APUNTES DOCENTES

UNIDADES TECNOLÓGICAS DE SANTANDER
APUNTES DOCENTES
ASIGNATURA: QUIMICA Y QUIMICA
INORGANICA
PROFESOR: Ernesto Acevedo Soto
Miguel E. Coronado
Bernabé Franco
Edgar Javier Gómez
Claudia L. Hernández
Juan A. Manjarres
Ofelia Meza Diaz
Carlos Alberto Rodriguez
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Cambio de estado
En física y química se denomina cambio de estado a la evolución de la materia entre varios estados de
agregación sin que ocurra un cambio en su composición. Los tres estados básicos son el sólido, el
líquido y el gaseoso.
La siguiente tabla indica cómo se denominan los cambios de estado:
Inicial
\Final
Sólido
fusión
Sólido
Líquido
Gas
Líquido
solidificación
sublimación inversa,
regresiva o deposición
Gas
Sublimación, sublimación
progresiva o sublimación directa
evaporación o ebullición
condensación y
licuefacción (Licuación)
También se puede ver claramente con el siguiente gráfico:
Los dos parámetros de los que depende que una sustancia o mezcla se encuentre en un estado o en otro
son: temperatura y presión. La temperatura es una medida de la energía cinética de las moléculas y
átomos de un cuerpo. Un aumento de temperatura o una reducción de la presión favorecen la fusión, la
evaporación y la sublimación, mientras que un descenso de temperatura o un aumento de presión
favorecen los cambios opuestos.

La fusión es el cambio de estado de sólido a líquido. Por el contrario la solidificación es el
cambio inverso, de líquido a sólido.

La vaporización es el cambio de estado de líquido a gas. Contrariamente la licuación o
condensación es el cambio inverso, de gas a líquido.

La sublimación es el cambio de estado de sólido a gas, y el cambio inverso recibe el nombre de
sublimación regresiva.
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La teoría cinética explica el por qué de los cambios de estado de una sustancia. La respuesta está en el
calentamiento o enfriamiento al que debe ser sometida dicha sustancia.
Al calentar la sustancia la agitación de las partículas es mucho mayor por lo que sube la temperatura,
de forma que si la sustancia es sólida la sustancia puede pasar de sólido a líquido a gas, dependiendo
del grado de agitación de las partículas y así facilitar la fusión, vaporización o sublimación.
Por el contario al enfriar dicha sustancia la agitación de las partículas disminuye y permite realizar los
cambios de estado inversos: solidificación, licuación o condensación, sublimación regresiva.
En ninguno de los cambios de estado las partículas se quedan quietas. Cuando las partículas están en
estado sólido, vibran; cuando reciben energía en forma de calor aumenta la energía de las vibraciones
lo que produce un aumento de temperatura. Llega un momento en el que la vibración es tan alta que
vence las fuerzas que mantienen juntas a las partículas, y así se sucede el cambio de estado. De igual
forma ocurre con el cambio de estado de líquido a gaseoso.

El calor necesario para que se produzca el cambio de estado de una sustancia se llama calor
latente (L)
Según el cambio de estado que sufra la sustacia puede ser, calor latente de fusion (Lf), calor latente de
vaporización (Lv) o calor latente de sublimación (Ls).
El calor latente depende de algunos datos:
- La masa (m) de dicha sustancia. - Cantidad de calor Q.
La formula es:
MATERIA Y ENERGIA
Todo lo que nos rodea, incluidos nosotros mismos, está formado por un componente común: la materia.
Normalmente, para referirnos a los objetos usamos términos como materia, masa, peso, volumen. Para
clarificar los conceptos, digamos que:
Materia es todo lo que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio;
Masa es la cantidad de materia que tiene un cuerpo;
Volumen es el espacio ocupado por la masa
Cuerpo es una porción limitada de materia
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Estados físicos de la materia
En términos conceptuales, materia se puede definir como cualquier sustancia que posee masa y ocupa
un lugar en el espacio (volumen); la cual como cualquier otro componente de la naturaleza reacciona a
factores ambientales como la presión y la temperatura, manifestándose en tres estados:
Gaseoso.
Líquido.
Sólido.
Estos estados obedecen fundamentalmente a la energía cinética o energía de movimiento de las
moléculas que conforman dicha materia y a la forma de agregación de las mismas.
Los estados de la materia
dependen de Factores del
ambiente como presión y
temperatura.
Estados de la materia en relación a cambios de la temperatura del ambiente.
Los diferentes estados de la materia se
caracterizan por la energía cinética de las
moléculas y los espacios existentes entre
estas.
Estados de la materia en relación a cambios de la energía cinética de las moléculas.
Cada uno de los estados le confiere a la materia características propias, a pesar de no cambiar su
composición.
La figura siguiente complementa los conceptos aquí formulados, obsérvelo haciendo énfasis en las
relaciones y diferentes vías existentes:
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Los estados de la materia: efecto de las condiciones del medio.
Aunque la materia en sus diferentes estados, no varía en su composición, puede variar en sus
características
Principales Características de los estados de la materia
SÓLIDOS
Poseen forma definida.
Poseen volumen fijo.
Baja compresibilidad.
LÍQUIDOS
No poseen forma definida, por
lo tanto adoptan la forma del
recipiente que los contiene.
Poseen volumen fijo.
Compresión limitada.
GASES
No poseen forma definida, por
lo tanto adoptan la forma del
recipiente que los contiene.
Poseen volumen variable.
Alta Compresibilidad.
Cambios físicos y cambios químicos
Las modificaciones en la presión, la temperatura o las interrelaciones de las sustancias, pueden
originar cambios físicos o químicos en la materia.
Cambios físicos de la materia:
Son aquellos cambios que no generan la creación de nuevas sustancias, lo que significa que no existen
cambios en la composición de la materia, como se ve en la figura siguiente.
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El cambio físico se caracteriza por la no
existencia de reacciones químicas y de
cambios en la composición de la materia.
Cambio físico de la materia: cambio de estado sólido (hielo) a estado líquido del agua, mediante el
aumento en la temperatura del sistema.
Cambios químicos:
Son aquellos cambios en la materia que originan la formación de nuevas sustancias, lo que indica que
existieron reacciones químicas.
El cambio Químico de la materia se
caracteriza por la existencia de
reacciones químicas, de cambios en la
composición de la materia y la
formación de nuevas sustancias.
Cambio Químico de la materia: Formación de Ácido Clorhídrico, mediante la reacción de Cloro e
Hidrógeno.
Observe que en los cambios químicos la materia sometida al cambio posee unas características
diferentes a la materia inicial.
Composición y propiedades de la materia
Como se vio anteriormente, la materia presenta tres estados físicos, dependiendo de factores
ambientales como la presión y la temperatura; independiente de ello, el aspecto de la materia está
determinado por las propiedades físico-químicas de sus componentes, encontrándose materia
homogénea y materia heterogénea.
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Materia homogénea
Es aquella que es uniforme en su composición y en sus propiedades y presenta una sola fase, ejemplo
de ello sería un refresco gaseoso, la solución salina, el Cloruro de Sodio o sal de cocina; este tipo de
materia se presenta en formas homogéneas, soluciones y sustancias puras.
Materia heterogénea
Es aquella que carece de uniformidad en su composición y en sus propiedades y presenta dos o más
fases, ejemplo de ello sería la arena, el agua con aceite; este tipo de materia es también conocida como
mezcla y se caracteriza por el mantenimiento de las propiedades de los componentes y la posibilidad
que existe de separarlos por medio de métodos físicos.
Sustancias puras, elementos y compuestos
Sustancia pura
Una sustancia es pura cuando se encuentra compuesta por uno o más elementos en proporciones
definidas y constantes y cualquier parte de ella posee características similares, definidas y constantes;
podríamos decir que una sustancia es pura cuando se encuentra compuesta en su totalidad por ella y no
contiene cantidades de otras sustancias; ejemplos de ello serían la sacarosa, el agua, el oro.
Elemento:
Sustancia pura imposible de descomponer mediante métodos químicos ordinarios, en dos o más
sustancias, ejemplo: el Hidrógeno (H), el Oxígeno (O), el Hierro (Fe), el Cobre (Cu).
Compuesto:
Sustancia pura posible de descomponer mediante métodos químicos ordinarios, en dos o más
sustancias, ejemplos: El agua (H2O), la sal (NaCl), el ácido Sulfúrico (H2SO4).
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Mapa conceptual que muestra la categorización de la materia, dependiendo de las características y
composición de las sustancias constituyentes.
Energía
El movimiento de los constituyentes de la materia, los cambios químicos y físicos y la formación de
nuevas sustancias se originan gracias a cambios en la energía del sistema; conceptualmente, la energía
es la capacidad para realizar un trabajo o transferir calor; la energía a su vez se presenta como energía
calórica, energía mecánica, energía química, energía eléctrica y energía radiante; estos tipos de energía
pueden ser además potencial o cinética. La energía potencial es la que posee una sustancia debido a su
posición espacial o composición química y la energía cinética es la que posee una sustancia debido a su
movimiento.
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Tipos de energía
Manifestaciones de la energía
Energía Mecánica: El movimiento de las hélices
del molino de viento es transferido a un sistema
mecánico de piñones, para producir energía
eléctrica o lograr la ascensión de agua de un pozo
subterráneo
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Energía Calórica o radiante: El calor o la luz
emitida desde el sol es aprovechada por las plantas
para producir energía química en forma de
carbohidratos.
Energía Eléctrica: El movimiento de electrones
libres, produce la energía eléctrica, usada para
hacer funcionar electrodomésticos, trenes, y
artefactos industriales.
Energía Química: La combustión de
hidrocarburos como el petróleo, liberan gran
cantidad de energía.
Formas de medición de la energía
Poseer un referente de la cantidad de energía que se intercambia en las diferentes interacciones de la
materia requiere de patrones de medición. Como la forma de energía que tiene mayor expresión es la
energía calórica, entendida ésta como la energía que se intercambia entre dos sustancias cuando existe
diferencias de temperatura entre ambas, trataremos las unidades de medida de esta.
La cantidad de energía cedida o ganada por una sustancia se mide en calorías o joules.
Una caloría (cal) es igual a la cantidad de calor necesario para elevar de 14,5o C a 15,5o C 1 gramo de
agua. Como factor de conversión diremos que una caloría equivale a 4,184 joules.
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1 cal = 4,184 J
Es necesario diferenciar la caloría utilizada como herramienta de medición de la energía calórica en
química, de la caloría utilizada en nutrición, ya que la caloría contenida en los alimentos (Cal) o gran
caloría, equivale a 1.000 calorías o 1 Kilocaloría (Kcal).
2 cubos de azúcar ( 10 g), contienen 37,5 Cal
nutricionales, lo que equivale a 37,5 Kcal, 37.500 cal
químicas y 156.900 j.
Calor especifico
¿Has sentido que unas sustancias se calientan con mayor rapidez que otras?, el calor especifico se
relaciona con ello; conceptualmente, el calor específico es la cantidad de calor necesario para elevar la
temperatura de una sustancia determinada; desde el punto de vista químico, es la cantidad de calorías
requeridas para elevar en un grado centígrado la temperatura de un gramo de una sustancia, o es el
número de joules requeridos para elevar en un grado kelvin la temperatura de un kg de una sustancia.
Calor Específico del agua: 1 cal/g o C
Este valor significa que para elevar 1 grado
centígrado la temperatura de 1 g de agua, se
requiere 1 caloría.
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Calor Especifico del Aluminio: 0,217 cal/g o C
Este valor significa que para elevar 1 grado
centígrado la temperatura de 1 g de Aluminio se
requieren 0,217 calorías.
Valores comparativos del calor específico del agua en estado líquido y el aluminio en estado sólido.
Ley de la conservación de Masa-Energía
Para concluir esta parte temática, abordemos una pregunta: en el momento de ocurrir un cambio físico
o químico (reacción química) en una sustancia, ¿existe perdida de masa y/o energía?
Antoine Laurent Lavoiser (743-1749) y James Prescott Joule (1818-1889), dedicaron parte de su
trabajo científico en la solución de este problema, llegando a la conclusión de que en las reacciones
químicas y en los cambios físicos las masas de las sustancias participantes no se crean ni destruyen,
solo se transforman; esta conclusión se conoce con el nombre de Ley de la conservación de la masa.
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LA TABLA PERIODICA
Grupo 1 2
IA IIA
Periodo
1
3
4 5 6
7
8 9 10
IIIB IVB VB VIB VIIB
VIIIB
11 12 13 14 15 16 17
18
IB IIB IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA
1
2
H
3
He
4
5
6
7
8
9
10
B
C
N
O
F
Ne
2
Li Be
3
11 12
13
14
15
16
17
18
Na Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
4
5
TABLA PERIODICA
19 20
21
22
23
24
K Ca
Sc
Ti
V
Cr
37 38
39
40
41
42
Rb Sr
Y
55 56
6
Cs Ba
7
Fr Ra
87 88
*
**
57
Lantanidos
* La
Actinidos
** Ac
LIQUIDOS
GASES
89
25
26
27
28
Mn Fe Co Ni
32
33
34
35
36
Ge
As
Se
Br
Kr
47
53
54
Xe
44
48
49
50
51
52
Zr Nb Mo
Tc
Ru Rh Pd Ag Cd
In
Sn
Sb
Te
I
72
74
75
76
77
78
79
80
81
82
83
84
85
86
Hf Ta W
Re
Os Ir
Pt
Au Hg
Tl
Pb
Bi
Po
At
Rn
104 105 106
107
108 109 110
111
113
114
115
116
117
118
Rf Ha Sg
Bh Hs Mt Unn Uuu Uub Uut Uuq Uup Uuh Uus
Uuo
58
59
60
Ce Pr Nd
90
61
62
63
46
31
Ga
29
43
73
45
30
Cu Zn
64
65
112
66
67
Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho
95
96
68
69
71
Lu
91
92
93
97
98
99
100
102
103
Th Pa
U
Np Pu Am Cm Bk
Cf
Es
Fm Md No
Lr
SOLIDOS
94
70
Er Tm Yb
NO METALES
METALOIDES
101
SINTETIZADOS
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LA MATERIA SE CLASIFICA DE ACUERDO CON LA FORMA EN QUE SE PRESENTA EN
LA NATURALEZA O SU COMPOSICIÓN.
MATERIA
SUSTANCIAS
1.SUSTANCIAS
HOMOGÉNEAS
PURAS
SUSTANCIAS
HETEROGÉNEAS
(Especie química)
Mezclas homogéneas
Elementos
Mezclas gaseosas
Compuestos
Mezclas Heterogéneas
H2O+Aceite (emulsiones)
Suspensiones
CH2O+Arena, H2O+S
en polvo, pinturas en
aceite, yeso en agua,
cremas líquidas, leche
de magnesia.
Aire
2. Disoluciones Homogéneas
o Soluciones.
Leche (H2O + grasa + lactosa o azúcar de la leche)
SUSTANCIAS PURAS: Tienen propiedades y composiciones definidas y constantes, son tipos
particulares de materia con propiedades físicas y químicas (elementos y compuestos).
Las sustancias elementales o elementos no se pueden dividir. Descomponer en sustancias más simples
por medios químicos. En la actualidad se conocen 118 elementos. Los elementos químicos son
sustancias puras constituidas por una sola clase de átomos. Los nombres de los elementos responden a
sus propiedades características, en otras ocasiones a lugares donde se han encontrado, planetas, en
honor a científicos que los han descubierto o sintetizado.
Ej: LUGAR
Californio
Cf
118 elementos
PLANETA
Plutonio
CIENTÍFICO
Einstenio
Pu
Es
LETRA INICIAL EN LÁTÍN O GRIEGO
Potasio
L.Kalium ―K‖ Cenizas
Cloro
Gr. Chloros ―Cl‖ Verde
91se encuentran en la naturaleza
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Pm, Np, Pu, Am, Cm, Bk, Cf, Es,
Fm, Md, No, Lw, Rf, Ha, Unh,
Uns, Uno, Mt, Unn, Uuu, Uub,
Uut, Uuq, Uup, Uuh, Uus, Uuo
27 han sido sintetizados
23 conforman la materia viva
11 elementos
5 elementos
102 elementos
Metales 93
en forma de gases: H2, O2, N2, F2, Cl2, He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn.
en forma líquida: Br, Hg, Ga, Cs, Fr.
en forma sólida.
No metales 6
C,P,S,Se,Br,I
Metaloides 8
Gases
11
B,Si,Ge,As,Sb,Te,Po,At.
8 elementos forman el 98% de la corteza terrestre. O2, Si, Al, Fe, Ca, Na, K, Mg.
El elemento más abundante en la naturaleza es el O2.
El 96% de la materia viva está constituida por 4 de los elementos biogénicos:C,O2, N2, H2.
Np, Pu, Am,
Cm, Bk, Cf, Es,
Fm, Md, No, Lr
ELEMENTOS TRANSURÁNICOS (11
Elementos de la serie de los Actínidos,
todos esencialmente sintéticos, con número
atómico mayor que el URANIO
Encontramos elementos que se encuentran en la naturaleza en forma biatómica y son: H2, O2, N2, F2,
Cl2, Br2, I2. La simbolización moderna se le debe a ―Berzelius‖.
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El elemento 43 Tc
El elemento 73 Ta
El elemento 74 W
El elemento 103 Lw
El elemento 104 Rf
Tecnecio también se le llama Masurio.
en la tabla periódica aparece Tantalio. Se le llama Tantalo.
Wolframio también se le llama Tungsteno.
Laurencio en unas tablas su símbolo es Lr.
Rutherfordio. Antes se le llamaba Kurchatovio Ku,
Unilcuadio Unq
Hahnio, Unilpentio Unp
El elemento 105 Ha
ULTIMOS ELEMENTOS QUE HAN SALIDO.
NUMERO
ATOMICO
106
107
108
109
110
111
112
113
114
115
116
117
118
SIMBOLO
Unh
Uns
Uno
Mt
Unn
Uuu
Uub
Uut
Uuq
Uup
Uuh
Uus
Uuo
NOMBRE
NOMBRES DIFERENTES QUE
RECIBEN
UNILHEXIO
SEABORGIO Sg
UNILSEPTIO
UNILOCTIO
UNILHEPTIO,BORIO,Bh.NIELSBOHRIO. Ns
MEITNERIO
UNUNNILIO
UNUNUNIO
UNUNBIO
UNUNTRIO
UNUNQUADIO
UNUNPENTIO
UNUNHEXIUM
UNUNSEPTIO
UNUNOCTIO
HASIO Hs
UNE, UNILENIO
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Los PERIODOS están formados
por un conjunto de elementos
que teniendo propiedades
químicas diferentes, mantienen
en común el presentar igual
número de niveles con
electrones en su envoltura,
correspondiendo el número de
PERIODO al total de niveles o
capas.
1
2
3
4
5
6
7
6
7
¿Qué es un grupo?
Los elementos que conforman un
mismo GRUPO presentan
propiedades físicas y químicas
similares.
Las columnas verticales de la Tabla Periódica se
denominan GRUPOS (o FAMILIAS)
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s1
p6
s2
p1 p2 p3 p4 p5
d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10
Los elementos del mismo GRUPO tienen la misma
configuración electrónica del último nivel
energético.
1
18
IA
Agrupaciones
2
IIA
4
5
6
7
9
11
12
IVB
VB
VIB
VIIB
VIIIB
IB
IIB
14
15
16
17
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA
SEMIMETALES
Carácter metálico
Un elemento se considera metálico cuando cede fácilmente
electrones y no tiene tendencia a ganarlos, es decir los
metales son muy poco electronegativos
Un no metal es todo elemento que difícilmente cede
electrones y si tiene tendencia a ganarlos, es muy
electronegativo
Los gases nobles no tienen carácter metálico ni no
metálico
Los semimetales no tienen muy definido su carácter, se
sitúan bordeando la divisoria
NOBLES
M E T A L E S
VIIIA
GASES
3
IIIB
13
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1
• El nombre de esta familia proviene de la palabra árabe álcalis, que
significa cenizas.
IA
• Al reaccionar con agua, estos metales forman hidróxidos, que son
compuestos que antes se llamaban álcalis.
• Son metales blandos, se cortan con facilidad.
• Los metales alcalinos son de baja densidad
• Estos metales son los más activos químicamente
• No se encuentran en estado libre en la naturaleza, sino en forma de
compuestos, generalmente sales . Ejemplos:
El NaCl (cloruro de sodio) es el compuesto mas
abundante en el agua del mar.
Metales alcalinos
El KNO3 (nitrato de potasio) es el salitre.
2
• Se les llama alcalinotérreos a causa del aspecto térreo de sus
óxidos
IIA
• Sus densidades son bajas, pero son algo mas elevadas que la de los
metales alcalinos
• Son menos reactivos que los metales alcalinos
• No existen en estado natural, por ser demasiado activos y,
generalmente, se presentan formando silicatos, carbonatos, cloruros
y sulfatos
Metales alcalinotérreos
•TODOS SON METALES TÍPICOS; POSEEN UN LUSTRE
METÁLICO CARACTERÍSTICO Y SON BUENOS CONDUCTORES
DEL CALOR Y DE LA ELECTRICIDAD
• LAS PROPIEDADES FÍSICAS Y QUÍMICAS DE LOS ELEMENTOS DE
TRANSICIÓN CUBREN UNA AMPLIA GAMA Y EXPLICAN LA
MULTITUD DE USOS PARA LOS CUÁLES SE APLICAN
3
4
5
6
7
9
11
12
IIIB
IVB
VB
VIB
VIIB
VIIIB
IB
IIB
Metales de transición
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Estos elementos se llaman
también tierras raras.
Metales de transición
internos
• Rara vez aparecen libres en la naturaleza, se encuentran
principalmente en forma de sales disueltas en el agua del
mar.
17
VIIA
• El estado físico de los halógenos en condiciones ambientales
normales oscila entre el gaseoso del flúor y el cloro y el sólido
del yodo y el astato; el bromo, por su parte, es líquido a
temperatura ambiente
Halógenos
• Son químicamente inertes lo que significa que no reaccionan
frente a otros elementos químicos
• En condiciones normales se presentan siempre en estado gaseoso.
Gases Nobles
18
VIIIA
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13
IIIA
Familia del Boro
14
IVA
Familia del Carbono
15
VA
Familia del Nitrógeno
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16
VIA
Familia del Oxígeno
ANALISIS DE LOS ELEMENTOS DE LA TABLA PERIODICA
GRUPO I A: LOS METALES ALCALINOS
Los metales alcalinos, Litio (Li), Sodio (Na), Potasio (K), Rubidio (Rb), Cesio (Cs) y Francio (Fr), son
metales blandos de color gris plateado que se pueden cortar con un cuchillo. Presentan densidades muy
bajas y son buenos conductores de calor y la electricidad; reaccionan de inmediato con el agua, oxigeno
y otras substancias químicas, y nunca se les encuentra como elementos libres (no combinados) en la
naturaleza. Los compuestos típicos de los metales alcalinos son solubles en agua y están presentes en el
agua de mar y en depósitos salinos. Como estos metales reaccionan rápidamente con él oxigeno, se
venden en recipientes al vacío, pero por lo general se almacenan bajo aceite mineral queroseno. En este
grupo los más comunes son el sodio y el potasio.
GRUPO II A: LOS METALES ALCALINOTÉRREOS
Entre los elementos del grupo II A. Se encuentran el Berilio (Be), Magnesio (Mg), Calcio (Ca),
Estroncio (Sr), Bario (Ba) y el Radio (Ra). Estos metales presentan puntos de fusión más elevados que
los del grupo anterior, sus densidades son todavía más bajas, pero son algo más elevadas que la de los
metales alcalinos comparables. Son menos reactivos que los metales alcalinos. Todos los metales
alcalinotérreos poseen dos electrones de valencia y forman iones con doble carga positiva (2 +).
El calcio ocupa el quinto lugar en abundancia; alrededor del 4 % de la corteza terrestre es calcio o
magnesio. El carbonato de calcio es el compuesto que forma la greda, la piedra caliza y la calcita. La
cal, el cemento, los huesos y los depósitos de conchas marinas son ricos en calcio. El magnesio
metálico se emplea para polvo de iluminación instantánea, bombillas fotográficas, y en aleaciones de
aluminio, en especial para aviones y proyectiles. Casi todo el quot; agua dura quot; contiene iones
calcio y magnesio, el berilio es costoso, pero las aleaciones de este metal se emplean en herramientas
que no producen chispas, en resortes y electrodos para soldadura por puntos. El berilio y sus
compuestos son tóxicos. Los compuestos de bario son extensamente en pigmentos blancos. El radio es
radiactivo.
UNIDADES TECNOLÓGICAS DE SANTANDER
GRUPO III A:
El primer elemento del grupo III A es el Boro (B), un metaloide con un punto de fusión muy elevado y
en el que predominan las propiedades no metálicas. Los otros elementos que comprenden este grupo
son: Aluminio (Al), Galio (Ga), Indio (In), y Talio (Tl), que forman iones con una carga triple positiva
(3 +). La densidad y las características metálicas aumentan conforme se incrementa el número atómico
de este grupo.
El Boro no sé encuentra libre en la naturaleza, pero es el elemento fundamental del bórax. Este
compuesto se emplea como suavizante de agua y en agente de limpieza. Desde el punto de vista
químico, el boro se comporta mas como el metaloide silicio que como el aluminio metálico.
El aluminio se encuentra adyacente a dos metaloides en la tabla periódica, pero en sus propiedades
predominan las de tipo metálico. El aluminio es un buen conductor de calor y la electricidad, y es un
metal dúctil que se emplea en alambres ligeros. Es el metal que más abunda en la corteza terrestre (8
%), pero es demasiado activo para encontrarse libre en la naturaleza. Se utiliza por ejemplo en
aeronaves, alambre de transmisión eléctrica, motores, automóviles, utensilios de cocina, pigmentos
para pinturas y papel aluminio.
El Galio se funde a 29.8 c, solo un poco arriba de la temperatura ambiente, la demanda de este metal va
en aumento; tiene aplicaciones nuevas en semiconductores de estado sólido para computadores y celdas
solares. El indio es muy blando; entre otras cosas, se emplea en transistores y recubrimientos de
espejos. El talio y sus compuestos son tóxicos.
GRUPO IV A: LA FAMILIA DEL CARBONO.
El carácter metálico aumenta de arriba hacia abajo en el caso de los elementos Carbono (C), Silicio
(Si), Germanio (Ge), Estaño (Sn), y Plomo (Pb). Las diferencias en la posición cristalina de los átomos
de carbono explican la dureza resbaladiza del grafito negro. A las formas distintas de un mismo
elemento, como estas, se les llama alótropos. A mediados de la década de 1980 sé descubrió una nueva
forma alotrópica del carbono, con 60 átomos dispuestos en un patrón parecido a la superficie de un
balón de fútbol a estas esferas de carbono 60 se les suele dar el nombre de buck y bolas. El carbono
vegetal es una forma alotrópica no cristalina (o quizás microcristalina) del carbono; no presenta un
patrón atómico definido. Además de los dos óxidos de este elemento, dióxido de carbono (CO2) y
monóxido de carbono (CO) el carbón está presente en más de 8 millones de compuestos. Entre los
compuestos orgánicos (que contienen carbono) están las sustancias naturales presentes en todos los
seres vivos. Todos los productos del petróleo y los sintéticos que van de los plásticos a las fibras y
medicamentos, son también compuestos orgánicos.
El silicio, el segundo miembro de este grupo, es un metaloide en el que predominan las propiedades no
metálicas. Es el segundo elemento más abundante en la corteza terrestre (26%) pero no se encuentra
como elemento libre, la arena de cuarzo, que es dióxido de silicio, se emplea en la producción de vidrio
y cemento. El silicio posee un lustre metálico gris. Este metaloide ha ejercido un impacto enorme en la
tecnología moderna, pues se emplea silicio extremadamente puro en la manufactura de
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semiconductores y chips de computadora. El carborundo es carburo de silicio, un compuesto de silicio
y carbono que se utiliza en herramientas de corte y esmerilado. El germanio es también un
semiconductor metaloide y participa en miles de aplicaciones electrónicas.
GRUPO V A:
Entre los elementos del grupo V A están los no metales Nitrógeno (N) y Fósforo (P), los metaloides
Arsénico (As) y Antimonio (Sb), y el metal pesado Bismuto (Bi). Como se ve, en este grupo hay un
cambio total en apariencia y propiedades de arriba hacia abajo.
El nitrógeno gaseoso diatómico (N2) constituye el 78 % del aire en volumen. Tanto el nitrógeno como
el fósforo son fundamentales para la vida. El nitrógeno es un elemento indispensable para los
aminoácidos que componen todas las proteínas. Las moléculas de nitrógeno del aire no son muy
reactivas, pero ciertas bacterias del suelo pueden "fijar" el nitrógeno al convertir el elemento en
amoniaco, que en esa forma puede ser incorporado por las raíces de las plantas. En escala industrial, el
nitrógeno y el hidrógeno gaseosos se combinan para producir amoniaco gaseoso, nh 3 que se utiliza
como fertilizante y también en la manufactura de ácido nítrico y diversos explosivos.
El fósforo es un sólido reactivo que no se encuentra libre en la naturaleza. Una de las formas
alotrópicas del fósforo es un material rojo púrpura no cristalino que alguna vez se utilizo para fabricar
cerillas. Otra forma alotrópica, de formula p4 presentan una apariencia cerosa cristalina de color
amarillento y es preciso mantenerla bajo el agua para evitar su combustión espontánea con el oxigeno
del aire. El fósforo se emplea en la fabricación de cerillas, bombas de humo, balas trazadoras
plaguicidas y otros muchos productos. Este elemento es fundamental para todas las células vegetales y
animales.
El arsénico es un metaloide en el que predominan las propiedades no metálicas. Tanto el elemento
como sus compuestos son tóxicos, en parte porque el primero puede imitar casi por completo el
comportamiento químico del fósforo, pero el arsénico es incapaz de funcionar como el fósforo en los
tejidos vivos, y tiene resultados letales. Ciertos insecticidas y fungicidas agrícolas contienen arsénico.
El elemento también se utiliza en aplicaciones de semiconductores e en láseres.
El antimonio es un metaloide en que predominan las propiedades metálicas. El elemento es quebradizo
y escamoso, con lustre metálico. Se emplea para aumentar la dureza del plomo destinado a las baterías
de automóvil, en cubiertas para cable y en balas trazadoras. Ciertos compuestos de antimonio se usan
en pigmentos para pinturas, en esmaltes cerámicos y en agentes para incombustibilizar.
El bismuto es el único metal verdadero en este grupo. Se utiliza para hacer aleaciones como el peltre, y
aleaciones de bajo punto de fusión que se emplean en fusibles eléctricos y sistemas de aspersión contra
incendios. Ciertos compuestos de bismuto se usan en polvos faciales y cosméticos.
GRUPO VI A: LA FAMILIA DEL OXIGENO
Los elementos del grupo VI A, conocidos como la familia del grupo del oxigeno, comprenden al
Oxigeno (O), Azufre (S), Selenio (Se), Telurio (Te) y Polonio (Po). Aunque todos ellos tienen seis
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electrones de valencia, sus propiedades varían de no metálicas a metálicas en cierto grado, conforme
aumenta el número atómico.
El oxigeno gaseoso, O2 es fundamental para la vida; es necesario para quemar los combustibles fósiles
y obtener así energía, y se requiere durante el metabolismo urbano para quemar carbohidratos. En
ambos procesos, los productos secundarios son dióxido de carbono y agua. El oxigeno constituye el 21
% en volumen del aire y el 49.5 % en peso de la corteza terrestre.
La otro forma alotrópica del oxigeno es el ozono, cuya fórmula es O3 es mas reactivo que el oxigeno
ordinario y se puede formar a partir de oxigeno en un arco eléctrico, como el descargador a distancia de
un motor eléctrico, también se puede producir ozono por la acción de la luz ultravioleta sobre el
oxigeno; esto explica el aroma " fresco del aire durante las tormentas eléctricas".
El azufre es el segundo elemento no metal del grupo. A temperatura ambiente es un sólido amarillo
pálido que se encuentra libre en la naturaleza. Lo conocían los antiguos y se le menciona en el libro del
génesis como piedra de azufre. Las moléculas de azufre contienen ocho átomos de azufre conectados a
un anillo; su fórmula es S8 . El azufre tiene una importancia especial en la manufactura de neumáticos
de hule y ácido sulfúrico, H2SO4 . Otros compuestos de azufre son importantes para blanquear frutos y
granos.
El selenio es un no metal que presenta interesantes propiedades y usos. La conductividad de este
elemento aumenta con la intensidad de la luz. A causa de esta fotoconductividad, el selenio se a
utilizado en los medidores de luz para cámaras fotográficas y en fotocopiadoras, pero la preocupación
que origina su toxicidad ha hecho que disminuya su uso. El selenio también puede convertir la
corriente eléctrica alterna en corriente directa; se ha utilizado en rectificadores, como los convertidores
que se usan en los radios y grabadores portátiles, y en herramientas eléctricas recargables. El color rojo
que el selenio imparte al vidrio lo hace útil en la fabricación de lentes para señales luminosas.
El telurio, tiene aspecto metálico, pero es un metaloide en el que predominan las propiedades no
metálicas. Se emplea en semiconductores y para endurecer las placas de los acumuladores de plomo y
el hierro colado. Se presenta en la naturaleza en diversos compuestos, pero no es abundante. El polonio
es un elemento radiactivo poco común que emite radiación alfa y gama; su manejo es muy peligroso.
Los usos de este elemento se relacionan con su radiactividad, y fue descubierto por Marie curie, quien
le dio este nombre en honor a su natal Polonia.
GRUPO VII A: LOS HALÓGENOS.
Comprenden el Fluor (F), Cloro (Cl), Bromo (Br), Yodo (I), y Astato (At). El nombre de la familia
halógeno proviene de las palabras griegas que significan "formadores de sales". Cada átomo de
halógeno tiene siete electrones de valencia. Como elementos, los halógenos son todos diatomicos,
tienen dos a tomos por molécula y son demasiado reactivos como para encontrarse libres en la
naturaleza.
El primer halógeno, el Flúor es un gas amarillo pálido, que es el elemento con mas carácter no metálico
de todos. Tienen una fuerte tendencia a ganar un electrón para formar iones fluoruro. Tanto la madera
como el hule arden en forma espontánea en fluor gaseoso. El fluor se emplea en la producción de
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compuestos con carbono llamados fluorocarbonos, como el Freon-12, CCL2F2, que se utiliza como
refrigerante en aparatos de aire acondicionado. El "resina anti-adherente" ó "fluoropolímero" (la
empresa me prohibió poner el nombre comercial) es un fluorocarbono que es un polímero; tiene
unidades moleculares de dos átomos de carbono y cuatro átomos de flúor que se repiten miles de veces
en largas cadenas. Los compuestos de flúor también se utilizan para prevenir la caries dental y en
ciertos lubricantes.
El cloro es un gas amarillo verdoso de olor irritante, que reacciona con casi todos los elementos. En
concentraciones elevadas es muy venenoso, pero es bajas concentraciones puede salvar vidas: se
emplea para purificar el agua potable, se emplea en la producción de papel, textiles, blanqueadores,
medicamentos, insecticidas, pinturas, plásticos y muchos otros productos de consumo.
El Bromo es el único elemento no metálico que es líquido a temperatura ambiente. Este líquido
reactivo de color rojo sangre con un vapor rojo, es picante y venenoso; se debe manejar con extremo
cuidado. El elemento se obtiene principalmente procesando salmuera extraída de los pozos de Arkansas
y Michigan. también se puede obtener bromo del agua de mar, pero esto ya no constituye una fuente
importante del elemento. El bromo se utiliza en la producción de sustancias químicas para fotografía,
colorantes y retardantes de flama, y en la manufactura de una amplia variedad de otras sustancias
químicas, incluso productos farmacéuticos.
A temperatura ambiente el yodo es un sólido cristalino de color gris metálico. Cuando se calienta, el
yodo sólido se sublima, es decir se transforma, directamente del estado sólido al gaseoso sin pasar por
el estado líquido. El vapor de yodo presenta un hermoso color violeta brillante. El yodo que es menos
abundante que otros halógenos, se obtiene de pozos de salmuera que hay en los campos petroleros de
California y Luisiana. El elemento está presente también en ciertos vegetales marinos, como las algas,
los compuestos de yodo se utilizan en productos químicos para fotografía y también en ciertos
medicamentos. El cuerpo humano necesita un poco de yodo para elaborar la hormona tiroxina.
Todos los isótopos del Ástato son radioactivos. Se cree que la cantidad total de este elemento, existe en
la corteza terrestre, es menor que 30 gramos (una onza). Muestras minúsculas de este inestable
elemento se sintetizaron por primera vez en la universidad de California, Berkeley, en 1940.
GRUPO VIII A: LOS GASES NOBLES.
Esta familia incluye al Helio (He), Neon (Ne), Argón (Ar), Criptón (Kr), Xenón (Xe) y Radon (Rn).
Los gases nobles existen en forma de átomos gaseosos monoatómicos (solos) que no tienden a
participar en reacciones con otros elementos.
Todos los gases nobles poseen un nivel energético externo lleno por completo de electrones (dos en el
helio y ocho en todos los demás). Esta distribución estable de electrones explica la naturaleza no
reactiva de estos elementos. Alrededor del 1 % de la atmósfera de la tierra es Argón, y los otros gases
nobles están presentes en cantidades muy pequeñas. A excepción del helio, que se extrae de pozos de
gas natural, estos elementos se separan del aire licuado.
Durante la década de 1890, el químico escocés Sir William Ramsay y sus colaboradores, descubrieron
la existencia de todos estos elementos excepto el helio y el radón. Cuando Janssen, astrónomo,
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empleaba un espectroscopio para estudiar un eclipse de sol en 1868, observo una nueva línea en el
espectro. Se concluyo que el sol tenía un elemento aun no descubierto que más tarde recibió el nombre
de helio, derivado de la palabra griega helios, que significa el "sol". El primer descubrimiento de la
presencia de helio en la tierra tuvo lugar en 1895, cuando Sir William Ramsay encontró una muestra de
mineral de uranio producía helio gaseoso. El radón es un gas radioactivo descubierto en 1900 por
Friedrich Dorn, físico quien encontró que se producía este elemento durante la descomposición
radioactiva del elemento radio.
Debido a su baja densidad u naturaleza no inflamable, el helio se utiliza para inflar globos y dirigibles
(zeppelines), y para mantener bajo presión el combustible líquido de los cohetes saturno. La propiedad
que distingue a los gases nobles como grupo, es su calidad de "inertes". Por ejemplo, el helio y el argon
se emplean en la soldadura del arco y en procesos metalúrgicos, para evitar la reacción de los
materiales con el oxigeno y el nitrógeno del aire. Las bombillas de luz y los tubos fluorescentes se
llenan con una mezcla de Argón y nitrógeno, que provee una atmósfera inerte para prolongar la vida
del filamento. El criptón es más costoso, pero se utiliza para aumentar la eficiencia y brillantes de
ciertas bombillas de lámpara de mano y de aditamentos de destello electrónico que se emplea en
fotografía. La brillante luz naranja-rojiza de los anuncios de neón se produce cuando se hace pasar una
corriente eléctrica a través de un tubo que contiene gas neón a baja presión. La naturaleza no reactiva
de los gases nobles los hace muy valiosos.
METALES DE TRANSICIÓN.
Los metales de transición se localizan en la parte central de la tabla periódica y se les identifica con
facilidad mediante un número romano seguido de la letra "B" en muchas tablas. No hay que olvidar,
sin embargo, que ciertas tablas periódicas emplean un sistema distinto de rótulos, en el que los
primeros grupos de metales de transición están marcados como grupos "A" y los dos últimos grupos de
metales de transición se identifican como grupos "B". Otras tablas no emplean la designación de "A" o
"B".
En general, las propiedades de los metales de transición son bastantes similares. Estos metales son más
quebradizos y tienen puntos de fusión y ebullición más elevados que los otros metales. Las densidades,
puntos de fusión y puntos de ebullición de los metales de transición aumentan primero y luego
disminuyen dentro de cada periodo, conforme aumenta el número atómico. Esta tendencia es más
notoria en los metales de transición del sexto periodo. Los metales de transición son muchos menos
reactivos que los metales alcalinos y alcalinotérreos. Así, aunque los metales alcalinos, como el sodio o
el potasio, nunca se encuentran libres en la naturaleza, si se ha podido encontrar muestras relativamente
puras de varios metales de transición, como oro, plata, hierro y manganeso.
Los metales de transición pueden perder dos electrones de valencia del subnivel s mas externo, además
de electrones d retenidos con poco fuerza en el siguiente nivel energético más bajo. Así un metal de
transición en particular, puede perder un número variable de electrones para formar iones positivos con
cargas distintas. Por ejemplo, el hierro pueden formar el ion fe ²+ o el Ion Fe³+ se dice que el hierro
tienen números de oxidación +2 y +3. Muchos compuestos de metales de transición presentan un
colorido brillante gracias a un número variable de electrones no apareados.
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El cobre, la plata y el oro se les llama metales de acuñación. Los tres son buenos conductores de calor y
electricidad. El cobre tiene un color rojizo característico, que poco a poco se oscurece conforme
reacciona el metal con el oxigeno y los compuestos de azufre del aire. El cobre se emplea de manera
extensa en aplicaciones eléctricas, monedas, tubería para agua y en aleaciones muy conocidas como el
latón, el bronce y la plata sterling.
La plata con un brillante lustre metálico, es el mejor conductor tanto de calor como de la electricidad.
Se emplea en monedas, joyería, contactos eléctricos, circuitos impresos, espejos, baterías, y productos
químicos para fotografía. El oro es el más maleable y dúctil de los metales. Es blando, pero por lo
general contiene cantidades pequeñas de otros metales para hacer aleaciones que son más resistentes.
El oro no reacciona con el aire ni con la mayor parte de las sustancias químicas.
Entre otros metales de transición familiares están el cromo, hierro cobalto, níquel y zinc, del cuarto
periodo de la tabla periódica. Estos metales se emplean mucho en diversas herramientas y en
aplicaciones relacionadas. El hierro es el cuarto elemento más abundante y es el metal menos costoso.
Las aleaciones del hierro, conocidas como acero, contienen cantidades pequeñas de metales como
cromo, manganeso y níquel, que le dan resistencia, dureza y durabilidad. El hierro que está cubierto
con una delgada capa de zinc se dice que esta galvanizado. Algo así como la tercera parte de todo el
zinc que se produce de emplea para galvanizar alambre, clavos y metal laminado. El zinc es importante
en la producción de latón, pilas secas y fundiciones a troquel para objetos automotrices y de ferretería.
METALES DE TRANSICIÓN INTERNOS.
Las dos filas de la parte inferior de la tabla periódica se conocen como metales de transición internos.
Localiza el lantano con el numero atómico 57. La serie de elementos que siguen al lantano (los
elementos con número atómico del 58 al 71) se conocen como los lantánidos. Estos elementos tienen
dos electrones externos en el subnivel 6s, más electrones adicionales en el subnivel 4f. De manera
similar, la serie de elementos que siguen al actinio (los elementos con número atómico del 90 al 103) se
conocen como actínidos, que tienen dos electrones externos en el subnivel 7s, mas electrones
adicionales en el subnivel 5f. En el pasado, a los elementos de transición internos se les llamaba "tierras
raras", pero esta no era una buena clasificación, pues la mayor parte no son tan raros como algunos
otros elementos son, sin embargo muy difícil de separar.
Los lantánidos y actínidos poseen subniveles f parcialmente ocupados. Tienen propiedades tan
similares que resulta difícil separarlos químicamente, aunque los métodos más nuevos han permitido
bajar los costos de purificación. Estos metales, a diferencia de los metales de transición, son blandos y
maleables. Se emplean en piedras de encendedores de cigarrillos, lámparas de arco de carbono, láseres,
agentes colorantes para el vidrio y compuestos que producen el intenso color rojo que se requiere para
los cinescopios de televisión.
ELEMENTOS TRANSURÁNICOS.
El uranio, con el numero atómico 92, pertenece a la serie de los actínidos y tiene mas protones que
cualquier otro elemento presente en la naturaleza. En 1940 se sintetizo un nuevo elemento con 93
protones en la universidad de California en Berkeley. Este elemento, llamado neptunio, es el primer
miembro de los elementos sintéticos con números atómicos mayores de 92. A estos elementos se les
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llama transuránicos, y todos ellos son radioactivos. El plutonio también se sintetizo en 1940; en la
actualidad se produce como un producto secundario de reactores nucleares. Hasta ahora se han
producido 16 elementos transuránicos; algunos de ellos son bastante estables, en tanto que otros sufren
con facilidad una desintegración radioactiva. Los nombres de los elementos del 95 al 103 se derivaron
de lugares y científicos importantes. Los elementos del 95, 97 y 98 recibieron su nombre en honor de
América, Berkeley y California, respectivamente. Los elementos con números atómicos 96, 99, 100,
101, 102, y 103 fueron bautizados, respectivamente, en honor a los Marie Curie, Pierre Curie, Albert
Einstein, Enrico Fermi, Mendeleiev, Alfred Nobel y Ernest Orlando Lawrence (inventor del ciclotrón).
En 1994 se propuso formalmente que el elemento 106 se llamara seaborgio (Sg) en honor de Glenn
Theodore Seaborg, por su trabajo con los elementos transuránicos.
El equipo que se requiere para producir nuevos elementos transuránicos se ha vuelto más complejo,
pero no hay razón para dudar de que sinteticen elementos adicionales, o de que se encuentren nuevos
usos para los elementos naturales y sintéticos.
Cada uno de los e- de cada elemento viene determinado por una combinación de cuatro números
cuánticos, de tal manera, que tal y como se enunció en el principio de exclusión de Pauli: ―No hay dos
electrones del mismo átomo que tenga los cuatro números cuánticos iguales.
TABLA PERIÓDICA MODERNA
La tabla periódica moderna está relacionada con la configuración electrónica de los átomos. En ella se
encuentran todos los elementos químicos conocidos, tanto los 92 que se encontraron en la Naturaleza
como los que se obtuvieron en el laboratorio por medio de reacciones nucleares.
UNIDADES TECNOLÓGICAS DE SANTANDER
Los elementos están ordenados por su número atómico creciente, de
izquierda a derecha. Comienza por el 1H, sigue con el 2He, 3Li, 4Be, 5B, 6C,
7N, 80, etcétera.
A cada elemento le corresponde un casillero, donde figuran el correspondiente
símbolo y otros datos, tales como el número atómico, la masa atómica, la
distribución de los electrones, etcétera.
Las filas horizontales se denominan períodos y las columnas verticales
reciben el nombre de grupos.
PERÍODOS
En total existen siete períodos, numerados del 1 al 7 de arriba hacia abajo.
 En el primer período sólo hay dos elementos: Hidrógeno y Helio. Sus átomos tienen un solo nivel
de energía y sus configuraciones electrónicas son l y 2, respectivamente.
Período 1 = una órbita = 2 elementos

En el segundo período hay ocho elementos: Li, Be, B, C, N. O, F y Ne. Todos ellos tienen completo
su primer nivel (2) y van completando el segundo nivel del siguiente modo: Li = 2-1, Be = 2-2, B =
2-3, C = 2-4, N = 2-5, 0 = 2-6, F = 2-7, Ne = 2-8.
Periodo 2 = dos órbitas = 8 elementos

En el tercer periodo también hay ocho elementos: Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl y Ar. Presentan sus dos
primeras órbitas completas (2-8) y los electrones van llenando la tercera órbita. El último elemento
es el Ar cuya configuración electrónica es 2-8-8.
Período 3 = tres órbitas = 8 elementos

El cuarto período es más largo, está formado por dieciocho elementos.
Período 4 = cuatro órbitas = 18 elementos

El quinto período es análogo al anterior y también cuenta con dieciocho elementos.
Período 5 = cinco órbitas = 18 elementos

El sexto período es el más largo de todos, pues tiene 32 elementos.
Período 6 = seis órbitas = 32 elementos

El período séptimo es análogo al sexto aunque no se ha producido la cantidad necesaria de
elementos para completarlo.
Período 7 = siete órbitas = ? elementos
UNIDADES TECNOLÓGICAS DE SANTANDER
El número del período indica la cantidad de niveles energéticos (órbitas) que tienen los átomos de los
elementos que se ubican en dicho período. Así, el H y el He que están en el período 1 tienen una sola
órbita; el Li al estar en el período 2 cuenta con dos órbitas, etcétera.
Grupos
Hay en total 18 grupos, numerados del 1 al 18 de izquierda a derecha1.

Todos los elementos de un mismo grupo presentan igual configuración electrónica externa. Por
ejemplo, todos los elementos del grupo 1 tienen 1 e en su última órbita.

Los elementos ubicados en un mismo grupo tienen propiedades químicas similares y sus
propiedades físicas están relacionadas.

En el grupo 18 se encuentran los gases inertes (He, Ne, Ar, Kr, Xe, y Rn), también conocidos como
gases raros o nobles, que se caracterizan por su inactividad química.

A los elementos ubicados en el grupo 1 se los suele denominar metales alcalinos, con excepción del
hidrógeno. Los elementos del grupo 17, reciben también el nombre de halógenos2.
El número del grupo (para los elementos representativos) indica:
 Para los elementos de los grupos 1 y 2, la cantidad de electrones en su última órbita.
 Para los elementos de los grupos 13 al 17, ocurre lo mismo que los anteriores pero con la segunda
cifra del número. Por ejemplo, los del grupo 13 tienen 3 electrones en su última órbita, los del 14
tienen 4, y así sucesivamente.
OBSERVACIONES GENERALES
 Al hidrógeno no se lo ha encontrado una ubicación satisfactoria, pues por su estructura electrónica
le corresponde el grupo 1, pero sus propiedades se asemejan más al grupo 17.

Los metales se encuentran a la izquierda de la tabla. El primer elemento de cada periodo (Li, Na, K,
etc.) presenta carácter metálico muy evidente, el cual disminuye a medida que se avanza
horizontalmente hacia la derecha, mientras se van manifestando las características propias de los no
metales. Los elementos del grupo 17 son francamente no metales3.
1
Un sistema de numeración anterior utilizaba números romanos y letras ―a‖ para los elementos representativos, ―b‖ para los de transición
y el número 0 para los gases inertes. Así, la numeración nueva del 1 al 18 corresponde a la siguiente numeración antigua: Ia – IIa – IIIb –
IVb – Vb – VIb – VIIb – VIII (3 grupos) – IIa – IIIa – IVa – Va – VIb – VIIa – 0.
2
Halógenos: del griego halós = sal; gennan = engendrar, o sea, engendradores de sales.
Todos los períodos empiezan con un metal, salvo el 1, y terminan con un gas inerte, incluido el 7, que ahora finaliza con el
elemento Ununoctium (Z=118; Uuo).
3
UNIDADES TECNOLÓGICAS DE SANTANDER

Una línea quebrada que pasa entre el boro y el aluminio y desciende
hasta el polonio y el ástato señala la separación entre metales y no
metales. Esta separación no debe ser considerada como un límite
absoluto entre metales y no metales: cerca de este límite arbitrario, hay
elementos que presentan características tanto de los metales como de los
no metales, y por ello a veces reciben el nombre de metaloides (Al, Si,
Ge, As, etc.)
Tabla I: En ROJO se muestran los METALES, en VERDE los NO METALES y en AMARILLO los
GASES INERTES

A partir de su ubicación en la tabla, se puede deducir la estructura atómica del elemento.

Los elementos situados después del uranio, reciben el nombre de transuránidos. Estos elementos no
existen en la Naturaleza y han sido obtenidos artificialmente por reacciones nucleares.
Clasificación de los elementos según su configuración electrónica
Sobre la base de su configuración electrónica, los elementos químicos se pueden clasificar en cuatro
grupos:
1. Gases inertes: presentan su órbita electrónica externa completa con ocho electrones, con excepción
del He, que tiene dos electrones. Ocupan el grupo 18 de la Tabla Periódica.
2. Elementos representativos: son aquellos que tienen su órbita externa incompleta. Comprende a los
elementos que ocupan los grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16 y 17 de la Tabla Periódica.
3. Elementos de transición: se caracterizan por presentar su dos últimas órbitas incompletas.
Corresponden a esta clase los elementos de los grupos 3 al 12 de la Tabla.
4. Elementos de transición interna: son los que presentan sus tres últimas órbitas incompletas.
Constituyen las denominadas tierras raras (lantánidos y actínidos) ubicadas generalmente al pie de
la Tabla.
UNIDADES TECNOLÓGICAS DE SANTANDER
Tabla II: En VERDE se muestran los ELEMENTOS REPRESENTATIVOS, en
AMARILLO los ELEMENTOS DE TRANSICIÓN, en AZUL los GASES
INERTES y en ROJO los ELEMENTOS DE TRANSICIÓN INTERNA
PROPIEDADES PERIÓDICAS
En la Tabla Periódica, donde los elementos están ordenados por sus números atómicos (Z) crecientes,
se observa una repetición periódica de las propiedades. Algunas de las propiedades en las que se
muestra dicha periodicidad son el radio atómico, el radio iónico, el potencial de ionización y la afinidad
electrónica.
5
1. Radio atómico
El radio atómico es la distancia existente entre el centro del núcleo y la órbita electrónica externa del
átomo.
Al comparar los radios atómicos de los elementos en la Tabla Periódica se observa:
a) En un mismo período de la Tabla Periódica el radio atómico disminuye de izquierda a derecha.
Así, en el segundo período se tiene:
Z
Elemento
Radio atómico (A)
3
Li
1,52
4
Be
1,11
5
B
0,88
6
C
0,77
7
N
0,70
8
O
0,66
9
F
0,64
El modo como varía el radio atómico se atribuye al aumento de la carga
nuclear que, en este período, va de +3 en el Li a +9 en el F. Al ser mayor la
carga nuclear, los electrones que están en la misma órbita son atraídos con
mayor intensidad por el núcleo y entonces el radio disminuye.
Los gases inertes constituyen una excepción a este comportamiento, pues al
tener un número mayor de electrones en su última órbita, la repulsión eléctrica
que se establece entre ellos produce un incremento del radio atómico. Así, el
Ne,
que
completa
el
segundo
período, tiene un radio atómico de 1,12 A.
10
b) En un mismo grupo de la Tabla Periódica, el radio atómico aumenta de arriba hacia abajo.
En el caso del grupo 1 se observa:
UNIDADES TECNOLÓGICAS DE SANTANDER
Período
Z
Elemento
Radio atómico (A)
1
2
3
4
5
6
7
1
H
0,30
3
Li
1,52
11
Na
1,86
19
K
2,31
37
Rb
2,44
55
Cs
2,62
87
Fr
2,70
El incremento del radio atómico es consecuencia del aumento del número de órbitas.
Si bien la carga nuclear aumenta de +l en el H a+87 en el Fr, las capas electrónicas
producen un "efecto pantalla" que reduce la atracción que ejerce sobre los electrones
el núcleo positivo.
La variación del radio atómico de los elementos en la Tabla Periódica puede
esquematizarse así:
2. Radio iónico
Se entiende por radio iónico a la distancia entre el centro del núcleo y la órbita electrónica externa del
ion.
Cuando un átomo neutro cede electrones, transformándose en catión, su
radio disminuye. Así en el caso del átomo de sodio, cuyo radio es de 1,86 A,
al convertirse en catión reduce su radio a 0,95 A.
Por el contrario, si un átomo gana electrones, completando su última órbita
con ocho electrones, se transforma en anión y su radio aumenta. Esto se
explica por la repulsión eléctrica entre los electrones, de modo similar a lo
antes señalado para los gases inertes. En el flúor, por ejemplo, el radio
atómico es de 0,64, mientras que el radio iónico de su anión aumenta a 1,36
A.
3. Potencial de ionización
Cuando a un átomo neutro se le quita un electrón se ioniza, transformándose en un catión. Así, si a un
átomo de litio se le arrebata un electrón se convierte en un catión de litio con una carga positiva, lo cual
puede expresarse de este modo:
Li  Li   1e 
El proceso para arrancar un electrón requiere cierta cantidad de energía que se denomina potencial de
ionización y que se puede definir así:
Potencial de ionización es la energía necesaria para arrancar un electrón de la capa externa de un átomo
aislado.
UNIDADES TECNOLÓGICAS DE SANTANDER
Para expresar el potencial de ionización se suele utilizar una unidad muy pequeña, denominada
electrón-volt, que es equivalente a 1,6.10-9 joule.
Así, en el caso del litio, se necesita una energía de 5,4 electrón-volt para quitarle un electrón.
El potencial de ionización también resulta ser una función periódica del número atómico, observándose
lo siguiente:
a) En general, dentro de cada período de la Tabla Periódica, el potencial de ionización aumenta de
izquierda a derecha.
En el caso del 2° período se observa:
Z
Elemento
Pot. De ionización
(eV)
3
Li
4
Be
5
B
6
C
7
N
8
O
9
F
10
Ne
5,4
9,3
8,3
11,3
14,5
13,6
17,4
21,6
Los metales tienen un potencial de oxidación inferior a los no metales.
El incremento que se observa en el potencial de ionización se relaciona con el aumento del número
atómico, o sea, de la carga nuclear positiva que atrae más a los electrones negativos.
b) En un mismo grupo de la Tabla Periódica, el potencial de ionización disminuye de arriba hacia
abajo.
Así, en el Grupo 1, se observa:
Z
Elemento
Período
Pot. De ionización
(eV)
3
Li
2
11
Na
3
19
K
4
37
Rb
5
55
Cs
6
5,4
5,1
4,3
4,2
3,9
UNIDADES TECNOLÓGICAS DE SANTANDER
Al aumentar el número atómico se incrementa el número de órbitas y, por lo tanto, se reduce la
atracción entre el núcleo y los electrones externos.
Como se observa, el potencial de ionización varía de modo inverso a como lo hace el radio atómico.
En forma esquemática se puede expresar la variación del potencial de ionización en la Tabla Periódica
de la siguiente forma:
4. Afinidad electrónica
En las propiedades químicas de los elementos, ejerce una considerable influencia la tendencia de un
átomo neutro a capturar electrones para transformarse en anión. Esta cualidad se mide por la
denominada afinidad electrónica, que puede definirse así:
Energía que se libera cuando un átomo neutro gana un electrón.
Esta afinidad se mide en electrón-volt (eV).
Los no metales, en particular los del grupo 17, tienen una gran afinidad electrónica. A modo de ejemplo
se pueden señalar los siguientes valores en eV: Flúor 3,6, Cloro 3,75, Bromo 3,53, Yodo 3,2, Oxígeno
2,2.
En general, la afinidad electrónica varia en la Tabla Periódica de modo análogo al potencial de
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ionización.
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NOMENCLATURA INORGÁNICA

Valencia: Se denomina capa de valencia de un átomo a su capa más externa de electrones. Los
electrones de esta capa se denominan electrones de valencia y determinan la capacidad que tiene los
átomos para formar enlaces.

Número de Oxidación: Se conoce como numero de oxidación de un elemento a la carga que posee
un átomo de dicho elemento, cuando se encuentra en forma de ión. Los números de oxidación
pueden ser positivos o negativos según la tendencia del átomo a perder o ganar electrones. Los
elementos metálicos siempre tiene números de oxidación positivo, mientras los no metálicos
pueden tenerlos positivos o negativos.

Función química: Es un conjunto de compuestos o sustancias con características y
comportamientos comunes.

Grupo funcional: Es un átomo o grupo de átomos que le confieren a los compuestos
pertenecientes a una función química sus propiedades principales.

Elemento: Se denomina elemento a toda sustancia que no puede descomponerse en otras más
sencillas por métodos químicos.

Nombre y símbolo de un elemento: Cada elemento se identifica por un nombre y se representa
mediante una letra o conjunto de letras denominado símbolo.

Moléculas: Sustancias simples y sustancias compuestas
Se denomina molécula a la cantidad mínima de materia capaz de existir conservando todas las
propiedades de la sustancia original.

Sustancias simples o elementales: son las formadas por átomos de un mismo elemento. Por
ejemplo: hidrógeno (H2), oxígeno (O2), mercurio (Hg), etc.

Sustancias compuestas o simplemente compuestos: son aquellas sustancias puras formadas por
combinación de dos o más elementos, en relación constante de masas. Las moléculas de un
compuestos están constituidas por dos o más clases de átomos. Por ejemplo, el agua (H2O), cuya
molécula está formada por dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno.
En la química inorgánica las funciones más importantes son:

Oxidos: Básicos y Ácidos

Hidruros: Metálicos y no metálicos.

Hidróxidos.

Ácidos: Oxácidos y Hidrácidos.
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
Sales: Neutras, dobles, ácidas, básicas.
El siguiente diagrama muestra la relación entre las funciones químicas:
Nomenclatura
La nomenclatura constituye el conjunto de reglas mediante las cuales se puede asignar un nombre
unívoco a cualquier sustancia simple o compuesta Existe tres clases de nombres: comunes, funcionales
y sistemáticos
Nombre común: es todo nombre no ajustado a una regla y que no está muy arraigado al lenguaje
químico.
Por ejemplo:
H2O: agua
NH3: amoníaco
Nombre funcional: es el que resulta de la combinación de dos palabras que establecen la identificación
de un compuesto, basándose en la función química que lo constituye. La primera palabra indica el
nombre genérico, y la segunda , el nombre específico, que indica de que especie química se trata.
Por ejemplo:
H2SO4: ácido sulfúrico
Nombre sistemático: es el que indica la naturaleza y las proporciones de los constituyentes de una
sustancia. Puede llevar o no prefijos numerales.
Por ejemplo:
Cl2O5: pentaóxido de dicloro
Prefijos numerales: los prefijos numerales se emplean cuando en una sustancias
existen
varios constituyentes idénticos.
Si los constituyentes son monoatómicos , se usan los prefijos:
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1= mono
2= di
3= tri
4= tetra
5= penta 9= enea o nona
6= hexa
10= deca
7= hepta 11= endeca o undeca
8= octa
12= dodeca
SUSTANCIAS ELEMENTALES
Las sustancias elementales, denominadas también sustancias simples, son aquéllas que están formadas
por átomos de un mismo elemento.
Nomenclatura y formulación
Ejemplos:
Fórmula
nombre sistemático
Nombre común
H
mono hidrógeno
hidrógeno atómico
O2
di oxígeno
oxígeno
O3
ozono
P4
fósforo blanco
COMBINACIONES BINARIAS DEL HIDRÓGENO
Se distinguen las siguientes combinaciones binarias del hidrógeno:
a.- Combinaciones del hidrógeno con los siguientes elementos: flúor (F), cloro (Cl), bromo (Br), iodo
(I), azufre (S), selenio (Se) y teluro (Te) denominadas hidrácidos
b.- Combinaciones del hidrógeno con otros no metales o hidruros no metálicos
c.- Combinaciones del hidrógeno con metales o hidruros metálicos
HIDRÁCIDOS
Las combinaciones binarias del hidrógeno con los elementos F, Cl, Br, I, S, Se y Te, se denominan
hidrácidos, este nombre es debido al carácter ácido de sus soluciones acuosas.
Regla: Ejemplo:
HXn
HS2
raíz nombre X....uro de hidrógeno Sulfuro de hidrógeno
Ejercicios.
Fórmula
Nombre sistemático
Nombre común
HF
fluoruro de hidrógeno
ácido fluorhídrico
HBr
bromuro de hidrógeno
ácido bromhídrico
H2Se
seleniuro de hidrógeno
ácido sele hídrico
HIDRUROS NO METÁLICOS
Las combinaciones del hidrógeno con los elementos no metálicos, se denominan hidruros, y en su
fórmula el hidrógeno se escribe en último lugar:
Ejemplo: CH4
tetra hidruro de carbono
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Ejercicios:
Fórmula
NH3
PH3
Nombre sistemático
Trihidruro de Nitrógeno
Trihidruro de Fosforo
HIDRUROS METÁLICOS
Combinaciones del hidrógeno con metales
Ejemplos:
Fórmula
Nombre sistemático
NaH
hidruro de sodio
AlH3
hidruro de aluminio
SnH4
tetra hidruro de estaño
CuH2
di hidruro de cobre
COMBINACIONES BINARIAS DEL OXIGENO
Su fórmula general es:
X On 2 , si n es múltiplo de 2 se simplifican los subíndices
Ejemplos:
Fórmula
Nombre sistemático
K2O
óxido de potasio
Al2O3
óxido de aluminio
FeO
óxido de hierro
Fe2O3
trióxido de di hierro
Nombre común
amoníaco
fosfina
Nomenclatura Stock
hidruro de sodio
hidruro de aluminio
hidruro de estaño (IV)
hidruro de cobre (II)
Nomenclatura Stock
óxido de potasio
óxido de aluminio
óxido de hierro (II)
óxido de hierro (III)
SALES BINARIAS
Se distinguen tres combinaciones posibles
a.- no metal con no metal
b.- no metal con metal
c.- metal con metal
COMBINACIONES BINARIAS NO METAL-NO METAL
Ejercicios
Fórmula
BrCl
BrI5
SeCl4
Nombre sistemático
cloruro de bromo
pentabromuro de yodo
tetracloruro de selenio
Nomenclatura stock
cloruro de bromo (I)
bromuro de yodo (V)
cloruro de selenio (IV)
COMBINACIONES BINARIAS NO METAL –METAL
Las combinaciones binarias de un no metal con un metal se nombran añadiendo la terminación uro al
nombre del elemento no metálico. Para nombrar según el sistema de Stock:
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Ejemplos:
Formula
CrCl3
MnS
FeCl2
FeCl3
Nombre sistemático
tricloruro de cromo
sulfuro de manganeso
dicloruro de hierro
tricloruro de hierro
Nomenclatura Stock
cloruro de cromo (III)
sulfuro de manganeso (II)
cloruro de hierro (II)
cloruro de hierro (III)
SALES TERNARIAS
Se denominan sales a los compuestos formados por la unión de un catión con un anión diferente de los
aniones hidruro (H-), óxido (O-2) e hidróxido (OH-).
Sales Neutras:
Las sales neutras son las que no contienen átomos de hidrógeno en su molécula capaz de ser sustituidos
por cationes.
Ejemplo:
Formula
Nombre sistemático
Nomenclatura Stock
Fe2(SO4)3
Sulfato Férrico
Sulfato de Hierro (III)
SALES DOBLES
Una sal puede ser doble, triple, etc., por contener más de un catión, más de un anión o por ambas
razones.
Estos compuestos se nombran citando en primer lugar los aniones y a continuación los cationes,
ordenados alfabéticamente y separados por guiones.
Al determinar el orden alfabético, no deben tomarse en cuenta los prefijos numerales. Cuando la sal
posee dos o más cationes, los nombres de éstos pueden ir precedidos del adjetivo doble, triple, etc.
Ejemplos:
Formula
Nombre sistemático
KMgF3
fluoruro (doble) de magnesio-potasio
KLiNa(PO4)
fosfato (triple) de litio-potasio-sodio
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REACCIONES QUIMICAS Y BALANCEO DE ECUACIONES QUIMICAS
A nuestro alrededor continuamente están sucediendo cambios en la materia, que implican la
transformación de unas sustancias en otras de naturaleza diferente. El proceso mediante el cual se
producen estos cambios químicos se conoce como Reacción Química.
Algunos ejemplos de reacciones químicas son la combustión de la gasolina en un carro, la
transformación de los alimentos en sustancias asimilables para el cuerpo humano, la corrosión del
hierro y del acero, la conversión del dióxido de carbono en carbohidratos y oxígeno, durante el proceso
de la fotosíntesis o la formación de metano por la descomposición de la materia orgánica en los
pantanos.
ECUACIONES QUIMICAS
Las expresiones abreviadas que dan informaciones acerca de las reacciones químicas se llaman
ecuaciones químicas y, de las misma forma que las ecuaciones matemáticas aceptan un tratamiento
tales, es decir, se pueden sumar, restar, multiplicar o dividir sus dos lados por un mismo número y la
ecuación permanece.
En una ecuación química, se escriben las sustancias reaccionantes ( a la izquierda) y los productos, ( a
la derecha) separados por una flecha para indicar la dirección en que sucede la reacción, (→), o una
doble flecha ( ) para indicar que hay reacción en ambos sentidos.
Cuando los elementos o compuestos experimentan un cambio químico, los símbolos o las formulas
ordenados en forma de una ecuación química, pueden representar adecuadamente el proceso. Por
ejemplo, el carbono reacciona con el oxígeno para dar monóxido de carbono. La reacción química se
puede resumir con la ecuación:
2C(s)
+
O2(g)
→
2CO(g)
Esta ecuación química proporciona la siguiente información:
-Los reaccionantes son el carbono y el oxigeno y el producto es el monóxido de carbono.
-El carbono se halla como un sólido formado por una sola clase de átomos.
-El oxígeno se presenta en forma gaseosa como moléculas biatómicas.
-Las moléculas de monóxido de carbono, también gaseoso, están formadas por un átomo de carbono y
uno de oxígeno.
-Dos átomos de carbono más una molécula de oxigeno producen dos moléculas de monóxido de
carbono.
-Dos moles de átomos de carbono más un mol de moléculas de oxigeno producen dos moles de
moléculas de monóxido de carbono.
-2 x 12 unidades de masa atómica de carbono más 32 unidades de masa atómica de oxigeno producen 2
x 28 unidades de masa atómica de monóxido de carbono.
-2 x 12 gramos de carbono más 32 gramos de oxígeno producen 2 x 28 gramos de monóxido de
carbono.
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El coeficiente, número escrito antes del símbolo o la fórmula, indica la cantidad relativa de sustancia
que reacciona, y el subíndice, colocado delante y en la parte inferior de los símbolos, la constitución
propia de la sustancia. El cambio del subíndice implica conversión de una sustancia en otra. No es lo
mismo CO2 que 2CO2.
CONDICIONES DE UNA ECUACION QUIMICA
Para que una ecuación química represente correctamente una reacción química, debe cumplir las
siguientes condiciones:
-Contener la información obtenida experimentalmente, pues el hecho de que sea posible escribir la
fórmula de una sustancia a partir de los átomos que la constituyen, no significa que el compuesto
exista.
-Cumplir con la Ley de la Conservación de la Masa: Los átomos no se pueden crear ni destruir, se
combinan y cambian de lugar.
-Cumplir con la Ley de la Conservación de las Cargas Eléctricas: En las reacciones en las cuales
aparecen iones, la suma algebraica de las cargas debe ser igual en ambos lados de la ecuación. Por
ejemplo:
Sn+4
+
2Fe+2
→
2Fe+3
+
Sn+2
-Cumplir con la Ley de la Conservación de la Energía: La energía no se crea ni se destruye, solo se
transforma.
ALGUNAS LIMITACIONES DE LAS REACCIONES QUIMICAS
Al estudiar las reacciones químicas es indispensable tener en cuenta algunas limitaciones:
Las ecuaciones químicas representan la relación de reaccionantes y productos, sin tener en cuenta las
numerosas etapas que se suceden en el proceso
La ecuación no informa sobre la velocidad a la cual la reacción ocurre, ésta se debe determinar
experimentalmente. Generalmente, los reaccionantes son impuros y los productos no se obtienen puros,
influyendo esto en el rendimiento final. En la práctica se observa con gran frecuencia que se producen
reacciones secundarias dando lugar a rendimientos inferiores al teórico.
Usualmente, una de las sustancias reaccionantes se consume totalmente quedando parte de las otras sin
reaccionar. La sustancia que se termina limita la formación de más productos y se denomina Reactivo
Limite.
En algunos casos, aunque ninguno de los reaccionantes se consuma totalmente, no se forman más
productos: se llega a un equilibrio; la reacción no es completa y el rendimiento es menor que el teórico.
Estas reacciones se representan por una ecuación con doble flecha que indica la posibilidad de que las
reacciones directa o inversa sucedan, hasta llegar al equilibrio, donde hay concentraciones apreciables
de reaccionantes y productos.
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CLASES DE REACCIONES QUIMICAS
Las reacciones químicas se pueden clasificar de varias maneras. Los principales tipos de reacciones
son:
a.
Reacciones de Combinación o Síntesis
b.
Reacciones de Descomposición o Análisis
c.
Reacciones de Desplazamiento
d.
Reacciones de Doble desplazamiento
a. Reacciones de Combinación o Síntesis:
En este tipo de reacciones los reactivos son dos o más sustancias y el producto es otra más compleja.
Ejemplos:
2H2
2CaO
HCl
+
+
+
O2
H2O
NH3
→
2H2O
→ Ca(OH)2
→ NH4Cl
b. Reacciones de Descomposición o Análisis:
En este tipo de reacciones una sustancia compleja se descompone en otras màs sencillas. Esto se logra
mediante calentamiento o aplicando una corriente eléctrica. Ejemplos:
2H2O2
2KClO3
CaCO3
→
→
→
2H2O
+ O2
2KCl
+
3O2
CO2
+
CaO
c. Reacciones de Desplazamiento:
En este tipo de reacciones un elemento reemplaza al otro. Ejemplos:
Zn
+
HCl
CuSO4 + Fe
KI
+
Cl2
→ ZnCl2
→ FeSO4
→ 2KCl
+
+
+
H2
Cu
I2
d. Reacciones de Doble desplazamiento:
En este tipo de reacciones se intercambian las partes positivas(catión) y las partes negativas(anión) de
los compuestos. Ejemplos:
HCl
+
FeS
→
FeCl2 +
NaCl
+ AgNO3 → NaNO3 +
Na2CO3 + CaCl2 → NaCl
+
H2S
AgCl
CaCO3
UNIDADES TECNOLÓGICAS DE SANTANDER
ORDEN DE ACTIVIDAD DE LOS METALES
Algunas de las reacciones anteriores se dan casi de forma instantánea. Otras requieren calor. Otras son
tan lentas que se necesitan años para obtener productos.
Se ha encontrado que muchos metales reaccionan muy activamente con el agua, incluso, a temperatura
ambienta, mientras que otros solamente lo hacen a altas temperaturas.
2Na
Ca
+
+
2H2O
H2 O
→
2NaOH
+ H2 ↑
→ Ca(OH)2 + H2 ↑
El sodio, por ejemplo, desplaza al hidrógeno rápidamente del agua en condiciones de laboratorio.
Análogamente, el comportamiento de los metales frente a los ácidos es diferente:
El sodio y el ácido clorhídrico reaccionan casi con violencia explosiva; el zinc y el hierro lo hacen más
lentamente, y el cobre y la plata no parecen desplazar al hidrógeno aún con el ácido concentrado.
Estudiando la actividad relativa de los metales más comunes, se encontró que pueden ordenarse en la
llamada serie electromotriz o serie de actividad de los metales. Este ordenamiento se presenta a
continuación:
Metales más reactivos
Li
K
Ba
Na
Mg
Al
Zn
Fe
Cd
Ni
Sn
Pb
(H)
Cu
Hg
Ag
Au
La reactividad de los metales aumenta de abajo hacia arriba
Metales menos reactivos
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Esta serie es útil, puesto que ayuda a predecir; en muchos casos, los productos de una reacción
propuesta. En ella, los metales de mayor actividad están en la parte superior del hidrógeno y los de
menor actividad, en la base.
Los elementos que están por encima del hidrógeno lo desplazan de sus ácidos; los que están por debajo
no.
2Na + 2HCl
→ NaCl
+
H2 ↑
La actividad de los metales no se refiere solo al desplazamiento del hidrógeno, sino también al de
cualquier otro metal de la serie, de arriba abajo. Un metal siempre desplaza de un compuesto al
siguiente. De abajo a arriba no hay desplazamiento: cuanto mayor sea la distancia entre los elementos,
mayor es la facilidad del reemplazo.
ECUACIONES QUIMICAS Y CAMBIO EN EL NÚMERO DE OXIDACION
Las reacciones también se pueden clasificar a partir del estudio de los estados de oxidación de los
elementos en los reactivos y en los productos. Para tal efecto, se presenta a continuación la variación
de esos estados de oxidación, así:
2H20
+
O20 → 2H2+1
+
O2-2
2K+1Cl+5O3-2
→ 2K+1Cl-1 + 3O20
0
+1 +6
Zn
+ H2 S O4-2 → Zn+2S+6O4-2 + H2
Se puede ver que en los tres casos hay elementos en los reactivos que cambian su estado de oxidación
en los productos. Por ejemplo, el hidrógeno y el oxígeno, en la primera reacción, han cambiado sus
estados de oxidación de cero a +1 y -2, respectivamente. Este tipo de ecuaciones en que se presenta
una variación del estado de oxidación se llaman reacciones de oxidación-reducción o simplemente,
redox. Las reacciones redox forman un gran grupo de reacciones muy importantes en química.
FORMAS DE BALANCEAR ECUACIONES QUIMICAS
Para balancear o equilibrar una ecuación es necesario colocar coeficientes numéricos que antecedan a
las formulas correspondientes a los reactivos y productos involucrados, de tal manera que al hacer el
conteo de los átomos, este número sea igual a ambos lados de la ecuación.
A continuación
analizaremos tres métodos:
1. BALANCEO POR TANTEO O SIMPLE INSPECCION:
El procedimiento de tanteo es muy sencillo, porque es como su nombre lo dice "tanteo" si te faltan le
pones, si te sobran le quitas... y así le pones y le quitas conforme vayas necesitando hasta que este
balanceada, para reacciones pequeñas te conviene porque es rápido pero para reacciones más
complejas no te lo recomiendo ya que puede llevarte un buen rato. Algunos autores recomiendan
equilibrar en el siguiente orden:
Primero los metales y después los no metales diferentes del Hidrogeno y oxigeno, estos se dejan para el
final en el orden que están. Veamos un ejemplo:
Balancear la siguiente ecuación química:
Al(OH)3 + H2SO4 Al2(SO4)3 + H2O
UNIDADES TECNOLÓGICAS DE SANTANDER
Primero balanceamos el metal aluminio:
2 Al(OH)3 + H2SO
Luego seguimos con el azufre:
2 Al(OH)3 + 3 H2SO
Finalmente el hidrógeno y oxígeno:
2 Al(OH)3 + 3 H2SO
Al2(SO4)3 + H2O
Al2(SO4)3 + H2O
Al2(SO4)3 + 6 H2O
2.
BALANCEO POR EL METODO ALGEBRAICO:
El número de pasos para balancear una ecuación por el método algebraico puede variar, dependiendo
del grado de complejidad de tal ecuación:
1. Se escribe la reacción situando los reactivos a la izquierda y los productos a la derecha.
2. Se escribe sobre cada molécula una letra siguiendo el orden alfabético.
3. Se enlistan verticalmente los átomos que participan en la reacción.
4. A la derecha del símbolo de cada elemento se escribe el número de veces que el elemento se
encuentra en cada molécula identificada por letra.
5. Si de un lado de la reacción un elemento se encuentra en más de una molécula, se suman y se escribe
cuantas veces está presente en una molécula.(se observa en el oxígeno).
6. Se cambia la flecha por un signo igual (=).
7. Resolver el sistema de ecuaciones lineales.
Veamos un ejemplo:
Balancear la siguiente ecuación:
KOH + Cl2 ClK + KClO3 + H2O
1.Se asignan coeficientes literales a cada uno de los elementos o compuestos presentes, así:
a KOH + b Cl2 c ClK + d KClO3 + e H2O
2. Se igualan las cantidades de las sustancias reactantes con las sustancias del producto, mediante sus
coeficientes, resultando una cantidad de ecuaciones equivalente a la cantidad de variables literales; así:
K a = c + d (1)
H a = 2e (3)
O a = 3d + e (2)
Cl 2b = c + d (4)
3. Si faltara una ecuación, se da un valor numérico a una sola de las variables; si faltaran dos
variables, se asignarían dos valores para dos variables. En este caso, se escoge la ecuación más
simple y se le asigna un valor numérico a una incógnita; es aconsejable darle el valor 1, así:
En (3) e =1; luego a = 2e a = 2.
2 = 3d + 1 2 – 1 = 3d 1 = 3d d = 1/3
Substituyendo valores en (2) :
Substituyendo valores en (1)
:
Substituyendo valores en (4) :
2 = C + 1/3 C = 5/3C
2b = 5/3 +1/3 2b = 6/3 b = 2/2 b = 1
4. Cuando hay valores fraccionarios se prefiere eliminar los denominadores, multiplicando por el
denominador apropiado ( en este caso por 3) :
e=1*3=3
a=2*3=6
5. La ecuación balanceada será :
d = 1/3 * 3 = 1
c = 5/3 * 3 = 5
6 KOH + 3 Cl2 5 ClK + KClO3 + 3 H2O
3.
BALANCEO POR EL METODO DE OXIDO REDUCCION:
Para aplicar este método se deben manejar los siguientes conceptos:
b=1*3=3
UNIDADES TECNOLÓGICAS DE SANTANDER
Oxidación: Es un cambio químico, en el cual un átomo o grupo de átomos pierde electrones. En una
ecuación química se nota por el aumento algebraico en su estado de oxidación. Ej. : Al0 Al 3+
Reducción: Cambio químico, en el cual un átomo o grupo de átomos gana electrones. En una ecuación
química se distingue por la disminución en su estado de oxidación. Ej. : Fe2+ Fe0
* Cada salto equivale a un electrón.
Ej. : Si el Al cambia su estado de oxidación de 0 a 3+, significa que ha perdido tres electrones. En
cambio el Fe, que ha variado de 2+ a 0, ha ganado dos electrones.
En una reacción química REDOX, la oxidación y la reducción ocurren simultáneamente. El número de
electrones ganado por un átomo o grupo de átomos, es perdido por otro átomo o grupo de átomos. En
estas reacciones NO hay producción ni consumo de electrones, sólo hay transferencia.
Los elementos que ceden electrones se oxidan y se llaman reductores.
Los elementos que ganan electrones se reducen y se denominan oxidantes.
El número de oxidación, representa el estado de oxidación de un átomo. Permite determinar la
cantidad de electrones ganados o perdidos en un cambio químico por un átomo, una molécula o un ión.
Se determina de la siguiente manera:
1. Los iones simples como Na+ , Ca2+ , S2-, etc. , tienen un número de oxidación idéntico a su carga
(1+, 2+, 2-), respectivamente.
2. Los átomos o moléculas de los elementos libres Fe, Cu, O, P4, Cl2, etc. , tienen número de
oxidación 0 (cero), pues no han perdido ni ganado electrones.
3. En diferentes compuestos el H y el O tienen número de oxidación 1+ y 2- respectivamente, excepto
en los casos en que el hidrógeno forma parte de los hidruros (NaH, LiH...) y el oxígeno forma
peróxidos (H2O2...) en ambos casos exhiben número de oxidación 1-; o cuando reacciona con el
flúor.
4. El número de oxidación de otros átomos en moléculas o iones complejos, se establece así:
5. El número de oxidación de los elementos conocidos como el hidrógeno y oxígeno, se escriben en la
parte superior en los lugares respectivos. Se multiplica luego por el número de átomos (2*4, 1*2) y
los productos se escriben en la parte inferior. La suma total de los números de oxidación de los
iones complejos es igual a la carga del Ion. En una molécula neutra la suma total es cero; por lo
tanto, el número de oxidación del átomo problema se calcula así:
1 (2)  X  2  (4)  0
2  X  (8)  0
X 826
Veamos a continuación un ejemplo:
UNIDADES TECNOLÓGICAS DE SANTANDER
Balancear la siguiente ecuación:
Al2 O3 + C + Cl2
CO + AlCl3
1. Se determinan los números de oxidación para determinar cambios:
Al23+ O32- + C0 + Cl20
C2+O2- + Al3+Cl31-
a. Se detecta quienes se han oxidado y quienes se han reducido de acuerdo al cambio del número de
oxidación:
b. Se procede a escribir las ecuaciones iónicas:
c. Se multiplica en las ecuaciones el número de electrones por coeficientes adecuados para que el total
de electrones perdidos sea igual al número de electrones ganados:
d. Se asignan como coeficientes de las sustancias afectadas en la ecuación, los factores que se
utilizaron para que el número de electrones sea igual:
Al2 O3 + 3 C + 3 Cl2 3 CO + 2 AlCl3
e. Se concluye el balanceo por tanteo. En el ejemplo como la ecuación ya quedó balanceada, no es
necesario este proceso.
UNIDADES TECNOLÓGICAS DE SANTANDER
CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS EN REACCIONES QUÍMICAS
Una Reacción química es un proceso en el cual a partir de unos elementos o compuestos químicos, se
forman nuevos compuestos. Los elementos o compuestos iniciales se denominan reactivos y los nuevos
compuestos que se forman se denominan productos. Las reacciones químicas se representan mediante
una ecuación química, donde los reactivos se escriben a la izquierda y los productos a la derecha y se
separan mediante una flecha. En una ecuación química, la reacción debe estar balanceada.
Por ejemplo el hidrógeno (H2) puede reaccionar con oxígeno (O2) para dar agua (H20). La ecuación
química para esta reacción se escribe:
El "+" se lee como "reacciona con"; La flecha significa "produce".
Los cálculos que comprenden estas relaciones de masa se conocen como cálculos estequiométricos. La
estequiometría, por tanto, es el concepto usado para designar a la parte de la química que estudia las
relaciones cuantitativas de las reacciones químicas.
El principio fundamental de aplicación en estequiometría es la ley de conservación de la masa. En una
reacción química siempre se conserva la masa, de ahí que una cantidad específica de reactivos al
reaccionar, formará productos cuya masa será igual a la de los reactivos.
RELACIÓN MOLAR
El punto de partida en los cálculos estequiométricos, es establecer relaciones de moles entre los
reactivos y los productos e interpretar las ecuaciones químicas a partir de dichas relaciones.
Ejemplo: Considere la siguiente ecuación química (reacción ya balanceada):
A partir de ella se obtiene la siguiente información:
2 moles de HCl reaccionan con una mol de Ca, para formar 1 mol de CaCl2 y una mol de H2
En el caso anterior, se tiene todas las cantidades establecidas, que son suministradas por la información
derivada de la ecuación química. Para resolver cualquier problema estequiométrico es necesario tener
las relaciones molares.
Ejemplo 1. Relación moles a moles. Calcular el número de moles de dióxido de nitrógeno (NO2)
obtenidas cuando se producen 3 moles de oxígeno en la descomposición del ácido nítrico por la luz?
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La ecuación química es la siguiente:
En esta reacción, a partir de 4 moles de HNO3 se obtiene 1 mol de O2 y 4 moles de NO2 y 2 moles de
H2O
Por tanto, cuando se forman 3 moles de O2 se forman también 3 x 4 = 12 moles de NO2.
RELACIONES DE MASA
Mediante la información suministrada en las relaciones molares, se establecen relaciones de masa. En
los procesos químicos industriales y de laboratorio lo más importante es conocer las cantidades
necesarios en términos másicos.
Para establecer las relaciones de masa a partir de las relaciones molares, se calculan las masas
moleculares (o pesos moleculares) de los compuestos a partir de la masa atómica de cada elemento. Se
tienen en cuenta la ecuación balanceada.
Ecuación química:
Relación de moles:
Relación de masa:
2H2 + O2
→
2 moles 1 mol
4g
32 g
Ejemplo 2. Relación moles a masa.
quemando 16 gramos de azufre?
(Pesos Atómicos: S = 32,06, O = 16,00).
2H2O
2 moles
36 g
¿Cuántos moles de dióxido de azufre pueden obtenerse
En esta reacción, 1 mol de S8 reacciona para dar 8 moles de SO2. Por tanto:
Ejemplo 3. Relación masa a masa. ¿Qué masa de H2, que reacciona con exceso de O2, produce
11.91 g de H2O?
(Pesos Atómicos: H = 1,008, O = 16,00).
En esta reacción, 2 moles de H2 reaccionan para dar 2 moles de H2O. De acuerdo con la
estequiometría de la reacción:
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REACTIVO LÍMITE
Se define como aquel que en un proceso químico se encuentra en una proporción menor que la dada
por la estequiometría de la reacción. Este reactivo se consume totalmente y determina la cantidad de
producto formado.
Ante la presencia de un reactivo límite, existe por tanto la presencia de un reactivo en exceso, es aquel
que en un proceso químico se encuentra en una proporción mayor que la dada por la estequiometría de
la reacción. Este reactivo no se consume totalmente.
Por lo tanto, cuando se realizan cálculos estequiométricos y se dan las masas o moles de dos o más
reactivos, es necesario establecer cuál es el reactivo límite, pues es la base para efectuar las operaciones
matemáticas correspondientes.
Es bueno aclarar que no siempre el reactivo que está en menor cantidad, en masa, es el reactivo
limitante.
Ejemplo 3.8 El nitrobenceno, C6H5NO2 (peso molecular = PM = 123.1 g) se obtiene
por reacción entre el benceno, C6H6 (PM = 78.1 g) y el ácido nítrico, HNO3 (PM = 63.0
g). Otro producto de la reacción es agua, (PM = 18.0 g). Si una muestra de 120 g de
benceno reacciona con 100 g de ácido nítrico, ¿Cuántos g de nitrobenceno se
producen?.
Solución:
Ecuación química:
Relación de moles
Relación de masa:
Información del problema:
Masa de reactivos:
Cálculo de moles
C6H6
+
1 mol
78.1 g
HNO3 → C6H5NO2 + H2O,
1 mol
1 mol
1 mol
63.0 g
123.1 g
18.0 g
150 g
100 g ?
1.92
1,59
R.L.
En este caso, que nos dieron la masa de los dos reactivos no podemos entrar directamente a calcular la
masa de producto si no que tenemos que establecer primero cuál de los dos es el reactivo limitante;
para ello calcularemos las moles de cada uno y las compararemos con la estequiometría de la reacción.
Recordemos que el número de moles se calcula dividiendo la masa en gramos de la sustancia entre el
peso fórmula o molecular.
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Como la reacción estequiométrica indica que un mol de benceno necesita un mol de ácido nítrico, la
relación es de uno a uno, lo cual implica que por cada mol de benceno debe haber una mol de ácido y
en este caso se tiene 1.92 moles de benceno C6H6 y 1.59 moles de ácido HNO3 lo que indica que el
HNO3 es el reactivo limite (R.L.) por que está en menor proporción estequiométrica.
Con esta conclusión se plantea la regla de tres utilizando la relación de masa entre el HNO3, el
nitrobenceno.
PUREZA DE LOS REACTIVOS
Hasta el momento se ha supuesto que los reactivos que participan en la reacción son
100% puros, situación que en la práctica no es real, por lo tanto en los cálculos estequiométricos se
deben leer las etiquetas de los reactivos para establecer el grado de pureza y proceder en consecuencia.
Para calcular los gramos puros de un reactivo se multiplica la masa dada por el porcentaje de pureza
dividido entre 100, así:
Y con los gramos de reactivo puro se procede de la misma forma en los cálculos estequiométricos.
El dióxido de carbono, CO2 (PM = 44.0 g ) se obtiene en la combustión de el metano, CH4 (PM = 16.0
g) con el oxígeno, O2 (PM = 32.0 g). Otro producto de la reacción es agua ( PM = 18.0 g). ¿Cuántos g
de monóxido de carbono se obtienen cuando reaccionan 1220 g de metano al 80% de pureza con 5000
g de oxígeno al 95% de pureza?
Primero se calcula las masas de reactivo puro:
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Ecuación química:
Relación de moles
Relación de masa:
CH4
1 mol
16.0 g
Masa de reactivos:
1037 g
+
2O2
2 moles
64.0 g
4750 g
→
CO2
1 mol
44.0 g
+
2H2O
2 moles
36.0 g
?
Ahora se calculan las moles de cada reactivo:
Ahora suponiendo que no se conocen las moles de oxígeno, se calculan cuántas moles se necesita para
todo el metano disponible para su reacción completa y se compara el resultado con las moles de
oxígeno que se tienen. Si las moles de oxígeno que se necesitan son menores que las hay, el reactivo
limitante es el oxígeno. Si las moles de oxígeno que se requieren son mayores que las que hay, el
reactivo limitante es el metano y el oxígeno está en exceso.
Según ese cálculo, las 64.81 moles de metano necesitan 129.62 moles de oxígeno para su combustión
completa y se tienen 148.4 moles de oxígeno, lo cual implica que hay más de las que se necesitan,
luego el reactivo limite, en este caso es el metano y con la masa de él se plantea:
EFICIENCIA DE LA REACCIÓN O PORCENTAJE DE RENDIMIENTO
En una reacción química no siempre se obtiene toda la masa de producto calculado por la
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estequiometría de la reacción, es decir, que la eficiencia de la reacción no es del
100%. La masa de reactivo obtenida por la estequiometría de la reacción se conoce con el nombre de
rendimiento teórico. El hecho de que la masa obtenida sea menor se debe a varias razones, entre ellas:
a) Muchas reacciones no se completan, es decir, los reactivos no se convierten completamente en
productos;
b) En algunos casos, un conjunto particular de reactivos sufre dos o más reacciones simultáneas,
formando productos no deseados junto con los deseados. Las reacciones que no son la deseada se
denominan reacciones secundarias;
c) Algunas veces la separación del producto deseado de la mezcla de reacción es tan difícil que no todo
el producto formado puede aislarse y
d) Las condiciones de operación de la reacción, temperatura, presión, etc., no son las adecuadas.
La eficiencia de la reacción o porcentaje de rendimiento se emplea para indicar cuánto del producto
deseado se obtiene en una reacción. Se usa la siguiente ecuación:
Por rendimiento real del producto se entiende los gramos que en la práctica se obtienen y el
rendimiento teórico del producto los gramos que la estequiometría de la reacción indica.
Ejemplo: El clorato de potasio, KClO3 (PM = 122.5 g) se puede obtener por reacción de cloro, Cl2, (PM
= 71.0 g) e hidróxido de potasio, KOH, (PM = 56.0 g); otros productos de la reacción son el cloruro de
potasio, KCl, (PM = 74.5 g) y agua. Si reaccionan 45 g de cloro del 85% de pureza con 90 g de
hidróxido de potasio del 70%
de pureza y la reacción tiene una eficiencia del 75%, ¿Cuál es la masa en g de clorato de potasio
obtenida?.
Primero se calcula las masas de reactivo puro:
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Se plantean las relaciones:
Ecuación química:
Relaciones de moles:
Relaciones de masa:
Masa de reactivo:
6KOH + 3Cl2 → KClO3 + 3H2O + 5KCl
6 moles
3 moles 1 mol
3 moles 5 moles
336.0 g
213.0 g 122.5 g 54.0 g 372.5 g
63.0 g
38.25 g
?
Se calculan las moles de cada reactivo:
Calculo de reactivo límite:
Las 1.125 moles de KOH necesitan 0.562 moles de Cl2 para su reacción completa y se tienen 0.538
moles de Cl2, lo cual implica que hay menos de las que se requieren, luego el reactivo limite, en este
caso es el Cl2 y con la masa de él se plantea:
Pero como la eficiencia no es del 100% si no del 75%, entonces: De la fórmula de eficiencia
despejamos el rendimiento real:
Por tanto el producto obtenido es: 16,5 gramos de KClO3.
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SOLUCIONES
Las soluciones son mezclas homogéneas de sustancias en iguales o distintos estados de agregación. La
concentración de una solución constituye una de sus principales características. Bastantes propiedades
de las soluciones dependen exclusivamente de la concentración. Algunos ejemplos de soluciones son:
agua salada, oxigeno y nitrógeno del aire, el gas carbónico en los refrescos y todas las propiedades:
color, sabor, densidad, punto de fusión y ebullición dependen de la cantidad que pongamos de las
diferentes sustancias.
La sustancia presente en mayor cantidad suele recibir el nombre de solvente, y a la de menor cantidad
se le llama soluto y es la sustancia disuelta.
El soluto puede ser un gas, un líquido o un sólido, y el solvente puede ser también un gas, un líquido o
un sólido. El agua con gas es un ejemplo de un gas (dióxido de carbono) disuelto en un liquido (agua).
SOLUBILIDAD
La solubilidad es la capacidad que tiene una sustancia para disolverse en otra, la solubilidad de un
soluto es la cantidad de éste.
Algunos líquidos, como el agua y el alcohol, pueden disolverse entre ellos en cualquier proporción En
una solución de azúcar en agua, puede suceder que, si se le sigue añadiendo mas azúcar, se llegue a un
punto en el que ya no se disolverá mas, pues la solución está saturada.
Desde el punto de vista de la cantidad de soluto disuelto, se distinguen en términos cualitativos tres
clases de soluciones: diluida, saturada y sobresaturada.
La solución diluida es la que admite aun mayor cantidad de soluto a la temperatura que se encuentra.
La solución saturada es la que tiene la máxima cantidad de soluto que admite a determinada
temperatura.
La solución sobresaturada es la que contiene mayor cantidad de soluto disuelto del que admite en forma
normal a determinada temperatura.
FACTORES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDAD
Los factores que afectan a la solubilidad son: superficie de contacto, agitación, temperatura y presión.
1. Superficie de contacto: al aumentar la superficie de contacto del soluto con el solvente, las
interacciones soluto-solvente aumentaran y el cuerpo se disuelve con mayor rapidez. El
aumento de la superficie de contacto del soluto se favorece por pulverización del mismo.
2. Agitación: al disolverse el sólido, las partículas del mismo deben difundirse por toda la masa
del solvente. Este proceso es lento y alrededor del cristal se forma una capa de disolución muy
concentrada que dificulta la continuación del proceso; al agitar la solución se logra la
separación de la capa y nuevas moléculas del disolvente alcanzan la superficie del sólido.
3. Temperatura: al cimentar la temperatura se favorece el movimiento de las moléculas en la
solución y con ello su rápida difusión. Además, una temperatura elevada hace que la energía de
las partículas del sólido, iones o moléculas sea alta y puedan abandonar con facilidad su
superficie, disolviéndose.
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4. Presión: los cambios de presión ordinarios no tiene mayor efecto en la solubilidad de líquidos y
sólidos. La presión tiene gran efecto en la solubilidad de gases. La solubilidad de gases aumenta
cuando se incrementa la presión.
CONCENTRACIÓN DE LAS SOLUCIONES
Los términos diluido y concentrado se utilizan para expresar concentraciones relativas, pero no tienen
un significado cuantitativo exacto. Una solución con mayor cantidad de soluto que otra se dice que está
más concentrada. Por el contrario, aquella con la menor cantidad de soluto se dice que esta diluida. La
concentración de una solución es la cantidad de soluto contenido en una cantidad determinada de
solución o de solvente. La concentración de una solución se puede expresar en unidades físicas:
gramos, centímetros cúbicos o litros; o en unidades químicas: moles o equivalentes.
Expresión de la concentración en unidades físicas
1. Tanto por ciento en peso (P/P). Indica los gramos del soluto contenidos en cien gramos de
solución. Una solución al 20% P/P de glucosa es la que contiene 20g de glucosa y 80g de agua.
2. Porcentaje peso a volumen (P/V). Significa la cantidad en gramos de soluto por cada 100cm3 de
solución. Una solución de KOH al 15% P/V es la que está formada por 15g de KOH en 100cm3
de solución.
3. porcentaje por volumen (V/V). Se refiere al volumen de soluto por cada 100cm3 de solución.
Una solución de alcohol al 45% V/V significa que contiene 45cm3 de alcohol y 55cm3 de agua.
Expresión de la concentración en unidades químicas
1. Molaridad (M). Es el número de moles de soluto contenido en un litro de solución. Una
solución 1 molar (1 M), es aquella que contiene una mol de soluto por litro de solución.
M = Numero de moles soluto
Volumen
2. Molalidad (m). Es el número de moles de soluto contenido en un kilogramo de solvente. Una
solución formada por 98g de ácido sulfúrico, H2SO4 , Y 1000g de agua, es una solución 1 molal
(1 m); o una solución que contiene 4 moles de NaCl en 1000g de agua es 4 molal (4 m).
m = Numero de moles de soluto
Kilogramo solvente
3. Normalidad (N). Es el número de equivalentes de soluto contenidos en un litro de solución.
N = Numero de equivalentes de soluto
Litro de solución
4. Partes por millón. Es un método comúnmente usado para expresar concentraciones de
soluciones diluidas en partes por millón, o ppm. Esta unidad se define como el número de
miligramo de soluto presentes en un kilogramo de solución. Para soluciones acuosas, donde un
kilogramo de solución tiene un volumen aproximado de un litro, se puede emplear la relación:
UNIDADES TECNOLÓGICAS DE SANTANDER
ppm = Miligramo de soluto
Litro de solución
5. Fracción molar. Son las moles de cada componente en una mol de solución.
6. Osmolalidad (Osm): ixN° mol del soluto/Kilogramo de solvente. La i se conoce como la
constante de Van´t Hoff y su valor depende de la clase de electrolito.
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VOLUMEN ESPECÍFICO Y DENSIDAD RELATIVA
La densidad  se define como la masa por unidad de volumen:
ρ
masa
m

volumen V
[1.8]
La densidad relativa de una sustancia es el cociente entre su densidad y la del agua a una temperatura
dada, como 4 °C, o 20 °C, o 60 °F, y una atmósfera:
Densidad relativa 
ρ
ρ H2 O
[1.9]
Es más frecuente encontrar las densidades relativas de sólidos y líquidos en libros de manuales, que sus
densidades. La densidad del agua a 4 °C está cercana a 1,00 g/cm3 (kg/L), 1.000 kg/m3, o 62,4 lbm/ft3,
mientras que la del mercurio líquido se encuentra próxima a 13,6 g/cm3, 13.600 kg/m3, o a 850 lbm/ft3.
En el apartado anterior se ha definido el volumen específico v de una sustancia como el volumen por
unidad de masa. Así pues, es el inverso de la densidad

volumen V 1
 
masa
m 
[1.10]
Las unidades de masa en v o p son normalmente gramos o kilogramos (en el SI) o libras-masa (en el
USCS). Sin embargo, a veces resulta útil emplear el mol (véase el Apdo. 1.2 y la Tabla 1.1) como
unidad de masa. Así, unidades típicas para el volumen específico en el SI podrían ser m3/kg, cm3/g, o
m3/kmol. En unidades del USCS, la elección es normalmente ft3/lbm o ft3/lbmol. La densidad molar,
N/V, podría expresarse en kmol/m3, por ejemplo. Por tanto, cualquier propiedad definida parcialmente
en función de la masa del sistema se puede expresar en las unidades convencionales de masa o en
unidades molares. El peso específico w de una sustancia es el peso por unidad de volumen.
w
peso
W

volumen V
[1.11]
También se puede evaluar a partir de w = mg, donde g es la aceleración local de la gravedad.
PRESIÓN
La presión P se define como la fuerza normal por unidad de área que actúa sobre la frontera del
sistema. En los sistemas en reposo, la presión es uniforme en todas las direcciones alrededor de un
volumen elemental de fluido. Sin embargo, la presión puede variar dentro del sistema en el caso de un
fluido en presencia de un campo gravitatorio. La variación de la presión al aumentar la profundidad en
una piscina o un lago y la variación de la presión atmosférica con la altura son ejemplos conocidos.
UNIDADES TECNOLÓGICAS DE SANTANDER
Como se muestra en la Figura 1.8, la variación de la presión con la
altura es mucho mayor en líquidos que en gases. Así, la presión de un
gas generalmente puede considerarse uniforme, debido a la pequeña
altura de la mayoría de los sistemas de interés.
UNIDADES DE PRESIÓN
La unidad básica de presión en el SI es el pascal (Pa). Por definición,
1 pascal = 1 Pa = 1 N/m2
En los estudios de ingeniería, el pascal a menudo resulta una unidad de
presión relativamente pequeña. De ahí que para tabular o dar datos se
utilice comúnmente el kilo pascal (kPa) o el mega pascal (MPa). En
este texto también se emplea el bar como una unidad del SI. Su
relación con otras unidades es
1 bar = 105 N/m2 = 102 kPa = 0,1 MPa
Las unidades de presión más frecuentemente utilizadas en el sistema
USCS son libras-fuerza por pulgada cuadrada (lbf/in2 o psi), o la
atmósfera (atm).
LA ATMÓSFERA ESTÁNDAR
Aunque la presión atmosférica varía con el lugar de la tierra y con el
tiempo, la atmósfera estándar constituye una referencia valiosa para el
valor de la presión. Se define como la presión ejercida por una columna
de mercurio de 760 mm de altura exactamente a 273,15 K y bajo la
aceleración de la gravedad estándar (o 29,92 inHg a 0 °C). Algunas de
las equivalencias en otras unidades son
1 atm = 1,01325 bar = 1,01325 x 105 N/m2 = 14,696 lbf/in2 (psia)
Adviértase que 1 bar es ligeramente más pequeño que 1 atm.
PRESIONES ABSOLUTA Y MANOMÉTRICA
La presión en un lugar determinado de un sistema puede darse referida
a la presión cero o referida a la presión atmosférica, o presión absoluta
se mide respecto a la presión absoluta cero. El adjetivo calificativo es
necesario, puesto que, experimentalmente, la mayoría de los
dispositivos de medida de presión miden lo que se conoce como presión
manométrica. Una presión manométrica es la diferencia de presión
entre la presión absoluta del fluido y la presión atmosférica. Esto es,
Pman = Pabs – Patm. Como una lectura manométrica puede ser tanto positiva como negativa, una relación
UNIDADES TECNOLÓGICAS DE SANTANDER
general entre las presiones absoluta y relativa es
Pabs = Patm + Pman
[1.12]
Una presión manométrica negativa, que se tiene cuando la presión atmosférica es mayor que la presión
absoluta, frecuentemente recibe el nombre de presión de vacío. Por ejemplo, una presión de vacío de
+30 kPa (0,30 bar) es una presión manométrica de -30 kPa. Si la presión atmosférica es 100 kPa, la
presión absoluta correspondiente es 70 kPa. Si en este texto no se señala que un valor de presión es
una lectura manométrica, se supone que es un valor de presión absoluta. En la literatura técnica las
letras «a» y «g» se añaden con frecuencia a las abreviaturas para indicar la diferencia entre valores
absolutos y manométricos, respectivamente. Por ejemplo, las presiones absoluta y manométrica en
libras por pulgada cuadrada se designan por «psia» y «psig», respectivamente. En algunos casos se
emplean los símbolos «lbf/in2 gage» o «mbar gage». La Figura 1.9 ilustra las relaciones entre los
distintos tipos de presión.
EL MANÓMETRO Y EL BARÓMETRO
Un instrumento que mide una diferencia de presión en función de
la altura de una columna líquida recibe el nombre de manómetro.
Considérese la situación mostrada en la Figura 1.10. Un tubo que
contiene un líquido está conectado a un depósito lleno de un gas a
una presión P1. En la parte superior de la columna líquida se ejerce
una presión P2. La diferencia de presión P1 – P2 se puede
determinar conociendo la altura de la columna líquida Δz. El
diferencial de altura dz mostrado en la Figura 1.10 aparece como
un elemento fluido en la Figura 1.11. Sobre este elemento fluido
actúan tres fuerzas en la dirección z. Dos de ellas son fuerzas
normales de compresión, y la tercera es el peso de dicho elemento
en el campo gravitatorio g efectuando un balance de fuerzas en el
equilibrio
dP = –g dz
Esta es la forma general de la ecuación de la hidrostática de la
Física fundamental. Para los líquidos, la densidad p es básicamente
independiente de la presión. Además, la variación de g con la
altura es despreciable en las aplicaciones del manómetro. Si g y p
se consideran constantes, la integración de la Ecuación [1.12]
conduce a
ΔP = P2 – P1 = –g Δz
El signo negativo resulta del convenio de tomar la altura z positiva
hacia arriba, mientras que P disminuye en ese sentido.
A la presión atmosférica real se la suele llamar presión barométrica. Su valor no es constante, sino que
varía con el lugar de la Tierra y con el tiempo. En la Figura 1.12 se muestra un esquema de un
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barómetro para medir presión barométrica o atmosférica. Nótese que en la zona del tubo que queda por
encima del mercurio hay esencialmente vacío.
EJEMPLO 1
Para medir la presión de un depósito se emplea un manómetro. El
líquido manométrico es un aceite de densidad relativa 0,87 y la altura del
líquido Δz es 45,2 cm. Si la presión barométrica es 98,4 kPa,
determínese la presión absoluta en el depósito, en kilo pascales y
atmósferas, si g = 9,78 m/s2.
Solución
Datos. Un manómetro con una columna de líquido de 45,2 cm de altura.
Figura 1.13.
Incógnitas. P1, abs en el depósito, en kPa y atm.
Análisis. El sistema es el gas del interior del depósito mostrado en la Figura 1.13. La presión absoluta
dentro del depósito se obtiene a partir de la ecuación de la hidrostática representada por la Ecuación
[1.12], dP= –g dz. Debido a la escasa longitud de la columna de líquido, es razonable suponer que la
densidad p del líquido y la aceleración local de la gravedad g son constantes. La integración conduce a
la Ecuación [1.13]
P1, abs = P2 + g Δz
La densidad del aceite se obtiene de la Ecuación [1.9], a saber, aceite = (densidad relativa) agua. Se
toma el valor de la densidad del agua a temperatura ambiente, 1,00 g/cm3 o 1.000 kg/m3 .Por tanto
aceite = 0,87(1.000 kg/m3) = 870 kg/m3
Introduciendo este valor en la Ecuación [1.13] se tiene
P1, abs
=
98,4
kPa
2
870 kg 9,78 m
1N  s
1kPa

 0,452m 
 3
3
2
kg  m 10 N / m 2
m
s
+
= (98,4 + 3,8) kPa = 102,2 kPa
Como 1 atm
EJEMPLO 2
= 101,3 kPa, P1 también es igual a 1 atm.
En un barómetro se lee (a) 735 mmHg, y (b) 28,90 inHg a temperatura
ambiente. Determínese la presión atmosférica (barométrica) del
apartado a en mbar y del apartado b en Lbf/in2 (psia).
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Solución
Datos. Lecturas barométricas de (a) 735 mmHg y (b) 28,90 inHg, a temperatura ambiente.
Incógnitas. Presión atmosférica de (a) en mbar y (b) en Lbf/in2.
Análisis. La conversión en presión de una medida de la altura del líquido de un barómetro se efectúa
mediante la Ecuación [1.12], dP = – gdz.. Suponiendo que la densidad y la aceleración local de la
gravedad son constantes para esa pequeña altura, esta ecuación se convierte en la Ecuación [1.13]
La solución de la ecuación de la hidrostática anterior necesita datos de  y g.
La densidad del mercurio a temperatura ambiente viene dada como 13,6 g/cm3, o 13.600 kg/m3, y se
supone que este valor es relativamente independiente de la temperatura. Como no se especifica la
situación, también se supone para g el valor estándar de 9,807 m/s2. Con respecto a la Figura 14, P1 en
un barómetro es la presión atmosférica y P2 es el vacío total, es decir, P2 = 0. Por tanto, basándose en la
ecuación de la hidrostática
Patm = g Δz
= 13.600
kg
m
m
1 N  s2

9,807

735mm


m3
s2
103 mm kg  m
= 0,980 x 105 N/m2
= 0,980 bar
= 980 mbar
Este valor resulta ligeramente inferior al de una atmósfera estándar, que es de 1.013 mbar.
(b) Se toma de nuevo la densidad del mercurio igual a 13,6 g/cm3. Como no se especifica la situación,
se supone para g el valor estándar de 32,174 ft/s2. Primero, basándose en la conversión de unidades de
la Tabla A.1
ρHg
1lbm /ft 3
 13,6 g/cm 
 850 lbm /ft 3
3
0,01602 g/cm
3
La aplicación de la Ecuación [1.14], Patm = g Δz, da entonces
Patm = 850
lbm
1lb f  s 2
ft
1 ft 3

3
2
,
174

28,90
in


ft 3
s2
1.728 in3 32,174 lbm  ft
UNIDADES TECNOLÓGICAS DE SANTANDER
= 14,20 lbf/in2
Este valor es ligeramente inferior al de una atmósfera estándar, que es 14,695 psia.
EJEMPLO 3
Si el barómetro marca 734 mmHg, determínese (a) la presión absoluta,
en bar, de un sistema con una presión de vacío de 280 mmHg, y (b)
cuál es la presión absoluta, en psia, equivalente a una presión de vacío
de 11,0 inHg de un sistema. Despréciese la influencia de la temperatura
sobre la densidad del mercurio.
Solución
Datos. Lectura del barómetro de 734 mmHg, presiones de vacío de un
sistema, de (a) 280 mmHg, y (b) 11,0 inHg. Despréciese la influencia
de la temperatura sobre la densidad del mercurio.
Incógnitas. Presión absoluta del sistema (a) en bar, (b) en psia.
Análisis. (a) El sistema se muestra en la Figura 15. Una lectura de
presión de vacío es la diferencia entre la presión barométrica o
atmosférica y la presión absoluta, de acuerdo con la Ecuación [1.12].
En este caso, la presión absoluta del sistema es igual a 734 - 280, o
454, mmHg. En la Tabla A.1 se encuentra que 760 mmHg = 1 atm =
1,013 bar a 0°C. Despreciando el efecto de la temperatura en esta
conversión de unidades, se encuentra que
Pabs = 454 mmHg
1,013 bar
760 mmHg
= 0,605 bar
(b) El sistema se muestra en la Figura 16. Una lectura barométrica de 734 mmHg es igual a 28,9 inHg.
Así, la presión absoluta del sistema es igual a 28,9 - 11,0, ó 17,9, inHg. En la Tabla A.1I se encuentra
que 1 inHg es igual a 0,491 psi a 32 °F. Despreciando cualquier efecto de la temperatura
Pabs = 17,9 inHg
0,491psia
1inHg
= 8,79 psia
Este valor resulta considerablemente inferior al barométrico de 14,20 psia.
EJEMPLO 4
Un manómetro mide (a) 1,60 bar (manométrica) cuando el barómetro da una lectura de 755 mmHg, y
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(b) 23,0 psig cuando el barómetro marca 28,9 inHg. Obténgase la presión absoluta del sistema (a) en
bar, y (b) en psia.
Solución
Datos. (a) Lectura del manómetro 1,60 bar y del barómetro 755 mmHg; (¿?) lectura del manómetro
23,0 psi y del barómetro 28,9 mmHg.
Incógnitas. Presión absoluta (a) en bar, (b) en psia.
Análisis. La presión absoluta es la suma de la presión manométrica y de la presión barométrica, como
indica la Ecuación [1.11].
Pabs = Patm + Pman = Pbar + Pman
(a) Empleando un factor de conversión de presión de la Tabla A.1 se obtiene
Pbar = 755 mmHg
1,013 bar
 1,01bar
760 mmHg
Y
Pabs = Pbar + Pman = (1,01 + 1,60) bar = 2,61 bar
Este último valor es equivalente a 2,58 atm.
(b) De acuerdo con el factor de conversión de la Tabla A.1I
Pbar = 28,9 inHg
0,491psi
 14,1psi
1inHg
y
Pabs = Pman + Pbar = (23,0 + 14,1) psia = 37,1 psia
EJEMPLO 5
Un émbolo de 45 kg de masa y área 0,020 m2 encierra un gas en equilibrio mecánico que se encuentra
en el interior de un dispositivo cilindro-émbolo colocado verticalmente. Sobre la cara externa del
émbolo actúa una presión barométrica de 1,020 bares, y la aceleración local de la gravedad es 9,75
m/s2. Determínese la presión en el cilindro, en bar.
Solución
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Datos. Un dispositivo cilindro-émbolo contiene un gas, según se muestra en la Figura 1.17.
Incógnitas. Presión del gas, en bar.
Análisis. La presión del gas se obtiene del balance de fuerzas que actúan sobre el émbolo en sentido
vertical, como se muestra en la Figura 1.18. Así, para una sección recta de área A
PgasA = PbarA + Wémbolo
Donde el peso W del émbolo viene dado por mg. Sustituyendo valores se tiene
Pgas = Pbar 
mg
45 kg  9,75 m/s2 1N  s 2 1bar  m 2
 1,020 bar 


A
1kg  m
0,020 m 2
105 N
= (1,020 + 0,219) bar = 1,239 bar
Comentario. Nótese que el término mg/A se ha multiplicado por 1 N ∙ s2g · m para convertir los kg/m
· s2 a unidades estándar de presión, N/m2.
EL POSTULADO DE ESTADO Y SISTEMAS SIMPLES
El valor de la energía interna u no es directamente mensurable. Para todas las propiedades no
directamente mensurables se necesita un método para evaluarlas en función de propiedades
directamente mensurables, tales como P, T y. Así, un objetivo importante de la Termodinámica es
desarrollar relaciones funcionales entre propiedades a partir de consideraciones teóricas y
experimentales. Para desarrollar estas relaciones debe conocerse el número de propiedades
independientes necesarias para fijar o especificar el estado de un sistema bajo condiciones dadas.
Por lo general, las relaciones funcionales entre propiedades se expresan en función de propiedades
intensivas. Además, debido a que todas las propiedades intrínsecas son características del
comportamiento molecular, es razonable esperar que las propiedades intrínsecas estén relacionadas
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funcionalmente. Por relacionadas funcionalmente se entiende la situación general en la que alguna
propiedad dependiente y0 es una función de otras n propiedades intrínsecas intensivas.
Matemáticamente esto significa que y0 =f(y1, y2, …, yn). Una vez que han sido seleccionados los
valores de todas las n propiedades independientes, el valor de la propiedad dependiente queda fijado.
Basada en la evidencia experimental existe una regla general para determinar el número n de
propiedades independientes de un sistema de masa y composición conocidas. Se conoce como
postulado de estado y establece que:
El número de propiedades independientes exigidas para especificar completamente el
estado intensivo e intrínseco de una sustancia es igual a 1 más el número de posibles
modos de trabajo cuasi estático relevantes.
«Modos relevantes de trabajo» son aquellos que tienen un efecto apreciable y mensurable sobre el
estado de la sustancia cuando tiene lugar el proceso. Los objetos sobre la tierra, por ejemplo, están por
lo general bajo la influencia de los campos de fuerzas naturales gravitatorios, eléctricos y magnéticos
de la Tierra. Sin embargo, estos efectos sobre el resultado de la mayor parte de los procesos son, a
menudo, despreciables. Así, se ignorarán estos efectos al determinar el número de propiedades
independientes. Adviértase además que sólo se consideran modos de trabajo cuasi estático.
Cuando se examinan los estudios científicos y de ingeniería presentes y pasados una cosa resulta clara.
Pocas veces se encuentra un sistema en el que se use más de un modo de trabajo cuasi estático para
alterar el estado de una sustancia. A partir de esta observación, es conveniente clasificar estos sistemas
como sistemas simples. Por definición, un sistema simple es aquel en el que para modificar su estado
intrínseco sólo es relevante un único modo de trabajo cuasi estático. Tomando como base el enunciado
anterior del postulado de estado, puede enunciarse como postulado de estado para sistemas simples el
siguiente:
El estado de equilibrio de una sustancia simple queda fijado especificando los valores
de dos propiedades intrínsecas independientes.
Una vez fijados los valores de dos propiedades independientes, los valores de todas las restantes
propiedades intrínsecas quedan también fijados. Así, en una sustancia simple sólo pueden variarse dos
propiedades intrínsecas de forma independiente.
Un sistema simple compresible se define como aquel en el que la única interacción de trabajo cuasi
estático está asociada con el cambio en su volumen (trabajo P dV). En tal sustancia son despreciables
los efectos de capilaridad, de elasticidad y de los campos de fuerzas externos. Desde un punto de vista
práctico esto significa que el sistema no se haya influido por esos efectos, aun cuando éstos puedan
estar presentes en un grado pequeño. Debido a su importancia en los estudios de ingeniería, en éste y
en los dos siguientes capítulos se hace hincapié en las relaciones de propiedades para sustancias
simples compresibles.
Dos cualesquiera propiedades intrínsecas independientes son suficientes para fijar el estado intensivo
de una sustancia simple compresible. En este caso la relación funcional entre un conjunto de
propiedades intrínsecas intensivas viene dada por:
y0 = f(y1, y2)
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Donde (y1, y2) representa el conjunto de las dos variables independientes. Esta ecuación expresa una
relación, aún desconocida, entre dos propiedades intrínsecas intensivas independientes y una tercera
propiedad dependiente. Se pueden utilizar técnicas variadas —analíticas, gráficas y tabulares— para
relacionar y evaluar las propiedades intrínsecas de las sustancias simples compresibles.
SUPERFICIE PVT
En el párrafo anterior el postulado de estado indicaba que una propiedad intrínseca intensiva de una
sustancia simple compresible es exclusivamente función de otras dos propiedades intrínsecas e
independientes. Esto es, y1 = f (y2, y3), donde y es, por lo general, cualquier propiedad intensiva e
intrínseca. Ahora se pretende examinar las relaciones entre propiedades para gases, líquidos, sólidos y
sistemas en dos fases de una sustancia pura. Los datos experimentales manifiestan un patrón consistente en el comportamiento de las sustancias simples compresibles en las fases sólida, líquida y
gaseosa. En esta consistencia es en la que se va a centrar la atención.
Los estados de equilibrio de una sustancia simple compresible pueden representarse como una
superficie en un espacio tridimensional. Las coordenadas son las propiedades intrínsecas de interés
como, por ejemplo, P, v y T. La superficie PVT es importante debido a que muestra claramente la
estructura básica de la materia de un modo general. De manera más general, en la Figura 1 se muestra
el diagrama PVT de una sustancia que se contrae al congelar. Las fases sólida, líquida y gaseosa
(vapor) aparecen sobre la superficie como regiones. El estado en esas regiones monofásicas se
especifica mediante los valores de dos cualesquiera de las tres propiedades P, v y T. Estas regiones
monofásicas están separadas, en la superficie, por regiones bifásicas que representan los cambios de
fase. La fusión (o congelación), la vaporización (o la condensación) y la sublimación son ejemplos que
comprenden cambios de fase. (El último es la transformación directamente de sólido a gas.) En la
Figura 1 también se muestran las regiones para las mezclas sólido-líquido, líquido-vapor y solidovapor.
Cualquier estado representado en la Figura 1 por un punto sobre la línea de separación de una región
monofásica de otra bifásica se conoce como estado de saturación. La línea curva que separa la región
líquida de la región líquido-vapor, línea a-m-c, se conoce como línea de líquido saturado. Cualquier
estado representado por un punto sobre esta línea entre a y c se conoce como un estado de líquido
saturado. Análogamente, los estados representados sobre la curva c-n-b son estados de vapor saturado.
Un cambio de fase tiene lugar sin cambio en la presión o la temperatura. Esto se muestra con el
proceso de vaporización a lo largo del camino m-n en la Figura 1. Así, en el interior de una región
bifásica de una sustancia pura, la presión y la temperatura no son propiedades independientes.
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Figura 1. La superficie PVT de una sustancia que se contrae al solidificar (no a escala).
El punto de la Figura 1 donde las líneas de líquido saturado y de vapor saturado se juntan se llama
punto crítico. Asociados con éste hay ciertos valores de propiedades que, por lo general, se las señala
con el subíndice c. Las tres propiedades de interés ahora en el punto crítico se denotan Pc, vc, Tc. Una
sustancia cuya temperatura sea mayor que su temperatura crítica no será capaz de condensar a la fase
líquida, independientemente de cuan alta sea la presión que se ejerce sobre ella. Nótese además en la
Figura 1 que las fases líquido y gas (vapor) se confunden en la región por encima del punto crítico.
Todas las sustancias conocidas muestran este comportamiento. La existencia del punto crítico
demuestra que la distinción entre fase líquida y fase gaseosa queda lejos de estar bien definida, si no
imposible, en algunas situaciones. Cuando la presión es mayor que la presión crítica, el estado
frecuentemente se conoce como estado súper-crítico. Algunas sustancias muy conocidas tienen
presiones críticas bastante altas y sin embargo temperaturas críticas que están por debajo de las
condiciones atmosféricas normales. Una lista reducida de datos críticos de algunas sustancias comunes
se presenta en las Tablas A.2 y A.2I.
En la Figura 1 puede observarse otro estado único de la materia. Está representado por la línea paralela
al plano Pv y señalado como estado triple. Como el término implica, en este estado coexisten en
equilibrio las tres fases. El estado triple, o punto triple4 en esta figura corresponde al equilibrio entre un
sólido (estado d), un líquido (estado a) y un gas (estado b). Recuérdese que el punto triple del agua se
utiliza como punto de referencia para establecer la escala Kelvin de temperatura. Al punto triple del
agua se le asigna un valor de temperatura de 273,16 K. Algunos datos del punto triple aparecen en la
Tabla 3.1. El agua es una sustancia anómala que se expansiona al solidificar. Así, el volumen específico de la fase sólida es mayor que el de la fase líquida. En la Figura 2 se muestra la superficie PVT
modificada para tener en cuenta este comportamiento.
Los diagramas tridimensionales para los estados de equilibrio de sistemas simples compresibles son de
gran utilidad para introducir las relaciones generales entre las tres fases de la materia normalmente en
4
N. de los T. En lo sucesivo se adoptará, como es usual, el término «punto triple», ya que, como se
verá posteriormente, en el diagrama PT este estado queda representado por un punto
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consideración. Se muestra claramente la relación de las regiones en dos fases con las regiones
monofásicas, así como el significado de los puntos crítico y triple de la materia. No obstante, en el
análisis termodinámico es más conveniente trabajar con diagramas bidimensionales. Todos los
diagramas bidimensionales pueden verse simplemente como proyecciones de una superficie
tridimensional. Por ejemplo, la superficie presentada en la Figura 1 puede proyectarse sobre el plano
PT, Pv o Tv
Tabla 1. Datos del punto triple.
Sustancia
Helio 4 (punto )
Hidrógeno, H2
Oxígeno, O2
Nitrógeno, N2
Amoniaco, NH3
Dióxido de carbono, CO2
Agua, H2O
T, k
2,17
13,84
54,36
63,18
195,40
216,55
273,16
P, atm
0,050
0,070
0,0015
0,124
0,061
5,10
0,006
T, ºF
-456
-435
-362
-346
-108
-70
32
Figura 2. Superficie PVT de una sustancia que se expansiona al solidificar.
DIAGRAMA PRESIÓN-TEMPERATURA
A la proyección de la superficie PVT sobre el plano PT se la conoce como diagrama de fase. Ya que
tanto la temperatura como la presión permanecen constantes durante un cambio de fase, las superficies
que en la Figura 1 (o Fig. 2) representan dos fases son paralelas al eje v. Así pues, esas regiones
bifásicas aparecen como líneas cuando la superficie se proyecta sobre el plano PT. En la Figura 3 se
presenta un diagrama presión-temperatura basado en las características generales de una sustancia que
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se contrae al solidificar (véase Fig. 1).
La línea t-d-f-c del diagrama PT que representa la superficie líquido-vapor se llama línea de saturación
líquido-vapor. También se la conoce como curva de vaporización. La presión y temperatura en
cualquier estado a lo largo de esta línea (tal como el d) se conocen como opresión de saturación Psat y
la temperatura de saturación Tsat de ese estado. La presión de saturación se conoce también como
presión de vapor. La curva de vaporización va desde el punto triple al punto crítico. Estos dos puntos
se designan en la Figura 3.3 con las letras t y c respectivamente. En la Figura 3.4 se muestra la línea de
saturación líquido-vapor para el agua. Debe resaltarse el rápido aumento de la presión de vapor con la
temperatura, ya que esto es una característica general de las sustancias puras. El punto triple está a
0,006 bares y 0,01 °C (32,02 °F) y el punto crítico a 220,9 bar y 374,1 °C (705 °F). Recuérdese que en
el Apartado 1.6 el punto triple del agua se ha utilizado como estado de referencia para establecer la
escala Kelvin de temperaturas.
Figura 3. Diagrama (PT) de las fases de una
sustancia que se contrae al solidificar. (La línea a
trazos es la curva de fusión o congelación para
una sustancia que se expansiona al solidificar)
Figura 4. Curva de saturación líquido-vapor
para el agua.
Las superficies sólido-líquido y solido-vapor de un diagrama PvT se muestran en la Figura 3.3 como la
curva de fusión (o curva de congelación) y la curva de sublimación, respectivamente. La línea a trazos
de la figura representa la curva de fusión (congelación) de una sustancia que, como el agua, se
expansiona al congelarse. Todas las otras propiedades específicas, excepto el volumen, disminuyen
durante la congelación del agua. Adviértase en la curva de fusión del hielo que un incremento de la
presión origina una disminución de la temperatura del punto de congelación.
Mientras que las regiones bifásicas aparecen como líneas en un diagrama PT, las regiones monofásicas
lo hacen como áreas. Las regiones monofásicas líquido y vapor de la Figura 3 reciben nombres
particulares. Para el estado a en la región de líquido, por ejemplo, la temperatura Ta es menor que la de
saturación Tf del estado f para el mismo valor de la presión. Tal estado del líquido se llama líquido
subenfriado, ya que, a una presión dada, puede alcanzarse enfriando el líquido por debajo de su
temperatura de saturación. La presión Pa del estado a se halla también por encima de la presión de
saturación Pd del estado d a la misma temperatura. Por tanto, el estado a se conoce también como
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líquido comprimido, ya que puede alcanzarse, a una temperatura dada, comprimiendo el líquido por
encima de su presión de saturación. Así pues, los términos «subenfriado» y «comprimido» son
sinónimos. De manera análoga, a una presión dada, la temperatura Tb, del estado b en la Figura 3 es
mayor que la temperatura de saturación Te. Así, el estado b se conoce como estado de vapor
sobrecalentado. El proceso de sobrecalentamiento se define como aquel para el que la temperatura del
vapor (gas) se incrementa a presión constante.
DIAGRAMA PRESIÓN-VOLUMEN ESPECÍFICO
En la Figura 3.5 se muestra la proyección de la superficie PvT sobre el plano Pv. Esta figura, como la
Figura 1, está limitada a sustancias que se contraigan al congelarse. Las dos regiones, monofásica y
bifásica, aparecen como áreas en este nuevo diagrama. La línea de líquido saturado representa los
estados de la sustancia tales que al suministrar cualquier cantidad pequeña de energía a la sustancia a
presión constante una fracción pequeña de líquido cambiará a vapor. Análogamente, la extracción de
energía de la sustancia en un estado cualquiera que se halle sobre la línea de vapor saturado da como
resultado la condensación parcial del vapor, mientras que el suministro de energía origina el vapor
sobrecalentado. La región bifásica señalada como «líquido y vapor saturados», y que se encuentra
entre las líneas de líquido saturado y de vapor saturado, se conoce generalmente como región húmeda,
o campana húmeda. El estado en la cima de la región húmeda indicada por el punto c es de nuevo el
punto crítico.
Un estado representado por un punto en la región líquido-vapor (región húmeda), tal como el x en la
Figura 5, es una mezcla de líquido y vapor saturados. Los volúmenes específicos de estas dos fases
deben ser puntos sobre las líneas de saturación, como los puntos m y n en la figura. Por tanto, el
volumen específico del estado x representa un valor medio de la propiedad de las dos fases en equilibrio. Para hallar este valor medio de v (o de cualquier otra propiedad específica de la mezcla líquidovapor, como u y h) se necesita conocer las proporciones de vapor y de líquido en la mezcla de vaporlíquido saturados. Para lograrlo, se define la calidad, normalmente representada mediante el símbolo x,
como la fracción de la mezcla total que es vapor, basada en la masa (o en el peso). Esto es:
Calidad = x 
m vapor
m total

mg
mg  mf
[3.1]
En esta ecuación el subíndice g se aplica al estado de vapor saturado, mientras que el subíndice f señala
el estado de líquido saturado. Estos parámetros se ilustran en la Figura 6, que muestra una mezcla
líquido-vapor a Psat y Tsat. La calidad está limitada a valores entre cero y la unidad. Sin embargo, es
práctica común hablar de la calidad en porcentajes. En este caso el valor de x definido anteriormente
debe multiplicarse por 100. El líquido saturado sólo tiene una calidad del O por 100 (x = 0,00), y el
vapor saturado sólo tiene una calidad del 100 por 100 (x = 1,00). El término «calidad» se aplica
exclusivamente a las mezclas líquido-vapor saturadas. La Figura 3.7 es un diagrama Pv para el agua a
escala. Se han representado la línea de saturación líquido-vapor, la isoterma crítica de 374,15 °C y
líneas de calidad constante.
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Figura 5. Diagrama Pv para una sustancia que se
contraiga al congelarse.
Figura 6. Ilustración de la calidad de una mezcla
líquido-vapor.
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0
0,005
0,010
0,015
0,020
0,025
0,030
0,035 0,040
3
v, m /kg
Figura 7. Diagrama Pv para el agua mostrando las líneas de temperatura y de la calidad.
Resulta oportuno un comentario final con respecto a los diagramas Pv mostrados en las Figuras 3.5
y 3.7. Ya se ha hecho notar anteriormente que podrían mostrarse otras familias de curvas que
representen diversas propiedades en diagramas bi- o tridimensionales. Por esta razón en el diagrama
Pv se muestra también una familia de líneas de temperatura constante. Es importante para el
estudiante tener una idea general de la posición de las líneas de temperatura constante en un
diagrama Pv, ya que este diagrama es muy útil en el análisis de problemas.
DIAGRAMA TEMPERATURA-VOLUMEN ESPECÍFICO
A la hora de resolver un problema a menudo es útil describir el camino del proceso en un diagrama
de temperatura-volumen específico. La proyección de las regiones de líquido comprimido, líquidovapor y vapor sobrecalentado de la Figura 1 o de la Figura 2 lleva al diagrama Tv mostrado en la
Figura 8. Este diagrama, aunque específico para el agua, es representativo de todas las sustancias
puras. Las regiones monofásicas y bifásicas aparecen en posiciones similares a las correspondientes
al diagrama Pv. La región líquido-vapor se ha ampliado para incluir la línea del estado triple.
Es importante tener líneas de presión en el diagrama Tv para identificar los estados y esquematizar
los procesos. En el interior de la región líquido-vapor (región húmeda), las líneas de presión
constante siguen las de temperatura constante, ya que durante un cambio de fase la presión y la
temperatura no son propiedades independientes. Fuera de la región húmeda y a lo largo de una línea
de presión constante, la temperatura crece al aumentar el volumen. Y esto es así tanto si la presión
es menor como si es mayor que la presión crítica.
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Figura 8. Diagrama Tv para el agua.
TABLAS DE PROPIEDADES DE SUSTANCIAS PURAS
En las secciones precedentes se ha presentado una introducción al comportamiento PVT de una
sustancia pura, simple compresible. Se ha presentado además la nomenclatura necesaria requerida
para futuros análisis. Ahora se necesita investigar los métodos establecidos de allegar o almacenar
los datos de las propiedades de interés primordial: presión P, volumen específico v, temperatura T,
energía interna específica u, entalpía específica h y entropía específica s. (Para el análisis presente
se pide que se acepte la existencia de la propiedad entropía. No se hará uso de ella con profundidad
hasta el Capítulo 7.) Para gases reales y para estados en saturación, las relaciones matemáticas entre
estas propiedades son complejas. Por tanto, los datos de propiedades se presentan, en primer lugar,
en forma de tablas. Como es costumbre en este texto, los datos tabulares de una sustancia dada se
presentan tanto en unidades SI como en unidades USCS. Las tablas en unidades USCS (sistema
inglés) utilizan los mismos números que las tablas correspondientes en unidades SI, excepto que los
números van seguidos de la letra I.
TABLAS DE VAPOR SOBRECALENTADO
Figura 9. Esquema de un diagrama PT que indica el método de tabular los datos del vapor
sobrecalentado.
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En una región monofásica, como la región de vapor sobrecalentado, se necesitan dos variables
intensivas para determinar el estado de equilibrio. Variables como u, V, h y s se encuentran
normalmente tabuladas en la región de vapor sobrecalentado en función de P y T, debido a que estas
últimas son propiedades fácilmente mensurables. El formato de una tabla de vapor sobrecalentado
resulta muy claro si de nuevo se relaciona con un diagrama PT. La Figura.9 muestra la región de
vapor sobrecalentado en un diagrama PT con cuadrícula. Las líneas de la cuadrícula representan
valores enteros de la presión y de la temperatura. Una tabla de vapor sobrecalentado da información
de los valores de v, h y s (y a veces de u) en los nodos de la cuadrícula de la figura. La función
entalpía H viene definida mediante la relación:
H  U + PV
[3.2]
La entalpía específica viene dada por:
h  u + Pv
[3.3]
Por ser u, P, y v propiedades, también lo será h. En algunos casos la función entalpía no tiene una
interpretación específica, aunque tiene dimensiones de energía. Como consecuencia, resulta útil
tabular valores de la entalpía junto con otras propiedades. La entropía específica s es una propiedad
de la que se hará uso posteriormente en el análisis de la segunda ley. Los valores de M, h y s son
completamente arbitrarios, estando cada uno de ellos basado en el valor que se le asigne a un estado
de referencia.
La Tabla 2 ilustra un posible formato de tabulación de datos en la región de vapor sobrecalentado.
Una recopilación más completa de datos del vapor de agua sobrecalentado en unidades SI se
encuentra en la Tabla A.14; la Tabla A.14I presenta los datos en unidades USCS. El formato de
ambas tablas es idéntico. Las unidades de las propiedades específicas están normalmente colocadas
en la parte superior de la tabla, debajo de la cabecera. Con respecto a la Tabla 3.2 y la Figura 9,
adviértase que los datos comienzan, para una presión dada, con datos del vapor saturado y después
continúan con valores enteros y crecientes de la temperatura. El dato del valor de la temperatura del
vapor saturado viene indicado entre paréntesis después del valor de la presión. Por ejemplo, de la
Tabla 2, a 1,0 bar la temperatura de saturación es 99,63 °C, y el volumen específico 1,694 m3/kg.
Muchos problemas de ingeniería comprenden estados de la materia que no caen en los nodos de la
cuadrícula de los datos disponibles para esa sustancia. Así, se hace necesario la interpolación de los
datos. Los intervalos de la matriz de datos que se encuentran en tablas completas de vapor
sobrecalentado se han elegido de manera que una interpolación lineal proporciona una precisión
razonable. Por ejemplo, se necesita encontrar el valor del volumen específico del vapor de agua
sobrecalentado (H2O) a 1,0 bar y 160 °C. Aunque la Tabla.2 da como valor de v 1,984 m3/kg,
supóngase que el dato a 160 °C ha desaparecido de la tabla. Una interpolación entre 120 y 200 °C
muestra que:
v 160 - v 120 T160 - T120

v 200 - v 120 T200 - T120
La sustitución de los datos tabulares en la ecuación proporciona:
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v 160 - 1,793
160 - 120

 0,50
2,172 - 1,793 200 - 120
La solución de la ecuación anterior es:
v160 = 1,793 + 0,50(0,379) = 1,983 m3/kg
Así, el valor estimado se diferencia del tabulado en 0,001 m3/kg, es un 0,1 por 100 menor. El
porcentaje de error en la estimación de u y h a 160°C por este método es incluso menor. Aunque las
tablas del vapor sobrecalentado del Apéndice son versiones reducidas del trabajo original, se supone
que aún sigue siendo válida la interpolación lineal. En las Tablas A.18 y A.18I se presentan las tablas
del vapor sobrecalentado para el refrigerante 134a en unidades SI y en unidades USCS. Las tablas
para el nitrógeno diatómico (N2) se presentan en las Tablas A.20 y A.20I y para el potasio en las
Tablas A.21 y A.21I.
Tabla 2. Propiedades del vapor de agua sobrecalentado (H2O)
SI: v, m3/kg; u, KJ/kg; h, KJ/kg; s, KJ/kg ∙ K
Temperatura
ºC
v
Sat.
100
120
160
200
ºC
1,694
1,696
1,793
1,984
2,172
Sat.
200
240
280
320
0,1944
0,2060
0,2275
0,2480
0,2648
u
h
1,0 bar (0,10 MPa)(Tsat = 99,63 ºC)
2.506,1
2.675,5
2.506,7
2.676,2
2.537,3
2.716,6
2.597,8
2.796,2
2.658,1
2.875.3
10,0 bar (1,0 MPa)(Tsat = 179,91 ºC)
2.583,6
2.621,9
2.692,9
2.760,2
2.826,1
3.778,1
2.827,9
2.920,4
3.008,2
3.093,9
s
7,3694
7,3614
7,4668
7,6597
7,8343
6,5865
6,6940
6,8817
7,0465
7,1962
Fuente: Resumen de la Tabla A.14.
USCS: v, ft3/lbm; u, Btu/lbm; h, Btu/lbm; s, Btu/lb ∙ ºR
Temperatura
ºC
v
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u
h
s
60 psia (Tsat = 292,7 ºF)
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Sat.
300
400
500
600
7,17
7,26
8,35
9,40
10,43
1.098,3
1.101,3
1.104m8
1.178,6
1.216,3
1.178,0
1.181,9
1.233,5
1.283,0
1.332,1
1,6444
1,6496
1,7134
1,7678
1,8165
Fuente: Resumen de la Tabla A.14I.
EJEMPLO 6
Determínese la energía interna del vapor de agua sobrecalentado a (a) 1,0 bar y 140 °C, y (b) 6 bar y
220 °C en kJ/kg.
Solución
Datos. Vapor de agua sobrecalentado en dos estados mostrados en la Figura 10, partes a y b.
Incógnita. La energía interna, en kJ/kg.
Modelo. Tabla A. 14 del vapor sobrecalentado para el vapor de agua.
Metodología. Interpolación lineal en la tabla para estimar los datos.
Análisis. (a) La posición del estado en un diagrama PT con respecto a la línea de saturación se
muestra en la Figura 3.10a. El valor de u a 1 bar y 140 °C puede obtenerse de la Tabla 2 o de datos
más completos de la Tabla A. 14. Con respecto a cualquiera de esas tablas, se encuentra que a 1 bar:
u = 2.537,3 kJ/kg a 120 °C
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y u = 2.597,8 kJ/kg a 160°C
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Agua
1 bar
140 ºC
Agua
6 bares
220 ºC
Figura 10. Diagrama PT en el que se muestran dos estados en la región de vapor sobrecalentado.
Interpolando linealmente entre estos dos valores se obtiene para la energía interna un valor de
2.567,6 kJ/kg a 140 °C. En unas tablas más completas se lee un valor de 2.567,7 kJ/kg.
(b) La posición del estado en un diagrama PT con respecto a la línea de saturación se muestra en la
Figura 3.10b. Para hallar el valor de u a 6 bar y 220 °C se debe retomar a la Tabla A. 14 del
Apéndice. En esta tabla se encuentran valores sólo a 5 y 7 bar y 200 y 240 °C. Para obtener el valor
deseado de u, se debe realizar una doble interpolación de los datos que se tienen.
Mediante una primera interpolación con respecto a la temperatura:
A 5 bar y 220 °C: u = 2.675,2 kJ/kg
A 7 bar y 220 °C: u = 2.668,3 kJ/kg
Por consiguiente, a 6 bar y 220 °C la energía interna es la media de estos dos últimos valores, o
aproximadamente 2.671,8 kJ/kg. En una tabla más completa se lee el valor 2.672,1 kJ/kg.
EJEMPLO 7
Determínese la presión del vapor sobrecalentado de refrigerante 134a en bar en un estado de 40 °C y
una entalpía de (a) 285,16 kJ/kg, y (b) 285,52 kJ/kg.
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Solución
Datos. Refrigerante 134a a 40 °C y (a) h = 285,16 kJ/kg y (b) h = 285,52 kJ/kg.
Incógnita. La presión en bar.
Modelo. Datos tabulados del vapor sobrecalentado.
Análisis. Este problema aclara el punto de que dos cualesquiera propiedades independientes
especifican el estado de una sustancia simple compresible. En este caso se busca P como función de
T y h.
(a) Los datos del vapor sobrecalentado para el refrigerante 134a vienen dados en la Tabla A. 18, con
la temperatura como entrada para cualquier presión. Comenzando a 40 °C y la presión más baja (0,6
bares), se observa que la entalpía comienza con el valor 288,35 kJ/kg y que, para la misma
temperatura, decrece según crece la presión. Si se continúa la lectura a presiones más altas, a 40 °C,
se encuentra finalmente que h = 285,16 kJ/kg a 2,4 bar.
(b) El valor 285,52 kJ/kg para la entalpía está comprendido entre 2,0 y 2,4 bar a 40 °C. Haciendo
una estimación mediante una interpolación lineal, se encuentra que:
P  2,0 bar  2,4 - 2,0  bar 
285,52 - 285,88
285,16  285.88
= (2,0 + 0,20) bar = 2,20 bar
Así, cuando h = 285,52 kJ/kg a 40 ºC, la presión es próxima a 2,20 bar.
---------------------------------------------------Los ejemplos anteriores han ilustrado la utilización de las tablas de vapor saturado para determinar
los valores de propiedades. En general, en la literatura las tablas de vapor sobrecalentado están
dispuestas de manera similar, aunque en algunos casos las posiciones de la temperatura y de la
presión están intercambiadas.
TABLAS DE SATURACIÓN
Una tabla de saturación lista los valores de una propiedad específica (como v, u, h y s) para los
estados de líquido saturado y de vapor saturado. Recuérdese que en el Apartado 3.3 las propiedades
en estas dos fases se han señalado con los subíndices f y g respectivamente. Así, una propiedad
específica cualquiera y en el estado de líquido saturado o de vapor saturado se escribe como yf o yg.
Para la unidad de masa de una mezcla de dos fases, un valor medio de la propiedad vx se determina
sumando la contribución de las dos fases. Recuérdese (ver Ecuación [3.1]) que la calidad x se
definió como el cociente entre la masa de vapor y la masa total de líquido más la de vapor. Así, para
cada unidad de masa de mezcla, la contribución de la fase vapor es xyg, en tanto que la de la fase
líquida es (1 - x)yf Por consiguiente, la expresión de una propiedad específica de la mezcla yx puede
escribirse como:
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yx = (1 – n)yf + xyg
[3.4]
como se muestra en la Figura 3.11. De forma alternativa, si se designa la diferencia entre las
propiedades del líquido saturado y del vapor saturado por el símbolo yfg esto es:
yfg  yg – yf
[3.5]
entonces, tomando como base la Ecuación [3.4], también se puede escribir:
yx = yy + x(yg – yf) = yf + xyfg
[3.6]
Figura 11. Ilustración de la evaluación de una propiedad específica de una mezcla líquido-vapor.
Las Ecuaciones [3.4] y [3.6] son equivalentes, y cada una de ellas puede utilizarse para evaluar un
valor medio de la propiedad de una mezcla de líquido-vapor en equilibrio. En los análisis
energéticos, los formatos más importantes de las Ecuaciones [3.4] y [3.6] son:
ux = (1 – x)uf + xug = uf + xufg
[3.7a]
hx = (1 – x)hf + xhg = hf + xhfg
[3.7b]
Como se señaló en la Ecuación [3.5], la diferencia entre las propiedades del vapor saturado y las del
líquido saturado se ha simbolizado con el subíndice fg. La magnitud hfg se llama entalpía de
vaporización, o calor latente de vaporización. Representa la cantidad de energía requerida para
vaporizar una unidad de masa de líquido saturado a una temperatura o presión dada. Es una
propiedad termodinámica importante.
Cuando se aplica la Ecuación [3.6] al volumen específico, se puede escribir que:
vx = (1 – x)vf + xvg = vf + xvfg
[3.8a]
o reagrupando términos:
x
vx  vf
v fg
[3.8b]
Este resultado tiene una clara interpretación en el diagrama Pv mostrado en la Figura 3.12. El
numerador de la Ecuación [3.8b] es la distancia horizontal entre los puntos f y m, mientras que el
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denominador es la distancia entre los puntos f y g. Por tanto, la calidad viene dada por la razón de
las distancias horizontales en la región húmeda. Un estado con una calidad del 50 por 100, por
ejemplo, cae en el punto medio de la línea entre el líquido saturado y el vapor saturado a lo largo de
una línea de presión constante cualquiera.
Las ecuaciones anteriores que contienen la calidad de una mezcla de líquido-vapor precisan también
los datos de propiedades para los estados de saturación de dos fases. Los datos de saturación para r,
m, h y s están tabulados teniendo como variable independiente bien la temperatura de saturación,
bien la presión de saturación. En estas tablas, la variable independiente aparece en valores enteros.
Recuérdese que, en sistemas en dos fases, fijando la temperatura automáticamente queda fijada la
presión y viceversa. En algunos casos se dispone de dos tablas de saturación, una con la temperatura
como variable independiente y otra con la presión como variable independiente. Aunque esto pueda
aparecer como una duplicación de los datos, es muy oportuno cuando se necesita una interpolación
ya en T ya en P.
P
v
Figura 12. Interpretación gráfica de la calidad como función de propiedades específicas en un
diagrama Pv.
La Tabla 3 es un resumen de las propiedades del agua en saturación en función de valores enteros de
la temperatura, en unidades SI y en unidades USCS. Datos más completos para el agua en saturación
se dan en las Tablas A. 12 y A. 121 en función de la temperatura, y las Tablas A. 13 y A. 131 en
función de la presión. Las tablas de saturación para el refrigerante 134a son las Tablas A. 16, A. 161,
A. 17 y A. 171. Los datos de saturación para el nitrógeno aparecen en las tablas A. 19 y A. 191,
mientras que para el potasio aparecen en las Tablas A.21 y A.21I. Los siguientes ejemplos ilustran el
uso de los datos a partir de las tablas de saturación para el agua y el refrigerante 134a.
Tabla 12. Propiedades del líquido y vapor saturados para el agua.
Temperatura
T,
ºC
20
SI: v, m3/kg; u, kJ/kg; h, Kj/kg; s, kJ/kg ∙ K
Volumen específico
Entalpía
Presión P, Líquido *
Vapor
Líquido
Vapor
bar
sat.
sat.
sat.
sat.
3
vf x 10
vg
hf
hg
0,02339
1,0018
57,781
83,96
2.538,1
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Entropía
Líquido
Vapor
sat.
sat.
sf
sg
0,296
8,6672
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40
0,07384
1,0078
60
0,1994
1,0172
80
0,4739
1,0291
100
1,014
1,0435
Fuente: Resumen de la tabla A.12.
19,523
7,671
3,407
1,673
167,57
251,13
334,91
419,04
2.574,3
2.609,6
2.643,7
2.676,1
0,5725
0,8312
1,0753
1,3069
8,2570
7,9096
7,6122
7,3549
* A 20 ºC, por ejemplo, vf x 103 = 1,0018, o vf = 1,0018 x 10-3.
USCS: v, ft3/lbm; u, Btu/lbm; h, Btu/lbm; s, Btu/lbm ∙ ºR; T, ºF; P, psia
T
P
vf
60
0,2563
0,01604
70
0,3632
0,01605
80
0,5073
0,01607
90
0,6988
0,01610
100
0,9503
0,01613
Fuente: Resumen de la Tabla A.12I.
vg
1.207
867,7
632,8
467,7
350,0
hf
28m08
08,09
48,09
58,07
68,05
hg
1.087,7
1.092,0
1.096,4
1.100,7
1.105,0
sf
0,0555
0,0746
0,0933
0,1117
0,1296
sg
2,0943
2,0642
2,0356
2,0083
1,9822
EJEMPLO 8
Determínese la presión en MPa y el cambio de volumen en metros cúbicos cuando 2 kg de agua
líquida saturada se vaporizan completamente a (a) 100 °C, y (b) a 300 °C.
Solución
Datos. Dos kilogramos de agua líquida saturada a (a) 100 °C, y (b) a 300 ºC.
Incógnitas. (a) La presión en MPa, (b) ΔV en m3 para ambas temperaturas. Modelo. Cambio de fase
a temperatura constante.
Metodología. Hallar el cambio del volumen específico vfg de las tablas de saturación y después
multiplicar por la masa.
Análisis. La presión es la correspondiente a la saturación a la temperatura dada. El cambio de
volumen durante la vaporización viene dado por vfg = vg – vf.
(a) La presión de saturación a 100 °C, de la Tabla 3.3 o de la Tabla A. 12, se encuentra que es 1,014
bares o 0,1014 MPa. En la misma tabla se encuentra que:
ΔV = m(vg - vf) = 2,0 kg x (1.673 - 1,04) x 10-3 m3/kg = 3,344 m3
(b) A 300°C la presión, a partir de la Tabla A. 12, es 85,81 bar u 8,581 MPa. Así pues:
ΔV = mvfg = 2,0 kg x (21,67 - 1,40) x 10-3 m3/kg = 0,0406 m3
Comentario. Este problema demuestra el rápido decrecimiento de v^ cuando la temperatura de
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saturación se aproxima al punto crítico a 374 °C, donde vfg se hace cero. Los cambios de volumen a
100 °C y 300 °C difieren en un factor de 80. Esta tendencia, que es típica de las sustancias en
general, se muestra también en la Figura 3.7 para el agua.
EJEMPLO 9
Dos kilogramos de agua a 200 °C están contenidos en un recipiente de 0,20 m3. Determínese (a) la
presión, en bar, (b) la entalpía en kJ/kg, y (c) la masa y volumen de vapor en el interior del
recipiente.
Figura 3.13. Esquema y datos del ejemplo 3.4
Solución
Datos. Agua en el estado mostrado en la Figura 3.13a.
Incógnitas. (a) P en bar; (b) h en kJ/kg; y (c) m y V de la fase vapor.
Modelo. Sistema de volumen constante.
Metodología. Usar los datos de volumen específico de las tablas de saturación para determinar si el
estado pertenece a la región húmeda. Si así sucede, la presión queda determinada. Posteriormente
determinar la calidad x y otras propiedades.
Análisis. Tomando como base los datos de la masa y el volumen, el volumen específico del sistema
total vale v = 0,20 m3/kg = 0,1 m3/kg. En la Tabla A. 12, y a la temperatura dada, se leen los valores
de vf y de vg resultando 1,1565 x 10-3 m3/kg y 0,1274 m3/kg respectivamente. Debido a que el valor
dado 0,1 m3/kg es un valor intermedio entre vf y vg, el agua es una mezcla de líquido-vapor, como se
muestra en la Figura 13b.
(a) En una mezcla de dos fases, la presión es la presión de saturación a la temperatura dada. En este
caso es 15,54 bar, como se lee en la columna 2 de la Tabla A. 12.
(b) La entalpía específica de la mezcla se obtiene a partir de la Ecuación [3.5b], esto es:
hx = hf + x(hg – hf)
Sin embargo, esta ecuación exige el conocimiento de la calidad x. Ésta puede determinarse a partir
del conocimiento de vx, que es 0,1 m3/kg. Así, de la Ecuación [3.6b]:
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x
vx  vf
0,1  1,1565  10 3
0,9884


 0,783
3
v f v f
0,1262
0,1274  1,1565  10
La entalpía específica es entonces:
hx = 852,45 kJ/kg + 0,783(1.940,7) kJ/kg = 2.372 kJ/kg
(c) La masa de vapor es mg = xmtot = 0,783(2) kg = 1,57 kg. Por tanto, el volumen ocupado por el
vapor será:
Vg = mgvg = 1,57 kg x 0,1274 m3/kg = 0,1995 m3
Comentario. Como puede observarse, el vapor ocupa prácticamente todo el volumen del recipiente.
EJEMPLO 10
Tres kilogramos de agua líquida saturada están contenidos en un sistema de presión constante a 5
bar. Se añade energía al fluido hasta que se alcanza una calidad del 60 por 100. Determínese (a) la
temperatura inicial, (b) la presión y temperatura finales, y (c) los cambios en el volumen y la
entalpía.
Figura 3.14. Esquema y datos del ejemplo 3.5.
Solución
Datos. Se suministra energía al agua líquida saturada. El proceso se muestra en la Figura 3.14.
Incógnitas. (a) T, en °C; (b) P2 en bar, y (c) ΔV en m3 y ΔH en kJ.
Modelo. Proceso a presión constante.
Metodología. Hacer uso de la tabla de saturación y la calidad conocida para hallar los datos inicial y
final.
Análisis. (a) Hay una única temperatura para una presión dada en un estado de saturación. De la
tabla de presión de saturación para el agua. Tabla A. 13, se obtiene que la temperatura de saturación
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correspondiente a 5 bar es 151,9°C.
(b) Dado que el fluido no está completamente vaporizado (x = 0,6), la presión y la temperatura
permanecen iguales a sus valores iniciales de 5 bar y 151,9 °C.
(c) Los cambios en el volumen y en la entalpía se calculan a partir de las relaciones
ΔV= m(v 2
– v1) y ΔH = m(h2 – h1), donde 1 y 2 representan los estados inicial y final. Los valores iniciales
específicos del volumen y de la entalpía se leen directamente de la Tabla A.13, como vf y vg. Estos
valores son:
v1 = vf = 1,0926 x 10-3 y h1 = hf = 640,23 kJ/kg
Los valores de v2 y h2 deben calcularse considerando una mezcla líquido-vapor con una calidad del
60 por 100. Así:
v2 = vf + xvfg
= 1,09 x 10-3 m3/kg + 0,60(0,3749 – 1,1 x 10-3) ,3/kg
= 0m225 m3/kg
h2 = hg + xhfg
= 640,2 kJ/kg + 0,60(2108,5) kJ/kg
= 1.905 kJ/kg
Por consiguiente:
ΔV = 3 kg x (0,255 – 0,001)m3/kg = 0,672 m3
ΔH = 3 kg x (1.905 - 640) kJ/kg = 3.800 kJ
TABLA DE LÍQUIDO COMPRIMIDO O SUBENFRIADO
No hay gran cantidad de datos tabulados para líquidos comprimidos o subenfriados en la literatura.
No obstante, al utilizarse el agua como fluido de trabajo en las plantas de potencia eléctricas, se
dispone de datos suficientes de esta sustancia en la región de líquido. Los datos mostrados en la
Tabla 4 se han tomado de recopilaciones más extensas que se encuentran en las Tablas A. 15 y A.
151. La primera fila en los dos primeros conjuntos de datos (a 80 °C y 150 °F) son los datos del
líquido saturado a esas temperaturas. Se observa que, a una temperatura dada, la variación con la
presión de los valores de las propiedades del líquido comprimido es pequeña. Por ejemplo, haciendo
uso de los datos del agua en el estado ¿e líquido saturado a 80 °C y 0,4739 bar como una
aproximación para el estado de líquido comprimido a 80 °C y 100 bar, se comete un error de 0,45,
0,68, 2,3 y 0,61 por 100 en los valores de ü, u, h y s respectivamente.
Cuando se disponga de información experimental de los datos del líquido comprimido, ésa es la que
se deberá utilizar. No obstante, ante la ausencia de tales datos, la comparación anterior señala una
regla general de aproximación:
Los datos del líquido comprimido en muchos casos pueden aproximarse por los
valores de la propiedad en el estado de líquido saturado a una temperatura dada.
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Esta afirmación implica simplemente que los datos del líquido comprimido son más dependientes de
la temperatura que de la presión. El tercer conjunto de datos de la Tabla 4 a 50 bares ilustra la gran
influencia de la temperatura en los valores de las propiedades del líquido comprimido. Para grandes
diferencias de presión entre los estados de líquido saturado y líquido comprimido, deben corregirse
los valores de la entalpía del líquido saturado por su dependencia con la presión. Un método simple
de hacer esta corrección de los datos de hf se analiza posteriormente
Tabla 4. Propiedades del agua líquida comprimida.
SI: Datos a 80 ºC
3
P, bar
v, m /kg
u, kJ/kg
0,474 (sat.)
0,001029
337,86
50
0,001027
333,72
100
0,001025
332,59
USC: Datos a 10 ºF
3
P, psia
v, ft /lbm
u, Btu/lbm
3,722 (sat)
0,01634
117,95
500
0,01632
117,66
1000
0,01629
117,38
SI: Datos a 50 bar
3
T, ºC
v, m /kg
u, kJ/kg
20
0,9995
83,65
100
1,0410
417,52
200
1,1530
848,1
264 (sat.)
1,3187
1.205,4
Fuente: Extraído de las Tablas A.15 y A.15I.
h, kJ/kg
334,91
338,85
342,83
s, kJ/kg ∙ K
1,0753
1,0720
1,0688
h, Btu/lbm
117,96
119,17
120,40
s, Btu/lbm ∙ ºR
0,2150
0,2146
0,2141
h, kJ/kg
88,65
422,72
853,9
1.213,4
s, kJ/kg ∙ K
0,2956
1,3030
2,3255
3,0267
EJEMPLO 11
Obténgase el cambio de energía interna y de la entalpia específicas del agua para un cambio de
estado desde 40 °C, 25 bar hasta 80 °C, 75 bar, utilizando (a) la tabla de líquido comprimido, y (b)
la regla de aproximación, utilizando los datos de saturación.
Figura 15. Ilustración del cambio de estado en el Ejemplo 3.6.
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Solución
Datos. Cambios de estado de la sustancia agua como se muestra en el diagrama PT en la Figura 15.
Incógnitas. AM y A/i con (a) la tabla de líquido comprimido, y (b) los datos de líquido saturado.
Modelo. Datos de las tablas de líquido comprimido.
Análisis. En la Tabla A. 13 se lee que la temperatura de saturación a 25 bar es 224 °C, y a 75 bar
290 °C. La temperatura real en los dos estados es menor que la de saturación para la presión dada.
Por tanto, ambos estados son de líquido subenfriado (comprimido).
(a) Los datos para el agua líquida comprimida se dan en la Tabla A. 15. De esta tabla se obtiene que:
u2 – u1 = (333,15 - 167,25) kJ/kg = 165,90 kJ/kg
h2 – h1 = (340, 84 - 169, 77) kJ/kg = 171, 07 kJ/kg
(b) Con el método de aproximación, se utilizan los valores de uf y hf a las temperaturas
especificadas y se ignoran los datos de presión. El uso de la Tabla A. 12 lleva a:
u2 – u1 = (334,86 - 167,56) kJ/kg = 167,50 kJ/kg
h2 – h1 = (334, 91 - 167, 57) kJ/kg = 167, 34 kJ/kg
Comentario. En ausencia de datos de líquido comprimido, el uso de los datos de saturación origina
una respuesta que en este caso tiene un error del 0,84 por 100 en la energía interna, mientras que es
2,2 por 100 el error en la entalpía. El error en v es análogo al de la energía interna.
ESTADO DE REFERENCIA Y VALORES DE REFERENCIA
Las propiedades P, v y T son propiedades directamente mensurables. Sin embargo, los valores de u,
h y s no son directamente mensurables, pero se determinan a partir de relaciones de propiedades
basadas en la primera y segunda ley de la termodinámica. Estas relaciones proporcionan sólo
cambios en los valores de las propiedades. Para poder asignar un valor numérico a un estado
concreto, se debe elegir un valor de referencia en un estado de referencia. En las tablas de propiedades termodinámicas del agua, por ejemplo, es práctica común poner hf y sf nulas en el punto
triple. Para los refrigerantes, lo que es normal es asignar el valor cero a hf y sf a -40 ° C (-40 °F).
Esto origina un valor negativo de uf a esta temperatura. Adviértase que en la Tabla A. 19 del
Apéndice aparecen algunos valores negativos de uf. Y hf para el nitrógeno debido a la elección del
estado de referencia. La elección del valor de referencia en el estado de referencia lo realiza el (los)
autor (res) de la tabla. La elección es arbitraria y poco importante, debido a que las leyes primera y
segunda precisan el conocimiento de los cambios del valor de las propiedades.
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Figura 16. Ilustración de la técnica de selección de la tabla de propiedades para la adquisición de
datos.
SELECCIÓN DE LOS DATOS APROPIADOS DE LAS PROPIEDADES
En este texto se dispone de las tablas tanto de saturación como del vapor sobrecalentado para
sustancias de interés. Basándose en los datos de alguna propiedad dada, puede haber alguna
dificultad para saber qué tabla contiene los datos de las otras propiedades para ese estado. A
menudo los datos dados incluyen la temperatura o la presión y otro valor de una propiedad como ü,
u, h o s. Como regla general, el método mejor en la búsqueda de datos es examinar en primer lugar
las tablas de saturación.
Los esquemas en los diagramas Pv y Tv de la Figura 16 ilustran la técnica cuando P y v o T son los
datos de entrada. (La misma aproximación es válida cuando se conoce m, h o s en lugar de v.) A una
P (o T) dada, se utilizan las tablas de saturación para determinar los valores de v. y v. Si el valor
dado de v cae entre los valores de vf y vg, entonces el sistema es una mezcla de dos fases, como se
muestra con el punto b en los diagramas. La temperatura (o presión) es la correspondiente a su valor
en saturación. La calidad y las otras propiedades se calculan con la Ecuación [3.6]. Si el volumen
específico conocido es menor que Vf entonces la sustancia se encuentra en un estado de líquido
comprimido o subenfriado, como se señala con el punto a en las figuras. Cuando v > vg, el estado
corresponde a vapor sobrecalentado. Éste está señalado como punto c en la Figura 16. Los datos
para este estado se encuentran entonces en la tabla de vapor sobrecalentado. Puede ser necesaria
una interpolación de los datos.
Recuérdese que en un estado en saturación la presión y la temperatura no son propiedades
independientes. Si la presión y temperatura son los datos de entrada, entonces el estado de la
sustancia será generalmente o líquido comprimido (subenfriado) o vapor sobrecalentado, como se
muestra con los estados A y B en la Figura 16. Los siguientes ejemplos ilustran la adquisición de
datos cuando la condición de la sustancia no está identificada.
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Ejemplo 12
Determínense las propiedades que faltan y la condición de fase para varios estados del agua
mostrados en negrita en la tabla siguiente:
Complete esta tabla para el H2O: ( Valores hallados en las tablas de Wark )
P, bar
T, ºC
v, m3/kg
u, kJ/kg
Calidad
(a)
(160)
(2.587,1)
(NP)
3.0
0,651
(b)
(4,758)
(0,3199)
(0,814)
150
2.200
(c)
(0,0010423)
(418,24)
(NP)
25
100
Condición
(sobrecalentado)
(vapor húmedo)
(líquido comprimido)
Solución
Datos. Agua a (a) 3,0 bar, 0,651 m3/kg; (b) 150 °C, u = 2.200 kJ/kg; (c) 25 bar, 100 °C.
Incógnitas. El resto de propiedades para cada uno de los estados de la lista: P, T, v y u, y una
descripción (condición) de la fase.
Modelo. Datos de saturación, vapor sobrecalentado y líquido comprimido.
Metodología. Utilizar los datos de la tabla de saturación para establecer la condición física del
estado dado.
Análisis. Las respuestas a las siguientes preguntas aparecen entre paréntesis en la tabla. Una
respuesta señalada (NP) indica una respuesta no pertinente.
(a) De la Tabla A.13, los valores de vf y vg a 3,0 bares son 1,0732 x 10-3 y 0,6058 respectivamente.
El volumen específico real es 0,651 m3/Kg. Por tanto, la condición del fluido es vapor
sobrecalentado, ya que v > Vg. A 3,0 bares en la Tabla A. 14 para vapor sobrecalentado, el volumen
específico dado coincide con una temperatura de 160 °C. Por tanto, u = 2.587,1 kJ/kg.
(b) Haciendo uso de la Tabla A. 12, para una temperatura de saturación de 150 °C, los valores de u f
y ug son respectivamente 631,68 y 2.559,5 kJ/kg. Como uf < u < ug la condición es una mezcla de
dos fases y la presión Psat es 4,758 bar. Para hallar el volumen específico se necesita en primer lugar
evaluar la calidad. De la Ecuación [3.7a]:
x

ux  uf
u g u f
2.200,0  631,68
 0,814
2.559,5  631,68
Por consiguiente de la ecuación [3.8a]:
v = vf – xvfg
= [1,09 + 0,814(392,8 – 1,09] x 10-3 m3/kg
= 0,3199 m3/kg
La entalpía puede calcularse mediante un cálculo similar.
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(c) A 25 bares, la temperatura de saturación de la Tabla A.13 es 224 °C. Como la temperatura real es
100 °C. el fluido está subenfriado. Análogamente, a 100 °C la presión de saturación de la Tabla A.
12 es 1,014 bares. Como la presión real es 25 bares, el fluido es un líquido comprimido. Utilizando
la Tabla A. 15 para un líquido comprimido o subenfriado se tiene que v = 1,0423 x 10~3 m3/kg y u
= 418,24 kJ/kg.
Comentario. Al no disponerse de una tabla de líquido comprimido, las respuestas a la parte c
pueden aproximarse por los datos del líquido saturado a la temperatura dada (haciendo caso omiso
del valor de la presión). En este caso vf = 1,0435 x 10-3 m3/kg y uf = 418,94 kJ/kg. Estos últimos
valores difieren en un 0,12 y un 0,17 por 100 respectivamente de los datos de líquido comprimido.
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