2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos … · 2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos_Modelos atómicos. Números cuánticos Vicente Viana Martínez Pág 3 De Broglie

2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos_Modelos atómicos. Números cuánticos

Vicente Viana Martínez Pág 1

Max Planck, en 1.900

� "La energía está cuantificada". Es decir, sólo son posibles ciertos valores de la energía. La energía es

discontinua.

� Toda radiación electromagnética lleva asociada una energía que es múltiplo de una energía elemen-

tal.

Modelo atómico de Niels Bohr.

� Los electrones se sitúan alrededor del núcleo sin emitir energía radiante en determinadas órbitas.

� Los electrones emiten energía en forma de radiación electromagnética de frecuencia ν, al saltar de

un nivel energético a otro inferior (más cercano al núcleo).

E2 - El = h·ν

� Los electrones solo pueden situarse en tomo al núcleo en órbitas tales que su momento angular

(r·m·v) sea múltiplo de h .

π=

·2h

h

r·m·v = n·h

� Los estados energéticos permitidos al electrón del átomo de hidrógeno, vienen determinados por.

Juliosn10·18,2

E 2

18−

−= eVn625,13

E2

−=

A una distancia infinita del átomo, el electrón tiene energía nula.

E∞ = 0

Cuando el electrón se aproxima al núcleo atómico, su energía disminuye. De ahí que los niveles

energético sean negativos crecientes (en módulo), conforme nos acercamos al núcleo.

E = n·h·ν

n = 1,2,3 ….

h = 6,626·10-34 Julios·seg

ν … frecuencia en Hz (seg-1)

1 eV = 1,6·10-19 Julios



La longitud de onda asociada a los saltos cuánticos viene dada por.

−=

λ−

2inicial

2final

7

n

1

n

1·10·097,1

1

Y en función de la frecuencia

−=ν −

2inicial

2final

7

n

1

n

1·10·097,1·c

Un electrón emite radiación electromagnética de frecuencia νννν al saltar de un nivel energético más

elevado a otro menos elevado, y viceversa.

Si "sube" de nivel, absorbe radiación electromagnética, si "baja" de nivel, emite radiación electro-

magnética.

Einterno - Eexterno = h·ν

pues c = λ·ν

Si la diferencia sale negativa significa que emite energía Si la diferencia sale positiva indica que absorbe energía



De Broglie.

� Toda partícula subatómica lleva asociada una onda, cuya longitud de onda vale.

v·mh=λ

� La longitud de onda λ, asociada a un electrón, debe encajar en su órbita, de radio r, en torno al nú-

cleo, de forma que.

2·π·r = n·λ

Principio de incertidumbre de Heisenberg

� No podemos establecer con precisión simultáneamente, el momentum (p = m·v) y la posición

(x) de una partícula subatómica. De forma que si queremos determinar con exactitud su po-

sición creamos una incertidumbre en cuanto a su velocidad y viceversa.

2p·x x

h≥=∆∆

2t·E

h≥=∆∆

Schrödinger

� La posición de una partícula subatómica (un electrón) viene representada por una "nube de

probabilidad", es decir no podemos conocer NUNCA su posición, sino tan solo la probabili-

dad de encontrarlo en una determinada región del espacio.

� La energía de una partícula se representa por una función de onda Ψ.

( ) ( ) ( )t

t,x··it,x·t,xV

x)t,x(

·m·2 2

22

∂Ψ∂=Ψ+

∂Ψ∂− h

h

� Las soluciones de la ecuación de onda de Schrodinger nos dan los posibles estados de ener-

gía para los electrones de un átomo.

� Cada solución viene dada por 3 números cuánticos, que describen un orbital atómico.

� Un orbital atómico representa una región del espacio donde existe una elevada probabilidad

de encontrar al electrón.

� Ψ2 indica dicha probabilidad.

� La ubicación de los electrones en la corteza atómica no puede establecerse en términos de

posición geométrica sino en términos energéticos.



� Cada electrón en un átomo, tiene un nivel energético propio.

� La posición de un electrón viene determinado por las soluciones de la ecuación de onda de

Schrödinger → orbitales

� Cada orbital viene caracterizado por tres números cuánticos.

1º) Número cuántico principal n

� Toma los valores enteros n = 1, 2, 3, 4, ……

� Cada número representa una capa electrónica. Nos indica la distancia promedio al nú-

cleo atómico.

� En la Tabla Periódica representa cada período o fila.

2º) Número cuántico secundario l

� Toma los valores 1 = 0, 1, ....(n - 1)

� Representa la forma del orbital; esférico, forma de 8, forma de doble donut, etc.

� Lleva asociado una letra identificativa de acuerdo con la siguiente tabla.

Nº cuántico secundario Subnivel Grupos de la Tabla Periódica

l = 0 s IA y IIA

l = 1 p IIIA, IVA, VA, VIA, VIIA, VIIIA

l = 2 d IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB, VIII, IB, IIB

l = 3 f Lantánidos y actínidos

3º) Número cuántico magnético m.

• Toma los valores; -l, .., 0, ...+ l. En total 2·l + 1.

• Representa el número de orbitales que existen en cada subcapa.

l = 0 → s m = 1 ( 1 orbital)

l = 1 → p m = 3 ( 3 orbitales)

l = 2 → d m = 5 ( 5 orbitales)

l = 3 → f m = 7 ( 7 orbitales)

� Físicamente representa la orientación espacial de cada orbital.

� Estos 3 números cuánticos (n, l y m) identifican el estado energético de cada orbital.

� En cada orbital pueden alojarse DOS electrones, cada uno con un "spin" de signo contra-

rio.



� Por tanto, para identificar un electrón necesitamos un cuarto número cuántico.

4°) Número cuántico de "spin" s

� Puede tomar los valores 21+ y

21−

� Físicamente indica el comportamiento magnético del electrón.

� Los cuatro números cuánticos identifican a cada electrón en un átomo, son como su

código diferenciador.

Principio de exclusión de Pauli.

� No pueden existir dos electrones en un mismo átomo, con los 4 números cuánticos

iguales.

Principio de máxima exclusión de Hund

� Los electrones en un átomo tienden a ocupar el máximo número de orbitales y con

"spines" paralelos.

� Cuando existen electrones desapareados el átomo presenta características paramagnéti-

cas (es atraído débilmente por un imán).

� Si todos los electrones están apareados, el átomo presenta características diamagnéti-

cas (no es atraído por un imán).

n l m nº total de e- nº total orbitales/capa

1 0 → s 0 2 e- 1 orbital → 2 e-

2 0 → s 0 2 e-

1 → p -1, 0, 1 6 e- 4 orbitales → 8 e-

3 0 → s 0 2 e-

1 → p -1, 0, 1 6 e-

2 → d -2, -1, 0, 1, 2 10 e- 9 orbitales → 18 e-

4 0 → s 0 2 e-

1 → p -1, 0,1 6 e-

2 → d -2, -1, 0, 1, 2 10 e-

3 → f -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3 14 e- 16 orbitales → 32 e-

� número total de orbitales …… n2

� Por tanto, el número máximo de electrones que pueden alojarse en una capa es; 2·n2



Ejemplo: [C] Z = 6

Notación normal: l s2 2s2 2p2

Notación simplificada: [He] 2s2 2p2

Notación orbital:

� Orden de llenado de capas y subcapas � Niveles energéticos, de menor a mayor.

� El nivel energético es la suma: n + l

� Para un mismo valor de la suma, posee un nivel energé-

tico menor aquel que tenga menor valor de "n".

6 s → 6 + 0 = 6 (n = 6, más energético)

5 p → 5 + 1 = 6

4 d → 4 + 2 = 6 (n = 2, menos energético)

↑ ↓ ↑ ↓ ↑ ↑

1s2

2s2

2p6

─ 6 s ─ 5 p ─ 4 d

─ 5 s ─ 4 p ─ 3 d

─ 4 s ─ 3 p

─ 3 s ─ 2 p

─ 2 s ─ 1 s

2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos_Tabla Periódica


1.- Reglas generales de llenado de electrones en la corteza atómica

� Número máximo de orbitales en cada capa ……… n2

� Número máximo de electrones en cada capa ……... 2·n2

l = 0 …………. subnivel s ……… 2 e-

l = 1 …………. subnivel p …..…. 6 e-

l = 2 …………. subnivel d ……… 10 e-

l = 3 …………. subnivel f ………. 14 e-

� Principio de exclusión de Pauli: No pueden existir en un mismo átomo 2 electrones con los 4

números cuánticos iguales. Cada electrón tiene una configuración única de 4 números cuán-

ticos.

� Principio de mínima energía: Los e- se distribuyen ordenadamente en el nivel energético más

bajo que quede libre.

� La energía de un orbital viene determinada por la suma de sus números cuánticos n + l.

Cuanto menor sea ese valor, menor energía tiene.

� En caso de empate, tiene menos energía aquel con menor número cuántico n.

1s2 2s2 3s2 4s2 5s2 6s2 7s2 8s2

2p6 3p6 4p6 5p6 6p6 7p6

3d10 4d10 5d10 6d10

4f14 5f14

� Principio de Hund: El orden de llenado en los orbitales en una subcapa busca la situación de

máximo desapareamiento.

� El máximo número de electrones que pueden alojarse en la última capa es de 8 e-, salvo en la

primera capa que es de 2 e-

� Regla del octeto: "Las configuraciones electrónicas más estables corresponden a 8 e- en la

capa de valencia ( 2 e- en el primer período)" o bien las situaciones de subcapa semillena.

3 e- ……. p

5 e- ……. d

7 e- ……. f



Existen algunas discrepancias entre el orden de llenado teórico, dado por la tabla anterior y el or-

den de llenado real.

� El orden de llenado sigue el criterio de números atómicos crecientes. Si siguiéramos el crite-

rio de masas atómicas crecientes, aparecen 3 pares de discrepancias. Ar-K, Co-Ni, Te-I

� Filas → Períodos → n

� Columnas → Grupos → subcapas

IA ….…. s1 IIIB …… d1s2 IIA ……. s2 IVB …… d2s2 IIIA …… s2p1 VB ……... d3s2 IVA …… s2p2 VIB ……. d5s1 VA ……. s2p3 VIIB …… d5s2 VIA …… s2p4 VIIIB …… d6-7-8s2

VIIA…… s2p5 IB ………. d10s1 VIIIA ….. s2p6 IIB ……… d10s2



2.- Propiedades periódicas

� Al situar los elementos en la Tabla Periódica observamos que los Grupos o Familias tienen

similar configuración electrónica en la capa de valencia, eso provoca que tengan similares

propiedades químicas y que exista un cierto orden en algunas de sus propiedades.

� Radio atómico es la distancia que separa el núcleo del electrón más separado.

� A lo largo de un período el radio atómico disminuye porque aumenta la carga nuclear y

consecuentemente la atracción electrostática. Sin embargo en los períodos largos, el radio

disminuye al principio, hasta la mitad del período, para luego ir creciendo. Esto es debido al

efecto pantalla que debilita la fuerza electrostática

� Al bajar a lo largo de un grupo el radio atómico aumenta porque aumenta el número de capas

en la corteza.

� El volumen atómico está vinculado con el radio atómico a através de 3atómicoatómico R··

34

V π= o

bien es el volumen en cm3 de un átomo gramo de un elemento químico. La variación del vo-

lumen atómico a lo largo de la Tabla es lógicamente idéntica a la del radio atómico.

� El radio atómico iónico es el tamaño del anión o catión correspondiente, es decir el tamaño

del átomo al ganar o perder electrones para obtener una configuración más estable.

� Los radios iónicos varían respecto de los átomos iniciales. Los cationes tienen menor tamaño

y los aniones mayor tamaño que el átomo original.

� Energía de ionización o potencial de ionización es la energía mínima necesaria para arran-

carle a un átomo en estado gaseoso fundamental un electrón de su última capa. Se mide en

Julios/mol, eV/átomo.

� Si hay varios electrones en la última capa, existe una primera energía de ionización, una se-

gunda energía de ionización, etc.

� A lo largo de un período la energía de ionización aumenta porque aumenta la carga nuclear,

disminuye el radio atómico y consecuentemente la fuerza atractiva electrostática, aparte la

regla del octeto.

� Al descender en un grupo la energía de ionización disminuye porque aumenta el radio ató-

mico y disminuye la fuerza atractiva electrostática, aparte del efecto pantalla de las capas

más internas.



� Afinidad electrónica es la energía que desprende un átomo en estado gaseoso y fundamental

cuando capta un electrón. Se mide en Julios/mol, eV/átomo.

� Sigue la misma ley que la energía de ionización. A lo largo de un período aumenta y a lo

largo de un grupo disminuye.

� Electronegatividad. Es la tendencia que tiene un átomo a atraer hacia sí el par de electrones

de un enlace químico. Se mide en una escala relativa (de 0 a 4) ideada por Linus Pauling.

� La electronegatividad aumenta al desplazarse por un período y disminuye al bajar en un

grupo. Caso aparte son los gases nobles con electronegatividad nula.

� Carácter metálico. Los metales son elementos de baja electronegatividad y los no metales tie-

nen alta electronegatividad. En la Tabla Periódica se establece el límite entre ambos grupos.

Los elementos situados en la frontera entre metales y no metales son los semiconductores de

importantísima aplicaciones en electrónica.

� Carácter oxidante y reductor. Un elemento es oxidante si tiene tendencia a captar electrones y

reductor si tiene tendencia a ceder electrones. Los elementos más oxidantes son los más

electronegativos y los más reductores los menos electronegativos. Los gases nobles no entran

en esta clasificación.

� Número de oxidación, representa el número de cargas eléctricas de un átomo que son

transferidas cuando forma parte de un compuesto químico. Depende de la configuración

electrónica de su última capa. Puede ser positivo o negativo. Equivale a su valencia química.

� Cuando un átomo "A" necesita por ejemplo, 3 electrones para obedecer la regla del octeto,

entonces dicho átomo tiene un número de oxidación de - 3. Por otro lado, cuando otro átomo

"B" tiene los 3 electrones que deben ser cedidos para que el átomo "A" cumpla la ley del oc-

teto, entonces este átomo tiene un número de oxidación de + 3.





2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos_Enlace químico


� Los átomos se unen entre sí para formar compuestos químicos.

� Los enlaces químicos mantienen cohesionados los átomos individuales.

� La formación de enlaces se produce cuando existe un balance favorable de energía.

átomos separados → átomos enlazados + Energía

Igualmente la rotura de enlaces y formación de otros nuevos requiere un balance de energía favo-

rable para que el sistema final sea más estable que el inicial.

Tipos de enlace:

� Iónico ….. debido a la atracción electrostática de iones con carga opuesta.

� Covalente … por compartición de pares de electrones (orbitales)

� Metálico …. redes cristalinas de iones y una nube electrónica compartida colectivamente por

todo el metal

� Teoría de Lewis: A partir del modelo atómico de Bohr, divide los electrones de la corteza en

electrones internos y electrones externos o de valencia, siendo éstos los responsables de la

formación de los enlaces químicos.

� La tendencia de todos los átomos es la de adquirir configuración de gas noble con 8 e- en su

última capa (primer período 2 e-). Esa situación les confiere una gran estabilidad y explica la

formación de enlaces (regla del octeto).

� Notación de Lewis: Se colocan los electrones de la capa de valencia alrededor del átomo,

agrupados por parejas. Cuando se forma el enlace colocamos un guión que representa el par

de electrones compartidos.

� La notación de Lewis nos muestra los átomos y el tipo de enlace, pero no la forma geomé-

trica de la molécula.

� El orden del enlace (covalente) es el número de pares de electrones compartidos entre dos

átomos. Puede ser sencillo, doble o triple. NUNCA se comparten cuatro pares de electrones.

Cuando se desprende energía, se considera con signo negativo



� Normas:

a) deben tenerse en cuenta TODOS los electrones de valencia de los átomos que intervienen en

la formación del compuesto, y aparecer como electrones enlazados o solitarios.

b) los átomos de O e H, suelen posicionarse en los extremos de la molécula, no en la parte cen-

tral.

c) los enlaces múltiples se asignan preferentemente a los elementos de mayor valencia.

d) la notación de Lewis para especies iónicas puede utilizar un corchete con indicación de la

carga eléctrica.

� Limitaciones:

La regla del octeto no siempre se cumple, principalmente con los elementos de transición (sub-

capa d).

� Hay algunos elementos que tienden a quedar hipovalentes (incumplen la regla del octeto por

defecto), por ejemplo el Be y el B.

� En otros casos, el átomo central de la molécula tiende a quedar hipervalente (incumple la re-

gla del octeto por exceso), por ejemplo el P, S, Cl

� Si una molécula tiene un número total impar de electrones (de valencia), está claro que no

puede cumplirse la regla del octeto. En esos casos la estructura correcta es intermedia entre

todas las posibles. A esta situación la denominamos resonancia.

� No es que la molécula vaya cambiando constantemente su forma, sino que la forma es una

mezcla, combinación o hibridación de todas las posibles.

� En las estructuras resonantes, el orden del enlace es el promedio de todos y por tanto, puede

ser un valor fraccionario.



� Tipos de enlaces por solapamiento de orbitales:

� Los enlaces se forman como consecuencia del solapa-

miento de orbitales atómicos.

� Para que se cumpla el principio de exclusión de Pauli,

los electrones deben estar desapareados y tener spines

opuestos.

� En el caso de enlaces múltiples, sólo puede aparecer un

enlace tipo σ. En el caso del N2 hay 1 enlace σ y 2 enla-

ces π.

� Valencia iónica y valencia covalente.

� La valencia iónica indica el número de electrones que un átomo tiende a ganar o perder para

adoptar la configuración de gas noble (los metales de transición de la subcapa d, no cumplen

esta regla).

� La valencia covalente indica cuántos pares de electrones comparte un átomo. No tiene signo.

Coincide con el número de electrones desapareados que tiene un átomo antes de enlazarse.

� En algunos casos un electrón promociona a un nivel superior próximo, buscando una situa-

ción de máximo desapareamiento.

� El enlace covalente coordinado o dativo se produce cuando un mismo átomo es el que cede

el par de electrones del enlace y el otro átomo no aporta nada. En la práctica no se diferencia

en nada del covalente estándar.



� Enlace covalente homopolar: tiene lugar cuando el par de electrones compartidos son atraí-

dos de forma equilibrada por ambos átomos. Esto sucede cuando ambos son iguales o bien

tienen similar electronegatividad.

� Enlace covalente heteropolar: se produce cuando la nube electrónica es atraída con más

fuerza por uno de los átomos produciendo una asimetría en el orbital compartido. Tiene lugar

cuando los átomos tiene electronegatividades diferentes.

� En el enlace heteropolar se produce una deslocalización de la carga y consecuentemente una

polaridad. El átomo de mayor electronegatividad queda con un exceso de carga negativa (- δ)

y el de menor electronegatividad con un exceso de carga positiva (+ δ).

� La mayor o menor polaridad se mide a través del llamado momento dipolar (µ).

Enlace iónico: se produce por atracción electrostática de iones de cargas de distinto signo. Los

iones pueden ser monoatómicos o poliatómicos, en este caso están unidos por enlaces covalentes.

� No existen moléculas iónicas. El enlace iónico forma redes cristalinas colectivas

tridimensionales. Las fuerzas electrostáticas son también colectivas, no se limitan al ión con-

tiguo.

� El índice de coordinación es el número de iones de un tipo que rodean a otro de signo

opuesto.

Energía reticular de red es la energía que debe aportarse para romper un mol de cristal iónico y

transformarlo en iones aislados en fase gaseosa.

El cálculo de la energía reticular se realiza mediante el lla-

mado ciclo de Born-Haber. Depende de varios factores.

a) carga de los iones (aumenta) y tamaño de los iones (dis-

minuye).

b) distancia entre los iones

c) distribución espacial de los iones (índice de coordinación),

que a su vez depende del tamaño relativo de los iones.

Cuanto mayor sea su energía reticular mayor será su punto

de fusión y menor solubilidad.



Enlace metálico

Modelo de gas de electrones: los átomos del metal ionizados se convierten en cationes formando

una red cristalina tridimensional, los electrones de valencia ya no pertenecen a un átomo con-

creto sino al cristal entero, rodean a los cationes como una nube o gas de electrones. Los electro-

nes se mueven libremente pero sin poder escapar.

Teoría de bandas.

� Los electrones de valencia son compartidos por todos los átomos.

Desaparecen los orbitales atómicos clásicos y como las energías son tan

próximas se forman orbitales que pueden representarse en forma de ban-

das de energía continua, de forma que los electrones de valencia pueden

ocupar libremente cualquier posición en la banda.

� La banda ocupada se llama banda de valencia y la no ocupada banda de

conducción.

� En los metales conductores, la banda de valencia y la de conducción se solapan.

� En los semiconductores la banda de valencia y de conducción están muy próximas y algunos

electrones con suficiente energía cinética pueden promocionarse.

� En los aislantes la banda prohibida es tan ancha que no permite esa promoción.



Resumen propiedades de las sustancias según el tipo de enlace

1) Enlace iónico

� No hay moléculas. Las fuerzas de unión son de tipo electrostático.

� Son sólidos a temperatura ambiente. Presentan puntos de fusión y ebullición moderadamente

altos. A mayor energía reticular, mayor temperatura de fusión.

� Son duros, pero quebradizos.

� En estado sólido son aislantes, pero fundidos conducen la corriente eléctrica. Se disuelven en

compuestos polares como el agua, pero son insolubles en las apolares. Disueltos en agua con-

ducen la corriente eléctrica.

2) Enlace covalente

� Debemos diferenciar entre las sustancias covalentes moleculares y los sólidos covalentes.

Las primeras son las más abundantes, los segundos forman una red cristalina, como el

cuarzo, diamante, corindón

� Los sólidos covalentes tienen elevados puntos de fusión.

� Las sustancias covalentes moleculares tienen puntos de fusión y ebullición bajos.

� A temperatura ambiente todos son gases o líquidos.

� Son solubles en sustancias de similar polaridad (y viceversa). El agua (polar) con el alcohol

(polar), las grasas (apolares) con la gasolina (apolar).

� No conducen la electricidad (excepción del grafito).

� Las sustancias covalentes son blandas y elásticas, los sólidos covalentes son duros y frágiles.

3) Enlace metálico

� Presentan un brillo metálico característico.

� Conducen muy bien, la electricidad y el calor.

� Son sólidos a temperatura ambiente. Suelen tener puntos de fusión y ebullición elevados.

� No se disuelven en los disolventes ordinarios, pero se disuelven muy bien fundidos entre

ellos, formando aleaciones y amalgamas.

� Tienen una dureza media y son elásticos, dúctiles y maleables.

� Algunos emiten electrones al ser iluminados.



� Tabla de energías de enlace (enlaces covalentes en fase gaseosa), en kJ/mol

Geometría molecular

� En el caso de los enlaces covalentes, la teoría de Lewis no nos proporciona una información

real sobre la estructura geométrica de la molécula. Para poder explicar adecuadamente algu-

nas propiedades químicas necesitamos conocer cómo es orientan espacialmente los átomos al

unirse.

� El R.P.E.C.V. (repulsión pares electrones capa valencia) afirma que los enlaces covalentes

se sitúan espacialmente de forma que su repulsión sea mínima, es decir alejándose unos de

los otros, lo más posible.

� Debemos diferenciar entre los pares electrónicos enlazantes y los no enlazantes.

� El orden de repulsión, de mayor a menor es;

1º) no enlazante - no enlazante 2º) no enlazante - enlazante 3º) enlazante - enlazante

Moléculas tipo AB2

Moléculas tipo AB3

Moléculas tipo AB4

Moléculas tipo AB5

Moléculas tipo AB6

Moléculas cuyo átomo central no tiene pares de electrones solitarios



Propiedades físicas de las moléculas.

� Rigidez. Las moléculas no son rígidas, los enlaces vibran, se flexionan. Aumentando estos

efectos con la temperatura, provocando en algunos casos la rotura del enlace.

� Magnetismo. Son paramagnéticas las moléculas con un número impar de electrones de valen-

cia, principalmente los radicales libres. Un caso anómalo es el O2 con carácter paramagnético

y un número par de e-.

� Polaridad eléctrica. Son moléculas polares cuando presentan enlaces covalentes heteropola-

res. El momento dipolar cuantifica el efecto de esa propiedad. En el caso de moléculas con

simetría, aunque aparezcan enlaces polarizados, se anulan mutuamente y la molécula es

apolar.

� H2O y NH3 son ejemplos de moléculas muy polares.

� Fuerzas intermoleculares. Son las fuerzas atractivas existentes entre las moléculas, también

llamadas fuerzas de Van der Waals. Suelen ser muy débiles.

� En el caso de moléculas polares se explican por la atracción entre cargas de distinto signo. En

algunos casos debido a dipolos permanentes y otros por dipolos inducidos.

� El enlace por puente de hidrógeno es un caso particular de enorme importancia. Se da ente

moléculas donde está presente el H y otro elemento de pequeño tamaño y muy electronega-

tivo, como el F, el O, el N, el Cl, el S. Con el C no se forman puentes de hidrógenos. Tiene

carácter direccional y provoca un importante aumento en los puntos de fusión y ebullición de

las sustancias que lo poseen. Poseen además elevada capacidad calorífica y elevada entalpía

de vaporización. Importante en la cadena de ADN

Moléculas cuyo átomo central tiene pares de electrones solitarios

2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos_Formulación Química


TABLA DE VALENCIAS

METALES

Grupo Valencia Elementos

I 1 H, Li, Na, K, Rb. Cs, Ag

II 2 Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Zn, Cd

III 3 Al, Ga, In, Bi (Bi pertenece al grupo VA).

1 y 2 Cu, Hg

1 y 3 Au

2 y 3 Cr, Mn, Fe, Co, Ni

2 y 4 Pt, Pd, Ge, Sn, Pb

NO METALES Frente a los Metales


VII -1 H, F, C1, Br, I

VI -2 O, S, Se, Te

V -3 N, P, As, Sb, Bi, B (el Boro es del grupo IIIA).

IV -4 C, Si

NO METALES Frente al Oxígeno


VII 1, 3, 5, 7 Cl, Br, I

VI 4, 6 S, Se, Te S (2)

V 3, 5 N, P, As, Sb N(1, 2, 4)

IV 2, 4 C Si (4)

III 3 B

21 22 23 24 25 26 5

27 28 29 30 3 2, 3, 4 2, 3, 4, 5 2, 3, 4, 5, 6 2, 3, 4, 6, 7 2, 3 2, 3 2, 3 1, 2 2

Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Escandio Titanio Vanadio Cromo Manganeso Hierro Cobalto Níquel Cobre Cinc

91.22

39 40 41 42 43 44 45 46 47 48

3 2, 3, 4 2, 3, 4, 5 2, 3, 4, 5, 6 6, 7 2 ,3, 4, 6 2, 3, 4, 6 2, 4 1 2

Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd Itrio Circonio Niobio Molibdeno Tecnecio Rutenio Rodio Paladio Plata Cadmio

72 73 74 75 76 7 7 78 79 80

2, 3, 4

Hf 2, 3 ,4, 5

Ta 2,3,4,5,6

W 2 ,4, 6, 7

Re 2,3,4,6,8

Os 2, 3,5

Ir 2, 4, 5, 6

P1, 3

Au 1, 2

Hg Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Hafnio Tantalio Volframio Renio Osmio Iridio Platino Oro Mercurio



REGLAS DE FORMULACIÓN QUÍMICA INORGÁNICA

SALES BINARIAS Están formados generalmente por la unión de un “metal” y un “no metal”. Al escribirlos, la valencia de un elemento pasa a ser el subíndice del otro y viceversa.

Elemento A B

Valencia m n

AnBm

� si la valencia es negativa, se escribe el subíndice como positivo.

� si la valencia es 1, no se escribe el subíndice

� si los subíndices tienen algún divisor común, deben simplificarse

� se escribe primero el “metal” y a continuación el “no metal”

� se nombran comenzando por el “no metal” (el de la derecha), terminado en ... uro, de “me-

tal”

� en los metales con más de una valencia, es necesario indicar al final la valencia del metal con

números romanos entre paréntesis (notación de Stock).

� alternativamente, podemos nombrar el metal terminado en ... oso para la MENOR valencia y

en ... ico para la MAYOR valencia

ÓXIDOS

� Son combinaciones del oxígeno con los “metales”.

� Se escriben igual como las sales binarias, colocando el metal a la izquierda y el oxígeno a la

derecha e intercambiando las valencias.

� La valencia del oxígeno en los óxidos es siempre (-2)

� Se nombran como óxido de ... metal.

� En los metales con más de una valencia, es necesario indicar al final la valencia del metal

con números romanos entre paréntesis (notación de Stock).

� Alternativamente, podemos nombrar el metal terminado en ... oso para la MENOR valencia y




ANHÍDRIDOS � Son combinaciones del oxígeno con los “no metales” � Se escriben igual como las sales binarias, colocando el “no metal” a la izquierda, el oxígeno

a la derecha e intercambiando las valencias.

� La valencia del oxígeno en los anhídridos es siempre (-2)

� Se nombran como anhídrido “no metal” terminado en ... oso para la MENOR valencia y en

... ico para la MAYOR valencia.

� En la nomenclatura de los anhídridos, usaremos los siguientes prefijos y sufijos.

Valencias Prefijos/sufijos

2 hipo ......... oso

4 .......... oso VIA

S, Se, Te 6 .......... ico


1 hipo ......... oso

3 .......... oso VA

N, P, As, Sb 5 .......... ico


2 .......... oso IVA

C, Si 4 .......... ico

HIDRUROS � Son combinaciones de los metales con el hidrógeno

� La valencia del hidrógeno en los hidruros metálicos es siempre (-1)

� Se escribe primero el metal, a continuación el hidrógeno y se intercambian las valencias.

� Se nombran como hidruro de ... metal


1 hipo ......... oso

3 .......... oso

5 .......... ico

VIIA

Cl, Br, I

7 per .......... ico

Valencia -3 NH3 amoníaco -2 N2H4 hidracina -1 NH2OH hidroxilamina +1 N2O óxido nitroso +2 NO óxido nítrico +3 N2O3 anh. nitroso +4 NO2 dióxido de nitr. +5 N2O5 anh. nítrico




con números romanos entre paréntesis.


en ... ico para la MAYOR valencia.

� Con los “no metales” menos electronegativos (B, C, Si, N, P, As, Sb, O), el hidrógeno forma

unos hidruros con nombres característicos y personales. En este caso, la valencia del hidró-

geno es (+1)

� Con los “no metales” más electronegativos (F, Cl, Br, I, S, Se, Te), el hidrógeno forma los

ácidos hidrácidos. En este caso la valencia del hidrógeno es (+1)

HF HCl HBr HI H2S H2Se H2Te

á.fluorhídrico á. clorhídrico á.bromhídrico á. iodhídrico á. sulfhídrico á.selenhídrico á. telurhídrico

HIDRÓXIDOS

� Son combinaciones de los “metales”, con el grupo (OH)-, grupo oxhidrilo.

� La valencia del grupo oxhidrilo es siempre (-1)

� Se escribe primero el metal y a continuación el grupo (OH)-

� Se nombran como hidróxido de ... metal.





ÁCIDOS OXÁCIDOS

� Se forman a partir de los anhídridos, adicionando moléculas de agua (H2O) al anhídrido y

simplificando posteriormente el compuesto resultante.

� Se nombran exactamente igual como los anhídridos, cambiando la palabra “anhídrido” por

“ácido”.

� Siempre se escriben primero los hidrógenos.

� La formación de los ácidos oxácidos es un poco compleja y vamos a expresar en forma de ta-

bla los ácidos oxácidos más importantes, grupo por grupo.

BH3 CH4 SiH4 NH3 PH3 AsH3 SbH3 H2O

borano metano silano amoníaco fosfina arsina estibina agua



Valencias Compuesto Nombre 1 HClO ácido hipocloroso

3 HClO2 ácido cloroso

5 HClO3 ácido clórico

VIIA

igual para

Br, I 7 HClO4 ácido perclórico

Valencias Compuesto Nombre 4 H2SO3 ácido sulfuroso VIA

igual; Se, Te 6 H2SO4 ácido sulfúrico

Valencias Compuesto Nombre 3 HNO2 ácido nitroso

5 HNO3 ácido nítrico VA

5 H3PO4 ácido fosfórico (orto)

Valencias Compuesto Nombre 4 H2CO3 ácido carbónico IVA 4 H4SiO4 ácido silícico (orto)

Valencias Compuesto Nombre IIIA 3 H3BO3 ácido bórico (orto)

SALES NEUTRAS

� Se forman al sustituir todos los hidrógenos de los ácidos oxácidos por metales.

� El proceso consiste en;

• 1º) quitar los hidrógenos a los ácidos oxácidos.

• 2º) se nos forma un ión negativo (anión) con tantas cargas negativas como hidrógenos

hayamos quitado.

• 3º) combinamos el anión resultante con el metal como si fueran sales binarias, intercam-

biando las valencias. La valencia del anión es justamente su número de cargas negativas.

� Para nombrar los aniones cambiamos las terminaciones de los ácidos oxácidos del cual

provienen.

Anhídrido Anión

... oso ... ito

... ico ... ato



� Se nombran comenzando por el anión, con la terminación correspondiente, seguido del me-

tal.




en ... ico para la MAYOR valencia.

A continuación vamos a dar una relación, grupo por grupo de los aniones (radicales no

metálicos), más comúnmente usados en Química Inorgánica. Memorizándolos, el alumno podrá

formular las sales como si de compuestos binarios se tratara, evitándose el método general y más

engorroso de hacer; anhídrido → ácido oxácido → sal neutra.

ácido anión

HClO −ClO hipoclorito

HClO2 −2ClO clorito

HClO3 −3ClO clorato

HClO4 −4ClO perclorato

Igual para el Br y el I.

H2SO3 =3SO sulfito

H2SO4 =4SO sulfato

Igual para el Se y el Te.

HNO2 −2NO nitrito

HNO3 −3NO nitrato

H3PO3 33PO− ortofosfito ó fosfito

H3PO4 34PO− ortofosfato ó fosfato

Igual para el As y el Sb.

HBO2 −

2BO metaborato

H3BO3 ≡3BO ortoborato ó borato

H2CO3 =3CO carbonato

H2SiO3 =3SiO metasilicato

H4SiO4 44SiO− ortosilicato ó silicato



Una vez conocidos los principales radicales, si nos preguntaran, por ejemplo, la fórmula

del fosfato cálcico, no tenemos más que unir el ión fosfato ≡4PO y el ión calcio Ca++ como si de

un compuesto binario se tratara, recordando que la valencia del ión viene indicada por el número

de cargas eléctricas que posea, prescindiendo de su signo.

En el caso del fosfato ( ≡4PO ) es 3 y en el caso del catión calcio (Ca++ ) es 2.

SALES ACIDAS

Las sales ácidas se forman cuando NO TODOS los hidrógenos del ácido oxácido han sido

sustituidos por metales o cationes, quedando algún hidrógeno libre.

Obviamente sólo pueden formarse sales ácidas a partir de ácidos oxácidos que posean mas

de 1 hidrógeno en su molécula.

Por ejemplo, a partir del ácido sulfúrico (H2SO4), al sustituir los dos hidrógenos por el

metal sodio (Na), se nos forma la sal neutra.

H2SO4 → Na2SO4 (sulfato sódico)

(hemos sustituido los dos H+ por dos cationes Na+)

Pero, si tan solo sustituyéramos 1 hidrógeno por el metal, quedando el otro hidrógeno li-

bre, entonces obtendríamos una sal ácida.

H2SO4 → HNaSO4 (sulfato ácido de sodio)

Nótese que estos compuestos al quedar con 1 o más hidrógenos libres, mantienen caracte-

rísticas ácidas.

Las sales ácidas se nombran igual como las sales neutras pero anteponiendo un prefijo,

delante del metal indicativo del número de átomos de hidrógeno sustituidos. Por ejemplo.



Del H3PO4 (ácido fosfórico), se forma el HCaPO4 (fosfato Dlcálcico)

En el caso particular de que fueran sustituidos justo la mitad de los hidrógenos disponibles

del ácido, la sal ácida se nombrarla igual como la neutra pero anteponiendo el prefijo "bi", o bien

interponiendo la palabra "ácido" después del anión.

Por ejemplo, a partir del ácido carbónico (H2CO3), al sustituir la mitad de los hidrógenos

disponibles (2), por el metal potasio (K), se forma.

H2CO3 → HKCO3 (Blcarbonato potásico), ó (carbonato ACIDO de potasio)

Otros cationes y aniones frecuentes.

[ ]+4NH amonio

CN- cianuro

( )[ ] 36CNFe − ferrocianuro

[ ]=42 OC oxalato

[ ]=32 OS tiosulfato

[ ]=3OCr cromito

[ ]=4CrO cromato

[ ]=72 OCr dicromato

[ ]=4MnO manganato

[ ]−4MnO permanganato

=2O peróxido

2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos_La cantidad en la Química


1.- Repaso de conceptos elementales

� Para medir la masa de los átomos tomamos como unidad la llamada UNIDAD DE MASA

ATÓMICA (u.m.a.). 1 u.m.a. = 126C

121

= 1,66·10-24 gr

� PESO ATÓMICO es el número de veces que la masa de un átomo contiene a la u.m.a.

� En el caso de un compuesto químico, PESO MOLECULAR es la suma de los pesos atómicos

de los átomos que forman la molécula.

� Definimos MOL como el peso molecular de un compuesto expresado en gramos.

� El número de moles de una sustancia química se calcula dividiendo su masa por su peso

molecular.

molecularpesomasa

molesdenº =

� En 1 mol de toda sustancia química existe el mismo número de moléculas. Es una constante

universal llamada NÚMERO DE AVOGADRO, NA.

� NA = 6,02·1023 moléculas/mol = 602.0003000.0002000.0001000.000 moléculas/mol

� Un mol de cualquier sustancia gaseosa, en condiciones normales (T = 0º C p = 1 atmósfera),

ocupa un volumen de 22,4 litros

� El número de Avogadro es una cantidad exageradamente grande, equivale al número de tazas

de agua que contiene TODO el Océano Pacífico. Si tomamos el NA de monedas de céntimo

de euro y las repartiéramos entre todos los habitantes de la Tierra, tocaríamos a 1 billón de

euros cada uno de nosotros.

2.- Reacciones químicas. Introducción

� Cuando dos o más sustancias químicas se combinan entre sí para formar otras nuevas, deci-

mos que ha tenido lugar una reacción química.

� Por ejemplo, al añadir unas gotas de una disolución de ácido sulfúrico sobre virutas de cinc,

observamos que se desprenden unos vapores de hidrógeno, quedando un residuo sólido de

sulfato de cinc.

� Se ha producido la transformación del Zn y del H2SO4 en dos nuevas sustancias químicas;

H2 y ZnSO4 que no estaban anteriormente y que han sido formadas a partir de las sustancias

iniciales.



Podemos escribir este proceso en forma de una ecuación química.

Zn + H2SO4 → H2 + ZnSO4

reactivos productos

� Obsérvese que todos los átomos presentes a la izquierda de la reacción aparecen de nuevo a

la derecha, aunque recombinados de forma distinta.

Ley de Lavoisier o de conservación de la masa

� "En toda reacción química, la suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las

masas de los productos".

� En otras palabras, en toda reacción química ni se crea ni se destruye masa, tan solo se

transforman unas sustancias en otras.

Por ejemplo, en la reacción.

C + O2 → CO2

Se cumple que; la masa de carbono que reacciona más la masa de oxígeno es igual a la masa de

anhídrido carbónico formado.

Hipótesis de Avogadro

� El número de moléculas presentes en 1 mol de un compuesto químico ó el número de átomos

presentes en 1 átomo-gramo de un elemento químico es una cantidad constante llamada nú-

mero de Avogadro y su valor es; NA = 6,022·1023.

� Con relación a los gases puede establecerse que: "A igualdad de presión y temperatura, 1

mol de cualquier sustancia gaseosa, ocupa siempre el mismo volumen".

� Concretamente, si la presión es de 1 atmósfera y la temperatura de 0°C (condiciones norma-

les), 1 mol de cualquier gas ocupa un volumen de 22,4 litros.

� Si las condiciones de presión y temperatura no fueran las indicadas arriba, podemos reducir-

las a condiciones normales sin más que utilizar la expresión.

2

22

1

11

TV·p

TV·p =

� Las unidades a emplear en la presión (p) y el volumen (V), no importa, pero deben ser las

mismas en ambas igualdades.

� Las temperaturas (T) deben expresarse siempre en º K º K = º C + 273



3.- Ley de los gases perfectos

Si, disponemos de 1 mol de una sustancia gaseosa en c.n. (condiciones normales p = 1 atm. T =

273º K). Sustituyendo en la ecuación anterior.

082,0Kª273

litros4,22·atmósfera1TV·p

1

11 ==

Y, en general, para n moles.

p·V = n·R·T siendo R = 0,082 atm·litro/ºK·mol

Ejemplo 1: Una determinada masa de cloro ocupa un volumen de 6,72 litros a 0°C y 1 atmósfera

de presión. Hallar su volumen cuando la temperatura sea de 38°C y la presión de 749 mm de Hg.

En primer lugar pasaremos la presión a mm de Hg y los °C a °K.

1 atms = 760 mm de Hg 38°C = 273 + 38 = 311°K

Aplicando la ecuación anterior, sustituyo los datos del problema y despejo el volumen.

2

22

1

11

TV·p

TV·p =

311V·749

27372,6·760 2= litros77,7

749·273311·72,6·760

V2 ==

� Las reacciones químicas tienen lugar mol a mol. Es decir un número entero de moles a la iz-

quierda produce un número entero de moles a la derecha. Por ejemplo.

2 Fe + O2 → 2 FeO

2 moles de hierro, más 1 mol de O2 producen 2 moles de óxido de hierro (ferroso)

1mol de Fe = 55,8 gr

1 mol de O2 = 16 · 2 = 32 gr

1 mol de FeO = 55,8 + 16 = 71,8 gr

A la izquierda ....... 2 · 55,8 + 32 = 143,6 gr

A la derecha ......... 2 · 71,8 = 143,6 gr

4.- Reactivo limitante. Rendimiento

� Cuando se lleva a cabo una reaciión química, las masas de los reactivos no necesariamente

están en la misma proporción molar de la indicada en la reacción. En consecuencia, algunos

reactivos se consumirán mientras que otros sobrarán, ya que no tienen con quién reaccionar.

� El reactivo limitante es el primero que se consume. Cualquier cálculo estequiométrico debe

hacerse a partir de ese reactivo limitante.

Comprobamos que la suma de las masas de los reactivos es IGUAL a la suma de las masas de los productos. En toda reacción química NO hay pérdida ni ganancia de masa. Los mismos gramos que teníamos inicial-mente los tenemos al final, pero en forma de compuestos distintos



Ejemplo 2: El carbono reacciona con el hidrógeno para dar metano. Se mezclan 72 gr de C con

12 gr de H2. ¿Cuál es el reactivo en exceso?, ¿qué cantidad sobra de ese reactivo?

C +2 H2 → CH4

=1272

6 moles de C

=2

126 moles de H2

Como, por cada 2 moles de H2 se consume 1 mol de C, el factor limitante es el H2 y el reactivo

en exceso el C.

6 moles de H2 reaccionan con 3 moles de C, quedando 3 moles de C (3·12 = 36 gr) sin reaccio-

nar.

� El rendimiento ηηηη de una reacción química es el cociente entre la masa real obtenida de un

producto y la masa teórica prevista, expresada en tanto por cien.

%100·esperadosmolesomasaobtenidosmolesomasa=η

5.- Reacciones químicas. Ejemplos

� Cuando nos dan una reacción química, lo primero que debemos hacer es ajustarla, esto es,

ver si el número de átomos de cada elemento presentes en ambos miembros de la reacción es

el mismo.

� En caso contrario debemos ir probando distintos coeficientes enteros delante de cada com-

puesto (número de moles), hasta lograr la igualdad en el número de átomos de cada elemento

químico a la izquierda y derecha de la reacción.

NOTA: En temas posteriores estudiaremos los métodos genrales de ajuste de reacciones. Por el

momento nos limitaremos a ajustar las reacciones químicas mediante tanteos sencillos.

Ejemplo 3: Escribir y ajustar la reacción: "Acido sulfúrico más cobre, producen sulfato de cobre,

anhídrido sulfuroso y agua".

Escribimos todos los compuestos que intervienen.

Cu + H2SO4 → CuSO4 + SO2 + H2O

Y ajustándola.

Cu + 2H2SO4 → CuSO4 + SO2 + 2H2O



Ejemplo 4: En el ejemplo anterior, hallar la masa de sulfato cúprico obtenida al reaccionar 5 gr

de cobre con exceso de ácido sulfúrico.

En primer lugar hallaremos los pesos moleculares del cobre y del sulfato cúprico.

p.m.(Cu) = 63,5

p.m.(CuSO4) = 63,5 + 32 + 16·4 = 159,5

Planteamos seguidamente la siguiente regla de tres.

Si, 63,5 gr de Cu producen 159,5 gr de CuSO4

5 " producirán x " " "

Resolviendo esta proporción, tenemos.

4CuSOdegr56,125,63

5·5,159x ==

Ejemplo 5: Hallar el volumen de hidrógeno en condiciones normales, que se desprende al hacer

reaccionar 12 gr de hierro con exceso de ácido clorhídrico.

En primer lugar, escribimos y ajustamos la reacción.

6HC1 + 2Fe → 2C12Fe + 3H2

p.a. Fe = 56 Vmolar (c.n.) = 22,4 litros

Planteamos la siguiente regla de tres.

2·26 gr de Fe producen 3·22,4 litros de H2

12 " producirán x " "

2Hdelitros2,756·2

4,22·3·12x ==

Ejemplo 6: ¿Qué peso de azufre se obtiene al calentar 1 kg de pirita (S2Fe) que contiene un 84%

de mineral puro?.

3S2Fe → Fe3S4 + 2S

p.m.(S2Fe) = 2·32 + 55,8 = 119,8 p.m. (S) = 32

En 1 kg = 1.000 gr de pirita hay; 100

84·000.1 = 840 gr de S2Fe puro

Planteamos la proporcionalidad.

3·119,8 gr de S2Fe ………….. 2·32 gr de S

840 " " ………….. x



Sdegr6,1498,119·332·2·840

x ==

Ejemplo 7: Calentamos con sulfato amónico 10 gr de un mineral que contiene hidróxido cálcico,

desprendiéndose 3 litros de amoniaco en c.n. Hallar el grado de pureza de dicho mineral.

(NH4)2SO4 + Ca(OH)2 → CaSO4 + 2H2O + 2NH3

p.m. Ca(OH)2 = 40 + 16·2 + 1·2 = 74

74 gr de Ca(OH)2 ………….. 2·22,4 1 de NH3

x " …………… 3 l de NH3

( )2OHCadegr95,44,22·2

3·74x == ⇒ 49,5 % de pureza

Ejemplo 8: ¿Qué cantidad de caliza, CaCO3 del 80% de riqueza se necesitan para que al reaccio-

nar con exceso de HC1 obtengamos 10 1 de CO2 medidos a 18°C y 752 mm de Hg?.

Tenemos que pasar los 10 litros de CO2 a condiciones normales.

)27318(10·749

273V·760

+=

.n.cenCOdelitros82,9760·291

273·10·752V 2==

La reacción es.

CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + H2O + CO2

p.m. (CaCO3) = 40 + 12 + 16·3 = 100

100 gr de CaCO3 ………. 22,4 1 de CO2

x " ……… 9,28 " "

puroCaCOdegr4,414,22100·28,9

x 3==

Estos gramos son de caliza pura, si el mineral es del 80% de riqueza, planteo.

4,4110080

·x = despejando la x.

calizadeeralmindegr8,51100

4,41x ==



Ejemplo 9: Una muestra de 50 gr que contiene cinc e impurezas reacciona con 129 ml de una di-

solución de HC1 de 1,18 gr/cm3 de densidad, del 35% de riqueza en peso. ¿Cuál es el porcentaje

de cinc puro en la muestra?.

Zn + 2HC1 → ZnCl2 + H2

Hallemos, en primer lugar, la masa de HC1 puro en los 129 ml.

1,18 gr/cm3 = 1.180 gr/litro 10035

·180.1 = 413 gr de HC1 puro/litro

En 129 ml de disolución hay.

000.1

413·129x = = 53,277 gr de HC1 puro

Planteamos ahora la relación estequiométrica entre el Zn y el HC1.

p.a. (Zn) = 65,4 p.a. (HC1) = 1 + 35,5 = 36,5

65,4 gr de Zn ………… 2·36,5 gr de HC1

x " ………….. 53,277 " "

Zndegr73,475,36·2

4,65·277,53x ==

Es decir, en la muestra de 50 gr, existen 47,73 gr de Zn puro, luego la riqueza es.

73,4710050

·x =

riquezade%46,9550

73,47·100x ==

6.- Disoluciones. Expresión de la concentración

� Dada una disolución es importante conocer su concentración, esto es, la relación existente

entre la masa del soluto y la del disolvente. Hay varias formas de expresar la concentración

de una disolución.

� Concentración centesimal en peso

Es la masa de soluto, en gramos, que hay por cada 100 gramos de disolución.

100·disoluciónmasa

solutomasapeso% =



Ejemplo 10: En 1.200 gr de una disolución de NaNO2 en agua al 15%, calcular la masa de

NaNO2 y de agua presentes en la disolución.

De soluto, tenemos.

gr18010015

·1200 =

De disolvente, agua, tendremos lógicamente.

1.200 - 180 = 1.020 gr

� b) Concentración centesimal en volumen

Es el volumen de soluto, en cm3, que hay por cada 100 cm3 de disolución.

100·disoluciónvolumen

solutovolumenvolumen% =

Por ejemplo, la concentración centesimal volumétrica del aire es:

Nitrógeno 78,14%

Oxigeno 20,92%

Argón 0,94%

� c) Molaridad

Se define como el número de moles de soluto presentes por cada litro de disolución. Se repre-

senta con la letra "M".

)litros(disoluciónvolumensolutodemoles

M =

El número de moles n, lo calculamos dividiendo la masa del soluto por su peso molecular.

n(solutodelmolecularpeso)gr(solutomasa

)solutomoles =

Ejemplo 11: En 500 cm3 de una disolución de nitrato potásico hay 50,5 gr de KNO3. Halla la mo-

laridad de dicha disolución.

p.m.(KNO3) = 39 + 14 + 16·3 = 101

moles5,0101

5,50n ==

Pasando el volumen a litros

V = 500 cm3 = 0,5 litros



Molar1litro/mol1litros5,0moles5,0

M ===

� d) Molalidad

Es el número de moles de soluto que hay por cada kilogramo de disolvente. Se representa por

"M1".

)kg(disolventemasasolutodemoles

Ml =

Obsérvese que la Molalidad utiliza en el denominador el disolvente y la Molaridad la disolución.

Debemos fijarnos en este detalle para evitar errores muy frecuentes.

Ejemplo 12: Disolvemos 161 gr de sulfato de cinc en 800 gr de agua. Hallar la molalidad de la

disolución.

p.m.(ZnSO4) = 65 + 32 + 16·4 = 161

mol1161161

n ==

)kg(mn

Ml =

m = 800 gr = 0,8 kg

Molal25,1kg8,0

mol1Ml ==

� e) Normalidad

Es el número de equivalentes gramo de soluto que hay en 1 litro de disolución. Se representa por

la letra "N".

Si tenemos m gramos de soluto, el número de equivalentes-gramo lo obtenemos dividiendo la

masa m del soluto por el equivalente-gramo de esa sustancia.

masa

gramoeequivalentmasa

esequivalentºn−

=

Por otra parte, el equivalente-gramo de una sustancia química es igual al cociente entre su peso

molecular y su valencia.

valenciamolecularpeso

gramoeequivalent =−



La valencia de un compuesto se obtiene de forma distinta según el tipo de sustancia. Distingui-

remos tres casos.

Si se trata de un ÁCIDO (hidrácido ú oxácido) la valencia coincide con el número de hidrógenos

activos que posea. Por ejemplo.

H2SO3 2

H2S 2

HIO4 1

Si se trata de una BASE (hidróxido), la valencia coincide con el número de radicales oxhidrilo

(OH-) presentes. Por ejemplo.

NaOH 1

Al(OH)3 3

Fe(OH)2 2

Si se trata de una SAL, la valencia se obtiene multiplicando el número de aniones (radicales ne-

gativos), por la carga del anión, prescindiendo del signo. Por ejemplo.

CaCO3 Ca++ + =3CO 1·2 = 2

(SO3)3Al2 2Al+++ + =3SO3 2·3 = 6

Ca(NO3)2 Ca++ + −3NO2 2·1 = 2

Resumiendo, para hallar la normalidad de una disolución seguiremos los siguientes pasos:

1º) Hallamos el peso molecular del soluto, (p.m.).

2º) Vemos cuál es la valencia del cuerpo, según las reglas expuestas anteriormente.

3º) Dividimos el peso molecular por la valencia, con lo cual obtenemos el equivalente-gramo del

soluto.

valencia.m.p

gr.eq =−

4°) Dividimos la masa del soluto por su equivalente-gramo, obteniendo así el número de equi-

valentes (nº eq.).

gr.eq.m

eqºn−

=

5º) Dividimos el número de equivalentes por el volumen de la disolución, expresado en litros,

obteniendo finalmente la normalidad buscada.



)litros(Volumeneqºn

N =

Ejemplo 13: En una disolución de sulfato ferroso hay 19 gr de soluto en 125 cm3 de disolución.

Hallar su normalidad.

p.m.(FeSO4) = 58 + 32 + 16·4 = 152 gr

Valencia (FeSO4) = 2·1 = 2

eq.-gr. (FeSO4) = gramos762

152valencia

.m.p ==

esequivalent25,07619

gr.eqm

.eqºn ==−

=

125 cm3 = 0,125 litros

Normal2litro/.eq2litros125,0

sequvalente25,0N ===

Tal como hemos definido la Molaridad y la Normalidad, estas dos medidas de la concentración

de una disolución, están relacionadas entre sí.

valencia·Molaridad)litros(volumen

valencia·.m.p

masa

)litros(volumenvalencia

.m.pmasa

)litros(volumengr.eq

masa

)litros(volumen.eqºn

N =

=

=−==

En resumen.

N = M · V

Para pasar de Molaridad a Normalidad, MULTIPLICAMOS por la valencia del soluto.

Para pasar de Normalidad a Molaridad, DIVIDIMOS por la valencia del soluto.

7.- Composición centesimal de un compuesto químico

� Los átomos pueden unirse entre si formando estructuras más complejas llamadas moléculas.

El número relativo de átomos de cada elemento químico presentes en cada molécula es siem-

pre un número natural, por tanto la relación entre el número de átomos de los elementos que

conforman un cierto compuesto químico puede expresarse en forma de números naturales.

Por ejemplo, en el ácido sulfúrico (H2SO4) la composición por molécula es:

7 átomos en total, de los cuales;



2 átomos son de hidrógeno

1 átomo es de azufre

4 átomos son de oxigeno

Por tanto; los 2/7 del total de los átomos son de hidrógeno.

" 1/6 " " azufre.

" 4/7 " " " " oxigeno.

� Sin embargo, no todos los átomos tienen igual masa. El azufre tiene una masa 32 veces ma-

yor que la del hidrógeno y el oxigeno 16 veces mayor. La proporción en la que cada ele-

mento interviene en la masa total del compuesto puede resolverse mediante una proporcio-

nalidad.

� Expresando la proporción en tanto por cien obtenemos la COMPOSICION CENTESIMAL

del compuesto. Esto es, la masa en gramos de cada elemento por cada 100 gramos del com-

puesto.

Ejemplo 14: Halla la composición centesimal del ácido nítrico (HNO3). Tómense como pesos

atómicos; H = 1; N = 14; O = 16.

Hallemos primeramente el peso molecular del ácido nítrico. p.m.(HNO3) = 1 + 14 + 16·3 = 63

A continuación planteamos tres reglas de tres, una por cada elemento, para hallar la proporción

de sus masas sobre el total.

a) Si en 63 unidades hay 1 de hidrógeno

en 100 habrá x " "

hidrógenode%59,163

1·100x ==

b) Si en 63 unidades hay 14 de nitrógeno

en 100 habrá x " "

nitrógenode%22,2263

14·100x ==

c) Si en 63 unidades hay 16.3 de oxigeno

en 100 " habrán x

oxígenode%19,7663

48·100x ==

Otro tipo de ejercicio, inverso del anterior, es el de hallar la fórmula química de un compuesto

conocida su composición centesimal.



Ejemplo 15: Al analizar un compuesto formado por nitrógeno (N), oxigeno (O) y bario (Ba) ob-

tenemos la siguiente proporción en peso.

N ... 10,7%

O ... 36,8%

Ba .. 52,5%

Halla la fórmula química de este compuesto sabiendo que los pesos atómicos son:

N = 14; O = 16; Ba = 137.

En este ejemplo el peso molecular del compuesto es desconocido. Llamémosle M.

Al igual como hacíamos en el ejemplo anterior, planteamos una proporción por cada elemento

químico, aunque en este caso conocemos el porcentaje y desconocemos el número de átomos de

cada elemento presentes en la molécula. Sea:

x ... el número de átomos de nitrógeno

y ... "" " " oxigeno

z ... " bario

a) nitrógeno

Si en 100 unidades del compuesto hay 10,7 unidades de nitrógeno

en M " " " x·14 " " "

14·100M·7,10

x =

b) oxigeno

Si en 100 unidades del compuesto hay 36,8 unidades de oxígeno

en M " " " y·16 " " "

16·100M·8,36

y =

c) bario

Si en 100 unidades del compuesto hay 52,5 unidades de nitrógeno

en M " " " z·137 " " "

137·100M·5,52

z =

Planteamos ahora la siguiente proporción, donde hemos simplificado la fracción "M/100" por ser

común a las tres proporciones.

=

=

1375,52

z

168,36

y

147,10

x



38,0

z

3,2

y

76,0

x ==

Dividimos a continuación los tres denominadores por el menor de ellos. En este caso por (0,38).

=

=

38,0

38,0z

38,0

3,2y

38,0

76,0x

1z

6y

2x ==

Hay pues, 2 átomos de nitrógeno, 6 de oxigeno y 1 de bario por cada molécula del compuesto.

Por tanto, la fórmula química es

N2O6Ba

O bien; Ba(NO3)2 (nitrato de bario)

NOTA: Si al realizar estos cocientes no obtenemos números enteros exactos, redondeamos al

entero más próximo, pues siempre se producen pequeños errores por truncamiento.

Ejemplo 16: Un cuerpo que contiene azufre (S), oxigeno (0) y potasio (K), tiene de peso mole-

cular 174 y su composición centesimal es:

S 18,39%

0 36,78%

K 44,82%

Tómense como pesos atómicos: S = 32; 0 = 16; K = 39

¿Cuál es su fórmula química?.

Planteamos las siguientes proporciones.

a) azufre

Si en 100 unidades del compuesto hay 18,39 unidades de azufre

en 174 " " " x·32 " " "

azufredeátomo132·100

39,18·174x ==

b) oxigeno

Si en 100 unidades del compuesto hay 36,78 unidades de oxígeno

en 174 " " " y·16 " " "

oxígenodeátomos416·100

76,36·174x ==

c) potasio



Si en 100 unidades del compuesto hay 44,82 unidades de potasio

en 174 " " " z·39 " " "

potasiodeátomos239·100

82,44·174x ==

El compuesto es , por tanto.

K2SO4 (sulfato potásico)

2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos_Termoquímica


Repaso de Calorimetría elemental

� Definimos el calor específico de un cuerpo ce como el calor necesario para incrementar a 1

gramo de ese cuerpo, 1 grado su temperatura.

� El calor específico es una propiedad característica de cada sus-

tancia química.

� No es un valor constante, puede experimentar cambios con la

temperatura.

� Dada una masa m de un cuerpo de calor específico ce el calor

necesario Q, para variar su temperatura ∆∆∆∆t ºC, viene dado por

la expresión.

Q = m·ce·(tfinal - tinicial)

Si, tfinal > tinicial ⇒ Q > 0

Si, tfinal < tinicial ⇒ Q < 0

� Cuando se produce un cambio de estado, se precisa un aporte

extra de calor, llamado calor de cambio de estado o calor la-

tente de fusión y ebullición respectivamente.

� De hecho, mientras dura el cambio de estado, el cuerpo en

cuestión no varía su temperatura.

Q = m·Lf

Q = m·Le

� En el caso del agua; Lf = 80 cal/gr y Le = 540 cal/gr

� Este proceso es reversible, 1 gramo de agua líquida necesita 540 calorías para pasar a vapor y

1 gramo de vapor de agua desprende 540 calorías cuando se condensa.

Termodinámica. Conceptos elementales

� Energía es toda causa capaz de realizar un trabajo. Existen diversos tipos de energía; cinética,

potencial elástica, potencial gravitatoria, potencial eléctrica, calor.

� En todo caso representan una misma magnitud y se mide en Julios en el Sistema Internacio-

nal.

� Un Sistema Termodinámico es una porción de nuestro entorno sobre el cual fijamos nuestro

estudio.

� Puede ser abierto, aislado, cerrado, según pueda o no, intercambiar materia y energía con el

exterior.

Definiciones elementales: Proceso adiabático …. Q constante Proceso isotermo …… T constante Proceso isobárico …… p constante Proceso isocoro ……… V constante

Sustancia ce cal/gr·ºC agua 1 agua mar 0,95 alcohol etílico 0,548 aluminio 0,2175 cobre 0,093 éter 0,529 grafito 0,16 hielo 0,55 hierro 0,113 mercurio 0,033 níquel 0,108 oro 0,031 petróleo 0,511 plata 0,057 plomo 0,031 vidrio 0,199

1 caloría = 4,184 Julios

1 Julio = 0,239 calorías



� Las variables que definen un sistema termodinámico a nivel macroscópico, se llaman varia-

bles del sistema. Son; la presión, el volumen, la temperatura, la masa, la densidad, etc.

� El trabajo W se define como el producto escalar de una fuerza por el camino recorrido por su

punto de aplicación.

sd·FdWrr

=

∫= sd·FWrr

� En el caso de un gas, como;

Ad·pFrr

= dV·psd·Ad·pdW == rr

dW = p·dV ∫= dV·pW

� Para comprender el significado de la magnitud temperatura, debemos recordar la Teoría

Cinético Molecular, según la cual, un gas está formado por moléculas en un estado de conti-

nua agitación, cada una de ellas con una cierta velocidad y dirección. En el caso de sólidos y

líquidos el movimiento se realiza en torno a una posición de equilibrio y en los gases el mo-

vimiento es caótico.

� La temperatura T de un cuerpo es una medida de la energía cinética media de las moléculas

que componen el cuerpo.

NOTA: La ley de Boltzmann dice; Ecinética = T·k·23

k = 1,38·10-23 Julios/ºK

� El calor Q es una energía en tránsito. No tiene sentido alguno hablar del calor de un cuerpo.

El calor es la energía que pasa de un cuerpo a otro de menor temperatura que el primero.

� La energía interna U nos mide la capacidad de un cuerpo o sistema para desarrollar un tra-

bajo o desprender calor. No podemos conocer el contenido exacto de la energía interna de un

cuerpo, pero sí podemos medir sus variaciones. La energía interna va asociada a los enlaces

químicos y a la energía interna de las moléculas.

p

ds dA

dA



� En un sistema aislado, que no intercambia energía con el exterior, la cantidad total de energía

es constante. Por tanto ⇒ Q = W

� No es posible una máquina, un sistema, que produzca trabajo sin consumir una cantidad

equivalente de calor.

� Una teórica máquina que generara energía de la nada se le llamaría, móvil perpetuo de pri-

mera especie.

Casos particulares

� Si, Q = 0 (sistema aislado) ⇒ W = U1 - U2 pero acabaría por agotarse la energía interna.

� Si, U1 = U2 (energía interna se mantiene constante) ⇒ Q = W

� En un proceso isocoro (volumen constante), como ∫= dV·pW ⇒ W = 0

� Qv = ∆U el calor a volumen constante equivale a la

variación en la energía interna del sistema.

� Si el proceso tiene lugar a presión constante.

∆U = Q - W

U2 - U1 = Qp - p·(V2 - V1)

Qp = (U2 + p·V2) - (U1 + p·V1)

� Defino la entalpía H, como ⇒ H = U + p·V y ∆H = ∆U + ∆(p·V)

� Por tanto, Qp = ∆H ⇒ la variación de la entalpía equivale al calor a presión constante.

SISTEMA

Q (-)

Q (+) W (-)

W (+)

Aumenta la energía interna del sistema

Disminuye la energía interna del sistema

Disminuye la energía interna del sistema

Aumenta la energía interna del sistema

Ufinal - Uinicial = Q - W

dU = δQ - δW

Primer Principio de

la Termodinámica

CRITERIO DE SIGNOS El trabajo que hace el sistema hacia el exterior se considera positivo. El trabajo que recibe el sistema desde el exterior se considera negativo. El calor que sale del sistema se considera negativo. El calor que entra al sistema se considera positivo

∆U = Q - W

ACLARACIÓN: En Matemáticas, una función de estado es aquella que sólo depende las posiciones inicial y final y no del camino recorrido. Así podemos poner ∆H = H2 - H1 ; ∆U = U2 - U1



� En Química, los procesos suelen tener lugar a presión constante, salvo en procesos industria-

les en reactores cerrados. Por tanto, en vez de variaciones y transferencia de calor hablare-

mos de variaciones y transferencias de entalpía.

� La entalpía H se mide en las mismas unidades que el calor; Julios o calorías.

� En un proceso exotérmico (desprendimiento de calor); ∆H < 0

� En un proceso endotérmico (absorción de calor); ∆H > 0

� En las sustancias no gaseosas; sólidos y líquidos; ∆U = ∆H

� En caso de gases, como p·V = n·R·T

∆H = ∆U + ∆(p·V) ⇒ ∆H = ∆U + ∆(n·R·T)

∆H = ∆U + ∆n·R·T ⇒ Qp = Qv + ∆n·R·T

� Si en una reacción química disminuye el número de moles ∆n < 0 ⇒ Qp < Qv

� Si en una reacción química aumenta el número de moles ∆n > 0 ⇒ Qp > Qv

� Diagrama entálpico

Ley de Hess

� Al ser la entalpía una función de estado, la variación de entalpía de cualquier reacción quí-

mica es igual a la suma de las variaciones

de entalpía de cada una de las reacciones

parciales que dan lugar al proceso global.

Obsérvese que no se podría haber

aplicado esa ley al calor Q por no ser

función de estado.

� En una reacción química, la variación

global de la entalpía, vale

∆Htotal = Σ ∆Hproductos - Σ ∆Hreactivos

� En una reacción química, el signo de la

entalpía cambia al cambiar el sentido de

la reacción.

pues el término ∆(p·V) no tiene sentido



� La entalpía estándar de formación ºfH∆ es la entalpía asociada a la formación de 1 mol de esa

sustancia en estado estándar, a partir de sus componentes elementales.

� La entalpía de formación de los elementos puros en su estado estándar es nula.

� La entalpía varía con la temperatura. Trabajamos; p = 1 atmósfera y t = 25ºC (tabla anterior).

Energías de enlace

� Las reacciones químicas suponen la rotura de ciertos enlaces químicos y la formación de

otros nuevos.

� Conociendo la energía asociada a cada enlace químico podremos determinar la energía total

asociada a una reacción química mediante un balance energético entre los enlaces rotos y los

enlaces formados.

orHΣ = Σ (Energía enlaces rotos) - Σ (Energía enlaces formados)

� La energía de enlace es la energía necesaria para romper los enlaces de 1 mol de esa sustan-

cia química, en fase gaseosa y a presión constante. Se toma un valor promedio aproximado,

porque cada uno de los dos enlaces H - O del agua tienen similares, aunque no iguales, ener-

gías de enlace.

Concepto de entropía

� Dada una reacción química, hay veces que tiene lugar de una forma espontánea y otras veces

no.

� La entropía S es una medida de la degradación de un sistema termodinámico para obtener un

trabajo, una energía útil. También podemos asociarlo como una medida del desorden mole-

cular del sistema.



� Dado un sistema con un contenido energético dado, la entropía mide la facilidad o no para

obtener trabajo útil de ese sistema. Es equivalente a una medida en la irreversibilidad del

proceso.

� La entropía es una función de estado.

Matemáticamente se expresa como: ∫ ∫ ∆=−==δ2

1

2

1

12 SSSdSTQ

δQ … calor intercambiado por el sistema

T ….. temperatura (constante) a la cual se produce ese intercambio.

� La entropía mide el grado de desorden de un sistema. Cuanto mayor sea el orden interno del

sistema, más baja es la entropía y viceversa.

Ssólido < Slíquido < Sgas

Sdisolución > Sdisolvente + Ssoluto

Smezcla > ΣSgases separados

� Todas las sustancias aumentan su entropía al aumentar su temperatura (mayor desorden en

sus moléculas).

Segundo principio de la Termodinámica

� En todo proceso espontáneo se produce un aumento en la entropía total del universo.

� Viene a indicar que en toda transformación termodinámica espontánea, la energía tiende a

una situación de mayor degradación, de forma que el proceso reversible deja de ser posible.

� La energía evoluciona espontáneamente siempre hacia formas más degradadas de energía. La

forma más degradada de la energía es el calor.

� El rendimiento de toda transformación termodinámica siempre es menor que la unidad.

� El Primer Principio de la Termodinámica nos habla de la equivalencia calor ⇔ trabajo y el

Segundo Principio nos dice que la energía útil es siempre menor que la energía consumida.

� Este Principio conduce a la inexorable muerte térmica del Universo.

� El día del fin del Universo existirá la misma cantidad de energía que el primer día de su

existencia (Primer Principio), pero estará en una forma totalmente degradada. No será posi-

ble obtener ningún trabajo de esa uniformidad térmica, salvo que "alguien" vuelva a decir

…"Hágase la luz".

� En todo proceso aislado se produce un aumento en la entropía total del Universo.

∆Suniverso > 0

∆Suniverso = ∆Ssistema + ∆Sentorno > 0



Energía libre de Gibbs

� El cálculo de las variaciones de entropía, no resulta fácil, ni cómodo de obtener. Por eso

definimos en Química una nueva magnitud, llamada; energía libre de Gibbs (G), como:

G = H - T·S

� G es una función de estado, de la cual no podemos obtener valores concretos, pero sí pode-

mos calcular sus variaciones.

∆G = ∆H - T·∆S

� La ventaja de trabajar con G en vez de con S es que no necesitamos conocer la Suniverso, sólo

la del sistema.

� La ∆Gf de los elementos puros es nula.

� Los valores de ∆Gf son una indicación de la estabilidad de una sustancia química frente a su

descomposición

� Si, ∆Gf < 0 el compuesto es estable y tanto mayor cuanto más negativo sea este valor

Si, ∆Gf > 0 el compuesto es inestable y tanto mayor cuanto más positivo sea este valor

� ∆Greacción = Σ∆Gptoductos - Σ∆Greactivos

∆G < 0 ….. reacción espontánea

∆G > 0 ….. reacción no espontánea

∆G = 0 ….. equilibrio

∆G = ∆H - T·∆S

∆H ….. término entálpico

T·∆S ….. término entrópico

� A temperaturas bajas, el término entrópico puede despreciarse, quedando únicamente el tér-

mino entálpico. Por consiguiente, a bajas temperaturas las reacciones exotérmicas (∆H < 0)

son espontáneas y las endotérmicas (∆H > 0), no son espontáneas.

� Cuando los términos entálpicos y entrópicos coinciden, se obtiene la condición de equilibrio

(∆G = 0).

� La temperatura en el equilibrio vale, pues.

SH

Tequilibrio ∆∆=

Para una temperatura T > Tequlibrio la reacción es espontánea.

Para una temperatura T < Tequlibrio la reacción no es espontánea.

2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos_Equilibrio químico


Reacciones químicas reversibles homogéneas

Dada una reacción química homogénea.

CO (g) + 3 H2 (g) ⇔ CH4 (g) + H2O (g)

� El proceso no significa que TODOS los reactivos desaparezcan completamente y solo que-

den los productos.

� El resultado real es que, una vez alcanzado el equilibrio, coexisten las 4 especies químicas

presentes, funcionando la ecuación química en ambos sentidos, en una situación de equilibrio

dinámico, formándose y descomponiéndose las especies químicas implicadas.

� Se trata pues de una situación reversible, la reacción funciona en ambos sentidos. Cuando se

alcanza el equilibrio ∆G = 0 y las concentraciones de las 4 sustancias permanecen estables.

� Obviamente no todas las reacciones químicas funcionan igual. Hay algunas que están muy

desplazadas hacia la derecha o viceversa.

� Igualmente existen factores externos que modifican sustancialmente el equilibrio en uno o en

otro sentido. Por ejemplo, en la reacción.

N2O4 (g) ⇔ 2 NO2 (g)

� En estas gráficas se aprecia perfectamente la variación con el tiempo de la velocidad de la

reacción y de las concentraciones del producto y el reactivo. En este caso [N2O4] > [NO2],

pero frecuentemente es al revés.

� En el equilibrio químico, las velocidades de la reacción química directa e inversa son iguales.

� Dada la reacción química.

a A + b B ⇔ c C + d D a, b, c, d son los coeficientes molares.

� Definimos la constante de equilibrio Kc de esta reacción, a una temperatura dada, como:

[ ] [ ][ ] [ ]ba

dc

cB·A

D·CK =

� Los valores ente corchetes indican las concentraciones de la especie química en moles/litro.



� El valor de Kc es totalmente independiente de las concentraciones iniciales de reactivos y

productos.

� El valor de Kc depende de la temperatura a la que tenga lugar la reacción.

� Si Kc >> 1 ⇒ la reacción está muy desplazada hacia la derecha

� Si Kc << 1 ⇒ la reacción está muy desplazada hacia la izquierda

� El valor de Kc es adimensional.

� El valor de Kc depende de la formulación concreta de la reacción química. Es decir, las

reacciones.

N2 (g) + 3 H2 (g) ⇔ 2 NH3 (g)

21

N2 (g) + 23

H2 (g) ⇔ NH3 (g)

Aparentemente equivalentes, NO tienen la misma constante de equilibrio. Se puede comprobar

fácilmente que Kc,1 = Kc,22

� Las constantes de equilibrio de los procesos directo e inverso en una misma reacción química

están relacionadas según.

Kc,derecha · Kc,izquierda = 1

Constante de equilibrio en función de la presión

� Dada la reacción química.

a A + b B ⇔ c C + d D

� Definimos la constante de equilibrio Kp (en función de la presión), como.

[ ] [ ][ ] [ ]bB

aA

dD

cC

pp·p

p·pK =

Siendo pA, pB, pC, pD las presiones parciales de cada especie química.

Como: p·V = n·R·T

T·R·Vn

p AA = T·R·

Vn

p BB = T·R·

Vn

p CC = T·R·

Vn

p DD =

[ ] T·R·ApA = [ ] T·R·BpB = [ ] T·R·CpC = [ ] T·R·DpD =

[ ]( ) [ ]( )[ ]( ) [ ]( )

[ ] [ ][ ] [ ] ( )( ) ( )badc

ba

dc

ba

dc

p T·R·B·A

D·C

T·R·B·T·R·A

T·R·D·T·R·CK +−+==

Kp = Kc · (R·T)∆n



� En una reacción química donde no existe variación en el número de moles, Kp = Kc.

� En algunos problemas, para obtener la presión del gas en función del número de moles,

utilizaremos.

p·V = n·R·T

T·R·Vn

p

=

� Recordemos que la presión parcial de una mezcla de gases es igual a la presión total por la

fracción molar de la mezcla.

Total

oTotalTotalo n

n·p·pp =χ=

Equilibrios no homogéneos

Esta situación se produce cuando coexisten sustancias en estado sólido, líquido o gaseoso. Ejem-

plos:

2 HgO (s) ⇔ 2 Hg (l) + O2 (g)

AgCl (s) ⇔ Ag+ (ac) + Cl- (ac)

CaCO3 (s) ⇔ CaO (s) + CO2 (g)

En este último caso.

[ ] [ ][ ] [ ]2

3

2c CO

CaCOCO·CaO

K ==

� Experimentalmente se observa que la concentración de un sólido o un líquido es una cantidad

constante. No depende de la cantidad de sustancia química presente.

� En la expresión de la constante de equilibrio de sistemas heterogéneos, no se incluyen ni los

líquidos ni los sólidos.

Cociente de reacción

� La constante de equilibrio, tanto Kc como Kp nos dan una información sobre la relación entre

las concentraciones de las especies químicas implicadas en una reacción química, cuando se

alcanza el equilibrio.

� El llamado cociente de la reacción Qc nos da la relación de concentraciones cuando las

concentraciones no son las del equilibrio.

[ ] [ ][ ] [ ]b equilibriono

aequilibriono

dequilibriono

cequilibriono

cB·A

D·CQ =



� Cuando Qc < Kc el equilibrio de la reacción se desplaza hacia la derecha.

� Cuando Qc > Kc el equilibrio de la reacción se desplaza hacia la izquierda.

� Cuando Qc = Kc el sistema está en equilibrio, las concentraciones de todas las especies son

justamente las de equilibrio.

NOTA: El hecho de ser Qc muy diferente de Kc, no significa que la velocidad de la reacción vaya

a ser muy elevada.

Grado de disociación

� En una reacción química se comienza con unas determinadas concentraciones de los reacti-

vos. Cuando se alcanza el equilibrio, las concentraciones son lógicamente distintas. Resulta

muy útil conocer, no los valores concretos en moles/litro de las concentraciones finales, sino

el tanto por cien que se ha disociado. Es decir, no importan los valores concretos, sino el %

respecto de la concentración inicial que se ha disociado.

2 HI (g) ⇔ H2 (g) + I2 (g)

HI H2 I2

Inicial 2·c --- ---

Equilibrio 2·c·( 1 - α) c·α c·α

( )[ ] ( ) ( )2

2

22

22

2c1·41·c·4

·c

1·c·2

·c··cK

α−α=

α−α=

α−αα=

PCl5 (g) ⇔ PCl3 (g) + Cl2 (g)

PCl5 PCl3 Cl2

Inicial c --- ---

Equilibrio c·( 1 - α) c·α c·α

( )[ ] ( ) ( )α−α=

α−α=

α−αα=

1·c

1·c·c

1·c·c··c

K222

c

α … es el grado de disociación en %



Factores que modifican el equilibrio

� Principio de Le Chatelier: "Cuando un sistema en equilibrio es perturbado desde el exterior

modificando sus condiciones de concentración, presión, volumen o temperatura, la reacción

se desplazará en el sentido que tienda a contrarrestar dicha perturbación".

Cambios en la concentración.

� Si se modifica la concentración de cualquiera de las sustancias químicas, como la constante

de equilibrio no cambia, deberá producirse un reajuste en el resto de las concentraciones.

H2 (g) + I2 (g) → 2 IH (g)

� Si añadimos más IH, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda.

� Si añadimos más H2 o más I2, el equilibrio se desplaza hacia la derecha.

Cambios en la presión y/o el volumen (gases)

� Presión y volumen son magnitudes inversamente proporcionales (p·V = n·R·T)

� Si, desde el exterior, se aumenta la presión (disminuye el volumen), el equilibrio se desplaza

hacia donde menor sea el número de moles, para así contrarrestar la perturbación externa.

N2O4 (g) ⇔ 2 NO2 (g)

� Si aumentamos la presión, disminuye el volumen y el equilibrio se desplaza hacia donde sea

menor el número de moles (volúmenes molares), es decir, hacia la izquierda en este caso.

� Si disminuimos la presión, aumenta el volumen y el equilibrio se desplaza hacia donde sea

mayor el número de moles (volúmenes molares), es decir, hacia la derecha en este caso.

� Si, en la reacción, ∆n = 0. El equilibrio no se ve afectado por los cambios de presión.

� Si, añadiéramos un gas inerte, manteniendo el volumen constante, obviamente la presión au-

mentará, pero el equilibrio no se altera.

Cambios en la temperatura.

� En este caso hay que diferenciar si la reacción es exotérmica o endotérmica.

� En un proceso exotérmico, al aumentar la temperatura, el sistema tiende a rebajarla, despla-

zando el equilibrio hacia la izquierda (disminuye Kc).

� En un proceso endotérmico, al aumentar la temperatura, el sistema tiende a rebajarla, despla-

zando el equilibrio hacia la derecha (aumenta Kc).

Efecto de un catalizador



� Un catalizador es una sustancia que aumenta la velocidad de la reacción, disminuyendo la

energía de activación. El catalizador no modifica el valor de ∆H ni de ∆G.

� Por consiguiente, la presencia de un catalizador no tiene influencia alguna sobre la constante

de equilibrio.

Solubilidad

� Cuando una sustancia iónica se disuelve en agua, se disocia en su catión y su anión. Pero, esa

disociación iónica no se da por igual en todas las sustancias. En algunos casos la disociación

es completa y en otras se establece un equilibrio entre el proceso de ionización y el de forma-

ción de la sustancia original a partir de sus iones.

� Sea la sustancia iónica AaBb, tal que la valencia iónica del catión A es n + y la del anión B es

m -

AaBb (s) ⇔ a An + + b Bm -

� La constante de equilibrio vale.

[ ] [ ][ ]ba

bman

c BAB·A

K−+

=

� Como, AaBb es un sólido, la Kc queda.

[ ] [ ]bmanc B·AK −+=

� Esta expresión recibe el nombre de "constante del producto de

solubilidad"

� Conociendo el cociente de reacción Q, sabemos que si

Q < Ks, no se formará precipitado

Q > Ks, sí se formará precipitado

Q = Ks, el sistema está en equilibrio

Relación entre solubilidad y producto de solubilidad

Si, s es la solubilidad del compuesto AaBb en moles/litro

AaBb (s) ⇔ a An + + b Bm -

inicial - - -

final - a·s b·s

Ks = (a·s)a · (b·s)b Ks = aa · bb · s(a + b)

baba

s

b·aK

s +=

A partir de aquí se puede calcular la solubilidad del compuesto a partir del valor de Ks y vice-

versa.

2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos_Ácidos y Bases


Ácidos y Bases. Historia

� Las primeras definiciones diferenciadoras hacen referencia a las propiedades sensoriales; sa-

bor, olor, tacto. Los ácidos tienen sabor agrio y las bases sabor a lejía y tacto jabonoso. Ade-

más existen ciertas sustancias identificativas como la fenolftaleína que tiñe las bases de color

violeta y decolora los ácidos, el caldo de la lombarda que tiñe de rojo los ácidos o el papel

tornasol que se vuelve de color rojo con los ácidos y violeta con las bases.

� Arrhenius a finales del XIX establece: "Ácido es toda sustancia que en disolución acuosa se

disocia en sus iones, liberando H+. Base es toda sustancia que en disolución acuosa se disocia

en sus iones, liberando OH-".

HCl → Cl- + H+

NaOH → Na+ + OH-

� De acuerdo con esta definición cuando un ácido reacciona con una base se neutralizan entre

sí, formando una sal y agua.

HCl + NaOH → NaCl + H2O

Ventajas

a) Justifica el proceso de neutralización.

b) Introduce el concepto de grado de disociación de ácidos/bases para medir su fuerza rela-

tiva.

c) La comparación entre [H+] y [OH-] indica si la disolución es ácida o básica, respectiva-

mente.

Inconvenientes

a) Limita la definición ácido/base a las disoluciones acuosas.

b) No justifica la basicidad de sustancias que no contienen OH-, como el NH3 por ejemplo.

c) En realidad el ión H+ no existe debido a su pequeñísimo tamaño. En realidad se une a una

molécula de agua, formando el ión hidronio H3O+.

� Bronsted-Lowry en 1.923 mejoran la definición y establecen: "Ácido es toda sustancia quí-

mica capaz de ceder un protón a otra. Base es toda sustancia química capaz de aceptar un

protón de otra".

� Es decir, las reacciones ácido-base, pueden considerarse como reacciones de transferencia de

protones.

HCl + H2O ⇔ Cl- + H3O+

NH3 + H2O ⇔ OH- + NH4+



� De esta forma se justifica el carácter básico de sustancias que no incorporan el grupo OH-,

como es el caso del amoníaco NH3.

� Obsérvese la presencia ahora, de la doble flecha en la reacción. Eso significa que según el

modelo Bronsted-Lowry, la ecuación es reversible en función del valor de su constante de

equilibrio.

� Esta teoría extiende la clasificación ácido/base a cualquier situación. No precisa la existencia

de una disolución acuosa.

� La teoría Bronsted-Lowry justifica que las sustancias químicas a veces se comporten como

ácidos y otras como bases, dependiendo del tipo de reacción y frente a quién actúen.

� Las reacciones ácido-base, son reacciones de transferencia de protones y al tiempo son

reversibles, es decir, del tipo.

HA + B ⇔ A- + HB+

� Las especies; HA, A- son el primer par conjugado ácido/base y el segundo par conjugado

ácido/base son; B, HB+.

� Cuanto mayor sea la tendencia de un ácido a ceder protones (ácido fuerte), más débil será la

base conjugada y viceversa.

� Sustancias anfóteras son aquellas que a veces se comportan como un ácido frente a bases

fuertes y a veces como una base frente a ácidos fuertes. Ejemplo, el agua o el ión bicarbo-

nato.

ácido 1 base 2 ácido 2 base 1



Producto iónico del agua

� El agua tiene la propiedad de autoionizarse débilmente.

H2O + H2O ⇔ OH- + H3O+

2 H2O ⇔ OH- + H3O+

[ ] [ ][ ]2

2

3c OH

OH·OHK

+−

=

[ ] [ ] [ ]+−= OH·OHOH·K 32

2c

[ ] [ ]+−= OH·OHK 3w

� Además; [H3O+] = [OH-] = 10-7 moles/litro

� Cualquier disolución que cumpla esta condición diremos que es neutra.

� En disoluciones ácidas, [H3O+] > [OH-] y en disoluciones básicas [H3O

+] < [OH-]

Medida de la acidez

� La medida de la concentración de [H3O+] en una disolución nos permite medir la "fuerza" de

su acidez.

� Definimos el pH de una disolución como "el logaritmo decimal de su concentración en

[H3O+] cambiado de signo".

pH = - log [H3O+]

� Igualmente definimos el pOH como "el logaritmo decimal de su concentración en [OH-]

cambiado de signo".

pOH = - log [OH-]

� Como Kw = 10-14, obviamente en toda disolución se cumple.

pH + pOH = 14

Kw … producto iónico del agua = 10-14 a 25º C



Indicadores de pH

� Papel de tornasol

� Fenolftaleína

� Jugo de lombarda

� Naranja de metilo

� pH-metro

Fuerza de ácidos y bases

� Según la teoría de Arrhenius, un ácido o una base en disolución acuosa, es fuerte cuando se

encuentra totalmente disociado. Es decir, cuando1≈α

� Un ácido o una base en disolución acuosa, es débil cuando apenas está disociado. Es decir,

cuando 1<<α

� Según la teoría de Bronsted-Lowry, un ácido es fuerte cuando tiene mucha tendencia a ceder

protones y una base es fuerte cuando tiene mucha tendencia a aceptar protones. Sin embargo

esa tendencia no puede medirse en términos absolutos, sino que dependerá de la sustancia

con la que reaccione. Por ello, se precisa establecer una sustancia de referencia que general-

mente es el agua.

� Uniendo ambos conceptos diremos que "Los ácidos fuertes son sustancias totalmente

disociadas en agua con gran tendencia a ceder protones H+ a una base". "Las bases fuertes

son sustancias totalmente disociadas en agua con gran tendencia a aceptar protones H+ de un

ácido".

Constante de ionización

� Con la ayuda del concepto de la constante de equilibrio podremos cuantificar la forta-

leza/debilidad de un ácido o de una base. Sea la ecuación.

HA + H2O ⇔ A- + H3O+

[ ] [ ][ ] [ ]OH·HA

OH·AK

2

3e

+−

=

[ ] [ ] [ ][ ]HA

OH·AOH·KK 3

2ea

+−

== (constante de acidez)

� Análogamente, para una sustancia básica.

B + H2O ⇔ BH+ + OH-

[ ] [ ][ ] [ ]OH·B

OH·BHK

2e

−+

=



[ ] [ ] [ ][ ]B

OH·BHOH·KK 2eb

−+

== (constante de basicidad)

� A partir de las expresiones anteriores.

Ka·Kb = Kw

� El valor de las constantes de acidez Ka y basicidad

Kb, dependen de la temperatura.

� Tomando como referencia el agua podemos orde-

nar los ácidos y las bases según su fuerza relativa.

Cualquier sustancia de la tabla adjunta podrá ce-

der un protón a otra que esté por debajo de ella.

� Cuanto más fuerte sea un ácido (mayor Ka), más

débil será su base conjugada (menor Kb).

Ácidos polipróticos

� Los ácidos que contienen más de 1 hidrógeno en su fórmula, son llamados polipróticos. Con-

forme van desprendiéndose de sus hidrógenos, su constante de acidez se debilita.

H2SO4 HSO4- H3PO4 H2PO4

- HPO4=

� Se diferencian nombrándolos como "primera constante de acidez", "segunda constante …",

etc.

Hidrólisis de sales

� Aparte de las especies químicas perfectamente diferenciables como los ácidos y los hidróxi-

dos, existen otras especies químicas como las llamadas sales neutras, aparentemente con pH

neutro, pero que, sorprendentemente, presentan importantes características ácidas o básicas.

� La causa es que, algunas sales, al disolverse en agua fragmentándose en sus iones, algunos de

sus iones son capaces de ceder/aceptar H+ al agua. A este fenómeno se le llama hidrólisis y

conlleva una modificación en la concentración de iones H+ de la disolución y consecuente-

mente un cambio en el pH de la misma.

� Definimos la constante de hidrólisis Kw.

[ ] [ ]−+= OH·OHK 3w

� Analicemos los 4 casos que pueden presentarse.

cuando hay una modificación en las concentraciones estándar por efecto de la adición de alguna sal



1) Sal de ácido fuerte y base fuerte.

Ejemplos: NaCl, KNO3, NaClO4

KNO3 → K+ + NO3-

� Los procesos que tiene lugar son:

K+ + H2O → no hay reacción

NO3- + H2O → no hay reacción

� No se produce reacción de hidrólisis. No cambia el pH al disolverse en agua, pH = 7.

2) Sal de ácido fuerte y base débil.

NH4Cl → NH4+ + Cl-


NH4+ + H2O ⇔ NH3 + H3O

+ Kb

Cl- + H2O → no hay reacción

[ ] [ ][ ]

[ ][ ] b

w

4

33h K

KOHOH

·NH

OH·NHK == −

−

+

+

[ ] [ ]

[ ]3

4b NH

OH·NHK

−+

=

� Cuanto más débil sea la base, menor será el valor de Kb y por tanto, mayor el de Kh, es decir,

más ácida será la disolución.

� Sí se produce reacción de hidrólisis. Cambia el pH al disolverse en agua, haciendo la disolu-

ción ácida, pH < 7.

3) Sal de ácido débil y base fuerte.

KCN → K+ + CN-


K+ + H2O → no hay reacción

CN- + H2O ⇔ HCN + OH- Ka

[ ] [ ][ ]

[ ][ ] a

w

3

3h K

KOHOH

·CN

OH·HCNK == +

+

−

−

[ ] [ ]

[ ]HCN

OH·CNK 3

a+

−

=

proviene del KOH que es una base fuerte

proviene del HNO3 que es un ácido fuerte

proviene del NH3 que es una base débil

proviene del HCl que es un ácido fuerte

proviene del HCN que es un ácido débil

proviene del KOH que es una base fuerte



� Cuanto más débil sea el ácido, menor será el valor de Ka y por tanto, mayor el de Kh, es de-

cir, más básica será la disolución.

� Sí se produce reacción de hidrólisis. Cambia el pH al disolverse en agua, haciendo la disolu-

ción básica, pH > 7.

4) Sal de ácido débil y base débil.

CH3COONH4 → NH4- + CH3COO-


NH4+ + H2O ⇔ NH3 + H3O

+ Ka

CH3COO- + H2O ⇔ CH3COOH + OH- Kb

� En este caso, la disolución será ácida o básica, dependiendo del grado de hidrólisis de cada

ión. Sí se produce reacción de hidrólisis. Cambia el pH al disolverse en agua.

Si, Ka = Kb la disolución tendrá pH = 7

Si, Ka > Kb la disolución será ácida. pH < 7

Si, Ka > Kb la disolución será básica. pH >7

Grado de hidrólisis.

� Es la relación, expresada en %, entre la cantidad de un ión hidrolizado y la que había inicial-

mente. Por ejemplo, en el caso del ión cianuro.

[ ][ ] %100·CN

CN

inicial

ohidrolizadh −

−

=α

Disoluciones reguladoras del pH. Disoluciones tampón.

� Son disoluciones que regulan, amortiguan, de una forma automática, el pH de una disolución,

ante la presencia de pequeñas cantidades de un ácido o de una base adicional. Esta situación

es muy importante en la química de los seres vivos, pues por ejemplo el pH de la sangre debe

mantenerse dentro de unos límites muy precisos. Un aumento o disminución brusca del pH

sanguíneo tiene efectos desastrosos para la supervivencia del ser humano.

� Las disoluciones tampón están formadas por.

a) un ácido débil y una sal de dicho ácido.

b) una base débil y una sal de dicha base.

proviene del NH3 que es una base débil

proviene del CH3COOH que es un ácido débil



� Por ejemplo, sea el par ácido acético/acetato sódico

CH3COONa → CH3COO- + Na+

CH3COOH + H2O ⇔ CH3COO- + H3O+

� Si, por ejemplo, se añadiera una pequeña cantidad de un ácido, aumenta [H3O+], con lo que el

equilibrio se desplazaría hacia la izquierda según Le Chatelier. De esa forma la concentra-

ción de iones [H3O+] apenas si variaría y el pH se mantiene constante.

� Si, por ejemplo, se añadiera una pequeña cantidad de una base, ésta reaccionaría con los

[H3O+], disminuyendo por tanto su concentración, con lo que el equilibrio se desplazaría

hacia la derecha según Le Chatelier. De esa forma la concentración de iones [H3O+] apenas si

variaría y el pH se mantiene constante.

Valoraciones ácido-base

� Es una técnica de análisis que permite determinar la concentración de una disolución a partir

de una reacción ácido-base, con otra disolución de concentración conocida.

� Consiste en colocar en un erlenmeyer un volumen conocido de una disolución cuya

concentración deseamos determinar y vamos añadiendo poco a poco otra disolución de con-

centración conocida llamada disolución patrón, mediante una bureta que permite medir el

volumen gastado.

� Necesitamos de un indicador (fenolftaleína, rojo de metilo, naranja de metilo, azul de

bromotimol, etc) que, gracias al cambio de color, nos indica visualmente el momento en que

se ha producido la neutralización.

� El punto en que el número de moles de iones H3O+ procedentes de la disolución ácida neutra-

liza al número de moles de iones OH- de la disolución básica se le llama punto de equivalen-

cia.

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