Universidad Tecnológica Nacional. Facultad Regional Delta. Sede

Universidad Tecnológica Nacional.
Facultad Regional Delta.
Sede Pilar.
Técnicatura Superior en Procesos
Industriales.
Profesor: Ing. Reartes, Raúl Alejandro.
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QUÍMICA I: Procesos Industriales
Objetivos de curso.
La adquisición de los conocimientos que les permita conocer la terminología de la
química, como así también la habilidad del manejo de la misma la que permita
realizar un análisis en los procesos que envuelve.
Desarrollar en el alumno capacidad para: analizar y relacionar fenómenos
químicos con hechos corrientes. Asociar ecuaciones químicas con cantidades de
materia. Interpretar el comportamiento de los diferentes estados de agregación de
la materia.
Analizar los equilibrios que pueden observarse en las reacciones químicas, sea
cinético, termodinámico y electroquímico.
Contenidos generales.

QUÍMICA- CONCEPTOS PRELIMINARES.

ESTADOS DE LA MATERIA.

SOLUCIONES O DISOLUCIONES.

TERMOQUÍMICA.

CINÉTICA QUÍMICA.

EQUILIBRIO QUÍMICO.

EQUILIBRIO EN SOLUCIÓN ÁCIDO-BASE.

OXIDACIÓN-REDUCCIÓN.

QUÍMICA INORGANICA.
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Contenidos específicos de la asignatura.
Unidad temática 1: QUÍMICA- CONCEPTOS PRELIMINARES.1.1.1.2.1.3.1.4.1.5.-
Introducción.
Materia y energía.
Átomos, moléculas e iones.
Sistema de unidades.
Moles y masas molares
Unidad temática 2: ESTADOS DE LA MATERIA.
2.1.-Estados de Agregación de la materia.
2.2.-Transformaciones físicas y químicas de la materia.
2.3.-Cambios de estado
2.4.-Sistemas Materiales- Clasificación.
2.5.-Tipos de reacciones químicas.
2.6.-Leyes gravimétricas de la química.
2.7.-Leyes de las combinaciones en volumen.
2.8.-Principio de Avogadro.
2.9.-Atomicidad.
2.10.-Átomo
2.11.-Molécula.
2.12.-Ecuación general de gases
Unidad temática 3: SOLUCIONES O DISOLUCIONES
3.1.3.2.3.3.3.4.3.5.-
Concepto generales.
Clasificación de los tipos de soluciones.
Soluciones no saturadas, saturas y sobresaturadas.
Formas de expesar la concentración.: Molaridad, Molalidad.
Solubilidad, factores que pueden afectar la solubilidad de las disoluciones
Unidad temática 4: TERMOQUÍMICA
4.1.- Sistemas, estados y funciones de estado.
4.2.- Primer principio de la Termodinámica.
4.3.- Energía interna y entalpía. Reacciones a volumen y a presión constante.
4.3.1-Relación entre ambas.
4.4.- Entalpía estándar de reacción.
4.4.1-Ecuaciones termoquímicas.
4.5.- Entalpía estándar de formación.
4.6.- Ley de Hess.
4.7.- Cálculo de las entalpías de reacción a partir de entalpias de formación.
4.8.- Energía o entalpía de enlace de enlace.
4.8.1-Cálculo de la energía de reacción a partir de entalpías de enlace aplicando la ley de Hess.
4.9.- Entropia.
4.9.1.-Segundo principio de la termodinámica.
4.9.2-Tercer principio de la termodinámica.
4.10.-Energía libre de Gibbs.
4.11.-Espontaneidad de las reacciones químicas. Influencia de la temperatura.
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Unidad temática 5: CINÉTICA QUÍMICA
5.1.- Velocidad de reacción.
5.2.- Expresión de la velocidad de una reacción química.
5.2.1.- Factores que afectan a la velocidad de una reacción.
5.3.- Ecuación y constante de velocidad.
5.3.1.- Orden de reacción. Forma de determinarlo.
5.4.- Mecanismos de reacción. Molecularidad.
5.5.- Teoría de las colisiones. Energía de activación (Ea).
5.6.- Factores de los que depende la velocidad de una reacción química:
5.6.1.- Estado físico y concentración de los reactivos.
5.6.2.- Temperatura (ecuación de Arrhenius).
5.6.3.- Catalizadores.
5.7.- Utilización de catalizadores en procesos de interés industrial y biológico.
Unidad temática 6: EQUILIBRIO QUÍMICO
6.1.- Concepto de equilibrio químico.
6.1.1.- Características. Aspecto dinámico de las reacciones químicas.
6.2.- Ley de acción de masas. La constante de equilibrio KC.
6.3.- Grado de disociación “”.
6.3.1.- Relación KC con el grado de disociación.
6.4.- KP. Relación con KC .
6.4.1.- Magnitud de las constantes de equilibrio.
6.5.- Cociente de reacción.
6.6.- Modificaciones del equilibrio.
6.6.1.- Concentración en reactivos y productos.
6.6.2.- Efecto de los cambios de presión, volumen y temperatura.
6.6.3.- Principio de Le Chatelier.
6.6.4.- Importancia en procesos industriales.
6.7.- Equilibrios heterogéneos. Producto de solubilidad.
UNIDAD TEMÁTICA 7: EQUILIBRIO EN SOLUCIÓN ÁCIDO-BASE
7.1.- Caractetísticas de ácidos y bases.
7.2.- Evolución histórica del concepto de ácido y base.
7.2.1.- Teoría de Arrhenius. Limitaciones.
7.2.2.- Teoría de Brönsted-Lowry.
7.2.3.- Teoría de Lewis
7.3.- Equilibrio de ionización del agua. Concepto de pH.
7.4.- Fuerza de ácidos y bases.
7.4.1.- Ácidos y bases conjugadas.
7.4.2.- Relación entre Ka y Kb.
7.4.3.- Cálculos de concentraciones en equilibrio, pH, constantes, grado de ionización.
7.5.- Reacciones de hidrólisis de sales (estudio cualitativo).
7.5.1.- Sales procedentes de ácido fuerte y base débil.
7.5.2.- Sales procedentes de ácido débil y base fuerte.
7.5.3.- Sales procedentes de ácido débil y base débil.
7.5.4.- Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte.
7.5.5.- Calculo de concentraciones y pH.
7.6.- Disoluciones amortiguadoras.
7.7.- Indicadores de ácido-base.
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Unidad temática 8: OXIDACIÓN-REDUCCIÓN
8.1.- Estado de oxidación.
8.2.- Concepto de oxidación y reducción.
8.2.1.- Oxidantes y reductores.
8.3.- Ajuste de ecuaciones redoxpor el método del ión-electrón. Estequiometría.
8.3.1.- Reacciones en medio ácido.
8.3.2.- Reacciones en medio básico.
8.4.- Valoraciones de oxidación-reducción.
8.5.- Pilas electroquímicas (células galvánicas).
8.5.1.- Tipos de electrodos.
8.5.2.- Pilas Daniell
8.5.3.- Pilas y baterías comerciales.
8.6.- Potenciales de reducción estándar. Escala de potenciales.
8.6.1.- Determinación del voltaje de una pila electroquímica.
8.6.2.- Electrodo de hidrógeno. Pilas con hidrógeno.
8.6.3.- Espontaneidad de los procesos redox.
8.7.- Electrólisis.
8.7.1.- Aplicaciones.
8.7.2.- Comparación de la polaridad de los electrodos en pilas y electrólisis.
8.7.3.- Ecuación de Faraday.
8.8.- Aplicaciones industriales de procesos redox:
8.8.1.- Electrólisis del cloruro de sodio.
8.8.2.- Siderurgia y obtención de metales.
8.8.3.- Corrosión.
8.8.4.- Protección catódica.
Unidad temática 9: QUÍMICA INORGANICA
9.1.- Estudio de los grupos de la tabla periódica:
9.1.1.- Alcalinos
9.1.2.- Alcalinotérreos.
9.1.3.- Térreos.
9.1.4.- Carbonoideos.
9.1.5.- Nitrogenoideos.
9.1.6.- Anfígenos.
9.1.7.- Halógenos.
9.2.- Estudio de los principales compuestos del hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y azufre:
9.2.1.- Hidruros..
9.2.2.- Óxidos.
9.2.3.- Ácidos.
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Criterio de evaluación.
A fin de poder realizar una evaluación que incluya cada una de las unidades
temáticas desarrolladas, se define un tipo de examen escrito del tipo mixto, en el
cual el alumno desarrollara temas teóricos, como así también la aplicación de la
práctica que conecte con la misma.
Durante el transcurso de este cuatrimestre se desarrollaran, como se ha fijado
nueve unidades temáticas, en las que se intercalado 2 exámenes parciales.
La aprobación de cada uno de los parciales permitirá a cada uno de los alumnos
obtener la condición de regularidad y pasar de este modo a la instancia de final
para la aprobación definitiva.
Bibliografía.
Debido a la integridad de la materia, el curso se desarrollara basado en el corpus
ideado para tal fin, en donde se encontrara la temática a tratar en la totalidad del
curso, el cual fue pensado incluyendo temas de las diferentes ramas de la
química: química general y química inorgánica.
El corpus se encuentra diseñado tomando las siguientes referencias
bibliográficas.
Chang R. Química. Editorial Mc Graw Hill. México.1992. Primera edición en español.
Mahan - Myers - Química Curso Universitario- Addison Wesley Iberoamericana
Whitten- Gailey- Química General- Mc. Graw Hill
Atkins- Jones – Principios de Química- Editorial Médica Panamericana
Atkins, Shriver Química Inorgánica. Ed.Reverté
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Unidad temática 1: Química- Conceptos preliminares.
Contenidos
1.1.1.2.1.3.1.4.1.5.1.6.-
Introducción.
Materia y energía.
Átomos, moléculas e iones.
Sistema de unidades.
Moles y masas molares
Formulas químicas.
1. Introducción
Se habla de reacción homogénea cuando tanto reactivos como productos se encuentran en el
mismo estado físico. En cambio, si entre las sustancias que intervienen en la reacción se
distinguen varias fases o estados físicos, hablaremos de reacciones heterogéneas.
La Química es la rama de la ciencia que estudia la materia y los cambios que ésta pueda tener.
Por materia se entiende algo que tiene masa y volumen, es decir, que ocupa espacio como por
ejemplo el agua, el aire, los metales, etc.
La química no sólo es ver cómo determinadas disoluciones cambian de color en un tubo de
ensayos cuando se le añade alguna sustancia. El interés por la química aparece desde el momento
en el que comprendemos que la vida, en el sentido más amplio de este concepto, se basa en la
química.
Fenómenos tales como el crecimiento de las plantas y el metabolismo, la reducción de la capa de
ozono, la acción de los fármacos, el funcionamiento de las pilas de combustible y la creación así
como las propiedades de nuevos materiales (polímeros conductores, nanomateriales, etc.) no
pueden entenderse sin los conocimientos y perspectivas suministradas por la química.
1.1. Las ramas de la química
QUÍMICA: Ciencia que estudia la composición y estructura de la materia, es decir, las
transformaciones de la materia y la energía. El estudio de la Química se divide en:
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2. La Química como ciencia experimental. El método científico
Se dijo anteriormente que la Química es una rama de la ciencia y como tal así debe ser
tratada. Por tanto para entenderla es necesario entender la ciencia como tal, de dónde
surge y cómo se trabaja con ella. Estas cuestiones quedan respondidas si se emplea el
método científico hasta sus últimas consecuencias. El método científico es el
procedimiento seguido para encontrar la explicación de un determinado hecho. Existen
muchas variantes pero en líneas generales, el método científico consta de los siguientes
pasos (Figura 1.1):
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3. Conceptos preliminares
3.1. Materia y energía
3.1.1. Materia
Materia es todo lo que nos rodea. El aire, el agua, nuestro cuerpo. Son propiedades comunes a
toda la materia tener masa y ocupar un lugar en el espacio. En química, una sustancia es una
forma de materia simple y pura. Por tanto, el agua y el hierro son sustancias distintas. Sin
embargo el aire, que también es materia está compuesta de varias sustancias, los gases,
hidrógeno, óxígeno, nitrógeno, vapor de agua, etc.
3.1.1.1.Cantidad de materia
Hemos dicho que la materia se caracteriza por tener masa y ocupar sitio. Pues bien, por
medio de cualquiera de estas dos propiedades podemos conocer la cantidad de materia:
por su masa o por su volumen.
La masa es una de las magnitudes fundamentales del Sistema Internacional de Unidades
(S.I.). Su unidad es el kilogramo (kg). El volumen es una magnitud derivada de la longitud.
Su unidad en el S.I. es el metro cúbico (m3).
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3.1.1.2.Propiedades de la materia
Ejemplos generales de propiedades, es decir aspectos que caracterizan a la materia son:
su olor, color, sabor, dureza, densidad, etc.
Las propiedades de la materia se pueden clasificar en función de su dependencia de la
cantidad de materia en:
a) Propiedades intensivas. Son las que no dependen de la cantidad de materia, como la densidad o
el índice de refracción. Por ejemplo, por mucho agua que tenga, su densidad siempre va a ser la
misma, aproximadamente 1 g·cm-3 en condiciones normales de trabajo en un laboratorio (25ºC de
temperatura y 1atmósfera de presión), al mismo tiempo su índice de refracción siempre es el
mismo (el ángulo con el que se desvía la luz al pasar del aire al agua es independiente de la
cantidad de agua).
b) Propiedades extensivas. Son las que dependen de la cantidad de materia. Por
ejemplo, la masa y el volumen.
Por otro lado, las propiedades de la materia se pueden agrupar en dos grandes
categorías:
a) Propiedades físicas. Son aquellas que presenta la materia sin que cambie su
naturaleza, es decir su constitución básica. Por ejemplo, el color, la
conductividad térmica o eléctrica, el punto de fusión, etc.
b) Propiedades químicas. Son las que se ponen de manifiesto cuando se producen
cambios en la naturaleza de la materia. Por ejemplo, cuando arde el butano o se
oxida el hierro. Tales propiedades son por ejemplo, la acidez, la basicidad,
carácter reductor, etc.
Además, la materia se puede presentar en diferentes formas denominadas estados de
agregación de la materia. Los más comunes son el sólido, el líquido y el gaseoso. Desde
un punto de vista fenomenológico (experimental), las características de estos tres
estados de agregación son las siguientes. El estado sólido se presenta con una forma y
volumen fijo, el líquido con un volumen fijo y una forma variable adaptándose a la del
recipiente que lo contiene y el gaseoso con una volumen y forma variables adaptándose
al del recipiente que lo contiene. Estas características se pueden explicar en función de
la disposición e interacción entre las unidades básicas que constituyen la materia en un
determinado estado de agregación.
3.1.1.3.Clasificación de la materia
a) Sustancias puras
Es así como se denomina a la materia cuando ésta presenta composición fija, no puede
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separarse en otras sustancias por medios físicos, y presentan una temperatura constante
durante el cambio de estado. Si la sustancia no fuera pura es que está formada por más
de una sustancia y estaríamos hablando de una mezcla con más de una temperatura de
cambio de estado o una temperatura variable a medida que se produce el cambio.
Las sustancias puras pueden ser:
b) Elementos
Son las sustancias puras más simples y no pueden descomponerse por ningún medio a
no ser que lo hagan de manera espontánea por ser elementos radiactivos.
c) Compuestos
Son sustancias compuestas por más de un elemento con composiciones fijas
características. En este caso sí pueden descomponerse en otros elementos por métodos
químicos y físicos.
d) Mezclas
Es materia constituida por más de una sustancia pura (componente), es decir por más de
un elemento o compuesto. Su composición es variable, es decir la cantidad relativa de
cada uno de los componentes puede cambiar. Pueden separarse por medios físicos y la
temperatura a la cual se produce el cambio de estado es variable o múltiple (cuando
cada componente cambia de estado de manera independiente).
e) Fase
En una determinada muestra de materia, pura o no, una fase se define como una región de
la misma en la que todas las propiedades químicas y físicas son uniformemente las mismas. No
debe confundirse entre fase y estado de agregación, pues distintas fases
pueden estar en un mismo estado de agregación, sus definiciones no coinciden.
f) Mezcla homogénea
También se denomina disolución. Es una mezcla con una única fase
g) Mezcla heterogénea
Es una mezcla que posee dos o más fases
3.1.1.4.Purificación e identificación de sustancias
Las sustancias diferentes se distinguen por sus propiedades intensivas. Esto quiere decir
que se puede identificar una o varias sustancias que componen un muestra mediante el
registro de su color, su densidad, su punto de fusión, su punto de ebullición y por sus
estados de agregación en unas condiciones determinadas de presión y temperatura.
En general, para identificar sustancias es necesario un proceso básico previo que
consiste en purificar la sustancia a identificar, es decir, separarla de otras con las que
podría estar mezclada.
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Siempre que la mezcla esté formada por una sustancia volátil (que pasa fácilmente al
estado gaseoso) y otra que no lo sea, es fácil separarlas por sublimación si es una
mezcla sólida o destilación (evaporación preferencial de uno de los componentes y su
posterior condensación) si es una mezcla líquida. Cuando se trata de mezcla de
sustancias volátiles, el procedimiento no es tan sencillo. Habría que repetir el proceso de
destilación muchas veces, utilizando cada vez el producto destilado anteriormente, a
este proceso se le denomina destilación fraccionada.
Es posible que los componentes de la mezcla no sean volátiles de manera que será
necesario buscar otros métodos para conseguir realizar la separación buscada. En este
caso en general se busca una propiedad física que los diferencie de manera clara. Por
ejemplo, su solubilidad (grado en el que uno de los componentes de la mezcla inicial se
disuelve, se mezcla homogéneamente para dar una disolución) en un determinado
disolvente. Al no ser solubles otros componentes, estos se pueden separar por un simple
proceso de filtración.
Otro procedimiento para purificar sustancias es la cristalización, disolución de sustancia
y posterior ordenación de sus unidades constituyentes durante el proceso de evaporación
del disolvente. Se puede purificar más el producto volviendo a disolver el producto de
cristalización y cristalizar otra vez (recristalización).
Hay muchos otros métodos para purificar sustancias, como la cromatografía, la
electroforesis, etc.
Para identificar una sustancia, se pueden seguir dos caminos
a) El análisis. A veces consiste en la descomposición de la sustancia en sus
constituyentes para saber cuáles son y en qué proporción la integran. El análisis
químico utiliza procedimientos físicos y químicos para la identificación de las
sustancias.
En la identificación de un producto desempeñan un papel importante sus
propiedades físcas (color, olor, densidad, etc.). Un dato de gran valor es el punto
de fusión si es un sólido o el de congelación o de ebullición si es un líquido,
pues todas las sustancias puras funden, hierven o se congelan a una temperatura
determinada.
Otros procedimientos fisicoquímicos más modernos permiten identificar
sustancias puras. Por ejemplo, la absorción Ultravioleta, UV, o infrarroja, IR.
b) Síntesis. Por ejemplo, si queremos confirmar que el cloruro de hidrógeno es una
sustancia que contiene cloro e hidrógeno, haremos reaccionar ambos elementos
puros y compararemos la sustancia formada con el cloruro de hidrógeno, HCl,
para ver si sus propiedades son idénticas.
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3.1.2. Energía
La energía es la capacidad de hacer trabajo. Se realiza trabajo si un objeto se mueve
contra una fuerza que se le opone.
La energía mecánica es la energía poseída por un objeto debido, ya sea a su
movimiento, energía cinética (Ek), o a su posición, energía potencial (Ep). Por tanto, la
energía total de dicho objeto será la suma de las dos.
ET = Ek + Ep
La unidad del sistema internacional, SI, para la energía es el Joule (J) y
1 J = 1 kg·m2·s-2
La energía cinética, Ek, es la energía que posee un cuerpo debido a su movimiento. Para
un cuerpo de masa m que se mueve a una velocidad v, la energía cinéticas es
La energía potencial de un objeto, Ep, es la energía que éste posee a causa de su
posición en un campo de fuerzas, por tanto su expresión dependerá de la naturaleza de
las fuerzas que el objeto experimenta. Por ejemplo, la energía potencial gravitatoria se
asocia a la energía que posee una partícula en un campo gravitatorio, mientras que la
energía electrostática se asocia a la que posee una partícula cargada en un campo
electrostático.
Un cuerpo de masa m a una altura h sobre la superficie de la tierra tiene una energía
potencial gravitatoria
Ep = m*g*h
Donde g es el valor de g, la aceleración de la gravedad, que se suele tomar como un
valor constante e igual a 9.81 m·s-2.
La energía potencial electrostática, es decir, la debida a atracciones y repulsiones entre
partículas cargadas es de gran importancia en química, que estudia electrones, núcleos
atómicos e iones, todos cargados. La energía potencial electrostática de una partícula de
carga q1 a una distancia r de otra partícula de carga q2 es proporcional a las dos cargas e
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inversamente proporcional a la distancia que las separa
Esta expresión se aplica cuando las cargas están en el vacío, siendo
fundamental denominada “permitividad del vacío” cuyo valor es
una constante
8.854 10-12 J-1·C2·m-1
Otro tipo de energía es la denominada energía electromagnética que es la energía de un
campo electromagnético, en concreto la transportada por una radiación electromagnética
(la luz visible/ultravioleta, ondas radio, etc.).
Una característica muy importante de la energía es que la contenida en el universo se
mantiene constante, es decir no se puede crear ni destruir aunque sí se puede
transformar un tipo de energía en otro.
3.1.3. Calor y temperatura
La diferencia entre calor y temperatura suele entenderse mal, pero es muy importante.
Calor o energía calorífica es la energía que se transfiere directamente de un objeto a
otro. Esta energía no se encuentra en forma de calor antes o después de la transferencia,
sino durante la transferencia. El calor es la energía en tránsito. Así, después de que una
cantidad de energía calorífica se ha transferido a un objeto no se dirá que el objeto
“contiene más calor”. En tal caso la energía aumentada no deberá llamarse calor.
Evidentemente, la energía total del objeto debe aumentar de alguna manera. Esto puede
suceder de tres modos: o aumentan las energías cinéticas de las partículas internas, o
aumentan las energías potenciales, o ambas simultáneamente.
Cuando se producen reacciones químicas se suministran o absorben diferentes
cantidades de calor. Las cantidades dependen de la reacción y de las cantidades de las
sustancias que intervienen. Una reacción que libera calor se dice que es exotérmica y
una que lo absorbe endotérmica.
La temperatura de un objeto mide la energía cinética promedio de las partículas que
componen un objeto. Cuando se adiciona calor a un objeto, sus partículas (átomos,
moléculas o iones) se mueven más rápidamente en promedio, aumentando así su energía
cinética. Se observa este aumento como un aumento de la temperatura. Lo que realmente acontece si
dos objetos con temperaturas diferentes se ponen en contacto y la del más caliente decrece y la del
más frío aumenta es que el objeto más caliente pierde energía calorífica hacia el más frío.
Algunas veces al añadir calor a un objeto, no hay aumento de temperatura. Esto significa que la
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energía cinética promedio no está aumentando sino que lo hace la energía potencial promedio. Esto
acontece cuando una sustancia sufre un cambio de estado.
3.2. Átomos, moléculas e iones
i) átomos
La primera teoría atómica fue propuesta por J. Dalton en 1805 basándose en medidas de
las masas de elementos separados y combinados. Hoy en día es posible visualizar
átomos con técnicas sofisticadas como por ejemplo la Microscopía de Efecto Túnel
(Scanning Tunneling Microscopy, STM).
Dalton postuló que los átomos eran indivisibles y, desde su punto de vista llevaba razón.
En efecto, él necesitó introducir el concepto de átomo para explicar las reacciones
químicas y sus leyes y precisamente en estas reacciones los átomos no se dividen. Pero
hay una serie de hechos experimentales que demuestran que el átomo es algo complejo,
que está constituido por partículas más pequeñas. Tales hechos experimentales son la
electrolisis, la descarga en gases y la radiactividad. A partir de dichos experimentos se
demostró la existencia de los electrones, partículas cargadas negativamente, los
protones, partículas cargadas positivamente y los neutrones sin carga. Por otro lado,
mediante espectrometría de masas se descubrió la existencia de átomos de un mismo
elemento con diferente masa de ahí que fuera necesario para un mismo elemento hacer
la distinción entre lo que se denominaron isótopos. Los isótopos de un elemento son
distintos átomos de un mismo elemento que se poseyendo el mismo número de protones
y electrones se diferencian en el número de neutrones de ahí que posean diferente masa.
Debido a lo anterior fue necesario distinguirlos mediante el empleo de símbolos que
denotan un determinado elemento junto con unos números que designen el número de
protones y neutrones en el átomo. Así se define el número atómico Z como el número
de protones que posee un determinado átomo de un elemento, mientras que el número
másico A es la suma del número de protones y el de neutrones. De esta manera un
isótopo se designará con un símbolo identificativo del elemento y el número atómico en
la parte inferior izquierda del símbolo y el número másico en la parte superior izquierda.
Por ejemplo, se sabe de la existencia de tres isótopos de carbono que se designarían por:
con 6, 7 y 8 neutrones respectivamente.
Se puede determinar la masa de cada átomo de un elemento. Tal masa podría expresarse
en kg pero, por una parte esto resultaría incómodo (números muy pequeños) y, por otro,
al físico o al químico lo que le interesa es conocer las masas relativas de los átomos para
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compararlas entre sí.
Desde 1961 se toma como patrón de masas atómicas la del isótopo estable más ligero y
abundante del carbono
y al que, por convenio, se le asigna el valor
de 12.0000. La unidad atómica de masas, u.m.a., es por definición, un doceavo de la
masa del isótopo de carbono doce.
ii) Elementos. Los símbolos de los elementos y la tabla periódica
Un elemento es una sustancia constituida por átomos que poseen las mismas
propiedades químicas. Un átomo es la partícula más pequeña de un elemento que posee
las propiedades químicas del elemento.
Los nombres de los elementos tienen múltiples procedencias. Por supuesto, por la
persona que lo descubrió, lugar de procedencia, etc.
Los elementos se representan mediante un símbolo químico que es una abreviatura del
nombre del elemento. Algunos están formados por la primera letra y otros por la
primera y la segunda.
Los elementos se suelen colocar en un orden especial en lo que se llama la tabla
periódica (Figura 2). La localización de un elemento en la tabla periódica puede ser una
guía excelente para conocer sus propiedades y el tipo de compuestos que dicho
elemento puede formar.
Figura 2.- La tabla periódica
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ii) Compuestos
Un compuesto es una sustancia que contiene átomos de dos o más elementos en una
relación definida. Los diferentes elementos en un compuesto no están mezclados sino
que sus átomos están unidos, mediante lo que denominamos enlace, de alguna manera
específica. Por ahora, diremos que existen dos tipos de compuestos: moléculas e iones.
Las moléculas son compuestos formados por un grupo de átomos enlazados que dan
lugar a una sustancia eléctricamente neutra.
Los iones son compuestos formados por un grupo de átomos enlazados que dan lugar a
una sustancia eléctricamente cargada (positiva o negativamente). Es cierto que existen
otros tipos de iones que no están formados por átomos enlazados (iones monoatómicos)
pero a estos no nos estamos refiriendo en estos momentos.
Los compuestos se pueden representar a partir de las fórmulas moleculares o iónicas
que muestran el número relativo de átomos de cada elemento en un compuesto en
términos de símbolos químicos de los elementos. Si la fórmula muestra simplemente el
número relativo de átomos nos referimos a la fórmula empírica que es la que se puede
obtener a partir de datos experimentales. Si la fórmula muestra la relación final total de
átomos en el compuesto nos referimos a la fórmula molecular o iónica.
4. Medidas y Unidades
Es de todos bien sabido que para poder llevar a cabo el método científico en primer
lugar es necesario observar y de esa observación recopilar los datos asociados a dicha
observación, a este proceso lo denominamos medida. Lo que se mide es algo que puede
tener un valor alto o bajo de ahí que hablemos de magnitudes. De todas formas si a la
medida de una magnitud que irá asociada a un número no la acompañamos de algo que
identifique la magnitud será imposible saber por el resto que no realizaron la medida
que es lo que se midió en realidad. A ese algo que identifica a la magnitud se le
denomina unidad.
Las magnitudes más empleadas por los químicos son la masa, m, el volumen, V y la
temperatura, T.
La masa de una muestra es la cantidad de materia que contiene. El volumen es la
cantidad de espacio que ocupa y la temperatura indica lo caliente o frío que está.
4.1. Sistema Internacional de Unidades (S.I.)
La medida cuantitativa de una propiedad se realiza por comparación con la medida de la
misma propiedad con una unidad patrón. Siete son las unidades básicas que constituyen
el fundamento del S.I. éstas aparecen reflejadas en la tabla 1.
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4.1.1. Unidades derivadas
Las unidades derivadas son las unidades que le corresponden a magnitudes que
provienen de la combinación (multiplicación, división) de otras cuyas unidades son
básicas. Ejemplos de estas magnitudes son el volumen, la fuerza, la energía, la presión,
la potencia, etc.
El Newton (N), por ejemplo, es la unidad del S.I. de la fuerza. La fuerza es una
influencia que modifica el estado de movimiento de un objeto. De acuerdo con la
segunda ley de Newton, cuando un objeto experimenta una fuerza éste es acelerado. La
aceleración, a, de un objeto, el cambio de velocidad en el tiempo es proporcional a la
fuerza que éste experimenta, según
Masa ´ aceleración = fuerza, o m ´ a = F (5)
Por tanto 1 Newton es la fuerza necesaria para acelerar una masa de 1 kilogramo, 1
metro por segundo en cada segundo
La unidad del S.I. de la energía es el Joule (J). Se define como la energía gastada (o el
trabajo realizado) cuando una fuerza de 1 Newton mueve un objeto de 1 kilogramo de
masa 1 metro de longitud, en la dirección en la que se aplica la fuerza. Así,
A parte de lo anterior, a veces los datos recogidos son o muy altos o muy bajos respecto
de la unidad correspondiente de ahí que por facilitar la tarea de expresar los resultados
se recurra a la utilización de múltiplos o submúltiplos de las unidades. En la tabla 2
aparecen los múltiplos y submúltiplos de las unidades métricas.
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La unidad derivada del S.I. de la presión es el Pascal (Pa), definida como 1 Newton de
fuerza por metro cuadrado de área, es decir
pero los químicos suelen emplear la atmósfera estándar (atm) y el milímetro de
mercurio (mmHg) como unidades de presión.
La temperatura en química suele venir dada en la escala Celsius. En esta escala, el agua
congela a valor cero, es decir cero grados Celsius o OºC, mientras que ebulle a 100ºC.
No obstante existen otras escalas para las que las unidades de la temperatura son
diferentes, veamos cuál es la relación entre ellas.
En la escala Fahrenheit el agua congela a 32ºF y ebulle a 212ºF. Se puede convertir una
temperatura de una escala en la otra sin más que utilizar la relación:
ºF = 1.8 (T en ºC) + 32 (ºC)
La escala más importante es la que se basa en el S.I., llamada Kelvin. El punto cero en
esta escala es el llamado cero absoluto de temperaturas, la temperatura más baja
teóricamente alcanzable. El segundo punto fijo en esta escala es la temperatura la cual
pueden coexistir indefinidamente el agua en estado sólido, líquido y gaseoso. A esta
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temperatura, llamada temperatura del punto triple del agua, se le asignó el valor de
273.1600 K. La escala Kelvin es una de las diferentes escalas llamadas escalas
absolutas, debido al empleo del acero absoluto como punto fijo.
ºC = K – 273.1600
En cuanto a la energía, para muchos químicos el Joule es menos útil que su homólogo
mayor, el kilojoule (kJ). Una unidad común de energía es la caloría (cal) cuya
equivalencia con el Joule es tal que
1 cal <> 4.18 J
5. Moles y Masas molares
i) El mol
Según la definición de masa atómica, puede comprobarse que en 12.0000 g del isótopo
12 del carbono, en 1.00797 g de hidrógeno natural y en 15.9997 g de oxígeno natural,
hay el mismo número de átomos.
Se llama número de Avogadro, Nav, a un número igual al de los átomos existentes en 12
gramos, exactamente, del isótopo doce del carbono y su valor es 6.0221 x 1023.
Por definición, un mol de sustancia equivale a Nav (número de avogadro) partículas de
dicha sustancia.
ii) La masa molar
La masa molar de un elemento es la masa por mol de átomos de dicho elemento. En el
caso de un compuesto es la masa por mol de moléculas o iones de dicho compuesto.
iii) Volumen molar
Es el volumen ocupado por mol de cual quier sustancia gaseosa o líquida. En concreto
Un mol de cualquier gas (considerado ideal) a 0ºC y a la presión de 760 mmHg ocupa
22.4 litros.
5.1. Determinación de las fórmulas químicas
Para determinar la fórmula empírica de un compuesto, se comienza midiendo la masa de
cada elemento presente en una muestra. El resultado se expresa en general como
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composición porcentual de la masa, es decir la masa de cada elemento expresada como
tanto por ciento de la masa total del compuesto:
Posteriormente, se determina para una determinada cantidad de muestra (podrían ser
100 g) el número de moles de cada uno de los átomos que forman parte del compuesto.
Para eso lo único que hay que hacer es dividir la masa de cada elemento por la masa de
un mol de dicho elemento (su masa atómica).
Una vez que se ha calculado el número de moles de cada elemento en una masa
determinada de muestra, se calcula la cantidad relativa de moles de cada uno de los
elementos del compuesto. Para ello se selecciona el cálculo más sencillo que permita
obtener número enteros. De esta manera de todos los elementos se toma el valor del
menor número de moles y se divide por el número de moles de cada elemento.
Obteniéndose en cada caso el número de moles relativo de cada elemento respecto de
aquél que posee menor número de moles. Por último, la fórmula se representa
escribiendo los símbolos de los elementos que componen el compuesto y en cada uno
de ellos en su parte inferior derecha se coloca el valor relativo de moles obtenido en
cada caso.
La manera más sencilla de explicar cómo se realiza la determinación de una fórmula
empírica es a través de un ejemplo.
Un laboratorio de análisis de vitamina C mostró que su composición porcentual en masa
es de: 40.9% de C; 4.57% de H y 54.5% de O. ¿Cuál es su fórmula empírica?
i) determinación de la cantidad en moles de cada elemento presente en 100 g de
muestra.
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sabemos que el número de átomos es directamente proporcional al número de moles de
cada elemento, por tanto la cantidad relativa en átomos de cada elemento se puede
obtener dividiendo el número de moles de cada elemento por el menor número de moles
obtenido para los elementos en cuestión, en este caso 3.41. Por tanto:
C : H : O = 3.41 : 4.53 : 3.41 = 1 : 1.33 : 1
Expresándolo mediante el menor número entero de átomos (en este caso multiplicando
por tres) tenemos el menor número entero relativos de átomos.
C:H:O=3:4:3
Muchas veces se necesita saber la fórmula molecular de un compuesto que muestra el
número real de átomos de cada elemento presente en una molécula, para ello es
necesario conocer la masa molar del compuesto y su fórmula empírica.
La masa molar de un compuesto es la masa por mol de moléculas de un determinado
compuesto. Es decir la suma de las masas atómicas de los elementos que componen el
compuesto multiplicado en cada caso por el de átomos correspondiente. Así, la masa
molar del agua, cuya fórmula molecular es H2O, sería:
Masa molar del H2O = 2·(masa atómica del H) + masa atómica del O
Masa molar del H2O = 2·1.008 + 16.00 = 18.02
Determinación de una fórmula molecular a partir de una fórmula empírica
Lo único que es necesario es calcular la masa asociada a la fórmula empírica y obtener
el cociente entre ésta y la masa molecular que se debe suministrar como dato. El valor
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del cociente nos indicará el número por el cual hay que dividir o multiplicar el número
de átomos de cada elemento de tal manera que la masa asociada a la nueva fórmula
coincida con la masa molecular. De nuevo, la mejor manera de entender lo anterior es a
través de un ejemplo:
La espectrometría de masas muestra que la masa molar del etanol es 46.07. Por otro
lado se determinó que la fórmula empírica de este compuesto era C2H6O.
La masa asociada a dicha fórmula empírica es:
Masa molar de C2H6O = [2·M(C) + 6·M(H) + M(O)] = (2·12.01 + 6·1.008 + 16.00) = 46.07
En este caso la fórmula empírica y la molecular coinciden.
6. Ecuaciones químicas
Una ecuación química es la manera de expresar lo que ocurre en una reacción química.
Es decir que unos reactivos de alguna manera se transforman en unos productos. Para
ello en la parte de la izquierda de la ecuación se escribe en forma de suma y mediante la
utilización de símbolos las fórmulas asociadas a los compuestos o elementos que
forman parte de los reactivos, después se escribe una flecha con sentido derecho
indicando el sentido de la reacción (dos flechas en sentidos opuestos indican la
presencia de un equilibrio químico) y por último en forma de suma se escriben los
productos. Por otro lado se debe escribir también el estado en el que se encuentran tanto
los reactivos como los productos; si es un gas, líquido, sólido o disolución acuosa se
indicará por (g), (l), (s) o (ac) respectivamente. Por ejemplo, la reacción de hidrógeno
con oxígeno para dar agua se expresaría mediante su ecuación química de la forma
siguiente:
H2 (g) + O2 (g)  H2O(l)
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Por tanto una ecuación química es un expresión que muestra las fórmulas de los
reactivos y los productos.
Para que la ecuación esté completa es necesario que esté ajustada, es decir que se
cumpla la ley de conservación de la masa en las reacciones químicas. No es posible que
la masa de reactivos sea diferente a la de productos. En caso de que estas masas no
coincidan será necesario realizar un ajuste de la reacción. Para ello se añadirán los
números (coeficientes estequiométricos) necesarios delante de las fórmulas de los
reactivos y los productos que indicarán la proporción de ellos y que permitan finalmente
ajustar la masa a ambos lados de la ecuación. Así en el caso de la ecuación química
anterior será necesario poner un 2 delante de la molécula de hidrógeno y de la del agua
indicando que 2 moléculas (o moles) de hidrógeno reaccionan con una molécula (o mol)
de oxígeno para dar dos moléculas (o moles) de agua.
2 H2 (g) + O2 (g)  2 H2O(l)
Por tanto una ecuación química está ajustada cuando el mismo número de átomos de
cada elemento aparece a ambos lados de la flecha en la ecuación química.
7. Estequiometría
La interpretación cuantitativa de las reacciones químicas es la parte de la química
denominada estequiometría. Como vimos anteriormente en una ecuación química el
coeficiente estequiométrico nos indica la cantidad relativa (número de moles) de la
sustancia que reacciona o es producida. Entonces, los coeficientes estequiométricos de
la ecuación química anterior indican de manera resumida que:
2 mol H2 <> 1 mol O2; 2 mol H2 <> 2 mol H2O y que 1 mol O2 <> 2 mol H2O
El signo <> significa “químicamente equivalente a” y a estas expresiones se las
denomina relaciones estequiométricas.
La estequiometría tiene importantes aplicaciones prácticas, como predecir qué cantidad
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de producto puede formarse en una reacción. Por ejemplo para determinar la masa de unproducto
que puede formarse a partir de una masa conocida de reactivo, primero se
convierten los gramos de reactivo en moles (nº moles = masa de reactivo/masa molar),
después a partir de la correspondiente relación estequiométrica se determina el número
de moles de producto y por último se convierten los moles de producto en gramos (masa
de producto = nº moles de producto ´ masa molar de producto).
Supongamos que disponemos de 20 gramos de hidrógeno y queremos calcular i) la
masa de oxígeno necesaria para que todo el hidrógeno reaccione para dar agua y ii) la
masa de agua obtenida en dicha reacción.
i) En primer lugar calculamos el nº de moles de H2 en 20 g. Como la masa molar del H2
es 2, entoces:
Las relaciones estequiométricas nos dicen que:
2 mol H2 <> 1 mol O2; 2 mol H2 <> 2 mol H2O y que 1 mol O2 <> 2 mol H2O
Por lo que
nº mol de oxígeno = n(O2) = (1/2)·mol de H2 = 10/2 = 5 mol
masa de O2 = m(O2) = n(O2) ´ M(O2) = 5 (mol) ´ 32 (g·mol-1) = 160 g
ii) Por último, como se consumen el mismo número de moles de H2 que los que se
producen de H2O, el número total de moles de agua producidos serán 10 y la masa será:
masa de H2O = m(H2O) = n(H2O) ´ M(H2O) = 10 (mol) ´ 18 (g·mol-1) = 180 g
7.1. Reactivos limitantes
Los cálculos estequiométricos realizados anteriormente corresponden a reacciones
ideales donde todos los reactivos se consumen para dar productos. Sin embargo, en
muchas ocasiones esto no ocurre así, consumiéndose algún reactivo de manera parcial
debido a la existencia de alguna otra reacción competitiva, porque la reacción no se
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haya completado cuando se realizaron las mediciones o simplemente porque la reacción
no se completa al llegarse a una situación de equilibrio en la que los reactivos
desaparecen para dar productos a una velocidad igual a la que los productos
desaparecen para dar los reactivos.
Se define el rendimiento teórico de una reacción como la máxima cantidad (masa o
volumen) de producto que puede obtenerse a partir de una cantidad de reactivo. El
rendimiento porcentual es la fracción del rendimiento teórico realmente producida,
expresada como porcentaje:
Un reactivo limitante en una reacción es el que determina el máximo rendimiento de
producto. Para decidir cuál de los reactivos es el limitante, se compara el número de
moles de cada reactivo suministrado con los coeficientes estequiométricos. Por ejemplo,
supóngase que se encuentra disponible 3 moles de H2 pero solamente un mol de O2.
Debido a que esta cantidad de oxígeno es menor que la requerida por la reacción
estequiométrica, el oxígeno sería el reactivo limitante. Una vez identificado el reactivo
limitante, se puede calcular la cantidad de producto que puede formarse. También se
puede calcular la cantidad de reactivo en exceso que queda al final de la reacción.
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Ejercitación- QUÍMICA- CONCEPTOS PRELIMINARES.
1- Calcular el peso molecular del H2SO4 con la mayor exactitud posible a partir de los siguientes
pesos atómicos: MS=32.06 MO=15.9994 MH=1.0080.
98.08 g/mol
2- ¿Cuántos : a) moles de Cl2 hay en 7.1 g de Cl2(g), b) moles de CaCO3 hay en 10g de CaCO3: c)
átomos hay en 2 moles de Fe; d) átomos hay en 0.44g de CO2?.
a) 0.10 mol; b) 0.10 mol; c) 12.04 x1023 átomos; d) 6.02 x1022 átomos
3- Se tienen los siguientes conjuntos: a) 50 g de Zn, b) 2 moles de Ne, c) 12·1021 átomos de Ag.
¿Cuál tiene mayor masa y cuál mayor número de átomos?
masa: Zn > Ne > Ag
moles: Ne > Zn > Ag
átomos: Ne > Zn > Ag
4. ¿Cuántos: a) gramos de H2S, b) moles de H y S, c) gramos de H y S, d) moléculas de H2S, e)
átomos de H y S, contienen 0,400 moles de H2S?
a) 13.632 g; b) 0.400 moles de H2; c) 12.826 g de S y 0.806 g de H;
d) 2.41 x1023 moléculas de H2; e) 4.82 x1023 at de H y 2.41 x1022 at de S
5. ¿Cuántos moles representan: a) 9,54 g de SO2, b) 85,16 g de NH3, c) 25,02 g de TiS1,85?
a) 0.1489 mol; b) 5.000 mol; c) 0.233 mol
6- Siendo el peso atómico del hidrógeno 1 ¿cuál de las siguientes cantidades equivalen a 2 g de
hidrógeno? a) 5,8 1023 átomos de H; b) 6,023 1023 átomos de H; c) 6 1022 moléculas de H; d) 2
moles de átomos de H.
Sólo la (d)
7- Si una muestra de gas ideal que está a 750 Torr y 10 ºC, cambia su temperatura a -30 ºC a
volumen constante ¿cuál será su presión final en Torr, atmósferas, mm de Hg.?.
617 mmHg; 0.813 atm.
8- Calcular la composición centesimal del C2O4Ag2. El análisis de una determinada sustancia ha
llevado a los siguientes porcentajes: 7,91 de C; 21,07 de O y 71,02 de Ag. ¿Cuál será su fórmula
empírica y molecular si su peso molecular es 303,76 g/mol? M(O)=16,0 g/mol; M(Ag)=107,87
g/mol.
71.03% de Ag; 7.90% de C; 21.07% de O
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8- El análisis elemental mostró que un compuesto orgánico contenía C, H, N y O como sus únicos
elementos constituyentes. Se quemó completamente una muestra de 1,279 g y se obtuvieron 1,60
g CO2 y 0,77 g de H2O. Por otro lado, otra muestra de 1,625 g del mismo compuesto contenía
0,216 g de N. ¿Cuál es la fórmula empírica del compuesto?.
(C3H7O3N)n
9- Se quiere oxidar H2O2 con MnO4- en disolución ácida para formar O2 y Mn2+ ¿Cuántos g de
O2 pueden obtenerse con 1,50 mmoles de MnO4- y 1,50 mg de H2O2? 2MnO4- + 5H2O2 + 6H+ Û
2Mn2+ + 8H2O +5 O2
1.41 x10-3 g
10- Haciendo reaccionar a temperatura ambiente N2F4 y S2O6F2 se obtiene un gas de
composición 9,48% N, 20,9% S, 38,0% F. Sabiendo que su peso molecular es 150,8 g mol-1
averiguar su fórmula empírica.
NSF3O3
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Unidad temática 2: Estados de la materia.
Contenidos
2.1.-Estados de Agregación de la materia.
2.2.-Transformaciones físicas y químicas de la materia.
2.3.-Cambios de estado
2.4.-Sistemas Materiales- Clasificación.
2.5.-Tipos de reacciones químicas.
2.6.-Leyes gravimétricas de la química.
2.7.-Leyes de las combinaciones en volumen.
2.8.-Principio de Avogadro.
2.9.-Atomicidad.
2.10.-Átomo
2.11.-Molécula.
2.12.-Ecuación general de gases
ESTADOS DE AGREGACION DE LA MATERIA:
Existen cinco estados de agregación de la materia (sólido, líquido, gaseoso, plasma y superfluído)
con las siguientes características:
A]- SÓLIDO:




Poseen forma y volumen propios,
Poseen sus moléculas en ordenación regular (estructura cristalina),
Son incompresibles,
Predominan las fuerzas de atracción intermolecular sobre las de repulsión.
B]- LÍQUIDO:






Poseen volumen propio,
No poseen forma propia sino que adoptan la forma del recipiente que los contiene,
Sus moléculas no se hallan en ordenación regular,
Son difícilmente compresibles,
Las fuerzas de atracción intermoleculares equilibran a las de repulsión,
Poseen superficie libre plana y horizontal.
C]- GASEOSO:





no poseen forma ni volumen propios, adoptan las del recipiente que los contiene,
poseen mucha movilidad molecular,
son fácilmente compresibles,
no poseen superficie libre,
las fuerzas de repulsión intermoleculares predominan sobre las de atracción.
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El cuarto estado de agregación se denomina plasma y consiste en un gas en estado ionizado, con
características similares a un gas, pero más denso.
El quinto estado de agregación se denomina superfluído y consiste en un líquido obtenido en
laboratorio pero que se comporta de una manera muy particular: tiende a escaparse trepando por
las paredes del recipiente que lo contiene.
CAMBIOS DE ESTADO:
Los cambios de estado son transformaciones físicas en las cuales la materia cambia de estado de
agregación, mediante una transferencia o intercambio de energía (calor). Durante dichas
transformaciones, la temperatura del sistema permanece constante, denominándose Punto de
Fusión, Punto de Ebullición, etc.
A los cambios de estado que se producen por absorción de calor se los denomina cambios
progresivos. A los que se producen con desprendimiento de calor se los denomina regresivos.
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CAMBIOS DE ESTADO DE LA MATERIA
Los cambios de estado son cambios físicos ya que cambia el estado físico de la sustancia. Mientras
dura el cambio de estado la temperatura permanece constante.
Sólido


Fusión
Solidificación


Líquido
Sólido


Volatilización
Sublimación


Gas
Sólido


Volatilización
Sublimación


Vapor
Líquido


Gasificación
Licuación


Gas
Líquido


Vaporización
Condensación


Vapor
Fusión: pasaje de estado sólido a estado liquido. Por ejemplo el hielo (agua sólida).
Solidificación: pasaje de estado liquido a estado sólido.
Vaporización: pasaje de estado liquido a estado de vapor. Por ejemplo el agua líquida, cloroformo,
éter.
Condensación: pasaje de estado de vapor a estado liquido.
Gasificación: pasaje de estado liquido a estado gaseoso. Por ejemplo el metano líquido.
Licuación: pasaje de estado gaseoso a estado liquido.
Volatilización: pasaje de estado sólido a estado vapor. Por ejemplo el dióxido de carbono sólido
(CO2) o hielo seco, la naftalina y el iodo.
Sublimación: pasaje de estado vapor a estado sólido.
CONSIDERACIONES
- La evaporación y la ebullición son dos formas de producir el cambio de líquido a gas o vapor.
La evaporación ocurre en la superficie del líquido. La ebullición ocurre en toda la masa del líquido.
- Cada sustancia pura tiene su propia temperatura de fusión denominada punto de fusión, en
éste punto la presión de vapor del sólido equilibra a la presión de vapor del líquido.
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- Cada sustancia pura tiene su propia temperatura de ebullición denominada punto de
ebullición, en éste punto la presión de vapor del líquido equilibra a la presión exterior.
SISTEMAS MATERIALES:
a]- Definición: se denomina sistema material a un cuerpo o conjunto de cuerpos aislados para su
estudio, es decir, una porción de universo aislada en forma real o imaginaria.
b]- Clasificación: se pueden clasificar según dos criterios:
1- Según su composición:
i- Homogéneos: son aquellos que poseen las mismas propiedades intensivas en cualquier punto
del sistema. Ejemplo: agua, alcohol, aire, etc.
ii- Heterogéneos: son aquellos que poseen propiedades diferentes en dos o más puntos del sistema;
presentando superficies de discontinuidad (interfases). Ejemplo: agua con dos cubos de hielo,
agua y arena, etc.
iii- In homogéneos: son aquellos que poseen propiedades intensivas diferentes en por lo menos dos
puntos del sistema pero sin superficies de discontinuidad. Ejemplo: agua de mar, aire atmosférico,
etc.
2- Según el intercambio con el medio ambiente:
i- Abiertos: son aquellos que intercambian materia y energía con el medio ambiente. Por ejemplo
una pava con agua hirviendo.
ii- Cerrados: son aquellos que solo intercambian energía con el medio ambiente. Por ejemplo, una
lamparita encendida.
iii- Aislados: son aquellos que no intercambian ni materia ni energía con el medio ambiente. Por
ejemplo, un termo cerrado.
TRANSFORMACIONES FÍSICAS Y QUÍMICAS
Los cuerpos y la materia que nos rodea, sufren contínuamente transformaciones o cambios que
denominados fenómenos. Si dejamos un cubito de hielo fuera de la heladera, un clavo dentro de
un vaso con agua, un papel en contacto con una llama, observaremos que sufren
transformaciones: el hielo se derrite, el clavo se oxida y el papel se quema.
Si analizamos detenidamente éstos fenómenos, podemos concluir que si colocamos el agua del
cubito derretido dentro del congelador nuevamente podemos repetir el mismo fenómeno antes
observado. Si intentamos hacer lo mismo en los otros dos casos, observaremos que esto es
imposible, una vez que todo el clavo se ha oxidado o que todo el papel se ha quemado. Esto nos
permite distinguir dos tipos de fenómenos:
Fenómenos Físicos
Son aquellos en los cuales no se produce un cambio sustancial de la materia, pudiendo repetirse
el fenómeno, con la misma materia inicial. En el ejemplo del cubito de hielo, al derretirse
experimenta una transformación física. Para que el agua cambie de estado, necesita incorporar
calor, es decir, energía. Podemos deducir entonces, que en toda transformación física, hay
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involucrado un intercambio de energía, en nuestro ejemplo, entre el cubito y el medio ambiente.
¿Qué ocurre cuando regeneramos el cubito dentro del congelador?
Podríamos representar este fenómeno mediante la siguiente ecuación:
H2O(s) + Calor
↔ H2O(l)
Fenómenos Químicos
En este caso, se produce un cambio sustancial de la materia, no pudiendo repetirse el fenómeno,
con la misma materia inicial. En el ejemplo del clavo de hierro que se oxida en contacto con el
agua, observamos que el clavo original, constituido exclusivamente por un tipo de sustancia
denominada hierro (Fe), luego de un tiempo de estar en contacto con el oxígeno del agua, se
transformó en otra sustancia, con propiedades diferentes, constituida por hierro y oxígeno (óxido
de hierro). Podríamos representar entonces esta transformación mediante la siguiente ecuación:
2 Fe + O2
→
2 FeO
De la misma forma que las transformaciones físicas involucran intercambios de energía, los
fenómenos químicos también, y para darnos cuenta, consideremos el ejemplo del papel que se
quema: en este caso, la celulosa del papel se combina con el oxígeno del aire siempre que exista
una llama que provea la energía necesaria para esta transformación.
Reacción Química
Denominamos así a las transformaciones químicas que experimenta la materia. Supongamos que
quemamos gas metano (componente más abundante en el gas natural): de esta combustión,
obtenemos tres productos, dióxido de carbono, vapor de agua y calor. Podemos representar este
fenómeno mediante la siguiente ecuación química:
CH4 + 2O2
CO2 + 2H2O + 212 Kcal
Veamos lo que ocurre realmente en esta reacción, representando las moléculas de las sustancias
involucradas:
De lo visto, podemos sacar algunas conclusiones:
a)- Las reacciones químicas se representan mediante ecuaciones químicas.
b)- Las sustancias que aparecen a la izquierda de la ecuación se las denomina sustancias
reaccionantes o reactivos.
c)- Las sustancias que aparecen a la derecha de la ecuación se denominan productos.
d)- Como en esta reacción se libera energía en forma de calor, podemos decir que se trata de una
reacción exotérmica.
Veamos que pasa cuando calentamos una sustancia como el óxido de mercurio (HgO):
2 HgO
2 Hg + O2
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En este caso, para que la reacción se produzca, es necesario calentar a la sustancia, es decir que
absorbe energía en forma de calor. Podemos decir entonces que se trata de una reacción
endotérmica pues absorbe calor. El símbolo representado sobre la flecha indica calor.
Si analizamos detenidamente la última ecuación planteada podemos observar que la sustancia
reaccionante es una sustancia pura compuesta, mientras que los productos son sustancias puras
simples. Podíamos decir entonces que la reacción planteada es una reacción de descomposición.
Descomposición Química:
Es una reacción química en la cual a partir de una sustancia pura compuesta se obtienen dos o
más sustancias (simples o compuestas), con propiedades diferentes a las de la sustancia original.
Veamos algunos ejemplos:
2 HgO
2 Hg
CaCO3
CaO
+
O2
+
CO2
Combinación Química:
Es una reacción química en la cual a partir de dos o más sustancias puras simples o compuestas
se obtiene una sustancia pura compuesta, con propiedades diferentes a las de las sustancias
originales.
2Fe
Fe
+ O2
+ S
2FeO
FeS
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Modelo de Reordenamientos de enlace y Transferencia de Partículas
De lo visto en esta última parte podemos sacar algunas conclusiones:
 En las reacciones químicas se rompen los enlaces que mantienen unidos a los átomos que
forman las moléculas de los reactivos.

Estos átomos se reordenan nuevamente uniéndose con otros átomos presentes y generando
moléculas distintas a las anteriores.

Si la energía que mantiene unidos a los átomos de los productos es menor que la energía que
mantenía unidos a los átomos de los reactivos, entonces en la reacción se libera energía, es decir
es exergónica o exotérmica (libera energía en forma de calor).

Si la energía que mantenía unidos a los átomos de los reactivos es menor que la energía que
necesitan los átomos de productos para unirse, entonces es necesario entregar energía a la
reacción para que ésta se produzca, es decir se trata de una reacción que absorbe energía, o sea,
es endergónica o endotérmica (calor).
Calor de Reacción:
Es la energía involucrada en una reacción química, es decir, la energía absorbida o liberada
durante un proceso químico. Si durante la transformación no varía la presión, a este parámetro se
lo denomina entalpía de reacción y se la simboliza ∆Hr.
El calor de reacción se puede calcular a partir de los valores de H de formación de productos y
reactivos:
Hr =  ni Hfproductos – nj Hfreactivos
En donde  significa sumatoria y ni y nj son los coeficientes molares de la ecuación
correspondiente de reactivos y productos.
Los H f de las sustancias puras en su estado natural por definición son 0 (cero).
Veremos a continuación las leyes que regulan las transformaciones físicas y químicas de la
materia.
LEYES GRAVIMETRICAS
Estudian las relaciones cuantitativas de masa entre los elementos que se combinan. También son
llamadas leyes ponderales.
Ley de la Conservación de la Masa
Fue enunciada por Antoine L. LAVOISIER (1743-1794) en 1774:
" Todo sistema material aislado conserva su masa, independientemente de las
transformaciones físicas y químicas que en él se produzcan”.
En otras palabras, la suma de las masas de las sustancias reaccionantes es igual a la suma de las
masas de los productos de reacción, es decir, la materia se conserva.
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En 1905, Albert EINSTEIN enunció el principio de equivalencia entre masa y energía mediante la
siguiente ecuación:
2
E =  m. c
c = 3 x 108 m/seg.
En esta ecuación, ∆E es la variación de energía, ∆m es la variación de masa y c es la velocidad de
la luz en el vacío. Según este principio, una cierta cantidad de materia se transforma en energía
aunque su magnitud es imponderable frente al orden de energías en que se trabaja
habitualmente. Este principio es importante en los procesos de fusión y fisión nuclear donde la
transformación de materia en energía es considerable.
Ley de las Proporciones Definidas
Fue enunciada por Louis J. PROUST en 1799:
“La relación entre las masas de los elementos que forman un compuesto es constante".
Ley de las Proporciones Múltiples
Fue enunciada por John DALTON (1766-1844) en 1808:
“Si dos elementos se combinan para formar varios compuestos, la relación entre las
proporciones en que lo hacen en cada uno de ellos, es una relación de números enteros y
pequeños ".
Cuando dos elementos pueden formar más de un compuesto, al calcular las relaciones de masa
entre los elementos de ambos compuestos y dividirlas entre sí, se obtiene un número que puede
ser expresado como el cociente entre dos números enteros y pequeños.
Para verificar esta ley, es necesario encontrar dicha relación de números enteros y pequeños.
Vamos a considerar números enteros y pequeños hasta 7 inclusive.
Ley de las Proporciones Equivalentes
Fue enunciada por Jeremy Benjamín RITCHER en 1780:
“Dados tres elementos A, B, C que forman tres compuestos AB, BC y AC, la relación entre las
proporciones de masa en que se combinan dos de ellos con el tercero (B y C con A en AB y AC), es
igual a la relación en que se combinan entre sí en BC, o ésta multiplicada por una relación de
números enteros y pequeños".
Equivalente Gramo (Eg): es la masa de un elemento que se combina con 8.00 g de Oxígeno o 1.00
g de Hidrógeno. La relación de masas en que dos elementos se hallan combinados en un
compuesto es la misma relación que existe entre sus equivalentes gramo.
Equivalente Químico (Eq): son las partes de un elemento que se combina con 8 partes de
Oxígeno o una parte de Hidrógeno. El equivalente químico expresado en gramos es igual al
equivalente gramo, por esta razón se los utiliza indistintamente. También se lo denomina peso de
combinación.
Ley de las Combinaciones Gaseosas
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Fue enunciada por el físico-químico Joseph Louis Gay Lussac en 1808:
“Los volúmenes de combinación de sustancias gaseosas, medidas en las mismas condiciones de
presión y temperatura, guardan entre sí una relación de números enteros y pequeños".
De aquí se deduce:
1)- los volúmenes de los reactivos gaseosos guardan entre sí una relación de números enteros y
pequeños,
2)- los volúmenes de los productos gaseosos guardan entre sí una relación de números enteros y
pequeños,
3)- Existe una relación simple entre el volumen total de los reactivos y el volumen total de los
productos.
Ejemplos:
CH4 + 2O2
H2 + Cl2
N2 + 3H2
→
→
→
CO2 + 2H2O => 1 vol.+ 2 vol.= 1 vol.+ 2 vol.
2HCl => 1 vol.+ 1 vol.= 2 vol.
2NH3 => 1 vol.+ 3 vol.= 2 vol.
LEYES GENERALES DE LOS GASES
Veremos ahora las leyes que rigen el comportamiento de un gas al modificar sus variables que
permiten caracterizar el estado de un gas: presión, volumen y temperatura. Estas leyes son
experimentales:
Ley de Boyle y Mariotte (1662)
Roberto BOYLE (1627-1691) y Edmundo MARIOTTE (1620-1684) estudiaron en forma
independiente la relación que existe entre la presión y el volumen de una determinada masa
gaseosa cuando permanece constante la temperatura. Esta ley expresa la compresibilidad de un
gas:
“El volumen de una determinada masa de gas, a temperatura constante, es inversamente
proporcional a la presión ".
En otras palabras: si la temperatura y la masa permanecen constantes, a mayor volumen menor
presión.
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Matemáticamente, la ley se expresa mediante la siguiente ecuación:
P = km,T . 1/V
Donde km.T representa una constante que depende de la masa de gas dentro del recipiente y de la
temperatura.
Veamos como se representa gráficamente esta ley:
Leyes de Charles y Gay Lussac
Jaime A. CHARLES y Jose Luis GAY LUSSAC estudiaron en 1778 la relación que existe entre la
presión y la temperatura cuando se mantiene constante el volumen; y entre el volumen y la
temperatura cuando se mantiene constante la presión, sin variar la masa de gas. Estas leyes
expresan la expansión de un gas:
1ª.Ley: " El volumen de una determinada masa de gas a presión constante es directamente
proporcional a la temperatura absoluta"
En otras palabras: si la presión y la masa permanecen constantes, a mayor temperatura mayor
deberá ser el volumen para que la presión no cambie.
Para no trabajar con temperaturas negativas en la escala Celsius (PfHg = -33.89 ºC), se utiliza la
escala KELVIN o de Temperaturas Absolutas cuyo CERO ABSOLUTO es el nivel térmico más bajo
posible, y cuyo valor coincide con - 273.15 ºC.
De esta forma podemos establecer una relación entre ambas escalas donde T es la temperatura
absoluta en grados Kelvin y t es la temperatura en la escala Celsius o Centígrada:
T(K) = 273.15 ºC + t (ºC)
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Experimentalmente, por cada grado centígrado que aumenta la temperatura, el volumen inicial
(Vo) aumenta 1/273 de su valor inicial.
Matemáticamente, la ley se expresa mediante la siguiente ecuación:
V = km,P . T
Donde km.P representa una constante que depende de la masa de gas dentro del recipiente y de la
presión.
Veamos como se representa gráficamente esta ley:
2ª.Ley: " A volumen constante la presión ejercida por una masa de gas es directamente
proporcional a su temperatura absoluta".
En otras palabras: si el volumen y la masa permanecen constantes, a mayor temperatura mayor
será la presión.
Matemáticamente, la ley se expresa mediante la siguiente ecuación:
P = km,V. T
Donde km.V representa una constante que depende de la masa de gas dentro del recipiente y del
volumen de gas.
Veamos como se representa gráficamente esta ley:
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ECUACION GENERAL DE LOS GASES:
De las tres leyes anteriores puede deducirse una expresión general que las engloba:
Boyle – Mariotte
P1.V1 = P2 . V2
Ecuación General
1ª Ley Charles y
V1
Gay Lussac
T1
V2
=
P1.V1
T2
T1
2ª Ley Charles y
Gay Lussac
P1
T1
P2 . V2
=
T2
P2
=
T2
Ecuación General de Estado de un Gas Ideal
Es una ecuación que relaciona las variables de estado de cualquier gas que lo definen
completamente: P, V, T y n. Es una generalización aplicable a cualquier gas.
Habíamos visto que en CNPT, un mol de gas ocupa un volumen de 22.4 litros. Con estos datos y la
ecuación de estado podemos calcular ahora el valor de R:
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Ejercicio : dentro de un recipiente de 14.5 litros se coloca 1 kg de amoníaco (NH3) a 12 ºC.
¿Cuál es la presión que ejerce el amoníaco dentro del recipiente?
Gases Ideales
Son aquellos que cumplen estrictamente con las leyes de Boyle-Mariotte y Charles-Gay Lussac.
Según estas leyes, en el cero absoluto, el volumen debería ser cero, lo cual obviamente es absurdo.
MAPA CONCEPTUAL DE LA UNIDAD
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Ejercitación- ESTADOS DE LA MATERIA.
1-Un recipiente de 800 mL contiene 6 moles de nitrógeno a 40ºC de temperatura. Calcular la
presión que ejerce dicho gas en:
a) atm ; b) Torr y c) Pascales
2-Calcula el número de L, mL y m3 que ocuparán 2 moles de oxígeno que se encuentran
sometidos a una presión de 3800 Torr y una temperatura de 27ºC:
3-¿A qué temperatura debemos calentar 2 moles de nitrógeno contenidos en un recipiente de
40 L de capacidad para que su presión sea de 2·105 Pa?
4-Calcula el número de gramos, moles y moléculas que contiene un recipiente de 1,5 m3 que
contiene cloro a 10ºC y 1900 Torr.
5-Calcula la densidad del dióxido de carbono:
a) en condiciones normales ; b) a 80 cm Hg y 77ºC de temperatura.
6-El aire tiene una masa molecular aparente de 28,96 g/mol. A presión normal:
a) ¿Cuál será la temperatura a la que se deben calentar 1,293 g de aire para que ocupen un
volumen de 2,586 L?
b) ¿Cuál es la temperatura a la cual la densidad del aire es de 0,5 g/L.
7-¿Cuál es la masa molecular de un gas cuya densidad en condiciones normales (C.N.) es de
3,17 g/L?
8-Hallar la fórmula del vapor del cloruro de aluminio, sabiendo que 0,502 g de dicho compuesto
calentados a 450 K originan 71,3 mL de vapor, medidos a 740 Torr?
9-La densidad de un elemento gaseoso es 1,43 g/L en C.N. Sabiendo que sus moléculas son
diatómicas, identifique dicho gas.
10-a) Una cierta cantidad de un gas ideal ocupa 3,75 litros a 2 atm. ¿Qué volumen ocupará a
5 atm?
b) 275 ml de un gas ideal a 950 mm Hg ¿Cuántos litros ocuparían a 0,5 atm?
11-Una cierta cantidad de gas que ocupa un volumen de 1 litro a la temperatura de 100ºC y a
760 mm de Hg de presión se calienta hasta 150ºC, manteniendo constante la presión.
¿Qué volumen ocupará en estas últimas condiciones?
12-Una masa gaseosa ocupa un volumen de 250 cm3 cuando la temperatura es de -5ºC y la
presión de 740 mm de Hg. ¿Qué presión ejercerá esa masa gaseosa si, manteniendo
constante el volumen, la temperatura se eleva a 27ºC?
13-Un gas a 27ºC y 0,5 atm ocupa un volumen de 49,26 litros. ¿Qué volumen ocupará en
condiciones normales?
14-Un recipiente cilíndrico, de radio de base 5 cm y de 10 cm de altura, está lleno de aire a la
presión de 760 mm de Hg. Por el extremo abierto se introduce un émbolo que ajusta
perfectamente en las paredes interiores del cilindro, reduciendo la longitud ocupada por el
aire a 7,5 cm. Si T se mantiene constante,
¿Qué presión ejerce el aire con este caso?
¿Cuál es la densidad en las condiciones finales, si en condiciones normales es 1,293 g/l?
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15-En un rifle de aire comprimido se logran encerrar 150 cm3 de aire que se encontraban a
presión normal y que ahora pasan a ocupar un volumen de 25 cm3.
a)¿Que presión ejerce el aire?
1 atm = 1,013·105 pascales.
16-En un recipiente de 10 litros de capacidad se han introducido 16 gramos de oxígeno a 27ºC
de temperatura.
a) ¿Qué presión ejerce el oxígeno en el interior del recipiente?
b) ¿A qué temperatura habrá que enfriar el recipiente para que la presión se reduzca a la
mitad?
17-Una botella de acero de 5 litros de capacidad contiene oxígeno en condiciones normales
¿Que cantidad de oxígeno deberá introducirse en la botella para que, a temperatura
constante, la presión se eleve a 40 atm?
18-En un recipiente cerrado de 2 litros de capacidad hay 3,5 gramos de oxígeno a 20ºC. La
presión exterior es de 740 mm de Hg y la temperatura 20ºC. Si se abre el recipiente,
¿entrará aire o saldrá oxígeno de él?
19-Un recipiente de 5 litros de capacidad contiene 14 gramos de nitrógeno a la temperatura de
127ºC. La presión exterior es de 760 mm de Hg. Se abre el recipiente hasta que se iguale
su presión con la del exterior. Calcular:
a)La cantidad de nitrógeno que sale;
b)La temperatura que debiera tener el nitrógeno que queda en el recipiente si se deseara
que tuviera la presión inicial.
20-En el interior de una válvula electrónica cuyo volumen es de 100 cm3 reina una presión de
1,2·10-5 mm de Hg a 27ºC. Durante su funcionamiento alcanza una temperatura de régimen
de 127ºC. Calcular el numero de moléculas de gas existentes dentro de la lámpara, así como
la presión en su interior a la temperatura de régimen.
21-a) La densidad de un gas en condiciones normales es 1,48 g/l. ¿Cuál será su densidad a 320
K y 730 mm de Hg?
b) ¿Cuál será la masa molecular de un gas cuya densidad en condiciones normales es 3,17
g/l?
22- Si 2,485 gramos de un oxido de nitrógeno gaseoso, contenidos en un recipiente de 2,175 litros,
ejercen a 27EC una presión de 712 mm de Hg.
Hallar la fórmula molecular de dicho óxido.
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Unidad temática 3: Soluciones o disoluciones
Contenidos
3.1.3.2.3.3.3.4.3.5.-
Concepto generales.
Clasificación de los tipos de soluciones.
Soluciones no saturadas, saturas y sobresaturadas.
Formas de expesar la concentración.: Molaridad, Molalidad.
Solubilidad, factores que pueden afectar la solubilidad de las disoluciones
Conceptos generales
Una solución es un sistema homogéneo formado por al menos dos componentes, el que está en
mayor cantidad se denomina solvente o disolvente y el o los que están en menor cantidad soluto
El caso mas simple es el formado por dos componentes.
SOLUCIONES: Mezclas homogéneas (una sola fase) con composiciones variables. Resultan de la
mezcla de dos o más sustancias puras diferentes cuya unión no produce una reacción química
sino solamente un cambio físico. Una sustancia (soluto) se disuelve en otra (solvente) formando
una sola fase. Los componentes pueden separarse utilizando procedimientos físicos.
MEZCLAS: Mezclas heterogéneas (más de una fase). Resultan de la mezcla de dos o más
sustancias puras diferentes cuya unión no produce una reacción química sino solamente un
cambio físico.
FASE: Porción de materia con propiedades uniformes. Porción de un sistema separado de los otros
por límites físicos.
SOLUTO: Componente de una solución que se encuentra en cantidad menor. Es la fase de menor
proporción.
SOLVENTE: Componente de una solución que se encuentra en cantidad mayor. Es la fase de
mayor proporción.
SOLUCIÓN ACUOSA: El solvente es el agua. El soluto puede ser un sólido, un líquido o un gas.
Existen diferentes tipos de soluciones según el estado en que se encuentren el solvente y el soluto.





Soluciones
Soluciones
Soluciones
Soluciones
Soluciones
sólido - líquido, ejemplo sal disuelta en agua
líquido - líquido, ejemplo alcohol disuelto en agua
líquido - gas, ejemplo dióxido de carbono disuelto en agua
gas - gas ejemplo dióxido de carbono disuelto en oxígeno
sólido- sólido , ejemplo una aleación como el bronce
Existen soluciones donde las sustancias que se mezclan tienen distintos estados de agregación;
así, hay soluciones de gas en gas (en realidad, todas las mezclas de gases son soluciones), de gas
en líquido, de líquido en líquido, de sólido en líquido, de sólido en sólido (aleaciones), etc (Tabla
VI.1).
Una de las sustancias que forman la solución se denomina disolvente; suele ser el componente
que se encuentra en mayor cantidad. La otra u otras sustancias en la solución se conocen como
solutos.
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Estado de la
solución
Estado del
disolvente
Estado del
soluto
Ejemplo
Gaseoso
Líquido
Líquido
Líquido
Sólido
Sólido
Sólido
Gaseoso
Gaseoso
Aire
Líquido
Gaseoso
Oxígeno en agua
Líquido
Líquido
Alcohol en agua
Líquido
Sólido
Sal en agua
Sólido
Gaseoso
Hidrógeno en Platino
Sólido
Líquido
Mercurio en Plata
Sólido
Sólido
Plata en Oro
Tabla VI.1: Clasificación de soluciones.
El solvente o disolvente es el componente considerado como la sustancia que disuelve al otro
componente o soluto. Esta distinción, aunque arbitraria, es bastante útil. Cuando ambos son
líquidos, y uno de ellos es mucho más abundante que el otro, se le llama disolvente al más
abundante: en el vinagre, el agua es el disolvente y el ácido acético, el soluto; en un ácido acético
ligeramente contaminado con agua, la situación es inversa. Pero en ocasiones, la denominación
de soluto y solvente se realiza simplemente adjudicando el primer nombre a aquella sustancia que
nos interesa más desde el punto de vista químico; así, en las soluciones concentradas de ácido
sulfúrico (tienen 98 g de ácido por cada 2 g de agua) se llama convencionalmente soluto al ácido
sulfúrico.
De acuerdo a la cantidad de soluto disuelto en cierta cantidad de solvente, las soluciones pueden
denominarse:
a) Diluida: es aquella que contiene solamente una pequeña cantidad de soluto (o solutos) en
relación a la cantidad de disolvente.
b) Concentrada: es aquella que contiene una gran proporción de soluto. Estos términos son tan
imprecisos como las palabras "grande" o "pequeño", en realidad, estos términos serán usados de
acuerdo a la máxima cantidad de soluto que puede disolverse -en esas condiciones- en esa
cantidad de solvente (que obviamente cambia de acuerdo a las sustancias consideradas).
c) Saturada: precisamente, aquellas soluciones que contienen la máxima cantidad de soluto
posible disuelta en cierta cantidad de solvente, se denominan saturadas. La concentración de
soluto en esas soluciones se denomina solubilidad; esta cantidad varía, en general, con la
temperatura.
d) Sobresaturada: en ocasiones, un solvente disuelve mayor cantidad de soluto que la que es
posible a esa temperatura (mayor que la solubilidad); ese tipo de soluciones se denomina
sobresaturada. Una solución de este tipo no representa una situación estable y finalmente deriva
en la solución saturada correspondiente y un exceso de soluto sin disolver.
El caso mas importante es el de soluciones en las que el disolvente es un líquido y el soluto un
sólido.
Soluciones no- saturadas, saturadas y sobre-saturadas
Una solución esta no saturada cuando no contiene la máxima cantidad de soluto que puede
contener para una determinada temperatura, es decir que se le puede agregar mas soluto del que
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tiene sin que este se deposite en el fondo del recipiente. Una solución está saturada cuando
contiene la máxima cantidad de soluto que puede contener a esa temperatura, si se le agrega mas,
este no se disuelve sino que se deposita en el fondo del recipiente.
Una solución está sobre-saturada cuando contiene mas soluto que el que podría contener en
circunstancias normales para una determinada temperatura, esto es se puede lograr, por ejemplo
enfriando la solución lentamente y en condiciones controladas, pero es un sistema inestable,
cualquier perturbación tal como un cambio brusco de temperatura, una vibración, o la caída de
una impureza , hará que precipite el excedente.
Solubilidad En las soluciones sólido -líquido la solubilidad por lo general aumenta con la
temperatura, es decir que una determinada masa de solvente es capaz de disolver una mayor
masa de soluto a mayor temperatura. En las soluciones gas- líquido la solubilidad disminuye con
la temperatura.
Esto se puede observar facilmente , una taza de café disuelve mas azúcar si está caliente, mientras
que si se calienta un vaso con soda, este pierde el gas.
Curva de solubilidad para una solución sólido-líquido
Saturación
Sobresaturación
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Precipitado
Cuando a una solución se le agrega mas soluto del que puede disolver, éste se deposita en el fondo
del recipiente formando un precipitado ,el precipitado no forma parte de la solución, pero se
establece un equilibrio dinámico , esto significa que permanentemente el material precipitado se
incorpora a la solución mientras una cantidad igual de soluto precipita, las soluciones en estas
condiciones están saturadas, el material depositado en el fondo del recipiente, no forma parte de la
solución.
Cristalización
El precipitado se puede depositar en forma amorfa o formando cristales con formas definidas,
Cristales de sulfato de cobre
Se pueden obtener cristales en forma sencilla disolviendo aspirinas en un recipiente con agua en
reposo , si se agrega la cantidad suficiente a los pocos días se forman cristales con forma de
agujas.
Concentración
Se denomina concentración a la cantidad de soluto disuelto que contiene una determinada
cantidad de disolvente.
Se puede expresar de diferentes modos:
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1) Referida al disolvente





Gramos de soluto por cada 100 gramos de disolvente gr.st/100 gr.dsv.
Gramos de soluto por kilogramo de disolvente gr. st/kgr. dsv
Gramos de soluto por cada 100 centímetros cúbicos de disolvente gr. st/100 cm
Gramos de soluto por cada 1000 centímetros cúbicos de disolvente
Molalidad : moles de soluto por cada 1000 gramos de disolvente"
3
2) Referida a la solución





Gramos de soluto por cada 100 gramos de solución gr.st/100gr. sol o %p/p (porciento peso
en peso)
Gramos de soluto por kilogramo de solución gr.st /kgr. sol
Gramos de soluto por cada 100 cm 3 de solución
Gramos de soluto por cada 1000 cm 3 de solución
Molaridad : moles de soluto por 1000 cm 3 de solución o litro de solución
Cálculos de concentración
Dependiendo de los datos que se disponga y lo que se desee calcular, existen procedimientos para
logra esto.
Deben tenerse en cuenta algunas relaciones para poder efectuarlos:


Masa de solución = masa de disolvente + masa de soluto.
Masa de solución = volumen de solución * densidad de la solución
Y todas las ecuaciones que se pueden obtener a partir de ellas, haciendo los pasajes de términos.
Formas de expresar la concentración
Existen diferentes formas dé expresar la concentración de una disolución. Las que se emplean con
mayor frecuencia suponen el comparar la cantidad de soluto con la cantidad total de disolución,
ya sea en términos de masas, ya sea en términos de masa a volumen o incluso de volumen a
volumen, si todos los componentes son líquidos. En este grupo se incluyen las siguientes:
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 la molaridad se efectúa determinando primero el número de
moles y dividiendo por el volumen total en litros:
molaridad = (n° g de soluto/n° g de su mol)/(volumen de la disolución en 1)
La preparación de disoluciones con una concentración definida de antemano puede hacerse con la
ayuda de recipientes que posean una capacidad conocida. Así,empleando un matraz aforado de
0,250 litros, la preparación de una disolución 1 M supondrá pesar 0,25 moles de soluto, echar en
el matraz la muestra pesada, añadir parte del disolvente y agitar para conseguir disolver
completamente el soluto; a continuación se añadirá el disolvente necesario hasta enrasar el nivel
de la disolución con la señal del matraz.
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). La balanza expresa la medida
de la masa de soluto en gramos y los recipientes de uso habitual en química indican el volumen de
líquido contenido en litros o en sus submúltiplos. Su cálculo es, pues, inmediato:
g/l = n° de gramos de soluto/volumen de la disolución en litros
Tanto por ciento en peso. 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:
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% (peso) = masa de soluto.100/masa de disolución
siendo la masa de la disolución la suma de la del soluto y la del disolvente.
Para el estudio de ciertos fenómenos físico-químicos resulta de interés expresar la concentración
en términos de proporción de cantidad de soluto a cantidad de disolvente. Se emplea entonces la
molalidad:
Molalidad: Indica el número de moles de soluto disuelto en cada kilogramo de disolvente:
molalidad = (n° gramo de soluto/n° gramo de su mol)/(n° gramo de disolvente/1000)
Como en el caso de la molaridad, la concentración molal de una disolución puede expresarse en la
forma 2 m (dos molal) o 0,1 m (0,1 molal), por ejemplo.
Aplicación: cálculo de concentraciones
Se mezclan 5,00 g de cloruro de hidrógeno (HCI) con 35,00 g de agua, formándose una disolución
cuya densidad a 20 °C es de 1,060 g/cm ³. Calcúlese: a) El tanto por ciento en peso. b) La
concentración en gramos por litro. c) La molaridad y d) La molalidad.
a) Tanto por ciento.
Se trata de calcular el número de gramos de soluto por cada cien gramos de disolución, es decir:
g de HCl.100/g de disolución = g de HCl.100/(g de HCl + g de H2O) = 5,00.100/(5,00 + 35,00) =
12,5 % de HCl
b) Gramos/litro.
Puesto que los datos están referidos a masas y no a volúmenes, es necesario recurrir al valor de la
densidad y proceder del siguiente modo:
1. Se calcula la masa de un litro de disolución:
masa =volumen.densidad = 1000 cm ³.1,060 g/cm ³ = 1 060 g
2. A partir del valor del tanto por ciento en peso se determina la masa en gramos del soluto
contenida en la disolución:
masa de HCl = 12,5.1060 g/100 = 132,5 g
La cantidad resultante representa la concentración en gramos de soluto (HCI) por litro de
disolución.
c) Molaridad.
Dado que:
molaridad = (n° de gramos de soluto/n° de gramos de su mol)/volumen de la disolución en litros =
= (n° de gramos de soluto/litros de disolución)/n° de gramos de su mol =
Sustituyendo resulta:
molaridad = (132,5 g HCl/litro disolución)/(36,47 g HCl/mol de HCl) = 3,63 M
donde 36,47 es la masa molecular del HCI y, por tanto, la masa de su mol expresada en gramos.
De lo anterior se deduce que, cuando los datos del volumen de la disolución no son explícitos, el
cálculo de la molaridad implica las etapas a y b como pasos intermedios.
d) Molalidad.
De acuerdo con su definición:
molalidad = (n° de gramos de soluto/n° de gramos de su mol)/(n° de gramos de disolvente/1000) =
sustituyendo se tiene:
molalidad = (5,00/36,47)/(35,00/1000) = 3,92 m
Ejemplos
1)Una solución está formada por 550 cm3 de agua y 60 gramos de cloruro de sodio, su densidad es
1,05 gr/ cm3
Calcular:
1. La concentración % p/p referida a la solución
2. La concentración % p/p referida al disolvente
3. La molaridad
Resolución:
1) Concentración referida a la solución
Masa de solución = 60 gr. + 550 cm3 * 1gr/cm3 = 610 gr.
610 gr. sol __________60 gr. st.
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100 gr. sol _________ 9,84 gr. st. 9,84 % p/p
2) Concentración referida al disolvente
550 gr. dsv. _________60 gr. st
100 gr.dsv.__________ 10,91 gr.st. 10,91% p/p
3) Molaridad
Peso atómico del sodio = 23 gr.
+
Peso atómico del Cloro= 35, 45 gr
__________________________
Peso fórmula del cloruro de sodio = 58,45 gr.
Volumen de solución = 610 gr. / 1,05 gr./cm3 = 580,95 cm3
580,95 cm3______________60 gr. st.
1000 cm3 (1 litro) solución ---103,28 gr.st:
58,45 gr. _____________1 mol
103,28 gr.____________ 1,767 moles
La solución es 1,767 molar
2) Se disponen de 1500 gramos de una solución formada por agua y ácido nítrico, su
concentración es del 12 % p/p referida a la solución, y su densidad 1,2 gr./cm3
Calcular:
1. La masa de acído y el volumen de agua
2. La molaridad
3. La Molalidad
Resolución
1) Masa de ácido y volumen de agua
100 gr sol.__________12 gr. St
1500 gr. sol. _______180 gr. st
Masa de soluto (ácido nítrico) = 180 gr.
Masa de disolvente (agua) = 1500 gr. -180 gr.= 1320 gr.
Volumen de agua = Masa/ densidad = 1320 gr/1 gr./cm3
2) Molaridad
Peso fórmula del ácido nítrico
Nitrógeno ________ 14
Oxígeno _____16*3 = 48
Hidrógeno_________ 1
Peso fórmula ______ 63 gr.
volumen de solución = 1500 cm3/1,2 gr./cm3 = 1250 cm3
1250 cm3 sol. ______ 180 gr. st
1000 cm3 sol.______ 144 gr. St
63 gr. _________ 1 molar
144 gr._________2,285 molar
3)Molalidad
1320 cm 3 de dsv.___________ 180 gr.st.
1000 cm3 dsv. (1 litro)_______ 136,36 gr.st.
63 gr. st. ___________ 1molal
136,36 gr.st_________ 2,16 molal

PREPARACIÓN DE SOLUCIONES
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Puede ocurrir que no se disponga del soluto que necesitamos para realizar la solución,
pero sí contemos en el laboratorio con una solución ya preparada del mismo soluto
cuya concentración conozcamos. A partir de ella o mezcla de distintas soluciones
podemos obtener la solución que necesitamos.
Dilución: Llamamos así a la obtención de una solución de menor concentración a
partir de una solución de mayor concentración por agregado de solvente.
La cantidad de cada soluto se mantiene (es decir, es la que contiene la solución
original) pero cambia el volumen en el cual está contenido por lo cual su concentración
desciende (este proceso se denomina dilución ya que la solución final es más diluida
que la original).
Ejemplo 1: ¿Cuál será la concentración final de una solución que se obtiene mezclando
400 ml de solución de HCl 0,25 M con 300 ml de agua?
Es claro que la molaridad final debe dar menor a 0,25 M. La resolución del ejercicio
implica determinar la cantidad de soluto presente:
1000 ml de solución ......... 0,25 moles de HCl
400 ml de solución ......... x = 0,10 moles de HCl
Estos 0,10 moles estarán en la solución final ( ya que el agua no aporta soluto) pero en
un volumen final de 700 ml, en consecuencia:
700 ml de solución ......... 0,10 moles de HCl
1000 ml de solución ......... x = 0,14 moles de HCl Þ 0,14 M
Ejemplo 2: ¿Qué volumen de solución de HCl 35 % p/p y densidad 1,08 g/ml es
necesario para preparar 100 ml de solución 2 M?
Para resolver este ejercicio, es necesario comprender que se trata de tomar un cierto
volumen de una solución concentrada (en nuestro caso: 35 % p/p y densidad 1,08
g/ml ) y diluirla ( mediante el agregado de agua) hasta que su concentración sea 2 M.
Debe observarse que la cantidad de soluto presente en la última solución (que
podemos calcular fácilmente) debe estar presente en el volumen tomado de la primera
solución (que en definitiva es nuestra incógnita). Comencemos por calcular la cantidad
de moles en la solución final:
1000 ml de solución final ........ 2 moles de HCl
100 ml de solución final ......…. x = 0,2 moles de HCl
Estos 0,2 moles deben provenir de la solución inicial; para averiguar qué volumen de
la misma los contiene, previamente deberemos convertirlos a masa ya que la unidad
de concentración de la solución original (% p/p) se refiere precisamente a masa de
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soluto presente en cierta masa de solución. A partir de la molécula-gramo del HCl,
podemos calcular que 0,2 moles son 7,3 g de HCl. Aplicamos ahora la definición de %
p/p:
35 g de HCl ......... 100 g de solución inicial
7,3 g de HCl ....... x = 20,9 g de solución inicial
Por medio de la densidad calcularemos el volumen que implica esta masa de
solución:
V = m / d = 20,9 g / 1,18 g/ml = 17,7 ml
Mezcla de soluciones: En estos casos se utilizan soluciones ya preparadas en las
proporciones convenientes para obtener la solución que nosotros necesitamos.
Pueden ocurrir varias situaciones:
a)
Mezclar dos o más soluciones con el mismo soluto pero de diferentes
concentraciones.
b)
sí.
Las soluciones mezcladas tienen solutos distintos y que no reaccionan entre
c)
Las soluciones mezcladas tienen solutos capaces de reaccionar químicamente
entre ellos.
a) En ese caso, se obtendrá una solución resultante que tiene una concentración
intermedia a todas las mezcladas.
Ejemplo: ¿Cuál será la concentración de una solución resultante de mezclar 200 ml de
solución de NaOH 0,3 M y 250 ml de solución de NaOH 0,4 M?
Antes de resolver el ejercicio debe quedar claro para el lector que la concentración
molar de la solución final no puede ser menor a 0,3 M ni mayor a 0,4 M . Para resolver
este problema debemos averiguar la cantidad de soluto que aporta cada solución; esto
podemos hacerlo recordando la definición de molaridad: una solución 0,3 M implicará
la presencia de 0,3 moles de soluto (NaOH) en 1000 ml de solución.
1000 ml de solución ........ 0,3 moles de NaOH
200 ml de solución ........ x = 0,06 moles de NaOH
1000 ml de solución ........ 0,4 moles de NaOH
250 ml de solución ........ x = 0,1 moles de NaOH
Al mezclar ambas soluciones, tendremos 0,16 (0,1 + 0,06) moles de NaOH contenidos
en un volumen total de 450 ml (200 + 250). Así:
450 ml de solución ......................... 0,16 moles de NaOH
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1000 ml de solución ........ x = 0,36 moles de NaOH Þ 0,36 M
Es importante que el lector verifique que la molaridad final es intermedia a los valores
originales y que, además, se asemeja más al valor de concentración de la solución de la
cual se agregó mayor volumen.
b) En este caso varía la cantidad final de soluto y el volumen de la solución final
obteniéndose una solución cuya concentración es intermedia respecto a los valores
originales.
Ejemplo: ¿Cuál será la concentración final de una solución que se obtiene mezclando
400 ml de solución de HCl 0,25M con 300 ml de una solución 0,1M de HNO3?
1000 ml de solución ........... 0,25 moles de HCl
400 ml de solución ............. x = 0,1 mol de HCl
1000 ml de solución ............ 0,1 mol de HNO3
300 ml de solución............... x = 0,03 mol de HNO3
Ahora tenemos un volumen final de solución de 700 ml y una concentración molar de
soluto de 0,13 moles; por lo tanto
700 ml de solución ..............0,13 moles de ácido
1000 ml de solución ........... x = 0,185 moles Þ 0,185 M
c) En este caso el problema es esencialmente estequiométrico; sólo será necesario
utilizar conceptos de soluciones para calcular la cantidad de soluto que aporta cada
solución.
Factores que afectan la solubilidad
Se llama solubilidad a la cantidad máxima de soluto que es posible disolver en cierta
cantidad de solvente a cierta temperatura. La solubilidad puede expresarse en
cualquiera de las unidades de concentración vistas previamente.
MISCIBILIDAD: Capacidad de una sustancia para disolverse en otra. Es un dato
cualitativo. Separa los pares de sustancias en "miscibles" y "no miscibles".
CURVA DE SOLUBILIDAD: Representación gráfica de la solubilidad de un soluto en
determinado solvente (eje y) en función de la temperatura (eje x).
CARACTERÍSTICA GENERAL DE LA SOLUBILIDAD: Como ya fuera descubierto hace
varios siglos, "lo similar disuelve a lo similar". Las sustancias iónicas son solubles en
solventes iónicos. Las sustancias covalentes son solubles en solventes covalentes.
CASO PARTICULAR. SOLUCIONES DE GASES EN LÍQUIDOS: La solubilidad de un
soluto gaseoso en un solvente líquido depende de cuatro factores: a) temperatura; b)
presión; c) energía; y d) entropía. Se aplica la llamada "Ley de Henry" que permite
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conocer la presión parcial del soluto gaseoso en función de su fracción molar y de una
constante que depende del gas y de su temperatura.
FACTORES QUE INFLUYEN EN LA VELOCIDAD DE DISOLUCIÓN: a) tamaño de las
partículas del soluto; b) naturaleza física del soluto; c) naturaleza física del solvente; d)
temperatura; y e) grado de agitación del soluto y del solvente.
MÉTODOS DE SEPARACIÓN DE MEZCLAS HOMOGÉNEAS Y HETEROGÉNEAS:
Existen numerosos métodos, la mayoría adaptados a casos especiales de solutos y
solventes determinados, bajo condiciones determinadas. Los métodos generales más
utilizados:
- Disolución (sólido de sólido - uno soluble y el otro no).
- Extracción (sólido de sólido - en frío con Soxhlet o en caliente por decocción).
- Lixiviación (sólido de sólido - disolución con arrastre).
- Tamizado (sólido de sólido - a través de mallas de alambre de distintos diámetros).
- Destilación (líquido de líquido - homogénea - por diferencia en el punto de ebullición
entre ambos).
- Decantación (líquido de líquido - heterogénea - por diferencia entre la densidad de
ambos).
- Evaporación (sólido de líquido - homogénea - se calienta para evaporar el solvente y
queda el soluto).
- Cristalización (sólido de líquido - homogénea - se baja la temperatura para que
cristalice el sólido - luego se filtra o decanta).
- Filtración (sólido de líquido - heterogénea - se hace pasar a través de un filtro que
retenga el sólido pero no el líquido).
- Centrifugación (sólido de líquido - homogénea - se aumenta la aceleración de la
gravedad por aumentar la fuerza centrífuga, facilitando la precipitación del sólido).
- Cromatografía (todos los casos - homogénea - se usa una fase móvil y una fija, la móvil
viaja sobre).
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Ejercitación - SOLUCIONES O DISOLUCIONES
1) Expresar la concentración de 40 g de una solución acuosa que contiene 8 g de soluto y cuya
densidad es de 1,15 g/cm ,en:
a. gramos de soluto por 100 g de solución.
b. gramos de soluto por 100 g de disiolvente.
c. gramos de soluto por 100 cm ³ de solución.
2) Se disuelven 0,5 g de cloruro de sodio en una determinada cantidad de agua, de tal modo que
resulten 300 cm ³ de solución. Expresar la concentración de la solución en gramos de soluto por
litro de solución.
3) Hallar la normalidad de una solución de H2SO4 de 98 % P/P y densidad 1,84 g/cm ³.
Respuesta: 36,8
4) Se tienen 250 cm ³ de solución 0,5 N de ácido sulfúrico, se desea saber:
a. ¿cuántos moles contiene?.
b. ¿cuántos equivalentes hay?.
Respuesta: 0,0625 moles y 0,125 Eq
5) ¿Qué volumen de solución 0,1 N de KOH se necesitan tomar para tener 2,8 g de base?.
Respuesta: 500 cm ³
6) Se desea preparar 500 cm ³ de solución 0,2 N de un ácido, partiendo de una solución 0,5 N
del mismo. Calcular el volumen de solución que se necesita.
Respuesta: 200 cm ³
7) Una solución acuosa de ácido sulfúrico al 11 % P/P tiene una densidad de 1,08 g/cm ³.
Expresar su concentración en:
a. Gramos de soluto/100 gramos de solución.
b. Gramos de soluto/100 gramos de disolvente.
c. % P/V.
d. N.
e. M.
f. m.
Respuesta: a. 11, b. 12,36 ,c. 11,88 % P/V, d. 2,42 N, e. 1,21 M, f. 1,26 m
8) Una solución acuosa contiene 10 g de sal en 40 g de solución. Expresar su concentración en:
a) Gramos de sal por 100 g de agua.
b) Gramos de sal por 100 g de solución.
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33,33 g y 25 g
9) Se disuelven 10 g de cloruro de sodio en 50 g de agua, expresar la concentración en:
a) Gramos de sal por 100 g de solución.
b) Gramos de sal por 100 cm ³ de disolvente.
16,66 g y 20 g
10) Se disuelven 14 g de ácido en 1 litro de agua, la densidad de la solución es de 1,06 g/cm ³,
expresar la concentración en gramos de ácido por litro de solución.
14,6 g
11) Se quiere preparar una solución de sal en agua de forma que que la concentración sea de 15
g de sal en 100 g de agua, se dispone de 50 g de sal, calcular:
a) ¿Qué cantidad de solución se puede preparar?.
b) ¿Cuánta agua se precisa?.
383,33 g y 333,33 g
12) Se disuelven 40 g de ácido en 600 g de agua, la densidad de la solución es 1,6 g/cm ³,
calcular la concentración en:
a) Gramos de ácido por 100 g de agua.
b) Gramos de ácido por litro de solución.
6,66 g y 100 g
13) Se disuelven 8,5 g de ácido en 200 g de agua, la densidad de la solución es 1,2 g/cm ³,
calcular la concentración en:
a) Gramos de ácido por 100 g de solución.
b) Gramos de ácido por litro de solución.
4,07 g y 48,9 g
14) Calcular los equivalentes gramos de Ca(OH)2, Al(OH)3 y Na2SO4.
28,5 g y 26 g y 71 g
15) ¿Qué cantidad de CaCl2 se necesitan para preparar:
a) 400 cm ³ de solución 0,5 M.
b) 3000 cm ³ de solución 3 M.
22,2 g y 999 g
16) ¿Qué volumen de solución 0,1 N de KOH son necesarios para neutralizar totalmente a 25
cm3 de solución 0,5 N de H2SO4?.
62,5 cm ³
17) Durante una titulación se neutralizan 30 ml de una solución de H2SO4 con 21 ml de NaOH,
calcular:
a) Normalidad de la solución ácida.
b) Molaridad de la solución ácida.
0,35 N y 0,175 M
18) Si 10 ml de solución 2 N de HCl neutralizan exactamente a 12,5 ml de solución de NaOH,
calcular:
a) Normalidad de la solución básica.
b) Gramos de NaOH contenidos en dicho volumen de solución.
1,6 N y 0,8 g
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Unidad temática 4: Termoquímica
Contenidos
4.12.-Sistemas, estados y funciones de estado.
4.13.-Primer principio de la Termodinámica.
4.14.-Energía interna y entalpía. Reacciones a volumen y a presión constante.
4.3.1-Relación entre ambas.
4.15.-Entalpía estándar de reacción.
4.4.1-Ecuaciones termoquímicas.
4.16.-Entalpía estándar de formación.
4.17.-Ley de Hess.
4.18.-Cálculo de las entalpías de reacción a partir de entalpias de formación.
4.19.-Energía o entalpía de enlace de enlace.
4.8.1-Cálculo de la energía de reacción a partir de entalpías de enlace aplicando la ley de Hess.
4.20.-Entropia.
4.9.1.-Segundo principio de la termodinámica.
4.9.2-Tercer principio de la termodinámica.
4.21.-Energía libre de Gibbs.
4.22.-Espontaneidad de las reacciones químicas. Influencia de la temperatura.
SISTEMAS
Es una parte pequeña del universo que se aísla para someterla a estudio.
El resto se denomina ENTORNO.
Pueden ser:



Abiertos (intercambia materia y energía con el entorno).
Cerrados (no intercambia materia y sí energía).
Aislados (no intercambia ni materia ni energía).
En las reacciones químicas:
SISTEMAS = Conjunto de Sustancias químicas (reactivos y productos)
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QUÍMICA I: Procesos Industriales
DEFINICIÓN DE TERMOQUÍMICA.
Es la parte de la Química que se encarga del estudio del intercambio energético de un
sistema químico con el exterior.
Hay sistemas químicos que evolucionan de reactivos a productos desprendiendo energía.
Son las reacciones exotérmicas.
Otros sistemas químicos evolucionan de reactivos a productos precisando energía. Son las
reacciones endotérmicas.
VARIABLES DE ESTADO
Son magnitudes que pueden variar a lo largo de un proceso (por ejemplo, en el transcurso de
una reacción química)
Ejemplos:




Presión.
Temperatura.
Volumen.
Concentración.
FUNCIONES DE ESTADO
Son variables de estado que tienen un valor único para cada estado del sistema.
Su variación sólo depende del estado inicial y final y no del camino desarrollado.
Son funciones de estado: Presión, temperatura, energía interna, entalpía.
NO lo son: calor, trabajo.
PRIMER PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA
ENERGÍA INTERNA (U): Es la energía total del sistema, suma de energías cinéticas de
vibración, etc, de todas las moléculas.


Es imposible medirla.
En cambio, sí se puede medir su variación.
Actualmente, se sigue el criterio de
que toda energía aportada al sistema
(desde el entorno) se considera
positiva, mientras que la extraída del
sistema (al entorno) se considera
negativa.
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Así, Q y W > 0 si se realizan a favor del sistema.
U es función de estado.
CALOR A VOLUMEN CONSTANTE (QV)
Es el intercambio de energía en un recipiente cerrado que no cambia de volumen.
Si V = constante, es decir, V = 0  W = 0 
CALOR A PRESIÓN CONSTANTE (QP)
La mayoría de los procesos químicos ocurren a presión constante, normalmente la atmosférica.
En este caso, como p = cte, se cumple que W = – p·V (el signo negativo se debe al criterio de
signos adoptado). Si ∆V > 0 el sistema realiza un trabajo hacia el entorno y en consecuencia pierde
energía.
U = Qp – p x V U2 – U1 = Qp – p x (V2 – V1)
Qp + U1 + p x V 1 = U2 + p x V2
Llamaremos entalpía “H” a “U + p x V” de manera que:
H1 = U1 + p x V 1H2 = U2 + p x V2
Con lo que queda: Qp + H1 = H2 
Reac. endotérmica
Productos
H > 0
Reactivos
Entalpia (H)
Entalpia (H)
H es una función de estado.
Reac. exotérmica
Reactivos
H < 0
Productos
Relación Qv con Qp.
En gases aplicando la ecuación de los mismos:
pxV=nxRxT
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Si p y T son constantes, la ecuación se cumplirá para los estados inicial y final:
(p x V1 = n1 x R x T) (p x V2 = n2 x R x T) con lo que restando ambas expresiones también se
cumplirá que:
p x V = n x R x T
Como H = U + p x V se cumplirá que:
En reacciones de sólidos y líquidos apenas se produce variación de volumen y Qv Qp, es decir:
Ejercicio A:
En termoquímica el valor de R suele tomarse en unidades del sistema internacional. Ya sabes que
R = 0,082 atm·l·mol-1·K-1. Determina el valor de R en el S.I con sus unidades (Recuerda que la atm
es equivalente a la presión que ejerce una columna de 76 cm de mercurio de densidad
13546 kg·m-3).
Ejemplo:
Determinar la variación de energía interna para el proceso de combustión de 1 mol de propano a
25ºC y 1 atm, si la variación de entalpía, en estas condiciones, vale -2219,8 kJ.
C3H8(g) + 5 O2(g)  3 CO2(g) + 4 H2O(l)
H = –2219,8 kJ
nreactivos = 1 + 5 = 6 ; nproductos = 3 (sólo moles de gases)  n = -3
U = H – n x R x T = –2219 kJ + 3 mol x (8,3 Jxmol–1xK–1) x 298 K =
ENTALPÍA ESTÁNDAR DE LA REACCIÓN
Se llama entalpía de reacción al incremento entálpico de una reacción en la cual, tanto reactivos
como productos están en condiciones estándar (p = 1 atm; T = 298 K = 25 ºC; concentración de
sustancias disueltas = 1 M).
Se expresa como H0 y como se mide en J o kJ depende de cómo se ajuste la reacción.
Ecuaciones termoquímicas
Expresan tanto los reactivos como los productos indicando entre paréntesis su estado físico, y a
continuación la variación energética expresada como H (habitualmente como H0).
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Ejemplos:
CH4(g) + 2 O2(g)  CO2(g) + 2 H2O(l);H0 = –890 kJ
H2(g) + ½ O2(g)  H2O(g);H0 = –241,4 kJ
El H depende del número de moles que se forman o producen. Por tanto, si se ajusta poniendo
coeficientes dobles, habrá que multiplicar H0 por 2:
2 H2(g) + O2(g)  2 H2O(g)H0 = 2 x (–241,4 kJ)
Con frecuencia, suelen usarse coeficientes fraccionarios para ajustar las ecuaciones:
H2(g) + ½ O2(g) H2O(g) ;H0 = –241,4 kJ
ENTALPÍA ESTÁNDAR DE FORMACIÓN (CALOR DE FORMACIÓN).
Es el incremento entálpico (∆H) que se produce en la reacción de formación de un mol de un
determinado compuesto a partir de los elementos en el estado físico normal (en condiciones
estándar).
Se expresa como ∆Hf0. Se trata de un “calor molar”, es decir, el cociente entre ∆H0 y el número de
moles formados de producto. Por tanto, se mide en kJ/mol.
Ejemplos:
C(s) + O2(g)  CO2(g)Hf0 = – 393,13 kJ/mol
H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l)Hf0 = – 285,8 kJ/mol
LEY DE HESS.
El "∆H” en una reacción química es constante con independencia de que la reacción se
produzca en una o más etapas.
Recuerda que H es función de estado. Por tanto, si una ecuación química se puede expresar como
combinación lineal de otras, podremos igualmente calcular H de la reacción global combinando
los H de cada una de las reacciones.
Ejemplo:
Dadas las reacciones:
(1) H2(g) + ½ O2(g)  H2O(g) H10 = –241,8 kJ
(2) H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l) H20 = –285,8 kJ
calcular la entalpía de vaporización del agua en condiciones estándar.
La reacción de vaporización es:
(3) H2O(l)  H2O(g) H03 = ?
H2(g) + ½ O2(g)
H
DH10 = – 241’8 kJ
DH20 = – 285’8 kJ
H2O(g)
DH30 = 44 kJ
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H2O(l)
Esquema de la ley de Hess
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(3) puede expresarse como (1)–(2),
puesto que hay que dividir ∆H0 entre en número de moles de agua vaporizados.
Ejemplo:
Calcula la entalpía estándar de formación de la hidracina líquida, N2H4, a partir de las siguientes
reacciones:




2 NH3 (g) + 3 N2O (g)  4 N2 (g) + 3 H2O (l) ; H0 = –1010 kJ
N2O (g) + 3 H2 (g)  N2H4 (l) + H2O (l); H0 = –317 kJ
H2 (g) + ½ O2 (g)  H2O (l); ; H0 = –285 kJ
2 NH3 (g) + ½ O2 (g)  N2H4 (l) + H2O (l);; H0 = –143 kJ
Reacción de formación: N2 (g) + 2 H2 (g) ® N2H4 (l)
El N2 (g) sólo se encuentra en la reacción ¶ y aparecen 4 moles por lo podríamos empezar con – ¼ ¶,
o bien, obtener 4 moles de N2H4 (l) para evitar poner denominadores, que es lo que vamos a hacer:
4 N2 (g) + 8 H2 (g) ® 4 N2H4 (l).
Así, sólo será necesario escribir –¶: 4 N2 (g) + 3 H2O (l)  2 NH3 (g) + 3 N2O (g)
Como el H2 (g) aparece en las ecuaciones · y ¸, y la N2H4 (l) aparece en las ecuaciones · y ¹, es
posible que se utilicen diferentes proporciones de una u otra, por lo que procederemos a eliminar
las sustancias que no aparecen en la ecuación final: H2O (l), NH3 (g) y N2O (g). Como el H2O (l)
aparece en las ecuaciones ·, ¸ y ¹, la dejaremos para el final.
Para eliminar los 2 moles de NH3 (g) sumaremos la ecuación ¹:
– ¶ + ¹: 4 N2(g) + 3 H2O(l) + 2 NH3(g) + ½ O2(g) 
2 NH3(g) + 3 N2O(g) + N2H4(l) + H2O(l);
Para eliminar los 3 moles de N2O(g) sumaremos tres veces la ecuación ·:
– ¶ + ¹ + 3 · : 4 N2(g) + 3 H2O(l) + ½ O2(g) + 3 N2O(g) + 9 H2(g) 
3 N2O(g) + N2H4(l) + H2O(l) + 3 N2H4(l) + 3 H2O(l);
Con esto, eliminamos además 3 moles de H2O (l) y obtenemos ya los 4 moles de N2H4(l). Basta ya
restar la ecuación ¸ para eliminar el ½ mol O2(g) y el H2O(l) restante, además de ajustar el H2 (g).
– ¶ + ¹ + 3 · – ¸ : 4 N2(g) + ½ O2(g) + 9 H2(g) + H2O (l) 
4 N2H4(l) + H2O(l) + H2 (g) + ½ O2 (g)
y eliminando 1 mol de H2 (g) quedaría la ecuación de formación buscada:
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– ¶ + ¹ + 3 · – ¸ : 4 N2 (g) + 8 H2 (g) ® 4 N2H4 (l).
DH0 = –(–1010 kJ) + 3 (–317 kJ) – (285 kJ) + (–143 kJ) = 201 kJ
Como se forman 4 moles de N2H4 (l) Þ DH0f = 50,25 kJ/mol
Ejercicio B:
Calcular la entalpía estándar de combustión del butano (entalpía molar) de la reacción anterior,
conocidas las entalpías estándar de formación del butano (C4H10), agua líquida y CO2, cuyos
valores son respectivamente -124,7, -285,8 y -393,5 kJ/mol.
Ejercicio C:
Determinar Hf0 del eteno (C2H4) a partir de los calores de reacción de las siguientes reacciones
químicas:
(1) H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l) H10 = –285,8 kJ
(2) C(s) + O2(g)  CO2(g)H20 = –393,13 kJ
(3) C2H4(g) + 3 O2(g)  2 CO2(g) + 2 H2O(l)H30 = –1422 kJ
Ejercicio D:
Las entalpías de combustión de la glucosa (C6H12O6) y del etanol (C2H5OH) son –2815 kJ/mol y –
1372 kJ/mol, respectivamente. Con estos datos determina la energía intercambiada en la
fermentación de un mol de glucosa, reacción en la que se produce etanol y CO2. ¿Es exotérmica la
reacción?
CÁLCULO DE ∆H0 (CALOR DE REACCIÓN) A PARTIR DE H0f.
Aplicando la ley de Hess que veremos después podremos demostrar que:
Recuerda que ∆Hf0 de todos los elementos en estado original es 0.
Ejemplo:
Conocidas las entalpías estándar de formación del butano (C4H10), agua líquida y CO2, cuyos
valores son respectivamente -124,7, -285,8 y -393,5 kJ/mol, calcular la entalpía estándar de
combustión del butano (entalpía molar).
La reacción de combustión del butano es:
C4H10(g) +13/2O2(g)  4 CO2(g) + 5H2O(l) H0= ?
DH0 = S npDHf0(productos) – S nrDHf0(reactivos) =
4 mol(–393,5 kJ/mol) + 5 mol(–285,8 kJ/mol) –1 mol(–24,7 kJ/mol) = –2878,3 kJ
Luego la entalpía estándar de combustión será:
puesto que hay que dividir DH0 entre en número de moles de butano quemados.
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ENERGÍA DE ENLACE.
“Es la energía necesaria para romper un mol de un enlace de una sustancia en estado gaseoso”.
En el caso de moléculas diatómicas con un solo enlace, se corresponde con la energía necesaria
para disociar 1 mol de dicha sustancia en los átomos que la constituyen.
Para moléculas poliatómicas, la energía de enlace se toma como el valor medio necesario para
romper cada uno de los enlaces iguales. Así por ejemplo, se sabe que para romper el primer enlace
H–O del H2O se precisan 495 kJ/mol mientras que sólo se precisan 425 kJ/mol para romper el
segundo, por lo que se suele tomar el valor medio (460 kJ/mol) como energía del enlace H–O.
A—B(g)  A(g) + B(g) H = Eenlace= Ee
Ejemplo:
H2(g)  2 H(g) H = 436 kJ
Enlace
Ee (kJ/mol)
 Es positiva (es necesario a portar energía al sistema)
H–H
436
 Es una entalpía molar que se mide en kJ/mol.
C–C
347
 Es difícil de medir.
C=C
620
 Se suele calcular aplicando la ley de Hess.
812
CºC
O=O
499
Ejemplo de cálculo de energías de enlace.
Cl–C
243
C–H
413
Calcular la energía del enlace H-Cl en el cloruro de hidrógeno conociendo
C–O
315
Hf0(HCl) cuyo valor es –92,3 kJ/mol y las entalpías de disociación
C=O
745
(energías de enlace) del H2 y del Cl2 de la tabla adjunta.
O–H
460
Cl–H
432
La reacción de disociación del HCl será:
Cl–Cl
243
(4) HCl(g)  H(g) + Cl(g) H0 = ?
(1) ½ H2(g) + ½ Cl2(g)  HCl(g) Hf0(HCl) = –92,3 kJ
(2) H2(g)  2H(g) Ee(H2) = 436,0 kJ
(3) Cl2(g)  2Cl(g) Ee (Cl2) = 243,4 kJ
(4) = –(1) + ½ (2) + ½ (3)
H0 = – (–92,3 kJ ) + ½ x(436,0 kJ) + ½ x (243,4 kJ) = 432,0 kJ
puesto que en la reacción (4) se disocia un mol de enlaces H–Cl.
CÁLCULO DE ∆H0 A PARTIR DE LAS ENERGÍA DE ENLACE.
Aplicando la ley de Hess también puede obtenerse la energía de una reacción si sabemos qué
enlaces se tienen que romper y cuáles se tienen que formar. Para ello utilizaremos la siguiente
expresión:
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en donde ni representa el número de enlaces rotos y formados de cada tipo.
Ejemplo:
Partiendo de los datos de la tabla, calcular el valor de ∆H0 de la reacción de hidrogenación del
eteno.
La reacción es: CH2=CH2(g) + H2(g) CH3–CH3(g)
En el proceso se rompe un enlace C=C y otro H–H y se forman 2 enlaces C–H nuevos (el etano
tiene 6 mientras que el eteno tenía sólo 4) y un enlace C–C.
H0 =  Ee(enl. rotos) –  Ee(enl. formados) =
1xEe(C=C) + 1xEe(H–H) – 1xEe(C–C) – 2xEe(C–H)
1 mol · 611 kJ/mol + 1mol x 436 kJ/mol
– (1 mol x 347 kJ/mol – 2 mol x 413 kJ/mol) = –126 kJ
Ejercicio E:
Calcula el calor de combustión de propano a partir de los datos de energía de enlace de la tabla
anterior.
ENTROPÍA (S)
Es una medida del desorden del sistema que sí puede medirse y tabularse.
Existen tablas de S0 (entropía molar estándar) de diferentes sustancias.
En una reacción química:
La entropía es una función de estado.
Ejemplo:
Calcula ∆S0 para las siguientes reacciones químicas: a) N2(g) + O2(g) ® 2 NO(g); b) 3 H2(g) + N2(g) ®
2 NH3(g). Datos: S0 (J·mol–1 x K–1): H2(g) = 130,6; O2(g) =205; N2(g) = 191,5; NO(g) = 210,7; NH2(g) =192,3
a) S0 = 2 mol x 210,7 J x mol-1 x K-1 – (191,5 J x mol-1 x K-1 + 205 J x mol-1 x K-1) =
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b) S0 = 2 x 192,3 J x K-1 – (3 mol x 130,6 J· mol-1 x K-1 + 191,5 J x K-1) =
SEGUNDO PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA.
“En cualquier proceso espontáneo la entropía total del universo tiende a aumentar siempre”.
A veces el sistema pierde entropía (se ordena) espontáneamente. En dichos casos el entorno se
desordena.
TERCER PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA
“La entropía de cualquier sustancia a 0 K es igual a 0” (máximo orden).
Las S de los elementos en condiciones estándar no son “0” sino que son positivas.
Equivale a decir que no se puede bajar de dicha temperatura.
En procesos reversibles y a temperatura
y se puede calcular ∆S de un sistema como:
y si el proceso químico se produce a presión constante:
S0 (entropía molar estándar) se mide en J x mol–1 x K–1.
Sreacción se mide en J x K–1.
ENERGÍA LIBRE DE GIBBS (
G) (ENERGÍA LIBRE O ENTALPÍA LIBRE).
En procesos a T constante se define como: G = H – T x S;
Por tanto:
En condiciones estándar: G0 = H0 – T xS0
S(universo) = S(sistema) + S(entorno) > 0 (p. espontáneos)
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Multiplicando por “–T” y como “–T xS(entorno) = H(sistema)”:
– T x S(universo) = – T xS(sistema) + H(sistema) = G < 0
En procesos espontáneos se cumple siempre que:



Si G > 0 la reacción no es espontánea.
Si G = 0 el sistema está en equilibrio.
Si G < 0 la reacción es espontánea
G es una función de estado.
Productos
DG > 0
Reactivos
Energía libre (G)
Energía libre (G)
Al igual que el incremento entálpico el incremento de energía libre de una reacción puede
obtenerse a partir de DGºf de reactivos y productos:
T, p = ctes.
Reacción no espontánea
Reactivos
DG < 0
Productos
T, p = ctes.
Reacción
espontánea
ESPONTANEIDAD DE LAS REACCIONES QUÍMICAS
No siempre las reacciones exotérmicas son espontáneas.
Hay reacciones endotérmicas espontáneas:


Evaporación de líquidos.
Disolución de sales...
Ejemplos de reacciones endotérmicas espontáneas:


NH4Cl(s)  NH4+(aq) + Cl– (aq)H0 = 14,7 kJ
H2O(l)  H2O(g) H0 = 44,0 kJ
Una reacción es espontánea cuandoG (H – T x S) es negativo.
Según sean positivos o negativos los valores de H y S (T siempre es positiva) se cumplirá que:


H < 0 y S > 0  G < 0 Espontánea
H > 0 y S < 0  G > 0 No espontánea
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

H < 0 y S < 0  G < 0 a T bajas G > 0 a T altas
H > 0 y S > 0  G < 0 a T altas  G > 0 a T bajas
DH < 0
DS > 0
DH > 0
DS > 0
DS
Espontánea a
todas las temperaturas
Espontánea a
temperaturas altas
DH
DH < 0
DS < 0
DH > 0
DS < 0
Espontánea a
temperaturas bajas
No Espontánea a
cualquier temperatura
Ejemplo:
¿Será o no espontánea la siguiente reacción:
2H2O2(l)  2H2O (l) + O2(g)
sabiendo que Hf0 (kJ/mol) H2O = –285,8; H2O2 = –187,8 y que S (J/molK) H2O = 69,9; H2O2 = 109,6; O2 =
205,0?
H0 =  npHf0(productos)–  nrHf0(reactivos) = 2 Hf0(H2O) + Hf0(O2) – 2 Hf0(H2O2) = 2 mol x (-285,8
kJ/mol) + 0 – 2 mol x (–187,8 kJ/mol) = –196,0 kJ
S0 =  np x S0(productos) –  nr x S0(reactivos) = 2 S0(H2O) + S0(O2) – 2 S0(H2O2) = 2 mol x (69,9 J/mol x K)
+ 1 mol x (205,0 J/mol x K) – 2 mol x (109,6 J/mol x K) = 126,0 J/K
G0 =  H0 – T xS0 = –196,0 kJ – 298 K x 0,126 kJ/K = –233,5 kJ
luego será espontánea.
Ejercicio F:
En la reacción N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) calcula G y di sí tal reacción será o no espontánea en
condiciones estándar. Datos: H0f (kJ·mol–1): NH3(g) = –45,98; S0 (J·mol–1·
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Ejercitación : TERMOQUÍMICA.
1.-
a) Primer principio de la Termodinámica. b) Qv y Qp; relación entre ambas.
2.-
En un recipiente cerrado a volumen constante tiene lugar una reacción química. a) ¿Con
qué variable termodinámica se identifica el calor intercambiado con el entorno? b) ¿Cuál es
el trabajo desarrollado por el sistema?
3.-
Decide si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:
a) En cualquier reacción química ∆U < ∆H.
b) El trabajo es una función de estado.
c) El valor de ∆H de un proceso depende de si éste se realiza a presión o a volumen
constante.
d) U y H son funciones de estado.
4.-
Al quemarse la gasolina en un cilindro del motor de un coche se liberan 120 kJ. Si el
trabajo realizado por los gases producidos en la combustión es de 50 kJ, calcula cuánto
valdrá la variación de energía interna del sistema.
5.-
¿Qué variación de energía interna se produce al transformarse 100 g de agua a 25ºC en
vapor a 100ºC a la presión constante de 1 atm = 101300 Pa?
Datos: ce(agua) 4180 J·kg–1·ºC–1; Lv = 2257 kJ·kg-1;
R = 8,31 J ·mol–1·K–1; d(agua) = 1000 kg · m–3.
6.-
Quemamos 25 g de octano (líquido) a volumen constante a 25ºC desprendiéndose 1200 kJ.
¿Cuál será U y H en la combustión de 3 moles de octano a 25 ºC?
Calor de formación y de reacción.
7.-
Durante la combustión de 1 mol de átomos de azufre en condiciones estándar se
desprenden 296,8 kJ y durante la combustión de 1 mol de sulfuro de hidrógeno 560 kJ.
Con estos datos determina la variación de entalpía que se produce en el proceso:
2 H2S (g) + SO2 (g)  2 H2O (l) + 3 S (s).
8.-
Dadas las entalpías estándar de formación: Hof [CO (g)] = –110,5 kJ/mol; Hof [CO2(g)] = –
393,5 kJ/mol. Hallar la entalpía de la siguiente reacción:
CO (g) + ½ O2 (g)  CO2 (g)
9.-
Calcula el calor de formación del ácido metanoico (HCOOH), a partir de los siguientes calores de
reacción:
C (s) + ½ O2 (g)  CO (g); H = –110,4 kJ
H2 (g) + ½ O2 (g)  H2O (l); H = –285,5 kJ
CO (g) + ½ O2 (g)  CO2 (g); H = –283,0 kJ
HCOOH(l) + ½O2 (g)  H2O(l) + CO2(g); H = –259,6 kJ
10.-
Calcula el calor de formación a presión constante del metano (g) (CH4) a partir de los calores de
combustión del C (s), H2 (g) y CH4 (g) cuyos valores son respectivamente -393,5, -285,9 y -890,4
kJ/mol.
11.-
Para la fabricación industrial de ácido nítrico, la reacción de partida es la oxidación del amoniaco: 4
NH3 (g) + 5 O2 (g)  6 H2O (g) + 4 NO (g). Calcular H0reacción. Datos: H0f (kJ/mol): NH3: –46,2; H2O:
–241,8; NO: +90,4
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UNIDAD TEMÁTICA 5: CINÉTICA QUÍMICA
Contenidos.
5.1.- Velocidad de reacción.
5.2.- Expresión de la velocidad de una reacción química.
5.2.1.- Factores que afectan a la velocidad de una reacción.
5.3.- Ecuación y constante de velocidad.
5.3.1.- Orden de reacción. Forma de determinarlo.
5.4.- Mecanismos de reacción. Molecularidad.
5.5.- Teoría de las colisiones. Energía de activación (Ea).
5.6.- Factores de los que depende la velocidad de una reacción química:
5.6.1.- Estado físico y concentración de los reactivos.
5.6.2.- Temperatura (ecuación de Arrhenius).
5.6.3.- Catalizadores.
5.7.- Utilización de catalizadores en procesos de interés industrial y biológico.
VELOCIDAD DE REACCIÓN.
Cuando se produce una reacción química, las concentraciones de cada uno de los reactivos y
productos va variando con el tiempo, hasta que se produce el equilibrio químico, en el cual las
concentraciones de todas las sustancias permanecen constantes.
La velocidad de una reacción es la
derivada de la concentración de un
[HI]
reactivo o producto con respecto al tiempo
tomada siempre como valor positivo.
Es decir, es el cociente de la variación de
la concentración de algún reactivo o
producto por unidad de tiempo cuando
La velocidad de formación de un
los intervalos de tiempo tienden a 0.
producto d[HI]/dt (tangente) va
disminuyendo con el tiempo
Ejemplo de velocidad de reacción:
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t (s)
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Tiempo (s)
[Br2] (mol/l)
0
0,0120
vel. media
3,8 x 10–5
50
0,0101
3,4 x 10–5
100
0,0084
2,6 x 10–5
150
0,0071
2,4 x 10–5
200
0,0059
Sea la reacción: Br2(ac) + HCOOH(ac) → 2 HBr(ac) + CO2(g)
Vamos a estudiar como varía la concentración de Br2 a lo largo del tiempo:
La velocidad puede expresarse como:
Parece claro que la velocidad de aparición de HBr será el doble que la de aparición de CO2 por lo
que en este caso la velocidad habrá que definirla como la mitad de la derivada de [HBr] con
respecto al tiempo.
Expresión de la velocidad de una reacción química
En la reacción estándar: a A +b B  c C +d D
Como la velocidad es positiva según transcurre la reacción hacia la derecha, es decir según va
desapareciendo los reactivos, es necesario poner un signo “–” delante de las concentraciones de
éstos.
Ejemplo:
Expresar la velocidad de la siguiente reacción química en función de la concentración de cada una
de las especies implicadas en la reacción: 4 NH3 (g) + 3 O2 (g) → 2 N2 (g) + 6 H2O (g)
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ECUACIÓN DE VELOCIDAD
En general, la velocidad depende de las concentraciones de los reactivos siguiendo una expresión
similar a la siguiente para la reacción estándar: a A + b B c C + d D
Es importante señalar que “m” y “n” no tienen porqué coincidir con los coeficientes
estequiométricos “a” y “b”, sino que se determinan experimentalmente.
A la constante “k” se le denomina constante de velocidad (No confundir con KC o KP)
Ejemplos:
Las reacciones: a) H2 (g) + I2 (g) → 2 HI (g) y b) H2 (g) + Br2 (g) → 2 HBr (g)
tienen ecuaciones de velocidad diferentes: a) v = k x [H2] x [I2] b) v = k x [H2] x [Br2]1/2
Nota: El valor de “k” depende de cada reacción.
Orden de reacción
En la expresión: v = k [A]nx[B]m se denomina orden de reacción al valor suma de los exponentes
“n + m”.
Se llama orden de reacción parcial a cada uno de los exponentes. Es decir, la reacción anterior es
de orden “n” con respecto a A y de orden “m” con respecto a B.
Ejemplo:
Determina los órdenes de reacción total y parciales de las reacciones anteriores:
a) H2 (g) + I2 (g)  2 HI (g)v = k x [H2] x [I2]
b) H2 (g) + Br2 (g)  2 HBr (g)v = k x [H2] x [Br2]1/2
a) H2 (g) + I2 (g)  2 HI (g)


v = k x [H2] x [I2]
Reacción de segundo orden (1 + 1)
De primer orden respecto al H2 y de primer orden respecto al I2.
b) H2 (g) + Br2 (g)  2 HBr (g) v = k x [H2] x [Br2]1/2


Reacción de orden 3/2 (1 + ½)
De primer orden respecto al H2 y de orden ½ respecto al Br2.
Determinación de la ecuación de velocidad
Consiste en medir la velocidad inicial manteniendo las concentraciones de todos los reactivos
constantes excepto la de uno y ver cómo afecta la variación de éste al valor de la velocidad.
Si por ejemplo, al doblar la concentración de un reactivo la velocidad se multiplica por cuatro,
podemos deducir que el orden parcial respecto a ese reactivo es “2”.
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Ejemplo:
Determinar el orden de reacción: CH3-Cl(g) + H2O(g) → CH3-OH(g) + HCl(g) usando los datos de la
Experiencia
[CH3-Cl] (mol/l)
[H2O] (mol/l)
v (mol·l–1·s–1)
1
0,25
0,25
2,83
2
0,50
0,25
5,67
3
0,25
0,5
11,35
tabla.
En las experiencias 1 y 2 vemos que no cambia [H2O] luego el cambio de “v” se debe al cambio de
[CH3-Cl ]. Como al doblar [CH3-Cl] se dobla la velocidad podemos deducir que el orden de reacción
r especto del CH3-Cl es “1”.
En las experiencias 1 y 3 vemos que no cambia [CH3-Cl] luego el cambio de “v” se debe al cambio
de [H2O]. Como al doblar [H2O] se cuadruplica la velocidad podemos deducir que el orden de
reacción respecto del H2O es “2”.
Por tanto, la ecuación de velocidad en este caso se expresará:
Y el orden total de la reacción es “3”. El valor de “k” se calcula a partir de cualquier experiencia y
resulta 181,4 mol–2L2s –1.
Para determinar los órdenes de reacción, también puede usarse logaritmos:
log v = log k + n x log [CH3-Cl ] + m x log [H2O]
Aplicamos dicha expresión a cada experimento:
(1) log 2,83 = log k + n x log 0,25 M + m x log 0,25 M
(2) log 5,67 = log k + n x log 0,50 M + m x log 0,25 M
(3) log 11,35 = log k + n x log 0,25 M + m x log 0,50 M
Si restamos dos ecuaciones en las que se mantenga constante uno de los reactivos, podremos
obtener el orden de reacción parcial del otro. Así, al restar (1) – (2) eliminamos “k” y [H2O]:
log (2,83/5,67) = n x log (0,25/0,50)
Análogamente restando (1) – (3) eliminamos “k” y [CH3-Cl]
log (2,83/11,35) = m x log (0,25/0,50)
Ejercicio A:
En la obtención del ácido nítrico, una de las etapas principales es la oxidación del óxido nítrico a
dióxido de nitrógeno: 2 NO(g) + O2(g)  2 NO2(g). Para esta reacción, se ha determinado
experimentalmente que su ecuación de velocidad es: v = k [NO]2 ·[O2] y que la constante de
velocidad, a 250 ºC, vale: k = 6,5 . 10 -3 mol-2L2s-1. Calcular la velocidad de oxidación del NO, a
dicha temperatura, cuando las concentraciones iniciales (mol L-1) de los reactivos son: a) [NO] =
0,100 M ; [O2] = 0,210 M; b) [NO] = 0,200 M; [O2] = 0,420 M.
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Ejercicio B:
El oxido nítrico, NO, reacciona con hidrógeno formando óxido nitroso, N2O:
2NO(g) + H2(g) → N2O (g) + H2O (g). En una serie de experimentos se han obtenidos los siguientes
resultados: Determinar la ecuación de la velocidad y calcular el valor de la constante de velocidad.
Experiencia
Concentración inicial (mol L-1)
[NO]
Velocidad inicial (mol L-1s-1)
[H2]
1ª
0,064
0,022
2,6 . 10-2
2ª
0,064
0,044
5,2 . 10-2
3ª
0,128
0,022
0,10
MECANISMOS DE REACCIÓN. MOLECULARIDAD.
La reacción: H2 (g) + I2 (g) → 2 HI (g), cuya ecuación de velocidad tiene la forma: v = k [H2] x [I2], es
una reacción elemental (que sucede en una sola etapa) y para que suceda es necesario el choque
de dos moléculas (una de H2 y otra de I2). Se dice que es una reacción “bimolecular”.
Se llama molecularidad al número de moléculas de reactivos que colisionan simultáneamente
para formar el complejo activado en una reacción elemental. Se trata de un número entero y
positivo. Así hablamos de reacciones unimoleculares, bimoleculares, trimoleculares, etc…
Generalmente, en reacciones elementales, coincide con el orden de reacción. Sin embargo, existen
casos en los que no coinciden, como las reacciones de hidrólisis en los que interviene una
molécula de agua ya que al ser [H2O] prácticamente constante la velocidad es independiente de
ésta.
Es raro que una reacción intervengan más de tres moléculas, pues es muy poco probable que
chocan entre sí simultáneamente con la energía y orientación adecuadas.
Por dicha razón, la mayoría de las reacciones suceden en etapas. El conjunto de estas etapas se
conoce como “mecanismo de la reacción”. Las sustancias que van apareciendo y que no son los
productos finales se conocen como “intermedios de reacción”.
La velocidad de la reacción dependerá de las sustancias que reaccionen en la etapa más lenta.
Ejemplo de mecanismo de reacción :
La reacción siguiente: NO2 (g) + CO (g) → NO (g) + CO2 (g) sucede en dos etapas:


1ª etapa (lenta): 2 NO2  NO + NO3
2ª etapa (rápida): NO3 + CO  NO2 + CO2
La reacción global es la suma de las dos. NO3 es un “intermedio de reacción”. Como en la etapa
lenta intervienen dos moléculas de NO2, v = k x [NO2]2
TEORÍA DE LAS COLISIONES. ENERGÍA
DE ACTIVACIÓN (EA).
El número de moléculas de productos es
proporcional al número de choques entre
las moléculas de los reactivos. De éstos, no
todos son efectivos, bien porque no tienen
Productos
HI
HI
H2
I2
Reactivos
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H2
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Complejo
activado
Choque eficaz
I2
H2 74 de 145
Página
Choque no eficaz
Orientación en el choque.
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la energía necesaria para constituir el “complejo activado”, (asociación transitoria de moléculas
muy inestable, porque su energía es mayor a la de reactivos y productos por separado, pero por el
cual debe transcurrir necesariamente la reacción), o bien porque no tienen la orientación
adecuada.
La energía de activación es la necesaria para formar el “complejo activado”, a partir del cual la
reacción transcurre de forma natural.
Perfil de una reacción.
Entalpía
Complejo activado
Complejo activado
Energía de activación
productos
reactivos
reactivos
productos
Reacción exotérmica
Entalpía de reacción (H)
Reacción endotérmica
FACTORES DE LOS QUE DEPENDE LA VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN QUÍMICA.






Naturaleza de las sustancias.
Estado físico.
Superficie de contacto o grado de pulverización (en el caso de sólidos)
Concentración de los reactivos.
Temperatura.
Presencia de catalizadores.
Estado físico de los reactivos.
Cuando los reactivos se encuentran en estado gaseoso o en disolución las reacciones son más
rápidas que si se encuentran en estado líquido o sólido.
En las reacciones heterogéneas la velocidad dependerá de la superficie de contacto entre ambas
fases, siendo mayor cuanto mayor es el grado de pulverización.
Concentración de los reactivos.
La constante de velocidad, y por tanto la velocidad de
una reacción, aumenta si aumenta la temperatura,
porque la fracción de moléculas que sobrepasan la
energía de activación es mayor. Así, a T2 hay un mayor
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Fracción de moléculas
En la ecuación de velocidad ya observamos la influencia que tenían los reactivos o al menos
alguno de ellos en la velocidad de la reacción. En general, al aumentar la concentración de éstos
se produce con mayor facilidad el choque entre
moléculas y aumenta la velocidad.
Temperatura. (Ecuación de Arrhenius).
T1
EA
T2
Energía
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porcentaje de moléculas con energía suficiente para producir la reacción (área sombreada) que a
T1.
La variación de la constante de la velocidad con la temperatura viene recogida en la ecuación de
Arrhenius:



k = const. de velocidad
A = constante
T = temp. absoluta
Normalmente se expresa de forma logarítmica para calcular EA.
Ejemplo:
¿Cual es el valor de la energía de activación para una reacción si la constante de velocidad se
duplica cuando la temperatura aumenta de 15 a 25 ºC? ·
Sabemos que k2 (298 K) = 2 x k1 (288 K)
(1) ln k1 = ln A – Ea/RT1; (2) ln 2 k1 = ln A – Ea/RT2
Sustituyendo R = 8,31 Jmol–1 K, T1 = 288 K y T2 = 298 K y restando (2) – (1):
Despejando EA se obtiene:
Catalizadores
EA sin catalizador
Energía
Intervienen en alguna etapa de la reacción
pero no se modifican, pues se recuperan al
final y no aparecen en la ecuación global
ajustada. Modifican el mecanismo y por tanto
la Ea de la reacción. Sin embargo, no modifican las
constantes de los equilibrios.
Pueden ser:
reactivos
productos

Positivos: hacen que “v” aumente,
pues consiguen que EA disminuya.
 Negativos: hacen que “v” disminuya,
pues consiguen que EA aumente.
EA con
catalizador
H
coordenada de reacción
Perfil de la reacción con y sin catalizador
Los catalizadores también pueden clasificarse en:


Homogéneos: en la misma fase que los reactivos.
Heterogéneos: se encuentra en distinta fase.
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Ejemplo de catálisis heterogénea
En los catalizadores de los coches hay una mezcla de Pt y Rh sobre las que se producen las
siguientes reacciones:



2 CO (g) + O2 (g)  2 CO2 (g)
2 NO (g) + 2 CO (g)  N2 (g) + 2 CO2 (g)
2 C2H6 (g) + 7 O2 (g)  4 CO2 (g) + 6 H2O (g)
Ejercicio
Teniendo en cuenta la gráfica adjunta: a) Indique si la
reacción es exotérmica o endotérmica b) Represente el
valor de H de reacción c) Representa la curva de
reacción al añadir un catalizador positivo. d) ¿Qué
efectos produce el hecho de añadir un catalizador
positivo?
Energía
con objeto de eliminar los gases tóxicos CO y NO, así como hidrocarburos que no se hayan
quemado del todo.
reactivos
productos
coordenada de reacción
UTILIZACIÓN DE CATALIZADORES EN PROCESOS
DE INTERÉS INDUSTRIAL.
Energía
a) Es exotérmica ya que Eproductos < Ereactivos.
b) Ver gráfica.
c) Ver gráfica.
d) Disminuye la Eactivación y por tanto existe una mayor cantidad de reactivos con energía suficiente
para reaccionar; por tanto aumentará la velocidad.
EA
H
reactivos
La mayoría de los procesos industriales utilizan
catalizadores sólidos. Estos sólidos, de composición
productos
altamente compleja (en ocasiones llegan a tener 10 o
coordenada de reacción
más elementos en su fórmula), pueden ser sin embargo
descritos en forma de tres componentes elementales: la fase activa, el soporte y el promotor.
La fase activa, como su nombre lo indica, es la directamente responsable de la actividad
catalítica. Esta fase activa puede ser una sola fase química o un conjunto de ellas, sin embargo, se
caracteriza porque ella sola puede llevar a cabo la reacción en las condiciones establecidas. Sin
embargo, esta fase activa puede tener un costo muy elevado, como en el caso de los metales
nobles (platino, paladio, rodio, etc.) o puede ser muy sensible a la temperatura (caso de los
sulfuros de molibdeno y cobalto), por lo cual se requiere de un soporte para dispersarla,
estabilizarla y proporcionarle buenas
propiedades mecánicas.
El soporte es la matriz sobre la cual se
deposita la fase activa y el que permite
optimizar sus propiedades catalíticas. Este
soporte puede ser poroso y por lo tanto
presentar un área superficial por gramo
elevada.
El promotor es aquella sustancia que
incorporada a la fase activa o al soporte en
pequeñas proporciones, permite mejorar las
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Catalizador de un coche.
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características de un catalizador en cualquiera de sus funciones de actividad, selectividad o
estabilidad.
Ejercitación- CINÉTICA QUÍMICA.
12.-
Escribe la ecuación de velocidad de las siguientes reacciones:
a) NO(g) + O3(g) → NO2(g) + O2(g) si sabemos que la reacción es de primer orden con respecto
a cada reactivo; b) 2 CO(g) + O2(g) → 2 CO2(g) si sabemos que es de primer orden con
respecto al O2 y de segundo orden con respecto al CO.
13.-
Se ha medido la velocidad en la reacción: A + 2B  C a 25 ºC, para lo que se han diseñado
cuatro experimentos, obteniéndose como resultados la siguiente tabla de valores:
Experimento.
[A0] (mol·l–1)
[B0] (mol·l–1)
v0 (mol·l–1·s–1)
1
0,1
0,1
5,5 · 10-6
2
0,2
0,1
2,2 · 10-5
3
0,1
0,3
1,65 · 10-5
4
0,1
0,6
3,3 · 10-5
Determina los órdenes de reacción parciales y total, la constante de velocidad y la velocidad
cuando las concentraciones de A y B sean ambas 5,0 · 10–2 M.
14.-
Los datos de la tabla siguiente pertenecen a la reacción: CO (g) + NO2 (g) → CO2 (g) + NO (g)
en donde vemos cómo varía la velocidad de la misma en función de la diferentes
concentraciones iniciales de ambos reactivos.
Experimento
[CO]0 (M)
[NO2]0 (M)
v0 (mol/l·h)
1
3 · 10-4
0,4 · 10-4
2,28 · 10-8
2
3 · 10-4
0,8 · 10-4
4,56 · 10-8
3
3 · 10-4
0,2 · 10-4
1,14 · 10-8
4
6 · 10-4
0,4 · 10-4
4,56 · 10-8
5
1,8 · 10-3
0,4 · 10-4
13,68 · 10-8
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Determina el orden de reacción, la constante de velocidad y la velocidad cuando [CO]0 = 0,01
M y [NO2]0 = 0,02 M.
15.-
La destrucción de la capa de ozono es debida entre otras a la siguiente reacción:
NO + O3 → NO2 + O2. La velocidad que se ha obtenido en tres experimentos en los que se ha
variado las concentraciones iniciales de los reactivos ha sido la siguiente:
Experimento
[NO]0 (M)
[O3]0 (M)
v0 (mol/l·s)
1
1,0 · 10-6
3,0 · 10-6
6,6 · 10-5
2
1,0 · 10-6
9,0 · 10-6
1,98 · 10-4
3
3,0 · 10-6
9,0 · 10-6
5,94 · 10-4
a) Determina la ecuación de velocidad. b) Calcular el valor de la constante de velocidad.
16.-
En la reacción A + B → C + D, se demuestra experimentalmente que v = k [A]·[B], en donde
k = A · e–Ea/RT. a) Explica el significado de cada uno de los términos que aparecen en la
ecuación de Arrhenius. b) En determinadas ocasiones, la velocidad de la reacción es
v = 0,01 mol/l·s. Indica razonadamente varias formas de conseguir que la reacción sea más
rápida
17.-
Considera el proceso a A + b B ® productos. Indica cómo influye la presencia de un
catalizador en : a) el calor de reacción; b) la energía de activación de la reacción; c) la
cantidad de producto obtenida; d) la velocidad de la reacción.
Unidad temática 6: Equilibrio químico
Contenidos
6.1.- Concepto de equilibrio químico.
6.1.1.- Características. Aspecto dinámico de las reacciones químicas.
6.2.- Ley de acción de masas. La constante de equilibrio KC.
6.3.- Grado de disociación “”.
6.3.1.- Relación KC con el grado de disociación.
6.4.- KP. Relación con KC .
6.4.1.- Magnitud de las constantes de equilibrio.
6.5.- Cociente de reacción.
6.6.- Modificaciones del equilibrio.
6.6.1.- Concentración en reactivos y productos.
6.6.2.- Efecto de los cambios de presión, volumen y temperatura.
6.6.3.- Principio de Le Chatelier.
6.6.4.- Importancia en procesos industriales.
6.7.- Equilibrios heterogéneos. Producto de
solubilidad.
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Equilibrio de moléculas (H2 + I2 Á 2 HI).
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¿QUÉ ES UN EQUILIBRIO QUÍMICO?
Es una reacción que nunca llega a completarse, pues se produce simultáneamente en ambos
sentidos (los reactivos forman productos, y a su vez, éstos forman de nuevo reactivos). Es decir, se
trata de un equilibrio dinámico.
Cuando las concentraciones de cada una de las sustancias que intervienen (reactivos o productos)
se estabiliza, es decir, se gastan a la misma velocidad que se forman, se llega al EQUILIBRIO
QUÍMICO.
Concentraciones (mol/l)
Equilibrio químico
[HI]
[I2]
[H2]
Tiempo (s)
Variación de la concentración con el tiempo (H2 + I2 Á 2 HI)
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LEY DE ACCIÓN DE MASAS. CONSTANTE DE EQUILIBRIO (KC)
Para una reacción cualquiera (a A + b B + .... Á c C + d D + ...) se define la constante de equilibrio
(KC) de la siguiente manera:
siendo las concentraciones medidas en el equilibrio (no confundir con las concentraciones
iniciales de reactivos y productos).
Se denomina constante de equilibrio, porque se observa que dicho valor es constante (dentro un
mismo equilibrio) si se parte de cualquier concentración inicial de reactivo o producto.
En la reacción anterior: H2(g)+ I2(g) Á 2 HI (g)
El valor de KC, dada su expresión, depende de cómo se ajuste la reacción. Es decir, si la reacción
anterior la hubiéramos ajustado como: ½ H2(g) + ½ I2(g) Á HI (g), la constante valdría la raíz
cuadrada de la anterior.
La constante KC cambia con la temperatura.
Sólo se incluyen las especies gaseosas y/o en disolución. Las especies en estado sólido o líquido
tienen concentración constante, y por tanto, se integran en la constante de equilibrio.
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Ejemplo:
Tengamos el equilibrio: 2 SO2(g) + O2(g) Á 2 SO3(g). Se hacen cinco experimentos en los que se
introducen diferentes concentraciones iniciales de ambos reactivos (SO2 y O2). Se produce la
reacción y una vez alcanzado el equilibrio se miden las concentraciones tanto de reactivos como de
productos observándose los siguientes datos:
Concentr. iniciales (mol/l)
Concentr. equilibrio (mol/l)
[SO2]
[O2]
[SO3]
[SO2]
[O2]
[SO3]
Kc
Exp 1
0,200
0,200
—
0,030
0,115
0,170
279,2
Exp 2
0,150
0,400
—
0,014
0,332
0,135
280,1
Exp 3
—
—
0,200
0,053
0,026
0,143
280,0
Exp 4
—
—
0,700
0,132
0,066
0,568
280,5
Exp 5
0,150
0,400
0,250
0,037
0,343
0,363
280,6
Kc se obtiene aplicando la expresión:
y como se ve es prácticamente constante.
Ejercicio A:
Escribir las expresiones de KC para los siguientes equilibrios químicos: a) N2O4(g) Á 2 NO2(g); b) 2
NO(g) + Cl2(g) Á 2 NOCl(g); c) CaCO3(s) Á CaO(s) + CO2(g); d) 2 NaHCO3(s) Á Na2CO3(s) + H2O(g) +
CO2(g).
concentración
KC > 105
concentración
concentración
Significado del valor de Kc
KC ≈ 100
tiempo
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tiempo
KC < 10-2
tiempo
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Ejemplo:
En un recipiente de 10 litros se introduce una mezcla de 4 moles de N2(g) y 12 moles de H2(g); a)
escribir la reacción de equilibrio; b) si establecido éste se observa que hay 0,92 moles de NH3(g),
determinar las concentraciones de N2 e H2 en el equilibrio y la constante Kc.
a) Equilibrio:
N2(g)
+
3 H2(g)
Á
2 NH3(g)
b) Moles inic.: 4120
Moles equil. 4 – 0,46 = 3,54 12 – 1,38 = 10,620,92
conc. eq(mol/l)0,3541,0620,092
Ejercicio B:
En un recipiente de 250 ml se introducen 3 g de PCl5, estableciéndose el equilibrio: PCl5(g) Á PCl3 (g)
+ Cl2(g). Sabiendo que la KC a la temperatura del experimento es 0,48, determinar la composición
molar del equilibrio.
CONSTANTE DE EQUILIBRIO (KP). RELACIÓN CON KC.
En las reacciones en que intervengan gases es mas sencillo medir presiones parciales que
concentraciones. Así en una reacción tipo: a A + b B Á c C + d D, se observa la constancia de Kp
viene definida por:
En la reacción: 2 SO2(g) + O2(g) Á 2 SO3(g)
De la ecuación general de los gases:
se obtiene:
Vemos, pues, que KP puede depender de la temperatura siempre que haya un cambio en el nº de
moles de gases
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donde n = incremento en nº de moles de gases (nproductos – nreactivos)
Ejemplo:
Calcular la constante Kp a 1000 K en la reacción de formación del amoniaco vista anteriormente. (KC =
1,996 ·10–2 M–2)
N2(g) + 3 H2(g) Á 2 NH3(g)
n = nproductos – nreactivos = 2 – (1 + 3) = –2
KP = Kc x (RT)n =1,996 x 10-2 mol-2·l2 (0,082 atmxl x·mol-1xK-1 x1000 K)-2
Ejercicio C.
La constante de equilibrio de la reacción: N2O4 Á 2 NO2 vale 0,671 a 45ºC. Calcule la presión total
en el equilibrio en un recipiente que se ha llenado con N2O4 a 10 atmósferas y a dicha
temperatura. Datos: R = 0,082 atm·l·mol-1·K-1.
MAGNITUD DE KC Y KP.
El valor de ambas constantes puede variar entre límites bastante grandes:
Ejemplos:



H2(g) + Cl2(g) Á 2 HCl(g) ; Kc (298 K) = 2,5 x 1033
La reacción está muy desplazada a la derecha (en realidad se puede sustituir el símbolo Á
por ®).
H2(g) + I2(g) Á 2 HI(g); Kc (698 K) = 55,0
Se trata de un verdadero equilibrio (hay concentraciones apreciables de reactivos y
productos).
N2(g) + O2(g) Á 2 NO (g); Kc (298 K) = 5,3 x 10–31
La reacción está muy desplazada a la izquierda, es decir, apenas se forman productos.
GRADO DE DISOCIACIÓN ().
Se utiliza en aquellas reacciones en las que existe un único reactivo que se disocia en dos o más
moléculas más pequeñas.
Es la fracción de un mol que se disocia (tanto por 1). En consecuencia, el % de sustancia
disociada es igual a 100·a.
Ejemplo:
En un matraz de 5 litros se introducen 2 moles de PCl5(g) y 1 mol de PCl3(g) y se establece el
siguiente equilibrio: PCl5(g) Á PCl3(g) + Cl2(g). Sabiendo que Kc (250 ºC) = 0,042; a) ¿cuáles son las
concentraciones de cada sustancia en el equilibrio?; b) ¿cuál es el grado de disociación?
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a) Equilibrio: PCl5(g) Á PCl3(g) + Cl2(g)
Moles inic.:
2
1
0
Moles equil. 2– x
1+x
x
conc. eq(mol/l)(2– x)/5 (1 + x)/5
x/5
Resolviendo la ecuación de segundo grado, se deduce que x = 0,28 moles
;
;
b) Si de 2 moles de PCl5 se disocian 0,28 moles en PCl3 y Cl2, de cada mol de PCl5 se disociarán
0,14. Por tanto,  = 0,14, lo que viene a decir que el PCl5 se ha disociado en un 14 %.
RELACIÓN ENTRE KC Y .
Sea una reacción A Á B + C.
Si llamamos “c” = [A]inicial y suponemos que en principio sólo existe sustancia “A”, tendremos que:
Equilibrio:
A Á
B
Conc. Inic. (mol/l):
c
0
conc. eq(mol/l)
c(1– )
c
+
C
0
c· 
En el caso de que la sustancia esté poco disociada (KC muy pequeña):  << 1 y KC = c a2, con lo que
se tiene a de manera inmediata.
Ejemplo:
Utilizar la expresión de la constante en función de “a” en el ejemplo anterior: “En un matraz de 5
litros se introducen 2 moles de PCl5(g) y 1 mol de de PCl3(g) y se establece el siguiente equilibrio:
PCl5(g) Á PCl3(g) + Cl2(g). Sabiendo que Kc (250 ºC) = 0,042, ¿cuál es el grado de disociación?”.
Equilibrio:
PCl5(g) Á PCl3(g) + Cl2(g)
Conc. inic.:
2/5
1/5
0
conc. eq(mol/l) 0,4(1–) 0,2+0,4 · 0,4 ·
En este caso y dado el valor de la constante no debe despreciarse a frente a 1, por lo que
deberíamos resolver la ecuación de segundo grado:  = 0,14
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Ejercicio D:
En el equilibrio anterior (Kc = 0,042): PCl5(g) Á PCl3(g) + Cl2(g) ¿cuál sería el grado de disociación y
el número de moles en el equilibrio de las tres sustancias si pusiéramos únicamente 2 moles de
PCl5(g) en los 5 litros del matraz?
Ejercicio E:
A 450 ºC y 10 atm de presión el NH3 (g) está disociado en un 95,7 % según la reacción:
2 NH3 (g) Á N2 (g) + 3 H2 (g). Calcular KC y KP a dicha temperatura.
COCIENTE DE REACCIÓN (Q)
En una reacción cualquiera: a A + b B Á c C + d D se llama cociente de reacción a:
Tiene la misma fórmula que la KC pero a diferencia de ésta, las concentraciones no tienen porqué
ser las del equilibrio.


Si Q = Kc entonces el sistema está en equilibrio.
Si Q < Kc el sistema evolucionará hacia la derecha, es decir, aumentarán las
concentraciones de los productos y disminuirán las de los reactivos hasta que Q se iguale
con KC.
 Si Q > Kc el sistema evolucionará hacia la izquierda, es decir, aumentarán las
concentraciones de los reactivos y disminuirán las de los productos hasta que Q se iguale
con KC.
Ejemplo:
En un recipiente de 3 litros se introducen 0,6 moles de HI, 0,3 moles de H2 y 0,3 moles de I2 a
490ºC. Si Kc = 0,022 a 490ºC para 2 HI(g) Á H2(g) + I2(g) a) ¿se encuentra en equilibrio?; b) Caso
de no encontrarse, ¿cuantos moles de HI, H2 e I2 habrá en el equilibrio?
a)
Coequ
izquierda.
b)
Equilibrio:
Moles inic.:
Moles equil.
mo Q > Kc el sistema no se encuentra en
ilibrio y la reacción se desplazará hacia la
2 HI(g)
0,6
0,6 + 2x
Á
I2(g)
0,3
0,3 – x
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+
H2(g)
0,3
0,3 – x
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Resolviendo la ecuación se obtiene que: x = 0,163 moles
Equil:
2 HI(g)
Á
I2(g)
+
H2(g)
Mol eq:
0,6+2x0,163
0,3–0,163
0,3–0,163
n(HI) = 0,93 mol ; n(I2) = 0,14 mol ; n(H2) = 0,14 mol
MODIFICACIONES DEL EQUILIBRIO.
Si un sistema se encuentra en equilibrio (Q = Kc) y se produce una perturbación:



Cambio en la concentración de alguno de los reactivos o productos.
Cambio en la presión (o volumen).
Cambio en la temperatura.
El sistema deja de estar en equilibrio y trata de volver a él.
Cambio en la concentración de alguno de los reactivos o productos.
Si una vez establecido un equilibrio se varía la concentración algún reactivo o producto el
equilibrio desaparece y se tiende hacia un nuevo equilibrio.
Las concentraciones iniciales de este nuevo equilibrio son las del equilibrio anterior con las
variaciones que se hayan introducido.
Lógicamente la constante del nuevo equilibrio es la misma, por lo que si aumenta la concentración
de algún reactivo, crecería el denominador en Q, y la manera de volver a igualarse a KC sería que
disminuyera la concentración de reactivos (en cantidades estequiométricas) y, en consecuencia,
que aumentasen las concentraciones de productos, con lo que el equilibrio se desplazaría hacia la
derecha, es decir, se obtiene más producto que en condiciones iniciales.
De la manera, en caso de que disminuyera la concentración de algún reactivo: disminuiría el
denominador en Q, y la manera de volver a igualarse a KC sería que aumentase la concentración
de reactivos (en cantidades estequiométricas) y, en consecuencia, que disminuyesen las
concentraciones de productos, con lo que el equilibrio se desplazaría hacia la izquierda, es decir,
se obtiene menos producto que en condiciones iniciales.
Análogamente, podría argumentarse que, si aumentase la concentración de algún producto, el
equilibrio se desplazaría a la izquierda, mientras que si disminuyese, se desplazaría hacia la
derecha.
Ejemplo:
En el equilibrio anterior: PCl5(g) Á PCl3(g) + Cl2(g) ya sabemos que, partiendo de 2 moles de PCl5(g)
en un volumen de 5 litros, el equilibrio se conseguía con 1,45 moles de PCl5, 0,55 moles de PCl3 y
0,55 moles de Cl2 ¿cuántos moles habrá en el nuevo equilibrio si una vez alcanzado el primero
añadimos 1 mol de Cl2 al matraz? (Kc = 0,042)
Equilibrio:
Moles inic.:
PCl5(g)
1,45
Á
PCl3(g)
0,55
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+
Cl2(g)
0,55 + 1
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Moles equil.
1,45 + x
0,55 – x
1,55 – x
Resolviendo la ecuación se obtiene que: x = 0,268
PCl5(g)
Á
PCl3(g) +
Cl2(g)
1,45+0,268
0,55–0,268
1,55–0,268
1,718
0,282
1,282
conc (mol/l)
0,3436
0,0564
0,2564
El equilibrio se ha desplazado a la izquierda. Se puede comprobar como:
Equilibrio:
neq (mol)
Cambio en la presión (o volumen)
En cualquier equilibrio en el que haya un cambio en el número de moles en sustancias gaseosas
entre reactivos y productos, como por ejemplo en reacciones de disociación del tipo: A Á B + C, ya
se vio que KC c x 2
Al aumentar “p” (o disminuir el volumen) aumenta la concentración y eso lleva consigo una menor
“ ”, es decir, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda que es donde menos moles hay.
Este desplazamiento del equilibrio al aumentar la presión, hacia donde menos moles de
sustancias gaseosas, es válido y generalizable para cualquier equilibrio en el que intervengan
gases. Lógicamente, si la presión disminuye, el efecto es el contrario.
Si el número de moles gaseosos total de reactivos es igual al de productos se pueden eliminar
todos los volúmenes en la expresión de KC, con lo que éste no afecta al equilibrio (y por tanto,
tampoco la presión).
El cambio de presión apenas afecta a sustancias líquidas (incluyendo disoluciones) o sólidas, por
lo que si en una reacción no interviene ningún gas, estos cambios no afectarán al equilibrio.
Ejemplo:
Una mezcla gaseosa constituida inicialmente por 3,5 moles de hidrógeno y 2,5 de yodo, se calienta
a 400ºC con lo que al alcanzar el equilibrio se obtienen 4.5 moles de HI, siendo el volumen del
recipiente de reacción de 10 litros. Calcule: a) El valor de las constantes de equilibrio Kc y Kp; b) La
concentración de los compuestos si el volumen se reduce a la mitad manteniendo constante la
temperatura a 400ºC.
a) Equilibrio:
H2 (g) +
Moles inic.:
3,5
Moles equil:
1,25
conc. eq(mol/l) 0,125
I2 (g)
2,5
0,25
0,025
Á 2 HI (g)
0
4,5
0,45
b) En este caso, el volumen no influye en el equilibrio, pues al haber el mismo nº de moles de
reactivos y productos, se eliminan todas las “V” en la expresión de KC.
Por tanto, las concentraciones de reactivos y productos, simplemente se duplican:
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Se puede comprobar como:
Cambio en la temperatura.
Se observa que, al aumentar T, el sistema se desplaza hacia donde se consuma calor, es decir,
hacia la izquierda en las reacciones exotérmicas y hacia la derecha en las endotérmicas.
Si disminuye T el sistema se desplaza hacia donde se desprenda calor (derecha en las exotérmicas
e izquierda en las endotérmicas).
Ejemplo:
¿Hacia dónde se desplazará el equilibrio al: a) disminuir la presión? b) aumentar la temperatura?
H2O(g) + C(s) Á CO(g) + H2(g) ( H > 0)
Hay que tener en cuenta que las concentraciones de los sólidos ya están incluidas en la KC por ser
constantes.
a) Al bajar "p" el equilibrio se desplaza hacia la derecha (donde más moles de gases hay: 1 de CO +
1 de H2 frente a 1 sólo de H2O)
b) Al subir "T" el equilibrio también se desplaza hacia la derecha (donde se consume calor por ser
la reacción endotérmica).
Principio de Le Chatelier. Variaciones en el equilibrio.
“Un cambio o perturbación en cualquiera de las variables que determinan el estado de
equilibrio químico produce un desplazamiento del equilibrio en el sentido de contrarrestar o
minimizar el efecto causado por la perturbación”.










[reactivos] > 0
[reactivos] < 0
[productos] > 0
[productos] < 0
T > 0 (exotérmicas)
T > 0 (endotérmicas)
T < 0 (exotérmicas)
T < 0 (endotérmicas)
p > 0 Hacia donde menos nº moles de gases
p < 0 Hacia donde más nº moles de gases.
Importancia en procesos industriales.
El saber qué condiciones favorecen el desplazamiento de un equilibrio hacia la formación de un
producto es de suma importancia en la industria, pues se conseguirá un mayor rendimiento, en
dicho proceso.
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Un ejemplo típico es la síntesis de Haber en la formación de amoniaco a partir de la reacción N2(g)
+ 3 H2(g)  2 NH3(g), exotérmica. La formación de amoniaco está favorecida por altas presiones
(menos moles gaseosos de productos que de reactivos) y por una baja temperatura. Por ello esta
reacción se lleva a cabo a altísima presión y a una temperatura relativamente baja, aunque no
puede ser muy baja para que la reacción no sea muy lenta. Hay que mantener un equilibrio entre
rendimiento y tiempo de reacción.
EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS.
Se habla de reacción homogénea cuando tanto reactivos como productos se encuentran en el
mismo estado físico. En cambio, si entre las sustancias que intervienen en la reacción se
distinguen varias fases o estados físicos, hablaremos de reacciones heterogéneas.
Por ejemplo, la reacción: CaCO3(s) Á CaO(s) + CO2(g) se trata de un equilibrio heterogéneo.
Aplicando la ley de acción de masas se cumplirá que:
Sin embargo, las concentraciones (n/V) de ambas sustancias sólidas (CaCO3 y CaO) son
constantes, al igual que las densidades de sustancias puras (m/V) son también constantes.
Por ello, agrupando las constantes en una sola a la que llamaremos KC se tiene:
Análogamente: KP = p(CO2)
En la expresión de KC de la ley de acción de masas sólo aparecen las concentraciones de gases y
sustancias en disolución, mientras que en la expresión de KP únicamente aparecen las presiones
parciales de las sustancias gaseosas.
Ejemplo:
En un recipiente se introduce cierta cantidad de carbamato amónico, NH4CO2NH2 sólido que se
disocia en amoniaco y dióxido de carbono cuando se evapora a 25ºC. Sabiendo que la constante KP
para el equilibrio NH4CO2NH2(s) Á 2 NH3(g) + CO2(g) y a esa temperatura vale 2,3·10-4. Calcular KC
y las presiones parciales en el equilibrio.
Equilibrio: NH4CO2NH2(s) Á2 NH3(g) + CO2(g)
n(mol) equil.
n – x 2xx
Luego p(NH3) = 2 p(CO2) ya que la presión parcial es directamente proporcional al nº de moles.
Kp = 2,3x10-4 = p(NH3)2 x p(CO2) = 4p(CO2)3
Despejando se obtiene que: p(CO2) = 0,039 atm con lo que: p(NH3) = 0,078 atm.
REACCIONES DE PRECIPITACIÓN.
Son reacciones de equilibrio heterogéneo sólido-líquido.
La fase sólida contiene una sustancia poco soluble (normalmente una sal). La fase líquida contiene
los iones producidos en la disociación de la sustancia sólida.
Normalmente el disolvente suele tratarse de agua.
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Solubilidad (s).
Es la máxima concentración molar de soluto en un determinado disolvente, es decir, la molaridad
de la disolución saturada de dicho soluto.
Depende de:



La temperatura. Normalmente es mayor a mayor temperatura debido a la mayor energía del
cristal para romper uniones entre iones.
Energía reticular. Si la energía de solvatación es mayor que la reticular U se favorece la
disolución. A mayor carácter covalente mayor U y por tanto menor solubilidad.
La entropía. Al diluirse una sal se produce un sistema más desordenado por lo que aunque
energéticamente no esté favorecida la disolución ésta puede llegar a producirse.
Producto de solubilidad (KS o PS) en elctrolitos de tipo AB.
En un electrolito de tipo AB el equilibrio de solubilidad viene determinado por:
AB(s)  A+(ac) + B(ac)
Conc. inic. (mol/l): c0 0
Conc. eq. (mol/l): cs s
La concentración del sólido permanece constante.
Y la constante de equilibrio tiene la expresión:

Ejemplo:
AgCl(s)  Ag+(ac) + Cl (ac)
KS = [Ag+] x [Cl] = s2
“s” es la solubilidad de la sal.
Ejemplo:
Deduce si se formará precipitado de cloruro de plata cuyo KS = 1,7 x 10-10 a 25ºC al añadir a 250
cm3 de cloruro de sodio 0,02 M 50 cm3 de nitrato de plata 0,5 M.
AgCl(s)  Ag+(ac) + Cl(ac)
KS = [Ag+] x [Cl] = s2
n(Cl) = 0,25 L x 0,02 mol/L = 0,005 mol 
Igualmente:
n(Ag+) = 0,05 L x 0,5 mol/L = 0,025 mol 
[Ag+] x [Cl] = 0,0167 M x 0,0833 M =1,39 x 103 M2
Como [Ag+] x [Cl] > KS entonces precipitará.
Producto de solubilidad en otro tipo de electrolito.
Tipo A2B:
A2B (s)  2 A+(ac) + B2(ac)
Conc. inic. (mol/l): c
0
0
Conc. eq. (mol/l): c 2s
s
Y la constante de equilibrio tiene la expresión:
Las misma expresión será para electrolitos tipo AB2.
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Tipo AaBb:
AaBb (s)  a Ab+(ac) + b Ba(ac)
Conc. inic. (mol/l): c
0 0
Conc. eq. (mol/l): c as bs
FACTORES QUE AFECTAN A LA SOLUBILIDAD. 
Además de la temperatura, existen otro factores que influyen en la solubilidad por afectar a la
concentración de uno de los iones de un electrolito poco soluble. Estos son:




Efecto ion común.
- Formación de un ácido débil.
- Formación de una base débil.
pH.
Formación de complejos estables.
Reacciones redox.
Efecto ion común.
Si a una disolución saturada de un electrolito poco soluble añadimos otra sustancia que aporta
uno de los iones, la concentración de éste aumentará.
Lógicamente, la concentración del otro ion deberá disminuir para que el producto de las
concentraciones de ambos permanezca constante.
Como el equilibrio se desplaza a la izquierda la solubilidad, que mide la máxima concentración de
soluto disuelto, disminuirá en consecuencia.
Ejemplo:
¿Cuál será la solubilidad del cloruro de plata si añadimos nitrato de plata hasta una
concentración final 0,002 M?
AgCl(s)  Ag+(ac) + Cl (ac)
KS = 1,7 x 10-10 = [Ag+] x [Cl] = s2
Al añadir el AgNO3, la [Ag+] sube hasta 2 x103 M, pues se puede despreciar la concentración que
había antes.
En consecuencia, el equilibrio se desplaza a la izquierda y la [Cl], es decir, la nueva solubilidad,
debe disminuir.
Ejercicio:
En equilibrio de disolución de bromuro de plata cuya Ks=5,2 x 1013 ¿cuál será la nueva
solubilidad si a ½ litro de disolución saturada se AgBr se le añaden 0,2 ml de una disolución
0,001 M de bromuro de potasio?
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Equilibrio:
AgBr (s)  Ag+(ac) +
Conc. eq. (mol/l): c
s
Br(ac)
s
KS = 5,2 x 1013 = [Ag+] x [Br] = s2 
n(Br)0 = 0,5 L x 7,2x107 mol/L = 3,6x107 mol
n(Br)añad = 0,0002 L x 0,001 mol/L = 2x107 mol
Conc. inic. (mol/l): c
Conc. eq. (mol/l): c
7,2x107 1,12x106
7,2x107 x 1,12x106 x
KS = 5,2 x 1013 = (7,2x107 x)·(1,12x106 x)  x = 3,2 x 107
s’ = (7,2 x 107 3,2 x 107) M = 4,0 x107 M
Influencia del pH por formación de un ácido débil.
Equilibrio solubil:
AB(s)  A (ac) + B+ (ac)
Equilibrio acidez: HA(ac)  A (ac) + H+ (ac)
Si el anión A en que se disocia un electrolito poco soluble forma un ácido débil HA, al aumentar la
acidez o [H+] el equilibrio de disociación del ácido se desplazará hacia la izquierda.
En consecuencia, disminuirá [A], con lo que se solubilizará más electrolito AB.
Ejemplo: al añadir un ácido fuerte sobre el ZnCO3, se formará H2CO3, ácido débil, y al disminuir
[CO32], se disolverá más ZnCO3, pudiéndose llegar a disolver por completo.
Cambio en la solubilidad por formación de una base débil.
Suele producirse a partir de sales solubles que contienen el catión NH4+.
Ejemplo: NH4Cl(s)  Cl (ac) + NH4+ (ac)
Equil base: NH4OH (ac)  NH4+ (ac) + OH (ac)
Los NH4+ reaccionan con los OH formándose NH4OH al desplazar el equilibrio de la base hacia la
izquierda.
Es el método usual de disolver hidróxidos poco solubles tales como el Mg(OH)2.
Equil. Solub.:  Mg2+(ac) + 2 OH(ac).
En consecuencia, disminuirá [OH], con lo que se solubilizará más Mg(OH)2.
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Formación de un complejo estable.
Un ion complejo es un ion formado por más de un átomo o grupo de átomos.
Ejemplos: [Al(OH)4], [Zn(CN)4]2, [AlF6]3 , [Ag(NH3)2]+.
De esta manera, se pueden disolver precipita-dos añadiendo, por ejemplo, cianuro de sodio a
electrolitos insolubles de cinc como el Zn(OH)2, ya que al formarse el catión [Zn(CN)4]2 , que es
muy estable.
Así, disminuirá drásticamente la concentración de Zn2+, con lo que se disolverá más Zn(OH)2.
Igualmente, pueden disolverse precipitados de AgCl añadiendo amoniaco.
Oxidación o reducción de iones.
Si alguno de los iones que intervienen en un equilibrio de solubilidad se oxida o se reduce como
consecuencia de añadir un oxidante o reductor, la concentración de este ion disminuirá.
En consecuencia, el equilibrio del electrolito insoluble se desplazará hacia al derecha,
disolviéndose en mayor cantidad.
Ejemplo: El CuS se disuelve fácilmente en ácido nítrico, ya que éste es oxidante y oxida el S2 a S0.
3 CuS + 2 NO3 + 8 H+  3 S0 + 3 Cu2+ + 2 NO + 4 H2O.
En realidad el CuS se transforma en Cu(NO3)2 mucho más soluble, al desaparecer los iones
Equilibrio acidez: HA(ac)  A (ac) + H+ (ac)
Si el anión A en que se disocia un electrolito poco soluble forma un ácido débil HA, al aumentar la
acidez o [H+] el equilibrio de disociación del ácido se desplazará hacia la izquierda.
En consecuencia, disminuirá [A], con lo que se solubilizará más electrolito AB.
Ejemplo: al añadir un ácido fuerte sobre el ZnCO3, se formará H2CO3, ácido débil, y al disminuir
[CO32], se disolverá más ZnCO3, pudiéndose llegar a disolver por completo.
Cambio en la solubilidad por formación de una base débil.
Suele producirse a partir de sales solubles que contienen el catión NH4+.
Ejemplo: NH4Cl(s)  Cl (ac) + NH4+ (ac)
Equil base: NH4OH (ac)  NH4+ (ac) + OH (ac)
Los NH4+ reaccionan con los OH formándose NH4OH al desplazar el equilibrio de la base hacia la
izquierda.
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Es el método usual de disolver hidróxidos poco solubles tales como el Mg(OH)2.
Equil. Solub.:  Mg2+(ac) + 2 OH(ac).
En consecuencia, disminuirá [OH], con lo que se solubilizará más Mg(OH)2.
Formación de un complejo estable.
Un ion complejo es un ion formado por más de un átomo o grupo de átomos.
Ejemplos: [Al(OH)4], [Zn(CN)4]2, [AlF6]3 , [Ag(NH3)2]+.
De esta manera, se pueden disolver precipita-dos añadiendo, por ejemplo, cianuro de sodio a
electrolitos insolubles de cinc como el Zn(OH)2, ya que al formarse el catión [Zn(CN)4]2 , que es
muy estable.
Así, disminuirá drásticamente la concentración de Zn2+, con lo que se disolverá más Zn(OH)2.
Igualmente, pueden disolverse precipitados de AgCl añadiendo amoniaco.
Oxidación o reducción de iones.
Si alguno de los iones que intervienen en un equilibrio de solubilidad se oxida o se reduce como
consecuencia de añadir un oxidante o reductor, la concentración de este ion disminuirá.
En consecuencia, el equilibrio del electrolito insoluble se desplazará hacia al derecha,
disolviéndose en mayor cantidad.
Ejemplo: El CuS se disuelve fácilmente en ácido nítrico, ya que éste es oxidante y oxida el S2 a S0.
3 CuS + 2 NO3 + 8 H+  3 S0 + 3 Cu2+ + 2 NO + 4 H2O.
En realidad el CuS se transforma en Cu(NO3)2 mucho más soluble, al desaparecer los iones S2– de
la disolución.
Ejercicios-EQUILIBRIO QUÍMICO
1- La formación del N2O4 se explica mediante las dos reacciones siguientes: 2 NO (g) + O2 (g) Á 2
NO2 (g);¿Qué relación existe entre las constantes de los dos equilibrios con la constante de
equilibrio de la reacción global?
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2- La constante del siguiente equilibrio: 3 H2(g) + N2(g) Á 2 NH3(g). a 150 ºC y 200 atm es 0,55:
¿Cuál es la concentración de amoniaco cuando las concentraciones de N2 e H2 en el equilibrio son
0,20 mol/L y 0,10 mol/L respectivamente.
3-Se ha estudiado la reacción del equilibrio siguiente:2 NOCl (g) Á 2 NO (g) + Cl2 (g) a 735 K y en
un volumen de 1 litro. Inicialmente en el recipiente se introdujeron 2 moles de NOCl. Una vez
establecido el equilibrio se comprobó que se había disociado un 33,3 % del compuesto. a) Calcula
Kc. b) ¿Hacia dónde se desplazará el equilibrio si se aumenta la presión? Razona la respuesta.
4-Para la reacción SbCl5(g) Á SbCl3(g) + Cl2(g), KC, a la temperatura de 182 ºC, vale 9,32 · 10–2. En
un recipiente de 0,40 litros se introducen 0,2 moles de SbCl5 y se eleva la temperatura a 182 ºC
hasta que se establece el equilibrio anterior. Calcula: a) la concentración de las especies presentes
en el equilibrio; b) la presión de la mezcla gaseosa.
5-Calcula los valores de Kc y Kp a 250 °C en la reacción de formación del yoduro de hidrógeno,
H2(g) + I2(g) Á 2 HI(g). sabiendo que el volumen del recipiente de reacción es de 10 litros y que
partiendo de 2 moles de I2 y 4 moles de H2, se han obtenido 3 moles de yoduro de hidrógeno.
6-Cuando 30 g de ácido acético CH3COOH, reaccionan con 46 g de etanol CH3CH2OH se forman
36,96 g de acetato de etilo CH3COO–CH2CH3.y una cierta cantidad de agua. Calcula la constante
de equilibrio de la reacción de esterificación.
7-En un recipiente de 5 L se introducen a 500ºC 3 moles de HI, 2 mol de H2 y 1 mol de I2. Calcula
la concentración de las distintas especies en equilibrio si sabemos que la constante del equilibrio 2
HI Á I2 + H2 a dicha temperatura es Kc = 0,025.
8-En un recipiente de 2,0 litros de capacidad se introduce amoniaco a una temperatura de 20 ºC y
a la presión de 14,7 atm. A continuación se calienta el recipiente hasta 300 ºC y se aumenta la
presión hasta 50 atm. Determina el grado de disociación del amoniaco a dicha presión y
temperatura y las concentraciones de las tres sustancias en el equilibrio.
9-Una muestra de 2 moles de HI se introduce en un recipiente de 5 litros. Cuando se calienta el
sistema hasta una temperatura de 900 K, el HI se disocia según la reacción: 2 HI Á H2 + I2, cuya
constante es: KC = 3,8·10-2. Determina el grado de disociación del HI.
10-El tetróxido de dinitrógeno se disocia parcialmente en dióxido de nitrógeno. A 60 ºC y 1,0 atm
la densidad de mezcla en equilibrio es de 2,24 g/L. Calcular: a) el grado de disociación del N2O4 en
dichas condiciones; b) el grado de disociación a la misma temperatura pero a 10,0 atm.
11-A 200ºC y presión de 1 atmósfera, el PCl5 se disocia en PCl3 y Cl2 en 49,5 %. Calcule. a) Kc y Kp;
b) El grado disociación a la misma temperatura pero a 10 atmósferas de presión. c) Explique en
función del principio de Le Chatelier si el resultado obtenido en b) le parece correcto. DATOS:
Masas atómicas; P = 30,97; Cl = 35,5; R = 0,082 atm·l·K-1·mol-1.
12-a) Factores que influyen en la velocidad de una reacción. b) Factores que influyen en el
equilibrio químico. Principio de Le Chatelier.
13-Dado el proceso en fase gaseosa A + B  C, a) establece la relación entre las constantes de
equilibrio KC y KP; b) si el proceso es endotérmico, ¿qué influencia ejerce sobre el mismo un
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aumento de temperatura?; c) si el proceso es exotérmico, ¿qué influencia ejerce sobre el mismo un
aumento de presión?
14-En la reacción: 2 H2S (g) + 3 O2 (g) Á 2 H2O (g) + 2 SO2 (g); H = –1036 kJ, justifica cómo
afectarán los siguientes cambios al desplazamiento del equilibrio: a) Aumentar el volumen del
recipiente a temperatura constante. b) Extraer SO2.c) Aumentar la temperatura manteniendo el
volumen constante.
15-La síntesis de amoniaco tiene lugar según la reacción: N2 (g) + 3 H2 (g) Á 2 NH3 (g) H = –
92,4 kJ/mol. Justifica cuales serán las condiciones más favorables de presión y temperatura para
obtener el máximo rendimiento. En la industria (proceso Haber) se suele trabajar a unos 450 °C y
hasta 1000 atmósferas, utilizando, además, catalizadores; ¿porqué se hace así?
16-Dada la siguiente reacción: N2(g) + O2 (g) Á 2 NO (g); H = 90,4 kJ/mol, ∆G = 86,7kJ/mol.
Justifica cuales de las siguientes afirmaciones son ciertas: a) La reacción es espontánea de
izquierda a derecha. b) La reacción es exotérmica de derecha a izquierda y un aumento de
temperatura desplaza el equilibrio a la derecha. c) El equilibrio se desplaza a la izquierda
aumentando su presión.
d) Kp = pNO/pN2 pO2
Unidad temática 7: Equilibrio en solución ácido-base
Contenidos:
7.1.- Caractetísticas de ácidos y bases.
7.2.- Evolución histórica del concepto de ácido y base.
7.2.1.- Teoría de Arrhenius. Limitaciones.
7.2.2.- Teoría de Brönsted-Lowry.
7.2.3.- Teoría de Lewis
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7.3.- Equilibrio de ionización del agua. Concepto de pH.
7.4.- Fuerza de ácidos y bases.
7.4.1.- Ácidos y bases conjugadas.
7.4.2.- Relación entre Ka y Kb.
7.4.3.- Cálculos de concentraciones en equilibrio, pH, constantes, grado de ionización.
7.5.- Reacciones de hidrólisis de sales (estudio cualitativo).
7.5.1.- Sales procedentes de ácido fuerte y base débil.
7.5.2.- Sales procedentes de ácido débil y base fuerte.
7.5.3.- Sales procedentes de ácido débil y base débil.
7.5.4.- Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte.
7.5.5.- Calculo de concentraciones y pH.
7.6.- Disoluciones amortiguadoras.
7.7.- Indicadores de ácido-base.
CARACTERÍSTICAS DE ÁCIDOS Y BASES.
Ácidos:






Tienen sabor agrio.
Son corrosivos para la piel.
Enrojecen ciertos colorantes vegetales.
Disuelven sustancias
Atacan a los metales desprendiendo H2.
Pierden sus propiedades al reaccionar con bases.
Bases:






Tiene sabor amargo.
Suaves al tacto pero corrosivos con la piel.
Dan color azul a ciertos colorantes vegetales.
Precipitan sustancias disueltas por ácidos.
Disuelven grasas.
Pierden sus propiedades al reaccionar con ácidos.
DEFINICIÓN DE ARRHENIUS.
Publica en 1887 su teoría de “disociación iónica”, en la que afirma que hay sustancias
(electrolitos), que en disolución, se disocian en cationes y aniones.

ÁCIDO: “Sustancia que en disolución acuosa disocia cationes H+”.
AH (en disolución acuosa) ® A– + H+
Ejemplos:
-
HCl (en disolución acuosa) ® Cl– + H+
H2SO4 (en disolución acuosa) ® SO42– + 2 H+

BASE: “Sustancia que en disolución acuosa disocia aniones OH–“.
BOH (en disolución acuosa) ® B+ + OH–
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Ejemplo:
-
NaOH (en disolución acuosa) ® Na+ + OH–
Neutralización
Se produce al reaccionar un ácido con una base por formación de agua:
H+ + OH– ® H2O
El anión que se disoció del ácido y el catión que se disoció de la base quedan en disolución
inalterados (sal disociada):
NaOH + HCl ® H2O + NaCl (Na+ + Cl–)
TEORÍA DE BRÖNSTED-LOWRY.


ÁCIDO: “Sustancia que en disolución cede H+”.
BASE: “Sustancia que en disolución acepta H+”.
Par Ácido/base conjugado
Siempre que una sustancia se comporta como ácido (cede H+) hay otra que se comporta como base
(captura dichos H+).
Cuando un ácido pierde H+ se convierte en su “base conjugada” y cuando una base captura H+ se
convierte en su “ácido conjugado”.
– H+
ÁCIDO (HA)
BASE CONJ. (A–)
+ H+
+ H+
ÁC. CONJ. (HB+)
BASE (B)
– H+
Ejemplo de disociación de un ácido:

HCl (g) + H2O (l) ® H3O+(ac) + Cl– (ac)
En este caso el H2O actúa como base y el HCl como ácido, que al perder el H+ se transforma en Cl–
(base conjugada).
Ejemplo de disociación de una base:

NH3 (g) + H2O (l) ® NH4+ + OH–
En este caso el H2O actúa como ácido pues cede H+ a la base NH3 que se transforma en NH4+
(ácido conjugado).
TEORÍA DE LEWIS (··)

ÁCIDO: “Sustancia que contiene al menos un átomo capaz de aceptar un par de
electrones y formar un enlace covalente coordinado”.
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
BASE: “Sustancia que contiene al menos un átomo
capaz de aportar un par de electrones para formar
un enlace covalente coordinado”.
Ejemplos:

HCl (g) + H2O (l) ® H3O+(ac) + Cl– (ac)
En este caso el HCl es un ácido porque contiene un átomo
(de H) que al disociarse y quedar como H+ va a aceptar un
par de electrones del H2O formando un enlace covalente
coordinado (H3O+).

Peachímetro
NH3 (g) + H2O (l) Á NH4+(ac) + OH–(ac)
En este caso el NH3 es una base porque contiene un átomo (de N) capaz de aportar un par de
electrones en la formación del enlace covalente coordinado (NH4+).
De esta manera, sustancias que no tienen átomos de hidrógeno, como el AlCl3 pueden actuar
como ácidos:
AlCl3 + :NH3
Þ
Cl3Al:NH3
EQUILIBRIO DE IONIZACIÓN DEL AGUA. CONCEPTO DE pH.
La experiencia demuestra que el agua tiene una pequeña conductividad eléctrica lo que indica que
está parcialmente disociado en iones:
2 H2O (l) Á H3O+(ac) + OH– (ac)
Como [H2O] es constante por tratarse de un líquido, llamaremos:
Kw = KC x [H2O]2
conocido como “producto iónico del agua”
El valor de dicho producto iónico del agua es: KW (25ºC) = 10–14 M2.En el caso del agua pura:
[H3O+] = [OH–] = (10–14 M2)½ = 10–7 M. Se denomina pH:
Y para el caso de agua pura, como [H3O+]=10–7 M, pH = –log 10–7 = 7
Tipos de disoluciones



Ácidas: [H3O+] > 10–7 M
Básicas: [H3O+] < 10–7 M
Neutras: [H3O+] = 10–7 M
pH < 7
pH > 7
pH = 7
En todos los casos: Kw = [H3O+] x [OH–]
Luego si [H3O+] aumenta (disociación de un ácido), entonces [OH–] debe disminuir y así el producto
de ambas concentraciones continúa valiendo 10–14 M2.
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ÁCIDO
1
2
3
4
Zumo de
limón
BÁSICO
5
6
7
8
Cerveza Leche Sangre
9
10
11
12
13
14
4
Agua mar Amoniaco
Agua destilada
Gráfica de pH en sustancias comunes
Concepto de pOH.
A veces se usa este otro concepto, casi idéntico al de pH:
Como Kw = [H3O+] x [OH–] = 10-14 M2
Aplicando logaritmos y cambiando el signo tendríamos: pH + pOH = 14, para una temperatura de
25 ºC.
Ejemplo:
El pH de una disolución acuosa es 12,6. ¿Cual será la [H3O+] y el pOH a la temperatura de 25ºC?
pH = –log [H3O+] = 12,6, de donde se deduce que: [H3O+] = 10-pH = 10-12,6 M = 2,5x10-13 M
Como Kw = [H3O+] x [OH–] = 10–14 M2, entonces:
pOH = – log [OH–] = – log 0,04 M = 1,4
Comprobamos como pH + pOH = 12,6 + 1,4 = 14
Ejercicio A
Una disolución de ácido sulfúrico tiene una densidad de 1,2 g/ml y una riqueza del 20 % en peso.
a) Calcule su concentración expresada en moles/litro y en gramos/litro. b) Calcule el pH de una
disolución preparada diluyendo mil veces la anterior.
ELECTROLITOS FUERTES Y DÉBILES.
Electrolitos fuertes:
Están totalmente disociados. (®)
Ejemplos:


HCl (ac) ® Cl– + H+
NaOH (ac) ® Na+ + OH–
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Electrolitos débiles:
Están disociados parcialmente (Á)
Ejemplos:


CH3–COOH (ac) Á CH3–COO– + H+
NH3 (ac)+ H2O Á NH4+ + OH–
Ácido fuerte
[HA]
[A–]
Ácido débil
[H+]
[HA]
[HA]
[A–]
[H+]
Ejemplo:
Justifica porqué el ión HCO3– actúa como ácido frente al NaOH y como base frente al HCl.
El NaOH proporciona OH– a la disolución: NaOH (ac) ® Na+ + OH–, por lo que HCO3– + OH–
® CO32– + H2O, es decir, el ión HCO3– actúa como ácido.
Asimismo, el HCl proporciona H+ a la disolución: HCl (ac) ® H+ + Cl–. por lo que HCO3– + H+ ®
H2CO3 (CO2 + H2O), es decir, el ión HCO3– actúa como base.
Fuerza de ácidos.
En disoluciones acuosas diluidas ([H2O] @ constante) la fuerza de un ácido HA depende de la
constante de equilibrio:
HA + H2O Á A– + H3O+
A Ka se le llama constante de disociación o constante de acidez. Según su valor hablaremos de
ácidos fuertes o débiles:
Si Ka > 100 Þ El ácido es fuerte y estará disociado casi en su totalidad.
Si Ka < 1 Þ El ácido es débil y estará sólo parcialmente disociado.
Ejemplo:
El ácido acético (CH3–COOH) es un ácido débil ya que su Ka = 1,8 x10-5 M.
Ácidos polipróticos
Son aquellos que pueden ceder más de un H+. Por ejemplo el H2CO3 es diprótico.
Existen pues, tantos equilibrios como H+ disocie:
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Ejemplo:


H2CO3 + H2O Á HCO3– + H3O+
HCO3– + H2O Á CO32– + H3O+
Ka1 = 4,5x10–7 M
Ka2 = 5,7x10–11 M
La constantes sucesivas siempre van disminuyendo.
Ejemplo:
Sabiendo que las constantes de acidez del ácido fosfórico son: Ka1 = 7,5 x 10–3, Ka2 = 6,2 x 10–8 y
Ka3 = 2,2 x 10–13, calcular las concentraciones de los iones H3O+, H2PO4–, HPO42– y PO43– en una
disolución de H3PO4 0,08 M.
Equilibrio 1:
c0 (mol x l-1):
ceq (mol x l-1):
H3PO4 + H2O Á H2PO4– + H3O+ ;
0,08
0
0
0,08 – x
x
x
Equilibrio 2:
c0 (mol x l-1):
ceq (mol x l-1):
H2PO4– + H2O Á HPO42– + H3O+ ;
0,021
0
0,021
0,021 – y
y
0,021 + y
Equilibrio 3:
HPO42– + H2O Á PO43– + H3O+ ;
c0 (mol x l-1):
ceq (mol x
l-1):
–z
0
0,021
z
0,021 + z
[H3O+] = [H2PO4–] = 0,021 M ; [HPO42–] = 6,2 x 10–8 M ; [PO43–] = 6,5 x 10–19 M
Fuerza de bases.
En disoluciones acuosas diluidas ([H2O] constante) la fuerza de una base BOH depende de la
constante de equilibrio: B + H2O Á BH+ + OH–.
A Kb se le llama constante de basicididad.
pK
Al igual que el pH se denomina pK a: pKa= –log Ka ; pKb= –log Kb
Cuanto mayor es el valor de Ka o Kb mayor es la fuerza del ácido o de la base.
Igualmente, cuanto mayor es el valor de pKa o pKb menor es la fuerza del ácido o de la base.
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Ejemplo:
Determinar el pH y el pOH de una disolución 0,2 M de NH3 sabiendo que Kb (25ºC) = 1,8 · 10–5 M
Equilibrio:
c0 (mol x l-1):
ceq (mol x l-1):
NH3 + H2O Á NH4+ + OH–
0,2
0,2 – x
0
x
0
x
De donde se deduce que x = [OH–] = 1,9 x 10–3 M
pOH = – log [OH–] = – log 1,9 x 10–3 = 2,72
pH = 14 – pOH = 14 – 2,72 = 11,28
Relación entre Ka y Kb conjugada.
Equilibrio de disociación de un ácido: HA + H2O Á A– + H3O+
Reacción de la base conjugada con el agua: A– + H2O Á AH + OH–
En la práctica, esta relación (Ka x Kb = KW) significa que si un ácido es fuerte su base conjugada es
débil y si un ácido es débil su base conjugada es fuerte.
A la constante del ácido o base conjugada en la reacción con el agua se le suele llamar constante
de hidrólisis (Kh).
Ejemplo:
Calcular la Kb del KCN si sabemos que la Ka del HCN vale 4,9x10–10 M.
El HCN es un ácido débil (constante muy pequeña). Por tanto, su base conjugada, el CN–, será una
base relativamente fuerte. Su reacción con el agua será:
CN– + H2O Á HCN + OH–
Relación entre la constante y el grado de disociación (ionización) “a
a”
En la disociación de un ácido o una base:
Igualmente:
En el caso de ácidos o bases muy débiles (Ka/c o Kb/c < 10–4), a se desprecia frente a 1 con lo que: Ka = c 2 (o Kb = c
2 )
De donde:
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Igualmente
Ejemplo
Una disolución de HBO2 en concentración 10-2 M tiene un valor de pH de 5,6. a) Razone si el ácido
y su base conjugada serán fuertes o débiles. b) Calcule la constante de disociación del ácido (Ka). c)
Calcule, si es posible, la constante de basicidad del ion borato (Kb). d) Si 100 ml de esta disolución
de HBO2 se mezclan con 100 ml de una disolución 10-2 M de hidróxido sódico, ¿qué concentración
de la base conjugada se obtendrá?
a) [H3O+] = 10–pH = 10–5,6 = 2,51x10–6 M
lo que significa que está disociado en un 0,025 % luego se trata de un ácido débil. Su base conjugada, BO2–, será
pues, relativamente fuerte.
b) Ka = ca2 = 10–2 M ·(2,51x10–4)2 = 6,3x10–10
c)
d)
Se neutralizan exactamente:
[BO2–] = 0,1 M
Ejercicio B
En un laboratorio se tienen dos matraces, uno conteniendo 15 ml de HCl cuya concentración es
0,05 M y el otro 15 ml de ácido etanoico (acético) de concentración 0,05 M a) Calcule el pH de cada
una de ellas. b) ¿Qué cantidad de agua se deberá añadir a la más ácida para que el pH de las dos
disoluciones sea el mismo? Dato: Ka (ácido etanoico) = 1,8 ·10-5
HIDRÓLISIS DE SALES
Es la reacción de los iones de una sal con el agua. Así, las sales pueden producir que una
disolución de las mismas sea ácida, básca o neutra. Sólo es apreciable cuando estos iones
proceden de un ácido o una base débil:
Ejemplo de hidrólisis ácida (de un catión): NH4+ + H2O Á NH3 + H3O+
Ejemplo de hidrólisis básica (de un anión): CH3–COO– + H2O Á CH3–COOH + OH–
Tipos de hidrólisis.
Según procedan el catión y el anión de un ácido o una base fuerte o débil, las sales se clasifican en:




Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte.
Sales procedentes de ácido débil y base fuerte (Hidrólisis Básica)
Sales procedentes de ácido fuerte y base débil. (Hidrólisis Ácida).
Sales procedentes de ácido débil y base débil.
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Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte.
Ejemplo: NaCl
NO SE PRODUCE HIDRÓLISIS ya que tanto el Na+ que es un ácido muy débil como el Cl– que es
una base muy débil apenas reaccionan con agua. Es decir los equilibrios:
Na+ + 2 H2O  NaOH + H3O+
Cl– + H2O  HCl + OH–
están muy desplazado hacia la izquierda, y por tanto, su reacción con el agua es insignificante.
HIDRÓLISIS BÁSICA: Sales procedentes de ácido débil y base fuerte.
Ejemplo: Na+CH3–COO–
Se produce HIDRÓLISIS BÁSICA ya que el Na+ es un ácido muy débil y apenas reacciona con
agua, pero el CH3–COO– es una base relativamente fuerte y si reacciona con ésta de forma
significativa:
CH3–COO– + H2O Á CH3–COOH + OH–
lo que provoca que el pH > 7 (disolución básica).
HIDRÓLISIS ÁCIDA: Sales procedentes de ácido fuerte y base débil.
Ejemplo: NH4Cl
Se produce HIDRÓLISIS ÁCIDA ya que el NH4+ es un ácido relativamente fuerte y reacciona con
agua mientras que el Cl– es una base débil y no lo hace de forma significativa:
NH4+ + H2O Á NH3 + H3O+
lo que provoca que el pH < 7 (disolución ácida).
Sales procedentes de ácido débil y base débil.
Ejemplo: NH4CN
En este caso tanto el catión NH4+ como el anión CN– se hidrolizan y la disolución será ácida o
básica según qué ión se hidrolice en mayor grado.
Como Kb(CN–) = 2 x10–5 M y Ka(NH4+) = 5,6 x 10–10 M , en este caso, la disolución es básica ya que
Kb(CN–) es mayor que Ka(NH4+)
Ejemplo:
Sabiendo que Ka (HCN) = 4,0 · 10–10 M, calcular el pH y el grado de hidrólisis de una disolución
acuosa de NaCN 0,01 M.
Se producirá hidrólisis básica por ser el CN– un anión procedente de un ácido débil. La reacción de
hidrólisis será:
CN– + H2O Á HCN + OH–
Hidrólisis:
CN– + H2O Á HCN + OH–
Conc inin. (M)
0,01
0
Conc equil. (M) 0,01(1–)
0,01 0,01
0
Despreciando a frente a 1, se obtiene que  = 0,05
Caso de no despreciar, puesto que se encuentra bastante al límite, resolveríamos la ecuación de
segundo grado que nos daría un  = 0,0488.
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pH = –log [H3O+] = –log 2,0 x 10–11 M = 10,7
Ejercicio C
Razone utilizando los equilibrios correspondientes, si los pH de las disoluciones que se relacionan
seguidamente son ácidos, básicos o neutros. a) Acetato potásico 0,01 M; b) Nitrato sódico 0,01 M;
c) Sulfato amónico 0,01 M; d) Hidróxido de bario 0,01 M.
DISOLUCIONES AMORTIGUADORAS
Son capaces de mantener el pH después de añadir pequeñas cantidades tanto de ácido como de
base. Están formadas por:
Disoluciones de ácido débil + sal de dicho ácido débil con catión neutro:
Ejemplo: ácido acético + acetato de sodio.
Disoluciones de base débil + sal de dicha base débil con anión neutro:
Ejemplo: amoniaco y cloruro de amonio.
INDICADORES DE pH (ÁCIDO- BASE).
Son sustancias orgánicas que cambian de color al pasar de la forma ácida a la básica:
HIn + H2O Á In– + H3O+
forma ácida
forma básica
Uno de los indicadores más utilizados e la fenolftaelína cuya forma ácida es incolora y la forma
básica rosa fucsia, y cuyo intervalo de viraje se encuentra entre 8 y 10 de pH. Igualmente, para
medir el pH de una disolución de manera aproximada en el laboratorio se utiliza habitualmente el
papel de tornasol que da una tonalidad diferente según el pH, por contener una mezcla de
distintos indicadores.
Algunos indicadores de los más utilizados son:
Indicador
Violeta de metilo
Rojo Congo
Color forma ácida
Amarillo
Azul
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Color forma básica
Violeta
Rojo
Zona de viraje (pH)
0-2
3-5
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Rojo de metilo
Rojo
Amarillo
4-6
Tornasol
Rojo
Azul
6-8
Fenolftaleína
Incoloro
Rosa
8-10
Para facilidad en el cálculo y dado que el pH es una escala logarítmica en base 10, el cambio de
color se considera apreciable cuando:
[HIn] > 10 [In–] o
[HIn] < 1/10 [In–]
Aplicando logaritmos decimales y cambiando de signo:
VALORACIONES ÁCIDO-BASE
Valorar es medir la concentración de un determinado ácido o base a partir del análisis volumétrico de la base o ácido
utilizado en la reacción de neutralización.
La neutralización de un ácido/base con una base/ácido de concentración conocida se consigue cuando
n(OH–) = n(H3O+).
12
10
8
6
4
2
Zona de viraje fenolftaleína
20
40
60
V NaOH(ml)
Gráfica de valoración de vinagre con NaOH
La reacción de neutralización puede escribirse:
b HaA + a B(OH)b ® BaAb + axb H2O
En realidad, la sal BaAb se encuentra disociada (a Bb+ + b Aa–), por lo que la única reacción es: H3O+
+ OH– ® 2 H2O, en donde: “a” = nº de H+ del ácido y “b” = nº de OH– de la base.
Para que n(H3O+) se igual que n(OH–) debe cumplirse que:
n(ácido) x a = n(base) x b
Vácido x [ácido] x a = Vbase x [base] x b
Todavía se usa mucho la concentración expresada como Normalidad:
Normalidad = Molaridad x n (H u OH)
Vácido x Nácido = Vbase x Nbase
En el caso de sales procedentes de ácido o base débiles debe utilizarse un indicador que vire al pH
de la sal resultante de la neutralización.
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Ejemplo de valoraciones ácido-base.
100 ml de una disolución de H2SO4 se neutralizan con 25 ml de una disolución 2 M de Al(OH)3
¿Cuál será la [H2SO4]?
3 H2SO4 + 2 Al(OH)3 → 3SO42– +2Al3+ + 6 H2O
n(H2SO4) x 2 = n[Al(OH)3] x 3
25 ml x 2 M x 3 = 100 ml x Mácido x 2, de donde:
Vácido x Nácido = Vbase x Nbase (Nbase= 3 x Mbase)
100 ml x Nácido = 25 ml x 6 N Nácido = 1,5 N
Podríamos haber calculado n(H2SO4) a partir del cálculo estequiométrico, pues conocemos:
n(Al(OH)3 = V x M = 25 ml x 2 M = 50 mmoles:
3 H2SO4 + 2 Al(OH)3
3SO42– +2Al3+ + 6 H2O
Ejercicio D.
Si 10,1 ml de vinagre han necesitado 50,5 ml de una base 0,2 N para su neutralización. a) Cuál
será la normalidad del ácido en el vinagre b) Suponiendo que su acidez se debe al ácido acético
(ácido etanoico). ¿Cuál es el porcentaje en peso del ácido acético si la densidad del vinagre es de
1,06 g/ml?
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Ejercitación- EQUILIBRIO EN SOLUCIÓN ÁCIDO-BASE.
18.-
a) Aplicando la teoría de Brönsted-Lowry, explique razonadamente, utilizando las
ecuaciones químicas necesarias, si las siguientes especies químicas se comportan como
ácidos o como bases: NH3, CH3-COOH, CN–, HCO3–. b) Señale en cada caso la base o el
ácido conjugado.
19.-
Justifica si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: a) “La velocidad de una
reacción química conserva el mismo valor numérico durante todo el tiempo que dure la
reacción”. b) “El HCl en disolución acuosa diluida es un ácido débil”.
20.-
Indica cuales son las bases conjugadas de los ácidos así como los equilibrios entre la forma
ácida y la básica: H3O+, HNO2, HCN.
21.-
Demuestra la relación matemática existente entre la constante de un ácido y la de la base
conjugada de dicho ácido.
22.-
Completar los siguientes equilibrios ácido-base de Brönsted-Lowry; caracterizando los
correspondientes pares ácido-base conjugado: a) ..... + H2O Á CO32– + H3O+; b) NH4+ + OH– Á
H2O + ..... ; c) ..... + H2O Á H3O+ + SO42–
23.-
Cuando a una disolución de amoniaco se le añade cloruro de amonio: Decide si son
verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones justificando las respuestas. a) Aumenta el
grado de disociación del amoniaco; b) El grado de disociación del amoniaco no varía; c) el pH
disminuye; d) aumenta el pH.
24.-
En un laboratorio se dispone de cinco matraces que contiene cada uno de ellos
disoluciones de las que se tiene la siguiente información: 1º) pH = 7; 2º) [H3O+] = 10–3; 3º)
pOH = 2; 4º) [OH–] = 10–6; 5º) pH = 1. Ordena dichos matraces de mayor a menor acidez.
25.-
Calcula el pH de las siguientes disoluciones. a) 250 ml de HCl 0,1 M; b) 250 ml de HOCl
0,1 M si su Ka = 3,2 · 10–8 M.
26.-
Calcular el pH de una disolución 0,1 M de NH3, sabiendo que Kb = 1,8 · 10–5.
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27.-
Calcula el pH y la concentración de todas las especies presentes en una disolución 10–2 M
de hidróxido de calcio.
28.-
A 25ºC una disolución 0,1 M de amoniaco tiene un pH de 11,12. Determina la constante de
basicidad del amoniaco y la de acidez del ion amonio.
29.-
a) A un estudiante de química le piden la concentración de ácido láctico, HC3H5O3, en un
vaso de leche. Para ello determina la concentración de iones hidronio obteniendo como
resultado 3,09 · 10–3 M. ¿Qué valor debería dar? b) Le dicen que el pH de una taza de café (a
25 ºC) es 5,12. ¿Cuál será la concentración de iones hidronio en el café? c) Si se mezclan
125 ml del café anterior con un volumen igual de leche, ¿cuál será el pH del café con leche
obt enido? Datos (25 ºC): Considera que la leche es una disolución acuosa y que toda su
acidez se debe al ácido láctico y que éste es un ácido monoprótico. Ka (ácido láctico) = 1,40 ·
10–4. Supón volúmenes aditivos.
30.-
En 500 ml de agua se disuelven 3 g de ácido acético. Calcula: a) el pH de la disolución
resultante; b) el porcentaje de ácido acético disociado. Mat: C=12; O=16; H=1. Ka = 1,8 · 10–5.
31.-
La constante del ácido cianhídrico (HCN) es 4,9·10-10 a 25 °C; a) ¿cuál es la concentración
de H3O+ de una disolución acuosa 1,2·10-2 M del ácido a dicha temperatura; b) su grado de
ionización.
32.-
Se sabe que 100 ml de una disolución de ácido oxoclorico (I) (hipocloroso) que contiene
1,05 gramos, tiene un pH de 4,1. Calcula: a) La constante de disociación del ácido. b) El
grado de disociación. Masas atómicas: Cl: 35,5; O: 16; H: 1.
33.-
El pH de una disolución acuosa de ácido acético es 2,9. Calcular la molaridad y el grado de
disociación del ácido acético en dicha disolución. pKa = 4,74.
34.-
Una disolución 10–2 M de ácido benzoico presenta un grado de disociación del 8,15 %.
Determina: la constante de ionización del ácido, el pH de la disolución y la concentración del
ácido benzoico sin ionizar en el equilibrio.
35.-
Calcula el pH y la molaridad de cada especie química presente en el equilibrio de ionización
del amoniaco 0,15 M: NH3(ac) + H2O(l) ® NH4+(ac) + OH–. Kb(:NH3) = 1,8 x 10–5.
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Unidad temática 8: Oxidación-Reducción
Contenidos.
8.1.- Estado de oxidación.
8.2.- Concepto de oxidación y reducción.
8.2.1.- Oxidantes y reductores.
8.3.- Ajuste de ecuaciones redoxpor el método del ión-electrón. Estequiometría.
8.3.1.- Reacciones en medio ácido.
8.3.2.- Reacciones en medio básico.
8.4.- Valoraciones de oxidación-reducción.
8.5.- Pilas electroquímicas (células galvánicas).
8.5.1.- Tipos de electrodos.
8.5.2.- Pilas Daniell
8.5.3.- Pilas y baterías comerciales.
8.6.- Potenciales de reducción estándar. Escala de potenciales.
8.6.1.- Determinación del voltaje de una pila electroquímica.
8.6.2.- Electrodo de hidrógeno. Pilas con hidrógeno.
8.6.3.- Espontaneidad de los procesos redox.
8.7.- Electrólisis.
8.7.1.- Aplicaciones.
8.7.2.- Comparación de la polaridad de los electrodos en pilas y electrólisis.
8.7.3.- Ecuación de Faraday.
8.8.- Aplicaciones industriales de procesos redox:
8.8.1.- Electrólisis del cloruro de sodio.
8.8.2.- Siderurgia y obtención de metales.
8.8.3.- Corrosión.
8.8.4.- Protección catódica.
ESTADO DE OXIDACIÓN (E.O.) (O NÚMERO DE OXIDACIÓN).
“Es la carga que tendría un átomo si todos sus enlaces fueran iónicos, es decir, considerando
todos los enlaces covalentes polares como si en vez de tener fracciones de carga tuvieran cargas
completas”.
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En el caso de enlaces covalentes polares habría que suponer que la pareja de electrones
compartidos están totalmente desplazados hacia el elemento más electronegativo.
El E.O. no tiene porqué ser la carga real que tiene un átomo, aunque a veces coincide.
Principales estados de oxidación.



Todos los elementos en estado neutro tienen E.O. = 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 formando parte de moléculas tienen E.O. positivos.
Ejemplos
CO2: el átomo de C forma dos enlaces covalentes con dos átomos de O más electronegativo que él.
Comparte los 4e– , pero para saber cuales son los E.O. hay que suponer que el C los pierde, y que
el O los gana, con lo cual la carga que tendría el C sería “+4” y la del O “–2”  E.O. (C) = +4; E.O.
(O) = –2.
El S tiene estados de oxidación +2, +4 y +6 según comparta 2, 4 o los 6 electrones de valencia con
un elemento más electronegativo (por ejemplo O).
Cálculo de estado de oxidación (E.O.).
La suma de los E.O. de una molécula neutra es siempre 0 y de un ion es igual a su carga eléctrica.
Ejemplo de cálculo de estados de oxidación (E.O.).
Calcular el E.O. del S en ZnSO4 E.O.(Zn) = +2; E.O.(O) = –2;
+2 + E.O.(S) + 4 (–2) = 0  E.O.(S) = +6
Si se trata de un ion monoatómico es igual a su carga.
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 termino 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).
REDUCCIÓN: 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.
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Ejemplos:
a) Si introducimos un electrodo de cobre en una
disolución de AgNO3, de manera espontánea el cobre se
oxidará pasando a la disolución como Cu2+, mientras
que la Ag+ de la misma se reducirá pasando a ser plata
metálica: a) Cu  Cu2+ + 2e– (oxidación); b) Ag+ + 1e–
 Ag (reducción).
b) Igualmente, al introducir una lámina de cinc en una
disolución de Pb(NO3)2, ésta se recubre de una capa de
plomo: Zn  Zn2+ + 2e– (oxidación); Pb2+ + 2e–  Pb
(reducción).
c) Al añadir HCl(ac) sobre Zn(s) se produce ZnCl2 y se desprende H2(g) que, al ser un gas
inflamable, produce una pequeña explosión al acercarle un cerilla encendida.
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.
E.O.:
Fe2O3 + 3 CO  2 Fe + 3 CO2
+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).
Oxidación: El C aumenta su E.O. de “+2” a “+4” luego se oxida (en este caso pasa de compartir
2e– con el O a compartir los 4 electrones).
OXIDANTES Y REDUCTORES


OXIDANTE: Es la sustancia capaz de oxidar a otra, con lo que ésta se reduce.
REDUCTOR: Es la sustancia capaz de reducir a otra, con lo que ésta se oxida.
Ejemplo:
Reacción:
Zn + 2 Ag+  Zn2+ + 2Ag
Oxidación: Zn (reductor)  Zn2+ + 2e–
Reducción: Ag+ (oxidante) + 1e–  Ag
Ejercicio A
Formule, complete y ajuste las siguientes reacciones, justificando de que tipo son: a) Cloruro de
hidrógeno más amoniaco. b) Carbonato cálcico más calor. c) Cloro más sodio. d) Ácido sulfúrico
más zinc metal.
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AJUSTE DE REACCIONES REDOX (MÉTODO DEL ION-ELECTRÓN)
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 nº de e– de
ambas, para que al sumarlas los electrones desaparezcan.
Etapas en el ajuste redox
Ejemplo:
Zn + AgNO3  Zn(NO3)2 + Ag
Primera: Identificar los átomos que cambian su E.O.
Zn(0)  Zn(+2); Ag (+1)  Ag (0)
Segunda: Escribir semirreacciones con moléculas o iones que existan realmente en disolución
ajustando el nº de átomos: (Zn, Ag+, NO3–, Zn2+, Ag)
Oxidación: Zn  Zn2+ + 2e–
Reducción: Ag+ + 1e–  Ag
Tercera: Ajustar el nº de electrones de forma que al sumar las dos semirreacciones, éstos
desaparezcan. 111
En el ejemplo se consigue multiplicando la segunda semirreacción por 2.
Oxidación: Zn  Zn2+ + 2e–
Reducción: 2Ag+ + 2e–  2Ag
R. global: Zn + 2Ag+ + 2e–  Zn2+ + 2Ag + 2e–
Cuarta: Escribir la reacción química completa utilizando los coeficientes hallados y añadiendo las
moléculas o iones que no intervienen directamente en la reacción redox (en el el ejemplo, el ion
NO3–) y comprobando que toda la reacción queda ajustada:
Zn + 2 AgNO3  Zn(NO3)2 + 2 Ag
Si la reacción se produce en disolución acuosa, aparecen iones poliatómicos con O (ej SO42–), y el
ajuste se complica pues aparecen también iones H+, OH– así como moléculas de H2O.
Ajuste redox en medio ácido.
En medio ácido los átomos de O que se pierdan en la reducción van a parar al agua (los que se
ganen en la oxidación provienen del agua). Los átomos de H provienen del ácido.
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Ejemplo:
KMnO4 + H2SO4 + KI  MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O.
+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: Identificar los átomos que cambian su E.O.:
Moléculas o iones existentes en la disolución:






KMnO4  K+ + MnO4–
H2SO4  2 H+ + SO42–
KI  K+ +I–
MnSO4  Mn2+ + SO42–
K2SO4  2K+ + SO42–
I2 y H2O están sin disociar.
Segunda: Escribir semirreacciones con moléculas o iones que existan realmente en disolución
ajustando el nº de átomos:
Oxidación: 2 I–  I2 + 2e–
Reducción: MnO4– + 8 H+ + 5e–  Mn2+ + 4 H2O
Los 4 átomos de O del MnO4– han ido a parar al H2O, pero para formar ésta se han necesitado
además 8 H+.
Tercera: Ajustar el nº de electrones de forma que al sumar las dos semirreacciones, éstos
desaparezcan:
Oxidación: 5 x (2 I–  I2 + 2e–)
Reducción: 2 x (MnO4– + 8 H+ + 5e–  Mn2+ + 4 H2O
Reac. global: 10 I– + 2 MnO4– + 16 H+  5 I2 + 2 Mn2+ + 8 H2O
Cuarta: 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 K2SO4 (sustancia que no interviene en la reacción redox) se obtienen por tanteo.
Ejercicio B
a) Ajuste la siguiente reacción escribiendo las semirreacciones de oxido-reducción que se
producen HClO + NaCl  NaClO + H2O + Cl2 ; b) Calcule el volumen de disolución de ácido
hipocloroso 0,1 M que sería necesario utilizar para obtener 10 gramos de cloro. Datos: Masas
atómicas: Cl=35,5 ; Na=23 ; 0=16 y H=1
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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 H2O
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  2Cr3+ + 3 SO42–
KOH  K+ + OH–
KClO3  K+ +ClO3–
K2CrO4  2 K+ + CrO42–
KCl  K+ + Cl–
K2SO4  2K+ + SO42–
H2O está sin disociar.
Segunda: Escribir semirreacciones con moléculas o iones que existan realmente en disolución
ajustando el nº de átomos:
Oxidación: Cr3+ + 8 OH–  CrO42– + 4 H2O + 3e–.
Los 4 átomos de O que se precisan para formar el CrO4– provienen de los OH– existentes en el
medio básico. Se necesitan el doble pues la mitad de éstos 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 nº de O e
H.
Tercera: Ajustar el nº de electrones de forma que al sumar las dos semirreacciones, éstos
desaparezcan:
Oxidación: 2 x (Cr3+ + 8 OH–  CrO42– + 4 H2O + 3e–)
Reducción: ClO3– + 3 H2O + 6e–  Cl– + 6 OH–
Reac. global: 2 Cr3+ + 16 OH– + ClO3– + 3 H2O  2 CrO42– + 8 H2O + Cl– + 6 OH–
Eliminando 6 OH– de ambos miembros:
2 Cr3+ + 10 OH– + ClO3–  2 CrO42– + 5 H2O + Cl–
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Cuarta: 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 + 5 H2O + 1 KCl + 3 K2SO4
Las 3 moléculas de K2SO4 (sustancia que no interviene en la reacción redox) se obtienen por
tanteo.
VALORACIÓN REDOX
Es similar a la valoración ácido base. Hay que determinar el número de moles de especie oxidante
y reductora que reaccionan entre sí. Para ello, si “a” es el nº de electrones que captura la especie
oxidante y “b” los que pierde la especie reductora, sin necesidad de ajustar la ecuación completa,
sabremos que “a” moles de especie reductora reaccionan con “b” moles de especie oxidante.
Lógicamente, es necesario conocer qué especies químicas son los productos de la reacción y no
sólo conocer los reactivos.
Se cumple la siguiente expresión:
Esto se comprueba fácilmente en el siguiente:
Ejemplo:
Se valoran 50 ml de una disolución de FeSO4 acidulada con H2SO4 con 30 ml de KMnO4 0,25 M.¿Cuál
será la concentración del FeSO4 si el MnO4– pasa a Mn2+?
Reducción: MnO4– + 8 H+ + 5 e–  Mn2+ + 4 H2O
Oxidación: Fe2+  Fe3+ + 1 e–
Como el MnO4– precisa de 5 e– para reducirse y el Fe2+ pierde 1 e–, sabemos que 5 moles de FeSO4
(reductor) reaccionan por cada mol de KMnO4 (oxidante).
En general y en el caso de disoluciones: n = V x Molaridad
Así, aplicando la proporción estequiométrica:
En general, si a = nº e– ganados en la reducción (coincide con el número de moles de reductor que
reaccionan) y b = nº e– perdidos en la oxidación (coincide con el número de moles de oxidante que
reaccionan), se tendrá:
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O lo que es lo mismo:
Todavía puede verse, al igual que en ácido-base, el concepto de masa equivalente, y el de
normalidad. Para calcular la masa equivalente de una sustancia oxidante o reductora hay que
dividir su masa molecular por el nº de e– ganados o perdidos:
;
y
De esta manera: neq(oxidante ) = neq(reductora)
Es decir: V (ox.) x N (ox.) = V (red.) x N (red.)
Para saber cual es la masa equivalente, además de saber de qué sustancia se trata, es necesario
conocer en qué sustancia se transforma (semirreacción).
En el ejemplo: N (KMnO4) = 0,25 M x 5 = 1,25 N
Ejercicio C
Cuando se hace reaccionar permanganato de potasio con ácido clorhídrico se obtienen, entre otros
productos, cloruro de manganeso (II) y cloro molecular. a) Ajuste y complete la reacción. Calcule
los pesos equivalentes del oxidante y del reductor. b) Calcule el volumen de cloro, medido en
condiciones normales, que se obtendrá al hacer reaccionar 100 g de permanganato de potasio con
exceso de ácido clorhídrico. Masas atómicas: K=39,1; Mn=54,9; O=16,0; Cl=35,5; H= 1,0. R =
0,082 atm L K-1 mol-1.
TIPOS DE REACCIONES REDOX (SEGÚN SU ESPONTANEIDAD).


Reacciones espontáneas: Se produce energía eléctrica a partir de la energía liberada
en una reacción química): Pilas voltaicas
Reacciones no espontáneas: Se producen sustancias químicas a partir de energía
eléctrica suministrada): Electrólisis
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PILAS VOLTAICAS (CÉLULAS GALVÁNICAS).
Si se introduce una barra de Zn en una disolución de CuSO4 (Cu2+ + SO42–) se producirá
espontáneamente la siguiente reacción:
Cu2+ (aq) + Zn (s)  Cu (s) + Zn2+ (aq)
El Zn se oxida (pierde electrones) y el Cu2+ se reduce (los gana).
Si hacemos que las reacciones de oxidación y reducción se produzcan en recipientes separados
(semiceldas), y las conectamos ente sí para que los electrones perdidos en la oxidación del Zn
circulen por el exterior y sean los que producen la reducción del Cu2+ a Cu, tendremos una pila,
puesto que la circulación e electrones es precisamente la corriente eléctrica.
Tipos de electrodos.
Se llama así a cada barra metálica sumergida en una disolución del mismo metal. En una pila hay
dos electrodos:
 Ánodo: Se lleva a cabo la oxidación (allí van los aniones). En el ejemplo anterior sería
el electrodo de Zn.
 Cátodo: Se lleva a cabo la reducción (allí van los cationes). En el ejemplo anterior
sería el electrodo de Cu.
Pila Daniell.
Consta de dos semiceldas, una con un electrodo de Cu en una disolución de CuSO4 y otra con un
electrodo de Zn en una disolución de ZnSO4.
Están unidas por un puente salino que evita que se acumulen cargas del mismo signo en cada
semicelda.
Pila Daniell.
Entre los dos electrodos se genera una diferencia de potencial que se puede medir con un
voltímetro.
Representación esquemática de una pila
Ánodo
Puente salino
Cátodo
(s) | ZnSO4 (aq) || CuSO4 (aq) | Cu (s)
La pila anterior se representaría: Zn
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QUÍMICA I: Procesos Industriales
Pilas comerciales.
Salina
Alcalina
De mercurio
Hay varios tipos conocidos:




Salinas (suelen ser de Zn/C)
Alcalinas(suelen ser de Zn/Mn)
Recargables (suelen ser de Cd/Ni)
De Mercurio o de botón (suelen ser de Zn/Hg)
POTENCIAL DE REDUCCIÓN. ESCALA DE POTENCIALES.
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Algunos potenciales normales de reducción (25 ºC)
Semirreacción
E° (V)
–3,04
Li+ 1 e– ® Li
–2,92
K+ + 1 e– ® K
–2,87
Ca2++ 2 e– ® Ca
–2,71
Na++ 1 e– ® Na
–2,37
Mg2++ 2 e– ® Mg
–1,66
Al3+ + 3 e– ® Al
–1,18
Mn2+ + 2 e– ® Mn
–0,76
Zn2++ 2 e– ® Zn
–0,74
Cr3+ + 3 e– ® Cr
–0,41
Fe2+ + 2 e– ® Fe
–0,40
Cd2+ + 2 e– ® Cd
–0,25
Ni2+ + 2 e– ® Ni
–0,14
Sn2+ + 2 e– ® Sn
–0,13
Pb2+ + 2 e– ® Pb
+
–
0,00
2 H + 2 e ® H2
2+
–
0,34
Cu + 2 e ® Cu
0,53
I2 + 2 e– ® 2 I–
MnO4– `+ 2 H2O + 3 e– ® MnO2 + 4
–
MnO4 /MnO2
0,53
OH–
Hg2+ / Hg
0,79
Hg2+ + 2 e– ® 2 Hg
+
Ag / Ag
0,80
Ag+ + 1 e– ® Ag
Br2 / Br–
1,07
Br2 + 2 e– ® 2 Br–
Cl2 / Cl–
1,36
Cl2 + 2 e– ® 2 Cl–
Au3+ / Au
1,500
Au3+ + 3 e– ® Au
MnO4– / Mn2+
1,51
MnO4– `+ 8 H++ 5 e– ® Mn2+ + 2 H2O
Las pilas producen una diferencia de potencial ( Epila) que puede considerarse como la diferencia
entre los potenciales de reducción de los dos electrodos que la conforman:
Sistema
Li+ / Li
K+ / K
Ca2+ /Ca
Na+ / Na
Mg2+ / Mg
Al3+ / Al
Mn2+ / Mn
Zn2+ / Zn
Cr3+ / Cr
Fe2+ / Fe
Cd2+ / Cd
Ni2+ / Ni
Sn2+ / Sn
Pb2+ / Pb
H+ / H2
Cu2+ / Cu
I2 / I–
Consideraremos que cada semirreacción de reducción viene dada por un potencial de reducción.
Como en el cátodo se produce la reducción, en todas las pilas Ecatodo > 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 oxidantereductora.
¿Qué especie se reducirá? Sencillamente, la que tenga un mayor potencial de reducción.
Electrodo de hidrógeno. Pilas con hidrógeno.
Al potencial de reducción del electrodo de hidrógeno se le asigna por convenio un potencial
de 0,0 V.
Reacción de reducción: 2 H+ + 2 e–  H2
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Un electrodo de hidrógeno es una lámina de platino sobre el que se burbujea H2 a una presión de
1 atm a través de una disolución 1 M de H+. añadir
Toda pareja oxidante-reductora que tenga más tendencia a reducirse que los H+ tendrán un
potencial de reducción E > 0. Igualmente, toda pareja oxidante-reductora que tenga menos
tendencia a reducirse que los H+ tendrán un potencial de reducción E < 0.
Según sea el potencial de reducción del metal menor o mayor que 0 reaccionará o no reaccionará
con los ácidos para [H+] = 1 M.
Ejemplos:
Comportamiento de metales (Zn y Cu) frente a ácidos.


Zn + 2 H+  Zn2+ + H2
Cu + 2 H+  no reacciona
Decir si será espontánea la siguiente reacción redox: Cl2(g) + 2 I– (aq)  2Cl– (aq) + I2 (s)
La reacción dada es la suma de las siguientes semirreacciones:
Red. (cátodo): Cl2(g) + 2e–  2Cl–(aq)
Oxid. (ánodo): 2 I–(aq)  I2 (s) + 2e–
Para que la reacción sea espontánea tiene que cumplirse que Epila > 0:
Epila = Ecatodo – Eánodo = +1,36 V – 0,54 V = +0,72 V > 0
luego es espontánea (las moléculas de Cl2 tienen más tendencia a reducirse que las de I2).
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Ejercicio D:
Una pila consta de un electrodo de Mg introducido en una disolución 1 M de Mg(NO3)2 y un
electrodo de Ag en una disolución 1 M de AgNO3 . ¿Qué electrodo actuará de cátodo y de ánodo y
cuál será el voltaje de la pila correspondiente?
ELECTRÓLISIS
Cuando la reacción redox no es espontánea en un sentido, podrá suceder si desde el exterior se
suministran los electrones. En el ejercicio D anterior en el que el electrodo de Magnesio hacía de
ánodo (se oxidaba) frente al de plata que hacía de cátodo formando una pila de f.e.m = 3,17 V, se
puede forzar la formación de Mg(s) (reducción) si desde el exterior se suministran los 3,17 V que se
necesitan vencer (por ejemplo, usando una pila que proporcione mayor voltaje).
Aplicaciones de la electrólisis.
La electrólisis se utiliza industrialmente para obtener metales a partir de sales de dichos metales,
utilizando la electricidad como fuente de energía.
Electrorrefinado del Cu.
Electrodeposición de Ag
Se llama galvanoplastia al proceso de recubrir un objeto metálico con una capa fina de otro metal:
Ejemplo:
Zn2+ + 2 e
– →
Zn (cincado) (en este caso los e– los suministra la corriente eléctrica).
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Comparación de la polaridad de los electrodos en pilas y electrólisis.
Ecuación de Faraday.
La carga de un electrón es de 1,6x10–19 C y la de 1 mol de electrones (6,02x1023) es el producto de
ambos números: 96500 C, conocido normalmente como 1 F (Faraday).
Con un mol de electrones se es capaz de reducir 1 mol de metal monovalente, mientras que se
precisarán 2 moles de e– para reducir un mol de metal divalente, etc… En general, si “a” es la
carga del catión, se precisarán “a” moles de e– para reducir un mol del citado metal:
Ma+(aq) + a e– ® M(s)
Si se precisan 96500 C para generar 1 mol de e–, se precisarán para generar “a” moles de e–,
necesarios para formar 1 mol de metal reducido. Aplicando una sencilla proporción, obtendremos
que con “Q” culombios se formarán “n” moles de metal. Sustituyendo “Q” por “I x t” (más fáciles de
medir) y despejando “m” se obtiene:
Todavía se sigue usando el concepto de Masa equivalente definido como:
de manera que la fórmula queda también como:
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Ejemplo:
Se realiza la electrólisis de un disolución de tricloruro de hierro, haciendo pasar una corriente de
10 A durante 3 horas. Calcula la cantidad de hierro depositado en el cátodo.
El tricloruro en disolución estará disociado: FeCl3  3 Cl– + Fe3+
La reducción será: Fe3+ + 3 e–  Fe
Ejercicio E
Una corriente de 4 amperios circula durante 1 hora y 10 minutos a través de dos células
electrolíticas que contienen, respectivamente, sulfato de cobre (II) y cloruro de aluminio, a) Escriba
las reacciones que se producen en el cátodo de ambas células electrolíticas. b) Calcule los gramos
de cobre y aluminio metálicos que se habrán depositado. Datos: Masas atómicas: Cu = 63,5 y Al =
27,0. Constante de Faraday: F = 96500 C·eq-1
Ejercicio F
La figura adjunta representa una celda
para la obtención de cloro mediante
electrólisis. Conteste a las siguientes
cuestiones: a) Escriba las reacciones que
tienen lugar en el ánodo y en el cátodo. b)
Señale cuál es la de oxidación y cuál la de
reducción. c) La disolución inicial de
cloruro sódico tiene un pH = 7. Se
produce modificación del pH durante la
electrólisis? ¿Por qué? d) ¿Por qué se
obtiene hidrógeno en lugar de sodio
metálico?
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APLICACIONES INDUSTRIALES DE PROCESOS REDOX.
Electrólisis del NaCl
La reacción: 2 Na + Cl2  2 NaCl es una
reacción espontánea puesto que E(Cl2/2Cl–) >
E(Na+/Na)
Lógicamente, la reacción contraria será no
espontánea:
2 NaCl  2 Na + Cl2
Red. (cát,): 2 Na+(aq) + 2e–  2 Na (s) Oxid.
(ánodo): 2Cl–(aq)  Cl2(g) + 2e–
Epila = Ecatodo – Eánodo = –2,71 V – 1,36 V = –
4,07 V
El valor negativo de Epila reafirma que la reacción no es espontánea. Pero suministrando un voltaje
superior a 4,07 V se podrá descomponer el NaCl en sus elementos: Na y Cl2.
Corrosión
Un problema muy importante es la corrosión de los metales; por
ejemplo, el hierro:
Oxid. (ánodo): Fe (s)  Fe2+(aq) + 2e–
Red. (cátodo): O2(g) + 4 H+(aq) + 4e–  2 H2O(l)
En una segunda fase el Fe2+ se oxida a Fe3+:
4 Fe2+(aq) + O2(g) + 4 H2O(l)  2 Fe2O3(s) + 8 H+(aq)
Protección catódica.
Gota de agua corroyendo una
superficie de hierro.
Para prevenir la corrosión se lleva a cabo la “protección catódica”
que consiste en soldar a la tubería de hierro a un ánodo de Mg que
forma una pila con el Fe y evita que éste se oxide, ya que quien se oxida es el Mg.
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Ejercitación- OXIDACIÓN-REDUCCIÓN
1-Razona si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones. En la reacción: 2 AgNO3(ac)
+ Fe(s)  Fe(NO3)2(ac) + 2 Ag(s). a) Los cationes Ag+ actúan como reductores; b) Los aniones
NO3– actúan como oxidantes; c) el Fe(s) es el oxidante; d) el Fe(s) se ha oxidado a Fe2+;
e) los cationes Ag+ se han reducido a Ag(s )
2-Indica el nº de oxidación de cada elemento en los siguientes compuesto e iones:
a) NH4ClO4; b) CaH2; c) HPO42–; d) ICl3; e) HCOOH; f) CH3-CO-CH3.
3-Determina los estados de oxidación de todos los elementos químicos presentes en las
siguientes sustancias: ácido sulfúrico, ácido nítrico, ácido fosfórico, ácido hipocloroso,
cloruro de calcio, sulfato de hierro (III).
4-Determina los estados de oxidación de todos los elementos químicos presentes en las
siguientes sustancias: yoduro de plata, trióxido de azufre, ion sulfito, ion cromato, ion
perclorato, ion nitrito.
5-El zinc reacciona con el ácido nítrico para dar nitrato de zinc y nitrato de amonio en
disolución a) Escribe y ajusta la reacción por el método del ion electrón; b) calcula los
gramos de ácido nítrico que se necesitan para disolver 10 g de zinc
6-Ajusta por el método del ion-electrón las siguientes reacciones en medio ácido:
a) K2Cr2O7 + HI + HClO4 ® Cr(ClO4)3 + KClO4 + I2 + H2O
b) Sb2S3 + HNO3 ® Sb2O5 + NO2 + S + H2O
c) KIO3 + KI + H2SO4  I2 + K2SO4 + H2O
d) K2Cr2O7 + HCl  CrCl3 + Cl2 + KCl + H2O
e) I2 + HNO3  NO + HIO3 + H2O
f) KMnO4 + FeCl2 + HCl  MnCl2 + FeCl3 + KCl + H2O
7-Ajusta por el método del ion electrón las siguientes reacciones en medio básico:
a) MnO2 + KClO3 + KOH  K2MnO4 + KCl + H2O;
b) Br2 + KOH  KBr + KBrO3 + H2O;
c) KMnO4 + NH3 ® KNO3 + MnO2 + KOH + H2O
8-Ajusta la siguiente ecuación redox: FeS2 + Na2O2  Fe2O3 + Na2SO4 + Na2O
9-Escribe y ajusta la siguiente reacción redox, indicando la especie que se oxida y la que se
reduce, así como la oxidante y la reductora: el permanganato de potasio y el ácido
sulfhídrico, en medio ácido sulfúrico forman azufre y sulfato de manganeso (II).
10-Sabiendo que la reacción del dicromato de potasio (K2Cr2O7) con cloruro de estaño (II) en
presencia de ácido clorhídrico conduce a la obtención de cloruro de estaño (IV) y cloruro de
cromo (III), escribe y ajusta la correspondiente reacción redox.
11-Ajustar por el método del ion-electrón, la reacción de oxidación de yoduro de potasio a
yodo mediante clorato de potasio en medio básico (pasando a cloruro de potasio). ¿Cuánto
clorato de potasio se necesitará para obtener 250 g de yodo suponiendo que la reacción es
total?
12-Completar y ajustar, por el método del ion-electrón, las siguientes reacciones: a) ácido
sulfhídrico con dicromato de potasio en medio ácido clorhídrico para dar azufre y Cr3+; b)
dióxido de azufre con permanganato de potasio en medio ácido sulfúrico para dar ácido
sulfúrico y Mn2+; c) arsenito de potasio con permanganato de potasio en disolución de KOH
para dar arseniato y dióxido de manganeso.
13-En las dos pilas formadas por siguientes electrodos: a) cobre-plomo y b) plomo-hierro,
predecir la polaridad de los electrodos (ánodo y cátodo) en cada caso, la f.e.m. de la pila, las
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notaciones de las mismas y las reacciones que tienen lugar en cada una. Potenciales de
reducción (V): Cu2+/Cu: 0,34; Pb2+/Pb: –0,13; Fe2+/Fe: –0,44.
14-Los potenciales normales de reducción en condiciones estándar de los pares Cu2+/Cu,
Pb2+/Pb y Zn2+/Zn son respectivamente, 0,34 V, –0,13 V y –0,76 V. a) Explica, escribiendo
las reacciones correspondientes qué metal/es producen desprendimiento de hidrógeno al
ser tratados con un ácido b) Haz un esquema y escribe las reacciones de ánodo y cátodo de
la pila formada por electrodos de Zn y Pb.
15-Deduce razonadamente y escribiendo la ecuación ajustada: a) Si el hierro en su estado
elemental puede ser oxidado a Fe(II) con MoO42– b) Si el hierro(II) puede ser oxidado a Fe(III)
con NO3–. Datos: Eo(MoO42–/Mo3+) = 0,51 V; Eo(NO3–/NO) = 0,96 V; Eo(Fe3+/Fe2+) = 0,77 V;
Eo(Fe2+/Fe0) = –0,44 V. (Selectividad Madrid. Junio 1999).
16-De los siguientes metales: Al, Fe, Ag, Au y Ni, justifica cuales reaccionarán
espontáneamente con iones Cu2+. Escribe las reacciones que se produzcan. (E0(reducción)
(V): Al3+ Al = –1,66; Fe2+  Fe = –0,44; Ag+  Ag = 0,80; Au3+  Au = 1,50; Ni2+  Ni = –0,25;
Cu2+  Cu = 0,34)
17-Considera la reacción: HNO3 + Cu  Cu(NO3)2 + NO(g) + H2O a) Ajuste la reacción por el
método del ion-electrón. b) ¿Qué volumen de NO (medido a 1 atm y 273 K) se desprenderá
si se oxidan 2,50 g de cobre metálico?
18-Una muestra de 20 g de latón (aleación de cinc y cobre) se trata con ácido clorhídrico,
desprendiéndose 2,8 litros de hidrógeno gas medidos a 1 atm y 25 ºC. a) Formule y ajuste
la reacción o reacciones que tienen lugar. b) Calcule la composición de la aleación,
expresándola como % en peso. Datos: R = 0,082 atm·l·K–1·mol–1; E0(Zn2+/Zn) = –0,76 V;
E0(Cu2+/Cu) = +0,34 V; E0(H+/H2) = 0,00 V.
19-Razona cual de las siguientes reacciones será posible y completa éstas: a) Cu2++ H+  ; b)
Cu2++H2  ; c) Cu0 + H+  ; d) Cu0 + H2 . Datos: [Cu2+ + 2e-  Cu (E0 = 0,34 V); 2 H+ + 2e-  H2
(E0 = 0,00 V)].
20-Dados los datos de potencial estándar de reducción de los siguientes sistemas: Eo(I2/I–)
= 0,53 V; Eo(Br2/Br–) = 1,07 V Eo(Cl2/Cl–) = 1,36 V. Indica razonadamente: a) ¿Cuál es la
especie química más oxidante entre otras las mencionadas anteriormente? b) ¿Cuál es la
forma reducida con mayor tendencia a oxidarse? c) ¿Es espontánea la reacción entre el
cloro molecular y el ion ioduro? d) ¿Es espontánea la reacción entre el ion cloruro y el
bromo molecular?
21-Los electrodos de una pila galvánica son de aluminio y cobre. a) Escriba las
semirreacciones que se producen en cada electrodo, indicando cuál será el ánodo y cuál
será el cátodo b) Calcule la fuerza electromotriz de la pila. c) ¿Cuál será la representación
simbólica de la pila? d) Razone si alguno de los dos metales produciría hidrógeno gaseoso
al ponerlo en contacto con ácido sulfúrico. Datos: Potenciales normales; Al3+/ Al = –1,67 V
Cu2+/Cu = 0,35 V; H+/ H2 = 0,00 V.
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Unidad temática 9: Química Inorganica
CONTENIDOS
9.1.- Estudio de los grupos de la tabla periódica:
9.1.1.- Alcalinos
9.1.2.- Alcalinotérreos.
9.1.3.- Térreos.
9.1.4.- Carbonoideos.
9.1.5.- Nitrogenoideos.
9.1.6.- Anfígenos.
9.1.7.- Halógenos.
9.2.- Estudio de los principales compuestos del hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y azufre:
9.2.1.- Hidruros.
9.2.2.- Óxidos.
9.2.3.- Ácidos.
METALES ALCALINOS.
Los metales alcalinos, litio, sodio, potasio, rubidio, cesio y francio integran el grupo 1 de la tabla
periódica.
Deben su nombre a la basicidad (alcalinidad) de sus compuestos.
No existen en estado libre debido a su actividad química y constituyen casi el 5 % de la
composición de la corteza terrestre (especialmente sodio y potasio). Poseen las siguientes
Propiedades:










Configuración electrónica: ns1.
Baja primera energía de ionización, tanto menor según se avanza en el grupo hacia abajo.
Baja electronegatividad, tanto menor según se avanza en el grupo hacia abajo.
Estado de oxidación habitual: +1.
Forman siempre compuestos iónicos.
Puntos de fusión y ebullición bastante bajos dentro de los metales, que son menores según
se baja en el grupo, aunque todos son sólidos a temperatura ambiente.
Densidad también baja dentro de los metales debido a que son los elementos de cada
periodo con mayor volumen atómico y menor masa. Lógicamente, la densidad aumenta
según se baja en el grupo.
Marcado carácter reductor con potenciales estándar de reducción muy negativos, alrededor
de –3 V y que disminuye según descendemos en el grupo, con la excepción del Li, que es el
elemento más reductor.
Poseen estructura cúbica centrada en el cuerpo.
La mayoría de sus sales a excepción de las de litio, son muy solubles en
agua, por tratarse de compuestos muy iónicos.
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Reacciones:
Debido al marcado carácter reductor, los metales alcalinos son muy reactivos en la búsqueda de
su estado de oxidación natural (+1). Las principales reacciones son:
 Con el agua (de manera violenta): 2 M(s) + H2O  2 MOH(aq) + H2(g).
 Con el hidrógeno (a temperatura alta) formando hidruros: 2 M + H2  2 MH
 Con azufre y halógeno formando sulfuros y haluros: 2 M+ X2  2 MX;
2 M + S  M2S.
 Con oxígeno formando peróxidos, excepto el litio que forma óxidos:
2 M + O2  M2O2; 4 Li + O2  2 Li2O
 Sólo el litio reacciona con el nitrógeno formando nitruros: 6 Li + N2  2 Li3N
Métodos de obtención:
Como suelen formar compuestos iónicos en los que se encuentran con estado de oxidación +1, hay
que reducirlos para obtenerlos en estado puro. Dado que son muy reductores hay que acudir a la
electrólisis o a otros metales alcalinos.
Es conocida la electrólisis del cloruro de sodio fundido para obtener sodio en el cátodo, o la del
hidróxido de potasio también fundido para obtener potasio e hidrógeno en el cátodo, mientras se
obtiene oxígeno en el ánodo:
 2 NaCl(l)  Na(l) + Cl2(g).
 2 KOH(l)  2 K(l) + H2(g) + O2(g).
El potasio y elementos siguientes también puede obtenerse a partir de su cloruro fundido
con vapor de sodio en ausencia de aire:
 RbCl(l) + Na(g) Rb(g) + RbCl(l).
METALES ALCALINOTÉRREOS.
Son los elementos metálicos del grupo 2 de la Tabla Periódica, a saber, berilio, magnesio, calcio,
estroncio, bario y radio, si bien los primeros elementos del grupo, berilio y magnesio, tienen unas
propiedades ligeramente distintas.
El nombre del grupo es debido a su situación entre los metales alcalinos y los elementos térreos y
a que muchos de sus compuestos (tierras) son básicos. Constituyen más del 4% de la corteza
terrestre (especialmente calcio y magnesio).
Al igual que los metales alcalinos no existen en estado libre debido a su actividad química. Sus
propiedades son intermedias a las de los grupos entre los que se encuentran.
Propiedades:
 Configuración electrónica: ns2.
 Baja energía de ionización, aunque mayor que los alcalinos del mismo periodo, tanto menor
según se avanza en el grupo hacia abajo.
 Afinidad electrónica positiva.
 Baja electronegatividad, tanto menor según se avanza en el grupo hacia abajo.
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





Estado de oxidación habitual: +2.
A excepción del berilio forman compuestos claramente iónicos.
La solubilidad en agua de sus compuestos es bastante menor que la de los alcalinos.
Son metales poco densos aunque algo mayor que sus correspondientes alcalinos.
Sus colores van desde el gris al blanco.
Son más duros que los alcalinos, aunque su dureza es variable (el berilio es muy duro y
quebradizo y el estroncio es muy maleable).
 Son muy reactivos, aunque menos que los alcalinos del mismo periodo, aumentando su
reactividad al descender en el grupo.
 Se oxidan con facilidad por lo que son buenos reductores aunque menos que los alcalinos
del mismo periodo.
 Sus óxidos son básicos (aumentando la basicidad según aumenta el número atómico) y sus
hidróxidos (excepto el de berilio que es anfótero) son bases fuertes como los de los alcalinos.
Reacciones:
 Con agua forman el correspondiente hidróxido, en muchos casos insoluble que protege el
metal afrente a otras reacciones, desprendiéndose hidrógeno: M(s) + 2 H2O  M(OH)2 (s) +
H2(g).
 Con no-metales forman compuestos iónicos, a excepción del berilio y magnesio,
 Reducen los H+ a hidrógeno: M(s) + 2 H+(aq)  M2+(aq) + H2(g). Sin embargo, ni berilio ni
magnesio reaccionan con ácido nítrico debido a la formación de una capa de óxido.
Métodos de obtención:
Existen dos métodos fundamentales de obtención:
 Electrólisis de sus haluros fundidos: MX2(l)  M(l) + X2(g).
 Por reducción de sus óxidos con carbono: MO(s) + C(s)  M(s) + CO(g).
Aplicaciones:
 El berilio se emplea en la tecnología nuclear y en aleaciones de baja densidad, elevada
solidez y estabilidad frente a la corrosión (berilio, magnesio).
ELEMENTOS TÉRREOS O BOROIDEOS.
Forman el grupo 13 de la Tabla Periódica. Son el boro, aluminio, galio, indio y talio.
El nombre del grupo térreos viene de tierra, ya que ésta contiene una importante cantidad de
aluminio que es, con diferencia, el elemento más abundante del grupo dado que la corteza
terrestre contiene un 7% en masa de dicho metal.
Al igual que los grupos anteriores son bastante reactivos, por lo que no se encuentran en estado
elemental, sino que suelen encontrarse formando óxidos e hidróxidos.
Propiedades:
 Configuración electrónica: ns2p1.
 El boro es claramente un no-metal y es semiconductor y forma enlaces covalentes, mientras
que el resto son metales típicos aumentando el carácter metálico según descendemos en el
grupo, si bien el aluminio forma enlaces covalentes perfectamente definidos.
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 Mientras el boro es muy duro, los metales son mucho más blandos, destacando el talio que
puede rayarse con la uña.
 Electronegatividad intermedia e irregular pues crece hacia abajo a excepción del boro.
 Estado de oxidación habitual: +3, aunque Ga, In y Tl presentan también +1.
 Los óxidos e hidróxidos del boro son ácidos, los del aluminio y galio son anfóteros y los del
indio y talio son básicos; el TlOH es una base fuerte.
 Puntos de fusión bastante bajos a excepción del boro, destacando el del galio que es líquido
a 30ºC, y puntos de ebullición intermedios.
 La mayoría de las sales son solubles en agua.
 Son buenos reductores, especialmente el aluminio.
 El boro no conduce la corriente, el aluminio y el indio son buenos conductores mientras que
galio y talio son malos.
Reacciones:
 No reaccionan con el agua, a excepción del aluminio que si lo hace desprendiendo
hidrógeno, pero forma en seguida una capa de óxido que queda adherida al metal e impide
que continúe la reacción: 2 Al(s) + 3 H2O  Al2O3(s) + 3 H2(g).
 Únicamente el boro y el aluminio reaccionan con el nitrógeno a temperaturas altas,
formando nitruros. 2 B(s) + N2 (g). 2 BN(s).
 Reaccionan con los halógenos formando halogenuros: 2 E + 3X2  2 EX3.
Métodos de obtención:
 El boro se obtiene por reducción del B2O3 con magnesio.
 El aluminio se prepara por electrólisis a partir de la bauxita cuya mena es AlO3(OH).
 El resto de los metales del grupo también se obtiene por electrólisis de las disoluciones
acuosas de sus sales.
Aplicaciones:
En estado puro, el boro se utiliza en industria nuclear, en el dopado de semiconductores y en
aleaciones; el aluminio se utiliza en aleaciones ligeras y resistentes a la corrosión; el galio, como
arseniuro de galio se utiliza como semiconductor; indio en aleaciones y semiconductores, talio en
fotocélulas, vidrios…
ELEMENTOS CARBONOIDEOS.
Son por los siguientes elementos: carbono, silicio, germanio, estaño, y plomo y constituyen el
grupo 14 de la Tabla Periódica.
Más de la cuarta parte de la masa de la corteza terrestre está formada por dichos elementos,
especialmente por el silicio, segundo elemento más abundante tras el oxígeno. El carbono,
constituyente fundamental de la materia orgánica es el segundo elemento del grupo en
abundancia.
En estado natural sólo se encuentran carbono, estaño y plomo, si bien lo más común es
encontrarlos como óxidos y sulfuros.
Propiedades:
 Configuración electrónica: ns2p2.
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 El carbono es un no-metal, mientras que estaño y plomo son metales típicos, siendo silicio y
germanio semimetales (metaloides).
 Mientras el carbono en su forma de diamante es muy duro, los metales son mucho más
blandos, de manera que el plomo puede rayarse con la uña. Los semimetales tienen dureza
intermedia.
 Igualmente, el carbono tiene muy elevados puntos de fusión y ebullición descendiendo estos
según se baja en el grupo.
 Los estados de oxidación que presentan son +2 y +4. El carbono presenta también el -4
(carburo), si bien en los compuestos orgánicos puede presentar una gran variedad de
estados de oxidación.
 Mientras que los óxidos de carbono y silicio son ácidos, los del estaño y plomo son
anfóteros.
 El plomo es tóxico.
Reacciones:
 No reaccionan con el agua.
 Los ácidos reaccionan con el germanio, estaño y plomo.
 Las bases fuertes atacan a los elementos de este grupo, con la excepción del carbono,
desprendiendo hidrógeno.
 Reaccionan con el oxígeno formando óxidos.
Métodos de obtención:
 El silicio se obtiene por reducción del SiO2 con carbón o CaC2 en horno eléctrico.
 El germanio puede obtenerse igual que el silicio o por reducción de su óxido con hidrógeno.
Aplicaciones:
 El silicio y el germanio se emplean como semiconductores en electrónica, especialmente en
transistores para lo cual deben obtenerse muy puros.
 El óxido de silicio en la fabricación de vidrios.
 El carbono y sus derivados se utilizan como combustibles y en la síntesis de productos
orgánicos.
 El estaño se usa para soldadura y en aleaciones con otros metales.
 El plomo, tradicionalmente usado en la fabricación de tuberías de fontanería, está siendo
reemplazado por el cobre y el PVC debido a su toxicidad.
ELEMENTOS NITROGENOIDEOS.
Son los siguientes elementos: nitrógeno, fósforo, arsénico, antimonio y bismuto y
constituyen el grupo 15 de la Tabla Periódica.
Únicamente forman el 0,35 % de la masa de la corteza terrestre. A veces se presentan
nativos pero o más habitual es encontrarlos como óxidos o sulfuros.
Propiedades:
 Configuración electrónica: ns2p3.
 El carácter metálico se incrementa según se desciende en el grupo. Así, mientras el
nitrógeno es un no-metal típico, el fósforo, el arsénico y antimonio, considerados también
como no-metales, presentan algunas propiedades metálicas y el bismuto es un metal
pesado.
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 Mientras el nitrógeno es un gas por formar moléculas biatómicas, el resto de los elementos
son sólidos, si bien disminuyen los puntos de fusión a partir del arsénico, al descender el
carácter covalente de los enlaces y aumentar el metálico.
 Al encontrarse los orbitales “p” semiocupados el potencial de ionización es bastante elevado,
ya que es una estructura electrónica relativamente estable.
 Poseen estado de oxidación –3 frente a los electropositivos, y +3 y +5 frente a los
electronegativos. El nitrógeno tiene todos los estados de oxidación comprendidos entre –3 y
5.
 Las combinaciones con oxígeno con E.O. = +5 son siempre ácidas, disminuyendo su fuerza
según se desciende en el grupo, mientras que con E.O. = +3 el Bi(OH)3 es básico; sin
embargo, el resto de hidróxidos son ácidos, tanto más cuanto más arriba se encuentre el
elemento en el grupo.
 Los hidruros de los elementos de este grupo son agentes reductores muy efectivos
 El fósforo, arsénico y antimonio, así como sus compuestos, son tóxicos.
Reacciones:
 No reaccionan con el agua o con los ácidos no oxidantes
 Reaccionan con ácidos oxidantes con excepción del nitrógeno.
 A temperatura y presión elevada y en presencia de catalizadores, el nitrógeno reacciona con
hidrógeno formando amoniaco.
 El nitrógeno reacciona con metales formando nitruros. Sin embargo, solo con litio la
reacción se produce a temperatura ambiente.
Métodos de obtención:
 El nitrógeno se obtiene a partir del aire por licuación de éste y posterior destilación
fraccionada.
 En el laboratorio se obtiene por oxidación del amoniaco con óxido de cobre (II):
2 NH3(g) + 3 CuO(s)  3 Cu(s) + 3 H2O(g) + N2(g).
 También puede obtenerse por calentamiento del nitrito de amonio: NH4NO2(s)  2 H2O(g) +
N2(g).
Aplicaciones:
 El nitrógeno se emplea como gas inerte en soldadura y en estado líquido para conservar
células.
 El fósforo se utiliza en pirotecnia y en la fabricación de cerillas.
 El arsénico y el antimonio son semiconductores.
 Muchos compuestos de nitrógeno y fósforo se utilizan como abonos y detergentes.
ELEMENTOS ANFÍGENOS (CALCÓGENOS).
Son los siguientes elementos: oxígeno, azufre, selenio, teluro y polonio y constituyen el grupo 16
de la Tabla Periódica.
Teniendo en cuenta que una gran parte de los constituyentes de la corteza son óxidos, sulfuros y
sales oxigenadas, los elementos de este grupo son los más abundantes de todos, destacando el
oxígeno con más del 50 % en masa de toda la corteza terrestre; le sigue en abundancia el azufre;
sin embargo, los demás son menos frecuentes, siendo el polonio muy raro, ya que se obtiene como
producto intermedio de las series de desintegración, siendo su vida media corta.
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Anfígeno fue significa formador de ácidos y bases. El oxígeno y el azufre se encuentran en la
naturaleza en estado elemental, aunque también formando son óxidos, sulfuros y sulfatos.
Propiedades:
 Configuración electrónica: ns2p4.
 Los estados de oxidación más usuales son –2, +2, +4 y +6.
 El oxígeno y azufre son no-metales, mientras que el carácter metálico aumenta del selenio
al polonio. El oxígeno es un gas diatómico, el azufre es un sólido amarillo formado por
moléculas cíclicas de ocho átomos y el polonio un metal pesado.
 El carácter ácido de los oxoácidos disminuye según se desciende en el grupo, mientras que
el de los calcogenuros de hidrógeno aumenta, siendo todos ellos débiles en disolución
acuosa.
 Las combinaciones hidrogenadas de los elementos de este grupo, con excepción del agua,
son gases tóxicos de olor desagradable.
Reacciones:




No reaccionan con el agua.
Con excepción del azufre, tampoco reaccionan con las bases.
Reaccionan con el ácido nítrico concentrado, con excepción del oxígeno.
Con el oxígeno forman dióxidos que en con agua dan lugar a los correspondientes
oxoácidos.
 Con los metales forman óxidos y calcogenuros metálicos, cuya estabilidad disminuye al
descender en el grupo.
Métodos de obtención:
 El oxígeno se extrae por destilación fraccionada del aire líquido.
 El resto de los elementos del grupo se obtiene por reducción de los óxidos.
 El selenio y teluro se obtienen como subproductos en la fabricación de ácido sulfúrico por el
método de las cámaras de plomo formando parte de los barros anódicos.
 El polonio se obtiene bombardeando bismuto con neutrones.
Aplicaciones:
 El oxígeno es fundamental en todos los procesos de oxidación, tanto combustiones, como en
el metabolismo de los seres vivos. Se utiliza en numerosos procesos industriales.
 El azufre se usa como fungicida y en numerosos procesos industriales.
 El selenio y teluro se utilizan como semiconductores.
 Al polonio no se le conocen aplicaciones.
ELEMENTOS HALÓGENOS.
Son los siguientes elementos: flúor , cloro, bromo, yodo y astato y constituyen el grupo 17 de la
Tabla Periódica.
El término “halógeno” significa “formador de sales” y los compuestos formados por halógenos y
metal se llaman sales haloideas. No se encuentran libres en la naturaleza, sino formando haluros
de metales alcalinos y alcalinotérreos. El astato es muy raro, ya que es producto intermedio de las
series de desintegración radiactiva.
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Propiedades:
 Configuración electrónica: ns2p5.
 Los estados de oxidación más usuales son –1 en compuestos iónicos y covalentes polares y
+1, +3, +5 y +7, a excepción del flúor, en compuestos covalentes con elementos más
electronegativos, especialmente con oxígeno,.
 Es el único grupo en el que todos sus elementos son claramente no-metales..
 Presentan alta afinidad electrónica (muy negativa), que lógicamente es mayor en valor
absoluto según subimos en el grupo (excepto el flúor).
 Igualmente, presentan muy altos valores de primera energía de ionización, tan sólo
superados por los gases nobles.
 Los valores de electronegatividad también son los de los más altos, siendo el flúor el
elemento más electronegativo que se conoce.
 Forman moléculas diatómicas X2 cuyos átomos se mantienen unidos por enlace covalente
simple y cuya energía de enlace disminuye al descender en el grupo (excepto el flúor).
 Son oxidantes muy enérgicos disminuyendo el carácter oxidante según se desciende en le
grupo.
Reacciones:
 Reaccionan con el agua y se disuelven ella, con excepción del flúor que la oxida: X2(g) +
H2O(l)  HX(aq) + HXO(aq).
 Reaccionan con oxígeno, formando óxidos covalentes.
 Reaccionan con hidrógeno para formar haluros de hidrógeno, que al disolverse en agua,
formando los ácidos hidrácidos.
 Reaccionan con casi todos los metales formando haluros metálicos, casi todos ellos iónicos:
Mg(s) + Br2(l)  MgBr2(s).
 Igualmente, reaccionan con casi todos los no-metales: S(s) + F2(g)  SF6(s).
 Reaccionan con compuestos covalentes inorgánicos y orgánicos (halogenación): PCl3 + Cl2 
PCl5; CH2=CH2 + F2  CH2F– CH2F.
Métodos de obtención:
 Dado que el flúor es el elemento con mayor potencial de reducción el ion F– no puede
oxidarse en condiciones habituales y ha de hacerlo en ausencia de agua, usando una
mezcla de HF y KF y teniendo la precaución de separar los espacios del ánodo y del cátodo
para evitar que el hidrógeno desprendido reaccione violentamente con el flúor obtenido.
 El cloro se obtiene por electrólisis disoluciones muy concentradas de NaCl (salmueras)
obteniéndose también como producto secundario el NaOH:
Reducción (cátodo): 2 H2O + 2e– H2 + 2 OH– (aq)
Oxidación (ánodo): 2 Cl–(aq) Cl2(g) + 2e–
 El
bromo
se
obtiene
por
oxidación
de
los
bromuros
con
cloro:
2 Br– + Cl2  2 Cl – + Br2.
 El yodo se obtiene a partir del yodato de sodio, que se encuentra en las aguas residuales de
los nitratos de Chile. Se trata con SO2 para reducir el yodato a yoduro. El propio yoduro al
reaccionar con más yodato produce yodo: 5 I– + IO3– + 6 H+  3 I2 + 3 H2O.
Aplicaciones:
 El cloro se utiliza en el tratamiento de aguas.
 Todos los halógenos en estado elemental son tóxicos debido a su poder oxidante. Incluso
algunos compuestos son extremadamente venenosos.
 El flúor, el cloro y el yodo son oligoelementos muy importantes para los seres vivos.
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HIDRUROS
Son combinaciones binarias de hidrógeno con otro elemento. Se clasifican en:
 Iónicos o metálicos.
 Covalentes o no-metálicos.
Los hidruros más importantes son el agua, el amoniaco y los haluros de hidrógeno.
Hidruros metálicos.
Se forman cuando el hidrógeno se combina con un metal. En éstos compuestos el hidrógeno actúa
con estado de oxidación –1 y los metales actúan con su estado de oxidación habitual. Al formular,
el hidrógeno se escribe siempre a la derecha.
Lo hidruros metálicos forman predominantemente enlace iónico y son reductores dado el fuerte
carácter reductor del ión H– (E0 H2(g)/H–(aq) = –2,25 V).
Hidruros no metálicos.
Se forman cuando el hidrógeno se combina con un no metal. En éstos compuestos el hidrógeno
actúa con estado de oxidación: +1.
Los hidruros formados tanto con el azufre como con los halógenos, una vez disueltos en agua, se
transforman en ácidos hidrácidos.
 Los hidruros covalentes forman más o menos polares y tienen bajos puntos de fusión y
ebullición. La energía de enlace de dichos hidruros crece al situarse el no-metal más hacia
arriba y hacia la derecha de la tabla, al igual que sucede con la polaridad del enlace y la
estabilidad de dichos compuestos.
 Sin embargo, el carácter ácido aumenta según el no-metal se encuentra más a la derecha y
más hacia abajo en la tabla periódica siendo el HI el ácido más fuerte.
 El poder reductor aumenta conforme más metálico sea el elemento.
El agua (H2O).
Tiene estructura de molécula angular con un
ángulo H–O–H de 104,5º correspondiente a una
hibridación sp3 del oxígeno. Debido a la diferencia
de electronegatividad entre ambos elementos y a
su geometría la molécula es bastante polar con un
momento dipolar neto de 1,85 D.
En estado sólido el hielo presenta una geometría
hexagonal en la que cada átomo de oxígeno queda
Estructura del hielo
rodeado por cuatro de hidrógeno (dos formando el
enlace covalente y otros dos de otras moléculas
con los que forma enlace de hidrógeno). Como se ve en la imagen es una estructura que deja
grandes huecos lo que explica la baja densidad del hielo en relación con el agua líquida.
El agua tiene un calor específico elevado (4180 Jxkg–1xK–1) lo que produce que el clima cerca de las
zonas costeras oscile mucho menos que en las zonas continentales.
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Es un gran disolvente de sustancias iónicas debido a su elevada constante dieléctrica y mal
conductor de la electricidad debido al bajo valor de su constante de disociación KW.
Se comporta como una sustancia anfótera (Brönsted-Lowry) y e una bases de Lewis debido a los
pares electrónicos sin compartir del átomo de oxígeno.
Se comporta como oxidante frente a sustancias reductoras como los metales desprendiendo H2 y
como reductor frente a oxidantes fuertes como los halógenos, desprendiendo O2.
Reacciona con óxidos metálicos produciendo hidróxidos (básicos) y con óxidos no-metálicos
produciendo ácidos oxácidos.
Amoniaco (NH3).
Los alquimistas medievales lo obtenían calentando en retortas pezuñas y cuernos y recogiendo en
agua el gas desprendido. Otros lo conseguían calentando orina con sal común y tratando el
producto con álcalis. En 1785, Berthollet demostró que el amoníaco es un compuesto de nitrógeno
e hidrógeno.
El amoníaco se encuentra donde hay descomposición de materia orgánica como consecuencia de
las alteraciones químicas que experimentan las sustancias nitrogenadas.
Su geometría es piramidal trigonal encontrándose el átomo de nitrógeno en el vértice de la
pirámide. Los ángulos H–N–H de 106,6º corresponden a una hibridación sp3 del nitrógeno
quedando un par electrónico sobre el mismo lo que le hará comportarse como una base de Lewis.
Debido a la diferencia de electronegatividad entre ambos elementos y a su geometría, la molécula
es bastante polar con un momento dipolar neto de 1,47D.
Características generales
 A temperatura ambiente es un gas incoloro, si bien su puntos de fusión y ebullición son
más elevados de lo que les correspondería debido a la unión entre moléculas por puentes de
hidrógeno.
 Tiene un olor sofocante muy característico.
 Puede licuarse a temperaturas ordinarias.
 Es muy soluble en agua y el volumen del líquido incrementa notablemente.
 El amoniaco es claramente una base débil con una constante de basicidad Kb = 1,8·10 –5,
que se une a los ácidos formando sales amónicas.
 Al disolverse en agua forma los iones amonio e hidróxido: NH3 + H2O  NH4+ + OH–.
 A partir de los 500 ºC empieza a descomponerse en N2 y H2.
 A alta temperaturas posee un marcado carácter reductor capaz de reducir óxidos metálicos
desprendiendo nitrógeno: 3 CuO + 2 NH3  3 Cu + N2 + 3 H2O. Con oxígeno se oxida a
nitrógeno o a monóxido de nitrógeno si se usa como catalizador platino.
Método de obtención:
El amoniaco a partir de síntesis de Haber a partir de sus elementos:
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N2 + 3H2  2 NH3 ; ∆H = –92,4
kJEl rendimiento del amoníaco
disminuye
al
aumentar
la
temperatura, pero la reacción es
muy lenta; por eso se necesita un
catalizador (una mezcla con Fe,
Mo y Al2O3). Para que se
aproveche
industrialmente
la
reacción ha de hacerse a presión
elevada (entre 200 y 1000 atm) y a
una temperatura de compromiso
de unos 450 ºC. El hidrógeno y el
nitrógeno que se usan deben ser
puros,
para
evitar
el
envenenamiento del catalizador.
Producción de amoniaco
Aplicaciones
 Es uno de los productos
químicos de mayor
utilización industrial.
 Se usa en la fabricación de fertilizantes, fibras, plásticos, pegamentos, colorantes
explosivos, productos farmacéuticos y ácido nítrico.
 La disolución del amoníaco se suele emplear en usos domésticos .
 También se utiliza en sopletes oxhídricos, en máquinas frigoríficas y en la fabricación del
hielo.
Haluros de hidrógeno.
Son gases incoloros de olor irritante. Al disolverse en agua forman ácidos hidrácidos fuertes
(a excepción del HF que es débil, debido a la unión entre moléculas por puentes de hidrógeno): HX
+ H2O  X– + H3O+.
Debido a este carácter ácido reaccionan con óxidos, hidróxidos metálicos, carbonatos, etc…:
CaCO3 + 2 HCl  CaCl2 + CO2 + H2O.
Poseen carácter reductor oxidándose a moléculas de halógeno, tanto más cuando más abajo
se encuentra el halógeno en la Tabla Periódica. El HF no es reductor, puesto que el F2 es el
oxidante más enérgico.
Los haluros de hidrógeno se obtienen por combinación directa de halógeno e hidrógeno: X2 +
H2  2 HX.
El HCl suele obtenerse al tratar cloruro de sodio con ácido sulfúrico:
NaCl(s) + H2SO4(aq)  HCl(g) + NaHSO4(aq).
El HF se obtiene al tratar fluoruro de calcio también con ácido sulfúrico:
CaF2(s) + H2SO4(aq)  2 HF(g) + CaSO4(s).
En cambio el bromuro y el yoduro de hidrógeno se obtienen al tratar su sal sódica con ácido
fosfórico: NaI(s) + H3PO4(l)  2 HI(g) + NaH2PO4(s).
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ÓXIDOS
Son combinaciones binarias de oxígeno con otro elemento. Se clasifican en:
 óxidos metálicos.
 óxidos no-metálicos.
Óxidos metálicos.
Son combinaciones binarias de oxígeno con metal. Cuanto más iónico es el enlace por ser el metal
más electropositivo más básico es el óxido. Existen metales, tales como el cromo que forman varios
tipos de óxidos; en estos casos cuanto mayor sea el estado de oxidación del metal más ácido será
el óxido; así el CrO3 tiene características claramente ácidas y por adición de agua formará el ácido
crómico.
Los óxidos más iónicos tienen estructura cristalina con altos puntos de fusión y ebullición que al
disolverse en agua tienen carácter básico: K2O + H2O  2 K+ + 2 OH–.
En cambio los óxidos formados con metales de electronegatividad intermedia no se disuelven en
agua y son anfóteros.
Óxidos no metálicos.
Sus átomos están unidos por enlaces covalentes y tienen características ácidas ya que al
reaccionar con el agua forman los ácidos oxácidos. Antiguamente se les llamaba anhídridos
Poseen puntos de fusión y ebullición bajos.
Los óxidos más importantes son los de carbono, nitrógeno y azufre.
Óxidos de carbono.
Son el CO y el CO2. Ambos gases que se producen en la combustión de productos orgánicos.
Mientras el CO es muy tóxico, responsable de la muerte dulce, por la combustión incompleta de
estufas, etc…, el CO2 es el producto habitual de la combustión. Lo utilizan las plantas para crear
hidratos de carbono en la fotosíntesis. Últimamente, hemos oído hablar de él como responsable del
efecto invernadero que va calentando progresivamente la Tierra.
Óxidos de nitrógeno.
Los más importantes son el NO y NO2. Son también gases y normalmente se les suele llamar NOx,
para referirnos a ellos en su conjunto. Son gases tóxicos, que además se acumulan en los
pulmones, si bien en cantidades elevadas. Ambos son paramagnéticos pues tienen un electrón
desapareado al tener entre todos los átomos un número impar de e–.
El NO se oxida con el oxígeno del aire formando NO2: NO + O2  2 NO2. Reacciona también con los
halógenos formando haluros de nitrosilo (XNO): 2 NO + X2  2 XNO.
Suele obtenerse en el laboratorio al reducir ácido nítrico con cobre: 3 Cu + 8 HNO3  3 Cu(NO3)2 +
2 NO, aunque también puede obtenerse por síntesis directa, e industrialmente se obtiene como
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producto intermedio en la fabricación de ácido nítrico (proceso Ostwald): 4 NH3 + 5 O2  4 NO + 6
H2O.
El NO2 es un gas de color pardo-rojizo (el color pardo de la atmósfera de las ciudades se debe a
este gas) que se dimeriza al bajar la temperatura o aumentar la presión formando el N2O4 de color
amarillo claro y diamagnético: 2 NO2  N2O4.
El NO2 no es muy inestable y se dismuta con facilidad (se oxida y reduce al mismo tiempo)
formando ácidos nitroso y nítrico: 2 NO2 + H2O  HNO2 + HNO3.
Óxidos de azufre.
Mientras el SO2 es un gas fácilmente licuable, el SO3 es líquido a temperatura ambiente. El azufre
en ambos casos sufre hibridación sp2, Se puede explicar su estructura acudiendo a la teoría de la
resonancia en la que participarían formas con enlace covalente coordinado; sin embargo, las
longitudes de enlace S–O son las de un doble enlace, lo que impediría que se cumpliese en
ninguno de los casos la regla del octeto para el átomo de azufre; mientras el SO2 es angular el SO3
tienen una estructura triangular plana.
Ambos tienen un marcado carácter ácido y son los responsables de la lluvia ácida. Reaccionan con
bases u óxidos básicos para formar sulfitos y sulfatos respectivamente. El SO2 puede actuar como
oxidante o como reductor al tener el azufre un E.O. = +4. Ambos productos son intermedios de
reacción en la fabricación industrial de ácido sulfúrico.
El SO2 se obtiene por oxidación directa del azufre con oxígeno o por tostación de las piritas (FeS2)
y al oxídarse con óxigeno forma SO3.
ÁCIDOS.
Pueden ser hidrácidos y oxácidos. De los primeros, el más importante es el ácido clorhídrico y de
los segundos el ácido nítrico y el ácido sulfúrico.
Ácido clorhídrico [HCl(aq)].
Se produce al disolver cloruro de hidrógeno en agua. Es, por tanto, una mezcla de ambas
sustancias.
Propiedades:
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 El clorhídrico es un ácido inorgánico fuerte.
 Es un ácido muy fuerte que, en contacto con el aire, desprende un humo incoloro, de olor
fuerte e irritante.
 Su sabor es agrio.
 Es corrosivo para los ojos, la piel y las vías respiratorias. La inhalación de sus vapores
puede provocar dificultades de respiración. Es el segundo ácido en importancia industrial,
después del ácido sulfúrico.
Métodos de obtención:
 El método más utilizado para la obtención de ácido clorhídrico es la síntesis directa,
quemando hidrógeno en una atmósfera de cloro: H2 + Cl2  2 HCl.
Aplicaciones
 Tiene muchas aplicaciones en la industria farmacéutica, fotográfica, alimenticia y textil.
 Se utiliza en la fabricación de abonos, en la obtención de colorantes, curtido de pieles, como
agente de hidrólisis, catalizador de reacciones, síntesis orgánica.
ÁCIDO NÍTRICO (HNO3)
El ácido nítrico fue conocido en la antigüedad; los alquimistas le llamaban agua fuerte, nombre
por el que aún se le conoce y lo usaban para separar la plata del oro. Las primeras obtenciones
fueron a partir de los nitratos mediante tratamiento con un ácido de mayor punto de ebullición.
Cavendish, en 1785, lo obtuvo por acción de la chispa eléctrica en una mezcla de nitrógeno y
oxígeno húmedos en determinadas proporciones.
Características generales






Líquido incoloro a temperatura ambiente.
Se mezcla con el agua en todas las proporciones.
Punto de fusión : -41’3 ºC.
Punto de ebullición: 86 ºC.
Es oxidante y corrosivo.
Es inestable, pues el líquido está parcialmente disociado en N2O5(g) (que produce humo en
el aire húmedo) y en agua.
Estado natural
 No se encuentra en la naturaleza en estado natural.
 En cambio, son muy comunes sus sales derivadas, los nitratos.
 Los más importantes son:
 el nitro de Chile [NaNO3]
 el nitro de Noruega [Ca (NO3)2]
 el salitre [ KNO3]
Industria
química
 Se utiliza en limpieza, para hacer grabados y en la creación de circuitos electrónicos.
 El ácido nítrico es un producto esencial en la industria orgánica. Se usa en la fabricación de
colorantes y explosivos (TNT).
 Sus sales (nitratos) se usan como fertilizantes.
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 En principio se obtenía tratando el KNO3 o el NaNO3 con ácido sulfúrico, pero el
rendimiento no era el óptimo: KNO3 + H2SO4  HNO3 + KHSO4
Procesos actual de obtención (Método Ostwald)
 Consiste en la oxidación catalítica del amoniaco con aire enriquecido con oxígeno con
arreglo al esquema: 4 NH3 + 5 O2  4 NO + 6 H2O
 Posteriormente el NO se oxida a NO2 y éste reacciona con agua formando ácido nítrico: a) 2
NO + O2  2 NO2; b) 3 NO2 + 6 H2O  2 HNO3 + NO
 El NO se recupera y se obtiene más ácido nítrico.
 El rendimiento de este proceso es de un 99 %.
ÁCIDO SULFÚRICO (H2SO4)
Se conoce desde el siglo XIII, con el nombre de aceite de vitriolo. Sin embargo, la fabricación
industrial sólo se inicio a mediados del siglo XVIII.
Características generales
 Es un producto industrial de gran importancia que tiene aplicaciones muy numerosas.
 Es una agente oxidante y deshidratante.
 Es un líquido incoloro, inodoro, denso (d=1,84 g/cm3) y de fuerte sabor a vinagre, es muy
corrosivo y tiene aspecto oleaginoso (aceite de vitriolo).
 Se solidifica a 10 ºC y hierve a 290 ºC.
 Es soluble al agua con gran desprendimiento de calor.
Obtención del H2SO4.
Se utilizan dos métodos fundamentales:
 Cámaras de plomo. Prácticamente en desuso hoy por obtener concentraciones de H2SO4
no superiores al 80 %.
 De Contacto. Es el utilizado en la actualidad.
En ambos métodos, se parte del SO2 que se obtiene a partir de la pirita o del azufre natural,
seguida de su oxidación e hidratación:
a) 4 FeS2 + 11 O2  8 SO2 + 2 Fe2O3;b) S + O2  SO2.
El método de contacto consta de dos etapas:
a) 2 SO2 (g) + O2 (g)  2 SO3 (g)
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QUÍMICA I: Procesos Industriales
Al ser exotérmica esta reacción debe realizarse a temperatura poco elevada; la velocidad de
reacción es, por tanto muy pequeña y se tiene que emplear un catalizador (platino u óxidos de
metales). Tiene un rendimiento mayor y se utiliza para preparar ácido muy concentrado (fumante)
u óleum (normalmente al 98 %).
Éste método tiene un rendimiento máximo en fabricar SO3 a partir de SO2. Al ser exotérmica esta
reacción debe realizarse a temperatura poco elevada; la velocidad de reacción es, por tanto muy
pequeña y se tiene que emplear un catalizador (platino u óxido de vanadio).
Se obtiene un mayor rendimiento si en vez de adicionar agua directamente, formamos como
producto intermedio el ácido disulfúrico (H2S2O7):
b) SO3 + H2SO4  H2S2O7
H2S2O7 + H2O  2 H2SO4
Aplicaciones
Sirve para la preparación de la mayor parte de los ácidos minerales y orgánicos, de los sulfatos de
hierro, de cobre y de amonio, empleados en la agricultura, de los superfosfatos y de los alumbres.
El ácido diluido con agua se utiliza en la depuración de aceites y benzoles, en la refinación del
petróleo, en el decapado de los metales y también en pilas y acumuladores.
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