FUNDAMENTOS DE LA QUÍMICA

Todas las ciencias, están sustentadas en un conjunto de evidencias y hechos experimentales que le dan valides y rigor a las

teorías y leyes que respaldan a una ciencia. El llegar a establecer una teoría, el descubrir una ley requiere de gran labor de

análisis, curiosidad y diseñar el experimento correcto, después interpretar con rigor los resultados del experimento y

formarse un cuadro teórico que pueda explicar de manera clara y sencilla los resultados obtenidos. En este sentido la

primera Ley de la Química descubierta por el químico francés Antoine Laurent Lavoisier tuvo que pasar todos los

requisitos anteriores y además enfrentarse a un orden establecido por sus contemporáneos; una serie de pensamientos y

concepciones erróneas que trataban de "explicar" los fenómenos químicos. En este curso abordaremos los conceptos

básicos y las leyes fundamentales de la combinación química, aplicaremos la nomenclatura, estudiaremos las leyes que

rigen el estado gaseoso, revisaremos la estequiometria de las reacciones químicas y en particular oxidación y reducción,

las soluciones y sus propiedades, las teorías de ácidos y bases. El contenido del curso lo observamos en el siguiente mapa.

UNIDAD I.- Introducción, conceptos básicos y aplicaciones: Leyes fundamentales de la Química: Conservación de la

masa, Proporciones constantes, Proporciones múltiples, Pesos equivalentes; Teoría Atómica de Dalton; Conversiones de

unidades.

CONCEPTOS BÁSICOS

QUIMICA: Es la Ciencia que estudia la materia así como los cambios y transformaciones que le ocurren por la

acción de la energía. En esta definición se presentan dos grandes conceptos de la naturaleza: materia y energía.

1.- MATERIA: Es todo lo que observamos en el universo: Estrella, galaxia, planeta, volcán, océano, árbol, niño,

manzana, león, flor, etc., todo lo que nos rodea es materia, y presenta propiedades comunes como son: Ocupa un lugar en

el espacio, es objetiva, es decir, existe independientemente de nuestro conocimiento, tiene masa y peso, se presenta en

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cuatro estados físicos, se distinguen entre sí por sus propiedades físicas y químicas, es una forma de energía y se pueden

interconvertir y la propiedad más importante de la materia es que tiene movimiento. Se dice que la materia ocupa un

lugar en el espacio, pero esto nos hace suponer en la existencia de un espacio disponible, listo para ser ocupado por la

materia, el concepto correcto es que la presencia de la materia genera el espacio. En este sentido en el universo no existe

el vacío, porque esto supone la no existencia de la materia y por lo tanto la imposibilidad de que exista el espacio. La

materia tiene masa y peso, estas palabras aparentemente sinónimas tienen una diferencia de fondo, la masa es la cantidad

de materia contenida en un cuerpo y es una constante, sin embargo, el peso se refiere a la fuerza gravitacional con que un

planeta u otro cuerpo ejerce sobre la materia, en este sentido un material pesa diferente en la Tierra, la Luna o en Júpiter a

pesar de contener la misma cantidad de masa, el peso esta así sujeto a la fuerza gravitacional la cual es calculada por la

segunda Ley de Newton. Se presenta en cuatro estados físicos, tres estables y uno transitorio; estos son el estado sólido,

líquido y gaseoso; el otro es el plasma. La diferencia fundamental entre el estado sólido, líquido y gaseoso radica en el

orden intermolecular y el grado de movimiento que tienen las moléculas de un compuesto, por ejemplo, en el agua sólida

que conocemos como hielo, las moléculas de agua se encuentran ordenadas en posiciones precisas del espacio, unida por

enlaces químicos que impiden su movimiento y desplazamiento, esto le da su rigidez característica y le impide cambiar de

forma, si un sólido lo calentamos obligamos a sus moléculas a vibrar, rotar y desplazarse, estos movimientos originan

rupturas de algunos enlaces y desplazamientos que destruyen la configuración rígida, así se llega al estado líquido, donde

aún se conservan algunos enlaces químicos, pero se pierde la rigidez, por esa razón el líquido adquiere la forma del

recipiente que las contiene, finalmente si un líquido se calienta, éste adquiere la energía suficiente (movimiento de

rotación y translación) para romper los enlaces que aún están presentes entre las moléculas, separándolas del

conglomerado molecular y destruyendo así el estado líquido, el estado gaseoso al no tener enlaces intermoleculares, sus

componentes tienen las dimensiones atómicas y por ello son invisibles, por otro lado ellas son libres de moverse en todas

las direcciones por lo que ocupan cualquier volumen y su gran separación los hace compresibles. Todos los materiales o

sustancias que existen pueden distinguirse por sus propiedades físicas: punto de fusión, punto de ebullición, densidad,

color, conductividad eléctrica, conductividad térmica, maleabilidad, ductilidad, dureza, solubilidad, propiedades

magnéticas, propiedades ópticas, etc., La propiedad física se puede medir y observar sin que se modifique la composición

o identidad de la sustancia; y por sus propiedades químicas: reactividad, poder oxidante, poder reductor, cualidades

ácidas, propiedades básicas, sabor, olor, efecto catalítico y en general la capacidad que tiene la materia para

reordenarse internamente. La propiedad química se identifica porque ocurre siempre un cambio químico o mejor dicho:

Una reacción química. Las propiedades de la materia corresponden a alguna de las dos categorías: Propiedad extensiva o

Propiedad intensiva. a).- Propiedad extensiva depende de la cantidad de materia que se considere: Masa, Volumen,

Longitud, etc. b).- Propiedad intensiva no depende de la cantidad de materia que se considere: Densidad,

temperatura, etc. Para hablar de las dos últimas cualidades enumeradas que presenta la materia es necesario tener el

concepto de energía. La propiedad fundamental que tiene la materia es su MOVIMIENTO, cualquiera que sea su forma

de presentación, el movimiento es una propiedad intrínseca de la materia, es decir, al existir la materia existe también su

movimiento, que es indestructible como la misma materia. Este movimiento se manifiesta de diferentes maneras, las

cuales pueden pasar de una a otra.

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Andrómeda Estados físicos Materia

2.- ENERGÍA es la medida del movimiento de la materia. La energía se expresa cuantitativamente de un modo

determinado por medio de parámetros, que son característicos para cada forma concreta de movimiento. Así, para el

movimiento de translación de una masa libre la energía se expresa mediante la magnitud: E =(1/2)mv2 (m es la masa y v la

velocidad). La energía de una corriente eléctrica es eE (e es la cantidad de electricidad y E es la diferencia de potencial

eléctrico). Un descubrimiento fundamental realizado el siglo XIX se refiere a la transformación de la energía de una forma

a otra, pero conservándose. De esta manera, la energía como medida del movimiento de la materia y que se puede

transformar de una en otra, refleja la unidad de todas las formas de movimiento, su transformación mutua y la

imposibilidad de destruir el movimiento. En el año 1905 el físico alemán Albert Einstein publicó un artículo llamado:

“¿Depende la inercia de un cuerpo de la energía contenida en él?”. Este artículo es un modelo perfecto de lo que es el

procedimiento deductivo de la física, Einstein se imagino a un átomo desintegrándose radiactivamente y emitiendo rayos

gamma. Aplicando el principio de que la energía y la cantidad de movimiento tenían que conservarse en la desintegración,

fue capaz de razonar que el átomo que resultaba después de la desintegración debía tener menos masa que el átomo

original, además la cantidad de masa que había perdido tenia que ser igual a la energía total, E, emitida en forma de rayos

gamma, dividida entre la velocidad de la luz al cuadrado, es decir, m = E/c2. En sus propias palabras “Si un cuerpo libera

energía E en forma de radiación su masa disminuye en E/c2”. Fue en este trabajo donde nació su famosa formula. E = mc2

De lo anterior se deduce la Ley de conservación y transformación de la energía: "La energía no se crea ni se destruye,

sino que en todos los procesos y fenómenos, la energía total de todas las partes del sistema material, que actúan en el

proceso dado, no aumenta ni disminuye, quedando constante". La energía puede dividirse en dos grandes sectores para su

estudio: Calor y trabajo. CALOR.- Es la transmisión de energía a través de choques caóticos de moléculas de dos cuerpos

en contacto. El calor, q, es la medida de la energía transmitida de esta forma. TRABAJO. – En este caso se incluyen

distintas formas de paso del movimiento, que tienen como rasgo común la translación de masas que abarcan gran cantidad

de moléculas, bajo la acción de ciertas fuerzas, tales son la elevación de un cuerpo en el campo gravitacional (trabajo

mecánico), el paso de cierta cantidad de electricidad desde un potencial electrostático grande a otro menor (trabajo

eléctrico), la expansión de un gas que se encuentra bajo presión (trabajo mecánico), etc. El trabajo es la medida general

del movimiento transmitido de esta manera. El calor y el trabajo son las dos grandes formas en que se manifiesta la

energía y caracterizan cualitativa y cuantitativamente dos formas distintas de transmisión del movimiento de una parte del

mundo material a otra. El trabajo, W, se define como una fuerza, F, multiplicada por una distancia, d: W = F.d; El trabajo

que realiza un gas sobre sus alrededores es W = -P∆V, donde ∆V = V f-Vi, el factor de conversión de unidades es:

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1L.1Atm=101.3 J y 1J = Kg (m2/s2). El signo menos en la ecuación se debe a un convenio para W. Para la expansión de

un gas, ∆V > 0, por lo tanto, -P∆V es una cantidad negativa. Para la compresión de un gas (se realiza un trabajo sobre el

sistema), ∆V < 0, -P∆V es una cantidad positiva. Es importante observar que el calor y el trabajo no son funciones de

estado (o sea propiedades determinadas por el estado del sistema, sin importar cómo se haya alcanzado esa condición), la

suma del calor, q, y el trabajo es el cambio de energía, ∆E, que si es una función de estado, esto es: ∆E = q + W. En

resumen, el calor, q, y el trabajo, W, no son funciones de estado porque no son propiedades de un sistema, solo se

manifiestan durante un proceso y sus valores dependen de la ruta que sigue el proceso y varían de acuerdo a dicha ruta.

Transformación de la materia en energía: El aspecto más significativo es la unificación natural de los dos grandes

conceptos del universo: la masa y la energía, relacionados por una sencilla ecuación y que nos lleva a enunciar una Ley

General de Conservación de la masa y la energía: “En el Universo existe una cantidad constante de masa y energía,

pudiendo interconvertirse una en otra”. Otro aspecto es que la ecuación de Einstein reveló una nueva y hasta entonces

insospechada fuente de energía. El mero hecho de que un objeto material tenga masa le proporciona una energía, mc2, que

es muy sustancial porque la velocidad de la luz es muy grande. En general, esta energía no esta disponible desde un punto

de vista práctico, pero se ha demostrado la interconversión de la masa en energía y viceversa en el fenómeno llamado

aniquilación de pares, todas las partículas tienen antipartículas, pero el par electrón-positrón fue el primero en

descubrirse, cuando el electrón encuentra a un positrón o viceversa, en reposo, pueden aniquilarse dando lugar a dos rayos

de luz, uno de los cuales transporta una energía igual a mc2, donde m representa la masa del electrón o del positrón. Otra

implicación muy importante de esta ecuación es la “fusión nuclear”, que algún día puede convertirse en nuestra fuente de

energía barata y no contaminante. Para empezar un protón y un neutrón pueden unirse para formar un núcleo pesado de

hidrógeno, perdiendo cierta cantidad de energía, que se la lleva en forma de luz. Esta pérdida de energía significa que el

núcleo de hidrógeno tiene menos masa que la suma del protón y el neutrón. No hay en la física clásica ningún mecanismo

que pueda explicar esta pérdida de masa, la ecuación de Einstein proporciona una explicación sencilla y natural. Otro

problema que fue resuelto por la fusión nuclear y la energía generada en el proceso fue como las estrellas, incluyendo el

Sol, continuaban “quemándose”; esto es, emiten cantidades tan grandes de energía durante tanto tiempo y con tanta

intensidad. La primera y más ingenua explicación que se dio fue que el Sol es un montón de carbón encendido. Esta idea

feliz se podía rebatir inmediatamente si uno calcula durante cuánto tiempo podría quemarse tal montón de carbón para

producir la misma cantidad de energía que la observada para el Sol. La respuesta es de cerca de 1,500 años, mientras que

la edad del sistema solar es de varios miles de millones de años. Después del descubrimiento de la radiactividad se

propuso la idea de que quizá la energía del Sol era debida a la desintegración radiactiva. Si el Sol estuviese hecho de

uranio puro radiaría energía similar a la observada durante varios miles de millones de años. Pero el Sol no esta hecho de

uranio sino de hidrógeno y helio, según lo revelan los espectros de emisión atómica. Esto condujo a un callejón sin salida

hasta los años veinte, cuando George Gamow, basándose en las ideas de la mecánica cuántica, sugirió que el proceso de

fusión podría realmente tener lugar a las temperaturas existentes en el interior de las estrellas. En 1939 y de forma

independiente, H. A. Bethe y C. F. Von Weizsacker dieron los detalles de la química nuclear, completando de esta forma

la explicación de la generación de la energía solar.

Energía

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Eólica Solar Nuclear Tipos de energía

3.- TEMPERATURA mide el promedio de la energía cinética de las moléculas. En 1714 el danés Daniel Gabriel

Fahrenheit fue el primero en desarrollar una escala termométrica para distinguir que tan "frío" o "caliente" esta un objeto,

él utilizó una columna de vidrio llena de mercurio y el cero grados (hoy llamado 0 grados Fahrenheit) lo estableció con la

temperatura más baja que le fue posible obtener en el laboratorio, esto se hizo con una mezcla en partes iguales de

Hielo/cloruro de amonio, 100oF los marco con la temperatura de su propio cuerpo, al saber que los seres humanos

tenemos una temperatura corporal constante. En 1742 el astrónomo Sueco Anders Celsius diseño un termómetro más

confiable y sustentado en propiedades físicas de la materia, además de usar vidrio capilar para mejorar la observación y

una más rápida respuesta a los cambios de temperatura. Celsius tomó para marcar los 0oC el punto de fusión del agua, es

decir, el punto donde el agua sólida (hielo) se encuentra en equilibrio con el estado líquido, los 100 oC se establecieron

cuando el agua llega a su punto de ebullición, es decir, cuando la presión de vapor de vapor del líquido esta en equilibrio

con la presión atmosférica. Los termómetros modernos están basados en esta escala llamada indistintamente centígrada o

Celsius; se utiliza como material sensible el mercurio, por ser un metal líquido que se expande o contrae con el aumento o

disminución de la temperatura, aparte de ser buen conductor del calor, su brillo lo hace muy distinguible.

Finalmente la escala científica para medir la temperatura es la Kelvin que esta basada en la Ley de Charles y Gay-Lussac.

Estos dos investigadores encontraron en el siglo pasado la relación matemática que existe entre el volumen de un gas y su

temperatura, a presión constante y se puede escribir como: V = Vo(1 + α t), aquí V es el volumen de una cantidad fija de

un gas a presión constante, Vo es el volumen que él ocupa a la temperatura de cero grados en la escala Celsius, alfa es una

constante que tiene aproximadamente el valor de 1/273 para todos los gases, y t es la temperatura en la escala Celsius, esta

ecuación de estado establece que el volumen de un gas aumenta linealmente con su temperatura. En los gases, la

dependencia del volumen respecto a la temperatura es considerablemente más sencilla que en los sólidos y en los líquidos,

el hecho de que todos los gases se comporten igualmente cuando son sometidos a un cambio dado de la temperatura

sugiere que se deberían utilizar las propiedades de los gases para definir una escala de temperatura, esto es exactamente lo

que se hace, la expresión dada anteriormente para expresar la Ley de Charles y Gay-Lussac puede escribirse de nuevo

como: t = ( V - Vo )/Voα, Esta ecuación puede interpretarse diciendo que existe la temperatura t, que, por definición, es

una cantidad que aumenta linealmente con el volumen de un gas. ¿Qué es la temperatura? Finalmente reconocer y

comprender que cosa era la temperatura llevó más de 150 años después del diseño del primer termómetro y esto fue

resuelto bajo la teoría cinética de los gases ideales, en la que se hizo patente que es el movimiento molecular y los

choques caóticos los que producen el efecto del calor y que este fenómeno es lo que determina la temperatura. La Teoría

Cinética de los gases desarrolló las ecuaciones necesarias que relacionan las leyes de los gases con el movimiento

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molecular y llega a la ecuación: mv / 2 = 3kT/2, donde m es la masa de las moléculas, v, su velocidad, k se le llama

constante de Boltzman y resulta de la división de la constante universal de los gases y el número de Avogadro, R/N,

finalmente T es la temperatura absoluta o Kelvin. Esta ecuación nos muestra que hay una relación entre la velocidad de un

gas con la temperatura. Un hecho importante es que debido al inmenso número de moléculas que existe en un volumen

dado y al carácter estadístico de su velocidad, la temperatura sólo nos mide el promedio de la velocidad molecular o más

claramente: La temperatura mide el promedio de la energía cinética de las moléculas.

Ejercicio I.- Conversión de unidades, densidad, temperatura y energía.

1.- Expresar 5.38 centímetros en metros, milímetros, kilómetros, micrómetros y nanómetros.

2.- Convertir las siguientes cantidades: (a) 0.500 pies cúbicos en litros; (b) millas por galón en

kilómetros por litro.

3.- Una caja tiene 252.56 cm de ancho, 18.23 cm de profundidad y 6.50 cm de altura. Calcular el

volumen de la caja en metros cúbicos.

4.- La circunferencia de un círculo está dada por πd, donde d es el diámetro del círculo. Calcular

la circunferencia de un círculo cuyo diámetro es de 7.46 cm. π = 3.141593. El valor expresarlo

en metros.

5.- Si el precio de la gasolina es de $2.119/gal, ¿Cuál es su precio en centavos por litro?

6.- ¿Cuál es masa de un bloque rectangular de cobre de 24.4 cm X 11.4 cm X 8.9 cm? La

densidad del cobre es de 8.92 g/cm3

7.- La densidad del vinagre es de 1.0056 g/cm3. ¿Cuál es la masa de tres litros de vinagre?

8.- Determínese la masa de aluminio contenida en 5 Pies3 de este material cuyo peso específico

es 2.70

9.- La densidad de la plata es de 10.5 g/cm3.

a).- ¿Cuál es el volumen, en cm3, de un lingote de plata con masa de 0.743 kg?

b).- Si esta muestra de plata es un cubo, ¿Qué longitud, en cm, tendría cada lado?

c).- ¿Cuál sería la longitud de cada lado en pulgadas?

10.- La masa de un recipiente vacío es de 77.664 g y cuando se llena con agua es de 99.646 g.

a).- Calcular el volumen del recipiente considerando que la densidad del agua es de 1.0000

g/cm3.

b).- Se introduce un trozo de metal en el recipiente vacío y la masa del conjunto es de 85.308 g.

Calcular la masa del metal.

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c).- El recipiente con el metal se llenó con agua y la masa de todo el sistema fue de 106.442 g.

¿Qué masa de agua se agregó?

d).- ¿Qué volumen de agua se agregó?

e).- ¿Cuál es el volumen del trozo de metal?

f).- Calcular la densidad del metal.

11.- Una muestra de ácido sulfúrico concentrado contiene 95.7 % en peso de H2SO4 y su

densidad es 1.84 g/cm3.

a) ¿Cuántos gramos de H2SO4 puro contiene 1 litro de ácido?

b) ¿Cuántos cm3 de ácido contienen 100 g de H2SO4 puro?

12. - Por análisis se ha encontrado que 20 cm3 de ácido clorhídrico concentrado que tiene una

densidad de 1.18 g /cm3 contiene 8.36 g de HCl.

a) Encuéntrese la masa de HCl por cm3 de solución de ácido.

b) Encuéntrese el porcentaje en peso (masa) de HCl en el ácido concentrado.

13.- El ácido de los acumuladores de automóvil se compone de 40 % de ácido sulfúrico y 60 %

de agua, en masa. Su

densidad relativa es de 1.31. Calcular la masa de H2SO4 puro que hay en 100 mL de esta solución

ácida.

14.- Cuando la temperatura es de 100 ºF a la sombra. ¿Cuál es la temperatura en la escala

Celsius?

15.- Cuando la temperatura absoluta es de 400 K. ¿Cuál es la temperatura Fahrenheit?

16.- Expresar 15 ºF en ºC; 32.6 ºF en K; 328 K en ºF y 11.3 ºC en ºF.

17.- Convertir la temperatura a la que funden los metales siguientes a las escalas Celsius y

Fahrenheit: Al 933.6 K y Ag 1235.1 K.

18.- Un objeto de 40kg está ubicada en el suelo del noveno piso (cada piso tiene 2,5 m

de altura) ¿Cuál es la energía cinética del objeto cuando llega al suelo?

19.- Un carro pesa 1.800 toneladas y se desplaza a 110 Km/hora ¿Cuál es su energía

cinética?

20.- La fisión nuclear de 2 kg de uranio-235 (el caso de la bomba atómica lanzada por

USA sobre Hiroshima el 6 de agosto de 1945) libera 1.646 X 10 14 J de energía

radiante y térmica ¿Qué masa tendrán los productos de la reacción? ¿Qué masa del

material no reacciona?

21.- Cierto gas se expande de un volumen de 2.0 a 6.0 L a temperatura constante.

Calcular el trabajo realizado por el gas si la expansión ocurre contra una presión

constante de 1.2 Atm.

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22.- El trabajo realizado cuando se comprime el gas en un cilindro es de 462 J. Durante

este proceso hay una transferencia de calor de 128 J del gas hacia los alrededores.

Calcular el cambio de energía para este proceso.

4.- ÁTOMO es la parte más pequeña de la materia que interviene en una reacción química. La observación de los

cuerpos que nos rodean no nos permite concebir una estructura corpuscular de la materia. El aspecto de los objetos que

nos son familiares -una hoja de papel, un trozo de madera o de acero, un líquido- nos haría pensar más en una distribución

continua de la materia, por tanto resulta difícil explicar, a partir de tal hipótesis de continuidad, las propiedades de los

diferentes cuerpos y sus transformaciones químicas y físicas, por ejemplo la compresión y expansión de los gases se

explican fácilmente si se admite que están constituidos por partículas separadas entre sí por el vacío; sin embargo, los

gases pueden pasar al estado sólido y líquido, por consiguiente la hipótesis de una estructura corpuscular debe ser válida

respecto de todos los estados físicos, si tomamos sal y la disolvemos en un vaso de agua, el líquido homogéneo así

obtenido será diferente del agua pura, este fenómeno se explica diciendo que la sal se divide en partículas elementales, las

cuales son repartidas entre todas las partículas del agua.

Atomo Molécula Imagen de atomos

5.- SUSTANCIA es una forma de materia que tiene composición definida y propiedades distintivas. Algunos ejemplos

son el Agua, Amoniaco, Sal de mesa, Cobre, Hierro, Plata, Zinc, Azúcar, Oxígeno, Petróleo, que identificamos

rápidamente por sus propiedades químicas y físicas: densidad, olor, sabor, líquido, sólido, gas, brillo metálico, etc. En el

siguiente dibujo se hace una clasificación de la materia.

6.- MEZCLA: Es una combinación de dos o más sustancias en las que éstas conservan sus propiedades distintivas.

Las mezclas pueden ser homogéneas o heterogéneas, en la primera se observa una composición uniforme, por ejemplo

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cuando mezclamos agua con el azúcar, en cambio la mezcla heterogénea tiene una composición no uniforme, por ejemplo

cuando observamos la arena podemos distinguir las diferentes partículas que la componen. Las mezclas se pueden separar

por diferentes métodos físicos: Evaporación, sublimación, cristalización, destilación, centrifugación, cromatografía,

decantación, filtración, imantación, etc.

Mezclas homogéneas Agua con sal y con leche Mezcla heterogénea

7.- ELEMENTO: Sustancia pura que está formado por átomos de la misma especie. En la tierra existen 90 elementos

naturales y otros artificiales que podemos encontrar en la tabla periódica. Por ejemplo: carbón, plata, cobre, hidrógeno,

azufre, oro, oxígeno, nitrógeno, etc. Es una sustancia pura que no se puede separar en sustancias más sencillas por algún

método químico.

Oxígeno Tabla periódica Corteza terrestre Diamante

8.- COMPUESTO: Sustancia pura que está formada por átomos de dos o más elementos químicos unidos en

proporciones fijas. Los compuestos se pueden separar en sus elementos por métodos químicos. Los compuestos químicos

se identifican por su fórmula y por su nombre químico y se clasifican según su composición y sus propiedades físicas y

químicas: Óxidos, Ácidos, Hidróxidos, Sales, Hidrocarburos, Alcoholes, Aldehídos, Cetonas, Aromáticos, Aminas, etc.

Compuestos Heptano ADN Fármacos

9.- MOLECULA: Es una partícula compuesta de dos o más átomos iguales o diferentes que puede mantenerse libre e

independiente. Representa a los gases homonucleares: H2, O2, N2, F2, Cl2, O3; y compuestos heteronucleares: HCl, NH3,

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H2O, H2SO4, CH4, C6H6. La molécula es la estructura química más sencilla de los gases y de todos los compuestos

químicos sólidos y líquidos, contiene su geometría molecular debido al enlace químico y a la estructura electrónica, su

estudio nos permite saber si tiene propiedades polares o no polares, las representamos con los símbolos y las fórmulas en

forma molecular, estructural o semicondensada y las podemos estudiar con diferentes modelos: Esferas, barras o

espaciales. En el dibujo se plantean algunos ejemplos.

Agua H2O, Fe, Sal, Ti Agua Proteínas

10.- ION: Un ion es un átomo o grupo de átomos que tiene una carga eléctrica positiva o negativa. El átomo mantiene

su número de protones en el núcleo en cualquier reacción química y por lo tanto pierde o gana uno o más electrones que

son las partículas que tienen carga negativa. Si el átomo neutro pierde uno o más electrones, adquiere una carga neta

positiva y a este ion formado se le conoce como CATIÓN. Ejemplo: Mg → Mg +2 + 2e –. Si el átomo neutro gana uno o

más electrones adquiere una carga neta negativa y a este ion formado se le conoce como ANIÓN. Ejemplo: N + 3e - →N -3

Se dice que un compuesto es iónico porque es la unión química de un ANIÓN y de un CATIÓN.

Iones Nomenclatura de aniones Cationes y aniones Espectrómetro de masas (iones)

11.- ALOTROPO: Las diferentes formas que adquiere un elemento químico, aun en el mismo estado de agregación, se le

denomina FORMAS ALOTRÓPICAS, y este fenómeno se conoce como alotropía, por ser el caso más común, nos

referiremos como ejemplo al carbón, del cual existen dos formas alotrópicas ampliamente conocidas: diamante y grafito,

la existencia de ambas demuestra que las propiedades de las sustancias no dependen sólo de los átomos que las

constituyen, sino también de cómo se encuentran arreglados, el grafito y el diamante de una joya sólo contienen átomos de

carbono, pero ¡qué diferentes son ambos sólidos! el grafito es negruzco, brillante, quebradizo y buen conductor de la

electricidad, mientras que el diamante es transparente, aislante y duro (tanto que permite cortar vidrio o bloques de

granito), a pesar de las enormes diferencias, si se calienta un diamante hasta 1800 °C, lentamente se convierte en grafito,

que es el alótropo más estable, y a la inversa, aplicando presiones enormes, pequeñísimas muestras de grafito han podido

transformarse en diamante. Recientemente se han detectado otras dos formas alotrópicas del carbono, no tan conocidas

como las anteriores : carbón VI y fullerenos, el primero está constituido por una larga cadena de átomos de carbono en

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GRAFITO

FULLERENO O FUTBOLENO

los que se alternan enlaces sencillos y triples, y se le ha encontrado en meteoritos y en depósitos terrestres de grafito, por

su parte, los fullerenos han sido la novedad científica de la segunda mitad de los años ochenta; su síntesis se logró en 1985

mediante la evaporación del grafito por medio de un rayo láser. Uno de los fragmentos formados tenía 60 átomos de

carbono y se encontró que poseía una estructura simétrica cuasi esférica, muy parecida al balón de fútbol, con pentágonos

y hexágonos alternados, por esta razón se le da el nombre formal de Fullerenos en honor del arquitecto Richard

Buckminster Fuller inventor del domo geodésico que tiene una estructura similar.

Grafito

DiamanteFullereno

Fósforo rojoFósforo blanco

Los componentes de la partícula más pequeña que entra en una reacción química, el átomo, son: electrones, protones y

neutrones, los electrones fueron descubiertos en 1896 por el físico ingles Joseph John Thomson tras una larga serie de

experimentos que lo llevaron a concluir que toda la materia contiene una pequeña carga negativa, cuantificada poco

después por el norteamericano Robert Andrews Millikan, ahora se sabe que los electrones son parte fundamental del

átomo y sus características fundamentales son: masa = 9.10 X 10 -31 kg o sea 0.00054858 uma y carga eléctrica = -1.60

X 10-19 Coulomb o sea -1. Los protones fueron descubiertos por el físico alemán Goldestein, también efectuando

experimentos similares a los de Joseph John Thomson con los rayos catódicos, las características de los protones son:

masa = 1.6724 X10 -27 kg o sea 1.0073 uma. y carga eléctrica = +1.60 X10 -19 Coulomb o sea +1. Finalmente los neutrones

fueron descubiertos por el físico ingles James Chadwick en 1932, m = 1.6744 X 10 -27 Kg o sea 1.0087 uma y su carga

eléctrica es cero. Desde el descubrimiento del neutrón se sabe que todos los átomos contienen estas tres partículas

fundamentales, en un átomo neutro, el número de electrones que se hallan girando alrededor del núcleo es igual al número

de protones que se hallan dentro del núcleo. En 1927 con el desarrollo de la Mecánica Cuántica se sabe que las

propiedades químicas están determinadas por la distribución de electrones que tiene el átomo en sus niveles de energía y

es por esa causa que hay elementos muy parecidos entre sí, por ejemplo: Li, Na, K, Rb; otros: Cu, Ag, Au; otros: He, Ne,

Ar, Kr, Xe. Los protones son los que determinan la identidad de cada elemento, son los protones los que marcan la

diferencia fundamental entre un elemento y otro, así por ejemplo: el único elemento que tiene 6 protones es el carbono; el

único elemento que tiene 8 protones es el oxígeno; el único elemento que tiene 20 protones es el calcio y el único

elemento que tiene 79 protones es el oro. Los alquimistas invirtieron 300 años tratando de convertir el hierro en oro, pero

el hierro tiene 26 protones y el oro 79.

Rayos catódicos Átomo

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12.- NÚMERO ATÓMICO: Es el número de protones que hay en el núcleo de un átomo y numéricamente es igual al

número de electrones en un átomo neutro. Dos átomos con la misma carga nuclear (mismo número de protones), no deben

tener necesariamente el mismo número de neutrones, como un neutrón no tiene carga eléctrica, no influye en el número de

electrones en un átomo.

13. – ISOTOPO: Átomos con el mismo número de protones, pero con diferente número de neutrones y por lo mismo

diferente masa atómica. Existen 3 isótopos de Hidrógeno: hidrógeno (un protón); deuterio (un protón y un neutrón) y

tritio (un protón y dos neutrones). Se puede ver que todos tienen un protón y por eso se caracterizan como hidrógeno, pero

al tener diferente número de neutrones, poseen diferente masa.

14.- MASA ATÓMICA: Es la suma de protones y neutrones que hay en el núcleo atómico. De esta definición debemos

entender que el peso o masa atómica que viene en la tabla periódica sólo es el promedio de los pesos atómicos de los

isótopos de cada elemento. ¿Qué función desempeñan los neutrones dentro del núcleo? Aunque los neutrones fueron

descubiertos en 1932 no se entendía cuál era su función en el interior del núcleo, hasta que en 1947 el físico japonés

Heideki Yukawa explico su presencia por las fuerzas de intercambio, más poderosas que las gravitacionales o las fuerzas

eléctricas, en ellas continuamente se están intercambiando o interconvirtiendo los protones en neutrones y los neutrones

en protones para reducir al mínimo las fuerzas de repulsión eléctricas y estabilizar el núcleo atómico que de otra manera

se desintegraría. MASA ATÓMICA Y MASA NUCLEAR: El número de masa o masa atómica es una indicación

aproximada de la masa de un átomo. Las medidas indican que los átomos que contienen muchos protones y neutrones no

son múltiplos enteros de la masa del Hidrógeno, las medidas reales de la masa se efectúan con un espectrógrafo de masas,

instrumentos que usan una combinación de campos eléctricos y magnéticos para ejercer fuerza sobre átomos ionizados,

de acuerdo a la masa de dichos iones se produce una deflexión (curvatura) que es proporcional a su masa atómica.

15.- LA UNIDAD DE MASA ATÓMICA: Aunque es posible la medición absoluta de la masa atómica en gramos, es

mucho más fácil usar medidas relativas, por este motivo, las masas atómicas se dan usualmente en términos de una masa

asignada arbitrariamente. Históricamente, las medidas de masa relativa de diversos tipos de átomos precedieron a las

medidas absolutas, ya que esto pudo hacerse por métodos químicos simples, se eligió una escala basada en el oxígeno,

tomando la masa del átomo de oxígeno exactamente como 16 unidades de masa atómica (uma), de modo que una uma =

1/16 de la masa del átomo de oxígeno. Todo fue muy bien hasta el descubrimiento de los isótopos y, de modo especial,

hasta el descubrimiento hecho en 1929 por Giauque y Johnston de que el oxígeno consiste de tres isótopos que son O 16, O 17 y O 18. Así, los pesos atómicos de los elementos químicos no habían sido medidos con precisión. En la actualidad se

acepta una nueva unidad de masa atómica, uma, (1 uma = 1.660 X 10 -27Kg) y es exactamente 1/12 de la masa de C12. En

esta escala el oxígeno pesa 15.99491 u.

16.- MOL: Es la cantidad de una sustancia que contiene tantas partículas (átomos, moléculas, iones, electrones, etc.)

como átomos que hay exactamente en 12 g de carbono-12. El número de partículas se ha calculado experimentalmente y

se le conoce como NUMERO DE AVOGADRO, (NA), en honor del científico italiano Amadeo Avogadro, su valor

redondeado es: NA = 6.022 X 10 23. De tal forma que si tenemos un mol de átomos de hidrógeno, tiene 6.022 X 10 23

átomos de hidrógeno; un mol de moléculas de hidrógeno (H2), tendrá 6.022 X 10 23 moléculas. Un mol de átomos de

carbono-12 tiene una masa exacta de 12 g y 6.022 X 1023 átomos, a esta cantidad se le conoce como masa molar.

12

17.- MASA MOLAR: Se define como la masa en gramos o kilogramos de un mol de átomos o moléculas de una

sustancia. La masa atómica de un elemento se expresa en uma y la masa molar en gramos, pero el valor es el mismo.

Igual si hablamos de masa molecular de un compuesto en uma y su masa molar en gramos.

Ejercicio II.- Isótopos, pesos atómicos, pesos moleculares y mol.

1.- Clasificar los siguientes materiales como elementos, compuestos o mezclas, justificando la

afirmación: (a) gasolina, (b) agua común, (c) carbonato de calcio, (d) tinta de un bolígrafo, (e)

pasta dental, (f) hoja de aluminio.

2. - El argón natural consta de tres isótopos, los átomos de los cuales aparecen con las

siguientes abundancias: 0.34 % de 36Ar, 0.07 % de 38Ar y 99.59 % de 40Ar. Calcúlese el peso

atómico del argón a partir de estos datos.

3. - El boro natural consta de 80 % de 11B y 20 % de otro isótopo. Para poder explicar el peso

atómico, 10.81 uma, ¿Cuál debe ser la masa nuclídica del otro isótopo?

4. - El 35Cl y 37Cl son los únicos isótopos naturales del cloro. ¿Que distribución porcentual

explicaría el peso atómico de 35.453 uma?

5.- Completar los espacios vacios de la tabla:

Símbolo Fe2654 +2

Protones 5 79 86Neutrones 6 16 117 136Electrones 5 18 79Carga neta -3 0

6.- De la siguiente tabla resolver las siguientes preguntas: a).- ¿Cuáles especies son neutras?,

b).- ¿Cuáles especies tienen carga negativa?, c).- ¿Cuáles especies tienen carga positiva?, d).-

¿Cuáles es el símbolo químico de cada especie?

Átomo o ion

A B C D E F G

Electrones

5 10 18 28 36 5 9

Protones 5 7 19 30 35 5 9Neutron

es5 7 20 36 46 6 10

7. - Determínese las masas molares para las siguientes moléculas: KOH, HNO3, Fe4[ Fe(CN)6 ]3,

agua, ácido fosfórico, Acetona.

8. - Calcúlese él número de gramos en un mol de cada una de las siguientes sustancias

comunes: a). - Calcita CaCO3; b). - Cuarzo SiO2; c). - Azúcar de caña C12H22O11; d). - Yeso CaSO4.

H2O; Plomo blanco Pb(OH)2. 2 PbCO3.

9. - Cuantos moles están contenidos en: a) 32.7g de Zn; b) 7.09g de Cl; c) 95.4g de Cu; d)

4.31g de Fe; e) 0.378g de S.

10. - ¿Cuántos moles representan: a) 24.5g H2SO4; b) 4.00g de O2; c).- 15 g de Etanol; d).- 50 g

de ácido acético.

13

11. - ¿Cuántos moles de Fe y S están contenidos en: a) 1mol de FeS2; b) 1Kg de FeS2 ; c)

¿Cuántos Kg de S están contenidos exactamente en 1 Kg de FeS2?

12. - ¿Cuántos moles de Ba y Cl están contenidos en 107.00g de Ba(ClO3)2. H2O? ¿Cuántas

moléculas de hidratación están en la misma cantidad?

13. - ¿Cuántos átomos de cada uno de los elementos constituyentes están contenidos en un mol

de: a) 1 mol de metano contiene: 12 g de C y 4.0316 g de H; b) 1 mol de Fe 2O3 contiene:

111.68 g de Fe y 48 g de O; c) 1 mol de Ca3P2 contiene: 120 g de Ca y 62 g de P?

14. - ¿Cuál es el peso promedio de un átomo en g de: a) hidrógeno; b) oxígeno; c) uranio?

15. - ¿Cuál es el peso promedio de una molécula de: a) CH3OH; b) C60 H122?

16. - En un análisis típico de vidrio Pyrex se encontró 12.9 % de B2 O3, 2.2 % de Al2 O3, 3.8 % de

Na2O, 0.4 % de K2 O y el resto SiO2. Supóngase que los porcentajes de los óxidos suman 100 %.

¿Cuántos átomos de silicio están presentes? ¿Cuántos átomos de boro hay? ¿Cuál es la relación

entre los átomos de silicio y los de boro en el vidrio?

17. - ¿Calcular cuantas moléculas de agua hay en un cm3, cual es el volumen de una molécula y

cuál será el radio de cada molécula de agua?

18. - ¿Cuántas moléculas hay en 1 cm3 de aire a condiciones normales sabiendo que el peso

molecular promedio es de 28.8 uma?

LEYES FUNDAMENTALES DE LA COMBINACIÓN QUÍMICA

Antoine Lavoisier Joseph Louis Proust John Dalton Benjamín Richter

La teoría de las cuatro "sustancias" o "principios fundamentales" defendida o perfeccionada por Aristóteles en el siglo IV

antes de Cristo, se mantuvo en el fondo de todas las ideas sobre la naturaleza de las cosas hasta llegar al siglo XVII.

Paracelso, médico y alquimista alemán, había defendido en el siglo XVI la existencia de un "principio de combustión" al

que llamó "azufre", contenido por las sustancias capaces de arder. Las que no se quemaban, opinaba Paracelso, carecían

de este "principio". En el siglo siguiente los ingleses Robert Boyle y Robert Hooke estudiaron el fuego con profundo

interés. Para Boyle, las ideas de Paracelso y los alquimistas eran producto de la ignorancia y el oscurantismo; rechazaba la

existencia de las sustancias fundamentales, simples, entre las que se encontraba el fuego. Para los alquimistas el fuego

representaba un medio de "matar la materia", de destruir su forma para dar origen a otra diferente. En la época de Boyle

el calentamiento de los metales se conocía como calcinación, Boyle hizo dos importantes observaciones: Que al calcinar

el metal se consumía aire, y que la cal metálica pesaba más que el metal original. Conviene advertir que la Química del

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siglo XVI no era todavía una profesión, era una afición, una ocupación de "filósofos de la naturaleza", farmacéuticos y

médicos, en su mayoría preocupados por conocer la estructura y propiedades de la materia. En el siglo XVIII surgió la

teoría del fuego y la combustión que seria considerada como una de las más perfectas del siglo XVIII, su máximo

representante era el médico alemán Georg Ernst Stahl y su teoría se llamo del Flogisto. Proponía que las sustancias

capaces de arder lo eran por contener un "principio de combustión" al que llamo flogisto, de la palabra griega Phlogistós,

inflamable, que escapaba al aire o se trasladaba de una sustancia a otra durante la combustión a través de la flama. La

calcinación de los metales iba acompañada de esa fuga mientras éstos se transformaban en la cal metálica

correspondiente. La teoría del flogisto encontró apoyo en observaciones como la siguiente: añadiendo carbón, considerado

como flogisto casi puro, a la cal metálica, y procediendo a la combustión, se recuperaba el metal original, observación que

se interpretaba en el sentido de que "se había devuelto el flogisto anteriormente perdido" al transformarse el metal en cal

metálica, y en consecuencia se había logrado la reversibilidad del proceso: Metal (combustión) flogisto liberado + cal

metálica; Cal metálica + carbón (combustión) metal (flogisto). Así, creyéndose "iluminados", los investigadores de la

Química del siglo XVIII permanecieron en la más densa oscuridad respecto a las causas y efectos del fuego, hasta que

llego Lavoisier a ordenar el caos. EXPERIMENTOS QUE REALIZO LAVOISIER: Empezó por "calcinar" estaño en un

recipiente cerrado hasta transformarlo en "cal metálica" y, pesando cuidadosamente, demostró que el peso total del

recipiente con su contenido no cambiaba a lo largo del proceso. Razonando como lo haría un observador de la época

pensaríamos que, de ser verdadera la existencia del flogisto, éste se habría desprendido del metal durante la calcinación,

pero como el peso total del recipiente cerrado no se había modificado, dicho flogisto tenía que haberse quedado dentro,

mezclado con el aire encerrado en el recipiente, llenándolo sobre cal metálica. Lavoisier pensó que de ser así, la presión

interior, la del aire encerrado, "debería haber aumentado". En esas condiciones, ¿qué ocurriría al destapar el recipiente? El

investigador francés razonó que el aire encerrado tendría que salir violentamente y entonces sé notaria la expulsión de la

corriente de aire, sin embargo, al abrir el recipiente, ocurrió exactamente lo contrario, en lugar de salir, entró

violentamente el aire del exterior del recipiente, Lavoisier razono que la conservación del peso total antes de abrir el

recipiente quedaba explicada al considerar que cierto peso de una sustancia había simplemente cambiado de lugar, del aire

al metal, para hacerlo cal, después de destapar, al penetrar el aire del exterior, el peso total del conjunto debería pesar más,

como efectivamente verificó Lavoisier, con estos resultados Lavoisier llega en 1789 a las siguientes conclusiones más

sobresalientes:

1. - En todo proceso químico la cantidad total de reactivos y productos es constante (se conserva) antes y después del

experimento.

2. - El aire esta compuesto de dos gases Nitrógeno 78% y Oxígeno 22%; poco después se descubrió la presencia de Argón

en 1%, por lo que hay de Oxígeno sólo un 21%.

3. - Lavoisier creyó, equivocadamente que el oxígeno era un constituyente esencial de los ácidos y por esta razón a este

elemento le llamo Oxígeno ( Generador de ácidos ).

4. - Comprobó experimentalmente que la parte activa del aire que entra en reacción química con los metales es el oxígeno

y no la falsa idea de que los metales contenían una sustancia que los hacia arder o entrar en combustión llamado

flogisto.

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5. - Mostró que este mismo gas era indispensable para la respiración y que al entrar el oxígeno a los pulmones salía

convertido en bióxido de carbono (CO2).

¿CÓMO INTERPRETÓ LAVOISIER SUS RESULTADOS? En 1789 las ideas revividas de la teoría atómica eran

aquellas propuestas en el siglo V antes de Cristo por Leucipo y Demócrito: en los fenómenos de transformación de la

materia se hacia evidente que esta podía cambiar de forma pero no surgir de la nada o desaparecer en ella. La materia es

eterna e indestructible. Así podemos entender que en una reacción química sólo hay una recombinación o reordenamiento

de átomos, pero la cantidad total de ellos permanece constante, así surge la: LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA

MATERIA: "En todo proceso físico o químico la cantidad total de materia antes y después del proceso es una

cantidad constante, lo que implica que la materia no se puede crear ni destruir".

LEY DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES: Esta ley fue postulada por Joseph Proust (francés) y Benjamin

Richter (alemán) en 1800, su presentación fue producto de las investigaciones sobre los análisis elementales de varios

compuestos. El inglés Henry Cavendish descubrió como descomponer el agua por electrólisis, es decir, que al pasar una

corriente eléctrica a través del agua acidulada (para hacerla conductora) ésta se descomponía en hidrógeno y oxígeno y la

proporción de volúmenes siempre era en una relación de 2 volúmenes de Hidrógeno y 1 volumen de Oxígeno, pero más

importante aún era que no importaba la procedencia de la muestra de agua, ésta podía ser obtenida de un pozo, de la

lluvia, un río, del mar, del deshielo de una montaña, etc. y el experimento revelaba que siempre existía la misma

proporción de Hidrógeno y de Oxígeno (2:1). Así se encontró en principio que un mismo compuesto siempre tiene la

misma proporción de átomos. Otro experimento realizado para validar esta idea se encuentra en la síntesis del bióxido de

carbono (CO2) donde se puede dar una idea clara de la dificultad para obtener las masas de oxígeno y carbono que se

combinan, se determinó que se requiere 27 % en masa de carbón y 73 % en masa de oxígeno, de donde se concluye que:

“En un compuesto dado, los elementos constituyentes se combinan siempre en las mismas proporciones de peso, no

importando su origen o modo de preparación”.

La ley de las proporciones fijas implica que los experimentos anteriores se pueden realizar en cualquier parte del mundo y

sus resultados deben de ser los mismos, independientemente de las condiciones de reacción, las materias primas utilizadas

y su procedencia. Finalmente esta ley la podemos explicar a la luz de la existencia de los átomos considerando que:

a). - Los átomos tienen diferente peso, por eso los encontramos en diferentes proporciones en peso en un compuesto.

b). El encontrar en cualquier muestra de un mismo compuesto siempre la misma cantidad implica que los átomos, se

combinan en cantidades enteras, es decir, son indivisibles.

16

LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES: “Si dos elementos forman más de un compuesto, los diferentes

pesos de uno de ellos, que se combinan con un peso constante de otro, están en una razón de números enteros y

pequeños”. Las reacciones químicas son controlables a través de parámetros como: la temperatura, presión, concentración

de reactivos, presencia de catalizadores, etc. Si variamos los parámetros anteriores podemos obtener a partir de dos

elementos, diferentes compuestos; si mantenemos el peso de uno constante, por ejemplo el carbono entonces:

1 gramo de carbono → 1.333 g de oxígeno

1 gramo de carbono → 2.667 g de oxígeno

Se observa que la relación en que se encuentra el Oxígeno en los dos compuestos es 2:1

El Oxígeno reacciona con el Nitrógeno para dar 5 diferentes compuestos, si mantenemos constante el peso de Nitrógeno

entonces:

Nitrógeno Oxígeno (gramos) Relación Fórmula Valencia (N) Valencia (O)

1 gramo

0.571 1:1 N2O 1

2

1.143 1:2 NO 2

1.714 1:3 N2O3 3

2.285 1:4 NO2 4

2.875 1:5 N2O5 2

Lo más relevante de estos experimentos es la aparición de números enteros en las proporciones de oxígeno de un

compuesto a otro. Las implicaciones de estos experimentos y la ley deducida cuando se relaciona con la existencia de los

átomos: a). - Que se formen 2 o más compuestos a partir de dos elementos nos indica que los átomos tienen diferente

capacidad de reacción (hoy conocida como valencia). b). - Que las proporciones de pesos nos de una relación de números

enteros, nos indica que los átomos se combinan en cantidades enteras, es decir, son indivisibles.

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LA LEY DE LOS PESOS EQUIVALENTES: “Los pesos de los diferentes elementos que se combinan con el

mismo peso de un elemento dado, son los pesos relativos a aquellos elementos cuando se combinan entre sí, o

bien múltiplos o submúltiplos de estos pesos Atómico de estos elementos”. Esto significa que la combinación

siempre se da entre los pesos equivalentes de los elementos, por definición: "Peso equivalente es el peso de un elemento

que se combina o reemplaza a 1.00 g de Hidrógeno o bien a 8.00 g de Oxígeno". También definimos el peso equivalente

de un elemento químico como la masa molar dividida entre la valencia del elemento, o sea Peq = Masa molar/valencia.

Ejemplo 1 Ejemplo 2

TEORÍA ATÓMICA DE JOHN DALTON: John Dalton (1766-1844) profesor inglés que descubrió la Ley de las

presiones parciales, la Ley de las proporciones múltiples, un primer modelo sobre la naturaleza de los gases y

primordialmente, su teoría atómica. La importancia del pensamiento de John Dalton fue el interés en probar una idea por

medio de la ejecución de un experimento cuantitativo, y su triunfo fue la comprobación de que diversos datos

experimentales pueden ser resumidos en un limitado conjunto de generalizaciones sobre el comportamiento de la materia;

la contribución de Dalton no fue que él propusiera una idea de asombrosa originalidad, sino que formulase claramente un

conjunto de postulados concernientes a la naturaleza de los átomos; un conjunto de postulados que destacaban el PESO

como una propiedad atómica fundamental. Así, haciendo una revisión de las leyes deducidas en el transcurso de los

experimentos químicos llego a las siguientes conclusiones:

Conservación de la masa Proporciones fijas Proporciones múltiples Pesos Equivalentes

a).- La materia es de

átomos.

b).- La materia no se crea

ni se destruye.

c).- Los átomos son

a).- Los átomos de diferentes

elementos tienen diferente

peso.

b).- Los átomos se combinan

en cantidades enteras.

a).- Los átomos tienen diferente

capacidad de reacción.

b).- Los átomos tienen diferente

valencia.

a).- Los átomos de diferentes

elementos tienen diferente peso.

b).- Los átomos se combinan en

cantidades enteras.

c).- Los átomos son indivisibles.

18

indestructibles.

d).- La reacción química es

redistribución de los

átomos.

e).- La masa se mantiene

constante.

c).- Los átomos son

indivisibles.

d).- Los átomos tienen diferente

valencia.

LOS ACIERTOS Y LOS ERRORES DE DALTON: Después de tantos años de vigencia del modelo atómico de Dalton,

varios de sus postulados han resultado tener errores, por ejemplo: 1.-Los átomos si son divisibles, pues tienen una

estructura interna, están formados por partículas más pequeñas (neutrones, protones, electrones). 2. - Los átomos de un

mismo elemento pueden ser diferentes, pues existen isótopos, cada uno de ellos con diferente masa. 3. - Con el

descubrimiento de la radiactividad en 1896, y su interpretación, se supo que el átomo de un elemento si puede convertirse

en un átomo de otro elemento, todos los elementos se han formado a partir del hidrógeno. 4. - Dalton no consideró la

posibilidad de que se formaran moléculas con átomos de un mismo elemento, como H 2 o N2. 5. - Finalmente las leyes de

combinación Química (el número de átomos de un elemento que se combina con otros) se descubrieron años más tarde.

Fueron predecibles desde la presentación de la Tabla Periódica de Mendeleiev.

Ejercicio III.- Leyes de la combinación química.

1.- Un recipiente contiene 48.5 g de agua y una masa de 20.2 g de sal. La masa total es de

98.0g. Calcula la masa del recipiente vacío.

2.- En un recipiente de 70.0 g de agua se agrega sal. Cuando se mide la masa del recipiente más

la masa de agua, más la masa de sal se obtiene un valor de 95.5 g. La masa del recipiente vacío

es 25.0 g. ¿Cuál es la masa de sal agregada?

3.- Se disuelve una sal efervescente en agua produciéndose una reacción química. Los datos

registrados durante el experimento fueron los siguientes: Masa (g) Frasco + tapa 15,3 g; Frasco

+ tapa + agua 17.8 g; Frasco + tapa + agua + sal efervescente 19.0 g; a.- Frasco + tapa +

productos de la reacción ?b.- ¿Cuál es la masa de agua utilizada? c.- ¿Cuál es la masa de la sal

efervescente agregada? d.- ¿Cuál es la masa final del sistema? e.- ¿En qué ley fundamentas tus

respuestas?

4.- Un recipiente cerrado contiene dos sustancias A y B que se ponen a reaccionar, formando una

sustancia C. Sabiendo que la masa inicial del sistema es de 160 g. a).- ¿Cuál es la masa final del

sistema? b).- Al finalizar la reacción se retira la sustancia formada (C) cuya masa es de 90 g

¿Cuál es la masa del recipiente? c).- ¿Cuál es la masa de las sustancias que reaccionan (A + B)?

5.- La urea, (NH2)2CO, se prepara por la reacción del amoniaco con dióxido de carbono: 2NH3 +

CO2 (NH2)2CO + H2O. En el proceso se hacen reaccionar 637.2 g de amoniaco. Calcular la masa

de urea que se obtiene.

19

6.- 3.178 g de cobre se calienta en oxígeno y se transforma en oxido de cobre, color negro, que

pesa 3.978 g ¿Cuál es el porcentaje de oxígeno y el porcentaje de cobre en este óxido?

7.- Determinar la composición porcentual del carbonato de potasio, K2CO3.

8.- Determinar el porcentaje de hierro en los siguientes compuestos: FeCO3, Fe2O3 y Fe3O4

9.- ¿Cuántos gramos de fierro se pueden obtener a partir de 2000 g de óxido férrico, Fe2O3?

10.- Calcular el porcentaje de CaO en el CaCO3.

11.- ¿Qué cantidad de disolución de H2SO4 al 45 % en peso se necesita para tener 200 g de

H2SO4 puro?

12.- ¿Qué peso de plata está contenido en 5 gramos de sulfuro de plata, Ag2S?

13.- El cobre reacciona con el cloro para formar dos compuestos diferentes. El compuesto 1

contiene 64.20g de cobre y 35.80g de cloro. El compuesto 2 contiene 47.27g de cobre y 52.73g

de cloro. ¿Cuál es la relación de masa de cobre a la masa de cloro para cada compuesto e

indique si se cumple ley de las proporciones múltiples.

14.- Si consideramos 50 de cada uno de los siguientes compuestos: Cl2O, Cl2O3, Cl2O5, Cl2O7.

Demostrar que se cumple la Ley de las proporciones múltiples.

15.- Una masa de 3.245 g de cadmio reacciona con un ácido y se desprende 0.0582 g de

hidrógeno. Calcular el peso equivalente del cadmio y su estado de oxidación.

16.- Un óxido de molibdeno contiene 70.58 % de molibdeno. Determinar el peso equivalente y el

estado de oxidación del molibdeno en este compuesto.

17.- El peso equivalente de la plata es 107.87. Calcular el peso equivalente del magnesio si

0.3636 g de magnesio desplaza a 3.225 g de plata de sus sales.

UNIDAD II.- Leyes de los gases ideales: Boyle-Mariotte, Charles, Gay-Lussac, Avogadro, Ecuación general de los

gases ideales, Ley de las presiones parciales, Fórmula mínima o empírica, Fórmula molecular.

PROPIEDADES DE LOS GASES: Nuestra vida transcurre bajo un manto gaseoso; la atmósfera, tres cuartas partes de

la superficie terrestre es estado líquido: los océanos, el resto de la corteza es sólido: los continentes, el entendimiento de

estos estados de la materia y de su interrelación resulta esencial para manejar adecuadamente las sustancias que nos

rodean y que determinan algo crucial para la vida humana: el clima terrestre, en los procesos industriales y en objetos de

uso común abundan también sólidos, líquidos y gases: en aerosoles, limpiadores, extinguidores, llantas de vehículos, gas

doméstico, gases industriales, y en el proceso mismo de la respiración. Con la aparición de los vegetales verdes se inicio

la reacción de fotosíntesis, en la que se producen oxígeno, azúcares y almidones a partir de CO 2, agua y luz, con ello, la

atmósfera perdió su carácter reductor y se oxidaron muchos de los metales que aún se encontraban en la superficie,

adicionalmente, se formó la capa de ozono, que sirvió como "escudo" para proteger el subsiguiente desarrollo de la vida

en la Tierra. Las propiedades más importantes son las siguientes:

a). - Los gases se expanden uniformemente, pueden llenar cualquier recipiente, no importa que tan grande sea.

b). - Se difunden rápidamente uno en otro.

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c). - Tienden a expandirse hacia puntos de menor presión.

d). - Ejercen presión sobre las paredes del recipiente que los contiene, la presión crece con la temperatura si el gas está

encerrado en un recipiente rígido.

e). - A presión constante, el volumen de un gas crece con la temperatura.

f). - Se les puede comprimir, por debajo de cierta temperatura, llamada "critica", la compresión termina por licuarlos.

g). - Su densidad es pequeña comparada con la de los otros dos estados.

La comprensión del comportamiento de los gases es parte fundamental de la química moderna. Medir el volumen de un

gas es equivalente a contar el número de moléculas existentes en ese volumen, y no es posible exagerar la importancia de

esta clase de medida. Además, muchos compuestos y elementos de importancia industrial son gaseosos bajo las

condiciones en que se utilizan. El trabajo del químico consiste en vincular las propiedades de los materiales a granel con

las propiedades de las moléculas individuales. La teoría cinética de los gases es un ejemplo satisfactorio de la feliz

interpretación de los fenómenos microscópicos en función de la conducta molecular. Por la búsqueda de la consecuencia

matemática del hecho de que un gas consiste en un gran número partículas que chocan con las paredes del recipiente que

lo contiene, es posible derivar la Ley de Boyle, y obtener una comprensión más completa del concepto de temperatura. Al

tratar de explicar por qué los gases no obedecen exactamente a la ley de Boyle, podemos conocer acerca del tamaño de las

moléculas y de las fuerzas que ejercen unas con otras. De modo que este estudio nos conduce a conceptos más

universales. GASES IDEALES.- El mundo real es tan complejo que aún el estudio del estado más sencillo de la materia,

los gases, tiene que hacerse a través de un modelo, es decir, una abstracción de la mente humana que tiende a imitar una

realidad, la cual podemos conocer a través de nuestros sentidos. Así el objeto de un modelo es el de simplificar la realidad

para reducirla en lo posible a los principios fundamentales. Así, el modelo de un gas ideal contiene los siguientes

principios: 1. - Se considera que un gas ideal no tiene volumen, es decir, éste es despreciable con respecto al recipiente

que los contiene, 2. - Sus choques son completamente elásticos, es decir, no intercambian energía, 3. - Existen a altas

temperaturas y bajas presiones, 4. - El aumento de temperatura provoca un aumento en la velocidad del gas y por lo tanto

en su energía cinética, 5. - Siguen linealmente las leyes de los gases, esto es: Ley de Boyle, Charles, Avogadro.

En general, el volumen de cualquier material sólido, líquido o gaseoso, es determinado por la temperatura y la presión que

soporta. Existe una relación matemática entre el volumen de una cantidad dada de material y los valores de la presión y la

temperatura; esta relación matemática se llama ECUACION DE ESTADO, y puede escribirse simbólicamente como: V

= V(T, P, n), que podemos leer como: V es una función de la temperatura, de la presión y del número de moles del

material. En el caso de los líquidos o los sólidos, las ecuaciones son mucho más complicadas y difieren de una sustancia a

otra. Pero los gases son únicos por cuanto que las ecuaciones de estado de todos ellos son aproximadamente iguales, esto

se debe al hecho de que en el estado gaseoso las moléculas son esencialmente independientes unas de otras y, en

consecuencia, la naturaleza particular de las moléculas individuales no afecta considerablemente al comportamiento

general del gas. Inevitablemente, la determinación de una ecuación de estado de los gases implica una medida de la

presión, o fuerza por área que un gas ejerce sobre las paredes del recipiente que las contiene. Comúnmente, la presión de

los gases se expresa en atmósferas o milímetros de mercurio como unidades de presión con la idea fundamental de fuerza

por unidad de área, sólo se necesita examinar cómo se mide la presión experimentalmente.

21

La presión que ejerce la atmósfera de la tierra se mide comúnmente por el dispositivo llamado barómetro. El tubo vertical

que contiene el mercurio está totalmente vació de todo gas. La altura de la columna de mercurio, encima de la superficie

de mercurio, está determinada por el requisito de que la fuerza debido al mercurio que está en la columna debe ser igual a

la fuerza que ejerce la atmósfera circundante sobre el área unitaria de la superficie de mercurio. Bajo las condiciones

atmosféricas ordinarias, al nivel del mar, esta altura está próxima a los 760 milímetros. Por consiguiente, se hace la

definición arbitraria de que una atmósfera normal corresponde a 760 mm. de mercurio, cuando la temperatura es de 0ºC.

FUERZA = MASA X ACELERACIÓN = Densidad del Hg X h X A X g. Donde h es la altura de mercurio; A es el

área que soporta la superficie del mercurio y g la aceleración de la gravedad. 1 atmósfera = 760 Torr = 1.0013 X 106

dinas/cm2 = 1.013 X 106 N/m2 o Pascal.

Evangelista Torricelli

LEY DE ROBERT BOYLE.- “La presión de una cantidad fija de gas a temperatura constante es inversamente

proporcional al volumen del gas”. La relación aritmética que existe entre la presión y el volumen de una cantidad dada de

gas a una temperatura determinada fue descubierta por Robert Boyle en 1662. Boyle encerró una cantidad de aire en el

extremo cerrado de un tubo en U, empleando mercurio como fluido en el recipiente. En este tipo de experimento, la

presión que existe en el tubo cerrado es igual a la presión de la atmósfera más la presión ejercida por la columna de

mercurio de altura h. Vertiendo más mercurio en el tubo más largo puede aumentarse la presión sobre el gas y anotarse la

correspondiente disminución del volumen del gas. Boyle descubrió que el producto de la presión por el volumen de una

cantidad fija de gas era un valor aproximadamente constante. También notó que el calentamiento de un gas aumentaba su

volumen cuando se mantenía constante la presión. Sin embargo, él no investigó este fenómeno más allá, posiblemente

debido al hecho de que la idea de la temperatura no estaba bien definida en ese tiempo. Sin embargo, la observación de

Boyle relativa al efecto cualitativo del calentamiento de un gas fue importante porque demostró que, a fin de hacer

determinaciones significativas de la relación entre presión y volumen, tenía que mantenerse constante la temperatura del

medio circundante durante el experimento. De estos valores se pueden deducir que a una temperatura constante la

cantidad de gas encerrado en un recipiente varia inversamente proporcional a la presión aplicada, esto puede escribirse

así: P.V = K (constante); P1.V1 = P2 . V2 o V1/ V2 = P2 / P1. Muy a menudo en las investigaciones experimentales se

obtienen los datos como conjuntos de números (tales como valores simultáneos de P y V) que dependen mutuamente en

cierto modo desconocido. Una técnica muy útil y conveniente para descubrir la relación entre una serie de valores

simultáneos de la presión y el volumen consiste en representar los datos en un sistema de coordenadas rectangulares que

tienen la presión y el volumen como ejes. Una curva continua que pasa por los puntos determinados experimentalmente

puede entonces indicar la relación matemática entre dos variables. Las siguientes relaciones nos muestran la ley de Boyle:

a). - Relación entre la presión y el volumen de un gas ideal.

22

b). - Presión de un gas como una función inversa del volumen.

c). - Producto presión-volumen como una función de un gas ideal.

Los datos experimentales muestran que de hecho los gases obedecen a la Ley de Boyle muy estrechamente en el orden de

las presiones investigadas. Cualesquiera que sean las desviaciones, se deben a las fuerzas que las moléculas ejercen

mutuamente, y tienden a desaparecer cuando la densidad del gas se hace pequeña. En el límite de una presión muy baja a

de un gran volumen, todos los gases siguen exactamente la Ley de Boyle.

Boyle Gráfica P & V Experimento

LEY DE CHARLES Y GAY-LUSSAC.- “Volumen de una cantidad fija de gas mantenido a presión constante es

directamente proporcional a la temperatura absoluta del gas”. La relación matemática que existe entre el volumen de un

gas y su temperatura, a una presión constante, se conoce como Ley de Charles y Gay-Lussac, y puede escribirse en la

forma: V = Vo(1 + αt). Aquí V es el volumen de una cantidad fija de un gas a presión constante, V o es el volumen que

ocupa a la temperatura de cero grados en la escala Celsius, α es una constante que tiene aproximadamente el valor de

1/273 para todos los gases, y t es la temperatura en la escala Celsius. Esta ecuación de estado establece que el volumen de

un gas aumenta linealmente con su temperatura. Poder presentar este enunciado como un hecho experimental implica que

se dispone de un conocimiento previo de cómo se mide la temperatura, en los gases, la dependencia del volumen respecto

a la temperatura es considerablemente más sencilla que en los líquidos. Aún sin una escala de temperatura es posible

determinar que el volumen de cualquier gas a la temperatura de ebullición del agua es 1.366 veces mayor que el volumen

que se tenía a la temperatura del punto de fusión del agua. Lo importante aquí es que la constante de proporcionalidad es

la misma para todos los gases. El hecho de que todos los gases se comporten igualmente cuando son sometidos a un

cambio dado de temperatura sugiere que se deberían utilizar las propiedades de los gases para definir una escala de

temperatura. Esto es exactamente lo que se hace, la expresión dada anteriormente para expresar la Ley de Charles y Gay-

Lussac puede escribirse de nuevo del modo siguiente:

Ley de Charles Temperatura (ºC)T = 273.15 + t

(temperatura absoluta)

Ley de Charles

V = Vo(1 + αt) t = V - Vo/Voα V 1

V 2

=273.15+t 1

273.15+t 2

V 1

V 2

=T 1

T 2

La segunda ecuación puede interpretarse diciendo que existe la temperatura t, que por definición, es una cantidad que

aumenta linealmente con el volumen de un gas, es decir, que en realidad la "ley" de Charles y Gay- Lussac no es una ley,

sino una definición de la temperatura. En realidad no todos los gases se comportan exactamente del mismo modo cuando

cambia su temperatura; pero esas diferencias disminuyen cuando la presión se reduce, y, por lo general, son bastante

23

pequeñas como para ser insignificante en la mayoría de los casos. Aunque se pueden utilizar termómetros de gas para

definir una escala de temperatura, se emplean otros dispositivos más convenientes para las medidas prácticas de la

temperatura.

LEY DE AVOGADRO.- “A presión y temperaturas constantes, el volumen de un gas es directamente proporcional al

número de moles del gas presente”. Trabajo de Gay-Lussac y las reacciones de los gases. El trabajo de Gay-Lussac,

publicado en 1808, proporciono lo que eventualmente llegó a ser la base para el establecimiento de las fórmulas

moleculares. Una investigación de las reacciones gaseosas demostró que los volúmenes de combinación medidas bajo

condiciones de temperatura y presión constante, quedaban en razón de números enteros y pequeños. 1 Vol. de N2 + 1 Vol.

de O2 2 Vol. de NO; 2 Vol. de H2 + 1 Vol. de O2 2 Vol. de H2O; 3 Vol. de H2 + 1 Vol. de N2 2 Vol. de NH3. La

presencia aparentemente inexorable de las relaciones de números enteros parecía a Gay-Lussac y a otros, que apoyaba a la

teoría atómica, pero estos resultados encontraron mínimo apoyo de John Dalton. Dalton vio que las observaciones de Gay-

Lussac, si eran correctas, implicaba que el número de partículas contenidas en volúmenes iguales de gases diferentes o

bien eran iguales o bien eran múltiplos enteros de otros, sin embargo existía una segunda objeción. Dalton observó que de

iguales volúmenes de nitrógeno y oxígeno se podían producir dos volúmenes de monóxido de nitrógeno. Si volúmenes

iguales de gases diferentes contenían el mismo número de partículas, y si, como Dalton creyó, cada partícula de un gas

elemental era un átomo indivisible, nos veríamos forzados a escribir: Nitrógeno + Oxígeno Monóxido de Nitrógeno;

1 Volumen + 1 Volumen 2 Volúmenes; n átomos + n átomos 2 n moléculas. Las dos primeras ecuaciones

representan hechos experimentales; Dalton señaló que el último era una imposibilidad. La reacción de n átomos

indivisibles nunca puede producir más de n partículas nuevas. Este razonamiento está basado en una suposición muy

arbitraria: las "partículas" de los elementos son átomos individuales. Dalton prefirió no indagar acerca de la validez de

esta suposición, y en su lugar, rechazó la idea de "volúmenes iguales- números iguales" y los datos en los cuales estaba

basada. Un argumento en favor de la hipótesis "volúmenes iguales-números iguales de partículas" fue enunciado en

1811 por el Italiano Amadeo Avogadro, combinando esta idea con su nueva sugerencia de que los elementos gaseosos

podían consistir de moléculas poliatómicas, Avogadro armonizó satisfactoriamente los datos de los volúmenes de

combinación con el concepto del átomo indivisible, señalo que una vez que se admite que el nitrógeno y el oxígeno

pueden ser poliatómicos, las relaciones volumétricas que acompañan a la formación del monóxido de nitrógeno pueden

explicarse diciendo: 1. - Nitrógeno + Oxígeno monóxido de nitrógeno; 2. - 1 volumen + 1 volumen 2 volúmenes;

3. - n moléculas + n moléculas 2 n moléculas; 4. - N 2 + O 2 2 NO; 5. - N 4 + O 4 2N2O2. De estos

hechos experimentales el italiano Amadeo Avogadro llega a dos conclusiones fundamentales: 1. - Los gases como el

Oxígeno, Nitrógeno, Cloro, Hidrógeno, Vapor de Iodo, no se encuentran como átomos, sino como moléculas diatómicas;

2. - "A las mismas condiciones de temperatura y presión volúmenes iguales de gases diferentes contienen el mismo

número de partículas". De estas conclusiones se desprende que cuando el número de partículas o moléculas de un gas se

duplica a temperatura y presión constante, el volumen también se duplica. En otras palabras el volumen de un gas es

directamente proporcional al número de partículas (cuando P y T son constantes). Así Vα n, siendo n el número de

moles o partículas.

24

ECUACIÓN GENERAL DE LOS GASES IDEALES: Las medidas experimentales han demostrado que el volumen de

un gas es una función de la presión, la temperatura y el número de partículas, bajo este contexto se han establecido

diferentes leyes parciales que en su conjunto nos llevan a conocer y predecir las propiedades de los gases.

1. - Ley de Boyle: V α 1/P. A Temperatura y Número de partículas constante.

2. - Ley de Charles: V α T. A Presión y Número de partículas constante.

3. - Ley de Avogadro: V α n. A Presión y Temperatura constante.

Conjugando estas 3 leyes podemos expresar las variaciones del volumen de un gas como: V α n.T/P. Si se expresa esta

relación como una igualdad debe introducir una constante, que en este caso llamaremos R o Constante Universal de los

Gases Ideales. V = n.R.T/P. o P.V = n.R.T. donde: V = Volumen de un gas (lt); P = Presión del gas (atmósferas); n =

Número de partículas (mol); T = Temperatura absoluta (K); R= Constante Universal de los Gases Ideales = 0.082 L.Atm./

K.mol.

LEY DE DALTON DE LAS PRESIONES PARCIALES.- La presión total de una mezcla de gases es igual a la suma

de las presiones que cada gas ejerce por sí solo”. Es decir que si tenemos los gases A, B, C, … y cada uno tiene una

presión: PA, PB, PC …, entonces la presión total será: PT = PA + PB + PC + …. Si consideramos solamente los gases A y B,

entonces: PT = nART/V + nBRT/V = RT/V (nA + nB). Si se divide la PA entre la PT tendremos: PA/PT = (nART/V)/[(nA +

nB)RT/V] = nA/(nA + nB) = XA. XA es llamada fracción molar, es una cantidad adimensional que expresa la relación del

número de moles de un componente con el número de moles de todos los componentes presentes, en general la fracción

molar es Xi = ni/nT. Por lo tanto es posible calcular la presión parcial de cada gas, si despejamos de la siguiente manera:

PA= XAPT, en general se puede calcular con la siguiente fórmula: Pi =XiPT.

Ejercicio IV.- Leyes de los gases.

1.- La presión atmosférica en la ciudad de Puebla es de 590 mm de Hg. Calcular la presión en

atmósferas, torr y kPa.

2.- Un gas tiene un volumen de 650 mL a una presión de 0.9 Atm y se expande a temperatura

constante. ¿Cuál es el volumen del gas si la presión alcanza 0.650 Atm?

3.- El volumen del metano es de 35 L y se calienta desde 25 ºC hasta 95 ºC, la presión se

mantiene constante. ¿Cuál será el volumen final del metano?

4.- El volumen de hidrógeno es de 15 L y se calienta desde 15 ºC hasta 45 ºC, cambiando la

presión de 0.5 Atm hasta 1.3 Atm. ¿Cuál será el volumen final?

5.- Si 200 cm3 de un gas pesan 0.268 g a T.P.E. ¿Cuál es su peso molecular?

6.- Calcúlese el volumen de 11 g de monóxido de dinitrógeno, N2O, a T. P.E.

7.- ¿Qué volumen ocuparán 1.216 g de SO2 gaseoso a 18 oC y 755 torr?

8.- Una masa de 1.225 g de un líquido volátil se vaporiza, dando 400 cm3 de vapor cuando se

mide sobre agua a 30 oC y 770 torr. La presión de vapor del agua a 30 oC es de 32 torr. ¿Cuál es

el peso molecular de la sustancia?

9.- Calcúlese el peso de un litro de amoniaco gaseoso, NH3, a T. P. E.

25

10.- Encuéntrese el peso molecular de un gas cuya densidad a 40 oC y 758 torr es de 1.286 g/lt.

11.- Uno de los métodos para calcular la temperatura del centro del Sol se basa en la ley de los

gases ideales. Si se supone que el centro consta de gases cuyo peso molecular promedio es 2.0

y si la densidad y presión son de 1.4 X 103 Kg / m3 y 1.3 X 109 atm. calcúlese la temperatura.

12.- Un tubo electrónico al vacío se selló durante la fabricación a una presión de 1.2 X 10 -5 torr a

27 o C. Su volumen es de 100 cm3. Calcúlese el número de moléculas de gas que permanecieron

en el tubo.

13.- Se analizó un meteorito de hierro en función de su contenido en argón isotópico. La

cantidad de 36Ar fue de 0.200 mm3 a (T.P.E) por kg de meteorito. Si cada átomo de 36Ar se formó

mediante un fenómeno cósmico único. ¿Cuántos de estos fenómenos deben haber ocurrido por

kg de meteorito?

14.- Obténgase las fórmulas empíricas de las sustancias que tienen las siguientes composiciones

porcentuales: a) Fe = 63.53%, S = 36.47%; b) Fe = 46.55%, S = 53.45%;

15.- Un compuesto contiene 21.6% de sodio, 33.3% de cloro, 45.1% de oxigeno. Obténgase su

fórmula empírica. Tómese Na = 23.0, Cl = 35.5, O = 16.0

16.- Cuando se queman 1.010g de vapor de Zinc de aire, se producen 1.257g de óxido. ¿Cuál es

la fórmula empírica del óxido?

17.- Un compuesto tiene la siguiente composición porcentual: Na = 19.3%, S = 26.9%, O =

53.8%. Su peso molecular es 238. Obténgase su fórmula molecular.

18.- Obténgase la fórmula simple de un compuesto que tiene la composición siguiente: Cr =

26.52%, S = 24.52%, O = 48.96%.

19.- Una muestra de 3.245g de cloruro de titanio se redujo con sodio hasta titanio metálico.

Posteriormente se eliminó el cloruro de sodio resultante, el titanio metálico residual se secó y se

pesó, y se obtuvo0.819g. ¿Cuál es la fórmula empírica del cloruro de titanio?

Unidad III.- Nomenclatura de compuestos inorgánicos, reacciones de oxidación y reducción y estequiometria.

Nomenclatura tradicional y de Stock, Fórmulas estructurales, compuestos de coordinación, reacciones de oxidación y

reducción: proceso de oxidación y reducción, agente oxidante, agente reductor, cálculos de coeficientes por el método de

ion-electrón, Cálculos estequiométricos, rendimientos.

NOMENCLATURA.- Las reglas para nombrar y escribir la fórmula de un compuesto químico han sido aprobadas

internacionalmente y publicadas por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada, de esta manera se logra tener

una sistematización, pero hay que tomar en cuenta que algunos compuestos se les sigue nombrando tradicionalmente,

ejemplo el Amoniaco, NH3, agua, H2O, óxido nítrico, NO, óxido nitroso, N2O, etc. Número de Oxidación: Este concepto

es muy importante, nos ayuda a escribir el nombre correcto y sobre todo a escribir la fórmula del compuesto, se define

como: La carga eléctrica del elemento que representa el número de electrones que pierde ( carga positiva ) o el número de

electrones que gana ( carga negativa ). La suma de los números de oxidación nos indica lo siguiente:

26

a).- Si el resultado es cero es una molécula.

b).- Si el resultado es positivo es un catión.

c).- Si el resultado es negativo es un anión.

Ejemplo: Sulfato de aluminio, Al2+3(SO4)3

-2. Si sumamos los estados de oxidación: 2 átomos de carga +3, da +6; 3 iones

sulfato de carga -2, da -6, el resultado es cero. El ion sulfato ( anión )tiene carga de -2, El átomo de azufre es +6 y 4

átomos de carga -2, da -8, por lo tanto la suma +6-8 = -2. El Al +3es el catión. Nos conviene memorizar los estados de

oxidación de algunos elementos para fines prácticos: H+1, O-2, Halogenuros (-1), metales alcalinos (+1), metales alcalino-

térreos (+2), sulfuros (S-2), etc.

Número de coordinación: Es el número de átomos, iones o moléculas que se encuentran unidos al átomo central,

conocidos como ligandos. Por ejemplo: [Co(NH3)3(NO2)3], El cobalto es el átomo central y tienen un número de

coordinación de 6, las tres moléculas de amoniaco, NH3 y los tres iones nitrito, NO2-1 son los seis ligandos. En cambio el

número de oxidación del cobalto es +3.

Para escribir la fórmula: Primero se escribe el catión y en seguida el anión, el número de átomos o iones se escribe

como subíndices, de tal forma que la suma de las cargas siempre sea cero. Ejemplos:

Na+1 NO3-1 Na2

+1 SO4-2

Para escribir el nombre de la fórmula: Primero se escribe el nombre del anión, enseguida la preposición de y por

último el nombre del catión. Ejemplos:

NaNO3 Nitrato de sodio

Na2SO4 Sulfato de sodio

FeSO4 Sulfato de fierro (II) o sulfato ferroso

Fe2(SO4)3 Sulfato de fierro (III) o sulfato férrico.

NaClO Hipoclorito de sodio

NaClO2 Clorito de sodio.

NaClO3 Clorato de sodio.

NaClO4 Perclorato de sodio.

Teoría de Werner.- Alfred Werner plantea sus ideas acerca de la estructura de los compuestos de coordinación donde

hace una diferencia entre las valencias estables de los elementos o números de oxidación y el número de coordinación del

átomo central, por ejemplo explica las propiedades de los siguientes complejos del cloruro de cobalto (III) con amoniaco

que habían sido descubiertos y nombrados en base a sus colores:

Complejo Color Nombre original

CoCl3.6NH3 Amarillo Complejo lúteo

CoCl3.5NH3 Púrpura Complejo purpúreo

CoCl3.4NH3 Verde Complejo praseo

CoCl3.4NH3 Violeta Complejo vióleo

Werner determinó que las reacciones de los iones cloruro de los cuatro compuestos es diferente, adicionando nitrato de

plata, AgNO3, produce diferentes cantidades de cloruro de plata precipitado:27

CoCl3.6NH3 + Ag+1 3AgCl

CoCl3.5NH3 + Ag+1 2AgCl

CoCl3.4NH3 + Ag+1 1AgCl (violeo o praseo)

A partir de su conclusión, postula que en la serie de compuestos, el cobalto muestra un número de coordinación constante

de seis, las moléculas de amoniaco son remplazadas por el cloro. Para describir la química del cobalto hay que tomar en

cuenta su número de coordinación de 6 y su número de oxidación de +3. Por lo tanto determinó que las fórmulas para

estos compuestos complejos se deben escribir de la siguiente forma:

[Co(NH3)6]Cl3

[Co(NH3)5Cl]Cl2

[Co(NH3)4Cl2]Cl

La segunda contribución a la química de coordinación fue postular que los ligandos tienen posiciones fijas en el espacio,

es decir que tienen una geometría y pueden ser isómeros, que tienen la misma fórmula molecular pero diferente estructura

molecular.

[Co(NH3)6] [Co(NH3)5Cl] [Co(NH3)4Cl2] [Co(NH3)4Cl2]

Isómero trans Isómero cis

Algunos ligandos muy comunes son los siguientes:

Ligando Nombre Ligando Nombre

H2O Acuo OH-1 Hidroxo

NH3 Amino C2O4-2 Oxalato

O-2 Oxo SO4-2 Sulfato

Cl-1 Cloro CO Carbonilo

CN-1 Ciano NO Nitrosilo

Reglas para nombrar los compuestos de coordinación o complejos:

1.- Los nombres de los ligandos termina con la letra o.

2.- Se nombra primero los ligandos indicando el número con los prefijos: di, tri, tetra, etc.

3.- En seguida se escribe el nombre del átomo central con su estado de oxidación en números romanos y entre paréntesis.

4.- Si el complejo es un catión o molécula neutra, el nombre del átomo central no cambia.

5.- Si el complejo es un anión, se hace terminar el nombre del átomo central en ATO.

Ejemplos:

[Ag(NH3)2]+1 ión diaminoplata (I)

[Zn(NH3)4]+2 ióntetraaminozinc (II)

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[Co(NH3)3(NO2)3] triaminotrinitrocobalto (III)

[PtCl6]-2 ión hexacloroplatinato (IV)

[Fe(CN)6]-4 ión hexacianoferrato (II)

[Fe(CN)6]-3 ión hexacianoferrato (III)

OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN.- Muchas oxidaciones generan enormes cantidades de calor, y en ellas aparece la llama

como una expresión de las excitaciones electrónicas provocadas por la elevación de la temperatura. El fuego ha sido

considerado por muchos como el promotor de la civilización humana, y para todos es clara su importancia, en especial

cuando requerimos de luz y calor. La llama es también símbolo de vida, y ésta puede reducirse, al igual que el fuego, a

una serie de reacciones químicas, muchas de ellas de oxido-reducción. Hay una enorme cantidad de fenómenos que

podrás explicarte con un conocimiento más profundo de este tema, que empezaremos con un ejemplo muy conocido.

PILAS: En la vida moderna, la transformación directa de energía química en eléctrica es cosa de todos los días; sin

batería no arrancan los coches, ni funcionan los radios o los relojes “de pilas”. Pero ¿cómo funciona una batería?

Un ejemplo sencillo puede ayudarnos: se trata de reacciones químicas que ocurren espontáneamente y producen un flujo

de electrones; una parte del sistema los dona y otra los recibe. La pila más común es la pila seca, inventada en 1867 por el

francés G. Leclanché. Su ánodo de Zinc es el recipiente mismo, y el cátodo es una varilla de grafito impregnada de

dióxido de manganeso, MnO2. El electrólito es una pasta húmeda de ZnCl2, NH4Cl, agua y polvo de grafito. Las

reacciones son:

Cátodo (Oxidación): 2MnO2 + 2NH4+ + 2 e- Mn2O3 + 2NH3 + H2O

Ánodo (Reducción): Zn Zn+2 + 2 e-

En el interior de la cubierta se forma un poco de hidróxido de Zinc sólido, lo que incrementa la resistencia. Sin embargo el

Zn(OH)2 reacciona con el amoniaco NH3 para formar un compuesto de coordinación, Zn(NH3)42+, que migra hacia adentro

de ánodo de Zn, lo cual prolonga la acción de la pila. Como se puede observar, la varilla de grafito no participa en las

reacciones, funciona únicamente como conductor de la corriente eléctrica. La especie que se reduce es el MnO2. El voltaje

generado por esta pila cuando esta nueva es 1.5 V, pero va decreciendo hasta alcanzar un valor de 0.8V, momento en que

es inútil. Cuando se sustituye el NH4Cl por el KOH se tiene la pila seca alcalina. Las reacciones que se presentan son

semejantes; sin embargo, esta pila tiene un mejor rendimiento, y puede proporcionar hasta un 50 % más de energía útil

que una no alcalina, su mayor precio lo compensa su menor tamaño, cosa que las hace imprescindibles en cámaras

fotográficas, calculadoras y relojes. En fechas recientes, investigaciones intensas han dado lugar a pilas que emplean litio

metálico y yodo; tienen una vida de 10 años, y se emplean en los marcapasos cardiacos. Otra manera menos espectacular

de aumentar la vida útil de una pila consiste en hacerla recargable. El ejemplo más común es la de niquel-cadmio, y su

empleo en herramientas, calculadoras y computadoras es común. La oxidación es un cambio químico en el cual un átomo

o grupo de átomos pierden electrones, y la reducción es el cambio químico en el cual un átomo o grupo de átomos ganan

electrones: Estas definiciones pueden aplicarse en forma muy simple en el caso de elementos o sus iones. Una

transformación que convierte un átomo neutro en un ion positivo debe estar acompañada por la pérdida de electrones y

debe, por lo tanto, ser una oxidación. Considérese el siguiente ejemplo: Fe Fe+2 + 2e

29

Los electrones (símbolo e-) se escriben explícitamente en el lado derecho y proporcionan la igualdad de carga total en los

dos lados de la ecuación. En forma similar, la transformación de un elemento neutro en un anión debe estar acompañada

por la ganancia de electrones y se clasifica como reducción, como en el caso siguiente: Cl2 + 2e 2Cl-

La oxidación y la reducción siempre ocurren de manera simultánea, y el número total de electrones perdidos en la

oxidación debe ser igual al número de electrones ganados en la reducción.

EL METODO DEL ION-ELECTRON

1. - Escríbase la ecuación que muestre todos los reactivos y productos de la reacción química.

2. - Escríbase una ecuación esquemática parcial para el agente oxidante, con el elemento que esta sufriendo una reducción

en su estado de oxidación en cada lado de la ecuación. El elemento no debe escribirse como átomo o ion libre a menos

que realmente exista como tal. Debe escribirse como una especie molecular o iónica real.

3. - Escríbase otra ecuación esquemática parcial para el agente reductor, con el elemento que está sufriendo un aumento en

el estado de oxidación de cada lado de la ecuación.

4. - Para balancear cada ecuación parcial debemos observar si esta se realiza en:

a) Medio ácido o neutro, esto se sabe porque entre los reactivos aparece algún ácido o bien el agua. Los átomos de

oxígeno se balancean primero. Para cada átomo de oxígeno en exceso de un lado de la ecuación, el balanceo se asegura

agregando una molécula de H2O del otro lado. Entonces, se utiliza H+ para balancear hidrógenos.

b) Si la solución es alcalina, esto se sabe porque entre los reactivos debe aparecer algún compuesto alcalino (hidróxido).

Primero se balancea el oxígeno, por cada oxígeno en exceso de un lado de la ecuación, el balanceo se asegura agregando

moléculas de H2O del mismo lado y 2OH- por cada molécula de agua del otro lado.

5. - Balancear cada ecuación parcial con respecto al número de cargas agregando electrones, ya sea en el lado izquierdo o

derecho de la ecuación. Si se siguieron cuidadosamente los pasos anteriores, se encontrara que los electrones deben

agregarse a la izquierda en la ecuación parcial para el agente oxidante y a la derecha en la ecuación parcial para el agente

reductor.

6. - Multiplíquese cada ecuación parcial por un número determinado, de tal manera que el número total de electrones

perdidos por el agente reductor sea igual al número de electrones ganados por el agente oxidante.

7. - Súmense las dos ecuaciones parciales que resultan de la multiplicación. En la ecuación sumada, cancélense los

términos comunes de los dos lados. Todos los electrones se deben cancelar.

8. - Verifíquese la ecuación final contando el número de átomos de cada elemento en cada lado de la ecuación, que

obviamente debe ser igual.

Ejercicio V.- Nomenclatura y óxido-reducción.

1.- Escribir el nombre de cada compuesto.

2.- Escribir las semi reacciones de oxidación y reducción.

3.- Indicar el agente oxidante y el agente reductor.

4.- Balancear por el método ion-electrón.

En cada una de las siguientes ecuaciones químicas:

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1. - CuS + H+NO3- (Diluido) ⃗ Cu+2(NO3

-)2 + S0 + H2O + NO

2. - K+MnO4- + H+Cl- ⃗ K+Cl- + Mn+2(Cl-)2 + H2O + Cl20

3. - Fe+2Cl2- + H2O2 + H+Cl- ⃗ Fe+3(Cl-)3 + H2O

4. - As2+5S5

-2 + H+NO3- ⃗ H3

+AsO4-3 + H+H+SO4

-2 + H2O + NO2

5. - Cu0 + H+NO3-(Concentrado) ⃗ Cu+2(NO3

-)2 + H2O + NO2

6. - Cu0 +H+NO3(Diluido) ⃗ Cu(NO3)2 + H2O + NO

7. - Zn0 + H+NO3(Diluido) ⃗ Zn+2(NO3-)2 + H2O + NH4

+NO3-

8. - Na2+C2O4

-2 + K+MnO4- + H2

+SO4-2 ⃗ K2

+SO4-2 + Na2

+SO4-2 + H2O + Mn+SO4

-2 +CO2

9. - CdS-2 + I20 + H+Cl- ⃗ Cd+2(Cl-)2 + H+I- + S0

10. - MnO + PbO2 + H+NO3- ⃗ H+MnO4

- + Pb+2(NO3-)2 + H2O

11. - Cr+3I3- + K+OH- + Cl20 ⃗ K2+CrO4

-2 + K+IO4- + K+Cl- + H2O

12. - Na2+HAsO3

-2 + K+BrO3- + H+Cl- ⃗ Na+Cl- + K+Br- + H3 AsO4

13. - Na2+TeO3

-2 + Na+I- + H+Cl- ⃗ Na+Cl- + Te0 + H2O + I20

14. - U+4(SO4-2)2 + K+MnO4

- + H2O ⃗ H2+SO4

-2 + Mn+2SO4-2 + UO2

+2SO4-2 +K2

+SO4-2

15. - I20 + Na2+SO3

-2 ⃗ Na2+S4O6

-2 + Na+I-

16. - Ca+2(OCl-)2 + K+I- + H+Cl- ⃗ I20 +Ca+2Cl2- +H2O + K+Cl-

17. - Bi2O3 + Na+OH- +Na+OCl- ⃗ Na+BiO3- + Na+Cl- + H2O

18. - K3+(Fe(CN)6)-3 + Cr2O3 + K+OH- ⃗ K4

+(Fe(CN)6)-4 + K2+CrO4

-2 + H2O

19. - H+NO3- + H+I- ⃗ NO + I20 + H2O

20. - Mn+2SO4-2 + (NH4

+)2S2O8-2 + H2O ⃗ MnO2 + H2

+SO4-2 + (NH4

+)2SO4-2

21. - K2+Cr2O7

-2 + Sn+2Cl2- + H+Cl- ⃗ Cr+3Cl3- + Sn+4Cl4- + K+Cl- + H2OUnidad IV.- Soluciones. Sistemas dispersos “soluciones”, determinación de equivalentes químicos de óxidos, ácidos,

bases, sales y agentes oxidantes y reductores y unidades de concentraciones.

SOLUCIONES. Las sustancias puras que pueden encontrarse en la superficie terrestre son muy pocas. El hombre ha

tenido que conocer las propiedades de las mezclas, que es lo que abunda, ya sea para separarlas o para producirlas con

31

ciertas características, muchas mezclas forman parte de nuestra vida diaria, algunas son disoluciones como el refresco o el

agua de mar, otras son sistemas coloidales como la leche o la gelatina, y otras más son suspensiones como la atmósfera

polvorienta o algunos medicamentos. En una mezcla homogénea o aparentemente homogénea por lo general existe una

sustancia que se presenta en mayor cantidad y otra en menor proporción que se encuentra dispersa en la primera. Así,

hablamos de una fase dispersora (solvente) y fase dispersa (soluto). Se acostumbra clasificar las dispersiones en

soluciones, coloides y suspensiones, en función del tamaño de las partículas de la fase dispersa. Una solución se define

como un sistema homogéneo cuyas fases pueden variar su concentración entre ciertos límites. En este caso el tamaño del

soluto disuelto tiene dimensiones atómicas o moleculares. El componente que está en exceso se llama disolvente y los

componentes que se encuentran en menor proporción soluto. Se pueden clasificar por su capacidad para disolver un soluto

de la siguiente forma: Disolución saturada es la que contiene la máxima cantidad de un soluto que se disuelve en un

disolvente, a una temperatura específica; Disolución no saturada la que contiene la menor cantidad de soluto que la que

es capaz de disolver; Disolución sobresaturada es la que contiene más soluto que el que puede haber en una disolución

saturada.

COLOIDES: Cuando las partículas de una mezcla homogénea tienen aproximadamente un tamaño de 10 a 10,000 veces

mayor que los átomos y moléculas, tenemos un sistema coloidal. En lugar de hablar de solvente y soluto, se acostumbra

emplear los términos fase dispersora y fase dispersa. Con excepción de los gases, que siempre forman disoluciones, pues

se mezclan íntimamente en todas proporciones, podemos tener sistemas coloidales con sustancias en diversos estados de

agregación. Tipos de sistemas coloidales en la siguiente tabla.

Medio dispersor Fase dispersora Nombre común Ejemplosgaseoso líquido aerosol líquido nubes, spray

sólido aerosol sólido humogas espuma merengue

líquido líquido emulsión leche, mayonesasólido sol gelatina, pinturagas espuma sólida malvavisco, p. pómez

sólido líquido emulsión sólida queso, mantequillasólido sol sólido perlas

32

SUSPENSIONES: Si el tamaño promedio de las partículas de la mezcla es mayor que en el caso de los coloides,

hablamos de suspensiones. La fuerza de gravedad domina sobre las interacciones entre partículas, así que las suspensiones

acaban por sedimentarse y presentar dos fase, en forma de mezcla heterogénea. Muchas medicinas se presentan en forma

de suspensiones; por eso tiene sentido el letrero que dice: “Agítese antes de usarse”. La comparación de propiedades las

podemos observar en la siguiente tabla.

Propiedad Solución Coloide Suspensión1.- Tamaño de partícula menor de 1 nm de 10 a 10,000 nm mayor de 10,000 nm2.- Homogeneidad homogénea en el límite heterogénea3.- Acción de gravedad no sedimenta puede sedimentar sedimenta

4.- Ejemplos sanguíneossal albúmina células rojasurea fibrinógeno células blancas

Partículas sólidas Pinturas Tierra Medicamentos

PROPIEDADES COLIGATIVAS.- O propiedades colectivas de las soluciones y son propiedades que dependen solo

del número de partículas de soluto en la disolución y no de la naturaleza de las partículas de soluto. Estas propiedades

son: 1.- Disminución de la presión de vapor, 2.- Elevación del punto de ebullición, 3.- Disminución del punto de

congelación y 4.- Presión osmótica. El estudio de estas propiedades depende de si la solución es de no electrolitos o de

electrolitos.

Disminución de la presión de vapor.- Si un soluto es no volátil la presión de vapor de sus disoluciones siempre es menor

que la del disolvente puro, por lo tanto la relación entre la presión de vapor de la disolución y la presión de vapor del

disolvente puro depende de la concentración del soluto en la disolución. Esta relación se expresa por la Ley de Raoult que

establece lo siguiente: “La presión parcial de un disolvente en una disolución, P1, está dada por la presión de vapor del

disolvente puro, P10, multiplicada por la fracción molar del disolvente en la disolución, X1, o sea por la siguiente

fórmula: P1=X1P10. En una disolución de dos componentes: X1 + X2 = 1, si X2 es la fracción molar del soluto, la fracción

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molar del disolvente puro es X1 = 1 – X2, por lo tanto, la presión parcial del disolvente se escribirá cómo P1 = (1-X2)P10 =

P10 – X2P1

0, finalmente, la disminución de la presión de vapor estará expresada por la siguiente fórmula: ΔP = P10 – P1 =

X2P10.

Elevación del punto de ebullición.- Se representa con ΔTb y se define como: El punto de ebullición de la disolución (Tb)

menos el punto de ebullición del disolvente puro (Tb0) y se representa con la fórmula: ΔTb = Tb - Tb

0. El valor de ΔTb es

proporcional a la disminución de la presión de vapor y es proporcional a la concentración molal de la disolución, es decir:

ΔTb m, por lo tanto: ΔTb = Kbm, donde m es la concentración molal y Kb es la constante molal de elevación del punto

de ebullición. Kb para el agua vale 0.52 ºC/m y cada solvente tiene un valor diferente de Kb.

Disminución del punto de congelación.- Se representa con ΔTf y se define como el punto de congelación del disolvente

puro (Tfo) menos el punto de congelación de la disolución (T f). Se representa con la siguiente fórmula: ΔTf = Tf

o - Tf. ΔTf

es proporcional a la concentración de la disolución: ΔTf m, por lo tanto: ΔTf = Kfm, donde m es la concentración molal

y Kf es la constante molal de la disminución del punto de congelación. K f para el agua vale 1.86 ºC/m y cada solvente

tiene un valor diferente de Kf.

Presión osmótica.- Muchos fenómenos físicos y químicos dependen de la ósmosis que se define así: “el paso selectivo de

moléculas del disolvente a través de una membrana porosa (membrana semipermeable) desde una disolución diluida

hacia una de mayor concentración”. En otras palabras la membrana semipermeable permite el paso de moléculas del

disolvente pero impide el paso de moléculas de soluto. La presión osmótica (π) de una disolución es la presión que se

requiere para detener la ósmosis. Su valor se puede calcular con la siguiente fórmula: π = MRT, donde M es la

molaridad de la disolución, R es la constante universal de los gases ideales o sea 0.0821 (L.Atm/K.mol) y T es la

temperatura absoluta.

CONCENTRACIÓN DE LAS SOLUCIONES: Una solución se define como aquel sistema homogéneo cuyas fases

puede variar su concentración entre ciertos límites. Ahora, un sistema es aquella región del Universo que se aísla de todo

lo demás para su estudio; al hablar de sistema homogéneo se entiende que dicho sistema tiene en todo su volumen las

mismas propiedades de temperatura, presión, color, concentración, pH, etc. Fase se refiere a la posibilidad de distinguir a

simple vista un componente de otro. Finalmente los limites de la concentración están determinados por los instrumentos

de medición que nos permiten medir cantidades minúsculas (1X10 -9 g) y saber con cierta certidumbre ¿cuanto soluto hay

en la solución?. Él limite superior de concentración esta determinado por la solubilidad del compuesto y la temperatura.

34

CONCENTRACIONES EXPRESADAS EN UNIDADES FÍSICAS

En este tipo de concentración sólo se hace referencia a la cantidad en gramos o volumen que hay en una solución, pero no

nos dice nada acerca de la reactividad de la solución o cuantas moléculas hay por cm3.

CONCENTRACIÓN EXPRESADA EN UNIDADES QUÍMICAS

En este tipo de concentración se hace referencia al número de moléculas que hay en una solución lo que permite conocer

su grado de reactividad. Se utiliza como medida de concentración el mol o el equivalente gramo que como sabemos un

mol contiene un número constante de partículas independientemente del peso molecular.

Concentración molar: (M) es el número de moles de soluto contenidos en un litro de solución, sus unidades son mol/lt.

M= moles desolutoLitros desolución

M= gramos de solutoP M soluto X Litros desolución

Concentración Normal: (N) es el número de equivalentes gramo de soluto contenidos en un litro de solución. El peso

equivalente es la fracción del peso molecular que corresponde a una unidad definida de reacción química, y un

equivalente gramo es esa misma fracción de un mol. Esto lo podemos entender con el siguiente ejemplo:

NaOH + HCl NaCl + H2O2NaOH + H2SO4 Na2SO4 + 2H2O3NaOH + H3PO4 Na3PO4 + 3H2O

Se observa que la capacidad de reacción de un ácido esta en función del número de H + que contenga, por esta razón una

molécula de HCl solo puede reaccionar con una de NaOH, pero una molécula de H 3PO4 es capaz de reaccionar con 3

moléculas de NaOH.

Así, el Peso equivalente del HCl es:

HCl = PM/1 = 36.453uma/1 = 36.453Y el peso equivalente del H3PO4 es:

H3PO4 = PM/3 = 98uma/3 = 32.66Se representa por las siguientes fórmulas:

N=gsoluto X No . deH+¿

P M soluto X Lde solución¿N= No . deequivalentes de soluto

litrosde soluciónEsta concentración se utiliza principalmente en análisis químico o en reacciones de soluciones donde intervienen ácidos y

bases; oxidantes y reductores.

Concentración Molal: Es el número de moles de soluto por kilogramo del disolvente contenidos en una solución. La

concentración molal es útil para los experimentos en los cuales se realizan mediciones físicas (como punto de

congelación, punto de ebullición, presión de vapor, etc.). La molalidad de una solución dada, que esta determinada tan

sólo por las masas de los componentes de la solución, es independiente de la temperatura.

m=moles desolutoKg de solvente

m= gramos de solutoP M soluto X Kg de solvente

35

% Volumen =Volumen de soluto (cm3 )

Volumen de solución (cm3 )X 100 % Peso = gramos de soluto

gramos de soluciónX 100

Fracción molar: De cualquier componente en una solución está definida como el número de moles (n) de ese

componente, dividido entre el número total de moles de todos los componentes en la solución. La suma de las fracciones

molares de todos los componentes en la solución es 1. La concentración de fracción molar se utiliza en trabajos teóricos

puesto que muchas propiedades físicas de las soluciones se expresan más claramente en función del número relativo de

moléculas de disolvente y soluto.

X a=na

na+nb+nc+…X a+ Xb+X c+…=1

Ejercicio VI.- Soluciones

1. - ¿Cuántos gramos de ácido clorhídrico concentrado, que contenga 37.9 % en peso de HCl,

darán 5.0 g de HCl.

2. - ¿Cuánto CrCl3 ·6H2O se necesita para preparar 1 lt de solución que contenga 20 mg de Cr+3

por cm3?.

3. - ¿Cuántos gramos de Na2CO3 se necesitan para preparar 500 cm3 de una solución que

contenga 10 mg de CO32- por cm3?

4. - ¿Qué volumen de ácido nítrico diluido, de densidad 1.11 g/cm3 y al 19% en peso de HNO3,

contiene 10 g de HNO3?

5. - ¿Cuántos cm3 de una solución que contiene 40 g de CaCl2 por litro se necesitan para la

reacción con 0.642 g de Na2CO3 puro? Se forma CaCO3 en la reacción.

6. - Se pasa amoniaco gaseoso por agua, obteniéndose una solución de densidad 0.93 g/cm3 y

que contiene 18.6% en peso de NH3. ¿Cuál es la masa de NH3 por cm3 de solución.

7. - Se satura un volumen de 105 cm3 de agua pura a 4 oC con NH3 gaseoso, obteniéndose una

solución de densidad 0.90 g/cm3 y que contiene 30% en peso de NH3. Encuéntrese el volumen

resultante de la solución de amoniaco y el volumen del amoniaco gaseoso a 5 oC y 755 torr que

se utilizó para saturar el agua.

8. - Un litro de leche pesa 1032 g. la grasa que contiene es un 4 % en volumen y posee una

densidad de 0.865 g/cm3. ¿Cuál es la densidad de la leche “descremada”, libre de grasas?.

9. - Cuánto CACl2 · 6H2O y cuánta agua se deben pesar para preparar 100 g de una solución al 5

% de CaCl2?.

10. - ¿Cuánto BaCl2 se necesitará para preparar 250 cm3 de una solución que tenga la misma

concentración de Cl-1 que una que contiene 3.78 g de NaCl en 100 cm3?

11. - ¿Cuántos gramos de soluto se necesitan para preparar 1 lt de solución 1 M de CuSO4?

12. - Se disuelven exactamente 100 g de NaCl en suficiente agua para formar 1500 cm 3 de

solución. ¿Cuál es su concentración molar?

13. - Calcular la molalidad de las siguientes soluciones que contienen:

a) 0.65 moles de glucosa, C6H12O6, en 250 g de agua.

36

b) 45 gramos de glucosa en 1 kg de agua

c) 18 g de glucosa en 200 g de agua

14. - Una solución acuosa etiquetada como al 35 % de HClO4 tiene una densidad de 1.251 g/cm3.

¿Cuál es la concentración molar y la molalidad de la solución.

15. - Una solución de sacarosa se preparó disolviendo 13.5 g de C12H22O11 en suficiente agua

para preparar exactamente 100 cm3 de solución, la cuál se encontró que tenía una densidad de

1.050 g/cm3. Calcúlese la concentración molar y la molalidad de la solución.

16. - Calcúlese el volumen de H2SO4 concentrado (densidad 1.835 g/cm3, 93.2 % en peso de

H2SO4) que se necesita para preparar 500 cm3 de solución ácida 3.00 N.

17. - Calcúlese el volumen de HCl concentrado (densidad 1.19 g/cm3, 38% en peso de HCl) que

se necesita para preparar 18 lt de solución ácida N/50.

18. - Calcular la masa de KMnO4 que se necesita para preparar 80 cm3 de KMnO4 N/8, cuando

éste último actúa como agente oxidante en solución ácida y el Mn+2 es uno de los productos de

la reacción.

19. - Dada la ecuación sin balancear: Cr2O72- + Fe2+ + H+ Cr3+ + Fe3+ + H2O

¿Cuál es la normalidad de la solución de K2Cr2O7, en la cual 35 cm3 contienen 3.87 g de

compuesto?

¿Cuál es la normalidad de una solución de FeSO4, en la cual 750 cm3 contienen 96.3 g de

compuesto?

20. - Una solución contiene 75 mg de NaCl por cm3. ¿A que grado se debe diluir para obtener

una solución de concentración 15 mg de NaCl por cm3?

21. - Calcúlese el volumen aproximado del agua que se debe agregar a 250 cm3 de una solución

1.25 N para hacerla 0.500 N.

22. - ¿Qué volumen de alcohol al 95% en peso (densidad 0.809 g/cm3) se debe utilizar para

preparar 150 cm3 de alcohol al 30 % en peso (densidad = 0.957 g/cm3)

23. - ¿Qué volúmenes de HCl 12 N y 3 N se deben mezclar para preparar 1 lt de HCl 6 N?

Unidad V.- Ácidos y bases: Teorías de Ionización: Disociación electrolítica de Arrhenius, Bronsted – Lowry, Lewis,

disociación electrolítica de las moléculas de agua, determinación de pH, pOH, [H+] y [OH+].

Arrhenius Bronsted Lowry Lewis

37

Introducción.- La palabra “ácido” es derivado del sabor agrio con este tipo de sustancias (del latín acidus-agrio o

acetum-vinagre).Algunas características que presentan estas sustancias fueron estudiadas por Robert Boyle en 1663 como

son: alto poder como solventes, reaccionan con metales, dan color a los vegetales azules, precipitan algunos sulfuros y

catalizan un sinnúmero de reacciones químicas. La antítesis de los ácidos son las llamadas sustancias álcalis (del árabe al-

kali que significa ceniza de planta) que entre sus propiedades destacan: su poder detergente, untuosos o jabonosos al tacto,

su poder para disolver aceites y azufre, funcionar en algunas reacciones como catalizadores y su propiedad más

sobresaliente el de neutralizar o destruir las propiedades de los ácidos. Cuando se pone en contacto un ácido con un álcali

se forma una sal que no presenta propiedades de un ácido ni de un álcali. Así, la formación de una sal hacía pensar que

esta se puede derivar de dos constituyentes de naturaleza opuesta. Sin embargo, existían algunos compuestos que no

presentaban las propiedades típicas de los álcalis como son los óxidos metálicos y las aminas que eran capaces de

neutralizar a los ácidos. Fue así como en 1774 el francés Roulle amplió el concepto de álcali por el de BASE, definiendo

una base como una sustancia cualquiera que reacciona con un ácido para formar una sal. Estos primeros puntos de vista no

incluyeron ninguna explicación o interpretación de los fenómenos observados, la primera teoría del comportamiento ácido

fue propuesta por el Químico francés Lavoisier en 1780. Sus experimentos demostraron que varios elementos tales como

el carbono, nitrógeno, azufre, fósforo etc. dan características ácidas cuando primero se queman con oxígeno y luego se

disuelven en agua y en este sentido concluyó que el oxígeno es un elemento común a todos los ácidos. Esta teoría de la

acidez del oxígeno dejó su marca en el nombre del elemento (del griego oxus-agrio y gennao-productor). Aunque esto fue

mantenido por algunos químicos tan notables como Berzelius y Gay-Lussac años después se encontraron evidencias

claras de esta falsedad, puesto que existían también una serie de óxidos como aquellos formados por el sodio, potasio,

calcio, magnesio etc., que al ser disueltos en agua dan compuestos básicos y no ácidos, lo que no está de acuerdo con la

teoría de Lavoisier. Más aún, con el conocimiento de la composición de las sustancias se hacia más extensiva y certera

que muchos ácidos no contenían oxígeno. Primero fue Berthollet quien obtuvo evidencias claras de que el hidrógeno

sulfurado (ácido sulfhídrico) no contenía oxígeno; el experimento más concluyente fue aportado por Humpry Davy quién

demostró en 1810 que el ácido clorhídrico está constituido exclusivamente de hidrógeno y cloro y no contiene oxígeno.

Davy fue el primero en expresar la opinión de que “un ácido no depende de una sustancia elemental en particular,

sino del arreglo peculiar de distintas sustancias”, un punto de vista que tiene mucho en común con las ideas

desarrolladas posteriormente sobre ácidos y bases. Sin embargo, se hizo claro que todas las sustancias aceptadas

comúnmente como ácidas contenían hidrógeno, pero no presentaban propiedades ácidas, por lo que fue necesaria una

rectificación. En 1838 el alemán Liebing definió un ácido como “un compuesto conteniendo hidrógeno, en el que el

38

hidrógeno puede ser reemplazado por un metal” una definición que ayudó a entender la teoría de la disociación

electrolítica de Arrhenius. Las bases fueron consideradas como sustancias que neutralizaban los ácidos con la formación

de sales, pero no había una teoría que hablara de su composición. Para mediados de siglo XIX existían más preguntas que

respuestas alrededor de las extraordinarias propiedades de los ácidos y las bases, entre ellas podemos citar: 1. - ¿Cómo el

hidrógeno puede provocar las propiedades ácidas? 2. - ¿Por qué existen ácidos fuertes, medios y muy débiles? 3. - ¿Por

qué los fuertes son los que presentan mayor efecto catalítico? 4. - ¿Mediante qué mecanismos son capaces de conducir

corriente eléctrica? 5. -¿Por qué las bases pueden neutralizar las propiedades de los ácidos?

TEORIA DE ARRHENIUS: Las respuestas se dieron en la década de 1880-1890 con los trabajos del Químico Sueco

Svante Arrhenius quién propuso la Teoría de Disociación Electrolítica. Su trabajo consistía en medir la conductividad

eléctrica y el efecto catalítico de diferentes ácidos bajo las mismas condiciones de concentración, voltaje, amperaje,

temperatura etc., algunos de sus resultados son los siguientes:

Ácido Conductividad Efecto catalitico

Ácido clorhídrico 100 100

Ácido nítrico 99.6 98

Ácido Sulfúrico 65.1 74

Ácido Tricloroacético 62.3 68

Ácido Oxálico 19.7 17.6

Ácido Fórmico 1.04 0.9

Ácido Acético 0.424 0.345

NOTA: Todas las soluciones son 0.1M Se elige de manera arbitraria que la conductividad eléctrica y el efecto catalítico

son de 100 para el HCl.

En sus estudios Arrhenius encontró que aquellos compuestos de hidrógeno caracterizados como ácidos fuertes eran

buenos conductores de la corriente eléctrica y presentaban excelentes efectos catalíticos, propuso entonces que los ácidos

eran capaces de disociarse en iones hidrógeno cuando se hallaban en solución. Como el grado de disociación o ionización

puede ser medido por la conductividad eléctrica existía un medio para medir la fuerza de un ácido con exactitud. Así, la

concentración de los iones hidrógeno en solución ácida es directamente proporcional a la conductividad. Si el poder

catalítico de tales soluciones es también debido a su contenido de iones hidrógeno, entonces debe existir una

proporcionalidad entre el efecto catalítico y la conductividad eléctrica. Por otro lado el que no todos los ácidos presenten

la misma fuerza debe hallarse la razón en la extensión del grado de disociación y la causa estará gobernada por la fuerza

de su enlace químico, así, los ácidos fuertes tendrán alto grado de disociación y un enlace químico débil y por el

contrario un ácido débil tendrá un enlace químico muy fuerte que le impide su disociación. Bajo esta concepción

Arrhenius fue capaz de definir lo que debe ser una sustancia ácida y una básica y aclarar muchas confusiones:

ACIDO: Toda sustancia que al disolverse en agua aumenta la concentración de iones hidrógeno (H+).

BASE: Toda sustancia que al disolverse en agua aumenta la concentración de iones hidroxilo (OH-).

39

Así, el causante de las propiedades ácidas es el H+ y el causante de las propiedades básicas es el OH -. Con estas sencillas

ideas surge la causa del porque una base es capaz de neutralizar una ácida y es porque el contacto entre ellos produce una

sustancia neutra que es el agua: ACIDO (H+) + BASE (OH-) NEUTRA (H2O)

Conclusiones de la teoria de arrhenius:

1. - Ácidos fuertes son buenos conductores de la corriente eléctrica.

2. - Ácidos fuertes son excelentes catalizadores.

3. - Ácidos fuertes se encuentran altamente disociados en iones hidrógeno.

4. - La conductividad eléctrica es proporcional al efecto catalítico y al grado de disociación.

5. - La fuerza de un ácido es proporcional al grado de disociación e inversamente proporcional a la fuerza del enlace

químico.

6. - Ácido: Toda sustancia que al disociarse en agua aumenta la concentración de iones hidrógeno (H+).

7. - Base: Toda sustancia que al disociarse en agua aumenta la concentración de iones hidroxilo (OH)

8. - Una base neutraliza a un ácido porque se forma en la reacción una sustancia neutra como el agua.

9. - Se deduce de su teoría la igualdad: Nácido X Vácido = Nbase X Vbase; (NA· VA = NB · VB)

Fallas que presenta la teoria de arrhenius. A pesar de los éxitos alcanzados por esta teoría para explicar las propiedades

de los ácidos y las bases, había ciertas evidencias experimentales que no podían explicarse bajo esta óptica, entre ellos

tenemos:

1. - ¿Cuál es la verdadera naturaleza del ion hidrógeno en solución?

2. -¿Por qué los ácidos 100% puros no conducen la corriente eléctrica, no actúan como catalizadores, no disuelven a los

metales, en fin no funcionan como ácidos, pero bastan unas cuantas gotas de agua para que se manifieste su fuerza?

3. - Hay algunos compuestos químicos como los óxidos metálicos y las aminas o amoniaco que sin contener el radical

hidroxilo son capaces de neutralizar los ácidos.

TEORIA DE BRONSTED Y LOWRY: Se acepta generalmente que una de las razones por las cuales el agua es un

excelente solvente de los compuestos iónicos, es que en solución acuosa los iones son estabilizados por sus fuertes

atracciones hacia las moléculas de agua. Esta atracción es particularmente fuerte debido a la asimetría de la distribución

de carga en la molécula de agua. Cada ion está hidratado en solución acuosa, o sea unido fuertemente a un número de

moléculas de agua. El protón es singular entre los iones, porque no tiene electrones. En consecuencia, el radio del H+ es

sólo el radio nuclear 10-12 cm el cual es considerablemente menor que el radio atómico 10 -8 cm. Por tanto, el protón en

mayor grado que cualquier otro ion debe ser capaz de aproximarse e incorporarse él mismo al sistema electrónico de una

molécula del solvente. En otras palabras si los iones ordinarios son hidratados, el protón debe estar más íntimamente

ligado al solvente y no es correcto considerar una disociación ácida como una producción de protones “libres”. El impacto

de este raciocinio sobre el problema ácido-base es el siguiente. Si el protón existe como H3O+ hidratado, no es totalmente

exacto considerar que la disociación está representada por: HCl H+ + Cl-

Una opinión más realista es considerar que la disociación ácida es la TRANSFERENCIA de un protón del ácido al

solvente: HCl + H2O H3O+(aq) + Cl-

(aq)

40

Esto sugiere a la vez que un ácido no es necesariamente una sustancia que se disocia para dar un protón, sino más bien

que es una molécula capaz de transferir o de donar un protón a otra molécula. Las consideraciones que acabamos de

señalar condujeron en 1923 a un concepto más general para los ácidos y las bases, llamado definición de Lowry-

Bronsted.

ACIDO: Es una especie que tiene tendencia a perder o donar un protón.

BASE: Es una especie que tiene tendencia a aceptar o incorporar un protón.

De acuerdo con esto, la ionización del ácido clorhídrico se presenta con el HCl (que actúa como ácido), donando un

protón al agua (que actúa como base). Con las nuevas definiciones ácido-base podemos explicar rápidamente las fallas

que no eran entendidas bajo la teoría de Arrhenius:

1. - El ion hidrógeno NO se halla hidratado dentro de una solución como en el caso de los demás iones, más bien el H + se

incorpora a una molécula de agua para formar el ion hidronio (H3O+)

2. - La razón del porque el ácido 100% puro no presenta ninguna propiedad ácida a menos que se le agregue agua, se debe

a la necesidad el ácido de entrar en contacto con una base para que se manifiesten sus propiedades, es decir, un ácido sólo

lo es cuando hay una base dispuesta a recibirle sus protones.

3.- La nueva definición amplia el campo de los compuestos que pueden considerarse como bases y serán aquellas

sustancias capaces de aceptar un ion hidrógeno (H+) independientemente de la presencia o no del radical hidroxilo.

Sustancias como el radical sulfato, fosfato, carbonato, cloruro, etc., son capaces de aceptar un protón de un ácido y por lo

tanto se comportan como una base.

TITULACION: La titulación es una de las técnicas más comunes en la química analítica para la terminación de las

concentraciones de sustancias en solución. El conocimiento de esta técnica es esencial en la química. La neutralización de

un ácido fuerte con una base fuerte es una de las acciones más simples y convenientes para el estudio de los principios de

la titulación. Cuando el ácido sulfúrico reacciona con el hidróxido de sodio, los iones hidrógeno del ácido son

neutralizados por completo por los iones oxhidrilo de la base, produciéndose una solución de sulfato de sodio

prácticamente neutra: H2SO4 (aq) + 2 NaOH (aq) Na2SO4 (aq) + 2H2O

Cada H+ reacciona con un OH-, esto es, 1 mol de H+ neutraliza un mol de OH-. Sin embargo 1 mol de H2SO4 reacciona con

2 moles de NaOH, pues cada mol de este ácido produce 2 moles de H+. Cuando en una titulación se consume el mismo

número de moles de H+ que de OH- como resultado de una reacción de neutralización, se puede decir que: No. de moles

de H+  = No. de moles de OH-

LEY DE DILUCIÓN: Cuando la concentración se expresa en una escala volumétrica la cantidad de soluto contenido en

un volumen determinado de la disolución es igual al producto del volumen por la concentración. Cantidad de soluto

disuelto = Vol. X Conc.

Cuando se diluye una disolución el volumen aumenta y la concentración disminuye, pero la cantidad de soluto es

constante por ello dos disoluciones de diferente concentración pero que contienen las mismas cantidades de soluto están

relacionadas del modo siguiente: V1 C1 = V2 C2, Si se conocen 3 cualesquiera de la ecuación anterior, puede calcularse el

cuarto. Las magnitudes en ambos miembros de la ecuación deben expresarse en las mismas unidades. Para preparar la

solución patrón de NaOH no es recomendable pesar una unidad exacta de NaOH y disolverla en una cantidad

41

Acido Base

predeterminada de agua pues el NaOH absorbe humedad y CO2 del aire por lo que al pesar directamente esta sustancia, se

pueden causar errores considerables. Por lo tanto, se procede, a preparar una solución de la concentración aproximada

pesando NaOH y disolviéndolo en la cantidad apropiada de agua.

TEORÍA DE LEWIS.

La teoría del comportamiento ácido-base desarrollado por Bronsted y Lowry en los trabajos de 1920 fue para soluciones

acuosas. Una teoría más general, sin embargo, fue desarrollada por Gilbert N. Lewis en los años 30. Su teoría esta basada

en la compartición de un par de electrones entre un ácido y una base, en lugar de la idea de la transferencia del protón de

Bronsted y Lowry.

Acido de Lewis: Es una substancia que puede aceptar un par de electrones de otro átomo para formar un nuevo enlace.

Base de Lewis: Es una sustancia que puede dar un par de electrones a otro átomo para formar un nuevo enlace.

Este medio en el cual una reacción ácido base en el sentido de Lewis, puede ocurrir si hay moléculas o iones con un par de

electrones que pueden ser donados y una molécula o ion que puede aceptar un par de electrones:

A +B: B:A

Acido Base Aducto o complejo.

El resultado es llamado a menudo Aducto ácido-base, o complejo. Un ejemplo simple de reacción ácido-base de Lewis es

la formación del ion hidrónio desde el H+ y el agua. El ion H+ no tiene electrones de valencia, pero la molécula de agua

tiene dos pares de electrones libres. Uno de los pares puede ser compartido entre el H+ y el agua, así forman un enlace O-

H. Una interacción similar ocurre entre el ion H+ y el amoniaco para formar el ion amonio. Tales reacciones son muy

comunes. En general, los ácidos de Lewis incluyen aquellos cationes o moléculas neutras que tienen orbitales de valencia

vacíos, y las bases son aniones o moléculas neutras con un par de electrones libre.

Ejercicio VII.- Ácidos y Bases.

1.- Explicar el experimento que realizó Arrhenius en 1880 que lo llevaron a su teoría de los

ácidos y las bases.

2.- ¿Cómo explicó Arrehenius el hecho de que el HCl sea un ácido fuerte y el CH 3COOH sea un

ácido débil?.

3.- ¿Porqué el HCl tiene la misma fuerza que el CH3COOH cuando se disuelven en alcohol y

ninguno presenta carácter ácido cuando se disuelven en benceno?

4.- Si el pH de una solución es de 3.76 calcular el valor de pOH, H+ y OH-.

5.- Si el pH de una solución es de 11.42 calcular el valor de pOH, H+ y OH-.

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6.- Si la concentración del ion hidronio H+ es de 4.53 X 10-3 mol/litro; calcular cual será la

concentración del ion oxidrilo OH-, el pH y el pOH.

7.- Definir el concepto de Ácido y Base desde el punto de vista de Arrhenius y de Bronsted-Lowry

dando ejemplos de compuestos ácidos y bases en cada definición.

8.- ¿Cuál será la concentración de 15 ml de ácido que fue neutralizado con 23 ml de hidróxido de

sodio 0.085 Normal?

9.- ¿Cuántos ml de ácido clorhídrico concentrado de composición al 36 % en peso y densidad

igual a 1.18 g/cm3, se necesitan para preparar 250 ml de solución 0.350 Normal?

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