Química

Introducción a la química.

2. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 1

Antología

3. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 2
Nombre: Rosendo González Solís.
Profesión: Ingeniero Químico.
Historial:
En 1987 Culminé mis estudios Profesionales en la
Universidad Veracruzana. En la Facultad de Ingeniería
y Ciencias Químicas, en el Puerto de Veracruz
En 1996 Cursé en Seminarios Compactos de México,
estudios que me ostentan como Profesional En
Capacitación Auto – Didáctica empresarial.
En año de 1997 me incorporo en el ámbito educativo,
en el plantel Conalep No. 157, En Tuxtepec, Oax. Institución que me ha brindado
un sinnúmero capacitaciones avocadas a la pedagogía, a la formación por medios
virtuales, y uso de la web 2.0
He sido Catedrático por oposición de las materias de inglés, Química y
Matemáticas en Nivel Medio y Superior.
En 2013 Culmine la Maestría en Educación, con la Especialidad en Tecnología
Educativa. En la Universidad Interamericana de Desarrollo (UNID), en la Ciudad
de Tuxtepec, Oax.
Actualmente escribo textos de divulgación, con temas relacionados en el área de
las Ciencias Experimentales y Matemáticas.

4. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 3
Presentación
Después de varios años de experiencia, presento este compendio, con el único interés el de
ayudar a las personas estudiosas de la Química, a comprender sobre la importancia en la vida
cotidiana el uso de la química, así como el porqué de las cosas, o el por qué se forman.
Este compendio contiene información básica para un estudiante de enseñanza media superior
y debe considerarse como punto de partida en la interacción docente - alumno para analizar,
cuestionar, profundizar y enriquecer los contenidos. Que, para llevarla a cabo, se consideró el
programa oficial, de análisis de la materia del Colegio Nacional de Educación Profesional
Técnica (Conalep) el cual fue desarrollado punto por punto.
En este texto se presentan las explicaciones y descripciones de cada tema de manera
sencilla y práctica dando detalles de los puntos que contempla el programa. A continuación
damos un preámbulo sobre las unidades que se contemplan.
Conceptos Básicos y Generalidades, corresponde a la Unidad 1, en esta unidad se hace una
descripción sobre la importancia de la química, sus ramas y su relación con otras ciencias.
Además se define; que es materia, características y propiedades.

Posteriormente hablamos sobre la Estructura del Átomo que corresponde a la Unidad 2 en
esta parte, se estudian las leyes que se fijaron en la evolución del átomo, mediante los
modelos atómicos, y su posterior aplicación de dichas leyes en la conformación de la
configuración electrónica, como la distribución de los electrones en los deferente niveles de
energía que dieron origen a la tabla periódica de los elementos que actualmente conocemos

Periodicidad química es la Unidad 3. En esta unidad se estudia cómo se llevó a cabo
construcción de la tabla periódica, como se acomodaron los elementos en los grupos y
periodos de acuerdo a las características físicas y químicas de cada elemento. Al clasificar
los elementos, se predijo la existencia de algunos cuyo descubrimiento se siguen dando.

Siguiendo con las Unidades Enlaces químicos corresponde a la unidad 4 en esta sección se
señala la forma de como los átomos y las moléculas se pueden unir y así dar origen a otras
especies químicas y las relaciones con sus propiedades.

Compuestos químicos inorgánicos y Nomenclatura, es la Unidad 5. Aquí las sustancias se
representan mediante fórmulas, que muestran la composición atómica de sus moléculas y se
indican como forman mediante la combinación de los símbolos de los elementos que las
constituyen. Es así como se forman los compuestos químicos Inorgánicos.
Una vez ya sabiendo conformar los compuestos químicos, el siguiente tema corresponde la
unid 6 que es Reacciones Químicas, en esta sección se combinan los compuestos químicos,
para dar origen a nuevos compuestos cuyas características físicas como químicas son
totalmente distintas a las que le dieron origen .
En este sentido se conocerán los diferentes tipos de reacciones químicas, que se forman al
llevar a cabo las mezclas de los compuestos químicos. En seguida sigue balanceo de
ecuaciones químicas por los métodos de tanteo y Oxido reducción.

5. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 4
Siguiendo con las unidades, un tema realmente fascinante es la estequiometria ya que a partir
de este tema empezaremos a conocer qué cantidades y cuales se encuentran en los
productos que estudiaremos, esto es parte de la química analítica.
Solo me resta desearte lo mejor en este curso de química, esperando que este texto te ayude
a comprender la importancia de la química, en el cual te desenvuelvas en el futuro.



Ing. Químico Rosendo González Solís
Febrero de 2019

6. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 5
INDICE
Presentación............................................................................................................................................. 3
INDICE .................................................................................................................................................... 5
Propósito del módulo ............................................................................................................................. 8
Propósito de la Unidad 1 ....................................................................................................................... 8
Competencias a desarrollar en el modulo .......................................................................................... 8
Programa de la Unidad 1 ...................................................................................................................... 9
Conceptos Básicos y Generalidades ........................................................................................................ 12
Introducción ........................................................................................................................................... 12
1.1 Conceptos básicos y generalidades ........................................................................................... 12
1.2 Ramas de la química ..................................................................................................................... 13
1.3 Relación de la química con otras ciencias ................................................................................. 15
1.4 Materia ............................................................................................................................................. 16
1.5 Propiedades de la materia ......................................................................................................... 18
1.6 Métodos de separación de mezclas ........................................................................................... 20
Autoevaluación 1..................................................................................................................................... 28
2 Estructura atómica ............................................................................................................................ 30
2.1 Partículas subatómicas ................................................................................................................. 30
2.2 Evolución del modelo atómico .................................................................................................... 30
2.3 Teoría cuántica-Principios ............................................................................................................ 38
2.4 Números cuánticos ........................................................................................................................ 39
2.5 Configuraciones electrónicas ....................................................................................................... 44
2.6 La representación gráfica ............................................................................................................. 47
2.7 Estructura de Lewis. .................................................................................................................... 48
Autoevaluación 2..................................................................................................................................... 51
3.1 Periodicidad Química de lós elementos ..................................................................................... 53
3.2 Numero atómico ............................................................................................................................. 55
3.3 Numero de masa............................................................................................................................ 56
3.4 Masa atómica ................................................................................................................................. 56
3.5 Los isótopos .................................................................................................................................... 58
3.6 Número atómico y masas atómicas ................................................................................................... 60
3.7 Tabla periódica ............................................................................................................................... 62
3.8 Organización de la tabla periódica ............................................................................................. 62
3.9 Diferencias entre la tabla periódica larga y la tabla cuántica ................................................. 65
3.10 Características de las principales familias de elementos ..................................................... 66
3.1.1 Gases raros ................................................................................................................................. 70
3.1.2 Propiedades periódicas ............................................................................................................. 71

7. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 6
3.1.3 Comportamiento de las propiedades en la tabla periódica ................................................. 71
Autoevaluación 3..................................................................................................................................... 73
4.1 Enlace químico ............................................................................................................................... 76
4.2 Las reglas del octeto ..................................................................................................................... 76
4.3 Tipos de enlace químico ............................................................................................................... 78
4.3.1. Enlace covalente ....................................................................................................................... 80
4.3.2 Polaridad de enlace. .................................................................................................................. 82
4.4 Tipos de enlace molecular............................................................................................................ 85
Autoevaluación 4 .................................................................................................................................. 87
5.1 Compuestos químicos inorgánicos y Nomenclatura ................................................................ 90
5.2 Clasificación de los compuestos químicos.......................................................................... 91
5.3 Principales funciones químicas inorgánicas ........................................................................ 91
3. Hidróxidos o Bases (MOH). ....................................................................................................... 95
4. Oxácido (ácido).............................................................................................................................. 96
6. Sales u Oxísales............................................................................................................................ 98
7. Sales Haloides. ............................................................................................................................. 99
8. Hidruros. ....................................................................................................................................... 101
5.4 Nomenclatura General ................................................................................................................ 101
Tabla de Iones Positivos (Cationes) ................................................................................................ 102
Autoevaluación 5 ................................................................................................................................ 103
6.2 Reacción Química ...................................................................................................................... 106
6.3 Tipos de reacciones .................................................................................................................... 106
1. Reacciones de síntesis o adición ......................................................................................... 106
2. Reacciones de descomposición ........................................................................................... 107
3. Reacciones de sustitución simple ....................................................................................... 108
4. Reacciones de sustitución doble ......................................................................................... 108
6.4 Balanceo de ecuaciones ............................................................................................................. 109
6.5 Ley de la conservación de la masa ........................................................................................... 109
6.6 Método de Tanteo ........................................................................................................................ 110
6.7 Números o estados de oxidación ............................................................................................. 111
Método de óxido-reducción ............................................................................................................... 113
Numero de Oxidación ........................................................................................................................ 113
Oxidación ............................................................................................................................................. 113
Reducción ............................................................................................................................................ 114
Unidad 7 ............................................................................................................................................... 118
7. Estequiometria ............................................................................................................................... 119
7.1 Bases de la estequiometria ........................................................................................................ 119

8. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 7
7.2 Unidades químicas ...................................................................................................................... 119
7.3 Mol. ................................................................................................................................................. 119
7.5 Calculo de la composición porcentual en peso de los elementos de una sustancia ........ 121
7.6 Cálculos de fórmulas químicas .................................................................................................. 123
7.7 Fórmula empírica ......................................................................................................................... 123
7.8 Fórmula molecular ....................................................................................................................... 123
Leyes ponderales ............................................................................................................................... 125
7.9 Relaciones cuantitativas en las reacciones químicas ............................................................ 126
7.10 Relaciones mol-mol ................................................................................................................. 126
Átomo – Gramo ................................................................................................................................... 128
Ley de las proporciones reciprocas o equivalentes ( Ley de Richter- Wenzel ) Esta ley
establece: ............................................................................................................................................. 130
Peso equivalente o equivalente químico ............................................................................................... 130
Soluciones ........................................................................................................................................... 132
Soluciones empíricas ...................................................................................................................... 133
Soluciones valoradas ......................................................................................................................... 133
Molaridad ............................................................................................................................................. 134
Normalidad .......................................................................................................................................... 135
Molalidad .............................................................................................................................................. 135
Dilución ................................................................................................................................................. 135
Presión Osmótica ............................................................................................................................... 136
Coloides ............................................................................................................................................... 138
Cinética química ................................................................................................................................. 141
Velocidad de reacción........................................................................................................................ 141
Factores que afectan la velocidad de reacción ............................................................................. 142
Naturaleza de los reactivos ............................................................................................................... 143
Catalizadores ...................................................................................................................................... 144
Equilibrio químico ............................................................................................................................... 144
Factores que afectan el equilibrio químico ................................................................................ 147
Estado gaseoso .................................................................................................................................. 149
Teoría cinética molecular .................................................................................................................. 149
Bibliografía ........................................................................................................................................... 152

9. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 8
Propósito del módulo
Analizar las características, composición y comportamiento de la materia y la energía, a
través de los métodos de las ciencias, estableciendo con fundamentos científicos y
consideraciones éticas, las interrelaciones y el impacto en la vida cotidiana entre la ciencia,
tecnología, sociedad y ambiente.

Propósito de la Unidad 1
Describir el comportamiento de la materia y la energía mediante su interpretación química
para su aplicación en los procesos de transformación

Competencias a desarrollar en el modulo
▪ Escucha, interpreta y emite mensajes pertinentes en distintos contextos mediante la
utilización de medios, códigos y herramientas apropiados.

▪ Desarrolla innovaciones y propone soluciones a problemas a partir de métodos
establecidos.

▪ Sustenta una postura personal sobre temas de interés y relevancia general,
considerando otros puntos de vista de manera crítica y reflexiva.

▪ Participa y colabora de manera efectiva en equipos diversos.

▪ Mantiene una actitud respetuosa hacia la interculturalidad y la diversidad de creencias,
valores, ideas y prácticas sociales.

10. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 9
Programa de la Unidad 1
Resultado de aprendizaje:
1.1 Construir la interrelación entre ciencia, tecnología,
sociedad y ambiente en contextos históricos y sociales
específicos, a partir de fundamentos científicos sobre el
impacto de éstos en la vida cotidiana, asumiendo
consideraciones éticas.
UNIDAD 1. Identificación de la semejanza y diferencia de los materiales

Origen de la química
▪ Antecedentes históricos y sociales
▪ División de la química
▪ Pensamiento químico
▪ Importancia del conocimiento químico en el entorno

B. Impacto de la ciencia y tecnología en la vida cotidiana
▪ Relación de la química con la tecnología, sociedad y ambiente
▪ Método científico
▪ Importancia de la química para las sociedades del siglo XXI
▪ Consideraciones éticas.

Resultado de aprendizaje:
1.2 Distinguir entre sustancias y mezclas a partir de las
propiedades y cambios en la materia, identificando la
utilidad y prevalencia de los sistemas dispersos en los
sistemas biológicos, así como los usos de los materiales de
acuerdo con sus propiedades

A. Caracterización de la materia
▪ Características
▪ Propiedades
▪ Clasificación

B. Diferenciación entre sustancias y mezclas
▪ Sustancias
▪ Mezclas

C. Estados de agregación de la materia
▪ Sólidos
▪ Líquidos
▪ Gases
▪ Plasma

D. Intervención de la energía para cambiar las propiedades de los materiales
▪ Tipos de energía
▪ Energía involucrada en los cambios de estado
▪ Teoría cinético-molecular
▪ Usos de los materiales según sus propiedad

11. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 10





Unidad 1


Comportamiento de la materia y la energía.

12. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 11

13. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 12
Conceptos Básicos y Generalidades
Introducción
OBJETIVO:
Que el alumno conozca los conceptos básicos para que comprenda la importancia del estudio
de la química y su campo de acción.

El conjunto de todos los seres y hechos que nos rodean forman lo que llamamos naturaleza;
estos hechos que observamos a nuestro alrededor no se dan aislados y constituyen el campo
de estudio de ciencias que se relacionan entre sí. Estas ciencias reciben el nombre de Ciencias
Naturales y son principalmente: biología, física, química y astronomía.
La química es, pues, una ciencia natural. Podemos definir a la ciencia como un conjunto
sistematizado de conocimientos ordenados lógicamente, que se refieren a hechos
relacionados entre sí, que se pueden comprobar mediante la experimentación, el uso de
aparatos o de las matemáticas y que conducen a la verdad relativa.
La química es la ciencia que estudia la materia, su estructura íntima, sus cambios, sus
relaciones con la energía, las leyes que rigen esos cambios y esas relaciones.
De acuerdo con lo anterior, admitimos que la química estudia cómo está formada la materia y
sus transformaciones; ahora bien, estando constituido de materia toda lo que nos rodea,
resulta que todo el Universo es objeto de estudio de esta ciencia.
No hay otra rama de la ciencia que tenga un campo de estudio tan amplio como la
química y analizando el campo de estudio de otras ramas del saber, encontraremos que la
química tiene una estrecha relación con cualquier ciencia en particular.
La relación de la química con otras ciencias da origen a ciencias intermedias que le
sirven de enlace, como se especifica en el cuadro 1.1. Además , hay muchas otras ciencias
que tiene que ver con la química como: la medicina, la agricultura, la oceanografía, la ingeniería
y las matemáticas; Esta última, debido a que el lenguaje matemático es empleado para
representar las ecuaciones químicas, efectuar cálculos y, en general, para interpretar sus
leyes.
1.1 Conceptos básicos y generalidades
1) Definición de química
2) División de la química
3) Relación con otras ciencias.
4) Importancia y campo de acción de la química.
Con el fin de que te concientices de la importancia de la química y su impacto social,
resuelve lo siguiente:
1.-menciona cinco productos de uso común que sean formas purificadas de materiales
naturales.
2.- .- Escribe ejemplos de materiales de uso cotidiano con la intervención de la química y
relacionados con:
a) Higiene personal
b) vestido
c) Alimentación

14. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 13
d) Salud:
e) Deporte
f) Transporte:
g) Habitación:
h) Enseres de Hogar (cocina, recámara, etcétera).
Como podrás apreciar, la química existe en nuestro entorno y juega un papel preponderante
en nuestra calidad de vida. Sin embargo, en ocasiones existen imprevistos que nos pueden
perjudicar.
Gracias a la aplicación científica de la química se han obtenido millares de sustancias que el
hombre ha creado para su bienestar: ayuda poderosamente a nuestro sustento el fabricar
abonos artificiales y productos químicos que incrementan la cantidad y calidad de los
alimentos, así como su conservación y utilización; contribuye a nuestro vestido, el proporcionar
fibras artificiales que sustituyen la demanda de fibras vegetales y animales a las que, como el
algodón y la seda, casi han sido desplazadas; favorece nuestra salud el suministrar drogas y
medicamentos que, como las vitaminas y hormonas, quinina, sulfamidas, penicilina,
anestésicos, desinfectantes, salvan y prolongan la vida humana al combatir y alejar la
enfermedad, aliviar el dolor y los sufrimientos de los infortunados y, por último, hace más fácil
y agradable la vida, al facilitarnos materiales de construcción, comunicación, transporte y la
fabricación de numerosísimos productos que utilizamos diariamente.
1.2 Ramas de la química
Como se indicó anteriormente, el campo de estudio de la química es muy amplio y por lo tanto,
resulta imposible que alguien pueda poseer todos los conocimientos que constituyen esta
ciencia.
Esta razón y otras de carácter didáctico determinan que la química se divida en varias ramas,
las que comúnmente son:
Química General. Esta rama trata de los principios básicos que se refieren a la estructura
íntima de los cuerpos y sus propiedades, se relaciona estrechamente con la física.
Química Inorgánica. Su campo de estudio se refiere a las sustancias que forman el reino
mineral. No estudia los compuestos del carbono a excepción de los compuestos oxigenados
de este elemento.
Química Orgánica. Estudia los compuestos del carbono.
Química analítica. Comprende los métodos de reconocimiento y determinación de los
constituyentes de los compuestos, tanto en su calidad (análisis cualitativo) como en su
cantidad (análisis cuantitativo).
Fisicoquímica. Comprende las leyes básicas de la química y la hipótesis y teorías que se
emplean para explicarlas.
Bioquímica. Su campo se refiere a los procesos químicos que ocurren en los seres vivos.
Hay otros campos de aplicación de la química como: termoquímica, electroquímica, cinética
química,

15. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 14

16. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 15
1.3 Relación de la química con otras ciencias

17. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 16

































1.4 Materia

Concepto de Materia.
Propiedades de la Materia.
Propiedades Generales
Propiedades específicas.
Propiedades físicas.
Propiedades químicas.
Clasificación y Composición de la materia.
Materia homogénea y heterogénea.
Sustancias
Elementos.
Compuestos.
Átomos.
Moléculas.
Soluciones
Mezclas
Métodos de separación de mezclas.
Superación de elementos y compuestos
Concepto de energía. La energía y su
relación con los cambios químicos.
Ejemplos de reacciones químicas.
Ejemplos de reacciones nucleares.
Leyes de conservación.
– De la materia.
– De la masa.
– De la energía.
Cambios físicos y químicos de la materia.
En el mundo físico que nos rodea sólo hay
materia que se manifiesta en forma de masa
o de energía y éstas se encuentran
íntimamente relacionadas.








Cuadro 1.1 Relación de la química con otras ciencias

18. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 17

19. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 18
Pero ¿Qué es la materia? Resulta difícil dar una definición de materia mediante términos
corrientes
Para nosotros, materia es todo aquello que constituye los cuerpos; es la base del Universo,
ocupa un Espacio, tiene Masa y Energía.
La materia se presenta en forma muy diversa, pero toda ella tiene la misma estructura química:
está formada por átomos y moléculas.
Aunque se ha indicado una definición de materia, la mejor forma de reconocerla y describirla
es mediante sus propiedades.
1.5 Propiedades de la materia
Las propiedades de la materia son las características que la identifican, es decir, las diversas
formas como son percibidas por nuestros sentidos; por ejemplo, color, olor, densidad, punto
de fusión, estado de agregación molecular, punto de ebullición, etcétera.

Llamamos propiedades generales a aquellas características que posee la materia en general,
sin importar su estado de agregación molecular. Son propiedades generales:

• Extensión o volumen: La materia ocupa un lugar en el espacio. En el vacío no hay
materia.
• Peso: Es atraída por fuerzas gravitatorias.
• Inercia: Se opone a cambiar el estado de movimiento rectilíneo uniforme o de reposo
en que se encuentre.
• Impenetrabilidad: Dos cuerpos no pueden ocupar al mismo tiempo el mismo lugar.
• Porosidad: Entre las partículas que forman la materia existen espacios huecos.
• Divisibilidad: La materia puede fragmentarse
• Elasticidad: Dentro de cierto límite, la materia se deforma cuando se le aplica una
fuerza y recupera su
Forma original al dejar de aplicarle dicha fuerza. Sin transformarse en otras sustancias
distintas.

Como ya se indicó, las anteriores
características las posee todo tipo de materia,
pero ésta se encuentra formada por infinidad
de sustancias que distinguimos debido a que
presentan características particulares
llamadas propiedades específicas, como son
: calor, olor, sabor, solubilidad, densidad,
punto de fusión, punto de ebullición, peso
específico, etc. Por ejemplo; no podríamos
distingue la sal del azúcar por su color, pero si la distinguiríamos por su sabor; el agua se
diferencia del alcohol por su olor; el plomo del aluminio, por su densidad; la sal del azufre, por
su solubilidad en el agua, etcétera.

20. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 19

Podemos clasificar las propiedades en físicas y químicas.
Son propiedades físicas aquellas características que presenta la materia sin alterar su
estructura íntima, es decir, sin transformarse en otras sustancias distintas. Cuadro 1.2.
Clasificación básica de la materia
Como propiedades físicas podríamos mencionar los cambios de estado, el color, el olor, el
sabor, la dureza, (propiedades organolépticas); el punto de fusión, el punto de ebullición, la
densidad, el peso específico (constantes físicas); la maleabilidad, la ductilidad, la solubilidad,
etcétera.
Las propiedades químicas son aquellas que presenta la materia al transformarse de una
sustancia a otras diferentes, alternando su estructura íntima. Como propiedades químicas
podríamos mencionar la combustibilidad, la comburencia, la mayor o menor facilidad con que
las sustancias se transforma en otra u otras diferentes o se combina con otras, etcétera.
Ahora bien, para estudiar la materia es necesario un ordenamiento sistemático de la misma.
El cuadro 1.2.
Nos indica la clasificación básica de la materia en términos de heterogénea y homogénea.
La materia es heterogénea cuando podemos detectar en ella fácilmente, a simple vista o con
la ayuda de una lupa o microscopio, dos o más partes que la forman, cada una de las cuales
tiene propiedades diferentes.
Como por ejemplo de materia heterogénea podemos mencionar la madera y el granito: en la
primera distinguimos anillos o vetas de diferente color y dureza, lo que hace suponer que se
trata de diferentes clases de materia; en el segundo puede apreciarse partículas de distinto
aspecto, unas brillantes y oscuras que son de mica, otras duras y transparentes que son de
cuarzo y algunas translúcidas y grisáceas que son de feldespato.
La materia es homogénea cuando no podemos distinguir en ella las partes que la forman:
ejemplo: agua salada, acero, aluminio, sal de cocina, cobre, cal, etcétera.
Son sustancias aquellas clases de materia homogénea que tiene composición definida e
invariable y que presentan las mismas propiedades en todas sus partes. Son sustancias el
hierro, el agua, la sal, la plata, la cal, pero no el agua salada, ya que esta última está formada
por sustancias que poseen características diferentes (agua y sal) que pueden separarse por
medios mecánicos.
Por ejemplo el (agua salada), representa lo que en química se llama solución y de acuerdo
con el cuadro
Una solución es una Mezcla homogénea que puede tener composición variable.
Fundamentalmente las soluciones constan de dos partes: el disolvente y el soluto. El
disolvente es la parte que existe en mayor proporción y el soluto la que se encuentra en
menor proporción. Las soluciones pueden ser sólidas, líquidas o gaseosas, siendo las más
comunes las líquidas.
Puede haber soluciones gaseosas, por ejemplo: el gas (aire); de líquido en gas (niebla) y de
sólido en gas (humo); líquidas, de gas en líquido (bebidas gaseosas).

21. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 20
De líquido en líquido (alcohol en agua) y de sólido en líquido (sal en agua), y sólidas, de gas
en sólido (hidrógeno en platino); de líquido en sólido (amalgamas de plata) y de sólido en sólido
(acero).
Hemos visto que las soluciones son mezclas homogéneas y en general podemos definir a las
mezclas, ya sean homogéneas o heterogéneas, como la materia que resulta de la unión
aparente ( no química) de dos o más sustancias, las cuales reciben el nombre de componentes.
Como características de las mezclas podríamos mencionar las siguientes: Las partes que
las forman no pierden sus propiedades originales.
• Durante su formación no hay manifestaciones de energía.
• La proporción de los componentes es variable.
• Sus componentes se pueden separar por medios físicos.
1.6 Métodos de separación de mezclas
Existen varios métodos de separación de
mezclas y su uso depende de las
características de los componentes que la
forman.
Cuando se aprovecha la diferente densidad
de los componentes se emplea la
decantación, la filtración o la centrifugación.
• Decantación. En este método se deja
reposar durante cierto tiempo una mezcla

de componentes sólidos y líquidos, para que la acción de
la gravedad los separe.
• Filtración. Este procedimiento se basa en el empleo
de material de reposo que retiene las partículas sólidas
mientras deja pasar el líquido en el que estás partículas
estaban en suspensión. Generalmente, el material
poroso se acomoda en un embudo para facilitar la
separación.



Centrifugación. En ocasiones la sedimentación del
sólido es muy lenta y se acelera mediante la acción de
la fuerza centrífuga. Se coloca la mezcla en recipientes
que se hacen girar a gran velocidad; los componentes
más densos se depositan en el fondo. Existen otros
métodos en los que se aprovecha los diferentes
puntos de ebullición de los componentes Como son:
la evaporación, la sublimación y la destilación.

22. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 21
• Evaporación. Este método se emplea para separar
un sólido de un líquido, cuando se quiere recuperar el
sólido. Simplemente se calienta la mezcla y al evaporarse
el componente líquido, queda el sólido en el recipiente.

• Sublimación. Este procedimiento se emplea para
separar al yodo de otros materiales sólidos, ya que el yodo
se sublima al calentarlo, es decir, pasa directamente del
estado sólido al gaseoso y se condensa en una superficie
fría.


Destilación. Este método consta de dos procesos
fundamentales: evaporación (paso de líquido a
vapor) y condensación (paso del vapor a líquido).
Mediante este proceso se puede separar un líquido
de un sólido, evaporando el líquido y
condensándolo en un aparato especial llamado
refrigerante.
También se puede separar un líquido de otro (agua
y acetona), aprovechando sus diferentes puntos de
ebullición. Por este método se obtiene el agua
químicamente pura, llamada agua destilada.

Existe otro procedimiento que combina algunos de los ya descritos y que recibe el nombre de
separación por solubilidad.
Por ejemplo, queremos separar una mezcla cuyos componentes sean sal y carbón en polvo,
se le agrega agua que disolverá únicamente a la sal y posteriormente, la mezcla se filtrará
para separar el carbón, y el líquido filtrado (agua salada) se separa por evaporación.

Hemos mencionado que la sal, el agua y el carbón
(carbono cuando es químicamente puro), son
sustancias que en general se dividen en compuestos
y elementos.
Entendemos por elemento como una sustancia
simple, elemental, que no puede descomponerse en
otras más sencillas mediante procedimientos
químicos ordinarios. Son elementos: el hierro, el
aluminio, la plata, el cobre, el carbono, el oxígeno,
etc. (en la actualidad se conocen 109 elementos).

23. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 22
En la siguiente figura podemos apreciar la abundancia relativa aproximada de los elementos
en la corteza terrestre.

Un compuesto es una sustancia homogénea que resulta de la unión química de dos o más
elementos y por lo tanto puede experimentar descomposición ulterior. Son compuestos: el
agua, la sal, el ácido sulfúrico, el dióxido de carbono, el alcohol etílico, el azúcar, el benceno,
el butano y cientos de miles más.
A las partes que forman un compuesto se les llama constituyentes; así por ejemplo:
Los constituyentes del agua son el hidrógeno y el oxígeno, de la sal común (cloruro de sodio),
son el sodio y el cloro; del ácido sulfúrico son el hidrógeno, el azufre y el oxígeno.
Como características de los compuestos podríamos mencionar las siguientes:
• Las partes que los forman pierden sus propiedades originales.
• Durante su formación hay manifestaciones de energía.
• La proporción de los constituyentes que forman un compuesto es fija.
• Únicamente, se pueden separar los constituyentes por medios químicos. (Compara estas
características con las mezclas.)
Con respecto a las características de los compuestos únicamente se pueden separar por
medios químicos, podemos indicar que, por ejemplo, al separar los constituyentes del agua se
obtienen dos sustancias completamente diferentes. Las dos son gaseosas; una de ellas es
combustible (el hidrógeno) la otra comburente (el oxígeno). Esto indica que el agua se ha
transformado en otras sustancias cuya estructura íntima es distinta: ha ocurrido un cambio
químico. Al efectuar esta operación, decimos que se ha efectuado el análisis del agua.

24. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 23
• El análisis es el procedimiento químico que nos
Permite conocer los constituyentes en un compuesto.
• La síntesis es un proceso contrario al de Análisis y consiste en formar un compuesto a
partir de sustancias más sencillas.
El análisis puede ser cualitativo o cuantitativo. Es cualitativo cuando solamente interesa
conocer la clase de constituyentes que forman un compuesto y cuantitativo, cuando se indica
la cantidad de esos constituyentes. Si la cantidad de los constituyentes se da en unidades de
volumen, es análisis cuantitativo volumétrico y si se da en unidades de peso, es análisis
cuantitativo gravimétrico.
Si se indica que el agua está constituida por hidrógeno y oxígeno, se ha hecho el análisis
cualitativo de esas sustancias. Si se determina que en el agua por cada dos cm
3
de
hidrógeno existe un cm
3
de oxígeno, el análisis es cuantitativo volumétrico, y será cuantitativo
gravimétrico cuando se indica que cada gramo de hidrógeno hay ocho de oxígeno.
Hasta ahora hemos establecido algunos conceptos generales, partiendo de la clasificación de
la materia y de que ésta tiene la misma estructura química: está formada por átomos y
moléculas, pero: ¿qué es una molécula? ¿Qué es un átomo?
Para dar respuesta a estas preguntas, consideramos las siguientes sustancias: agua, sal
(cloruro de sodio) y oxígeno.
Las tres están constituidas por moléculas, es decir, si las dividimos hasta obtener la última
partícula del agua, sal y oxígeno, lo que tendríamos sería una molécula de cada una de estas
sustancias.
Una molécula de agua es la partícula más pequeña que sigue siendo agua, una molécula de
oxígeno es la partícula más pequeña de esta sustancia que sigue siendo oxígeno. En resumen,
una molécula es la menor porción en que la materia puede dividirse por medios físicos y que
conserva las características de las sustancias. Dada la pequeñez de estas partículas es difícil
imaginar su tamaño; su diámetro es del orden de diez millonésimos de milímetro. La unidad
para medir la molécula es el. Angstrom.
mmA
10000000
1
=

Las dimensiones de las diferentes moléculas dependen de su clase: para imaginarse su
tamaño consideramos una gota de agua agrandada hasta el volumen de la Tierra; cada
molécula de agua tendría el tamaño de una naranja aproximadamente.

En cualquier estado de agregación molecular, éstas no se tocan: entre ellas existen espacios
huecos (poros) llamados espacios intermoleculares, la fuerza que hace que las moléculas se
atraigan se llama cohesión y la que hace que se separen, repulsión. La aparente continuidad
de la materia se debe al limitado poder separador de nuestros sentidos.

25. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 24
Ahora bien, considerando las moléculas de las sustancias que hemos mencionado como por
ejemplo (agua, sal y oxígeno), las del agua están formadas por tres partículas más pequeñas;
la sal; por dos y las del oxígeno por dos partículas. Estas partículas que forman las moléculas
son los átomos.
La molécula del agua está formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno; la de la
sal por uno de sodio y otro de cloro, y la del oxígeno por dos átomos de oxígeno.
Como se deduce, las moléculas de agua están formadas por átomos de distinta clase, lo mismo
las de sal, ya que estas sustancias son compuestos. Las de oxígeno, que es un elemento,
están formadas por átomos de la misma clase.
En general, los compuestos son sustancias cuyas moléculas están formadas por dos o más
clases de átomos.
Los elementos son sustancias cuyas moléculas están formadas por uno o más átomos de la
misma clase.
El átomo es la partícula más pequeña en que se puede dividir la materia, mediante
procedimientos químicos, que intervienen los cambios o reacciones químicas.

Existen tantas clases de átomos como los elementos (109); Podemos
observar el tamaño relativo de algunos de ellos.
Tamaños relativos de átomos y de sus iones (recopilación J. A.
Campbell, 1946).
Se ha indicado que la masa y la energía están íntimamente
relacionadas. Ahora bien, la materia no se encuentra estática,
constantemente se generan cambios en ella. Estos cambios pueden
ser de orden físico o químico.
Son fenómenos físicos aquellos cambios que sufre la materia sin alternar su estructura
íntima, es decir, sin que haya transformación de sustancias.
Son cambios físicos doblar un alambre, fragmentar un trozo de madera, los cambios de estado.
Los fenómenos químicos son aquellos cambios que producen alteraciones en la estructura
íntima de la materia, y ocurren cuando una o más sustancias se transforman en otras u otras
diferentes. (En química denominamos a estos cambios reacciones químicas) son cambios
químicos la combustión, la oxidación del hierro, el agriado de la leche, etcétera.
Estos cambios, ya sean físicos o químicos, está presente la energía, por lo que no es posible
concebirla separada de la masa. Usualmente definimos a la energía como la capacidad para
efectuar un trabajo. La energía mecánica sólo puede existir en dos formas: potencial y cinética.
La energía potencial es aquella que se encuentra almacenada en un cuerpo en virtud de su
posición con respecto a otros cuerpos, es la energía disponible para efectuar un trabajo en un
momento dado.
Tiene energía potencial desde el punto de vista físico, el agua almacenada en una presa, un
martillo que se encuentra a cierta altura, un resorte de acero, etcétera y desde el punto de
vista químico, podemos indicar que toda la materia posee energía en estado potencial a la que
se llama energía química, la que se manifiesta cuando las sustancias reaccionan.

26. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 25
La energía cinética es la que tienen los cuerpos en virtud de encontrarse en movimiento. La
energía cinética depende de dos factores: la masa y la velocidad.
Cuando ocurre la transformación de energía potencial a cinética, aparecen las manifestaciones
de energía que conocemos (calor, luz, electricidad, sonido, energía nuclear, energía química,
etcétera).
Por ejemplo: el agua almacenada en una presa (EP) al poner en movimiento (EC) a una planta
hidroeléctrica produce electricidad, la que nuestros hogares puede transformarse en calor,
sonido, luz, etc. Podemos mencionar también el sistema de sustancias que forman un cerillo,
las que posee EP en reserva (energía química que al reaccionar produce luz y calor).
La energía que interviene en las reacciones químicas es casi siempre calorífica, aunque en
ocasiones incluye energía eléctrica o luminosa.

Las reacciones químicas se de nominan exotérmicas cuando hay desprendimiento de calor y
endotérmicas cuando lo absorben.
La rama de la química que estudia exclusivamente la energía calorífica que acompaña un
proceso químico se denomina termoquímica.
La unidad que se emplea para medir el calor es la caloría. Una caloría es la cantidad de calor
necesario para elevar 1
o
C la temperatura de un gramo de agua; 1000 calorías constituyen una
kilocaloría (k cal).
El calor específico (Ce), propiedad específica de la materia, es la cantidad de calor que se
requiere para elevar un grado Celsius la temperatura de un gramo de sustancia.
Ce= cal / g ∙°C
En el caso del agua es de 1 cal / g ºC
La cantidad de calor que se requiere para elevar la temperatura de cierta cantidad de materia
se calcula multiplicando la masa (m) por el cambio de temperatura (Δt) por el calor específico
(Ce).

Las unidades empleadas son: la masa, el gramo (g); para la temperatura, el grado Celsius (
o
C)
y para el calor específico, cal /g∙
o
C.
(El símbolo Δ es la letra griega delta y se emplea para indicar la variación entre dos
cantidades).
Ejemplos:
1.-Calcula la cantidad de calor que se necesita para elevar la temperatura de 500 g de agua
de 18 a 100
o
C.
Calor = m x Δt x Ce
Calor = 500 g x 82
o
C x 1 cal /g
o
C
Calor = 41 000 cal = 41 kcal.
2.-Conociendo que el calor específico del aluminio (Al) es de 0.22 cal /g
o
C., Calcula la cantidad
del calor que habrá de aplicarse a 10 g de este metal para elevar su temperatura de 15 a 50
o
C.
Calor = m x Δt x Ce
Calor = 10 g x 35
o
C x 0.22 cal /g
o
C
Calor = 77 cal

27. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 26
En general, las reacciones químicas las representamos mediante ecuaciones que sólo se
refieren a la transformación de las sustancias, pero no indican el cambio de energía que tiene
lugar en ellas.

Cuando en estas ecuaciones se indica en el segundo miembro el calor producido o
absorbido, recibe el nombre de ecuaciones termoquímicas.
H2SO4(ac) + Zn (s) ZnSO4( ac) + H2(g) + 37.63 kcal

(Ac - significa que la sustancia se encuentra en solución acuosa, ℓ - líquido, s -sólido y g -
gaseoso.)

H2(g) + ½O2 (g ) H2O ( ℓ ) + 68.32 kcal

C( s ) + O2 ( g ) CO2 ( g ) + H2( g ) + 94.05 kca

BaO2 (s)BaO( s ) + ½ O2( g ) –18.6 kcal

H2O( g ) + Cl2 ( g ) 2HCl ( ) + ½ O2( g )–27.36 k cal

(Las tres primeras son exotérmicas, las dos últimas son endotérmicas) Obsérvese el signo
positivo en las exotérmicas y el signo negativo en las endotérmicas.
En una reacción química con desprendimiento de energía, la masa no se altera, de ahí que
Antoine Laurent Lavoisier, al introducir el uso de la balanza para el estudio de los cambios
químicos, haya establecido la ley que lleva su nombre o ley de la conservación de las masas.

Ley de la conservación de las masas establece: “En todo cambio químico, la cantidad de la
materia antes de efectuarse dicho cambio, es la misma que resulta después de que se efectúa”.
Se conoce más comúnmente de la siguiente manera:

“La materia no se crea ni se destruye, solo se transforma”
Una ley semejante a la de la conservación de la energía indica que: “La energía no se crea ni
se destruye, sólo se transforma”.
En 1905, el destacado científico Albert Einstein estableció que una pérdida en masa
corresponde a un desprendimiento de energía, y concluyó que “la masa es de por sí
transformable en energía”. La fórmula que establece esta relación es:
E=mc
2
Donde E= energía, m= masa y c
2
= el cuadrado de la velocidad de la luz.
Como c tiene un valor muy grande (300 000 Km./s), un valor muy pequeño de m corresponde
a una cantidad muy grande de energía (E).
Por ejemplo: un grado de materia que se transforma totalmente en energía “mantendría
encendido un foco de 100 watts durante 40 000 años. “La energía liberada en las reacciones
nucleares es tan grande, que resulta ser la fuerza más potente conocida hasta ahora.

Las reacciones nucleares son de fisión y fusión. Se llama fisión al proceso de escisión
(división) de un núcleo pesado en dos partículas aproximadamente iguales. La fusión es el

28. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 27
proceso opuesto a la fisión y consiste en difundir (unir) átomos ligeros para formar otro u otros
de más peso.
Ejemplos de reacciones nucleares:

235
92U +
1
0n
143
56Ba +
90
36Kr + 3
1
0n + 4.6 x10
12
cal/mol.
2
1H +
3
1H
4
2He +
1
0n + energía
Fusión del hidrogeno

La bomba de hidrógeno es una reacción fisión – fusión—fisión.
Lo indicado anteriormente ha llevado al hombre a unificar las leyes de la conservación de masa
y de la conservación de la energía en una sola, que establece:
La Ley de la conservación de la materia.
“en cualquier reacción la masa-energía de los reactores (sistema inicial) es la misma que la
masa-energía de los productos (sistema final)
La comprobación experimental de la Ecuación de Einstein ( E=mc
2
), tuvo lugar en forma
espectacular en las llamadas “bombas atómicas).

En la actualidad, es de gran importancia para la humanidad la producción de energía por
reacciones de fisión nuclear que se utilizan con fines pacíficos en plantas eléctricas, industrias,
barcos, naves espaciales, etcétera.

29. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 28
Autoevaluación 1
1.- ¿Qué estudia la química?
2.- ¿Cómo puede explicar la reacción que existe entre la química y la biología?
3.-. Indica a la derecha de cada enunciado si se refiere a una propiedad física o química.
• El hidrógeno es el elemento más ligero.
• El oxígeno es comburente.
• El diamante es la sustancia natural más dura.
• El alcohol metílico hierve a 78
o
C.
• El fósforo se inflama al ponerse en contacto con el aire
4.- ¿Cuál es la diferencia entre fenómeno físico y fenómeno químico?
5.-. Escribe a la derecha de cada enunciado, si se trata de un fenómeno físico o químico.
• La oxidación de un clavo de hierro.
• La evaporación del agua.
• La formación de nubes.
• Una vela quemándose.
• El empañamiento de la plata.
6. ¿Qué es energía?
7.-¿Cuál es la diferencia entre energía potencial y energía cinética?
8.- De acuerdo con su estructura molecular, ¿cuál es la diferencia entre compuesto y elemento?
9.- ¿Cuál es el elemento más abundante en la corteza terrestre?
10.- ¿A qué se llama molécula?
11.-. ¿A qué se llama átomo?
12.- Indica un ejemplo común de reacción exotérmica.
13.-¿Qué indica la ley de las proporciones constantes?
14.-¿A qué se llama sustancia?
15 Indica a la derecha de cada enunciado si se refiere a una mezcla, compuesto o Elemento.
• Agua salada
• Se forma mediante la unión aparente de dos o más sustancias
• Oro.
• Cuando se forma hay manifestaciones de energía.
• Sal de cocina.
• Sus moléculas están formadas por átomos de distintas clases.
• Granito.
• A sus partes se les llama componentes
• Oxígeno.
• Se pueden separar sus partes mediante procedimiento físico.
• Aire.

30. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 29






Unidad 2




Análisis de la estructura y composición de la materia

31. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 30
2 Estructura atómica
Objetivo:
Que el alumno conozca y comprenda la evolución de los diferentes modelos atómicos con el
fin de explicar la estructura de la materia.
2.1 Partículas subatómicas
— Características
— Ubicación
En la actualidad, sabemos que el átomo consta de dos partes: el núcleo y la corteza
o envoltura.

Las partículas que interesan en el estudio de química general son el electrón, el protón y el
neutrón, a las que llamamos partículas subatómicas fundamentalmente.
• Electrón. Los electrones son estables y forman
la envoltura del átomo; su masa es
prácticamente nula ( 9.11 X 10
-28
g o
1
1830
la
masa de un átomo de hidrógeno.
• Protón. Es estable y forma parte del núcleo de
todos los átomos; su carga eléctrica es positiva
y su masa es de 1.67 X 10
-24
g.
• Neutrón. Junto con los protones, los neutrones
constituyen el núcleo de los átomos (debido a
esto a ambas partículas se les ll ama
nucleones).los neutrones no tienen carga
eléctrica y su masa es ligeramente mayor a la del protón (1.675 X 10
-24
g.).
Los electrones protones son las unidades fundamentales de carga. La materia es de
naturaleza eléctrica
Los electrones protones son las unidades fundamentales de carga. La materia es de naturaleza
eléctrica.

2.2 Evolución del modelo atómico
En base a lo anterior sabemos que el átomo está
constituido por un núcleo positivo, formado por
protones y neutrones, rodeado por una envoltura o
corteza de electrones. Pero para llegar a esta
conclusión, el hombre tuvo que seguir un camino
bastante laborioso.

A la civilización griega le debemos el concepto
filosófico de átomo. Hace más de 2000 años el filósofo griego Demócrito, entre otros, indicó
que el dividir la materia se tendría que llegar a una última partícula, la cual ya no se podría
dividir; a ésta la llamó átomo, palabra que significa indivisible.

32. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 31
Esta idea, al no poder demostrarse, cayó en el olvido y no fue sino hasta los años 1803-1808
que el químico inglés John Dalton la hizo renacer para poder explicar las relaciones de masa
que guardan entre sí todas las sustancias.
2.2.1. Modelo atómico de John Dalton
2.2.2 La teoría atómica de Dalton

Se basa en los siguientes enunciados:

1º. “Las sustancias simples (elementos) están formadas por la unión de átomos iguales, cuyo
peso es invariable característico”.

2º. “Las sustancias compuestas se forman al unirse átomos de
diversos elementos, átomos que nunca se dividen, sino que entran
enteros en la combinación formada”.
Aun cuando en la actualidad conocemos ciertas inexactitudes de la
teoría atómica de Dalton, su importancia es indiscutible e influyó de
manera extraordinaria en la forma de pensar de los químicos durante
más de un siglo.

Después de Dalton y principalmente a fines del siglo XIX, se realizaron
descubrimientos muy importantes.

33. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 32
Rayos catódicos
En 1875, William Crookes, invento el tubo de rayos catódicos (figura 2.4). Los rayos catódicos
son electrones que se dirigen del cátodo (-) al ánodo (+).
En 1895, Wilhelm Conrad Roentgen,
descubrió unas radiaciones
electromagnéticas que se producían
cuando los rayos catódicos chocaban con
un metal. La longitud de onda de estas
radiaciones es mil veces más pequeña que
la luz visible, pueden atravesar sustancias y
no son desviadas por campos eléctricos o
magnéticos. Roentgen llamó a estas
radiaciones rayos X.
Radiactividad
En el año de 1896, el físico francés Henri Becquerel
al observar que una placa fotográfica cubierta con
una envoltura opaca se ennegrecía al colocar cerca
de ella pechblenda (un compuesto de uranio),
descubre la radiactividad. Radiactividad es el
nombre de la propiedad que tienen ciertas
sustancias de emitir partículas alfa, rayos beta y
gamma.

2.2.3 Modelo atómico de Thompson
El físico Inglés Thompson, en 1897, al realizar estudios
sobre los rayos catódicos, descubre que pueden ser
desviados por un campo magnético y los considera como
partículas eléctricamente negativas, que existen en toda la
materia y los llama electrones: destaca la naturaleza
eléctrica de la materia

Para 1910, su modelo de átomo era el más aceptado, el cual
se representaba como una esfera de electricidad positiva en
donde se encontraban dispersos los electrones, como pasas
en un pastel, pero todavía concebía al átomo como una
partícula material compacta e invisible

El descubrimiento de los rayos X, la radiactividad y los
trabajos realizados por Thompson a fines del siglo pasado,
hicieron que los químicos admitieran que el átomo era
divisible.

34. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 33

2.2.4 Modelo atómico de Rutherford
En 1911, empleando una sustancia
radiactiva, bombardea una lámina delgada de
oro con partículas alfa y observa que la mayor
parte de las partículas atraviesa la lámina,
otras se desvían y algunas regresan; debido
a esto, propone que el átomo está formado
por un pequeño núcleo positivo, que la mayor
parte de la masa del átomo se concentra en
el núcleo y que los electrones se encuentran
alrededor del núcleo, formando la mayor
parte del volumen del átomo.

Aunque le debemos a Rutherford el descubrimiento del
átomo nuclear, su modelo no se aceptó debido a que los
electrones eléctricamente negativos, al girar deberían
perder energía y al final chocar con el núcleo
produciendo la destrucción del átomo y esto en la
realidad no ocurre.
Durante los años de 1913 a 1915, el físico danés Niels
Bohr, discípulo de Rutherford, supone que la energía es
emitida en cuantos o “paquetes”; un cuanto es un paquete discreto de energía.
En 1905, Einstein desarrolló las ideas de Planck y demostró que no sólo la radiación es emitida
en porciones discretas o cuantos, sino que existe siempre en forma de energía en la luz, y
supuso que la energía luminosa desprendida por partículas atómicas Emitida en paquetes o
cuantos de energía a los que generalmente se les llama fotones.

En relación con los espectros luminosos, diremos lo siguiente: cuando la luz blanca se hace
pasar por un prisma, nos da una imagen continua en la que aparecen bandas de distintos
colores que se llaman espectro continuo. El arco iris es un ejemplo de espectro continuo.

Espectro de emisión continúo de los colores de la luz blanca

35. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 34

Ahora bien, si se calienta en u arco eléctrico
una sustancia y la luz que emite se
descompone mediante un prisma, no da lugar
a un espectro continuo, sólo a rayas de colores
que son distintas para cada elemento. Estas
rayas se llaman espectro de emisión
discontinuo

La relación entre la cantidad de energía irradiada y la longitud de onda de la luz que se emite
(de la cual depende el color de la banda luminosa), está dada por la ecuación de Planck:
E=hv
Donde:
E= Energia emitida o absorvida
h = Constante de Planck = 1.5836 X 10
-37
kcal-s
= 6.6282 X 10
-27
ergios/s
v= Frecuencia en ciclos/s
Para explicar las bandas de los espectros, Bohr propone un modelo de átomo que se basa en
los siguientes postulados:
2.2.5 Modelo atómico de Bohr
Postulados de Niels Bohr
• Los electrones describen órbitas circulares alrededor del núcleo formando niveles de
energía a los que se llama niveles estacionarios.
• Los electrones en movimiento en un nivel estacionario no emiten energía.
• Cuando un electrón pasa de una órbita a otra, emite o absorbe un fotón cuya energía es
igual a la diferencia de energías de los niveles entre los que tiene lugar la transición.

Cambio de órbita del electrón por absorción o emisión de energía.

Cada nivel de energía queda determinado por
medio del número cuántico n. Si n=1, se tiene
el nivel con menor energía (más cercano al
núcleo); siguen en orden creciente de energía
n=2, n=3, etcétera.
Cada nivel de energía queda determinado por
medio del número cuántico n. Si n=1, se tiene
el nivel con menor energía (más cercano al
núcleo); siguen en orden creciente de energía n=2, n=3, etcétera.

36. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 35
Podríamos imaginar el átomo de Bohr de la
siguiente manera: una canica pequeña
representaría al núcleo; imaginémosla dentro de
una pelota de béisbol (únicamente el forro de la
pelota), este forro representaría el primer nivel;
en seguida imaginemos este forro de pelota y la
canica dentro de una pelota de voleibol, ésta
representaría el segundo nivel; ahora estas
dentro de una pelota de básquetbol, la que
representaría el tercer nivel, etc. Si cortamos imaginariamente estas pelotas por la mitad,
quedaría lo siguiente:
El núcleo de niveles energéticos depende del número de electrones que tenga el átomo.
El número de niveles que un átomo puede tener es siete.
Los electrones no se distribuyen en forma arbitraria en los diferentes niveles de energía, sino
que se sigue una regla establecida por Rydberg que se enuncia de la siguiente manera:
“Los electrones se distribuyen alrededor del núcleo, en los diferentes niveles de energía, de
acuerdo con el doble del cuadrado de los números naturales”.
Esto es: 2n
2
, donde los valores de n van desde uno hasta siete.










Esta regla no se aplica para los niveles 5º, 6º, 7º La misma
regla establece que en los niveles que queden como último, no puede haber más de ocho
electrones, ni más de los 18 en el penúltimo.
Ejemplos:
3Li dos electrones en el nivel 1 y uno en el nivel 2. También se puede representar así:
3Li 2) 1)
9F 2) 7)
13Al 2) 8) 3)
Como se aprecia, debemos llenar con el máximo de electrones permitidos cada uno de los
niveles, principiando por el 1 que es el más cercano al núcleo.
Sería incorrecto distribuir los electrones del aluminio
( 13Al ) como se indica a continuación:

n=1 2x1
2
= 2 x 1 = 2
( 2 electrones como
máximo en el 1er. Nivel )
n=2 2x2
2
= 2 x 4 = 8
( 8 electrones como
máximo en el 2do. Nivel )
n=3 2x3
2
= 2 x9 = 18
(18 electrones como
máximo en el 3er. Nivel )
n=4 2x4
2
= 2 x16=32
( 32 electrones como
máximo en el 4o. Nivel )

37. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 36
2) 7) 4) ó 1) 8) 4)
(se deben llenar de acuerdo al número de electrones de cada nivel )
Si un átomo tiene suficientes electrones, llenaremos los niveles de la siguiente forma:
2) 8) 18)
Veamos ahora el calcio
20 Ca 2 )8 ) 10), lo anterior es incorrecto, ya que el nivel quedó como último, tiene diez
electrones y aunque la regla establece que admite hasta 18, no podemos dejarlo así, pues
como es el último no puede tener más de ocho electrones.
Lo que debemos hacer es repetir el número anterior (nivel 2), que es ocho y colocar los últimos
dos electrones en el 4º nivel; esto es:

20 Ca 2) 8) 8) 2)

Veamos más ejemplos: 35 Br 2) 8) 18) 7)
El átomo de bromo (Br) no presenta problemas, ya que hubo suficientes electrones para llenar
el nivel 3 y nos quedan siete para el 4 que, siendo el último, no contiene más de ocho
electrones.
Trataremos ahora con el yodo:
53 I 2) 8) 18) 18) 7)
Después del nivel 3 quedan 25 electrones, los que no se pueden
colocar en el nivel 4, pues aunque es el 4º. Nivel y admite 32,
quedarían como último y tendría más de ocho; entonces con los
25 electrones repetimos el número anterior, que es 18 y los
últimos siete se colocan en el nivel 5.
Distribuye en niveles los electrones de los siguientes
átomos, a partir del punto.
Li. Be. C. N. F. Mg. Al. K. Ca. Cl. Br
Debemos aclarar que esta regla, como hemos visto, se aplica
unidamente para átomos de los elementos representativos
(grupos A de la tabla periódica larga) y que en la actualidad
existe otra forma para distribuir los electrones, como veremos posteriormente.
De todas maneras la hemos incluido, pues con ella rápidamente obtendremos el número de
electrones que tiene los átomos en su último nivel, los cuales se llaman electrones de
valencia; este resultado de gran importancia, pues dichos electrones son los que emplean los
átomos de los elementos representativos para combinarse con otros y así construir las
moléculas. Niveles de energía de un electrón en un átomo de hidrógeno. En el caso del
manganeso la energía depende sólo del primer número cuántico.
Con este modelo no se puede explicar el desdoblamiento del espectro del hidrógeno en
bandas más finas.

Representación esquemática
Del átomo del 25Mn

38. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 37
2.2.6 Modelo atómico de Sommerfeld.
Introduce el concepto de subniveles para explicar estas bandas finas, modificando el modelo
de Bohr e indica que las órbitas de los electrones no sólo son circulares, sino que también
elípticas
Estos subniveles son indicados por el número cuántico ℓ, al que en un principio se le llamo
secundario.







Según Sommerfeld, el electrón describe en torno al núcleo elipses sin cerrar, dibujando
una especie de roseta

39. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 38
2.3 Teoría cuántica-Principios
• Principio de dualidad.
• Principio de incertidumbre.
• Principio de Schrödinger.
• Principio de Dirac-Jordan

El modelo atómico actual se basa en la mecánica cuántica ondulatoria fundada entre otros por
Heisenberg (1925) y Schrödinger (1926).
Veamos enseguida en forma elemental algunos de los principios que fundamentan dicha
mecánica.

2.3.1 Principios de dualidad De Broglie (1923).
Los electrones, al igual que los fotones (cuantos de energía
luminosa) se comportan como partículas (masa) y ondas
(energía).Tratemos de ilustrar lo anterior: un lápiz (una masa)
ocupa un lugar en el espacio; la luz que emite una lámpara
incandescente (energía), no ocupa un lugar en el espacio pero
“existe” en todo el espacio. De esta manera el electrón, al
comportarse como onda (energía), “existirá” en el espacio
(volumen) que rodea al núcleo y no en capas, como indicó Bohr.

2.3.2 Principios de incertidumbre de Heisenberg
No es posible conocer al mismo tiempo la posición y la velocidad
de un electrón. Lo anterior nos lleva a considerar únicamente la
probabilidad de encontrar al electrón en cierta región del espacio
que rodea al núcleo. Como se observa, es más probable localizar
al electrón cerca del núcleo; esta probabilidad decrece a medida que la región se encuentra
más alejada del mismo.

Así por ejemplo, el átomo de hidrógeno puede
representarse de la siguiente forma:
En realidad el electrón puede estar en cualquier sitio
alrededor del núcleo, menos en el núcleo mismo; hay
regiones de este espacio en donde es muy probable
encontrarlo y otras en donde es muy poco probable
localizarlo. Las regiones del espacio que rodean al
núcleo y en donde la probabilidad de encontrar el
electrón es mayor, se llama orbitales.




La representación de la
probabilidad Se llama nube
de carga o nube electrónica

40. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 39
2.3.4 Principio de Schrödinger

La ecuación de ondas de Schrödinger, presentada en 1926, establece la relación entre la
energía de un electrón y la distribución de éste en el espacio, de acuerdo con sus propiedades
ondulatorias. En esta ecuación aparecen los parámetros cuánticos n,1 y m.

2.3.5 Principio de Dirac-Jordan
En la ecuación de Dirac−Jordan aparece el cuarto cuántico denominado s. Actualmente, la
ecuación de Dirac−Jordan es la que establece con mayor exactitud la distribución de los
electrones. Las aplicaciones prácticas, considerando las limitaciones de este curso, tratarán
de concentrarse en el siguiente tema.
2.4 Números cuánticos
El estudio del átomo debe efectuarse con base en los ultimos adelantos científicos y aunque
el modelo actual es un modelo matemático de alta complejidad, trataremos de lograr su
representación visual más fielmente posible. ¿Cómo existen los electrones en los orbitales?
Esto lo explicaremos al describir los cuatro números que se indican con las letras: n, l , m, s.

2.4.1 Número cuántico espacio-energético fundamental
Se relaciona con el tamaño del volumen que ocupa el electrón.
Se representa con la letra n.
Sus valores son enteros y positivos del uno en adelante; para los
elementos conocidos actualmente van del 1 al 7. ( n = 1, 2, 3, 4, 5, 6
y 7 )
Imaginemos tres electrones com diferente energia. El que tenga menos
energía (n=1) ocupará un determinado volumen (Este volumen se
representa en la figura en (líneas horizontales); el siguiente ( n=2); con más energía que el
anterior, ocupará un volumen mayor (líneas Verticales); el tercero (n=3), con más energía que
los anteriores, ocupará un volumen todavía mayor (líneas inclinadas).
2.4.2 Número cuántico por forma
Determina el subnivel y se relaciona con la forma del orbital. Se representa con la letra l.
Sus valores van desde 0 (cero) a n-1 y se les asignan las letras s, p, d, f.
Veamos:
Si n = 1
ℓ = de 0 al 1 – 1
ℓ = de 0 a 0
ℓ = 0
Esto es, si n =1, l tendrá solamente un valor (el valor 0), esto indica que en el primer nivel el
orbital tendrá una sola forma: forma de esfera y se le asigna la letra s.

41. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 40

n = 1, ℓ = 0 – s - esfera


Este orbital se representa de la siguiente manera:







Esto es, si n = 2, ℓ puede tener dos valores (0 y 1)
Ya sabemos que siℓ= 0 se le asigna la letra s y el orbital será
esférico.
Cuando ℓ = 1, se le asigna la letra p y el orbital tiene forma de bolas o palanquetas de gimnasia
a uno y otro lado del núcleo (como globos encontrados).

Los orbitales p se representan de la siguiente manera.

(Para dar idea de volumen necesitamos usar,
además de los dos ejes de coordenadas
cartesianas que conoces X, Y , uno más de Z
Si las separamos de acuerdo con los tres ejes,
quedaría:

Entonces, si n = 3, ℓ tiene tres valores (0, 1, 2), lo que indica que para el tercer nivel los
orbitales pueden tener tres formas.








Esto indica que para el cuarto nivel ℓ tiene cuatro valores, por lo tanto los orbitales podrán
tener hasta cuatro formas
Si n = 3

ℓ = de 0 a3 – 1
ℓ = de 0 a 2
ℓ = 0
ℓ = 1
ℓ = 2
Si n = 2
ℓ = de 0 a 2 – 1
ℓ = de 0 a 1
ℓ= 0
ℓ = 1

42. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 41
















2.4.3 Número cuántico por orientación
Se relaciona con las orientaciones que puede tener los orbitales.
Se representan con la letra m.
Sus valores van de – ℓ a +ℓ pasando por 0
Como se observa, los valores de m dependen de los valores de ℓ
Entonces:
Si ℓ = 0 (s)
m = de – 0 a + 0 pasando por = (el – 0 y el + 0 no existen, luego…)
m = 0 ( un valor)
Esto indica que los orbitales en forma de esfera (ℓ = 0), a los que se le asigna la letra s,
solamente pueden tener una orientación.
Si ℓ = 1(p)
m = de – 1 a + 1 pasando por 0
m = -1, 0 y +1 (tres valores)
Los orbitales p pueden tener tres orientaciones:
Si ℓ = 2 ( d )
m = de – 2 a + 2 pasando por 0
m = -2, -1,0+1 y +2 (cinco valores)
Los orbitales d pueden tener cinco orientaciones:
Si ℓ = 3 (f)
m = de – 3 a + 3 pasando por 0
m = 0-3, -2, -1, 0 +1, +2 y +3 (siete valores)

2.4.4 Número cuántico por giro (espín)
Se relaciona con el giro o movimiento de rotación que el electrón efectúa sobre su propio eje.
Como el giro del electrón solamente podrá ser en un sentido o en sentido contrario, este
número cuántico, se relaciona con la posibilidad de que una orientación del orbital acepte o no
al electrón diferencial.
Se representa por ms
Sus calores son + ½ y - ó - ½ __
Si n = 4

ℓ= de 0 a4 – 1
ℓ = de 0 a3
ℓ = 0
ℓ = 1
ℓ = 2
ℓ = 3

43. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 42

En cada orientación del orbital puede haber como máximo dos electrones.
Así por ejemplo:
Los orbitales s con una orientación, podrán tener como máximo dos electrones.
Esto se presenta como ( s
2
) donde el exponente indica el número de electrones.
Las orbitas p con tres orientaciones tendrán como máximo seis electrones ( p
6
)
Las orbitas d con cinco orientaciones tendrán como máximo diez electrones ( d
10
)
Las orbitas f con siete orientaciones tendrán como máximo catorce electrones ( f
14
)
El número de subniveles de cada nivel energético está determinado por los diferentes valores
de ℓ.
De ahí que:

Nivel Subniveles
n =1 1s
n =2 2s 2p
n =3 3s 3p 3d
n =4 4s 4p 4d 4f


n l m
m
s

capacidad
electrónica
1 0(s) 0 (una orientación) 2e-
2
0(s) 0 (una orientación) 2e-
1(p) -1, 0 +1
(tres orientaciones)
6e-
3
0(s) 0 (una orientación) 2e-
1(p) -1,0 +1
(tres orientaciones)
6e-
2(d) -2, -1, 0 +1+2
(cinco orientaciones)
10e-
4
0(s) 0 (una orientación) 2e-
1(p) -1, 0 +1
(tres orientaciones)
6e-
2(d) -2, -1, 0 +1, +2
(cinco orientaciones)
10e-
3(f) -3-2, -1, 0 +1, +2, +3
(siete orientaciones)
14e-

Resumen de los cuatro números cuánticos
El orbital del primer nivel (n= 1) se indica:
1s; los del segundo (n=2): es, 2p; los del tercero (n=3): 3s, 3p, 3d, etcétera

44. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 43

45. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 44
2.5 Configuraciones electrónicas
• Principio de construcción o de Aufbau.
• Principio de exclusión de Pauli.
• Principio de máxima sencillez de Yeou-Ta.
• Principio de máxima multiplicidad de Hund.
• Desarrollo de las estructuras usando el Kernel.

Configuración electrónica: Es la distribución o llenado de los electrones en los diferentes
niveles de energía recibe el nombre de: “aufbau” (del alemán arquitectura) o de construcción
y se basa en tres principios fundamentales: de exclusión, de máxima sencillez y de máxima
multiplicidad.

El principio de exclusión de Pauli establece que dos electrones en un átomo dado no pueden
tener iguales sus cuatro números cuánticos. El orden que se sigue para estructurar los
distintos subniveles se basa en el Principio de máxima sencillez de Yeou-Ta que indica: En
un átomo primero se estructuran aquellos subniveles cuya suma de n + l sea menor y si en
varios es igual, se estructurarán primero aquellos en donde n sea mayor.

Ejemplos: subniveles
1s (1 + 0 = 1) Cuanto ℓ= 0 se le asigna s
2s (2 + 0 = 2)
2p (2 + 1 = 3) Cuanto ℓ= 1 se le asigna p
3s (3 + 0 = 3)
3p (3 + 1 = 4)
3d (3 + 2 = 5) Cuanto ℓ = 2 se le asigna
d
4s (4 + 0 = 4)
4p( 4 + 1= 5)
4d(4 + 2 = 6 )
4f( 4 + 3 = 7 ) Cuando ℓ = 3 se le asigna
f

Como se observa, primero se estructura el subnivel
1s, luego 2s y en seguida están 2p y 3s que suman
lo mismo, de estos dos últimos subniveles 2p se
estructurará primero porque tiene menor valor de
n. Si comparas 3d con 4s, estructurarás primero
4s porque en él la suma ( n + 1) es
Para efectuar la configuración electrónica de los elementos, se siguen las flechas, así como
se muestran
Recordemos el número de electrones que como máximo admite cada orbita de acuerdo con el
número de orientaciones:

46. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 45




3p
5
significa:
n = 3
ℓ = 1 (se le asigna la letra p)
El exponente cinco indica que en ese subnivel hay cinco electrones (los orbitales P pueden
tener de uno a seis electrones como máximo).
Para elaborar la configuración electrónica de los átomos, se sigue el orden que se indica en la
tabla vista más arriba (Principio de máxima sencillez), procurando estructurar cada subnivel
con el máximo de electrones permitidos.
Elabora las configuraciones
siguientes
2 He. ____________________________
8 O ____________________________
11 Na ____________________________
13 Al ____________________________
15 P ____________________________
18 Ar ____________________________
20 Ca ____________________________
27 Co ____________________________
35 Br ____________________________
50 Sn ____________________________
56Ba ____________________________
Para elaborar la configuración electrónica de átomos con un gran número de electrones se
emplean los gases nobles raros e inertes ( He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn ), ya que la configuración
electrónica de estos es estable, ya que tienen en su último nivel 8 e
-
excepto el helio que tiene
2e
-




Orbita s (una orientación) 2e- (s
2
)
Orbita p (tres orientaciones) 6e- (p
6
)
Orbita d (cinco orientaciones) 10e- (d
10
)
Orbita f (siete orientaciones) 14e- (f
14
)
1H 1s
1

7N 1s
2
2s
2
2p
3

17CI 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3 p
5

26Fe 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3 p
6
4s
2
3d
6

36Kr 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3 p
6
4s
2
3d
10
4p
6

47. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 46
La configuración electrónica de los gases raros

Las configuraciones electrónicas anteriores se representan con el símbolo de cada gas raro
dentro de un paréntesis rectangular, así:

He ; representa la configuración electrónica del helio,

Ne ; la del neón,

Ar ; la del argón, etcétera.
Si distribuimos los electrones considerando todos los orbitales quedaría así (ver principio de
máxima sencillez).
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
2
5f
14
6d
10
7p
6



En este renglón se puede localizar el último orbital de cada gas raro:

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
2
5f
14
6d
10
7p
6

2He 10Ne 18Ar 36Kr 54Xe 86Rn


Los electrones que faltan se escriben en la forma acostumbrada): Ejemplo:38Sr
El gas raro anterior el estroncio es de:
36Kr
Entonces:







Elabora la configuración electrónica abreviada de los siguientes átomos.
37 Rb
18 Ar
20 Ca
14Si
19K
53 I


2He 1s
1

10Ne 1s
2
2s
2
2p
6

18Ar 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3 p
5

36 Kr 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3 p
6
4s
2
3d
10
4p
6

54 Xe 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3 p
6
4s
2
3d
10
4p
6
5s
2
4d
10
5p
6

86Rn 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3 p
6
4s
2
3d
10
4p
6
5s
2
4d
10
5p
6
6s
2
4f
14
5d
10
6p
6


38Sr- 36Kr 5s
2


80Hg 54Xe 6s
2,
4f
9
,5d
10

24Cr- 18Ar 4s
2
, 3d
4

48. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 47
2.6 La representación gráfica
La representación gráfica de un átomo se hace sustituyendo los exponentes (número de
electrones) por vectores (flechas), atendiendo al principio de máxima multiplicidad de
Hund. Los electrones de un mismo orbital ocuparán el máximo de orientaciones permitidas en
ese orbital.
Ejemplos:
Configuración electrónica:
6C 1 s
2
2s
2
2p
2


Observa que los tres electrones que existen en el subnivel 2p se distribuyen en las tres
orientaciones que les corresponden. Además cuando hay dos electrones en una orientación
debe indicarse que su sentido opuesto ( ), lo que significa que tienen espín (giro) opuesto.

Escribe la representación gráfica de los siguientes átomos:
3Li _________________________________________________________
8O _________________________________________________________
11Na _______________________________________________________ __
20Ca _______________________________________________________ __
26Fe _______________________________________________________ __
La representación gráfica también se puede hacer en forma abreviada.
Ejemplo:

19K (Ar)
4s

17Cl (Ne)
3s 3px 3py 3pz

49. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 48
EJERCICIO: Indica la representación gráfica abreviada de los siguientes átomos.
8O _____________________________________________________
9F _____________________________________________________
12Mg _____________________________________________________
20Ca _____________________________________________________
34Se _____________________________________________________
29Cu _____________________________________________________
86Ra _____________________________________________________


2.7 Estructura de Lewis.
Se da el nombre de Kernel al núcleo atómico y a todos los
niveles energéticos completos, exceptuando el nivel que
contiene a los electrones de valencia, es decir, a los que se
encuentran en el nivel exterior.
El Kernel se representa con el símbolo del elemento y se
coloca alrededor de él puntos o cruces que representan a los
electrones de valencia.

Los electrones de valencia son aquellos que sobran o faltan en los orbitales s y p exteriores
para alcanzar una configuración estable de ocho electrones. Esta forma abreviada se llama
estructura de Lewis.

Para elaborar las estructuras de Lewis de los diferentes átomos, debemos conocer su
estructura electrónica para determinar cuántos electrones contiene cada uno en su último nivel
energético ( n ).
Ejemplos:
19K
Configuración electrónica

1s
2
, 2s
2
, 2p
6
, 3s
2
, 4p
6
, 4s
1

El último nivel es n=3 con un orbital s, que contiene 2 electrones; luego, su estructura de
Lejía será:
24Cr 18Ar 4s
2
3d
4

Aquí, el último orbital es de 3d pero el último nivel, que es lo que nos interesa, es el 4 ( n = 4 )
con el orbital s que contiene 2 electrones; luego, su estructura de Lewis será: Cr +2
78Pt 54Xe 6s
2
. 4f
14,
5d
8,
Último nível 6
Orbital s e
--2

50. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 49
Pt: 2
(Es importante no confundir el último nivel con el último orbital).

17Cl 10Ne 3s
2
. 3p
5

Último nivel - 3
Orbitales en ese nivel s y p
Electrones 2 + 5 = 7
32Se1 8Ar 4s
2
3d
10,
4p
4,
Orbitales en ese nivel s y p
Último nivel 3
Electrones = 2 +

51. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 50
Aplicando lo anterior elaboramos la configuración electrónica de algunos elementos
1H 1s
1

2He 1s
2

3Li 1s
2
2s
1

4Be 1s
2
2s
2

5B 1s
2
2s
2
2p
1

6C 1s
2
2s
2
2p
2

7N 1s
2
2s
2
2p
3

8O 1s
2
2s
2
2p
4

9F 1s
2
2s
2
2p
5

10Ne 1s
2
2s
2
2p
6

11Na 1s
2
2s
2
2p
6
3s
1

12Mg 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2

13Al 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
1

14Si 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
2

15P 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
3

16S 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
4

17Cl 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
5

18Ar 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6

19K 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
1

20Ca 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2

21Sc 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
1

22Ti 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
2

23v 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
3

24Cr 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
4

25Mn 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
5

26Fe 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
6

27Co 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
7

28Ni 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
8

29Cu 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
9

30Zn 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
10

31Ga 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
10
4p
1

32Ge 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
10
4p
2

33As 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
10
4p
3

34Se 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
10
4p
4

35Br 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
10
4p
5

36Kr 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
10
4p
6

37Rb 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
10
4p
6
5s
1

38Sr 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
10
4p
6
5s
2

39Y 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
10
4p
6
5s
2
4d
1

40Zr 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
10
4p
6
5s
2
4d
2

41Nb 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
10
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6
5s
2
4d
3

42Mo 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
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2
3d
10
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6
5s
2
4d
4

43Te 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
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2
3d
10
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4d
5

44Ru 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
10
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6
5s
2
4d
6

45Rh 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
10
4p
6
5s
2
4d
7

46Pd 1s
2
2s
2
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6
3s
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3p
6
4s
2
3d
10
4p
6
5s
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4d
8

47Ag 1s
2
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2
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6
3s
2
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6
4s
2
3d
10
4p
6
5s
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4d
9

48Cd 1s
2
2s
2
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6
3s
2
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6
4s
2
3d
10
4p
6
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4d
10

49In 1s
2
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2
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6
3s
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6
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2
3d
10
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4d
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1

50Sn 1s
2
2s
2
2p
6
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2
3p
6
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2
3d
10
4p
6
5s
2
4d
10
5p
2

51Sb 1s
2
2s
2
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6
3s
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3p
6
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2
3d
10
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6
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4d
10
5p
3

52Te 1s
2
2s
2
2p
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3s
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4s
2
3d
10
4p
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2
4d
10
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4

53I 1s
2
2s
2
2p
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3s
2
3p
6
4s
2
3d
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4p
6
5s
2
4d
10
5p
5

54Xe 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
10
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6
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2
4d
10
5p
6

55Cs 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
10
4p
6
5s
2
4d
10
5p
6
6s
1

56Ba 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
10
4p
6
5s
2
4d
10
5p
6
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2

57La 1s
2
2s
2
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6
3s
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3p
6
4s
2
3d
10
4p
6
5s
2
4d
10
5p
6
6s
2
4f
1

84Po 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
4

85At 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
5

86Rn 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
10
4p
6
5s
2
4d
10
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6
6s
2
4f
14
5d
10
6p
6

52. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 51
Autoevaluación 2
1.-Efectúa la descripción de las partículas
subatómicas que se indican:
Electrón:____________________
Protón: ____________________
Neutrón___________________
2.-Cita los postulados de la teoría atómica de
Dalton
3.-¿Qué son los rayos Roentgen?
4.-Escribe una descripción general de:
Partículas alfa
Rayos beta
Rayos gamma
5.-Con respecto a la estructura de la materia;
cuál es la principal aportación de :
Thompson:_____________________________
Rutherford: ____________________________
Bohr: _________________________________
Sommerfeld:___________________________
6.-Cita con tus palabras los principios de:
Dualidad de De Broglie___________________
Incertidumbre de Heisenberg:______________
Exclusión de Pauli:______________________
Máxima sencillez de Yeou-Ta:_____________
7.-¿Qué se entiende por orbital?
8.-¿Con cuál letra se indica, con qué se
relaciona y cuáles son los valores del número
cuántico?
Espacio energético fundamental____________
Por forma______________________________
Por orientación_________________________
Por giro_______________________________
9. -¿Con cuál letra se indica, con qué se
relaciona y cuáles son los valores del número
cuántico?
Espacio energético fundamental____________
Por forma______________________________
Por orientación_________________________
Por giro_______________________________
Elabora las con figuraciones
siguientes
4 Be. ______________________
9 F ______________________
11 Na ______________________
13 Al ______________________
16 S ______________________
18 Ar ______________________
20 Ca _______________________
24 Cr _______________________
30 Zn _______________________
51 Sb _______________________
53I _______________________
80Hg _______________________

10.-Efectúa la representación gráfica
de los siguientes átomos


11.- Representa las estructuras de
Lewis de los siguientes elementos:







6C ________________________
9F _______________________
29Cu ________________________
48Cd _______________________
55 Cs ______________________
25 Mn _______________________
34 Se ______________________
Br In Ag
Po Fe Mo

53. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 52








Unidad 3




Síntesis de sustancias, nomenclatura
y reacciones químicas

54. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 53
3.1 Periodicidad Química de lós elementos
Objetivo: Que el alumno comprenda las estructuras de la tabla periódica y cuántica; que las
utilice adecuadamente para predecir las propiedades de los elementos.

1.Símbolos.
2. Números atômicos.
3. Número de masa.
4. Isótopos.
5.Masa atómica reducida.
6. Cálculos relacionados com los conceptos anteriores.

Entendemos por símbolo químico la forma
simplificada para representar a los elementos.
Los antiguos griegos consideraban que todo lo
que existía estaba formado por cuatro
elementos y los simbolizaban de la siguiente
manera:
Con el transcurso del tiempo los alquimistas,
al conocer más elementos, también los
representaron en forma abreviada.
Posteriormente Dalton en el siglo XVIII
propuso otros símbolos para representar a los
elementos conocidos en su tiempo.
Al saber que el agua era un compuesto, no es un elemento como lo consideraban los antiguos,
formada por hidrógeno y oxígeno, la representó así: En la actualidad sabemos que hay 109
elementos, 89 de los cuales existen en la naturaleza y el resto han sido creados artificialmente
por el hombre.
La representación de estos elementos en una
forma clara y sencilla, fácil de recordar, fue
ideada por Berzelius (1814). Para ello empleó
las letras del alfabeto, usando la inicial del
hombre del elemento o la inicial y otra letra representativa de dicho nombre.
Los símbolos de los elementos químicos constan de una o dos letras como
máximo. Si es una letra, debe ser mayúscula y si son dos, la primera es
mayúscula y la segunda minúscula invariablemente. Se exceptúan, en el
presente, los elementos 104 a 109, pues en 1976 se
propuso un sistema para nombrar en forma provisional a
estos elementos:
su nombre es su número en latín: 0(nil), 1 (un), 2(bi), 3(tri),
4(quad), 5(pent), 6(hex), 7(sept), 8(oct) y 9(en); así, el nombre del elemento
105 es unnilpentio; un (1), nil(0), pent (5), con la terminación io (del latín ium).

55. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 54
En agosto de 1994, la IUPAC propone los siguientes nombres para los elementos 104 al 109:
• 104 dubnio
• 105 joliotio
• 106 rutherfordio
• 107 bohrio
• 108 hahnio
• 109 meitnerio
Así, los elementos 104 y 105 cambiarían el nombre que se ha usado por más de 20 años. Sin
embargo, como se indica renglones arriba, el nombre en latín es provisional hasta que se lleve
a cabo un consenso acerca de estos nombres. Regresando a los símbolos con una o dos
letras:
Ejemplos
Carbono C
Hidrógeno H
Oxigeno O
Nitrógeno N
Como hay varios elementos cuyos nombres tienen la misma inicial, entonces se usa una
segunda letra representativa del nombre del elemento.
Ejemplos:
Cadmio Cd
Bario Ba
Calcio Ca
Bromo Br
Cloro Cl
Cromo Cr
En la época en que vivió Berzelius ya se conocían algunos elementos con distintos nombres
en los diferentes idiomas y para simbolizarlos recurrió a su nombre en latín. (En esa época el
latín era el idioma científico aceptado universalmente.

• Cobre (cuprum) Cu
• fósforo (phosphorus) P
• Hierro (ferrum) Fe
• Oro (aurum) Au
• Sodio (natrium) Na

Cuando hablamos de nomenclatura de los elementos, nos referimos a su nombre. Estos
nombres han tenido orígenes diversos, y varios se refieren a alguna característica del
elemento:
• Hidrógeno significa productor de agua.
• Bromo significa olor fétido, desagradable.
• Plomo quiere decir pesado.

56. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 55
Otros nombres se refieren o tienen relación con alguna región o país:

• Galio Francia (las Galicias)
• Germanio Alemania
• Europio Europa
• Californio California
Algunos se relacionan con los astros:

• Helio Sol ( dios Helios)
• Teluro Tierra
• Selenio Luna (Selene)
• Uranio Urano
Otros tienen su nombre en honor a algún científico:
• Einstenio Einstein
• Mendelevio Mendeleiev

Un símbolo de ninguna manera debe considerarse como una abreviatura del nombre del
elemento, ya que con él se representa:
• El elemento en general
• Un átomo de este elemento.
• Su masa atómica.
3.2 Numero atómico
El número atómico fue descubierto por Moseley (1913) al estudiar las longitudes de onda de
los rayos X, emitidos por tubos de rayos católicos en los que usó diferentes elementos como
blanco (ánodo) del haz de electrones; observó que la longitud de onda depende del elemento
usado como ánodo
En síntesis, el número atómico indica el número de protones que hay en el núcleo del átomo
y es igual de electrones cuando el átomo es neutro.
El número atómico se representa con la letra z y se escribe en la parte inferior izquierda del
símbolo del elemento ( ZX ); así por ejemplo: 1H indica que el número atómico del hidrógeno
es 1 (z = 1), por lo que este átomo tendrá un protón en su núcleo y un electrón en la envoltura:

8 O -------- 8 p
+
y 8 e
-

17 Cl -------- 17 p
+
y 17 e
-

26 Fe ------- 26 p
+
y 26 e
-

47 Ag ------- 47 p
+
y 47 e
-

92 U -------- 92 p
+
y 92 e
-

57. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 56
Conociendo lo que se indica tanto el número atómico como la masa, se puede obtener el
número de neutrones restando el número de masa, el número atómico ( N = A – Z). Este
número de neutrones se escribe en la parte inferior derecha del símbolo del elemento (XN).
3.3 Numero de masa
Así por ejemplo,
238
92 U 146 indica que el átomo de uranio en su núcleo contiene 92 protones,
146 neutrones y que la suma de ambos (número de masa) es igual a 238.
��
1817
35

??????=17−17�
+

�=18−18 �°
�=35−35 ���������
El número de masa y la masa atómica.
Son dos conceptos distintos, aunque numéricamente son casi iguales. El número de masa se
refiere al número de partículas (protones y neutrones), mientras que la masa atómica nos
indica la cantidad de materia que hay en los átomos. Dalton resaltó la importancia de este
concepto (página 31) al indicar que los átomos de distintos elementos sólo diferían en su masa
( peso atómico). No resulta práctico medir la masa de los átomos en unidades convencionales,
gramos por ejemplo, ya que la masa del átomo de hidrógeno sería:
0.0 000 000 000 000 000 000 001 6 g. (1.6 x
,
10
−24
g)
1.0
Para medir la masa de los átomos hay que emplear una unidad adecuada.
Originalmente se tomó como base de comparación la masa del hidrógeno ( H
1
); posteriormente
se relacionó con la masa del oxígeno ( O
16
). Y en la actualidad, a partir de 1961, se toma como
unidad de masa atómica (uma) la doceava parte de la masa del isótopo 12 del carbono ( C
12
).
3.4 Masa atómica
De esta manera, la masa atómica relativa de un elemento se define como la masa de ese
elemento, comparada con la masa de un átomo de isótopo del carbono 12.

Para determinar las masas atómicas se puede seguir varios procedimientos; entre éstos
tenemos:
Método de máximo común divisor

Este procedimiento consiste en escoger varios compuestos que contengan al elemento cuya
masa atómica se desea conocer; en seguida se determinan las masas moleculares de tales
compuestos y mediante análisis químico cuantitativo se determina la proporción del elemento
problema en cada uno de ellos.

58. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 57

Al comparar los números obtenidos en la última
columna, se obtiene como máximo común
divisor 35.5, que es la masa atómica del cloro.

Método de los calores específicos
Se basa en la ley de Dulong y Petit, que
establece que a temperatura suficientemente
elevada, el producto del calor específico (Ce)
de diversos elementos sólidos por su peso
atómico (masa atómica) (Ma) es una cantidad
aproximada igual 6 ∙ 4 g.
Es decir:
(�
�
)(�??????)=6∗4 �� ����� �??????=
6∗4
�
�


Como se observa en la segunda fórmula, al
conocer el calor específico de un elemento y por
sustitución puede obtenerse su masa atómica. Este método es muy exacto y no puede
aplicarse a elementos de peso atómico bajo, como carbono, berilio, boro, silicio, etcétera.

El calor específico de una sustancia es la cantidad de calor necesaria, medida en calorías,
para elevar un grado Celsius la temperatura de un gramo de dicha sustancia (cal /g
o
C).

Por ejemplo, si el calor específico del plomo es 0.031 cal /g
o
C, su masa atómica será:
4.206
0312.0
4.6
==Ma

Si se observa la masa atómica del plomo es 207.19, con lo que resaltamos que este
procedimiento no es exacto, sólo es aproximado.

Espectrógrafo de masas

Es un aparato empleado para determinar con gran exactitud las masas atómicas; fue inventado
por F. W: Aston en 1920. El principio en el que se basa este aparato es muy simple.
Supongamos que se dejan caer de cierta altura tres esferas del mismo tamaño, pero de
diferente material (corcho, madera, hierro) y que sobre ellas actúa una corriente de aire tal,
que las desvía antes de llegar al suelo; la esfera que sufre mayor desviación será la de corcho,
mientras que la de hierro sufre una desviación menor.

En el espectrógrafo de masas, los átomos y moléculas sustituyen a las esferas del ejemplo
anterior. Estas partículas se electrizan con carga positiva al perder uno o más electrones, se
aceleran a velocidad elevada y se desvían por medio de un campo magnético.

Los átomos de masa diferente se esperan y llegan a distintos puntos sobre una placa
fotográfica. Según el grado de desviación y la fuerza del campo magnético, es posible calcular
la masa atómica.
Compuestos del
Cloro
Masa
Molecular
Cloro
contenido
en Mol.
Ácido
clorhídrico (HCl)
36.5 35.5
Cloruro de
arsénico (III)
(AsCl3)
181.5 106.5
Cloruro de
mercurio (II)
(HgCl2)
271.0 71.0
Tetra cloruro
de carbono (
CCl4 )
154.0 142.0
Cloruro de
estaño (SnCl4)
260.0 142.0
Tricloruro de
fosfato (PCl3)
137.5 106.5

59. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 58
Al estudiar la desviación de los átomos con espectrógrafo de masas, se determina que algunos
núcleos del mismo número atómico pueden tener masas diferentes. A estos átomos s les llamó
isótopos (del griego isos, igual y topos, lugar: mismo lugar). Los isótopos son átomos de un
mismo elemento con diferente masa atómica.
3.5 Los isótopos
Los isótopos de un mismo elemento son
átomos cuyo núcleo es idéntico en cuanto al
número de protones, pero tienen distinto
número de neutrones.
Para distinguir a los isótopos entre sí, se
escribe el símbolo y como exponente la masa
atómica aproximada; por ejemplo: H
1
(Protio),
H
2
(deuterio) y H
3
(tritio) son los tres isótopos
del hidrógeno.
Isotopos del Hidrogeno

El flúor está constituido por un solo
isótopo natural; el oxígeno, por los
isótopos naturales O
16
, O
17
, O
18
; el
estaño por un total de diez isótopos
naturales; el uranio por U
234
, O
235
y O
238
.

Las masas atómicas de los diferentes elementos son realmente el promedio de las
masas de sus isótopos.
Las masas de los isótopos de litio son seis y siete, pero la masa atómica de este elemento
es 6.939 que resulta de promediar las masas de los dos isótopos y, como se observa, los
isótopos de litio de masa siete son los más abundantes ya que el promedio (6.939) está más
próximo al siete.
Para determinar la masa atómica promedio de un elemento, se multiplican las masas de sus
isótopos por el porcentaje de abundancia y estos productos se suman: el resultado es la masa
atómica del elemento:

60. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 59
Ejemplos:
El elemento cloro está formado por dos isótopos naturales; el isótopo 35 con una abundancia
de 75.8 % y el isótopo 37 con una abundancia de 24.2 %.

35 X 75. 8 % = 26.53
37 X 24.2 % = 8.954
35.484
Su masa atómica es 35. 484 uma.

El silicio está formado por una mezcla de tres isótopos naturales. 92.2 de isótopos de masa
28.0, 4.7 % de isótopos de masa 29.0 y 3.09 % de isótopos de masa 30.0 ¿ Cuál es la masa
atómica del elemento silicio?
28.0 X 92.2 % = 25.816
29.0 X 4.7 % = 1. 363
30.0 X 3.09 % = 0.927
28.106 uma
La masa Atómica del silicio es 28.106 uma

61. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 60
3.6 Número atómico y masas atómicas


Elemento Símbolo
Número
atómico
Masa
atómica
Elemento Símbolo
Número
atómico
Masa
atómica
Actinio Ac 89 (227) Lutecio Lu 71 174.97
Aluminio Al 13 26.9815 Magnesio Mg 12 24.3112
Americio Am 95 (243) Meitnerio Mt 109 (268.14 )
Antimonio Sb 51 121.75 Manganeso Mn 25 549.9380
Argón Ar 18 39.948 Mendelevio Md 101 (256)
Arsénico As 33 74.9216 Mercurio Hg 80 200.59
Ástato At 85 (210) Molibdeno Mo 42 95.94
Azufre S 16 32.064 Neodimio No 60 144.4
Bario Ba 56 137.34 Neon Ne 10 20.183
Berilio Be 4 9.0122 Neptunio Np 93 (237)
Berquelio Bk 97 (247) Niobio Nb 41 92.906
Bismuto Bi 83 208.98 Niquel Ni 28 58.71
Bohrio Bh 107 (264.12 ) Nitrógeno N 7 14.0067
Boro B 5 10.811 Nobelio No 102 (254)
Bromo Br 35 79.909 Oro Au 79 196.967
Cadmio Cd 48 112.40 Osmio Os 76 190.2
Calcio Ca 20 40.08 Oxigeno O 8 15.9994
Californio Cf 98 (251) Paladio Pd 46 106.4
Carbono C 6 12.01115 Plata Ag 47 107.870
Cerio Ce 58 140.12 Platino Pt 78 195.09
Cesio Cs 55 132.905 Plomo Pb 82 207.19
Cloro Cl 17 35.453 Plutonio Pu 94 (242)
Cobalto Co 27 58.9332 Polonio Po 84 (210)
Cobre Cu 29 63.54 Potasio K 19 39.102
Cromo Cr 24 51.996 Praseodimio Pr 59 140.907
Curio Cm 96 (247) Prometió Pm 61 (145)
Disprosio Dy 66 162.50 Protactinio Pa 91 (231)
Dubnio Db 105 (262.11) Radio Ra 88 (226)
Einstenio Es 99 254 Radón Rn 86 (222)
Erbio Er 68 167.26 Renio Re 75 186.2
Escandio Sc 21 44.956 Rodio Rh 45 102.905
Estaño Sn 50 118.69 Rubidio Rb 37 85.47
Estroncio Sr 38 87.62 Rutenio Ru 44 101.07
Europio Eu 63 151.96 Rutherfordio Rf 104 (263.11)
Fermio Fm 100 (253) Samario Sm 62 150.35
Flúor F 9 18.9984 Seaborgio Sg 106 (266.120)
Fosforo P 15 30.9738 Selenio Se 34 78.96
Francio Fr 87 (223) Silicio Si 14 28.086
Gadolinio Gd 64 157.25 Sodio Na 11 22.9898
Galio G 31 69.72 Talio Tl 81 204.37
Germanio Ge 32 72.59 Tantalio Ta 73 180.948
Hafnio Hf 72 178.49 Tecnecio Tc 43 (99)
Hassio Hs 108 (269.13 ) Telurio Te 52 127.60
Helio He 2 4.0026 Terbio Tb 65 158.924
Hidrogeno H 1 1.00797 Titanio Ti 22 47.90
Hierro Fe 26 55.847 Torio Th 90 232.038
Holmio Ho 67 164.930 Tulio Tm 69 168.934
Indio In 49 114.930 Uranio U 92 238.03
Iridio Ir 77 192.2 Vanadio V 23 50.942
Iterbio Yb 70 173.04 Volframio W 74 183.85
Itrio Y 39 88.905 Xenón Xe 54 131.30
Kriptón Kr 36 83.8 Yodo I 53 126.9044
Lantano La 57 138.91 Zinc Zn 30 65.37
Laurencio Lr 103 (257) Zirconio Zr 40 91.22
Litio Li 3 6.939
- Masas atómicas basadas en el C-12
- Las masas entre paréntesis son las del isotopo más estable

62. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 61

63. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 62
3.7 Tabla periódica
• Ley periódica de Mendeleiev
• Ley periódica actual.
• Estructura de la tabla periódica larga.
• Estructura de la tabla cuántica.

Desde principios del siglo pasado se ha tratado de clasificar a los elementos químicos
atendiendo a sus similitudes y diferencias.
El primer intento interno serio se atribuye a Dobereiner quien, en 1817, sugiere colocar a los
elementos en su tiempo en grupos de tres: cloro, bromo y yodo; litio, sodio y potasio; azufre,
selenio y telurio, etcétera. Los elementos que integran estos grupos, llamados tríadas de
Debereiner, tienen propiedades similares y además la masa atómica del elemento central de
cada tríada es el promedio de las masas de los otros dos.
En 1965, Newlands ordena los elementos conocidos en su época en forma creciente
atendiendo a su peso atómico y, omitiendo al hidrógeno, observa que las propiedades de cada
octavo elemento son semejantes, es decir, empezando en cualquier elemento, el octavo es
como una repetición del primero. A este arreglo se le llama ley de las octavas de Newlands.

LI Be B C N O F

Na Mg Al Si P S Cl

Un arreglo más exacto de los elementos conocidos en 1869, se debe al químico ruso
Mendeleiev y en él se basan las actuales tablas periódicas.
Mendeleiev estableció la ley periódica, la cual indica que: las propiedades de los elementos
químicos están en función periódica de sus masas atómicas.
La gran importancia de esta ley estriba en que muestra que la clasificación de los elementos
es completamente natural.
De esta manera Mendeleiev, al clasificar los elementos, predijo la existencia de algunos cuyo
descubrimiento fue posterior En el arreglo de los elementos de Mendeleiev, que se llama
tabla periódica.
hay cuatro pares de ellos que no siguen el orden ascendente de su peso o masa atómica; esto
fue modificado al principio del presente siglo, cuando se conoció más a fondo la estructura del
átomo y los elementos se ordenaron en forma creciente, atendiendo no a su masa, sino a su
número atómico (z); de tal forma que la ley periódica se modificó indicando que las propiedades
de los elementos están en función periódica de sus números atómicos.
La clasificación actual recibe el nombre de tabla periódica larga.
3.8 Organización de la tabla periódica
Los elementos están distribuidos en fila (horizontales) denominadas períodos y se enumeran
del 1 al 7 con números arábigos. Los elementos de propiedades similares están reunidos en
columnas (verticales), que se denominan grupos o familias; los cuales están identificados
con números romanos y distinguidos como grupos A y grupos B. Los elementos de los grupos

64. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 63
A se conocen como elementos representativos y los de los grupos B como elementos de
transición.
Los elementos de transición interna o tierras
raras se colocan aparte en la tabla periódica
en dos grupos de 14 elementos, llamadas
series lantánido y actínido.
La tabla periódica permite clasificar a los
elementos en metales, no metales y gases
nobles. Una línea diagonal quebrada ubica al
lado izquierdo a los metales y al lado derecho
a los no metales. Aquellos elementos que se
encuentran cerca de la diagonal presentan
propiedades de metales y no metales; reciben
el nombre de metaloides.

Localización de los elementos.
Las coordenadas de un elemento en la tabla se obtienen por su distribución electrónica: el
último nivel de energía localiza el periodo y los electrones de valencia el grupo.
Elementos representativos: Están repartidos en ocho grupos y se caracterizan porque su
distribución electrónica termina en s, p o p – s. El número del grupo resulta de sumar los
electrones que hay en los subniveles s ó s y p del último nivel.
EJEMPLO:
Localice en la tabla periódica el elemento con Z= 35
La distribución electrónica correspondiente es:
1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
10
4p
5
La cual en forma ascendente es ;
1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
10
4s
2
4p
5
El último nivel de energía es el 4, por lo tanto el elemento debe estar localizado en el cuarto
periodo.
El grupo se determina por la suma 2+5=7, correspondiente al número de electrones ubicados
en el último nivel, lo cual indica que el elemento se encuentra en el grupo VII A.
Algunos grupos representativos reciben los siguientes nombres:

65. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 64
Grupo IA: Alcalinos
Grupo IIA: Alcalinotérreos
Grupo IIIA Térreos
Grupo IV A Carbónideos
Grupo VA Nitrogenoideos
Grupo VIIA: Halógenos
Grupo VIIIA: Gases nobles
En esta tabla los elementos químicos también
se encuentran ordenados en forma creciente
conforme a su número atómico y además en
su estructuración se toma en cuenta la
configuración electrónica en orbitales atómicos.
Incluye, en la parte superior izquierda, los cuatro números cuánticos. La ley periódica
mencionada debe modificarse basándonos en esta tabla, indicando que la periodicidad en la
variación de las propiedades químicas de los elementos es consecuencia y función del número
atómico y de la configuración electrónica.
El modelo actualizado del átomo se basa en la mecánica cuántica ondulatoria, los elementos
vistos en temas anteriores son el fundamento de la tabla periódica actual, a la que llamamos
tabla cuántica.
Los valores de n de los electrones del orbital de más energía (exterior) se localizan siguiendo
ese desplazamiento diagonal de derecha a izquierda.
Los valores ℓ del orbital exterior de los átomos, se localiza en la parte superior (ℓ = 3, ℓ= 2, ℓ =
1 y ℓ = 0 ) y constituyen cuatro agrupamientos verticales formando cuatro clases de elementos
que se indican en la parte inferior de la tabla.

Tabla cuántica de los elementos.

Clase f … cuando ℓ = 3

Clase d … cuando ℓ =2

Clase p… cuando ℓ = 1

Clase s … cuando ℓ = 0

Los valores de m y s también se localizan en la parte superior, además del número de
electrones que hay en el último orbital.

Los periodos se leen horizontalmente de izquierda a derecha y se indican con números
arábigos: son ocho y representan la suma de los valores de n + 1 (recodemos el principio de
máxima sencillez que indica el orden en que deben estructurarse los subniveles).
La tabla cuántica sirve para conocer la configuración electrónica de los átomos y encontrar
fácilmente los electrones que tienen en su último subnivel.

66. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 65
Ejemplo:
Fe
26
En primer lugar se localiza en la tabla.
El valor de n de su subnivel exterior se encuentra siguiendo los renglones diagonalmente hacia
la derecha y es 3.
¿A qué clase pertenece este elemento?_________
Esto indica que sus electrones exteriores están en un subnivel d.
El número de electrones que hay en ese subnivel se localiza en la parte superior y es 6.
Comprobemos los tres aspectos anteriores representando la configuración electrónica del
26Fe.
26Fe 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
6

¿Cuántos electrones tiene en su último subnivel el 20Ca y cuál es éste valor de n….4 Clase….
S . Número de electrones 2e
-

El último subnivel será el 4



3.9 Diferencias entre la tabla periódica larga y la tabla cuántica
Los conocimientos anteriores son
fundamentales para comprender
algunas de las propiedades químicas
de los elementos, pues se ha
demostrado que durante los cambios
químicos, el número atómico no sufre
alteración alguna y que son los
electrones de los subniveles
exteriores los que juegan un papel
importante en dichos cambios.

Empleando como criterio ordenado la
configuración electrónica y
observando las cuatro clases o
bloques de elementos (s, p, d, f) se
pueden reconocer cuatro tip os
fundamentales de elementos:

• Gases raros o gases nobles
• Elementos representativos
• Elementos de transición
• Elementos de transición interna
20Ca 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
Diferencias
Tabla
periódica
Tabla cuántica
Características de
los elementos
para su
ordenamiento
Número
atómico.
Número atómico
y configuración
electrónica.

Número de
periodos
7
Se basan en
los niveles
energéticos
del modelo
atómico de
Bohr
8
Se basan en los
valores de n + l.

Modelo atómico en
el que se basa.
Modelo
atómico de
Bohr
Modelo atómico
actual de Dirac -
Jordan.
Situación de los
lantánidos y
actínidos.
Fuera de la
tabla
Integrados a ella
constituyen la
clase f.

67. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 66
Gases nobles. Tienen la capa de valencia (n) llena, configuración ns
2
np
6
(donde n es el
número cuántico espacio energético fundamental o número de nivel principal de la capa de
valencia excepto el He, cuya configuración es ls
2
.
Representativos. En su capa de valencia los electrones ocupan los orbitales s y p; la
configuración representativa de la capa de valencia es: ns
1
(1ª familia), ns
2
(2ª familia), ns
2
np
1

(3ª familia), ns
2
np
2
(4ª familia), ns
2
np
3
(5ª familia) ns
2
np
4
(6ª familia), ns
2
np
5
(7ª familia).
Elementos de transición. En los cuales un orbital d está completo pudiendo tener de uno a
diez electrones. El orbital s del siguiente nivel energético tiene dos electrones
(excepcionalmente uno solo).
Los elementos de transición interna. Tienen incompleto los niveles penúltimo y
antepenúltimo. En el nivel antepenúltimo está incompleto el orbital f, que puede tener de uno
a catorce electrones.
En el penúltimo nivel orbital d está vacío (excepcionalmente tiene un electrón) y en el último
nivel tiene dos electrones en el orbital s.
En algunos periodos se observan excepciones: en ciertos casos, los orbitales de mayor
energía aparecen con uno o más electrones, cuando incompletos otros orbitales de menor
energía, por ejemplo, el Eu
63
, tiene un electrón en 5d sin que esté completo el 4f (de menor
energía que el 5d).
Ejercicio: haciendo uso de la tabla cuántica, indica con sus electrones los subniveles
exteriores de









3.10 Características de las principales familias de elementos
• Metales y no metales.
• Metales alcalinos.
• Metales alcalinotérreos.
• Halógenos.
• Gases nobles se transición.
• Metales de transición interna.
De acuerdo con ciertas características comunes, los elementos se clasifican en metales no-
metales y gases raros o nobles.
En la tabla periódica larga los gases raros se localizan en el grupo 0; los no – metales en el
triángulo comprendido al trazar una línea diagonal del B al At de éste al F; el resto de elementos
son metales.
1Na

30 Zn

35 Br

47Ag

92 U

68. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 67
En la tabla cuántica, los gases raros constituyen la 8ª familia; los no- metales se localizan en
el triángulo mencionados en el párrafo anterior y el resto son metales. (El He, por ser 2e
-

externos, se coloca en la 2ª familia)
















Propiamente el hidrógeno (H), no- metal, ni gas noble y se le coloca en el grupo I A o 1ª familia,
aunque no forma parte de los metales alcalinos.
Las propiedades de los metales y los no- metales se pueden explicar en función de su
distribución electrónica.

Por ejemplo: el hecho de que los metales sean buenos conductores de calor y la electricidad,
se debe a que tienen pocos electrones de valencia (uno, dos o tres) y a que el núcleo no los
Metales No Metales
• Son sólidos a temperatura ambiente, excepto
el mercurio (Hg) que es líquido.
• Algunos son sólidos, otros son gaseosos y el
único líquido es el bromo a temperatura
ambiente.
• La mayor parte son más densos que el agua
exceptuando el litio (Li), el sodio (Na) y el
potasio (K).
• En general son menos densos que el agua.
• Presentan brillo o lustre metálico. • No brillan
• Son maleables, es decir, se les puede convertir
en láminas (el oro - Au es el más maleable).
• No son maleables, los que son sólidos se
pulverizan al golpearlos.
• Son dúctiles, es decir, se pueden hacer con
ellos hilos o Alambres.
• No son dúctiles.
• Son buenos conductores del calor. • No son buenos conductores de calor.
• Son buenos conductores de la electricidad (la
plata Ag es el mejor conductor.
• No son buenos conductores de la electricidad.
• Su molécula es monoatómica. • Sus moléculas no son monoatómicas.
• Sus átomos tiene uno, dos o tres electrones en
su último nivel energético.
• Sus átomos tienen cinco, seis o siete
electrones en su último nivel energético.
• Sus átomos al combinarse pierden electrones
convirtiéndose en iones positivos (cationes)
• Sus átomos al combinarse ganan electrones
Convirtiéndose en iones negativos (aniones).
• Se combinan con el oxígeno para formar
óxidos básicos (por ejemplo, el óxido de
fierro).
• Se combinan con el oxígeno para formar
óxidos ácido s (por ejemplo, el óxido de azufre.

69. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 68
atrae firmemente, pasando con facilidad de un átomo a otro. En los no metales la situación es
inversa, ya que tiene gran tendencia a atraer electrones.

Hasta ahora se han mencionado características comunes de
los metales y no-metales.
Veamos en seguida algunas propiedades de las principales familias de elementos.
Metales alcalinos
Estos elementos forman la 1ª familia y por hecho de tener un electrón en su nivel exterior
(ns
1
), tiende a perderlo y su número de oxidación es 1 +.
EJERCICIO. Completa:

3 Li 2He 2s
1

15P ___________________________________

19K 18Ar 4s
1

37Rb ___________________________________

55Cs 54Xe 6s
1

83Bi ___________________________________
Estos elementos son los más electropositivos y químicamente son los más activos.
Con agua forman hidróxidos e hidrógeno.

2 M(s) + 2H2 O 2MOH (AC) + H2 (g) + energia
(M indica cualquiera de los metales alcalinos).
Con los halógenos forman sales binarias:
2 M ( s ) + X2 2MX
( x denota cualquier halógeno)
Con azufre forman sulfuros:
2 M + S M2 S

Con el hidrógeno, hidruros: 2 M + H2 2 MH

Con el oxígeno, óxidos: 4 M + O2 2 M2O
Metales alcalinotérreos
Forman la 2ª familia de la tabla cuántica y tienen dos electrones en su nivel de valencia ( ns
2

), los que pierden al reaccionar siendo su estado de oxidación de 2 +

70. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 69
EJERCICIO. Completa:
4 Be _______________________________

13Al 10Ne 3s
2


20Ca ________________________________

38Sr 18Kr 5s
2

56Ba ________________________________

88Ra 86Rn 7s
2

En general, los metales alcalinotérreos, son menos electropositivos que los alcalinos.
Con el oxígeno forman óxidos:

2 M + O2 2 MO
Y estos óxidos al reaccionar con agua forman hidróxidos:

MO + H2O M (OH)2
Halógenos
Se localizan en la 7ª familia de la tabla cuántica o en el grupo VII A de la tabla periódica larga.

EJERCICIO. Completa:
9 F ____________________________________

17Cl Ne 3s
2
3p
5
35 Br __________________________________

53 I Kr 5s
2
, 4d
10
, 5p
5

25At ______________________________________

En su nivel exterior tienen siete electrones (ns
2
np
5
). Son los elementos más electronegativos,
ya que tienden a ganar un electrón y no se encuentran libres en la naturaleza.
Su número de oxidación es 1− en los compuestos no oxigenados (HF, Na, Cl, Ca, Br2) y en los
compuestos oxigenados es positivo y muy variable.

La palabra halógeno significa etimológicamente productor de sales, ya que con los metales
forman sales binarias llamadas haluros:
2 M + X2 2 MX

M + X2 MX2
Con el hidrógeno reaccionan formando hidrácidos:

H2 + X2 2 HX

71. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 70

3.1.1 Gases raros

A estos elementos los localizamos en el grupo cero de la tabla periódica larga, formando la 8ª
familia de la tabla cuántica.

EJERCICIO. Completa:
2 He 1s
2
________________________________

17Ne 2He 2s
2
2p
6

18 Ar __________________________________

36 Kr 18Ar 4s
2
, 3d
10
, 4p
6

54 Xe _________________________________

86Rn 54Xe 6s
2
, 4f
14
, 5d
10
, 6p
6

Tienen su nivel exterior complete con ocho electrones (ns
2
np
6
), excepto el helio (1s
2
) y debido
a esto no reaccionan, por lo cual se les llamó gases nobles o inertes.

En la actualidad se ha logrado formar compuestos en forma artificial con estos elementos,
por lo que el hombre más correcto para ellos es el de gases raros.
Metales de transición.
Estos elementos constituyen las familias 9ª de la clase o bloque d.
Los átomos de estos elementos tienen incompletos sus dos niveles cuánticos más exteriores.
Específicamente se caracterizan por tener el orbital (n – 1) d incompleto. Su estructura
electrónica general es: ns
2
(n – 1) d
10

Su número de oxidación es de 2+ en general y en ocasiones, 1+, además existe la posibilidad
de que estos elementos pierdan o compartan electrones de los orbitales (n – 1) d.
Metales de transición interna
Estos elementos forman la clase f de la tabla cuántica.
Tiene una estructura más compleja que los de transición, ya que tienen los tres niveles
cuánticos más externos incompletos debido a que el orbital (n – 2) f está incompleto.
En general su configuración electrónica se puede expresar por (n – 2) f
1-14
, (n – 1) s
2
p
6
d
1-10
,
ns
2

72. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 71
3.1.2 Propiedades periódicas
(Factores que influyen en las propiedades y tendencias de variación)
- Radio atómico.
- Radio iónico.
- Energía de ionización.
- Electronegatividad.
- Afinidad electrónica

¿Por qué determinados elementos tienen propiedades semejantes? Las tendencias en las
propiedades periódicas, tales como el volumen atómico, se deben principalmente a la
configuración electrónica de los niveles exteriores.

El volumen atómico de los elementos de un mismo grupo o familia, aumenta a medida que se
incrementa el número atómico; lo anterior se explica debido a que al incrementarse el número
atómico, aumenta el número de niveles energéticos.
En los periodos, los volúmenes atómicos varían en forma cíclica de un valor grande a otro
pequeño y nuevamente a uno grande, a medida que aumenta el número atómico.
3.1.3 Comportamiento de las propiedades en la tabla periódica
Radio atómico: Es una medida del tamaño del átomo. Es la mitad
de la distancia existente entre los centros de dos átomos que están
en contacto. Aumenta con el periodo (arriba hacia abajo) y
disminuye con el grupo (de derecha a izquierda).
El radio atómico dependerá de la distancia al núcleo de los
electrones de la capa de valencia.
Energía de ionización: Es la energía requerida para remover un
electrón de un átomo neutro. Aumenta con el grupo y disminuye con
el período.
Electronegatividad: Es la intensidad o fuerza con que un átomo atrae los electrones que
participan en un enlace químico. Aumenta de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba.
Afinidad electrónica: Es la energía liberada cuando un átomo neutro captura un electrón para
formar un ion negativo. Aumenta de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba.
El tamaño de los átomos es difícil determinar, ya que los electrones no se encuentran a
distancias fijas del núcleo; además, cada átomo está influenciado por otros y su tamaño varía
según esté libre o no.
A pesar de esto, es posible asignar a los átomos radios atómicos que indican su tamaño
aproximado.
Este aumento también se observa en los radios iónicos. Los radios de los iones negativos son
mayores que los radios de los átomos neutros, debido a que el átomo se convierte en Ion
negativo ganando electrones en el nivel energético exterior. En cambio los iones positivos son
menores que los átomos neutros, ya qué éstos se ionizan en forma positiva al perder
electrones.

73. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 72
Otra propiedad periódica es el potencial de ionización o energía de ionización. El potencial de
ionización lo podemos definir como la energía necesaria para arrancar un electrón a un átomo
neutro, convirtiéndolo en Ion positivo o catión.
Ejemplo:
Na
0
Na
+1
+ 1e
-
La unidad de medida para el potencial o energía de ionización es el electrón volt (ev). 1ev =
1.60 x 10
-12
erg.
El potencial de ionización disminuye en un mismo grupo hacia abajo y en un mismo periodo,
hacia la izquierda. Una propiedad periódica más, es la afinidad electrónica y es la tendencia
que tienen los átomos a ganar electrones convirtiéndose en iones negativos o aniones.
Ejemplo:
Cl
0
+ 1 e
-
C l
-1
La afinidad electrónica es la energía desprendida cuando se introduce un electrón en un átomo
neutro y al igual que la energía de ionización, su unidad es el ev. La electronegatividad es un
número positivo que se asigna a cada elemento y muestra capacidad del átomo para atraer y
retener electrones de enlace.
En la tabla periódica estos números aumentan de izquierda a derecha, ya que los halógenos
son los más electronegativos y el más electronegativo de todos los elementos es el flúor (F) al
cual, en la escala de electronegatividad, se le asigna el número cuatro. Los menos
electronegativos (más electropositivos) son Cs y Fr.
En los grupos A de la tabla periódica larga, la electronegatividad disminuye hacia abajo.

74. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 73
Autoevaluación 3
Contesta las preguntas de acuerdo al tema visto
en esta unidad
1.-¿Qué representa un símbolo químico?_______
2.-¿A qué se le llama número atómico?_________
3.-¿A qué se le llama número de masa?_________
4.-¿Cuál es la diferencia entre número de masa y
masa atómica?
5.-Describe en forma sencilla el funcionamiento
del espectrógrafo de masas.__________________
6.-¿A qué se le llama isótopo?________________
7.-¿Cuál es la diferencia entre la ley periódica de
Mendeleiev y la ley periódica actual?___________
8.-¿Qué indica el número de los grupos A y el de
los periodos en la tabla periódica larga?
9.-Menciona dos diferencias entre tabla periódica
larga y tabla cuántica_______________________
10.-escribe dos propiedades físicas y dos
propiedades químicas de los metales y no
metales._________________________________
11.-¿A qué se debe el hecho de que los no metales
no sean buenos conductores del calor y de la
electricidad?
12.-Menciona tres propiedades de los metales
alcalinos.
13.-Menciona dos propiedades de los metales
alcalinotérreos
14.-Con respecto a su configuración electrónica,
escribe la característica más importante y la
estructura electrónica general de:
• Los gases raros
• Los metales de transición
• Los metales de transición interna:
15.-¿Qué diferencia hay entre energía
deionización y afinidad electrónica?___________
16.-¿A qué se debe que el radio iónico de los
cationes sea menor que el de los átomos neutros
y el de los aniones sea mayor?________________
17.- Consultando la tabla cuántica indica, con sus
electrones, el subnivel exterior de:
25 Mn __________________________________
78Pt ___________________________________
86 Rn __________________________________
Explica ¿Por qué los elementos que forman un
grupo de la tabla periódica tienen mucha
semejanza en sus propiedades químicas?_______
19.-De los elementos: 3Li, 12Mg, 33As, 8º, 9F, 18Ar,
23V y 60 Nd, indica cuáles son:
• Representativo_____________________________
• Gases raros________________________________
• De transición______________________________
• De transición interna________________________
• Metales__________________________________
• No- metales_______________________________
21.- El Litio tiene dos isótopos cuyas masas son 6.02 y
7.02. Si la masa atómica del litio es 6.941, ¿Qué
porcentaje corresponde al isótopo de masa 7.02?
22.-.-El argón natural está formado por tres isótopos:
0.337% del isótopo de masa 35.968; 0.063% del isótopo
de masa 37.963 y 99.6 % del isótopo de masa 39.962.
¿Cuál es la masa atómica del argón
20.-Observa el siguiente cuadro que representa una
serie de elementos de la tabla periódica:
a) ¿Cuáles son gases raros?_____________________
b) ¿Cuáles son metales alcalinos?_____________ c)
De C y D, ¿cuál es más electronegativo ____________
d) ¿Cuántos electrones de valencia tiene B_________
e) De D y K, ¿Cuál tiene más protones? ___________
f) ¿Cuáles son halógenos ______________________
g) ¿Cuáles conducen la corriente eléctrica__________


Completa la siguiente tabla

Núcleos
35.5.
17Cl

56
26Fe

Numero de
protones ( z )

53

24
Numero de
Neutrones(N)

20

127 31
Numero de
masa ( A )

40

57 52

A B C D E F G H
K

I J

75. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 74



Unidad 4




Enlace Químico

76. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 75

77. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 76
4.1 Enlace químico
Objetivos: Que el alumno conozca las diferentes formas en que los átomos y las moléculas
pueden unirse para originar otras especies químicas y las relaciones con sus propiedades.
Conceptos
- Enlace químico.
- Regla del octeto.
- Estructuras de Lewis
Hasta ahora hemos considerado a los átomos como corpúsculos aislados, pero realmente en
su gran mayoría se encuentran unidos con otros átomos de la misma especie, formando las
moléculas de sustancias llamadas elementos o con otros de distinta especie formando
moléculas de compuestos.
Las fuerzas que mantienen unidos a los átomos para formar moléculas reciben el nombre de
enlace químico.
Estas fuerzas son de carácter eléctrico y en ellas intervienen, para los elementos
representativos, los electrones periféricos que forman los orbitales s y p, para los de transición,
también los electrones de los orbitales d, y para los de transición interna, los de los orbitales f.
a estos electrones se les llama electrones de valencia.
4.2 Las reglas del octeto
Enunciada en 1916 por Walter Kossel y Gilbert N. Lewis. Estable que al formarse un enlace
químico los átomos ganan, pierden o comparten electrones para lograr una estructura
electrónica estable a la de un gas raro.
Esta regla se basa en el hecho de que todos los gases raros, excepto el helio, tienen ocho
electrones en su nivel energético exterior.
Estructura de los gases nobles
















Elemento Símbolo Electrones
Electrones en
niveles energéticos
Helio He 2 1s
2

Neón Ne 2)8 (He)2s
2
2p
6

Argón Ar 2)8)8 (Ne) 3s
2
3p
6

Kriptón Kr 2)8)18)8 (Ar)3 d
10
4s
2
4p
6

Xenón Xe 2)8)18)18)8 (Kr)4 d
10
5s
2
5p
6

Radón Rn 2)8)18)32)18)8 (Xe)4f
14
5d
10
6s
2
6p
6

78. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 77
Ejemplifiquemos esta regla con el 11Na y el 17Cl
Na: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
1
- 1e
-
1s
2
2s
2
3p
6











Cl : 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
5
+1e
-
1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6













1s
2
,2s
2
,2p
6
,3s
2
,3p
5
+1e
-
1s
2
, 2s
2
,2p
6
,3s
2
, 3p
6







En general podemos aceptar esta ley para los átomos que están a distancia de cuatro o menos
números atómicos de un gas raro, ya que pueden alcanzar más fácilmente la configuración
estable con ocho electrones. Muchos otros átomos no siguen la regla de octeto y contiene seis,
diez, doce y hasta catorce electrones en la capa de enlace:

79. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 78



Por medio de Las estructuras de Lewis,
los electrones de los orbitales externos se
representan por medio de puntos o cruces
alrededor del Kernel o corazón del átomo.
Estas estructuras sirven para ilustrar
enlaces químicos.






4.3 Tipos de enlace químico
▪ Enlace iónico.
▪ Definición.
▪ Tipos de elementos que participan.
▪ Como influye la energía de ionización, el radio atómico, radio iónico y la
electronegatividad.
▪ Ejemplos de sustancias iónicas mediante fórmulas de Lewis.
▪ Propiedades asociadas al enlace iónico.

El enlace iónico se presenta cuando se lleva a
cabo la transferencia completa de electrones de
un átomo a otro.
El átomo que pierde electrones se transforma en
Ion positivo o catión, y el que acepta se
convierte en ion negativo o anión. El número de
electrones perdidos o ganados determina la
valencia del elemento.

La fuerza de atracción de iones de distintas cargas es de carácter electrostático y por eso el
enlace iónico se llama también electrovalente.
Con respecto a los compuestos anteriores
no podemos hablar de moléculas sencillas,
por ejemplo: el cloruro de sodio .
Na
+
Cl
−
en realidad es una combinación de
muchos iones sodio con muchos iones
cloruro. En estado sólido se encuentran
acomodados de tal forma que cada ion
sodio está rodeado por seis iones cloruro y
a su vez cada ion cloruro está rodeado por
seis iones sodio, observa la figura

80. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 79
Como propiedades asociadas al enlace electrovalente o iónico podemos mencionar los siguientes:


Los elementos comprendidos entre el barrio
y el hafnio tienen valores de 1.1 a 1.2
Los elementos comprendidos entre el
bario y el hafnio tienen valores de 1.1 a








Porcentaje de equivalencia
• En los compuestos electrovalentes las temperaturas de fusión y de ebullición son
elevadas.








• Los compuestos electrovalentes conducen la corriente eléctrica fundidos o en solución













• Cuando se efectúa la síntesis de un compuesto Electrovalente a partir de sus
elementos, hay gran desprendimiento de calor.

Compuestos Calor de formación de calorías
AlCl3 166 200
BaO2 150 500
Fe2O3 196 500
PbO2 66 12


Compuestos
Temperatura
de fusión
o
C
Temperatura
de ebullición
°C
NaCl 800 1413
KCl 790 1500
CaCl2 772 1600
CaO 2570 2850

81. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 80
4.3.1. Enlace covalente
▪ Definición.
▪ Tipos de elementos que participan.
▪ Cómo influye la energía de ionización, el radio atómico, el radio iónico y la
Electronegatividad.
▪ Ejemplos de sustancias covalentes mediante fórmulas de Lewis.
▪ Propiedades asociadas al enlace covalente.
▪ Enlace simple, doble y triple

El enlace covalente se forma cuando los átomos que se combinan comparten electrones. En
este tipo de enlace sí podemos hablar de moléculas sencillas pero es más difícil de visualizar
que el electrovalente, puesto que se dificulta representar el par de electrones que forman el
enlace, pues éstos son atraídos por los núcleos de los átomos que se unen y estos núcleos
deben repelerse entre sí, lo mismo que los electrones que forman el par.

Para explicar la gran estabilidad de este enlace,
acudimos al concepto de espín o sentido de giro del
electrón.
Por ser el electrón una carga eléctrica en movimiento
crea un campo magnético en torno a él; ahora bien, el
campo magnético es un electrón girando en sentido
posee polos magnéticos norte y sur orientados en
dirección opuesta a los de otro electrón que se
encuentre girando en sentido contrario y, así, “sólo los
electrones con espines opuestos se pueden aparear”.


Se aparean y se forma H2


Las estructuras o fórmulas de Lewis, son una herramienta muy útil para representar la unión
por covalencia.

82. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 81


En los anteriores ejemplos hemos encerrado con un circulo el
par de electrones que constituye enlace covalente; este par,
en forma clásica, se sustituye por una pequeña raya o guión.
Los ejemplos de enlace covalente que hasta ahora hemos
dado son simples, es decir, por cada dos átomos que se
combinan hay un par de electrones compartidos ( un enlace).






Sin embargo, algunos átomos sólo pueden alcanzar su
configuración electrónica estable (octeto), cuando comparten
más de un par de electrones entre ellos.

Si los átomos comparten dos pares de electrones, están unidos por un doble enlace.






Ahora bien, si los átomos comparten tres pares de electrones, están unidos por un triple enlace.






En el oxígeno (O2), que es una molécula con doble enlace, el apareamiento de los dos
electrones de un átomo con dos del otro, se explica así: Y el nitrógeno (N2) con triple
enlace

83. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 82
Con los electrones libres (indicados por flechas curvas) se forman los dos enlaces.
Y el nitrógeno ( N2 ) con tripe enlace.










4.3.2 Polaridad de enlace.
- Enlace covalente puro.
- Enlace covalente polar.

Podríamos llamar enlace covalente puro a aquel que se forma entre átomos de la misma
especie. En donde las cargas eléctricas negativas se encuentran simétricamente distribuidas.

Al consultar nuevamente la tabla de la página 105, veremos que el porcentaje de
electrovalencias es cero para H2 , Cl2 O2 , N2, etc., pues los átomos de estas moléculas son del
mismo elemento.
Existen también moléculas poliatómicas en donde las cargas eléctricas están
simétricamente distribuidas al considerar todo el conjunto, como por ejemplo en el tetracloruro
de carbono.










Los anteriores ejemplos son de moléculas no- polares y en general podemos clasificar a los
compuestos covalentes en no-polares y polares.

A estos últimos se les llama así porque los átomos que forman sus moléculas están unidos
mediante enlaces covalentes; estos átomos son de distinta especie y tienen
electronegatividades diferentes, lo que hace que en el espacio del átomo más electronegativo
haya una mayor densidad de cargas eléctricas negativas, formándose un polo negativo en
contraste con el polo opuesto, que es positivo.

Por ejemplo, al formarse el cloruro de hidrógeno (HCl), la diferencia de
electronegatividad (.9) es lo suficientemente grande para que el otro lado del
cloro se forme un polo parcialmente negativo (δ
-
) y en el lado del hidrógeno

84. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 83
otro polo parcialmente positivo. (δ
+
), ya que el calor atrae con más fuerza a los electrones del
enlace. ( el símbolo δ indica una separación parcial de cargas.)

Ejemplos de moléculas que presentan enlace covalente polar:

El enlace covalente polar constituye un fenómeno
muy importante en la explicación del
comportamiento físico y químico de los
compuestos. Como veremos en el siguiente tema,
el agua debe sus notables propiedades a su gran
momento bipolar, es decir, la molécula de agua es
muy polar.

Aunque el límite es arbitrario, podemos considerar
que un compuesto es predominantemente covalente po lar cuando su porcentaje de
electrovalencia es de 25 a 49%.
Enlaces por coordinación.
Concepto.
Mecanismos de coordinación.
Ejemplos.
Propiedades asociadas.
Hemos visto que para que se forme un enlace covalente entre dos átomos, cada uno de ellos
aporta un electrón para construir el par necesario para la unión. Existe otro tipo de enlace
llamado covalente coordinado, en el cual los átomos que se combinan comparten electrones,
pero el par necesario para formar el enlace, es proporcionado por uno de ellos solamente.
En general, el átomo que proporciona los electrones tiene
un par no compartido en su nivel de valencia.
El átomo receptor es deficiente en electrones y carece de
suficientes electrones de valencia para alcanzar una
configuración electrónica estable (octeto).
En el hipoclorito de sodio (NaClO), al redistribuirse los electrones hay un enlace electrovalente
y uno covalente.
Este compuesto, ( NaClO )es estable pero el átomo de cloro no ha saturado su capacidad de
combinarse, ya que tiene tres pares de electrones no compartidos y en condiciones especiales
puede unirse con otro átomo de oxígeno mediante un enlace covalente coordinado,
formándose el clorito de sodio (NaClO2 ), que también es estable.

Ahora bien, si se observa la estructura de
Lewis anterior se aprecia que al cloro le
quedan dos pares de electrones no
compartidos, en donde se pueden unir,
mediante enlaces covalentes coordinados,
uno o dos átomos de oxígeno, formándose
respectivamente el clorato de sodio (NaClO3
), y el perclorato de sodio (NaClO4 ):

85. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 84
La posibilidad de que el átomo de un compuesto
que tenga pares de electrones libres reaccione
con otros átomos, no se circunscribe a los no-
metales; también algunos elementos metálicos
efectúan este tipo de reacciones.

Se denomina iones complejos a los que contienen un átomo de metal y otro u otros átomos.
Los iones complejos están formados por átomos que se unen entre sí mediante enlaces
covalentes coordinados

Los iones complejos que no tienen un átomo de un metal, reciben en general el nombre de
radicales.
Enlace metálico.
▪ Conceptos.
▪ Representación.
▪ Propiedades asociadas

Como su nombre lo indica, el enlace metálico es un enlace que ocurre entre los átomos de
metales y tiene características muy específicas.
Consiste en un conjunto de cargas positivas que son los kernels de los átomos metálicos y los
electrones periféricos pertenecen a todos los cationes, es decir, los átomos se encuentran
unidos entre sí por una nube de electrones de valencia que rodea a los kernels.


Podemos representar a un metal como un
enrejado de iones positivos colocados en los
nudos de una red cristalina y sumergida en un
“mar” de electrones móviles.
En el enlace metálico los electrones pueden
moverse en todos sentidos, y esto a diferencia
al enlace metálico del enlace covalente, ya
que en este último los electrones están
situados en una posición rígida.


Representación gráfica de una red cristalina de un metal.

Debido a la gran movilidad de los electrones de valencia, los metales son buenos
conductores de la electricidad y el calor. También y debido a esta movilidad, los metales
presentan brillo. La ductilidad y maleabilidad de los metales, son explicables por esta
movilidad electrónica.


Representación bidimensional de un cristal metálico.
El movimiento de iones en un sólido metálico no
produce cambios en la naturaleza de las fuerzas
enlazantes. Este modelo explica la maleabilidad y
ductibilidad de los metales.

86. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 85
4.4 Tipos de enlace molecular
4.4.1 Atracciones de Van Der Waals.
▪ Características
▪ Ejemplos
Las fuerzas de Van Der Waals son débiles de carácter electrostático entre las moléculas. En
el enlace más débil de todos y se debe a la deformación de la configuración electrónica de
cada átomo, provocada por la influencia del campo eléctrico de los átomos vecinos. Se les
llama también enlace residual o enlace de polarización.
Con estos enlaces se pueden explicar las fuerzas de cohesión en los líquidos y en los gases.






Fuerzas de Van Der Waals

4.4.2 Enlace puente de hidrógeno.
▪ Concepto.
▪ Elementos que participan.
▪ Propiedades asociadas

Ciertos compuestos contienen en su molécula átomos de hidrógeno, como el agua y el
amoniaco. En estos casos el hidrógeno es atraído por dos átomos de elementos
electronegativos; con uno de ellos está unida o mediante un enlace covalente normal y con el
otro, por una unión especial llamada enlace de hidrógeno o puente de hidrógeno.
El enlace de hidrógeno es de naturaleza electrostática, y su fuerza es mucho menor que la del
covalente, pero mayor que las fuerzas de Van Der Waals.
Los dos átomos unidos mediante un puente
de hidrógeno deben ser muy electronegativos
y de volumen pequeño, como el oxígeno, el
nitrógeno y el flúor.
Cuando existen enlaces o puentes de
hidrógeno entre las moléculas de una
sustancia, hacen que ésta sea más fácilmente
condensable de lo que podría esperarse por
el tamaño t masa de sus moléculas.

Un ejemplo interesante es el agua, compuesto líquido a temperatura ambiente cuando por su
fórmula sencilla, H2O, debería ser un gas difícilmente licuable si se compara con los hidruros
de azufre (H2S), selenio (H2Se) y telurio (H2Te), elementos del mismo grupo (VI A) de oxígeno.

87. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 86
Observa la siguiente tabla:

Compuesto
Punto de
ebullición °C
Punto de
fusión °C
H2O 100° 0°
H2S -61.8 -82.9
H2Se -42 -64
H2Te -1 -51

Otro comportamiento anormal del agua es el volumen que ocupa en estado líquido y en estado
sólido (hielo). Este volumen es mayor en estado sólido que en estado líquido, cuando debería
ser lo contrario.
Este comportamiento se explica, como se ha
indicado, porque las moléculas se
entrecruzan libremente y en estado sólido se
elimina el movimiento molecular libre. En el
hielo hay mucho espacio entre las moléculas,
debido a la rigidez de los puentes de
hidrógeno.
También esto explica que la máxima
densidad del agua sea a 4
o
C, ya que cuando
el hielo se funde, algunos de los puentes de
hidrógeno se rompen y las moléculas de agua se acercan, adquiriendo ésta mayor densidad.
De 0
o
C a 4
o
C, el volumen continúa disminuyendo a medida que se rompen más puentes de
hidrógeno.

88. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 87
Autoevaluación 4
1.-¿ A qué se le llama enlace químico?____________________________________________
2.-Escribe los nombres de los enlaces atómicos tratados en esta unidad__________________

3.-Escribe los nombres de los enlaces moleculares tratados en esta unidad________________
4.-¿Cuándo ocurre el enlace iónico y qué otro nombre recibe?_________________________
5.-Explica ¿por qué un catión es más pequeño y un anión es más grande que el átomo a partir
del cual se formaron?_________________________________________________________

6. Encierra con una línea continua las sustancias que en estado líquido conducen la corriente
eléctrica:
NaCl CO2 NH3 K2S HCl
CaO CuS CH4 Cu2O AlCl3
7.--Escribe una ecuación iónica que muestre a un átomo de cloro transformándose en Ion
cloruro.___________________________________________________________ _________
8.- Representa con estructuras de Lewis los siguientes agregados atómicos.
C2H6 SO4
-2
Na2S

CO2 N2
9.-Usando las estructuras de Lewis, escribe una ecuación que represente la transferencia de
electrones en la formación del bromuro de calcio e indica cuántos electrones proporciona
cada uno de los átomos.______________________________________________________

10.-¿Qué es un enlace covalente?
_____________________________________________________________________ _
11.-¿Cuándo se forma un enlace covalente triple? Escribe un ejemplo.__________________

12.-¿Cuándo se forma el enlace covalente polar?___________________________________

13.-Explica ¡por qué el enlace entre el carbono y el hidrógeno es covalente________________

14.-¿Por qué razón los gases raros tienen muy poca tendencia a reaccionar?______________

15.-Escribe la estructura de Lewis para H2SO3.____________________________________

16.-Explica por qué el H2O tiene enlace covalente polar._______________________________
17.-¿Cuándo se forma el enlace covalente coordinado?_______________________________
18.- Explica el enlace metálico._________________________________________________
19.- ¿Qué es y cómo se origina el enlace o puente de hidrógeno?_______________________
20.- ¿Por qué no es probable que ocurra la siguiente reacción?
Ne + Ne Ne2
21.- ¿De qué carácter son las fuerzas de Van der
Waals___________________________________________________ _________________

89. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 88








Unidad 5




Nomenclatura de los Compuestos Inorgánicos

90. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 89

91. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 90
5.1 Compuestos químicos inorgánicos y Nomenclatura
Objetivo:
Que el alumno conozca, relacione e identifique los compuestos químicos inorgánicos por su
fórmula y nombre.
CONCEPTOS
1. Fórmula química.
2. Función química.
Ya hemos indicado que las sustancias de dividen en elementos y compuestos. Estas
sustancias se representan mediante fórmulas, que muestran la composición atómica de sus
moléculas y se forman mediante la combinación de los símbolos de los elementos que las
constituyen.
Obviamente, si la sustancia es un elemento, su fórmula estará constituida por símbolos iguales
(O2 ,H2, He, N2, Cl2, etc.) y si es un compuesto, por símbolos diferentes (NaCl, H2O, CaO,
H2SO4, etc.).
La fórmula de un compuesto indica la composición atómica de una molécula o, si el compuesto
es iónico, la composición atómica de sus iones.
La fórmula molecular representa el número real de átomos de cada elemento en una
molécula del compuesto (compuestos covalentes) (H2O, C6H6, NH3, etcétera).
La fórmula empírica expresa el número relativo de
átomos de cada elemento en un compuesto iónico
(NaCl, H2SO4, CaBr2 etcétera).
Las fórmulas pueden ser condensadas y
desarrolladas o estructurales.
En las primeras, se emplean subíndices que indican
el número de átomos que forman la molécula sin
señalar cómo están unidos; las desarrolladas o
estructurales, indican en un plano la estructura de la
molécula y en ellas se representa el modo de
agrupación de todos los átomos que la forman,
señalando con guiones sus enlaces.

Algunas sustancias tienen en sus moléculas un
átomo, o grupo de átomos característicos, llamado
grupo funcional
Observemos las siguientes formulas:


Na2O KOH HCl
CaO Mg( OH )2 HNO3
Al2O3 Fe (OH)3 H2SO4

92. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 91
Las tres primeras están caracterizadas por “O”, las segundas por “OH” y las terceras por “H”.
Estos grupos hacen que las sustancias tengan propiedades comunes a las que se les llama
función química y caracterizan a un conjunto de sustancias que tiene estructura molecular
análoga

5.2 Clasificación de los compuestos químicos
Para el estudio sistemático de la nomenclatura química se clasificara a los compuestos según
el número de elementos.





















5.3 Principales funciones químicas inorgánicas

Óxidos básicos.
Óxidos ácidos o anhídridos.
Hidróxidos.
Ácidos (oxácidos).
Ácidos (hidrácidos).
Sales (Oxídales).
Sales (haloides).
Hidruros.

93. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 92


1. Óxidos metálicos (MO).
El oxígeno ( O ) se combina con los metales (M) formando una clase de compuestos llamados
óxidos metálicos (MO).

Metal + Oxigeno Oxido metálico


M + O MO
Los óxidos de los metales más electropositivos al combinarse con el agua, forman compuestos
llamados bases, es por esto que también se les llama óxido básicos. Las propiedades que
caracterizan a estos compuestos, reciben el nombre de función óxido básico.
Veamos la notación y nomenclatura de estos óxidos metálicos.
Por notación entendemos la forma de representar las sustancias (fórmulas).
Por nomenclatura entendemos los nombres de tales sustancias.
En forma general podemos representar a los óxidos metálicos como MO, en donde M indica el
metal y O, oxígeno.

94. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 93
Para nombrar estos compuestos, en primer lugar se indica la palabra óxido y en seguida se
da el nombre del metal correspondiente.

MO - Oxido de…. ( Nombre del Metal correspondiente )
Na2O Oxido de sodio ( metal correspondiente )
CaO Oxido de calcio ( metal correspondiente )
Al 2 O 3 Oxido de Aluminio ( metal correspondiente )
K2O
Ag2O
MgO
ZnO
Ba O

Cuando el metal tiene valencia variable y forma dos óxidos, en primer lugar se indica el nombre
como se mencionó y al final de éste se escribe entre paréntesis la valencia del metal con
número romano.
Ejemplos:
Fe O Oxido de fierro (II)
Fe 2 O 3 Oxido de fierro (III)

Completa:
CuO
Cu2O
Hg 2O
CrO
Cr 2O3
Anteriormente, al nombre de los óxidos de metales con valencia variable, se les agregan los
sufijos “-oso” e “-ico”. Oso cuando el metal actúa con su menor valencia e ico cuando actúa
con su mayor valencia.
Fe O Oxido ferroso
Fe 2 O 3 Oxido férrico
2. Óxidos No metálicos (NO)
El oxígeno ( O ) también se combinan con los no- metales (N) formando compuestos llamados
óxidos no- metálicos (NO)
No metal + Oxigeno Oxido No metálico
N + O NO

Los óxidos no- metálicos al reaccionar con el agua producen compuestos llamados ácidos (
Oxácidos), de ahí que se les llama también óxidos ácidos, otro nombre que reciben estos
compuestos es el de anhídridos.
La notificación de estos compuestos podemos representarla en forma general de la siguiente
manera: NO, en donde N indica el no- metal y O, el oxígeno.

95. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 94
Para su nomenclatura se atiende al número de átomos de oxígeno y del no- metal que haya
en la molécula, usando los siguientes prefijos numéricos:
Prefijos numéricos
Mono 1
Di 2
Tri 3
Tetra 4
Penta 5
Hexa 6
Hepta 7
Esto se realiza así, puesto que los no- metales al combinarse con el oxígeno, lo hacen con
valencias positivas y el número de ellas es variable.
Ejemplos:
(Cuando hay un átomo del no- metal, no se usa el prefijo mono).
CO Monóxido de carbono
CO 2 Dióxido de carbono
N2 O Monóxido de dinitrógeno
N O Monóxido nitrógeno
Cl 2 O Monóxido de dicloro
Cl 2 O 3 Pentòxido de dicloro
Cl2 O 5 Heptòxido de dicloro

Completa la tabla

P 2 O 3
P 2 O 5
S O 2
S O 3
Si O 2
Mn O 2
Br 2 O
Br2 O 3
Br 2 O 5
Br2 O 7
Anteriormente para designar a estos compuestos se usaba el nombre genérico de anhídrido
y el nombre del no metal y se le agregaban los prefijos “per” e “hipo” y los sufijos “-oso” e “-
ico de acuerdo con su valencia.

96. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 95







3. Hidróxidos o Bases (MOH).

Ya indicamos que los Óxidos Metálicos o Básicos (MO). Al reaccionar con agua (H2O)
producen compuestos llamados Bases o hidróxidos (MOH).

Oxido Metálico + Água Base o hidróxido
MO + H2O MOH

Los hidróxidos son sustancias untuosas al tacto, de sabor áspero, que combinan a azul el
papel tornasol y con fenolftaleína cambian a color rojo.
Estos compuestos se caracterizan por contener en su molécula al grupo oxidrilo o hidrófilo
(OH), monovalente negativo. De lo anterior, se deriva el concepto clásico de base, según el
cual, una base es cualquier sustancia que en solución acuosa de aniones hidrófilo (OH1-). En
la actualidad consideramos como base a cualquier especie molecular o iónica que puede
aceptar protones de cualquier otra.
Figura 5.1. Definiciones de base.







Para la notación de estos compuestos, primero se escribe el símbolo del metal y enseguida el
OH.
Si este grupo OH se necesita, de acuerdo con la valencia del metal, dos o más veces en la
fórmula, se escribe entre paréntesis y fuera se escribe el subíndice: M(OH)x.

En cuando a la nomenclatura, es semejante a la de los óxidos metálicos, simplemente se lee
hidróxido de… y el metal de que se trata.








Cl 2 O anhídrido hipocloroso
Cl 2 O 3 Anhídrido cloroso
Cl2 O 5 Anhídrido clorito
Cl2 O 7 Anhídrido perclórico
B: + H2O H − B + OH
-

Receptor de protones

MOH M
+
+ OH
-
Base de aniones hidroxilo en disolución acuosa
NaOH Hidróxido de sodio
Ca(OH)2 Hidróxido de Calcio
Al(OH)3 Hidróxido de Aluminio

97. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 96
Escribe el nombre o la fórmula de los siguientes hidróxidos según se pide.
KOH


Hidróxido de plata
Mg(OH)2


Hidróxido de Zinc
Ba(OH)2


Cuando el metal tiene valencia variable, ésta se escribe al final del nombre entre paréntesis y
con número romano.
Ejemplos:


Ejercicio.
Completa con el nombre o la fórmula:
HgOH
Hg(OH)2
Fe(OH)2
Fe(OH)3

4. Oxácido (ácido)

Cuando los óxidos no- metálico o anhídrido (NO) reaccionan con agua (H2O), producen una
serie de compuestos llamados ácidos (HNO):

Oxido No Metálico + Agua Acido
NO + H2O Oxácido (ácido)

Estos ácidos contienen oxígeno y específicamente se les llama oxácidos. Los ácidos
reaccionan con los metales más electropositivos desprendiendo hidrógeno, cambian a rojo el
papel tornasol y el anaranjado de metilo. Se caracterizan por contener siempre el ion hidrógeno
(H+) y según la definición clásica, cualquier sustancia que en solución acuosa da iones
hidronio, (H3O
+1
).El concepto actual indica que ácido es cualquier especie molecular o iónica
que puede ceder protones a cualquier otra.

Definición de ácido.
HA H
+
+ A
-


H2O + H H3O
+


HÁ + H2O H2O
+
+ A

Para la notación de estos compuestos se indican los símbolos de a sus contribuyentes
(hidrógeno, no- metal y oxígeno) en la siguiente forma: H N O.
CuOH Hidróxido de cobre (I)
Cu(OH)2 Hidróxido de cobre (II)

98. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 97
En cuanto a su nomenclatura, en primer lugar se indica el nombre genérico de ácido y en
seguida se da el nombre de no- metal que contiene, con los prefijos y sufijos que se indican en
la tabla, de acuerdo con la valencia de éste Nomenclatura
de los ácidos








Ejemplo 1
Para conocer la valencia del no- metal, se procede como se indica a continuación.
Ejemplo



La valencia del ( S ) + 6
De acuerdo con la tabla, corresponde al nombre del metal la terminación “ ico”

H2SO4 . . . . . . . . . . ...Ácido sulfúrico

Ejemplo 2



La valencia del ( N ) + 3
El nombre del no metal se le agrega el sufijo “oso”

HNO2. . . . . . . . . . . . . Ácido Nitroso
Ejemplo 2




La valencia del ( I ) + 1
El nombre del no metal se le agrega el prefijo y sufijo “ hipo” y ” “oso”

HIO . . . . . . . . . . . . . Ácido hipoyodoso




Valencia Prefijo Sufijo
Fija ----------------- -ico
1 o 2 hipo- -oso
3 o 4 ----------------- -oso
5 o 6 ----------------- -ico
7 u 8 per- -ico
+1 −2
�
2 ?????? �
4

2+6−8 = 0
1+ 2−
� � �
2

1+3−4
1+ 2−
� � �

1+1−2

99. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 98
Escribe el nombre de los siguientes ácidos (oxácidos).
Existe otra clase de ácidos a los que se les llama hidrácidos y se forman mediante la unión
del hidrógeno (H) con un no- metal (N).


















5. Hidrácidos
En su fórmula se escribe primero el hidrógeno ( H ) HN. En cuanto a su nomenclatura, en
primer lugar se dice el nombre genérico del ácido y en seguida se da el nombre del no- metal
con la terminación “-hídrico”.

Ejemplos:
HCl Ácido clorhídrico
H2S Ácido sulfhídrico
Completa:




6. Sales u Oxísales
Cuando reacciona un ácido con una base, se neutralizan. A esta reacción se le llama
neutralización y el producto es una sal y agua.
Para formar las sales se une el anión del ácido con el catión de la base.
Ácido + Hidróxido Sal + Agua
HNO + MOH MNO + H2O

Si el ácido es oxácidos, la sal recibe el nombre de oxísales. Veamos la notación y nomenclatura
de las oxisales. En su fórmula se escribe primero el catión M (+) y enseguida el anión (‒) N O.
HMnO4 Ácido permangánico
HNO3
H2 SO3
HClO
HClO2
HClO3
HClO4
H3PO4
H3PO3
HIO3
HIO4
HBrO3
HBrO
HF
HBr
HI
H2Se

100. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 99





Para nombrarla se indica en primer lugar el nombre del anión y luego el del catión
(generalmente metal).
Si el ácido termina en “-oso”, la sal termina en “-ito” y si el ácido termina en “-ico”, la sal
termina en “-ato”-
(si el metal tiene valencia variable, éste se indica al final del nombre en la forma ya vista).
Ejemplos:

NaNO3 Nitrato de sodio
CaCO3 Carbonato de calcio
Cu2 SO4 Sulfato de cobre (I)
CuSO4 Sulfato de cobre (II)

Escribe los nombres de los siguientes oxisales.

Ca(NO2)2
Al(NO3)3
KMnO4
Ag2 SO3
Al2(SO4)3
ZnCO3
K2Cr2O 7
FeSO3
Fe2(SO3)3
HgNO3
Hg2NO3

7. Sales Haloides.
Si el ácido es hidrácido, la sal recibe el nombre de sal Haloide.
Hidrácido + Base Sal Haloide + Agua
HN + MOH MN + H2O
En cuanto a las sales haloídes, en primer lugar, en la fórmula se escribe el símbolo del metal
y luego el del no- metal (MN).
Para su nomenclatura se sustituye la terminación del ácido por la terminación uro. Al final se
da el nombre del metal correspondiente; si éste tiene valencia se indica con número romano
entre paréntesis.
H NaOH H2O
SO4 + Na2SO4 +
H NaOH sulfato de sodio H2O
(Sal neutra)

101. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 100
Ejemplos:
MN No metal - uro + metal
NACl Cloruro de sodio
CaS Sulfato de calcio
CuBr2 Bromuro de cobre (II)
CuBr Bromuro de cobre (I)
AlI3 Yoduro de aluminio
KF Fluoruro de potasio

Completa:

Tanto las sales haloides como las oxisales vistas hasta ahora, son Neutras: ya que en ellas los
hidrógenos del ácido son sustituidos totalmente por el metal de la base.
Pero puede ocurrir que estos hidrógenos no sean sustituidos totalmente, forman dos entonces
sales ácidas.











NaHCO2 Carbonato ácido de sódio
Mg (HSO4 )2 Sulfato ácido de magnésio
NaH2PO4 Fosfato diácido de sódio
Li2 HPO4 Fosfato monoácido de lítio

MgCl2____________________________________
FeS________________________
Fe2S3____________________________________
AgBr________________________
CaF2_____________________________________
HgI_________________________
HgI2______________________________________

Para nombrar estas sales ácidas, se indica el nombre del radical ácido y en seguida el del
metal
Completa:





El hidrógeno, además de combinarse con elementos no metálicos, también se combina con
algunos de los metales más activos.
Al (HCO3)3
Zn(HS)2
Fe (H2 SO3)2
CaHPO4
H
SO4 + NaOH NaHSO4 + H2O
H sulfato ácido de sodio
(Sal ácida)
H
S + KOH KHS + H2O
H sulfuro acido de potasio
(Sal ácida)

102. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 101
8. Hidruros.
Estos compuestos binarios de hidrógeno con otro elemento, reciben el nombre de hidruros.
Los hidruros de los no- metales, tiene nombres especiales que son más usuales: HCl (ácido
clorhídrico), H2O (agua), NH3 (amoníaco), CH4 (metano), etcétera.
Las combinaciones metal- hidrógeno llevan el nombre genérico de uro y el específico se forma
nombrando el metal de que se trate.
Ejemplos


En estos compuestos, el hidrógeno actúa como monovalente negativo. La siguiente es una
relación que resume en forma general las funciones vistas en esta unidad y te ayudará a
comprender el Cuadro que se indica en seguida.

M Metal MNO Sal (oxisal)
N No- metal HN Ácido ( hidrácido)
MO Óxido metálico MN Sal (haloide)
NO
Óxido no-
metálico
MH Hidruro metálico
O Oxígeno MOH Hidróxido o base
5.4 Nomenclatura General

























LiH Hidruro de litio
NaH Hidruro de sodio
CaH2 Hidruro de calcio

103. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 102
Tabla de Iones Positivos (Cationes)



Tabla de iones negativos (aniones)


Grupo III

Grupo IV

Grupo V
AlO2
−1
Ion aluminato CO3
−2
Ión carbonato N
-3
Ión nitruro
HCO3
−1
Ión bicarbonato o
Carbonato acido
NO2
−1
Ión nitrito
NO3
−1
Ión nitrato
SiO3
−2
Ión silicato P
-3
Ión fosfuro
C
-4
Ión carburo PO3
-3
Ión fosfito
CN
−1
Ión cianuro PO4
−3
HPO4
−2

Ión fosfato
Ión f. mono
hidrogeno
Grupo VI
CON
−1
Ión cianato
O
-2
Ion oxido H2PO4
3
Ión fosfato
di hidrógeno
O
-2
2 Ion peróxido Grupo VII



OH
-1
Ión hidróxido F
--1
Ión fluoruro AsO3
−3
Ión arsenito
S
−2
Ión sulfuro Cl
−1
Ión cloruro AsO4
−3
Ión arseniato
HS
−1
Ión bisulfuro I
−1
Ión yoduro


SO3
−2
Ión sulfito ClO
--1
Ión hipoclorito
SO
−2
4 Ión sulfato ClO2
--1
Ión clorito
HSO3
−1
Ión sulfito acido ClO3
−1
Ión clorato
HSO4
−1
Ión sulfato acido ClO4
−1
Ión perclorato
S2O3
−2
ión tiosulfato
SCN
−1
Ión sulfocianuro
Con metales de Transición

CrO4
--2
Ión cromato Fe(CN)6
--4
Ión ferrocianuro TiO4
--2
Ión titanato
CrO7
--2
Ión bicromato ZnO2
--2
Ión zincato Fe(CN)6
--3
Ión ferrocianuro
MnO4
-2
Ión manganeso MnO4
--1
Ión permanganato MoO4
--2
Ión molibdato


Monovalentes Divalentes Trivalentes
Na
+1
Ión sodio Ca
+2
Ión calcio Al
+3
Ión aluminio
Hg
+1
Ión mercuroso Cr
+2
Ión cromoso Fe
+3
Ión férrico
K
+1
Ión potasio Sr
+2
Ión estroncio Cr
+3
Ión crómico
Ag
+1
Ión plata Fe
+2
Ión ferroso Mn
+3
Ión mangánico
Pb
+1
Ión rubidio Ba
+2
Ión bario Ni
+3
Ión niquelito
Au
+1
Ión auroso Cu
+2
Ión cúprico Co
+3
Ión cobaltito
Cs
+1
Ión cesio Mg
+
Ión magnesio B
+3
Ión boro
NH
+1
Ión amonio Co
+2
Ión cobaltoso Bi
+3
Ión bismuto
Li
+1
Ión litio Ra
+2
Ión radio
H
+1
Ión acido Ni
+2
Ión níqueloso
Cu
+1
Ión cuproso Zn
+2
Ión zinc
H3 O
+1
Ión hidronio Be
+2
Ión berilio
Cd
+2
Ión cadmio
Tetravalentes Sn
+2
Ión estanoso
Pb
+4
Ion plúmbico Hg
+2
Ión mercúrico
Sn
+4
Ion estànico Pb
+2
Ión plumboso

104. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 103
Autoevaluación 5
Escribe las formulas correspondientes a
cada uno de los óxidos básicos.
Escribe las fórmulas de los siguientes compuestos:
Oxido cuproso Cu2O Cloruro de sodio
Oxido de sodio ácido sulfúrico
Oxido estanoso Nitrato de plata
Oxido cùprico Permanganato de sodio
Oxido fèrrico Nitrato de amonio
Oxido estánnico Anhídrido carbonoso
Oxido níqueloso Perclorato de sodio
Oxido niquelito Clorato de sodio
Oxido de potasio Hipoclorito de sodio
Escribe las fórmulas de los siguientes
compuestos
Escribe a la derecha de cada formula el nombre del
compuesto y la función a la que pertenece.
Sulfato de amonio NaCl Cloruro de sodio Sal Haloide
Sulfato de cromo(III) Na2SO4 Ácido sulfúrico Acido(oxácido)
Sulfuro de molibdeno KOH
Cloruro de estaño CO2
Bromato de calcio ZnO
Cianuro de níquel Ca3(SO)4
Hidróxido de magnesio HI
Ácido perbromico Na2CO3
Acido sulfuroso HNO3
Acido nitroso NaH
Nitrato de mercurio SO2
Cloruro de aluminio Fe2O3
Anhídrido yodoso K2SO4
Hipoclorito de potasio AlI3
Bicarbonato de calcio HCl
Escribe el nombre de las siguientes
sustancias
Escribe el nombre de los siguientes iones
NaNO2 NO
-
3
KMnO4 CrO4
--1

MnO2 ClO
CaS HSO3
-1

BaSO4 SO4
- --2

K3PO4 Cr2 O7
-2

CrCl3 CN
HgCl HCO3
--1

Fe 2(CO3)3 F
-1

KNO2 PO4
--3

NaCl CO3
--2

FeCl MnO4
-1

CuCl2 NO2
--1

SnCl4

105. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 104







Unidad 6




REACCIONES QUIMICAS

106. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 105
6. Ecuación Química

Una ecuación química es la representación matemática de una reacción química, en el cual
se indica el símbolo de cada elemento o compuesto y el estado físico en que se encuentra.
En las reacciones químicas las sustancias iníciales (que se escriben del lado izquierdo) se
llaman reactivas, y son sustituidas por las nuevas que se forman (que se escriben del lado
derecho) y se llaman productos

A + B C + D
Reactivos Productos
Una ecuación química indica el proceso que se esta realizando o se puede realizar en la
naturaleza. Por lo general, las ecuaciones químicas indican los estados inicial y final de una
reacción y no los pasos intermedios.
A continuación, se mencionan algunas características de las ecuaciones químicas.
I. Presentan dos miembros separados por una flecha horizontal que indica produce o da
II. En el miembro de la izquierda, se escriben las fórmulas de las sustancias iníciales o
reactivos separadas por el signo de adición.
III. En el miembro de la derecha se escriben las fórmulas de las sustancias que se forman en
la reacción química, o producto también separado por los signos de adición.
Ambos miembros de la ecuación química deben contener los mismos elementos y además el
mismo número de átomos.
Para escribir una ecuación química, se recomienda seguir los siguientes pasos
1.- Escribir con palabras los nombres de las sustancias reaccionantes así como de las
sustancias producidas separadas por los signos de adición y la flecha horizontal:

Clorato de potasio Cloruro de potasio + Oxigeno
2.- escribir la fórmula de cada una de las sustancias con su nombre recordando que:
a) la fórmula de los elementos generalmente corresponde a su símbolo; aunque se pueden
presentar moléculas diatómicas.
Por Ejemplo
H2 , N2 , O2, F2, Cl2, Br2, I2 .

b) Las fórmulas de los compuestos se escriben de acuerdo con lo establecido por las reglas
de la IUPAC.






KCl3 (s) CALOR 2KCl (s) + 2 O2(g)

107. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 106
6.2 Reacción Química
Una reacción química es un proceso en el cual un sistema caracterizado por las propiedades
físicas y químicas de las sustancias que lo constituyen, experimentan un cambio.
Por tanto, cuando ocurre un cambio químico, los átomos de los compuestos se reacomodan
para formar otros compuestos. Las reacciones químicas suponen una reorganización de los
átomos a nivel microscópico para formar nuevas moléculas: los enlaces se rompen y las
uniones atómicas se recomponen de otra manera.
Para estudiar las reacciones químicas es necesario tener en cuenta lo siguiente:
Toda reacción química debe estar de acuerdo con los resultados experimentales
Se debe cumplir con la ley de la conservación de la masa, es decir, que en proceso de
transformación no haya pérdida ni ganancia de materia.
El número de átomos de cada elemento que interviene en la reacción se conserva constante
y la forma en que se encuentran unidos estos átomos cambia.
La carga neta en productos y reactivos debe ser la misma.
6.3 Tipos de reacciones
De acurdo con lo anteriormente explicado, es necesario reconocer que una ecuación química
solo puede corresponder a un fenómeno químico que se verifique en condiciones adecuadas,
es decir, no se debe proponer una ecuación química “ inventado” que no se refiera a una
reacción química real.
La ecuación química es el modelo matemático de un fenómeno químico real .no siempre es
posible predecir, si al poner en contacto ciertas sustancias reaccionaran, y qué sustancias se
producirás. Sin embargo, debido a muchos miles de experimentos realizados en el mundo que
nos rodea, debidamente repetidos y controlados en el laboratorio, las reacciones químicas se
han clasificado en cuatro tipos principales.
1. Reacciones de síntesis o adición
Fórmula general: A + B AB
Las reacciones de síntesis son aquellas en las que las sustancias reaccionantes son elementos
y la sustancia producida es un compuesto.

4Na(s) + O2(g) 2Na2O((s)
Sodio + oxigeno Oxido de sodio
S(s) + O2 (g) SO2(g)
Azufre + oxigeno Dióxido de azufre
Ca(s) + H2 CaH2
Calcio + hidrógeno Hidruro de calcio
Cl2(g) + H2(g) 2HCl(g)
Cloro + hidrógeno Ácido clorhídrico
2Fe(g) + 3Cl2(g) 2FeCl3(s)
Fierro + cloro Cloruro fierro

108. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 107
Las reacciones de adición son aquellas en las que las sustancias reaccionantes son dos
compuestas o un compuesto y un elemento y las sustancia producida es un compuesto.

Fórmula general : A + B AB

CuO(S) + H2O Cu(OH)2(l)
Oxido de cobre + Agua Hidróxido de cobre (II)

CO2(g) + H2O H2CO3(l)
Dióxido de
carbono
+ agua Acido carbónico

CuO + CO2 CuCO3(s)
Oxido de cobre (II) + Dióxido
de carbono
Carbonato de
cobre (II)

2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g)

Dióxido de azufre + Oxigeno Trióxido de azufre

2. Reacciones de descomposición



Las reacciones de análisis son aquellas en las que la sustancias reaccionantes es incompuesto
que, por acción del calor, de la electricidad o algún otro medio (por ejemplo enzimas en
procesos de fermentación), se descompone en dos o más elementos o compuestos.

2KClO(3(g)
calor
2KCl 3O2(g)
Clorato
de potasio
calor
Cloruro de
potasio
+ + oxigeno

CaCO3(g)
calor
CaO + CO2
Carbonato de
calcio
calor
Oxido de
calcio
+
Dióxido de
carbono

NaCl
electricidad
2Na + Cl2(g)
Cloruro de
sodio
electricidad
Sodio + Cloro

2H2O(g)
electricidad
2H O2(g)
agua
electricidad
Hidrógeno + Oxigeno







Fórmula general: AB A + B

109. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 108
3. Reacciones de sustitución simple



En estas reacciones las sustancias reaccionantes son un compuesto y un elemento, y las
sustancias producidas, un elemento y un compuesto diferentes de los anteriores

Zn(s) + 2HCl ZnCl2(l) + H(g)
Zinc + Ácido
clorhídrico
Cloruro
de zinc
+
Hidrogeno

Mg(s) + H2SO4 MgSO4 + H2(g)
Magnesio + Ácido
sulfúrico
Sulfato
de magnesio
+
Hidrógeno

2Na(s) + 2H2O((l) 2NaOH(l) + H2(g)
Sodio + agua Hidróxido
de sodio
+
Hidrógeno

Cu(s) + AgNO3 (L) CuNO3(l) + Ag(s)
Cobre + Nitrato de
plata
Nitrato
de cobre
+
Plata


4. Reacciones de sustitución doble


En este tipo de reacciones las sustancias reaccionantes son dos compuestos, y las sustancias
producidas son otros dos compuestos diferentes de los anteriores; de tal manera que hay un
intercambio de iones y elementos entre ellos. En otras palabras, hay un intercambio de iones
entre las sustancias participantes.

NaOH(AC) + HCl(ac) NaCl(ac) + H2O(l)
Hidróxido de sodio + Ácido clorhídrico Cloruro de sodio + Agua

AgNO3 (L) + NaCl(ac) AgCl(ac) + NaNO3(AC)
Nitrato de plata + Cloruro de
sodio
Cloruro
de plata
+
Nitrato
de sodio

2KI(ac) + Pb(NO3)2(AC) 2KNO3(AC) + PbI2 (ac)
Yoduro de +potasio + Nitrato de plomo Nitrato de
potasio
+
Yoduro de
plomo

BaO2(ac) + H2SO4 (ac) BaSO4(ac + H2O2 (ac)
Oxido de bario + Acido sulfúrico Sulfato de bario
+
Peróxido de
hidrogeno




Fórmula general : A + B C AC + B
Fórmula general : AB + CD AD + CB

110. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 109
6.4 Balanceo de ecuaciones
Para llevar a cabo el balanceo de ecuaciones químicas es necesario conocer perfectamente
la tabla periódica de los elementos, sus propiedades y características, como se cómo se
combinan con otros elementos, así como los compuestos que forman y los diferentes tipos de
reacciones que ocurren.
Por lo tanto, el siguiente paso es aprender a balancear correctamente una ecuación química,
ya que de esto dependen muchos factores de cálculos en las reacciones de equilibrio químico.

6.4.1 Métodos de balanceo
Se define como una reacción química, el proceso mediante el cual dos o más sustancias
se combinan para obtener a su vez una o más sustancias diferentes. Las reacciones
químicas se pueden representar por medio de una ecuación. Una ecuación química, al ser
balanceada, indica las cantidades que se combinan de los diferentes reactivos y las cantidades
de los productos que se obtendrán. Las ecuaciones químicas proporcionan información de
hechos que ocurren experimentalmente bajo ciertas condiciones de operación dadas. Debe
existir el mismo número de átomos tanto en los reactivos como en los productos para que se
cumpla la ley de la conservación de la masa.
Balancear una ecuación significa tener el mismo número de átomos de cada elemento que
interviene; para esto se aplican principalmente dos métodos: el de Tanteo y el de óxido-
reducción o simplemente Redox. Para balancear una reacción química se siguen los
siguientes pasos:
Paso 1: Indicar correctamente cuales son los reactivos y cuales los productos.
Paso 2: Escribir las fórmulas de los reactivos en el lado izquierdo de la flecha y los reactivos
en el lado derecho:
Paso 3: Balancear la ecuación por el método adecuado




6.5 Ley de la conservación de la masa

Esta ley es fundamental para realizar cualquier calculo en una reacción química y fue
establecida por Antoine Laurent de Lavoisier (1743- 1794) Los experimentos realizados le
permitieron establecer aspectos importantes: la conservación de la masa y la existencia en el
aire de una gas llamado oxigeno (formador de óxidos). Lavoisier realizo su experimento con
mercurio estableciendo el siguiente principio:
En un sistema sometido a un cambio químico, la masa total de las sustancias que
intervienen permanece constante. O en otras palabras: La masa de los reactivos es igual
a la masa de los productos. Ejemplo:
Reactivos Productos
2H2 + O2 2H2O

Reactivos Productos
A + B C + D

111. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 110
6.6 Método de Tanteo
Este método de balanceo de ecuaciones químicas es el más sencillo y se aplica para ajustar
ecuaciones simples .a continuación se da un conjunto de reglas o pasos la aplicación de los
cuales permite llegar más rápido al resultado buscado, pero se puede seguir cualquier método
hasta obtener el mismo número de átomos para cada elemento en los reactivos o productos.
Paso 1: Se balancean todos los elementos (metales y no metales), diferentes del oxígeno y el
hidrogeno.
Paso 2: Se balancean los hidrógenos.
Paso 3: Se balancean los oxígenos.
Paso 4: Se comprueban todos los elementos.
Paso 5: Se repite el procedimiento en el mismo orden hasta que todos los elementos estén
igualados.
Ejemplo: Balancea la siguiente ecuación por el método de Tanteo.
Hg + O2 HgO
Paso: 1 El mercurio (Hg.) ya está balanceado 1 átomo = 1 átomo
Paso: 2 No hay hidrógenos, por lo tanto se omite este paso
Paso: 3 Se balancean los oxígenos colocando un 2 delante del HgO
Hg + O2 2 HgO
Paso: 4 Al hacer esto se desajusta el Hg por lo que colocamos un 2 delante de este elemento:
2 Hg + O2 2 HgO
Con lo cual queda balanceada la ecuación







2 Moléculas de hidrogeno + 1 Molécula de
Oxigeno =
= 2 Moléculas de Agua
2 Moles de hidrogeno + 1 Mol de Oxigeno = = 2 Moles de Agua
2 x 6.023 x10
23
+ + 1 x 6.023 x10
23
= = 2 x 6.023 x10
23

Moléculas de hidrógeno + Moléculas de
Oxigeno
= = Moléculas de agua
2 Volúmenes de hidrógeno + 1 volumen de
Oxigeno
= = 2 Volúmenes
de agua
4 átomos de hidrógeno + 2 átomos
de Oxigeno
4 átomos de hidrógeno
2 x 2 g + 1 x 32 g = = 2 x 18 g
4 g de hidrogeno + 32 g de Oxigeno = = 36 g de agua
36 g de reactivos = 36 g de productos
Nota: Una mol de cualquier sustancia que contiene el número de Avogadro de cualquier
tipo unidad se le llama mol de esa sustancia.
Reactivos Productos
2 átomos de Mercurio

Producen 2 átomos de Mercurio
2 átomos de Oxigeno Producen 2 átomos de oxigeno

112. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 111
Ejemplo: Balancea la siguiente ecuación por el método de tanteo.









Queda balanceada la ecuación






6.7 Números o estados de oxidación
Una de las características más importantes de los elementos es su estado o número de
oxidación que nos permite, entre otras cosas, escribir o leer una formula, este número
se determina por las siguientes reglas:
1.- El número de oxidación de un elemento libre o en estado no combinado es siempre cero
2.- la suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos en la fórmula de un
compuesto es igual a cero
3.- el número de oxidación de un Ion es igual a la carga del Ion
4.- la suma de los números de oxidación de los átomos en un iòn poliatomico debe ser igual a
la carga del iòn.
5.- algunos números de oxidación más comunes son:
a) Los elementos del grupo IA tienen número de oxidación es de +1
b) En el grupo IIA el número de oxidación de sus elementos es de +2
c) Por lo general el hidrogeno tiene número de oxidación +1, excepto en los hidruros en donde
es de -1
d) El número de oxidación del oxígeno es usualmente -2 excepto en los peróxidos donde su
número de oxidación es de -1
e) Los elementos del grupo VIIA tienen número de oxidación -1 cuando forman compuestos
binarios con otros elementos electropositivos.
Utilizando estas reglas, podemos determinar el estado de oxidación de cualquier elemento en
los compuestos comunes.




KClO3 KCl + O2
Paso 1 KClO3 KCl + O2
Paso 2 KClO3 KCl + O2
Paso 3 2 KClO3 KCl + 3 O2
Paso 4 2 KClO3 2 KCl + 3 O2
Reactivos Productos
2 átomos de potasio Producen 2 átomos de potasio
2 átomos de cloro Producen 2 átomos de cloro
6 átomos de oxigeno Producen 6 átomos de oxigeno

113. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 112
Ejemplo:
Determinar el número de oxidación del fierro ( Fe) en el FeCl3
Escribimos en la formula el número de oxidación del elemento conocido, para nuestro caso el
cloro tiene número de oxidación -1, y lo escribimos en la parte superior del elemento
+3 - 1
Fe Cl3

b) multiplicamos el número de oxidación de cada elemento por el número de átomos de dicho
elemento y escribimos en la parte inferior de la formula.
+3 -1
Fe Cl3
+3 ―3 = 0

c) Como la suma algebraica de cargas eléctricas en un compuesto debe ser igual a cero las
tres cargas negativas que da el cloro en total se neutralizan si el fierro presenta la carga de +3
+3 -1
Fe Cl3

+3 ― 3 = 0
Por consiguiente el número de oxidación del Fierro es = + 3
+1 +7 - 2
K MnO4
+1 +7 + 8 = 0

Por consiguiente el número de oxidación del Manganeso (Mn) es = + 7

Nombre del
compuesto
Numero de
Oxidación
Fórmula
Oxido de aluminio Al
+3
O-
-2
Al2O3
Cloruro de calcio Ca
+2
Cl
-1
CaCl2
Nitrato de bario Ba
+2
(NO3)
-1
Ba(NO3)2
Sulfato de calcio Ca
+2
(SO4)
-2
CaSO4
Peróxido de
hidrogeno
H
2+1
O2
--1
H2 O2

Una vez conocidos los números de oxidación, es fácil deducir y escribir la fórmula de un
compuesto correctamente.
El método mecánico consiste en escribir el número de oxidación encima del símbolo
representativo de cada elemento o iòn y colocar cada uno de estos números como subíndices
del otro símbolo.
Nunca se escribe el subíndice “1” en la formula; cuando no hay subíndice se sobreentiende
que es “1”.
Las fórmulas de los compuestos se clasifican por el número de elementos que las forman en:
Binarios: Se componen de dos elementos diferentes
Ternarios: Se componen de tres elementos diferentes
Poliatómicos: Se componen de dos o más elementos
A continuación se proporciona una taba cationes y aniones para la lectura y constitución de
las fórmulas de acuerdo a su número de oxidación.
Y ejercicios complementarios para su aplicación

114. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 113
Método de óxido-reducción
El método de óxido-reducción o Redox consiste en un intercambio de electrones entre los
elementos participantes en la reacción. Estas reacciones son muy importantes en nuestra vida
cotidiana; por ejemplo en las pilas o baterías son resultado de reacciones Redox.
Se obtienen materiales como o el sodio, aluminio y el fierro y otros muchos metales son
productos de procesos electrolíticos; también se obtienen muchos no metales. Por
consiguiente, es básico conocer este método para ajustar ecuaciones químicas. Lo primero y
fundamental en este método es determinar el número de oxidación.
Numero de Oxidación
El número de oxidación es la carga eléctrica que tendría un átomo en una molécula o en un
compuesto iónico si los electrones fueran transferidos completamente. También se le llama
estado de oxidación. Para determinar este número de oxidación se aplican las siguientes
reglas:
1.-los elementos puros o sin combinar en una reacción química tienen como numero de
oxidación cero.
Ejemplos: Na2
0,
Br2
0
, Mn2
0
, Cu2
0
…
2.-En los iones compuestos de un solo átomo, el número de oxidación es igual a la carga del
iòn
Ejemplo: Los metales alcalinos tienen + 1: Na
+1
, Li
+1
, K
+1,
Rb
+1.
Los metales alcalinotérreos
tienen +2: Ca
+2
, Be
+2
, Mg
+2.
El aluminio tiene Al
+3

3.- El número de oxidación del oxígeno es de - 2, excepto en el peróxido de hidrogeno (H2O2)
y en el ión peróxido es de O
—1
4.- El número de oxidación del hidrogeno es de +1, excepto cuando está unido a un metal.
Ejemplos: LiH, NaH, CaH2 que es de -1
5.- En una molécula neutra, la suma de los números de oxidación de todos los átomos es cero
Ejemplos: KMnO4

+1 + 7 - 2(4) = + 8 -

8 = 0
6.- En un iòn poli atómico, la suma de los números de oxidación de todos sus elementos es
igual a la carga neta del iòn.

Ejemplo: El iòn carbonato ( CO3)
- 2

+ 4 - 3(2) = -

2
Oxidación
El término oxidación fue utilizado originalmente por los químicos para explicar la combinación
del oxígeno con otros elementos. Por ejemplo, sé que el fierro (Fe)
Cuando se quema el oxígeno se combina rápidamente con el carbono para formar CO2 .
Estas dos reacciones dan lugar al concepto de oxidación lenta y oxidación rápida,
respectivamente. Sin embargo, hay otros elementos no metálicos que se combinan con
sustancias en forma similar a la del oxígeno, por lo que el termino oxidación tiene en la
actualidad una definición amplia y se dice que es el proceso por el cual se remueven
electrones de un átomo o de un iòn.

115. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 114
Un elemento sufre oxidación cuando aumenta su número de oxidación en una reacción
también se define como la pérdida de electrones por un elemento.
Ejemplos
Zn0 - 2e
-
Zn
+ 2

El Zinc pasa de número de oxidación de cero a +2; por lo tanto pierde dos (2) electrones
Fe
0
- 3e
-
Fe
+ 3


El fierro pasa de 0 a +3 perdiendo tres ( 3 electrones )
C
0
- 4e
-
C
+ 4

El carbono pasa de 0 a +4 perdiendo cuatro (4) electrones

Reducción

En un principio las reacciones de reducción estaban limitadas al tipo de reacción en el cual los
minerales se reducían de sus óxidos. Por ejemplo, el oxido férrico ( Fe2O3 ) se reducía a fierro
puro ( Fe
0
) por la acción del monóxido de carbono.

De igual manera, el óxido cúprico (CuO) puede reducirse a cobre puro (Cu
0
) haciéndole pasar
hidrógeno gaseoso. En estos ejemplos se producen elementos en estado puro, removiéndose
el oxígeno de sus compuestos. Pero también se puede producir un elemento en estado puro
de otras formas, por ejemplo al sumergir un clavo de hierro en una solución de sulfato cúprico
(CuSO4 ) se produce cobre metálico.

Al pasar una corriente eléctrica en cloruro de sodio (NaCl) se obtienen el sodio y el cloro puros.
Por lo tanto, se puede definir a la reducción de manera más amplia como el proceso por el cual
se añaden electrones a los átomos o iones.
Fe
+3
+ 3e
-
Fe
0

El fierro gana tres ( 3 ) electrones al pasar de + 3 a 0
Cu
+2
+ 2e
-
Cu
0

El cobre gana dos ( 2 ) electrones al pasar de+2 a 0
Na
+1
+ 1e
-
Na
0

El sodio gana un (1) electrón al pasar de +1 a 0
Agentes oxidantes
En todas las reacciones de óxido-reducción se transfieren electrones, los cuales indican el
elemento que se oxida y el que se reduce. Los procesos se verifican simultáneamente, es
decir, los electrones que se pierden por un átomo, otro los está ganando, de tal manera que
sea el mismo número de electrones ganados y perdidosos.

116. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 115
Agentes reductores
De acuerdo con lo anterior, la sustancia que pierde electrones en una reacción química es el
agente reductor
Bicromato de potasio (K 2Cr 2 O 7) etc. Resumiendo los conceptos anteriores, tenemos que la
oxidación es la pérdida de electrones, la reducción es la ganancia de electrones;
el agente oxidante es la sustancia que contiene el elemento que se reduce y el agente reductor
contiene el elemento que se oxida.
Ejemplos:
Una ecuación química redox, que representa un intercambio de electrones, se puede
balancear determinando el número de oxidación al elemento que se oxida y al que se reduce,
aplicando los siguientes pasos:
Paso 1 Se determinan los números de oxidación de cada uno de los elementos que
intervienen en la ecuación química, aplicando las reglas descritas previamente.
Paso 2 Se identifican los elementos que cambian su número de oxidación
Paso 3 Se escriben las semireacciones del agente oxidante y el agente reductor, anotando
el número de electrones que se pierden ganan.
Paso 4. Se iguala el número de electrones ganados y perdidos, multiplicando en forma cruzada
los coeficientes de cada átomo por el número de electrones que se transfieren.
Paso 5. Se sustituyen estos coeficientes obtenidos al igualar las dos semireacciones en la
ecuación original, observando correctamente a que átomos corresponde en su número de
oxidación.
Paso 6. Se balancea la ecuación química por el método de tanteo aplicando los pasos
correspondientes a este método y que ya fueron explicados anteriormente.
Ejemplo: Balancea la siguiente ecuación por el método de Oxido-reducción
Paso 1 Zn
0
+ H
+1
N
+5
O3
-2
Zn
+2
(N
+5
O
-2
)2
-1
+ N
+4
O
-2
2 + H
+
2
1
O
-2

Paso 2 Zn
0
−2e
−
Zn
+2
( oxidación )
Paso 3 N
+5 +
1e
−
N
+4
( reducción )
Paso 4 Zn
0
− 2e
−
Zn
+2

2N
+5 +
2e
−
2N
+4

Paso 5 Zn
0
+ 2HNO3 Zn( NO3 )2 + 2NO2 + H2O
Paso 6 Zn
0
+ 4HNO3 Zn( NO3 )2 + 2NO2 + 2H2O
Ecuación balanceada

Vocabulario de la Oxidación


Términos Significado Ejemplo
Oxidación Pérdida de electrones Mg – 2e
-
Mg
+ 2
Reducción Ganancia de electrones Cl2 + 2e
-
2 Cl
- 1
Agente oxidante Oxida a otros y el que reduce Cl2
Agente reductor Reduce a otros y el que se oxida Mg
Sustancia oxidada Ha perdido electrones Mg
+2

117. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 116
AUTOEVALUACION 6
I. Instrucciones: Anota en el paréntesis de la izquierda la letra de la respuesta correcta
1.-( ) El nombre del siguiente compuesto
Au2(CO3)3 es:
a) carbonato àurico
b) Carbonato de arsénico
c)Carbonato de aluminio
d)Carbonato auroso
2.-( ) La reacción de un metal con oxígeno da
como producto:
a) hidruro
b)Oxido
c)Anhídrido
d) Hidrácido
9.-Balancea por oxido-reducción la siguiente
ecuación química:
HNO3 + Fe Fe(NO3)2 + NO + H2O
a) elemento que se oxida___________________
b) elemento que se reduce__________________
c) Agente oxidante________________________
d)Agente reductor______________ ___________
e) ecuación balanceada ____________________
10.- ( ) Al balancear una ecuación química se
encuentran los:
a) Subíndices
b) Exponentes
c) Coeficientes
d) Productos
3.- ( ) Son los números de oxidación de los
elementos que forman el siguiente compuesto
BaSO4 , respectivamente:
a) +2,+6,-2
b) -2, +6 ,-2
c) +2,-6, +2
d) +2, +6,+2
11.-( ) El balancear una ecuación, significa
a) Saber el número de moles de los reactivos
b) Encontrar el número de moles de los productos
c) Igualar el número de átomos de cada elemento
en reactivos y productos.
d) Cumplir con la ley de Proust. 4.- ( ) El nombre del siguiente compuesto
Al(OH)3 es :
a) Hidróxido de antimonio
b)Hidróxido de arsénico
c)Hidróxido de aluminio
d)Hidróxido auroso
. 12.- ( ) De la siguiente ecuación indica cual
no está balanceada correctamente.
a) N2 + 3H2 2NH3
b) Ca(CLO3)2 CaCl2 + 3O2
c) Na2CO3 + Ca(OH)2 CaCO3 +
2NaOH
d) Ca2C + H2O C2 H2 + Ca(OH)2
5.- ( ) La reacción de un no metal con
oxígeno da como producto:
a) Hidruro
b) Hidróxido
c) Anhídrido
d) Hidrácido
6.-( ) Son los números de oxidación de los
elementos que forman el siguiente compuesto
LiHSO4 respectivamente:
a) +1+1,+6,-2
b) -1+1,+6 ,+2
c) +1,-1,+ 6 -2
d) +1+1,-6, +2
7.- ( ) Escribe le nombre o la formula según
corresponda:
a) H2S __________________________________
b) Nitrito de potasio_______________________
c)NO2___________________________________
d) KClO3 _______________________________
8.- ( ) Escribe el nombre o la formula según
corresponda:
a) CaH2 ________________________________
b) Ácido nítrico ___________________________
c) SO2 __________________________________
13.-( ) De la siguiente serie de compuestos
¿ Cual átomo de cromo ( Cr ) presenta número
de oxidación de +3
a) Cr2O3
b) Na2 CrO4
c) K2 Cr2O7
d) Cr
14.- ( ) En la reacción
Cu + HNO3 Cu(NO3)2 + NO + H2O
El agente oxidante es:
a) H2O
b) Cu
c) HNO3
d) Cu(NO3)2
15.- ( ) En una reacción redox, el agente
reductor
a) gana electrones
b) gana protones
c) pierde electrones
d) pierde protones d) pierde protones

118. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 117
EJERCICICOS 6.1 Balanceo de Ecuaciones químicas
I.- Balancee las siguientes reacciones por el
método de tanteo.
1.- Ca + I2 CaI2
2.- P2 + H2 PH3
3.- C + O2 CO2
4.- Al + Br2 AlBr3
5.- H2 + S2 H2S
6.- H2O H2 + O2
7.- C4 + O2 CO2
8.- H2SO4 H2O + SO3
9.- HNO3 N2O5 + H2O
10.- Fe + HBr FeBr3 + H2
11.- Ba + H2SO4 BaSO4 + H2
12.- Na + H3PO4 Na3PO4 + H2
13.- Fe + H2CO3 Fe2 (CO3)3 + H2
14 NaOH + H2SO4 NaHSO4 + H2O
15.- Al(OH)3 + HNO3 Al (NO3) 3 + H2O
16.- BaCl2 + Na2SO4 NaCl + BaSO4
17.- KClO3 KCl + O2
18.- Fe(OH)3 + H2SO4 Fe(HSO4)3 + H2O
19.-Mg(OH) + H2SO4 MgSO4 + H2O
20.- Ba(OH)2 + H3PO3 Ba(H2PO4)2
II.- Balancee las siguientes reacciones por el
método de Óxido-reducción
Anote lo que se le pide en cada una de las siguientes
ecuaciones químicas.
1.- C + H2SO4 SO3 + CO2 + H2O

Elemento o que se produjo__________________
Elemento que se oxido_____________________
Agente oxidante__________________________
Agente reductor__________________________
No. De electrones cedidos__________________
No. De electrones ganados__________________
Ecuación balanceada ______________________
1.- C + H2SO3 H2S + CO2
2.- HNO2 HNO3 + NO + H2O
3.- H2O + SO2 + HNO3 H2SO4 + NH3
4.- KClO3 + H2SO4 KHSO4 + O2 + ClO2 + H2O
5.- C + HNO3 NO2 + CO2 + H2O
6.- Br2 + H3AsO4 As4 + HBrO2 + H2O
7.- C5H10 + H3PO4 CO2 + P2O3 + H2O
8.- KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 K2SO4 +
MnSO4 + Fe2( SO4 )3 + H2O
9.- H2S + Na2Cr2O7 + H2SO4 Cr2 (SO4 )3
+ H2O + S + NaHSO4
10.- Zn + HNO3 Zn(NO3 )2 + H2O + NH4NO3
11.- As2O3 + HNO3 H2 AsO4 + NO2 + H2O
12.- Ca3 (PO4)2 + SiO2 + C CaSiO3 + P4 + CO
13 .- K2Cr2O7 + HCl CrCl3 + KCl + H2O +
Cl2
14.- Cr2O3 + Na2CO3 +KNO3 Na2CrO4 + CO2
+ KNO2
15.- Zn + AgNO3 Zn(NO3 )2 + Ag
16.- KMnO4 + H2SO4 + Sb K2 SO4 +
MnSO4 + Sb2O3 + H2O
17.- HClO3 HClO4 + ClO2 + H2O

18.- C2H5OH + K2Cr2O7 + H2SO4 C2 H4 O +
K2SO4 + Cr2 (SO4)3 + H2O

119. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 118


Unidad 7



Cuantificación de Materia y Energía

120. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 119
7. Estequiometria
Introducción
Es la parte de la química que estudia las relaciones matemáticas entre pesos y volúmenes de
las substancias participantes en una reacción química (reactivos y productos), mediante la
información expresada por sus fórmulas y las leyes ponderales de la química
Este cálculo es indispensable porque no es suficiente con saber cuáles son los componentes
de una sustancia o de un producto para poder producirlo. Por ejemplo, las fórmulas de los
refrescos y de la mayoría de los cosméticos son desconocidas por casi toda la gente que
fabrica esos productos; saben que sustancias los componen pero no en que cantidades.
Pequeñas alteraciones en esas fórmulas pueden ocasionar grandes pérdidas o demandas
legales contra las empresas fabricantes. Por ello, conocer la composición de las sustancias y
calcular sus reacciones es una tarea fundamental de los químicos.
7.1 Bases de la estequiometria
Las leyes ponderales son la base fundamental de la estequiometria. Por medio de ellas
podemos determinar los pesos y volúmenes de las sustancias que intervienen en una reacción
química. Estas leyes son cuatro:
a) Ley de la conservación de la masa o Ley de Lavoisier
b) Ley de las proporciones constantes o Ley de Proust
c) Ley de las proporciones múltiples o Ley de Dalton
d) Ley de las proporciones reciprocas o equivalentes o Ley de Richter – Wenzel
Antes de estudiar cada una de estas leyes, es necesario recordar algunos conceptos
importante y, de este modo, entender con mayor facilidad los cálculos involucrados en las
reacciones químicas.
7.2 Unidades químicas
7.3 Mol.
El peso molecular de una sustancia expresada en gramos, se denomina pesos moleculares –
gramo, que equivale a 6.023x10
23
moléculas.
Es común utilizar la palabra mol en lugar del término “peso molecular gramo”, aunque
recientemente se ha adoptado el mol como una unidad fundamental del sistema internacional
de unidades y se define como la cantidad de sustancia que contiene tantas partículas, como
átomos , moléculas , iones electrones o cualquier otra clase de ente físico o químico; su
símbolo es el mol.
Ejemplos:
1.- una mol de CO2 contiene 6.023x10
23
moléculas del mismo y pesa 44 g.
2.- Una mol de sodio (Na ) contiene 6.023x10
23
átomos del mismo y pesa 23 g
3.- Una mol de H2 contiene 6.023x10
23
del mismo y pesa 18g
Las relaciones estequiométricos en las reacciones químicas, emplean comúnmente el mol
como unidad de masa.

121. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 120
Para determinar el número de moles presentes en una sustancia, se divide la masa de la
muestra expresada en gramos entre su masa molecular. mol
g
g
M
m
n ==

n = número de moles de la sustancia (mol)
m= masa de la muestra ( g )
M= masa o peso molar de la sustancia (g /mol)
O bien si se conoce el número de átomos o moléculas presentes, también se puede calcular
n dividiendo este número entre el número de Avogadro. AvogadrodeNùmero
molèculasomolesdeNùmero
n
....
........
=

Otro método para resolver este tipo de problemas en los que se requiere conversiones, es
emplear factores de conversión

4.- Calcule el número de moles contenidas en 100 g de CO2

Datos
n =?
M=100g
M= 44g / mol de
(CO2)
formula





Sustitución




Resultado molesn27.2=

O bien se resuelve empleando factores de conversión que para este caso es: mol
deCOg
COmol
COg 27.2
..44
..1
.100
2
2
2 =

5.- Calcule la masa en gramos contenida en o.8 moles de carbonato de sodio ( Na2 CO3 )

Datos
m =?
n = 0.8 moles
M=106 g /mol de Na2
CO3

Fórmula



Como se requiere determinar” m “
Lo despejamos: m = n x M

Sustitución
m= 0.8 moles x 106 g /mol
de Na2CO3 ;

m = 84.8 g

6.- Calcular el número de moléculas contenidas en 10 g de hidróxido de sodio (NaOH ).
Datos
23
10023.6xnxN=

M= 40 g/mol
Fórmula



Sustitución
molèculasxN
23
10505.1= M
m
n= M
m
n= mol
moleculas
xomolxN
moles
molg
g
n
23
1023.625.0
25.0
/40
10
=
== mol
g
g
M
m
n == mol
g
g
n
44
100
=

122. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 121
7.- ¿Cuántas moles están contenidas en 0.25 x10
23
moléculas de nitrato de potasio
(KNO3
Datos )(/101
1025.0
?
3
23
KNOmolgM
mlèculasxN
n
=
=
=





Fórmula

Sustitución
mol
molèculas
x
molèculasx
n
X
N
n
23
23
23
10023.6
1025.0
10023.6
=
=


b).- Ley de las proporciones constantes o Ley de Proust
“Cuando dos o más elementos se unen para formar un mismo compuesto, lo hacen siempre
en una relación ponderal constante”. Así, en la siguiente reacción tendremos:
H2 + ½ O2 H2O
Relación de 125.0
16
2
2
2
==
g
g
O
H
Esta relación se conoce como factor gravimétrico por lo que podemos asegurar que 1 mol de
agua obtenida en cualquier proceso químico estará compuesta por 2 g de hidrógeno y 16 g de
oxigeno por lo tanto, concluimos que:
“ La composición de un compuesto puro es independiente del proceso de preparación”
A partir de la fórmula de un compuesto, se puede calcular el porcentaje con que intervienen
cada uno de los elementos que lo forman, obteniéndose así lo que se conoce con el nombre
de composición centesimal de dicho compuesto.
En general, para un compuesto AB tenemos:

Peso de A en el compuesto AB
% A =
_______________________________________________
X 100
Peso molecular de AB
y
Peso de A en el compuesto AB
% B =
_______________________________________________
X 100
Peso molecular de AB
7.5 Calculo de la composición porcentual en peso de los elementos de una sustancia
De acuerdo con la ley de Proust que establece que los elementos de un compuesto se
encuentran en una relación de peso constante, podemos obtener esta si calculamos la fracción
en peso de cada elemento que los compone a través de una relación que va a estar dada por
el peso de cada elemento entre el peso molecular de la sustancia. Si el peso relatico (peso del
elemento /peso del compuesto) lo multiplicamos por 100, nos proporciona el porcentaje de
cada elemento en el compuesto, y la suma deseos porcentajes será igual al 100%, el cual está
referido al peso total del compuesto (peso molecular).
23
10023.6xnxN= ).(0415.0
3KNOmolesn=

123. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 122
������??????�??????�� ��������??????�=
���� ��� ��������
���� ��� ���������
?????? 100

Ejemplo:
Encontrar la composición porcentual del anhídrido cloroso Cl2O3. (Cloro y oxigeno) en el
compuesto
Calculamos los pesos atómicos de los elementos que intervienen en la sustancia.
Cl2O3.
Cl ‒ 2 (35.5) =70.0 g (peso del elemento)
O ‒ 3(16.0) = 48.0 g (peso del elemento)
118.0 g (peso del compuesto)
% de Cloro=
79.0 g de Cl
118.0 g de Cl
2O
3
=59.63 %

% de Cloro=
48.0 g de O
118.0 g de Cl
2O
3
=40.37 %
La suma de los porcentajes con que
participa cada elemento en el compuesto
debe ser igual a 100%
C = 59.63 %
O = 30.37 %
Total = 100
Encontrar los porcentajes de Ca, N, O en una muestra de Ca(NO3 )2
Ca(NO3 )2
No, de átomos de
cada elemento
Peso de cada
elemento
??????��� ��� ��������
���� ��� ���������
?????? ���
% de cada
elemento en
el compuesto
N ( 2 ) 28
28
164
x 100=17.07 17.07
O ( 6 ) 96
96
164
x 100=58.53 58.53
Ca ( 1 ) 40
40
164
x 100=24.40 24,40
Peso del compuesto 164 Total 100.00 %

Un uso importante de la composición porcentual de los compuestos, es que a partir de estos
datos podemos determinar los pesos de los elementos que están presentes en cualquier
cantidad del compuesto.
Ejemplo:
¿Qué cantidad de oxigeno se producirá al descomponer 80 g de agua?
H2O
Peso de cada
elemento
Peso total de cada
elemento en el
compuesto
Peso del
compuesto
??????��� ��� ��������
���� ��� ���������
?????? ���
H = 1.00 g H2 = 2 (1.0 ) = 2 g
H2O =18.0 g
% �=
2.0 ??????
18.0 ??????
x 100=11.1 %
O = 16.00 g O = 1 (16.0 ) = 16 g % �=
16.0 ??????
18.0 ??????
x 100=88.9 %
De acuerdo a que la composición en peso de un compuesto es constante (Ley de Proust), el
88.9 % de 80 g de H2O será el oxígeno.
Oxigeno producido = (80 g) (0.889) 71.12 g

124. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 123
7.6 Cálculos de fórmulas químicas
7.7 Fórmula empírica
Llamada también formula mínima representa la relación más sencilla de los elementos en un
compuesto, proporciona la mínima relación de átomos (números enteros) Para la
determinación experimental de las formulas químicas es necesario contar con dos tipos de
información: el análisis porcentual y la determinación del peso molecular.
La fórmula mínima o empírica es la relación más simple que existe entre los átomos de un
compuesto y para determinarla, lo hacemos de la siguiente manera.
1.- Se determinan los átomos-gramo de cada elemento
�����−??????�??????�� �� �=
% �� �
���� ??????���??????�� �� �
�����−??????�??????�� �� �=
��??????��� �� �
���� ??????���??????�� �� �

2.- De los cocientes obtenidos se toma el más pequeño común denominador.
3.- Si el resultado de la relación antes de efectuarla es fraccionario, se aproximara al número
inmediato superior, cuando la fracción sea mayor a 0.5 o inmediatamente inferior cuando esta
sea menor a 0.5
Si algún de los números contiene una fracción igual a 0.5, todos los números se multiplicaran
por 2; posteriormente, se procederá a aproximar
4.- Los números así obtenidos, serán los subíndices de cada elemento en la fórmula buscada
o formula mínima.
7.8 Fórmula molecular
Es la relación que existe entre los átomos de los elementos de una molécula real o verdadera
y para su determinación es necesario tener los siguientes datos.
a) El análisis porcentual de las sustancias
b) El peso molecular de la misma
El criterio para determinar la formula molecular es:
1.- Se determina la fórmula mínima o empírica
2.- Se determina el peso formula de la formula mínima
Peso Fórmula = suma de los pesos atómicos de los elementos que la forman
3.- Se encuentra la relación del peso molecular con respecto al peso formula.


4.Resultado de la relacion=
peso molecular
peso formula


Será el número de fórmulas mínimas que forman la molécula, es decir, la formula mínima se
multiplicará por dicho numero para encontrar así la formula molecular.

Ejemplos:

1.- Al determinar por análisis la composición de una sustancia se encontraron los siguientes
valores:
0.28 g de nitrógeno y 0.72 g de magnesio.
Determine su fórmula mínima.

125. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 124
Elemento P.A Peso ( g )
Peso
Peso atómico
Relación Subíndices

Mg

24

0.72
03.0
24
72.0
=

5.1
02.0
03.0
=


1.5 x 2 = 3

N

14

0.28
02.0
14
28.0
=

0.1
02.0
02.0
=


1.0 x 2 = 2

Formula mínima = Mg3N2 (Nitruro de magnesio)

2.- Determine la fórmula mínima para la siguiente composición

Elemento % Peso ( g ) PA Átomos-gramo Relación
Subíndice
s

Ca

18.3

18.3

40
45.0
0.40
3.18
=

1
45.0
45.0
=


1

Cl

32.4

32.4

35.5
91.0
5.35
4.32
=

2
45.0
91.0
=


2
H 5.5 5.5
1
5.5
1
5.5
=

2.12
45.0
5.5
=


12
O 43.8 43.8
16
7.2
16
8.43
=

45.0
0.40
3.18
=


6

Fórmula mínima = CaCl2H12O6 o CaCl2 ∙ 6 H2O
3.- El análisis elemental de una sustancia pura, blanca y cristalina es: C= 26.7%, H=2.23%,
O= 71.1%.
Determine su fórmula molecular, si su M de la sustancia es de 90 g / mol.

Elemento PA % Átomos-gramo Relación Subíndice

C

12

26.7
22.2
12
7.26
=

1
22.2
22.2
=


1

H

1

2.23
23.2
1
23.2
=

004.1
22.2
23.2
=


1

O

16

71.1
44.4
16
1.71
=

2
22.2
44.4
=


2

Fórmula mínima = C1 H1 O 2

126. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 125
Para determinar la formula molecular de un compuesto, es necesario conocer su fórmula
empírica y su peso molecular.
PFm = 12 + 1 + 32 = 45 g / mol
1. Se divide el peso molecular entre el peso formula de la formula empírica de acuerdo con
la relación:
??????=
??????��� ??????����??????�??????�
??????��� ����??????�?????? �??????�??????�??????
=
????????????
??????��
=
??????�
��
=�

2. Se multiplica cada subíndice de los elementos de la formula empírica por la relación R
�� ���??????�∶ (??????
??????
)
??????=??????
??????�
Por lo tanto: la formula molecular = ( C1 H1 O 2 ) 2 = C1 x 2 H1 x 2O 2 x 2 = C2H2O4

Leyes ponderales
a).- Ley de la conservación de la masa o ley de Lavoisier

“En toda reacción química, las cantidades en peso de los reaccionantes son iguales a las de
los resultantes”
A + B C + D
peso de A + peso de B = peso de C + peso de D
peso de reactivos = peso de productos
Para comprobar esta ley, primero debemos balancear la ecuación por cualquiera de los
métodos ya conocidos, puesto que balancear significa igualar el numero de átomos de las
especies del primer miembro con respecto a las del segundo; en ocasiones será necesario
pensar en términos de moles, libras o toneladas.
La relación molar expresada por una ecuación química es muy útil para determinar las
relaciones de peso inherentes a la ecuación, por ejemplo, en la reacción del sulfato fèrrico con
cloruro de bario.
Fe2(SO4)3 + 3 BaCl 3BaSO4 + 2 FeCl3

1 mol + 3 moles 3 moles + 2 moles

1 molécula + 3 moléculas 3 moléculas + 2 moléculas

1 x 6.023x10
23
+ 3 x 6.023x10
23
3 x6.023x10
23
+ 2x6.023x10
23


399.88 g + 3( 208.24) g 3(233.40g + 2(162.20) g

399.88 g + 624.72 g 700.2 g + 324.4 g

1024.60 g 1024.60 g
Los coeficientes de la ecuación balanceada dan, no solo la relación molar entre los reactivos,
sino también la relación molar de todas las sustancias consumidas y producidas en el proceso;

127. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 126
como una mol de sustancia esta directamente relacionada con su peso molecular, por
definición, tenemos una relación de peso.
En el ejemplo anterior, se observa que se conserva el peso, pero el total de moles de sustancia
en un cambio químico no necesariamente debe ser conservado.
7.9 Relaciones cuantitativas en las reacciones químicas
Existen varios métodos para resolver problemas de estequiometria, en esta unidad
abordaremos el método molar o de relaciones molares, ya que este permite comprender
fácilmente las relaciones ponderales entre sustancias que reaccionan, además de ser un
método directo. Calcularemos las relaciones masa-masa y abordaremos la estequiometria de
soluciones, , y de gases. Veamos la siguiente información ponderal de una reacción química.
2H2 + O2 2H2O
7.10 Relaciones mol-mol
En este tipo de problemas, la cantidad inicial o de partida se da en moles y la cantidad de
sustancia deseada se solicita también en moles; veamos algunos ejemplos.
Ejemplo 1
Calcula el número de moles de Na2SO4 que se producen a partir de 6 moles de NAOH de
acuerdo con la reacción.
1.- Para resolver este tipo de problemas se colocaran los datos que aporta el problema, encima
o sobre las reacciones que intervienen en el problema. Y la reacción problema se le coloca
una “x “
6 mol x
2NAOH + 2H2SO4 Na2SO4 + 2H2O
2 moles 1 mol
REACTIVOS PRODUCTOS
2 Moléculas de hidrogeno + 1 Molécula de Oxigeno

2 Moléculas de Agua
2 Moles de hidrogeno + 1 Mol de Oxigeno = 2 Moles de Agua
2 x 6.023 x10
23
+ + 1 x 6.023 x10
23
= 2 x 6.023 x10
23

Moléculas de hidrógeno + Moléculas de Oxigeno = Moléculas de agua
2 Volúmenes de hidrógeno + 1 volumen de Oxigeno = 2 Volúmenes de agua
4 átomos de hidrógeno + 2 átomos de Oxigeno 4 átomos de hidrógeno
2 x 2 g + 1 x 32 g = = 2 x 18 g
4 g de hidrogeno + 32 g de Oxigeno = = 36 g de agua
36 g de reactivos = 36 g de productos
Nota: Una mol de cualquier sustancia que contiene el número de Avogadro de cualquier tipo
unidad se le llama mol de esa sustancia.

128. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 127
2.- Se sacan lo datos de la reacción y se colocan en un plano. (Regla de tres).
6��� �� ����
2��� �� ����
=
??????
�??????�
1����??????
2??????�
4

(??????
�??????�
)(2��� �� NAOH)= (6��� �� NAOH)(1 ��� �??????
2??????�
4 )
??????
�??????�=
(6�??????� �� NAOH)( 1�??????� ��
2??????�
4 )
2 �??????� �??????�??????

??????
�??????�=3 ��� �??????
2??????�
4
Ejemplo 2
Dada la ecuación:

8HNO + 3Fe 3Fe(NO3) + 2NO + 4H2O

Calcula:
a) El número de moles de ácido nítrico (HNO3) que se requieren para producir 4.2 moles de nitrato
Ferroso Fe(NO3)2.
b) El número de moles de agua ( H2O ) que se producen a partir de 11.5 moles de fierro.

Solución.
a) De la reacción solo nos importa, para este cálculo, la relación en moles de 8HNO
3Fe(NO3) para establecer el factor de conversión.

X mol 4.2 mol
8HNO3 + 3Fe 3 Fe (NO3)2 + 2NO + 4H2O
8 mol 3 mol

??????
�??????�
8 ��� �� ���
3
=
4.2 ��� �� ��(��
3)
2
3��� d� ��(��
3)
2


(??????
�??????�)3��� d� ��(��
3)
2= (8��� ����� �� ���
3 )(4.2 ��� �� ��(��
3)
2 )

??????
�??????�=
(8��� ����� �� ���
3 )(4.2 ��� �� ��(��
3)
2 )
3��� d� ��(��
3)
2


??????
�??????�=11.2 ��� �� ���
3

b) De manera similar se calcula el número de moles de agua multiplicados por los 11.5 mol
de Fe por el factor de conversión adecuado; en este caso la parte de la reacción que nos
interesa es:

11.5 mol x moll
8HNO3 + 3Fe 3 Fe (NO3)2 + 2NO + 4H2O
3 mol 4 mol

11.5 ��� �� ��
3 ��� �� ��
=
??????
�??????� �� �
2�
4 ��� d� �
2�


(??????
�??????� �� �
2�)(3 ��� d� ��)= (11.5 ��� �� �� )(4 ��� �� �
2�)

129. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 128
??????
�??????� =
(11.5 ��� �� �� )(4 ��� �� �
2�)
3 ��� d� ��


??????
�??????�=15.33 ��� �� �
2�

Átomo – Gramo

Es el peso atómico de un elemento, expresado en gramos.
1.- Un átomo gramo de carbono (C) pesa 12g y contiene 6.023x10
23
átomos de carbono.
2.- Un átomo gramo de calcio (Ca) pesa 40.0 g y contiene 6.023x10
23
átomos de calcio.
1.- Que peso de BaCl2 se requiere para hacerlo reaccionar con 10 g de Fe2(SO4)3
Donde:
M= peso molecular
x 10g
3BaCl2 + Fe2(SO4)3
624.72g 399.88 M Fe2(SO4)3
_______
M
BaCl2
10 g
_______
x ()( )
()
()
mol
g
mol
g
g
F
Mg
x
SFe
BaCl
88.399
72.62410
10
342






==

x= 15.62 g de BaCl2

3.- ¿Qué cantidad de hidróxido de calcio, al 80% de pureza, se necesita para
obtener 500 g de cloruro de calcio?
x 500g
Ca(OH) + 2HCl CaCl2 + 2H2O
M= 74 g / mol M=111 g / mol

x
_________
500g
M 74 g / mol
_________
M 111 g / mol

: x = 333.33 g de Ca(OH)2
333.33 g de Ca(OH)2
____________
80%
x
_____________
100%
x=416.66 g de Ca(OH)2 al 80% de pureza

4.-- ¿Cuántos litros de gas hidrógeno, manteniéndolo a 298ºk y 1 atmósfera de
presión, se necesitan para reaccionar con una muestra de 128 g de gas oxígeno
para producir agua?
2H2 + O2 2 H2O
Moles de oxigeno: n O2 ==
2
2
2
32
1
128
gO
molO
xgO 4mol de O2

130. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 129
Moles de Hidrógeno n H2 = 4 mol O2 2
2
1
2
molO
molH
x =8mol
Litros de hidrógeno a condiciones normales de temperatura y presion:


5.- ¿Qué peso de Fe2SO4 se requiere para producir 100g de BaSO4 ?
x 100g
Fe2SO4 3 BaSO4
399.88g 700.2g M Fe2(SO4
_____
MBaSO4
x
_____
100g molg
gmolg
x
M
gM
x
BaS
SOFe
/2.700
)100)(/88.399(
)100(
4
342 )(
=
=

x= 57.11 g de Fe2(SO4)3
5.- El nitrobenceno se prepara mediante la reacción siguiente:

C6H6 + HNO3 H2O + C6H5NO2
Benceno nitrobenceno

Si una muestra de 98.6g de benceno reacciona para producir 138.2 g de nitrobenceno
¿Cuál es el porcentaje de rendimiento para la reacción?

98.6 g x
C6H6 + HNO3
78 g / mol
H2O + C6H5NO2
123 g / mol

98.6 g
____________
x
M C6H6
_________
M C6H5NO2

98.6 g
____________
x
78 g / mol
_________
123 g/mol
( )( )
48.155
/78
/1236.98
==
molg
molgg
x
g deC6H5NO2
Por lo tanto:

155.8 g
__________
100 %
138.20
__________
x

:%88.88100
48.155
20.138
== xx
( Rendimiento de la reacción )

131. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 130
VH2 = 8 mol H2 x2.179
1
4.22
2
=
molH
litro ℓ
VH2 =179.2 ℓ x K
K
º273
º298 = 195.61 ℓ
Los litros de hidrógeno en condiciones de 298ºK y una atmósfera:
Ley de las proporciones reciprocas o equivalentes ( Ley de Richter- Wenzel ) Esta ley
establece:
“Cuando dos elementos se combinan separadamente con un peso fijo de un tercer elemento,
los pesos relativos de aquellos son los mismos que se combinan entre si “.

A + B AB

C + B CB

: . A + C AC
Ejemplo:

C + 2H2 CH4

2Cl2 + 2H2 4HCl

:. C + 2Cl2 CCl4

Si en el ejemplo anterior tomamos como base un átomo-gramo de hidrógeno ( 1.008),
encontraremos los gramos de cada elemento que reaccionan entre si, a los cuales se les llama
equivalente gramo de ellos.
Ejemplo:

¼ C + ½ H2 CH4
3 g + 1.008 g 4.008 g
½ Cl2 + ½ H2 HCl
35.5 g + 1.008 g 36.508 g

Esto indica que 1.008 g de hidrógeno reaccionan con 3 g de carbono o con 35.5 g de cloro por lo tanto
,3 g de carbono reaccionan con 35.5 g de cloro.
Peso equivalente o equivalente químico
Se define como los gramos de una sustancia que se combinan o desplazan a 1.008 g de
hidrogeno y a 8 g de oxigeno que se toman como patrón.
Es decir “Es e l peso que proporcionara 6.023 x10
23
partículas (iones, átomos, moléculas, etc.)
en una reacción con otras sustancias. Un equivalente gramo o equivalente de una sustancia
es el peso en gramos numéricamente igual al peso equivalente.”
Al estudiar una reacción que no es de óxido-reducción, observamos que un mol de HCl produce
por ionización una mol de cargas positivas y una de cargas negativas, su peso equivalente es
idéntica a su peso molecular y una mol es lo mismo que un equivalente.

132. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 131
Ejemplos:
EHCl = eequivalentgg−== /5.36
1
5.36
1
E
HCl

E H2SO4 =e/49
2
98
2
42
equivalentgg
M
SOH
−==


Peso molecular del acido
EACIDO =
_________________________________
No. de hidrógenos del ácido
Al ionizarse una mol de hidróxido de bario Ba(OH)2 ,
Produce una mol de Ba
+ 2
y dos moléculas de OH
– 1
, o sea 2 moles de cargas positivas y
dos de negativas.
Ejemplos:
E Ba(OH)2 eequivalentgg−=== /5.85
2
171
2
M
Ba(OH)2

ENaOH = eequivalentgg−=== /40
1
40
1
M
NaOH
Peso molecular de la base
EBASE =
_______________________________________
No. de hidroxilos de la base

Ejemplos:
1.- ¿Cuál es el peso equivalente del Zn, si 62 g de magnesio desplazan a 166.71 g de zinc y
el peso equivalente del magnesio es de 12.15?

Aplicando el principio de equivalencias tenemos:

Mg Zn
62 g ______ 166.71 g
12.15 ______ x

12.15 x 66.71
X =
___________________
= 32.6 Pe de Zn
62
X = 32.6 g / g – equivalente

2.- ¿Cuántos gramos de Ba (OH)2 se necesitan para reaccionar con 60 g de H2SO4 ?
P.e Ba(OH)2 = eequivalentgg./67.85
2
34.171
=
P.e H2SO4= eequivalentgg./49
2
98
=
H2SO4 Ba (OH)
49 g _______ 85.67 G
60 g _______ x

133. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 132
60 g de H2SO4 x 85.67 g de Ba(OH)
x =
_____________________________

49 g de H2SO4

x= 104.90 g de Ba (OH)



Soluciones
Las soluciones se definen como mezclas de tipo homogénea que están constituidas por dos o
más sustancias; sus componentes principales son el soluto y el solvente, el soluto es el que
se va a disolver y el solvente, el que disuelve al soluto. Por lo general, el soluto se encuentra
en menor proporción con respecto al solvente. Es muy importante saber preparar soluciones
de todo tipo, tanto a nivel laboratorio como a nivel industrial.

El estado líquido es el más adecuado para trabajar, puesto que es difícil de efectuar
reacciones entre sólidos y gases sin contar con una gran cantidad de equipo en el laboratorio.
En consecuencia, siempre es más conveniente efectuar reacciones químicas en Estado líquido
(aunque la mayoría de las sustancias son sólidos o gases).
Además, los líquidos se mezclan con bastante rapidez, pueden medirse exactas y rápidamente
con equipo volumétrico.
El disolvente más común es el agua y tomándola como disolvente típico examinaremos el
proceso de disolución. Las moléculas de agua son muy polares, debido a esto atraen a otras
moléculas polares y a los iones, por ejemplo, si un cristal de cloruro de sodio, se introduce en
agua ,los iones de la superficie cristalina atraen a las moléculas polares de agua y
gradualmente.

Los rodean separándolos de los iones superficiales. Por lo tanto, los iones se hidratan y ya no
quedan sujetos al cristal. Gradualmente se desplazan del cristal a la solución, esta separación
iónica se llama disociación. Existen cuatro fundamentales de disolución con substancias
polares y n polares:
Solvente Soluto Disolución
Polar Polar Si
Polar No polar No
No polar Polar No
No polar No
polar
Si

A continuación se mencionan los mejores disolventes
• Agua ( H2O)
• Metanol ( CH3 OH )
• Etanol (CH3 CH2 OH )
• Propanona (C3H6 O )
• Tolueno ( C7 H8 )
• Benceno (C6H6 )
• Tetracloruro de carbono ( CCl4)
• ciclohexano (C6 H12 )

134. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 133
Si dos líquidos son completamente solubles entre si, son miscibles, por ejemplo, el agua y el
alcohol. Sin embargo, el agua y el tetracloruro de carbono casi no se disuelven entre si y, por
lo tanto, son inmiscibles, como el vinagre y el aceite.

Soluciones empíricas

Una solución en la cual la sustancia disuelta esta en equilibrio con la sustancia no disuelta en
una solución saturada; una solución que contiene menos de la cantidad de soluto de saturación
a esa temperatura es una solución insaturada.
Por lo general, en un solvente pueden disolverse mayores cantidades de soluto a una
temperatura mayor que la ambiental. Si la solución se deja enfriar, se obtiene una solución
inestable que contiene mayor cantidad de soluto que la solución saturada, por lo tanto, se dice
que es una solución sobresaturada.
Las soluciones también pueden clasificarse con base en las cantidades de soluto y solvente.
Si existe una cantidad relativamente grande de soluto, por unidad de volumen, la solución es
concentrada, por ejemplo 1 Kg. de azúcar disuelto en 1 litro de agua. Si solo existe una
cantidad relativamente pequeña de soluto, por unidad de volumen, la solución es diluida. Por
ejemplo 5 g de sal disueltas en 10 ℓ.

Ejemplos:
1.- Para preparar una solución al40% de alcohol, utilizamos 40% de alcohol y 60 ml de
agua. Así para preparar una solución al 45 % de NaCl, se pesan 45 g de NaCl y 55 g
de agua.

2.- Se requiere preparar 250 ml de una solución al 25.5 % de glucosa.¿ qué peso de
glucosa hace falta? ¿Cuánta agua es necesaria?

g de glucosa = 250 x 0.225 = 63.75 g
g de agua =250 – 63.75 = 186.25 g

Otra forma de expresar las concentración de las soluciones, especialmente si son muy diluidas,
es en partes por millón (ppm ) y en partes por billón (ppb); en ambas formas se expresan las
partes en peso, de soluto contenidas en un millón o en un billón de partes, en peso de solución.

���=
���� �� ������(�??????)
�??????��� �� �����??????ó�


Soluciones valoradas
Con frecuencia, es muy importante saber con precisión la cantidad soluto presente en cierta
cantidad de disolvente o solución a una determinada temperatura. Las soluciones técnicas o
valoradas se clasifican en: Molares, formales, normales y molales las cuales serán descritas
a continuación.

135. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 134
Molaridad
La solución molar ( M ), se expresa como un mol de soluto disuelto en un litro de solución y su
formula es: soluciondelitro
solutodeMoles
M
....1
..
=


Ejemplos:
1.- una solución 3 M de ácido nítrico ( HNO3 ) indica que es una solución que contiene 3 moles
de acido nítrico en un litro de disolución.

2.- Calcular la cantidad de soluto necesaria, expresada en gramos, para preparar 1 litro de
solución 1.72x10
—2
M de HgCl2

Donde= M = Concentración molar 





litro
moles

Datos
m =?
V = l
�=1.72??????10
−2
�����
�??????���

Peso molecular : 271.6 mol
g


Fórmula V
PM
m
V
n
M ==

Despeje

m = M x V PM

Substitución
m=( 1.72 x 10
- 2 l
moles
) (1 l ) ( 271.6 mol
g
)
Resultado
m = 4.67 g


3.- Calcule la molaridad de una solución, al disolver 316 g de MgBr2 en 859 ml de solución.

Datos
M=?
m = 316 g
PM= 184 g /mol (
MgBr2 )
V= 859 ml = 0.859 l

Fòrmula PM
m
n=


Substituciòn
moles
molg
g
n 71.1
/184
316
==

Resultado M
l
mol
V
n
M 22
859.0
71.1
====

4.- ¿ Cuál es la molaridad del ácido sulfúrico concentrado, el cual contiene 95.2 % en peso
de H2SO4
Y cuya densidad es de 1.53 g / ml.
Datos
M = ?
ρ H2SO4 =1.53 g/ml al 95.2 %
PM=98 g / mol
Fórmula
�=
�
??????
=
�
��
??????


Solución
�??????�?????? �� �� �??????���=1.53
??????
��
∗
1000��
1�
=1530
??????
�

?????? �� �
2??????�
4=1530
??????
�
(0.952)=1456
??????
�

�=
1456
??????
�
90
??????
���
=14.86
??????
�




Resultados

�
??????
2??????�
4
=14.86
??????
�
=14.86�

136. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 135
Normalidad
Una solución normal es la que contiene disuelto en 1 litro de solución (1000 ml ), el peso normal
o equivalente del soluto.
�=
??????
??????�


Donde
N = normalidad de la solución = g equivalente / ℓ
a= Gramos de soluto
V= Volumen de la solución = ℓ
E = peso equivalente = g / g equivalente

Ejemplos:
1.- prepare una solución de 1N de ácido sulfúrico (V= 1 ℓ) ¿Cuantos g de H2SO4 se necesitan?
Datos

PM H2SO4 = 98 g /
mol
N = 1 N
a =?
2
98
2
42
==
PM
E
SOH

Fórmula
VxE
a
N=
Despeje
a = V E N

Sustitución
a= (1ℓ) ()/.1).(./
2
98
( leequivalentgeequivalentgg
Solución
A= 49 g de H2SO4


2.-Calcule la normalidad de una solución de ácido fosfòrico ( H3PO4 ) que contiene 12.5 g
disueltos en 400 ml de solución
Datos
N= ?
PM= 98 g / mol
a = 12.5 g
V= 400 ml
E H3PO4 = eequivalentgg./.66.32
3
98
=


Fórmula
a =V E N
Despeje VxE
a
N=


Substitución )./66.32).(41.0(
5.12
esequivalentggl
g
N=

Solución
N = 0.9568 g equivalente / ℓ


Molalidad
Basadas en unidades de masa, tanto para el soluto como para el disolvente. Una solución
molal contiene 1 mol de soluto disuelto en 1000 g de disolvente (se expresa la molalidad en
moles de soluto por 1000 g de disolvente, no de solución).

La concentración de las soluciones, expresadas en unidades, varía con la temperatura; por
esta razón, algunas veces se emplean tras formas para expresar la concentración.
Dilución
La necesidad de diluir soluciones más concentradas es un hecho frecuente en el laboratorio.
El cálculo de la cantidad de solución más concentrada que se requiere para preparar la más
diluida, se basa en que la cantidad de soluto contenido en las dos soluciones debe ser la
misma. La concertación (moles de soluto por litro ) varia, pero el número de moles presentes

137. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 136
permanece constante, es decir, el número de moles de soluto en la solución concentrada es
igual al número de moles de soluto en la solución diluida
MD VD = M C VC

En donde MD VD son respectivamente la molaridad y el volumen de la polución diluida y M
C VC tienen el mismo significado para la solución concentrada.

Ejemplo:
Calcule el volumen de solución de 12 M de HCl, necesario para preparar por dilución con
agua, 250 ml de solución 1.5 M de HCl
MD VD = M C VC

: ml
x
V
M
VM
V
C
DD
C
.25.31
12
5.1250
==
=
La ecuación de dilución también es útil en la neutralización de ácidos y bases y se expresa de
la siguiente forma:
N Acido V Acido = N Base V Base

Ejemplo:
¿Cuál es la normalidad de una solución de hidróxido de calcio, si para neutralizar 18 ml de esta
se utilizaron 33?2 ml de una solución 0.03 N de H2SO4
Datos
N1 =?
V2 =18 ml
V2 = 33.2 ml
N2 =0.03 N

Fórmula
NBASE VBASE = NACIDO
VACIDO

N1 V1 = N2 V2

Despeje
1
22
1
V
VN
N
•
=


Substitución
ml
Nmlx
N
18
03.02.33
1=


Solución

N1 = 0.055 N de hidróxido de calcio


Presión Osmótica
Cuando dos soluciones de diferente concentración están separadas por una membrana
semipermeable, las moléculas del disolvente de una solución fluyen, a través de la membrana,
de una menor a una mayor concentración.
La membrana semipermeable actúa como una barrera entre dos soluciones, tiene la propiedad
de permitir que cierto tipo de moléculas pasen a través de ella e impide el paso de otras
especies en solución, pongamos por caso la de las células de la sangre, el pergamino y el
celofán.
Por ejemplo, si un disolvente puro (agua) y una solución acuosa (azúcar) se encuentran
separadas por una membrana semipermeable, las moléculas del disolvente atravesaran de
una manera espontánea, pero con distinta velocidad, a la membrana en ambas direcciones.

138. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 137
De hecho, existe una migración neta de las moléculas del agua hacia el lado donde esta la
solución, aumentando el volumen de la solución de azúcar. Este fenómeno conocido con el
nombre de ósmosis, se ocasiona debido a que el disolvente por tendencia natural, se mueve
a través de una membrana de una región de menor a otra de mayor concentración. La ósmosis
provoca una presión sobre esta última.
La presión osmótica de una solución es la presión que debe aplicarse sobre una solución para
impedir el paso del disolvente (ósmosis) a través de una membrana semipermeable. Las
mediciones cuantitativas demuestran que la presión osmótica es proporcional a la
concentración molal del soluto.
En ciertos casos, la presión osmótica puede ser tan grande que alcanza el valor de cientos
de atmósferas, por lo cual es muy importante en fisiología. El paso del agua hacia adentro
hacia fuera de una célula viva, es un proceso biológico vital.
Las células vivas están cubiertas por una membrana semipermeable que permite el paso libre
de las moléculas del agua, iones y moléculas simples: sin embargo, las moléculas complejas,
formadas dentro de la célula a partir de estos materiales, n la pueden atravesar.
Si la concentración de un soluto es la misma en ambos lados de la membrana, la presión
osmótica es igual y las solución se dice que son isotónicas. Por ejemplo, la concentración
normal de las sales en la sangre es isotónica a una solución de NaCl 0.9 % esta última se
llama solución salina fisiológica
Cuando se colocan glóbulos rojos. (Eritrocitos) en una solución salina isotónica, no ocurre
ningún cambio en las células; sin embargo, si los eritrocitos se encuentran en una solución de
menor concentración (hipotónica) o en agua destilada, esta atravesará la membrana de las
células, hinchándolas hasta provocar su ruptura; a este fenómeno se le llama hemólisis.
Por el contrario, si los glóbulos rojos se introducen en una solución de mayor concentración
(hipertónica), el agua fluirá de las células a la solución y las paredes de estas se contraerán;
el fenómeno se llama plasmólisis o crenaciòn. Algunos de los solutos que contienen la sangre
no son capaces de atravesar las paredes de los capilares, lo cual origina una mayor presión
osmótica en la sangre en comparación con los fluidos extracelulares que la rodean.
El agua fluye de los líquidos extracelulares a los capilares y mantiene a las venas llenas,
impidiendo el colapso de los vasos sanguíneos. Las disoluciones salinas, inyectadas en el
torrente sanguíneo, deben ser isotónicas con respecto a la disolución interior de los glóbulos
rojos Sin embargo, en algunos casos, la introducción de soluciones híper o hipotónicas en la
sangre puede tener efectos terapéuticos. Los laxantes salinos forman, una presión osmótica
elevada, una solución hipertónica en el intestino, lo que obliga al agua exterior a atravesar la
pared intestinal, de esta manera aumenta el líquido en el intestino y laxa a la persona.

139. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 138
Una membrana semipermeable a) permita que pasen las moléculas de agua pero no las de
azúcar; las moléculas de agua irán de la región de menor concentración a la de mayor
concentración. b) cuando el equilibrio se establece, la zona de la solución de azúcar ha
aumentado de tamaño. c) la presión osmótica es igual a la presión que debe aplicarse a la
solución de azúcar para evitar que las moléculas de agua pasen a la solución a través de la
membrana semipermeable (ósmosis)
Coloides

Se definen como las mezclas constituidas por dos fases de materia, la fase dispersa y la
continua; puesto que son intermedios entre las suspensiones y las soluciones. Las partículas
coloidales son mas grandes que los átomos, moléculas e iones simples de las soluciones; son
de menor tamaño que las partículas de las suspensiones, pueden observarse en el
microscopio y se sedimentan cuando están en reposo.
Las emulsiones son coloides compuestos por dos líquidos miscibles y una sustancia
protectora. A continuación, se muestra una tabla comparativa entre solución, suspensión y
coloide.
El humo es un coloide de aire y finas partículas sólidas. Una comparación entre las
propiedades de las soluciones, coloides y suspensiones es la siguiente.
Tipos posibles de dispersiones coloidales:
Partícula coloidal Medio de suspensión Ejemplos

Sólido
Sólido
Líquido
Gas
Carbón en hierro fundido
Dispersión de oro en agua
Humo, cristales de hielo en una nube fría
Líquido sólido
Líquido
Gas
Geles, aceite de ballena
Emulsiones: mayonesa
Nubes de lluvia

Gas
Sólido
Líquido
Gas
Carbón activado, piedra pómez
Espumas en aerosol, crema batida
Ninguno, todos los gases son
completamente miscibles entre si

Soluciones Coloides Suspensiones
No sedimentan No sedimentan Sedimentan en reposo
Pasan a través de papel filtro ordinario Pasan a través de papel
filtro ordinario
Se separan mediante papel filtro
ordinario
Pasan a través de una membrana Se separan mediante una
membrana
Se separan mediante una
membrana
No dispersan la luz Dispersan la luz Dispersan la luz
Afectan las propiedades coligativas No afectan a las
propiedades coligativas
No afectan a las propiedades
coligativas

140. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 139
AUTOEVALUACION 7
1.- En el paréntesis de la izquierda escribe la letra que corresponda a la respuesta
( ) Es la parte activa y se encuentra en menor
proporción, constituyendo una solución :
a) Mezcla
b) Solvente
c) Soluto
d) Coloide
e) Medio de dispersión
( ) Es una solución valorada
a) Coloide
b) Suspensión
c) Saturada
d) Diluida
e) Normal
( ) Una solución que contiene un equivalente gramo de soluto disuelto en un litro de solución,
se llama:
a) 1 molar
b) 1 formal
c) 1 normal
d) 1 molal
e) 1 %
( ) ¿ Cuantos equivalentes de Al(OH)3 se requieren para neutralizar a dos equivalentes gramo de
HNO3 ?
a) 2
b) 3
c) 5
d) 1
e) 4
( ) Una solución de H2SO3 utilizó 10 ml de dicho ácido para neutralizar 25 ml de una solución 0.05
N de KOH ¿Cuál es la normalidad de dicho acido?
a) 5.12
b) 1.250
c) 2.51
d) 0.125
e) 12.50
II.- Resuelva los siguientes problemas (Solucione porcentuales)
1.- ¿Qué peso de cloruro de amonio ( NH4 Cl ) se necesita para preparar 100 ml de una solución que
contenga 80mg / ml de NH4 Cl?
2 ¿Cuántos gramos de ácido clorhídrico (HCl)
Concentrado conteniendo 37.9 % en peso de HCl y 62.1 % en peso de H2O , darán 5 g de HCl?
¿Calcule la concentración centesimal en peso de una disolución de 3.5 g de una sustancia en 40.0 g
de agua ρgua =1 g / cm
3
?
3. Una solución acuosa contiene 9 % en peso de azúcar y tiene una densidad de 1.03 g / ml ¿Cuantos
gramos de azúcar hay en400 ml de la solución?
4. Se requiere preparar 100 g de una solución de NaOH al 19.9 % (en peso) ¿Cuantos gramos de
NaOH y H2O se necesitan?
III.- Resuelva los siguientes problemas (soluciones técnicas o valoradas)

141. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 140
1.- Calcule la masa de soluto necesaria para preparar 1 litro de cada una de las siguientes soluciones:
a) 0.46 M de carbonato de sodio ( Na2 CO3 )
b) 0.03 M de nitrato de potasio ( KNO3 )
c) 0.05 M de sulfato de cobre II (CuSO4 )
d) 8.5 M de nitrato de plomo (Pb(NO3 )2
2.- ¿Cuantos mililitros de ácido sulfúrico (H2SO4)
Concentrado se necesitan para preparar 25 litros de Solución de ácido 6 molar? El ácido sulfúrico
concentrado contiene un 95% de H2SO4 y tiene una densidad de 1.8407 g / ml.
3.-Calcule la molaridad de una solución concentrada de HCl cuyo porcentaje en peso es de 38 % y su
densidad de 1.1885 g / ml.
4.-¿Cuál es la molaridad del ácido nítrico concentrad ( HNO3 ) , Si su densidad es de 1.4251 y su
concentración en peso es del 77.15 %.
5.- Calcule la molalidad de una solución de HNO3 del 32.3 % en peso.
6.-¿Cuál es la molaridad de una solución que contiene 20 g de alcohol metìlico ( CH3 OH ) disueltos
en 200 ml de solución?
7.- ¿Cuál es la concentración en g / l de una solución de ácido sulfúrico (H2SO4 ) 1 molar?
8.-¿Cuánto gramos de soluto se necesitan para preparar un litro de solución 0.5 molar de H2SO4
9.- ¿Cuantos gramos de soluto se necesitan para preparar 1 litro de una solución 1 normal de hidróxido
de sodio (NOH)
10.- Calcule la normalidad de una disolución que tiene una concentración de 26.5 g de Na2CO3 por
litro de solución
11.- ¿Cuántos g de hidróxido de calcio (Ca(OH)2 están contenidos en una solución 0.12 N?
12.- ¿Qué volumen de HNO3 , 0.2 N es necesario para neutralizar 15 ml de potasa (KOH ) 0.4 N ?
13.- ¿Qué volumen de NaOH 7 N es necesario para neutralizar 10 ml de HCl 0.2 N

142. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 141
Cinética química
A continuación trataremos uno de los aspectos más importantes de las reacciones químicas ¿
con que rapidez se efectúan ?, ¿ por medio de qué mecanismos se llevan a cabo ? ¿Hasta
que grado se forman los productos deseados? ¿Qué factores influyen, tanto en las
velocidades como en el alcance de las reacciones químicas? Las respuestas a estas preguntas
constituyen el campo de la cinética química.

La cinética química es la rama de la química que se ocupa del estudio de las velocidades a las
que se efectúan las reacciones químicas. El hierro se oxidad con mayor rapidez al contacto
con el aire húmedo que con el aire seco; los alimentos se descomponen más rápidamente
cuando no se refrigeran; la piel del cuerpo se broncea con mayor rapidez en el verano que en
el invierno. Estos son ejemplos comunes de cambio químicos complejos, con velocidades
variables de acuerdo con las condiciones de la reacción, aunque la forma en que se verifica
un cambio químico es más importante, que a simple velocidad de reacción, lo cual se estudia
en los mecanismos de reacción.
Velocidad de reacción
La velocidad de reacción se entiende como el número de moles de una sustancia producida
o consumida por unidad de tiempo y unidad de volumen de la mezcla reaccionante. dt
dn
V
v==
1
Matemáticamente:
Donde:
V= velocidad de reacción = lxseg
moles
dn = moles obtenidas de producto
dt = tiempo transcurrido ( seg.)
V = volumen del sistema reaccionante (l)
Las velocidades de algunas reacciones químicas ya nos son familiares; algunos ejemplos de
reacciones que se verifican con gran rapidez son la neutralización de un ácido con una base,
la combustión de la gasolina en el cilindro de un motor, etc. Existen también reacciones que
necesitan minutos, horas e incluso meses para
Efectuarse, por ejemplo, la oxidación de una pieza de hierro al exponerla a la intemperie. Es
frecuente la confusión en los conceptos: velocidad de reacción y tiempo de reacción. Es
frecuente la confusión en los conceptos: velocidad de reacción y tiempo de reacción; este
último se puede definir como el tiempo transcurrido desde el inicio de una reacción hasta la
aparente terminación de la misma.

Teoría de las colisiones
Para poder explicar el porque las sustancias son capaces de reaccionar, se ha desarrollado
un modelo teórico que no ayuda a comprender como se verifican las reacciones químicas.

143. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 142
De acuerdo con este modelo o teoría de las colisiones, para que ocurra una reacción química,
las especies químicas participantes, átomos, iones o moléculas deben chocar entre si. Estas
colisiones deben incluir la formación de nuevos enlaces al rompimiento de los ya existentes o
a ambos procesos.

Factores que afectan la velocidad de reacción
A partir de observaciones experimentales se ha encontrado que la velocidad de reacción esta
controlada solamente por algunos factores, de los cuales cuatro influyen con más frecuencia.
1.- concentración de los reactivos
2.- temperatura
3.- naturaleza de los reactivos
4.- catalizadores
Concentración de los reactivos
La concentración de una sustancia está definida como la cantidad de partículas (moles) por
unidad de volumen (litros)
Matemáticamente: V
n
C=

Donde:
C = concentración = moles / litro
n = Moles de la sustancia
V = Volumen = l
A medida que el número de partículas en un determinado volumen es mayor, aumenta la
frecuencia de las colisiones y pr lo tanto, la velocidad de la reacción, por ejemplo, las
combustiones ocurren más lentamente en el aire que con el oxígeno puro.
El efecto de la concentración fue estudiada por Guldberg y Waage en 1867, mediante la acción
de las masas, que establece “ A temperatura constante la velocidad de una reacción química
es proporcional al producto de las concentraciones molares de los reaccionantes”
En la expresión matemática de esta ley, cada concentración va elevada a un exponente igual
al coeficiente del reactante de la velocidad.
Así para la reacción:

a A + b B c C + d D

La expresión de su velocidad es:
�=??????[�]
�
[�]
�


K = Constante de velocidad de la reacción

144. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 143
Temperatura
Como sabemos, no toda colisión produce una reacción; las partículas deben chocar con
energía suficiente para que efectúen rupturas en los enlaces. La ecuación de Arrhenius
desarrollada en 1889, relaciona la constante de velocidad (K) con la temperatura absoluta de
reacción (ºK) y ha sido confirmada experimentalmente en multitud de ocasiones:

K = A e
-Ea/RT

K = constante de velocidad
A= factor de frecuencia de colisiones
Ea = Energía de activación = calorías
R = constante de los gases ideale = Kmol
cal
º
98.1
T= Temperatura de reacción = ºK
A la energía requerida para que se inicie una reacción se le llama energía de activación. A
medida que la temperatura es mayor, aumenta la energía cinética de las partículas, lo que
provoca que choquen con mayor frecuencia y que adquieran más rápidamente la energía de
activación.
Por lo tanto, cuando se eleva la temperatura de un sistema de reacción, aumenta la
velocidad de la misma. Así, la formación de agua a partir de hidrógeno y oxígeno es muy
lenta a temperatura ambiente y, sin embargo, puede ser explosiva aumentando la
temperatura.

Naturaleza de los reactivos
Las diversas substancias difieren marcadamente en la vencida a la que sufren los cambios
químicos. Estas diferencias pueden atribuirse a la estructura de los átomos, moléculas o
iones participantes.
Por lo general, las reacciones entre iones que n implican ruptura de enlaces, son muy rápidas,
casi instantáneas. Como por ejemplo, podemos citar la formación del precipitado de cloruro de
plata (AgCl) , al mezclar una solución de nitrato de plata (AgNO3 ), con una de cloruro de
sodio(NaCl), en tanto que las moléculas o grupos moleculares enlazados por covalencia, con
frecuencia reaccionan lentamente, puesto que dichas partículas no solo deben chocar entre si
con suficiente energía, sino que también deben tener la orientación apropiada para que se
produzca la reacción. Así, la síntesis del ácido yodhídrico (HI), a partir de sus elementos, es
muy lenta.
En las reacciones heterogéneas el cambio químico se presenta en el límite entre las fases, es
decir en la interface; en consecuencia, en consecuencia la velocidad de reacción es
proporcional a la superficie de contacto. Por lo tanto, si algún reaccionante es solidó, cuanto
más finamente dividido este, más rápido reaccionara. Así la madera finamente divida arde con
mayor rapidez que si estuviera en trozo.

145. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 144
Catalizadores

Los catalizadores son substancias que modifican la velocidad de una reacción sin sufrir cambio
aparente en su composición o en su peso. La acción catalítica se explica suponiendo que el
catalizador modifica la energía de activación, ya sea por formación de complejos inestables o
proporcionando una superficie de absorción.

Las acciones catalíticas intervienen en un número elevado de fenómenos químicos de gran
importancia científica, industrial y biológica, puesto que muchas reacciones se verificarían sin
la ayuda de los catalizadores tan rápido o tan lentamente que sería imposible aprovecharlas.

Equilibrio químico

Sistemas abiertos y cerrados
Se le llama sistema abierto al proceso que permite el intercambio de materia con sus
alrededores. Se le llama sistema que no intercambia materia con sus alrededores, aunque
puede liberar o absorber energía (calor o trabajo).

Reacciones reversibles e Irreversible
Una reacción irreversible es la que se verifica en un solo sentido, es decir se prolonga hasta
agotar por lo menos una de las substancias reaccionantes.
Se consideran irreversibles las reacciones instantáneas en las cuales pueden separarse los
productos del sistema como en el caso de la formación de un gas, un precipitado o un
compuesto ligeramente disociado o ionizado.

Una reacción reversible es aquella que tiene lugar en ambos sentidos simultáneamente, es
decir, los productos pueden reaccionar entre si para regenerar los reactivos.
Ejemplos:

146. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 145
Nota: La doble flecha indica una reacción reversible

Un equilibrio químico es un estado en el cual dos reacciones opuestas se verifican con la
misma velocidad.
En los sistemas en equilibrio, las propiedades microscópicas, como el color, la presión, las
cantidades de reactivos y productos, etc., permanecen constantes.
Atendiendo a la naturaleza de las especies químicas participantes en una reacción reversible,
el equilibrio que se establece puede ser molecular o iónico. En la reacción

A + B AB

El equilibrio resultante molecular, en tanto que en el sistema:

AB A
+
+ B
-

El equilibrio es iónico


Constante de equilibrio químico
A la relación de la constante de velocidad de reacción a la derecha y la constante de la
velocidad de la reacción a la izquierda, para un sistema en equilibrio, se le da el nombre de
constante de equilibrio.

Dado el sistema:

aA +
bB
cC + dD
Aplicando la Ley de acción de masas, tenemos:


dc
ba
DCKv
BAKv
22
11
=
=

Donde: 
= concentración en mol/ l, para cada especie reaccionante.

En el equilibrio v1 = v2 , por lo tanto
 
dcba
DCKBAK
21 =


Despejando
2
1
K
K
se tiene 2
1
K
K = 

dc
ba
DC
BA = K

K= Constante de equilibrio químico.

147. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 146
Con base en lo anterior, la constante de equilibrio químico se define como: “El producto de las
concentraciones molares de los productos, dividido entre el producto de las concentraciones
molares de los reactivos; cada substancia elevada al número de moles correspondientes”.
El valor de K para un sistema dado, depende de la temperatura. Para aplicar la expresión de
la constante de equilibrio a un sistema dado, se debe partir de la ecuación química de dicho
proceso.

N2(g) +
3H2(g)
2NH3(g)


3
22
2
3
HN
NH
K=


2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g) 

3
22
2
3
OSO
SO
K=


NO2(g) +
SO2(g)
NO2(g) +
SO3(g)


22
3
SONO
SONO
K=


2NO2(g) N2 O4 (g)
 

2
2
42
NO
ON
K=

Nota: El valor de K es único para cualquier reactivo a una temperatura dada y este valor no se
acostumbra acompañarlo de unidades.

.- Se hizo reaccionar una mezcla de yodo ( I2 ) e hidrógeno ( H2 ) a 448 ºC . Cuando se estableció
el equilibrio, se encontraron las siguientes concentraciones de los participantes:

H2(g) + I2
(g)
2HI (g)    lmolHIlmolIlmolH /0.3;/39.0;/46.0
22 ===

Calcule el valor de K a dicha temperatura, cuando se considera al HI como el producto. 

22
2
IH
HI
K=
; 
39.046.0
0.3
2
=K 50=K

148. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 147
2.- una mezcla en equilibrio, a 445 ºC, contiene 0.20 mol/l de H2 e igual cantidad de yodo ¿
Cuál es la concentración en el equilibrio de HI, si K= 64 para la formación de este
compuesto?

H2(g) + I2
(g)
2HI (g)


22
2
IH
HI
K=
= 64

 lmolHI
xHI
/6.156.2
56.204.064
2
==
==


Nota: Valores grandes de K significan grandes cantidades de productos y pequeñas
cantidades de reactivos en el equilibrio

Factores que afectan el equilibrio químico

El efecto de una reacción externa sobre el equilibrio se puede predecir aplicando el principio
enunciado por el físico francés Henry de Le Chatelier , que dice: “ Cuando un sistema en
equilibrio se sujeta a una acción externa, el equilibrio se desplaza en la dirección que tiende a
disminuir o neutralizar dicha acción” Experimentalmente se ha observado que los principales
factores que afectan el equilibrio químico son:

1.- La concentración
2.- La temperatura
3.- La presión
Efecto de la concentración

Al aumentar la concentración de alguna de las substancias, en un sistema en equilibrio, el
equilibrio se desplazará hacia la reacción que tiende a disminuir dicho aumento
Cuando cambian las concentraciones de los componentes de un sistema en equilibrio, el valor
numérico de K no cambia, pero el equilibrio se desplaza porque se favorece la velocidad de
reacción en uno u otro sentido, por ejemplo, en la reacción de equilibrio.


2CO2(g)
2CO(g) + O3(g)


2
2
2
2
CO
OCO
K=

149. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 148
La adición de oxígeno al sistema en equilibrio favorece momentáneamente la relación a la
izquierda. Cuando se vuelve a establecer el equilibrio, las concentraciones de 
2CO y 
2O
serán altas y la de CO será mas baja; pero la relación:


2
2
2
2
CO
OCO
K=

Y K tendrán el mismo valor que antes de que se adicionara oxígeno.

Efecto de la temperatura

Cuando se aumenta la temperatura de un sistema en equilibrio, este se desplazara en el
sentido de la reacción endotérmica. Se disminuye la temperatura, curre el proceso contrario.
Ejemplo:
¿ De que manera efectuarán aumento de temperatura al siguiente sistema en equilibrio?

H2(g)+
Br2(g)
2HBr (g) + 16800
calorías

Efecto de la presión

Si a un sistema en equilibrio se le aumenta la presión, el equilibrio se desplaza según la
reacción en que las substancias formadas ocupan un menor volumen.
Ejemplo:
¿ Que ocurre al aumentar la presiòn, en el siguiente sistema en equilibrio?

2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g)
2 moles 1 mol 2 moles
2 volúmenes +1
volumen
2
volúmenes

Se desplazará hacia donde haya menor volumen, es decir, favorece la formación de SO3. Una
disminución de cualquiera de los factores antes mencionados en un sistema en equilibrio
provoca un cambio opuesto.
Es conveniente aclarar que los catalizadores no modifican el equilibrio químico, pero si las
velocidades de las dos reacciones opuestas, permitiendo que aquel se establezca más
rápidamente.
Para predecir el desplazamiento del equilibrio en un sistema dado, aplicando el principio de
Le Chatelier, debe considerarse cuál de las dos reacciones es exotérmica, y en caso de
sistemas gaseosos, si existe cambio de volumen,
Ejemplo: para el siguiente sistema en equilibrio:

150. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 149

2SO2(g) +
O2(g)
2SO3(g)

ΔHR = - 23.54 k cal/ mol

Al verificarse los cambios anotados, el equilibrio se desplazara de la siguiente manera: Hacia
la derecha, si aumenta la concentración de SO2 , puesto que al formarse el SO3 se consume.

Estado gaseoso
Este estado físico de la naturaleza es muy importante para nosotros, puesto que cuando el
viento toca nuestro rostro o nos llega la fragancia de un perfume, percibimos la materia en
estado gaseoso. En el desarrollo histórico de la química, los gases han tenido gran importancia
y han proporcionado una clave tanto para los problemas químicos como para físicos.
En un efecto, las investigaciones de los gases fueron un aspecto fundamental para de la teoría
atómica. Como se verá en este tema, las partículas constituyentes (moléculas o átomos) de
los gases se desplazan a altas velocidades; a este movimiento se deben algunas propiedades
interesantes.
También se ha encontrado que al aumentar la temperatura de un gas que esta dentro de un
recipiente cerrado, aumenta considerablemente la presión. A continuación se realiza un
estudio más exhaustivo de la influencia de la presión y la temperatura sobre el volumen de un
gas.
Teoría cinética molecular
Es importante para el hombre conocer e interpretar los sucesos que ocurren en la naturaleza,
de tal forma que se ha propuesto una teoría cinética molecular, cuyos fundamentos iniciales
se deben a D. Bernouli, en 1738, y posteriormente a Maxwell y Boltzman entre 1860 y 1870.
Esta teoría se basa en el concepto de que los gases se componen de partículas (átomos o
moléculas) que se encuentran en un estado de movimiento continuo. La teoría cinética
molecular se puede expresar en función de los siguientes postulados básicos:
1.- Los gases se componen de partículas (moléculas) pequeñas y la distancia promedio entre
ellas es tan grande que el volumen real que ocupan es despreciable comparado con el vacío
que se encuentra entre ellas.
2.- No existen fuerzas de atracción o repulsión entre las partículas que forman un gas y se
puede considerar como se comportan como masas muy pequeñas.
3.- Las moléculas están tan rápido y continuo movimiento errático constantemente chocan
unas con otras o con cualquier objeto de su ambiente; por ejemplo, las paredes del recipiente.
Como resultado de este movimiento, las partículas poseen una energía cinética (en donde m
es la masa de una partícula y v su velocidad:

151. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 150 2
2
1
mvE
c=

4. Las colisiones no causan pérdida neta de la energía cinética total de las partículas, de las
que se dice que son perfectamente elásticas.
Estos postulados proporcionan un buen modelo de un gas. El estado gaseoso tiene un interés
especial, pues las manifestaciones que presenta han sido fundamentales para el estudio de la
estructura de las partículas.
En el estudio de las gases hay tres variables fundamentales: presión, temperatura y volùmen,
las cuales son dependientes entre si.
PRESIÒN
Se define como la fuerza que se aplica a una determinada area: A
F
P=

La presión de un gas se relaciona con presión del aire (atmósfera). Las moléculas y los átomos
que están presentes en la atmósfera ejercen presión en todos los objetos expuestos a ella.
Esta presión se denomina presión del aire o atmosférica; con frecuencia, la presión atmosférica
se mide con un barómetro, el cual fue inventado por Torricelli en el siglo XVII y consta de un
tubo de vidrio, sellado en un extremo, el cual se invierte y se sostiene dentro de un recipiente
que contiene mercurio abierto a la atmósfera.
Las principales equivalencias en que se mide la presión son las siguientes:

1 atmósfera = 760 mm Hg = 76 cm de Hg
= 760 torr = 1033 g / cm
2

= 1.01325 x10
6
dina / cm
2

= 14.696 lb / pulg
2

TEMPERATURA
Se definen a la temperatura como la medición del calor en los
cuerpos, puesto que estas se encuentran en movimiento
constante en mayor p menor grado, dicho movimiento esta en
relación directa con las propiedades térmicas del cuerpo y su
relación con el medio.
Existen diferentes unidades de temperatura, como los grados
Celsius ( C ) y los grados Fahrenheit ( ºF ) que son los más
usuales.

152. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 151
Como la diferencia entre los puntos de congelación (32 ºF ) y de ebullición (212 ºF ) del agua,
en grados Fahrenheit, es de 212-32 =180º y la escala centígrada es de 100, entonces la
relación entre ella es:
Cº8.1
100
180
=
o Cº
5
9

Del cual obtenemos la siguiente fórmula:

º F =1.8 º C + 32

en 1848, Lord Kelvin, en el propósito de eliminar problemas con valores negativo, estableció
el concepto del cero absoluto para la temperatura en el momento en que cesa el movimiento
térmico.
Predicciones teóricas basadas en la termodinámica indican que el cero absoluto nunca podrá
obtenerse, por lo tanto, la escala absoluta se llama Kelvin en honor a el mismo y su conversión
en º C es :

º K = º C + 273

153. Ing. Químico Rosendo González Solís Análisis de la Materia y La Energía 152
Bibliografía

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Interamericana editores, México. D.F.

▪ David E. Goldberg (2006). Química, Primera Edición Editorial Mac Graw –Hill
Interamericana editores. México D.F.

▪ Ignacio Ortiz Flores (2006). Química I. Primera Edición. Editorial Santillana. México. D.F.

▪ F. Recio Del Bosque (2008) Química Inorgánica. Cuarta Edición Editorial Mc Graw-Hill
Interamericana Editores, México. D.F.

▪ Ariel Bosco Zilli Cervantes/Gisela Vélez Ortega. (2010) Química I. Dirección General de
Bachillerato. Secretaria De Educación Xalapa de Enríquez. Veracruz