma.

42. Segunda ley de la termodinámica: Es un proceso natural que comienza en un estado de
equilibrio y termina en otro, se desarrolla en sentido que haga que aumente la entropía del
universo, es decir, todos los sistemas en el universo tienden a contener la misma cantidad de
energía.
CANTIDAD DE CALOR
En el universo hay una transmisión de calor entre los cuerpos.
Capacidad calorífica: Es la cantidad de calor necesario para aumentar la temperatura de un cuerpo en
un grado centígrado.
Caloría: Es la cantidad de calor requerido para elevar un grado centígrado la temperatura de un gramo
de agua.
Calor especifico: Es la cantidad de calorías necesarias para aumentar un grado centígrado la
temperatura de un gramo de sustancia.
La capacidad calorífica se mide en calorías/°C y su expresión matemática es:
C = m x Ce
C = capacidad calorífica en cal/°C
m = masa en gramos
Ce = calor especifico en cal/g°C
Capacidad calorífica molar: Se define como el número de calorías necesarias para aumentar la
temperatura de una mol de una sustancia en un grado centígrado.
Cm = pm x Ce
Cm = capacidad calorífica molar en cal/mol x °C
pm = peso molecular en g/mol
Ce = calor especifico en cal/g°C
Calor cedido o absorbido: este calor es absorbido por un cuerpo al experimentar una variación en la
temperatura, esta dado por:
Q = m x Ce x t
Q = calor cedido o absorbido
m = masa en gramos
Ce = calor especifico en cal/g°C
t = incremento de la temperatura en grados centígrados
CALOR DE REACCION

43. Las sustancias poseen una energía latente, de la misma forma que un cuerpo posee una energía
potencial. La suma de estas energías calorífica latente se llama contenido calorífico o entalpía.
El calor de reacción es la cantidad de calor transferido durante una reacción.
H = Productos - H reactantes
H = calor de reacción o incremento de entalpía
H = entalpía, contenido calorífico o energía potencial química.
El calor de formación ( Hf) se define como la diferencia entre el contenido calorífico de un compuesto
y los elementos que lo constituyen. Se expresa en Kcal x mol de compuesto, a 25°C y una atmósfera
de presión.
REACCIONES TERMOQUÍMICAS
Dependiendo de que el signo de calor sea positivo o negativo, las reacciones termoquímicas se
clasifican en reacciones exotérmicas y endotérmicas.
REACCIONES EXOTÉRMICAS
Son las reacciones que liberan energía calorífica, y su calor de reacción es negativo por ser su
contenido energético mayor en los reactantes que en los productos.
H
Kcal/mol
REACCIONES ENDOTERMICAS
Son aquellas que para verificarse deben absorber energía calorífica y su calor de reacción es positivo,
ya que los productos tienen mayor contenido energético que los reactantes.
H
Kcal/mol
Ley de hess
El calor liberado o adsorbido en cualquier
Cambio químico es igual si se
realiza en un solo paso que si se realiza
en varios solo depende de los
estados inicial y final.
Para calcular los calores de reacción, se siguen los pasos siguientes:
utilizar ecuaciones termoquímicas.

44. balancear las ecuaciones.
indicar la cantidad de calor absorbido o cedido durante la reacción, mediante los calores de
formación Hf determinado a 25°C.
indicar el estado físico de los reactantes y los productos.
1.6 PRINCIPIOS DE CINÉTICA
Es la rama de la química que trata de el estudio de la velocidad con que se realizan las reacciones
químicas.
Factores que afectan la velocidad de una reacción.
Hay reacciones que se realizan casi instantáneamente; hay otras que necesitan horas, días e incluso
meses para realizarse. Las reacciones entre sustancias que presentan enlaces no covalentes son
rápidas, y las sustancias que presentan enlaces covalentes son lentas.
Existen reacciones químicas irreversibles, se realizan en un solo sentido y son casi instantáneas.
También hay un gran numero de reacciones reversibles es decir, cuando los productos reaccionan
entre si y forman las sustancias originales.
El principio que implica este comportamiento en el principio de Le chatelier, que dice:
Cuando un sistema esta en equilibrio
Un cambio en las propiedades
Del sistema dará lugar a que el equilibrio
Se desplace en la dirección que
Tienda a contrarrestar el efecto.
Este principio se puede interpretar en forma análoga a la tercera ley de Newton, que dice: a toda
acción corresponde una reacción de igual intensidad y de sentido contrario.
La velocidad de una reacción se define como la cantidad de una sustancia reaccionante que se
convierte en producto en la unidad del tiempo mientras que el tiempo de reacción es el tiempo
transcurrido hasta la terminación de la misma.
La teoría de las colusiones nos ayuda a explicar por que las sustancias son capaces de reaccionar:
Para que una reacción química se
Realice, se supone que chocan entre
Si las moléculas.
Estos choque producen el rompimiento y la formación de otros nuevos enlaces.
Los factores que afectan la velocidad de una reaccion son:

45. Concentración de los reactivos
Temperatura
Naturaleza de los reactivos
Catalizadores
CONCENTRADORES DE LOS REACTIVOS
Se define como la cantidad de partículas por unidad de volumen. Si los reactivos son diluidos o de
baja concentración, tienen una velocidad lenta en la formación de los productos, y si la concentración
de los reactivos es moderada o alta, la formación de los será mas rápida.
La relación entre la velocidad de una reacción y la concentración de los reactivos fue estudiada en
1867 por Guldberg y Waage; su ley de acción de masas dice: a temperatura constante, la velocidad de
una reacción química es proporcional al producto de las concentraciones molares de los reactantes.
TEMPERATURA
A medida que la temperatura aumenta, es mayor la energía cinética de las partículas, los choques
ocurren con mayor frecuencia y las moléculas adquieren mas rápidamente la energía de activación.
Por lo tanto, al aumentar la temperatura de un sistema, la velocidad de la reacción aumentará.
NATURALEZA DE LOS REACTIVOS
La velocidad de una reacción depende de la naturaleza de las sustancias. El tipo de enlace y el tamaño
de las partículas influye en la velocidad de la reacción, y esta ultima será mayor si el tamaño de las
partículas esta finamente dividido, ya que la reacción sucede en la superficie de contacto; si las
partículas son mas pequeñas, habrá mas superficie de contacto.
CATALIZADORES
Son sustancias que modifican la velocidad de una reacción, sin sufrir cambio aparente en su
composición o en su peso. Un catalizador modifica la energía de activación, ya sea por formación de
complejos inestables o proporcionando una superficie de absorción.
Existen dos tipos de catalizadores y son:
Catalizadores positivos. Sustancias químicas que aceleran la velocidad de la reacción como el
MnO2, utilizado en la obtención de O2 por descomposición térmica del KCIO3.
Catalizadores negativos. Sustancias químicas que retardan la velocidad de la reacción, como
el tetraetilo de plomo que se utiliza en la gasolina como antidetonante.
Los catalizadores son muy importantes, ya que sin ellos muchas reacciones químicas se verificarían
tan rápida o tan lentamente que no sería posible aprovecharlas.
EQUILIBRIO QUIMICO
Se conoce como sistema cerrado a aquel que no intercambia masa con sus alrededores, aunque
puede liberar o absorber energía, generalmente en forma de calor o de trabajo.

46. Un estado de equilibrio químico se define como la condición de un sistema donde la velocidad de los
procesos opuestos es igual.
Una constante de equilibrio es la relación que se establece entre la constante de la velocidad de
reacción a la derecha y a la constante de la velocidad de la reacción a la izquierda, para un sistema
dado en equilibrio.
TEMPERATURA
Cuando se aumenta la temperatura de un sistema en equilibrio, el equilibrio se desplazará en el
sentido de la reacción endotérmica, ya que, al absorber ésta calor, el incremento de temperatura
aplicado se contrarrestará.
CONCENTRACIÓN
Al aumentar la concentración de algunas de las sustancias de un sistema en equilibrio, éste se
desplazará hacia la reacción que tienda a disminuir dicho aumento, esto es, predeterminará la
reacción que consuma la sustancia añadida, hasta que restablezca nuevamente el equilibrio.
PRESION
Si se aumenta la presión de un sistema gaseoso en equilibrio, el equilibrio se desplaza en el sentido
que tienda a disminuir la presión, es decir, según la reacción en que se formen menor número de
moléculas, ocupando en consecuencia las sustancias producidas un menor volumen.
Una disminución de cualquiera de los factores antes mencionados en un sistema en equilibrio
provocará un cambio opuesto.
Es conveniente aclarar que los catalizadores no modifican el equilibrio químico, pero sí las
velocidades de las dos reacciones opuestas, permitiendo, en caso de un catalizador positivo, que
aquel se establezca mas rápidamente.
REACTANTES
H < O
PRODUCTOS
PRODUCTOS
H < O
REACTANTES
A + B C + D EQUILIBRIO
VELOCIDAD
DE
REACCIÓN
C + D A + B
TIEMPO