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© Antonio Abrisqueta García, 1999 Temario Específico – Tema 33
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TEMAS DE FÍSICA Y QUÍMICA
(Oposiciones de Enseñanza Secundaria)
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TEMA 33
TEORÍA ATÓMICA DE DALTON. PRINCIPIO DE CONSERVACIÓN DE
LA MASA. LEYES PONDERALES Y VOLUMÉTRICAS. HIPÓTESIS DE AVO-
GADRO. ESTEQUIOMETRÍA.
Esquema
1. Introducción a la Ciencia Química.
1.1. Lavoisier. El nacimiento de la Química.
2. Leyes de las combinaciones químicas.
2.1. Ley de la conservación de la masa o Ley de Lavoisier.
2.2. Ley de las proporciones definidas o Ley de Proust.
2.3. Ley de las proporciones múltiples o Ley de Dalton.
2.4. Ley de las proporciones equivalentes o Ley de Richter.
2.5. Ley de los volúmenes de combinación o Ley de Gay-Lussac.
3. Teoría atómica de Dalton.
3.1. Postulados de la teoría atómica de Dalton.
3.2. Interpretación de las leyes de combinación química.
3.3. Interpretación de la ley de los volúmenes de combinación.
3.3.1. Hipótesis de Avogadro.
3.3.2. Átomos y Moléculas.
4. Estequiometría.
4.1. Fórmulas. Significado cualitativo y cuantitativo.
4.1.1. Fórmulas empírica y molecular.
4.1.2. Fórmulas desarrolladas.
4.2. Masas atómicas y moleculares.
4.2.1. Unidad de masa atómica. Masas atómicas.
4.2.2. Masas atómicas y moleculares.
4.2.3. Composición centesimal de una sustancia.
4.2.4. Deducción de la fórmula a partir de la composición centesimal.
4.3. El mol como unidad de cantidad de materia.
4.3.1. Concepto de Mol.
4.3.2. Número de Avogadro.
4.3.3. Volumen molar.
4.3.4. Relación entre mol y masa atómica y molecular.
4.4. Ecuaciones químicas.
4.4.1. Expresión de las reacciones químicas.
4.4.2. Aspecto cuantitativo de una ecuación química.
4.4.3. Cálculos ponderales basados en las ecuaciones químicas.
4.5. Disoluciones químicas.
4.5.1. Expresiones de la concentración de la disolución.
4.5.1.1. Concentración en unidades físicas.
4.5.1.2. Concentración en unidades químicas.
4.5.2. Cálculos de reacciones con disoluciones. Valoraciones.
4.6. Cantidades de sustancia en procesos electrolíticos. Ley de Faraday.
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TEMA 33
TEORÍA ATÓMICA DE DALTON. PRINCIPIO DE CONSERVACIÓN DE
LA MASA. LEYES PONDERALES Y VOLUMÉTRICAS. HIPÓTESIS DE AVO-
GADRO. ESTEQUIOMETRÍA.
1. INTRODUCCIÓN A LA CIENCIA QUÍMICA
Si consideramos química aquella actividad científica que tiene que ver con la alte-
ración de la naturaleza y estructura de las sustancias, puede afirmarse que el hombre ha
estado en contacto con fenómenos químicos desde el comienzo de su existencia. Sin
embargo, su capacidad de aprovechar o manipular dichos cambios químicos no se pro-
duce hasta el descubrimiento del fuego que no sólo proporcionó un cierto confort al
hombre primitivo, sino que le otorgó la posibilidad de transformar los materiales de que
disponía tales como el cobre, estaño y hierro entre otros.
Así comienza la era de los químicos prácticos en Egipto y Babilonia, y la primiti-
va metalurgia que dará lugar a las edades del cobre, bronce y del hierro que terminará
con el auge de Grecia.
Los griegos son los primeros en abordar la teoría química, con Tales de Mileto
(agua), Heráclito (fuego), Anaxímedes (aire), Empédocles (agua, tierra, aire y fuego) y
Aristóteles que sugirió la existencia de un quinto elemento, el éter. Aparecen las prime-
ras teorías atomistas con Demócrito.
Hacia el siglo IV a.C. aparece la ciencia helenística que se diferenció de la griega
por la importancia concedida a la experimentación en detrimento de la filosofía especu-
lativa. Por primera vez se produce la unión de la química teórica y práctica y nace la
alquimia, que produjo un enorme progreso de la química hasta el siglo III d.C. donde se
produce un estancamiento.
Posteriormente y hasta el siglo XI d.C. tan sólo la alquimia se desarrolló en China
y en el mundo árabe. A partir de dicho siglo parece resurgir la química con S.Alberto
Magno, pero volvería a un periodo de decaimiento en el siglo XIV hasta los siglos XVI
y XVII donde se pone fin definitivo a la alquimia.
La revolución científica de los siglos XVI y XVII supone el origen de la ciencia
química tal como la entendemos en la actualidad. Se pasa de una simple descripción
cualitativa de los fenómenos naturales a otra de tipo cuantitativo apoyada en las mate-
máticas. Destacan Torricelli con su conocida experiencia, y Boyle y Mariotte con su ley
de compresibilidad de los gases. También aparecen numerosas teorías químicas, entre
las que destaca la teoría del flogisto, que postula que el flogisto es la “causa” de la in-
flamabilidad, abundante en los objetos combustibles, y la teoría de la afinidad, que
asumía que las sustancias estaban compuestas por elementos con cierta afinidad. Estas
teorías tuvieron su auge en el siglo XVIII, en cuya segunda mitad se abordó el estudio
cuantitativo de los gases como CO2, N2, H2 y O2 por Cavendish y Priestley entre otros.
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1.1. Lavoisier. El nacimiento de la química moderna.
El nombre de Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794) se asocia al nacimiento de
la química como ciencia moderna. En realidad Lavoisier puso fin a una época de crisis y
ciencia revolucionaria en el campo de la química y propuso el paradigma sobre el cual
trabajarían los químicos durante años. La ciencia de Lavoisier presenta dos característi-
cas, a saber su interés por la medición exacta y la importancia de tener un laboratorio lo
mejor equipado para verificar experimentalmente las hipótesis.
Entre sus contribuciones ala Química destacan:
A) Sus estudios sobre la combustión y la calcinación, que sirvieron para introducir el
nombre de oxígeno y ázoe (sin vida) a los gases que participaban en aquellos procesos.
El ázoe era equivalente al nitrógeno descubierto por Rutherford.
B) La explicación de los experimentos de Cavendisch sobre la composición del agua.
C) La publicación del primer libro de la historia sobre nomenclatura química.
D) La publicación del Tratado elemental de química donde expuso la base de su teo-
ría y los motivos por los que rechazaba la química flogística, su tabla de las sustancias
simples y el concepto de la conservación de la materia en las reacciones químicas.
2. LEYES DE LAS COMBINACIONES QUÍMICAS
El apoyo más sólido de la hipótesis atómica residió en el establecimiento de las
leyes de las combinaciones químicas, cuya técnica experimental consistía en la pesada.
Estas leyes son las siguientes:
2.1. Ley de la conservación de la masa o Ley de Lavoisier.
Puede enunciarse como sigue: la masa de un sistema permanece invariable cual-
quiera que sea la transformación que ocurra dentro de él.
Aunque esta ley era ya utilizada por químicos anteriores, su confirmación experi-
mental se debe a Lavoisier, el cual, trabajando con vasijas cerradas, comprobó, dentro
de los límites de precisión de la balanza utilizada, que el peso de los reactivos era igual
al de los productos de la reacción.
De acuerdo con la ecuación de Einstein, E=mc2, una variación de masa acarrea
una variación de energía y viceversa. Hay que reconocer que la Ley de Lavoisier no es
rigurosamente cierta. Sin embargo, en las reacciones químicas la cantidad de energía
puesta en juego, equivale a una variación de masa tan pequeña que resulta inapreciable
incluso en las mejores balanzas, pudiéndose aceptar, por tanto, la exactitud de la Ley de
la conservación de la masa, cuya importancia en la actualidad es todavía fundamental en
los análisis químicos de tipo gravimétrico.
2.2. Ley de las proporciones definidas o Ley de Proust.
Fue enunciada por Proust en 1799 y dice: cuando dos o más elementos se combi-
nan para formar un compuesto determinado lo hacen siempre en una relación cons-
tante en peso.
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Así, cuando el hidrógeno y el oxígeno se combinan para formar el agua, lo hacen
siempre en una relación en peso dada por:
936'71=OH
y si descomponemos el agua en hidrógeno y oxígeno, la relación en peso entre ambos
elementos es la misma que acabamos de citar.
2.3. Ley de las proporciones múltiples o Ley de Dalton.
Se debe a Dalton, que la enunció en 1803: las cantidades de un determinado ele-
mento que se combinan con una misma cantidad de otro para formar en cada caso un
compuesto distinto, están en la relación de números enteros sencillos”.
Así, cuando se combina el oxígeno y el nitrógeno lo hacen en las siguientes rela-
ciones en peso:
combinación 1: relación en peso O/N 1571'011571'0 ×= N2O
combinación 2: relación en peso O/N 1571'021142'1 ×= NO
combinación 3: relación en peso O/N 1571'031713'1 ×= N2O3
combinación 4: relación en peso O/N 1571'041284'2 ×= NO2
combinación 5: relación en peso O/N 1571'051855'2 ×= N2O5
Obsérvese que las cantidades de oxígeno que se combinan con una parte de nitró-
geno guardan entre sí las relaciones 1:2:3:4:5.
2.4. Ley de las proporciones equivalentes o Ley de Richter.
Enunciada en 1802 por el químico alemán Richter: los pesos de diferentes ele-
mentos que se combinan con un mismo peso de otro, son los pesos relativos de aquellos
elementos cuando se combinan entre sí, o bien múltiplos o submúltiplos de estos pesos.
Esta ley condujo a establecer para cada elemento el llamado peso de combinación
o peso equivalente, que es el peso de dicho elemento que se combina con un peso de-
terminado de otro, que se toma como referencia.
Inicialmente se tomó como referencia el oxígeno, al que asignó un peso equiva-
lente de 100, pero más tarde se eligió el hidrógeno, atribuyéndole un peso equivalente
de 1,008 (según este criterio el del oxígeno sería de 8,000).
De acuerdo con ello. “El Peso equivalente de un elemento o compuesto (llamado
también equivalente-químico) es la cantidad del mismo que se combina o reemplaza
(equivale químicamente) a 1,008 partes de hidrógeno”.
2.5. Ley de los volúmenes de combinación o Ley de Gay-Lussac.
Fue enunciada por el físico francés Gay-Lussac en 1808 y dice: los volúmenes de
todas las sustancias gaseosas que intervienen en una reacción química están entre sí en
una relación constante y sencilla de números enteros.
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3. TEORÍA ATÓMICA DE DALTON
3.1. Postulados de la Teoría Atómica de Dalton.
Hacia 1804, John Dalton, en un esfuerzo por explicar las leyes fundamentales,
amplió estos conceptos elaborando la moderna teoría atómica de la materia. Puede re-
sumirse en los siguientes puntos:
1. Los elementos están formados por partículas discretas diminutas, indivisibles e
inalterables, llamadas átomos.
2. Los átomos de un elemento determinado son todos iguales y poseen la misma
masa.
3. Los átomos de elementos diferentes son distintos.
4. Las reacciones químicas implican la unión o separación de átomos indivisibles
en una relación numérica sencilla.
5. Dos o más átomos se pueden unir para formar átomos-compuestos. Los átomos-
compuestos de cada sustancia son, a su vez, idénticos en masa y en todas sus otras pro-
piedades.
El término átomo-compuesto introducido por Dalton equivale a nuestra idea actual
de molécula. Para Dalton las moléculas serían las partículas más pequeñas de los com-
puestos, formadas por la unión de átomos de distintos elementos en una relación numé-
rica sencilla. Dalton supuso que sería la más sencilla (1:1), así estableció una molécula
de agua como HO.
3.2. Interpretación de las leyes de combinación química.
Las leyes ponderales de las transformaciones químicas encontraron su justifica-
ción adecuada con la teoría atómica formulada por Dalton enunciada anteriormente. A
pesar de saber hoy que el átomo no es indivisible y que existen átomos de un mismo
elemento que difieren en masa (isótopos), la teoría de Dalton se ha demostrado que es
esencialmente correcta.
3.3. Interpretación de la ley de los volúmenes de combinación.
3.3.1. Hipótesis de Avogadro.
La teoría atómica de Dalton resultaba incapaz de explicar la ley de los volúmenes
de combinación. Sin embargo, esta ley fue interpretada en 1811 de una manera sencilla
por el físico italiano Amadeo Avogadro. Este, tras introducir en la química el concepto
de molécula como últimas partículas integrantes de los gases y constituidas por átomos,
formuló la hipótesis que lleva su nombre: volúmenes iguales de gases diferentes, medi-
dos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen siempre el mismo
número de moléculas.
3.3.2. Átomos y Moléculas.
El concepto de átomo, como partícula fundamental de la materia, surgió inmedia-
tamente de la teoría de Dalton. Por el contrario, el concepto de molécula, partícula
constituida por átomos, se debe a Avogadro: las moléculas son las agrupaciones más
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pequeñas de átomos de una sustancia que conserva las propiedades intensivas de la
misma. Según el número de átomos que las constituyen, las moléculas pueden ser mo-
noatómicas, diatómicas, triatómicas, etc. y en general poliatómicas. Las moléculas de
los elementos son homoatómicas (integradas por átomos iguales) mientras que las mo-
léculas de los compuestos son heteroatómicas (formadas al menos, por dos clases de
átomos).
La mayor parte de las moléculas de los elementos son monoatómicas (metales,
gases nobles, etc.), algunas son diatómicas (hidrógeno, nitrógeno, oxígeno, flúor, cloro,
bromo y yodo) y existen también moléculas triatómicas (ozono), tetraatómicas (fósfo-
ro) y octoatómicas (azufre). En el caso de las sustancias compuestas es evidente que no
pueden existir moléculas monoatómicas.
La diferencia entre los conceptos de átomo y molécula sirve para establecer con
claridad las siguientes definiciones:
A) Sustancia pura. Es un sistema material homogéneo formado por una sola clase
de moléculas.
B) Elemento. Son sustancias puras integradas por moléculas homoatómicas exclu-
sivamente.
C) Compuesto. Es una sustancia pura integrada por moléculas heteroatómicas so-
lamente.
4. ESTEQUIOMETRÍA
4.1. Fórmulas. Significado cualitativo y cuantitativo.
Igual que los símbolos constituyen la representación abreviada de los elementos
químicos y también de los átomos de dichos elementos, las sustancias compuestas se
representan mediante fórmulas. Una fórmula representa abreviadamente a una sustancia
y expresa su composición molecular básica.
4.1.1. Fórmulas empírica y molecular.
Las fórmulas se establecen escribiendo los símbolos de los átomos constituyentes,
afectados cada uno de un subíndice que indica el número de átomos del elemento co-
rrespondiente presentes en la molécula (salvo el subíndice 1 que se sobreentiende).
Cuando una sustancia no está formada por moléculas, como sucede en los compuestos
iónicos, se utiliza otro tipo de fórmulas que expresan la relación mínima entre sus áto-
mos correspondientes. En el primer caso se habla de fórmulas moleculares y en el se-
gundo caso de fórmulas empíricas, ya que se deduce del análisis cuantitativo experi-
mental. Así, mientras que la fórmula del agua H2O, indica que su molécula está formada
por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno, la fórmula del cloruro de sodio, NaCl,
expresa simplemente que en la composición de dicha sustancia intervienen igual núme-
ro de átomos de sodio que de cloro.
En la mayor parte de los compuestos inorgánicos coinciden la fórmula empírica
con la fórmula molecular. Sin embargo, no sucede así en muchos compuestos orgánicos,
por ejemplo, la fórmula molecular del etano es C2H6 y la fórmula empírica es CH3.
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Las fórmulas gozan de un doble significado: cualitativo, en cuanto indican la clase
de elementos presentes en la sustancia y cuantitativo, ya que expresan también la pro-
porción correspondiente a cada uno de los elementos presentes. Así, la fórmula del
amoníaco, NH3, indica que:
a) el amoníaco está compuesto por dos elementos, nitrógeno e hidrógeno y
b) cada molécula de amoníaco consta de cuatro átomos, tres de hidrógeno y uno
de nitrógeno.
En el caso de sustancias elementales hay que tener cuidado y no confundir los
símbolos con las fórmulas. Por ejemplo, el símbolo N representa un átomo de nitrógeno,
que no existe libre en la naturaleza, mientras que la fórmula N2 representa una molécula
diatómica de nitrógeno, que es como se encuentra el gas nitrógeno normalmente en es-
tado libre en la naturaleza.
4.1.2. Fórmulas desarrolladas.
Son aquellas en las que se indica de una manera convencional las uniones entre
los átomos que forman la molécula, e incluso, a veces, su distribución geométrica. Por
ejemplo, las fórmulas desarrolladas de hidrógeno, oxígeno, agua y dióxido de carbono
son, respectivamente, las siguientes:
H H O O H O H C
O
O
El empleo de fórmulas desarrolladas es a veces imprescindible en química orgáni-
ca, pues existen compuestos de carbono con la misma fórmula, pero con propiedades
diferentes, que corresponden a distintas ordenaciones posibles de sus átomos (isóme-
ros). Estos compuestos tendrán fórmulas desarrolladas diferentes. Así, el propanal y la
propanona tienen ambos la misma fórmula molecular C3H6O, pero sus fórmulas desa-
rrolladas son distintas:
H C C
H
H
H
H
CH
O
H C C
H
H
Propanal Propanona
O
C
H
H
H
4.2. Masas atómicas y moleculares.
Los átomos son entidades muy pequeñas, siendo su tamaño aproximado del orden
de 10-10metros (=1 Unidad Angstrom, Å). Esto nos indica que 10.000 millones de áto-
mos puestos en fila alcanzarían la longitud de 1 metro. Por otra parte, el radio del núcleo
es unas 10.000 veces menor que el radio total del átomo, siendo del orden de 10-14 m.
Esto nos lleva a pensar en la inmensa cantidad de espacio vacío que existe en el átomo y
que nos explica perfectamente por qué la mayor parte de las partículas α utilizadas en el
experimento de Rutherford para bombardear láminas de pan de oro, las atravesaban sin
apenas experimentar desviación alguna.
4.2.1. Unidad de masa atómica. Masas atómicas.
Los átomos de los distintos elementos difieren unos de otros no sólo en el número
atómico sino también en su masa. La masa de los átomos es tan pequeña, que si se mi-
diera utilizando como unidad el kilogramo, resultarían números excesivamente peque-
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ños y, por consiguiente de difícil manejo. Por ejemplo, la masa del átomo de hidrógeno
viene dada por l’67.10-27 Kg. Para evitar este inconveniente lo más sencillo es elegir
como unidad de masa para los átomos, la masa de cualquiera de ellos.
Inicialmente se tomó como patrón el átomo de hidrógeno, por ser el átomo más li-
gero de todos los existentes, ya su masa se le asignó el valor 1 (1 Unidad de Masa Ató-
mica, u.m.a.). De acuerdo con este criterio, la masa de un átomo de un elemento cua l-
quiera recibe el nombre de masa atómica de dicho elemento y se expresa en Unidades
de Masa Atómica.
Al comprobarse que el oxígeno originaba un número mucho mayor de compues-
tos que el hidrógeno, se decidió tomar el oxígeno como patrón de referencia, asignándo-
se a sus átomos una masa de 16’0000 uma. En esta escala (escala química) al hidrógeno
le corresponde una masa atómica de 1’0078 uma. Sin embargo, pronto se descubrió que
el oxígeno natural estaba constituido por una mezcla de tres isótopos: 16O, 17O y 18O y
los físicos eligieron una nueva escala (escala física de masas atómicas), basada en asig-
nar el valor de 16’0000 a la masa del isótopo más abundante del oxígeno (16O). En esta
escala física, la masa media ponderada de un átomo de oxígeno natural es de 16’00446
uma, por lo que la relación entre las escalas física y química de masas atómicas es:
00028'1
00000'16
00446'16 = (factor de Hecke-Childs)
Ambas escalas se utilizaron simultáneamente durante unos treinta años, hasta que
en agosto de 1961, en la conferencia de la IUPAC celebrada en Montreal, la Comisión
Internacional de Pesos Atómicos acordó por unanimidad, adoptar una nueva escala de
masas atómicas, tomando como patrón de referencia el isótopo de carbono de número
atómico 12, (12C), a cuya masa se le asignó el valor exacto de 12’0000 uma. Según esto:
Una Unidad de Masa Atómica (uma) es la doceava parte de la masa del isótopo de
carbono de número másico 12 y es equivalente a la masa de 1’6605655.10-27 Kg.
4.2.2. Masas atómicas y moleculares.
De acuerdo con esta nueva escala, basada en el 12C, la masa atómica de un ele-
mento se puede definir de la forma siguiente: la masa atómica de un elemento es la ma-
sa de uno de sus átomos expresada en Unidades de Masa Atómica. Recientemente la
IUPAC ha recomendado utilizar el nombre de masa atómica relativa, que definiremos
como: masa atómica relativa de un elemento es el número de veces que la masa media
de uno de sus átomos contiene la doceava parte de la masa de un átomo de 12C. Muchas
veces al decir masa atómica de un elemento nos estamos refiriendo explícitamente a su
masa atómica relativa.
La masa atómica relativa es adimensional. Así, si decimos que la masa atómica
relativa (o simplemente masa atómica) del litio es 7, queremos expresar que la masa del
átomo de litio es siete veces mayor que la doceava parte de la masa de un átomo de 12C.
Los valores de las masas atómicas de los elementos suelen ser revisados anua l-
mente por una comisión internacional que los modifica en el caso de que se conozcan
determinaciones más exactas.
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En algunos textos se suele hablar de pesos atómicos, en lugar de masas atómicas,
existiendo, en general, cierta tendencia a designar con el nombre de peso atómico a las
masas atómicas medias de los elementos naturales y reservar la denominación de masa
atómica para cada uno de los isótopos que lo constituyen.
Al igual que sucedía con las masas de los átomos, el kilogramo no resulta adecua-
do como unidad de masa para las moléculas, por tratarse de una unidad demasiado
grande. Por eso, tal como ya se ha explicado, se sigue tomando como unidad de masa la
doceava parte de la masa de un átomo de carbono 12. Por ello, definimos la masa mole-
cular relativa, M, también llamado Peso Molecular de una sustancia compuesta como el
número de veces que la masa de una de sus moléculas contiene a la doceava parte de la
masa de un átomo de Carbono 12.
Como las moléculas son consecuencia de la unión de átomos, es lógico que la ma-
sa molecular de una sustancia sea igual a la suma de las masas atómicas de los átomos
que la componen.
4.2.3. Composición centesimal de una sustancia.
Puesto que la composición cualitativa y cuantitativa de una sustancia viene expre-
sada por su fórmula, mediante un sencillo cálculo de tantos por ciento, se puede deter-
minar el porcentaje en peso en que interviene cada elemento en la constitución de la
sustancia. Basta dividir el producto del número de átomos de cada elemento por su masa
atómica correspondiente, entre la masa molecular de la sustancia, multiplicando a cont i-
nuación por 100, para que el resultado obtenido quede expresado en tanto por ciento:
100º% ×


 ×=
M
Aatomosn
Incluso se puede calcular el porcentaje en que un elemento cualquiera se encuen-
tra presente en una sustancia compuesta. Veamos un ejemplo donde se calcula la com-
posición centesimal de una sustancia dada. Determinar la composición centesimal de la
sacarosa, de fórmula molecular C12H22O11. Masas atómicas: C=12’011, H=1’008 y
0=16’000. Un mol de C12H22O11 contendrá:
12 átomos-gramode C =× 011'1212 132'144 g de C
22 átomos-gramo de H =× 008'122 176'22 g de H
11 átomos-gramo de O =× 000'1611 000'176 g de O
 Peso total. 308'342 g
% de C= 106'42
308'342
100132'144
1
1001 =×=
⋅⋅⋅⋅
×⋅⋅⋅⋅⋅
moléculadetotalpeso
moléculaenCdepeso
 % C
% de H= 478'6
308'342
100176'22
1
1001 =×=
⋅⋅⋅⋅
×⋅⋅⋅⋅⋅
moléculadetotalpeso
moléculaenHdepeso
 % H
% de O= 416'51
308'342
100000'176
1
1001 =×=
⋅⋅⋅⋅
×⋅⋅⋅⋅⋅
moléculadetotalpeso
moléculaenOdepeso
 % O
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4.2.4. Deducción de la fórmula a partir de la composición centesimal.
Cuando se conocen las masas atómicas de los elementos que intervienen en la
composición de una sustancia y, además la masa molecular de ésta y su composición
centesimal, la deducción de su fórmula es inmediata. El número de átomos de cada ele-
mento constituyente viene dado por la expresión:
100.
%.
º
A
M
ÁtomosN =
Considerando el ejemplo anterior:
Nº átomos de C = 12
100011'12
308'342106'42 ≅
×
×
Nº átomos de H = 22
100008'1
308'342478'6 ≅
×
×
Nº átomos de O = 11
100000'16
308'342416'51 ≅
×
×
Si no se conoce la masa molecular de la sustancia, se calcula el número relativo de
átomos de cada clase, contenidos en la molécula, dividiendo el tanto por ciento de cada
elemento entre su masa atómica y una vez calculados estos números relativos, se redu-
cen sus valores a números enteros, dividiéndolos todos por el menor de ellos. Conside-
rando el ejemplo anterior:
213'3
000'16
416'51
427'6
008'1
478'6
505'3
011'12
106'42
=→
=→
=→
O
H
C
 









=
=
=
1
213'3
213'3
2
213'3
427'6
09'1
213'3
505'3
 
enterosnúmeros
obtenerpara
factorunpor
ndoMultiplica
⋅
⋅
⋅⋅ 




=×
=×
=×
11111
22112
121109'1
 C12H22O11
4.3. El Mol como unidad de Cantidad de Materia.
4.3.1. Concepto de Mol.
El Mol se utiliza en Química, como unidad de medida de cantidad de materia. La
definición ha sido establecida por la XIV Conferencia General de Pesas y Medidas en
1971, en los términos siguientes: MOL es la cantidad de sustancia de un sistema que
contiene tantas entidades elementales como átomos hay en 0’012 Kg de Carbono-12.
Cuando se emplee el Mol, las entidades elementales deben ser especificadas y pueden
ser átomos, moléculas, iones, electrones, otras partículas o agrupamientos especificados
de tales partículas.
4.3.2. Número de Avogadro.
El número de átomos existente en 0’012 Kg del isótopo Carbono-12 y por cons i-
guiente, el número de entidades elementales presentes en un mol de cualquier sustancia,
se conoce como número de Avogadro, y se representa por N0. Su valor fue calculado
por primera vez en 1875 por el físico inglés John William Strutt Rayleigh a partir de
mediciones ópticas. Desde entonces se han utilizado infinidad de métodos en su deter-
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minación coincidiendo prácticamente todos ellos, dentro de los límites de los errores
experimentales.
El valor aceptado hoy día para el número de Avogadro es:
N0 = 6’022045.1023 partículas/mol
4.3.3. Volumen molar.
Como acabamos de ver, un mol de cualquier sustancia contiene N0 entidades elementa-
les (partículas), que en el caso de un gas serán N0 moléculas, ya que son precisamente
las moléculas las partículas integrantes de los gases. Por otra parte, de la hipótesis de
Avogadro se deduce que un determinado número de moléculas de cualquier gas, medido
en idénticas condiciones de presión y temperatura, ocupa siempre el mismo volumen.
Resulta de aquí, que un mol de cualquier gas (el mismo número de moléculas) en igua-
les condiciones de presión y temperatura, ocupará siempre el mismo volumen. Este vo-
lumen recibe el nombre de volumen molar, Vm, y se ha comprobado experimentalmente
que es:
Vm = 22’413831 lit ≅ 22’4 lit
y corresponde a los llamados gases ideales o perfectos y para los gases reales este valor
es ligeramente diferentes.
4.3.4. Relación entre mol y masa atómica y molecular.
En 0’012 Kg (12 g) de Carbono-12, existe un número de Avogadro de átomos, por
lo tanto, 12 g de 12C equivale a 1 Mol de átomos de 12C. Precisamente 12 es la masa
atómica del carbono.
Como los átomos de hidrógeno tiene masa 12 veces menor que los átomos de car-
bono, en 1 g de hidrógeno habrá el mismo número de átomos de hidrógeno que en 12 g
de 12C. Como dicho número de átomos (número de Avogadro) es 6’023.1023, 1 gramo
de hidrógeno corresponde a 1 Mol de átomos de hidrógeno (la masa atómica del hidró-
geno es, por tanto, 1).
Del mismo modo, la masa molecular del agua es 18. Una molécula de agua tiene,
por tanto, una masa 1’5 veces mayor que la de un átomo de 12C, de donde se deduce que
en 18 g de agua habrá 1 número de Avogadro de moléculas de agua. En consecuencia,
un Mol de agua equivale a 18 g de agua.
Por tanto, generalizando, podemos decir que: la masa de un Mol de cualquier
sustancia (simple o compuesta), expresada en gramos, coincide con el valor numérico
de su masa molecular. Como ejemplos de cálculos basados en el concepto de mol, po-
demos señalar los siguientes:
1) Cálculo del Número de moles de una sustancia, conocida su masa en gramos.
Basta dividir dicha masa (en gramos) entre su masa molecular, obteniéndose el número
de moles de la sustancia.
2) Cálculo de la masa en gramos, conocido el número de moles. Es el proceso in-
verso al anterior.
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3) Cálculo del número de átomos o moléculas contenidos en una determinada
cantidad de sustancia. Se determina el número de moles, dividiendo por su masa atómi-
ca o molecular y posteriormente se multiplica por el número de Avogadro.
4) Cálculo de la masa en gramos, de un átomo de un elemento o de la molécula de
un compuesto. Se divide la masa atómica o molecular entre el número de Avogadro.
5) Cálculo de la carga eléctrica de un mol de electrones. Se multiplica la carga
eléctrica de un electrón (1 e−=−1’6.10-19C) por el número de Avogadro, resultando:
1 Mol de e− = 6’023.1023 e−/mol × 1’6.10-19 C/ e− ≅ 96.500 C.
Un Mol de electrones equivale pues a una carga de 96500 culombios, cantidad de
electricidad que recibe el nombre de 1 Faraday.
4.4. Ecuaciones químicas.
4.4.1. Expresión de las reacciones químicas.
Una ecuación química es la representación abreviada de una reacción química. A
la izquierda se escriben las fórmulas de los reactivos (sustancias reaccionantes) y a la
derecha se escriben las fórmulas de los productos de la reacción (sustancias resultantes),
separadas ambas por una flecha (→) o por un signo de igual (=). Por ejemplo, en la
combustión del metano se produce dióxido de carbono y agua, reacción que representa-
remos así: CH4 + O2 → CO2 + H2O
Para que la ecuación cumpla con la ley de conservación de la masa es imprescin-
dible que esté ajustada o igualada, es decir, que haya el mismo número de átomos de
cada elemento a ambos lados de la flecha. Se utilizan entonces coeficientes, que son los
números que se colocan delante de las fórmulas (el 1 se omite) e indican el número re-
lativo de moléculas que interviene en la reacción ajustada, así:
CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O
significa que cada molécula de metano reacciona con dos moléculas de oxígeno produ-
ciendo una molécula de dióxido de carbono y dos moléculas de agua. Vemos ahora que
el número de átomos de hidrógeno, de carbono y de oxígeno es el mismo a la derecha e
izquierda de la reacción química de combustión.
En determinados casos se hace necesario especificar el estado físico: sólido, líqui-
do, gaseoso o disolución acuosa, en que se encuentra cada una de las sustancias en las
condiciones de la reacción. De este modo:
CH4 (g) + 2O2 (g) → CO2 (g) + 2H2O (1)
Si en la reacciónintervienen iones, hay que igualar además eléctricamente la reac-
ción, para que se cumpla la ley de conservación de la carga eléctrica. La suma algebrai-
ca de las cargas positivas y negativas ha de ser igual en ambos lados de la reacción. Por
ejemplo: Zn + Ag+ → Zn+ + Ag
ha de escribirse: Zn + 2Ag+ → Zn2+ + 2Ag
o Zn (s)+ 2Ag+ (aq) → Zn2+ (aq) + 2Ag (s)
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4.4.2. Aspecto cuantitativo de la ecuación química.
Puesto que en una ecuación química debe conservarse la masa y la carga, la ecua-
ción química adquiere de este modo las características de una ecuación matemática. Una
ecuación química no sólo indica las sustancias que se produce al reaccionar otras, sino
también informa sobre las cantidades de estas sustancias, es decir, es una expresión
tanto cualitativa como cuantitativa de la reacción química. Por ejemplo, de la ecuación:
2H2O → 2H2 + O2
se deduce que por cada dos moléculas de agua que se descomponen se producen dos
moléculas de hidrógeno y una de oxígeno, o bien, que por cada dos moles de agua, se
producen dos moles de hidrógeno y un mol de oxígeno. Vemos, pues, que en una ecua-
ción química puede interpretarse tanto sobre una base molecular como molar.
Veamos como se enlazan estas dos interpretaciones cuantitativas. Puesto que hay
múltiples posibilidades, sin perder la relación entre los coeficientes, podemos escribir:
Si 2 moléculas H2O → 2 moléculas H2 + 1 molécula O2
también 6 moléculas H2O → 6 moléculas H2 + 3 moléculas O2
y 1000 moléculas H2O → 1000 moléculas H2 + 500 moléculas O2
2× 6’ 023.1023moléc. H2O → 2× 6’ 023.1023moléc. H2 + 6’ 023. 1023moléc. O2
y 2 moles H2O → 2 moles H2 + 1 mol O2
Habitualmente, el criterio seguido es utilizar los coeficientes que den la relación
entera más sencilla, aunque en ciertos casos puede ser conveniente el uso de coeficien-
tes fraccionarios:
H2O → H2 + 
2
1
O2
pero entonces, no cabe interpretación molecular, puesto que no pueden considerarse
medias moléculas o fracciones de molécula.
Así, pues, cualquier ecuación química ajustada nos suministra una completa in-
formación cuantitativa que podemos resumirla sobre el ejemplo anterior:
2H2O (l) → 2H2 (g) + O2 (g)
 2 moléculas 2 moléculas 1 molécula
 2 moles 2 moles 1 mol
 2× 18 gramos 2× 2 gramos 32 gramos
 ------------ 2× 22’4 lit 22’4 lit
4.4.3. Cálculos ponderales basados en las ecuaciones químicas.
Las ecuaciones químicas nos suministran la información necesaria para calcular
las cantidades de sustancias consumidas o producidas en las reacciones.
Para efectuar cálculos sobre una reacción, además de tener la correspondiente
ecuación ajustada, ha de conocerse al menos, la cantidad de una de las sustancias que
intervienen en la reacción. Así pueden calcularse las cantidades de las demás sustancias.
a) Cálculos Masa-Masa. Conocida la masa de una de las sustancias puede hallarse
la masa de la otra. Por ejemplo, por tostación de sulfuro de zinc, se obtiene el óxido del
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metal y se desprende dióxido de azufre. Si se dispone de 8’5 Kg de sulfuro de zinc: 1)
¿Qué cantidad de SO2 se producirá?, 2) ¿Con qué masa de oxígeno reaccionaría?
2ZnS + 3O2 → 2ZnO + 2SO2
1) 
( )
( ) )(64
)(37'975'8
)(2
)(2
22 SOKmolesx
ZnSKmoles
SOMoles
ZnSMoles = 587'5
37'97
5'864 =×=x Kg
2) 
( )
( ) )(32
)(37'975'8
)(3
)(2
22 OKmolesy
ZnSKmoles
OMoles
ZnSMoles = 190'4
37'972
325'83 =
×
××=y Kg
b) Cálculos Masa-Volumen. Si interviene en la reacción una sustancia gaseosa, su
cantidad puede expresarse también en volumen. Así, conocida la masa de una de las
sustancias, puede hallarse el volumen de una sustancia gaseosa o viceversa. Por ejem-
plo, ¿qué volumen de H2 podemos obtener si disponemos de 14’3 gramos de aluminio y
HCl en exceso? Condiciones: Temperatura=21°C y Presión=748 mmHg.
2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2
( )
( ) )(4'22
)(98'263'14
)(3
)(2
22 Hmolesx
Almoles
HMoles
AlMoles = 809'17
98'262
4'223'143 =
×
××=x lit. en C.N.
0
00.
T
Vp
T
Vp = ( ) K
litmmHg
K
VmmHg
16'273
809'17760
16'27321
748 ×=
+
×
 ⇒ 485'19=V lit
c) Cálculos Volumen-Volumen. Si en la relación intervienen al menos dos gases,
los cálculos sobre éstos pueden expresarse en volumen, por ejemplo: tenemos 10’4 li-
tros de acetileno C2H2 en condiciones normales, ¿qué volumen de aire, en las mismas
condiciones, consumirá en su combustión? (Aire: 20% de oxígeno y 80% de nitrógeno).
2C2H2 + 5O2 → 4CO2 + 2H2O
( )
( ) )(4'22
)(4'224'10
)(5
)(2
2
22
2
22
Omolesx
HCmoles
OMoles
HCMoles = 26
2
54'10 =×=x lit O2
Volumen de Aire= 130
)(20
)(100
)(26
2
2 =× Olit
Airelit
Olit lit. de Aire
d) Cálculos para determinar la pureza de los reactivos. Si hay alguna sustancia
impura, sólo la parte pura de ella intervendrá en la reacción. Por ejemplo: hallar la pure-
za de una muestra de sulfato amónico, de la que tomamos 13’162 g que tratados con
exceso de NaOH hacen desprender 3’77 litros de NH3 a 18°C y 742 mm Hg.
(NH4)2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2NH3 + 2H2O
0
00.
T
Vp
T
Vp = ( ) K
VmmHg
K
mmHg
16'273
760
16'27318
77'3742 ×=
+
×
 ⇒ 453'3=V lit en C.N.
( )
( ) )(4'2245'3
))((132
)(2
))((1
3
424
3
424
NHmoles
SONHmolesx
NHMoles
SONHMol = 175'10
4'222
13245'3 =
×
×=x g
Pureza = 30'77100
162'13
175'10 =× %
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e) Cálculos en reacciones consecutivas. Con mucha frecuencia, sobre todo en la
industria, la obtención de un producto implica varias etapas en las que algún producto
intermedio entra como reactivo en la reacción siguiente, y así sucesivamente. Por ejem-
plo: deseamos calcular la cantidad de H2SO4 que podrá obtenerse a partir de 1 tonelada
de pirita de hierro, FeS2 según las siguientes reacciones:
2FeS2 + (11/2) O2 → Fe2O3 + 4SO2
4SO2 + 2O2 → SO3
4SO3 + 4H2O → 4H2SO4
( )
( ) )(98
)(84'1191000
)(4
)(2
42
2
42
2
SOHKmolesx
FeSKmoles
SOHMoles
FeSMoles = 51'1635
284'119
4981000 =
×
××=x Kg
f) Cálculos de rendimientos. Rara vez las reacciones dan un rendimiento del
100%, es decir, los reactivos no suelen convertirse enteramente en productos. Unas ve-
ces es a consecuencia de que la reacción alcanza un estado de equilibrio antes del térmi-
no de la misma, y otras porque ocurren reacciones secundarias en las que los mismos
reactivos originan algunos productos secundarios paralelamente a los principales. No
obstante, en nuestros cálculos, mientras no se diga lo contrario, seguiremos consideran-
do rendimientos del 100%.
4.5. Disoluciones en las reacciones químicas.
En los laboratorios químicos, la mayor parte de los reactivos se encuentran dispo-
nibles en forma de disoluciones. Entre las grandes ventajas que presentan las disolucio-
nes podemos señalar las principales:
1. Una reacción entre sólidos tiene lugar lentamente porque sólo puede producirse
en la superficie de contacto entre los sólidos. En cambio, si los sólidos se disuelven, se
dispersan como iones o moléculas, por lo que el contacto será más íntimo y por tanto la
reacción será más rápida.
2. Utilizando disoluciones diluidas de concentración conocida, podemos disponer
de productos en cantidad tan minúscula que sería imposible su manejo y la medida
exacta de su peso, si estuviesen en estado sólido.
4.5.1. Expresiones de la concentración de la disolución.
Para expresar la cantidad de un reactivo que se encuentra en disolución se utiliza
el términoconcentración, que relaciona la proporción soluto/disolvente y que se puede
definir como: la cantidad de soluto existente en una determinada cantidad de disolvente
o de disolución.
4.5.1.1. Concentración en unidades físicas.
Frecuentemente se utiliza el sistema de tanto por ciento y así podemos expresar
las concentraciones en:
a) Gramos de soluto por cada 100 gramos de disolvente.
b) Gramos de soluto por cada 100 gramos de disolución o concentración centesi-
mal. Esta es la forma más usual dentro de la expresión de unidades físicas. Así, por
ejemplo, cuando se dice que una disolución de alcohol es del 96% se quiere expresar
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que en 100 gramos de disolución, corresponden 96 gramos al alcohol y 4 gramos al
agua.
c) Gramos de soluto por litro de disolvente.
d) Gramos de soluto por litro de disolución.
4.5.1.2. Concentración en unidades químicas.
En los casos y ejemplos explicados anteriormente no se tuvo para nada en cuenta
la fórmula o composición química del soluto. En química son mucho más usuales aque-
llas expresiones de la concentración que sí consideran la composición de la sustancia
disuelta. Son las siguientes:
a) Normalidad, definida como el número de equivalentes-gramo de soluto contenidos
en un litro de disolución. En general, la Normalidad de una disolución se calcula divi-
diendo el número de equivalentes-gramo de soluto entre el volumen, medido en litros,
de disolución verificándose:
( )
V
vMm
disoluciónlitrosNúm
solutoesequivalentNúm
N =
⋅
⋅=
.
.
siendo: m = masa de soluto (en gramos)
M= masa molecular del soluto
v = valencia.
V = volumen de la disolución (en litros)
b) Molaridad, definida como el número de moles de soluto contenidos en un litro
de disolución. La molaridad de una disolución se calcula dividiendo el número de moles
de soluto entre el número total de litros de la disolución, verificándose:
V
Mm
disoluciónlitrosNúm
solutomolesNúm
M =
⋅
⋅=
.
.
siendo: m = masa de soluto (en gramos)
M= masa molecular del soluto
V = volumen de la disolución (en litros)
En los compuestos monovalentes la Normalidad y la Molaridad coinciden. En los
compuestos polivalentes (di-, tri-, etc) la normalidad será tantas veces mayor que la
molaridad como indique el valor de la valencia:
Normalidad = Molaridad× valencia
relación que puede deducirse de la simple comparación de las expresiones matemáticas
que definen la Normalidad y la Molaridad.
c) Molalidad, definida como el número de moles de soluto contenido en 1000
gramos de disolvente puro. Existe una clara diferencia entre la Molaridad y la Molali-
dad. En el primer caso se disuelve un mol de soluto en la cantidad necesaria de disol-
vente para completar un litro de disolución. En el segundo caso se disuelve un mol de
soluto en 1 Kilogramo exacto de disolvente puro.
Así, la disolución 1 M de ácido sulfúrico contiene 98 gramos de H2SO4 (equiva-
lentes a 54’4 cm3 de ácido sulfúrico concentrado, de densidad ρ=1’8 g/cm3) y 945’6
cm3 de agua. En cambio, una disolución 1 m (1 molal) de ácido sulfúrico contiene 98
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gramos de H2SO4 (o 54’4 cm3 de ácido sulfúrico concentrado) disueltos en 1000 g (l000
cm3) de agua pura.
disolventeKgNúm
solutomolesNúm
m
..
. ⋅=
d) Fracción molar, (X) de un componente de una disolución, formada a partir de
sustancias no electrolitos, es el cociente que resulta de dividir el número de moles de
cada sustancia disuelta entre el número total de moles presentes en la disolución.
totalesmolesNúm
componentemolesNúm
X
⋅
⋅=
.
.
4.5.2. Cálculos de reacciones con disoluciones. Valoraciones.
Supongamos las reacciones siguientes entre ácidos y bases:
a) 3HCl + Al(OH)3 → AlCl3 + 3H2O
b) H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O
c) 2H3PO4 + 3Ca(OH)2 → Ca3(PO4)2 + 6H2O
Las cantidades de ácido y de base que reaccionan entre sí, en moles son:
a) Tres moles de HCl con un mol de Al(OH)3
b) Un mol de H2SO4 con dos moles de NaOH
c) Dos moles de H3PO4 con tres moles de Ca(OH)2
Si recordamos ahora que un equivalente de ácido o base es igual a su mol dividido
por el número de H+ u OH− que puede ceder (eq=mol/n) las anteriores relaciones expre-
sadas en equivalentes, quedan reducidas a:
a) Tres equivalentes de HCl con tres equivalentes de Al(OH)3
b) Dos equivalentes de H2SO4 con dos equivalentes de NaOH
c) Seis equivalentes de H3PO4 con seis equivalentes de Ca(OH)2
Es decir, que cuando dos sustancias reaccionan, aunque su relación en moles sea
diferente, la relación en equivalentes es idéntica, esto es, reaccionan equivalente a equi-
valente. Así pues, cuando empleamos los equivalentes podemos desentendernos del
ajuste de la ecuación de la reacción.
En este hecho se basa la determinación cuantitativa de una sustancia, cuando se
conoce el número de equivalentes de otro que ha reaccionado con ella. Una valoración,
operación frecuente en los laboratorios, consiste en añadir gradualmente mediante una
bureta, una disolución de un reactivo de concentración conocida a una disolución de
otra sustancia de concentración desconocida. El punto final de la valoración o punto de
equivalencia puede conocerse por el cambio de color de un indicador ácido-base apro-
piado.
Por lo expuesto, en las concentraciones de las disoluciones usadas en las valora-
ciones suele emplearse la normalidad. De este modo, los cálculos se simplifican nota-
blemente. Supongamos que Nx es la normalidad de la disolución problema y Vx el volu-
men, en cm3, tomado de ella y Nc es la normalidad de la disolución conocida y Vc el
volumen, en cm3, que se gasta de la misma hasta el punto de equivalencia.
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En general, N/1000 será el número de equivalentes-gramo que hay en cada centí-
metro cúbico de disolución y V.N/1000, será el número de equivalentes totales que hay
en los V cm3 de disolución utilizada. Entonces como:
CdeesequivalentNúmXdeesequivalentNúm ⋅⋅=⋅⋅ ..
10001000
ccxx NVNV = o bien ccxx NVNV =
y de ahí se calcula Nx.
4.6. Cantidades de sustancia en procesos electrolíticos. Ley de Faraday.
Los primeros estudios cualitativos acerca de la electrolisis fueron realizados por el
químico sueco Berzelius en 1803 y el inglés Humphry Davy en 1806. Sin embargo, el
fenómeno no fue analizado cuantitativamente hasta 1833, año en que Michael Faraday,
ayudante de Davy, enunció las dos leyes que llevan su nombre:
1) La masa de sustancia liberada en una electrolisis es directamente proporcional
a la cantidad de electricidad que circula a través del electrolito:
tIEQEm ... ==
siendo m la masa de sustancia liberada o de electrolito descompuesto, Q la cantidad de
carga eléctrica que circula, I la intensidad de la corriente, en Amperios, y t el tiempo
transcurrido. La constante de proporcionalidad, E, que es característica de cada sustan-
cia, recibe el nombre de equivalente electroquímico y es la cantidad de electrolito des-
compuesto o de sustancia liberada por 1 culombio de electricidad que circula.
A la luz de nuestros conocimientos actuales acerca de la estructura de la materia,
esta primera ley de Faraday resulta del todo punto evidente, pues la masa de sustancia
liberada es proporcional al número de átomos o moléculas que contiene, y como cada
átomo o molécula que se neutraliza requiere el intercambio de un número fijo de elec-
trones, cuantos más electrones circulen, es decir, cuanto mayor sea la intensidad de co-
rriente o el tiempo durante el cual circula la corriente, mayor será la masa de sustancia
electrolizada.
2) Las masas de distintas sustancias liberadas por la misma cantidad de electrici-
dad son directamente proporcionales a sus masas equivalentes.
Si hacemos pasar la misma corriente a través de tres cubas electrolíticas conecta-
das en serie,contiendo respectivamente los cationes Ag+, Cu2+ y Al3+, en los cátodos de
cada una de las cubas se producirán las reducciones siguientes:
Ag+ + 1e− → Ag
Cu2+ + 2e− → Cu
Al3+ + 3e− → Al
Si la cantidad de electricidad que pasa es 6’023.1023 electrones, (1 mol de electro-
nes), se depositarán respectivamente: 6’023.1023 átomos de Ag (1 mol de Ag=1 equiv-
gramo de Ag), (6’023.1023)/2 átomos de Cu (½ mol de Cu=l equiv-gramo de Cu) y
(6’023.1023)/3 átomos de Al (1/3 mol de Al=1 equiv-gramo de Al). Por consiguiente, el
paso de 1 mol de electrones a través de una disolución electrolítica es capaz de liberar 1
equivalente-gramo de sustancia.
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La carga correspondiente a un mol de electrones es:
molCelectrónCmolelectronesq /96500/10.602'1/10.023'6 1923 ≅×= −
y recibe el nombre de constante de Faraday, o simplemente se dice que es la carga de
un Faraday. 1 Faraday = 96500 Culombios
por tanto, 1 Faraday es la cantidad de electricidad necesaria para depositar por electroli-
sis 1 equivalente-gramo de cualquier sustancia presente en la disolución electrolítica o
en cualquier electrolito. De aquí se deduce:
96500
emE =
siendo me el peso-equivalente o masa-equivalente de la sustancia.
Combinando las expresiones matemáticas correspondientes a las dos leyes de Fa-
raday ya enunciada, podemos obtener finalmente:
96500
.tIm
m e=
que nos da la masa de sustancia depositada o desprendida en un electrodo de una cuba
electrolítica, al paso de una corriente de intensidad I durante el tiempo t.
BIBLIOGRAFÍA RECOMENDADA
Linus PAULING. Química General. Editorial Aguilar. 1971. MADRID.
Kenneth W.WHITTEN y Kenneth D.GAILEY. Química General. Nueva Editorial
Interamericana, S.A. 1986. MEJICO.
Soledad ESTEBAN SANTOS y Raquel NAVARRO DELGADO. Química Gene-
ral. Tomo 1. U.N.E.D. 1983. MADRID.
Hans Rudolf CHRISTEN. Química. Editorial Reverté. 1967. BARCELONA.
Joseph A.BABOR y José IBARZ AZNAREZ. Química General Moderna. Edito-
rial Marín. 1968. BARCELONA.
J.MORCILLO. Temas Básicos de Química. Editorial Alhambra. MADRID
Michell J.SIENKO y Robert A.PLANE. Química Teórica y Descriptiva. Editorial
Aguilar. 1970. MADRID.
Paul ANDER y Anthony J.SONNESSA. Principios de Química. Introducción a
los Conceptos Teóricos. Editorial Limusa. 1989. MÉJICO.
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Tratamiento Didáctico
----------------------------------------------------------------------------------------------------------
OBJETIVOS
Estudio de las leyes que rigen las relaciones cuantitativas de las cantidades (masas y
volúmenes) que intervienen en las reacciones químicas y sus relaciones con el número
de partículas (moléculas, átomos) que en ellas intervienen.
Introducir al alumno en los conceptos básicos más importantes de la química moder-
na, de los que destacamos: átomos, moléculas, u.m.a., mol, fórmulas, número de Avo-
gadro, volumen molar, etc. que constituyen el lenguaje básico en el aspecto cuantitativo
de la química.
UBICACIÓN
Se ubica el tema en el 1° del Bachillerato, en la asignatura de Física y Química (Mo-
dalidad de Bachillerato de ciencias de la Naturaleza y de la Salud) en el bloque temático
de “La teoría atómico-molecular”
TEMPORALIZACION
El tema, tal como se contempla en el guión, puede explicarse en 1° de Bachillerato
en un tiempo que oscila entre 8 y 12 horas de clase, dependiendo del tiempo que se de-
dique a resolución de problemas numéricos, aspecto éste de extraordinaria importancia,
y del tiempo dedicado a realizar prácticas de laboratorio.
METODOLOGIA
Explicación exhaustiva y sistemática de los conceptos y leyes fundamentales del te-
ma ilustrándolos, modelos atómicos y moleculares o símiles apropiados.
Realizar prácticas sencillas de laboratorio previamente seleccionadas, programadas y
redactadas mediante un guión, que servirá al alumno como cuaderno de laboratorio.
Resolver problemas numéricos relacionados con las leyes fundamentales estudiadas
en el tema y problemas de estequiometría, de ajuste de reacciones y relaciones cuantita-
tivas en las reacciones.
Utilizar en todo momento la nomenclatura y formulación de química recomendada
por la I.U.P.A.C.
CONTENIDOS MINIMOS
*El tema tal y como se contempla en el guión, es un puro compendio de contenidos
básicos para la química y no nos alejaríamos de la verdad si dijéramos que la totalidad
del tema es contenido básico. No obstante consideraremos importante:
Todas las leyes de las combinaciones químicas.
Concepto de equivalente químico.
Símbolos y fórmulas de átomos y moléculas. Significado cuantitativo.
Masa atómica y molecular.
Concepto de Mol.
Número de Avogadro. Volumen molar.
Cálculos ponderales de las reacciones químicas.
Solubilidad. Soluciones. Concentración.
Molaridad y Normalidad.
Volumetría.
Leyes de Faraday.
MATERIALES Y RECURSOS DIDACTICOS
Libro de texto, complementado con apuntes de las explicaciones del profesor.
Sistema periódico mural, permanente en el aula o laboratorio.
Tablas de masas atómicas de elementos y valencias.
Material general de química y productos químicos para las prácticas de reacciones
químicas, disoluciones, valoraciones.
www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química
© Antonio Abrisqueta García, 1999 Temario Específico – Tema 33
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Modelos atómicos para la construcción de moléculas tanto de inorgánica como de
orgánica.
EVALUACION
Ejercicio escrito sobre cuestiones teóricas relacionadas con leyes fundamentales de
química estudiadas en el tema.
Ejercicio escrito sobre problemas de estequiometría y relaciones ponderales de las
reacciones químicas.
Ejercicio escrito sobre cuestiones de formulación y nomenclatura de química inorgá-
nica y orgánica, según normas de la IUPAC.
Valoración objetiva de las prácticas realizadas en el laboratorio siguiendo un guión
previo y resultados en el cuaderno de laboratorio.
Prueba escrita de opción múltiple, con preguntas de varias respuestas, en las que el
alumno razone ante diferentes situaciones planteadas.