Max Planck, en 1.900 "La energía está cuantificada". Es

2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos_Modelos atómicos. Números cuánticos
Max Planck, en 1.900
"La energía está cuantificada". Es decir, sólo son posibles ciertos valores de la energía. La energía es
discontinua.
Toda radiación electromagnética lleva asociada una energía que es múltiplo de una energía elemental.
n = 1,2,3 ….
E = n·h· ν
h = 6,626·10-34 Julios·seg
ν … frecuencia en Hz (seg-1)
Modelo atómico de Niels Bohr.
Los electrones se sitúan alrededor del núcleo sin emitir energía radiante en determinadas órbitas.
Los electrones emiten energía en forma de radiación electromagnética de frecuencia ν, al saltar de
un nivel energético a otro inferior (más cercano al núcleo).
E2 - El = h·ν
Los electrones solo pueden situarse en tomo al núcleo en órbitas tales que su momento angular
(r·m·v) sea múltiplo de h .
h=
h
2· π
r·m·v = n· h
Los estados energéticos permitidos al electrón del átomo de hidrógeno, vienen determinados por.
E=−
2,18·10 −18
Julios
n2
E=−
13,625
eV
n2
1 eV = 1,6·10-19 Julios
A una distancia infinita del átomo, el electrón tiene energía nula.
E∞ = 0
Cuando el electrón se aproxima al núcleo atómico, su energía disminuye. De ahí que los niveles
energético sean negativos crecientes (en módulo), conforme nos acercamos al núcleo.
 Vicente Viana Martínez
Pág 1
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La longitud de onda asociada a los saltos cuánticos viene dada por.
 1
1
1 
= 1,097 ·10 − 7 ·  2 − 2 
λ
 n final n inicial 
Y en función de la frecuencia
 1
1 
ν = c ·1,097 ·10− 7 ·  2 − 2 
 n final n inicial 
pues
c = λ·ν
Un electrón emite radiación electromagnética de frecuencia ν al saltar de un nivel energético más
elevado a otro menos elevado, y viceversa.
Si "sube" de nivel, absorbe radiación electromagnética, si "baja" de nivel, emite radiación electromagnética.
Einterno - Eexterno = h·ν
 Vicente Viana Martínez
Pág 2
Si la diferencia sale negativa significa
que emite energía
Si la diferencia sale positiva indica
que absorbe energía
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De Broglie.
Toda partícula subatómica lleva asociada una onda, cuya longitud de onda vale.
λ=
h
m· v
La longitud de onda λ, asociada a un electrón, debe encajar en su órbita, de radio r, en torno al núcleo, de forma que.
2· π·r = n· λ
Principio de incertidumbre de Heisenberg
No podemos establecer con precisión simultáneamente, el momentum (p = m·v) y la posición
(x) de una partícula subatómica. De forma que si queremos determinar con exactitud su posición creamos una incertidumbre en cuanto a su velocidad y viceversa.
∆x · ∆p x = ≥
h
2
∆E · ∆t = ≥
h
2
Schrödinger
La posición de una partícula subatómica (un electrón) viene representada por una "nube de
probabilidad", es decir no podemos conocer NUNCA su posición, sino tan solo la probabilidad de encontrarlo en una determinada región del espacio.
La energía de una partícula se representa por una función de onda Ψ.
−
h 2 ∂ 2 Ψ (x, t )
∂Ψ (x , t )
·
+ V(x , t )· Ψ (x , t ) = i · h ·
2
2· m
∂x
∂t
Las soluciones de la ecuación de onda de Schrodinger nos dan los posibles estados de energía para los electrones de un átomo.
Cada solución viene dada por 3 números cuánticos, que describen un orbital atómico.
Un orbital atómico representa una región del espacio donde existe una elevada probabilidad
de encontrar al electrón.
Ψ2 indica dicha probabilidad.
La ubicación de los electrones en la corteza atómica no puede establecerse en términos de
posición geométrica sino en términos energéticos.
 Vicente Viana Martínez
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Cada electrón en un átomo, tiene un nivel energético propio.
La posición de un electrón viene determinado por las soluciones de la ecuación de onda de
Schrödinger → orbitales
Cada orbital viene caracterizado por tres números cuánticos.
1º) Número cuántico principal n
Toma los valores enteros n = 1, 2, 3, 4, ……
Cada número representa una capa electrónica. Nos indica la distancia promedio al núcleo atómico.
En la Tabla Periódica representa cada período o fila.
2º) Número cuántico secundario l
Toma los valores 1 = 0, 1, ....(n - 1)
Representa la forma del orbital; esférico, forma de 8, forma de doble donut, etc.
Lleva asociado una letra identificativa de acuerdo con la siguiente tabla.
Nº cuántico secundario
Subnivel
Grupos de la Tabla Periódica
l=0
s
IA y IIA
l=1
p
IIIA, IVA, VA, VIA, VIIA, VIIIA
l=2
d
IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB, VIII, IB, IIB
l=3
f
Lantánidos y actínidos
3º) Número cuántico magnético m.
•
Toma los valores; -l, .., 0, ...+ l. En total 2·l + 1.
•
Representa el número de orbitales que existen en cada subcapa.
l=0→s
m = 1 ( 1 orbital)
l=1→p
m = 3 ( 3 orbitales)
l=2→d
m = 5 ( 5 orbitales)
l=3→f
m = 7 ( 7 orbitales)
Físicamente representa la orientación espacial de cada orbital.
Estos 3 números cuánticos (n, l y m) identifican el estado energético de cada orbital.
En cada orbital pueden alojarse DOS electrones, cada uno con un "spin" de signo contrario.
 Vicente Viana Martínez
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Por tanto, para identificar un electrón necesitamos un cuarto número cuántico.
4°) Número cuántico de "spin" s
Puede tomar los valores +
1
1
y −
2
2
Físicamente indica el comportamiento magnético del electrón.
Los cuatro números cuánticos identifican a cada electrón en un átomo, son como su
código diferenciador.
Principio de exclusión de Pauli.
No pueden existir dos electrones en un mismo átomo, con los 4 números cuánticos
iguales.
Principio de máxima exclusión de Hund
Los electrones en un átomo tienden a ocupar el máximo número de orbitales y con
"spines" paralelos.
Cuando existen electrones desapareados el átomo presenta características paramagnéticas (es atraído débilmente por un imán).
Si todos los electrones están apareados, el átomo presenta características diamagnéticas (no es atraído por un imán).
n
l
m
nº total de e-
nº total orbitales/capa
1
0→s
0
2 e-
1 orbital → 2 e-
2
0→s
0
2 e-
1→p
-1, 0, 1
6 e-
0→s
0
2 e-
1→p
-1, 0, 1
6 e-
2→d
-2, -1, 0, 1, 2
10 e-
0→s
0
2 e-
1→p
-1, 0,1
6 e-
2→d
-2, -1, 0, 1, 2
10 e-
3→f
-3, -2, -1, 0, 1, 2, 3
14 e-
3
4
4 orbitales → 8 e-
9 orbitales → 18 e-
16 orbitales → 32 e-
número total de orbitales …… n2
Por tanto, el número máximo de electrones que pueden alojarse en una capa es; 2·n2
 Vicente Viana Martínez
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Ejemplo: [C] Z = 6
Notación normal: l s2 2s2 2p2
Notación simplificada: [He] 2s2 2p2
Notación orbital:
↑↓
↑↓
1s2
2s2
↑
↑
2p6
Orden de llenado de capas y subcapas
Niveles energéticos, de menor a mayor.
─ 6s
─ 5p
El nivel energético es la suma: n + l
Para un mismo valor de la suma, posee un nivel energé-
─ 4d
─ 5s
─ 4p
tico menor aquel que tenga menor valor de "n".
─ 3d
─ 4s
─ 3p
6 s → 6 + 0 = 6 (n = 6, más energético)
─ 3s
5p→5+1=6
─ 2p
─ 2s
─ 1s
4 d → 4 + 2 = 6 (n = 2, menos energético)
 Vicente Viana Martínez
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1.- Reglas generales de llenado de electrones en la corteza atómica
Número máximo de orbitales en cada capa ……… n2
Número máximo de electrones en cada capa ……... 2·n2
l = 0 …………. subnivel s ……… 2 el = 1 …………. subnivel p …..…. 6 el = 2 …………. subnivel d ……… 10 el = 3 …………. subnivel f ………. 14 ePrincipio de exclusión de Pauli: No pueden existir en un mismo átomo 2 electrones con los 4
números cuánticos iguales. Cada electrón tiene una configuración única de 4 números cuánticos.
Principio de mínima energía: Los e- se distribuyen ordenadamente en el nivel energético más
bajo que quede libre.
La energía de un orbital viene determinada por la suma de sus números cuánticos n + l.
Cuanto menor sea ese valor, menor energía tiene.
En caso de empate, tiene menos energía aquel con menor número cuántico n.
1s2
2s2
3s2
4s2
5s2
6s2
7s2
2p6
3p6
4p6
5p6
6p6
7p6
3d10
4d10
5d10
6d10
4f14
5f14
8s2
Principio de Hund: El orden de llenado en los orbitales en una subcapa busca la situación de
máximo desapareamiento.
El máximo número de electrones que pueden alojarse en la última capa es de 8 e-, salvo en la
primera capa que es de 2 eRegla del octeto: "Las configuraciones electrónicas más estables corresponden a 8 e- en la
capa de valencia ( 2 e- en el primer período)" o bien las situaciones de subcapa semillena.
3 e- ……. p
5 e- ……. d
7 e- ……. f
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2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos_Tabla Periódica
Existen algunas discrepancias entre el orden de llenado teórico, dado por la tabla anterior y el orden de llenado real.
El orden de llenado sigue el criterio de números atómicos crecientes. Si siguiéramos el criterio de masas atómicas crecientes, aparecen 3 pares de discrepancias. Ar-K, Co-Ni, Te-I
Filas → Períodos → n
Columnas → Grupos → subcapas
IA ….…. s1
IIA ……. s2
IIIA …… s2p1
IVA …… s2p2
VA ……. s2p3
VIA …… s2p4
VIIA…… s2p5
VIIIA ….. s2p6
 Vicente Viana Martínez
IIIB …… d1s2
IVB …… d2s2
VB ……... d3s2
VIB ……. d5s1
VIIB …… d5s2
VIIIB …… d6-7-8s2
IB ………. d10s1
IIB ……… d10s2
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2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos_Tabla Periódica
2.- Propiedades periódicas
Al situar los elementos en la Tabla Periódica observamos que los Grupos o Familias tienen
similar configuración electrónica en la capa de valencia, eso provoca que tengan similares
propiedades químicas y que exista un cierto orden en algunas de sus propiedades.
Radio atómico es la distancia que separa el núcleo del electrón más separado.
A lo largo de un período el radio atómico disminuye porque aumenta la carga nuclear y
consecuentemente la atracción electrostática. Sin embargo en los períodos largos, el radio
disminuye al principio, hasta la mitad del período, para luego ir creciendo. Esto es debido al
efecto pantalla que debilita la fuerza electrostática
Al bajar a lo largo de un grupo el radio atómico aumenta porque aumenta el número de capas
en la corteza.
4
El volumen atómico está vinculado con el radio atómico a através de Vatómico = · π· R 3atómico o
3
bien es el volumen en cm3 de un átomo gramo de un elemento químico. La variación del volumen atómico a lo largo de la Tabla es lógicamente idéntica a la del radio atómico.
El radio atómico iónico es el tamaño del anión o catión correspondiente, es decir el tamaño
del átomo al ganar o perder electrones para obtener una configuración más estable.
Los radios iónicos varían respecto de los átomos iniciales. Los cationes tienen menor tamaño
y los aniones mayor tamaño que el átomo original.
Energía de ionización o potencial de ionización es la energía mínima necesaria para arrancarle a un átomo en estado gaseoso fundamental un electrón de su última capa. Se mide en
Julios/mol, eV/átomo.
Si hay varios electrones en la última capa, existe una primera energía de ionización, una segunda energía de ionización, etc.
A lo largo de un período la energía de ionización aumenta porque aumenta la carga nuclear,
disminuye el radio atómico y consecuentemente la fuerza atractiva electrostática, aparte la
regla del octeto.
Al descender en un grupo la energía de ionización disminuye porque aumenta el radio atómico y disminuye la fuerza atractiva electrostática, aparte del efecto pantalla de las capas
más internas.
 Vicente Viana Martínez
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2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos_Tabla Periódica
Afinidad electrónica es la energía que desprende un átomo en estado gaseoso y fundamental
cuando capta un electrón. Se mide en Julios/mol, eV/átomo.
Sigue la misma ley que la energía de ionización. A lo largo de un período aumenta y a lo
largo de un grupo disminuye.
Electronegatividad. Es la tendencia que tiene un átomo a atraer hacia sí el par de electrones
de un enlace químico. Se mide en una escala relativa (de 0 a 4) ideada por Linus Pauling.
La electronegatividad aumenta al desplazarse por un período y disminuye al bajar en un
grupo. Caso aparte son los gases nobles con electronegatividad nula.
Carácter metálico. Los metales son elementos de baja electronegatividad y los no metales tienen alta electronegatividad. En la Tabla Periódica se establece el límite entre ambos grupos.
Los elementos situados en la frontera entre metales y no metales son los semiconductores de
importantísima aplicaciones en electrónica.
Carácter oxidante y reductor. Un elemento es oxidante si tiene tendencia a captar electrones y
reductor si tiene tendencia a ceder electrones. Los elementos más oxidantes son los más
electronegativos y los más reductores los menos electronegativos. Los gases nobles no entran
en esta clasificación.
Número de oxidación, representa el número de cargas eléctricas de un átomo que son
transferidas cuando forma parte de un compuesto químico. Depende de la configuración
electrónica de su última capa. Puede ser positivo o negativo. Equivale a su valencia química.
Cuando un átomo "A" necesita por ejemplo, 3 electrones para obedecer la regla del octeto,
entonces dicho átomo tiene un número de oxidación de - 3. Por otro lado, cuando otro átomo
"B" tiene los 3 electrones que deben ser cedidos para que el átomo "A" cumpla la ley del octeto, entonces este átomo tiene un número de oxidación de + 3.
 Vicente Viana Martínez
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2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos_Tabla Periódica
 Vicente Viana Martínez
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2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos_Tabla Periódica
 Vicente Viana Martínez
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2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos_Enlace químico
Los átomos se unen entre sí para formar compuestos químicos.
Los enlaces químicos mantienen cohesionados los átomos individuales.
La formación de enlaces se produce cuando existe un balance favorable de energía.
átomos separados → átomos enlazados + Energía
Cuando se desprende
energía, se considera
con signo negativo
Igualmente la rotura de enlaces y formación de otros nuevos requiere un balance de energía favorable para que el sistema final sea más estable que el inicial.
Tipos de enlace:
Iónico ….. debido a la atracción electrostática de iones con carga opuesta.
Covalente … por compartición de pares de electrones (orbitales)
Metálico …. redes cristalinas de iones y una nube electrónica compartida colectivamente por
todo el metal
Teoría de Lewis: A partir del modelo atómico de Bohr, divide los electrones de la corteza en
electrones internos y electrones externos o de valencia, siendo éstos los responsables de la
formación de los enlaces químicos.
La tendencia de todos los átomos es la de adquirir configuración de gas noble con 8 e- en su
última capa (primer período 2 e-). Esa situación les confiere una gran estabilidad y explica la
formación de enlaces (regla del octeto).
Notación de Lewis: Se colocan los electrones de la capa de valencia alrededor del átomo,
agrupados por parejas. Cuando se forma el enlace colocamos un guión que representa el par
de electrones compartidos.
La notación de Lewis nos muestra los átomos y el tipo de enlace, pero no la forma geométrica de la molécula.
El orden del enlace (covalente) es el número de pares de electrones compartidos entre dos
átomos. Puede ser sencillo, doble o triple. NUNCA se comparten cuatro pares de electrones.
 Vicente Viana Martínez
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2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos_Enlace químico
Normas:
a) deben tenerse en cuenta TODOS los electrones de valencia de los átomos que intervienen en
la formación del compuesto, y aparecer como electrones enlazados o solitarios.
b) los átomos de O e H, suelen posicionarse en los extremos de la molécula, no en la parte central.
c) los enlaces múltiples se asignan preferentemente a los elementos de mayor valencia.
d) la notación de Lewis para especies iónicas puede utilizar un corchete con indicación de la
carga eléctrica.
Limitaciones:
La regla del octeto no siempre se cumple, principalmente con los elementos de transición (subcapa d).
Hay algunos elementos que tienden a quedar hipovalentes (incumplen la regla del octeto por
defecto), por ejemplo el Be y el B.
En otros casos, el átomo central de la molécula tiende a quedar hipervalente (incumple la regla del octeto por exceso), por ejemplo el P, S, Cl
Si una molécula tiene un número total impar de electrones (de valencia), está claro que no
puede cumplirse la regla del octeto. En esos casos la estructura correcta es intermedia entre
todas las posibles. A esta situación la denominamos resonancia.
No es que la molécula vaya cambiando constantemente su forma, sino que la forma es una
mezcla, combinación o hibridación de todas las posibles.
En las estructuras resonantes, el orden del enlace es el promedio de todos y por tanto, puede
ser un valor fraccionario.
 Vicente Viana Martínez
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2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos_Enlace químico
Tipos de enlaces por solapamiento de orbitales:
Los enlaces se forman como consecuencia del solapamiento de orbitales atómicos.
Para que se cumpla el principio de exclusión de Pauli,
los electrones deben estar desapareados y tener spines
opuestos.
En el caso de enlaces múltiples, sólo puede aparecer un
enlace tipo σ. En el caso del N2 hay 1 enlace σ y 2 enlaces π.
Valencia iónica y valencia covalente.
La valencia iónica indica el número de electrones que un átomo tiende a ganar o perder para
adoptar la configuración de gas noble (los metales de transición de la subcapa d, no cumplen
esta regla).
La valencia covalente indica cuántos pares de electrones comparte un átomo. No tiene signo.
Coincide con el número de electrones desapareados que tiene un átomo antes de enlazarse.
En algunos casos un electrón promociona a un nivel superior próximo, buscando una situación de máximo desapareamiento.
El enlace covalente coordinado o dativo se produce cuando un mismo átomo es el que cede
el par de electrones del enlace y el otro átomo no aporta nada. En la práctica no se diferencia
en nada del covalente estándar.
 Vicente Viana Martínez
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2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos_Enlace químico
Enlace covalente homopolar: tiene lugar cuando el par de electrones compartidos son atraídos de forma equilibrada por ambos átomos. Esto sucede cuando ambos son iguales o bien
tienen similar electronegatividad.
Enlace covalente heteropolar: se produce cuando la nube electrónica es atraída con más
fuerza por uno de los átomos produciendo una asimetría en el orbital compartido. Tiene lugar
cuando los átomos tiene electronegatividades diferentes.
En el enlace heteropolar se produce una deslocalización de la carga y consecuentemente una
polaridad. El átomo de mayor electronegatividad queda con un exceso de carga negativa (- δ)
y el de menor electronegatividad con un exceso de carga positiva (+ δ).
La mayor o menor polaridad se mide a través del llamado momento dipolar (µ).
Enlace iónico: se produce por atracción electrostática de iones de cargas de distinto signo. Los
iones pueden ser monoatómicos o poliatómicos, en este caso están unidos por enlaces covalentes.
No existen moléculas iónicas. El enlace iónico forma redes cristalinas colectivas
tridimensionales. Las fuerzas electrostáticas son también colectivas, no se limitan al ión contiguo.
El índice de coordinación es el número de iones de un tipo que rodean a otro de signo
opuesto.
Energía reticular de red es la energía que debe aportarse para romper un mol de cristal iónico y
transformarlo en iones aislados en fase gaseosa.
El cálculo de la energía reticular se realiza mediante el llamado ciclo de Born-Haber. Depende de varios factores.
a) carga de los iones (aumenta) y tamaño de los iones (disminuye).
b) distancia entre los iones
c) distribución espacial de los iones (índice de coordinación),
que a su vez depende del tamaño relativo de los iones.
Cuanto mayor sea su energía reticular mayor será su punto
de fusión y menor solubilidad.
 Vicente Viana Martínez
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2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos_Enlace químico
Enlace metálico
Modelo de gas de electrones: los átomos del metal ionizados se convierten en cationes formando
una red cristalina tridimensional, los electrones de valencia ya no pertenecen a un átomo concreto sino al cristal entero, rodean a los cationes como una nube o gas de electrones. Los electrones se mueven libremente pero sin poder escapar.
Teoría de bandas.
Los electrones de valencia son compartidos por todos los átomos.
Desaparecen los orbitales atómicos clásicos y como las energías son tan
próximas se forman orbitales que pueden representarse en forma de bandas de energía continua, de forma que los electrones de valencia pueden
ocupar libremente cualquier posición en la banda.
La banda ocupada se llama banda de valencia y la no ocupada banda de
conducción.
En los metales conductores, la banda de valencia y la de conducción se solapan.
En los semiconductores la banda de valencia y de conducción están muy próximas y algunos
electrones con suficiente energía cinética pueden promocionarse.
En los aislantes la banda prohibida es tan ancha que no permite esa promoción.
 Vicente Viana Martínez
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2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos_Enlace químico
Resumen propiedades de las sustancias según el tipo de enlace
1) Enlace iónico
No hay moléculas. Las fuerzas de unión son de tipo electrostático.
Son sólidos a temperatura ambiente. Presentan puntos de fusión y ebullición moderadamente
altos. A mayor energía reticular, mayor temperatura de fusión.
Son duros, pero quebradizos.
En estado sólido son aislantes, pero fundidos conducen la corriente eléctrica. Se disuelven en
compuestos polares como el agua, pero son insolubles en las apolares. Disueltos en agua conducen la corriente eléctrica.
2) Enlace covalente
Debemos diferenciar entre las sustancias covalentes moleculares y los sólidos covalentes.
Las primeras son las más abundantes, los segundos forman una red cristalina, como el
cuarzo, diamante, corindón
Los sólidos covalentes tienen elevados puntos de fusión.
Las sustancias covalentes moleculares tienen puntos de fusión y ebullición bajos.
A temperatura ambiente todos son gases o líquidos.
Son solubles en sustancias de similar polaridad (y viceversa). El agua (polar) con el alcohol
(polar), las grasas (apolares) con la gasolina (apolar).
No conducen la electricidad (excepción del grafito).
Las sustancias covalentes son blandas y elásticas, los sólidos covalentes son duros y frágiles.
3) Enlace metálico
Presentan un brillo metálico característico.
Conducen muy bien, la electricidad y el calor.
Son sólidos a temperatura ambiente. Suelen tener puntos de fusión y ebullición elevados.
No se disuelven en los disolventes ordinarios, pero se disuelven muy bien fundidos entre
ellos, formando aleaciones y amalgamas.
Tienen una dureza media y son elásticos, dúctiles y maleables.
Algunos emiten electrones al ser iluminados.
 Vicente Viana Martínez
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2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos_Enlace químico
Tabla de energías de enlace (enlaces covalentes en fase gaseosa), en kJ/mol
Geometría molecular
En el caso de los enlaces covalentes, la teoría de Lewis no nos proporciona una información
real sobre la estructura geométrica de la molécula. Para poder explicar adecuadamente algunas propiedades químicas necesitamos conocer cómo es orientan espacialmente los átomos al
unirse.
El R.P.E.C.V. (repulsión pares electrones capa valencia) afirma que los enlaces covalentes
se sitúan espacialmente de forma que su repulsión sea mínima, es decir alejándose unos de
los otros, lo más posible.
Debemos diferenciar entre los pares electrónicos enlazantes y los no enlazantes.
El orden de repulsión, de mayor a menor es;
1º) no enlazante - no enlazante
2º) no enlazante - enlazante 3º) enlazante - enlazante
Moléculas tipo AB2
Moléculas tipo AB3
Moléculas cuyo
átomo central
no tiene pares
de electrones
solitarios
Moléculas tipo AB4
Moléculas tipo AB5
Moléculas tipo AB6
 Vicente Viana Martínez
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2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos_Enlace químico
Moléculas cuyo
átomo central
tiene pares de
electrones
solitarios
Propiedades físicas de las moléculas.
Rigidez. Las moléculas no son rígidas, los enlaces vibran, se flexionan. Aumentando estos
efectos con la temperatura, provocando en algunos casos la rotura del enlace.
Magnetismo. Son paramagnéticas las moléculas con un número impar de electrones de valencia, principalmente los radicales libres. Un caso anómalo es el O2 con carácter paramagnético
y un número par de e-.
Polaridad eléctrica. Son moléculas polares cuando presentan enlaces covalentes heteropolares. El momento dipolar cuantifica el efecto de esa propiedad. En el caso de moléculas con
simetría, aunque aparezcan enlaces polarizados, se anulan mutuamente y la molécula es
apolar.
H2O y NH3 son ejemplos de moléculas muy polares.
Fuerzas intermoleculares. Son las fuerzas atractivas existentes entre las moléculas, también
llamadas fuerzas de Van der Waals. Suelen ser muy débiles.
En el caso de moléculas polares se explican por la atracción entre cargas de distinto signo. En
algunos casos debido a dipolos permanentes y otros por dipolos inducidos.
El enlace por puente de hidrógeno es un caso particular de enorme importancia. Se da ente
moléculas donde está presente el H y otro elemento de pequeño tamaño y muy electronegativo, como el F, el O, el N, el Cl, el S. Con el C no se forman puentes de hidrógenos. Tiene
carácter direccional y provoca un importante aumento en los puntos de fusión y ebullición de
las sustancias que lo poseen. Poseen además elevada capacidad calorífica y elevada entalpía
de vaporización. Importante en la cadena de ADN
 Vicente Viana Martínez
Pág 8
2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos_Formulación Química
TABLA DE VALENCIAS
METALES
Grupo
Valencia
Elementos
I
1
H, Li, Na, K, Rb. Cs, Ag
II
2
Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Zn, Cd
III
3
Al, Ga, In, Bi (Bi pertenece al grupo VA).
21
3
1y2
Cu, Hg
1y3
Au
2y3
Cr, Mn, Fe, Co, Ni
2y4
Pt, Pd, Ge, Sn, Pb
22
2, 3, 4
Sc
Ti
Escandio
V
Titanio
2, 3, 4
Y
Cromo
41
2, 3, 4, 5
Zr
Itrio
24
25
2, 3, 4, 5, 6 2, 3, 4, 6, 7 2, 3
Cr
Vanadio
91.2240
39
3
23
2, 3, 4, 5
43
6, 7
Mo
Niobio
72
Fe
Hierro
42
2, 3, 4, 5, 6
Nb
Circonio
Mn
Manganeso
73
45
Ru
Rh
Rodio
76
2, 3 ,4, 5
2,3,4,5,6
2 ,4, 6, 7
2,3,4,6,8
2, 3, 5
HfHf
TaTa
WW
Re Re
OsOs
IrIr
Tantalio
Volframio
Renio
Osmio
Iridio
2
Cu
Zn
Cobre
Cinc
46
47
1
2, 4
48
2
Pd
Ag
Cd
Paladio
Plata
Cadmio
77
2, 3, 4
Hafnio
Ni
Níquel
2, 3, 4, 6
30
29
1, 2
Co
Rutenio
75
28
2, 3
44
Tecnecio
74
27
Cobalto
2 ,3, 4, 6
Tc
Molibdeno
26
5 2, 3
78
2, 4, 5, 6
79
80
1, 3
1, 2
Pt P
AuAu
Hg
Hg
Platino
Oro
NO METALES Frente a los Metales
Grupo
Valencia
Elementos
VII
-1
H, F, C1, Br, I
VI
-2
O, S, Se, Te
V
-3
N, P, As, Sb, Bi, B (el Boro es del grupo IIIA).
IV
-4
C, Si
NO METALES Frente al Oxígeno
Grupo
Valencia
Elementos
VII
1, 3, 5, 7
Cl, Br, I
VI
4, 6
S, Se, Te
S (2)
V
3, 5
N, P, As, Sb
N(1, 2, 4)
IV
2, 4
C
Si (4)
III
3
B
 Vicente Viana Martínez
Pág 1
Mercurio
2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos_Formulación Química
REGLAS DE FORMULACIÓN QUÍMICA INORGÁNICA
SALES BINARIAS
Están formados generalmente por la unión de un “metal” y un “no metal”.
Al escribirlos, la valencia de un elemento pasa a ser el subíndice del otro y viceversa.
Elemento
A
B
Valencia
m
n
AnBm
si la valencia es negativa, se escribe el subíndice como positivo.
si la valencia es 1, no se escribe el subíndice
si los subíndices tienen algún divisor común, deben simplificarse
se escribe primero el “metal” y a continuación el “no metal”
se nombran comenzando por el “no metal” (el de la derecha), terminado en ... uro, de “metal”
en los metales con más de una valencia, es necesario indicar al final la valencia del metal con
números romanos entre paréntesis (notación de Stock).
alternativamente, podemos nombrar el metal terminado en ... oso para la MENOR valencia y
en ... ico para la MAYOR valencia
ÓXIDOS
Son combinaciones del oxígeno con los “metales”.
Se escriben igual como las sales binarias, colocando el metal a la izquierda y el oxígeno a la
derecha e intercambiando las valencias.
La valencia del oxígeno en los óxidos es siempre (-2)
Se nombran como óxido de ... metal.
En los metales con más de una valencia, es necesario indicar al final la valencia del metal
con números romanos entre paréntesis (notación de Stock).
Alternativamente, podemos nombrar el metal terminado en ... oso para la MENOR valencia y
en ... ico para la MAYOR valencia
 Vicente Viana Martínez
Pág 2
2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos_Formulación Química
ANHÍDRIDOS
Son combinaciones del oxígeno con los “no metales”
Se escriben igual como las sales binarias, colocando el “no metal” a la izquierda, el oxígeno
a la derecha e intercambiando las valencias.
La valencia del oxígeno en los anhídridos es siempre (-2)
Se nombran como anhídrido “no metal” terminado en ... oso para la MENOR valencia y en
... ico para la MAYOR valencia.
En la nomenclatura de los anhídridos, usaremos los siguientes prefijos y sufijos.
Valencias
Prefijos/sufijos
1
hipo ......... oso
VIIA
3
.......... oso
Cl, Br, I
5
.......... ico
7
per .......... ico
Valencias
VIA
S, Se, Te
Prefijos/sufijos
2
hipo ......... oso
4
.......... oso
6
.......... ico
Valencias
VA
N, P, As, Sb
Prefijos/sufijos
1
hipo ......... oso
3
.......... oso
5
.......... ico
Valencias
Prefijos/sufijos
IVA
2
.......... oso
C, Si
4
.......... ico
Valencia
-3
-2
-1
+1
+2
+3
+4
+5
NH3
N 2H 4
NH2OH
N 2O
NO
N 2O 3
NO2
N 2O 5
amoníaco
hidracina
hidroxilamina
óxido nitroso
óxido nítrico
anh. nitroso
dióxido de nitr.
anh. nítrico
HIDRUROS
Son combinaciones de los metales con el hidrógeno
La valencia del hidrógeno en los hidruros metálicos es siempre (-1)
Se escribe primero el metal, a continuación el hidrógeno y se intercambian las valencias.
Se nombran como hidruro de ... metal
 Vicente Viana Martínez
Pág 3
2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos_Formulación Química
En los metales con más de una valencia, es necesario indicar al final la valencia del metal
con números romanos entre paréntesis.
Alternativamente, podemos nombrar el metal terminado en ... oso para la MENOR valencia y
en ... ico para la MAYOR valencia.
Con los “no metales” menos electronegativos (B, C, Si, N, P, As, Sb, O), el hidrógeno forma
unos hidruros con nombres característicos y personales. En este caso, la valencia del hidrógeno es (+1)
BH3
CH4
SiH4
NH3
PH3
AsH3
SbH3
H2O
borano
metano
silano
amoníaco
fosfina
arsina
estibina
agua
Con los “no metales” más electronegativos (F, Cl, Br, I, S, Se, Te), el hidrógeno forma los
ácidos hidrácidos. En este caso la valencia del hidrógeno es (+1)
HF
HCl
HBr
HI
H2S
H2Se
H2Te
á.fluorhídrico
á. clorhídrico
á.bromhídrico
á. iodhídrico
á. sulfhídrico
á.selenhídrico
á. telurhídrico
HIDRÓXIDOS
Son combinaciones de los “metales”, con el grupo (OH)-, grupo oxhidrilo.
La valencia del grupo oxhidrilo es siempre (-1)
Se escribe primero el metal y a continuación el grupo (OH)Se nombran como hidróxido de ... metal.
En los metales con más de una valencia, es necesario indicar al final la valencia del metal
con números romanos entre paréntesis.
Alternativamente, podemos nombrar el metal terminado en ... oso para la MENOR valencia y
en ... ico para la MAYOR valencia
ÁCIDOS OXÁCIDOS
Se forman a partir de los anhídridos, adicionando moléculas de agua (H2O) al anhídrido y
simplificando posteriormente el compuesto resultante.
Se nombran exactamente igual como los anhídridos, cambiando la palabra “anhídrido” por
“ácido”.
Siempre se escriben primero los hidrógenos.
La formación de los ácidos oxácidos es un poco compleja y vamos a expresar en forma de tabla los ácidos oxácidos más importantes, grupo por grupo.
 Vicente Viana Martínez
Pág 4
2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos_Formulación Química
VIIA
igual para
Br, I
VIA
igual; Se, Te
VA
IVA
IIIA
Valencias
1
3
5
7
Compuesto
HClO
HClO2
HClO3
HClO4
Nombre
ácido hipocloroso
ácido cloroso
ácido clórico
ácido perclórico
Valencias
4
6
Compuesto
H2SO3
H2SO4
Nombre
ácido sulfuroso
ácido sulfúrico
Valencias
3
5
5
Compuesto
HNO2
HNO3
H3PO4
Nombre
ácido nitroso
ácido nítrico
ácido fosfórico (orto)
Valencias
4
4
Compuesto
H2CO3
H4SiO4
Nombre
ácido carbónico
ácido silícico (orto)
Valencias
3
Compuesto
H3BO3
Nombre
ácido bórico (orto)
SALES NEUTRAS
Se forman al sustituir todos los hidrógenos de los ácidos oxácidos por metales.
El proceso consiste en;
•
1º) quitar los hidrógenos a los ácidos oxácidos.
•
2º) se nos forma un ión negativo (anión) con tantas cargas negativas como hidrógenos
hayamos quitado.
•
3º) combinamos el anión resultante con el metal como si fueran sales binarias, intercambiando las valencias. La valencia del anión es justamente su número de cargas negativas.
Para nombrar los aniones cambiamos las terminaciones de los ácidos oxácidos del cual
provienen.
 Vicente Viana Martínez
Anhídrido
Anión
... oso
... ito
... ico
... ato
Pág 5
2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos_Formulación Química
Se nombran comenzando por el anión, con la terminación correspondiente, seguido del metal.
En los metales con más de una valencia, es necesario indicar al final la valencia del metal
con números romanos entre paréntesis.
Alternativamente, podemos nombrar el metal terminado en ... oso para la MENOR valencia y
en ... ico para la MAYOR valencia.
A continuación vamos a dar una relación, grupo por grupo de los aniones (radicales no
metálicos), más comúnmente usados en Química Inorgánica. Memorizándolos, el alumno podrá
formular las sales como si de compuestos binarios se tratara, evitándose el método general y más
engorroso de hacer; anhídrido → ácido oxácido → sal neutra.
ácido
HClO
HClO2
HClO3
HClO4
−
ClO
ClO −2
ClO 3−
ClO −4
anión
hipoclorito
clorito
clorato
perclorato
Igual para el Br y el I.
H2SO3
H2SO4
SO 3=
SO =4
sulfito
sulfato
Igual para el Se y el Te.
HNO2
HNO3
H3PO3
H3PO4
NO −2
NO 3−
PO 3− 3
PO −4 3
nitrito
nitrato
ortofosfito ó fosfito
ortofosfato ó fosfato
Igual para el As y el Sb.
H2CO3
H2SiO3
H4SiO4
CO 3=
SiO 3=
SiO −44
HBO2
H3BO3
BO −2
BO 3≡
 Vicente Viana Martínez
carbonato
metasilicato
ortosilicato ó silicato
metaborato
ortoborato ó borato
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2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos_Formulación Química
Una vez conocidos los principales radicales, si nos preguntaran, por ejemplo, la fórmula
del fosfato cálcico, no tenemos más que unir el ión fosfato PO ≡4 y el ión calcio Ca++ como si de
un compuesto binario se tratara, recordando que la valencia del ión viene indicada por el número
de cargas eléctricas que posea, prescindiendo de su signo.
En el caso del fosfato ( PO ≡4 ) es 3 y en el caso del catión calcio (Ca++ ) es 2.
SALES ACIDAS
Las sales ácidas se forman cuando NO TODOS los hidrógenos del ácido oxácido han sido
sustituidos por metales o cationes, quedando algún hidrógeno libre.
Obviamente sólo pueden formarse sales ácidas a partir de ácidos oxácidos que posean mas
de 1 hidrógeno en su molécula.
Por ejemplo, a partir del ácido sulfúrico (H2SO4), al sustituir los dos hidrógenos por el
metal sodio (Na), se nos forma la sal neutra.
H2SO4 → Na2SO4
(sulfato sódico)
+
(hemos sustituido los dos H por dos cationes Na+)
Pero, si tan solo sustituyéramos 1 hidrógeno por el metal, quedando el otro hidrógeno libre, entonces obtendríamos una sal ácida.
H2SO4 → HNaSO4
(sulfato ácido de sodio)
Nótese que estos compuestos al quedar con 1 o más hidrógenos libres, mantienen características ácidas.
Las sales ácidas se nombran igual como las sales neutras pero anteponiendo un prefijo,
delante del metal indicativo del número de átomos de hidrógeno sustituidos. Por ejemplo.
 Vicente Viana Martínez
Pág 7
2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos_Formulación Química
Del H3PO4 (ácido fosfórico), se forma el HCaPO4 (fosfato Dlcálcico)
En el caso particular de que fueran sustituidos justo la mitad de los hidrógenos disponibles
del ácido, la sal ácida se nombrarla igual como la neutra pero anteponiendo el prefijo "bi", o bien
interponiendo la palabra "ácido" después del anión.
Por ejemplo, a partir del ácido carbónico (H2CO3), al sustituir la mitad de los hidrógenos
disponibles (2), por el metal potasio (K), se forma.
H2CO3 → HKCO3
(Blcarbonato potásico), ó (carbonato ACIDO de potasio)
Otros cationes y aniones frecuentes.
[NH 4 ]+
amonio
CN-
cianuro
[Fe (CN )6 ]− 3
ferrocianuro
[C2 O 4 ]=
oxalato
[S2 O3 ]=
tiosulfato
[Cr O3 ]=
cromito
[CrO4 ]=
cromato
[Cr2 O7 ]=
dicromato
[MnO4 ]=
manganato
[MnO4 ]−
permanganato
O =2
peróxido
 Vicente Viana Martínez
Pág 8
2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos_La cantidad en la Química
1.- Repaso de conceptos elementales
Para medir la masa de los átomos tomamos como unidad la llamada UNIDAD DE MASA
ATÓMICA (u.m.a.). 1 u.m.a. =
1 12
C6 = 1,66·10-24 gr
12
PESO ATÓMICO es el número de veces que la masa de un átomo contiene a la u.m.a.
En el caso de un compuesto químico, PESO MOLECULAR es la suma de los pesos atómicos
de los átomos que forman la molécula.
Definimos MOL como el peso molecular de un compuesto expresado en gramos.
El número de moles de una sustancia química se calcula dividiendo su masa por su peso
molecular.
n º de moles =
masa
peso molecular
En 1 mol de toda sustancia química existe el mismo número de moléculas. Es una constante
universal llamada NÚMERO DE AVOGADRO, NA.
NA = 6,02·1023 moléculas/mol = 602.0003000.0002000.0001000.000 moléculas/mol
Un mol de cualquier sustancia gaseosa, en condiciones normales (T = 0º C p = 1 atmósfera),
ocupa un volumen de 22,4 litros
El número de Avogadro es una cantidad exageradamente grande, equivale al número de tazas
de agua que contiene TODO el Océano Pacífico. Si tomamos el NA de monedas de céntimo
de euro y las repartiéramos entre todos los habitantes de la Tierra, tocaríamos a 1 billón de
euros cada uno de nosotros.
2.- Reacciones químicas. Introducción
Cuando dos o más sustancias químicas se combinan entre sí para formar otras nuevas, decimos que ha tenido lugar una reacción química.
Por ejemplo, al añadir unas gotas de una disolución de ácido sulfúrico sobre virutas de cinc,
observamos que se desprenden unos vapores de hidrógeno, quedando un residuo sólido de
sulfato de cinc.
Se ha producido la transformación del Zn y del H2SO4 en dos nuevas sustancias químicas;
H2 y ZnSO4 que no estaban anteriormente y que han sido formadas a partir de las sustancias
iniciales.
 Vicente Viana Martínez
Pág 1
2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos_La cantidad en la Química
Podemos escribir este proceso en forma de una ecuación química.
Zn + H2SO4 → H2 + ZnSO4
reactivos
productos
Obsérvese que todos los átomos presentes a la izquierda de la reacción aparecen de nuevo a
la derecha, aunque recombinados de forma distinta.
Ley de Lavoisier o de conservación de la masa
"En toda reacción química, la suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las
masas de los productos".
En otras palabras, en toda reacción química ni se crea ni se destruye masa, tan solo se
transforman unas sustancias en otras.
Por ejemplo, en la reacción.
C + O2 → CO2
Se cumple que; la masa de carbono que reacciona más la masa de oxígeno es igual a la masa de
anhídrido carbónico formado.
Hipótesis de Avogadro
El número de moléculas presentes en 1 mol de un compuesto químico ó el número de átomos
presentes en 1 átomo-gramo de un elemento químico es una cantidad constante llamada número de Avogadro y su valor es; NA = 6,022·1023.
Con relación a los gases puede establecerse que: "A igualdad de presión y temperatura, 1
mol de cualquier sustancia gaseosa, ocupa siempre el mismo volumen".
Concretamente, si la presión es de 1 atmósfera y la temperatura de 0°C (condiciones normales), 1 mol de cualquier gas ocupa un volumen de 22,4 litros.
Si las condiciones de presión y temperatura no fueran las indicadas arriba, podemos reducirlas a condiciones normales sin más que utilizar la expresión.
p1 · V1 p 2 · V2
=
T1
T2
Las unidades a emplear en la presión (p) y el volumen (V), no importa, pero deben ser las
mismas en ambas igualdades.
Las temperaturas (T) deben expresarse siempre en º K
 Vicente Viana Martínez
Pág 2
º K = º C + 273
2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos_La cantidad en la Química
3.- Ley de los gases perfectos
Si, disponemos de 1 mol de una sustancia gaseosa en c.n. (condiciones normales p = 1 atm. T =
273º K). Sustituyendo en la ecuación anterior.
p1 · V1 1 atmósfera · 22,4 litros
=
= 0,082
T1
273 ª K
Y, en general, para n moles.
p·V = n·R·T
siendo R = 0,082 atm·litro/ºK·mol
Ejemplo 1: Una determinada masa de cloro ocupa un volumen de 6,72 litros a 0°C y 1 atmósfera
de presión. Hallar su volumen cuando la temperatura sea de 38°C y la presión de 749 mm de Hg.
En primer lugar pasaremos la presión a mm de Hg y los °C a °K.
1 atms = 760 mm de Hg
38°C = 273 + 38 = 311°K
Aplicando la ecuación anterior, sustituyo los datos del problema y despejo el volumen.
p1 · V1 p 2 · V2
=
T1
T2
760· 6,72 749· V2
=
273
311
V2 =
760· 6,72· 311
= 7,77 litros
273· 749
Las reacciones químicas tienen lugar mol a mol. Es decir un número entero de moles a la izquierda produce un número entero de moles a la derecha. Por ejemplo.
2 Fe + O2 → 2 FeO
2 moles de hierro, más 1 mol de O2 producen 2 moles de óxido de hierro (ferroso)
1mol de Fe = 55,8 gr
1 mol de O2 = 16 · 2 = 32 gr
1 mol de FeO = 55,8 + 16 = 71,8 gr
A la izquierda ....... 2 · 55,8 + 32 = 143,6 gr
A la derecha ......... 2 · 71,8 =
143,6 gr
Comprobamos que la suma de las masas de
los reactivos es IGUAL a la suma de las
masas de los productos.
En toda reacción química NO hay pérdida
ni ganancia de masa.
Los mismos gramos que teníamos inicialmente los tenemos al final, pero en forma
de compuestos distintos
4.- Reactivo limitante. Rendimiento
Cuando se lleva a cabo una reaciión química, las masas de los reactivos no necesariamente
están en la misma proporción molar de la indicada en la reacción. En consecuencia, algunos
reactivos se consumirán mientras que otros sobrarán, ya que no tienen con quién reaccionar.
El reactivo limitante es el primero que se consume. Cualquier cálculo estequiométrico debe
hacerse a partir de ese reactivo limitante.
 Vicente Viana Martínez
Pág 3
2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos_La cantidad en la Química
Ejemplo 2: El carbono reacciona con el hidrógeno para dar metano. Se mezclan 72 gr de C con
12 gr de H2. ¿Cuál es el reactivo en exceso?, ¿qué cantidad sobra de ese reactivo?
C +2 H2 → CH4
72
= 6 moles de C
12
12
= 6 moles de H2
2
Como, por cada 2 moles de H2 se consume 1 mol de C, el factor limitante es el H2 y el reactivo
en exceso el C.
6 moles de H2 reaccionan con 3 moles de C, quedando 3 moles de C (3·12 = 36 gr) sin reaccionar.
El rendimiento η de una reacción química es el cociente entre la masa real obtenida de un
producto y la masa teórica prevista, expresada en tanto por cien.
η=
masa o moles obtenidos
·100%
masa o moles esperados
5.- Reacciones químicas. Ejemplos
Cuando nos dan una reacción química, lo primero que debemos hacer es ajustarla, esto es,
ver si el número de átomos de cada elemento presentes en ambos miembros de la reacción es
el mismo.
En caso contrario debemos ir probando distintos coeficientes enteros delante de cada compuesto (número de moles), hasta lograr la igualdad en el número de átomos de cada elemento
químico a la izquierda y derecha de la reacción.
NOTA: En temas posteriores estudiaremos los métodos genrales de ajuste de reacciones. Por el
momento nos limitaremos a ajustar las reacciones químicas mediante tanteos sencillos.
Ejemplo 3: Escribir y ajustar la reacción: "Acido sulfúrico más cobre, producen sulfato de cobre,
anhídrido sulfuroso y agua".
Escribimos todos los compuestos que intervienen.
Cu + H2SO4 → CuSO4 + SO2 + H2O
Y ajustándola.
Cu + 2H2SO4 → CuSO4 + SO2 + 2H2O
 Vicente Viana Martínez
Pág 4
2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos_La cantidad en la Química
Ejemplo 4: En el ejemplo anterior, hallar la masa de sulfato cúprico obtenida al reaccionar 5 gr
de cobre con exceso de ácido sulfúrico.
En primer lugar hallaremos los pesos moleculares del cobre y del sulfato cúprico.
p.m.(Cu) = 63,5
p.m.(CuSO4) = 63,5 + 32 + 16·4 = 159,5
Planteamos seguidamente la siguiente regla de tres.
Si,
63,5 gr de Cu producen
159,5 gr de CuSO4
5
x
"
producirán
""
"
Resolviendo esta proporción, tenemos.
x=
159,5· 5
= 12,56 gr de CuSO 4
63,5
Ejemplo 5: Hallar el volumen de hidrógeno en condiciones normales, que se desprende al hacer
reaccionar 12 gr de hierro con exceso de ácido clorhídrico.
En primer lugar, escribimos y ajustamos la reacción.
6HC1 + 2Fe → 2C12Fe + 3H2
p.a. Fe = 56
Vmolar (c.n.) = 22,4 litros
Planteamos la siguiente regla de tres.
2·26 gr de Fe producen
3·22,4 litros de H2
12
x
"
producirán
x=
"
"
12· 3· 22,4
= 7,2 litros de H 2
2· 56
Ejemplo 6: ¿Qué peso de azufre se obtiene al calentar 1 kg de pirita (S2Fe) que contiene un 84%
de mineral puro?.
3S2Fe → Fe3S4 + 2S
p.m.(S2Fe) = 2·32 + 55,8 = 119,8
p.m. (S) = 32
En 1 kg = 1.000 gr de pirita hay;
1.000· 84
= 840 gr de S2Fe puro
100
Planteamos la proporcionalidad.
3·119,8 gr de S2Fe ………….. 2·32 gr de S
840
""
…………..
 Vicente Viana Martínez
x
Pág 5
2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos_La cantidad en la Química
840· 2· 32
= 149,6 gr de S
3·119,8
x=
Ejemplo 7: Calentamos con sulfato amónico 10 gr de un mineral que contiene hidróxido cálcico,
desprendiéndose 3 litros de amoniaco en c.n. Hallar el grado de pureza de dicho mineral.
(NH4)2SO4 + Ca(OH)2 → CaSO4 + 2H2O + 2NH3
p.m. Ca(OH)2 = 40 + 16·2 + 1·2 = 74
74 gr de Ca(OH)2 …………..
x
"
2·22,4 1 de NH3
……………
x=
3 l de NH3
74· 3
= 4,95 gr de Ca (OH )2
2· 22,4
⇒
49,5 % de pureza
Ejemplo 8: ¿Qué cantidad de caliza, CaCO3 del 80% de riqueza se necesitan para que al reaccionar con exceso de HC1 obtengamos 10 1 de CO2 medidos a 18°C y 752 mm de Hg?.
Tenemos que pasar los 10 litros de CO2 a condiciones normales.
760· V
749·10
=
273
(18 + 273)
V =
752·10· 273
= 9,82 litros de CO 2 en c. n.
291· 760
La reacción es.
CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + H2O + CO2
p.m. (CaCO3) = 40 + 12 + 16·3 = 100
100 gr de CaCO3 ………. 22,4 1 de CO2
x
"
x=
……… 9,28 "
"
9,28·100
= 41,4 gr de CaCO3 puro
22,4
Estos gramos son de caliza pura, si el mineral es del 80% de riqueza, planteo.
x·
80
= 41,4
100
x=
despejando la x.
41,4
= 51,8 gr de min eral de caliza
100
 Vicente Viana Martínez
Pág 6
2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos_La cantidad en la Química
Ejemplo 9: Una muestra de 50 gr que contiene cinc e impurezas reacciona con 129 ml de una disolución de HC1 de 1,18 gr/cm3 de densidad, del 35% de riqueza en peso. ¿Cuál es el porcentaje
de cinc puro en la muestra?.
Zn + 2HC1 → ZnCl2 + H2
Hallemos, en primer lugar, la masa de HC1 puro en los 129 ml.
1,18 gr/cm3 = 1.180 gr/litro
1.180·
35
= 413 gr de HC1 puro/litro
100
En 129 ml de disolución hay.
x = 129·
413
= 53,277 gr de HC1 puro
1.000
Planteamos ahora la relación estequiométrica entre el Zn y el HC1.
p.a. (Zn) = 65,4
p.a. (HC1) = 1 + 35,5 = 36,5
65,4 gr de Zn ………… 2·36,5 gr de HC1
x
"
x=
………….. 53,277 "
"
53,277· 65,4
= 47,73 gr de Zn
2· 36,5
Es decir, en la muestra de 50 gr, existen 47,73 gr de Zn puro, luego la riqueza es.
x·
50
= 47,73
100
x=
100· 47,73
= 95,46 % de riqueza
50
6.- Disoluciones. Expresión de la concentración
Dada una disolución es importante conocer su concentración, esto es, la relación existente
entre la masa del soluto y la del disolvente. Hay varias formas de expresar la concentración
de una disolución.
Concentración centesimal en peso
Es la masa de soluto, en gramos, que hay por cada 100 gramos de disolución.
% peso =
 Vicente Viana Martínez
masa soluto
·100
masa disolución
Pág 7
2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos_La cantidad en la Química
Ejemplo 10: En 1.200 gr de una disolución de NaNO2 en agua al 15%, calcular la masa de
NaNO2 y de agua presentes en la disolución.
De soluto, tenemos.
1200·
15
= 180 gr
100
De disolvente, agua, tendremos lógicamente.
1.200 - 180 = 1.020 gr
b) Concentración centesimal en volumen
Es el volumen de soluto, en cm3, que hay por cada 100 cm3 de disolución.
% volumen =
volumen soluto
·100
volumen disolución
Por ejemplo, la concentración centesimal volumétrica del aire es:
Nitrógeno
78,14%
Oxigeno
20,92%
Argón
0,94%
c) Molaridad
Se define como el número de moles de soluto presentes por cada litro de disolución. Se representa con la letra "M".
M=
moles de soluto
volumen disolución (litros)
El número de moles n, lo calculamos dividiendo la masa del soluto por su peso molecular.
n( moles soluto) =
masa soluto (gr )
peso molecular del soluto
Ejemplo 11: En 500 cm3 de una disolución de nitrato potásico hay 50,5 gr de KNO3. Halla la molaridad de dicha disolución.
p.m.(KNO3) = 39 + 14 + 16·3 = 101
n=
50,5
= 0,5 moles
101
Pasando el volumen a litros
V = 500 cm3 = 0,5 litros
 Vicente Viana Martínez
Pág 8
2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos_La cantidad en la Química
M=
0,5 moles
= 1 mol / litro = 1 Molar
0,5 litros
d) Molalidad
Es el número de moles de soluto que hay por cada kilogramo de disolvente. Se representa por
"M1".
Ml =
moles de soluto
masa disolvente (kg )
Obsérvese que la Molalidad utiliza en el denominador el disolvente y la Molaridad la disolución.
Debemos fijarnos en este detalle para evitar errores muy frecuentes.
Ejemplo 12: Disolvemos 161 gr de sulfato de cinc en 800 gr de agua. Hallar la molalidad de la
disolución.
p.m.(ZnSO4) = 65 + 32 + 16·4 = 161
n=
161
= 1 mol
161
Ml =
n
m (kg )
m = 800 gr = 0,8 kg
Ml =
1 mol
= 1,25 Molal
0,8 kg
e) Normalidad
Es el número de equivalentes gramo de soluto que hay en 1 litro de disolución. Se representa por
la letra "N".
Si tenemos m gramos de soluto, el número de equivalentes-gramo lo obtenemos dividiendo la
masa m del soluto por el equivalente-gramo de esa sustancia.
masa
n º equivalentes =
masa
equivalente − gramo
Por otra parte, el equivalente-gramo de una sustancia química es igual al cociente entre su peso
molecular y su valencia.
equivalente − gramo =
 Vicente Viana Martínez
peso molecular
valencia
Pág 9
2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos_La cantidad en la Química
La valencia de un compuesto se obtiene de forma distinta según el tipo de sustancia. Distinguiremos tres casos.
Si se trata de un ÁCIDO (hidrácido ú oxácido) la valencia coincide con el número de hidrógenos
activos que posea. Por ejemplo.
H2SO3
2
H2S
2
HIO4
1
Si se trata de una BASE (hidróxido), la valencia coincide con el número de radicales oxhidrilo
(OH-) presentes. Por ejemplo.
NaOH
1
Al(OH)3
3
Fe(OH)2
2
Si se trata de una SAL, la valencia se obtiene multiplicando el número de aniones (radicales negativos), por la carga del anión, prescindiendo del signo. Por ejemplo.
CaCO3
Ca++
+ CO3=
1·2 = 2
(SO3)3Al2
2Al+++ + 3SO 3=
2·3 = 6
Ca(NO3)2
Ca++
+ 2 NO3−
2·1 = 2
Resumiendo, para hallar la normalidad de una disolución seguiremos los siguientes pasos:
1º) Hallamos el peso molecular del soluto, (p.m.).
2º) Vemos cuál es la valencia del cuerpo, según las reglas expuestas anteriormente.
3º) Dividimos el peso molecular por la valencia, con lo cual obtenemos el equivalente-gramo del
soluto.
eq. − gr =
p.m.
valencia
4°) Dividimos la masa del soluto por su equivalente-gramo, obteniendo así el número de equivalentes (nº eq.).
n º eq =
m.
eq. − gr
5º) Dividimos el número de equivalentes por el volumen de la disolución, expresado en litros,
obteniendo finalmente la normalidad buscada.
 Vicente Viana Martínez
Pág 10
2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos_La cantidad en la Química
N=
n º eq
Volumen (litros)
Ejemplo 13: En una disolución de sulfato ferroso hay 19 gr de soluto en 125 cm3 de disolución.
Hallar su normalidad.
p.m.(FeSO4) = 58 + 32 + 16·4 = 152 gr
Valencia (FeSO4) = 2·1 = 2
eq.-gr. (FeSO4) =
n º eq. =
p.m.
152
=
= 76 gramos
valencia
2
m
19
=
= 0,25 equivalentes
eq. − gr 76
125 cm3 = 0,125 litros
N=
0,25 equvalentes
= 2 eq. / litro = 2 Normal
0,125 litros
Tal como hemos definido la Molaridad y la Normalidad, estas dos medidas de la concentración
de una disolución, están relacionadas entre sí.
masa
 masa 
masa
 p.m. 

 · valencia


p. m. 
n º eq.
eq. − gr
valencia 


N=
=
=
=
= Molaridad · valencia
volumen(litros) volumen (litros) volumen (litros)
volumen (litros)
En resumen.
N=M· V
Para pasar de Molaridad a Normalidad, MULTIPLICAMOS por la valencia del soluto.
Para pasar de Normalidad a Molaridad, DIVIDIMOS por la valencia del soluto.
7.- Composición centesimal de un compuesto químico
Los átomos pueden unirse entre si formando estructuras más complejas llamadas moléculas.
El número relativo de átomos de cada elemento químico presentes en cada molécula es siempre un número natural, por tanto la relación entre el número de átomos de los elementos que
conforman un cierto compuesto químico puede expresarse en forma de números naturales.
Por ejemplo, en el ácido sulfúrico (H2SO4) la composición por molécula es:
7 átomos en total, de los cuales;
 Vicente Viana Martínez
Pág 11
2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos_La cantidad en la Química
2 átomos son de hidrógeno
1 átomo es de azufre
4 átomos son de oxigeno
Por tanto; los 2/7 del total de los átomos son de hidrógeno.
"
1/6
"
"
"
4/7
"
"
azufre.
"
"
oxigeno.
Sin embargo, no todos los átomos tienen igual masa. El azufre tiene una masa 32 veces mayor que la del hidrógeno y el oxigeno 16 veces mayor. La proporción en la que cada elemento interviene en la masa total del compuesto puede resolverse mediante una proporcionalidad.
Expresando la proporción en tanto por cien obtenemos la COMPOSICION CENTESIMAL
del compuesto. Esto es, la masa en gramos de cada elemento por cada 100 gramos del compuesto.
Ejemplo 14: Halla la composición centesimal del ácido nítrico (HNO3). Tómense como pesos
atómicos; H = 1; N = 14; O = 16.
Hallemos primeramente el peso molecular del ácido nítrico. p.m.(HNO3) = 1 + 14 + 16·3 = 63
A continuación planteamos tres reglas de tres, una por cada elemento, para hallar la proporción
de sus masas sobre el total.
a)
Si en 63 unidades hay 1 de hidrógeno
en 100
x=
b)
x"
"
100 ·1
= 1,59 % de hidrógeno
63
Si en 63 unidades hay 14 de nitrógeno
en 100
x=
c)
habrá
habrá
x"
"
100 ·14
= 22,22 % de nitrógeno
63
Si en 63 unidades hay 16.3 de oxigeno
en 100
x=
"
habrán x
100 · 48
= 76,19 % de oxígeno
63
Otro tipo de ejercicio, inverso del anterior, es el de hallar la fórmula química de un compuesto
conocida su composición centesimal.
 Vicente Viana Martínez
Pág 12
2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos_La cantidad en la Química
Ejemplo 15: Al analizar un compuesto formado por nitrógeno (N), oxigeno (O) y bario (Ba) obtenemos la siguiente proporción en peso.
N ... 10,7%
O ... 36,8%
Ba .. 52,5%
Halla la fórmula química de este compuesto sabiendo que los pesos atómicos son:
N = 14; O = 16; Ba = 137.
En este ejemplo el peso molecular del compuesto es desconocido. Llamémosle M.
Al igual como hacíamos en el ejemplo anterior, planteamos una proporción por cada elemento
químico, aunque en este caso conocemos el porcentaje y desconocemos el número de átomos de
cada elemento presentes en la molécula. Sea:
x ... el número de átomos de nitrógeno
y ...
""
"
z ...
"
oxigeno
"
bario
a) nitrógeno
Si en 100 unidades del compuesto hay
en M "
"
"
10,7 unidades de nitrógeno
x·14
x=
"
"
"
10,7 · M
100 ·14
b) oxigeno
Si en 100 unidades del compuesto hay
en M "
"
"
36,8 unidades de oxígeno
y·16
y=
"
"
"
36,8 · M
100 ·16
c) bario
Si en 100 unidades del compuesto hay
en M "
"
"
52,5 unidades de nitrógeno
z·137
z=
"
"
"
52,5 · M
100 ·137
Planteamos ahora la siguiente proporción, donde hemos simplificado la fracción "M/100" por ser
común a las tres proporciones.
x
y
z
=
=
 10,7   36,8   52,5 

 
 

 14   16   137 
 Vicente Viana Martínez
Pág 13
2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos_La cantidad en la Química
x
y
z
=
=
0,76 2,3 0,38
Dividimos a continuación los tres denominadores por el menor de ellos. En este caso por (0,38).
x
y
z
=
=
 0,76   2,3   0,38 

 
 

 0,38   0,38   0,38 
x y z
= =
2 6 1
Hay pues, 2 átomos de nitrógeno, 6 de oxigeno y 1 de bario por cada molécula del compuesto.
Por tanto, la fórmula química es
N2O6Ba
O bien;
Ba(NO3)2
(nitrato de bario)
NOTA: Si al realizar estos cocientes no obtenemos números enteros exactos, redondeamos al
entero más próximo, pues siempre se producen pequeños errores por truncamiento.
Ejemplo 16: Un cuerpo que contiene azufre (S), oxigeno (0) y potasio (K), tiene de peso molecular 174 y su composición centesimal es:
S
18,39%
0
36,78%
K
44,82%
Tómense como pesos atómicos: S = 32; 0 = 16; K = 39
¿Cuál es su fórmula química?.
Planteamos las siguientes proporciones.
a) azufre
Si en 100 unidades del compuesto hay
en 174 "
"
"
18,39 unidades de azufre
x·32
x=
"
"
"
174 ·18,39
= 1 átomo de azufre
100 · 32
b) oxigeno
Si en 100 unidades del compuesto hay
en 174 "
"
"
x=
36,78 unidades de oxígeno
y·16
"
"
174 · 36,76
= 4 átomos de oxígeno
100 ·16
c) potasio
 Vicente Viana Martínez
"
Pág 14
2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos_La cantidad en la Química
Si en 100 unidades del compuesto hay
en 174 "
"
"
x=
44,82 unidades de potasio
z·39
"
"
174 · 44,82
= 2 átomos de potasio
100 · 39
El compuesto es , por tanto.
K2SO4 (sulfato potásico)
 Vicente Viana Martínez
"
Pág 15
2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos_Termoquímica
Repaso de Calorimetría elemental
Definimos el calor específico de un cuerpo ce como el calor necesario para incrementar a 1
gramo de ese cuerpo, 1 grado su temperatura.
El calor específico es una propiedad característica de cada sustancia química.
No es un valor constante, puede experimentar cambios con la
temperatura.
Dada una masa m de un cuerpo de calor específico ce el calor
necesario Q, para variar su temperatura ∆t ºC, viene dado por
la expresión.
Q = m·ce·(tfinal - tinicial)
Si, tfinal > tinicial
⇒
Q>0
Si, tfinal < tinicial
⇒
Q<0
Sustancia
agua
agua mar
alcohol etílico
aluminio
cobre
éter
grafito
hielo
hierro
mercurio
níquel
oro
petróleo
plata
plomo
vidrio
ce cal/gr·ºC
1
0,95
0,548
0,2175
0,093
0,529
0,16
0,55
0,113
0,033
0,108
0,031
0,511
0,057
0,031
0,199
Cuando se produce un cambio de estado, se precisa un aporte
extra de calor, llamado calor de cambio de estado o calor latente de fusión y ebullición respectivamente.
De hecho, mientras dura el cambio de estado, el cuerpo en
cuestión no varía su temperatura.
Definiciones elementales:
Proceso adiabático …. Q constante
Proceso isotermo …… T constante
Proceso isobárico …… p constante
Proceso isocoro ……… V constante
Q = m·Lf
1 caloría = 4,184 Julios
Q = m·Le
En el caso del agua; Lf = 80 cal/gr
y
Le = 540 cal/gr
1 Julio = 0,239 calorías
Este proceso es reversible, 1 gramo de agua líquida necesita 540 calorías para pasar a vapor y
1 gramo de vapor de agua desprende 540 calorías cuando se condensa.
Termodinámica. Conceptos elementales
Energía es toda causa capaz de realizar un trabajo. Existen diversos tipos de energía; cinética,
potencial elástica, potencial gravitatoria, potencial eléctrica, calor.
En todo caso representan una misma magnitud y se mide en Julios en el Sistema Internacional.
Un Sistema Termodinámico es una porción de nuestro entorno sobre el cual fijamos nuestro
estudio.
Puede ser abierto, aislado, cerrado, según pueda o no, intercambiar materia y energía con el
exterior.
 Vicente Viana Martínez
Pág 1
2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos_Termoquímica
Las variables que definen un sistema termodinámico a nivel macroscópico, se llaman variables del sistema. Son; la presión, el volumen, la temperatura, la masa, la densidad, etc.
El trabajo W se define como el producto escalar de una fuerza por el camino recorrido por su
punto de aplicación.
r r
dW = F· d s
r r
W = ∫ F· d s
En el caso de un gas, como;
dA
r
r
F = p · dA
r r
dW = p · dA · d s = p · dV
dW = p·dV
W = ∫ p· dV
dA
ds
p
Para comprender el significado de la magnitud temperatura, debemos recordar la Teoría
Cinético Molecular, según la cual, un gas está formado por moléculas en un estado de continua agitación, cada una de ellas con una cierta velocidad y dirección. En el caso de sólidos y
líquidos el movimiento se realiza en torno a una posición de equilibrio y en los gases el movimiento es caótico.
La temperatura T de un cuerpo es una medida de la energía cinética media de las moléculas
que componen el cuerpo.
NOTA: La ley de Boltzmann dice;
Ecinética =
3
· k· T
2
k = 1,38·10-23 Julios/ºK
El calor Q es una energía en tránsito. No tiene sentido alguno hablar del calor de un cuerpo.
El calor es la energía que pasa de un cuerpo a otro de menor temperatura que el primero.
La energía interna U nos mide la capacidad de un cuerpo o sistema para desarrollar un trabajo o desprender calor. No podemos conocer el contenido exacto de la energía interna de un
cuerpo, pero sí podemos medir sus variaciones. La energía interna va asociada a los enlaces
químicos y a la energía interna de las moléculas.
 Vicente Viana Martínez
Pág 2
2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos_Termoquímica
Q (-)
W (+)
Disminuye la
energía interna
del sistema
Ufinal - Uinicial = Q - W
Disminuye la
energía interna
del sistema
∆U = Q - W
dU = δQ - δW
SISTEMA
Primer Principio de
Q (+)
W (-)
la Termodinámica
Aumenta la
energía interna
del sistema
Aumenta la
energía interna
del sistema
CRITERIO DE SIGNOS
El trabajo que hace el sistema hacia el exterior se considera positivo.
El trabajo que recibe el sistema desde el exterior se considera negativo.
El calor que sale del sistema se considera negativo.
El calor que entra al sistema se considera positivo
En un sistema aislado, que no intercambia energía con el exterior, la cantidad total de energía
es constante. Por tanto ⇒ Q = W
No es posible una máquina, un sistema, que produzca trabajo sin consumir una cantidad
equivalente de calor.
Una teórica máquina que generara energía de la nada se le llamaría, móvil perpetuo de primera especie.
Casos particulares
Si, Q = 0 (sistema aislado) ⇒ W = U1 - U2
pero acabaría por agotarse la energía interna.
Si, U1 = U2 (energía interna se mantiene constante)
⇒
Q=W
En un proceso isocoro (volumen constante), como W = ∫ p· dV
⇒
W=0
Qv = ∆U el calor a volumen constante equivale a la
variación en la energía interna del sistema.
Si el proceso tiene lugar a presión constante.
∆U = Q - W
ACLARACIÓN:
En Matemáticas, una función de estado es
aquella que sólo depende las posiciones inicial y
final y no del camino recorrido.
Así podemos poner ∆H = H2 - H1 ; ∆U = U2 - U1
U2 - U1 = Qp - p·(V2 - V1)
Qp = (U2 + p·V2) - (U1 + p·V1)
Defino la entalpía H, como ⇒ H = U + p·V
Por tanto, Qp = ∆H
 Vicente Viana Martínez
⇒
y
∆H = ∆U + ∆(p·V)
la variación de la entalpía equivale al calor a presión constante.
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2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos_Termoquímica
En Química, los procesos suelen tener lugar a presión constante, salvo en procesos industriales en reactores cerrados. Por tanto, en vez de variaciones y transferencia de calor hablaremos de variaciones y transferencias de entalpía.
La entalpía H se mide en las mismas unidades que el calor; Julios o calorías.
En un proceso exotérmico (desprendimiento de calor); ∆H < 0
En un proceso endotérmico (absorción de calor);
∆H > 0
En las sustancias no gaseosas; sólidos y líquidos;
∆U = ∆H
pues el término ∆(p·V) no
tiene sentido
En caso de gases, como p·V = n·R·T
∆H = ∆U + ∆(p·V) ⇒
∆H = ∆U + ∆n·R·T
∆H = ∆U + ∆(n·R·T)
⇒
Qp = Qv + ∆n·R·T
Si en una reacción química disminuye el número de moles ∆n < 0
⇒ Qp < Qv
∆n > 0
⇒ Qp > Qv
Si en una reacción química aumenta el número de moles
Diagrama entálpico
Ley de Hess
Al ser la entalpía una función de estado, la variación de entalpía de cualquier reacción química es igual a la suma de las variaciones
de entalpía de cada una de las reacciones
parciales que dan lugar al proceso global.
Obsérvese que no se podría haber
aplicado esa ley al calor Q por no ser
función de estado.
En una reacción química, la variación
global de la entalpía, vale
∆Htotal = Σ ∆Hproductos - Σ ∆Hreactivos
En una reacción química, el signo de la
entalpía cambia al cambiar el sentido de
la reacción.
 Vicente Viana Martínez
Pág 4
2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos_Termoquímica
La entalpía estándar de formación ∆H es la entalpía asociada a la formación de 1 mol de esa
º
f
sustancia en estado estándar, a partir de sus componentes elementales.
La entalpía de formación de los elementos puros en su estado estándar es nula.
La entalpía varía con la temperatura. Trabajamos; p = 1 atmósfera y t = 25ºC (tabla anterior).
Energías de enlace
Las reacciones químicas suponen la rotura de ciertos enlaces químicos y la formación de
otros nuevos.
Conociendo la energía asociada a cada enlace químico podremos determinar la energía total
asociada a una reacción química mediante un balance energético entre los enlaces rotos y los
enlaces formados.
Σ H or = Σ (Energía enlaces rotos) - Σ (Energía enlaces formados)
La energía de enlace es la energía necesaria para romper los enlaces de 1 mol de esa sustancia química, en fase gaseosa y a presión constante. Se toma un valor promedio aproximado,
porque cada uno de los dos enlaces H - O del agua tienen similares, aunque no iguales, energías de enlace.
Concepto de entropía
Dada una reacción química, hay veces que tiene lugar de una forma espontánea y otras veces
no.
La entropía S es una medida de la degradación de un sistema termodinámico para obtener un
trabajo, una energía útil. También podemos asociarlo como una medida del desorden molecular del sistema.
 Vicente Viana Martínez
Pág 5
2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos_Termoquímica
Dado un sistema con un contenido energético dado, la entropía mide la facilidad o no para
obtener trabajo útil de ese sistema. Es equivalente a una medida en la irreversibilidad del
proceso.
La entropía es una función de estado.
δQ
∫1 T = ∫1 dS = S2 − S1 = ∆ S
2
Matemáticamente se expresa como:
2
δQ … calor intercambiado por el sistema
T ….. temperatura (constante) a la cual se produce ese intercambio.
La entropía mide el grado de desorden de un sistema. Cuanto mayor sea el orden interno del
sistema, más baja es la entropía y viceversa.
Ssólido < Slíquido < Sgas
Sdisolución > Sdisolvente + Ssoluto
Smezcla > ΣSgases separados
Todas las sustancias aumentan su entropía al aumentar su temperatura (mayor desorden en
sus moléculas).
Segundo principio de la Termodinámica
En todo proceso espontáneo se produce un aumento en la entropía total del universo.
Viene a indicar que en toda transformación termodinámica espontánea, la energía tiende a
una situación de mayor degradación, de forma que el proceso reversible deja de ser posible.
La energía evoluciona espontáneamente siempre hacia formas más degradadas de energía. La
forma más degradada de la energía es el calor.
El rendimiento de toda transformación termodinámica siempre es menor que la unidad.
El Primer Principio de la Termodinámica nos habla de la equivalencia calor ⇔ trabajo y el
Segundo Principio nos dice que la energía útil es siempre menor que la energía consumida.
Este Principio conduce a la inexorable muerte térmica del Universo.
El día del fin del Universo existirá la misma cantidad de energía que el primer día de su
existencia (Primer Principio), pero estará en una forma totalmente degradada. No será posible obtener ningún trabajo de esa uniformidad térmica, salvo que "alguien" vuelva a decir
…"Hágase la luz".
En todo proceso aislado se produce un aumento en la entropía total del Universo.
∆Suniverso > 0
∆Suniverso = ∆Ssistema + ∆Sentorno > 0
 Vicente Viana Martínez
Pág 6
2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos_Termoquímica
Energía libre de Gibbs
El cálculo de las variaciones de entropía, no resulta fácil, ni cómodo de obtener. Por eso
definimos en Química una nueva magnitud, llamada; energía libre de Gibbs (G), como:
G = H - T·S
G es una función de estado, de la cual no podemos obtener valores concretos, pero sí podemos calcular sus variaciones.
∆G = ∆H - T·∆S
La ventaja de trabajar con G en vez de con S es que no necesitamos conocer la Suniverso, sólo
la del sistema.
La ∆Gf de los elementos puros es nula.
Los valores de ∆Gf son una indicación de la estabilidad de una sustancia química frente a su
descomposición
Si, ∆Gf < 0 el compuesto es estable y tanto mayor cuanto más negativo sea este valor
Si, ∆Gf > 0 el compuesto es inestable y tanto mayor cuanto más positivo sea este valor
∆Greacción = Σ∆Gptoductos - Σ∆Greactivos
∆G < 0
…..
reacción espontánea
∆G > 0
…..
reacción no espontánea
∆G = 0
…..
equilibrio
∆G = ∆H - T·∆S
∆H
…..
término entálpico
T·∆S
…..
término entrópico
A temperaturas bajas, el término entrópico puede despreciarse, quedando únicamente el término entálpico. Por consiguiente, a bajas temperaturas las reacciones exotérmicas (∆H < 0)
son espontáneas y las endotérmicas (∆H > 0), no son espontáneas.
Cuando los términos entálpicos y entrópicos coinciden, se obtiene la condición de equilibrio
(∆G = 0).
La temperatura en el equilibrio vale, pues.
Tequilibrio =
∆H
∆S
 Vicente Viana Martínez
Para una temperatura T > Tequlibrio la reacción es espontánea.
Para una temperatura T < Tequlibrio la reacción no es espontánea.
Pág 7
2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos_Equilibrio químico
Reacciones químicas reversibles homogéneas
Dada una reacción química homogénea.
CO (g) + 3 H2 (g) ⇔ CH4 (g) + H2O (g)
El proceso no significa que TODOS los reactivos desaparezcan completamente y solo queden los productos.
El resultado real es que, una vez alcanzado el equilibrio, coexisten las 4 especies químicas
presentes, funcionando la ecuación química en ambos sentidos, en una situación de equilibrio
dinámico, formándose y descomponiéndose las especies químicas implicadas.
Se trata pues de una situación reversible, la reacción funciona en ambos sentidos. Cuando se
alcanza el equilibrio ∆G = 0 y las concentraciones de las 4 sustancias permanecen estables.
Obviamente no todas las reacciones químicas funcionan igual. Hay algunas que están muy
desplazadas hacia la derecha o viceversa.
Igualmente existen factores externos que modifican sustancialmente el equilibrio en uno o en
otro sentido. Por ejemplo, en la reacción.
N2O4 (g) ⇔ 2 NO2 (g)
En estas gráficas se aprecia perfectamente la variación con el tiempo de la velocidad de la
reacción y de las concentraciones del producto y el reactivo. En este caso [N2O4] > [NO2],
pero frecuentemente es al revés.
En el equilibrio químico, las velocidades de la reacción química directa e inversa son iguales.
Dada la reacción química.
aA+bB ⇔cC+dD
a, b, c, d son los coeficientes molares.
Definimos la constante de equilibrio Kc de esta reacción, a una temperatura dada, como:
c
d
C] · [D]
[
Kc =
[A]a · [B]b
Los valores ente corchetes indican las concentraciones de la especie química en moles/litro.
 Vicente Viana Martínez
Pág 1
2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos_Equilibrio químico
El valor de Kc es totalmente independiente de las concentraciones iniciales de reactivos y
productos.
El valor de Kc depende de la temperatura a la que tenga lugar la reacción.
Si Kc >> 1 ⇒ la reacción está muy desplazada hacia la derecha
Si Kc << 1 ⇒ la reacción está muy desplazada hacia la izquierda
El valor de Kc es adimensional.
El valor de Kc depende de la formulación concreta de la reacción química. Es decir, las
reacciones.
N2 (g) + 3 H2 (g) ⇔ 2 NH3 (g)
1
3
N2 (g) +
H2 (g) ⇔ NH3 (g)
2
2
Aparentemente equivalentes, NO tienen la misma constante de equilibrio. Se puede comprobar
fácilmente que Kc,1 = Kc,22
Las constantes de equilibrio de los procesos directo e inverso en una misma reacción química
están relacionadas según.
Kc,derecha · Kc,izquierda = 1
Constante de equilibrio en función de la presión
Dada la reacción química.
aA+bB ⇔cC+dD
Definimos la constante de equilibrio Kp (en función de la presión), como.
Kp
c
d
[
p C ] · [p D ]
=
[p A ]a · [p B ]b
Siendo pA, pB, pC, pD las presiones parciales de cada especie química.
Como:
pA =
p·V = n·R·T
nA
·R·T
V
pB =
p A = [A ]· R · T
nB
·R·T
V
pC =
p B = [B]· R · T
Kp =
p C = [C]· R · T
([C]· R · T )c · ([D]· R · T )d
([A ]· R · T )a · ([B]· R · T )b
=
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pD =
nD
·R·T
V
p D = [D]· R · T
[C]c ·[D]d · (R · T )(c + d ) − (a + b )
[A]a · [B]b
Kp = Kc · (R·T)∆n
 Vicente Viana Martínez
nC
·R·T
V
2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos_Equilibrio químico
En una reacción química donde no existe variación en el número de moles, Kp = Kc.
En algunos problemas, para obtener la presión del gas en función del número de moles,
utilizaremos.
p·V = n·R·T
n
p =  · R · T
V
Recordemos que la presión parcial de una mezcla de gases es igual a la presión total por la
fracción molar de la mezcla.
p o = p Total · χ = p Total ·
no
n Total
Equilibrios no homogéneos
Esta situación se produce cuando coexisten sustancias en estado sólido, líquido o gaseoso. Ejemplos:
2 HgO (s) ⇔ 2 Hg (l) + O2 (g)
AgCl (s) ⇔ Ag+ (ac) + Cl- (ac)
CaCO3 (s) ⇔ CaO (s) + CO2 (g)
En este último caso.
Kc =
[CaO]· [CO 2 ] = [CO ]
2
[CaCO3 ]
Experimentalmente se observa que la concentración de un sólido o un líquido es una cantidad
constante. No depende de la cantidad de sustancia química presente.
En la expresión de la constante de equilibrio de sistemas heterogéneos, no se incluyen ni los
líquidos ni los sólidos.
Cociente de reacción
La constante de equilibrio, tanto Kc como Kp nos dan una información sobre la relación entre
las concentraciones de las especies químicas implicadas en una reacción química, cuando se
alcanza el equilibrio.
El llamado cociente de la reacción Qc nos da la relación de concentraciones cuando las
concentraciones no son las del equilibrio.
[C]cno equilibrio ·[D]dno equilibrio
Qc =
[A]ano equilibrio ·[B]bno equilibrio
 Vicente Viana Martínez
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2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos_Equilibrio químico
Cuando Qc < Kc el equilibrio de la reacción se desplaza hacia la derecha.
Cuando Qc > Kc el equilibrio de la reacción se desplaza hacia la izquierda.
Cuando Qc = Kc el sistema está en equilibrio, las concentraciones de todas las especies son
justamente las de equilibrio.
NOTA: El hecho de ser Qc muy diferente de Kc, no significa que la velocidad de la reacción vaya
a ser muy elevada.
Grado de disociación
En una reacción química se comienza con unas determinadas concentraciones de los reactivos. Cuando se alcanza el equilibrio, las concentraciones son lógicamente distintas. Resulta
muy útil conocer, no los valores concretos en moles/litro de las concentraciones finales, sino
el tanto por cien que se ha disociado. Es decir, no importan los valores concretos, sino el %
respecto de la concentración inicial que se ha disociado.
2 HI (g) ⇔ H2 (g) + I2 (g)
HI
H2
I2
Inicial
2·c
---
---
Equilibrio
2·c·( 1 - α)
c·α
c·α
Kc =
c · α · c· α
c2 · α 2
α2
=
=
[2· c· (1− α )]2 4· c2 · (1− α )2 4· (1− α )2
α … es el grado de disociación en %
PCl5 (g) ⇔ PCl3 (g) + Cl2 (g)
PCl5
PCl3
Cl2
Inicial
c
---
---
Equilibrio
c·( 1 - α)
c·α
c·α
Kc =
 Vicente Viana Martínez
c· α · c· α
c2 · α 2
c· α 2
=
=
[c· (1− α )] c· (1− α ) (1− α )
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2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos_Equilibrio químico
Factores que modifican el equilibrio
Principio de Le Chatelier: "Cuando un sistema en equilibrio es perturbado desde el exterior
modificando sus condiciones de concentración, presión, volumen o temperatura, la reacción
se desplazará en el sentido que tienda a contrarrestar dicha perturbación".
Cambios en la concentración.
Si se modifica la concentración de cualquiera de las sustancias químicas, como la constante
de equilibrio no cambia, deberá producirse un reajuste en el resto de las concentraciones.
H2 (g) + I2 (g) → 2 IH (g)
Si añadimos más IH, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda.
Si añadimos más H2 o más I2, el equilibrio se desplaza hacia la derecha.
Cambios en la presión y/o el volumen (gases)
Presión y volumen son magnitudes inversamente proporcionales (p·V = n·R·T)
Si, desde el exterior, se aumenta la presión (disminuye el volumen), el equilibrio se desplaza
hacia donde menor sea el número de moles, para así contrarrestar la perturbación externa.
N2O4 (g) ⇔ 2 NO2 (g)
Si aumentamos la presión, disminuye el volumen y el equilibrio se desplaza hacia donde sea
menor el número de moles (volúmenes molares), es decir, hacia la izquierda en este caso.
Si disminuimos la presión, aumenta el volumen y el equilibrio se desplaza hacia donde sea
mayor el número de moles (volúmenes molares), es decir, hacia la derecha en este caso.
Si, en la reacción, ∆n = 0. El equilibrio no se ve afectado por los cambios de presión.
Si, añadiéramos un gas inerte, manteniendo el volumen constante, obviamente la presión aumentará, pero el equilibrio no se altera.
Cambios en la temperatura.
En este caso hay que diferenciar si la reacción es exotérmica o endotérmica.
En un proceso exotérmico, al aumentar la temperatura, el sistema tiende a rebajarla, desplazando el equilibrio hacia la izquierda (disminuye Kc).
En un proceso endotérmico, al aumentar la temperatura, el sistema tiende a rebajarla, desplazando el equilibrio hacia la derecha (aumenta Kc).
Efecto de un catalizador
 Vicente Viana Martínez
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2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos_Equilibrio químico
Un catalizador es una sustancia que aumenta la velocidad de la reacción, disminuyendo la
energía de activación. El catalizador no modifica el valor de ∆H ni de ∆G.
Por consiguiente, la presencia de un catalizador no tiene influencia alguna sobre la constante
de equilibrio.
Solubilidad
Cuando una sustancia iónica se disuelve en agua, se disocia en su catión y su anión. Pero, esa
disociación iónica no se da por igual en todas las sustancias. En algunos casos la disociación
es completa y en otras se establece un equilibrio entre el proceso de ionización y el de formación de la sustancia original a partir de sus iones.
Sea la sustancia iónica AaBb, tal que la valencia iónica del catión A es n + y la del anión B es
mAaBb (s) ⇔ a An + + b Bm La constante de equilibrio vale.
[A ] · [B ]
=
n+ a
Kc
m− b
[Aa Bb ]
Como, AaBb es un sólido, la Kc queda.
[ ][ ]
a
K c = A n + · Bm −
b
Esta expresión recibe el nombre de "constante del producto de
solubilidad"
Conociendo el cociente de reacción Q, sabemos que si
Q < Ks, no se formará precipitado
Q > Ks, sí se formará precipitado
Q = Ks, el sistema está en equilibrio
Relación entre solubilidad y producto de solubilidad
Si, s es la solubilidad del compuesto AaBb en moles/litro
AaBb (s) ⇔ a An + + b Bm inicial
-
final
-
a
-
a·s
b
Ks = aa · bb · s(a + b)
Ks = (a·s) · (b·s)
s=
b·s
a+b
Ks
a · bb
a
A partir de aquí se puede calcular la solubilidad del compuesto a partir del valor de Ks y viceversa.
 Vicente Viana Martínez
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2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos_Ácidos y Bases
Ácidos y Bases. Historia
Las primeras definiciones diferenciadoras hacen referencia a las propiedades sensoriales; sabor, olor, tacto. Los ácidos tienen sabor agrio y las bases sabor a lejía y tacto jabonoso. Además existen ciertas sustancias identificativas como la fenolftaleína que tiñe las bases de color
violeta y decolora los ácidos, el caldo de la lombarda que tiñe de rojo los ácidos o el papel
tornasol que se vuelve de color rojo con los ácidos y violeta con las bases.
Arrhenius a finales del XIX establece: "Ácido es toda sustancia que en disolución acuosa se
disocia en sus iones, liberando H+. Base es toda sustancia que en disolución acuosa se disocia
en sus iones, liberando OH-".
HCl → Cl- + H+
NaOH → Na+ + OHDe acuerdo con esta definición cuando un ácido reacciona con una base se neutralizan entre
sí, formando una sal y agua.
HCl + NaOH → NaCl + H2O
Ventajas
a) Justifica el proceso de neutralización.
b) Introduce el concepto de grado de disociación de ácidos/bases para medir su fuerza relativa.
c) La comparación entre [H+] y [OH-] indica si la disolución es ácida o básica, respectivamente.
Inconvenientes
a) Limita la definición ácido/base a las disoluciones acuosas.
b) No justifica la basicidad de sustancias que no contienen OH-, como el NH3 por ejemplo.
c) En realidad el ión H+ no existe debido a su pequeñísimo tamaño. En realidad se une a una
molécula de agua, formando el ión hidronio H3O+.
Bronsted-Lowry en 1.923 mejoran la definición y establecen: "Ácido es toda sustancia química capaz de ceder un protón a otra. Base es toda sustancia química capaz de aceptar un
protón de otra".
Es decir, las reacciones ácido-base, pueden considerarse como reacciones de transferencia de
protones.
HCl + H2O ⇔ Cl- + H3O+
NH3 + H2O ⇔ OH- + NH4+
 Vicente Viana Martínez
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2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos_Ácidos y Bases
De esta forma se justifica el carácter básico de sustancias que no incorporan el grupo OH-,
como es el caso del amoníaco NH3.
Obsérvese la presencia ahora, de la doble flecha en la reacción. Eso significa que según el
modelo Bronsted-Lowry, la ecuación es reversible en función del valor de su constante de
equilibrio.
Esta teoría extiende la clasificación ácido/base a cualquier situación. No precisa la existencia
de una disolución acuosa.
La teoría Bronsted-Lowry justifica que las sustancias químicas a veces se comporten como
ácidos y otras como bases, dependiendo del tipo de reacción y frente a quién actúen.
Las reacciones ácido-base, son reacciones de transferencia de protones y al tiempo son
reversibles, es decir, del tipo.
HA +
ácido 1
B ⇔ Abase 1
base 2
+ HB+
ácido 2
Las especies; HA, A- son el primer par conjugado ácido/base y el segundo par conjugado
ácido/base son; B, HB+.
Cuanto mayor sea la tendencia de un ácido a ceder protones (ácido fuerte), más débil será la
base conjugada y viceversa.
Sustancias anfóteras son aquellas que a veces se comportan como un ácido frente a bases
fuertes y a veces como una base frente a ácidos fuertes. Ejemplo, el agua o el ión bicarbonato.
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2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos_Ácidos y Bases
Producto iónico del agua
El agua tiene la propiedad de autoionizarse débilmente.
H2O + H2O ⇔ OH- + H3O+
2 H2O ⇔ OH- + H3O+
Kc =
[OH ]· [H O ]
−
+
[H 2O]
[
3
2
][
K c · [H 2O ] 2 = OH − · H 3O +
[
][
K w = OH − · H 3O +
]
]
Kw … producto iónico del agua = 10-14 a 25º C
Además; [H3O+] = [OH-] = 10-7 moles/litro
Cualquier disolución que cumpla esta condición diremos que es neutra.
En disoluciones ácidas, [H3O+] > [OH-] y en disoluciones básicas [H3O+] < [OH-]
Medida de la acidez
La medida de la concentración de [H3O+] en una disolución nos permite medir la "fuerza" de
su acidez.
Definimos el pH de una disolución como "el logaritmo decimal de su concentración en
[H3O+] cambiado de signo".
pH = - log [H3O+]
Igualmente definimos el pOH como "el logaritmo decimal de su concentración en [OH-]
cambiado de signo".
pOH = - log [OH-]
Como Kw = 10-14, obviamente en toda disolución se cumple.
pH + pOH = 14
 Vicente Viana Martínez
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2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos_Ácidos y Bases
Indicadores de pH
Papel de tornasol
Fenolftaleína
Jugo de lombarda
Naranja de metilo
pH-metro
Fuerza de ácidos y bases
Según la teoría de Arrhenius, un ácido o una base en disolución acuosa, es fuerte cuando se
encuentra totalmente disociado. Es decir, cuando α ≈1
Un ácido o una base en disolución acuosa, es débil cuando apenas está disociado. Es decir,
cuando α <<1
Según la teoría de Bronsted-Lowry, un ácido es fuerte cuando tiene mucha tendencia a ceder
protones y una base es fuerte cuando tiene mucha tendencia a aceptar protones. Sin embargo
esa tendencia no puede medirse en términos absolutos, sino que dependerá de la sustancia
con la que reaccione. Por ello, se precisa establecer una sustancia de referencia que generalmente es el agua.
Uniendo ambos conceptos diremos que "Los ácidos fuertes son sustancias totalmente
disociadas en agua con gran tendencia a ceder protones H+ a una base". "Las bases fuertes
son sustancias totalmente disociadas en agua con gran tendencia a aceptar protones H+ de un
ácido".
Constante de ionización
Con la ayuda del concepto de la constante de equilibrio podremos cuantificar la fortaleza/debilidad de un ácido o de una base. Sea la ecuación.
⇔
HA + H2O
[A ]· [H O ]
−
Ke =
K a = K e · [H 2O]=
A- + H3 O+
+
3
[HA]· [H 2O]
[A ]· [H O ]
−
+
3
[HA]
(constante de acidez)
Análogamente, para una sustancia básica.
B + H2 O
Ke =
 Vicente Viana Martínez
⇔
BH+ + OH-
[BH ]· [OH ]
+
−
[B]·[H 2O]
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2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos_Ácidos y Bases
K b = K e · [H 2O]=
[BH ]· [OH ]
+
−
(constante de basicidad)
[B]
A partir de las expresiones anteriores.
Ka·Kb = Kw
El valor de las constantes de acidez Ka y basicidad
Kb, dependen de la temperatura.
Tomando como referencia el agua podemos ordenar los ácidos y las bases según su fuerza relativa.
Cualquier sustancia de la tabla adjunta podrá ceder un protón a otra que esté por debajo de ella.
Cuanto más fuerte sea un ácido (mayor Ka), más
débil será su base conjugada (menor Kb).
Ácidos polipróticos
Los ácidos que contienen más de 1 hidrógeno en su fórmula, son llamados polipróticos. Conforme van desprendiéndose de sus hidrógenos, su constante de acidez se debilita.
H2SO4
HSO4-
H2PO4-
H3PO4
HPO4=
Se diferencian nombrándolos como "primera constante de acidez", "segunda constante …",
etc.
Hidrólisis de sales
Aparte de las especies químicas perfectamente diferenciables como los ácidos y los hidróxidos, existen otras especies químicas como las llamadas sales neutras, aparentemente con pH
neutro, pero que, sorprendentemente, presentan importantes características ácidas o básicas.
La causa es que, algunas sales, al disolverse en agua fragmentándose en sus iones, algunos de
sus iones son capaces de ceder/aceptar H+ al agua. A este fenómeno se le llama hidrólisis y
conlleva una modificación en la concentración de iones H+ de la disolución y consecuentemente un cambio en el pH de la misma.
Definimos la constante de hidrólisis Kw.
[
][
K w = H 3O + · OH −
]
cuando hay una modificación en las concentraciones estándar por efecto de la adición de alguna sal
Analicemos los 4 casos que pueden presentarse.
 Vicente Viana Martínez
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2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos_Ácidos y Bases
1) Sal de ácido fuerte y base fuerte.
Ejemplos: NaCl, KNO3, NaClO4
→
KNO3
K+
NO3-
+
proviene del HNO3
que es un ácido fuerte
proviene del KOH que
es una base fuerte
Los procesos que tiene lugar son:
+ H2O →
K+
no hay reacción
NO3- + H2O →
no hay reacción
No se produce reacción de hidrólisis. No cambia el pH al disolverse en agua, pH = 7.
2) Sal de ácido fuerte y base débil.
→
NH4Cl
NH4+
Cl-
+
proviene del NH3 que
es una base débil
proviene del HCl que
es un ácido fuerte
Los procesos que tiene lugar son:
NH4+
Kh =
+ H2O ⇔ NH3
+ H3O+
Kb
Cl- + H2O →
no hay reacción
[NH3 ]· [H3O + ]· [OH − ] = K w
Kb =
[NH ]
[OH ]
+
4
−
Kb
[NH ]· [OH ]
+
4
−
[NH3 ]
Cuanto más débil sea la base, menor será el valor de Kb y por tanto, mayor el de Kh, es decir,
más ácida será la disolución.
Sí se produce reacción de hidrólisis. Cambia el pH al disolverse en agua, haciendo la disolución ácida, pH < 7.
3) Sal de ácido débil y base fuerte.
KCN →
K+
+
CN-
proviene del KOH que
es una base fuerte
proviene del HCN que
es un ácido débil
Los procesos que tiene lugar son:
K+
+ H2O →
no hay reacción
CN- + H2O ⇔ HCN + OHKh =
 Vicente Viana Martínez
[HCN]· [OH − ]· [H3O+ ] = K w
[CN ]
−
[H O ]
+
3
Ka
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Ka
Ka =
[CN ]· [H O ]
−
3
[HCN]
+
2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos_Ácidos y Bases
Cuanto más débil sea el ácido, menor será el valor de Ka y por tanto, mayor el de Kh, es decir, más básica será la disolución.
Sí se produce reacción de hidrólisis. Cambia el pH al disolverse en agua, haciendo la disolución básica, pH > 7.
4) Sal de ácido débil y base débil.
→
CH3COONH4
NH4-
+
proviene del NH3 que
es una base débil
CH3COOproviene del CH3COOH
que es un ácido débil
Los procesos que tiene lugar son:
NH4+ + H2O ⇔ NH3 + H3O+
Ka
CH3COO- + H2O ⇔ CH3COOH + OH-
Kb
En este caso, la disolución será ácida o básica, dependiendo del grado de hidrólisis de cada
ión. Sí se produce reacción de hidrólisis. Cambia el pH al disolverse en agua.
Si, Ka = Kb la disolución tendrá pH = 7
Si, Ka > Kb la disolución será ácida. pH < 7
Si, Ka > Kb la disolución será básica. pH >7
Grado de hidrólisis.
Es la relación, expresada en %, entre la cantidad de un ión hidrolizado y la que había inicialmente. Por ejemplo, en el caso del ión cianuro.
αh =
[CN ]
[CN ]
−
hidrolizad o
−
inicial
·100 %
Disoluciones reguladoras del pH. Disoluciones tampón.
Son disoluciones que regulan, amortiguan, de una forma automática, el pH de una disolución,
ante la presencia de pequeñas cantidades de un ácido o de una base adicional. Esta situación
es muy importante en la química de los seres vivos, pues por ejemplo el pH de la sangre debe
mantenerse dentro de unos límites muy precisos. Un aumento o disminución brusca del pH
sanguíneo tiene efectos desastrosos para la supervivencia del ser humano.
Las disoluciones tampón están formadas por.
a) un ácido débil y una sal de dicho ácido.
b) una base débil y una sal de dicha base.
 Vicente Viana Martínez
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2º Bachillerato. Química. Resumen contenidos_Ácidos y Bases
Por ejemplo, sea el par ácido acético/acetato sódico
CH3COONa →
CH3COO- + Na+
CH3COOH + H2O ⇔ CH3COO- + H3O+
Si, por ejemplo, se añadiera una pequeña cantidad de un ácido, aumenta [H3O+], con lo que el
equilibrio se desplazaría hacia la izquierda según Le Chatelier. De esa forma la concentración de iones [H3O+] apenas si variaría y el pH se mantiene constante.
Si, por ejemplo, se añadiera una pequeña cantidad de una base, ésta reaccionaría con los
[H3O+], disminuyendo por tanto su concentración, con lo que el equilibrio se desplazaría
hacia la derecha según Le Chatelier. De esa forma la concentración de iones [H3O+] apenas si
variaría y el pH se mantiene constante.
Valoraciones ácido-base
Es una técnica de análisis que permite determinar la concentración de una disolución a partir
de una reacción ácido-base, con otra disolución de concentración conocida.
Consiste en colocar en un erlenmeyer un volumen conocido de una disolución cuya
concentración deseamos determinar y vamos añadiendo poco a poco otra disolución de concentración conocida llamada disolución patrón, mediante una bureta que permite medir el
volumen gastado.
Necesitamos de un indicador (fenolftaleína, rojo de metilo, naranja de metilo, azul de
bromotimol, etc) que, gracias al cambio de color, nos indica visualmente el momento en que
se ha producido la neutralización.
El punto en que el número de moles de iones H3O+ procedentes de la disolución ácida neutraliza al número de moles de iones OH- de la disolución básica se le llama punto de equivalencia.
 Vicente Viana Martínez
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