Transcripción Bases 2 0 - Kevin cofre

Vista previa del material en texto

2020 
 
 
 
 
 
 JOFE ft 
 Bismuto 
 
 
 
 
Transcripción ultracrepidario e inconmensurable de 
bases de química, bioquímica, biología celular y 
genética 
Versión 2.0 
 
 
 
 
 
 
 
JOFE ft Bismuto 
1 
Transcripción de Bases de Química, Bioquímica, Biología Celular y Genética 
 
Unidad I: Química 
1. Enlaces químicos y Propiedades 
Periódicas 
2. Estructura atómica y Radioactividad 
3. Termodinámica 
4. Soluciones y Propiedades Coligativas 
5. Ácido-Base, pH & Amortiguadores 
6. Equilibrio Químico 
7. Reacciones Oxido-Reducción 
8. Funciones Orgánicas 
9. Carbohidratos, Aminoácidos, Nucleótidos 
y Lípidos. 
Unidad II: Bioquímica 
1. Proteínas 
2. Glucolisis y gluconeogénesis 
3. Ciclo de Krebs y Fosforilación oxidativa 
4. Metabolismo de aminoácidos y 
nucleótidos 
5. Metabolismo de los lípidos 
6. Integración y balance metabólico 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Unidad III: Biología celular 
1. Estudio de la célula 
2. Membranas biológicas 
3. Transporte de membrana 
4. Citoesqueleto 
5. Matriz extracelular 
6. Transcripción 
7. Transducción 
8. Destinación de proteínas 
9. Metabolismo mitocondrial 
10. Recepción y transducción de señales 
11. Diferenciación celular 
12. Reparación tisular 
13. Ciclo proliferativo 
14. Control del ciclo proliferativo 
15. Muerte celular 
Unidad IV: Genética 
1. Teoría de la herencia particulada 
2. Meiosis y sus consecuencias genéticas 
3. Organización del DNA humano 
4. Regulación de la expresión génica 
5. Regulación epigenética de la expresión de 
genes 
6. Interacción entre genes 
7. Ligamiento entre genes 
8. Variabilidad genética en poblaciones 
humanas 
9. Variaciones del material genético 
(mutaciones génicas y cromosómicas) 
10. Herencia mitocondrial y su relación con 
patologías en el ser humano 
11. Herencia de caracteres cuantitativos 
JOFE ft Bismuto 
1 
 
 
 
Química 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2020 
 
Clase 1: Enlaces químicos y propiedades 
periódicas 
Para comenzar, hay que saber cómo funcionan los 
enlaces químicos, debemos saber el concepto de 
“Electrones de Valencia”. 
- Electrones de Valencia: Corresponden a la capa 
o región de electrones más externa de un 
determinado átomo y son utilizados como una 
herramienta para establecer comunicación entre 
dos átomos. 
Los enlaces químicos se definen como una “fuerza 
que mantiene unidos a dos o más átomos entre sí”, 
es como imaginarse la unión de un imán y un 
metal, o la definición de la fuerza en Star Wars “es 
un campo de fuerza que une a los átomos entre sí, 
manteniendo unido a la galaxia” 
Características de los enlaces químicos 
- Energía de enlace: Corresponde a la energía 
necesaria para disociar un enlace de una molécula 
diatómica en sus átomos constituyentes. Si es que 
un compuesto tiene una cierta cantidad de enlaces, 
se necesita una determinada energía para 
romperlos, y corresponde solo a la energía 
necesaria para romper un enlace específico de un 
mol en estado gaseoso. Ambas variables se 
relacionan proporcionalmente, por lo tanto, a 
mayor cantidad de enlaces tenga un compuesto, 
mayor energía es necesaria para romper esos 
enlaces, pero, si un enlace cuesta x para romperlo, 
un doble enlace NO cuesta 2x. 
- Ángulos de enlace: No es necesario 
aprendérselos todos, pero hay algunos que son 
muy preguntables. Estos están dados por la 
geometría molecular. Este aspecto es relevante 
para establecer un punto de comparación de 
estabilidad entre dos compuestos, ya que los 
átomos al tener una determinada posición espacial 
ellos acumulan energía potencial. Ambas variables 
(la estabilidad y la energía potencial) se relacionan 
de manera inversamente proporcional, por lo 
tanto, un determinado compuesto tendrá una 
mayor estabilidad si es que tiene menor energía 
potencial. 
 
 
 
- Longitud de enlace: Corresponde a la distancia 
entre dos átomos en posición de energía mínima. 
Algunos factores que lo afectan son la naturaleza 
del enlace y la naturaleza del átomo, como 
también la repulsión de átomos. A una cierta 
cantidad de enlaces, se tiene una mayor distancia 
entre ellos. Ambas variables se relacionan de 
manera inversamente proporcional, por lo tanto, a 
mayor cantidad de enlaces, menor distancia existe 
entre los átomos de un compuesto. 
Para ver los principios y lo conceptual de este 
tema, se verán las teorías sobre la formación de 
enlaces covalentes. La más relevante es la “teoría 
de los orbitales moleculares”. 
Teoría de los orbitales moleculares 
Corresponde a parte de la teoría Mecánico-
Cuántica (cabe destacar que esta es la teoría más 
moderna respecto a los átomos y cómo se 
relacionan con los electrones), pero aplicada a la 
formación de los orbitales moleculares, a partir de 
la superposición de orbitales atómicos. 
 Se definen los orbitales moleculares como 
aquellos orbitales que están formados por dos o 
más orbitales atómicos. Existen distintos tipos de 
orbitales moleculares: 
- Orbital molecular enlazante: Tiene una 
electronegatividad máxima para contribuir a una 
unión. Tiene menos energía y una más estabilidad 
que un orbital atómico. 
- Orbital molecular antienlazante: Tiene una 
electronegatividad mínima para contribuir a una 
separación. Tiene una mayor energía y menos 
estabilidad que un orbital atómico. 
AX₂ Lineal 180º 
AX₂E₂ Angular <120º 
AX₃ Trigonal Plana 120º 
AX₃E Piramidal 107º 
AX₄ Tetraédrico 109,5º 
JOFE ft Bismuto 
1 
- Orbital molecular no enlazante: Son los orbitales 
atómicos no participantes en el o los enlaces. Están 
intactos en el espacio. 
Tipos de enlaces 
Existen los enlaces interatómicos, o sea enlaces 
entre átomos. Dentro de está clasificación están los 
enlaces metálicos, iónicos y covalente (eso solo 
depende del tipo de elemento que se une). 
También, existen los enlaces intermoleculares, o 
sea los enlaces que se establecen entre moléculas. 
Dentro de esta clasificación están los enlaces 
dipolo-dipolo, puente de Hidrógeno (presente en 
las hebras de ADN, es preguntable en un control o 
algo así), fuerza de dispersión, fuerza de London 
y fuerza de Van der Waals (no le damos más 
profundidad porque estos dos últimos no son 
nombrados jamás en la carrera) 
Enlaces interatómicos 
- Enlace metálico: Corresponde a la unión entre 
elementos considerados como metales en la tabla 
periódica, o sea aquellos elementos que tengan 
una energía de Valencia entre 1,2 y 3. 
Correspondientes a los grupos Ia, IIa y IIIa. Cabe 
destacar, que en este enlace se “comparten” 
electrones. Los elementos metálicos se consideran 
como buenos conductores de la electricidad y que 
facilitan la formación de aleaciones. 
- Enlace iónico: Corresponde a la unión entre 
iones, o sea aquellos elementos que no cumplen 
con las leyes del dueto o el octeto. Formándose 
así una unión entre dos átomos con diferentes 
polos. Recordar que esas leyes establecen que un 
elemento asemeja su estabilidad (comparado con 
un gas noble) si es que tienen 2 o 8 electrones de 
valencia. Es importante saber que, en estos enlaces, 
se transfieren electrones. Se pueden producir ya 
sea por la diferencia de energía de los orbitales 
atómicos de ambos elementos o por diferencias de 
electronegatividad (aproximadamente debe ser 
mayor a 1.7) entre átomos. 
- Enlace covalente: Corresponde a la unión entre 
átomos que tienen una cantidad de energía 
similar. Por lo tanto, comparten electrones. Se 
produce entre átomos con electronegatividad 
similar, que generalmente son no metales. Es un 
enlace covalente apolar cuando la diferencia de 
electronegatividad es menor a 0.4, y es un enlace 
covalente polar si es que la diferencia de 
electronegatividad está entre los valores 0.4 y 1.7. 
Según la cantidad de electronesde valencia que 
estén involucrados en el enlace, también se pueden 
clasificar como: 
- Enlace covalente simple: Los átomos se 
comparten un par de electrones de valencia. Tiene 
un orbital atómico tipo 𝛔. 
- Enlace covalente doble: Se comparten dos pares 
de electrones de valencia. Tiene un orbital atómico 
tipo 𝛔 y otro orbital atómico tipo 𝝅. 
- Enlace covalente triple: Se comparten tres pares 
de electrones de valencia. Tiene un orbital atómico 
tipo 𝛔 y dos orbitales atómicos tipo 𝝅. 
Enlaces intermoleculares 
- Enlaces ion-dipolo: Tipo de unión que se 
establece entre un ion y el polo de carga opuesta 
de una determinada molécula dipolar. 
- Enlaces dipolo-dipolo inducido: Esta molécula 
no tiene un momento dipolar permanente. Esto se 
produce por el campo eléctrico, que es generado 
por una molécula polar o ión vecino. 
- Fuerzas de dispersión: Corresponde a la unión 
entre dos moléculas que no tienen momento 
dipolar permanente, pero esto produce distorsión 
de la distribución electrónica de molécula no polar 
que se opone a la repulsión. 
- Fuerza de London: Se diferencia de lo anterior, 
ya que corresponde a una fuerza de repulsión que 
se produce entre dos o más moléculas que tienen 
sus orbitales llenos, con una distancia corta 
(gracias a esto se produce). 
- Fuerza de Van Der Waals: Es la unión entre 
molécula con orbitales de Valencia ocupado. Está 
unión tiene un baja energía, y es importante para 
la estructura biológica de algunos compuestos. 
- Puente de Hidrógeno: Corresponde a una 
atracción dipolo-dipolo fuerte, entre los átomos F-
O-N. Este tipo de enlace es la responsable de 
mantener el agua en sus estados (sólido, líquido) 
como también de que el alcohol se mantenga en su 
estado líquido. 
 
 
JOFE ft Bismuto 
2 
Aspectos relevantes a la hora de comparaciones 
- Longitudes de enlace: En el caso de los enlaces 
covalente, es muy importante saber que a mayor 
cantidad de enlaces en un determinado 
compuesto, menor será la distancia entre los 
átomos. 
- Energía de enlace: En lo que compete a los 
enlaces interatómicos, el más fuerte o el que 
requiere de más energía para romperse sería el 
enlace iónico, después el enlace metálico, enl. 
covalente polar, enl. covalente apolar. Como 
también, a mayor cantidad de enlaces covalentes, 
más energía se necesita para romper los enlaces. 
En lo que respecta a los enlaces intermoleculares, 
se establece según los valores de cada enlace 
respectivo el siguiente orden: 
Fuerza de dispersión & Dipolo inducido<Puente 
de hidrógeno 
& 
Dipolo-Dipolo dipolo<Ion-Dipolo. 
Propiedades periódicas 
Las propiedades periódicas se utilizan para 
establecer clasificación y comparaciones entre los 
diferentes elementos de la tabla periódica. 
- Potencial de ionización: Corresponde a la 
energía necesaria para quitarle un electrón a un 
átomo neutro en estado gaseoso. 
- Electroafinidad: Es la energía necesaria para 
captar un electrón de un átomo neutro en su 
estado gaseoso. 
- Electronegatividad: Corresponde a la capacidad 
de un átomo de formar un enlace covalente con 
otro electrón. 
- Radio atómico: Es la distancia que existe entre el 
núcleo y la capa de valencia (la más externa). Esto 
nos indica el tamaño aproximado de un átomo. 
¿Como vemos esto en una tabla periódica? 
Sencillo, solo hay que aprenderse las tendencias 
que tiene cada una de estas propiedades según las 
filas y las columnas de la tabla periódica. Más 
claro que el agua del Mapocho, imposible. 
 
En este esquema, se puede ver las tendencias de 
cada propiedad periódica en la tabla. La punta de 
cada flecha está dirigida en la dirección en la cual 
estas propiedades aumentan dentro de la tabla 
periódica. Esto también es preguntable para algún 
certamen (a.k.a prueba importante) 
Clase 2: Estructura atómica y 
radioactividad 
Para empezar, se requiere saber el concepto de 
átomo o 原子 se define como “la unidad 
estructural básica de un determinado elemento” 
(aunque si se traduce del griego, sería a de sin y 
tomo de división, o sea, sin división, pero eso 
quedó descartado desde que se descubrieron los 
quarks y todas esas vainas cuánticas), que está 
compuesto a su vez de más de 30 diferentes 
partículas subatómicas, entre ellas se encuentran 
los protones (p de positivo), electrones (e de evil, 
malo, osea negativo) y neutrón. 
Estructura del átomo 
El átomo está constituido por una región difusa, 
externa en la cual se encuentran los electrones. Y, 
por otra parte, la parte más interna, el núcleo que 
contiene a los protones y neutrones de este 
elemento. 
Como utilidad, aquí dejo una tabla con las 
características de cada uno de los componentes del 
átomo. 
JOFE ft Bismuto 
3 
Para los curiosos, el peso atómico es la cantidad 
de peso relativo del isótopo del elemento. 
Cabe recordar, que los isótopos son aquellos 
elementos que entre sí tienen el mismo número 
atómico, pero diferente número másico. 
Como dato freak, pueden ocuparse como 
trazadores bioquímicos. Y para los matemáticos, 
he aquí la maravillosa fórmula para calcularlo. 
Pа = Σ (% * A ͥ) 
Ahora bien, para comprender el significado de los 
símbolos que se ven en la tabla periódica hay que 
tener claro esto. 
El X representa a qué elemento 
representa, puede ser tanto de una 
mayúscula como de una mayúscula 
acompañado de una minúscula. 
El A significa “número másico”, que se entiende 
como el número que resulta de la suma entre la 
cantidad de protones y neutrones. 
La Z significa “número atómico”, que se entiende 
como el número de protones del elemento. 
Como consejillo, usualmente el número Z suele 
ser el menor de los dos (entre A y Z). 
También, es importante saber el significado de 
“ion”, que corresponde una partícula 
eléctricamente cargada (sea de manera positiva o 
negativa, no importa cual de los dos es cuando se 
dice ión). 
El catión es aquella partícula que un pasado no tan 
lejano cedió un electrón, y que a su vez es capaz 
de captar un electrón. 
El anión es aquella partícula que expropió un 
electrón y que le combina perfecto, y a su vez es 
capaz de ceder un electrón. 
Los electrones de Valencia son los responsables de 
permitir la unión con otros átomos. 
Teorías y modelos atómicos 
1) La teoría de John Dalton: Sonará un tanto 
reiterativo, pero aquí he aquí el resumen de cada 
postulado. 
- Estableció el átomo como unidad básica de la 
materia. Aún sigue vigente,y lo más probable 
hasta que egresen ustedes, que lo más importante. 
- La materia no puede ser destruida, ni creada, ni 
dividida. Solo puede transformarse. Ya se rechazó 
esta hipótesis, ya que gracias a la tecnología se 
puede dividir el átomo en sus partes 
constituyentes. 
- Los átomos de un mismo elemento tiene 
propiedades idénticas. Esto ya no es tan cierto por 
que se descubrieron las diferentes propiedades 
químicas de los mismos elementos. 
- Los átomos de elementos diferentes tienen 
propiedades diferentes. Esta teoría se sigue 
usando hasta el día de hoy. Un ejemplo de esto es 
el Hidrógeno, Deuterio y Tritio (radioactivo), los 
cuales, a pesar de que los dos últimos tienen 
nombres distintos, son isótopos del mismo 
hidrógeno. 
- Los átomos se combinan para formar 
compuestos. Aceptado hasta el dia de hoy. 
- Dentro de un compuesto, se producen cambios 
que implican unión, separación y rearreglos de 
átomos. Aceptado. 
2) El modelo de Rutherford: Aquí se decubrió el 
núcleo descubrimiento del núcleo. Este caballero 
decía que la carga positiva y masa del átomo 
estaban concentrados principalmente en una zona 
pequeña y densa rodeada por una zona difusa con 
electrones cargados negativamente. 
3) El modelo de Bohr: Este trato de los niveles 
energéticos del átomo o como se diría 
formalmente “la cuantificación de la energía 
atómica”. En resumen, este individuo realizó esto: 
 Electrón Neutrón Protón 
Carga -10 +1 
Peso 
atómico 
Despreciable 1.0087 
a𝜇m 
1.0087 
a𝜇m 
Ubicación 
en el 
átomo 
Región 
externa 
Núcleo Núcleo. 
JOFE ft Bismuto 
4 
Organizó los niveles energéticos de cada elemento 
en orbitales 
La consecuencia que se producían cuando los 
electrones liberan o absorben energía. Si absorbe 
energía, sube nivel, o sea se aleja del núcleo (Ya 
saben señores, como subir en la cadena 
alimentaria). Por otro lado, si libera energía bajan 
de nivel, o sea se acercan al núcleo. Esto se refiere 
a Cuantos de Energía. 
Números Cuánticos 
Esto es relevante, porque esto si o si lo preguntan 
en el certamen. 
- Número cuántico “n”: Nos indica el nivel 
energético en el cual se ubica el electró. Este se 
representa con la letra n y solo corresponden a 
números (por ejemplo, 1, 2,3, hasta el 7) 
- Número cuántico “l” (ele): Nos indica el 
momento angular que tiene el electrón, o sea 
según el tipo de orbital en el que este contenido 
este tipejo. Es 0, cuando se ubica en un orbital de 
tipo s; 1 cuando se ubica en un orbital tipo p; 2 
cuando está ubicado en un orbital de tipo d y 
finalmente, cuando es 3 es por qué está situado en 
un orbital de tipo f. 
- Número cuántico “m”: Nos muestra la 
orientación del orbital en el espacio o también 
conocido como el magnético. Esto es complicado, 
pero en resumidas cuentas se ve de esta forma, 
todo según como sea su configuración electrónica 
de los elementos (Imagen de abajo) 
- Número cuántico “sp”: Nos indica el sentido de 
rotación que tiene el electrón en el espacio. Se 
representa como una fracción, un medio (la mitad 
de dos lol). Para cuando este la flecha hacia arriba 
o paralela, equivale a +½. Y si está la flecha hacia 
abajo o anti-paralela, equivale a -½. Se le llama 
también Spin. 
 
 
 
Principios básicos del postulado de Bohr 
1. Los átomos pueden absorber y emitir energía, 
vía promoción de electrones a niveles de mayor 
energía y relajación a niveles de menor energía. 
2. La energía emitida, en relajación, se ve como luz 
a una longitud de onda determinada. 
3. Las líneas espectrales, son resultado de 
transición de e-, entre distintos niveles. 
4. Los niveles permitidos, son niveles de energía 
cuantizada, u órbitas. 
5. Los e-se encuentran solamente en estos niveles 
de energía. 
6. Los orbitales de mayor energía están localizados 
muy lejos del núcleo. 
7. Los átomos absorben energía por excitación de 
e-que van a niveles de energía mayores. 
8. Los átomos liberan energía por relajación de e-
que van a niveles de energía menores. 
9. Las diferencias de energía podrían ser 
calculadas desde las longitudes de onda de la luz 
emitida. 
Y si, Bohr fue el sujeto que logró calcular las 
longitudes de onda para los colores. 
Teoría atómica moderna 
(Esta teoría es la que siguen todos los químicos 
actualmente) 
Como Bohr no era perfecto, alguien tuvo que 
arreglar sus problemas, porque él no explicó los 
espectros de emisión de los átomos 
polielectrónicos, los cuales son mucho más 
complejos que los del Helio, tampoco explicó las 
característica espectrales más finas, de algunos 
átomos sometidos a la acción de un campo 
magnético y al comportamiento dual de materia 
(Broiglie), o sea, el electrón de acuerdo a su 
tamaño y velocidad en torno al núcleo se le debe 
considerar como onda. 
Se compone de 3 postulados: 
- Principio de incertidumbre de Heisenberg: Dice 
que es imposible encontrar la ubicación exacta de 
un cierto electrón. He aquí lo que decía nuestro 
amigo Giordano Bruno, “el universo es infinito”, 
pero claro como a los humanos les encanta 
JOFE ft Bismuto 
5 
ponerles límites a las cosas, se complica con cosas 
simples. Para acabar con esta “incertidumbre”, 
este tipo dijo que el orbital correspondía a la zona 
de mayor probabilidad de encontrar el electrón. 
- Comportamiento dual de la materia o Principio 
de De Broglie: Decía que el electrón podía actuar 
tanto como onda debido a su masa y velocidad. 
Pero, según la teoría mecano-cuántica el electrón 
debiese comportarse como onda. 
- Radiación electromagnética de Planck: En 
resumidas cuentas, este sujeto lanzó al mundo una 
fórmula la cual permite determinar la cantidad de 
energía correspondiente a un quantum cuando se 
utiliza para multiplicar la frecuencia de una 
radiación. 
 
Radioactividad 
Como se sabe, el evento nuclear depende 
exclusivamente del núcleo del átomo. 
La radiación es un resultado de la alteración en 
composición del núcleo o estructura, se produce 
por que en ese momento el núcleo está inestable y 
reactivo :O (o sea, cuando el átomo el polvorita y 
reacciona con casi todo). 
Ojo, que el átomo siempre busca la estabilidad (no 
estoy gritando, pero es importante), siempre con el 
menor uso de energía posible para lograr ese fin. 
KEY :-D: Es necesario saber las diferencias entre 
los isótopos, isótonos y los isobaros. Además, que 
un isótopo de un elemento podría ser radioactivo, 
mientras que otro del mismo elemento podría ser 
estable. Nemotecnias favoritas: isotonos, n de 
neutrones. Isotopos, p de protones (nºatomico). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Partículas 
Tipo de 
partícula 
Masa Velocidad 
de 
transmisión 
Poder 
penetrante 
Materiales 
que lo 
bloque 
Daño 
biológico 
que 
causan 
Alfa o 𝞪 Similar 
al ₂⁴He 
(helio) 
Lenta Poco Hojas de 
papel 
No 
visible, 
solo si es 
ingerido 
Beta o 𝜷 Igual al 
electrón 
Mayor Mayor Material 
denso 
(Hormigón) 
Mínimo 
visible 
Gamma o 
Ɣ 
Energía 
pura 
Mucha Máximo Pb (Plomo) Mayor 
visible 
 
Dato: Las partículas alfa contienen 2 protones y 2 
neutrones y su masa es relativamente más grande 
que la de las otras partículas (así que se suman 2 
protones y neutrones), las partículas beta cargan 
un electrón al átomo (aunque a veces, el ejercicio te 
dirá lo contrario, tu solo sigue lo que el profe te 
pida). Las partículas gamma son el resultado de 
procesos nucleares. 
 
Isótopos Isotonos Isóbaros 
Son elementos 
que tienen el 
mismo 
número 
atómico. 
Tienen 
diferentes 
números 
másico. 
Dos elementos 
que tienen el 
mismo número 
de neutrones. 
Tienen 
diferentes los 
números 
atómico y 
másico. 
Dos elementos 
que tienen el 
mismo número 
másico 
Tienen diferente 
número atómico. 
JOFE ft Bismuto 
6 
Estabilidad 
Es importante saber la relación entre los neutrones 
y los protones de un determinado elemento para 
ver qué tan estables son. 
Para eso existe, el “cinturón de la estabilidad”, que 
corresponde a la razón entre los neutrones y los 
protones del elemento. Según el libro de la vida, si 
la razón es mayor a 1 es que el elemento es 
inestable. 
Como también, la cantidad de protones dentro del 
núcleo nos indica que tan estable es el elemento. 
Solo si la cantidad supera 84, es que es inestable 
Pero, como siempre hay que saber números por si 
acaso. Se dice que los isotopos 2, 8, 20, 50 y 82 son 
estables. 
Vida Media 
Corresponde al 
tiempo que se demora 
el decaimiento 
radioactivo de la 
mitad de la materia. 
Gracias a esto, 
podemos saber de 
qué año eran los 
fósiles de dinosaurios 
(todo por el carbono-14). 
Por ejemplo, si es que tenemos Carbono 14 y nos 
dicen que su vida media es de 60 años, se puede 
calcular cuánto quedará de carbono en un plazo de 
120 años. Sabiendo lo previo, se consideraría que 
esto equivale a 2 vidas medias, por lo tanto, 
quedarían ¼ del total de la muestra. 
Clase 3: Termodinámica 
Para empezar, es necesario saber que por 
definición la termodinámica se basa a partir de las 
propiedades macroscópicas de los elementos (tales 
como la masa, volumen, temperatura, presión, 
energía). Pero formalmente se define como “la 
ciencia que estudia los intercambios de energía 
térmica entre sistemas y los fenómenos mecánicos 
y químicos que implican tales intercambios.En 
particular, estudia los fenómenos en los que existe 
transformación de energía mecánica en térmica o 
viceversa.” 
 
Elementos fundamentales de la termodinámica 
- Sistema: La parte del universo en que estamos 
interesados. 
- Medio: El resto del universo. El sistema y el 
medio están separados por la frontera o el límite. 
El límite puede ser real (p. ej., una pared) o 
imaginario. 
Tipos de sistemas 
 
Para irnos formalmente a las bases de la 
termodinámica, hablaremos de sus principios. 
Principios de la termodinámica 
Se define la temperatura como una propiedad del 
objeto. 
 La energía en el Universo es constante. No se crea 
ni se destruye, solo se transforma. Y, el sistema 
puede cambiar su energía solo por intercambio 
con sus alrededores. Esto está muy relacionado 
con la entalpía, que veremos en breve. 
El universo tiende al desorden, esto también nos 
dice que este es un proceso que ocurre de manera 
espontánea en el universo. Esto está relacionado 
con la entropía, que veremos 
Si es que se habla de energía, se pueden describir 
dos tipos de energía. La energía del movimiento o 
energía cinética, y la energía mecánica asociada a 
la localización de un cuerpo dentro de un campo 
de fuerzas o a la existencia de un campo de fuerzas 
en el interior de un cuerpo o la energía potencial. 
 
 
Tipo de 
sistema 
Abierto Cerrado Adiabático Aislado 
Caracterí
sticas 
Puede 
intercambiar 
energía con 
el medio 
No puede 
intercambiar 
materia con 
el medio, 
pero si 
puede 
intercambiar 
W y Q. 
No puede 
intercambiar 
materia ni 
calor con el 
medio, solo 
W. 
“Rígido”, ya 
que no puede 
intercambiar 
calor, materia 
ni W con el 
medio. Es 
ideal, porque 
no se puede 
recrear del 
todo. 
JOFE ft Bismuto 
7 
 
La ecuación de energía es: 𝝙E=Q + w, siendo Q el 
calor y w el trabajo. 
Dato: El calor y el trabajo son propiedades de 
estado (o sea, solo existe en un proceso), además, 
los sistemas no poseen trabajo y calor, porque son 
solo formas de energía que aparecen en el límite 
del sistema durante un proceso (si, lo recalcamos 
mucho porque es muy preguntable). 
Ojo, hay que saber la diferencia entre temperatura 
y calor. El calor es una forma de energía, en 
cambio la temperatura corresponde al cambio de 
la energía cinética de un objeto. Además, la 
temperatura es una función de estado y que en 
gases nobles, la temperatura es un reflejo directo 
de la energía cinética molecular. 
Diferencia entre funcion de camino y función de 
estado 
Funciones de camino 
Son funciones relacionadas con los cambios de 
estado termodinámico, no con los estados 
termodinámicos en sı. 
Su valor en un proceso depende del camino 
seguido por el sistema para pasar del estado inicial 
al final. 
Sus efectos se manifiestan a través del límite. (Un 
sistema no puede realizar trabajo sobre sí mismo). 
Las principales funciones de camino son el trabajo 
y el calor. 
Su utilidad reside en que son fáciles de medir 
experimentalmente. 
Funciones de estado 
Son propiedades físicas cuantitativas que 
dependen del estado en que se encuentre el 
sistema. 
Algunas coinciden con las propiedades físicas 
usuales de la mecánica: presión, volumen, masa, 
energía. 
En termodinámica se definen otras nuevas como la 
temperatura o la entropía. 
También se definen otras funciones de estado que 
son combinaciones de las anteriores: entalpía, 
función trabajo, energia libre. 
Sus variaciones en un proceso sólo dependen de 
los estados al comienzo y al final del proceso, sin 
que importe el camino seguido para pasar de uno 
a otro. 
Pero, ¿qué es exactamente el calor y el trabajo? 
Calor y Trabajo 
El Trabajo es una cantidad de energía que se 
puede invertir completamente en elevar una masa 
en un campo gravitatorio (trabajo útil). 
En cambio, el calor es una cantidad de energía que 
fluye entre el sistema y el medio en virtud de una 
diferencia de temperatura. 
- Criterio de signos: El calor y el trabajo se definen 
como positivos si implican un aumento de la 
energía del sistema y negativos si conducen a una 
disminución. No obstante, se puede usar un 
convenio de signos distinto si se especifica si el 
sistema realiza o recibe esa energía en forma de 
calor o trabajo. 
En sistemas abiertos puede ser difícil definir con 
precisión estas propiedades. 
Propiedades Extensivas 
- Volumen: Un mol de cualquier gas ocupa 22,4 
litros por lo tanto medio mol ocupará 11,2 litros. 
- Número de moles (n): Como se reduce a la mitad 
la cantidad de materia el número de moles 
también se reduce a la mitad. 
Tipo de 
Energía 
Energía cinética Energía potencial 
Relevancias Asociada al 
movimiento de 
átomos y 
partículas 
Asociada al 
intercambio de 
energía entre 
átomos o 
moléculas 
Fórmulas Eｃ= 1.5 * Kgi * 
Tº ideal 
¿? 
JOFE ft Bismuto 
8 
- Masa: Al comparar un sistema con 6,022 × 1023 
moléculas (un mol) y uno que posee la mitad de 
estas, la cantidad de materia se reduce a la mitad y 
junto a ello la masa. 
Propiedades Intensivas 
- Temperatura: La temperatura de un sistema es 
igual en cualquier porción de él, si yo saco con un 
vaso el agua de una piscina que está a 15 grados 
celsius, esta pequeña porción estará a la misma 
temperatura. 
- Concentración: Se define como la relación entre 
soluto y solvente, si posee una mezcla homogénea 
como tinta + agua y consigo una fracción de esta, 
voy a tener la misma relación entre ambos 
componentes y no un solución que esté más clara 
u oscura que la otra, ambas tendrán la misma 
cantidad de tinta por cantidad de agua y por ello 
el mismo color. 
- Densidad: Se define como la relación entre masa 
y volumen, ambos se reducen a la mitad por lo 
tanto la relación se mantiene igual en ambos 
sistemas. 
- Presión: Cuando existen cambios de temperatura 
el volumen de un gas aumenta, si el recipiente que 
lo contiene no varía de tamaño la presión dentro 
de este se hace mayor debido a que la energía 
calórica con la que estamos calentando el sistema 
se transforma en energía cinética al generar que las 
partículas de gas comiencen a moverse con mayor 
rapidez y ejerzan por lo tanto una mayor fuerza en 
las paredes del recipiente. En este caso la relación 
entre volumen y cantidad de materia es igual en 
ambos sistemas y la temperatura es también igual 
por eso la presión se mantiene. 
Para realizar distintos procesos o experimentos 
termodinámicos se mantiene alguna de estas 
variables fija y se manipulan otras, por ejemplo: 
- Proceso isobárico: La presión se mantiene 
constante durante la reacción. Un ejemplo lo 
tenemos cuando el agua que hierve en un 
recipiente abierto a la atmósfera. 
- Proceso isocórico: Se mantiene el volumen 
constante durante la reacción. Ejemplo de esto, el 
proceso térmico que se desarrolla en una olla 
presión de uso doméstico, desde el momento que 
se coloca al fuego hasta que escapa por primera 
vez aire a través de la válvula, corresponde a un 
proceso a volumen constante. 
- Proceso isotérmico: Se mantiene la temperatura 
constante durante la reacción. Ejemplo de esto, 
corresponde la compresión o expansión de un gas 
ideal en contacto permanente con un termostato 
- Proceso adiabático: No existe transferencia de 
calor entre el sistema y el entorno. Por ejemplo, 
dentro de un termo donde se colocan agua caliente 
y cubos de hielo, ocurre un proceso adiabático, ya 
que el agua caliente se empezará a enfriar debido 
al hielo, y al mismo tiempo el hielo se empezará a 
derretir hasta que ambos estén en equilibrio 
térmico, sin embargo, no hubo transferencia de 
calor del exterior del termo al interior por lo que se 
trata de un proceso adiabático. Es ideal. 
Energía de activación 
Toda reacción requiere de cierta cantidad de 
energía para que ocurra, este mínimo corresponde 
a la energía de activación, el punto en el cualse 
logra generar toda la energía de activación se 
denomina ‘’complejo activado’’. Una vez 
sobrepasada esta barrera energética se produce la 
reacción de forma espontánea, liberando (Reacción 
exotérmica) o absorbiendo (reacción endotérmica) 
energía calórica como se explica en el apartado de 
entalpía. Con el calor entregado, se rompen los 
enlaces, pero paulatinamente, no inmediatamente. 
Espontaneidad: Es un concepto que tiene que ver 
con la posibilidad de que una reacción ocurra o no 
en la naturaleza y no con el tiempo que tarda la 
conversión de producto a reactante, este proceso 
puede durar incluso años. Reacciones no 
espontáneas necesitan de un mediador para 
ocurrir. 
Primera Ley de la Termodinámica 
- Variación de Entalpía (ΔH): Es la cantidad de 
calor cedido (ΔH<0) o absorbido (ΔH>0) por el 
sistema termodinámico, el cual determina si una 
reacción sea endotérmica o exotérmica. Cuando el 
sistema absorbe energía calórica, su entalpía va a 
aumentar, provocando una diferencia positiva de 
entalpía (reacción endotérmica), mientras que, en 
una reacción exotérmica, donde se cede calor, la 
diferencia de entalpía será negativa. 
 
JOFE ft Bismuto 
9 
Para entender la diferencia entre los valores 
podemos analizar el gráfico de la energía de 
activación donde la energía calórica (H) que se 
tiene al inicio de la reacción es mayor o menor que 
la final. 
La fórmula es ΔE=q+w. Esto mide la cantidad de 
calor (q) intercambiado con los alrededores, pero, 
si no hay trabajo (w), el trabajo es nulo (wow, 
quiero mi Nobel por eso 7-7), si pasa eso, la 
fórmula es ΔE=q. Cabe señalar que E significa 
energía interna. 
Otras fórmulas para la energía interna son: 
ΔE=q+Wexp, donde Wexp es la presión negativa 
por la variación del volumen (Wexp=-pΔV), ΔE=q-
PextΔV (Pext es la presión externa, dato dado). Al 
final, si se despeja el calor (q) intercambiado, nos 
da que q=ΔE+PextΔV. 
Ley de Hess: Es una propiedad de las reacciones 
que permite realizar algebraicamente cálculos 
termodinámicos basándose solo en los valores 
teóricos se pueden intercambiar productos por 
reactantes, invirtiendo aditivamente sus valores de 
entalpía (en español, la ley de hess se usa para 
calcular la entalpía de cada reacción). 
 
Para hacer este ejercicio, primero hay que mover 
las ecuaciones tal como si fuese una ecuación 
matemática, o sea, si queremos el CH4 (metano) en 
el lado derecho de la flecha en la reacción final, 
pero está en el lado izquierdo en la reacción 
primaria, se coloca al lado contrario y la entalpía 
se multiplica por -1 (o sea, quedaría CO2(g) + 
2H2O(l) -> CH4(g) + 2O2(g), ΔH= 890,4 KJ). 
Después de eso, se eliminan los elementos que no 
están en la ecuación, y si faltan elementos (por 
ejemplo, tenemos ½ de oxígeno, pero necesitamos 
2 de oxígeno, equilibramos la ecuación para que 
todos puedan ser eliminados bien bonito), 
entonces, multiplicamos (solo en este caso) por 2 
la reacción 2, para que quede un oxígeno, para 
luego sumarlo con el oxígeno que está de su 
mismo lado (reacción 1), y de ese modo, restar al 
oxígeno que está en la reacción 3 (si se multiplica 
por 2 el oxígeno, todo se multiplica por 2, incluso 
la entalpía). Se deben equilibrar los elementos para 
hacer esto. 
1) C(s) + O2(g) -> CO2(g); ΔH= -393,5 KJ 
2) H2(g) +½ O2 (g) -> H2O (l); ΔH= -285,8 KJ ---> 
Multiplicar x2 
3) CO2(g) + 2H2O(l) -> CH4(g) + 2O2(g); 
ΔH= 890,4 KJ (recordar que es positivo porque se 
invirtió) 
Después de multiplicar, queda así la ecuación: 
1) C(s) + O2(g) -> CO2(g); ΔH= -393,5 KJ 
2) 2H2(g) + O2 (g) -> 2H2O (l); ΔH= -571,6 KJ 
3) CO2(g) + 2H2O(l) -> CH4(g) + 2O2(g); ΔH= 
890,4 KJ 
Ahora con esto, se puede proceder a “cancelar” los 
elementos, para dejar solo la reacción que nos 
solicitan (o sea, C(s) + 2H2 (g) -> CH4 (g)). 
1) C(s) + O2(g) -> CO2(g); ΔH= -393,5 KJ 
2) 2H2(g) + O2 (g) -> 2H2O (l); ΔH= -571,6 KJ 
3) CO2(g) + 2H2O(l) -> CH4(g) + 2O2(g); ΔH= 
890,4 KJ 
Con eso cancelado, unimos lo que nos quedó, y 
sumamos las variaciones de entalpía: 
C(s) + 2H2 (g) -> CH4 (g); ΔH= -393,5 + -571,6 + 
890,4= -74,7 KJ (o sea, una reacción exotérmica) 
En este caso se aplicó la ley de Hess para calcular 
la entalpía de la formación de metano, y para ello, 
se observan varias reacciones las cuales cada una 
poseía un valor específico de entalpía, estas se 
‘’suman’’ y se elimina los compuestos iguales y en 
la misma cantidad de moles que están a cada lado 
de la reacción. 
Procesos endotérmicos y exotérmicos 
Esto define si una reacción libera calor (ΔH menor 
a cero, reacción exotérmica, ΔHinicial es mayor a 
ΔHfinal) o si, en efecto, absorbe calor (ΔH mayor a 
cero, reacción endotérmica, ΔHfinal es mayor a 
ΔHinicial). La fórmula de esto es: ΔH = Hfinal + Hinicial 
(o sea, la entalpía del producto menos la entalpía 
del reactante, o los reactantes). 
Con esto, los sistemas evolucionan desde los 
estados menos probables a los estados más 
probables. 
JOFE ft Bismuto 
10 
Hay una forma de calcular la entropía (S), pero 
antes de darla, hay que decir que la entropía es el 
grado de desorden dentro de una reacción, siendo 
la reacción entre gaseosas las más anarquistas, y 
las reacciones entre sólidos las menos entrópicas. 
Segunda ley de la termodinámica 
“Los sistemas tienden al desorden” (entropía). La 
variación de entropía (S) del universo, que es igual 
a la suma de la variación de entropía del sistema 
más la variación de entropía del entorno. Tiende a 
incrementarse en el tiempo. 
- Entropía (ΔS): Es la energía que requiere un 
sistema para mantener su desorden molecular, por 
lo que puede ser considerado como la medida de 
desorden de un sistema. La entropía describe si es 
irreversible o no una reacción de un sistema, 
además, las reacciones entre elementos gaseosos 
poseen una mayor entropía, y las reacciones entre 
sólidos poseen menos entropía. 
La fórmula es: S= K x ln x W; donde K es la 
constante de Boltzmann (1,38 x 10-23 J/K), ln es 
logaritmo natural y W es el número de estados 
moleculares (micro estados). Aunque, esto nunca 
se lo pedirá, pero se deja de igual manera porque 
no sabemos qué depara el futuro (a menos que 
seas como un Xatu o tengas visión futura 7-7) 
Las reacciones tienden al equilibrio (desde 
irreversible/espontáneo a reversible/en 
equilibrio), por lo que debe disminuir la energía 
(ΔH) y aumento de la entropía (ΔS) en una 
ecuación que se describe a continuación que nos 
muestra el valor que toma la energía libre de 
Gibbs. 
Energía libre de Gibbs (ΔG) 
La fuerza que impulsa una reacción química. 
Predice si una reacción ocurre o no en la 
naturaleza, considerando los valores de la 
temperatura del sistema, entalpía y entropía. 
La fórmula es: ΔG = ΔH – TΔS, donde T la 
temperatura absoluta en °K (grados kelvin, se 
calcula como la 273 más la temperatura en celsius), 
y ΔS como la variación de la entropía, dato dado. 
 
 
 
 
Condiciones de espontaneidad 
- Variación de energía libre estándar (G): Es la 
variación de energía libre de una reacción química 
en condiciones estándar, vale decir, concentración 
1 molar de reactantes y productos, presión de 1 
atmósfera, temperatura de 298 grados 
Kelvin y pH = 0. Existe un G, que es la variación 
de energía estándar bioquímica, aplicable a las 
condiciones celulares y cuya única diferencia con 
el G es la condición de pH, que en este caso es 7. 
- Q: es la relación productos/reactantes 
instantánea y dependiendo de la relación entre 
esta y la constante de equilibrio podemos 
determinar hacia donde está desplazada la 
reacción o si esta se encuentra en equilibrio: 
 
ΔH S G 
+ - + 
- + - 
+ + Depende de la temperatura 
- - Depende de la temperatura 
Si ΔG< 0, entonces la reacción es espontánea y 
exergónica. 
Si ΔG=0, la reacción está en equilibrio. 
Si ΔG>0, la reacción no es espontánea y es 
endergónica.Si Q>Keq entonces la reacción está 
desplazada hacia los reactantes 
Si Q<Keq entonces la reacción está 
desplazada a los productos 
Si Q = Keq la reacción está en equilibrio. 
JOFE ft Bismuto 
11 
Este cuadro es una ayudita que me enseñaron en 
media, para poder deducir cuál sería la energía 
libre de Gibbs a base de los signos de la entropía y 
entalpía, pero si son lo mismo, solo depende de la 
temperatura, como con aang en avatar, la leyenda 
de aang. 
Antes de acabar, la entropía puede disminuir 
espontáneamente si se congela o condensa el agua. 
ΔG corresponde al cambio de la energía libre de 
Gibbs, el cual corresponde a un trabajo útil a base 
de un catalizador. 
Un aumento de ΔS y disminución de ΔH favorece 
a la espontaneidad. 
Además, si ΔS es menor a 0, se ordena, y si ΔH es 
mayor a 0, absorbe calor, siendo un ejemplo el 
calentamiento de algo. 
Si el trabajo entra al sistema, es mayor a cero, de 
igual manera que el calor, pero si sale del sistema, 
el trabajo y el calor es menor a cero, porque lo está 
liberando. 
Clase 4: Soluciones y Propiedades 
Coligativas 
¿Qué es una solución (también llamado 
disolución)? 
Es una mezcla cuyos componentes que la 
conforman están en una sola fase. 
¿Quienes componen una solución? 
- Soluto: Es aquel componente que se encuentra en 
menor cantidad en la mezcla. 
- Solvente: Es aquel componente que se encuentra 
en mayor cantidad en la mezcla. 
Podemos tener soluciones diferentes, dependiendo 
del estado en el que estén sus componentes. 
Si el material resultante es sólido, los componentes 
pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos. 
Si el material resultante es líquido, los 
componentes pueden ser sólidos, líquidos o 
gaseosos, y lo normal es que el disolvente sea 
líquido. 
Si el material resultante es gaseoso, los 
componentes si o si son gases o vapores. 
Siempre existen casos en los cuales, como por 
ejemplo agua con sal, que los componentes están 
en diferentes estados de forma paralela. 
También, necesario saber que las soluciones 
pueden ser: 
- Binarias: Si se compone de 2 compuestos. 
- Ternarias: Si se compone de 3 compuestos. 
- Cuaternarias: Si se compone de 4 compuestos. 
Solubilidad 
Es la capacidad de un determinado soluto de 
disolverse en la disolución. Se puede calcular 
mediante la razón entre el soluto y el solvente. 
Por lo tanto, se pueden presentar 4 tipos de 
soluciones de acuerdo con este criterio. 
Tipo de 
solución 
Concentrada Saturada Sobresatur
ada 
Diluida 
Relación 
entre las 
cantidades 
de soluto y 
solvente de 
la solución. 
Cantidad de 
soluto 
proporcional 
al valor de la 
solubilidad 
Cantidad 
máxima de 
Soluto en 
Solvente. 
Sobrepasa 
la cantidad 
máxima de 
Soluto en 
Solvente. 
Cantidad 
menor de 
Soluto en 
Solvente. 
 
Dato: Una solución electrolítica es aquella mezcla 
que se disuelve y producen iones/electrolitos. Más 
que freak, en un control nos hicieron definir eso, y 
bueno, mi rojo acredita que no me fue bien c: 
Bueno, igual lo explicaremos, porque puede 
cambiar a este año las preguntas de esto. Las 
propiedades electrolíticas son exclusivas de las 
soluciones acuosas. Estas propiedades poseen dos 
clasificaciones, electrolito, la cual es una substancia 
que cuando se disuelve en agua, forma una 
solución que conduce electricidad, liberando 
aniones (carga negativa) o cationes (carga 
positiva), y están los no electrolitos, la cual es una 
substancia que cuando se disuelve, no conduce 
electricidad porque no disocia iones. 
También, no se si sea tan importante para el 
certamen. Pero cuando se habla de “hidratación” o 
un “proceso de hidratación” de NaCl con H20, se 
trata de cómo se relacionan los átomos de Na y Cl 
al H y O del agua, aliandose el Na con el O y el Cl 
JOFE ft Bismuto 
12 
con el H, por lo tanto, se produciría como 
producto secundario ácido clorhídrico. 
Otra cosa importante que hay que saber, es que “lo 
semejante disuelve a lo semejante”, esto no es un 
acertijo chico ;), solo se trata de que un compuesto 
que tiene una cierta polaridad puede disolver a 
otro compuesto con su misma polaridad. O sea, un 
compuesto polar puede disolver a otro polar y lo 
mismo pasa con dos compuestos apolares. 
Expresiones de concentración 
Según su masa relativa 
- Porcentaje peso-peso(%p/p): Corresponde a la 
cantidad de soluto (en gramos) en 100 gramos de 
solución. 
- Molalidad (m): Se refiere a los moles de soluto en 
1000 gramos de solvente. 
- Fracción molar (𝒳): Es la relación entre la 
cantidad de mol de un componente de la solución 
con el número total de mol de la solución. Se 
puede calcular la fracción molar del soluto con la 
siguiente fórmula. La temperatura no afecta en 
esta fórmula. 
 
Según su volumen: 
- Porcentaje peso-volumen(%P/V): Es la cantidad 
de soluto (en gramos) en 100 ml de solución. 
- Molaridad (M): Es la cantidad de mol de soluto 
contenidos en un litro de solución. Se usa la regla 
de 3. 
 
 
Ejemplos de ejercicio resuelto de molaridad 
- Normalidad (N): Relación entre un equivalente 
de soluto en y un un litro. de solución. 
Recuerdo de fórmulas: Estas son clave, igual que 
la famosa “regla de 3”. 
Peso equivalente 
Son las cantidades de las diferentes sustancias que 
reaccionan con una cantidad fija de otra que se 
emplea como referencia. 
Un equivalente es el número de partes de la 
sustancia que se combinen o equivale 
químicamente. 1.008 partes de hidrógeno son 
equivalentes a 8 partes de oxígeno. 
Usualmente, los aniones y los cationes se 
combinan de acuerdo con su carga iónica o de 
valencia. y no de acuerdo con su peso. Por ello, la 
equivalencia se refiere a la capacidad de la 
combinación de un ión, no de su peso. 
Un equivalente se puede definir como la cantidad 
en gramos de cualquier elemento capaz de 
combinarse o de reemplazar a un átomo gramo de 
ión hidrógeno. Así, el peso equivalente de un 
elemento sería el peso que se combina con o 
substituye a un átomo de hidrógeno. 
Más definiciones 
- 1 gramo de hidrógeno es igual a 1 mol de 
hidrógeno (6 x 1023 partículas, número de 
Avogadro). 
- 1 mol de cualquier anión univalente (con carga -
1, contiene 6 x 1023 partículas) se combinará con 
un mol de hidrógeno que es igual a 1 equivalente 
(Eq). 
- 1 mol de un catión univalente (carga 1+) también 
es igual a 1 Eq ya que puede reemplazar al 
hidrógeno y combinarse con 1 Eq de cloro. 
JOFE ft Bismuto 
13 
La expresión de la concentración iónica en 
miliequivalentes por litro tiene las siguientes 
ventajas: 
1) Enfatiza que los iones se combinan 
miliequivalente a miliequivalente y no mmol a 
mmol o mg a mg. 
2) Ejemplifica con claridad el concepto de 
electroneutralidad, o sea que la suma de aniones 
es igual a la suma de cationes en los diferentes 
espacios corporales. 
No se por qué les seguimos enfatizando esto, pero, 
quiza en algun futuro, esto sea la respuesta del por 
qué un paciente no se recupera 7-7. 
Cálculo de peso equivalente 
1) Peso Equivalente (PE)atómico = Peso Atómico 
(PA)/valencia 
Ej: PE aluminio = 27/3 = 9 
2) PE ácido = PM/Número de hidrógenos 
reemplazados 
H2SO4 + NaOH ---> NaHSO4 + H2O 
Ej: PE ácido sulfúrico = PM/1 = 98 
3) PE Hidróxido= PM / Número de OH- 
reemplazados 
Ej: PE Ba(OH)2 = 171/2 = 85.5 
4) PE óxido = PM / Número de oxígenos x 2 
Ej: PECuO = 56/2 = 28 
5) PE sal = PM / Carga ponderada del anión o 
catión 
Ej: PEAl2(SO4)3 = 342/6 = 57 
Fisicoquímica de soluciones 
Para poder explicar estas relaciones desde el punto 
de vista energético se debe considerar las 
interacciones iniciales soluto-soluto (en el soluto 
puro), solvente-solvente en el solvente puro y las 
interacciones finales soluto-solvente (en la 
solución). 
Para que el solvente hidrate el soluto se deben 
romper las interacciones solvente-solvente y por lo 
tanto este proceso requiere energía (ΔH > 0), 
además, la solubilizaciónrequiere separar entre sí 
las moléculas de soluto, también se requiere 
energía (ΔH >0). La mezcla soluto solvente 
(solvatación) establece nuevas interacciones 
atractivas soluto-solvente dónde antes no las había 
(ΔH debiera ser negativo, menor a cero). 
 
Esquema de como la fisicoquímica actua 
- Solubilización: La disolución de un soluto en un 
solvente produce cambios de calor que se pueden 
medir. A presión constante el cambio de calor es 
igual al ΔH°, o calor, que es el calor generado o 
absorbido cuando cierta cantidad de soluto se 
disuelve en el disolvente. 
ΔH° disolución 
La cantidad de ΔH° de la disolución representa la 
diferencia entre la entalpía de la solución final y la 
entalpía de los componentes originales (soluto y 
solvente) antes de mezclarse. 
ΔH° disolución > 0; para procesos endotérmicos 
(absorben calor) 
 ΔH°disolución < 0; para procesos exotérmicos 
(generan calor) 
Entropía de mezclas 
El cambio de entropía asociado a la mezcla de dos 
componentes de la variación de la entropía de la 
mezcla, inicialmente separados en la mayoría de 
los casos es positivo y por lo tanto favorable a la 
formación de la solución, salvo en la disolución de 
solutos apolares en agua o solventes polares. 
La fórmula de esto es la fórmula de la energía libre 
de Gibbs, o sea: 
ΔG disolución= ΔH disolución -TΔS mezcla 
En resumen, el proceso de disolución depende de: 
- Un factor energético que determina si el proceso 
será exotérmico o endotérmico 
JOFE ft Bismuto 
14 
- De la tendencia al desorden, la entropía. 
En estado puro el disolvente y el solvente poseen 
cierto grado de desorden el cual se incrementa en 
la disolución. 
Disolución de agua en NaCl 
Se puede decir que esto posee dos eventos 
independientes, los cuales son separación de iones 
desde el estado cristalino al estado gaseoso y la 
hidratación de los iones gaseosos. 
 El calor de disolución es igual al cambio de 
energía de estos dos procesos es representado en 
la siguiente ecuación 
ΔH disolución = U + ΔH hidratación 
Siendo U la energía empleada para separar 
completamente un mol de un compuesto sólido 
iónico en sus iones en estado gaseoso, y en este 
caso, para el NaCl, es 788 KJ/mol, esto significa 
que es necesaria ese energía para separar un mol 
de NaCl en un mol de los respectivos iones. 
Luego los iones gaseosos se hidratan, generando la 
(a que no adivinan) HIDRATACIÓN, siendo en 
este caso -784 KJ/mol. Y aplicando la fórmula 
puesta arriba, nos deja con 4 KJ/mol, significando 
que para disolver un mol de NaCl en agua se 
absorbe del entorno 4 kJ de calor lo que hace que 
el recipiente se enfríe y la solución resultante se 
caliente. 
Propiedades de las soluciones 
Propiedades constitutivas: Son aquellas que 
dependen de la naturaleza de las partículas 
disueltas. Ejemplo: viscosidad, densidad, 
conductividad eléctrica, etc. 
Propiedades coligativas: Son aquellas que 
dependen del número de partículas (moléculas, 
átomos o iones) disueltas en una cantidad fija de 
solvente. 
Propiedades coligativas 
Se definen como las propiedades de las soluciones 
y sus componentes que dependen únicamente del 
número de partículas de soluto en relación al 
número de moléculas de solvente y no de su 
naturaleza. 
 
- Descenso de la presión de vapor: Corresponde a 
la baja de presión de vapor. Hay que recordar que 
la presión de vapor corresponde al punto en el 
cual la presión de un líquido se iguala a la presión 
atmosférica. Se calcula así: 
 
Es decir, que el cambio de pres de vapor equivale 
a la diferencia de la presión de vapor del 
disolvente puro y la presión del vapor soluto. 
b. Presión osmótica: Es la tendencia a diluirse de 
una disolución separada del disolvente puro por 
una membrana semipermeable. 
 
 
Según este parámetro, las soluciones pueden ser 
Solución hipotónica Solución 
isotónica 
Solución hipertónica 
Hay menor 
concentración de 
soluto en el medio 
externo en relación 
con el medio 
citoplasmático de la 
célula. Como 
consecuencia se 
produce ingreso de 
agua al medio 
citoplasmático de la 
célula, haciendo que 
la célula aumente su 
volumen. 
La concentración 
del soluto es la 
misma en ambos 
lados de la 
membrana de la 
célula, por lo 
tanto, la presión 
osmótica en la 
misma 
disolución 
isotónica es la 
misma que en 
los líquidos del 
cuerpo y no 
altera el 
volumen de las 
células. 
Tiene mayor 
concentración de 
soluto en el medio 
externo, por lo que 
una célula en dicha 
solución pierde agua 
(H2O) debido a la 
diferencia de presión, 
llegando incluso a 
morir por 
deshidratación. La 
salida del agua de la 
célula continúa hasta 
que la presión 
osmótica del medio 
externo y de la célula 
sean iguales. 
JOFE ft Bismuto 
15 
 
c. Elevación del punto de ebullición: La 
temperatura de ebullición de un líquido es aquélla 
a la cual su presión de vapor iguala a la 
atmosférica. 
Cualquier disminución en la presión de vapor 
(como al añadir un soluto no volátil) producirá un 
aumento en la temperatura de ebullición. La 
elevación de la temperatura de ebullición es 
proporcional a la fracción molar del soluto. Este 
aumento en la temperatura de ebullición (ΔTe) es 
proporcional a la concentración molal del soluto: 
ΔTe = Ke x m 
 
Siendo ΔTe la variación de la temperatura de 
ebullición, Ke la constante ebulloscópica del 
solvente (particular en cada uno) y m como la 
molalidad de la solución. En el caso del agua, su 
Ke es 0,52 ºC/mol/Kg. 
d. Disminución del punto de congelación: La 
temperatura de congelación de las disoluciones es 
más baja que la temperatura de congelación del 
disolvente puro. La congelación se produce 
cuando la presión de vapor del líquido iguala a la 
presión de vapor del sólido. Llamando ΔTc a la 
variación del descenso crioscópico y a m la 
concentración molal del soluto, se cumple que: 
 
 
Siendo Kc la constante crioscópica del disolvente. 
Para el agua, este valor es 1,86 ºC/mol/Kg. Esto 
significa que las disoluciones molales (m=1) de 
cualquier soluto en agua congelan a -1,86 º C. 
Dato: Para sacar la presión normal, no osmótica, 
apliquen el PaVo RaToN. 
 
P x V = R x t x n ; donde P es la presión, V el 
volumen, R la constante de los gases (0.0082), t la 
temperatura en Kelvin (eso es importante, no se 
les olvide) y n los números de moles. 
Clase 5: Ácido-Base, pH & 
Amortiguadores 
Concepto de ácido y base 
- Ácido-Base por Sv. Arrhenius: Para empezar, 
hay que definir que un ácido es un electrolito que 
al disociarse en agua genera protones (H+ xd), 
mientras que una base es un electrolito que al 
disociarse en agua genera aniones hidroxilo 
(comúnmente escrito como OH-). 
Además, dio la fórmula de que Kd: [A] [B] / [AB]; 
comprendiendo a la letra A como ácido y B como 
base. 
Si se hace una disolución de Sal Común y agua, al 
disociarse se produce: 
NaCl → Na+ + Cl- 
HCl → H+ + Cl- 
Donde, el H/Na son el ácido, y los Cl⁻ son bases. 
- Ácido-Base by Lowry-Brönsted: Según estos 
tipos, un ácido era aquella sustancia que era capaz 
de liberar electrones. Por otra parte, ellos también 
determinaron que una base correspondía a una 
sustancia que captaba electrones. 
Existen los términos de ácido/base conjugados, los 
cuales se refieren a la contraparte del ácido 
presente (o sea, extremo con extremo, centro con 
centro). 
HCl + H2O → H3O+ + Cl- 
Ácido Base Ácido Base 
HCl es el ácido, y su base conjugada es el Cl, de 
igual manera, el H2O es la base conjugada del 
ácido H3O+. 
NH3 + H2O ← → NH4+ + OH- 
Base Ácido Ácido Base 
NH4+ es el ácido conjugado de la base NH3, 
mientras que H2O es el ácido conjugado de la base 
OH-. 
 
ΔTc = Kc x m 
JOFE ft Bismuto 
16 
Propiedades de los ácido/base 
 
- Ácido-Base by Lewis: Después, llegó otro amo y 
señor de la química que lo deben cachar por algo 
piola,el señor Lewis postuló que un ácido es una 
especie que puede aceptar un par de electrones, 
mientras que una base es una especie que puede 
ceder un par de electrones. 
 
Disociación ácido base del agua 
Para comenzar, con esto fue la génesis y de donde 
se determinó lo que es ácido y lo que es base. 
Aquí, lo único que se puede explicar es la fórmula, 
el resto se los dejamos como imágenes 
 
Aquí, Kw es el producto iónico del agua, y 
siempre, pero siempre, la multiplicación de los 
protones [H+] y los aniones [OH-] darán siempre 
1x10-14 , pero no siempre [H+] será igual a [OH-] , y 
la diferencia dirá si la solución es más ácida o más 
básica. Una solución igual de protones como de 
aniones se denomina neutra. 
Si hay mayor cantidad de protones [H+], la 
solución es ácida, pero si hay mayor cantidad de 
aniones [OH-], significa que la solución en básica. 
En otras palabras, si los protones aumentan en una 
unidad, dejando en 1x10-9, los aniones equilibraran 
la ecuación quedando en 1x10-5, porque siempre 
deberá dar 1x10-14 . 
OJO con la notación científica. 
pH & pOH 
Primeramente, la p en estas “siglas” no significa 
nada más ni nada menos que un signo 
matemático, ya que esto proviene de la 
matemática dura y específica. 
¿Como miercale se calcula el Ph? Fácil, con solo 
logaritmos 
Si tomamos a la solución neutra, nos debiese dar si 
o si 1x10-7 M, lo cual se puede escribir como 
0,0000001 M, y para poder calcular el Ph, se usa la 
siguiente fórmula. 
pH= -log [H+] 
pOH= -log [OH-] 
Si llega a dar un resultado menor a 7 con el -log 
[H+], significa que la solución es ácida, pero si es 
mayor a 7 el -log [H+], significa que la solución es 
básica. Siguiendo esta lógica, el Ph si se llega a 
sumar con el pOH, debiese dar un monto final de 
14. 
Tip: Esta brujería es exclusiva. Muy poca gente la 
entiende y es muy fácil utilizarla. Solo tienes que 
hacer esto. 
Ej: [H+]=0.098 M, calcular el pH. 
pH= -log [H+]. 
[H+]= 0.098 = 9.8 × 10⁻³ 
pH= 3- log 9.8 
pH= 3+0.99 
pH= 3.99 = 4. 
En resumen, al darles el valor de H o de OH, 
dependiendo de lo que les pidan obviamente, 
deben introducir el valor con notación científica a 
la fórmula logarítmica. Luego, el “elevado” de la 
potencia de 10 se pone detrás del logaritmo. Y 
finalmente, el decimal se queda con el logaritmo. 
JOFE ft Bismuto 
17 
 
Hay un elemento llamado tiras de pH o pHmetro, 
los cuales sirven meramente para ver el pH de una 
solución, la diferencia es que el pH metro es 
mucho más exacto. 
Clasificación de Ácido y Base 
Se pueden clasificar los ácidos y las bases como 
fuertes o débiles. En general, con este término se 
refiere a: 
Constantes de Ácido y Base 
Esta sirve para comparar que tan básica o ácida es 
una sustancia. En otras palabras, esto sirve para 
comparar entre dos bases o dos ácidos dentro del 
parámetro de “fuerte/débil”. 
Matemáticamente se escriben así: 
Por otro lado, se puede sacar los “p” de ambas 
constantes, del mismo modo que el pH y el pOH. 
Para dejarlo más claro, se los escribimos a 
continuación: 
pKa = -logKa pKb = -logKb 
Es de suma importancia saber que si 
multiplicamos ambas constantes (Ka×Kb), se 
obtiene la llamada constante del agua, la cual 
equivale a 1x10⁻¹4. Y también, que ambos pKa y 
pKb, al sumarse, da 14 (o sea, la escala completa). 
Buffer o Solución Tampón 
Un buffer o una solución tampón es aquella que se 
encarga de la regulación de los cambios de pH en 
un medio determinado. En sí, está compuesto por 
un ácido débil y una sal derivada de ese ácido (o 
base conjugada), o una base débil y una sal 
derivada de esta base (ácido conjugado), además 
de resistir cambios de Ph cuando se agregan 
ácidos (H+) o bases (OH-). 
Se dice que un buen tampón, es aquel que 
ciertamente regula el pH; la suma del pKa del 
ácido más o menos uno, dé como resultado el pH 
de la solución, y que la razón entre la sal derivada 
del ácido y el ácido sea igual a 1. 
Para poder elegir un tampón, es necesario definir 
el pH requerido, conocer el pKa del ácido o base a 
utilizar y definir la concentración del tampón. 
pKa + pKb = 14 (tal como es el caso del pH). 
Fórmula de pKa/pKb y sus derivados 
pKa= -log Ka o pKb= -log Kb 
Ka= [A-] [H+]/ [HA] o Kb= [B+] [OH-]/ [BOH]; 
donde A- es ácido, H+ protón, B+ base y OH como 
OH 
Constante Ácido Constante Base 
Kа = [𝐴−] × [𝐻+] ÷ [𝐻𝐴−] Kb = [𝐵+] × [𝑂𝐻−] ÷ [𝐵𝑂𝐻] 
Ácido Fuerte Base Fuerte 
Aquellos que, al 
disociarse en agua, 
generan más iones 
que moléculas. Ceden 
H+ a la solución. Ej: 
Ácido clorhídirco 
(HCl) 
Aquellos que, al 
disociarse en agua, 
generan más iones que 
moléculas. Ceden OH- 
a la solución. 
Corresponden a las 
bases de los metales 
alcalinos y alcalinos 
térreos (Grupo Ia y IIa 
de la T.P) 
Ácido Débil Base Débil 
Ácidos que como tal, 
al disociarse en agua, 
generán más 
moléculas que iones. 
Ceden menos iones 
H+ a la disolución. Ej: 
Ácido Etanoico 
Bases que, al disociarse 
en agua, generan más 
moléculas que iones. 
Ceden menos OH- a la 
solución. Ej: Amonio 
JOFE ft Bismuto 
18 
Para esto es importante saber la ecuación de 
Henderson-Hasselbach (H-H) 
 
Esquema de la ecuación de H-H, y algunos 
ejemplos 
 
Ejemplo de como hacer un buffer con la ecuación 
de H-H 
 
Más esquemas de la ecuación de H-H 
El llamado “efecto” que tiene la adicción de un 
ácido o una base, se ve de esta forma. Si se añade 
un H+, se desplaza hacia la izquierda y aumenta la 
concentración del ácido, pero si se añade OH-, se 
desplaza hacia la derecha y disminuye la 
concentración de ácidos 
 
Así es como se puede preparar un tampón 
Hay ácidos polipróticos los cuales liberan varios 
protones, y con ello, varía su constante Ka, y ese 
dato, debe ser dado en la evaluación. 
Dato: Un ácido fuerte disocia completamente (HCl 
→ H+ - Cl-), mientras que un ácido débil se disocia 
poco, o sea, no completamente (CH3COOH → 
CH3COO- + H+) 
Clase 6: Equilibrio Químico 
Para empezar, hay que saber cuando una reacción 
es reversible o irreversible. 
Una reacción irreversible es aquella en la cual se 
ve desplazada hacia la formación de productos, 
además que los reactantes se transforman 
totalmente en productos, y por lo tanto, al final de 
la reacción el sistema contiene solamente los 
productos. Estas reacciones son representadas con 
una flecha unidireccional, o de una dirección. 
Una reacción reversible, por otro lado, es aquella 
en la que los reactantes y los productos están en 
una proporción variable y son dependientes de las 
condiciones en las que se haga la reacción, son de 
proporciones variables y dependen de la reacción 
química analizada y las condiciones en las cuales 
se han efectuado. En este tipo de reacciones, son 
representadas con dos flechas, indicando que 
pueden ir y volver (como un barco en la marea). 
Datos: Las reacciones irreversibles pueden pasar a 
ser reversibles si se cambian sus condiciones. Las 
reacciones reversibles pueden ser unidireccionales, 
si se retiran productos de la mezcla de la reacción. 
Por ende, hay reacciones que pueden ocurrir con 
un rendimiento del 100%, mientras que hay otras 
que rinden un 1% o con porcentajes intermedios. 
JOFE ft Bismuto 
19 
Además, hay reacciones químicas que siendo 
reversibles pueden ser unidireccionales, y esto 
ocurre cuando uno o más de los productos 
formados se remueven de la reacción. 
CaCO3 (s) → CaO (s) + CO2 (g) 
Esta reacción puede llegar a ser irreversible si se 
retira el CO2 gaseoso formado. 
Reversibilidad de las reacciones 
Esto es relativamente fácil de ver, se necesita un 
gráfico y nociones básicas de lo dicho 
anteriormente 
 
En el caso I, la reacción está desplazada a la 
izquierda al alcanzar el equilibrio, y la K 
(constante) es menor a 1. 
En el caso II, la solución contiene en el equilibrio 
concentraciones similares de B y Q y la K es iguala 
1. En este caso, se habla siempre de una reacción 
reversible. 
En el caso III, la solución contiene en el equilibrio 
muy poca cantidad de C. La K es mucho mayor a 
1, dejando a la reacción casi totalmente 
irreversible. 
Constante de equilibrio 
Todas, pero todas las reacciones tienden a alcanzar 
un estado de equilibrio en el cual la velocidad de 
reacción en el sentido de formación de productos 
es igual a la velocidad de reacción en el sentido 
opuesto (con un ejemplo simple, va la misma 
gente para el norte que para el sur al mismo 
tiempo, no hay variación). 
Este equilibrio posee una ecuación que se 
denomina equilibrio dinámico, porque las 
reacciones están ocurriendo a pesar de que no es 
posible apreciar variaciones en las concentraciones 
de reacciones y productos. 
A+B← → C+D 
El equilibrio químico da cuenta de la capacidad 
que poseen los sistemas químicos de transformar 
reaccionantes en productos, ya sea en forma 
parcial o total. 
Ley de equilibrio químico 
Para cada reacción reversible existe un estado de 
equilibrio, el cual se caracteriza por la ley de 
acción de masas. 
La ley dice lo siguiente (esto es demasiado 
preguntable, así que ponganle ojo, alineen los 
chakras para esto, no se, atentos a esto): La 
velocidad de reacción química es proporcional a 
las masas activas en las sustancias reaccionantes 
que hay en un momento dado, elevadas a los 
órdenes de la reacción correspondiente. 
Esto se puede traducir a (a que no adivinan que, 
¡si!, una fórmula matemática) la siguiente 
ecuación: 
aA + bB ← vd vi → cC + dD 
vd= Kd [A]a x [B]b 
vi= Ki [C]c x [D]d 
Aquí, las letras en minúscula son los moles de los 
elementos A, B, C y D, y las vd y vi son las 
velocidades, que realmente no importan mucho, 
importan más los moles de la reacción. 
Para que se cumpla la condición de equilibrio de 
estas dos velocidades deberán ser iguales, por lo 
tanto, alcanzar un punto de equilibrio. 
vd = vi 
Kd [A]a x [B]b = Ki [C]c x [D]d 
Si se llega a despejar la ecuación, se puede llegar 
en resumen a esto: 
kd/ki= [C]c x [D]d / [A]a x [B]b = K 
O, más bonito se ve así: 
 
Esto quiere decir que la expresión de la constante 
de equilibrio es una razón entre las 
concentraciones de los productos y las reacciones 
elevadas cada una de ellas al coeficiente 
estequiométrico correspondiente. Además, K sólo 
depende de la temperatura y de la naturaleza de 
los reaccionantes y productos. 
Nota importante: La ley de equilibrio químico se 
formula en base a las propiedades termodinámicas 
del sistema y no a las propiedades cinéticas. 
JOFE ft Bismuto 
20 
Para las reacciones que ocurren en soluciones 
diluidas las concentraciones se expresan en 
molaridad y con la constante de equilibrio que se 
representa por Kc. 
Para las reacciones en estado gaseoso, las 
concentraciones se expresan en función de sus 
presiones parciales y las constantes de equilibrio 
se representan por Kp. 
Modificación de la posición de equilibrio 
Si en un sistema en equilibrio se modifica la 
temperatura, la presión o la concentración de 
alguna de las sustancias participantes (recordar 
que eso es lo básico que altera un equilibrio), el 
equilibrio del sistema se desplaza, de manera de 
minimizar el cambio externo impuesto al sistema. 
Eso es llamado como “Ley de Chatelier” (algunos 
le dicen Le Chatelier, da lo mismo, es el mismo 
sujeto en cuestión), y esta misma ley resume el 
comportamiento de los sistemas en equilibrio ante 
un cambio externo. 
Cuando las concentraciones de cada una de las 
sustancias que intervienen (sean los reactivos o los 
productos) se estabilizan, o sea, se igualan las 
velocidades de ambos sentidos, se llega al 
equilibrio químico. 
 
En este hermoso y sensual gráfico, se puede 
apreciar una reacción prácticamente irreversible. 
Las moléculas de I2 y H2 desaparecen en el tiempo 
para originar HI, mientras que HI no se disocia en 
el tiempo para formar I2 y H2. 
La posición del equilibrio en un determinado 
sistema puede ser alterada por varios factores, tal 
como los factores que afectan solo la posición del 
equilibrio, sin modificar el valor de la constante y 
los factores que modifican el valor de la constante 
y equilibrio, por lo tanto, afectando la posición del 
equilibrio. 
Factores que afectan solo la posición del 
equilibrio, sin modificar el valor de la constante 
1) Cambios de concentración (mejor les dejo el 
esquema, así será más fácil de comprender) 
 
2) Efecto del cambio de la presión total, a 
temperatura constante 
Esto solo es válido en sistemas gaseosos y puede 
ser el resultado de: 
- Introducción de un gas que no participa en la 
reacción a volumen y temperatura constante: 
N2 + 3H+ → 2NH3 
Si a esto se le agregase He, las concentraciones de 
reaccionantes y productos se mantendrán sin 
variación. 
- Introducción de un gas que participa en el 
equilibrio sin variar el volumen ni la temperatura: 
N2 + 3H+ → 2NH3 
Si se aumenta la presión parcial de N2, el sistema 
evolucionará hacia la formación de productos (o 
sea, hacia la derecha) igual que al variar la 
concentración de H2. 
- La variación en volumen del sistema 
En este caso hermoso, el sistema evolucionará en 
el sentido de disminuir o aumentar el número de 
moles totales, según si la presión haya aumentado 
o disminuido respectivamente. 
Acá, tal como en la parte anterior, pondré un 
gráfico porque se verá muy empalagoso si lo 
pongo de otra manera 
 
JOFE ft Bismuto 
21 
Factores que modifican el valor de la constante de 
equilibrio y por lo tanto afectan la posición de 
equilibrio 
Efectos del cambio de temperatura: Al modificar la 
temperatura del sistema, se produce un cambio de 
posición del equilibrio y la constante del equilibrio 
Una reacción endotérmica (∆H>0) producirá un 
desplazamiento del equilibrio de la formación de 
productos y la disminución de la formación de 
reaccionantes por el aumento de temperatura. 
Una reacción endotérmica (∆H<0) producirá un 
desplazamiento del equilibrio hacia la formación 
de reaccionantes y disminución de la formación de 
productos por el aumento de temperatura. 
2NO3 + H2O → 2HNO3 + ½ O2 
Esta es una reacción exotérmica, la cual cuando si 
se aumenta la temperatura, el equilibrio se 
desplaza hacia la formación de reaccionantes, 
disminuyendo el rendimiento (hasta el paréntesis 
lo pongo en negrita para decir que todo lo negro 
era importante). 
Pero si en esta misma reacción se disminuye la 
temperatura, el equilibrio se desplaza hacia la 
formación de productos, aumentando el 
rendimiento (o sea, no siempre el aumento de 
temperatura ayudará en estas cosas). 
Equilibrio ácido-base 
En los organismos vivitos la concentración de 
protones debe mantenerse dentro de límites muy 
estrechos, como requisito para el desarrollo 
normal de los procesos metabólicos intracelulares 
(aumento de ácido en la sangre puede inducir a 
coma, ya saen ya). 
El equilibrio ácido-base del medio interno está 
condicionado por un conjunto de amortiguadores 
fisiológicos, cuya función es mantener la 
concentración de protones de la sangre en su valor 
normal. 
Autoionización del agua 
Una de las prioridades del agua especial es su 
capacidad para actuar como ácido y/o base, o sea, 
es una molécula anfiprótica (anfi se refiere a que 
puede estar en dos fases, sin alterar su 
composición significativamente), la cual se disocia 
en la siguiente ecuación: 
2H2O ← → H3O+ + OH- 
Eso quiere decir que aunque el agua experimenta 
autoionización, es un electrolito muy débil y, por 
lo tanto, un mal conductor eléctrico. 
H2O ← → H+ + OH- 
De acuerdo con la ley de equilibrio químico, esto 
quedaría así: 
Ki= [H+] x [OH-] / [H2O] 
Puesto que una fracción muy pequeña de 
moléculas de agua está ionizadas, la concentración 
de agua, representada por [H2O], permanece 
prácticamente constante. Por lo tanto: (Kw 
correspondea potencial de ionización) 
Ki [H2O]= [H+] x [OH-] 
Kw= [H+] x [OH-] 
Disociación de ácidos y bases. Ka y Kb 
Los iones H+ provenientes de la disociación de un 
ácido se combinan de las moléculas de H2O, 
formando iones más complejos llamados iones 
hidronio (estos serán importantes hasta acabar 
química). 
H+ + H2O ← → [H3O]+ 
Los iones OH- provenientes de la disociación de 
una base forman con el H2O los iones oxonio 
(estos son menos importantes, pero igual 
estudienlos). 
OH- + H2O ← → [H-O-H-OH]- 
Sin embargo, por razones didácticas, se usan las 
formas de H+ y OH- y no las formas hidratadas, 
en el entendido que se refiere a ellas. 
Ácido fuerte 
Es aquel que se disocia por completo en una 
solución acuosa. Un ejemplo lo constituye el ácido 
clorhídrico (HCl) 
HCl + H2O ← → H2O+ + Cl- 
En forma simplificada, esto queda como HCl ← → 
H+ + Cl- 
 
 
 
JOFE ft Bismuto 
22 
Ácido débil 
Es aquel que se disocia sólo parcialmente en una 
solución acuosa. Un ejemplo es el ácido 
cianhídrico (HCN) 
HCN + H2O ← → H3O+ + CN- 
En forma simplificada, queda como HCN ← → H+ 
+ CN- 
Esto constituye un sistema de equilibrio y 
podemos establecer su constante de equilibrio 
(pondré otro gráfico, para, ustedes saben, no se 
vea tan mal) 
 
Como la concentración molar del H2O es 55.5 M (1 
litro de H2O pesa 1000 gramos, lo cual 
corresponde a 55.5 moles) y la disociación del H2O 
en sus iones es muy baja, podemos considerar que 
la concentración de H2O sin disociar es constante. 
Así, el producto K x [H2O] constituye una nueva 
constante denominada Ka, o sea, constante de 
acidez. 
Ka= K x [H2O]= [H3O+]+ [CN-]/ [HCN] 
A mayor valor de Ka, mayor disociación, más 
“fuerte” se considera el ácido. 
Base fuerte 
Es aquella que se disocia por completo en una 
solución acuosa. Un ejemplo es el hidróxido de 
sodio (NaOH): 
NaOH ← → Na+ + OH- 
Base débil 
Es aquella que se disocia sólo parcialmente en una 
solución acuosa. Un ejemplo es el hidróxido de 
amonio (NH4OH): 
NH4OH ← → NH4+ + OH- 
La constante de equilibrio de esta reacción se 
denomina constante de basicidad y se designa 
como Kb. Su expresión simplificada es: 
Kb= [NH4+] x [OH-] / NH4OH 
A mayor valor de Kb, mayor disociación, más 
“fuerte” es considerada una base 
Factores que determinan la fuerza de un ácido o 
de una base 
Como ya se dijo anteriormente, los ácidos pueden 
ser más o menos fuertes, según su capacidad de 
disociación. Esta capacidad queda determinada 
por los siguientes factores: 
1) Si la base conjugada de un ácido en solución es 
una base fuerte, existirá una alta afinidad entre 
dicha base y el protón, por lo cual la reacción de 
disociación del ácido se encontrará desplazada 
hacia la formación del ácido sin disociar. Esto 
significa que el ácido será débil. 
HCN ← → H+ + CN- 
 Ácido débil Base conjugada fuerte 
Por otro lado, si una base conjugada es débil, 
habrá una escasa afinidad entre ella, y el protón y 
la reacción se encontrará desplazada en el sentido 
de la disociación del ácido. 
HCl ← → H+ + Cl- 
 Ácido fuerte Base conjugada débil 
Mientras más débil es la base conjugada, más 
fuerte es el ácido. 
Un ácido fuerte poseerá una base conjugada débil. 
Un ácido débil poseerá una base conjugada fuerte. 
Una base débil poseerá un ácido conjugado fuerte. 
Una base fuerte poseerá un ácido conjugado débil. 
2) Fuerza básica del solvente, la cual corresponde a 
la capacidad del solvente para aceptar un protón 
proveniente del ácido. En el caso de CH3COOH, 
este se disuelve en amoniaco, que es una base más 
fuerte que el agua, la fuerza de este ácido se verá 
incrementada de acuerdo a la siguiente reacción. 
CH3COOH + NH3 ← → CH3COO- + NH4+ 
En ese caso, el amoniaco desplaza el equilibrio 
hacia la derecha, disociando completamente al 
ácido, pero si CH3COOH se disuelve en agua, este 
se disocia escasamente. 
CH3COOH + H2O ← → CH3COO- + H3O+ 
 
 
JOFE ft Bismuto 
23 
Ácidos polipróticos 
Tienen dos o más protones disociables, los cuales 
presentan más de una constante de acidez. Un 
ejemplo simple el H3PO4, el cual se disocia a través 
de 3 reacciones sucesivas, cada una con su 
correspondiente Ka. 
 
 
 
Clase 7: Reacciones Óxido-Reducción 
Para comenzar, las reacciones Óxido-Reducción o 
comúnmente REDOX se basan en la transferencia 
de electrones entre especies químicas. 
Las transferencias de electrones se producen 
cuando ambos componentes interactúan entre sí, 
dejando que sus electrones de Valencia tomen 
contacto. Esto irá dependiendo del estado de 
oxidación que tenga cada elemento. 
Estado de Oxidación 
Es un número entero que representa el número de 
electrones que un átomo recibe (signo menos) o 
que pone a disposición de otros (signo más) 
cuando forma un compuesto determinado. 
Eso significa que el número de oxidación es 
positivo si el átomo pierde electrones, o los 
comparte con un átomo que tenga tendencia a 
captarlos. Y será negativo cuando el átomo gane 
electrones, o los comparta con un átomo que tenga 
tendencia a cederlos. 
El número de oxidación se escribe en números 
romanos: +I, +II, +III, +IV, -I, -II, -III, -IV, etc. Pero 
en esta explicación usamos números comunes para 
referirnos a ellos: +1, +2, +3, +4, -1, -2, -3, -4 
etcétera. 
Por lo tanto, definimos la oxidación de un 
compuesto cuando este aumenta su estado de 
oxidación, o sea que pierde electrones. Y, por otro 
lado, a una reacción de reducción de un 
compuesto cuando este disminuye su estado 
estado de oxidación, vale decir que gana 
electrones dentro de la reacción. 
 
Cálculo de Estado de Oxidación 
Primeramente, les dejamos estas cosas que tienen 
que saber antes de calcular los estados de 
oxidación: 
Sobre las sustancias elementales 
- El estado de oxidación de un elemento en una 
sustancia es la carga que tendría dicho elemento si 
todos los electrones de cada enlace se los quedará 
el átomo más electronegativo. Por lo tanto, si una 
sustancia es elemental (sólo tiene átomos de un 
tipo de elemento, como H2, O2, Fe, etc.), el estado 
de oxidación de sus átomos es 0. 
- Los gases nobles no forman compuestos 
químicos y siempre aparecen como átomos 
independientes, por lo que su único estado de 
oxidación será 0. 
 
 
JOFE ft Bismuto 
24 
Sobre los compuestos químicos 
- Los metales sólo pueden tener estado de 
oxidación 0 (si tenemos el metal puro) o positivo, 
nunca negativo. 
- El estado de oxidación de F siempre es -1. 
- El estado de oxidación de O es -2, excepto en los 
peróxidos (E.O. = -1) y en el OF2 (E.O. = +2). 
- El estado de oxidación de H es -1 si está unido 
única y exclusivamente a metales, +1 en caso 
contrario. 
- Los no metales (excepto F) pueden tener uno o 
más estados de oxidación positivos y un único 
estado de oxidación negativo. 
- Los metales alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) 
siempre tienen estado de oxidación +1. 
- Los metales alcalinotérreos (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, 
Ra) siempre tienen estado de oxidación +2. 
Ahora sí, de lleno al cálculo duro de los estados de 
oxidación. 
Como primera relevancia, es que siempre hay que 
tomar en consideración que la suma de los estados 
de oxidación debe ser igual a la carga de la 
molécula. 
¿A que se refiere esto? En palabras simples, es que 
si tenemos, por ejemplo, si tenemos una molécula 
con carga -2, la sumas de sus E.D.O debieran dar -
2. 
Ej: Por ejemplo, en SO4-2 si sumamos el estado de 
oxidación del azufre y 4 veces el estado de 
oxidación del oxígeno debemos obtener -2. Como 
el E.O. del oxígeno es -2, tenemos que: 
E.O.(S) + 4 · (-2) = -2 
E.O.(S) – 8 = -2 
E.O.(S) = 8 – 2 
E.O.(S) = +6 
 
 
Especie oxidante, especie reductora, agente 
oxidante y reductor 
En esta parte, hay que tener mucho OJO, o mejor 
dicho mucha memoria. Previamente, definimos 
qué significaba que una especie se oxida y que 
significaba que