Unmsm teoría quimica

CENTROPREUNIVERSITARIO
UNMSM
QUÍMICA

UNMSM QUÍMICA
SAN MARCOS 2017 CUESTIONARIO DESARROLLADO
SISTEMA INTERNACIONAL DE UNIDADES
DENSIDAD - TEMPERATURA
MATERIA ENERGIA
I. SISTEMA INTERNACIONAL DE UNIDADES
El Sistema Internacional está formado por unidades de base, unidades suplementarias y
unidades derivadas. También el uso de prefijos (múltiplos y sub múltiplos)
1.1 Unidades de Base. Son unidades definidas de base a fenómenos físicos naturales e
invariables
ITEM MAGNITUDES FISICAS NOMBRE DE LAS
UNIDADES
SIMBOLO
1
2
3
4
5
6
7
Longitud
Masa
Tiempo
Intensidad de corriente E.
Temperatura termodinámica
Intensidad luminosa
Cantidad de sustancia
metro
kilogramo
segundo
ampere
kelvin
candela
mol
m
kg
s
A
K
cd
moL
1.2 Unidades Derivadas. Son las que se forman al combinar algebraicamente las
unidades de base y/o suplementarias.
MAGNITUDES FISICAS NOMBRE DE LAS UNIDADES SIMBOLO
Superficie (área)
Volumen
Densidad
Velocidad
Velocidad Angular
Aceleración
Aceleración angular
Concentración molar
Densidad de corriente E.
metro cuadrado
metro cúbico
kilogramo por metro cúbico
metro por segundo
radian por segundo
metro por segundo al cuadrado
radian por segundo al cuadrado
moL por metro cúbico
ampere por meto cuadrado
m²
m3
kg/m3
m/s
rad/s
m/s²
rad/s²
mol/m3
A/m²
1.3 Unidades Derivadas (SI) con nombre y símbolo propios:
MAGNITUD UNIDAD SIMBOLO EXPRESION DE LAS
UNIDADES DE BASE O
DERIVADAS
Frecuencia
Fuerza
Presión y tensión
Trabajo, energía, cant. de calor
Potencia
Cantidad de electricidad
Capacidad eléctrica
Resistencia eléctrica
hertz
newton
pascal
joule
watt
coulomb
faraday
ohm
Hz
N
Pa
J
W
C
F

1 Hz = 1s-1
1 N = 1kg.m/s²
1 Pa = 1 N/m²
1 J = 1N.m
1 W = 1J/S
1 C = 1A.S
1 F = 1 A.S/V
1 = 1V/A

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1.4 Múltiplos y Submúltiplos
PREFIJO SIMBOLO FACTOR EQUIVALENTE
M
U
L
T
I
P
L
O
S
U
B
M
U
L
T
I.
exa
peta
tera
giga
mego
kilo
hecto
deca
deci
centi
mili
micro
nano
pico
femto
atto
E
P
T
G
M
k
h
da
d
c
m
µ
n
p
f
a
1018
1015
1012
109
106
103
102
10
10-1
10-2
10-3
10-6
10-9
10-12
10-15
10-18
1 000 000 000 000 000 000
1 000 000 000 000 000
1 000 000 000 000
1 000 000 000
1 000 000
1 000
1 00
1 0
0,1
0,01
0,001
0,000 001
0,000 000 001
0,000 000 000 001
0,000 000 000 000 001
0,000 000 000 000 000 001
FACTORES DE CONVERSION Y CONSTANTES
UNID. DE LONGITUD
1µ = 104
Å
1Å = 10-8
cm
1m = 3,281 pie
1 pie = 30,48 cm = 12 pulg
1 pulg = 2,54 cm
1 yarda = 3 pies = 0,9144 m
1 milla mar. = 1852 m
1 milla terr. = 1609 m
UNID. DE MASA
1lb = 16 onzas
1 onza = 28,36 g
1 ton. Métrica = 103
kg
1kg = 2,205 lb
UNID. DE VOLUMEN
1 barril = 42
1 dm3
= 103
cm3
1 pie3
= 28,316
1 m3
= 1000
1 ml = 1cm3
UNID. DE PRESION
1 atm = 1,03323 kgf/cm²
1 atm = 14,696 Lbf/pulg² = 760 torr.
1 atm = 760 mmHg = 76 cmHg
UNID. DE ENERGIA
1 cal = 4,184 Joule
1 ev = 1,602 x 10-19
Joule
1 Joule = 107
ergios
CONSTANTES
C = Veloc. de la luz = 3,0 x 105
km/s
h = constante de planck = 6,626 x 10-34
J.S.
NA = 6,023 x 1023
part./mol NA = Nº de Avogadro
R = 0,082 atm./mol.k= 62,4 mmHg./mol.k
R = Constante Universal
II. TEMPERATURA
Es un parámetro determinado
arbitrariamente que nos indica la
energía promedio de un cuerpo (frío
o caliente). Es la gradiente.
a. FORMULA GENERAL: Tº de calor
9
492
R
5
273
K
9
32
F
º
5
C
º 





b. VARIACION DE
TEMPERATURA:
1 ºC <> 1,8 ºF <> 1K <> 1,8 R
c. ESCALA TERMOMÉTRICA:
ºC ºF K R
100 212 373 672 Pto. Ebull. H2O
0 32 273 492 Pto. Cong. H2O
-17,7 0 252,3 460 Pto. Cong.
(H2O+NH4Cl)
-273 -460 0 0 Cero Absoluto

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E. Relativas E. Absolutas
III. DENSIDAD:
Relación de la masa y el volumen de
los cuerpos. Es una magnitud
derivada.
1. Densidad Absoluta (DABS):
3
3
3
ABS
m
kg
,
pie
Lb
,
kg
,
ml
g
,
cm
g
v
m
D



2. Densidad Relativa (DR)
a. Sólidos y Líquidos
O
2
H
)
S
(
R
D
DS
D   
O
2
H
L
R
D
D
D 

DH2O = 1g/ml S = sólido
L = líquido
b. Gases
AIRE
)
S
(
R
D
Dg
D  Daire = 1,293 g/
g = Gas
Obs.: D aceite = 0,8 g/ml
D Hg = 13,6 g/ml
3. Mezclas
n
2
1
n
2
1
m
V
....
V
V
M
...
M
M
D







Para volúmenes iguales:
n
D
...
D
D
D n
2
1
m




IV. MATERIA Y ENERGIA
I. MATERIA
Es todo aquello que ocupa un lugar
en el espacio, tiene masa y
volumen. Según Einstein la materia
es la energía condensada y la
energía es la materia dispersada.
II. PROPIEDADES DE LA MATERIA
A. Propiedades Generales o
Extensivas:
Dependen de la masa.
1.Inercia
2.Indestructibilidad
3.Impenetrabilidad
4.Extensión
5.Gravedad
6.Divisibilidad
B. Propiedades Particulares o
Intensivas:
No dependen de la masa
1. Elasticidad
2. Porosidad
3. Maleabilidad (Láminas)
4. Ductibilidad (Hilos)
5. Flexibilidad
6. Dureza
7. Conductibilidad
8. Viscosidad
9. Tenacidad
10. Comprensibilidad y Expansibilidad
III. ESTADOS DE LA MATERIA
1. SOLIDO:
FUERZA FUERZA
COHESION > REPULSION
FORMA : DEFINIDA
VOLUMEN : INVARIABLE
MASA : INVARIABLE
2. LIQUIDO:
FUERZA FUERZA
COHESION = REPULSION
FORMA : NO DEFINIDA
MASA : INVARIABLE
3. GASEOSA:
FUERZA FUERZA
REPULSION > COHESION
FORMA : NO DEFINIDA
MASA : INVARIABLE
4. PLASMATICO
Sistema que se halla a elevadas
temperaturas (2.104
K), constituidos
por Iones y Partículas subatómicas.
El Sol, Estrellas, Núcleos de la
Tierra.

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COLOIDE: Fenómeno de Dispersión
Tiene 2 fases: Dispersa y
Dispersante. Tiene movimiento
Brownlano; para reconocerlo se
aplica el “Efecto Tyndall” Ej.
Gelatina, Flan, Clara de huevo.
IV. CAMBIO DE FASES
Ej.: Sublimación: Hielo seco (CO2)
Naftalina, Etc.
* VAPORIZACION (toda la Masa):
EVAPORACION
SE PRODUCE EN LA SUPERFICIE
Ejm.: H2O del mar
* VOLATIZACION: SE EVAPORA
SIN HERVIR. Ejm: Acetona,
Bencina
V. ENERGIA
Es todo aquello capaz de producir
trabajo. También se define como
materia dispersa. Clases: Energía
Mecánica, Energía Eléctrica,
Energía Química, Energía
Radiante, Energía Luminosa y
Energía Atómica.
LEY DE LA CONSERVACION DE
LA MASA DE EINSTEIN,
estableció 2 ecuaciones:
1era. Ecuación:
E = m.c2
m = masa (g, kg)
c = velocidad de la luz
c = 3.105
km/s
c = 3.108
m/s
c = 3.1010
cm/s
E = Energía (ergios, joules)
2da. Ecuación
2
f
0
f
c
V
1
m
m








m0 = masa en reposo
mf = masa en movimiento
vf = velocidad final
c = velocidad de la luz
MEZCLAS Y COMBINACIONES
A. MEZCLAS:
Son aquellas cuyos componentes se
encuentran en cualquier proporción
no sufren cambios en sus
propiedades, no hay reacción
química y pueden separarse por
métodos físicos
Ejm. AGUA DE MAR, LATON,
PETROLEO
SISTEMA DE UNA MEZCLA
Fases: Separaciones
(Liq., Sol., Gas., Coloide, etc.)
COMPONENTES
Pueden ser elementos o
compuestos. Ejm.: Cu, H2O
CONSTITUYENTES
Tipos de átomos de la mezcla.
Ejm. H2O + NaCl
Constituyentes: H, O, Na, Cl
B. COMBINACIONES:
Son aquellos cuyos componentes
están en proporciones definidas y
fijas, donde ocurren reacciones
químicas, formando así los
productos (nuevas sustancias)
sólo se separan por medio
químicos.
Ejm: LA COMBUSTION DEL PAPEL
SOLIDO LIQUIDO
GASEOSO
SOLIDIFICACION
FUSION

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PROBLEMAS RESUELTOS Y
PROPUESTOS
I. PROBLEMAS S. I.:
1. ¿Cuántas no corresponden a
unidades de base del S.I.?
I. Aceleración
II. Tiempo
III. Intensidad de Corriente
IV. Volumen
V. Longitud
a) 1 b)2 c) 3 d) 4 e) 5
Resolución
Por Teoría de unidades del S I. Sólo son
unidades que no corresponden a las
unidades de base:
I. Aceleración (derivada)
II. Volumen (derivada)
Rpta. (b)
2. ¿Cuál es la equivalencia incorrecta?
a) 1m3
= 10- 6

b) 1 um = 10- 6
m
c) 1

A = 10- 8
cm
d) 10 yardas = 30 pies
e) 1dm3
= 1 
Resolución
Según la teoría de equivalencias de
unidades es incorrecta:
1 m3
= 106

Debe ser 1m3
= 103

Rpta: (a)
3. ¿Cuántos µs hay en 1 hora?
a) 36x105
b) 36x106
c) 36x108
d) 36x104
e) 3600
Haciendo conversiones y
simplificando:
s
10
us
1
x
H
1
s
3600
Hx
1 6

Luego: 3600 x 106
us
= 36 x 108
us
Rpta. (c)
4. Convertir:
E = 18
min
ml
x
g
a
H
x
kg 
a) 1,5 x 104
b) 3 x 106
c) 1,5 x 105
d) 3 x 108
e) 3 x 105
Resolución
min
60
H
1
x
1
ml
10
x
kg
1
g
10
x
H
x
kg
18
E
3
3



E =
min
ml
x
g
10
x
3
10
x
6
10
x
18 5
6

Rpta. (e)
5. Calcular el valor “R” en cm3
de la
siguiente expresión:
R
cm
m
27
cm
R 3




a) 30 b) 2 x 102
c) 3 x 103
d) 3 x 104
e) 2 x 104
Resolución
Donde elevamos al cuadrado:
R
cm
m
27
cm
R 3
2
2




Luego:
R3
= 27(106
cm3
) . (103
cm3
) . cm3
R3
= 27 . 109
cm9
R =
3 9
9
cm
10
.
27
R = 3.103
. cm3
Rpta. (C)
6. Expresar su equivalencia:
60 Bb x
min
mg
a  x
s
g
Rpta. 4.2 x 10-2

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7. Indicar el valor de “x” para que
cumpla la siguiente igualdad
Gm
nm
x
pm
x
999


Rpta. 1m²
8. Un alumno del CPU-UNAC necesita 3
mg de Cianocobalamina diario para
su desgaste mental. ¿Cuántos kg de
queso deberá consumir diariamente
si un kg de queso contiene 6.0 x 10-3
mg de cianocobalamina?
Rpta. 0.5kg
II. TEMPERATURA:
1. Un alumno del CPU-UNAC está con
fiebre y su temperatura indica 38ºC
¿Cuánto indicará en un termómetro
en grados Farentheit (ºF)?
a) 106,4ºC b) 101,4ºC
c) 104,4ºC d) 100,4ºC
e) 98,4ºC
Resolución
Aplicando:
9
32
F
º
5
C
º 

Reemplazando:
F
º
32
9
x
5
38
9
32
F
º
5
38











ºF = 7,6 x 9 + 32 = 100,4ºC
Rpta. (d)
2. ¿A qué temperatura en la escala
celsius se cumple que la lectura en
ºF es igual a 2,6 veces que la lectura
en ºC?
a) 30ºC b) 40ºC c) 50ºC
d) 60ºC e) 80ºC
Resolución
Aplicando:
9
32
x
6
,
2
5
x
9
32
F
º
5
C
º 




9x = 13x – 160
4x = 160  x =
4
160
= 40ºC
Rpta.: (b)
3. Se construye una nueva escala “ºx”,
en la que la temperatura en los
puntos de congelación y ebullición
del agua son –10ºx y 110ºx.
Calcular ¿a cuánto equivale una
lectura de –20ºC en la escala ºx?
a) –20ºx b) –34ºx c) –17ºx
d) –40ºx e) –74ºx
Resolución
Aplicando: Thales
ºx ºC
110 100 Pto. Ebull. H2O
Pto. Cong. H2O
-10 0
x -20
Donde:
)
20
(
0
)
20
(
100
x
10
x
110








6
x
10
x
110
1
6
x
10
x
110









110 – x = -60 – 6x  x = -34ºx
Rpta. (b)
4. Un pollo se llega a hornear a la
temperatura de 523k ¿Cuánto
indicará en un termómetro en
grados celsius?
Rpta.: 250°C
5. Si el agua congela a –10°A, hierve a
80°A ¿A cuántos grados celsius
equivale 120°A?
Rpta: 144,4°C
6. Se tiene dos cuerpos A y b. Si se
mide la temperatura en grados
celsius, la lectura de “A” es el doble
que la de “B”, si se miden las
temperaturas en grados Farenheit la
lectura de “B” es los 3/5 de la de
“A”. Indicar las temperaturas de A y
B en grados Celsius

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Rpta.: 71°C y 35,5°C
7. Determine la lectura en grados
Rankine (R), si sabemos que
°C = F

2
1
Rpta.: 480 R
8. Un termómetro está graduado en
una escala arbitraria “X” en la que la
temperatura del hielo fundente
corresponde a –10ºX y la del vapor
del H2O a 140ºX. Determinar el
valor del cero absoluto en ésta
escala arbitraria
Rpta.: -420
III. DENSIDAD
1. ¿Qué masa en gramos hay en 400
ml de alcohol etílico, cuya densidad
es 0,8 g/ml?
Resolución
Aplicando:
V
M
D  m = D.V
m = g
320
ml
400
x
ml
g
8
,
0

Rpta. (b)
2. Se mezclan dos líquidos A (D =
1g/ml) con B (D = 2g/ml), en
proporción volumétrica es de 3 a 2.
Hallar la densidad de la mezcla
a) 0,9 b) 1,2 c) 1,4 d) 3 e) 2
Resolución
Aplicando:
2
1
2
2
1
1
m
V
V
V
.
D
V
.
D
D



ml
/
g
4
,
1
5
7
3
2
2
x
2
3
x
1
Dm 




Rpta. (c)
3. Se mezclan un líquido “A” con agua
de tal manera que la densidad
resulta 1,50 g/cm3
en un volumen
de 1 litro. Se extrae 100 cm3
de “A”
y se agrega la misma cantidad de
agua, como resultado la densidad
disminuye a 1,25 g/cm3
. Hallar la
densidad del líquido “A” en g/cm3
a) 1,5 b) 2,5 c) 3,5
d) 4,5 e) 1,2
Resolución
Mezcla: Liq. A + H2O
Di = 1,50 g/cm3
Vi = 1l = 1000cm3
= 1000ml
Mi = 1500g
Luego:
Vf = 1000cm3
– 100cm3
A + 100cm3
H2O
Df = 1,25 g/cm3
Mf = 1500g – mA + 100g = 1600g – mA
Luego:
3
f
f
f
cm
1000
mA
g
1600
V
m
D



mA
g
1600
cm
1000
x
cm
g
25
,
1 3
3


1250g = 1600g – mA
Donde:
VA = 1000cm3
3
3
cm
/
g
50
,
3
cm
100
g
350
DA 

Rpta. (c)
4. Hallar la densidad de H2O
1 g/ml a Lb/pie³
Rpta.: 62,3
5. El volumen de un recipiente es 35ml,
si se llena de agua, tiene una masa
de 265g; y si se llena con otro
líquido “x” tiene una masa de 300g.
Determine la densidad del líquido
“x”.
Rpta.: 2 g/ml

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6. A una mezcla de dos líquidos cuya
densidad es 1,8g/ml se le agrega
600g de agua y la densidad de la
mezcla resultante es de 1,2g/ml
¿Cuál es la masa de la mezcla
inicial?
Rpta.: 360g
IV. MATERIA Y ENERGIA
1. La propiedad de la materia que
determina el grado de resistencia al
rayado es la:
a) Tenacidad b) Cohesión
c) Repulsión d) Flexibilidad
Resolución
De acuerdo a la teoría es la dureza Ejem.:
Diamante
Rpta. (e)
2. La alotropía lo presenta sólo el:
a) Hidrógeno b) Sodio
c) Oxígeno d) Nitrógeno
e) Flúor
Resolución
Por teoría en este caso lo presenta el
oxigeno como: O2 (molecular) y O3 (ozono)
Rpta. (c)
3. Determinar la energía en Joules que
se libera al explotar un pequeño
reactivo de uranio de 200 g.
a) 9 x 1014
b) 1,8 x 1016
c) 9 x 1016
d) 1,8 x 1020
e) 9 x 1021
Resolución
Aplicando
Energía de Einstein:
E = m.c2
E = 0,2 Kg x (3 x 108
m/s)2
E = 2 x 10-1
x 9 x 1016
Joules
E = 18 x 1015
= 1,8x1016
Joules
Rpta. (b)
4. ¿Cuál será la masa de los productos
de la reacción, si 2g de uranio – 235
sufren una fisión nuclear y producen
1,5x1014
ergios de energía radiante,
liberando energía térmica?
a) 0,99 g b) 9,9 g
c) 1,99 g d) 19,9 g
e) 1,6 g
Resolución
Ec. de Einstein
E = m.c2
Donde:
m = 2
10
2
2
14
2
)
s
/
cm
10
x
3
(
s
/
cm
x
g
10
x
5
,
1
c
E

m = 1,67 x 10- 6
Luego la masa de los productos:
mp = 2g – 1,67 x 10- 6
g = 1,99 g
Rpta. (c)
5. ¿Cuántas fases, componentes y
constituyentes existen en el sistema
formado por una mezcla de oxigeno,
hidrogeno, agua, hielo?
Rpta. ........
6. La masa de un cuerpo es de 10g.
Calcular la masa del cuerpo luego de
liberar 3,6 x 1014
Joules de energía.
Rpta. 4 g
7. Cuáles corresponden a Fenómenos
Químicos:
I) Combustión del papel
II) La leche agria
III) Oxidación del Hierro
IV) Filtración del agua
V) Sublimación del hielo seco
Rpta. .........
8. Cuáles corresponden a Fenómenos
Físicos:
I) Mezcla de agua y alcohol
II) Disparo de un proyectil
III) Oxidación del cobre
IV) Licuación del propano
V) Combustión del alcohol
Rpta. .........
9. Un cuerpo de 420 g de masa es
lanzado al espacio, en un
determinado instante su velocidad
es los ¾ de la velocidad de la luz.
Hallar su masa en ese instante.
Rpta. 240 7
10. Si 12g de una partícula se
transforma completamente en
energía se obtendrá:
Rpta.10,8 .1021 erg.

I. BREVE RESEÑA:
1.1 Teoría de Leucipo y Demócrito
(400 a.c.):
Desde la antigüedad el hombre se
ha interesado en conocer la
estructura íntima de la materia.
Los filósofos griegos dijeron que
“la materia era una concentración
de pequeñas partículas o átomos
tan pequeños que no podían
dividirse” (la palabra átomo deriva
del griego A = SIN y TOMO =
DIVISION).
Estos filósofos llegaron a esta
conclusión partiendo de la premisa
de que “nada se crea de la nada y
nada se destruye sin dejar nada”.
Esta teoría fue atacada
duramente por Aristóteles, otro
gran filósofo, apoyaba la teoría de
Empedocles, la cual sostenía que
la materia estaba constituída por
cuatro elementos fundamentales:
Agua, Tierra, Aire y Fuego y que
los distintos estados de la materia
eran combinaciones de éstos
cuatro estados fundamentales:
Las doctrinas del atomismo se
perpetuaron por medio del poema
“DE RERUM NATURA”, escrito
alrededor del año 500 a.c. por el
poeta romano Tito Lucrecio Caro.
Tuvieron que pasar más de
2000 años para que otros
estudiosos de la materia retomen
las ideas de Leucipo y Demócrito
rechazaron las concepciones
erróneas de Aristóteles.
1.2 Teoría de John Dalton (1808)
La teoría de Dalton se basa en
cuatro postulados fundamentales
enunciados en un trabajo científico
titulado “NEW SYSTEM OF
CHEMICAL PHILOSOPHY”.
 La materia está constituida por
partículas pequeñas e
indivisibles.
 Los átomos de un mismo
elemento químico son de igual
peso y de igual naturaleza.
 Los átomos de diferentes
elementos químicos son de
distintos pesos y de distinta
naturaleza.
 Una reacción química es el
reordenamiento de los átomos
en las moléculas.
Posteriormente gracias a
ciertos descubrimientos por los
científicos como los Tubos de
Descarga (Croockes), Rayos
Catódicos (Plucker), Rayos
Canales (Goldstein), efecto
Fotoeléctrico (Hertz), Rayos X
(Roentgen) etc.
Se dieron los modelos atómicos:
CALOR
TIERRA
FUEGO
SECO
AIRE
HUMEDAD
AGUA
FRIO

1.3 J.J. Thompson (1897) “Módelo del
Budín de Pasas”
Basándose en los descubrimientos
y experimentos anteriormente
citados Thompson elaboró una
teoría muy consistente ya que
incluso nos presentó un modelo
atómico.
“El Atomo es una esfera de
electricidad positiva, en el cual sus
electrones estaban incrustados
como pasas en un pastel, cada
elemento tenía en sus átomos, un
átomo diferente de electrones que
se encuentran siempre dispuestos
de una manera especial y regular”.
Determinó la relación carga-
masa
q/m = 1,76 x 108
c/g
y Millikan, realizó el experimento
de gota de aceite y determinó la
masa del electrón.
m e = 9,11 x 10-28
g
y carga e  q = -1,6 x 10-19
C
 DE CARGAS (+) =  DE CARGAS (-)
1.4 Ernest Rutherford (1911)
“Modelo semejante al sistema
solar”.
Descubrió el núcleo del átomo
utilizando rayos “+
” sobre una
lámina de oro”
Dió a conocer una imagen distinta
del átomo:
- Posee un núcleo o parte central
muy pequeña
- Además éste núcleo es muy
pesado y denso.
- El núcleo es carga positiva
donde se origina la fuerza que
desvía las partículas alfa.
1.5 Nields Bohr (1913)
“Modelo de los niveles
energéticos estacionarios”
Aplicando los conceptos de la
mecánica cuántica éste notable
científico Danés, quiso determinar
la distancia que existía del núcleo
al electrón que giraba alrededor
(para el átomo de hidrógeno
monoeléctrico) y llegó a la
conclusión de que esta distancia
era constante lo cual lo llevó a
definir los niveles estacionarios de
energía, como zonas específicas
de forma esférica en las que el
electrón puede permanecer si
ganar, ni perder energía, cuando
un electrón se aleja del núcleo
gana energía y cuando un electrón
se acerca al núcleo pierde energía.
ATOMO
NEUTRO
P+
Nº
NUCLEO
ORBITA
ELECTRON
GANA e
PIERDE e
r

r = radio atómico
n = nivel ( e )
ra = radio de Bohr
ra = 0,529 n2
A

m = masa del electrón
m = 9,11 x 10-28
g
q e = carga del electrón
q e = -1,6 x 10-19
C
Cuando un electrón se aleja del
núcleo absorve la energía y se
convierte en un energía fotónica.
Para determinar
la energía del
fotón solo hace
falta conocer la
log. de onda ()


c
x
h
EFOTÓN
h = constante de Planck
h = 6,62 x 10-27
erg x s
C = velocidad de la luz
C = 3 x 105
km/s
El número de onda (‫ﬠ‬)

1
= ‫ﬠ‬
‫ﬠ‬ = R .








 2
2
2
1 n
1
n
1
R = constante de Ryderg
R = 109677 cm-1
1.6 Arnold Sommerfield (1915)
“Modelo de los niveles y
orbitas elípticas y la teoría
combinada”
El efecto Zeeman no pudo ser
explicado por Bohr, pero si lo hizo
Sommerfield, al indicar que
existen sub niveles de energía de
tal manera que las orbitas no
solamente, serán circulares sino
también elípticas. A ésta teoría
combinadas se le denomina “Bohr-
Sommerfield”.
Monoelectrónicos Orbitas Elípticas
1.7 Modelo Atómico Actual
En el año 1929 como una
limitación fundamental de la
naturaleza, el físico Alemán
Werner Heisenberg, descubre el
principio de la incertidumbre, por
el cual la medición simultánea de
la posición y del momento de la
partícula microscópica, es
imposible, pues se produce una
perturbación incontrolable e
imprevisible en el sistema.
En una difracción el
producto de las incertidumbres
consiste en dos factores:
X = coordenada x
PX = momento de la partícula
PX = m . Vx
Este producto de la
incertidumbre es el orden de la
magnitud de la constante de
Planck
X . PX  h
El físico austriaco
Schrondiger, le permitió formular
su famosa fórmula el año 1926
indicando el movimiento de la
partícula en dirección x.
GANA e-


Donde
h = Constante de Planck
X = Incertidumbre de
posición
P = Incertidumbre del
momento.
II. ESTRUCTURA ATOMICA:
A. Núcleo:
Parte central y compacta del
átomo, que presenta
aproximadamente un diámetro de
10-12
cm y tiene aproximadamente
32 partículas fundamentales
especialmente en el núcleo.
Tenemos a los protones,
neutrones, varios tipos de
mesones, hiperones, tres grupos
llamados Lambda, sigma, Xi y
Quarcks.
Representa aproximadamente el
99.9%
Características de algunas partículas
Partícula Protón Neutrón
Descubierto
Por
Wein Chadwick
Carga
absoluta
+1,6  10-19
C 0
Carga
relatia
+1 0
Masa
absoluta
1,67210-24
g 1,67510-24
g
Masa
relativa
1 1
B. Corona o Envoltura
Parte extranuclear del átomo, que
presenta masa energética, órbitas
circulares y órbitas elípticas.
Además se encuentran los
orbitales o Reempes (Región
espacial de manifestación
probalística electrónica)
Se encuentran las partículas
negativas llamados electrones.
Representa el 0,1%
Partícula Electrón
Descubierto Por Thompson
Carga absoluta -1,6  10-19
C
Carga relativa -1
Masa absoluta 9,1  10-28
g
Masa relativa 0
III. UNIDADES ATOMICAS:
Simbología: X
A
Z
Z = Nº Atómico
A = Nº de Masa
1) Z = Número Atómico:
Indica la cantidad de Protones en
el Núcleo y la cantidad de
electrones.
Z = # P+
Z = # e-
2) A = Número de Masa:
Se expresa en U.M.A (Unidad de
Masa Atómica) e indica:
A = Z + n
A = P + n n = # de neutrones
Z = A - n P = # de protones
P = A - n e = # de electrones
n = A – Z
3) Conceptos Importantes:
a) Isótopos: Atomos iguales, que
tienen igual protones o Nº Atómico
Ejem:
H
1
1 H
2
1
p = 1 p = 1
(Protio) (Deuterio)

b) Isóbaros: Atomos diferentes que
tienen igual Nº de Masa
Ar
40
18 K
40
19
A = 40 A = 40
c) Isótonos: Atomos diferentes que
tienen igual Nº de Neutrones
Ejem:
C
12
6
B
11
5
n = 6 n = 6
d) Isoelectrónicos: Iones diferentes
que tienen igual Nº de Electrones.
Ejm:

3
13 Al 
2
8 O
e = 10 e = 10
4) Atomo Neutro
Tiene carga eléctrica cero (0)
Donde:
P = e = z
Ejemplo:








12
n
11
e
11
p
Na0
23
11








18
n
17
e
17
p
Cl0
35
17
5) Especie Isoelectrónica
Son especies químicas que
presentan carga eléctrica positiva
y negativa:
X+ : Catión  pierde e
X- : Anión  gana e
Ejemplo:
a)









16
n
18
e
16
p
S2
32
16
b)









30
n
23
e
26
p
Fe3
56
26
c) NH4
+
(7N, 1H)
e = (7+4)-1= 10 e
d) SO 
2
4 (16S, 8O)
e = (16+32)+2= 50 e

PROPUESTOS
1. El Modelo del Budín de pasas le
corresponde a:
a) Rutherford d) Bohr
b) Dalton e) Sommerfield
c) Thompson
Resolución
Por teoría el Modelo del “Budín de
Pasa” le corresponde a J.J.
Thompson.
Rpta. (c)
2. El electrón fue descubierto por:
a) Golsdtein d) Thompson
b) Croockes e) Millikan
c) Rutherford
Resolución
Por teoría, el electrón fue
descubierto por Thompson
utilizando los tubos de Croockes
Rpta: (d)
3. El número de masa de un átomo
excede en 1 al doble de su número
atómico. Determine el número de
electrones, si posee 48 neutrones
y su carga es –2.
a) 46 b) 47 c)48 d) 49 e) 50
Resolución

2
A
Z X
n = 48
Donde:
A = n + Z ..................... (1)
A = 2Z + 1 ................... (2)
Luego:
Reemplazando (2) en (1):
2Z + 1 = 48 + Z
Z = 47
e = 47+2
e = 49
Rpta (d)
4. Cierto átomo tiene 40 neutrones y
su número de masa es el triple de
su número de protones.
Determinar el número atómico.
a) 18 b) 20 c)25 d) 22 e) 16
Resolución
n = 40 ......................... (1)
A = 3p ......................... (2)
Luego: (2) en (1):
A = P+ n
3p = p + 40
2p = 40
p = 40/2 = 20
Rpta. (b)
5. Si la suma del número de masa de
3 isótopos es 39 y el promedio
aritmético de su número de
neutrones es 7, luego se puede
afirman que los isótopos
pertenecen al elemento.
a) 9F b) 21Sc c) 5B
d) 6c e) 17Cl
Resolución
Isótopos: Igual protones
X
1
A
p X
2
A
p
X
3
A
p
n1 n2 n3
Luego
A1 + A2 +A3 = 39..........(1)
7
3
n
n
n 3
2
1



n1 + n2 + n3 = 21..........(2)
Luego restamos (2) – (1)
A1 + A2 + A3 = 39 -
n1 + n2 + n3 = 21
P + p + p = 18
P = 6  6C
Rpta. (d)

6. En el núcleo de cierto átomo los
neutrones y protones están en la
relación de 4 a 3. Si su número de
masa es 70. Determine los valores
del protón y los neutrones
respectivamente.
a) 20 y 50 b)10 y 60
c) 30 y 40 d) 15 y 55
e) 25 y 45
Resolución
n
A
P X
A = P + n
Donde:
k
3
k
4
p
n

p = protones
n = neutrones
Luego reemplazamos:
A = P + n
70 = 3k + 4k
70 = 7k
k = 10
Entonces:
P = 3k = 3(10) = 30
n = 4k = 4(10) = 40
Rpta. (c)
7. Los números atómicos de dos
isóbaros son 94 y 84. Si la suma
de sus neutrones es 306. ¿Cuál es
el número de masa del isóbaro?
a) 200 b) 242
c) 236
d) 256 e) 228
Resolución
94
Z
X
1
A
 84
Z
Y
2
A

n1 n2
Luego sumamos:
Z1 + Z2 = 178 +
n1 + n2 = 306
A + A = 484
2A = 484
A = 242
Rpta. 242
8. Un ión X2+
es isoelectrónico con el
ión Y3-
, a la vez éste es isóbaro
con el C
40
20 y isótono con el S
32
16 .
Hallar el valor de la carga nuclear
de “X”.
a) 25 b) 27 c) 29
d) 23 e) 24
Resolución
Aplicamos:
X2+
iso e Y3-
isóbaro Ca
40
20
P = ?? isótono
S
32
16
Desarrollando:

3
40
Y Isóbaro Ca
40
20
Igual Nº de masa (A)

Luego:

3
Y S
32
16
n = 16 n = 16
Igual Nº de Neutrones (n)
finalmente:

3
40
Y ISO e

2
X
n = 16 e = 27
p = 24
e = 27 P = 29

º
X
P = 29 Rpta. (c)
9. Indicar las proposiciones
falsas (F) y verdaderas (V):
I. Masa absoluta del protón:
1,67.10-24
g ( )
II. Millikan: experimento de la
gotita de aceite ( )
III. Rutherford: utilizó los
rayos ß-
( )
IV. Heisenberg: Principio de la
incertidumbre.
Rpta:................
10. Indicar la relación correcta:
a) Leucipo: Discontinuidad de
la materia.
b) Dalton: Atomo, partícula
indivisible
e indestructible.
c) Rutherford: Modelo del
budín de pasas
d) Bohr: Modelo de los
niveles energéticos
estacionarios.
e) Sommerfield: Orbitas Elípticas
Rpta: .................
11. Un ión X2+
tiene 20 e-
, además
el ión y2-
es isoelectrónico con
el ión X1+
.Determine el número
de e-
del ión y2+
.
Rpta: .................
12. Dos elementos "X" e "Y" tienen
igual número de neutrones,
siendo la suma de sus números
atómicos 54 y la diferencia de
sus números de masa es 2.
Hallar el número atómico del
átomo "X".
Rpta: .............

QUÍMICA NUCLEAR
DEFINICIÓN: En los núcleos atómicos
ocurren reacciones que son estudiadas
por la Química Nuclear. Durante éstas
reacciones, el átomo libera gran
cantidad de energía, como energía
atómica.
I. RADIACTIVIDAD
Es el cambio espontánea o
artificial (Provocado - Inducido)
en la composición nuclear de un
núclido inestable con emisión de
partículas nucleares y energía
nuclear.
I.A RADIACTIVIDAD NATURAL
Es la descomposición espontánea
de núcleos atómicos inestables
con desprendimiento de
radiaciones de alta energía.
Las radiaciones emitidas son de 3
tipos: Alfa, Beta y Gamma
DIAGRAMA
+ = Rayos Alfa
- = Rayos Beta
0 = Rayos Gamma
RADIACION PARTICULA NOTACION
Alfa + 
 ,
He
,4
2
4
2
Beta - 
 
 ,
e
, 0
1
0
1
Gama 0 
,
0
0
a. PODER DE PENETRACION DE
LAS RADIACIONES
El poder de penetración varía con
el tipo de radiación, los
materiales con mayor densidad,
como el plomo son más
resistentes como protección
contra la radiación.
Papel Aluminio Plomo
a.1 RADIACIONES ALFA ()
- Son de naturaleza corpuscular de
carga positiva.
- Constituído, por núcleos de Helio,
doblemente ionizado.
 =   

He
4
2
- Viajan a una velocidad promedio
de 20 000 km/s.
- Son desviados por los campos
electromagnéticos.
a.2 RADIACIONES BETA ()
- Son de naturaleza corpuscular de
carga negativa.
- Son flujo de electrones
e
0
1



- Alcanzan una velocidad promedio
de 250 000 Km/s.
- Son desviados por los campos
electromagnéticos.
a.3 RADIACIONES GAMMA ()
Alfa
Beta
Gamma
(-)
(-)
(-)
(-)
(-)
(+)
(+)
(+)
(+)
(+)
Anodo
Catodo 
+
-
Sustancia
Radiactiva

- Son REM
- No son corpúsculos materiales ni
tienen carga (eléctricamente
neutros) son pura energía.
- En el vació viajan a la velocidad
de la luz; 300 000 Km/s.
- No son desviados por los
campos electromagnéticos.
Orden de Penetración
 >  > 
b. PRINCIPALES FORMAS DE
DESINTEGRACION NUCLEAR
Durante cualquier emisión de
radiaciones nucleares tiene lugar
una transmutación, es decir, un
elemento se transforma en otro
de diferente número de masa y
número atómico.
Toda ecuación nuclear debe estar
balanceada. La suma de los
números de masas (Los
superíndices) de cada lado de la
ecuación deben ser iguales.
La suma de los números
atómicos o cargas nucleares (Los
subíndices) de cada lado de la
ecuación deben ser iguales.
b.1 DESINTEGRACION ALFA ()


 

4
2
4
A
2
Z
A
Z y
x
Ejemplo


 4
2
234
90
238
92 Th
U
b.2. DESINTEGRACION BETA ()


 

0
1
A
1
Z
A
Z y
x
Ejemplo


 
0
1
14
7
14
6 N
C
b.3 DESINTEGRACION GAMMA ()


 0
0
A
Z
A
Z x
x
Ejemplo: 

 0
0
14
6
14
6 C
C
I.B RADIACTIVIDAD
TRANSMUTACION ARTIFICIAL
Es el proceso de transformación
de núcleos estables al
bombardearlos con partículas o al
ser expuesto a una radiación con
suficiente energía.


 
0
1
A
1
Z
A
Z y
a
x
En donde:
x : Núcleo estable ó blanco.
a : Partícula proyectil o incidente
y : Núcleo final
 : Partícula producida
Notación de otras Partículas
Partícula Notación
Protón
H
,
P 1
1
1
1
Neutrón
n
1
0
Deuterio
H
2
1
Positrón
e
0
1

Ejemplo:
n
C
Be 1
0
12
6
4
2
9
4 



H
O
N 1
1
17
0
4
2
14
7 






 4
2
36
17
1
0
39
19 Cl
n
K
1. Cuántas partículas alfa y beta
emitirá la siguiente relación
nuclear.
   




 
0
1
4
2
222
86
238
92 n
m
Rn
U
Solución
- Balance de Número de masa:
238 = 222 + 4m + On
m = 4
- Balance de carga nuclear:
92 = 86 + 2m -n
n = 2

Rpta.
4 partículas Alfa
2 partículas Beta
1. FISION NUCLEAR
Proceso que consiste en la
fragmentación de un núcleo
pesado en núcleos ligeros con
desprendimiento de gran
cantidad de energía.
n
Xe
Sn
U
U
n 1
0
143
54
90
38
236
92
235
92
1
0 




2. FUSION NUCLEAR
Proceso que consiste en la unión
de dos o más núcleos pequeños
para formar un núcleo más
grande en donde la masa que se
pierde durante el proceso de
fusión se libera en forma de
energía. Ejemplo.
n
He
H
H 1
0
4
2
3
1
2
1 


H
He
n
Li 3
1
4
2
1
0
6
3 


II. RADIACION
ELECTROMAGNETICAS
Son formas de energía que se
trasmiten siguiendo un
movimiento ondulatorio.
Característica
1. Longitud de Onda ( = Lambda)
Nos indica la distancia entre dos
crestas consecutivas de una
onda.
Unidades: nm,
º
A , m, cm.
1nm = 10-9
m
2. Frecuencia (‫ﬠ‬)
Es el número de longitudes de
onda que pasan por un punto en
la unida de tiempo.
Unidades: HZ : HERTZ=S-1
=1 ciclo/s
3. Velocidad de un onda (C)
La velocidad de una onda
electromagnética es
numéricamente igual a la
velocidad de la luz.
C = 3.1010
cm/s
4. Relación entre ,‫ﬠ‬.C
‫ﬠ‬ =

C
,‫ﬠ‬.C
 =
v
C
5. ENERGIA DE UNA
RADIACION ELECTROMAGNETICA
HIPOTESIS DE MAX PLANCK
La energía es emitida en
pequeños paquetes o cuantos en
forma descontinúa.
E = h ‫ﬠ‬ = h.

C
E : Energía : J. Erg
‫ﬠ‬ : Frecuencia Hz
h : Cte. de Plack
= 6.62 x 10-27 Erg. S
= 6.62 x 10-34 J.S
ESPECTRO ELECTROMAGNETICO
Es el conjunto de radiaciones
electromagnética que se diferencian
entre sí en su longitud de onda y
frecuencia.
Radiación Longitud de
Onda
Espectro
Ondas de radio
Microondas
Rayos infrarojos
100-15 Km
10-2
_102
cm
10-4
_10-2
cm
Rayos de Luz
Rayos
ultravioleta
Rayos X
Rayos Gamma
Rayos Cósmicos
760 nm
10-300nm
10-1
-5 nm
10-3
-10-1
nm
10-3
-10-5
nm
Donde : 1 nm = 10-9
m


.
. .
.
Crestas
Nodos
Valles

ESPECTRO VISIBLE
Los diferentes colores obtenidos como
consecuencia de la dispersión de la luz
blanca, constituyen el espectro visible.
Fig. 1 La luz blanca se descompone en
siete colores de luz.
III. ATOMO DE NIELS BOHR
Bohr, discípulo de Rutherford, fundamento
sus enunciados en la teoría cuántica de
Planck y en los espectros Atómicos;
explicando acertadamente los defectos
del modelo de Rutherford.
Bohr, realizó estudios basados en el “espectro
del Hidrógeno” y concluyó con los
siguientes postulados:
1er. Postulado
“En el dominio atómico se puede
admitir que un electrón se mueve en
una orbita sin emitir energía”
Deducción:
Donde Fe = Fuerza electrostática
Fc = Fuerza centrífuga
Fe = 2
r
)
q
)(
q
(
K
y Fc =
r
V
.
me 2
Donde:
me = masa del electrón
V = Velocidad del
electrón
r = Radio de la
orbita
q = Carga del
electrón
Fig. 2 Interacción electrostática entre el
protón y el electrón.
De la figura: Fe = Fc
Sustituyendo los valores:
K = 2
r
)
q
)(
q
(
=
r
V
.
me 2
Pero: q = e y K = 1
Luego: 2
2
r
e
=
r
v
.
me 2
Finalmente: me. V2
=
r
e
2do. Postulado
“La energía liberada al
saltar un electrón de una orbita
activada a otra inferior de menor
activación es igual a la diferencia
de energía entre el estado
activado y primitivo”
Fig. 3 Excitación del átomo de
hidrógeno
E2 – E1 = h. ‫ﬠ‬
Donde:
E2= Energía del electrón en la
orbita exterior.
E1= Energía del electrón en la
orbita interior.
h = Constante de Planck
‫ﬠ‬ = Frecuencia
Luego la energía total
Et =
r
e
2
2

Donde: Et = energía total del electrón
e = carga del electrón
Rojo
Naranja
Amarillo
Verde
Azul
Indigo
Violeta
PRISMA
Luz
Blanca
+
Fe Fc
.
r
+
+E
-E
. .

r = radio de la orbita
3er. Postulado
“Solamente son posibles aquellas
orbitas en los cuales se cumple que el
producto del impulso del electrón por la
longitud de su orbita que describe es un
múltiplo entero de h”.
m . v . 2 . r = n . h
Donde: m x V = impulso del electrón
2r = longitud de la orbita.
n = número entero
(n = 1,2,3,...)
h = constante de Planck.
De donde:
r = 2
2
2
2
me
4
h
.
n

sustituyendo los valores h, m y e; se tiene:
r = 0,529n2
º
A
Donde: r = radio de la orbita
n = nivel de energía
Si en la ecuación:
Et =
r
e
2
2

Se sustituye los valores de e y r:
t =
)
529
,
0
(
2
10
1
,
9
º
2
19
A
n
coul
x 

Luego:
Et = - Erg
n
x
2
11
10
18
,.
2 
Et = - ev
n
6
,
13
2
Et = - 313,6 Kcal/mol
n2
IV. NUMERO DE ONDA








 2
f
2
i n
1
n
1
R
1
pero: 

1
‫ﬠ‬
Luego:
‫ﬠ‬ 






 2
f
2
i n
1
n
1
R
‫ﬠ‬= número de onda (‫ﬠ‬ = 1/ )
R = Constante de RYDBERG
R = 109678 cm-1
 1,1x 105
cm-1
ni = Orbita interior
nf = Orbita exterior
PROPUESTOS
I. RADIACTIVIDAD:
1. ¿Cuál de los siguientes nuclídos
se producirá por emisión de una
partícula ALFA () del nuclido de
U
238
92 ?
a) Th
234
90 d) U
234
92
b) Np
242
93 e) Th
242
90 c) Pu
234
94
Resolución:
Aplicando:


 4
2
A
Z
238
92 X
U
Donde: A = 238 – 4 = 234
 X
234
90
Z = 92 –2 = 90
 El nuclidoes: Th
234
90
Rpta. (a)

2. Un isótopo X
a
b es bombardeado
con partículas “” originándose
La reacción:
X
a
b +   Au
197
79 + n
¿Cuáles es el valor de a+b?
a) 197 b) 250 c) 269
d) 271 b) 281
Resolución:
Aplicando el balance en la Rx:
X
a
b +
4
2   Au
197
79 +
1
0 n
Donde:
a = 198 – 4 = 194
b = 79 – 2 = 77
Luego: a + b = 194 + 77 = 271
Rpta.: (d)
3. De las siguientes reacciones
nucleares la reacción de Fisión
nuclear es:
a. 16
8O + 1
0n13
6C + 4
2He
b. 2
1H + 3
1H4
2He + 1
0n
c. 14
7N + 4
216
8O + 2
1H
d. 235
92U  234
90
Th
+4
2
e. 27
13Al+1
0n24
12Mg+1
1H
Rpta. ............................
4. ¿Cuál de los siguientes nuclidos
se producirá por emisión de una
partícula “” del nuclido de
uranio: U
235
92 ?
a) U
236
92 b) Np
235
93
c) Pa
235
91 d) Pu
239
94 e) Th
231
90
Rpta. ............................
5. ¿Cuántas partículas Alfa () y
Beta () emitirá la siguiente
reacción nuclear?
Pu
239
94  X
231
93 + + 
a) 1;2 b) 2;3 c)1;4
d) 2;4 e) 1;5
Rpta. ............................
6. Los rayos emitidos por una
fuente radiactiva pueden
desviarse por un campo eléctrico
¿Cuál de las siguientes
proposiciones son verdaderas
(V)?
I) Los rayos “” se desvían hacia
la placa negativa
II) Los rayos “” se desvían hacia
la placa positiva
III) Los rayos “” no se desvían
Rpta. ............................
7. El isótopo Teluro  
Te
130
52 al ser
bombardeado con partículas alfa
() origina un nuevo elemento y
libera dos neutrones por cada
átomo de Teluro ¿Cuántos
neutrones tiene el nuevo
elemento transmutado?
a) 54 b) 64 c) 72 d) 82 e) 92
Rpta. ............................

II. RADIACIONES
ELECTROMAGNÉTICAS
1. Indique la afirmación verdadera
(V) y Falso (F) en:
* El color violeta tiene una longitud
de onda mayor que el color
amarillo ( ).
* El color rojo tiene mayor
frecuencia que la del color verde
( ).
* Las ondas de T.V. tienen mayor
frecuencia que el del radar ( ).
* Los rayos “X” tienen menor
longitud de onda que el de los
rayos  ( ).
a) VVVV b) VFFF c) VVVF
d) FFFF e) FFVV
Resolución:
Por teoría de radiaciones electro-
magnéticas deducimos: f=h .c.

1
que la
longitud de onda ()
* La longitud de onda:
Color violeta < color amarillo
 es falso (F)
* La frecuencia:
El color rojo < color verde
 es falso (F)
* La Longitud de onda:
Las ondas de T.V. < Radar
 es falso (F)
* La longitud de onda:
Rayos x > rayos 
 es falso (F)
Rpta. (d)
2. Calcular la frecuencia de una
radiación electromagnética cuya
longitud de onda es 1000
º
A .
a) 1,5 x 104
ciclos/s
b) 3 x 103
ciclos/s
c) 1,5 x 105
ciclos/s
d) 3 x 105
ciclos/s
e) 3 x 108
ciclos/s
Resolución
Se sabe que: ‫ﬠ‬


c
Donde  = 1000
º
A c = 3 x 1010
cm/s
y 1
º
A = 10-8
cm
Luego:
‫ﬠ‬ =
cm
10
x
1000
s
/
cm
10
x
3
8
10

‫ﬠ‬ = 3x105
ciclos/s
Rpta.: (d)
3. Calcular la energía de un fotón
cuya longitud de onda es de
4000
º
A (en Joules)
Rpta. ............................
4. Una emisora radial emite una
señal de 5 Kilohertz. Calcular el
valor de su longitud de onda en
Nanómetros (nm)
Rpta. ............................
5. De acuerdo al gráfico que se
muestra. Hallar la energía en
Joules de 1 mol de fotones
Rpta. ............................
h = 6,62x10-34
J x
S
40 nm

III. ATOMO DE BOHR Y
Nº DE ONDA
1. ¿Cuánto mide el radio de la
orbita en el átomo de Bohr para
n = 4?
a) 8,464
º
A b) 12,214
º
A
c) 5,464
º
A d) 8,942
º
A
e) 6,464
º
A
Resolución
Se sabe que r = 0,529n2
º
A ..........(1)
Donde n = 4  (nivel)
Luego en (1):
r = 0,529 (4)2
º
A
r = 8,464
º
A
Rpta. (a)
2. Si un electrón salta del quinto
nivel en el átomo de hidrógeno.
Calcular el Nº de onda (‫ﬠ‬).
R = 1,1 x 105
cm-1
a) 1,2 x 105
cm-1
b) 3,2 x 105
cm-1
c) 2,3 x 105
cm-1
d) 4,2 x 105
cm-1
e) 2,8 x 105
cm-1
Resolución:
Se sabe que: ‫ﬠ‬ = R 







 2
f
2
i n
1
n
1
......(1)
Donde:
ni = 2 nf = 5 y R = 1,1 x 105
cm-1
reemplazando en (1):
‫ﬠ‬ = 1,1 x 105
cm-1






 2
2
5
1
2
1
‫ﬠ‬ = 2,3 x 105
cm-1
Rpta. (c)
3. El radio de la órbita de Bohr en el
átomo de hidrógeno para n = 2
es: (en
º
A )
Rpta. ............................
4. ¿A que nivel de energía en el
átomo de hidrógeno corresponde
la energía de –1.51ev?
Rpta. ............................
5. Hallar la longitud de onda de en
nanómetros de un fotón que es
emitido por un electrón que cae
el 3er nivel al 1er nivel de
energía en el átomo de
hidrógeno.
Rpta. ............................
6. Calcular el número de ondas para
el átomo de hidrógeno cuyo
electrón salta del 4to nivel al 2do
nivel de energía.
(RH = 1.1 x 105
cm-1
)
Rpta. ............................
7. ¿Qué cantidad de energía se
requiere para pasar un electrón
del nivel n = 1 al nivel n = 2 en
el átomo de hidrógeno?
(expresado en Kcal)
Rpta. ............................

I. NUMEROS CUANTICOS
Como consecuencia del principio
de dualidad de la materia y el
principio de incertidumbre, Erwin
SCHRODINGER (1927) propuso
una ecuación de onda para
describir el comportamiento del
electrón, posteriormente un año
después la especulación de
Bruglie de que los electrones
eran partículas ondulatorias, fue
comprobado por C.J. Dansson y
L.H. Germer.
La ecuación de SCHRODINGER,
que indica el movimiento del
electrón en tres dimensiones del
espacio:
  0
8
2
2
2
2
2
2
2
2
















V
E
h
m
z
y
x
Donde:
m = masa del electrón
E = energía total
V = energía potencial
 = función de onda
2
2
x



= Segunda derivada parcial
de  con respecto al eje x.
Al desarrollar la ecuación,
aparecen como consecuencia tres
números cuánticos n, , m. El
cuarto número es consecuencia
de una necesidad para estudiar el
espectro molecular de
sustancias: S
a. Número cuántico principal
(n): nivel
Indica el nivel electrónico, asume
valores enteros positivos, no
incluyendo al cero.
El número cuántico principal nos
indica el tamaño de la órbita.
n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7,.... etc.
Niveles : K, L, M, N, O, P, Q.
Nº Máximo de electrones = 2n²
n = nivel (1,2,3,4)
max e = 32 e
Nº Max e =
2 3 18 32 50 - 72 - 98 ..... etc
  
32 18 8
b) Número cuántico
secundario (): Subnivel
Llamado también numero
cuántico angular o azimutal.
Indica la forma y el volumen del
orbital, y depende del número
cuántico principal.
 = 0,1,2,3, ...., (n-1)
Nivel (n) Subnivel ()
N = 1   = 0
N = 2   = 0,1

N = 3   = 0,1,2
N = 4   = 0,1,2,3
La representación s, p, d, f:
s  Sharp
p  principal
d  difuse
f  fundamental
Nº max e = 2 (2 + 1)
Orbital: región energética
que presenta como máximo 2 e
 Orbital apareado (lleno)
 Orbital desapareado
(semilleno)
Orbital vacío
* Orbital o Reempe
R = región
E = espacial
E = energético de
M = manifestación
P = probalística
E = electrónica
Sub
nivel
Nº
orbitales
Representación del
orbital
0 (s) 1 S
1 (p) 3 px, py, pz
2 (d) 5 dxy, dxz, dyz,
dx²-y², dz²
3 (f) 7
fz3
-
5
3
zr²,
fy3
-
5
3
yr²,
fx3
-
5
3
xr²,
fz(x² - y²),
fy(x² - y²),
fx(y² - z²),
fxyz
Forma del Orbital “S”:
Forma esférica:
z y
z
 = 0
Forma del orbital “p”:
Forma de ocho (lobular)
Z z z
Y y
x
x
x y
px py pz
 = 1
Forma del orbital “d”:
Forma de trébol  = 2
x
x
y
y z z
dxy dxz dxz
z
y
x
x
y
dx² - y² dz

c. Número cuántico magnético
(m):
Determina la orientación en el
espacio de cada orbital.
Los valores numéricos que
adquieren dependen del número
cuántico angular “”, éstos son:
M = -, ..., 0, ..., + 
Ejm:
 = 0  m = 0
 = 1 m = -1, 0, + 1
 = 2 m = -2, -1, 0, + 1, +2
 = 3 m = -3, -2, -1, 0, + 1, +2, +3
De acuerdo a los valores que
toma “m” se tiene la siguiente
fórmula:
Nº valores de m = 2  + 1
Ejm:
 = 0  m = 2(0) + 1 = 3
 = 1  m = 2(2) + 1 = 5
 = 2  m = 2(3) + 1 = 7
Obs.: Por convencionismo, se
toma como valor respetando el
orden de los valores
Ejm:
dxy, dxz, dxz, dx²-y², dx²
m = -2, -1, 0, +1, +2
Donde:
m = -2  dxy
m = +1  dx² - y²
d. Número cuántico spín (s)
Aparte del efecto magnético
producido por el movimiento
angular del electrón, este tiene
una propiedad magnética
intrínseca. Es decir el electrón al
girar alrededor de su propio eje
se comporta como si fuera un
imán, es decir tiene spín.
Los únicos valores probables que
toma son (+ ½) cuando rota en
sentido antihorario y (- ½)
cuando rota en sentido horario
N S
e e
S N
Rotación
Rotación
Antihorario Horaria
S = + ½ S =-
½
II. PRINCIPIO DE PAULING
Indica que ningún par de
electrones de cualquier átomo
puede tener los cuatro números
cuánticos iguales.
Ejm:
Nº e n  m S
2 1 0 0 + ½
- ½
III. CONFIGURACION ELECTRONICA
Es la distribución de los
electrones en base a su energía.
Se utiliza para la distribución
electrónica por subniveles en
orden creciente de energía.
Niveles: K, L, M, N, O, P, Q
Subniveles: s, p, d, f
Representación:
nx
n = nivel (en números)
 = sub nivel (en letras)
x = Nº de electrones en 
ER = n + 
- -

ER = energía relativa
n = nivel del orbital
 = subnivel del orbital
Son las reglas de Hund, los que
nos permiten distribuir los
electrones de acuerdo a la
energía de los orbitales, se le
conoce como “Principio de
Máximo Multiplicidad”.
a. Regla de Hund:
Los electrones deben ocupar
todos los orbitales de un subnivel
dado en forma individual antes
de que se inicie el apareamiento.
Estos electrones desapareados
suelen tener giros paralelos.
Ejm: 5p4   (falso)
5px 5py 5pz
5p4    (verdadero)
5px 5py 5pz
Ejm: Hallar la energía relativa (ER)
5p4
:
ER = 5 + 1 = 6
* Orden creciente en sus ER:
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d
      
ER -  -  - - - - 
.... etc
Ejm: Para n = 4  = 0,1,2,3
4s  ER = 4 + 0 = 4
4p  ER = 4 + 1 = 5
4d  ER = 4 + 2 = 6
4d  ER = 4 + 3 = 7
b. La Regla del Serrucho
1 2 3 4 5 6 7
K L M N O P Q
S² S² S² S² S² S² S²
P6
P6
P6
P6
P6
P6
d10
d10
d10
d10
f14
f14
2 8 18 32 32 18 8
Ejm:
Na: 1s² 2s² sp6 3s1
11
k2 L8 M1
Observación:
Existe un grupo de elementos
que no cumplen con la
distribución y se le aplica el BY-
PASS (Antiserrucho).
d4 y d9 y se cambian a d5 y d10
Ejm:
Cr: 1s2
2s2
2p6
3s² 3p6
4s2
3d4
24
1s2
2s2
2p6
3s² 3p6
4s1
3d5
Cu: 1s2
2s2
2p6
3s² 3p6
4s2
3d9
29
1s2
2s2
2p6
3s² 3p6
4s1
3d10
c. Nemotecnia:
Si So Pa So Pa
Se da pensión se da pensión
Se fue de paseo se fue de paseo
1s ........
2p ........
3d ........
4f ........
d. Configuración simplificada
(Lewis)
GASES NOBLES
2He-10Ne- 18Ar-36Kr- 54Xe - 86Rn
Ejm:
Be: 1s2
2s2
4 He 2s2

Ca: 1s2
2s2
sp6
3s2
3p6
4s2
20
Ar4s2
N: 1s2
2s2
2px1
2p1
y 2p1
z
7
Kernel 5 e de valencia
s

pz  N  px

py
PROPUESTOS
1. Un átomo “A” presenta 4
orbitales “p” apareados, el ión
B2+
es isoelectrónico con el ión
A1-
. Determine los números
cuánticos que corresponden al
último electrón del átomo “B”
a) 3, 2, -3, + ½
b) 4, 0, 0, + ½
c) 3, 2, -1, + ½
d) 2, 1, -1, - ½
e) 4, 1, -1, - ½
Resolución
A  4 orbitales apareados
p = 16
e = 16 1s²2s²2p6
3s2
3p4
Luego:
B2+
Isoelectrónico A1-
p = 19 p = 16
e = 17 e = 17
Donde:
Bº : Ar 4s1
18
p = 19
e = 19 n =4,  = 0, m = 0, s = + ½
Rpta. (b)
2. ¿Cuántos electrones presenta en
el nivel “M”, el elemento zinc
(Z=30)?
a) 2 b) 8 c) 18 d) 32 e) 10
Resolución
Sea: Znº
P = 30
e = 30
Conf. e : 1s²2s²2p6
3s2
3p6
4s²3d10
Niveles: K2L8M18N2
“M”  tiene 18 e
Rpta. (c)
3. ¿Cuál es el máximo número
atómico de un átomo que
presenta 5 orbitales “d”
apareados?
a) 28 b)43 c) 33 d) 47 e)
49
Resolución:
Para un átomo “X” que presenta 5
orbitales “d” apareados:
d10
= __ __ __ __ __
d5
= __ __ __ __ __
3s²3p6
4s²3d10
4p6
5s²4d5
e t = 43  Zmáx = 43
Rpta. (b)
4. El quinto nivel de un ión de carga
(+3), sólo tiene 3 e ¿Cuál es su
número atómico?

a) 48 b) 50 c) 52 d) 54 e)
56
Resolución
Sea el ión X3+
Niveles: K L M N O
s² s² s² s² s²
p6
p6
p6
p6
d10
d10
e = 49
Donde: X3+
P = 52  Z = 52
E = 49
Rpta. c
5. Si el número de masa de un ión
tripositivo es 59, y en su tercera
capa presenta 5 orbitales
desapareados. Calcular el
número de neutrones.
a) 28 b) 29 c) 30 d) 31 e) 32
Resolución

3
59
X
3ra capa: 5 orbitales desapareados
K L M N
s² s² s² s²
p6
p6
d5
Donde e = 25
d5
= __ __ __ __ __
5 orbitales desapareados.
Luego:

3
59
X A = P + n
p = 28 n = A – P
e = 25 n = 59 – 28 = 31
n = 31
Rpta. (d)
6. Determinar la suma de los
neutrones de los átomos isótopos
X
X 34
30
, de un
elemento, sabiendo que el átomo
tiene 10 electrones distribuidos
en 6 orbitales “p”.
a) 30 b) 31 c) 32 d) 33 e) 34
Resolución
Aplicando la teoría de isótopos:
X
X 34
P
30
P “P” iguales
Donde:
P6 = __ __ __
P4 = __ __ __
3s2
3p4
e = 16
p = 16
Luego:
X
X 34
30
p = 16 p = 16
n1 = 14 n2 = 18
Finalmente:
(n1 + n2) = 14 + 18 = 32
(n1 + n2) = 32
Rpta. (c)

7. La combinación de los números
cuánticos del último electrón de
un átomo es:
n = 4;  = 1; m = +1; ms= + ½
Hallar su número de masa (A),
sabiendo que la cantidad de
neutrones excede en 4 a la de los
protones.
a) 64 b) 74 c) 70 d) 84 e) 89
Resolución
Aplicando la teoría de Nº cuánticos:
Donde:
n = 4;  = 1; m = +1; ms= + ½
Siendo la conf. e :
__ __ __
 = 1  m = -1 0 +1
ms = + ½
La conf. e : Ar 4s²3d10
4p3
18
X
A
e = 33
p = 33
n = p + 4 = 37
A = 33 + 37 = 70
A = 70
Rpta. (c)
8. ¿Qué cantidad de electrones
cumple con tener, su último
electrón con energía relativa 4?
a) 7 b) 8 c) 2 d) 5 e) 10
Resolución:
Para que la energía relativa sea igual a
4
ER = 4
Aplicando:
ER = n + 
Luego:
Si n = 3;  = 1 6 electrones
ER = 3 + 1 = 4
Si n = 4;  = 0 2 electrones
ER = 4 + 0 = 4
Finalmente: 8 electrones
Rpta. (b)
9. Indicar ¿cuántos electrones tiene
el penultimo nivel de energía el
átomo de gas noble
Xenon(54Xe)?.
Rpta: ..........
10. Hallar la energía relativa para un
átomo que presenta el máximo
número de electrones cuya
distribución electrónica posee 10
subniveles saturados.
Rpta: ..........
11. ¿Cuáles son los valores de los
números cuánticos para un
átomo que tiene 30 electrones?
Rpta: ..........
12. ¿Cuál de las siguientes
combinaciones no presenta un
orbital permitido?
n  m ms
I 3 0 1 -1/2
II 2 2 0 +1/2
III 4 3 -4 -1/2

IV 5 2 2 +3/2
V 2 2 -2 -1/2
Rpta: ..........
13. Un átomo “X” presenta 7
orbitales “p” apareados, el ión
Y3+ es isoelectrónico con el ión
X4-. Determinar los electrones
del último nivel del átomo “y”
Rpta: ..........
14. Un átomo presenta en su
configuración electrónica el
subnivel más energético y posee
energía relativa igual a 5. Si
dicho subnivel posee 2 orbitales
llenos y más de 1 orbital
semilleno. Hallar el número
atómico del átomo
Rpta: ..........
15. ¿Cuántos son verdaderos
teóricamente?
I) El número máximo de
electrones para  = 8 es 34.
II) El número máximo de
orbitales  = 8 es 17.
III) El número máximo de
orbitales por cada nivel es n²,
para cualquier valor de “n”
IV) Los orbitales 4fxyz y 5dz² son
degenerados
Rpta: ..........
16. Los números cuánticos del
electrón más energético son
(4,0,0, + ½) de un átomo
neutro. Si el número de protones
excede en 2 al número de
neutrones. Hallar el número de
masa del átomo.
Rpta: ..........

CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE
LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
I. INTRODUCCIÓN
JOHANN W. DOBEREIRIER,
Químico Alemán, en 1829 agrupó
por “TRIADAS” (grupos de Tres)
ordenó a los elementos de
propiedades semejantes en grupos
de tres y el peso atómico del
elemento central era
aproximadamente igual a la media
aritmética de los otros dos
elementos.
TRIADA Cl Br I
Peso Atómico 35 80 127
BEGUYER DE CHANCOURTOIS,
Francés que en 1862 propuso el
“Caracol Telúrico”, que figuró el
sistema de los elementos en forma
de espiral, donde cada vuelta
contenía 16 elementos (Base del
Peso Atómico del Oxígeno como
16).
JOHN A. NEWLANDS, Inglés en
1864 estableció la “Ley de las
Octavas”, ordenó a los elementos
de menor a mayor peso atómico
en grupos de 7 en 7, presentando
propiedades similares después de
cada intervalo de 8 elementos.
1º 2º 3º 4º 5º 6º 7º 8º 9º
Li Be B C N O F Na Mg
Propiedades Semejantes
II. CLASIFICACIÓN DE LOS
ELEMENTOS SEGÚN MENDELEIEV
(1869)
Mendeleiev, ordenó su clasificación
de los elementos de acuerdo a la
siguiente ley: LAS PROPIEDADES
DE LOS ELEMENTOS SON UNA
FUNCIÓN PERIÓDICA DE SU PESO
ATÓMICO
Colocó los cuerpos simples, en
líneas horizontales llamados
“PERIODOS”.
Formó “Familias Naturales” de
propiedades semejantes.
Consiguió de ésta manera 8
columnas verticales que denominó
“GRUPOS”
IMPORTANCIA DE LA
CLASIFICACIÓN DE MENDELEIEV:
1. Las familias naturales están
agrupadas según su valencia, tales
como F, Cl, Br, I (Columnas).
2. Permitió descubrir ciertas
analogías no observadas, como las
del Boro y Aluminio
3. Consiguió determinar los pesos
atómicos como el Berilio
4. Los Gases Nobles, posteriormente
descubiertos, encontraron un lugar
adecuado en dicha clasificación a
la derecha del grupo VII
perfeccionando la tabla.

5. Se dejaron casilleros vacíos los
elementos no descubiertos y cuyas
propiedades se atrevió a predecir:
Eka–Aluminio: Galio (Boisbandran, 1875)
Eka-Boro: Escandio (L. Nelson, 1879)
Eka-Silicio: Germanio (C. Winkler, 1886)
PROPIEDAD PREDICHA
MENDELEIEV
HALLADO
WINKLER
(1886)
Masa Atómica 72 72,59
Densidad 5,5 5,327
Volumen Atómico 13 13,22
Color Gris Sucio Gris
Blanco
Calor Específico 0,073 0,076
Densidad del
Oxido
4,700 4,280
Fórmula del
Cloruro
E Cl4 Ge Cl4
Estado Físico del
Cloruro
Líquido Líquido
DESVENTAJAS DE ESTA LEY
PERIÓDICA:
1º El Hidrógeno no encuentra
posición única.
2º Presenta dificultad para la
ubicación de las tierras raras.
3º La posición de algunos elementos
de acuerdo a su P.A. presenta
errores como las parejas:
K–Ar, I-Te, Ni–Co; que deben ser
invertidas para adecuarse a la
tabla.
III. CLASIFICACIÓN ACTUAL DE LOS
ELEMENTOS
En 1913, el Inglés Henry G.
Moseley, estableció un método de
obtención de valores exactos de la
carga nuclear, y en consecuencia
el número atómico de los
elementos. Para ello tomó como
anticátodo en un tubo de rayos X.
Deduciéndose la ley que lleva su
nombre: “La Raíz Cuadrada de
la Frecuencia en función lineal
del Número Atómico Z”.
)
b
Z
(
a
f 

f = Frecuencia
Z = Número Atómico
A,b = Constantes
Con éste criterio científico como
Bohr, Rang, Werner y Rydberg,
propusieron ordenar el sistema
periódico de los elementos, en
orden creciente a su número
atómico.
DESCRIPCIÓN DE LA TABLA
PERIÓDICA ACTUAL
1. Está ordenado en forma creciente
a sus números atómicos.
2. Su forma actual, denominada
“Forma Larga” fue sugerida por
“Werner” en 1905, separa en
bloques los elementos, según sus
configuraciones electrónicas
- Los elementos cuya configuración
electrónica termina en “s” o “p”
son denominador “Representativos”
y son representados por la letra
“A”
- Los elementos que tienen una
configuración que termina en “d”
son denominados de “transición
externa” y sus columnas se le
asignan la letra “B”
- Los elementos cuya configuración
terminan en “f” se denominan de
“transición interna”. Existen sólo
s d p
f

dos períodos denominados
Lantánidos y Actínidos.
- Esta formado por 18 grupos
(verticales) y 7 períodos
(horizontales), éstos últimos
indican el número de niveles de
energía.
IA: Metales Alcalinos: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr
IIA: Metales Alcalinos Terreos: Be, Mg, Ca,
Sr, Ba, Ra
IIIA: Boroides: B, Al, Ga, In, Tl
IVA: Carbonoides: C, Si, Ge, Sn, Pb
VA: Nitrogenoides: N, P, As, Sb, Bi
VIA: Anfígenos o Calcógenos: O, S, Se, Te, Po
VIIA: Halógenos: F, Cl, Br, I, At
VIIIA: Gases Nobles: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn
Metales De Acuñación: Au, Ag, Cu
Elementos puente: Zn, Cd, Hg, Uub
PROPIEDADES PERIÓDICAS
RADIO ATÓMICO (R)
Es la mitad de la distancia entre dos
átomos iguales unidos por determinado
tipo de enlace.
ENERGÍA DE IONIZACIÓN (I)
Es la cantidad mínima de energía que se
requiere para remover al electrón
enlazado con menor fuerza en un átomo
aislado para formar un ión con carga +1.
AFINIDAD ELECTRÓNICA (AE)
Es la cantidad de energía que se absorbe
cuando se añade un electrón a un átomo
gaseoso aislado para formar un ión con
carga –1.
ELECTRONEGATIVIDAD (X)
La electronegatividad de un elemento
mide la tendencia relativa del átomo a
atraer los electrones hacia si, cuando se
combina químicamente con otro átomo.
METALES (CM), NO METALES (CNM)
Y METALOIDES
Es un esquema clásico de clasificación,
los elementos suelen dividirse en:
metales, no metales y metaloides.
METALES:
a) PROPIEDADES FÍSICAS
- Elevada conductividad eléctrica
- Alta conductividad térmica
- A excepción del oro (amarillo) y cobre
(rojo) el resto presenta color gris
metálico o brillo plateado.
- Son sólidos a excepción del mercurio,
el cesio y galio se funden en la mano.
- Maleables y Ductiles
- El estado sólido presenta enlace
metálico.
b) PROPIEDADES QUIMICAS
- Las capas externas contienen pocos
electrones; por lo general 3 o menos.
- Energías de ionización bajas.
- Afinidades electrónicas positivas o
ligeramente negativas.
- Electronegatividades bajas.
- Forman cationes perdiendo electrones
- Forman compuestos iónicos con los
no metales.
NO METALES
a) PROPIEDADES FÍSICAS
- Mala conductividad eléctrica (excepto
el grafito)
- Buenos aislantes térmicos (excepto el
diamante)
- Sin brillo metálico
- Sólidos, líquidos o gases.
- Quebradizos en estado sólido
- No ductiles
- Moléculas con enlace covalente, los
gases nobles son monoátomicos.
b) PROPIEDADES QUÍMICAS
- La capa externa contiene 4 o más
electrones (excepto el H)
- Energías de ionización altas
- Afinidades electrónicas muy
negativas
- Electronegatividades altas
- Forman aniones ganando electrones
- Forman compuestos iónicos con
metales (excepto los gases nobles) y

compuestos moleculares con otros no
– metales
Los metaloides, muestran algunas
propiedades características tanto de
metales como de no metales.
+ CM -
- +
CM CNM
R I
+ AE
X
-
CNM
- AE +
x
ENLACE QUÍMICO
Es toda fuerza que actuando sobre los
átomos los mantiene unidos, formando
las moléculas o agregados atómicos.
En 1916 “Walter Kossel” basado en el
estudio de los elementos del grupo cero
o gases nobles, relacionó la notable
inactividad de los gases nobles con la
estabilidad de sus configuraciones
electrónicas.
F.N. Lewis (1916). Dió a conocer el
comportamiento de los átomos, los
concibió formados por 2 partes
principales: una parte central o Kernel
(núcleo positivo y los electrones excepto
los del último nivel) y los electrones de
valencia o sea los del nivel exterior
REGLA DEL OCTETO
Cuando intervienen dos o más átomos
para su representación es conveniente
utilizar signos diferentes para destacar
los respectivos electrones de valencia.
y
CLASES DE ENLACES
I. ENLACE IÓNICO O ELECTROVALENTE:
Resulta de la transferencia de
electrones entre un átomo y
metálico y otro no metálico, donde
el primero se convierte en un ión
cargado positivamente y el
segundo en uno negativo.
CARACTERÍSTICAS
 Son fuerzas de atracción
electrostáticas entre cationes (+)
y aniones (-)
 Los compuestos iónicos no
constan de simples pares iónicos o
agrupaciones pequeñas de iones,
salvo en el estado gaseoso. En
cambio, cada ión tiende a
rodearse con iones de carga
opuesta.
 En estado sólido son malos
conductores del calor y la
electricidad, pero al fundirlo o
disolverlo en agua, conduce la
corriente eléctrica. Ejm. Na Cl.
 Son solubles en disolventes
polares como el agua.
 Reaccionan más rápidamente en
reacciones de doble
descomposición.
 Poseen puntos de fusión y
ebullición altos.
 La mayoría son de naturaleza
inorgánica.
Ejemplo:
Li Mg Al C P C F Ne
H H
x Cl Cl
x
xx
x
x xx
Mg Cl
+ 2 Cl Mg Cl
x
x
x
2+
x
-
-

 Un enlace iónico se caracteriza
por tener una diferencia de
electronegatividad () mayor
que 1,7
  > 1,7
Ejemplo: Cloruro de Sodio (NaCl)
11Na : 1S²2S²2P63S1
1e (e de valencia)
17Cl : 1S²2S²2P63S23P5
7e (e de valencia)
Analizando con
electronegatividades (Pauling)
Na ( = 0,9) Cl ( = 3,0)
 = 3 – 0,9 = 2,1
 como 2,1 > 1,7  enlace iónico
II. ENLACE COVALENTE: Resulta de
la compartición de par de
electrones
CARACTERÍSTICAS:
 Son malos conductores de la
corriente eléctrica. Ejm. H2O y CH4
 Sus soluciones no conducen la
corriente eléctrica a menos que al
disolverse reaccionan con el
disolvente.
 Son más solubles en disolventes
no polares.
 Reaccionan lentamente en
reacción de doble descomposición.
 Poseen puntos de fusión y
ebullición bajos.
 A estado sólido presentan cristales
formados por moléculas no
polares.
 La mayoría son de naturaleza
orgánica.
 Es aquel que se verifica por el
comportamiento de pares de
electrones de tal forma que
adquieran la configuración de gas
noble.
 Se origina entre no metales.
 Se caracterizan por tener una
diferencia de electronegatividades
menor a 1.7
  < 1,7
TIPOS
1. Covalente Puro o Normal:
(Homopolar)
 Se realiza entre átomos no
metálicos.
 Los electrones compartidos se
encuentran distribuidos en forma
simétrica a ambos átomos,
formando moléculas con densidad
electrónica homogénea o
apolares.
 La diferencia de
electronegatividades de los
elementos participantes, es igual
a cero.
  = 0
Ejemplo: Br2
 = 2,8 – 2,8 = 0
Ejemplo: O2
=
 = 0
Cl
x
xx
x
x
xx
Cl
+
Na x
1-
Na
1+
xx
x
x
xx
Br Br o Br Br
x
xx
x
x
xx
O o
xx
x
x
xx
O O O

Ejemplo N2
Además: H2, Cl2, etc.
2. Covalente Polar: (Heteropolar)
 Una molécula es polar, cuando
el centro de todas sus cargas
positivas no coincide con el
centro de todas sus cargas
negativa, motivo por el cual se
forman dos polos (dipolo)
 Se realiza entre átomos no
metálicos y con una diferencia
de electronegatividades
siguiente:
0 <   < 1,7
Ejemplo: H2O
Ejemplo: HCl
ó
Además:
Cl2O, NH3, etc.
3. Covalente Coordinado o Dativo
()
Se da cuando el par de electrones
compartidos pertenecen a uno sólo
de los átomos. El átomo que
contribuye con el par de
electrones recibe el nombre de
DONADOR y el que los toma
recibe el nombre de ACEPTADOR
o RECEPTOR.
Se destacan como donadores de
pares electrónicos: Nitrógeno,
Oxígeno y Azufre; como Aceptores
se distinguen: el protón
(hidrogenión) el magnesio de
transición.
Ejemplo:
OF3B  NH3
Ejemplo: H2SO4
Además: O3; SO2, SO3, NH4Cl, etc.
N N o
x
x
N N
x
x
x
o
O donde O
H H
H H
Dipolo
-
+
+  +
 -
x
x
H x Cl H - Cl
+  -
+ -
Dipolo
F
B
F
F
+ N
H
H
H
F
B
F
F
+ N
H
H
H
x
x
xx
S
O
O
x
x
xx
x
x
x
x
O H
xx
xx
x x
H O
xx
x x
xx
O
S O H
O
H
O

HIBRIDACIÓN
Es una reorganización de los orbitales
atómicos con diferentes energías para
formar una nueva serie de orbitales
equivalentes llamadas ORBITALES
HÍBRIDOS.
Hibridación en Atomos de Carbono:
Ejemplo:
a) Orbital sp3
donde
1s²2s²2p²  Basal
2s1
sp3
Hibridizado
pz
py
px
s




Hibridación tetraédrica sp3
.
Orbital del metano: (CH4)
-109º28´ (Ángulo)
b) Orbital sp²:
Donde:
1s²2s²s2p² 
2sp²
Hibridizado
pz
py
px
s




Enlace 
H c
C Enlace Sigma
H
Enlace 
Hibridación trigonal sp². Orbital de
etileno (C2H4) – 120º (ángulo)
c) Orbital sp1
Donde H – C  C – H
C2H2
Etino o acetileno
1s²2s²2p²  2sp1
pz
py
px
s


Hibridizado
Enlace 
H C Enlace Sigma C H
Enlace
Enlace Sigma Sigma
Enlace 
Hibridación lineal sp – 180º
(ángulo)
109º 28´
H
H
H
H
c
CH4
H H
C
H
C
H
=
H
H

III. ENLACE METÁLICO:
Se presentan en los metales y tiene
ocurrencia entre un número indefinido de
átomos lo cual conduce a un agregado
atómico, o cristal metálico; el cual ésta
formado por una red de iones positivos
sumergidos en un mar de electrones.
Ejemplo:
Estado basal  catión
Agº -1e- Ag1+
“MAR DE ELECTRONES”
IV. PUENTE DE HIDROGENO
Se trata de fuertes enlaces eléctricos
entre las cargas positivas de los núcleos
del átomo de Hidrógeno y átomos de
Fluor. Oxígeno o Nitrógeno.
Ejemplo: Molécula de agua (H2O)
P. de H
V. FUERZAS DE VAN DER WAALS
Son uniones eléctricas débiles y se
efectúan entre moléculas apolares.
Ejemplo: Propano (CH3-CH2-CH3)
+ +
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
=
=
=
=
=
=
=
=
=
=
H O
H
O
H
H
 +
 +
 +
 +
 -
 -
 +
CH2
CH3
H3C
CH2
CH3
H3C
Fuerzas de Van
Der Waals

VALENCIA:
Es la capacidad de un átomo para
enlazarse a otro. No tiene signo
(positivo o negativo).
Estado de oxidación (E.O.)
Es la carga aparente que tiene un
átomo en una especie química, indica el
número de electrones que un átomo
puede ganar o perder al romperse el
enlace en forma heterolítica.
Reglas para hallar el estado de
oxidación
1. El estado de oxidación de un átomo
sin combinarse con otro elemento
es cero ,
Ag
,
Cu
0
0
0
2
0
2 N
,
O
2. El estado de oxidación de hidrógeno
es +1 en hidruro metálico donde es
–1.
3. El estado de oxidación de oxígeno
es –2 excepto en peróxidos donde
es –1 y cuando está unido con el
fluor +2.
4. El estado de oxidación del grupo IA,
plata es +1.
El estado de oxidación del grupo
IIA, cinc y cadmio es +2.
5. En un compuesto neutro, la suma
de los estados de oxidación es cero.
En un radical, la suma de los
estados de oxidación es la carga del
radical
6. Los halógenos cuando están unidos
con un metal tienen estado de
oxidación -1.
Los anfígenos cuando están unidos
con un metal tienen estado de
oxidación –2.
Ejemplos:
Especies Forma
estructural
Valen-
cia
Estado
de oxida-
ción
Hidrógeno
(H2)
H  H 1 0
Oxígeno
(O2)
O  O 2 0
Agua
(H2O)
H O  H H : 1
O : 2
+1
-2
Peróxido
de
hidrógeno
(H2O2)
H  O  O  H
H : 1
O : 2
+1
-1
(CH4)
Metano
H H
C
H H
C : 4
H : 1
-4
+1
Número de oxidación de los
elementos más frecuentes
E.O. = Estado de oxidación
I. NO METALES:
Halógenos: F (-1)
1, +3, +5, +7: Cl, Br, I
Anfígenos (calcógenos): O (-2)
2, +4, +6: S, Se, Te
Nitrogenoides: 3, +5: N, P, As, Sb
Carbonoides: +2, 4: C 4: Si
Otros: 1: H 3: B
II. METALES:
+1: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, Ag, NH4
+2: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Zn, Cd
+3: Al, Ga
+1, +2: Cu, Hg
+1, +3: Au
+2, +3: Fe, Co, Ni
+2, +4: Sn, Pb, Pt
+3, +5: Bi
E.O. variable = Cr: 2, 3, 6
Mn: 2, 3, 4, 6, 7
Cuadro de funciones químicas

I. FUNCION OXIDO
Son compuestos binarios que se
obtienen por la combinación entre un
elemento químico. Para nombrar se
utiliza la nomenclatura tradicional,
stock y sistemática.
Forma:
x
2
2
x
O
E
O
E 


E = Elemento
químico
O = Oxígeno
+x = E.O
a) Nomenclatura tradicional o
clásica
Se nombra de acuerdo al E.O. del
elemento:
Nº de
E.O.
Tipo de
E.O.
Prefijo Sufijo
1 Unico Ico
2 Menor Oso
Mayor Ico
3
Menor Hipo Oso
Intermedio Oso
Mayor Ico
4
Menor Hipo Oso
Intermedio Oso
Intermedio Ico
Mayor Per Ico
b) Nomenclatura de Stock
Según esta nomenclatura, los óxidos se
nombran con la palabra óxido, seguida
del nombre del elemento, y a
continuación el número de oxidación
del metal con números romanos entre
paréntesis.
c) Nomenclatura Sistemática
Según la I.U.P.A.C. (Unión
Internacional de Química Pura y
Aplicada) las proporciones en que se
encuentran los elementos y el número
de oxígenos se indican mediante
prefijos griegos.
Nº de
oxígenos
1 2 3 4 5...
Prefijo Mono Di Tri Tetra Penta...
METAL NO METAL
OXÍGENO
ÓXIDO BÁSICO ÓXIDO ÁCIDO
H2O
HIDRÓXIDO ÁCIDO OXÁCIDO
SAL OXISAL
SAL HALIODEA
ÁCIDO
HIDRÁCIDO
HIDRURO
HIDRÓGENO
NO METAL METAL

FUNCION OXIDO
1.1 OXIDOS BASICOS
Los óxidos básicos u óxidos metálicos se obtienen por la combinación de un elemento
metálico y oxígeno.
Ejemplos:
Oxido Nomenclatura
Tradicional
Nomenclatura de
Stock
Nomenclatura
Sistemática
Cu2O
CuO
Son
SnO2
Fe2O3
Oxido Cuproso
Oxido Cúprico
Oxido Estanoso
Oxido Estánnico
Oxido Férrico
Oxido de Cobre (I)
Oxido de Cobre (II)
Oxido de Estaño (II)
Oxido de Estaño (IV)
Oxido de Fierro (III)
Óxido de Dicobre (II)
Monóxido de Cobre
Monóxido de Estaño
Dióxido de Estaño
Trióxido Di Hierro
1.2 OXIDOS ACIDOS O ANHIDRIDOS
Los óxidos ácidos u óxidos no metálicos se obtienen por la combinación de un
elemento no metálico y oxígeno.
Oxidos Tradicional Funcional de Stock Sistemática
CO
CO2
SO
SO2
SO3
Cl2O5
Cl2O7
Anhidrido carbonoso
Anhidrido carbónico
Anhidrido hiposulfuroso
Anhidrido sulfuroso
Anhidrido sulfúrico
Anhidrido clórico
Anhidrido perclórico
Oxido de carbono (II)
Oxido de carbono (IV)
Oxido de azufre (II)
Oxido de azufre (IV)
Oxido de azufre (VI)
Oxido de cloro (V)
Oxido de cloro (VII)
Monóxido de carbono
Dióxido de carbono
Monóxido de azufre
Dióxido de azufre
Trióxido de azufre
Pentóxido Di cloro
Heptóxido Di cloro
II. FUNCION HIDROXIDO O BASES
Son compuestos terciarios formados por la combinación de un elemento metálico con
los iones hidróxilo.
Para nombrarlo se utiliza la nomenclatura tradicional, stock, sistemática, en la
nomenclatura sistemática el prefijo mono se suprime.
En+
OH-1
 E(OH)N
E: Elemento metálico
Hidróxido Nomenclatura
Tradicional
Nomenclatura de
Stock
Nomenclatura
Sistemática
NaOH
Ca(OH)2
Al(OH)3
Fe(OH)2
Fe(OH)3
Hidróxido de sodio
Hidróxido de calcio
Hidróxido de aluminio
Hidróxido ferroso
Hidróxido férrico
Hidróxido de sodio
Hidróxido de calcio
Hidróxido de aluminio
Hidróxido de fierro (II)
Hidróxido de fierro (III)
Hidróxido de sodio
Dihidróxido de calcio
Trihidróxido de aluminio
Dihidróxido de hierro
Trihidróxido de hierro

III. FUNCION PEROXIDOS
Estos compuestos presentan en su
estructura enlaces puente de oxígeno y
este actúa con estado de oxidación –1.
Se nombra con la palabra peróxido
seguido del nombre del metal.
Ejemplos:
Formular los peróxidos:
Peróxido de magnesio _____________
Peróxido de mercurio (II) ___________
Peróxido de cadmio ______________
Peróxido de cobre (I) ______________
Peróxido de rubidio _______________
Peróxido de cobre (II) _____________
IV. FUNCION ACIDOS
A) OXACIDOS:
Son compuestos terciarios que se
forman al combinarse los óxidos ácidos
(anhídridos) con una molécula de agua.
E2On + H2O  HXEYOZ
Observación:
El elemento no metálico, también
puede ser un metal de transición como:
V, Cr, Mn, Mo, cuando actúa con E.O.
superior a 4.
Nomenclatura tradicional:
Se nombra ácido y luego el nombre del
no metal de acuerdo a su E.O.
(anhídridos).
Ejemplo:
CO2 + H2O  H2CO3
Anh. Carbónico Ácido carbónico
Forma práctica:
a) E.O. Impar (NMe):
x
H NMe Oa
x + 1 = a
2
x = E.O.
Ejemplo: Cl5+
: HClO3
ácido clórico
5 + 1 = 3
2
b) E.O. Par (NMe):
x
H2 NMe Ob
x + 2 = b
2
Ejemplo: S4+
: H2SO3
ác. sulfuroso
4 + 2 = 3
2
Ejemplos Nomenclatura
funcional
K2O2 o (KOOK)
H2O2 o (HOOH)
(agua oxigenada)
O
BaO2 o Ba
O
O
CuO2 o Cu
O
O
ZnO2 o Zn
O
Peróxido de potasio
Peróxido de
hidrógeno
Peróxido de bario
Peróxido de cobre
(II)
Peróxido de cinc

A1. ACIDOS OXACIDOS
POLIHIDRATADOS
Se obtienen al reaccionar el anhídrido
con una más moléculas de agua. Para
nombrarlos debemos tener en cuenta,
la ubicación del elemento, no metálico
en la T.P. y la cantidad de moléculas de
agua:
Grupo Impar
1 Anh. + 1 H2O  Meta
1 Anh. + 2 H2O  Piro
1 Anh. + 3 H2O  Orto
Grupo Par
1 Anh. + 1 H2O  Meta
2 Anh. + 1 H2O  Piro
1 Anh. + 2 H2O  Orto
Observación:
Los elementos como el Boro, Fósforo,
Antimonio y Arsénico presentan
anomalías y cuando forman oxácidos lo
hacen con 3 moléculas de agua.
Ejemplo:
1) Acido bórico (ortobórico)
B2O3 + 3H2O  H3BO3
Ácido bórico
2) Acido fosfórico: Dar su fórmula
3) Acido pirocarbonoso: Dar su fórmula
B) HIDRACIDOS:
Pertenece a la función “hidrogenadas”
donde el “H” actúa con +1 y –1 E.O. de
los elementos:
Grupo I II III IV V VI VII
E.O. 1 2 3 4 3 2 1
Hidruros Nombres Hidrá-
Especiales cidos
Ejemplos:
1) Hidruro de sodio: NaH
2) Amoniaco: NH3
3) Fosfina: PH3
B.1 HIDRACIDOS:
Se forma con los elementos del grupo
VI A y VII A, con el hidrógeno en medio
acuoso.
Nomenclatura: En gaseoso  uro
Terminación En acuoso  hídrico
Ejemplo:
1) H2S(g): Sulfuro de hidrógeno
H2S(l): Ácido sulfhídrico
2) HCl(g): Cloruro de hidrógeno
Ácido clorhídrico
V. FUNCION SALES
Una sal es un compuesto conformado
por una parte aniónica (ión poliatómico
negativo) y una parte caliónica
(metálica o agrupación de especies
atómicas) que pueden ser sales
OXISALES y sales HALOIDEAS. Además
pueden ser neutras (ausencia de “H”) y
Ácidas (presenta uno o más “H”).
Ejemplo:

y
x
x
y )
ANIÓN
(
)
CATIÓN
( 

Li-1+
(ClO3)-1
 Li ClO3
Clorato de Litio
Especie
Iónica
Nombre del
anión
F
Cl
Br
I
ClO
ClO2

ClO3

ClO4

MnO4

NO2

NO3

S2
HS
SO3
2
HSO3

SO4
2
HSO4

CO3
>
HCO3

PO4
2
CrO3

CrO4
2
Cr2O7
2
Ión FLURURO
Ión CLORURO
Ión BROMURO
Ión IODURO
Ión HIPOCLORITO
Ión CLORITO
Ión CLORATO
Ión PERCLORATO
Ión PERMANGANATO
Ión NITRITO
Ión NITRATO
Ión SULFURO
Ión BISULFURO
Ión SULFITO
Ión BISULFITO
Ión SULFATO
Ión BISULFATO
Ión CARBONATO
Ión BICARBONATO
Ión FOSFATO
Ión CLORATO
Ión CROMATO
Ión DICROMATO
Especie
Iónica
Nombre del
catión
Li+
Na+
K+
NH4
+
Ag+
Mg2+
Ca2+
Ba2+
Cd2+
Zn2+
Cu2+
Hg1+
Hg2+
Mn2+
Co2+
Ni2+
Pb2+
Sn2+
Fe2+
Fe3+
Catión LITIO
Catión SODIO
Catión POTASIO
Catión AMONIO
Catión PLATA
Catión MAGNESIO
Catión CALCIO
Catión BARIO
Catión CADMIO
Catión CINC
Catión COBRE (III)
ó Ión CÚPRICO
Catión DE MERCURIO(I)
ó Ión MERCUROSO
Catión DE MERCURIO (II)
ó Ión MERCURICO
Catión MANGANESO (II)
ó Ión MANGANOSO
Catión COBALTO (II)
ó Ión COBALTOSO
Catión NIQUEL (II)
ó Ión NIQUELOSO
Catión PLOMO (II)
ó Ión PLUMBOSO
Catión ESTAÑO (II)
ó Ión ESTAÑOSO
Catión FERROSO
ó Ión FIERRO (II)
Catión FÉRRICO
ó Ión FIERRO (III)
5.1 SALES HALOIDEAS
Son sustancias que proceden de la
combinación de un ión metálico con un
anión que proviene de un ácido
hidrácido.

Ejemplo:
Sal Tradicional Stock
NaCl
CaS
FeCl2
FeCl3
CaF2
KBr
Cloruro de
sodio
Sulfuro de
calcio
Cloruro ferroso
Cloruro férrico
Fluoruro de
calcio
Bromuro de
potasio
Cloruro de
sodio
Sulfuro de
calcio
Cloruro de
hierro (II)
Cloruro de
hierro (III)
Fluoruro de
calcio
Bromuro de
potasio
5.2 SALES OXISALES
Son sustancias que proceden de la
combinación de un ión metálico con un
anión poliatómico, que proviene de un
ácido oxácido.
En la nomenclatura tradicional se
combinó el sufijo oso por ito y ico por
ato.
En la nomenclatura sistemática todas
las sales terminan en ato y si el anión
entra 2,3,4... veces se emplea los
prefijos bis, tris, tetra, quis.
Ejemplo:
Sal Tradicional
KClO
Al2(SO4)3
Na2SO4
Co(NO3)2
AgNO3
KMnO4
CaCO3
Hipoclorito de potasio
Sulfato de aluminio
Sulfato de sodio
Nitrato de cobalto (II)
Nitrato de plata
Permanganato de potasio
Carbonato de calcio
5.3 OXIDOS Y SALES
HIDRATADAS
Existen sales y óxidos metálicos que
contienen moléculas de agua para
escribir sus fórmulas se ponen a
continuación del óxido o la sal al
número de moléculas de agua que
contienen separadas por un punto.
Ejemplo:
Al2O3 . 3H20 Oxido de aluminio
trihidratado
Na2CO3 . 1OH2O Carbonato de sodio
decahidratado
NiCl2 . 6H2O Cloruro de Níquel
hexahidratado
PROPUESTOS
1. ¿Cuál de los óxidos que se indican a
continuación no está con su
respectivo nombre?
a) SO2: Anhidrido sulfuroso
b) N2O3: Anhidrido nitroso
c) Mn2O7: Anhidrido mangánico
d) Cr2O7: Oxido crómico
e) PbO2: Oxido plúmbico
Resolución:
Por teoría: ANH – Mangánico
Porque:
7
2
2
7
O
Mn
O
Mn 

Anh. permangánico
Rpta. C

2. Dar el nombre de las siguientes
funciones inorgánicas:
a) Oxido crómico: ________________
b) Oxido plumboso: ______________
c) Oxido de níquel (III): ___________
d) Hidróxido de calcio: ____________
e) Anhídrido mangánico: __________
f) Hidróxido de cobalto (III): _______
g) Acido clórico: _________________
h) Acido crómico: ________________
i) Sulfato de potasio: _____________
j) Sulfato férrico: ________________
3. ¿Cuál de las alternativas es falsa?
a) Oxido ácido: Cl2O
b) Oxido básico: CaO
c) Peróxido: Na2O2
d) Oxido básico: CrO3
e) Anhídrido: N2O3
4. Completar el cuadro que se indica a continuación e indicar su nombre:
Catión Anión S2
Nombre
Na1+
Zn2+
Co2+
Co3+
Cr2+
Cr3+
Ag1+
Fe3+
Fe2+
5. Completar el cuadro que se indica a continuación e indicar su nombre:
Catión Anión Nombre
K1+
Cl-
Na1+
CO3
2-
Co2+
NO2
1-
Fe3+
SO4
2-
Mg2+
NO3
1-
Ca2+
ClO3
1-

REACCIONES QUÍMICAS:
Son procesos en la cual una o más
sustancias iniciales, llamadas
“reactantes” sufren cambios en su
estructura molecular dando lugar a la
formación de nuevas sustancias,
llamados “productos”.
ECUACIÓN QUÍMICA
Es la representación literal de una
reacción química.
Coeficientes
2Fe(s)+ 3H2O()+ Q  1Fe2O3(s) + 3H2(g)
Reactantes Productos
Q = Calor g = Gas
S = Sólido  = Líquido
Ejemplo:
H2O(g)
(Vapor)
Fe(s)
H2O()
Fe2O3(s)
FUNDAMENTOS PARA RECONOCER
UNA REACCIÓN QUÍMICA:
Tenemos los siguientes fundamentos
más importantes:
 Desprendimiento de un gas
 Liberación de calor.
 Cambio de olor
 Formación de precipitados
 Cambio de propiedades físicas
y químicas de los reactantes.
CLASIFICACIÓN DE LAS
REACCIONES QUÍMICAS.
I. DE ACUERDO A LA NATURALEZA
DE LAS SUSTANCIAS.
1. Reacciones de Adición o
Asociación o Combinación
Reacciones dos o más sustancias
para formar una nueva sustancia.
Ejemplos: (Sin balancear)
1) Síntesis de Lavoisier:
H2 + O2  H2O
2) Síntesis de Haber - Bosh
N2 + H2  NH3
2. Reacción de Descomposición
Son aquellas que a partir de un
solo reactante (compuesto) se
obtiene varios productos, por lo
general se necesita energía
(calorífica, eléctrica, luminosa,
etc.)
Ejemplos:
Calor
1) CaCO3(s)  CaO(s) + CO2(g)
Reacción de Pirolisis
Calor
(Mechero)

2) NaCl(s) Corriente Na(s)+ Cl2(g)
Eléctrica
3) H2O2() Corriente H2O() + O2(g)
Eléctrica
3. Reacción de Simple
Desplazamiento o sustitución
Simple
Es la reacción de un elemento con
un compuesto, donde el elemento
desplaza a otro que se encuentra
formando parte del compuesto.
Esto se fundamenta en la mayor
actividad química.
* Los metales más activos desplaza:
H, excepto: Cu, Ag, Au, Hg, Pt.
Ejemplo:
1) Zn(s)+H2SO4() ZnSO4(ac)+H2(g)
Desplaza
2) Na(s)+ H2O()  NaOH(ac) + H2(g)
Desplaza
3) F2(g) + NaCl(ac)  NaF(ac) + Cl2(g)
Desplaza
4. Reacción de Doble
Desplazamiento (Metatesis o No
Redox)
Reacción donde existe un
intercambio de elementos entre
dos compuestos, formándose dos
nuevos compuestos.
Ejemplo:
1) Reacciones de Neutralización:
HCl(ac)+NaOH(ac)  NaCl(ac)+H2O()
(Acido) (Base) (Sal) (Agua)
2) Reacciones de Precipitación
Pb(NO3)2(ac) + K2CrO4(ac) 
PbCrO4(s) + KNO3(ac)
Precipitado
AgNO3(ac)+NaCl(s)AgCl(s)+NaNO3(ac)
Precipitado
II. POR EL INTERCAMBIO DE
ENERGÍA CALORÍFICA:
Cuando se produce una reacción
química, ésta se realiza liberando
o absorbiendo calor neto al medio
que lo rodea, esto permite
clasificar a las reacciones como:
Endotérmicas y Exotérmicas.
1) Reacciones Endotérmicas (D>0)
Reacción donde hay una ganancia
neta de calor, por lo tanto la
entalpía del producto es mayor
respecto a la del reactante.
Ejemplo:
CO2+H2O+890 KJ/molCH4+O2
CO2 + H2O  CH4 + O2
H = + 890 KJ/mol
H = Entalpía
Donde:
H = H (Productos) - H (Reactantes)
Entalpía de Reacción (H)
NO
METAL
MAS
ACTIVO
METAL
MAS
ACTIVO

Es el cambio de calor de reacción
a una presión y temperatura
constante.
Hº = Entalpía estándar de la
reacción a condiciones estándar
(25º C y 1 Atm).
Analizando: la variación de la
entalpía (H) a medida que
avanza la reacción.
H = (KJ/mol)
AVANCE DE LA REACCIÓN
CONCEPTOS Y VALORES:
* Energía de Activación (EA)
Es la energía (calor) necesaria que
debe absorber los reactantes para
iniciar la reacción.
Donde el gráfico:
EA = (950 - 10) = 940 KJ/mol
* Complejo Activado (C.A.)
Es un estado de máximo estado
calorífico que alcanza los
reactantes. A esta condición
ocurre la ruptura y formación de
enlace.
C.A. = 950 KJ/mol
Donde el gráfico:
H = (900 – 10) = + 890 KJ/mol
Significa que
ganó calor
2) Reacción Exotérmica (H>0)
Reacción en donde hay una
pérdida neta de calor, por lo tanto
la entalpía del producto es menor
respecto a la del reactante.
Ejemplo:
C + O2  CO2 + 390 KJ/mol
C + O2  CO2
H = - 390 KJ/mol
Graficando:
H = (KJ/mol)
AVANCE DE LA REACCIÓN
VALORES ENERGÉTICOS:
EA = 100 – 0 = 100 KJ/mol
C.A. = 100 KJ/mol
H = -(390 – 0) = - 390 KJ/mol
Significa que
Perdió calor
III. REACCIONES DE COMBUSTION
Son aquellas que se producen por
desprendimiento de calor y luz que
dan origen a los siguientes tipos:
C.A.
950
900
10
EA
CO2
+ H2
O
 H
C.A.
100
0
-390
EA
 H

a) Combustión Completa:
Se produce en presencia de
suficiente cantidad de oxígeno
obteniéndose Dióxido de Carbono
(CO2) y agua (H2O)
Ejemplo:
1C3H8 + 5O2  3CO2 + 4H2O
b) Combustión Incompleta:
Se produce por deficiencia de
Oxígeno, obteniéndose como
producto, Monóxido de Carbono
(CO), Carbono (C) y Agua (H2O)
Ejemplo:
2CH4 +
2
5
O2  1CO + C + 4H2O
IV. REACCIONES DE
NEUTRALIZACIÓN
Es una reacción entre un ácido y
una base. Las reacciones acuosas
Acido – Base, por lo general,
tienen la siguiente forma:
Acido + Base  Sal + H2O
Ejemplo:
1HCl + 1NaOH  1NaCl + 1H2O
1H2SO4+1Ca(OH)21CaSO4+ 2H2O
V. REACCIONES CATALÍTICAS
Son aquellas que se producen en
presencia de un catalizador que
influye en la velocidad de reacción.
Ejemplo:
KClO3(s) MnO2 + KCl(s) + O2(g)
H2O2(ac) MnO2 H2O() + O2(g)
VI. REACCIONES REDOX:
Son aquellas en donde existen
transferencias de electrones de
una especie a otra. Los átomos o
iones experimentan cambios en
sus estructuras electrónicas debido
a la ganancia o pérdida de
electrones.
Ejemplo:
o o +2 -2
Zn + O2  Zn O
Donde:
o +2
Zn – 2e-  Zn (se oxida)
o -2
O2 – 2e-  O (se reduce)
Significado de Redox
REDOX
REDUCCIÓN OXIDACIÓN
Gana electrones Pierde electrones
E.O. disminuye E.O. aumenta
Es una agente
oxidante
Es un agente
reductor
Nota: se debe conocer la regla del
E.O. de los principales elementos.
Por ejemplo:
REDUCCION
OXIDACION
o +1–1 o +1 - 1
F + K I  I2 + KF
Agente Agente Forma Forma
Oxidante Reductor Oxidada Reducida

VII. REACCIONES DE DESPROPORCIÓN
O DE DISMUTACIÓN
Un tipo especial de reacción
REDOX, se llama reacción de
desproporción en donde un mismo
elemento se oxida y se reduce a la
vez.
Ejemplo:
Reducción
Oxidación
o +1–2+1 +1 -1 +1 +5-2 + 1-2
Cl2 + NaOH  NaCl + NaClO + H2O
IGUALACIÓN O BALANCE DE
ECUACIONES QUÍMICAS
En toda Reacción Química el número de
átomos para cada elemento en los
reactantes debe ser igual a los
productos, para ello se hace uso de
diferentes métodos de Balanceo de
acuerdo al tipo de reacción.
I. MÉTODO DE TANTEO O SIMPLE
INSPECCIÓN:
Este método se utiliza para
reacciones simples y se
recomienda haciendo de acuerdo
al siguiente orden:
1. Metal(es)
2. No Metal(es)
3. Hidrógeno y Oxígeno
Ejemplo:
H2SO4+Ni Ni2 (SO4)3+H2
Relación
Molar
3 2 2 3 3
II. MÉTODO DE COEFICIENTES
INDETERMINADOS (ALGEBRAICO)
1. Se le asigna coeficientes
(a,b,....) a todas las sustancias
que participan en la reacción.
2. Se efectúa un Balance de
Atomo para cada elemento
obteniéndose un sistema de
ecuaciones algebraicas.
3. Se asume un número
conveniente para la letra que
más se repite generalmente la
unidad.
4. Se resuelve el sistema de
ecuaciones y los valores
obtenidos se reemplazan en la
ecuación original.
5. Si el coeficiente resulta
fraccionario se multiplica por el
m.c.m. del denominador.
Ejemplo:
aK2Cr2O7+bHCl  cKCl+dCrCl3+eCl2+fH2O
Se forman ecuaciones algebraicas
K : 2a = C ................ (1)
Cr : 2a = d ............... (2)
O : 7a = f ................. (3)
H : b = 2f ................. (4)
Cl: b = c + 3d + 2e.... (5)
Y se determinan los valores de los
coeficientes literales: a = 1
(repetida).
a = 1 d = 2
b = 14 e = 3
c = 2 f = 7

III. MÉTODO REDOX
Se aplica a ecuaciones donde
existe Reducción y Oxidación.
Reglas (Procedimiento):
1. Se asignan los valores de E.O.
a los elementos en la ecuación.
2. Se identifican las especies que
se oxidan y las que se reducen.
3. Balancear átomos y de
electrones en cada
semireacción, teniendo en
cuenta el número de electrones
ganados y perdidos, son
iguales.
4. Se reemplazan los coeficientes
en la ecuación original.
5. Se analiza la ecuación y si no
se encuentra balanceada se
produce por tanteo.
Ejemplo:
a) En la oxidación:
Balancear:
1) Fe -3e-  Fe+3
Ag. Reductor
2) Cl-1
- 4e-  Cl+3
Ag. Reductor
b) En la Reducción:
1) C + 4e-  C-4
Ag. Oxidante
2) N2 + 6e- 2N-3
Ag. Oxidante
Ejemplo: Ecuación Completa:
Balancear por Redox
NH3 + O2  NO + H2O
Calcular:
os
transferid
e
º
N
)
ductor
(Re
.
Coef
E 
IV. MÉTODO IÓN – ELECTRÓN
En un caso de Balance Redox
donde participan iones y moléculas
y depende del medio.
Forma Práctica:
 En primer lugar escogemos el
par de iones que se oxida y
reduce, para formar las dos
semireacciones.
 Luego analizamos el Balance de
Masa, pero en éste Balance no
considere el átomo de H y O.
 El H y O se balancean de
acuerdo al medio donde se
realizan.
a) Medio Acido o Neutro:
1) Balance de cargas iónicas
2) Balance los Iones H+
3) Balance con el H2O, por
exceso de “H”
0 +1 +2 +3 .....E.O.
-1
-2
-3
.....
REDUCCIÓN
OXIDACIÓN

b) Medio Básico:
1) Balance de cargas iónicas.
2) Balance con los Iones OH-
3) Balance con el H2O por
exceso de “H”
Ejemplo:
Balancear en medio ácido.
Cu + NO3
-
 Cu2+
NO2
Aplicamos Redox: en el par iónico.
1x Cuº -2e-
Cu 2+
2x N+5
+1e-
N +4
Donde:
1 Cuº + 2 NO3
-
 1 Cu2+
+2NO2
- Balance de cargas iónicas: (M.
Acido)
-2 = + 2
- Balance con H+
: 4H+
 -2 + 4H+
= +2
+2 = +2
- Balance con H2O - = 2H2O
Finalmente:
1Cuº+2NO3
-+4H+1Cu2++2NO2+2H2O
PROPUESTOS
1. Balancear la reacción y determinar
la suma de todos los coeficientes:
Cu + HNO3  Cu (NO3)2 + NO + H2O
a) 26 b) 9 c) 14 d) 15 e) 20
Resolución:
Se oxida (pierde –2e-
)
º +5 +2 +2
Cu + HNO3  Cu (NO3)2 + NO + H2O
Se reduce (gana 3e-
)
3x Cuº - 2e-
 Cu+2
2x N+5
+ 3e-
 N+2
Donde: al final del H2O (por
tanteo)
3Cu + 8HNO3 3Cu (NO3)2 + 2NO + 4H2O
 coef. = 3 + 8 + 3 + 2 + 4 = 20
Rpta. e
2. Balancear en medio básico:
I-
+ NO2
-
 I2 + NO
Hallar el coeficiente NO2
-
a)1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5

Resolución:
1x 2I-
- 2e-
 Iº
2
2x N+3
+ 1e-
 N+2
Donde:
2 I- + 2 NO2
-
 I2 + 2NO
1º Balance de cargas iónicas:
- 4 = 0
2º Balance con OH- : - 4 = 4OH-
-4 = -4
3º Balance con H2O : 2H2O = -
Finalmente:
2 I-+2 NO2
- + 2H2O  1I2 + 2NO + 4OH-
Rpta. b.
3. ¿Cuál de las siguientes ecuaciones
presenta la mayor de coeficiente?
I. H2 + Br2  HBr
II. Al + O2  Al2O3
III. NH4NO3  N2O + H2O
IV. H3BO3 + HF  HBF4 + H2O
V. S8 + O2  SO3
Rpta. .......
4. Completar e indicar a que proceso
corresponde:
Mn-2 ........  Mn+3 ........
S8 ........  S-2 ........
Cl - ........  Cl2 ........
P4 ........  P-1 ........
Ca+2 ........  Ca ........
C+2 ........  C+4 ........
5. Al balancear la ecuación:
NaOH + Cl2  NaCl + Na Cl O + H2O
Indicar, cuántas proposiciones no
son correctas:
( ) El Cl2 se oxida y reduce a la vez.
( ) El agente oxidante es el Cl2
( ) El coeficiente del NaOH es 2
( ) Cl - 1e-  2 Cl-
( ) La suma de coeficiente es 6.
Rpta..............
6. Balancear en medio ácido:
Zn + NO3
-
 Zn2+
+ NO
Hallar la suma de los coeficientes
de los productos:
Rpta. ............................
7. Balancear en medio básico
Co(OH)3 + NO2
-
 Co2+
+ NO3
-
Hallar el coeficiente de los iones
OH-
:
Rpta. ....................
8. Balancear en medio neutro:
MnO4
1- + Cl1-  MnO2 + Cl2
¿Cuántas moles de H2O se forma?
Rpta. .................

UNIDADES QUÍMICAS DE MASA
Definición:
Son las que se utilizan para expresar la
cantidad de masa y volumen de las
sustancias.
1. Masa Atómica o Peso Atómico
El peso atómico es el peso promedio
relativo y ponderado asignado a los
átomos de un elemento y comparado
con la doceava parte de la masa del
isótopo carbono 12 a quien se le
denomina unidad de masa atómica.
12
12
1
1 
 masaC
uma
La suma tiene un equivalente
expresado en gramos:
1uma = 1,66 x 10-24
g
Nota:
Debemos diferenciar entre el peso
atómico y el número de masa; éste
último es como la suma de protones
y neutrones.
2. Determinación de la masa
atómica promedio de una
elemento (M.A.)
Es un promedio ponderado de las
masas atómicas relativas de los
isótopos de un elemento. La
ponderación se hace con las
abundancias naturales de los
isótopos.
Isótopos Abundancia
A1E -------------------- a%
A2E -------------------- b%
A3E -------------------- n%
Luego:
100
2
1 



%
n
A
........
%
b
A
%
a
A
.
A
.
M n
)
E
(
3. Masa atómica (M.A.) o peso
atómico (P.A.)
Es la masa relativa de un elemento,
se determina comparando su masa
atómica absoluta con respecto a la
unidad de masa atómica (U.M.A.) de
acuerdo a esta definición la masa
atómica no tiene unidades.
He aquí una relación de masas
atómicas.
Pesos Atómicos Notables
Elem. H C N O Na Mg Al P S
P.A. 1 12 14 16 23 24 27 31 32
Elem. Cl K Ca Cr Mg Fe Cu Zn Br
P.A. 35,5 39 40 52 55 56 63,5 63,4 81
4. Masa molecular relativa o peso
molecular (M)
Representa la masa relativa
promedio de una molécula de una
sustancia covalente. Se determina
sumando los pesos atómicos de los
elementos teniendo en cuenta el

número de átomos de cada uno en la
molécula.
Ejemplos:
1. H2O  M = 2 x P.A. (H) + 1 x
P.A.(O)
= 2 x 1 + 1 x 16 = 18 U.M.A.
2. H2SO4  M = 2 x P.A. (H) + 1 x P.A.
(S) + 4 x P.A. (O)
= 2 x 1 + 1 x 32 + 4 x 16
= 98 U.M.A.
Ahora calcularemos la masa
molecular de las siguientes
sustancias: oxígeno, cloruro de sodio,
sulfito de aluminio y glucosa.
5. Concepto de MOL
Es la cantidad de sustancia que
contiene tantas unidades
estructurales (átomos; moléculas,
iones, electrones, etc.) como átomos
hay exactamente en 12 g (0,012 kg)
de carbono –12. La cantidad de
átomos en 12 g de C-12 es
6,023.1023
(llamado número de
Avogrado NA)
1 mol = 6,023.1023
unidades = NA
unidades
Así, tendríamos entonces:
1 mol (átomos) = 6,023.1023
átomos
1 mol (moléculas) = 6,023.1023
moléculas
1 mol (electrones) = 6,023.1023
electrones
6. Atomogramo (at-g)
En el peso en gramos de un mol de
átomos (6.023.1023
átomos) de un
elemento. Este peso es exactamente
igual al peso atómico expresado en
gramos.
1 at-g = M.A. (g)
Ejemplo:
En el magnesio, M.A. (g) = 24 U.M.A.
1at-g (mg) = 24 g  3,023.1023
átomos de mg
7. Mol-gramo o molécula gramo
(mol-g)
Es el peso en gramos de un mol de
moléculas (6,023.1023
moléculas) de
una sustancia química.
Se determina expresando el peso
molecular en gramos.
1 mol-g = M (g)
Ejemplo: En el agua
.
A
.
M
.
U
18
M O
H2

1 mol-g (H2O) = 18 g
representa
= 18g 6,023.1023
el peso de moléculas
de agua
8. Número de moles en una cierta
muestra (n)
En los ejercicios aplicativos, haciendo
uso de la regla de tres simple, se
pueden deducir fórmulas para hallar
el número de átomos gramos y
número de mol-gramos.
Generalizando las fórmulas tenemos:

at-g <> n(átomos) =
NA
átomos
º
N
.
A
.
M
m

mol-g <> n(molécula) =
NA
.
moléc
º
N
M
m

Donde:
m  es la masa de la muestra en g.
M.A. y M se expresan en g/mol
9. Volumen molar (Vm)
Es el volumen ocupado por un mol de
cualquier gas a determinadas
condiciones de presión y
temperatura. En condiciones de
presión y temperatura. En
condiciones normales (CN). Es decir,
si la presión es 1 atm (103,3 kPa) y
la temperatura es 0 ºC (273 k), el
volumen molar es 22,4
independiente de la naturaleza del
gas.
C.N.
1 mol-g de gas 22,4 
Ejemplo:
Considerando C.N.
1 mol-g (H2) = 22,4  = 2g de H2
= 6,023.1023
moléculas
Es importante recordar la
siguiente relación:
Vm
V
n 
Donde:
V  Es el volumen que ocupa el
gas (l )
Vm  22,4  /mol
Nota:
La expresión anterior se puede
igualar con las del ÍTEM número 8.
COMPOSICIÓN CENTESIMAL (C.C.)
DE UN COMPUESTO
Es el porcentaje en peso o masa de cada
uno de los elementos que constituyen el
compuesto. Se halla en la práctica
mediante técnicas de análisis
cuantitativo y en forma teórica a partir
de la fórmula del compuesto.
Determinación de c.c. a partir de la
fórmula de un compuesto
Ilustremos el método con dos ejercicios.
Ejercicio 1
Hallar la composición centesimal del H2O.
P.A.: O = 16 u.m.a., H = 1 u.m.a.
Resolución:
O
H2
M = 2 x 1 + 1 x 6 =
2 u.m.a. + 16 u.m.a. = 18 u.m.a.
H O H2O
%
11
,
11
100
x
.
a
.
m
.
u
18
.
a
.
m
.
u
2
100
x
W
W
W
%
O
H
T
O
2



%
89
,
88
100
x
.
a
.
m
.
u
18
.
a
.
m
.
u
16
100
x
W
W
W
%
O
H
T
O
2




C.C. del H2O es: H = 11,11% y
O = 88,89%
FÓRMULAS QUÍMICAS

En el análisis de un compuesto, lo
primero que establece el químico
experimentador es la fórmula empírica, y
posteriormente establece la fórmula
molecular (sólo si el compuesto es
covalente, por lo tanto existe molécula),
luego de hallar previamente el peso
molecular del compuesto mediante
métodos adecuados.
¿Qué es fórmula empírica o fórmula
mínima? ¿qué es fórmula molecular?
¿qué relación hay entre dichas
fórmulas? Veamos:
Fórmula Empírica (F.E.)
Llamada también fórmula mínima, es
aquella que indica la relación entera más
simple (relación aparente) entre los
átomos de los elementos en una unidad
fórmula de un compuesto. Se puede
establecer conociendo su composición
centésima (C.C.) o conociendo
experimentalmente el peso de cada uno
de los elementos en el compuesto. Los
compuestos iónicos se representan
únicamente mediante la fórmula mínima
o empírica.
Ejemplos:
CaCl2, NaCl, Na2SO4, Al(NO3), Al2O3, Ca
CO3, CuSO4, 5H2O, etc.
Fórmula molecular (F.M.)
Es aquella fórmula que indica la relación
entera real o verdadera entre los átomos
de los elementos que forman la
molécula. Se emplea para representar a
los compuestos covalentes.
Se establece conociendo primero la
fórmula empírica y luego el peso
molecular del compuesto. Veamos
algunos ejemplos comparativos entre
dichas fórmulas para establecer una
relación.
Compuesto Fórmula
molecular
K Fórmula
empírica
Benceno C6H6 6 CH
Ácido
acético C2H4O2 2 CH2O
Propileno C3H6 3 CH2
Peróxido de
hidrógeno H2O2 2 HO
Ácido
oxálico C2H2O4 2 CHO2
¿Qué relación observamos?
La F.M. es un múltiplo entero (K) de la
F.E.:
F.M. = K F.E.
Por lo tanto, el peso molecular real
también debe ser múltiplo entero del
peso molecular de la fórmula empírica.


.
E
.
F
.
M
.
F
.
E
.
F
.
M
.
F
M
M
K
M
K
M 


Donde: K = 1, 2, 3, 4,.......
Si K = 1  F.M. = F.E.
Ejemplos:
H2O, NH3, H2SO4, C12H22O11, H3PO4, etc.
Cada una de estas fórmulas representan
al mismo tiempo F.E. y F.M.; es F.E.
porque muestra la mínima relación
entera de átomos y es F.M. porque
representa la fórmula verdadera del
compuesto covalente.
Regla práctica para establecer la
fórmula empírica a partir de la
composición centesimal de un
compuesto
Ilustremos el procedimiento con un
ejemplo: Un cierto óxido de manganeso
contiene 28% en masa de oxígeno. ¿Cuál
es la fórmula empírica de dicho óxido?
P.A.(u.m.a.): Mn = 55, O = 16
Resolución:
El % en masa de Mn = 100 – 28 = 72%
72% 28%
Sea la F.E. = Mnx Oy
Paso 1:
Se toma como muestra 100 g de
compuesto.
Paso 2:
Con el % en masa o peso dados, se halla
el peso de cada elemento:
g
72
g
100
x
100
72
WMn 

g
28
g
100
x
100
28
WO 

Paso 3:
Se hallan los subíndices (x, y) que
representan el número de moles de cada
elemento en la fórmula.
309
,
1
55
72
)
Mn
.(
A
.
P
W
x
n Mn
Mn 



75
,
1
16
28
)
O
.(
A
.
P
W
y
n O
O 



Paso 4:
Si los números de átomos gramos (x e
y) resultan fraccionarios, se dividen
entre el menor de ellos, así:
336
,
1
309
,
1
75
,
1
y
;
1
309
,
1
309
,
1
x 



Si persiste el número fraccionario y no es
posible redondear a números enteros
(con error máximo de  0,1), se procede
al siguiente paso.

Paso 5:
Se debe multiplicar por un mínimo
entero (2, 3, 4, ...) a todos ellos y luego
se redondea a enteros con error máximo
indicado anteriormente.
x = 1  3 = 3
y = 1,336  3 = 4,008 = 4
(error 0,008 << 0,1)
 F.E. = Mn3O4
Ilustremos con otro ejemplo, el
procedimiento para establecer la fórmula
molecular.
Un cierto hidrocarburo (compuesto
formado sólo por carbono e hidrógeno)
tiene como composición en masa:
C = 85,8 % y H = 14,2 %
Además se sabe que una molécula de
este compuesto pesa 2,1  10-22
g. Se
pide establecer la fórmula molecular del
hidrocarburo.
P.A.(u.m.a.): C =12, H = 1
Resolución:
85,8 % 14,2 %
a) Sea la F.E. = Cx Hy
1
15
,
7
/
15
,
7
12
8
,
85
)
C
.(
A
.
P
W
x C




98
,
1
15
,
7
/
2
,
14
1
2
,
14
)
H
.(
A
.
P
W
y H




= 2 (el error 0,02 < 0,1)
 
14
M
CH
.
E
.
F .
E
.
F
2 


Observación:
Como usted puede apreciar en el
solucionario de este ejemplo, se
puede simplificar los pasos para
establecer la F.E., en este caso he
omitido los pasos 1 y 2, puesto que
% en peso coincide numéricamente
con el peso del elemento.
b) Establezcamos ahora el peso
molecular del compuesto con el dato
adicional que tenemos:
A
molécul
1
N
g
M
W 

M 2,1  10-22
 6,022  1023
= 126,46
c) Calculemos el número “K”
033
,
9
14
46
,
126
M
M
K
.
E
.
F
.
M
.
F


  9
d) F.M. = K  F.E.  F.M. = 9  CH2
 F.M. = C9H18

PROPUESTOS
UNIDADES QUÍMICAS DE MASA
1. El peso atómico del hierro es 55,6
u.m.a. y posee dos isótopos: Fe-54 y
Fe-56. ¿Cuál es el porcentaje de
abundancia del isótopo más pesado?
Resolución:
Como se proporcionan datos referentes a
las isotópicas, utilizaremos: a1 y a2.
El más pesado, es el de mayor número
de masa.
Sea:
a1 = x  a1 = 100 – x
100
a
A
a
A
.
A
.
M 2
2
1
1
Fe




100
)
x
100
(
56
54
85
,
55




55,85 = 54x + 5600 – 56x
x = 7,5 %
Por lo tanto:a2 = 92,5 %
1. Se tiene en un vaso, 360 ml de agua
pura. Calcular en dicha muestra:
I. Moles de H2O
II. Número de moléculas de H2O
III. Número de átomos totales
Resolución:
Para el volumen de 360 ml de agua, su
masa es 360 g.
Luego:
Su O
H2
M = 18 u.m.a.
I. moles
20
mol
/
g
18
g
360
.
A
.
M
m
n 0
H2



II. moléculas
N
)
O
H
(
mol
1 A
contiene
2 

 

X
)
O
H
(
moles
20 contiene
2 

 

 X = 20 NA moléculas
III. átomos
3
O
H
de
molécula
1 contiene
2 

 

Y
O
H
de
molécula
N
20 contiene
2
A 

 

Y = 60 NA átomos
Isótopo A % abund.
Fe-59
Fe-56
54
56
a1
a1
100

2. ¿Cuántos litros de O2 en C.N. se
podrán obtener a partir de 250 g de
ácido orto sulfuroso?
P.A.: S = 32, O = 16, H = 1
Rpta. ...........................
3. Hallar la fórmula empírica de un
oxisal que contiene 26,53 % de K,
35,37 % de Cr.
P.A.: K = 39, Cr = 52, O = 16
Rpta. ...........................
4. La fórmula más simple de una
sustancia es CH2.
¿Cuál es su F.M., si una molécula de
dicha sustancia pesa 6,973.1023
g?
Rpta. ...........................
5. En 6,84 kg de sacarosa C12H22O11
a) ¿Cuántos at-g hay?
b) ¿Cuántos átomos hay en total?
(P.A. C = 12 H = 1 O = 16)
Rpta. a) ...........................
b) ...........................
6. Un compuesto orgánico ternario,
formado por C, H y O, cuya masa
es de 40g, se somete a una
combustión completa y se obtuvo
así 39,08 g de CO2 y 7,92 g de
H2O. Con un Gasómetro se
determinó su masa molecular de
90g/mol. Hallar la F.M. del
compuesto.
(P.A. C = 12 H = 1 O = 16)
Rpta. .....................

TEORÍA CINÉTICO MOLECULAR
(T.C.M.)
a) Los gases están compuestos
por partículas pequeñísimas
llamadas “Moléculas” de
forma esférica y de
diámetro despreciable en
comparación con las
distancias que lo separan.
b) El movimiento de estas
moléculas es desordenado,
es decir no tienen
dirección preferencial.
c) En su movimiento chocan
entre sí y con las paredes
del recipiente que lo
contienen y estos choques
serán completamente
elásticos. Es decir; se
conserva la cantidad de
movimiento y no hay
deformación.
d) La energía cinética
promedio de las moléculas
es directamente
proporcional a la
temperatura absoluta del
gas.
ECUACIÓN DE BOLZTMANN:
C
E =
2
3
k.T.
Donde:
C
E = Energía Cinética Promedio
k = Constante de Bolztmann (k
= R/NA)
T = Temperatura Absoluta
R = Constante Universal de los
gases
NA = Número de Avogadro
De acuerdo a ésta teoría se
cumple las siguientes
relaciones:
PV =
3
2
C
E
Donde:
P = Presión
V = Volumen
C
E = Energía Cinética Promedio
C
E =
2
1
m .
2
V
Donde:
m = masa
V = Velocidad Promedio
Reemplazando se obtiene:
PV =
3
V
.
m
PV
V
.
m
2
1
.
3
2 2
2


Para “N” moléculas:
PV = N
3
V
.
m 2
VARIABLES DE ESTADO:
Según la Termodinámica un
sistema gaseoso está gobernado
por tres parámetros o
variables: Presión, Volumen y
Temperatura.
1. Presión (P):

Está dado por un conjunto de
choques moleculares contra las
paredes del recipiente del
gas.
1.1 Presión Absoluta (P)
P = Patm + Pman
Patm = Presión atmosférica
Pman = Presión manométrica
1.2 Presión Manométrica (Pman)
Presión Relativa del gas.
Pman =  . g . h
 = Densidad
g = Gravedad
h = altura
1.3 Presión Atmosférica (Patm):
Es la fuerza que ejerce la
masa del aire sobre cada
unidad de área de la corteza
terrestre.
Patm = 1atm = 760 mmHg al nivel
del mar
2. Volumen (V)
Capacidad del gas en el
recipiente que lo contiene.
3. Temperatura (T)
Mide la intensidad de la
energía cinética promedio de
una sustancia. Se mide en
escala absoluta de Kelvin (K)
Condiciones Normales (C.N. ó
T.P.N.)
Se dice “Condiciones Normales”
o “Temperatura y Presión
Normal” cuando:
P = 1 Atm = 760 Torr = 760
mmHg y
T = 0 ºC = 273 K
Volumen Molar (Vm)
Es el volumen ocupado por una
mol de un gas a determinadas
condiciones de presión y
temperatura. A condiciones
normales (C.N. o T.P.N.) una
mol de cualquier gas ocupa un
volumen de 22,4 .
Vm a C.N. = 22,4 /mol
GASES IDEALES
Son aquellos gases imaginarios
que cumple exactamente con los
postulados de la “Teoría
Cinético Molecular”.
LEYES DE LOS GASES IDEALES
1. LEY DE BOYLE – MARIOTE
(Proceso Isotérmico)
“A temperatura constante el
volumen de una misma masa
gaseosa varía en forma
inversamente proporcional a la
presión”.
Donde: V 
P
1
 PV = K
Finalmente: P1.V1 = P2 . V2
Donde:
1
2
2
1
P
P
V
V

Representación Gráfica:
Del gráfico: Las temperaturas
TA, TB y TC son diferentes
P2
P1
2
TC
1
TB
TA
ISOTERMAS
V1
V2
V
P

Luego: TC > TB > TA
 P  V ó  P  V
Densidades a T = constante
(con relación a las presiones)
1
2
1
2
P
P



= Densidad
P = Presión
2. LEY DE CHARLES (Proceso
Isobárico)
“A presión constante, el
volumen de una masa de gas
varía directamente con la
temperatura absoluta”.
Donde: K
T
V

Finalmente:
2
1
2
1
T
T
V
V

Del Gráfico: Las presiones PA 
PB PC
Luego PC > PB > PA
 T  V ó T V
Densidades a P = Constante
(con relación a las
temperaturas)
2
1
1
2
T
T



3. LEY DE GAY – LUSSAC
(Proceso Isócoro)
“A Volumen constante, la
presión de una masa de gas
varía directamente con la
temperatura absoluta”
Donde: K
T
P

Luego:
2
1
2
1
T
T
P
P

Del gráfico: los volúmenes VA,
VB y VC son diferentes
 T P  ó T  P 
LEY GENERAL DE LOS GASES
IDEALES
“El volumen de un gas varía
directamente con la
temperatura absoluta e
inversamente con la presión”
1
2
PA
PB
PC
T1
T2 T(K)
V
ISÓBARAS
V1
V2
1
2
VA
VB
VC
T1
T2 T(K)
P
ISÓCORAS
P1
P2

3
3
3
2
2
2
1
1
1
T
V
P
T
V
P
T
V
P


Gráfico:
DENSIDAD DE LOS GASES (CON
RELACIÓN A SU PRESIÓN Y
TEMPERATURA)
MASA = CONSTANTE
2
2
2
1
1
1
T
.
P
T
.
P



 = Densidad P = Presión
T = Temperatura
UNIDADES DE PRESIÓN A C.N. O
S.T.P.
P =1 atm = 760 mmHg = 760 torr
= 1033 g/cm² = 14,7 psi = 14,7
Lb/pulg²
1 atm = 101325 Pa = 101,325
kPa
1 Pa = N . m-2
T = 0ºC = 273 K = 32ºF = 492 R
ECUACIÓN UNIVERSAL DE LOS
GASES
P.V = R.T.n
Donde:
P = Presión absoluta: Atm,
torr.
V = volumen: litro (), mL
n = número de moles : mol
R = constante universal de los
gases
= 0,082
K
x
mol
x
mmHg
K
x
mol
x
Atm 

4
,
62

T = Temperatura absoluta: K, R
También: P . M =  . R . T
 = Densidad M = Peso
Molecular
Observación:
La densidad de un gas a C.N.
se determina:
G =
mol
/
4
,
22
mol
/
g
MG

MEZCLA DE GASES
“Es una solución homogénea de
dos o más gases, donde cada
uno conserva sus
características”.
LEY DE LAS PRESIONES PARCIALES
O DE DALTON
La presión total es igual a la
suma de las presiones
parciales.
Mezcla Gaseosa = GasA + GasB +
GasC
Entonces: PT = PA + PB + PC
PT = Presión
total
1 2
V1
V2 V
P
P3
P1
3
A
+
B
+
C
-

PA, PB, PC =
Presión parcial de
A, B y C
respectivamente.
Fracción Molar (fm): Relación
entre los moles de un gas y el
total de moles de la mezcla.
t
A
mA
n
n
f 
fmA = fracción molar de A
nA = moles de A
nt = moles totales
Propiedad de la fracción
molar:
 1
mi
f
fm1 + fm2 + … + fmn = 1
Y la presión parcial:
PA = fmA . PT
LEY DE LOS VOLUMENES PARCIALES
O DE AMAGAT
El volumen total es igual a la
suma de los volúmenes
parciales de los componentes.
Mezcla Gaseosa = GasA + GasB +
GasC
Entonces: VT = VA + VB + VC
VT = Volumen total
VA, VB, VC =
Volúmenes
parciales de A, B y C
respectivamente.
Y el volumen parcial en
función de fm:
VA = fmA . VT
PESO MOLECULAR PROMEDIO

M fmA . M A + fmB . M B + fmC .
M c

M = Peso molecular de la
mezcla
fm = fracción molar
DIFUSIÓN GASEOSA
Es el fenómeno que estudia la
velocidad de difusión de un
gas o de una mezcla gaseosa a
través de un orificio.
Ley de Graham
1
2
1
2
2
1
M
M
d
d
r
r


r1 y r2 = velocidad de los
gases 1 y 2
d1 y d2 = Densidad de los gases
2
1 M
y
M = pesos moleculares de
los gases
Humedad Relativa (HR)
Es el porcentaje de
saturación del vapor de agua
en un determinado ambiente.
A
+
B
+
C
-

HR = 100
x
C
º
O
PvH
O
PvH
2
2
HR = Humedad relativa
O
PvH2 = presión de vapor de
agua
O
PvH2 ºC = Presión de
saturación de vapor de agua a
una determinada temperatura.
GASES RECOGIDOS SOBRE AGUA:
P.G.H. = P.G.S. + PV H2O
P.G.H = Presión de gas húmedo
P.G.S. = Presión de gas seco
PV H2O = Presión de vapor de
agua.
PVAPOR DE H2O = C
º
PV
x
100
HR
O
2
H
Donde:
HR = Humedad relativa
PVH2OºC = Presión de saturación
de agua.
PROBLEMAS RESUELTOS
Y PROPUESTOS
1. La Ley de Boyle – Mariotte
es un proceso
.....................
mientras que la ley de Gay
Lussac es un proceso
...............
a) Isobárico – Isocórico
b) Isotérmico – Isocórico
c) Isobárico – Isocórico
d) Isocórico – Isotérmico
e) Isotérmico – Isobárico
Resolución:
Según la teoría de gases
ideales la Ley de Boyle –
Mariotte es un “Proceso
Isotérmico” y la Ley de
Gay Lussac es un “Proceso
Isocórico”.
Rpta. b
2. Cierto gas se encuentra a
la presión de 5
atmósferas. ¿Hasta qué
presión debe comprimirse,
manteniendo constante la
temperatura, para producir
su volumen a la mitad?
a) 1 atm. b) 1,5 atm
c) 5 atm d) 2 atm
e) 10 atm
Resolución:
Datos:

Condiciones
Condiciones
Iniciales Finales:
P1 = 5 atm P2 = x
T1 = T T2 = T
V1 = V V2 = V/2
Como es un proceso
isotérmico
T = constante
1
2
2
1
P
P
V
V

Reemplazando
atm
5
P
2
/
V
V 2

P2 = 2 x 5 = 10 atm
Rpta. e
3. Un sistema gaseoso se
encuentra a una
temperatura de 27ºC, si su
volumen aumenta un 50% y
su presión disminuye en
20%. Determinar su
temperatura final.
a) 480 k b) 360 k c) 400
k
d) 500 k e) 200 k
Resolución
Datos:
Cond. (1): Cond.
(2):
T1 = 27º C T2 = X
T1 = 27+273=300 K
V1 = V V2 = V + 0,5 V
V2 = 1,5V
P1 = P P2 = P – 0,2 P
P2 = 0,8 P
Aplicamos:
2
2
2
1
1
1
T
V
.
P
T
V
.
P

Reemplazamos datos:
T2 =
1
1
1
2
2
V
.
P
T
.
V
.
P
T2 =
V
x
P
K
300
x
V
5
,
1
x
P
8
,
0
T2 = 360K
Rpta. b
4. Se tiene una mezcla
gaseosa conformada por
6,023 1024 moléculas de
metano (CH4); 448 litros
de Etano (C2H6) a C.N. y
440 g de Propano (C3H8).
Si la presión de la mezcla
es 12. Determinar la
presión parcial del
propano en atmósferas.
(P.A. C = 12 H = 1)
a) 3 atm b) 2 atm
c) 6 atm d) 4 atm
e) 8 atm
Resolución:
Para mezcla de gases:
CH4 =
mol
moléculas
10
x
023
,
6
moléculas
10
x
023
,
6
23
24
CH4 = 10 moles
C2H6 = moles
20
mol
/
41
,
22
448




C3H8 = moles
10
mol
/
g
44
g
440

mol
/
g
44
H
C
M 8
3 
Luego:
mezcla = CH4 + C2H6 + C3H8
mezcla = 10+20+10 = 40
moles
Fracción molar = fm
Fm =
4
1
40
10
t
8
H
3
C




Finalmente:
8
3H
C
P = 8
3H
C
fm fmC3H8 x PT
8
3H
C
P =
4
1
x 12 atm = 3 atm
8
3H
C
P = 3 atm
Rpta. a
5. si la densidad de un gas
es 4,47 g/L a condiciones
normales. Hallar su peso
molecular.
a) 100 b) 200
c) 22,4 d) 44,8
e) 11,2
6. Qué volumen ocuparán 4 g
de hidrógeno gaseoso a
condiciones normales de
presión y temperatura
a) 5,6 L b) 1,12 L
c) 5,9 L d) 22,4 L
e) 44,8 L
7. Qué presión en atmósferas
ejerce una mezcla formada
por 48 g de oxígeno
gaseoso con8 g de helio
contenidos en un
recipiente de 70 L a 225
°C?
a) 2,9 b) 2,0
c) 2,5
d) 3,5 e) 2,7
8. Determinar el peso
molecular de una mezcla de
SO2, CO2 y NH3 que están en
una relación molar de 1, 3
y 4 respectivamente.
a) 28,96 b) 32,42
c) 30,15 d) 27
e) 20,96
9. Qué volumen en litros
ocuparán 300 g de oxígeno
cuando se les recoge sobre
agua a la temperatura de
20 ° c y a 735 torr de
presión
PvH2O = 17,5 torr a 20 °C
a) 198 b) 239 c) 389
d) 347 e) 489
10. Qué tiempo se demora en
difundirse 1 mL de O2, si
1 mL se demora 4 s, a las
mismas condiciones de
presión y temperatura?
a) 4 s b) 8 s
c) 12 s d) 16 s
e) 10 s

SOLUCIONES
Son mezclas o dispersiones
homogéneas entre sólidos,
líquidos y gases.
Una solución está compuesta
por dos componentes, las
cuales son:
“SOLUTO” y “SOLVENTE”.
Ejemplo: Na Cl
Fig. 1 Fig. 2
NaCl: soluto (Sto) NaCl + H2O
H2O:solvente(Ste) Solución de Na Cl)
Solución (Sol).
Soluto: Es el que se disuelve
e interviene en menor
cantidad, pudiendo ser sólido,
líquido y gaseoso.
Solvente: Es el que disuelve
al soluto e interviene en
mayor cantidad pudiendo ser
sólido, líquido y gaseoso.
CLASES DE SOLUCIONES
I. DE ACUERDO AL ESTADO
FÍSICO
Las soluciones pueden ser:
Sólidas, líquidas y gaseosas, cabe señalar
que el estado de la solución, no está
determinado por el estado de sus
componentes, sino por el solvente.
Ejemplo:
Sol Gaseosa Aire
Sol Líquida Alcohol 70 º
Sol Sólida Acero
II. DE ACUERDO A LA
CONCENTRACIÓN DEL SOLUTO
2.1 Físicas
a. Soluciones Diluídas
Que contiene poco soluto en relación a
la cantidad del solvente.
Ejemplo:
0,4 g de NaOH en 100 mL de H2O
b. Soluciones Concentradas
Que contiene mucho soluto con
relación a la cantidad del
solvente.
Ejemplo:
Acido sulfúrico al 98 % en
peso.
c. Soluciones Saturadas
Es la que contiene disuelta la máxima
cantidad posible de soluto a una
temperatura dada.
Ejemplo:
5 g de azúcar en 100 mL de H2O
d. Soluciones sobresaturadas
Es aquella que contiene disuelto un
peso mayor que el indicado por su
solubilidad a una temperatura dada,
constituyen un sistema inestable.
H2O

Ejemplo:
50 g de azúcar en 250 mL de H2O
(Jarabe)
2.2 Químicas
a. Soluciones Acidas:
Son aquellas que presentan
mayor proporción de Iones “H+”
que los iones “OH-”
Ejemplo:
Solución acuosa de HCl
b. Soluciones Básicas:
Son aquellas que presentan
mayor proporción de iones “OH-”
que los iones “H+”
Ejemplo:
Solución acuosa de NaOH
c. Soluciones Neutras:
Son aquellas que presentan las
mismas proporciones de los
iones “H+” y “OH-”
Ejemplo:
Solución acuosa de NaCl
SOLUBILIDAD (S)
Es la cantidad máxima del
soluto que se solubiliza en
100 g de solvente a una
temperatura dada:
O
H
g
100
)
Soluto
(
masa
S
2

SOLUCIONES VALORADAS
Son aquellas soluciones de
concentración conocida.
CONCENTRACIÓN
Es la cantidad de soluto
disuelto por unidad de masa o
volumen de solución. La
concentración de una solución
valorada se puede expresar en:
A. UNIDADES FÍSICAS DE
CONCENTRACIÓN
A.1 Porcentaje en masa (%M)
%Msto = 100
x
M
M
sol
sto
Msoluto : masa del soluto
Msolución: masa de la solución
%Msto = Porcentaje en masa del
soluto
A.2 Porcentaje en Volumen
100
x
V
V
V
%
sol
sto
sto 
%Vsto = porcentaje en volumen
del soluto
Vsto = volumen del soluto
Vsol = volumen de la solución.
A.3 Masa del Soluto en
Volumen de Solución
C =
sol
sto
V
M
C = concentración de la
solución (g/ml, g/, mg/,
etc.)
Msto: masa del soluto
Vsol: volumen de la solución
Cuando la expresión se expresa
en mg/ se denomina como
“Partes por millón” (p.p.m.).
1 p.p.m. =
)
solución
(
litro
1
)
soluto
(
miligramo
1
B. UNIDADES QUÍMICAS DE
CONCENTRACIÓN
B.1 Molaridad (M)
Es el número de moles del soluto disuelto en
un litro de solución.

M =
)
L
(
V
n
sol
sto
=
)
L
(
V
M
)
g
(
m
sol
sto
sto
M = molaridad (mol/)
nsto = Número de moles del
soluto
Vsol = Volumen de la solución
en litros.
msto = masa del soluto en
gramos
M sto = masa molar del soluto
B.2 Normalidad (N)
Es el número de equivalentes de soluto
disuelto en un litro de solución.
N =
)
L
(
V
g
Eq
º
N
sol
sto

=
)
L
(
V
E
.
P
m
sol
sto
sto

Nº Eq-gsto = número de
equivalente gramos del soluto
Vsol = volumen de la solución
en litros
gramos
P.E.sto = Peso equivalente del
soluto
Peso equivalente de algunas
funciones:
P.E. =

M
M = Masa molar
FUNCIÓN 
Acido
Base
Sal
Nº de “H” ionizables
Nº de “OH” de la
fórmula
Carga total del
catión
Ejemplos:
1. Acido Sulfúrico (H2SO4)
M = 98
 = 2
P.E. = 49
2
98

2. Hidróxido de sodio (NaOH)
M = 40
 = 1
P.E. = 40
1
40

+1
3. Carbonato de sodio
(Na2CO3)
M = 106
 = 2
P.E. 53
2
106

RELACIÓN ENTRE “N” Y “M”
N = M x 
Observación
Si se conoce la densidad y el
% en masa % Msto, la molaridad
se obtiene:
M =
sto
sol
sto
M
10
x
D
x
M
%
B.3 Molalidad (m):
Es el número de moles por masa
de solvente en kilogramos.
m =
)
(kg
mste
sto

=
)
(kg
m
M
m
ste
sto
sto

sto = Nº de moles del soluto
mste = masa del solvente en kg

gramos
M sto = masa molar del soluto
B.4 Fracción molar (fm)
Es la fracción de moles de soluto en
relación a las moles totales.
fmsto =
totales
sto


de igual manera para el
solvente
fmste =
totales
ste


DILUCIÓN DE UNA SOLUCIÓN
Consiste en preparar
soluciones de menor
concentración a partir de
soluciones concentradas
añadiendo agua; en la cual el
número de moles permanece
constante.
Sean:
Solución inicial Solución
final
M1 =
1
1
V

M2 =
2
2
V

Luego:
1 = M1 . V1 y 2 = M2 . V2
Pero se sabe que:
1 = 2
Por lo tanto:
M1 . V1 = M2 . V2
ó también
N1 . V1 = N2 . V2
Ejemplo:
¿Qué volumen de agua en litros
debe agregarse a 3 litros de
HNO3 6M, para obtener una
solución 4M?
Solución
Datos:
Inicio: M1 = 6
V1 = 3 L
Dilución: M2 = 4
V2 = 3 + Vagua
En la ecuación de dilución:
M1 . V1 = M2 . V2
6 . 3 = 4 . (3 + Vagua)
Vagua = 1.5 litros
MEZCLA DE SOLUCIONES DEL
MISMO SOLUTO
Son mezclas de dos o más
soluciones de igual o
diferente concentraciones de
un mismo soluto.
Donde:
C1, C2 y C3 = molaridad o
normalidad
V1, V2 y V3 = volumenes (ml,)
Sol. Nacl
C2
V2
Sol. Nacl
C1
V1
Sol. Nacl
C3
V3

Luego:
sol(1) + sol(2) = sol(3)
  
M1.V1 + M2.V2 = M3.V3
También puede ser:
Eq-g(1) + Eq-g(2) = Eq-
g(3)
  
N1.V1 + N2.V2 = N3.V3
Ejemplo:
Si se añade 3 litros de HCl 6
M, a 2 litros de HCl 1,5 M.
Hallar la normalidad
resultante.
Solución:
Solución 1: M1 = 6; V1 = 3 L
Solución 2: M2 = 1,5; V2 = 2
L
Solución resultante: M3 = ?; V3
= 5 L
M1.V1 + M2.V2 = M3.V3
6 . 3 + 1,5 . 2 = M3.5
M3 = 21 / 5 = 4,2 M
NEUTRALIZACIÓN O TITULACIÓN
ACIDO – BASE
Es el proceso completo de la
adición de un ácido o una base
a una base o un ácido y la
determinación del punto final
o punto de equivalencia, en la
cual el ácido o la base a sido
totalmente neutralizado.
En una neutralización siempre
debe cumplirse que:
ACIDO + BASE  SAL + AGUA
Donde se cumple:
Eq – g(Acido) = Eq-g (Base)
Luego:
Nacido . Vacido = Nbase . Nbase
Ejemplo
¿Qué volumen de ácido
sulfúrico (H2SO4) será
necesario para neutralizar 30
ml de NaOH 2 N?
ESTADO LÍQUIDO
Los líquidos, como los gases,
son fluidos. Esto indica que,
aunque las moléculas sean
mantenidas juntas por fuerzas
de atracción, estas fuerzas no
son lo suficientemente fuertes
para mantenerlas, rígidamente
en su lugar.
Entre sus moléculas las Fuerza
de Repulsión, son similares en
intensidad a las Fuerzas de
Cohesión, por ello pueden
adquirir la forma del
recipiente que los contiene
sin variar su volumen: son
ISOTROPICOS, porque sus
propiedades físicas son
iguales en todas las
direcciones; son relativamente
incomprensibles al aumentar su
temperatura, se evapora más
rápidamente observándose que
la superficie tiende a
enfriarse.
I. PROPIEDADES
1. Evaporación
Este proceso se lleva a cabo cuando
algunas moléculas de la superficie
líquida pasan lentamente a vapor.

2. Viscosidad
Es una cualidad inversa a la
fluidez. Se define como la
resistencia experimentada por
una porción de un líquido
cuando se desliza sobre otra,
debido a las fuerzas internas
de fricción.
Imaginemos que se tiene 2
gotas sobre un plano; una de
agua y otra de aceite, al
indicar el plano observamos
que la gota de agua resbala
más rápidamente que la gota de
aceite; se de debe
precisamente a la viscosidad.
Para analizar matemática y
físicamente este fenómeno,
usemos un poco la imaginación.
Supongamos un líquido entre
dos capas paralelas, como se
muestra en la figura:
Una fuerza tangencial o de
corte F se aplica a la capa
superior y se deja que la
inferior permanezca
estacionaria. Para la mayoría
de los líquidos, se ha
descubierto que la fuerza por
unidad de área F/A necesaria
para impulsar a una capa de
líquido en relación a la capa
siguiente, es proporcional a
la relación del cambio de
velocidad al cambio en la
distancia perpendicular al
flujo v/y, que se denomina
gradiente de velocidad,
matemáticamente:
y
v
n
A
F
y
v
.
A
F






n =
v
.
A
y
.
F


Donde:
n = Cte de Proporcionalidad
llamada coeficiente de
viscosidad
A = Area de la capa de líquido
F = fuerza tangencial o de
corte
y = Cambio de distancia
perpendicular
v = cambio de velocidad
Los líquidos que obedecen a
esta relación se conocen como
líquidos newtonianos.
UNIDADES:
F = cm
y
;
s
cm
V
;
cm
A
;
s
cm
.
g 2
2



Por lo tanto la unidad que
tomaría “n” será:
n = poise
s
.
cm
g

Experimentalmente se ha
determinado la viscosidad de
H2O igual a:
nH2O = 0.01 poise = 10-2 poise =
1 centipoise (cp)
Entones el centipoise se usará como unidad
de viscosidad.
VISCOSIDAD DE ALGUNOS LÍQUIDOS EN cp:
T(ºC) H2O C2H5OH C6H6 CCl4 CHCl3 Hg
20º 1,002 1,200 0,65 0,9692 0,571 1,554
A(cm2)
y = distancia
perpendicular al flujo
entre dos placas
paralelas
F (dinas) V (cm/s)

Los factores moleculares que
afectan a la viscosidad de un
líquido son el tamaño
molecular, la forma y las
interacciones entre las
moléculas.
Durante la medición de la
viscosidad de un fluído, es
esencial que la temperatura
permanezca constante, puesto
que su elevación provoca una
disminución de la viscosidad
de un líquido.
3. Tensión Superficial (t)
Podríamos definir la tensión
superficial como una medida
del trabajo que se debe hacer
para llevar una molécula del
interior de un líquido a la
superficie.
Por tal razón, los líquidos
con mas fuerzas
intermoleculares (Dipolo-
Dipolo y Puente de Hidrógeno)
tendrán una mayor tensión
superficial.
Gráficamente, podemos
representar la atracción de
las moléculas de la superficie
de un líquido hacia el
interior.
UNIDADES:
 = 2
cm
erg
cm
Dinas

Tensión superficial para
algunos líquidos en Dinas/cm
T(ºC) H2O C2H5OH C6H6 CCl4
20 72,75 22,3 28,9 26,9
II. CARACTERÍSTICAS
1. Los líquidos están
caracterizados por tener
volumen propio
2. Se usan como disolventes
3. Son poco comprensibles
(necesitan alta presión)
4. Fluyen rápidamente
5. Se difunden más lentamente
que los gases
ESTADO SÓLIDO
Es aquel estado físico de
agregación de partículas
(átomos, iones o moléculas),
tal que la fuerza de cohesión
entre ellas, es lo
suficientemente intensa para
definir un sistema condensado
de gran estabilidad, este
sistema es tal que en la
estructura formada, las
partículas no se pueden
desplazar libremente y sólo
están dotadas de un movimiento
vibratorio.
Este estado se define para
cada sustancia a condiciones
precisas de presión y de
temperatura.
I. DIAGRAMA DE FASE:
El diagrama de fase es una
representación gráfica de las
relaciones que existen entre
los estados SOLIDO, LIQUIDO y
GASEOSO, de una sustancia, en
función de la temperatura y
presión que se le aplique.
Moléculas
en la
superficie
380
760
mmHg
C
LIQUIDO
S
O
L
I
D

Por ejemplo para el diagrama
de fase del agua, las áreas de
la figura de arriba,
representan los estados
sólido, líquido y gaseoso, en
términos de la presión y
temperatura.
Si tomamos la presión media de
380 mmHg, observamos que a –
15ºC el agua es sólida a 15ºC
es líquida y a 100º C es gas.
Las curvas que separan las
áreas (fases) son curvas de
equilibrio entre las fases:
AB representa la LINEA DE
EQUILIBRIO entre las fases
SOLIDA-GAS
AC representa la LINEA DE
LIQUIDO-GAS
AD representa la LINEA DE
SOLIDA Y LIQUIDA
Las tres líneas se cortan en
el punto A a este punto se
llama el PUNTO TRIPLE donde
COEXISTEN LOS TRES ESTADO EN
EQUILIBRIO.
II. CARACTERÍSTICAS
1. Los sólidos no presentan
expansión.
2. Tienen forma definida
3. Conservan su volumen
(invariable)
4. Los sólidos son
incomprensibles, debido a
sus fuerzas de atracción.
5. Los sólidos tienen alta
densidad al igual que los
líquidos.
Como hemos podido notar,
valiéndonos de un diagrama de
estados de agregación es
posible determinar el
comportamiento de cualquier
sustancia, conociendo los
valores de la presión y la
temperatura; así como también
responder a ciertas preguntas
como son:
¿Qué es el punto triple?
Es el punto donde las tres
fases están en mutuo
equilibrio.
¿Qué es la temperatura
crítica?
Es la temperatura en donde las
densidades del gas y líquido
se igualan.
¿Qué es la presión crítica?
Es la presión que se debe
aplicar a un gas en su
temperatura crítica para que
pueda licuarse.
III. TIPOS DE SÓLIDOS
1. Sólidos Cristalinos
Son cuerpos que tienen la agrupación
ordenada de las partículas que forman
el sólido y presentan:
- Punto de fusión definido

- Una estructura interna
ordenada, de formas
geométricas uniformes.
- Son Anisotropicos. Es la
cualidad de poseer
diferentes valores para
las propiedades físicas
que tenga la sustancia;
esta diferencia de valores
se debe a la dirección en
la cual se ha realizado la
medición. Por ejemplo: la
conductividad eléctrica,
la porosidad, resistencia
al corte, el índice de
refracción, dilatación.
- Las propiedades que posee
un sólido cristalino
dependen de su
ordenamiento geométrico y
del tipo de enlace entre
las partículas.
Por ejemplo: S8, Gráfito,
Diamante, H2O (hielo), NaCl,
azúcar.
2. Sólidos Amorfos
Son cuerpos cuya agrupación de sus
partículas no guarda ningún
ordenamiento uniforme y no presentan
estructuras geométricas definidas.
- No poseen punto de fusión
definidos, se ablandan
gradualmente hasta empezar
a fluir.
- Son Isotropicos; es decir
las sustancias presentan
los mismos valores para
sus propiedades físicas no
importa la dirección en la
que se ha realizado la
medición. Los gases y los
líquidos también son
isotrópicos.
Por ejemplo: Caucho, vidrio,
polímeros sintéticos,
pléxigas, azufre amorfo, etc.
Los Siete Sistemas Cristalinos
1. Cúbico (Sal Común)
2. Tetragonal (Circon:
Silicato Anhidro de
Circonio)
3. Ortorombico (Azúfre)
4. Romboedrico (Antimonio)
5. Hexagonal (Cuarzo: SiO2)
6. Monoclinico (Micas:
H2KAl3(SiO4)3)
7. Triclinico (Feldes Patos:
KAlSi3O6)
PROPUESTOS
I. SOLUCIONES
1. Hallar la molaridad y la
normalidad de una
solución, si se disuelven
49g de H2SO4 en 250 ml de
solución
(P.A. H = 1 S =
32 O = 16)
a) 1N y 2 M b) 4N
y 2 M
c) 2N y 4 M d) 0,5
N y 1 M
e) 0,2 N y 0,4 M
Resolución:
H2SO4  M = 98
Luego:
M =

 250
,
0
mol
/
g
98
/
g
49
)
(
Vsol
Nsto

M = M
2
mol
2
25
,
0
5
,
0



M = 2M

Y la normalidad:
N =  x M = 2 x 2 = 4 N
N = 4 N Rpta. b
2. Se prepara una disolución
añadiendo 184 g de etanol
(C2H5OH) cuya densidad es
0,8 g/mL a 144 g de agua.
Determine el porcentaje
volumétrico de alcohol en
la solución.
Rpta...
3. Determine la masa de ácido
sulfúrico que se deberá
disolver en agua para
formar 500 mL de solución
2 M.
Rpta. …..
4. Determine la normalidad de
una solución preparada
disolviendo 112 L de HCl(g)
a condiciones normales en
suficiente agua para
producir 500 mL de
solución.
Rpta........
5. Se tiene una solución
acuosa de H2SO4 al 49 % en
masa, si la densidad de la
solución es 1,6 g/mL.
Determine la normalidad de
la solución.
Rpta................
6. Se mezclan 20 ml de H2SO4
1,2 M; 40 mL de H2SO4 0,8
M y 60 mL de H2SO4 0,2 M.
A la solución resultante
se agrega 200 mL e agua.
Determine la molaridad de
la solución final.
7. Para neutralizar 30 mL de
una solución 0,1 N de
álcali se necesitaron 12
mL de una solución de
ácido. Determine la
normalidad del ácido.

ESTEQUIOMETRÍA
Rama de la Química que estudia las
relaciones cuantitativas entre aquellas
sustancias que participan en una reacción
química.
LEYES DE LAS COMBINACIONES
QUÍMICAS
Son aquellas que gobiernan las
combinaciones de las
sustancias en una reacción
química. Se dividen en leyes
ponderales (referidas a la
masa) y volumétricas.
Para iniciar el cálculo
estequiométrico se debe
considerar:
a) Balancear la reacción
química para obtener las
moles estequiométricas.
b) Relacionar las moles de los
reactantes y las moles de
los productos
c) Relacionar las cantidades
de masa de los reactantes y
productos.
I. LEYES PONDERALES
I.A LEY DE LA CONSERVACIÓN
DE LA MATERIA (LAVOISIER)
“La suma de las masas de los reactantes es
igual a la suma de las masas de los
productos”
REACTANTES PRODUCTOS
1Zn + 1H2SO4  1ZnSO4 + 1H2
   
1 mol 1 mol  1
mol 1 mol
   
65 g + 98 g 
161g + 2g
163 g 163 g
I.B LEY DE LAS
PROPORCIONES DEFINIDAS
(PROUST):
“Cuando dos sustancias se combinan para
formar una tercera, lo hacen siempre
en proporciones fijas y definidas;
cualquier exceso de una de ellas
quedará sin combinarse”.
Ejemplo 1:
2Ca + O2  2CaO
80g + 32 g  112g
40g + 16 g  56g
20g + 8 g  28g
100g + 32 g  112g + 20 g Ca
(Exceso)
80g + 40 g  112g + 8 g O2
(Exceso)
Observación: Tener presente
1 mol <> M en g y n =
Vm
V
M
W

1 mol <> 22,4 a C.N. (Gases)
Ejemplo 2:
1CaCO3  1CaO + 1CO2
Relación molar 1 mol 1 mol 1 mol
Relación de masas 1 x 100g 1 x 56g 1
x 44 g

Ejemplo 3
H2 + O2  H2O
Relación Molar: ..................
Relación de Masas:
..................
Ejemplo 4:
CO + O2  CO2
Relación Molar: ..................
Relación de Masas:
..................
Ejemplo 5
El calcio y el oxígeno forman
un sólo óxido. ¿Cuántos gramos
de calcio se combinaron con
14,6 g de oxígeno?
(Dato P.A.: Ca = 40, O = 16)
a) 36,5 g
b) 28,6 g
c) 33,8 g
d) 44,5 g
e) 54,5 g
I.C. LEY DE LAS PROPORCIONES
MÚLTIPLES (LEY DE DALTON)
Siempre que dos elementos se
combinan entre sí para formar
varios compuestos, la masa de
uno de ellos permanece
constante, mientras que la
masa del otro varía en una
relación de números enteros
sencillos.
Ejemplo 1
Cl O
Cl2O  71 16 x 1
Cl2O3  71 16 x 3
RAZÓN
Cl2O5  71 16 x 5
SENCILLA
Cl2O7  71 16 x 7
Ejemplo 2
COMPUESTO MASA DE (S) MASA DE (O)
SO
SO2
SO3
I.D LEY DE LAS
PROPORCIONES RECIPROCAS
(WENZEL & RITCHER)
Cuando 2 sustancias reaccionan
separadamente con una tercera. Dichas
sustancias reaccionan entre sí:
En general:
A + B  AB
W1 + W
C + B  CB
W2 W
 A + C  AC
W1 W2
Ejemplo 1:
8 Gramos de un elemento “A”
reaccionan con 15g de “B”,
además 24g de un elemento “c”
reacciona con 60 g de “B”
¿Cuántos gramos del elemento
“A” se requieren para que
reaccione con 120 g de “C”?
a) 110 g b) 140g c) 160g
d) 180g e) 240g
II. LEYES VOLUMÉTRICAS (DE
GAY LUSSAC)

Cuando las sustancias que participan en la
reacción son gases, sometidos a iguales
condiciones de presión y temperatura.
En las reacciones gaseosas;
los coeficientes molares, nos
indica los coeficientes
volumétricos.
Ejemplo 1
N2(g) + 3H2(g)  2NH3(g)
Relación molar 1 mol 3 mol 2
moles
 

Relación volumétrica 1V 3V
2V
Ejemplo 2:
SO2(g) + O2(g)SO3(g)
Relación Molar:
..............................
Relación Volumétrica
......................
Ejemplo 3:
C3H8(g) + O2(g)  CO2(g) + H2O()
Relación Molar:
..............................
Relación Volumétrica
......................
CONTRACCIÓN VOLUMÉTRICA (C)
Es la disminución que sufre el volumen al
reaccionar los gases; siempre y cuando
entren en volúmenes desiguales.
C =
R
P
R
V
V
V 
Donde:
C = Contracción
VR = suma de los volúmenes
reactantes
VP = suma de los volúmenes
productos.
Ejemplo 1
2H2(g) + 102(g)  2H2O(g)
2V 1V 2V
Donde:
C =
3
1
3
2
3


Ejemplo 2:
1N2(g) + 3H2(g)  2NH3(g)
Donde la contracción:
C =
2
1
4
2
4
2
4



Ejemplo 3:
Hallar la contracción:
C3H8(g) + O2(g)  CO2(g) + H2O()
Contracción: …………………………………
Observación:
Para que el estudiante
entienda con más claridad los
aspectos de cálculos los hemos
separado de la siguiente
manera:
a) Relación Masa – Masa
b) Relación Volumen –
Volumen
c) Relación Masa – Volumen
Lo explicamos con ejemplos de
problema resueltos en los tres
casos:
a) Relación Masa - Masa

Ejemplo 1:
¿Cuántas moles de oxígeno se
requieren para la combustión
completa de 24 moles de gas
propano (C3H8)?
Solución:
Balanceamos la ecuación
química de combustión
completa:
1C3H8 + 5O2  3CO2 + 4H2O
De acuerdo a Proust:
1 mol de C3H8  5 mol O2
24 mol de C3H8  X
Donde:
X = 
1
5
x
24
120 moles O2 Rpta
Ejemplo 2:
¿Cuántos gramos de Hidrógeno
se producen a partir de 1300 g
de Zinc (Zn) que reacciona con
ácido sulfúrico?
(P.A. Zn = 65 H = 1 O = 16
S = 32)
Solución:
Escribimos la reacción la
balanceamos:
1Zn + 1H2SO4  1ZnSO4 + 1H2
 
1 mol
1 mol
 
65 g  2 g
1300 g  x
x = g
40
g
65
g
2
x
g
1300

x = 40 g de H2 Rpta
Ejemplo 3:
¿Cuántos gramos de ácido
nítrico se requieren para
obtener 160 g de azufre, de
acuerdo a la siguiente
reacción química?
(P.A. N = 14 S = 32)
H2S + HNO3  NO + S + H2O
Solución:
Balanceamos la ecuación:
Por Redox:
+5 -2 +2 0
2HNO3 + 3H2S  2NO + 3S + 4H2O
2x N+5 -3e- N+2 (Oxida)
3x S-2 +2e- Sº (Reduce)
Tenemos la relación molar:
2 mol-g HNO3  3mol-g S

2 x 63g  3 x 32
g

126 g  96 g
x  160 g
x = g
4
,
8
96
160
x
126

X = 8,4 g HNO3 Rpta
Ejemplo 4:
¿Cuántas moles de oxígeno se
obtiene en la descomposición
térmica de 490 g de clorato de
potasio (KClO3)?

(P.A. K = 39 Cl = 35,5 O =
16)
KClO3  KCl + O2
b) Relación Volumen – Volumen:
Ejemplo 1:
¿Cuántos litros de oxígeno se
requiere para la combustión
completa de 10 litros de gas
propano (C3H8)?
Solución:
La ecuación será:
1C3 H8 + 5O2  3CO2 + 4H2O
 
1 LITRO  5 LITROS
10 LITROS  X
X = litros
50
1
5
x
10
 Rpta
Ejemplo 2:
¿Cuántos litros de SO2 se
obtendrá a partir de 121
litros de oxígeno (O2) a partir
de la siguiente reacción
química?.
FeS + O2  Fe2O3 + SO2
Solución:
……………………………………………………………….
……………………………………………………………….
……………………………………………………………….
c. Relación Masa – Volumen:
Ejemplo 1:
¿Cuántos litros de oxígeno a
C.N. se requieren para la
combustión completa de 160 g
de metano (CH4)?
(P.A. C = 12 H = 1)
Solución:
Reacción Química (Combustión
completa)
1CH4 + 2O2  1CO2 + H2O

16 g C.N. 2 (22,4)
160 g  X
X =
16
4
,
22
x
2
x
160
X = 448  de O2 Rpta
Ejemplo 2:
¿Cuántos litros de oxígeno se
obtiene a C.N. en la
descomposición térmica de 980
g de Clorato de Potasio
(KClO3)?
(P.A. K = 39 Cl = 35 O =
16)
KClO3  KCl + O2
A. Reactivo Limitante
Si en un proceso químico los
reactivos no se encuentran en
proporción estequiométrica,
entonces uno de ellos se halla
en exceso y reacciona
parcialmente. El otro se
consume totalmente y se le
denomina “Reactivo Limitante”
encontrándose en menor
cantidad.

Ejemplo 1
¿Cuántos gramos de NH3 se
formarán a partir de la
reacción de 50 g de N2 y 30 g
de H2?
Solución:
La ecuación es:
1H2 + 3H2  2NH3
  
28 g  6g  35g
50g  30g  x
Aplicamos Proust:
nN2 =
28
50
moles (Reactivo
Limitante)
nN2 =
6
30
moles (Exceso)
nN2 < nN2 ......
Luego:
28g N2  34 g NH3
50g N2  x
x = g
71
,
60
28
34
x
50

x = 60,71 g de NH3 Rpta
Ejemplo 2:
¿Cuántos gramos de agua se
formarán cuando se combinen 8g
de Hidrógeno (H2) con 8g de
oxígeno (O2)?
(P.A. H = 1 O = 16)
H2 + O2  H2O
B. Rendimiento de una reacción
Se refiere a la cantidad de sustancia
que obtendremos en la “Práctica”
después de una reacción química. Es
decir, que “Teóricamente” debemos
obtener el 100 % de una determinada
sustancia, pero en la práctica por
diversos factores está reduce en un
porcentaje de tal manera que
solamente obtendremos por ejemplo el
80 %, 90 %, etc.
Entre los factores que reducen
el 100 % esta la presencia de
impurezas, la utilización de
instrumentos obsoletos, fugas,
etc. El rendimiento expresado
en porcentajes será indicado
en cada problema.
Ejemplo 1:
Se realiza una reacción donde
720 g de C5H12 produce 200 g de
CO2 de acuerdo:
C5H12 + O2  CO2 + H2O
Determine el porcentaje de
rendimiento del CO2 en la
reacción indicada
Solución:
Balanceamos la reacción
química:
1C5H12 + 8O2  5CO2 + 6H2O
Luego tenemos:

1 mol C5H12  5 mol-CO2
 
72 g C5H12  5 (44)g
CO2
720 g C5H12  x
X = 2
gCO
2200
72
44
X
5
X
720

Teóricamente obtenemos 2200 g
de CO2. Entonces se tiene:
2200 g CO2  100%
(Teoría)
2000 g CO2  x
(Práctica)
X = %
9
,
90
2200
100
x
2000

Rendimiento = 90.9%
PROPUESTOS
1. ¿Qué masa de oxígeno se
requiere para la combustión
completa de 11 gramos de
propano (C3H8)?
(P.A. O = 16 C = 12)
Solución
Se escribe la reacción química
y lo balanceamos:
1C3H8 + 5O2  3CO2 + 4H2O
 
44 g  160 g
11 g  X
X =
44
160
x
11
Rpta. X = 40 g de C3H8
2. Cuántos gramos de oxígeno
se obtendrán a partir de la
descomposición térmica de
0,5 kg de clorato de
potasio:
2 KClO3  2 KCl + 3 O2
(P.A. K = 39; Cl = 35,5; O
= 16)
Rpta.
3. Un pequeño trozo de zinc
reacciona completamente con
24,5 g de ácido sulfúrico
de acuerdo a la siguiente
reacción:
Zn + H2SO4  ZnSO4 + H2
Cuál será el volumen en
litros de gas hidrógeno
medido a condiciones
normales que se producirá
en dicha reacción?
(P.A. Zn = 65; S = 32;O = 16)
Rpta.
4. Cuántos mililitros de
sulfuro de carbono, CS2 de
93 % de pureza (densidad
1,26 g/mL) deben quemarse
para obtener 12,8 g de SO2?
CS2 + 3 O2  2 SO2 + CO2
(P.A. S = 32; C = 12; O =
16)
Rpta.
5. Qué cantidad de impurezas
tiene una muestra de

carburo de calcio, si
reaccionando 2,9 g de
muestra con agua en exceso,
produce 857 cm3 de
acetileno a CN?
(P.A. N = 14 H = 1)
Rpta.
6. Para la reacción:
NH3 + O2  NO + H2O
Si reacciona 1,7 g de NH3
con 1,92 g de O2. Cuántos
gramos de NO se producen y
cuál es el reactivo
limitante?
(P. A. N = 14; H = 1; O =
16)
Rpta.
7. El Carburo de Calcio se
obtiene en hornos
eléctricos por interacción
de la sal con el carbono a
la temperatura de 2000ºC
CaO + C  CaC2 + CO
Si a partir de 720 kg de carbono
se obtuvo 1024 kg de carburo de
calcio ¿Cuál es el rendimiento del
proceso?
(P.A. C = 12 Ca = 40)
Rpta.

I. CINÉTICA QUÍMICA
Estudia la velocidad de reacción y los
factores que lo modifican.
A. La Velocidad de las
Reacciones: (v)
Indica el cambio de
concentración en la unidad de
tiempo.
 
t
x
x





x = - Para los reactantes
x = + Para los productos
x = Velocidad de reacción de x
x = Variación de
concentración de x
t = Variación del tiempo.
B. Mecanismo de la Reacción
Las reacciones pueden ser
sencillas, cuando se dan en
una etapa o complejos cuando
se dan en varias etapas.
FACTORES QUE AFECTAN LA
VELOCIDAD DE LA REACCIÓN
1. Naturaleza de los
Reactantes
Si los reactivos son químicamente muy
activos entonces proceden
rápidamente. Así:
CH4 + F2  (Rx rápida)
CH4 + I2  (Rx lenta)
(Flúor más activo)
2. Concentración
En general a mayor concentración la
reacción es más rápida. La dependencia
de la velocidad de la reacción con la
concentración, los determina “La Ley de
Acción de Masas” de Gulberg y Waage,
que dice: “La velocidad de la reacción
es directamente proporcional a la
concentración de la masas implicadas
en la Ley de Velocidad”.
Es decir    Velocidad ()
Ejemplo: Para la reacción:
a A + b B  Productos
Su ley de velocidad () será de
la siguiente forma:
 = K Aa Bb
Donde:
K: Constante específica de la
velocidad.
a; b: Cantidades
experimentales
Además:
a + b : n (orden de la
reacción)
a : orden respecto a A
b : orden respecto a B
A : Concentración Molar de A
B : Concentración Molar de B.
Ejemplo:
¿Cuál es la expresión de
velocidad para la reacción
elemental siguiente?

2A + B  C
Rpta:  = K A² B
Orden Global de la Reacción= 2
+ 1= 3
3. Temperatura
Generalmente el incremento de
la temperatura, aumenta cuando
la velocidad de reacción,
porque aumenta el número de
colisiones.
Si T   velocidad 
4. Catalizador
Son sustancias que con su
presencia suficiente en
pequeña cantidades modifican
la velocidad de reacción
acelerando o retardando, según
sea el catalizador positivo
(+) o negativo (-), en la
práctica se habla de un
catalizador cuando acelera la
reacción e inhibidor cuando
retarda
A las reacciones afectadas por
un catalizador se denominan
reacciones de catálisis.
NO(g)
SO2(g) + O2(g) SO3(g) Catálisis
homogénea
Pt(s)
SO2(g) + O2(g) SO3 (g) Catálisis
Heterogénea
5. Grado de División de los
Reactivos
Los sólidos finamente
divididos reaccionan con más
facilidad, que los sólidos en
grandes trozos.

+ O2  combustión
lenta
Madera (Calor)
Virutas

+ O2  Combustión
rápida
(Calor)
II. EQUILIBRIO QUÍMICO
En una reacción reversible a
temperatura constante las
sustancias alcanzan el
equilibrio, cuando la
velocidad de reacción directa
es igual a la velocidad de
reacción inversa. A partir del
cual ya no varían las
propiedades, como la
concentración.
Equilibrios Químicos:
En sustancias gaseosas,
líquidas y sólidas
a) 2NO2  N2O4 (Equilibrio
Molecular)
b) 4HCl + O2  2Cl2 + 2H2O
(Equilibrio molecular)
c) CH3COOH+H2OCH3COO-+H3O+
(Equilibrio Iónico)
d) 3Fe + 4H2O  Fe3O4 + 4H2
(Equilibrio Molecular)
e) H2O(SÓLIDO)  H2O (vapor)
(Equilibrio Físico)
con inhibidor
sin catalizador
con catalizador
AVANCE DE LA Rx
Energía

La velocidad de reacción se
expresa en moles/s
V1 = Velocidad Directa (es muy
grande)
V2 = Velocidad Inversa (es muy
pequeña)
Al cabo de cierto tiempo las
dos velocidades tienden a
igualarse cuando han alcanzado
el “Equilibrio Químico”, se
representa por:
V2
aA + bB  cC + dD
V1
PRINCIPIO DE LE CHATELIER
Si en sistema químico en
equilibrio se somete a
cualquier causa exterior
perturbadora, el equilibrio
reacciona en el sentido que se
contrarresta la acción
producida entre las causas
exteriores se encuentran la
presión, temperatura y
concentración.
De acuerdo al principio de Le
Chatelier varían las
velocidades en ambos sentidos,
pero el rompimiento del
equilibrio es transitorio,
porque el sistema restablece
el equilibrio nuevamente.
1. EFECTO DE LA PRESIÓN
Al aumentar la presión de un sistema
en equilibrio, entonces el sistema se
desplazará en el sentido en que
disminuya la presión (o aumente el
volumen), es decir en sentido en que se
formen menos moléculas (ºT. Const.)
Ejemplo:
1 N2 + 3H2  2NH3
se produce 4 moléculas se produce 2 moléculas
Al aumentar El sistema se
desplaza
la presión hacia la derecha
produciendo más NH3
que en el
equilibrio
anterior.
2. EFECTO DE LA TEMPERATURA
Al aumentar la temperatura en un
sistema en equilibrio, entonces el
sistema se desplaza en aquel sentido
donde la reacción es endotérmica.
Sabemos que una reacción química
puede ser exotérmica o endotérmica,
por consiguiente si es reversible un
sentido será exotérmico y el otro será
endotérmico.
Ejemplo:
1 N2 + 3H2  2NH3 H = -
22kcal
Exotérmico: N2 + 3H2  2NH3
Endotérmico: N2 + 3H2  2NH3
Al aumentar El sistema se
desplaza
la temperatura hacia la izquierda
produciendo más N2
e H2 del equilibrio
anterior.
Donde:
T1 < T2  Kc1 > Kc2
3. EFECTO DE LA
CONCENTRACIÓN
Si aumentamos la concentración de uno de
los componentes del sistema en
equilibrio, entonces el equilibrio se
desplaza en aquel sentido (opuesto)
donde se consuma ese exceso de
concentración introducido.
Ejemplo
Si aumentamos la  H2  en:
1 N2 + 3H2  2NH3

Entonces más moléculas de N2 e
H2 reaccionan produciendo mayor
número de moléculas de NH3
1 N2 + 3H2  2NH3
Aumento de la El sistema se
desplaza
concentración del N2 hacia la
derecha
produciendo más NH3
que el equilibrio
anterior
Según la ley de Masas: “Acción de masas de
Gulberg y Waage”:
“La velocidad de una reacción química es
directamente proporcional al producto
de las masas activas de las sustancias
reaccionantes”
Es posible expresar las
velocidades V1 y V2 por:
V1
aA + bB  cC + dD
V2
V1 = K1A B ; y V2 = K2C D
Donde:
A, B, C y D son las
concentraciones molares de A,
B, c y D respectivamente.
K1 y K2 = Constante de
Proporcionalidad
En el equilibrio, las
velocidades V1 y V2 son
iguales:
V1 = V2
K1A B = K2C D
  
   c
2
1
K
K
K
B
A
D
C


Kc = Cte de equilibrio
Donde:
   
    b
B
a
A
d
D
c
C
p
b
a
d
c
c
xp
p
xp
p
K
B
A
D
C
K 

Kc = Constante de equilibrio
Kp = constante en función de
las presiones parciales
  = Molaridad de A, B, C o D
p = presión parcial de A, B C
o D
Kc y Kp dependen de la
temperatura
Ejemplo:
N2(g) + 3H2(g)  2NH3(g)
 
  3
2
2
2
3
H
N
NH
Kc 
 
 3
2
2
2
3
H
N
NH
c
p
p
p
K 
Observación:
Los sólidos y líquidos puros no se
consideran en las constantes de
equilibrio.
Ejemplo:
2KClO3(S) 2KCl(S) + 3O2(g)
Kc = O23 y Kp = (PO2)3
RELACIÓN ENTRE Kp Y Kc:
Sea la reacción:
aA + bB  cC + dD
Tenemos la relación entre Kp y
Kc:
Kp = Kc (RT)n

R = Constante universal de los gases
ideales.
T = temperatura absoluta en K
n = (c + d) – (a + b)
Ejemplo:
1N2(g) + 3H2(g)  2NH3(g)
Si Kc = 4, T = 27 ºC, Hallar
Kp
Solución:
R = 0.082
k
x
mol
x
Atm 
n = 2 – 4 = - 2
Luego:
Kp = 4(0,082 x 273)-2
kp = 7,98 x 10-3
III. TEORÍAS DE ÁCIDO Y BASE
1. Teoría de Arrhenius (1880)
Svante Arrhenius desarrolló una teoría
que identificaba a un ácido y una base
en soluciones acuosas. Indicaba:
a. Acido
Es aquella sustancia que posee
átomos de hidrógeno y que una
solución acuosa se disocia en
Iones “H+”
Ejemplos:
HCl(ac)  H+(ac) + Cl-(ac)
H2SO4(ac)  2H+(ac) + SO42-
(ac)
b. Base
Es aquella sustancia que posee
grupos oxidrilos y que en
solución acuosa los disocia en
“OH-”
Ejemplos:
NaOH(ac)  Na+(ac) + OH-(ac)
Ca (OH)2(ac)  Ca2+(ac) + 2 OH-
(ac)
2. TEORÍA DE BRÖNSTED –
LOWRY (1920)
El Danés J.N.J Brönsted y el
Inglés T.M. Lowry
desarrollaron casi
simultáneamente una teoría
para identificar un ácido,
pero considere que el protón
al cuál nos referimos será
representado por “H+”
a. Ácido
Sustancia que dona protones
(H+)
b. Base
Sustancia que acepta protones
(H+)
Ejemplo:
Acido Base Base Acido
1. HCl + H2O  Cl- + H3O+
2. NH3 + H2O  NH4+ + OH-
Base Acido Acido Base
Par Conjugado:
Sustancias conjugadas que se
diferencian en H+
Ejemplo:
De (1) : HCl y Cl–
De (2) : NH3 y NH4+
Anfótero
Sustancia que puede actuar
como ácido o base.
Ejemplo:
CONJUGADA CONJUGADA

H2O, HCO3-, HS-
3. De acuerdo a esta teoría indicar
el par conjugado Acido - Base
CH3COOH + H2O  CH3 COO- + H3O+
Base conjugada:
.......................
Area conjugada:
.......................
3. TEORÍA DE LEWIS (1923)
Es una teoría que se basa en
la estructura electrónica.
Esta teoría involucra la
formación de un enlace
covalente.
a. Ácido
Es aquella sustancia que puede aceptar
un par de electrones.
Ejemplo:
H
x
BH3  B x H
(Borano)
x
H
b. Base
Sustancias que pueden donar un par de
electrones
Ejemplo:
NH3 H x N x H (Amoniaco)
x
H
IV. POTENCIAL DE
HIDRÓGENO O INDICE DE
HIDRÓGENO (pH)
Sörensen estableció una
expresión matemática que nos
indica el grado de acidez de
toda solución, llamado “pH”.
El potencial de concentración
se pueden dar para:
a. Acidos:
pH = - log H3O+
o
pH = - log H+
Y su concentración H+ se
determina:
H+ = 10-pH
Recordamos:
log 10 = 1 log 5
= 0,70
log 2 = 0,30 log 3
= 0,47
Ejemplo:
Si el pH de una solución de
HCl es igual a 1. Hallar la
concentración de H+.
Solución:
Para el HCl PH = 1
Entonces H+ = 10-1
 H+ = 0,1 mol/
b. Bases:
pOH = - log OH-
OH- = Concentración de Iones
OH-
Orbital
vacío
para
aceptar
electrone
s
Par de
electron
es para
donar

La concentración de los iones
OH- se determina:
OH- = 10-pOH
Ejemplo:
Sol NaOH  pOH = 1
OH- = 10-1
OH- = 0,1 mol/l
Relación entre el pH y POH:
La autodisociación del agua:
H2O  H+ + OH-
El equilibrio iónico:
KW = H+ OH- = 10-14
Aplicamos log:
Log H+ OH- = log 10-14
Log H+ + log OH- = -14
(-log H+ ) + (-log OH-) = 14
 pH + pOH = 14
En una solución Neutra
H+ = 10-7  log H+=log 10-7 =
7
 pH = 7 y pOH = 7
En una solución Acida
H+ > 10-7  log H+ > 10-7
 pH< 7 y pOH >
7
Escala de pH
PH
NEUTRO

0 ACIDO 7 BASE
14
14 7
0
pOH
PROPUESTOS
1. Para la reacción sencilla:
A + 2B  2C
La expresión de la velocidad de
reacción y el orden de la reacción
son respectivamente:
a) V = K A B; n = 2
b) V = K A B²; n = 3
c) V = K A 2B; n = 2
d) V = K C² AB²; n = 5
e) V = K A B² C²; n = 5
Solución:
A + 2B  2C
De los reactantes aplicamos la
Ley de Gulberg – Waage:
V = K A1B²
(Expresión de la velocidad de
Rx)
Donde:

n = 1 + 2 = 3
Es de 3º orden
Rpta. b
2. La constante de equilibrio
para la reacción
CO + H2O  CO2 + H2
Es 4 a una temperatura
dada. Calcular la
concentración de H2, si el
sistema está conformado
por 2 M de CO y 2 M de H2O
a) 0,7 b) 1,3 c) 1,7
d) 2,3 e) 1,4
Solución:
De la reacción reversible:
CO + H2O  CO2 + H2
Aplicando:
CO + H2O  CO2 + H2
Moles I: 2 mol 2 mol = 0
0
Moles rxna: x x =
X X
Moles eq.: (2-x) (2-x) =
X X
Kc = 4
Luego:
2
2
)
x
2
(
x
4


Aplicamos y sacamos raíz
cuadrada en ambos miembros:
)
2
(
2
x
x


4 – 2 x = x
x = 4/3 = 1,3
X = 1,3
Rpta. b
3. Se tiene una solución
preparada con 40 ml de Na
OH 0,2 M y 60 ml de HCl
0,15 M ¿Cuál es el pH y
pOH de la solución?
a) 2 y 12 b) 12 y 2
c) 1 y 13 d) 3 y 11
e) 4 y 10
Solución:
Aplicamos neutralización:
NB . VB = NA . VA
(Base) (Acido)
Donde:
0,2N x 40 ml = 0,15 N x 60 ml
NB = MB y NA = MA
0,2N x 0.040 = 0,15 N x 0,060
0,2 Eq/ x 0,040 = 0,15 Eq/ x
0,060
0,008 Eq(B) = 0,009Eq(A)
Nº Eq (A) – Nº Eq(B) = Exceso
 
(Acido)
0,009Eq – 0,008 Eq = 0,001 Eq

Vsol = 40 ml + 60 ml = 100 ml
= 0,1 
Donde:
N = 0,001 Eq/0,1 = 0,01N
MA = Na = 0,01M  (Acido)
pH = -log 10-2 = 2
pOH = 12
Rpta. a
4. ¿En cuántas veces se
incrementará la velocidad
de reacción?
2NO(g) + O2(g)  2NO2(g)
Si el volumen del recipiente en el cual
se realiza dicha reacción
disminuye 3 veces?
Rpta.
5. En la reacción de
disociación:
A + B  C
Si inicialmente se colocan 2
moles de N2O4 en un recipiente
de 1 litro, diga cual será el grado
de disociación si la constante de
equilibrio Kc a esa temperatura
es 4,66 x 10-3
.
Rpta.
6. A 1400 K el valor de Kc
para la reacción:
2 HBr(g)  H2(g) +
Br2(g)
es 1,5 x 10-5. Calcule la
concentración de
equilibrio del H2 en un
recipiente de 0,5 litros
en el cual se han colocado
0,118 moles de HBr a 1400
K
Rpta.
7. En la siguiente reacción:
N2O3 + O2  N2O5 +
calor
Hacia donde se desplaza el
equilibrio al:
a) Aumentar la presión
b) Disminuye la
temperatura
c) Se extrae N2O3
d) Aumenta el volumen
8. Cuál es el pH de una
solución 0,01 M de HCl.
9. Según Arrhenius, cuál de
los siguientes conjuntos
de sustancias, no es
considerado ácidos
a) HCl, HNO3, HCOOH
b) H2SO4, NH3, HCl
c) H2Se, HCl, CH3COOH
d) H2SO4, HClO4, H3PO4

e) CH3COOH, HI, H2S
Rpta.
10. Calcular el pH de una
solución que contiene 0,56
g de KOH, en un volumen de
250 ml de solución
(P.A. K = 39, H = 1, O =
16)
Rpta.

I. OBJETIVO
El objeto de la electroquímica es
estudiar las reacciones químicas
producidos por efecto de la corriente
eléctrica (electrólisis). Y la producción
de energía eléctrica mediante
transformaciones químicas llamadas
comúnmente galvánicas o pilas.
II. ELECTRÓLISIS
Es la descomposición de
los electrólitos por acción de
la corriente eléctrica,
proceso que consiste en la
deposición o liberación de
materia en los electrodos.
ELEMENTOS EN LA ELECTRÓLISIS
Los elementos necesarios
en la electrólisis son los
siguientes:
1. Fuente Eléctrica
Son dispositivos que
generan corriente
eléctrica continua, que
usualmente proviene de la
transformación ce
corriente alterna de 220V
o 110V rectificándolo a
6,12V en corriente
continua.
2. Celdas Electrolíticas
Es el recipiente que contiene al
electrólito y es en donde se
produce la electrólisis.
Las cubas electrólíticas
varían mucho con la
naturaleza de los
electrólitos y de la
temperatura empleada. Para
su construcción debe
resistir al ataque de las
soluciones ácidas o
alcalis.
Generalmente son de acero
revestido por P.V.C.
3. Electrolito
Son sustancias químicas
que en disolución o
fundidas se disocian en
iones. Dependiendo la
cantidad de iones de su
concentración y de la
temperatura. Por la
naturaleza química del
soluto existen
electrólitos fuertes y
débiles.
Electrólito Débil
Son aquellas sustancias
químicas en donde la
disociación no es
completa. Estableciendo un
equilibrio entre los moles
no disociados y los iones.
Ejemplos de Electrólitos
son: los Acidos, Bases,
Débiles, Sales de
Estructura Covalente, el
Agua.
Electrólito Fuerte
Son sustancias químicas
que se disocian por
completo en iones por
ejemplo. Las Sales
Ionicas, Acidos y Bases
Fuertes.
4. Electrodos
Los electrodos son
conductores metálicos que
están en contacto con la
fuente eléctrica e
inmersos en el

electrólito, los
electrodos pueden ser:
Electrodo Inerte:
Un electrodo es inerte cuando su
única función es conducir la
corriente eléctrica.
Electrodo Soluble o
Reactivo
Estos electrodos además de
conducir la corriente
eléctrica participan en el
proceso. Generalmente
sufren una oxidación.
* Por su carga eléctrica los
electrodos son:
ELEMENTOS DE CALEFACCIÓN
La mayoría de las celdas
electrolíticas necesitan una
ligera calefacción, debido a
la elevada concentración
necesitan un calentamiento
para aumentar la
conductibilidad y la
solubilidad, de los
electrólitos. La calefacción
de los baños generalmente se
realiza mediante calentadores
eléctricos por inmersión que
constan esencialmente de una
resistencia electriza aislada,
introducida dentro de un tubo
de acero revestido con
material antióxidante.
EN EL ANODO
Los iones negativos o aniones
se dirigen al polo positivo o
ánodo, al que ceden los
electrones generándose una
semireacción de oxidación.
En la figura se ilustra el
proceso:
Reacción Catódica: m(An+ + ne-
A)
Reacción anódica: n(Am- + me- B)
Reacción: mn+A + nBm-
mA+nB
LEYES DE FARADAY
Cuando se hace pasar corriente
eléctrica a través de una
solución electrolítica se
produce un desplazamiento de
materia hacia los electrodos
una deposición o
desprendimiento progresivo de
parte de la sustancia que
forma el electrólito. Las
leyes de Faraday suministra la
herramienta matemática para
estudiar cuantitativamente los
fenómenos.
PRIMERA LEY
La masa depositada o liberada
de una sustancia en un
CÁTODO:
Es el electrodo
que lleva
electrones de la
fuente a la
disolución
electrolítica y en
donde ocurre una
reacción de
reducción su carga
es negativa.
ÁNODO:
Es el electrodo
que acepta
electrones de la
solución
electrolítica y en
donde ocurre una
oxidación su carga
es positiva.
- -
- -
- -
- -
+ +
+ +
+ +
+ +
An+
Bm-
-
-
-
+
+
+
+ -
Fuente
C.D.
A
N
O
D
O
C
A
T
O
D
O ANION
CATION

electrólito es directamente
proporcional a la cantidad de
electricidad que pasa por la
solución.
500
96
.
1 q
g
Eq
m


m= K.q  m = 1Eq-
Eq.q
500
96
.
.
1 t
I
g
Eq
m


m: masa depositada o liberada
(g)
q : carga eléctrica (c)
Eq-g: equivalente gramo de la
sustancia depositada o
liberada
EqEq: equivalente
electroquímico
I: intensidad (A)
t : Tiempo (s)
SEGUNDA LEY
Cuando una misma intensidad de
corriente fluye por dos o más
celdas electrolíticas, la masa
depositada o liberada es
proporcional a su peso
equivalente.
)
C
(
Eq
.
P
m
)
B
(
Eq
.
P
m
)
A
(
Eq
.
P
m C
B
A


mA, mB, mC: masa depositadas o
liberadas en los electrodos.
NUMERO DE FARADAY
Es la cantidad de electricidad
necesaria para depositar o
liberara equivalente gramo
(Eq-g) de una sustancia
química.
1F = 96490  96500 C
EQUIVALENTE GRAMO (EQ-G)
Un equivalente es la cantidad
de sustancia que se deposita o
libera en un electrodo debido
al paso de 1 coulumb.
Eq . Eq(A) =
C
96500
)
A
(
g
Eq 
III. CELDAS GALVÁNICAS
Son dispositivos en que a
partir de una reacción redóx,
se obtiene energía eléctrica,
proceso que consiste en la
inversión de la electrólisis.
ESTRUCTURAS DE LAS CELDAS
GALVÁNICAS
ÁNODO: n(A - me  Am+)
CATODO: m(Bn+ + ne  B)
CELDA: nA + mBn+  nAm+ + mB
NOTACIÓN DE LAS CELDAS
GALVÁNICAS
- +
Fuente
+
+
-
-
-
+
A
+
+
-
-
-
+
B
+
+
-
-
-
+
C
A
N
O
D
O
C
A
T
O
D
O
A
n+ B
n-
+
-

Para representar las pilas Galvánicas se
utiliza la siguiente notación:
AAM+BN+B
AAM+: Anodo de la pila que se
ubica a la izquierda en donde
ocurre la oxidación.
: Separación de las hemiceldas
(Puente salino)
BN+B: Cátodo que se ubica a la
derecha en donde ocurre la
reducción.
Puente Salino:
El puente salino es por lo
general un tubo en U invertido
lleno de una solución inerte
de cloruro de Sodio o de
Potasio.
El Puente Salino, es un
conductor electrolítico que
permite que cationes y aniones
se muevan de una celda a otra
para mantener la neutralidad
eléctrica.
FUERZA ELECTROMOTRIZ NORMAL
DE UNA CELDA GALVÁNICA (f.e.m.)
En una celda galvánica el
ánodo presenta al electrodo de
mayor potencial normal de la
celda, constituida por
cualquier par de electrodos se
desarrolla las semireacciones
en cada electrodo y se suman
los de oxidación con los
signos adecuados:
EºCELDA = EºOPXIDACIÓN + EºREDUCCIÓN
EºCELDA = EºANODO + EºCATODO
EºCELDA = EºOPXIDACIÓN + EºOXIDACIÓN
ECUACIÓN DE NERNST
A fines del siglo XIX H.W.
Nernst un químico alemán
encontró que el potencial de
una celda no sólo está en
función del electrodo y del
electrólito, sino también de
su concentración y temperatura
para obtener el voltaje de una
celda galvánica en condiciones
diferentes a las normales, se
utilizará la ecuación de
Nernst.
)
tes
tan
reac
los
de
ión
Concentrac
(
)
productos
los
de
ión
Concentrac
(
Ln
nF
RT
E 

Donde:
E : Potencial o Voltaje de la
Celda (f.e.m.)
Eº : Potencial normal del par
dado.
R: Constante universal de los
gases 8,313 J/mol-g
T: Temperatura absoluta ºK
F: Número de Faraday 96500
C/Eq-g
n: Número de electrones que se
pierde o gana
Ln: Logaritmo Neperiano.
Sustituyendo los valores
numéricos de las constantes y
pasando de logaritmos
naturales a decimales,
obtendremos:
tes
tan
ac
Re
oductos
Pr
Log
n
T
10
x
98
,
1
º
E
E
4



Si además se introduce la
temperatura normal de 25ºC la
ecuación de Nernst queda de la
siguiente forma:

tes
tan
ac
Re
oductos
Pr
Log
n
0592
,
0
º
E
E 

CELDA DE CONCENTRACIÓN
Una celda de concentración son
aquellas que generan corriente
eléctrica a causa de la
diferencia de concentraciones
del electrólito en ambas
Hemiceldas. El voltaje de esta
celda se puede calcular por la
ecuación de Nernst.
Zn(s) Zn2+ (0,1M Zn2+ (1M)Znº(s)
Zn2+ (0,01M)Zn2+ (1MZn
Ecuación de Nernst
)
tes
tan
ac
Re
ión
Concentrac
(
)
productos
de
ión
Concentrac
(
.
Log
n
059
,
0
E 

PILAS
En un sistema que permite
obtener corriente eléctrica a
partir de una reacción redox.
CLASES DE PILAS:
PILAS PRIMARIAS O VOLTAICAS
Son aquellas que tienen un
duración limitación; estas
tienen duración hasta que se
agoten los iones de la
solución o uno de los
electrodos.
PILA SECA;
Tienen en la parte intermedia
una barra de grafito (c)
cubierta por una mezcla acuosa
de cloruro de armonio, dióxido
de manganeso y carbón. La
oxidación ocurre en la
envoltura de cine (Zn) (Anodo)
y la reducción ocurre sobre el
grafito (Cátodo).
OXIDACIÓN: Zn  Zn+++ 2e
REDUCCIÓN: 2e + 2NH4+ 2MnO2 
2HMnO2 + 2NH3
POR CADA Eq-g de Zn se consume
1 mol de MnO2
PILAS SECUNDARIAS O ACUMULADORES
Son aquellas que se pueden
cargar (suministrar energía) y
así producir una reacción
química, formándose nuevas
sustancias; después estas
reaccionarán entre sí
generando electricidad.
Ejm: Batería
En la descarga, la oxidación
ocurre en el ánodo:
Pb  Pb+2 + 2e
Y la reducción en el cátodo
Pb+4O2 + 2e  Pb+2
ANODO (Zn) CATODO (Zn)
SO4
2-
Zn2+
(1M)
+
-
SO4
2-
Zn2+(0,001M)
+
-
CARTÓN
Zn
MnO2 + NH4 Cl + C
BADRRA DE GRAFITO

La reacción total es:
2H2SO4+Pb+4O2+PbO2Pb+2SO4+2H2O
en el ánodo
en el cátodo
Descarga
Carga
POTENCIALES ELECTROQUÍMICOS
NORMALES
CONCENTRACIONES IÓNICAS 1M EN
AGUA A 25ºC
Nº SEMI
REACCIÓN
POTENCIAL (V)
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
Li
K
Ca
Na
Al
Zn
Cr
Fe
Cd
Ni
Sn
Pb
H2O
Cu
Fe2+
Ag
2Br
2Cl
Au
Li + 1e
K++ 1e
Ca²++ 2 e
Na+ + 3e
Al3+ + 3e
Zn2+ + 2e
Cr3++3e
Fe2+ + 2e
Cd2++ 2e
Ni2++ 2e
Sn2++2e
Pb4+ + 4e
2H+ 2 e
Cu²+ + 2e
Fe3+ + 1e
Ag+ + 1e
Br2º + 2e
Cl2º + 2e
Au3++ 3e
+3.02
+2.925
+2.87
+2.714
+1.66
+0.76
+0.74
+0.44
+0.40
+0.25
+0.14
+0.13
0
-0.34
-0.771
-0.799
-1.065
-1.359
-1.5
20 2F
F2 + 2e -2.87
PROPUESTOS
1. ¿Qué intensidad de
corriente (amperios)
necesitamos para depositar
90g de aluminio en 5
horas?
(P.A. Al = 27)
a) 27,0 b) 36,4 c)
48,7
d) 53,6 e) 60,8
Resolución
Aplicamos la 1º ley de Faraday
 
Me
Eq g(Me)
m . I .t
96500


Luego:
(me)
(Me)
m .96500
I
Eq g .t


Reemplazando:
I =
90g.96500 A . S
27 3600S
g . 5 .
3 1H
I = 53,6 Rpta. d
2. Si en el cátodo de una
celda que contiene CuCl2
se han depositado 6,35g de

metal durante 1930
segundos ¿Qué corriente se
utilizó en amperios?
(P.A. Cu = 63,5 Cl =
35,5)
a) 50A b) 5A
c) 25A
d) 2,5A e) 10A
Resolución
Reacción Catódica:
CuCl2  Cu²+ + 2Cl-
Eq–g(Cu) = g
2
5
,
63
Eq – g(Cu) = Equivalente gramo
del cobre.
Aplicamos:
I =
t
g
Eq
S
A
m
Me
Me
.
.
96500
.
)
(
)
(

Reemplazamos:
I =
S
g
S
A
1930
.
2
5
,
63
.
96500
.
35
,
6
I = 10A Rpta. e
3. Determinar el potencial de la
siguiente pila: Mg/Mg²+
, 1M//Ag+
,
1M//Ag
(EºMg/Mg2+ = 2,34V;
EºAg/Ag+ = -0,80V)
a) +1,54V b) +3,14V
c) +3,94V d) 0,74V e)
0,37V
Resolución
Aplicamos celdas galvánicas:
Mg/Mg²+, 1M//Ag+, 1M//Ag
Luego: Ordenando las
Semiceldas
Mgº - 2e  Mg2+ Eº = + 2,34V
2Ag+ + 2e  2Agº Eº = + 0,80V
(Se ha invertido la
semireacción y se cambia el
signo (-) por (+) en el
potencial)
Finalmente:
EºCELDA = EºOXID + Eº RED.
Reemplazamos:
EºCELDA = 2,34V + 0,80V
EºCELDA = + 3,14V
Rpta. b
4. ¿Cuántos gramos de cobre
metálico se puede formar
al pasar una corriente de
9,65 amperios a través de
una solución de CuSO4
durante 1 hora
(P.A. Cu = 63,5)?
a) 2,0g b) 0,968g
c) 11,43g d) 20,0g
e) 11,43g
5. Las celdas electrolíticas
están conectadas en serie,
una de ellas contiene una
solución de CuSO4 y la
otra AgNO3 ¿Cuántos

gramos de plata se
depositan en el mismo
tiempo que se deposita
6,35g de cobre?
(P.A. Ag = 108 Cu = 63,5)
a) 12g b) 10,6g
c) 18,6g d) 21,6g e) 30g
6. Encontrar el f.e.m. para
la reacción de la
siguiente pila:
2Ag+ + Znº  + Zn++ + 2Agº
Znº/Zn++ Eº = 0,76V
Agº/Ag+ Eº = -0,80V
a) 0,80V b) 0,76V
c) 1,56V d) –0,80V
e) -1,56V
7. Se considera una celda
galvánica formada por una
lámina de zinc sumergida
en una solución de ZnSO4
de 1M y una lámina de
plata sumergida en una
solución de AgNO3 1M. El
cable conductor y el
puente salino completando
el circuito. Indicar la
proposición incorrecta.
Datos:
Znº  Zn+2 Eº :
0.76v
Ag+  Agº Eº : 0,8v
a) El potencial de la
celda es el 1,56v
b) El electrodo de Zn es
el ánodo
c) En el lado de electrodo
de plata se produce la
oxidación.
d) El cátodo incrementa su
masa y el ánodo
disminuye.
e) Los electrodos fluyen
del electrodo de Zn al
electrodo de plata.
9. ¿Cuál es el potencial
normal de la reacción?
Zn(s) + Cl2(g)  Zn2+ + 2Cl-
Zn/Zn2+ Eº = 0,76v Cl-/Cl2 Eº =
-1,36v
a) 2,12 b) 1,36 c) 0,6
d) 0,7 e) 0,4
10. Según la tabla de
potenciales es estándar
Fe3+  Fe2+ Eº :
0,71v
F2  F- Eº : 2,85v
¿Cuál de las afirmaciones
es correcta?
a) El ion F- es un agente
más oxidante que el ión
Fe3+
b) El F2 es un agente
reductor
c) El ión Fe2+ es un agente
F-
d) El ión F- es un agente
Fe2+

e) El ión Fe3+ es un agente
oxidante más energético
que el F2
11. Una solución acuosa de sal
de platino se electroliza
pasando una corriente de
2,50 amperios durante 2
horas, produciéndose 9,12
gramos de Pt metálico en
el cátodo. ¿Cuál será la
carga de los iones platino
en dicha solución?
PA(pt) = 195 u.m.a.
a) +1 b) +2
c) +3
d) +4 e) +5
12. Indique la veracidad (V) o
falsedad (F) de las
siguientes proposiciones
respecto a la
electrólisis:
I. Es una transformación
química no espontánea.
II. En un electrodo ocurre un
proceso de reducción u
oxidación.
III. El proceso a nivel
industrial puede utilizar
corriente eléctrica
continua o alterna.
IV. En un proceso
electrolítico, todas las
especies químicas del
electrolito siempre se
transforman.
a) VVFV b) FVFV c)
FFFV
d) VVFF e) VVVV
13. Sobre electrolisis
I. El electrodo positivo es
aquel en donde ocurre la
oxidación.
II. El electrodo negativo se
llama ánodo, en el ocurre
la oxidación.
III. El conductor externo
permite la unión del
cátodo y del ánodo, a
través de el fluyen los
electrones.
IV. Si el proceso se usa para
un electroplateado, el
objeto a recubrir se debe
colocar en el cátodo
Es(son) correcto(s)
a) Todos b) I - II
c) II - III d) I -
II - IV
e) I - III - IV
14. Calcule el valor de la
intensidad de corriente
que se requiere para
reducir todos los iones
plata contenidos en 2,6 L
de AgNO3 2,5M si el
proceso debe durar un día.
a)2,4 A b)3,6 A c)8,2A
d) 10,8 A e) 7,26 A

QUÍMICA ORGÁNICA
Estudia a los compuestos del carbono y a
los elementos organógenos: C, H, O, N y a
los biogenésicos: P, Ca, Mg, Na, F, I, Fe,
etc
PROPIEDADES DEL CARBONO
1) TETRAVALENCIA
El carbono formo 4 enlaces
covalentes
2) AUTOSATURACIÓN
Enlace entre átomos de
carbono.
3) COVALENCIA
Compartición de par de
electrones.
4) FORMA TETRAEDRICA
Según VAN´T HOFF el
carbono se hibridiza y
forma un tetraedro (sp3).
HIBRIDACRÓN:
sp³ sp² sp
 
- C – C - C = C
- C  C -
ALCANO ALQUENO
ALQUINO
TIPOS DE CARBONO
CARBONO Nº ÁTOMOS DE “C”
AL QUE ESTÁ UNIDO
Primario
Secundario
Terciario
Cuaternario
1
2
3
4
CH3 CH3
 
CH3 – CH2 – CH – CH2 - C – CH3
   
p s t CH3 c
HIDROCARBUROS
Compuestos Binarios formados
por H y C.
I. Acíclicos. Cadena abierta
a. Saturado Alcano
CnH2n+2
b. No Saturado Alqueno CnH2n
Alquino CnH2n-2
II. Cíclicos: Cadena cerrada
a) Aliciclico: Ciclo
alcano CnH2n
Ciclo Alqueno CnH2n-2
Ciclo Alquino CnH2n-4
b) Aromático
1. Alcanos o Parafinas
Cn H2n + 2 - C - C -
1,2,3.....
F.Global F.Semidesarrollada F.Condensada
F.Desarrollada
H
H


C2H6 CH3–CH3 CH3 CH3 H–C–C–H
Etano (IUPAC) 









H
H
Grupo Alquino (R-)
CH3 – metil
C2H5 - <> CH3 – CH2 – etil
CH3

CH3–CH – CH2– 2-metilpropoil
(isobutil)
3 2 1
1 2 3
CH3–CH – CH2–CH3
1-metilpropil(sec-butil)
CH3

CH3– C- CH3

1 2 1,1 – dimetileti
(ter-butil)
III. Isomeros del C5H12 (de
Cadena)
IUPA común
1) CH3–CH2–CH2–CH2–CH3– pentano n-pentano
2) 1 2 3 4
CH3– CH - CH2–CH3 2-metilbutano
isopentano

CH3
3) CH3
CH3–C-CH3 2,2-dimetilpropano
neopentano
1 2 3
CH3
PROPIEDADES:
 Son moléculas no
polares
 Sus moléculas están
unidas por fuerzas de
vander waals
 El punto de ebullición
aumenta con el número
de carbonos.
 En isómeros de cadena a
mayor ramificación
menor punto de
ebullición.
 Son sustancias de poca
reactividad (parafinas)
 Son usados como
combustibles
 Dan reacciones de
sustitución, no de
adición (saturados)
 Halogenación:
CH4 + Cl2 luz
CH3 Cl + HCl
 Combustión:
a) Completa. Exceso de
O2
CH4 + 2O2  CO2 + 2H2O +
calor
 Incompleta. Deficiencia
de O2
2CH4 + 3O2  2CO +
4H2O+calor
2. Alquenos u Olefinas
Cn H2n C = C
n: 2,3,4.....
C2H4 CH2 = CH2 eteno (etileno)
C4H8 CH2 = CH – CH2 – CH3
buteno
(2 isómeros
de posición) CH3-CH = CH – CH3
2-buteno
1 2 3
4
3. Alquinos o Acetilénicos
Cn H2n - C  C --






  


2,3,4.....
C2H2 CH CH etino
(acetileno)
C4H6 CH  C – CH2 – CH3
butino
(2 isómeros
de posición) CH3-C  C – CH3 2-
butino
1 2 3 4
PROPIEDADES:
 La mayor parte de las
propiedades físicas de
los alquenos y alquinos
son semejantes a los
alcanos
correspondientes.
 Los alquenos y alquinos
dan reacciones de
adición.
 Los alquenos tienden a
ser ligeramente más
polares que los
alcanos.
 Los alquinos son más
ácidos que los alquenos
y éstos más ácidos que
los alcanos
correspondientes.
 Los alquenos presentan
isomería geométrica
Cl Cl Cl H
C = C C = C
H H H Cl
µ = 2,95D µ = 0D
p.e. = 60ºC p.e. = 48ºC
cis 1,2–dicloroeteno trans 1,2-
dicloro eteno
 Hidrogenación:
CH = CH + H2 Pt CH2 = CH2
CH2 = CH2 + H2 Pt CH3 - CH3
 Obtención de etino
(acetileno)
CaC2 + 2H2O  C2H2 + Ca(OH)2
HIDROCARBUROS ALICÍCLICOS
Ciclo Propano Ciclo butano
Ciclo buteno
PROPIEDADES:
 Los anillos de más de 5
carbonos son más
estables.
 Los anillos de 3 o 4
carbonos dan reacciones
de adición y los
anillos de 5 y 6
carbonos se comportan
como los alcanos.
HIDROCARBUROS AROMÁTICOS
 Son moléculas planas
 Son apolares
 Los átomos de carbono
están hibridados sp²
 Presentan resonancia,
lo que le da
estabilidad a anillo.
 Dan reacciones de
sustitución
Benceno Tolueno
Naftaleno
< >
CH2
CH2
CH2
C6H6
CH3

ISÓMEROS DE POSICIÓN
1,2-diclorobenceno 1,3-diclorobenceno 1,4-
diclorobenceno
orto-diclorobenceno meta-diclorobenceno para-
diclorobenceno
FUNCIONES OXIGENADAS Y
NITROGENADAS
Función Fórmula
Alcohol
Eter
Aldehido
Cetona
Acido
carboxilico
Ester
Amina
amida
R-OH
R-O-R
R-CHO
R-CO-R
R-COOH
R-COO-R
R-NH2
R-CONH2
Nombre Ejemplo
...ol
...eter
...al
...ona
acido...oico
...ato de
...ilo
...amina
...amida
CH3 – CH – CH2 – CH3 2-BUTANOL

OH
CH3 – O - CH3 DIMETILETER
CH3 –CHO ETANAL
CH3 - CO-CH3 PROPANONA (ACETONA)
CH3 – COOH ACIDO ETANOICO
CH3 –COO-CH3 ETANOATO DE METILO
CH3 –NH2 METILAMINA
CH3 – CONH2 ETANAMIDA
Isómeros de función: Se
diferencian por tener
distintos grupos funcionales.
CH3 - CH2 – CHO aldeido
C3H6O
CH3 – C O - CH3 cetona
PETRÓLEO
Es una mezcla mineral compleja de
hidrocarburos sólidos, líquidos y gaseosos.
El petróleo contiene también compuestos
nitrogenados, oxigenados y sulfurados. El
azufre es un elemento inconveniente.
Tiene origen marino (Hipótesis
mas aceptable)
PROPIEDADES
 Son líquidos de
consistencia oleosa,
viscosos,
fluorescentes.
 Insolubles en agua.
 Color variable, pardo
rojizo con reflejo
verdoso y oscuro
 Menos denso que el agua
(0,78 – 0,91 g/ml)
REFINACIÓN:
Es la separación de fracciones
útiles del petróleo crudo. En
primer lugar se separan los
sólidos en suspensión, el agua
y las sales orgánicas. Luego
se somete a destilación
fraccionada.
PRINCIPALES FRACCIONES DEL
PETRÓLEO:
Fracción Nº
átomos
de C
T.
ebullición
(ºC)
Gas natural
Eter de
petróleo
Ligroina
Gasolina
Queroseno
Aceite
lubricante
C1-C4
C5 – C6
C7
C6 –
C12
C11 –
C16
C15 –
C24
-161 a 20
30 a 60
20 a 135
30 a 180
170 a 290
300 a 370
Cracking (Ruptura pirolítica)
Es la ruptura de moléculas
grandes de Hidrocarburos por
efecto de una elevada
temperatura y presión
Cl
Cl
1
2
Cl
Cl
1
2
3
Cl
Cl
1
2
3
4

obteniéndose alcanos y
alquenos de baja masa molar.
Cracking térmico.
Se realiza a una temperatura
de 470ºC a 510ºC y 50 atm.
Esta gasolina tiene mayor
octanaje que la gasolina
obtenida por destilación
directa.
Cracking Catalítico
Se realiza a una temperatura
de 430 a 460ºC y una presión
de 1,4 a 3,4 atm. Usando un
catalizador. Esta gasolina
tiene mayor octanaje que la
gasolina obtenida por cracking
térmico.
Alquilación. Es un proceso
para obtener gasolina de alto
índice de octano. Los alcanos
y alquenos de baja masa molar
se condensan originando
hidrocarburos ramificados.
Indice de Octano. Es una
medida de un combustible a
detonar.
El índice de octano aumenta al
disminuir la masa molar y
aumentar las ramificaciones.
Los alquenos, ciclo alcanos o
hidrocarburos aromáticos
tienen alto índice de octano.
Octanaje de algunos
hidrocarburos:
HIDROCARBURO ESTRUCTURA
MOLECULAR
n-heptano
2-metilhexano
2,2,4-timetilpentano
Benceno
Tolueno
2,23-timetilbutano
CH3-(CH2)5-CH3
CH3-CH-(CH2)3-CH3
CH3
CH3C(CH3)2CH(CH3)2
C6H6
CH3-C6H6
CH3C(CH3)2CH(CH3)2
TIPO DE
ESTRUCTURA
OCTANAJE
Lineal
Ramificada
Ramificada
Aromático
Aromático
Ramificada
0
42
100
106
120
125
HIDROCARBUROS AROMÁTICOS
En la serie aromática los compuestos son
isocíclicos. Llamados bencénicos porque el
benceno es el más simple de esta serie y al
resto se les considera como derivados del
benceno. La propiedad característica es su
aroma.
Los hidrocarburos aromáticos
se encuentran y extraen
principalmente del alquitrán
de la hulla (en la destilación
seca).
EL BENCENO, C6H6
Conocido como bencina (de
alquitrán) o benzo. Su nombre
químico es 1,3,5-
ciclohexatrieno.
Fue descubierto en 1825 por
Michael Faraday,
comprendiéndose que era un
hidrocarburo insaturado por su
peso y fórmula molecular, lo
que no se comprendía era el
arreglo de sus átomos. Después
de muchas tentativas y modelos
para encontrar una estructura
que explique sus propiedades,
se aceptó la del alemán
Friedrich Kekulé. Sin embargo
ninguna ha convencido
totalmente.
CH CH
CH CH
CH CH
(benceno) 1,3,5-ciclohexatrieno
(benceno)

benceno
"núcleo bencénico"
La estructura del benceno
presente tres enlaces dobles
conjugados los cuales no son
fijos sino móviles y oscilan
entre las dos posiciones
posibles, por lo que se
representa el benceno por un
hexágono regular con un
círculo inscrito indicando los
enlaces "deslocalizados".
En la estructura los seis
carbonos son equivalentes,
porque cada tiene sólo un
hidrógeno.
Propiedades Físicas del
Benceno
Es un líquido incoloro de
olor agradable (aromático),
muy inflamable, muy volátil,
insoluble en el agua, pero
miscible en éter, cetona,
alcohol, refrigente (refracta
la luz); es tóxico;
generalmente su combustión es
incompleta.
Se usa como materia prima para
obtener nitrobenceno, anilina,
etc.
Se usa como disolvente (de
grasas, resinas, caucho,
azufre, etc.)
Propiedades Químicas del
Benceno-Reacciones:
El anillo bencénico no se
altera es muy estable y poco
reactivo (como los alcanos),
es decir al reaccionar sólo
se sustituyen los hidrógenos
y poco se rompe el enlace
carbono-carbono, resistiendo
la acción de los oxidantes.
Da reacciones de sustitución,
oxidación, adición, nitración,
etc.
1. Reacciones de Sustitución.-
Son la halogenación,
nitración, sulfonación y
alquilación.
Se puede obtener productos
como: di y trisustituidos
según se hayan sustituido 1,
2 ó 3 hidrógenos por
halógenos.
a) Halogenación.- Generalmente
con el Cl y Br. Se pueden
obtener: monohalogenados,
dihalogenados y
trihalogenados. Se usa como
catalizador el tricloruro de
Al, ó Fe.
H + X+ X 

 
 3
AlCl
X + HX
(benceno) halógeno
H + Cl2 

 
 3
AlCl
Cl +HCl
b) Nitración.- Con el ácido
nítrico (HNO3). El HNO3 se
adiciona mezclado con ácido
sulfúrico (H2SO4), formando
la "mezcla sulfonítrica".
H + HO+NO2 


 
 4
SO
2
H
NO2+H2O
benceno ac. Nítrico nitrobenceno
c) Sulfonación.- Con el ácido
sulfúrico "fumante"
H + HO+HSO3 

 
 3
SO
SO3H +H2O
benceno ác.sulfúrico ácido bencenosulfónico
d) Alquilación.- Consiste en
sustituir un H por un
radical alquílico.
H + R - X 

 
 3
AlCl
R + HX
X: halógeno
o Fe

H + CH3-CH-CH3 

 
 3
AlCl
CH-CH3+HCl
| |
Cl CH3
2. Reacción de Oxidación.- Es
una reacción muy limitada.
En condiciones específicas
de temperatura y
catalizador, reacciona con
el aire para dar el fenol.
3. Reacción de Combustión.-
Arde con llama fuliginosa.
Su combustión completa
produce: CO2 + H2O + calor
4. Reacción de Adición.- Lo
realiza en función a sus
enlaces insaturados que
posee. Son difíciles de
realizar.
a. Adición de Hidrógeno
(Hidrogenización).- En
presencia de Ni.
+ 3H2 


Ni
benceno ciclohexano
b. Adición de Halógeno.-
Generalmente Cl y Br. Pueden
adicionarse: un mol, 2 y
hasta tres moles de
halógeno.
Ejm.:
En ciertas condiciones el
cloro puede saturar los 3
dobles enlaces.
Cl Cl
+ 3Cl2  Cl Cl
Cl Cl
Benceno
Cuando el benceno pierde un
hidrógeno se obtiene un
radical que se denomina:
fenil o fenilo.
CH CH
CH C - H
CH CH
Benceno, C6H6
CH CH
CH C - H ó
CH CH
fenil (ilo), C6H5-
OBTENCIÓN DEL BENCENO
Se obtiene a partir de algunos
petróleos y en especial por
destilación fraccionada del
alquitrán de la hulla.
También por los siguientes
métodos:
1. Síntesis de Berthelot:
3CHCH benceno
T

 


acetileno
2. Además por reducción del
fenol o por hidrólisis del
ácido bencensulfónico.
CARÁCTER AROMATICO
Para reconocer si un compuesto
es aromático debe tener:
1. Cadena cerrada y enlaces
dobles alternados.
2. La cantidad de dobles
enlaces debe ser = 2n+1,
para n = 0, 1,2,4, ....,
enteros. Siendo siempre
impar el número de dobles
enlaces.
DERIVADOS DEL BENCENO
Entre los principales,
tenemos: mono, di y
trisustituidos.
1. Monosustituidos.- Cuando se
ha sustituido un hidrógeno
por un radical o un elemento
monovalente. Tenemos:
2.
Alquilbencenos
CH3 CH3-CH-CH3

Metilbenceno
(Tolueno)
Isopropilbenceno
2-fenilpropano
(Cumeno)
Alquilbencenos Acetilbencenos
CH  CH2
vinilbenceno
fenilbenceno
(estireno)
C  CH
I
Acetilbenceno
Fenilacetileno
Para grupos diferentes a los alquílicos:
OH
Hidroxibenceno
(fenol)
CH2OH
Fenilmetanol
(alcohol
bencílico)
CHO
Benzaldehído
(fenical)
COOH
Ácido benzoico
NH2
Aminobenceno
(anilina)
NO2
Nitrobenceno
3. Derivados Disustituidos.-
Cuando se ha sustituido dos
hidrógenos por grupos
monovalentes (o elementos).
Los sustituyentes pueden ser
iguales o diferentes.
Se dan tres casos de
isomerismo, denominados:
orto (o-), meta (m-) y para
(p-).
R
0-....6 2 .... Posición orto(0-): Posiciones 2 y 6
m-.. 5 3 .... Posición meta(m-): Posiciones 2 y 6
Posición para (p-)
Xilenos o Xiloles
CH3 CH3 CH3
-CH3
o-metiltolueno
o-xileno
-CH3
m-metiltolueno
m-xileno
|
CH3
p-metiltolueno
p-xileno.
Cresoles
CH3
-OH
o-hidroxitolueno
o-cresol
CH3
-OH
m-hidroxime-
tilbenceno
m-cresol
CH3
OH
p-hidroxito-
lueno.
p-cresol
También se conocen otros
disustituidos. Ejm.
Difenoles: o-fenodiol, m-
fenodiol y p-fenodiol.
Diácidos carboxílicos: o-
benzodioico (ácido ftálico),
m-benzodioico (ácido
isoftálico) y p- benzodioico
(ác. tereftálico). Otros
ejemplos:
Cl CHO
-Cl -Br
m-diclorobenceno m-bromobenzaldehído
OH OH
-NO2
|
OH
p-difenol (hidroquinina) m-nitrofenol.
Derivados Trisustituidos.-
Cuando se han sustituido
tres hidrógenos del anillo
bencénico, Se presentan
tres isómeros: Vecinal o
Vec-(en las posiciones 1, 2
y 3), Asimétrico o Asim-
(posiciones: 1, 2 y 4) y
simétrico o Sim-(posiciones:

1, 3 y 5); cuando los tres
sustituyentes son iguales.
Ejm.
CH3 CH3
-CH3
-CH3 H3C- -CH3
1,2,3-trimetilbenceno 1,3,5-trimetilbenceno
(Vec-mesitileno) (Sim-mesitileno)
OH .
OH
|
OH
1,2,4 -fenoltriol.
(asimétrico)
Entre los derivados tetrasustituidos, tenemos:
CH3 COOH
O2N - NO2
HO OH
| |
NO2 OH
Trinitrotolueno (ácido gálico)
(trilita o trotyl)
(TNT)
OH .
O2N -NO2
|
NO2
(ácido pícrico)
Generalmente se disponen en forma
simétrica.
PROPIEDADES DE LOS DERIVADOS
DEL BENCENO
a) El Tolueno.- Es un líquido
incoloro, insoluble en agua.
Se obtiene a partir del
alquitrán de la hulla.
Su derivado más importante
es el trinitrotolueno ó 2,
4, 6-trinitrotolueno (TNT).
Se usa: como solvente, en
termómetros de bajas
temperaturas. Más tóxico que
el benceno.
b) El Fenol.- Llamado ácido
fénico o ácido carbólico,
también se le obtiene del
alquitrán de la hulla, es
un sólido cristalino, poco
soluble en agua; coagula la
albúmina. Se usa en medicina
(como antiséptico) y en la
industria. Es tóxico y
cáustico.
c) La Anilina.- En un líquido
oleoso, incoloro, tóxico,
olor desagradable, poco
soluble en agua. Es una
sustancia básica para la
obtención de colorantes.
d) Los cresoles.- Se
encuentran en el alquitrán
de la hulla. Son
desinfectantes.
e) En general son líquidos,
olor agradable e insolubles
en agua. Al aldehído
benzoico se le llama
"esencia de almendras
amargas". El TNT, es un
poderoso explosivo.
COMPUESTOS POLINUCLEARES
AROMATICOS
Tienen más de un anillo
bencénico.
1. Naftaleno.- Comúnmente se
conoce como naftalina. En un
sólido cristalino blanco,
insoluble en agua. Se
sublima fácilmente. Se
obtiene a partir del
alquitrán de la hulla. Se
usa como antiséptico e
insecticida.

Es más reactivo que el
benceno.
Su fórmula global es C10H8.
CH CH
HC C CH
HC C CH
CH CH
 
 8 1 
7 2
 6 3 
5 4
 
Las posiciones indicadas con
letras griegas o con números
son los carbonos con
hidrógeno sustituible.
La nomenclatura común usa
letras griegas.
La nomenclatura IUPAC usa
los números.
Ejm.
Cl
-OH
1-cloronaftaleno 2-hidroxinaftaleno
CHO
CH3
Br
2-metil-1-naftal 3-bromo-1-naftoico.
El naftaleno también da reacciones de
halogenación, nitración, sulfonación y
alquilación, etc.
Antraceno.- Su fórmula general
es C14H10. Resulta de la
condensación de tres anillos
bencénicos. Es sólido,
insoluble en agua, cristaliza
en láminas incoloras. Se
encuentra en el alquitrán de
la hulla. Se usa en la
industria de los colorantes.
Sus principales reacciones
son: cloración, nitración y
sulfonación.
CH CH CH
HC C CH CH
HC C CH CH
CH CH CH
  
Posiciones  8 9 1
Sustituibles 7 2
 6 3
5 10 4
  
Las posiciones con letras griegas (sistema
común) o números (sistema IUPAC) indican los C
con hidrógeno sustituible. Ejm.
CH3 OH
| |
9-metillantraceno 1-hidroxiantraceno
(-metilantraceno) (-antrol)
CH3
|
CH3 -
-NO2
10-cloro-3-nitro-1,7-dimetilantraceno
Además se conoce:
fenantreno
PROBLEMAS PROPUESTOS
COOH

1. ¿Qué propiedad no
corresponde al carbono?
a. Se combina por
covalencia
b. Es tetravalente
c. Se autostura
d. Al combinarse forma
orbitales híbridos sp,
sp², sp3.
e. Sus alótropos tienen
propiedades iguales.
2. ¿Cuántos carbonos
primarios y secundarios
tienen la molécula: 2,2,4
– trimetril pentano?
a) 5,1 b) 5,2
c) 4, 3
d) 3,2 e) 6,3
3. ¿Cuántos enlaces sigma y
pi hay en una estructura
siguiente?
CH  C – CH2 – CH = CH2
a) 10;3 b) 8,2
c) 10,4
d) 9;2 e) 9;3
4. ¿Cuál es el nombre IUPAC
del siguiente
hidrocarburo?
CH3 – CH2 – CH – CH3

CH2 – CH3
a) 2-etilbutano
b) 3-metilpentano
c) 3-metilhexano
d) Isohexano
e) Neopentano
5. ¿Cuál de los siguientes
hidrocarburos presenta
mayor atomicidad?
a) 2,2 – dimetil pentano
b) heptano
c) octeno
d) 2,3 – dimetilhexano
e) ciclo pentano
6. ¿Cuántos isómeros de
cadena tiene el pentano,
C5H12?
a) 4 b) 3 c) 2 d) 5 e) 6
7. ¿Cuántos carbonos presenta
hibridación sp² la
siguiente molécula?
CH2 = CH–CH2–CH= CH – C
CH
8. Establezca la relación
correcta
a) CH4; sp²
b) C3H8; sp
c) C2H2; sp3
d) C2H4; sp²
e) CCl4; sp²
9. Señalar la relación no
correcta.
a) C3H6 Ciclo propano
b) C2H5 – ETIL
c) CH2 = CH2 eteno
d) CH3 – CH – CH2 –
Isobutil

CH3
e) CH3 – CH = CH – CH3
Buteno
10. ¿Cuáles son las siguientes
sustancias no productos de
la combustión del gas
propano?
a) C b) CO
c) CO2 d) H2O e) SO2
11. El nombre IUPAC a los
compuestos siguientes:
CH3 – CH – (CH)2 – CH – CH –
CH3
  

CH2 Cl CH3

CH3
CH3 – CH – CH – CH2 – CH – CH3
  
CH3 C2H5 CH3
CH3 – CH – CH2 – CH – CH3
 
C2H5 CH3
CH2 = CH – CH = CH – CH – CH3

CH3
CH3 – CH = CH – CH2 – CH = CH2
CH2 = CH – CH = CH – CH – CH3

CH3
OH  C – C  C – CH3
CH2 = C = CH2
CH  C – C  C – CH - CH3

CH3
CH2 = CH – CH = CH – C  C –
CH3
CH3

CH3 – C – CH=CH–C  CH – C  C
– CH3

CH3

I. FUNCIONES OXIGENADAS
1.1 ALCOHOLES
- Son compuestos que tienen
como fórmula global: R-OH
donde R: es radical no
aromático y OH- es el
radical oxidrilo o
hidroxilo.
- Los alcoholes se pueden
obtener, de la oxidación
primaria de los
hidrocarburos, donde un
átomo de “H” se sustituye
por el radical: OH-
- Los alcoholes se dividen
en tres clases:
a) Alcohol primario (1º)
H

R – C – OH

H
b) Alcohol secundario (2º)
R

R – C – OH

H
c) Alcohol terciario (3º)
R

R – C – OH

R
- Los alcoholes son
compuestos en los cuales
un grupo oxhidrilo está
unido a un carbono
saturado.
- Nomenclatura UIQPA
- Se selecciona la cadena de
carbonos continua más
larga a la cual esté
directamente unido el
oxhidrilo.
Cambiar el nombre del
alcano correspondiente de
esta cadena eliminando la
“o” final y agregando la
terminación “ol”.
Esto proporciona el nombre
base del Alcohol.
- Se enumera la cadena de
carbonos continua más
larga, de manera que el
carbono que contiene el
grupo oxhidrilo utilizando
este número; además
indicar las posiciones de
otros sustituyentes (o
enlaces múltiples)
utilizando los números
correspondientes a su
posición a lo largo de la
cadena de carbonos.
Ejemplo:
3 2 1
CH3CH2CH2 OH 1 –
propanol
5 4 3 2 1
CH3CH2CH2CH2CH2OH 4-metil-1-
pentanol

CH3
3 2 1 1 2
3 4 5
ClCH2CH2CH2 OH CH3CHCH2CH=CH2

OH

3-cloro-1-propanol 4-
penteno-2-OL
Los alcoholes que contienen
dos grupos oxhidrilo se
conocen comúnmente con
GLICOLES. En el sistema UIQPA
se llaman DIOLES.
CH2CH2 CH3CHCH2 CH2CH2CH2
    

OH OH OH OH OH
OH
Etien glicol (común) Propoilenglicol(común)
Trimetilén glicol (común)
1,2-Etano diol (UIQPA) 1,2-Propanodiol(UIQPA)
1,3-Propanodiol(UIQPA)
Nomenclatura común
Con frecuencia, los alcoholes simples se
identifican por sus nombres
comunes para el cual se
antecede el término ALCOHOL y
se le a la terminación ILICO.
Ejemplo:
CH3OH Alcohol metílico
CH3CH2OH Alcohol etílico

OH
CH3CH2CH2CH2OH Alcohol n-
butílico
CH3

CH3CCH2OH Alcohol
neopentílico

CH3
1.2 Aldehido
- Compuestos en los cuales
el grupo “carbonilo” (> c
= 0) está enlazado al
carbono y al hidrógeno.
Teóricamente se
sustituyen dos átomos de
hidrógeno de un carbono
primario por un átomo de
oxígeno.
- Los aldehidos pueden tener
las siguientes fórmulas
generales:
O O O
  
C C C
R H Ar H
H H
Donde:
R : grupo alquilo
Ar: Grupo Arilo (grupo
aromático)
- Nomenclatura común
- Se le da la terminación
Aldehído.
- Para designar la
ubicación de un grupo
sustituyente se le
asignan letras griegas
a los átomos de carbono
de la cadena unida al
grupo aldehído.
Ejemplo:
   H-CHO-
formladehido
CH3CHCH2CHO

CH3
CH2
CHOH
CH2CH2OH

Nomenclatura UIQPA
- Primero se escoge la
cadena continua más larga
que posee el grupo
aldehído, se reemplaza la
“o” final del nombre del
correspondiente alcano
principal por el sufijo
“AL”.
- Se enumera la cadena de
tal manera que el grupo
aldehído sea el carbono 1
y se escribe en orden
alfabético el nombre de
los otros grupos orgánicos
sustituyentes.
Ejemplo:
O

CH3CHC-H 2-metil-propanol

CH3
O

ClCH2CH2CH2CH2C-H 5-cloro
pentanal
CH3CH2CHCH2CHCH2CHO
 
Cl CH2CH3 5-cloro-3-etil-
heptanal
- A los aldehídos
aromáticos se les
asignan nombres
derivados del
benzaldehido, el
aldehido aromático más
simple:
NOTA:
Al metanol en solución acuosa
diluida al 33% se le llama:
Formol.
OBSERVACIONES
 El formaldehido (metanol) a
temperatura ambiente, es un gas
incoloro de olor irritante, ebulle a –
21ºC, es soluble en agua, ya que
reacciona con ella y produce
hidratos.
 Las soluciones acuosas de
formaldehído se denominan
soluciones de formalina, el cual se
utiliza como preservativo de
especímenes biológicos algunos
líquidos embalsamantes también
contienen formalina.
 Otras aplicaciones del formaldehido
son: producción del papel, madera
triplex, aislantes caseros, cueros,
drogas, cosméticos, etc.
 Si se polimeriza el formaldehido con
el fenol, se libera agua y se sintetiza
el polímero llamado baquelita.
CHO
Benzaldehido

 Otro polímero del formaldehido es la
fórmica, la cual se utiliza para
laminar la superficie de muebles y
otros productos.
 Otro polímero del formaldehido es el
melmac, el cual se utiliza en vajillas.
1.3 cetonas
- Provienen de la oxidación de los
alcoholes secundarios, eliminando
una molécula de agua. Teóricamente
se sustituyen 2 átomos de hidrógeno
de un carbono secundario por un
átomo de oxígeno.
- Grupo característico.
O
 
- c -
- Las cetonas pueden tener las
siguientes fórmulas:
O O O
  
C C C
R R Ar Ar
R Ar
Donde : R = grupo alquilo
Ar = arilo
- Nomenclatura común:
Se derivan de los nombres de los
dos grupos unidos al carbono
carbonilo, seguido por la palabra
cetona.
O O
 
CH3CCH3 CH3CH2CCH3
Acetona metil etil cetona
O
Dimetil cetona
Nomenclatura UIQPA
- La terminación es “ONA”
- Para cetonas con cinco o más
átomos de carbono, se enumera
la cadena y se coloca el número
más bajo posible al átomo de
carbono del grupo carbonilo. Este
número se utiliza para ubicar el
grupo carbonilo, el cual separa
mediante un guión el nombre de
la cadena principal.
Ejemplo:
O O
 
CH3CCH3 CH3CCH2CH3
Propanona Butanona
O

CH3CH2CH2CH3 2-Pentanona
Observaciones
 La cetona (propanona) es un
solvente excelente, disuelve
muchos compuestos orgánicos y
también es miscible con agua.
 Los removedores de esmaltes
son soluciones que contienen
acetona. También se utiliza en la
producción de colorantes,
cloroformo y explosivos.
O O
 
CH3CH2CCH2CH3 CH3CH2H2CCH2CH3
 En individuos normales la
concentración de acetona en la
sangre nunca es mayor de
1mg/100cm3
de sangre. Sin
embargo, en los diabéticos sin
control la concentración de
acetona se hace muy alta: mayor
de 50mg/100cm3
de sangre.
Observaciones adicionales
c - CH2
CH3
Etil fenil cetona
o

 Los Aldehidos y las cetonas
tienen puntos de ebullición más
bajos que los de los alcoholes
con masas moleculares similares.
 Los aldehidos y las cetonas de
alto peso molecular tiene olores
agradables, algunos de los
compuestos carbonílicos de bajo
peso molecular tienen olores
agrios y penetrantes.
 Los aldehidos y las cetonas de
bajo peso molecular son solubles
en agua, no pueden formar
enlaces de hidrógeno entre sí,
pero si lo hacen con el agua.
 Los compuestos carbonílicos de
alto peso molecular son
insolubles en agua debido a que
los grupos alquilo y arilo
incrementan el carácter no polar
de la molécula.
1.3 Acidos Carboxílicos o Acidos
Orgánicos
Son derivados hidrocarbonados que
contienen un grupo carboxilo.
O

-C-OH
o Grupo o radical Carboxilo
-COOH
Los ácidos carboxílicos tienen un grupo “R:
radical” o un átomo de hidrógeno unido al
grupo carboxilo, es por ello que la fórmula
general de los ácidos orgánicos son:
O

R-C-OH
 Se obtienen eliminando la “o”
final del nombre del alcano
correspondiente a la cadena más
larga del ácido, adicionando la
terminación OICO y
anteponiendo la palabra ácido.
O O O
  
HCOH CH3COH CH3CH2COH
Acido metanoico Acido etanoico Acido propanoico
O

CH3CH = CHCH2CH2COH
Acido 4-hexenoico
 Muchos ácidos carboxílicos tienen
nombres comunes derivados de
palabras griegas o latinas que
inician una de sus fuentes
naturales.
IUDAC NOMBRE
COMÚN
FUENTE
Ac. Metanoico
Ac. Etanoico
Ac. Butanoico
Ac. Hexanoico
Ac. Pentanoico
Ac. Octadecanoico
Ac. fórmico
Ac. acético
Ac. butírico
Ac. caproico
Ac. valérico
Ac. esteárico
Hormiga
Vinagre
Mantequilla
rancia
Caper o cabra
Valerum,
fuerte
Cebo
El ácido benzoico es el ácido aromático más
sencillo tiene un grupo carboxilico unido a
un anillo bencénico.
Observaciones
 El ácido fórmico: HCOOH; es uno
de sus componentes altamente
irritantes del fluido inyectado en
la picadura de una hormiga o
abeja.
 El ácido acético CH3COOH: es el
ácido carboxílico comercial más
importante. Uno de sus usos
principales es como acidulante
(sustancia que de las condiciones
ácidas adecuadas para una
reacción química). El ácido
acético también se puede
COOH
Acido Benzoico

adquirir en una forma
relativamente pura (cerca del
100%) denominada ácido acético
glacial.
 Las sales de los ácidos
carboxílicos reciben el nombre de
SALES CARBOXILADAS. Los
cuales en su nomenclatura
común, terminan en “ATOS” y en
su nomenclatura UIQPA terminan
en “OATOS”.
Ejemplo:
CH3COONa: Acetato de sodio/etanoato de
sodio
Además:
Las sales de sodio y calcio del ácido
propionico se utilizan como compuestos
preservativos de alimentos.
CH3CH2COONa (CH3CH2COO)2Ca
Propionato de sodio Propionato de calcio
Estas sales se agregan a los quesos y
productos horneados para inhibir el
crecimiento de microorganismos,
especialmente hongos.
El benzoato de sodio
inhibe en forma efectiva, el crecimiento de
hongos en los productos relativamente
ácidos, cuyos valores de pH están por
debajo de 4,5.
El benzoato de sodio es un ingrediente
utilizado en las bebidas carbonatadas,
mermeladas, melazas, drogas y
cosméticos.
El sorbato de potasio (CH3CH=CHCH=
CHCOOK) se encuentra en los productos
alimenticios que tienen valores de pH por
encima de 4,5. Estos incluyen carnes,
frutales y jugos.
1.4 ESTERES
- Las moléculas de éster
contienen un grupo
carbonilo unido a un grupo
–OR, así:
o

R – C – OR´ R y R´ son
radicales
Donde
o

R – C – OR´
Derivado Derivado
del alcohol
del ácido
* Primero, se suprime la
palabra ácido y se
sustituye el sufijo ICO
del nombre de ácido por
“ATO”, a continuación se
escribe la preposición
“de” seguida del nombre
del grupo alquilo o arilo
del correspondiente
alcohol.
Ejemplo:
O

CH3CH2CH2C-CH2CH3
Butanoato de etilo (UIQPA)
O
Butirato de etilo (nombre
común)
Ejemplo:
COONa
CH3
CH2
CH2
-O-C
o
benzoato n-propilo

Ejemplo:
Observaciones
 Muchos de los ésteres
tienen agradables
olores a frutas, motivo
por el cual son buenos
agentes aromatizantes
para los alimentos.
 En la naturaleza
existen muchos ésteres,
tal como las CERAS, que
son ésteres de ácidos
grasos y alcoholes de
cadena largas.
CH3(CH2)14COO(CH2)15CH3
molécula de cera
Las ceras se utilizan
en la producción de
cosméticos,
abrillantadores y
elementos médicos.
1.5 Eteres
Son el grupo de los
derivados hidrocarbonados
que contienen las
siguientes estructuras:
R–O–R; Ar–O–Ar; R–O
Ar
Donde
R = grupo alquilo
Ar=grupo arilo (grupo
aromático)
Nomenclatura común
 Se indican los 2
grupos, unidos al
oxígeno, precedidos por
la palabra “eter“
Ejemplo:
CH3-O-CH3 eter dimetilico
CH3-O-CH2CH3 éter
metiletílico
CH3CH3–O-CH2CH3 éter dietilico
(conocido simplemente
como éter)
Observaciones
 El éter dietílico fue
uno de los primeros
anestésicos generales,
su uso irrita las vías
respiratorias y produce
náuseas; además es
altamente inflamable y
explosivo.
 Entre las moléculas de
éter existen fuerzas
dipolo-dipolo.
II. FUNCIONES NITROGENADAS
2.1 AMINAS
O-CCH2
CH3
Propoanoato de fenilo (UIQPA)
o
O éter difenílico
O CH3
éter metilfenílico (Anisol)

Son derivados orgánicos del
amoniaco (NH3)
Clases:
 Amina Primaria (1º). Un
grupo “R” o “Ar”
reemplaza uno de los
átomos de Hidrógeno de
una molécula de
amoniaco (R-NH2)
 Amina Secundaria (2º)
Se obtienen al
reemplazar dos átomos
de hidrógeno del NH3
por grupos “R” o “Ar”
(R2-NH)
 Amina Terciaria (3º).
Se obtienen al
reemplazar los 3 átomos
de hidrógeno del NH3
por grupos “R” o “Ar”
(R3-N)
Nomenclatura de las aminas
Se escribe el nombre de los
grupos alquilo o arilo que
está unido al átomo de
Nitrógeno y se agrega la
terminación Amina. Si hay dos
o tres grupos diferentes de
átomo de Nitrógeno, se
escriben sus nombres en forma
alfabética, seguido por la
palabra amina.
I. AMINAS
Se denomina el “Radical –
Amina”
H
N H  NH3
H
Amoniaco
CH3
1º N H Metil Amina
H (Primaria)
CH3
2º N CH3 Dimetil Amina
H (Secundaria)
CH3
3º N CH3 Trimetil Amina
CH3 (Terciaria)
1.
2. Cl
 Cloro Amina
NH2
3. CH3

N – C2H5 Metil Etil Amina

H
II. IMINAS
Se nombran “Alcano-Imina”
Ejemplo:
2H x NH
CH4 CH2NH
Metano y Imina
2H x NH
CH3-CH2-CH3 CH3-CH2-CH.NH
Propano Imina
III. AMIDAS
Se nombra “Alcano Amida”
G. Funcional: R – CO . NH2
N - H
H
FenilAmina
(Anilina)

Ejemplos:
OH x NH2
1. CH3 – COOH CH3-CO.NH2
Ac. Etanoico Etano
Amida
2. CH3-CH2-CH2-CO.NH2
Butano Amida
3. NH2-CO-NH2
Metano Diamida
(Urea)
IV. NITRILOS
Se nombra “Alcano-Nitrilo”
Se sustituye “3H” x 1”N”
trivalente.
G. Funcional.
R – C  N
Se nombra: Alcano – Vocablo:
Nitrilo
Ejemplos:
1. CH4  H-CN
Metano Nitrilo
(Ac.
Cianhídrico)
2. CH3-CH3  CH3-CN
Etano Nitrilo
1. Marque la relación
incorrecta
a) Alcohol: R – OH
b) Aldehído: R – CHO
c) Eter: R – O – R´
d) Cetona: R – CO – R´
e) Acido Carboxílico: R –
COOR´
2. ¿Qué hidrocarburos es
saturado?
a) Eteno
b) Acetileno
c) Propano
d) Butanona
e) Propino
3. El olor de las naranjas se
debe al Acetato de Octilo
¿Cuál es su fórmula?
a) CH3 . CO . C8H17
b) CH3 . COO . C8H15
c) CH3 . CO . C8H15
d) CH3 . COO . C8H17
e) CH3 . COO . C8H17
4. ¿Cuál de las fórmulas es
una cetona?
a) CH3CH2COOCH3
b) CH3CH2COCH3
c) CH3CH=CH.CH3
d) CH3-O-CH3
e) CH3CH2O

1. CONTAMINACIÓN DEL MEDIO
AMBIENTE
Se produce por la presencia de una
sustancia capaz de provocar el desequilibrio
natural de un sistema (agua, aire, suelo,
etc.) produciendo efectos perjudiciales o
impurificando parcial o totalmente. Una
sustancia contaminante puede afectar
también a varios sistemas
simultáneamente.
2. AGENTES CONTAMINANTES
Son todas aquellas sustancias
que afectan en forma directa a
las personas, animales,
plantas.
3. CLASIFICACIÓN DE LA
CONTAMINACIÓN AMBIENTAL
CONTAMINACIÓN NATURAL
- Erupciones volcánicas
- Aludes
- Huaycos
- Terremotos
- Sequías
- Inundaciones
- Incendios
- Radiación cósmica
CONTAMINACIÓN ARTIFICIAL
Fuentes Fijas
- Industria minera
- Industria metalúrgica
- Industria química
- Industria del Petróleo
- Incineradores
- Desechos – Basuras
- Aguas negras
“Contaminación
Biológica”
Fuentes Móviles
- Vehículos motorizados
- Trenes diesel
- Barcos
- Aviones
Otras fuentes
- Radiactividad, pruebas
atómicas
- Ruido
- Campos
electromagnéticos
CONTAMINACIÓN ATMOSFÉRICA
Se define como la presencia en
el aire de sustancias
extrañas, sean estas gaseosas,
sólidas o una combinación de
ambas, en cantidad y durante
un tiempo de permanencia tal
que puedan producir efectos
nocivos para la salud humana,
y deterioro de los bienes de
uso y el paisaje.
Composición del Aire Atmosférico
El aire está formado por gases cuya mezcla,
se distribuye de forma siguiente:
Componente Porcentaje en
Volúmen
Nitrógeno 78.09

Oxígeno 20.94
Argón 0.93
Dióxido de Carbono 0.033
Neón 0.0018
Gases Varios 0.0052
TOTAL 100
Cualquier sustancia diferente
a las indicadas en la tabla,
significa de por si
contaminación, la que puede
producirse a través de 3
clases de sistemas:
a) GASES:
Los gases contaminantes más
comunes en la atmósfera son:
SO2, CO2, NO, O3 hidrocarburos
y otros más específicos de
condiciones especiales como
los mecaptenos, plomos, etc.
b) PARTÍCULAS
Son los contaminantes no
gaseosos que inclusive pueden
tomar la forma de gotas no
quemados.
c) AEROSOLES
Son producto de la
contaminación de contaminantes
sólidos y líquidos. Se
presentan bajo la forma de
suspensiones coloidales de un
tamaño y peso tales que pueden
mantenerse en suspensión
durante cierto tiempo
(partículas)
 La dispersión ocurre cuando
la luz solar atraviesa las
capas bajas y densa de la
atmósfera, alcanzando parte
de ella la superficie de la
tierra.
 La porción reflejada por la
tierra lo hacen en forma de
radiación infrarroja (IR) y
el CO2, H2O y otras moléculas
que se encuentran en la
atmósfera absorben
fuertemente esta radiación.
El incremento y acumulación
de estas sustancias en la
atmósfera hace que una
cantidad creciente de
energía IR sea retenida por
la atmósfera terrestre. Esto
incrementa la temperatura de
la tierra y se le conoce
como; efecto invernadero.
PRINCIPALES CONTAMINANTES
a) Dióxido de Azufre (SO2)
Es un contaminante del aire
que proviene de los procesos
actuales de combustión. La
mayoría de los combustibles
conocidos, excepto la madera,
contiene alguna proporción de
azufre en distintos estados.
Los combustibles derivados del
petróleo contienen cantidades

proporcionales de SO2, pero es
evidente que la contaminación
general en una ciudad de alta
población se debe a la
densidad del tráfico
automotor. Los principales
emisores de SO2 son:
- Calefacciones
domésticas
- Quemadores industriales
- Centrales térmicas
- Industrias
petroquímicas
- Industria de ácido
sulfúrico
- Erupción de los
volcanes
b. Monóxido de carbono (CO).
Es producido por los procesos
de combustión de vehículos
automotores. Es muy tóxico
para las personas por sus
efectos directos sobre los
sistemas circulatorios y
respiratorio, pues la
inhibición y fijación del CO
en la sangre reduce su
capacidad normal para
transportar el O2 necesario,
produciéndose transtornos. En
un ambiente poco aireado,
pequeñas cantidades de CO en
el aire son suficientes para
provocar la muerte. El CO
reacciona con el oxígeno del
aire formado CO2.
c. Dióxido de Carbono (CO2)
Como contaminante se produce por la
combustión de derivados del petróleo,
llegando a ser muy abundante en ciudades
de alta densidad poblacional. Tiene su
origen en la respiración de los animales y
de las plantas de fermentación de
sustancias orgánicas. Es un gas más denso
que la del aire, no es combustible, ni
venenoso.
d. Oxido de Nitrógeno (NO2)
Los más característicos son:
el dióxido de Nitrógeno (NO) y
el dióxido de nitrógeno (NO2).
Estos 2 óxidos provienen de
los procesos de combustión
cuando alcanzan temperaturas
muy elevadas.
Los fondos emisores del NO y
NO2 son los escapes de los
vehículos automotores,
procesos de combustión en la
industria del acero,
industrias petroquímicas,
centrales termoeléctricas,
etc.
El NO es un gas incoloro, de
olor y sabor desconocido y en
contacto con el aire reacciona
con el oxígeno y forma NO2.
e) Ozono (O3)

Es un agente de origen fotoquímico,
producido por la acción de la luz al incidir
sobre capas de la baja atmósfera terrestre.
El O3 es considerado como un
contaminante que puede ser muy
peligrosos en concentraciones
superiores a 0.1 ppm durante 1
hora, produciéndose una
calcificación acelerada de los
huesos del cuerpo humano,
afectando asimismo la visión,
sistema respiratorio y
circulatorio. Es un gas
incoloro, en gruesas capas es
azul y de color penetrante
fosforado. El O3 es un agente
oxidante y al descomponerse
forma óxido atómico.
O3  O2 + O
Corroe y destruye las materias orgánicas y
es venenoso.
f. Hidrocarburos
Son un conjunto de familias
que contienen C e H. Entre
estos los hidrocarburos no
saturados, son los más
peligrosos por su facilidad de
reaccionar con la radiación
solar, originando el smog
fotoquímico.
Los hidrocarburos son
contaminantes importantes
debido primordialmente a los
escapes de los automóviles,
también en la forma de
disolventes de una gran
cantidad de procesos
industriales.
g. Clorofluocarbonos (Freones)
Son contaminantes que
disminuyen la capa rica en
ozono en la parte superior de
la atmósfera terrestre
(estratósfera) permitiendo
radiación ultravioleta
adicional a partir del sol.
Actualmente existe un “hueco”
en la capa de ozono a la
altura del Artico y el
Antártico y el exceso de
radiación ultravioleta puede
tener una variedad de efectos
dañinos sobre las personas,
debido a que no están
protegidas del sol, pudiendo
tener cáncer a la piel o el
envejecimiento prematuro.
CONTAMINACIÓN POR GASES
TABLA
GAS EMISIONES DEL
HOMBRE/TOTAL
ANUAL (MILLON ES
DE TN)
TIEMPO DE
PERMANENCIA
EN LA
ATMÓSFERA
Monóxido de
Carbono (CO)
700/2.000 Varios meses
Dióxido de
Carbono
(CO2)
5.500/5.500 100 años
Gases NO 20 a 30
30 a 50
Varios días
Oxidontroso
(N2O)
6/25 285
Dióxido de
azufre (SO3)
100 a 130/
150 a 200
De varios
días a

semanas
Metano (CH4) 300 a 400/500 10 años
CONCENTRACIÓN
HACE 100 AÑOS
(PARTES POR
MIL MILLONES)
CONCENTRACIÓ
N EL AÑO
1990 (PARTES
POR MIL
MILLONES)
CONCENTRACIÓN EN
EL AÑO 2000
(PARTES POR MIL
MILLONES)
40 a 80 100 a 200
Hemis N 40 a
80 Hemis S
Probablemente
Aumentado
290.00 350.000 400.000 a
550.000
0.001 0.001 a 50 0.01 a 50
285 310 330 a 350
0.03 0.03 a 50 0.03 a 50
900 1.700 2200 a 2.500
5. CONTAMINACIÓN POR METALES
Por diversas vías el ser
humano termina absorbiendo los
elementos metálicos que vierte
en el medio ambiente.
a) Contaminación por Mercurio
(Hg)
Son producidos por la
industria minera, del acero,
pintura para barcos,
fotográfica, pila, fungicidas,
curtidos de pieles, etc. Una
vez liberado en el medio
ambiente, el mercurio (Hg) se
ioniza y se transforma en una
serie de compuestos que pueden
entrar en los organismos tanto
por inhalación como por vía
digestiva o a través de la
piel. En los ecosistemas
acuáticos se forma un
compuesto orgánico peligroso
el metil-mercurio que es
causante de muchas
intoxicaciones.
b) Contaminación por Plomo (Pb)
industria cerámica, reactivos,
armamentos, insecticidas,
pigmentos, protección contra
rayos x aditivos
antidetonantes para la
gasolina, etc.
También a las cadenas
alimenticias. Entra en el
organismo humano junto con los
alimentos o por vías
respiratorias, acumulándose en
el hígado, riñones y huesos.
Produce aberraciones
cromosomática y otras
alteraciones especialmente en
el espermatozoide.
c) Contaminación por Cadmio (Cd)
industria de galvanizados,
aleaciones, baterias, joyería,
electroplateado, reactores
nucleares, PUC refinación de
cinc, etc.
El cadmio es considerado uno
de los metales mas tóxicos,
porque se acumula en los seres
vivos de manera permanente. En
el suelo, el cadmio tiende a
disolverse. Las plantas lo
asimilan con facilidad. Las
personas lo absorben a través

de los alimentos lo que
provoca vómitos y trastornos
gastrointestinales, o por
inhalación acumulándose en los
alvéolos pulmonares.
La intoxicación crónica
produce afecciones en riñones
y huesos.
d) Contaminantes por Arsénico (As)
Son producidos en las
fundiciones de
semiconductores, etc. en la
naturaleza se encuentra en
estado libre como combinado.
La intoxicación puede
producirse por ingestión de
aguas contaminadas y de
alimentos. Una vez absorbido,
el arsénico se distribuye por
las distintas partes del
cuerpo y se acumula en el
hígado, los riñones, pulmones,
dientes, pelo, uñas.
Sus efectos pueden ser
cancerígenos en piel y
pulmones y metágenos,
provocando esterilidad, muerte
de feto y anomalías
congénitas.
6. CONTAMINACIÓN DEL AGUA (MAR)
Al contaminar los mares el hombre,
amenaza el equilibrio climático de la tierra,
principal función delas aguas oceánicas. El
océano regula la presencia de oxígeno y del
dióxido de carbono en la atmósfera, el
motor de esta bomba biológica es el
fitoplancton, que fija el carbono en la
atmósfera. El principal peligro que se cierne
sobre los océanos es la muerte del
fitoplancton, uno de los organismos más
sensibles a la contaminación.
Forma de contaminación marina
a) Proceso de lavado de los
Tanques de los Grandes Petroleros
El 32% de los vertidos de
petróleo al mar corresponde a
tales procesos de lavados.
b) Playas Contaminantes
Por microorganismos patógenos,
como consecuencia de desechos,
desperdicios, que viene de la
ciudad al mar.
c) Accidente Marítimos
A pesar de la espectacularidad
de los accidentes de los
grandes petroleros, el
petróleo que se vierte en el
mar por esta causa solo
representa el 13% del total de
esta clase de vertidos.
d) Mediante la Atmósfera.
La atmósfera alivia su carga contaminante
disolviendo en las aguas oceánicas las
sustancias que transporta. El 90% de los
contaminantes marinos procede de esta
fuente.
e) Disminución de Fitoplancton

Es el mayor peligro de la
contaminación marina y quizás
el menos conocido, ya que el
fitoplancton es la base de
todas las redes tróficas
marinas y controlador del CO2
atmosférico.
6) El Efecto Invernadero
A pesar de que el dióxido de carbono
constituye solo una mínima parte de la
atmósfera terrestre, con una
concentración de 0.03% en volumen
juega un papel crítico en el control de
nuestro clima.
La influencia del dióxido de
carbono sobre la temperatura
de la tierra se denomina:
Efecto Invernadero. El techo
de vidrio de un invernadero
transmite la luz visible y
absorbe algo de la radiación
infrarroja emitidas atrapando
así el calor.
El dióxido de carbono actúa en
cierto modo como un techo de
vidrio, excepción hecha de que
la elevación de temperatura de
invernadero se debe
principalmente a la
circulación limitada del aire
en el interior.
El dióxido de carbono es el
culpable principal del
calentamiento de la atmósfera
terrestre no obstante otros
gases como el metano (del gas
natural, del tratamiento de
desechos y de la ingestión del
ganado), los clorofloruro
carbonos y los óxidos de
nitrógeno (de las emisiones de
los autos). También
contribuyen al calentamiento
de la tierra.
A pesar de que una elevación
de temperatura de 3 a 5ºC
puede parecer insignificante,
en realidad es lo
suficientemente grande para
afectar el delicado balance
término de la tierra y podría
provocar que se derritieran
los glaciales y las capas de
hielo. Esto a su vez, elevaría
el nivel del mar, con la
consiguiente inundación de
áreas costeras. Las mediciones
ordinarias muestran que la
temperatura de la tierra en
verdad se está elevando y se
necesita mucho trabajo para
entender como afectará el
efecto invernadero, el clima
terrestre. Esta claro que el
efecto invernadero al igual
que la lluvia ácida y el
deterioro de la capa de ozono
de la estratosfera, son los
aspectos ambientales mas

presionantes que tiene que
encarar el mundo de hoy.
1. Marque la secuencia correcta
respecto a las emisiones de los
motores de combustión.
I) Son gases contaminantes
como: SO2, CO2, NO2, CO
II) Algunos contienen vapores
de plomo.
III) Causan solo contaminación
líquida.
a) VFF b) FVF c) FVV
d) FFV e) VVF
2. Marque la secuencia
correcta:
I) El CO2 no es venenoso y el
CO si, aún así son
contaminantes
II) El SO2 genera lluvia ácida
III) Los CFC contiene
halógenos.
IV) El O3 se descompone con al
luz IR
V) La gasolina ecológica es
de color verde de ahí su
nombre.
a) VVVVV b) FVFVF
c) VVVFVF d) FFVVF
e) VVVFF
3. El contaminante
atmosférico a partir del
cual puede obtener un
carbohídrato, es:
a) CO b) NO2
c) SO2
d) CO2 e) NO
4. El contaminante que no
causa efecto tóxico en el
hombre es:
a) SO2 b) CO
c) O3
d) Freón e) NO
5. ¿Cuál de los gases no es
venenoso ni tóxico?
a) Cl2 b) O3
c) NH3
d) N2 e) CO
6. La alternativa que
corresponde a la fuente
emisora y el contaminante
es:
a) Centrales térmicas: CH4
b) Erupción de volcanes:
NO2
c) Abonos Inorgánicos: SO2
d) Proceso metalúrgico:
NH3
e) Tostación de minerales:
SO2
7. Establecer la correspondencia:
a) Freones () Efecto
invernadero
b) Ozono () Alteración en
la estructura de la
hemoglobina
c) CO2 () Destruye la capa
de ozono
d) CO () Oxidante fuerte
en la baja atmósfera.
8. La contaminación de ______
son perjudiciales para el
hombre, animales y
plantas.
a) Atmósfera, mar, bosque
b) Suelo, agua, atmósfera
c) Río, lagos, ciudad
d) Campo, ciudad,
atmósfera

e) Desierto, bosque,
ciudad
9. La contaminación de ______
son perjudiciales para el
hombre, animales y
plantas.
a) Atmósfera, mar, bosque
b) Suelo, agua, atmósfera
c) Río, lagos, ciudad
d) Campo, ciudad,
atmósfera
e) Desierto, bosque,
ciudad

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