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QUÍMICA
ACCESO
UNIVERSIDAD
PAU
Química
1
PAU
Química
2
Índice
Tema 1: Formulación y nomenclatura de las principales funciones inorgánicas
1. Generalidades
1.1. Tipos de nomenclatura
1.2. Sistema periódico
1.3. Sistema periódico incompleto. Símbolos que memorizar
1.4. Reglas de formulación de los compuestos binarios
2. Compuestos binarios
2.1. Óxidos
2.2. Hidruros
2.3. Compuestos binarios no metal-metal
2.4. Hidróxidos
3. Compuestos ternarios
3.1. Oxoácidos
3.2. Ácidos polihidratados
3.3. Sales
Tema 2: Estructura atómica
1. Partículas subatómicas: electrón, protón y neutrón
2. Concepto de isótopo
3. Modelo atómico de Bohr
3.1. Introducción al modelo cuántico. Números cuánticos, niveles de energía
3.2. Configuración electrónica de un átomo
3.3. Principio de exclusión de Pauli
3.4. Regla de Hund o de máxima multiplicidad
4. Propiedades periódicas
Tema 3: Conceptos elementales
1. Definiciones
2. Fórmula química
2.1. Empírica
2.2. Molecular
2.3. Desarrollada
3. Leyes ponderales
3.1. Ley de Lavoisier o de conservación de la masa
3.2. Ley de Proust o de las proporciones definidas
4. Leyes volumétricas
4.1. Ley de Gay-Lussac o de los volúmenes de combinación
4.2. Ley de Avogadro
5. Relaciones estequiométricas
6. Rendimiento
7. Reactivo limitante
Tema 4: Enlace químico
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Química
3
1. Generalidades
2. Tipos de enlace
2.1. Enlace iónico
2.2. Enlace covalente
2.3. Enlace metálico
2.4. Fuerzas intermoleculares
3. Estructuras de Lewis
3.1. Pasos para representar las estructuras de Lewis de los compuestos
4. Geometría de las moléculas utilizando el modelo de repulsión de los pares
electrónicos de la capa de valencia (RPECV)
5. Concepto de polaridad de enlace
Tema 5: Estados de agregación de la materia
1. Estado gaseoso
1.1. Leyes de los gases
2. Estado líquido y disoluciones
3. Formas de expresar la concentración
3.1. Gramos por litro
3.2. Tanto por ciento en peso (masa)
3.3. Molaridad
3.4. Molalidad
3.5. Fracción molar (X)
Tema 6: Termodinámica química
1. Definiciones básicas
2. Primer principio de la Termodinámica
3. Entalpía
3.1. Entalpía estándar de formación
Tema 7: Equilibrio químico
1. Reacciones reversibles e irreversibles
1.1. Constante de equilibrio Kc
1.2. Constante de equilibrio Kp
2. Factores que afectan al equilibrio químico
2.1. Principio de Le Chatelier
2.2. La temperatura
2.3. La presión
2.4. Las concentraciones
Tema 8: Reacciones de transferencia de protones
1. Teorías de ácido-base
1.1. Teoría de Arrhenius
1.2. Teoría de Brønsted-Lowry
2. Autoionización del agua
3. Fuerza relativa de ácidos y bases. Constantes de disociación ácida y básica.
Introducción al concepto de ácidos y bases fuertes y débiles
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Química
4
3.1. Relación entre las constantes de acidez y basicidad de un par ácido-base
conjugado
3.2. Grado de disociación
4. Concepto de pH. Cálculo de pH de disoluciones acuosas de ácidos y bases
fuertes y débiles de concentración conocida
Tema 9: Reacciones de transferencia de electrones
1. Definición de oxidación y reducción
2. Estado de oxidación (E.O.) o número de oxidación
2.1. Principales estados de oxidación
3. Cálculo de estado de oxidación (E.O.)
4. Ajuste de reacciones redox (método del ion-electrón)
4.1. Etapas en el ajuste redox
5. Ajuste redox en medio ácido
6. Ajuste redox en medio básico
7. Potencial de reducción. Escala de potenciales
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Química
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Química
6
1
Formulación y
nomenclatura de las
principales funciones
inorgánicas
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Química
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Química
8
Tema 1: Formulación y nomenclatura
de las principales funciones
inorgánicas
1. Generalidades
1.1. Tipos de nomenclatura
Es la forma con la que denominaremos a un compuesto químico. Existen tres
tipos:
 Nomenclatura tradicional. Utiliza los prefijos y sufijos del Esquema 3.
 Nomenclatura de stock. Necesita de los números romanos para indicar la
valencia, si el elemento en cuestión solo tiene una no se indicara.
 Nomenclatura estequiométrica. Utiliza los prefijos mono (1), di (2), tri, tetra,
penta, hexa, hepta,... para indicar los subíndices de los elementos.
Esquema 1
Números de oxidación de los elementos más usuales
Metales
No metales
Elementos
N° de oxidación
Elementos
N° de oxidación
Hidrógeno, Litio,
Potasio, Rubidio,
Cesio, Francio.
Plata
Berilio, Magnesio,
Calcio, Estroncio,
Bario, Radio.
+1
Flúor
-1
+2
Cloro, Bromo, Yodo
-1
+1
+3
+5
+7
+1
+2
Oxígeno
-2
Zinc
Cobre, Mercurio
Oro
+1
+3
Azufre, Selenio,
Teluro
Cromo, Manganeso,
+2
Hierro, Cobalto, Níquel +3
Boro
Aluminio
+3
Nitrógeno, Fósforo,
Arsénico, Antimonio
Estaño, Plomo, Platino
+2
+4
Carbono, Silicio
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Química
-2
+2
+4
+6
-3
+3
-3
+1
+3
+5
-4
+4
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Esquema 2
Elementos en los que se utiliza la raíz de su nombre en latín
ELEMENTO
RAÍZ
NOMBRE LATINO
Azufre
SulfSulphurium
Cobre
CuprCuprum
Hierro
FerrFerrum
Oro
AurAurum
Plata
ArgentArgentum
Plomo
PlumbPlumbum
Esquema 3
Prefijos y terminaciones utilizados según el número de valencias del
elemento
Tipo de
elemento
Con un solo n°
de oxidación
positivo
Con dos nº de
oxidación
positivos
Con tres n° de
oxidación
positivos
Con cuatro n°
de oxidación
positivos
PAU
Palabra que
indica el
nombre del
compuesto
N° de
oxidación
Prefijo y/o
terminación
Elemento
N° de
oxidación
El único que
tiene
...ico
Sodio
+1
Sódico
El menor
...oso
+1
Cuproso
+2
Cúprico
+2
+4
+6
+1
+3
+5
+7
Hiposulfuroso
Sulfuroso
Sulfúrico
Hipocloroso
Cloroso
Clórico
Perclórico
El mayor
El menor
El intermedio
El mayor
El menor
El siguiente
El siguiente
El mayor
...ico
hipo...oso
...oso
...ico
hipo...oso
...oso
...ico
per...ico
Química
Cobre
Azufre
Cloro
10
1.2. Sistema periódico
Alcalinos
AlcalinoTérreos
IA
IIA
1
Metales de transición
IIB
IVB
VB
VIB
VIIB
VIII
IB
IIB
Térreos
Carbonoideos
Nitrogenoideos
IIIA
IVA
VA
Anfíge- Halóge- Gases
nos
nos
Nobles
VIA
VIIA
VIIIA
2 4.0026
1.0079
H
Semimetal
Metal
No metal
He
Hidrógeno
3
Helio
22.989 4
24.312
Li
Be
Litio
Berilio
1
Nº atómico
Nombre
1.0079
H
Hidrógeno
Masa atómica
5 10.811 6
Símbolo
B
Boro
12.011 7
14.006 8 15.999 918.998 1020.183
C
N
O
Carbono Nitrógeno Oxígeno
F
Ne
Flúor
Neón
1326.981 14 28.086 15 30.973 1632.064 1735.45 1839.948
11 22.989 12 24.312
3
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
Sodio
Magnesio
Aluminio
Silicio
Fósforo
Azufre
Cloro
Argón
19
39.102 20
40.08 21 44.956 22
47.90 23 50.942 24 51.996 25 54.938 26 55.847 27 58.933 28 58.71 29 63.54 30 65.37 31 69.72 32 72.59 33 74.992 34 78.96 3579.90 36 83.80
9
K
Ca
Sc
Ti
V
Cr
Mn
Fe
Co
Ni
Cu
Zn
Ga
Potasio
Calcio
Escandio
Titanio
Vanadio
Cromo
Manganeso
Hierro
Cobalto
Níquel
Cobre
Cinc
Galio
Ru
Rh
Pd
Ag
Cd
In
Sn
Rutenio
Rodio
Paladio
Plata
Cadmio
Indio
Estaño
37
85.47 38
87.62 39 88.905 40
91.22 41 92.806 42
Rb
Sr
Y
Zr
Nb
Rubidio
Estroncio
Itrio
Circonio
Niobio
55
95.94 43
Mo
Tc
Molibdeno Tecnecio
132.90 56 137.34 57 138.91 72 178.49 73 180.94 74 183.85 75
Ge
As
Sb
La
Hf
Ta
W
Re
Os
Ir
Pt
Au
Hg
Tl
Pb
Bi
Cesio
Bario
Lantano
Hafnio
Tántalo
Wolframio
Renio
Osmio
Iridio
Platino
Oro
Mercurio
Talio
Plomo
Bismuto
226 89
Kr
0
I
Xe
Iodo
Xenón
Po
At
Rn
Polonio Astato
227
Fr
Ra
Ac
Francio
Radio
Actinio
PAU
Te
Antimonio Teluro
Ba
223 88
Br
186.2 76 190.2 77 192.2 78195.09 79196.96 80200.59 81204.37 82 207.19 83 208.98 84 (210) 85 (210) 86 (222)
Cs
87
Se
Germanio Arsénico Selenio Bromo Kriptón
(99) 44 101.07 45 102.90 46 106.4 47107.87 48112.40 49114.82 50 118.69 51 121.75 52127.60 53126.9 54131.30
Química
11
Radón
1.3. Sistema periódico incompleto. Símbolos que memorizar
1
2
3
4
IA
IIA
IIB
IVB
5
6
VB
VIB
7
8
VIIB
9
10
VIII
11
12
13
14
15
16
17
18
IB
IIB
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA
VIIIA
H
He
Hidrógeno
Helio
Li
Be
B
Litio
Berilio
Boro
C
N
Na
Mg
Al
Si
P
Sodio
Magnesio
Aluminio
Silicio
K
Ca
Cr
Mn
Fe
Co
Ni
Cu
Zn
Potasio
Calcio
Cromo
Manganeso
Hierro
Cobalto
Níquel
Cobre
Cinc
Rb
Sr
Ag
Cd
Sn
Rubidio
Estroncio
Plata
Cadmio
Estaño
O
F
Ne
Flúor
Neón
S
Cl
Ar
Fósforo
Azufre
Cloro
Argón
As
Se
Br
Kr
Carbono Nitrógeno Oxígeno
Arsénico Selenio Bromo
Sb
Te
Antimonio Teluro
Kriptón
I
Xe
Iodo
Xenón
Cs
Ba
W
Pt
Au
Hg
Pb
Rn
Cesio
Bario
Wolframio
Platino
Oro
Mercurio
Plomo
Radón
Fr
Ra
Francio
Radio
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Química
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1.4. Reglas de formulación de los compuestos binarios





Los compuestos binarios son aquellos que están formados pos dos elementos
diferentes.
Para formularlos se escriben los símbolos de los dos elementos e
intercambiamos la valencia de cada uno (hay que prescindir del signo).
Si los subíndices son divisibles por un mismo número, se simplifican.
A la izquierda se escribe el símbolo del elemento que actúa con valencia
positiva.
Al nombrar los compuestos binarios, se nombra primero el elemento que está
a la derecha (el de valencia negativa).
2. Compuestos binarios
2.1. Óxidos



Los óxidos son compuestos binarios de un elemento con el oxígeno.
El oxígeno actúa con la valencia -2.
El otro elemento utiliza una valencia positiva (una de ellas si tiene-varias).

Nomenclatura específica. Si se utiliza la nomenclatura tradicional existen dos
formas de actuar: ÓXIDOS (si el oxígeno va combinado con un metal) y
ANHÍDRIDO (si el oxígeno va combinado con un no metal).
Ejemplos:
Fe2O3
Cl2O7
Trióxido de dihierro
Óxido de hierro (III)
Óxido férrico
Heptaóxido de dicloro
Óxido de cloro (VII)
Anhídrido perclórico
(Nomenclatura estequiométrica)
(Nomenclatura de stock): siempre "óxido"
(Nomenclatura tradicional)
Oxígeno + no metal = “anhídrido”.
Formular los siguientes compuestos: anhídrido carbónico,
hiposulfuroso, anhídrido bromoso, óxido argéntico, óxido plumboso.
anhídrido
Nombra de las tres formas los siguientes compuestos: N 2O5, SeO2, I2O, Cr2O3,
CaO, SO.
2.2. Hidruros


PAU
Son compuestos binarios del hidrógeno con otro elemento.
Si el hidrógeno se combina con un metal (hidruros metálicos), se utiliza la
palabra hidruro para nombrar al hidrógeno en esos compuestos.
Química
13

Si el hidrógeno se combina con un no metal, pueden darse dos casos:
o Los hidruros de los no metales: F, Cl, Br, I, S, Se y Te son
"hidrácidos". La nomenclatura tradicional utiliza la palabra ácido para
nombrar al hidrógeno seguida de la raíz correspondiente al nombre del
no metal terminada en "hídrico". También se pueden nombrar
mediante la raíz correspondiente al no metal seguida de la terminación
"uro" y "de hidrógeno". (siempre tomarán la valencia negativa).
o Los hidruros de los no metales: N, P, As, Sb, C, Si, B y O utilizan
nombres tradicionales. El más importante: NH3: Amoniaco.
Ejemplos:
CuH2
HCl
H2S
Dihidruro de cobre
Hidruro de cobre (II)
Hidruro cúprico
Ácido clorhídrico
Cloruro de hidrógeno
Ácido sulfhídrico
Sulfuro de hidrógeno
(N. estequiométrica)
(N. de stock)
(N. tradicional)
Hidrácidos.
Nomenclatura especial.
Hidrácidos.
Nomenclatura especial.
Formular los siguientes compuestos: hidruro de calcio, hidruro mangánico,
hidruro de mercurio (II), yoduro de hidrógeno, ácido telurhídrico.
Nombrar de las tres formas los siguientes compuestos: AgH, BaH 2, NiH3, KH,
H2Te.
2.3. Compuestos binarios no metal-metal



En estos compuestos el no metal actúa con su número de oxidación negativo.
El símbolo del metal se coloca a la izquierda.
La nomenclatura tradicional emplea la raíz del nombre del no metal terminada
en "uro" seguida de la raíz del nombre del metal con la terminación que
corresponda.
Ejemplos:
CuBr2
Fe2S3
Bromuro de cobre (II)
Bromuro cúprico
La N. estequiométrica no se utiliza
Sulfuro de hierro (III)
Sulfuro férrico
Formular los siguientes compuestos: carburo de calcio, cloruro magnésico,
seleniuro cúprico.
Nombrar de las tres formas los siguientes compuestos: NaCl, CaF 2, AlP, K2Te.
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Química
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2.4. Hidróxidos


Son combinaciones de un metal con el grupo funcional OH, denominado
grupo hidróxido, que actúa con número de oxidación -1.
El metal se sitúa a la izquierda y el grupo hidróxido actúa como uno solo entre
paréntesis (OH) si es necesario indicar la valencia.
Ejemplos:
Fe(OH)2
NaOH
Hidróxido ferroso
Hidróxido de hierro (II)
Dihidróxido de hierro. (No suele utilizarse)
Hidróxido sódico
Hidróxido de sodio
Monohidróxido de sodio
Formular los siguientes compuestos: hidróxido de cromo (II), hidróxido de
aluminio, hidróxido plumboso.
Nombrar de las tres formas los siguientes compuestos: Co(OH) 2, Zn(OH)2,
KOH.
3. Compuestos ternarios
Son aquellos que utilizan en su formulación química tres compuestos.
3.1. Oxoácidos





Están formados por hidrógeno, oxígeno y un no metal.
Se coloca siempre el hidrógeno" a la izquierda, el "no metal" en medio y el
"oxígeno" a la derecha.
Para nombrarlos se utiliza casi exclusivamente la nomenclatura tradicional.
Se utiliza la palabra "ácido" seguida de la raíz del no metal con los
correspondientes prefijos o sufijos dependiendo de la valencia con la que
actúe.
Si la valencia con la que actúa el no metal es impar, el hidrógeno llevará un
"1" como subíndice (que no se indicará) y para el oxígeno habrá que sumar la
valencia +1 y dividirlo entre 2.
Si la valencia con la que actúa el no metal es par, el hidrógeno llevará un "2"
como subíndice (que sí se indicará) y para el oxígeno habrá que sumar la
valencia +2 y dividirlo entre 2.
Ejemplos:
Ácido perclórico. (el prefijo nos dice que es la valencia 7).
para el hidrógeno 1 (no se indica).
HClO
para el oxígeno 7 + 1 = 8; 8 : 2 = 4, quedando HClO 4
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Química
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Formular los siguientes compuestos: ácido cloroso, ácido hipoiodoso, ácido
selenioso.
Nombrar de las tres formas los siguientes compuestos: HBrO 4, H2TeO3.
3.2. Ácidos polihidratados




Algunos elementos, fundamentalmente P, As, Sb, B y Si, forman ácidos "piro"
y "orto".
Para ello es necesario averiguar de qué anhídrido proceden y sumarle 2
moléculas de agua (los piro) o sumarle 3 moléculas de agua (los orto).
En algunos ocasiones, puede que el prefijo "piro" esté sustituido por el prefijo
"di".
En casi todos los casos se omite el prefijo "orto", de manera que para formular
el "ácido fosfórico" hay que tener claro que es el "ácido ortofosfórico".
Ejemplos:
Ácido (orto)fosfórico.
Viene del anhídrido fosfórico (P2O5) + 3 H2O = H6P2O8.
Simplificando :2 = H3PO4.
Ácido pirofosforoso.
Viene del anhídrido fosforoso (P2O3) + 2 H2O = H4P2O5.
No se puede simplificar.
3.3. Sales
Son compuestos ternarios que derivan de los ácidos.
En función de que sustituyan todos los hidrógenos del ácido o no, se
distinguen dos tipos de sales: sales neutras y sales ácidas, respectivamente.
3.3.1. Sales neutras




Para formular una sal neutra se escribe primero la fórmula del ácido del que
deriva. A continuación se suprimen los hidrógenos, pero el subíndice de los
hidrógenos se conserva.
En lugar de los hidrógenos se escribe el símbolo del metal.
Posteriormente, la valencia con la que actúe el metal se indicará entre
paréntesis, agrupando al no metal y al oxígeno.
Variaciones en la nomenclatura tradicional: la terminación (oso) se cambia por
(ito) y la terminación (ico) por (ato), refiriéndonos al no metal.
Ejemplo:
Sulfito cúprico.
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Deriva del ácido sulfuroso, cuya fórmula es H 2SO3. Suprimimos los
hidrógenos, pero conservamos el subíndice e incorporamos en su lugar el metal
quedando:
Cu2SO3
Por último, entre paréntesis se indica la valencia con la que actúa el metal.
Cu2(SO3)2
Al poder simplificar queda:
Tradicional: Sulfito cúprico.
Stock: Sulfito de cobre (II).
3.3.2. Sales ácidas


Son aquellas en las que todos los hidrógenos no son sustituidos por un metal,
sino solamente algunos de ellos.
Para formularlos se utiliza el mismo método que para formular las sales
neutras, pero hay que tener en cuenta que no suprimen todos los hidrógenos.
Ejemplo:
hidrogenocarbonato de sodio.
Deriva del ácido carbónico, cuya fórmula es H2CO3. Suprimimos sólo un
hidrógeno, pues su nombre nos indica que conserva uno, aunque hay que recordar
que es necesario incorporar el metal, quedando:
NaHCO3
Por último, entre paréntesis se indica la valencia con la que actúa el metal,
pero al ser 1 no se indica. En estos casos el paréntesis abarcaría a (HCO 3).
Formular los siguientes compuestos: fosfato de cromo (II), hidrogenofosfato
de cobre (II), dihidrogenofosfato de calcio.
Nota: los compuestos diatómicos. Algunos símbolos químicos van
acompañados de un subíndice al formularlos de manera aislada. Son: Cl 2, I2, N2, O2,
H2.
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Química
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2
Estructura atómica
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Tema 2: Estructura atómica
1. Partículas subatómicas: electrón, protón y
neutrón
Los átomos están constituidos fundamentalmente por tres tipos de partículas:
El electrón (e-): es una partícula cargada de electricidad negativa. Su masa
es prácticamente despreciable. Los electrones se mueven en la corteza del átomo,
que es la región que rodea al núcleo y que delimita el exterior del átomo.
El protón (p+): es una partícula cargada de electricidad positiva. Su masa es
de 1 uma (unidad de masa atómica). Tanto los protones como los neutrones ocupan
un espacio reducido en el centro del átomo constituyendo el núcleo.
El neutrón (n): es una partícula carente de carga eléctrica. Su masa es
prácticamente igual a la masa de un protón.
Desde el punto de vista eléctrico nos encontramos que el núcleo presenta
carga positiva y la corteza carga negativa. Ambas cargas son iguales en valor
absoluto, por lo que el átomo es neutro. (n° de protones = n° de electrones).
Desde el punto de vista másico, en el núcleo reside prácticamente la totalidad
de la masa del átomo, ya que la masa de los electrones es despreciable frente a la
masa de los protones y de los neutrones.
En el sistema periódico los elementos se ordenan del más ligero al más
pesado. Así, el elemento más ligero, el hidrógeno tiene un protón; el siguiente, el
helio, tiene dos protones; el inmediato, el litio, tiene tres protones,...
De este modo, el número que indica el orden del elemento, llamado NÚMERO
ATÓMICO, coincide con el número de protones que tiene un átomo del mismo.
Número atómico (Z) = nº de protones
El número atómico caracteriza a los elementos químicos. Así, por ejemplo,
todo átomo con tres protones (Z = 3) es de litio, independientemente del número de
las otras partículas (electrones y protones).
2. Concepto de isótopo
Para entender qué es un isótopo debemos previamente recordar:
A
Z
X
A: número másico (o de masa). Es el número total de protones y neutrones
que posee el núcleo de un elemento.
Z: número atómico. Es el número de protones que hay en el núcleo de cada
átomo de un elemento.
PAU
Química
21
En un átomo neutro, nº protones = nº electrones
Nº de neutrones = A - Z
Isótopos: átomos que tienen el mismo número atómico pero diferente número
de masa.
Ejemplo:
1
1
H
Hidrógeno
2
1
H
Deuterio
3
1
H
Tritio
3. Modelo atómico de Bohr
Este modelo considera para todos los átomos conocidos un total de 7 órbitas
permitidas, también conocidas como capas electrónicas. Además, cada capa sólo
puede tener un número máximo determinado de electrones.
3.1. Introducción al modelo cuántico. Números cuánticos, niveles
de energía
En mecánica cuántica se requieren números cuánticos para describir la
distribución de los electrones en los átomos. Estos números cuánticos se utilizarán
para describir orbitales atómicos y para identificar los electrones que se ubican en
ellos.
 Número cuántico principal (n): Informa acerca de la energía del electrón y
de su distancia más probable al núcleo. Toma valores 1, 2, 3,... hasta 7. Los
electrones cuyo número cuántico principal es elevado poseen mayor energía
y se encuentran a mayor distancia del núcleo.
Determina el número máximo de electrones que puede contener un nivel
energético y que viene expresado por 2n 2.
 Número cuántico angular (l): caracteriza cada uno de estos subniveles y,
por tanto, la forma de los orbitales. Este número cuántico se designa por cada
una de las letras: s, p, d, f.
 Número cuántico magnético (ml): Describe la orientación del orbital en el
espacio.
 Número cuántico de spin electrónico (ms): +1/2 y -1/2.
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Química
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3.2. Configuración electrónica de un átomo
Número de electrones (e-) máximos por capa.
Nota: El máximo de electrones por orbitales sería: s2 p6 d10 f14.
Ejemplo:
Para el átomo de hidrógeno, en el estado fundamental el electrón debe estar
en el orbital 1s, de forma que su configuración electrónica será:
La flecha hacia arriba o hacia abajo significa los dos posibles movimientos de
spin o giro del electrón (ms)
Nota. Si realizamos la configuración electrónica de un ion hay que diferenciar
entre:
 Aniones: (S2-). Hay que sumar dos electrones más a la configuración
electrónica.
 Cationes: (Mg+). Hay que eliminar un electrón al hacer la configuración
electrónica.
3.3. Principio de exclusión de Pauli
Dos electrones de un átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos
iguales. En cada orbital sólo puede haber dos electrones que tendrán iguales los
números cuánticos n, l y m y, para que se cumpla el principio de exclusión, han de
tener un spin + 1/2 y el otro spin -1/2.
3.4. Regla de Hund o de máxima multiplicidad
Para átomos en estado fundamental, al llenarse los orbitales de energía
equivalente, los spins de los electrones se mantienen desapareados mientras sea
posible.
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Química
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Ejemplo:
El carbono (Z = 6) sera 1s 2 2s2 2p2, la distribución de los electrones, según la
regla de Hund, es:
Y no es ninguna de estas:
o
4. Propiedades periódicas
La configuración electrónica de los elementos varía de forma periódica al ir
avanzando en la tabla; como consecuencia de ello, las propiedades que dependen
de dicha configuración también variarán periódicamente. Entre estas propiedades
destacamos las siguientes:
 Radio atómico. Es una propiedad importante de los elementos que afecta al
carácter químico de los mismos. Disminuye de izquierda a derecha y aumenta
de arriba hacia abajo.
 Energía de ionización. Energía mínima necesaria para arrancar un electrón
a un átomo en estado gaseoso, en su estado fundamental. Aumenta de
izquierda a derecha y de abajo hacia arriba.
 Afinidad electrónica o energía de anionización. Es la energía que se libera
cuando un átomo en estado gaseoso acepta un electrón para formar un
anión. Aumenta de izquierda a derecha.
 Electronegatividad. Representa la tendencia de un átomo de atraer
electrones hacia sí cuando esté combinado con otro átomo de otro elemento.
El conjunto de valores relativos de electronegatividades constituye una
escala, siendo la de Pauling la más corriente. Disminuye de derecha a
izquierda.
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3
Conceptos
elementales
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Tema 3: Conceptos elementales
1. Definiciones








ELEMENTO: Sustancia que está constituida por una sola clase de átomos (o
sustancia que no puede descomponerse en otras sustancias más sencillas
por medio de una reacción química).
COMPUESTO: Sustancia formada por átomos de dos o más elementos
químicos unidos químicamente en proporciones definidas.
SUSTANCIA: Forma de materia que tiene una composición constante o
definida y unas propiedades distintivas.
MEZCLA: Combinación de dos o más sustancias en la cual ]as sustancias
conservan sus propiedades características.
MEZCLA HOMOGÉNEA: La composición de la mezcla es la misma en toda
la disolución (material) y existe uniformidad de propiedades en toda la mezcla.
MEZCLA HETEROGÉNEA: La composición de la mezcla y las propiedades
de la misma no son uniformes.
MASA ATÓMICA: La masa o peso atómico de un determinado átomo nos
indica el número de veces que dicho átomo contiene la unidad de masa
atómica (uma).
Como los átomos tienen una masa muy pequeña que no se puede indicar en
nuestro sistema de medida (gramos), se toma como referente para dar
valores enteros al átomo de hidrógeno H 2, al cual se le asigna 1 uma (unidad
de masa atómica).
MASA O PESO MOLECULAR: Es la suma de las masa de los distintos
átomos que la componen.
Ejemplo:
Pm (H2SO4) = 2 · 1 + 32 + 4 · 16 = 98
Pm (H2O) = 2 · 1 + 16 = 18

CONCEPTO DE MOL: El mol es una unidad de masa en Química. Un mol de
una sustancia química equivale a un número de gramos que coincide, sólo
numéricamente, con la masa molecular (si es molécula) o la masa atómica (si
son átomos) de la sustancia.
Ejemplo:
1 mol de H2SO4 = 98 gramos
1 mol de H2O = 18 gramos
Para calcular los moles se ha de tener en cuenta:
gramos de sustancia
moles =
masa de un mol de sustancia
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Ejemplo:
72 gramos de H2O serán
72g
= 4 moles de H2O
18g/mol
Actualmente se define un mol como la masa de un número de Avogadro de
partículas.

NÚMERO DE AVOGADRO (NA): Es el número de partículas contenidas en un
mol de una sustancia dada.
NA = 6,02 · 1023
Ejemplo:
En un mol de H2O (18 g) hay 6,02 · 1023 moléculas.
 COMPOSICIÓN CENTESIMAL: Conocida la fórmula de un compuesto
químico y sabiendo los pesos atómicos de los elementos que lo forman, se
puede calcular su composición centesimal. Viene expresada en %.
 VOLUMEN MOLAR: Es el volumen de un mol de gas. Si se consideran
condiciones normales de presión y temperatura (0°C y 1 atmósfera), este
volumen es de 22,4 litros, independientemente del gas de que se trate.
Ejemplo:
Un mol de CO2, de O2 y de N2 en condiciones normales ocupan 22,4 litros.
64 g de gas oxígeno, es decir, 64/32 = 2 moles ocupan 2 · 22,4 = 44,8 litros
en condiciones normales.
2. Fórmula química
Los compuestos químicos, tal y como descubrió Proust, tienen una
composición fija y definida, están formados por moléculas, unión de varios átomos.
La composición molecular puede expresarse como porcentaje, tal y como
hacía Proust en sus trabajos, o bien indicando el tipo y número de átomos que
forman la molécula: su fórmula química. Hay varios tipos de fórmula química:
2.1. Empírica
La fórmula empírica indica la cantidad relativa de átomos presentes en la
molécula.
2.1.1. Procedimiento para obtener la fórmula empírica
1. Saber el número de moles de cada elemento.
2. Dividir entre el n° moles más pequeño.
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2.2. Molecular
La fórmula molecular indica el número de átomos presentes en la molécula. A
veces coincide con la fórmula empírica.
2.2.1. Procedimiento para obtener la fórmula molecular
1. Conocer el Pm del compuesto.
2. Multiplicar, en función de x, los resultados obtenidos en la fórmula empírica
por sus respectivos Pm e igualar al Pm del compuesto.
2.3. Desarrollada
La fórmula desarrollada indica no sólo los átomos presentes, sino la forma en
que se disponen y se unen entre sí para formar la molécula, con la clase de enlaces
que los unen.
Un compuesto con una determinada fórmula molecular sólo tiene una posible
fórmula empírica, pero no así al contrario.
Ejemplo:
El acetileno y el benceno tienen la misma fórmula empírica, CH, pero mientras
que el benceno tiene de fórmula molecular C 6H6, la fórmula molecular del acetileno
es C2H2.
3. Leyes ponderales
3.1. Ley de Lavoisier o de conservación de la masa
En toda reacción química la masa de los reactivos que intervienen es igual a
la masa de los productos que aparecen; lo que quiere decir que en un sistema
cerrado sin intercambio con el exterior, la masa contenida en él permanece
constante aunque se produzcan reacciones químicas en su interior.
3.2. Ley de Proust o de las proporciones definidas
Toda sustancia está formada por elementos que están presentes siempre en
la misma proporción; lo que viene a decir que en una reacción química, la proporción
en masa entre las distintas sustancias que aparecen en la reacción será siempre la
misma, ya que la masa de los átomos no puede cambiar, y el número de átomos
presentes tampoco.
Así, en la reacción entre el óxido de cobre(II) y agua, que ajustada sería:
CuO + 2 HCl  CuCl2 + H2O
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Determinando las masas moleculares, y observando que hay un 2 delante del
cloruro de hidrógeno, podemos decir que siempre que las masas de cada sustancia
guardarán la relación:
CuO + 2 HCl  CuCl2 + H2O
4. Leyes volumétricas
4.1. Ley de Gay-Lussac o de los volúmenes de combinación
Los volúmenes de los gases que intervienen en una reacción química están
en una relación sencilla de números enteros.
Recordando la ecuación de los gases ideales, si las condiciones de presión y
temperatura son iguales, el volumen que ocupa un gas depende del número de
moles que hay presentes.
P·V=n·R·T
donde P es la presión en atmósferas, V, el volumen en litros, n es el número de
moles, R es una constante (0,082) y T, la temperatura en ºK (ºC + 273º).
Precisamente esta relación entre masa, moles y volumen hace que las
proporciones en una reacción química no tengan que realizarse siempre entre
masas de productos o reactivos, sino que pueden establecerse entre masas, moles,
o volúmenes, indistintamente.
4.2. Ley de Avogadro
A presión y temperatura constantes, el volumen de un gas es directamente
proporcional al número de moles del gas presente. O dicho de otro modo:
volúmenes iguales, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura,
de gases distintos, contienen el mismo número de moléculas.
5. Relaciones estequiométricas
Puesto que los compuestos químicos tienen siempre la misma composición,
cuando reaccionan entre sí, lo harán en idéntica proporción. Cuando el propano arde
lo hace de forma que 11 g de propano reaccionan con 40 g de oxígeno.
33 g de propano se combinarán con 120 g de oxígeno y 5,5 g de propano lo
harán con 20 g de oxígeno. Esto es así porque el número de átomos ha de ser el
mismo antes y después de la reacción, lo que nos indica que la proporción que se
guarda entre reactivos y productos será la que aparece en la ecuación química.
Lo mismo ocurre cuando as reacciones se producen entre gases. Volúmenes
iguales de gases distintos (Se llaman condiciones normales a la presión de 1 atm y
la temperatura de 0ºC, 273ºK). En esas condiciones, un mol de gas ocupa un
volumen de 22,4 litros (PV = nRT).
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Puesto que en una reacción las proporciones entre masas y entre volúmenes
son constantes, también lo serán entre masa de un reactivo y volumen de otro. En el
caso que nos ocupa, 7,1 g de oxígeno quemara 1 l de propano.
6. Rendimiento
Una ecuación química indica los reactivos que intervienen en la reacción y los
productos que aparecen.
En la ecuación ajustada, el número de átomos es el mismo a ambos lados de
la ecuación. Cada fórmula representa un mol de la sustancia, y si la fórmula va
precedida por un número, el número refleja las veces que se repite el mol del
compuesto.
Sin embargo, en las reacciones químicas las transformaciones no siempre se
producen completas. A veces hay impurezas que contaminan los reactivos y que no
reacciona. Otras veces dos reactivos pueden reaccionar de diversas formas para
producir distintos productos, aunque sólo interese uno de ellos. Es posible que la
reacción se desarrolle en ambos sentidos... Todos estos efectos, y algunos más,
conllevan a disminuir el rendimiento teórico de la reacción química, rendimiento que
se mide en tanto por ciento.
Ejemplo:
Para quemar 44 g de propano se necesitan, teóricamente, 160 g de oxígeno.
Pero esto es cuando el rendimiento de la reacción es del 100%. Normalmente se
necesitará una mayor cantidad. Con un rendimiento del 90%, la cantidad de oxígeno
necesaria sería de 177,78 g.
7. Reactivo limitante
La ecuación química indica la proporción en la que aparecen los reactivos y
productos. Si uno de los reactivos está en menor cantidad de la que indica la
ecuación, se trata de un reactivo limitante, que se consumirá completamente,
mientras que de los demás reactivos quedarán restos.
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4
Enlace químico
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Tema 4: Enlace químico
1. Generalidades
Los átomos se combinan para alcanzar una configuración electrónica más
favorable. La estabilidad máxima se produce cuando un átomo es isoelectrónico
como un gas noble.
En el enlace sólo participan los electrones de la capa de valencia de los
átomos, que en general son los que ocupan los orbitales de su ultima capa.
Cuando los átomos interactúan para formar un enlace químico, solamente
entran en contacto sus regiones más externas. Si el resultado de esta interacción es
una disminución de la energía global del sistema, se formará un enlace estable entre
los átomos; si el resultado de esta interacción es un aumento en la energía del
sistema, no tendrá lugar la formación del enlace entre los átomos. LA FORMACION
DE ENLACES ES UN PROCESO ENERGÉTICAMENTE FAVORABLE.
2. Tipos de enlace
2.1. Enlace iónico
Está originado por fuerzas electrostáticas entre iones de distinto signo. Existe
mucha diferencia de electronegatividad entre los átomos que lo forman. Es un
enlace que une metales con no metales.
2.2. Enlace covalente
Está originado por compartición de parejas de electrones entre átomos.
Cuando uno de los dos átomos aporta los dos electrones para formar el enlace, se
denomina enlace covalente coordinado. Se forma entre no metales o entre no
metales con hidrógeno. Los átomos adquieren la correspondiente configuración de
gas noble por compartición de electrones.
2.3. Enlace metálico
Todos los átomos del metal comparten sus electrones, que se encuentran
deslocalizados. La movilidad de los electrones deslocalizados hace que los metales
sean buenos conductores del calor y la electricidad.
2.4. Fuerzas intermoleculares
Son fuerzas que actúan entre moléculas o entre iones y moléculas. Estas
fuerzas son generalmente más débiles que las fuerzas intermoleculares (enlace
químico).
Las fuerzas intermoleculares son más fuertes en estado sólido que en estado
líquido y en estado líquido más fuertes que en estado gaseoso.
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Química
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2.4.1. Tipos de fuerzas intermoleculares



Fuerzas dipolo-dipolo son las fuerzas de atracción que actúan entre las
moléculas polares, es decir, entre moléculas que poseen momentos dipolo.
Son más fuertes cuanto mayor es el momento bipolar.
Fuerzas de dispersión (van der Waals) son fuerzas de atracción que se
originan por los dipolos inducidos en los átomos o moléculas (ion-dipolo
inducido; dipolo-dipolo inducido; dipolo inducido-dipolo inducido).
Enlace de hidrógeno es un tipo de interacción dipolo-dipolo que ocurre
cuando un átomo de hidrógeno es enlazado a un átomo fuertemente
electronegativo como el nitrógeno, el oxígeno o el flúor. El átomo de
hidrógeno posee una carga positiva parcial y puede interactuar con otros
átomos electronegativos en otra molécula (nuevamente, con N, O o F):
A-H···B o A-H···A, donde A y B pueden ser O, N o F.
El orden decreciente en lo relativo a fuerzas de enlace intermoleculares es:
enlaces hidrógeno > dipolo-dipolo > fuerzas de dispersión.
3. Estructuras de Lewis
Sólo intervienen los electrones de la capa de valencia, y cada uno de ellos se
representa por un punto. Un enlace se representa por una línea o por dos puntos.
Hay que tener en cuenta la regla del octeto.
Ejemplo:
Carbono y oxígeno.
3.1. Pasos para representar las estructuras de Lewis de los
compuestos




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Se dibuja mediante símbolos químicos el esqueleto (o estructura) del
compuesto.
Para compuestos complejos hay que tener información adecuada;
generalmente, el átomo menos electronegativo se coloca en la posición
central. H y F ocupan posiciones terminales, generalmente.
Determinar el número de electrones de valencia disponibles en el compuesto.
Se dibuja un enlace entre el átomo central y cada uno de los átomos que lo
rodean (cada enlace lo forman 2 electrones). El resto de electrones de
valencia quedan como pares de electrones libres sobre los átomos del
completo.
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
Hay que tener en cuenta la regla del octeto, y que el H se completa con 2
electrones.
 En ocasiones no se cumple la regla del octeto.
Los pares de electrones compartidos se representan como líneas o pares de
puntos entre los átomos y los pares libres no compartidos se indican como pares de
puntos en los átomos individuales.
Regla del octeto: un átomo diferente del hidrógeno tiende a formar enlaces
hasta que se rodea de electrones de valencia. Se puede decir que la regla del octeto
predice que los átomos pueden formar suficientes enlaces covalentes para rodearse
de ocho electrones cada uno. Funciona sobre todo para los elementos del
segundo periodo. (Hay excepciones: grupo 2a, 3a, octeto expandido,...).
Se pueden formar enlaces múltiples compartiendo dos o más pares de
electrones.
4. Geometría de las moléculas utilizando el
modelo de repulsión de los pares electrónicos
de la capa de valencia (RPECV)
El modelo RPECV está basado en que los pares de electrones de la capas de
valencia (tanto los que forman enlaces como los pares de electrones libres).
De acuerdo con el modelo RPECV, la geometría molecular se puede predecir
si se conoce el número de pares electrónicos de enlace y de pares de electrones
libres.
Hay que tener en cuenta que los pares de electrones libres repelen a otros
pares de electrones con más fuerza que los pares de electrones de enlace (que
forman un enlace), lo que modifica los ángulos de enlace respecto a la geometría
ideal.
Se representa a continuación la geometría que adoptan las moléculas en las
que el átomo central no tiene pares libres.
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Ejemplos:
Geometría lineal (AB2): BeCl2
Geometría trigonal (AB3): BF3
Geometría tetraédrica (AB4): CH4
Geometría bipirámide trigonal (AB5): PCl5
Geometría octaédrica (AB6): SF6
Moléculas en las que el átomo central tiene uno o más pares de electrones
libres.
N° total
N° de
N°
Distribución
Tipo de
pares
pares
pares
pares
Geometría Ejemplos
molécula electrónico
enlazantes libres electrónicos
s
Plana
AB2E
3
2
1
Angular
SO2
trigonal
Pirámide
AB3E
4
3
1
Tetraédrica
NH3
trigonal
AB2E2
4
2
2
Tetraédrica
Angular
H2O
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Bipirámide
trigonal
AB4E
5
4
1
AB3E2
5
3
2
AB2E3
5
2
3
AB5E
6
5
1
Octaédrica
AB4E2
6
4
2
Octaédrica
Bipirámide
trigonal
Bipirámide
trigonal
Tetraedro
distorsionad
o
SF4, IF4+
Forma de T
ClF3
Lineal
I3-
Pirámide
cuadrada
Cuadrado
plana
BrF5
XeF4
A = átomo central
B = átomos periféricos
E = pares de electrones libres sobre el átomo A
Los enlaces dobles y triples se consideran como si fueran enlaces sencillos.
5. Concepto de polaridad de enlace
Al formarse una molécula de forma covalente el par de electrones tiende a
desplazarse hacia el átomo que tiene mayor carga nuclear (más número de
protones). Esto origina una densidad de carga desigual entre los núcleos que forman
el enlace (se forma un dipolo eléctrico). El enlace es más polar cuanto mayor sea la
diferencia entre las electronegatividades de los átomos que se enlazan; así pues,
dos átomos iguales atraerán al par de electrones covalente con la misma fuerza y
los electrones permanecerán en el centro haciendo que el enlace sea apolar.
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5
Estados de
agregación de la
materia
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Tema 5: Estados de agregación de la
materia
1. Estado gaseoso
Unidades de presión
Todos los gases tienen las siguientes
características físicas:
 Adoptan la forma y el volumen del recipiente
que los contiene.
 Tienen menor densidad que los líquidos y
los sólidos.
 El estado gaseoso es el estado de materia
más compresible.
 Cuando se encuentran en el mismo
recipiente se mezclan completamente y de
manera uniforme.
Presión = Fuerza / Superficie.
En el SI es el Pascal (Pa); 1 Pa =
1 N / m2
1 torr = 1 mm Hg
1 atmósfera (atm) = 760 mm Hg =
760 torr
1 atm = 1,01325 · 105 Pa
1.1. Leyes de los gases
1.1.1. Ley de Boyle
El volumen que ocupa una cantidad fija de un gas mantenido a presión
constante es inversamente proporcional a su presión:
P · V = k, que se puede escribir como: P1 · V1 = P2 · V2
1.1.2. Ecuación del gas ideal
Describe la relación entre las cuatro variables: P, V, T y n.
Un gas ideal es aquel cuyo comportamiento en cuanto a P, V y T, se puede
describir mediante la ecuación del gas ideal:
PV = nRT
Donde R es la constante de los gases y R = 0,082057 L · atm / K · mol
Cuando hay cambios de P, V y T o cantidad de gas:
P2 ·V2
P2 ·V2
P1·V1
P1·V1
=
; sin n1 = n2 
=
n2 ·T2
T2
n1·T1
T1
1.1.3. Ley de Dalton
En una mezcla gaseosa, cada uno de los gases presentes actúa de forma
independiente. La presión total de la mezcla es la suma de las presiones parciales
de sus componentes:
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PT = ΣPi o PT = P1 + P2 + P3 +...
2. Estado líquido y disoluciones
Una disolución es una mezcla homogénea de composición variable de dos o
más sustancias. Las disoluciones pueden producirse en cualquier estado de
agregación de la materia (liquido, sólido o gaseoso).
Se denomina soluto al componente o componentes que se encuentran en
menor proporción dentro de la disolución, y disolvente al componente mayoritario
(que conserva su estado físico).
Las disoluciones más frecuentes son las disoluciones líquidas y, en particular,
aquellas en las que el disolvente es agua.
3. Formas de expresar la concentración
Se denomina concentración a la cantidad de soluto que hay en una
determinada cantidad (masa o volumen) de disolvente o de disolución. La
concentración se puede expresar de las siguientes maneras:
3.1. Gramos por litro
Indica la masa en gramos disuelta en cada litro de disolución. Tiene la ventaja
de ser una concentración expresada en unidades directamente medibles para el tipo
de disoluciones más frecuentes en Química (las de sólidos en líquidos). Su cálculo
es, pues, inmediato:
nº de gramos de soluto
g
=
l
volumen de la disolución en litros
3.2. Tanto por ciento en peso (masa)
Expresa la masa en gramos de soluto disuelta por cada cien gramos de
disolución. Su cálculo requiere considerar separadamente la masa del soluto y la del
disolvente:
% (peso) =
masa de soluto
· 100
masa de disolución
siendo la masa de la disolución la suma de la del soluto y la del disolvente.
3.3. Molaridad
Es la forma más frecuente de expresar la concentración de las disoluciones
en Química. Indica el número de moles de soluto disueltos por cada litro de
disolución. Se representa por la letra M. Una disolución 1 M contendrá un mol de
soluto por litro; una 0,5 M contendrá medio mol de soluto por litro, etc. El cálculo de
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Química
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la molaridad se efectúa determinando primero el número de moles y dividiendo por
el volumen total en litros:
molaridad =
nº moles soluto
volumen de la disolución en litros
3.4. Molalidad
Indica el número de moles de soluto disuelto en cada kilogramo de disolvente:
molalidad =
nº de g de soluto
nº Kg de disolvente
3.5. Fracción molar (X)
Es la relación entre el número de moles de un componente y el número de
moles totales de la disolución:
XA =
PAU
nA
nA  nB
XB =
nB
nA  nB
Química
XA + X B = l
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46
6
Termodinámica
química
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PAU
Química
48
Tema 6: Termodinámica química
1. Definiciones básicas

La TERMODINÁMICA es la parte de la Ciencia que estudia las relaciones
que hay entre el calor y el trabajo.
 La TERMOQUÍMICA es la parte de la termodinámica que estudia los cambios
de calor en las reacciones químicas.
 Por ENERGÍA se entiende la capacidad para realizar trabajo.
Todas las formas de energía (térmica, química, potencial, radiante,...) se
pueden convertir, en principio, unas en otras. Cuando desaparece una forma
de energía debe aparecer otra (de la misma magnitud), lo que se conoce
como ley de la conservación de la energía.
Casi todas las reacciones químicas absorben o producen energía,
generalmente, en forma de calor. Así, las reacciones pueden ser exotérmicas
(desprenden calor) o endotérmicas (lo absorben).
 Reacciones exotérmicas son las que tienen lugar con desprendimiento de
energía (calor).
 Reacciones endotérmicas son aquellas que necesitan calor (consumen
energía) para que se produzca el proceso.
Cuando un sistema evoluciona lo hace de forma que generalmente en su
estado final la Energía de Sistema es menor que en el estado inicial, es decir,
se libera Energía (AH < 0).
2. Primer principio de la Termodinámica

1ª Ley: la energía puede ser convertida de una forma a otra, pero no se
puede crear ni destruir. La energía total del Universo es constante. Este
principio de la termodinámica refleja el principio de conservación de la
energía.
La variación de la energía interna de un sistema termodinámico es igual a la
suma del calor y el trabajo que intercambia con su entorno.
ΔE = Q + W

Cuando el sistema absorbe calor de su entorno o este realiza un trabajo
sobre el sistema termoquímico, su signo es positivo.
 Si, por el contrario, es el sistema el que realiza el trabajo o cede calor a
su entorno, su signo es negativo.
Cuando el volumen no cambia, el trabajo es cero y la variación de energía del
sistema es el calor transferido.
En una reacción química realizada a volumen constante, la variación de
energía del sistema coincide con el calor de la reacción.
PAU
Química
49
ΔE = Q
3. Entalpía
Puesto que la mayoría de los cambios físico-químicos tienen lugar en
condiciones de presión constante (atmosférica), se define la entalpía como el calor
liberado o absorbido en un proceso a presión constante.
 Reacción exotérmica: ΔH < 0. El proceso libera calor hacia los alrededores.
 Reacción endotérmica: ΔH > 0. El proceso absorbe calor de los alrededores.
3.1. Entalpía estándar de formación
[ H f ] de un compuesto es el cambio de entalpía que se produce cuando se
forma un mol de esa sustancia a partir de los elementos que lo constituyen en el
estado físico que presentan a la temperatura de 298 K y a la presión de 1 atm.
Las entalpías estándar de formación se encuentran tabuladas en múltiples
manuales de Química. La entalpía estándar de formación de cualquier elemento en
su forma más estable es igual a cero.
Puesto que las entalpías de formación se refieren siempre a un mol del
producto, hay que tener en cuenta los coeficientes estequiométricos de la
reacción.
Como la entalpía es una función de estado, la variación de ENTALPÍA DE
UNA REACCIÓN química sólo depende de los productos y de los reactivos que
aparecen en ella, por lo que se puede determinar la variación de entalpía de una
reacción a partir de las entalpías de formación de unos y otros.
0
0
0
AH = H f productos – H f reactivos


Reacción exotérmica: ΔH < 0. Eproducto < Ereactivos
Reacción endotérmica: ΔH > 0. Eproducto > Ereactivos
Una reacción muy común es la combustión: la combinación con oxígeno
para formar dióxido de carbono y agua, por lo que también es habitual encontrar
tablas de entalpías de combustión estándar, combustión de un mol de sustancia a
25°C de temperatura y 1 atm de presión.
3.1.1. Ley de Hess
Ley de Hess: "Cuando una reacción química puede expresarse como suma
algebraica de otras reacciones, su variación entálpica (calor de reacción) es igual a
la suma algebraica de las variaciones entálpicas (los calores de reacción) de las
reacciones parciales".
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7
Equilibrio químico
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Tema 7: Equilibrio químico
Al comienzo de una reacción reversible, como las concentraciones de los
reactivos son grandes, la velocidad de reacción será también grande de izquierda a
derecha. Pero, a medida que vaya avanzando el proceso y las concentraciones de
los productos empiecen a ser considerables, irá aumentando la velocidad de
reacción en sentido contrario, es decir, de derecha a izquierda.
Llega un momento en el que ambas velocidades se igualan: cuando esto
ocurre se dice que se ha alcanzado el equilibrio.
1. Reacciones reversibles e irreversibles
En aquellas reacciones químicas en las que los productos resultantes
reaccionan entre sí para regenerar las sustancias de partida se las denomina
reacciones reversibles. Si los productos no tienen tendencia a reaccionar entre sí,
son reacciones irreversibles.
En las reacciones reversibles se emplea la doble flecha que indica el sentido
de las dos reacciones, directa e inversa.
1.1. Constante de equilibrio Kc
En toda reacción reversible, al alcanzar el equilibrio, el cociente entre el
producto de las concentraciones del segundo miembro y el de las concentraciones
del primer miembro, todas ellas elevadas a un exponente igual al coeficiente con el
que figuran en la ecuación de la reacción, es una cantidad constante para cada
temperatura.
aA + bB ⇄cC + dD
Kc= [C]c · [D]d / [A]a · [B]b
donde A, B, C y D son las concentraciones molares (M) = (moles/litro) de las
sustancias reaccionantes cuando la reacción ha alcanzado el equilibrio.
NO CONFUNDIRLAS con las concentraciones de partida o iniciales.
Si el equilibrio es heterogéneo (aquel que se establece entre sustancias
reaccionantes que tienen distinto estado físico), en la expresión K c, solamente deben
aparecer las concentraciones de aquellas sustancias en estado gaseoso, ya que K c
vale 0 para los estados sólido y líquido.
1.2. Constante de equilibrio Kp
Si el sistema está constituido por gases, sus concentraciones pueden
expresarse de dos formas dependiendo de la información que nos aporten.
1. Kp = Kc · (RT)Δn
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R= constante 0,082
T = temperatura en °K
Δn = diferencia entre la suma de los coeficientes del segundo
miembro y la suma de los del primer miembro.
Química
53
2. Kp = [Pc]c · [Pd]d / [Pa]a · [Pb]b
Para ello hay que conocer las presiones parciales que pueden calcularse de
las siguientes formas:


PA = nA/VRT, siendo nA el Nº de moles del componente A.
PA = XAP, siendo XA la fracción molar del componente A y P la presión total
(atmósferas).
La suma de las presiones parciales es igual a la presión total.
Si el equilibrio fuera heterogéneo, es decir, compuesto por sustancias en un
estado distinto al gaseoso, como líquido o sólido, en el cálculo de las constantes de
equilibrio solamente deben aparecer las concentraciones de aquellas sustancias que
se presentan en estado gaseoso.
Recuerda que M = Nº de moles de sol/volumen en litros de disolución.
XA = Nº de moles de sol/N° de moles de sol + Nº de moles de disolvente.
2. Factores que afectan al equilibrio químico
2.1. Principio de Le Chatelier
Cuando en un sistema en equilibrio se varía un factor externo, el equilibrio se
desplaza en el sentido que tienda a contrarrestar dicha variación.
2.2. La temperatura
Al aumentar la temperatura de un sistema en equilibrio, este se desplaza en el
sentido en que se absorbe calor.
Inversamente, si la temperatura disminuye, el equilibrio se desplaza en el
sentido en que se desprende calor.
2.3. La presión
Al aumentar la presión en un equilibrio químico, este se desplaza en el
sentido en el que se produzca una disminución de volumen, es decir, hacia la parte
de la ecuación química cuya suma de los coeficientes de las sustancias gaseosas
sea menor. En el caso de que sea igual, la presión no ejercerá ninguna influencia.
2.4. Las concentraciones
Al aumentar la concentración de cualquiera de las sustancias que intervienen
en un equilibrio químico, este se desplaza hacia el lado contrario del que interviene
dicha sustancia.
Nota. Si el problema aporta el dato de Kc
Si
[C]c · [D]d / [A]a · [B]b < Kc, el sistema evoluciona hacia la derecha.
Si
[C]c · [D]d / [A]a · [B]b >Kc, el sistema evoluciona hacia la izquierda.
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Química
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8
Reacciones de
transferencia de
protones
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Química
55
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Química
56
Tema 8: Reacciones de transferencia
de protones
1. Teorías de ácido-base
Algunos de los procesos más importantes de los sistemas químicos y
biológicos son reacciones ácido-base en disolución acuosa.
1.1. Teoría de Arrhenius


Ácido: sustancia que se ioniza en agua, cediendo H +.
Base: sustancia que se ioniza en agua, cediendo OH -.
Son ácidos de Arrhenius: Todos los ácidos típicos que contienen hidrógeno
en su molécula.
Son bases de Arrhenius: Los hidróxidos.
1.1.1. Limitaciones de la teoría de Arrhenius


Hay muchas sustancias básicas que no poseen grupos hidroxilos. Ejemplos:
amoniaco (NH3).
La teoría sólo se puede aplicar a las disoluciones acuosas y no a otros
disolventes.
1.2. Teoría de Brønsted-Lowry
Ácido es toda sustancia capaz de ceder protones (H +).
Base es toda sustancia capaz de aceptar protones (H +).
En disolución acuosa, H+ se representa como H3O+.
Son ácidos de Brønsted-Lowry: HClO4, HCl, HNO3, H2SO4, H2O; e iones
como H3O+, HSO4-, etc.
Son bases de Brønsted-Lowry: Los hidróxidos metálicos, H2O, NH3, aminas
y iones como F-, Cl-, Br-, I-, CN-, OH- , CH3COO-, etc.
2. Autoionización del agua
El agua pura presenta una pequeñísima conductividad debido a la formación
de iones según el equilibrio:
H2O  H+ + OHLos iones H+ no pueden existir libres y se combinan con las moléculas de
agua dando iones hidronios H3O+.
2H2O  H3O+ + OH-
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Química
57
El equilibrio está muy desplazado hacia la izquierda, ya que la mayor parte de
las moléculas se encuentran sin disociar.
H O OH 
=

Kc

3
H 2 OH 2 O
El agua suele incorporarse a la constante de equilibrio, quedando:
Kc [H2O]2 = [H3O+][OH-] = 1,0 · 10-14 denominado Kw.
donde Kw es el producto iónico del agua y tiene el valor 1,0 · 10 -14 a 25°C. Es una
constante de equilibrio y varía con la temperatura.
A 25°C, [H3O+] = [OH-] = 1,0 · 10-7 M



Si [H3O+] = [OH-]  disolución acuosa es neutra.
Si [H3O+] > [OH-]  disolución acuosa es ácida.
Si [H3O+] < [OH-]  disolución acuosa es básica.
3. Fuerza relativa de ácidos y bases. Constantes
de disociación ácida y básica. Introducción al
concepto de ácidos y bases fuertes y débiles
Ácidos fuertes son aquellos que se ionizan al 100% en agua.
Ejemplo:
HA (ac) + H2O  H3O+ + A- (ac)
Ejemplos:
HCl, HNO3, HClO4.
Ácidos débiles son aquellos ácidos que no se disocian al 100% en agua.
Son la mayoría de los ácidos (HF, HCN).
Bases fuertes son aquellas que se encuentran totalmente ionizadas en
disolución:
Ejemplo:
NaOH (ac)  Na+ (ac) + OH- (ac)
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Química
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Ejemplos:
KaOH, NaOH, Ba(OH)2
Bases débiles son aquellas que no están ionizadas al 100%.
3.1. Relación entre las constantes de acidez y basicidad de un par
ácido-base conjugado
Para un ácido cualquiera al disociarse en agua: A + H 2O  A- + H3O+
A H O 
=

Ka
3
AH 
Mientras que para su base conjugada: A- + H2O  HA- + OHLa fuerza de un ácido o de una base se mide mediante la constante de acidez
o de basicidad, respectivamente.
Un ácido fuerte tiene una base conjugada muy débil (no se puede medir su
fuerza).
Multiplicando ambas constantes se obtiene: Ka · Kb = [H3O+][OH-] = Kw = 1,0 ·
10-14.
3.2. Grado de disociación
El grado de disociación (α), en tanto por uno, es la fracción de mol que se
encuentra disociado por cada mol inicial. El grado de disociación se puede expresar
en tanto por ciento, aunque lo habitual es hacerlo en tanto por uno.
Cuando el grado de disociación es muy pequeño, lo que significa que la
constante de equilibrio es muy pequeña, puede despreciarse en las adiciones o
sustracciones de 1 para determinar la posición del equilibrio químico.
 α suele ser casi 1 ó 1 en ácidos y bases fuertes.
 α es muy pequeño en ácidos y bases débiles.
4. Concepto de pH. Cálculo de pH de disoluciones
acuosas de ácidos y bases fuertes y débiles de
concentración conocida
pH es el logaritmo decimal, cambiado de signo, de la concentración de iones
hidronio en disolución:
pH = -log[H3O+]



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En disoluciones neutras: [H3O+] = 10-7, por lo que pH = 7
En disoluciones ácidas: [H3O+] > 10-7, por lo que pH < 7
En disoluciones básicas: [H3O+] < 10-7, por lo que pH > 7
Química
59
De forma similar, se define el pOH como:
pOH = -log [OH-]
Como [H3O+][OH-] = 1,0 · 10-14; tomando logaritmos nos queda:
log[H3O+] + log[OH-] = -14; es decir:
pH + pOH = 14
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Química
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9
Reacciones de
transferencia de
electrones
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Química
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Tema 9: Reacciones de transferencia
de electrones
1. Definición de oxidación y reducción
El término OXIDACIÓN comenzó a usarse para indicar que un compuesto
incrementaba la proporción de átomos de oxígeno.
Igualmente, se utilizó el término de REDUCCIÓN para indicar una disminución
en la proporción de oxígeno.
Actualmente, ambos conceptos no van ligados a la mayor o menor presencia
de oxígeno. Se utilizan las siguientes definiciones:
 OXIDACIÓN: Pérdida de electrones (o aumento en el número de oxidación).
 REDUCCION: Ganancia de electrones (o disminución en el número de
oxidación).
Siempre que se produce una oxidación debe producirse simultáneamente una
reducción. Cada una de estas reacciones se denomina semirreacción.
Ejemplo:
Comprobar que la reacción de formación de hierro
Fe2O3 + 3 CO = 2 Fe + 3 CO2
es una reacción redox. Indicar los E.O. de todos los elementos antes y después de
la reacción.
Fe2O3 + 3 CO  2 Fe + 3 CO2
E.O.: +3 -2 +2 -2
0 +4 -2
Reducción: El Fe disminuye su E.O. de "+3" a "0", luego se reduce (cada
átomo de Fe captura 3 electrones que se neutralizan con 3 protones).
Oxidación: El C aumenta su E.O. de "+2" a "+4", luego se oxida (pierde 2 e -,
quedándose cargado más positivamente).


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OXIDANTE: Es la sustancia capaz de oxidar a otra, con lo que esta se
reduce.
REDUCTOR: Es la sustancia capaz de reducir a otra, con lo que esta se
oxida.
Química
63
2. Estado de oxidación (E.O.) o número de
oxidación
Es el número de cargas que tendría un átomo en una molécula si los
electrones fueran transferidos completamente.
El E.O. no tiene por qué ser la carga real que tiene un átomo, aunque a veces
coincide.
2.1. Principales estados de oxidación






Todos los elementos en estado neutro (aislados) tienen E.O. = 0. (Ejemplo: H 2
= 0).
El oxígeno (O) en óxidos, ácidos y sales oxácidas tiene E.O. = -2.
El hidrógeno (H) tiene E.O. = -1 en los hidruros metálicos y +1 en el resto de
los casos que son la mayoría.
Los metales que forman parte de moléculas tienen E.O. positivos.
Para iones formados por un solo átomo, el número de oxidación es igual a la
carga del ion.
La asignación de los restantes E.O. se hace teniendo en cuenta que la suma
algebraica de los números de oxidación de una molécula neutra es 0 y en el
caso de un ion es igual a su carga iónica.
3. Cálculo de estado de oxidación (E.O.)
La suma de los E.O. de una molécula neutra es siempre 0 y la suma de os
E.O. de un ion es igual a su carga eléctrica.
Ejemplo:
Cálculo de estados de oxidación (E.O.).
Calcular el E.O. del S en ZnSO4 E.O. (Zn) = +2; E.O. (O) = -2;
+2+x+4(-2)=0
x=+6 E.O. (S)=6
Ejemplo:
Cálculo de estados de oxidación (E.O.).
Calcular el E.O. del P en HPO4-2 E.O. (H) = +1; E.O. (O) = -2;
+1+ x +4(-2) = -2
PAU
x = 5 E.O.(P) = 5
Química
64
4. Ajuste de reacciones redox (método del ionelectrón)
Se basa en la conservación tanto de la masa como de la carga (Los
electrones que se pierden en la oxidación son los mismos que los que se ganan en
la reducción).
Se trata de escribir las dos semirreacciones que tienen lugar y después
igualar el número de e- de ambas para que, al sumarlas, los electrones
desaparezcan.
4.1. Etapas en el ajuste redox
Ejemplo:
Zn + AgNO3 ----- Zn(NO3)2 + Ag
Primera: Identificar los átomos que cambian su E.O.
Zn(0) pasa a Zn(+2);
Ag(+1) pasa a Ag(0)
Segunda: Escribir semirreacciones sólo de aquellos elementos que han
cambiado su E.O. por lo que precisaremos de su forma iónica).
Ajustando:
1º, el n° de átomos.
2°, (si los hubiera, los átomos de oxígeno e hidrógeno).
Oxidación: Zn ----- Zn2+ +2eReducción: Ag+ + 1e- ----- Ag
Tercera: Ajustar (en último lugar) el nº de electrones, de forma que, al sumar
las dos semirreacciones, estos desaparezcan.
En el ejemplo se consigue multiplicando la segunda semirreacción por 2.
Oxidación: Zn ---- Zn2+ + 2eReducción: 2Ag+ + 2e- ---- 2Ag
Reacción global: Zn + 2Ag+ + 2e- ---- Zn2+ + 2Ag + 2eCuarta: Escribir la reacción química completa utilizando los coeficientes
hallados y añadiendo las moléculas o iones que no intervienen directamente en la
PAU
Química
65
reacción redox (en el ejemplo, el ion NO 3-) y comprobando que toda la reacción
queda ajustada:
Zn + 2 AgNO3 ----- Zn(NO3)2 + 2 Ag
5. Ajuste redox en medio ácido
IMPORTANTE: En las reacciones que se llevan a cabo en medio ácido, se
agrega H2O para ajustar los átomos de O y, para ajustar los átomos de H, se agrega
H+.
+1+7-2 +1+6-2 + 1-1 +2+6-2 0 +1+6-2 +1-2
KMnO4 + H2SO4 + KI  MnSO4 + I2+ K2SO4 + H2O
Primera: Obtener los estados de oxidación.
Segunda: Identificar los átomos que cambian su E.O.: son I y Mn.
Tercera: Escribir semirreacciones con moléculas o iones que existan
realmente en disolución, ajustando el n° de átomos:
Oxidación: I- ---- I2 + e- (debemos ajustar el n° de átomos) (multiplicar por 2).
2 I- ---- I2 + 2e- (sólo nos interesa el I, por lo que lo escribimos en su forma
iónica).
Reducción: MnO4- + 8 H+ + 5e- ---- Mn2+ + 4 H2O (forma iónica del Mn).
Cuarta: Ajustar el n° de electrones de forma que, al sumar las dos
semirreacciones, estos desaparezcan:
Oxidación: 2 I- ---- I2 + 2eReducción: MnO4- + 8 H+ + 5e- ---- Mn2+ + 4 H2O
multiplicamos por 5.
multiplicamos por 2.
Reacción global: 10 I- + 2 MnO4- + 16 H+ ------- 5 I2 + 2 Mn2+ + 8 H2O
Quinta: Escribir la reacción química completa utilizando los coeficientes
hallados y añadiendo las moléculas o iones que no intervienen directamente en la
reacción redox:
2 KMnO4 + 8 H2SO4 +10 KI = 2 MnSO4 + 5 I2 + 6 K2SO4 + 8 H2O
La 6 moléculas de K 2SO4 (sustancia que no interviene en la reacción redox)
se obtienen por tanteo.
PAU
Química
66
6. Ajuste redox en medio básico
En medio básico los átomos de O que se ganan en la oxidación (o pierden en
la reducción) provienen de los OH - (en doble número), formándose o necesitándose
tantas moléculas de H 2O como átomos de oxígeno se ganen o pierdan,
respectivamente.
Ejemplo:
Cr2(SO4)3 + KClO3 + KOH ------- K2CrO4 + KCl + K2SO4 + H2O
+3+6-2 +1+5-2 +1-2+1 +1+6-2 +1-1 +1+6-2 +1-2
Cr2(SO4)3 + KClO3 + KOH  K2CrO4 + KCl + K2SO4 + H2O
Primera: Identificar los átomos que cambian su E.O.:
Moléculas o iones existentes en la disolución:







Cr2(SO4)3 ---- 2 Cr3+ + 3 SO42KOH -------- K+ + OHKClO3 ------ K+ +ClO3K2CrO4 ------ 2 K+ + CrO42KCl ------- K+ + ClK2SO4 ------ 2K+ + SO42H2O está sin disociar.
Segunda: Escribir semirreacciones con moléculas o iones que existan
realmente en disolución ajustando el n° de átomos:
Oxidación: Cr3+ + 8 OH- ---------- CrO42-+ 4 H2O + 3eLos 4 átomos de O que se precisan para formar el CrO 4- provienen de los OHexistentes en el medio básico. Se necesitan el doble, pues la mitad de estos van a
parar al H2O junto con todos los átomos de H.
Reducción: ClO3- + 3 H2O + 6e- --------- Cl- + 6 OH-.
Se precisan tantas moléculas de H2O como átomos de O se pierdan. Así
habrá el mismo n° de O e H.
Tercera: Ajustar el n° de electrones de forma que, al sumar las dos
semirreacciones, estos desaparezcan:
Oxidación: 2 x (Cr3+ + 8 OH- ---------- CrO42- + 4 H2O + 3e-)
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Química
67
Reducción: ClO3- + 3 H2O + 6e- ------- Cl- + 6 OHReacción global: 2 Cr3+ + 16 OH- + ClO3- + 3 H2O ---- 2 CrO42- + 8 H2O + Cl- + 6
OHEliminando 6 OH- de ambos miembros:
2 Cr3+ + 10 OH- + ClO3- ---- 2 CrO42- + 5 H2O + ClCuarta: Escribir la reacción química completa utilizando los coeficientes
hallados y añadiendo las moléculas o iones que no intervienen directamente en la
reacción redox:
1 Cr2(SO4)3 + 1 KClO3 + 10 KOH ------- 2 K2CrO4 + 1 KCl + 3 K2SO4 + 5 H2O
Las 3 moléculas de K 2SO4 (sustancia que no interviene en la reacción redox)
se obtienen por tanteo.
7. Potencial de reducción. Escala de potenciales
Si se introduce una barra de Zn en una disolución de CuSO 4 se producirá
espontáneamente la siguiente reacción:
El Zn se oxida (pierde electrones) y el Cu2+ se reduce (los gana).
Tipos de electrodos
Se llama electrodo a cada barra metálica sumergida en una disolución del
mismo metal. En una pila hay dos electrodos:


Ánodo: Se lleva a cabo la oxidación. En el ejemplo anterior sería el
electrodo de Zn.
Cátodo: Se lleva a cabo la reducción. En el ejemplo anterior sería el electrodo
de Cu.
Las pilas producen una diferencia de potencial (E pila) que puede considerarse
como la diferencia entre los potenciales de reducción de los dos electrodos que la
conforman:
Epila = Ecátodo - Eánodo
Cada pareja de sustancia oxidante-reductora tendrá una mayor o menor
tendencia a estar en su forma oxidada o reducida.
El que se encuentre en una u otra forma dependerá de la otra pareja de
sustancia oxidante-reductora.
PAU
Química
68
Algunos potenciales normales de reducción (25°C)
Sistema
Semirreacción
E° (V)
+
+
Li / Li
Li + 1 e  Li
-3,04
+
+
K /K
K +1e K
-2,92
2+
Ca2+ /Ca
Ca + 2 e  Ca
-2,87
+
+
Na / Na
Na + 1 e  Na
-2,71
2+
2+
Mg / Mg
Mg + 2 e  Mg
-2,37
3+
3+
Al / Al
A1 + 3 e  Al
-1,66
2+
2+
Mn / Mn
Mn + 2 e  Mn
-1,18
2+
2+
Zn / Zn
Zn + 2 e  Zn
-0,76
3+
Cr / Cr
Cr3+ + 3 e  Cr
-0,74
2+
Fe /Fe
Fe2+ + 2 e  Fe
-0,41
2+
2+
Cd / Cd
Cd + 2 e  Cd
-0,40
2+
2+
Ni / Ni
Ni + 2 e  Ni
-0,25
2+
2+
Sn / Sn
Sn +2 e  Sn
-0,14
2+
2+
Pb / Pb
Pb + 2 e  Pb
-0,13
+
+
H / H2
2 H + 2 e  H2
0,00
2+
2+
Cu / Cu
Cu + 2 e  Cu
0,34
I2 / I
I2 + 2 e  2 I
0,53
MnO4 / MnO2 MnO4 + 2 H2O + 3 e  MnO2 + 4 OH
0,53
2+
2+
Hg / Hg
Hg + 2 e  Hg
0,79
+
+
Ag / Ag
Ag +1 e  Ag
0,80
Br2 / Br
Br2 +2 e  2 Br
1,07
Cl2 / Cl
Cl2 + 2 e  2Cl
1,36
3+
3+
Au / Au
Au + 3 e  Au
1,50
2+
+
2+
MnO4 / Mn
MnO4 + 8 H + 5 e  Mn + 2 H2O
1,51
Nota: según se produzca el sentido de la semirreacción se tendrá en cuenta
el signo o será el contrario.
Nota: Una reacción redox es espontánea si Epila > 0.
EJERCICIOS
1. El permanganato de potasio en presencia de ácido sulfúrico transforma el
sulfato de hierro(II) en sulfato de hierro(III), formándose también sulfato de
potasio, sulfato de manganeso(II) y agua. Ajusta la reacción molecular.
Las semirreacciones iónicas son:
Oxidación: Fe2+  Fe3+ + 1ePAU
Química
69
Reducción: MnO4- + 8 H+ + 5 e-  Mn2+ + 4 H2O
Multiplicando la primera por 5 y sumando, nos da la reacción iónica.
5 Fe2+ + MnO4- + 8 H+  5 Fe3+ + Mn2+ + 4 H2O
Para convertirla en la reacción molecular le sumamos los coeficientes de la
reacción iónica:
5 FeSO4 + KMnO4 + 4 H2SO4  5/2 Fe2(SO4)3 + MnSO4 + 4 H2O
Recuerda:
Si tenemos que añadir 8 H+, pero en la reacción molecular tienes H 2, sólo
tendrás que poner como coeficiente 4.
Lo mismo ocurre con el hierro
5 FeSO4 + KMnO4 + 4 H2SO4  5/2 Fe2(SO4)3 + MnSO4 + 4 H2O + 1/2 K2SO4
+1/2 K2SO4 se obtiene por tanteo.
Multiplicando por 2 para suprimir los coeficientes fraccionarios:
10 FeSO4 + 2 KMnO4 + 8 H2SO4  5 Fe2(SO4)3 + 2 MnSO4 + 8 H2O + K2SO4
2. El ácido nítrico concentrado reacciona con el cobre para formar nitrato de
cobre(II), dióxido de nitrógeno y agua. Escribe la reacción ajustada.
Las semirreacciones iónicas son:
Oxidación: Cu  Cu2+ + 2eReducción: NO3- + 2 H+ + e-  NO2 + H2O
Multiplicando la segunda por 2 y sumando, nos da la reacción iónica.
Cu +2 NO3- + 4 H+  Cu2+ + 2 NO2 + 2 H2O
Recuerda:
Tienes 2 coeficientes para el mismo compuesto (ácido nítrico), deberás coger
el mayor asegurándote así el ajuste.
PAU
Química
70
Para convertirla en la reacción molecular.
4 HNO3 + Cu  Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O
Ajuste de reacciones en medio básico
Si al sumar las semiecuaciones y obtener la ecuación iónica se tienen iones
H+ en el segundo miembro (en los productos) significa que la reacción ocurre
en medio básico (sumando iones OH- en ambos miembros, los iones H+ del
segundo miembro forman moléculas de agua).
3. Se hace burbujear cloro gas por una disolución de hidróxido de sodio
formándose hipoclorito sódico; cloruro sódico y agua. Escribe y ajusta la
ecuación iónica y la ecuación molecular.
Cl2 + NaOH ------ NaClO + NaCl + H2O
En este caso, una misma sustancia (el gas cloro) se oxida y se reduce a la
vez.
Semirreacción de oxidación
Cl -------- ClO- + e- (ajustar el número de masa y carga).
Cl -------- 2 ClO- + 2eTodavía queda ajustar el número de oxígeno, añadiendo H 2O y también
H+
Cl2 + 2 H2O ------ 2ClO- + 4H+ + 2eSemirreacción de reducción
Cl2 + 2 e- ------------- Cl- (ya ajustada).
La ecuación iónica queda:
2 Cl2 + 2 H2O ------------ 2 ClO- + 2Cl- + 4H+
Podemos simplificar todo por 2
Cl2 + H2O ------------ ClO- +Cl-+ 2H+
Como quedan iones H+ en los productos, esto señala que estamos en medio
PAU
Química
71
básico. Añadiremos tantos grupos OH - a ambos lados como iones H +
tengamos para convertirlos en agua.
Cl2 + H2O + 2 OH- ------------ ClO- + Cl- + 2 H+ + 2 OH2 H+ + 2 OH- forman 2 H2O
Cl2 + H2O + 2 OH- ------------ ClO- + Cl- + 2 H2O
Simplificamos el agua, quedando la ecuación iónica.
Cl2 + 2 OH- ------------ ClO- + Cl- + H2O
Y la ecuación molecular:
Cl2 + 2 NaOH  NaClO + NaCl + H2O
4. El KMnO4 en presencia de H2SO4 es capaz de oxidar H2S a S elemental,
formándose MnSO4, K2SO4 y agua.
a. Indica el oxidante y el reductor.
b. Indica la especie que se oxida y la que se reduce.
c. Ajusta la reacción.
Las semirreacciones iónicas, ajustadas por el método del ion-electrón son:
oxidación: S2-  S + 2 ereducción: MnO4- + 8 H+ + 5 e-  Mn2+ + 4 H2O
Multiplicando la primera por 5 y la segunda por 2 y sumando, se obtiene la
reacción iónica ajustada:
5 S2- + 2 MnO4-+ 16 H+  5 S2- + 2 Mn2+ + 8 H2O
Para llegar a la ecuación molecular ajustada, sumamos en ambos miembros
los iones que faltan, con lo que queda:
5 H2S + 2 KMnO4 + 3 H2SO4  5 S + 2 MnSO4 + K2SO4 + 8 H2O
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