Manual Quimica

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UNIDAD 7: 
 
 
FUNCIONES DE LA QUIMICA ORGANICA. 
Propiedades del átomo de Carbono. Función química. Propiedades de los radicales 
orgánicos. Diamante y grafito. Hibridación y resonancia. 
 
 
 
PARA ESTA UNIDAD EL ALUMNO DEBERÁ UTILIZAR LA BIBLIOGRAFÍA 
OBLIGATORIA DE CONSULTA. 
 
UNIDAD 7 : CUESTIONARIO ORIENTADOR 
1 – Describa sintéticamente las propiedades del átomo 
de Carbono. 
2 – “Es el conjunto de propiedades que se pueden 
asignar a una agrupación determinada de átomos en la 
molécula de una sustancia compuesta”. Esta definición 
es para : 
A - Alguna función? 
B – Da origen a algún grupo? 
C – Se puede ejemplificar en caso de ser afirmativa 
alguna de las respuesta? 
3 – Aplique los conceptos de Hibridación y Resonancia 
a un compuesto analizado por Ud. 
 
 
 
 
 148 
QUÍMICA TECNOLÓGICA 
 
UNIDAD 1 
 
 
Concepto - Estudio de la materia, Átomos y moléculas 
 
Materia : Son los objetos que constituyen algo en común. 
 
Cuerpos: Son los objetos o entes que forman el mundo material. 
 
Sistemas: Uno o más cuerpos, o bien porciones de cuerpos que aislamos 
mental o realmente del universo para estudiarlos (ej. una solución contenida en 
un frasco; el frasco y el tampón; el frasco, el tampón y el aire.). 
 
Sustancia: Es toda especie de materia homogénea con composición química 
bien definida . 
 
Propiedades de la materia 
 
Extensivas: Son aquellas que dependen de la masa del cuerpo (ej. masa, vo-
lumen, peso). 
 
Intensivas: Son aquellas que no dependen de la masa del cuerpo (Ej. densi-
dad, punto de fusión, punto de ebullición, índice de refracción). 
 
Estados físicos de la materia (estados de agregación de la materia) 
 
Sólido: 
 
Estos presentan las siguientes características 
 
1.- Poseen forma propia y tienen marcada capacidad para conservarla a pesar 
de las fuerzas que tienden a deformarlas. 
2.- Presentan volumen propio. 
 
Liquido: 
 
Estos presentan la siguiente característica 
 
1.- Presentan volumen propio y definido. 
2.- Adoptan la forma del recipiente que lo contiene. 
 
Gaseoso 
 
Estos presentan la siguiente característica 
 
1.- No presenta forma propia, sino la del recipiente que lo contiene. 
 149 
2.- No representa superficie libre de separación. 
3.- No tienen volumen propio, sino que tienden a expandirse indefinidamente 
ocupando el mayor volumen posible. 
 
Cambios de estado de la materia 
 
Fusión: Es el pasaje del estado sólido al estado liquido por la acción del calor. 
 
Solidificación: Es el pasaje del estado liquido al estado sólido y se realiza por 
descenso de la temperatura. 
 
Vaporización: Es el pasaje del estado liquido al estado gaseoso o vapor de-
pendiendo de su temperatura critica y su presión critica. 
 
Licuación o Licuefacción: Es el pasaje del estado gaseoso al estado liquido. 
Todo gas que presenta una temperatura superior a su temperatura critica, por 
mas que se comprima, no se licúa. Solo se licuara si se encuentra por debajo 
de su temperatura critica.. 
 
Condensación: Es el pasaje del estado vapor al estado liquido. 
 
Sublimación: Es el doble proceso de pasaje de estado sólido al estado ga-
seoso y vuelta del estado gaseoso al sólido. (A este se lo llama también Resu-
blimación o volatilización). 
 
 
 
Sustancias simples: Son aquellas que están formadas por una sola sustancia 
no descomponible y cuyos átomos pertenecen al mismo elemento. 
 
Sustancias compuestas: son aquellas que están formadas por átomos de 
distintos elementos y que pueden descomponerse en otras sustancias 
 150 
 
Descomposición: Es la transformación mediante la cual a partir de una sus-
tancia compuesta se obtiene otras sustancias. La descomposición es total 
cuando se trata de sustancias simples mientras que en las compuestas es solo 
parcial. 
 
Concepto de afinidad: La tendencia de dos elementos para combinarse, así 
como para la estabilidad del compuesto resultante es tanto mayor cuanto más 
distantes se encuentren los elementos que se combinan en la serie electromo-
triz de los elementos (esta, mas que una definición de afinidad, es la electroafi-
nidad que más se ajusta a la realidad) 
 
Concepto de átomo: Es la partícula elemental de la materia, constituida según 
el modelo de BOHR por un núcleo cargado positivamente, compuesto por pro-
tones y neutrones y rodeado por electrones cargados negativamente, lo que 
hace que el conjunto sea eléctricamente neutro. Constituye la porción más pe-
queña de un elemento que conserva sus cualidades y es capaz de intervenir 
en las reacciones químicas. 
 
Estructura del átomo: De acuerdo con la teoría de Rutherford - Bohr, el áto-
mo esta constituido por tres clases fundamentales de partículas: electrones, 
protones y neutrones. 
 
Electrón: Es una partícula cuya carga eléctrica es negativa; se presenta con la 
sigla e y su valor es de 4.803 x 10-10 unidades electrostáticas, su masa muy 
pequeña, es prácticamente despreciable. 
 
Protón: Posee una carga eléctricamente positiva, de valor igual a la del elec-
trón pero de signo contrario, mientras que su masa es aproximadamente igual 
a ala de la unidad, considerando la escala de los pesos atómicos (1.673 x 10-24 
gramos). 
 De lo observado se desprende que el átomo esta formado por una nube 
de electrones, en cuyo centro se encuentran agrupados compactamente en un 
núcleo, los protones y neutrones. 
 
Concepto de molécula: Es la más pequeña partícula de una sustancia que 
puede existir en estado libre. 
 
Concepto de Ion: Es un átomo que ha ganado o perdido electrones, en con-
secuencia el Ion podrá ser eléctricamente positivo o negativo. La perdida o ga-
nancia de electrones se produce porque todos los elementos tienden a formar 
el Octeto, es decir que todos tienen a obtener en su ultima órbita o capa, la 
misma cantidad de electrones que contiene el gas noble más cercano. 
 
Todos los metales tienen a transformarse en iones positivos, mientras que los 
no metales, al tender de ganar electrones, pasan a transformarse en iones ne-
gativos. Por esa razón se observa que en los grupos 1 a 4 esta formado princi-
palmente por metales (en especial los grupos I y II). 
 
UNIDAD 1 : CUESTIONARIO 
 151 
1 – Cuál es el nombre del proceso por el cual se puede pasar de un estado físico 
a otro?. Menciónelos y defínalos. 
2 – En los Estados de Agregación de la Materia, cuáles son las características 
que diferencian a los estados sólidos de los líquidos y de los gaseosos?. 
3 – Indique gráficamente y describa una explicación somera de la Estructura de 
un Átomo. 
 
 151 
UNIDAD 2 
 
SUSTANCIAS Y SISTEMAS DISPERSOS 
 
 
Sistema Material: Es toda porción del universo que tenga masa, es decir, ma-
teria. Estos se clasifican en: 
 
Sistemas homogéneos: Es aquel donde una solución, aun habiendo varios 
sistemas, cada uno de ellos conservan sus propiedades físicas y químicas inal-
teradas, observándose la separación de las distintas porciones que componen 
dicha solución en forma de fases (1 sola fase). 
 
Sistemas heterogéneos: Es aquel donde sus partes constituyentes no son 
idénticas entre sí y donde se observa las superficies se separan (mas de 1 fa-
se). 
 
Fase: Es toda porción homogénea de un sistema, separada de las otras por 
superficies limites de separación. 
 
Mezcla: Todo sistema material homogéneo cuya composición no es definida o 
un sistema material heterogéneo formado por dos o más sustancias. 
 
Separación de fases: Es la separación de fases de un sistema heterogéneo 
 
Métodos de separación 
 
a) Separación de fases sólidas: 
 
 Solubilización 
 Tamización 
 Levigación y amalgamación 
 Flotación 
 Extracción 
 
b) Separación de fases liquidas: 
 
 Filtración 
 Decantación 
 Centrifugación 
 
c) Separación de fases sólidas de gaseosas: 
 
 Filtración 
 Por campo electrostático 
 
 152 
Soluciones (SC): Es un compuesto homogéneo, es decir, que sus propieda-
des intensivas son iguales en todos sus puntos. Esta compuesta por un soluto 
(ST) y un solvente (SV). 
SC = ST + SV 
 
 Las soluciones sepueden presentar en la forma Saturada Sobresatura-
da y Sin Saturar, dependiendo estas de la temperatura para su variación de 
concentración o sea que a mayor temperatura habrá mayor solubilidad. 
 
a) Solución sin saturar: Es aquella que admite mas soluto 
 
b) Solución saturada: Es la que admite mas soluto y que en el caso de que 
fuera agregado mas, este no formara parte de la solución, sino que quedaría 
en la superficie formando cristales. 
 
c) Solución sobresaturada: Es aquella solución que parte de una solución 
saturada y que luego al calentarse se transforma en solución no saturada. A 
esta temperatura se le agrega mas soluto hasta su saturación. Al dejar enfriar, 
se cristaliza la solución produciéndose sobresaturación. 
 
Solubilidad: Es el grado en que una sustancia se disuelve en un determinado 
solvente (o la capacidad que tiene una solución de admitir soluto). 
 
Cristalización: Es el fenómeno físico de la formación de cristales. El proceso 
inverso se llama disolución. 
 
 La cristalización de una sustancia puede realizarse por los siguientes 
métodos: 
 
a) Por vía húmeda 
b) Por vía seca 
 
a) Por vía húmeda: Se puede realizar por dos procedimientos 
 
1) Por evaporación del solvente 
2) Por descenso de la temperatura 
 
b) Por vía seca: También se puede realizar por dos procedimientos 
 
1) Por fusión: A través de la fusión de la sustancia a cristalizar, sometiéndolo 
luego a enfriamiento (Método para el azufre monoclinico). 
 
2) Por sublimación: A través de un calentamiento pasando del estado sólido 
al vapor o gas y posteriormente volviendo al estado sólido por enfriamiento 
(método para separar sustancias subliminables de otras que no lo son y de ese 
modo obtenerlas puras) 
 
Sistemas coloidales: Según el diámetro de las partículas que forman la fase 
interna o dispersa, las dispersiones se pueden dividir en: 
 153 
 
a) Suspensiones (finas o groseras) 
b) Coloidales 
c) Soluciones 
 
 Las coloidales son las que nos ocupan, presentan sus partículas un 
diámetro de 1 a 100 micrómetros, y donde Oswald lo definió como El estado 
de la materia de la superficie extremadamente desarrollada. 
 
 Los coloides están ubicados entre las dispersiones finas y las soluciones 
de modo que las dispersiones coloidales se pueden obtener por dos métodos 
generales 
 
1) Por dispersión 
2) Por condensación 
 
 El método por dispersión consiste en disminuir el tamaño de las partícu-
las de la fase interna de una dispersión en otras de menor tamaño, hasta al-
canzar los valores de 1 a 100 micrones de diámetro. 
 
 El método por condensación consiste en hacer que los iones o molécu-
las de una solución se reúnan formando partículas de mayor tamaño para tam-
bién llegar a valores de 1a 100 micrones. 
 
UNIDAD 2 : CUESTIONARIO 
 
1 – Los sistemas materiales son una parte de la composición de la Quími-
ca. Puede Ud. indicar a cuáles definiciones corresponden las afirmacio-
nes siguientes desarrollando además un ejemplo para cada caso de: 
a – Presentan propiedades intensivas iguales y tienen una sola fase. 
b - Presentan propiedades intensivas diferentes y tienen 2 ó más fases. 
c – No presentan interfase definida. 
2 – Puede Ud. dar las pautas que diferencien a las SOLUCIONES de las 
SUSTANCIAS PURAS? 
3 – Cómo y porqué se forman las Soluciones No Saturadas – Saturadas y 
Sobre Saturadas. Qué relación existe con la solubilidad de las sustancias. 
 
 154 
UNIDAD 3 
 
ESTUDIO DE LA TABLA PERIODICA DE LOS ELEMENTOS 
 
Tabla Periódica de Mendelejeff 
Agrupamiento - Grupos - Periodos 
 
 Químico ruso que en 1869 dispuso los elementos en un sistema orde-
nado y coherente que se lo llamo Sistema Periódico de los Elementos 
 
 Entre sus puntos principales debemos tener en cuenta lo siguiente: 
 
1) Se fundamento en el P.A.: Las propiedades de los elementos son una 
función periódica de sus P.A. 
 
2) En base a esta ley se clasificaron los elementos según sus P.A. crecientes 
 
3) Se clasifico según la ley de los octetos de neutralidad: “El octavo elemento, 
contando a partir de una dada, repetir las propiedades del primero, como la 
octava nota de la escala musical” (DO - RE - MI - FA - SOL - LA - SI..........) 
 
4) De este ordenamiento surgieron ocho grupos o familia de elemen-
tos(vertical) y siete periodos con distinta cantidad de elementos 
 
1er. periodo 2 elementos (extra corto) 
2do. y 3er. periodo 8 elementos (corto) 
4to. y 5to. periodo 18 elementos (largo) 
6to. periodo 32 elementos 
7mo. periodo incompleto aun 
 
5) Los elementos de cada columna, familia o grupo tienen propiedades quími-
cas análogas y propiedades físicas relacionadas. 
 
6) En la tabla original de Mendelejeff no figuran los gases nobles que aun no 
se habían descubierto. En la actualidad figuran como grupo 0 
 
Si estudiamos la composición de la tabla observaremos 
 
1) 1er. periodo 
 
2) 2do. y 3er. periodo 
 
3) 4to. y 5to. periodo 
 
4) 6to. periodo (32 elementos) pero con la observación que en el lugar 57 se 
hallan 15 elementos con propiedades muy iguales que son los Lantanidos, tie-
rras raras por ser el 57 llamado Lantano. 
 
 155 
5) 7mo. periodo incompleto: porque todavía ni en la naturaleza ni en el labora-
torio se han encontrado suficientes elementos. En el lugar 89 (actinio) se en-
cuentra luego un conjunto de 15 elementos de propiedades muy similares que 
forman las tierras raras - actinidas o serie del actinio. Atención hasta el mo-
mento este periodo tiene 17 elementos, siendo el ultimo el nro. 103 (laurencio). 
 
6)Los grupos o familias se subdividen en su mayoría, en subgrupos A y B. 
Los del grupo A contienen elementos más positivos y el B los más negativos. 
 
7) El Actual ordenamiento se basa, no en el P.A. como en la original sino la 
llamado N° A. Al ordenar los elementos de la tabla según el N° Atómico, desa-
parecen algunas anomanias de la tabla original pues los elementos se ordenan 
en forma en forma creciente de sus N° atómicos. 
 
Conclusiones previas 
 
1) Los elementos del primer grupo poseen carácter metálico. 
 
2) El carácter metálico disminuye del 1ro. al 7mo. 
 
3) Las valencias máximas de los elementos crecen del primero al ultimo grupo 
con respecto al O2: Na (1+); Mg (2+); Al (3+); Si (4+); P (5+) S (6+); Cl (7+). 
 
4)Las valencias con respecto del H2 de los elementos del grupo IV al VII es 
igual a la diferencia entre el 8 y la valencia de ese elemento con respecto al O2 
(regla de ABBEG). 
 
 C = 8 - 4 = 4 
 N = 8 - 5 = 3 
 O = 8 - 6 = 2 
 
5) El punto de fusión aumenta del primero al cuarto y a partir de este disminuye 
hasta el séptimo 
 
Na = 97 °C Mg = 650 °C Al = 658 °C Si = 1427°C 
 
P = 590°C S = 112,8 °C Cl = -101,6 °C A = -189.2 °C 
 
6) Se ordenan en grupos los grupos, familias o elementos congeneres. 
 
De esta forma quedan en columna las familias de los metales alcalinos. 
 
Li; Na; K; Rb; Cs 
 
De esta forma quedan en columna las familias de los Halógenos. 
 
F; Cl; Br; Y; 
 
De esta forma quedan en columna las familias de los Gases nobles. 
 
 156 
He; En; A; Kr; Xe; 
 
Anomalías de la tabla periódica 
 
1) Las relaciones o analogías entre los elementos son solo cualitativas y no 
cuantitativas. Por esta razón, ninguna propiedad cuantitativa de un elemento 
puede ser determinada con exactitud a partir de las propiedades conocidas de 
otros elementos. 
 
2) El H2 no tiene ubicación correcta o definida pues no presenta ninguna rela-
ción muy estrecha con otros elementos. 
 
3) No todos los elementos están ordenados de modo estricto de acuerdo a sus 
P.A. crecientes (no hay separación correcta entre metales y no metales). 
 
4) Los elementos no están clasificados de acuerdo a la serie electroquimicas. 
 
5) Se presenta demasiada atención a la valencia antes que a sus propiedades 
químicas. Ejemplo: 
Cu; Ag; y Av son # a K; Rb; y Cs 
 
El sentido por el cual se los agrupo así, fue el Cu = 1 ó 2; Ag = 1 pero el Av = 3 
( atención no tiene mucho sentido). 
 
6) Los Lautanidos y los Actinidos ocupan un lugar de un soloelemento y no se 
permite la continuidad de su ordenamiento al interrumpirse (57 y 89). 
 
Debería considerarse la estructura electrónica en base a sus distintas capas u 
órbitas. 
 
Ventajas de la clasificación Periódica 
 
1) Ajuste del P.A.: Permite el calculo y ajuste de los P.A. en base a sus pro-
piedades. 
 
2) Propiedades de los elementos: Permitió preveer las propiedades de los 
elementos no descubiertos. 
 
EKA - Aluminio = Galio 
EKA - Boro = Escandio 
EKA - Silicio = Germanio 
 
3) Constantes físicas: Con el uso de la tabla, se logro ajustar diversas cons-
tantes físicas: 
Densidad - Punto de Fusión - Punto de ebullición - etc. 
 
4) Estructura electrónica: Permitió establecer una relación entre la ubicación 
de los elementos en la tabla y su estructura electrónica. 
 
Teoría Electrónica de la Valencia 
 157 
 
 En la naturaleza son muy pocos los átomos que existen aislados. Hay 
fuerzas que los mantienen unidos a los átomos, formando moléculas que están 
relacionadas con la estructura electrónica de los mismos. 
 
 Tomando como base el concepto de valencia, podremos considerar que 
se toma como referencia al H para poder establecer las valencias de los Haló-
genos que son monvalentes para combinarse con el H y formar hidruros. Con 
este criterio tendremos 
 
 
En otros casos se toma como referencia al cloro 
 
P CL 5 Pentacloruro de fósforo 
S F5 Exafluoruro de azufre 
 
En otros casos es el Oxigeno la referencia 
 
S O2 Dióxido de azufre 
Mn2 O7 Heptoxido de Di manganeso 
Fe2 O3 Sesquioxido de hierro u oxido férrico 
 
 Las valencias máximas positivas y negativas de un elemento en valor 
absoluto, en su suma, nunca es mayor a 8. 
 
Ejemplo : Cl mínima -1; máxima + 7 
La primera teoría de la valencia par los compuestos ionicos en base a la es-
tructura atómica fue propuesta por el químico germano Kosell y posteriormente 
el americano Lewis establecieron la teoría del octeto que dice: 
 
La combinación entre los átomos se realiza en forma tal que en su nivel 
electrónico exterior se produce la formación de octetos electrónicos 
 
La estructura de 8 electrones se considera estable por ser la correspondiente a 
los gases nobles que se caracterizan por su inercia química o estabilidad. 
 
 Con excepción de los átomos próximos al He que tienen en su ultima 
órbita 2 electrones por formar doblete en lugar del octeto. 
 
 Los átomos, para mantenerse unidos formando moléculas, logran formar 
octetos o, en algunos casos dobletes de varias formas diferentes surgiendo 
así, los diversos tipos de enlaces o valencias electrónicas. 
 
 158 
Los tipos de enlaces son 
 
1) Enlace Ionico o Heteropolar o Electrovalente 
2) Enlace covalente u Homopolar 
3) enlace covalente coordinado o dativo 
4) Enlace de Hidrogeno 
5) Enlace metálico 
 
Detalle 
 
1) Enlace Ionico o Heteropolar o Electrovalente 
 
 En la formación de compuestos electrovalentes hay transferencia de 
electrones del elemento electropositivo o de carácter metálico, al electronegati-
co o no metálico. 
 
Ejemplo 
 
Na* + Cl Na Cl 
 
 2 - 8 – 1 2-8-7 2-8 2-8-8 
 
 
Esta unión se llama también Ionica (ver concepto de Ion) 
 
Concepto: Esta unión se produce entre elementos electropositivos y electro-
negativos. Es la unión clásica de los compuestos inorgánicos y en general se 
produce entre elementos de los grupos mas alejados de la tabla. Todos los 
elementos tienen a formar en la ultima capa un orbital con 8 electrones. En 
esta unión uno de los elementos pierde electrones que los gana el otro. 
 
Consideraciones Generales: 
 
a) En esta unión cada átomo que se combina se convierte en ion y posee tan-
tas unidades de valencia como electrones adquiere o cede. 
b) Los átomos que ceden electrones se convierten en iones + o cationes (ca-
racter metálico) 
c) los átomos que adquieren electrones se convierten en iones - o aniones (ca-
racter no metálico) 
 
Características de los compuestos electrovalentes: 
Se caracterizan por: 
 
1) Posee P.F. elevado 
2) Poseen P.Eb. elevado 
3) Presentan estructura cristalina ionica 
4) Son solubles en agua y poco solubles en compuestos orgánicos 
5) Al estado fundido o disuelto en H2 O, la atracción electrostática entre sus 
iones se hace más débil, disociándose y haciéndose conductoras de la corrien-
te eléctrica 
 159 
6) Unión propia de las sales inorgánicas (no son exclusivas) 
 
2) Enlace covalente u Homopolar: Esta unión se produce solamente entre 
compuestos electronegativos. No hay intercambio de electrones, sino que los 
mismos se comparten, por lo que no existe ionización. 
Ejemplo 
 H° +H* H °* H 
 
 Las moléculas que componen este tipo de unión no siempre son de na-
turaleza electrostática. Existen fuerzas de caracter magnético y del tipo de 
unión electrónica originadas por esas fuerzas, 
 
 Los átomos se combinan para formar moléculas, lo hacen por medio de 
pares o dobletes electrónicos. 
 
 Los átomos de ese par electrónico, pertenece a cada uno de los átomos 
que se unen. Los dos átomos se unen para formar una molécula y cada uno 
contribuye con un electrón. Formando así, el par o doblete. 
 
 El par de electrones compartidos pertenece por igual a los dos átomos 
 
 
 Este tipo de enlace esta algo polarizado pues su par electrónico esta 
ubicado mas próximo al cloro debido a su elevada electronegatividad. Esto sig-
nifica que estos enlaces dependen de su distinta electronegatividad, para que 
se unan (el núcleo de atracción del cloro es >> que el hidrogeno. 
 
Como los pares electrónicos son compartidos por igual por los átomos que se 
unen, la molécula resultante no presenta diferencias eléctricas y por eso se 
denomina No Polar u Homopolar. 
 
Caracteres de los compuestos covalentes 
 
 Un átomo aporta un par de electrónico y el otro lo acepta quedando lue-
go ese par compartido por ambos. 
Ejemplo: 
 160 
 Es una variante del enlace covalente simple donde solo un átomo con-
tribuye con 2 electrones y que son aceptados por el otro completando así el 
octeto, aunque este ya esta completo. 
 
 En esta unión intervienen solamente elementos electronegativos y tam-
bién la unión se realiza por electrones compartidos, donde un solo elemento 
pone los electrones. El que los da se llama dador y el que los recibe se llama 
receptor. 
 
 
4) Enlace de Hidrogeno 
 
 Esta unión se establece cuando un átomo de hidrogeno queda incluido 
entre dos átomos electronegativos. 
 
 
 
La línea punteada representa un enlace H (es por esto que el ácido Fluorhidri-
co se presenta como un dimero - H2 F2). 
 
 Debido a este tipo de enlace el P. Eb. es mayor que en los restantes 
Haluros de Hidrogeno (además de tener P.M. mas elevado). 
 
H2 F2 = 19°C H Cl = -85°C H Br = - 66°C H I = -36°C 
 
Otro ejemplo es el H2 O 
 
 161 
 
 
Este enlace llamado también Puente Hidrogeno es establecido por un patrón 
compartido por dos átomos electronegativos. 
 
Es más débil que la unión covalente y la electrovalente 
 
En el caso del H2 O hay dos pares de electrones en cada átomo de oxigeno y 
cada uno de estos pares pueden formar puente Hidrogeno con el protón de 
otra molécula de agua. 
 
5) Enlace metálico 
 
Este tipo de enlace representa las características de los enlaces ionicos y co-
valentes pero con el agregado del fenómeno de resonancia que se da esen-
cialmente en los compuestos orgánicos. 
 
Conceptos Utiles 
 
Peso Atómico (P.A.): Es el peso del núcleo del átomo y donde se considera 
que se concentra toda la masa atómica. 
 
Peso Molecular (P.M.): Es la suma de los P.A. de una molécula. 
 
Mol : Es el P.M. expresado en gramos (indica la masa). 
 
Numero Atómico (N.A.): Indica el numero de protones que hay en el núcleo. 
Como el átomo es un ente eléctricamente equilibrado, este n° nos indicara 
también el n° de electrones. 
 
Periodo: Es el conjunto de elementos que comienza en un metal alcalino y 
termina en un gas noble (es el n° de capas en que se han distribuido los elec-
trones. 
 
Grupo : Es el conjunto de elementos ordenados verticalmentey que poseen 
propiedades análogas. 
 
Valencia: Es la capacidad de combinación de un átomo de un elemento res-
pecto a otro que se toma como tipo o referencia. 
 
Ion: Es un átomo que ha ganado o perdido electrones en consecuencia el ion 
podrá ser eléctricamente positivo o negativo. La perdida o ganancia de electro-
 162 
nes se produce porque todos los elementos tienden a formar el octeto, es de-
cir, que todos tienen a obtener en la ultima capa la misma cantidad de electro-
nes que contiene el gas noble más cercano. 
 
Todos los metales tienden a transformarse en iones positivos, mientras que los 
no metales al tender a ganar electrones pasan a transformarse en iones nega-
tivos, por esa razón se observa que los grupos 1 al 4 están formados princi-
palmente por no metales (grupos 1 y 2en especial). 
 
 
 N° equivalentes disueltos 
Normalidad = ------------------------------------ 
 N° de litros de solución 
 
 
 N° de moles de soluto 
Molaridad = -------------------------------------- 
 N° litros de solución 
 
 N° de moles de soluto 
Molalidad = -------------------------------------- 
 N° Kgm. de disolvente 
 
 
UNIDAD 3 : CUESTIONARIO ORIENTADOR 
1 – En la Tabla Periódica de los Elementos, la ubicación de los 
mismos tienen ciertas particularidades que permiten su con-
formación. Puede indicar: 
a – La disposición de los Grupos. 
b – La disposición de los Períodos y su relación directa con la 
electronegatividad de los elementos según su ubicación. 
c – Cuál fue el criterio empleado por Mendelejeff y los que los 
sucedieron para tener las disposiciones indicadas en a y b?. 
d – Indicar las Ventajas y las Desventajas que posee la Tabla 
en su conjunto. 
2 – Qué conclusiones importantes se pueden extraer del estu-
dio de la Tabla Periódica? 
3 – Se pueden o se deben aplicar las definiciones de la Teoría 
Electrónica de la Valencia y la Teoría del Octeto a la formación 
de compuestos?. Las uniones o enlaces químicos siguen el 
mismo criterio de aplicación de dichas Teorías?. 
 
 
 163 
UNIDAD 4 
 
FENÓMENOS FÍSICOS Y QUÍMICOS: DIFERENCIAS 
 
FÍSICOS: Es todo cambio que no afecta la naturaleza íntima de la sustancia. 
Ej.: Dilatación de los metales por acción del calor. 
 
QUÍMICOS: Consiste en la transformación de una sustancia química en otra u 
otras. Ej.: La combustión del azufre, de la madera, del alcohol y del gas natu-
ral. 
 
 Los fenómenos físicos y químicos son simultáneos, resultando difícil su 
neta separación. 
 
 CARACTERÍSTICAS COMPARATIVAS: 
 
FENOMENOS FISICOS FENOMENOS QUIMICOS 
1) No se modifica la naturaleza íntima 
de la sustancia. 
2) En general es reversible al cesar la 
causa que lo origina. 
1) Se modifica totalmente. 
 
2) No es reversible, sino permanente. 
 
 
COMBINACIÓN: Siempre que se unan dos o más sustancias para formar otra 
sustancia. 
 
 CO2 + OCa CO3 Ca 
 
 Paralelamente, la energía que una sustancia absorbe o desprende al 
formarse (combinación) es igual a la que desprende o absorbe al descompo-
nerse (descomposición). 
 
PESO ATÓMICO: Es el peso del núcleo del átomo donde se considera que se 
concentra toda la masa atómica. 
 
PESO MOLECULAR: Es la suma de los pesos atómicos de una molécula. 
 
MOL: Es el peso molecular expresado en gramos, es decir el que indica la ma-
sa. 
 
Ejemplo Peso atómico O2 = 16 
 
Peso molecular O2 = 32 1 mol O2 = 32 gr. 
 
 Para calcular el peso molecular de un compuesto se multiplica. 
 El peso atómico de cada elemento por la valencia que tiene y luego se 
suman todos los pesos atómicos obtenidos. 
 
P. Molec. Ácido sulfúrico (S O4 H2) 
 164 
P. atómico S + P. Atómico O x 4 + P. Atómico H x 2 
 
 32 + 64 + 2 =98 
 
1 mol de (S O4 H2) = 98 gr. 
 
 
NÚMERO ATÓMICO: Se simboliza con Z indica el N° de protones que hay en 
el núcleo, como el átomo es un ente eléctricamente equilibrado, Z nos indicará 
también el N° de electrones. 
 
NÚMERO MÁSICO: Se simboliza con A indica el N° de protones más el N° de 
neutrones que hay en el núcleo, de esta manera, para averiguar el N° de neu-
trones, bastará restarle al N° másico el N° atómico. 
 
N = A - Z 
 
CONCEPTO DE REACCIÓN REVERSIBLE: Se denomina así a aquellas reac-
ciones que se producen en ambos sentidos (simbolizándolos con una doble 
flecha). Al reaccionar A+B se producen C+D, pero inmediatamente C reacciona 
con D para formar A y B nuevamente. Estas son reacciones que no se comple-
tan pues el sistema formado por la misma, contendrá 4 compuestos: 
A; B; C; y d 
 
A + B C + D 
 
CONCEPTO DE REACCIÓN IRREVERSIBLE: Se denomina así a las reaccio-
nes que se producen en un solo sentido, es decir que después de producida la 
reacción, desaparecen los reactantes (A y B) formando nuevas sustancias (o 
productos C y D). 
 
A + B C + D 
 
 
DIFERENTES TIPOS DE REACCIONES 
 
1°) a) REACCIONES REVERSIBLES: 
 
 A + B C + D 
 
 Son las que se producen en ambos sentidos, hecho que se expresa por 
dobles flechas. Al reaccionar A con B se producen C+D, pero inmediatamente 
C reacciona con D para formar nuevamente A y B. Son reacciones que no se 
completan, puesto que el sistema formado por la misma contendrá 4 compues-
tos: A; B; C y D. 
 
 I2 + H2 2 H I 
 
 
 165 
b) REACCIONES IRREVERSIBLES: 
 
A + B C + D 
 
 Se denominan reacciones irreversibles a las que se producen con un 
solo sentido, es decir que después de producida la reacción desaparecen los 
reactantes formando nuevas sustancias. Son aquellas reacciones que se com-
pletan. 
 
H2 S O4 + Znº Zn SO4 + Hº2 
 
2) REACCIONES DONDE LOS ELEMENTOS Y RADICALES NO MODIFICAN 
SUS VALENCIAS: 
 
Na CI + Ag NO3 Ag CI + Ag NO3 
 
3) REACCIONES DONDE LOS ELEMENTOS EXPERIMENTAN CAMBIOS 
EN SUS VALENCIAS: 
 
 Cu SO4 + Znº Zn SO4 + Cuº 
 +2 0 +2 0 
 
 
 
4) REACCIONES DE SÍNTESIS O COMBINACIÓN: 
 
 Son las reacciones que se producen cuando los reactantes son sustan-
cias simples aunque se produzcan también para compuestas. 
 
 S + O2 SO2 (simples) 
 
 CaO + H2O Ca (OH)2 (compuesta) 
 
 
5) REACCIONES DE DESCOMPOSICIÓN: 
 
 Es lo contrario de la combinación, o sea, un solo reactante es transfor-
mado en 2 o más productos de reacción: 
 
 2 Hg O 2 Hg0 + O2 
 
 
6) REACCIONES DE DESPLAZAMIENTO: 
 
 Son aquellas que los átomos de un elemento desplazan a los átomos de 
otro elemento en un compuesto, o sea: 
 
 A + BC AC + B 
 H2 SO4 + Zn0 Zn SO4 + H2 
 166 
 Cu SO4 + Fe0 Fe So4 + Cu0 
 
7) REACCIONES DE DOBLE DESPLAZAMIENTO: 
 
 AB + CD AD + CB 
 
 Las reacciones pueden ser reversibles y entrar en equilibrio químico. Las 
reacciones se producen con velocidades distintas (rápidas o lentas). Las velo-
cidades de las reacciones químicas dependen de muchos factores entre los 
cuales se tienen: las concentraciones, temperaturas, presiones, luz, etc. 
 Si consideramos como v1 a la velocidad de los reactantes y v2 a la velo-
cidad de reacción de los productos de reacción, en las reacciones reversibles 
alcanzará el equilibrio químico cuando ambas velocidades se igualen, es decir 
que v1 =v2. 
 
 
 
 
8) REACCIONES DE COMBUSTIÓN: 
 
 Estas reacciones se producen con desprendimiento de calor y luz. Las 
reacciones de combustión más comunes son las que se efectúan con la inter-
vención de O2 del aire. Ej.: combustión del carbón, maderas, gas natural, kero-
sene, naftas, etc. 
 Las reacciones de combustión son en realidad reacciones de oxidación 
con liberación de energía calórica y luminosa. 
 
 Hay 2 tipos de reacciones de combustión: 
 
a) COMPLETA: Se efectúa con exceso de O2. Si el combustible contiene Car-
bono, este se convierte en CO2 y si posee H se transforma, pero también forma 
H2O. 
 
 167 
 C0 + O02 CO2 
 CH4 + 2 O02 CO2 + 2H2O 
 
b) INCOMPLETA: Se producen cuando la cantidad de oxígeno es poco por lo 
cual, al haber defecto de éste, no se pueden oxidar completamente tanto el C 
como el H, produciéndosegeneralmente C libre que se desprende como hollín 
a través de chimeneas o se deposita carbón en los pistones o se produce una 
oxidación incompleta del C formando monóxido. 
 
 2 C0 + O02 2 CO 
 
9) REACCIONES DE OXIDO-REDUCCIÓN: es un apéndice de las reaccio-
nes de cambios de valencias- 
 
 Para explicar este tipo de reacciones debemos conocer los siguientes 
items que son fundamentales: 
 
a) FORMACIÓN DE COMPUESTOS. Hacer todos los casos de acuerdo a la 
Tabla Periódica. 
 
b) CONCEPTOS VÁLIDOS: 
 
VALENCIA: La relación del N° de átomos que se combinan entre sí ha de ser 
definida y de un número entero y sencillo , lo que está de acuerdo, además, 
con uno de los postulados de la teoría electrónica de la valencia (o de Dalton). 
 Cada elemento posee con respecto a otro, una cierta, capacidad de 
combinación donde la valencia determina el N° de átomos que pueden combi-
narse un elemento con otro. En síntesis: “Es la capacidad que tienen los áto-
mos de un elemento de combinarse entre sí, tomando a uno como referencia”. 
 
o sea que: si asignamos a un elemento que tiene una valencia tipo, podemos 
establecer el valor de valencia del restante elemento. 
 Si interpretamos los compuestos desde el punto de vista de uniones ió-
nicas o polares, valencia “Es el N° de electrones que cede o gana un átomo”. 
Mientras que para los compuestos covalentes o unipolar la valencia significa 
“El N° de pares de electrones compartidos”. 
 Esta última es imprecisa su aplicación dado que el concepto se ajusta 
más a los compuestos con uniones covalentes coordinadas o dativas. 
 Si se debe aplicar alguna regla para la formulación de sustancias com-
puestas resultantes de la unión de átomos distintos, podemos decir que, si dos 
elementos se unen para formar una sustancia compuesta, actuando ambos 
con la misma valencia, dichos elementos se combinan átomo a átomo, mien-
tras que si la combinación, se realiza entre átomos que actúan con valencias 
distintas, el total de valencias de un elemento es igual al total de las valencias 
del otro elementos. 
 
 
 
 168 
 
 
CONCEPTOS DE OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN 
OXIDACIÓN: Es el aumento de la valencia positiva de un ión, átomo o grupo 
de átomos, por la cesión de uno o varios electrones. 
 
REDUCCIÓN: Es la disminución de la valencia positiva por la captación de 
electrones por un ión, átomo o grupo de átomos. 
 
CONCEPTOS VÁLIDOS: 
 
- El N° de electrones cedidos en la oxidación es igual al N° de electrones ad-
quiridos en la reducción. 
- El ión, átomo o molécula que captó electrones es un oxidante, se reduce y 
disminuye su valencia positiva. 
- El ión, átomo o molécula que cede electrones es un reductor, se oxida y 
aumenta su valencia positiva. 
 
Cuadro Sinóptico 
 
Cuando la 
sustancia se Electrones Cargas 
Valencia posi-
tiva Actúa como 
OXIDA CEDE ADMITE (+) AUMENTA REDUCTOR 
REDUCE ADQUIERE CEDE (+) DISMINUYE OXIDANTE 
 
 
UNIDAD 4 : CUESTIONARIO ORIENTADOR 
 
1 – Si se modifica la naturaleza íntima de la sustancia y no es 
reversible, a qué tipo de fenómeno nos estamos refiriendo y 
porqué? 
2 – Puede Ud. completar las definiciones siguientes? 
a) La suma de neutrones y de protones del número atómico re-
presentan…………………………………… 
b) El número de protones que hay en el núcleo representa 
el………………………………………………. 
3 – Cuando los elementos se Oxidan o cuando se Reducen en 
un proceso de Óxido Reducción, qué sucede con: 
a – Sus electrones. 
b – Sus cargas. 
 169 
c – Sus valencias negativas. 
d – Su acción en la reacción ( cómo actúa ). 
 
 
 169 
UNIDAD 5 
 
LEYES DE LAS SUSTANCIAS Y COMBINACIONES 
 
1) LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA: (Ley de Lavoisier) 
 “En todo sistema materialmente aislado, su masa permanece constante 
aunque en el se verifiquen reacciones químicas”. 
 Esta es una generalización de resultados experimentales verificados por 
una reacción química teóricamente diseñada, en la cual no se producen cam-
bios de masas, salvo las pequeñas diferencias atribuidas a errores debidos a 
dichas experiencias. 
 
2) LA REACCIÓN EXPERIMENTAL ES: 
 
A+B C+D 
 
 De acuerdo a la Ley, la suma de las masas de A y B (reactivos) será 
igual a la suma de las masas de A y B que hayan quedado en el sistema sin 
reaccionar más la suma de las masas de las sustancias C o D obtenidas: 
 
mA + mB = mC + mD + m”A + m”B 
 
4) LEY DE CONSERVACIÓN DE LOS ELEMENTOS: 
 
 “En todo sistema químicamente aislado, la masa de cada elemento 
permanece invariable, indefinidamente de que se realicen o no transformacio-
nes químicas”. 
Ejemplo 
 
 
 Se verifica que 12 grs. de Carbono reaccionan con 4 grs. de Hidrógeno 
dando 16 grs. de Metano. 
 
 La masa de cualquiera de los elementos que intervienen en la reacción 
permanece constante. Este es el principio fundamental para el cálculo este-
queométrico. 
 
Esta Ley se ve limitada en su cumplimiento en dos aspectos: 
 
a) Si se tiene en cuenta la transformación de Masa en Energía. 
b) Transformaciones Radioactivas. 
 
 170 
 
 
3) LEY DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES (LEY DE PROUST). 
 
 “Cuando dos sustancias simples se combinan para formar un compues-
to, sus Masas mantienen relaciones constantes”. 
 Por ej.: Para la preparación del HgO (óxido de Mercurio); H2O (agua) y 
CuO (óxido cúprico), tomando la misma cantidad de oxígeno se necesitan can-
tidades definidas de Hg; H2 y Cu. 
 
 
 
NUMÉRICAMENTE: 
 
 200,61 grs de Hg = 216,61 grs. de Hg O. 
16 grs. de oxígeno 2,016 grs. de H2 = 18,016 grs de H2O. 
 63,54 grs. de Cu = 69,54 grs. de Cu O. 
 
 
4) LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES (LEY DE DALTON) 
 
 “Cuando dos elementos forman más de una sustancia compuesta, las 
masas de uno de ellos que se combina con una masa fija de otro elemento. 
Están entre sí como números naturales, generalmente pequeños”. 
 Ejemplo: Aplicaremos para el Nitrógeno (N2) y el oxígeno (O2) que for-
man cinco óxidos principales, con cada uno de ellos determinaremos los por-
centajes de N2 y O2. 
 
Oxidos Porcentaje Oxigeno Porcentaje Nitró-
geno 
 
Oxido nitroso 36,40 63,60 
Oxido nítrico 53,40 46,60 
Anhídrido nitroso 63,18 36,82 
Tetroxido de dinitrogeno 69,50 30,50 
Anhídrido nítrico 74,15 25,85 
 
 
LAS RELACIONES SON LAS SIGUIENTES: 
 
 171 
 
 Con los resultados de las relaciones respectivas observamos que 
los óxidos poseen proporciones del orden: 
 
 0,571: 1,142: 1,713: 2,284: 2,855 O SEA 
 1: 2: 3: 4: 5 
 
 ES decir, que se verifica que la proporción en que el oxígeno se combi-
na con partes fijas de nitrógeno es variable, pero en lugar de variaciones conti-
nuas, son variaciones “A saltos”. También se cumplen con más de dos elemen-
tos. 
 
5) LEY DE LOS PESOS EQUIVALENTES O DE LAS PROPORCIONES RE-
CÍPROCAS (LEY DE MENSEL-RICHTER). 
 
 “La razón de las masas con que dos elementos se combinan entre sí, es 
la misma que la de las masas de estos dos elementos que se combinan con 
una misma masa de un tercer elemento, arbitrariamente elegido, o bien multi-
plicada por una relación de números enteros y pequeños”. 
 Esta Ley es una consecuencia de la Ley de Dalton. 
 
 172 
6) LEY DE LAS COMBINACIONES DE SUSTANCIAS GASEOSAS (LEY DE 
GAY LUSSAC). 
 
1ra. Ley: (o de las combinaciones volumétricas de los gases) 
 “Cuando se combinan dos sustancias gaseosas, sus respectivos volú-
menes, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, guar-
dando entre sí una relación de números enteros y pequeños”. 
 
2da. Ley: (o de las combinaciones volumétricas de los gases). 
 “Cuando el compuesto resultante de la reacción de los gases. Es otro 
gas, su volumen, medido en las mismas condiciones de presión y temperatura 
que el de los gases reaccionantes, guarda con respecto a los volúmenes de 
éstos, una relación de número entero y pequeño”. 
 
 
UNIDAD 5 : CUESTIONARIO ORIENTADOR 
 
1 – Cuando la Temperatura es constante y el Volumen de la 
masa gaseosa es inversamente proporcional a la Presión que 
soporta, a qué Ley nos estamos refiriendo y cuál es su fórmulade aplicación? 
2 – Gay Lussac enunció 2 Leyes de Combinación de Sustan-
cias Gaseosas, puede Ud. Enunciarlas y dar algún ejemplo de 
aplicación de las mismas? 
3 – Gay Lussac y Boyle Mariotte relacionan 2 de las 3 variables 
que caracterizan al estado gaseoso. Tomando como referencia 
lo precedentemente mencionado, existe alguna Ley o ecuación 
que analiza la variable faltante?. De ser afirmativa su respues-
ta, desarróllela. 
 
 173 
UNIDAD 6 
 
CINETICA QUIMICA- CATALISIS 
 
 
CINÉTICA QUÍMICA. 
FACTORES QUE MODIDICAN LA VELOCIDAD DE LAS REACCIONES: TEM-
PERATURA, SUPERFICIE, LUZ Y CONCENTRACIÓN. 
LA LEY DE ACCIÓN DE LAS MASAS. 
LOS CATALIZADORES, INHIBIDORES Y PROMOTORES. 
ENVENENAMIENTOS. 
EQUILIBRIO QUÍMICO. 
LEY DE GULDBERG Y WAAGE APLICADA A LOS SISTEMAS REVERSIBLES. 
PROBLEMAS TIPO. 
LA LEY DE LE CHATELIER. 
LOS EFECTOS DE LA VARIACIÓN DE CONCENTRACIÓN, PRESIÓN Y TEM-
PERATURA EN LOS SISTEMAS EN EQUILIBRIO. 
 
 
CINÉTICA QUÍMICA 
 Al reaccionar las sustancias, algunas lo hacen en forma rápida y otras en 
forma lenta. 
 La reacción entre el hierro y el oxígeno del aire, se produce lentamente; el 
sodio, puesto en contacto con el aire, se oxida rápidamente. 
 
La velocidad con que se producen las reacciones es variada. 
 
 Algunas sustancias pueden hallarse mucho tiempo juntas sin reaccionar, 
pero alguna causa exterior puede iniciar la reacción y ésta se produce, entonces, 
hasta acabar con las sustancias reaccionantes. 
 Tal es el caso, de la combustión del papel. Papel y oxígeno se hallan juntos 
y no reaccionan, pero basta el auxilio de una llama para que la reacción se inicie y 
continúe hasta agotarse. 
 
El capítulo de la Química que estudia la velocidad de las reacciones, se de-
nomina cinética o química. 
 
 
VELOCIDAD DE REACCIÓN 
 La velocidad de una reacción química se mide mediante la velocidad de 
reacción de las sustancias reaccionantes o la velocidad de reacción de las sus-
tancias obtenidas en la reacción. 
 
2H CL + Zn ----- 
 ----- Zn Cl2 +H2 
 
 La velocidad de reacción se expresa en : 
1) Moles o gramos de H Cl o de Zn, que reaccionan por litro y por segundo. 
2) Moles o gramos de Zn Cl2 o de H2 producidos por litro y por segundo. 
 
 velocidad= moles de sustancias que reaccionan por litro 
 tiempo en segundos 
 
 
 velocidad= moles de sustancias obtenidas por litro 
 tiempo en segundos 
 
 Los moles o gramos de sustancias por litro, se denominan : concentración 
 Por consiguiente, la velocidad de la reacción puede estar expresada por: 
 
 
 174 
 
 
Siendo el numerador la variación de la concentración y el denominador, el 
tiempo en el que se produce esa variación. 
 Si la velocidad de la reacción es lenta, el tiempo puede expresarse en mi-
nutos y aún, en horas. 
 
FACTORES QUE MODIFICAN LA VELOCIDAD DE LAS REACCIONES 
 Muchos son los factores que modifican la velocidad de las reacciones: la 
naturaleza de los reactivos, la temperatura, la concentración, la presión, la luz y 
los catalizadores, entre otros. 
 
EL CHOQUE INTERMOLECULAR, INTERATOMICO O INTERIONICO 
 Para que dos sustancias reaccionen, sus moléculas, átomos o iones deben 
chocar. 
 Estos choques producen un nuevo ordenamiento electrónico y, por consi-
guiente uno nuevo entre sus enlaces químicos, originando nuevas sustancias. 
 
a) Influencia de la temperatura 
La velocidad de una reacción crece, en general, con la temperatura. 
 
 Esta aumenta los movimientos de las moléculas o iones, con lo cual au-
menta el número de choques y con ello, la posibilidad de la reacción. 
 
La velocidad de casi todas las reacciones se duplica, aproximadamente, por 
cada 10° C que aumenta la temperatura. 
 
 Por ejemplo, si una sal se descompone a 1°C en 20 minutos, si la tempera-
tura aumenta 10°C, la descomposición de la misma masa de sal se realiza en solo 
10 minutos. El valor 2 no es constante para todas las reacciones químicas. 
 El cloruro de sodio reacciona lentamente con el ácido sulfúrico. El calor 
aumenta la velocidad de la reacción y así, se obtiene cloruro de hidrógeno: 
 
2Na Cl + H2 SO4 ---------------------------------- Na2 SO4 + 2hcl 
 
 El hidrógeno reduce al óxido cúprico en caliente, no lo hace a la temperatu-
ra ambiente: 
 
H2 + Cu O ----------------------------------- H2O + Cu 
 
 El hidrógeno se combina se combina con el oxígeno en el eudiómetro, por 
medio de la chispa eléctrica, que es una forma de elevar la temperatura. 
 La ignición de un combustible comienza si se aumenta la temperatura hasta 
iniciar la reacción. Como ésta es exotérmica, luego continúa sola. 
 
REACCIONES ENDOTÉRMICAS Y EXOTÉRMICAS 
 Las reacciones químicas van acompañadas de cambios de energía con el 
medio que se manifiestan bajo la forma de calor, luz o electricidad. 
 El estudio de los cambios caloríficos que acompañan a las reacciones quí-
micas, se denomina: termoquímicas. 
 Cuando una reacción química se produce con desprendimiento de calor, la 
reacción se denomina exotérmica y a las reacciones que se producen con absor-
ción de calor, se las denomina endotérmica. 
 Cada reacción química desprende o absorbe una cantidad de calor fija, que 
es propia y característica de dicha reacción. 
 175 
 Esta cantidad de calor que durante una reacción química se intercambia 
con el medio, se denomina calor de reacción. 
 Este calor de reacción se expresa en kilocalorías. 
 
La kcal (lilocaloría) es la cantidad de calor necesaria, para elevar la tempera-
tura de 1kg de agua en 1°C. 
 
 El calor de reacción se incluye en las ecuaciones químicas así: 
 
 C + O2 --------- CO2 + 95,3 kcal 
 12g 32g 44g 
 
 Esto indica que 12 gr de carbono al combinarse con 32 gr de oxígeno, for-
man 44 gr de dióxido de carbono con el desprendimiento de 94,3 kcal (exotérmi-
ca). 
 Cuando la reacción es exotémica, como la del ejemplo anterior, a la canti-
dad de calor se le atribuye signo positivo. 
 En cambio, si la reacción es endotémica, o sea, se produce con absorción 
de calor, a la cantidad de calor absorbida se le coloca signo negativo. 
 
 2 C + 2 H2 C2 H4 - 9,56 kcal 
 24g 4 26g absorción 
 
 Esto significa que la combinación de 24 gramos de carbono con 4 gramos 
de hidrógeno, producen 26 gramos de eteno y el sistema absorbe 9,56 kilocalo-
rías. 
 
b)Superficie 
 Cuando una o todas las sustancias que se combinan se hallan en estado 
sólido, la velocidad de reacción depende de la superficie expuesta en la reacción. 
 Cuando los sólidos están molidos o en granos, aumenta la superficie y por 
consiguiente, aumenta la posibilidad de choque y la reacción es más veloz. 
 Así, al reaccionar el ácido clorhídrico con el cinc, éste se usa en granallas. 
El ataque por el ácido es más veloz, al aumentar la superficie expuesta por el me-
tal. 
 La viruta de madera arde más rápido que el tronco; la lana de acero quema 
fácilmente no así el trozo de hierro. 
 
El aumento de la superficie de las sustancias que reaccionan origina un au-
mento de la velocidad de la reacción. 
 
c)La luz 
 Hay reacciones que en la oscuridad; son muy lentas, como por ejemplo, la 
combinación del hidrógeno con el cloro. 
 La luz solar acelera el proceso en forma tal, que a la luz solar directa, la 
reacción se hace explosiva: 
 
 luz difusa 
 H2 + Cl2 --------------------------- 2 H CL 
 
 Lo mismo sucede con la reacción entre el cloro y el metano; entre el bromo 
y el hidrógeno y en la formación de glúcidos por los vegetales verdes a partir del 
agua y del dióxido de carbono en la fotosíntesis. 
 
d) La concentración 
 Referente a la dependencia de la velocidad de reacción y concentración de 
las sustancias que reaccionan, la ley de acción de las masas de Guldberg y Waa-
ge establece que: 
 
 
 
 176 
La velocidad de una reacción química es proporcional a la concentración en 
moles por litro (moles) de las sustancias reaccionantes. 
 1 
 
 Si dos sustancias homogéneas (gases o soluciones) A y B reaccionan: 
 A + B C + D 
 
la velocidad de reacción es: 
V = [ A ] [ B] 
 
en la que los corchetes señalan concentraciones enmoles/1. 
 
Observemos que la velocidad depende del producto de ambas concentra-
ciones. 
 
 Pues, si un mol de A reacciona con un mol de B a la velocidad v; dos moles 
de A con un mol de B reaccionarán a la velocidad 2v: 
 
 v ’ = 2 [A] [B] 
 v’= 2v 
 
y dos moles de A con dos moles de B a una velocidad: 
 
 v ’’ = 2 [A] . 2 [B] = 4 [A] . [B] 
 v ’’ = 4 v 
 
 Si las sustancias que reaccionan son gaseosas, la concentración de las 
mismas aumenta si disminuye su volumen, lo que se logra con un aumento de 
presión (Boyle y Mariotte) 
 
LOS CATALIZADORES Y LOS INHIBIDORES 
 
El aumento de la concentración de las sustancias reaccionantes origina un 
aumento de la velocidad de la reacción. 
 
e)Los catalizadores y los inhibidores 
Se llaman catalizadores a las sustancias que intervienen en las reacciones, 
acelerándolas o retardándolas y siguen presentes al finalizar la reacción. 
 
Por ejemplo, añadiendo al peróxido de hidrógeno (H2 O2) bióxido de manganeso, 
se observa que se descompone, dando abundante oxígeno. 
 El bióxido de manganeso permanece inalterado al fin del proceso y como lo 
aceleró; es un catalizador positivo. 
 
Los agentes que modifican la velocidad de una reacción, retardándola se 
denominan catalizadores negativos o inhibidores. 
 
 El peróxido de hidrógeno se descompone por acción de la luz así: 
 
 2 H2 O2 ------------------------------------------ 2 H2 O + O2 
 
 Los frascos color caramelo o el agregado de una pequeña cantidad de fos-
fatos, atenúan la velocidad del proceso. 
 Los antidetonantes de las naftas, como el plomo tetraetilo, son inhibidores.
 Varias son las formas de clasificar a los catalizadores: según formen con 
las sustancias a las que catalizan un sistema homogéneo o heterogéneo; por su 
forma de modificar la velocidad de la reacción, etc. 
 
 
 
 
 177 
 
 
 
 Atendiendo a cómo actúan en los procesos los clasificaremos en: 
a) Catalizadores de contacto. 
b) Catalizadores de transporte. 
 
a) Catalizadores de contacto. 
 
No reaccionan químicamente con las sustancias del sistema; absorben en su su-
perficie, las moléculas de esas sustancias reaccionantes, aumentan, por consi-
guiente, el número de choques entre ellas y aceleran la reacción. 
 
 Algunos metales —finalmente divididos para aumentar la superficie— ac-
túan como catalizadores de contacto: el platino, el níquel, el óxido férrico, el pen-
tóxido de vanadio (V2 O5), entre otros. 
 El dióxido de azufre reacciona lentamente con el oxígeno: 
 
2 SO2 + O2 2 SO3 (lenta) 
 
 
La presencia del platino finamente dividido y del calor, hacen inmediata la reac-
ción: 
2SO2 + O2 2 SO3 (rápida) 
 amianto platinado 
 
b)Catalizadores de transporte 
 
Estos catalizadores actúan interviniendo en la reacción y luego se regeneran 
al finalizar la misma. 
 
 Un ejemplo, es el empleo del óxido nítrico para catalizar la reacción entre el 
SO2 y el O2: 
SO2 + O2 SO3 (lenta) 
 
 Actuando el óxido nítrico, éste reacciona con el oxígeno: 
O2 + 2 NO 2 NO2 
 
 El dióxido de nitrógeno formado, reacciona con el SO2: 
2 SO2 + 2 NO2 2 NO + 2 SO3 (rápida) 
 se regenera 
 
 178 
 En resumen, el óxido de nitrógeno activa la reacción, convirtiéndose en NO2 
y luego de finalizada la reacción, se vuelve a regenerar. 
 
CARACTERISTICAS DE LOS CATALIZADORES 
 Son características de los catalizadores: 
1) Gran desproporción entre la masa de sustancia sobre la que actúan y la pe-
queña masa de catalizador. 
2) El catalizador se halla igual, al final del proceso, que al comienzo de él. 
3) Un catalizador no produce una reacción que sin él no se realiza, sino que, limita 
su acción a modificar la velocidad de la misma. 
4) Los catalizadores son específicos de cada reacción o de un cierto grupo de 
reacciones. 
 
ENVENENAMIENTO DE LOS CATALIZADORES 
 La absorción de las impurezas que acompañan a las sustancias reaccio-
nantes o a los productos generados en la reacción, por el catalizador, pueden 
disminuir y aún, detener su acción. 
 Estas sustancias son retardadoras de los catalizadores. 
 Tal, lo que se observa en el cracking del petróleo con catalizador fluido. La 
arcilla que favorece la ruptura de las moléculas de hidrocarburos de cadena larga, 
para dar nuevamente compuestos volátiles, va retardando su acción por el depósi-
to de carbón que se forma sobre ella. 
 Una cámara recuperadora la depura y vuelve a reiniciar su acción. 
 En otros casos, la presencia de materiales extraños frenan la acción de los 
catalizadores en forma considerable. 
 
Estas sustancias extrañas que forman o detienen la acción de los cataliza-
dores se denominan venenos del catalizador. 
 
 En la reacción entre el dióxido de azufre y el oxígeno, catalizada por el 
amianto platinado, compuestos arsenicales que vienen con el SO2, envenenan a 
la esponja de platino y hacen fracasar el proceso catalítico. 
 Por ese motivo, se emplea actualmente, el pentóxido de vanadio, más re-
sistente al envenenamiento. 
 
PROMOTORES 
 
Se llama así a las sustancias con poca o nula acción catalizadora que, con 
su presencia, aumentan la acción de un determinado catalizador. 
 
 En la combinación entre el nitrógeno y el hidrógeno, para formar amoníaco: 
 
Fe 
N2 + 3 H2 2 NH3 
 
se emplea hierro como catalizador. 
 La adición de óxido de potasio y de óxido de aluminio al hierro, le aumenta 
su acción catalizadora. 
 Estos óxidos son promotores del hierro en la reacción arriba explicada. 
 
EQUILIBRIO QUÍMICO 
 Estudiemos una reacción como la siguiente: 
 
Ag NO3 + Na Cl Ag Cl + Na NO3 
 
 Para simplificar la explicación, la representaremos así: 
 
A + B C + D 
 
 179 
 A medida que la reacción progresa, disminuye el número de moléculas A y 
B (nitrato de plata y cloruro de sodio) y aumenta el número de moléculas de las 
sustancias C y D. 
 Como estas sustancias C y D no pueden reaccionar entre sí, la reacción 
continúa hasta que las moléculas A y B se consumen. 
 La reacción se denomina irreversible. 
 Este sistema irreversible se puede representar tomando como coordenadas 
concentraciones y tiempo, así: 
 
 
PROBLEMAS LEY DE GULDBERG Y WAAGE 
 
K = 0,00114 x 0,00114 = 0,0184 
(0,0084)2 
 
PROBLEMA TIPO N° 2 
 Para la reacción: 
H2 + I2 2 H I 
 
la constante k = 62,5. 
 Al alcanzar el equilibrio, se han hallado 0,4 moles de yodo y tres moles de 
ácido yodhídrico, en un volumen total de 25 l. ¿Cuántos moles de hidrógeno hay 
en el sistema? 
 
SOLUCIÓN 
 Concentración de yoduro de hidrógeno: 
 
(H I) = 3 moles 
 25 l 
 
 Concentración de yodo: 
 
( I2 ) = 0,3 moles 
 25 l 
 
 Concentración de hidrógeno: 
 
( H2 ) = x 
 25 l 
 
En el equilibrio. 
 
 
 
 
 180 
 
 
PREDICCIÓN DEL DESPLAZAMIENTO EN EL EQUILIBRIO: 
LA LEY DE LE CHATELIER 
 
 Para poder predecir cómo reacciona un sistema en equilibrio cuando una 
causa externa lo altera, se aplica un principio propuesto por Henry Louis. Chatelier 
a fines del siglo XIX y que se conoce con el nombre de Principio de Le Chatelier: 
 
Si sobre un sistema en equilibrio, una acción exterior produce una modifica-
ción, el sistema reacciona en forma tal de contrarrestar u oponerse a esa 
modificación. 
 
 Consideremos los efectos de la variación de la concentración, la presión y 
la temperatura sobre un sistema en equilibrio y analizaremos cómo se puede pro-
ducir su desplazamiento en base al principio de Le Chatelier. 
 
a)Los efectos de la variación de concentración en un sistema en equilibrio. 
Tomemos nuevamente la reacción: 
 
 2 H I H2 + I2 
 
para la cual, a 425° C es: 
 
 (H2) ( I2 ) = 0,0184 
 K = 
 (H I )2 
 
 Supongamos que en la ampolla tubo donde se halla el sistema, se aumenta 
la concentración del hidrógeno 5 veces su valor. 
 Como k es constante, mientras no varíe la temperatura, deben modificarse 
las concentraciones de I2 y de H I. 
 Esa modificación se produce, disminuyendo la concentración de yodo y 
aumentando la de yoduro de hidrógeno. 
 Se ha producido la reacción: 
H2 + I2 2 H I 
 
 181 
 Sí, en cambio, se añademás yoduro de hidrógeno, aumentan las concen-
traciones de yodo y de hidrógeno por ser k constante. 
 Se favorece la reacción: 
 
2H I I2 + H2 
 
 
CONCLUSIÓN 
1) El aumento de las concentraciones de yodo o de hidrógeno, produce más yodu-
ro de hidrógeno para contrarrestar el aumento de las concentraciones de yodo 
o de hidrógeno. 
2) Aumentando la concentración de yoduro de hidrógeno se produce más yodo y 
más hidrógeno y se contrarresta así, el aumento de la concentración de yoduro de 
hidrógeno. 
 
b)Los efectos de la presión 
 En la síntesis del amoníaco: 
 
N2 + 3 H2 2 N H3 
 1 volumen 3volúmenes 2 volúmenes 
 
 ¿Qué sucede si en el equilibrio se aumenta la presión? 
 El sistema reacciona contrarrestando ese aumento. 
 ¿Cómo lo logra? 
 Disminuyendo su volumen, para lo cual, forma más amoníaco y la reacción 
se desplaza hacia la derecha. 
 
presión 
N2 + 3 H2 2 N H3 
 
CONCLUSIÓN 
1) Un aumento de presión es contrarrestado por el sistema, formando más amo-
níaco para así, disminuir de volumen y, con ello, impedir el aumento de presión 
que era lo que modificaba el equilibrio del sistema. 
 La reacción se desplaza hacia la derecha. 
2) Ante una disminución de presión, el sistema reacciona, contrarrestando esa 
modificación. Para ello, aumenta de volumen, formando más hidrógeno y nitró-
geno, con lo que logra que la presión crezca. 
 La reacción se desplaza hacia la izquierda. 
 
c) Efecto de la temperatura. 
 La reacción: 
 
2 NO N2 + O2 
 
es exotérmica, esto es, se produce con desprendimiento de calor. 
 ¿Qué pasa si este sistema se envía? 
 Según el principio de Le Chatelier, reaccionará contrarrestando ese enfria-
miento. ¿Cómo lo logra? 
 Desprendiendo calor, formando para ello, más nitrógeno y más oxígeno. 
 
CONCLUSIÓN 
1) En un sistema exotérmico, el enfriamiento del sistema hace que ésta reaccione 
desprendiendo calor. 
2) Una elevación de la temperatura, origina un aumento de la concentración de 
NO para contrarrestar ese aumento. 
3) Un aumento de la temperatura retarda los procesos exotérmicos y favorece las 
reacciones endotérmicas. 
 
PARTE PRÁCTICA 
a) Cuestionario: 
 182 
1) ¿Qué estudia la cinética química?. 
2) ¿Cómo se mide la velocidad de una reacción?. 
3) ¿Cómo afecta la temperatura a la velocidad de una reacción?. 
4) ¿Cuál es -aproximadamente- la relación entre el aumento de la veloci-
dad de una reacción y el aumento de la temperatura?. 
5) ¿Cómo afecta a la velocidad de una reacción, el aumento de la superfi-
cie?. 
6) ¿Qué dice la ley de Guldberg y Waage?. 
7) En una reacción 
 
A + B C + D 
 
 ¿Cómo expresa la relación entre velocidad de reacción y concentración?. 
8) ¿Qué es un catalizador?. 
9) Nombre uno de contacto y otro de transporte. 
10) ¿Qué son inhibidores?. 
11) Señale las principales características de un catalizador. 
12) ¿A qué se llaman venenos de un catalizador? 
13) Dé un ejemplo. 
14) ¿Qué son promotores?. 
15) Ejemplifíquelos. 
16) ¿Cuándo un proceso se denomina irreversible?. 
17) Dé un ejemplo. 
18) ¿Cuándo un proceso es reversible?. 
19) Dé un ejemplo. 
20) Enuncie la ley de acción de las masas para los sistemas en equilibrio. 
21) Enuncie el principio de Le Chatelier. 
22) ¿Para qué se aplica?. 
 
b) Ejercicios y problemas: 
 1) Admitiendo que la velocidad de las reacciones se duplica por cada 10°C 
que aumenta la temperatura y sabiendo que una sal, en 20 minutos se descom-
puso un 90%. ¿Cuánto habría tardado si se hubiera calentado 20°C más? 
 R: 5 minutos. 
 
 2) Si la velocidad de descomposición del cinc por el ácido clorhídrico, es 
proporcional a su superficie. ¿Cuánto más rápidamente se disolverán 1.000 cubos 
de cinc de 1 cm cada uno que uno de 1dm?. 
 R: 10 veces. 
 
 3)Describa aplicando el principio de Le Chatelier, cómo afectará un aumen-
to de presión a estas reacciones: 
 
a) H2 (g) + Cl2 (g) 2 H Cl (g) 
 
b) 2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2 O (g) 
 
 R: a) No le afecta. 
 b) Favorece a la segunda. 
 
 4) Siendo la reacción: 
 
H2 + Cl2 2 H Cl 
 
exotémica, ¿qué sucede al variar la temperatura?. 
 Explique qué pasa ante un aumento y qué, ante una disminución. 
 
 5) Calcular la constante de equilibrio: 
 
H2 (g) + I2 (g) 2 H I (g) 
 
 183 
Si a una temperatura t es: 
 
 [ H2 ]= 0,09 moles/litro 
 [ I2 ] = 0,009 moles/litro 
 [ H I ]= 0,21 moles/litro 
 R: k = 54,4 
 
 6) La constante de equilibrio para la reacción: 
 
N2 + O2 2 N O 
 
es 0,0045. ¿Cuántos moles de N O existirán en el equilibrio, si se combinan 3 mo-
les de oxígeno y 3 de nitrógeno en un total de 20 litros?. 
 R: 0,201 moles. 
 
 7) El metanol se fabrica de acuerdo con la siguiente reacción: 
 
CO (g) + 2 H2 (g) CH3 OH (g) + calor 
 
 Señalar qué efecto produce en el sistema en equilibrio 
 a) Un aumento de la temperatura. 
 2) Un aumento de la presión. 
R: a)Decrece la formación de CH3 OH 
 b) Aumenta la formación de CH3 OH. 
 
8) El óxido nítrico desprende 13,5 kcal por mol, cuando reacciona con oxí-
geno para dar dióxido de nitrógeno. 
 
2 NO + O2 2 NO2 + 13,5 kcal 
 
 Predecir el efecto. 
 a) De elevar la temperatura. 
 b) Aumentar la presión, 
 c) Aumento de la concentración de N O en equilibrio. 
 
 R: a) Decrece la formación de NO3. 
 b) Aumenta la formación de NO3. 
 c) Aumenta la formación de NO3. 
 
9) Se mezclan los reactivos A y B; cada uno a la concentración de 0,8 mo-
les/l. Reaccionan dando en equilibrio: 
A + B C + D 
 
 Entonces la concentración de C y D es 0,6 moles/litro. 
 Calcular el valor de la constante de equilibrio. 
 
 10) La reacción del gas de agua a 900°C dio los siguientes resultados: 
CO2 (g) + H2 (g) CO (g) + H2O (g) 
 184 
 
UNIDAD 6 : 
1 – De qué variables dependen la Cinética de las reacciones quí-
micas? 
2 – Existen 4 características fundamentales en los catalizadores 
utilizados en una reacción química. Puede Ud. describirlas y dar 
algún ejemplo de cada caso. 
3 – Se pueden encontrar sustancias que posean poca o nula ac-
ción catalizadora pero que aumenten la acción de un determinado 
catalizador? 
 
	Quimica___Unidad_07
	Quimica_-_Unidad_01
	Quimica_-_Unidad_02
	SUSTANCIAS Y SISTEMAS DISPERSOS
	UNIDAD 2 : CUESTIONARIO
	Quimica_-_Unidad_03
	Na* + Cl Na Cl
	UNIDAD 3 : CUESTIONARIO ORIENTADOR
	Quimica_-_Unidad_04
	FENÓMENOS FÍSICOS Y QUÍMICOS: DIFERENCIAS
	N = A - Z
	A + B C + D
	A + B C + D
	A + B C + D
	I2 + H2 2 H I
	A + B C + D
	H2 S O4 + Znº Zn SO4 + Hº2
	Na CI + Ag NO3 Ag CI + Ag NO3
	Cu SO4 + Znº Zn SO4 + Cuº
	S + O2 SO2 (simples)
	2 Hg O 2 Hg0 + O2
	A + BC AC + B
	AB + CD AD + CB
	Cuadro Sinóptico
	FENOMENOS QUIMICOS
	Quimica_-_Unidad_05
	A+B C+D
	Quimica_-_Unidad_06
	CINETICA QUIMICA- CATALISIS
	2Na Cl + H2 SO4 ---------------------------------- Na2 SO4 + 2hcl
	H2 + Cu O ----------------------------------- H2O + Cu
	C + O2 --------- CO2 + 95,3 kcal
	V = [ A ] [ B]
	O2 + 2 NO 2 NO2
	Fe
	Ag NO3 + Na Cl Ag Cl + Na NO3
	A + B C + D
	PROBLEMAS LEY DE GULDBERG Y WAAGE
	PROBLEMA TIPO N 2
	2 H I H2 + I2
	K =
	2 NO N2 + O2
	A + B C + D
	H2 + Cl2 2 H Cl
	R: k = 54,4
	A + B C + D