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Fundamentos 
de 
Tecnología química 
para formación profesional 
Vollrath Hopp 
en colaboración con 
lng. (grad.) H. J. Klaus 
lng. (grad.) G. Loos 
lng. (grad.) H. M ayer 
Chem. Techn. F. Merz 
lng. (grad.) H. W. Naundorf 
lng. (grad.) E. Starz 
lng. (grad.) H. Winterer 
EDITORIAL 
REVERTÉ 
Barcelona· Bogotá· Buenos Aires· México 
Título de la obra original: 
Grundlagen für die chemische Technologie 
in der betrieblichen Ausbildung 
 
Edición original en lengua alemana publicada por: 
Verlag Chemie, Weinheim 
 
Copyright © Verlag Chemie GmbH, D-6940 Weinheim 
 
Versión española por: 
Prof. Dr. Joaquín de Pascual Teresa 
Universidad de Salamanca. Facultad de Ciencias 
 
© EDITORIAL REVERTÉ, S.A., 1994 
 
Edición en papel: 
© Editorial Reverté, S. A., 1994 
ISBN 978-84-291-7245-4 
 
Edición e-book (PDF): 
© Editorial Reverté, S. A., 2022 
ISBN 978-84-291-9178-3 
 
 
Propiedad de: 
EDITORIAL REVERTÉ, S.A. 
Loreto, 13-15, Local B 
08029 Barcelona 
Tel: (34) 93 419 33 36 
reverte@reverte.com 
www.reverte.com 
 
Reservados todos los derechos. La reproducción total o parcial de esta obra, por cualquier 
medio o procedimiento, comprendidos la reprografía y el tratamiento informático, y la 
distribución de ejemplares de ella mediante alquiler o préstamo públicos, queda 
rigurosamente prohibida, sin la autorización escrita de los titulares del copyright, bajo las 
sanciones establecidas por las leyes. 
 
Introducción 
La tecnología química se considera ordinariamente como el nexo de unión entre la 
química y la ingeniería mecánica. Pero, ¿no será mejor considerarla como un instrumen-
to más en el concierto de las ciencias de ingeniería y de las ciencias naturales? 
Así como para que una pieza de música suene armónicamente al oído se exige el mis-
mo compás y afinamiento de los instrumentos entre sí, de la misma forma sólo se puede 
obtener de una forma reproducible un producto químico si la marcha de las instalaciones 
de producción está acorde con el transcurso de la reacción química. Los conocimientos 
de química, defisica y de ingeniería, en su más amplio sentido, deben tenerse en cuenta y 
aplicarse siempre y constantemente. 
La tecnología química constituye un ejemplo típico de trabajo en equipo de las distin-
tas ciencias. Y su realización, naturalmente, exige disponer de un conjunto de colabora-
dores dispuestos a cooperaren sus tareas, pero también de profundizar y transmitirse sus 
saberes y conocimientos. Para esto es pues necesario un sistema de educación y forma-
ción que pueda transmitir sus fundamentos a los que quieran adquirir sus conocimien-
tos y saberes. Un medio que puede auxiliaren estafunción debe proporcionarlo el presen-
te libro, al que deseamos cordialmente que sirva como un instrumento más en el concier-
to de profesores y alumnos en las tareas docentes, tal como es la tecnología entre las dife-
rentes disciplinas científicas de la naturaleza. 
Prof Dr. rer. nat. Klaus Weissermel 
V 
Prólogo 
Si contemplamos la bibliografía sobre libros de texto para química de que se dispo-
ne, comprobamos que hay una oferta muy amplia para escolares de formación general 
básica y otros estudiantes. Pero en cambio su disponibilidad no es tan buena para alum-
nos de formación profesional y alumnos aprendices en las fábricas. 
Con «Fundamentos de tecnología química» se pone a disposición un libro de texto y 
de enseñanza al servicio de las jóvenes generaciones que deseen adquirir una formación 
profesional y especialmente para los que deseen una cualificación en las actividades 
propias de las fábricas químicas. 
Este libro se ha escrito con el deseo, en primer término, de servir a los obreros especia-
listas, contramaestres, laborantes y técnicos, es decir para todos aquellos que colaboran 
en las actividades de una empresa química, que ayudan a poner en práctica los métodos 
elaborados en los departamentos de investigación y desarrollo y sin los cuales no es posi-
ble el desarrollo del know-how (saber cómo). 
De acuerdo con estos propósitos se ha hecho la elección del contenido de materias. El 
libro se ha dividido en seis capítulos: 
I Principios fundamentales de química 
JI Principios fundamentales de física 
!JI Procesos de fabricación de productos químicos fundamentales 
IV Fundamentos de mecánica y de ingeniería química 
V Medida - Control- Regulación 
VI Principios fundamentales de la seguridad en el trabajo 
Cada uno de los capítulos intenta únicamente transmitir conocimientosfundamenta-
les, prescindiendo de profundizar en conocimientos especiales. Cada capítulo finaliza 
con un cuestionario para test, deforma que el estudioso autodidacta tenga la posibilidad 
de valorar y comprobar el nivel de los conocimientos adquiridos. 
En este libro se ha intentado realizar la experiencia de tratar nó sólo las transforma-
ciones químicas de las sustancias sino también simultáneamente de las variaciones de 
energía que en ellas se producen y teniéndolas siempre y constantemente en cuenta. 
Las transformaciones de sustancias y energías, junto con la técnica de los aparatos 
químicos, constituyen la caracterítica de una producción química. Esta característica es 
la que ha proporcionado la línea maestra en la elección de los temas que se exponen en el 
libro. El texto se ha redactado deforma que sea comprensible para todos los estudiantes 
dedicados a la práctica. 
VII 
VIII Prólogo 
Este libro es también recomendable para estudiantes de escuelas deformación profe-
sional y escuelas técnicas medias como un primer paso a la introducción de la tecnología 
química y para todos aquellos que, en alguna forma, estén relacionados con la tecnolo-
gía química aun cuando de manera marginal y deseen orientarse rápida y fácilmente en 
sus conocimientos básicos fundamentales. 
Agradecemos las valiosas indicaciones y cuidadosa corrección de algunos capítulos 
al Sr. Ing. Dipl. R. Erb, de la empresaHóchst, y así queremos hacerlo constar aquí. Tam-
bién me veo especialmente obligado a dar las gracias al Sr. Dr. M. Schónberg, que hato-
mado para sí el penoso trabajo de comprobar, por nuevo cálculo, las entalpías de las 
reacciones. También agradezco a la Srta. Ing. (graduada) U. Conrad su colaboración en 
la confección del índice alfabético. 
En nombre de todos los autores quiero agradecer tambiénfinalmente a la Sra. Weber 
la fatigosa escritura a máquina del manuscrito y correcciones aportadas. 
Frankfurt(M)-Hóchst Vollrath Hopp 
Índice analítico 
Introducción V 
Prólogo VII 
1 Principios fundamentales de Química 
Definiciones químicas 
1.1 Proceso físico y químico 1 - 1.2 Nociones de elemento y átomo 3- 1.3 Masa ató-
mica 7- 1.4 Molécula y masa molecular 12- 1.5 Enlace químico y energía de enlace 14 
- 1.6 El concepto de valencia 15- 1.7 La reacción química 19- 1.8 Los no-metales 30 
l. 9 Metales 31 - 1.1 O Los metaloides 3 3 
2 Agua 33 
2.1 Estado natural33- 2.2 Propiedades físicas y químicas 34- 2.3 Magnitudes físicas 
de referencia 35- 2.4 Economía hidráulica 35- 2.5 Tratamiento del agua natural según 
su empleo 36 - 2.6 El agua en la industria química 39 
3 Ácidos 43 
3.1 Ácido sulfúrico 44- 3.2 Ácido sulfuroso 44- 3.3 Ácido fosfórico44- 3.4 Ácido 
nítrico 45- 3.5 Ácido carbónico 46- 3.6 Ácido clorhídrico 46- 3.7 Propiedades y 
comportamiento de los ácidos 47 - 3.8 Diferencias en la fuerza de los ácidos 48 
4 Lejías o bases 51 
4.1 Propiedades y comportamiento de los hidróxidos 52- 4.2 Diferencias en la fuerza de 
las bases 54 
5 El valor pH, una medida de la concentración de hidrogeniones 55 
5.1 Definición del valor pH 55- 5.2 Determinación del valor pH 57 
IX 
X Índice anal!tico 
6 Reacciones de neutralización y formación de sales 58 
6.1 Neutralización 58 - 6.2 Diferentes posibilidades de formación de sales 59 -
6.3 Propiedades de las sales 59 - 6.4 Nomenclatura de las sales 60-6.5 Electrólitos y 
electrólisis 62 
7 Compuestos orgánicos 64 
7.1 Constitución de las combinaciones orgánicas 64 
8 Hidrocarburos 65 
8.1 Hidrocarburos alifáticos saturados65 - 8.2 Hidrocarburos alifáticos no saturados 
73 - 8.3 Hidrocarburos cicloalifáticos 77 - 8.4 Hidrocarburos aromáticos 78 
9 Combinaciones aromáticas (aromáticos) 78 
9.1 Estructura fundamental aromática 79- 9.2 Heterociclos 80- 9.3 Grupos funcio-
nales 82 - 9.4 Reacciones químicas 90- 9.5 Preparación y transformación de los pro-
ductos intermedios aromáticos 104 
1 O Conceptos fundamentales de la cinética de reacción 105 
10.1 Consideraciones sobre una reacción química 105- 10.2 Tiempo de reacción 106 -
1 O. 3 La velocidad de reacción 108 - 10.4 Reacciones reversibles e irreversibles, estado 
de equilibrio 115 - 1 O. 5 Ley de acción de masas 116 - Preguntas de comprobación 117 
11 Principios fundamentales de Física 137 
Medir en Física 137 
1.1 Medidas de longitud, superficie y volumen 137- 1.2 Masa 147- 1.3 Tiempo 152 
- 1.4 Fuerza 15 3 
2 Mecánica de los cuerpos sólidos 15 6 
2.1 Trabajo 156- 2.2 Potencia 158 - 2.3 Energía 160 - 2.4 Poleas y polipastos 161 
- 2.5 Palanca 165 - 2.6 Plano inclinado 168 
3 Mecánica de los líquidos 170 
3.1 Presión en los líquidos 170 - 3.2 Empuje 176 
4 Mecánica de los gases 180 
4.1 Dependencia entre la presión de un gas y su volumen 180- 4.2 Dependencia entre la 
presión de un gas y su temperatura 183 - 4.4 Interdependencia del volumen, temperatura 
y presión de un gas 185 - 4.5 La constante universal de los gases 186 
lndice analítico XI 
5 Fundamentos de cinemática 189 
5. 1 Velocidad 189 - 5.2 Aceleración 192 
6 Termodinámica 193 
6.1 El calor como forma de energía 193 - 6.2 Dilatación por calor 196- 6.3 Medida de 
la temperatura 199- 6.4 Transmisión del calor 202- 6.5 Estados de agregación 203-
6.6 Calor de combustión 211 
7 Electricidad 212 
7.1 Electricidad por frotamiento 212 - 7.2 Tensión eléctrica 212 - 7 .3 Corriente eléc-
trica 212 - 7.4 Fuentes de tensión eléctrica 214 - 7.5 Conductores eléctricos y no con-
ductores 216 - 7. 6 Relación entre tensión , intensidad de corriente y resistencia 218 -
7.7 Carga eléctrica 221 - 7.8 Trabajo y potencia eléctricos 221 - 7. 9 Efectos calorífi-
cos de la corriente eléctrica 222 - 7.1 O Efectos químicos de la corriente eléctrica ( elec-
trólisis) 225 - 7. 11 Principio del motor eléctrico 226- Preguntas de comprobación 226 
111 Procesos de fabricación de productos químicos fundamentales 241 
1 Clasificación de los procesos químicos de producción 241 
1.1 Concepto básico de la producción química 241 - 1.2 Reacciones exotérmicas y 
endotérmicas 242- 1.3 Procesos de reducción 243- 1.4 Procesos de oxidación 24 7 -
1.5 Procesos de hidrogenación 250 - 1.6 Reacciones de polimerización y obtención de 
macromoléculas 25 3- l. 7 Reacciones catalíticas (catálisis) 263- 1.8 Tipos fundamen-
tales y técnicas operativas de los reactores químicos 267- l. 9 Representación gráfica de 
los procesos e instalaciones 27 3 
2 Las materias primas de la industria química en la República Federal 
de Alemania 279 
2.1 Pocas materias primas y una gran variedad de productos 279- 2.2 Existencia de ma-
terias primas fósiles en la R.F.A . 280 
3 Síntesis del amoníaco 282 
3.1 Etapa de preparación 282 - 3.2 Etapa de reacción 284- 3.3 Etapa de separación 
285 - 3.4 Utilización industrial del amoniaco 285 
4 De los fosfatos minerales al ácido fosfórico 285 
4.1 Disponibilidades de fosfato mineral285 - 4.2 Extracción del fosfato mineral286-
4.3 Utilización de los fosfatos 286 - 4.4 Disgregación húmeda de los fosfatos minera-
les 287 
XII Índice analítico 
5 Del azufre al ácido sulfúrico 292 
5.1 Fundamento químico 292- 5.2 Realización industrial293- 5.3 Utilización indus-
trial del ácido sulfúrico 293 
6 De la sal común al cloro y a la sosa cáustica 294 
6.1 Fundamento químico 294- 6.2 Realización industrial294- 6.3 Utilización indus-
trial del cloro, la sosa cáustica y el hidrógeno 297 
7 Del amoníaco a los abonos 297 
7.1 Necesidad de abonos 297- 7.2 Producción de abonos 298- 7.3 El ácido nítrico y 
las sales fertilizantes 299 
8 Síntesis de la urea 301 
8.1 Materias primas para la producción de urea 301- 8.2 Propiedades de la urea 301 -
8.3 Fabricación de la urea 302 
9 La destilación de crudos, primer paso en la transformación del petróleo 304 
9.1 Yacimientos y extracción del petróleo 304- 9.2 Composición química de los crudos 
de petróleo 306 - 9. 3 Destilación del petróleo 307- 9.4 Realización industrial de la des-
tilación 308 
1 O Del etileno al polietileno 309 
10.1 Etileno y polietileno 309 - 10.2 Fundamento químico 310- 10.3 Etapas del 
proceso industrial 310- 10.4 Elaboración 312 
11 Cloración del metano 312 
11.1 Fundamento químico 312 - 11.2 Realización industrial 313 - 11.3 Utilización 
industrial de los productos de cloración 314 
12 Organización de una empresa química 314 
12.1 Organización funcional 314 - 12.2 Organización operativa 316 
13 Economía integrada en la industria química 316 
14 Biotecnología 318 
14.1 Biorreactores 319 - 14.2 Diagrama de flujo, como ejemplo de un proceso de 
fermentación continuo en la producción de antibióticos 324- 14.3 Diagrama de flujo en 
un proceso de fabricación continua de proteínas unicelulares SCP (Single - Cell- Proteins) 
327 - Preguntas de comprobación 327 
Índice analítico XIII 
IV Fundamentos de ingeniería mecánica e ingeniería química 337 
1 Materiales 337 
1.1 Criterios de elección de materiales 338 - 1.2 Corrosión y protección anticorro-
siva 339 
2 Uniones atornilladas 341 
2.1 Tornillos 341 - 2.2 Tipos de tuercas 342- 2.3 Seguros de tornillos 343- 2.4 Lla-
ves para tuercas y atornilladores 343 
3 Tubos y tuberías 344 
3.1 Elementos de tuberías 344- 3.2 Empalme de tubos 346- 3.3 Señalización de las 
tuberías 352 
4 Dispositivos de cierre 353 
4.1 Dispositivos de cierre no regulables 353- 4.2 Díspositivos de cierre regulables 354 
- 4.3 Dispositivos de seguridad 358 
5 Otros accesorios 362 
5.1 Dispositivos de control (instrumentos de medida) 362 - 5.2 Purgadores de 
condensado 362 
6 Juntas para ejes 363 
6.1 Prensa-estopas 364 - 6.2 Juntas de anillos deslizantes (cierres mecánicos) 365 -
6.3 Cierres sin prensaestopas 366 
7 Almacenamiento y transporte de materias sólidas 366 
7.1 Almacenamiento de materias sólidas 366- 7.2 Transporte de materias sólidas 367 
8 Almacenamiento y transporte de líquidos 372 
8.1 Almacenamiento de líquidos 372 - 8.2 Transporte de líquidos 373 
9 Almacenamiento y transporte de sustancias gaseosas 381 
9.1 Compresión de gases 3 81 
10 Recipientes a presión 385 
11 Calentamiento y refrigeración 388 
11.1 Calentamiento 388 - 11.2 Refrigeración 389 - 11.3 Aislamiento del frío y del 
calor 391 
XIV Índice analítico 
12 Separación por vía térmica 393 
12.1 Vaporización 393- 12.2 Destilación 393- 12.3 Rectificación 394 
13 Separación mecánica de sólidos y líquidos 397 
13.1 Filtración 398 - 13.2 Centrifugación 403 
14 Secado 405 
14.1 Generalidades 405- 14.2 Secado térmico 405- 14.3 Secado químico 409 
15 Trituración 410 
15.1 Generalidades 410- 15.2 Máquinas de trituración gruesa 412- 15.3 Máquinas 
de trituración media (granalladoras) y trituración fina (molinos) 412 
16 Clasificación de las materias sólidas 414 
16.1 Cribado 414- 16.2 Separación neumática 416- Preguntas de comprobación 417 
V Medir - Controlar - Regular 431 
1 Convertidor de medida 431 
1.1 Señal estándar neumática 431 - 1.2 Señal eléctrica estándar 432 
2 Medida de la presión 432 
2.1 Medida manométrica de la presión 432- 2.2 Medida piezoeléctrica de la presión 434 
3 Medida del nivel 434 
3.1 Medida del nivel con tubo indicador de vidrio 434 - 3.2 Medida del nivel con flo-
tador 435 - 3.3 Medida del nivel por presión hidrostática 436- 3.4 Medida del nivel por 
insuflación 437 - 3.5 Medida del nivel por empuje 439 
4 Medida del flujo 440 
4.1 Medida del flujo por arrastre 440- 4.2 Medida del flujo con diafragma patrón 442-
4.3 Medida de cantidades con el contador de ruedas ovaladas 443 
5 Medida del pH 444 
5.1 Fundamento teórico 444 - 5. 2 Realización técnica 444 
6 Medida de la temperatura 446 
6.1 Termómetros industriales446 - 6.2 Medida de la temperatura con un par termo-
Índice analítico XV 
eléctrico 448 6.3 Medida de la temperatura con termómetro de resistencia eléc-
trica 450 
7 Válvulas de regulación por membrana 450 
8 Regulador y aparato de mando 452 
8.1 Regulador 452- 8.2 Aparato de mando 452- Preguntas de comprobación 454 
VI Principios fundamentales para la seguridad en el trabajo 461 
1 El trabajo sin accidentes es una exigencia profesional 461 
2 Determinación de los peligros de accidente en la fábrica 462 
3 Ropa de protección personal 462 
4 Escaleras y andamios 463 
5 Transporte 463 
6 Almacenado y apilado 464 
7 Trabajo con máquinas en movimiento 464 
8 Trabajo con productos corrosivos 465 
9 Polvos nocivos para la salud 466 
10 Sólidos y líquidos tóxicos y nocivos para la salud 466 
10.1 Medidas de precaución en el manejo de productos que se introducen en el organismo 
a través de la boca 467 - 10.2 Manejo de productos que se introducen en el organismo a 
través de la piel 467 
11 Gases y vapores 468 
11 .1 Peligro de asfixia 46 8 - 11.2 Entrada en recipientes o en fosos 46 9 - 11.3 Gases y 
vapores tóxicos (venenos respiratorios) 470 
XVI Índice analítico 
12 Peligro de incendio y de explosión 474 
12.1 Líquidos inflamables 474 - 12.2 Incendio, deflagración, explosión 475 -
12.3 Gases combustibles 476- 12.4 Medidas de seguridad contra incendios y explo-
siones 478 
13 Peligros debidos a la presión 479 
13.1 Apertura de recipientes a presión 481 - 13.2 Recipientes a presión 481 -
13 .3 Trabajos con botellas de gi:is a presión 482 
14 Peligros debidos a la corriente eléctrica 482 
14.1 Intensidad de corriente peligrosa 483 - 14.2 Chispas peligrosas 485 - 14.3 Elec-
tricidad estática 485 
15 Advertencia final 486 
Preguntas de comprobación 487 
Respuestas a las preguntas de comprobación 495 
Referencias bibliográficas 497 
Índice alfabético 499 
Principios fundamentales de Química 
1 Definiciones químicas 
1 .1 Proceso físico y químico 
1.1.1 Proceso físico 
El mundo material que nos rodea se presenta en muy diferentes formas. Hay sustan-
cias gaseosas, como el aire que respiramos. Éste se compone principalmente de oxígeno 
-necesario para respirar y mantener los procesos vitales- y nitrógeno, que es una mate-
ria prima importante para la fabricación de abonos. Junto a éstos, el aire contiene además 
· pequeñas proporciones de anhídrido carbónico y gases nobles. También conocemos 
· sustancias líquidas, como el agua y los aceites, y sólidas, como el carbón y los metales. Los 
objetos de empleo cotidiano están formados por materiales sólidos. 
Las diferentes formas de la materia, gaseosa, líquida y sólida, se generalizan 
conjuntamente bajo la noción de estados de agregaciónfisica. Estos tres estados de agre-
gación se caracterizan por la diferente movilidad de las partículas materiales elementa-
les que las constituyen. En el estado sólido, las partículas están inmóviles, en el estado 
líquido se deslizan entre sí, y en las sustancias gaseosas tienen completa libertad de movi-
miento. 
La sustancia agua, a la presión normal (presión atmosférica), por debajo de O oc es 
sólida, entre O oc y 100 oc es líquida, y por encima de los 100 oc es gaseosa o está en for-
ma de vapor. 
Para transformar una sustancia sólida en su forma líquida es necesario suministrarle 
energía, es decir calor. Para transformar el hielo en agua líquida es necesario comunicarle 
el calor de fusión. Análogamente, para transformar el agua líquida al estado gaseoso o de 
vapor se le debe proporcionar el calor de vaporización. 
Por el contrario, en el paso del estado gaseoso al líquido se libera calor, e idéntica-
mente ocurre en el paso del estado líquido al sólido. 
El estado de agregación de una materia viene determinado por su contenido 
energético, que depende de la presión y de la temperatura. El cambio de estado de agrega-
ción es un proceso fisico. 
Parte de un laboratorio químico. 
2 Principios fundamentales de Química 
1.1.2 Fase 
Se denomina fase, en sentido físico, a la forma en la que se presenta una sustancia cuando 
está constituida uniformemente y es homogénea. En tales condiciones se destaca de su 
entorno y de otras fases por una superficie de separación bien definida. 
Así pues, los estados de agregación, gaseoso, líquido y sólido, incluso de una misma 
sustancia, se considerarán todos como fases diferentes. No obstante, al estado sólido de 
agregación de una misma sustancia le pueden corresponder varias fases. El carbono en 
estado sólido se presenta en las fases diamante, grafito, y bajo la forma amorfa de carbón. 
Las características diferenciales de las distintas fases son la constitución y la estruc-
tura de cada una de las sustancias homogéneas, p. ej. sus formas cristalinas. 
1.1 .3 Dispersión 
Si una fase se presenta distribuida finamente en el seno de otra, se dice que hay una 
dispersión de fases o también un sistema disperso. A la fase que contiene a la sustancia 
finamente dividida se le llama medio dispersante. La sustancia finamente dividida se llama 
fase dispersa o componente disperso. 
El conjunto de medio dispersante y componente disperso constituye el sistema dis-
perso. 
Un sistema disperso es p. ej . el barro. En él, el agua es el medio dispersan te, y la arena y 
arcilla finamente divididas son los componentes dispersos. 
Tanto las sustancias dispersas como los medios dispersan tes pueden presentarse en las 
formas gaseosa, líquida y sólida. (No obstante, no existe un sistema disperso gas/gas.) 
En la tabla siguiente se incluyen algunos sistemas dispersos importantes. 
Tabla 1-1. Ejemplos de sistemas dispersos importantes 
Denominación del sistema 
Humo, aerosol 
Niebla, aerosol 
Espuma 
Emulsión 
Sol, suspensión 
Espuma sólida 
Medio dispersante 
gaseoso 
gaseoso 
líquido 
líquido 
líquido 
sólido 
Componente disperso 
sólido 
líquido 
gaseoso 
liquido 
sólido 
gas, liquido, sólido 
La acción para obtener una dispersión se denomina dispersar, es decir distribuir fina-
mente dividida una sustancia en el seno del medio dispersante. Este proceso se puede facili-
tar considerablemente por adición de productos auxiliares que actúan específicamente 
como agentes que favorecen la dispersión. 
Principios fundamentales de Qufmica 3 
1.1 .4 Proceso químico 
El agua a la que se le comunica una energía veinte veces superior a la necesaria para su 
vaporización, pierde las propiedades características típicas del agua o de su vapor. 
A partir de la sustancia homogénea agua se obtienen dos nuevas sustancias con propie-
dades completamente diferentes, es decir, el hidrógeno y el oxígeno que están unidos en la 
molécula de agua por la energía de enlace: el agua, pues, está compuesta por otras dos sus-
tancias ( fig. 1-1 ) . 
Si se comunica todavía más energía a uno de estos componentes, tanto al hidrógeno 
como al oxígeno, ya no se producen otras sustancias por disociación. El hidrógeno y el 
oxígeno se denominan por ello sustancias elementales, puesto que ya no se pueden descom-
poner en otros componentes. 
En todo caso, al comunicar a estas sustancias más energía, lo que se consigue es que sus 
partículas se carguen eléctricamente cuando se supera su energía de ionización. Los 
procesos fisicos están ligados siempre a variaciones en el contenido energético o en las 
formas de energía. En el caso de los procesos químicos se producen transformaciones de 
sustancias y simultáneamente cambios de energía. 
1 .2 Nociones de elemento y átomo 
1.2.1 Elemento 
La sustancia elemental «hidrógeno», o elemento hidrógeno, está formada por partícu-
las idénticas que tienen todas ellas las mismas propiedades. Estas partículas se llaman 
átomos. 
Por consiguiente, un elemento es una sustancia que está constituida por una sola clase 
de átomos, p. ej. hidrógeno, oxígeno, carbono, hierro, mercurio, etc. 
En la naturaleza existen aproximadamente 92 elementos. Son los elementos constitu-
tivos de la naturaleza, tanto viva como inanimada. El hidrógenoy el oxígeno, así como el 
nitrógeno que se encuentra en el aire, son elementos. Como elementos importantes 
podemos mencionar además el carbono, fósforo, azufre, flúor y cloro, así como también los 
metales hierro, mercurio, cobre, oro, plomo, plata y platino. Se pueden obtener además 
artificialmente trece elementos que no se encuentran en la naturaleza. 
1.2.2 Los símbolos químicos 
Para simplificar, los nombres de los elementos se sustituyen frecuentemente por letras, 
los denominados símbolos químicos. Con su ayuda es posible describir los procesos quími-
cos por medio de fórmulas en un espacio reducido. Los símbolos, sobre los cuales se han 
puesto de acuerdo los químicos de todo el mundo, con tan de una o dos letras que derivan de 
los nombres griegos o latinos de los elementos. Ejemplo de algunos nombres y símbolos de 
elementos: 
4 
Hidrógeno H 
Helio He 
Carbono e 
Nitrógeno N 
Oxígeno o 
Fósforo (Phosfor) p 
W[kJ] 
2000 
1600 
1200 
800 
400 
Principios fundamentales de Química 
Azufre (Sulfur) S 
Flúor F 
Cloro Cl 
Bromo Br 
Iodo 1 
Hierro (Ferrum) Fe 
Energía de ionización de los átomos 
de hidrógeno (alrededor de 1320 kJ/mol] 
Energía de enlace de la molécula de agua 
(alrededor de 920 kJ/mol] 
,..,..,.-:-:f<.LLI"-- estado gaseoso (vapor) 
O '---=='~~;~~~~~~~~~==~c~a~lo~r_2d~e~v~a~p~o~ri~zación (40.7 kJ/mol a 100 ° C) 
calor de fusión (6,0 kJ/ mol) 
-- ~ estado sólido (hielo) 
Fig. 1-1. Comparación entre las energías de los fenómenos físicos y químicos. 
Principios fundamentales de Qufmica 5 
1.2.3 El átomo y su estructura 
La menor porción de un elemento, que ya no es posible descomponer más por medios 
químicos, es el átomo (ver párrafo 1.3). Cada átomo consta de un núcleo atómico y una 
corteza atómica. 
En el núcleo atómico se encuentran reunidas unas partículas elementales cargadas 
positivamente -se les denomina protones- y unas partículas elementales neutras -los 
neutrones-. Las dimensiones del núcleo atómico son muy pequeñas en comparación con 
el átomo completo. 
La corteza atómica está constituida por partículas elementales negativas, los electro-
nes. Los electrones están dispuestos alrededor del núcleo atómico en diversas órbitas esta-
blecidas, según niveles energéticos completamente determinados por leyes rigurosas dedu-
cidas por fenómenos de absorción y emisión de ondas electromagnéticas en toda su ampli-
tud y en diversas condiciones. 
Por la experiencia se sabe que los átomos presentan hacia el exterior un carácter neu-
tro, es decir no tienen carga ni positiva ni negativa. 
Puesto que las cargas del protón y del electrón son contrarias y de la misma magnitud, 
se deduce que el número de partículas positivas en el núcleo, es decir los protones, debe ser 
igual al número de electrones de la corteza atómica. De esto se desprenden los siguientes 
resultados importantes: 
El átomo consta de un núcleo atómico y una corteza atómica. El núcleo atómico está 
constituido por las partículas elementales denominadas protones y neutrones. 
El número de protones en el núcleo es igual al número de electrones en la corteza ató-
mica. La corteza atómica consta sólo de electrones. 
1.2.4 los átomos de los elementos 
¿En qué se diferencian los átomos de un elemento de los átomos de otros elementos? 
La magnitud diferencial caracteristica es el número de protones en el núcleo atómico. 
Éste varia, y con ello el número de electrones de la corteza, cuando se pasa de un elemento 
a otro. 
El elemento hidrógeno tiene en su núcleo atómico únicamente un protón y, por consi-
guiente, en su corteza electrónica hay un solo electrón. 
El átomo, en cuyo núcleo atómico hay dos protones y, por consiguiente, dos eleetrones 
en su corteza, es la menor porción del elemento helio, conocido como un gas noble. 
En idéntica forma, hay elementos cuyos átomos tienen núcleos que contienen 3, 4, 5, 6 
y hasta más de 100 protones. 
Los núcleos atómicos de los elementos 
carbono contienen 6 protones 
nitrógeno contienen 7 protones 
oxígeno contienen 8 protones 
flúor contienen 9 protones 
6 Principios fundamentales de Oulmica 
Consecuentemente, sus cortezas electrónicas contienen 6, 7, 8, 9 electrones, respecti-
vamente. 
Un elemento es una sustancia constituida por átomos de una sola clase, es decir, con 
núcleos que contienen el mismo número de protones: 
(Una ampliación de la noción de elemento se verá en el párrafo 1.3.3 Isótopos.) 
1.2.5 El sistema periódico de los elementos 
Las propiedades de los elementos son extraordinariamente diferentes y son la causa, en 
último término, de la multiformidad de la naturaleza. Entre el ligero y explosivo gas 
hidrógeno y el oro media todo un mundo. Pero, incluso por una somera comparación, se ve 
que determinadas propiedades características se repiten siempre en forma semejante de 
modo que podemos reunir a los elementos en «familias» o «grupos». Una clasificación ya 
la establecemos cuando decimos que el hidrógeno es un gas y el oro un metal. Pero, esta 
clasificación se puede hacer más precisa. Hay otros gases, además del hidrógeno, que son 
elementos, pero que no son inflamables. Hay también gases agresivos como el flúor y el 
cloro que, como los vapores del bromo líquido o los del yodo sólido irritan el aparato respi-
ratorio y corroen la piel. Otros «metales» como la plata o el cobre se asemejan al oro, mien-
tras que el activo sodio se asemeja más a otro metal, el potasio. Éste tiene en común con 
aquél su pequeña densidad y la capacidad de formar fácilmente compuestos en los cuales 
funciona como monovalente. 
Tales observaciones llevaron al intento de una sistematización, a la búsqueda de un 
plan según el cual deben poder ordenarse los elementos. La ordenación según la masa ató-
mica se reveló, desde un principio, como un criterio eficaz. Es cierto que resultaban algu-
nas discordancias. Pero, finalmente se llegó a la conclusión de que el criterio de orde-
nación más eficaz (y hasta natural) lo constituía el número de protones del núcleo atómico. 
Si se ordenan los elementos en progresión creciente del número de protones del 
núcleo, se pone de manifiesto una variación periódica de las propiedades de los mismos. 
Un tal esquema de ordenación fundado en este criterio es lo que se llama sistema 
periódico de los elementos. El número de protones del núcleo, que sirve para esta ordena-
ción, se llama número atómico. 
Se ha establecido la costumbre de escribir los números atómicos en orden creciente, de 
izquierda a derecha y sucesivamente hasta cubrir todo el rango de sus peculiaridades carac-
terísticas. Con lo cual resulta que se repiten las propiedades en la fila siguiente, de forma 
idéntica, para los elementos sucesivos. En otra nueva fila, dispuesta de igual forma, se colo-
can elementos semejantes entre sí, tanto física como químicamente. El sistema periódico 
adopta entonces la forma de una tabla con filas y columnas en que el número atómico y 
-aproximadamente- el número de masa, o masa atómica relativa, aumenta de arriba a la 
izquierda hacia abajo a la derecha. 
Las filas horizontales del sistema periódico, en las cuales varían periódicamente las 
propiedades de los elementos, se llaman períodos. Las columnas verticales se llaman 
grupos. Los elementos que se encuentran en un grupo tienen entre sí semejantes 
propiedades químicas y (en parte) .fisicas. 
Resultan así 8 grupos que se numeran de izquierda a derecha con el número del grupo 
correspondiente. En el extremo izquierdo del sistema periódico se encuentra el grupo 1 con 
Principios fundamentales de Química 7 
los metales alcalinos. En el otro extremo, a la derecha, se encuentran los gases nobles cuyo 
grupo generalmente se designa como grupo cero O. Los metales alcalinotérreos y los haló-
genos son otros grupos importantes, que ya hemos considerado anteriormente. No quere-
mos entrar aquí en otras singularidades (especialmente habria que ampliar nuestras ideas 
sobre los elementos pesados); en la tabla 1-2 podemos ver una posible forma delsistema 
periódico. 
La obligada pregunta sobre los fundamentos de esta notable ordenación de los elemen-
tos se puede contestar fácilmente , teniendo en cuenta nuestros conocimientos sobre el 
átomo y su estructura. El número de protones en el núcleo, que aquí se corresponde con el 
número atómico, coincide, como ya sabemos (ver párrafo 1.2.3) con el número de elec-
trones de la corteza electrónica; entre ambos debe existir pues una relación. 
El número atómico determina la estructura de la corteza electrónica, y con ello las 
propiedades fisicas y químicas de los elementos. 
Como ya hemos dicho anteriormente (ver párrafo l. 2. 3 ), la corteza electrónica está for-
mada por diferentes capas o niveles que están ocupadas por los electrones. Los electrones 
que se encuentran en la capa más externa de un elemento determinan sus propiedades quí-
micas, pues ellos son los que dan lugar a los enlaces químicos. El número de electrones de 
la capa más externa determina cuántos enlaces puede establecer un átomo, o qué valencia 
tiene. La consideración siguiente nos lleva a otro resultado interesante. 
El número del grupo establece la valencia máxima de los elementos que componen 
ese grupo. 
En los gases nobles, justamente, la capa más externa contiene el número máximo de 
electrones que tienen «cabida» en dicha capa. En ellos, la tendencia a atraer o a ceder 
electrones es mínima, y por lo tanto, los gases nobles se consideran generalmente como 
cerovalentes, es decir, no son reactivos y no se combinan. Por el contrario, los elementos 
que se encuentran inmediatamente antes o después de ellos en el sistema periódico, son 
precisamente los más reactivos, puesto que pueden fácilmente ceder o aceptar un electrón. 
Debemos renunciar aquí a un tratamiento más profundo sobre la estructura de la capa 
electrónica y su relación con las regularidades del sistema periódico. El propósito de este 
párrafo era solamente proporcionar una noción fundamental sobre.la constitución de los 
elementos (tabla 1-2). 
1.3 Masa atómica 
1 .3.1 Masa atómica absoluta 
El átomo es la partícula más pequeña que se conoce de un elemento. 
¿Cuánto pesa un átomo? 
Para poder contestar a esto se deben conocer las masas de las partículas elementales 
(protones, neutrones y electrones) que constituyen el átomo. 
De las medidas realizadas resulta que la masa del protón, y también la del neutrón, es 
aproximadamente 1836 veces mayor que la masa del electrón. Si la masa del electrón fuese 
de un gramo, la masa del protón seria 1 ,836 kg. Así pues, la masa atómica está determinada 
Tabla I-2 . Masas atómicas relativas de los distintos elementos (ver también Sistema periódico, fig. I-
2, pág. 9) . 
Número Nombre Símbolo Masa atómica 
atómico 
13 Aluminio Al 26,9815 
51 Antimonio Sb 121,75 
33 Arsénico As 74,9216 
16 Azufre (rómbico) S 32,064 
56 Bario Ba 137,34 
83 Bismuto Bi 208,980 
5 Boro (crist.) B 10,81 1 
35 Bromo Br 79,909 
48 Cadmio Cd 112,40 
20 Calcio Ca 40,08 
6 Carbono (grafito) e 12,01 115 
17 Cloro Cl 35,453 
27 Cobalto Co 58,9332 
29 Cobre Cu 63,54 
24 Cromo Cr 51,996 
50 Estaño Sn 118,69 
38 Estroncio Sr 87,62 
9 Flúor F 18,9984 
15 Fósforo (blanco) p 30,9738 
31 Galio Ga 69,72 
1 Hidrógeno H 1,00797 
26 Hierro Fe 55 ,847 
3 Litio Li 6,939 
12 Magnesio Mg 24,312 
25 Manganeso Mn 54,9381 
80 Mercurio Hg 200,59 
42 Molibdeno M o 95,94 
28 Níquel Ni 58,71 
7 Nitrógeno N 14,0067 
79 Oro A u 196,967 
8 Oxígeno o 15,997 
46 Paladio Pd 106,4 
47 Plata Ag 107,870 
78 Platino Pt 195,09 
82 Plomo Pb 207,19 
19 Potasio K 39,102 
34 Selenio Se 78,96 
14 Silicio ( crist.) Si 28,086 
11 Sodio Na 22 ,9898 
81 Talio TI 204,37 
52 Teluro Te 127,60 
22 Titanio Ti 47,90 
92 Uranio u 238,09 
23 Vanadio V 50.942 
74 Wolframio w 183,85 
53 Yodo J 126,9040 
30 Zinc Zn 65,37 
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10 Principios fundamentales de Química 
casi exclusivamente por la de los protones y neutrones, pudiéndose despreciar la masa de 
los electrones. 
La masa atómica absoluta es la suma de las masas de los protones y neutrones, así 
que cuantos más protones y neutrones están reunidos en el núcleo atómico, tanto mayor 
es la masa atómica del elemento. 
La masa atómica del helio es mayor que la del elemento hidrógeno; la masa atómica del 
carbono es mayor que la del elemento helio; la del nitrógeno es mayor que la del carbono. 
Pero, aunque efectivamente la masa del protón y del neutrón es extremadamente pequeña, 
alrededor de 1,67 · 10-24 g, también la masa del electrón es 1836 veces menor, es decir, 
0,916 . I0- 27 g. 
La relación de magnitudes en un átomo se puede hacer resaltar con ayuda de una 
comparación: si suponemos que el diámetro de un átomo es de 1 kilómetro, resulta que el 
diámetro del núcleo es de 1 O cm; esto corresponde a la diezmilésima parte del diámetro 
total del átomo. Pero, en el núcleo atómico se encuentra concentrada en un 99,9% la masa 
total del átomo. 
Trasladando estas proporciones al elemento hierro, significaría que los núcleos 
atómicosde unos 1000 m3 de hierro, que pesan cerca de 8 000 ton., ocuparían un volumen 
de 1 mm3 • El espacio restante, ocupado por los electrones, prácticamente no tiene masa. 
En el núcleo atómico, las partículas elementales más pesadas se encuentran reunidas 
en un volumen muy pequeño en el que se concentra casi toda la masa del átomo. 
Como es difícil imaginar un peso de I0-24 g -la expresión I0- 24 significa O, ... (23 
ceros) -es mejor escoger una unidad de masa mucho más pequeña. Se hubiera podido ele-
gir como tal unidad la masa del protón o la del átomo de hidrógeno. Pero, por determinadas 
razones, de las que hablaremos más adelante, se ha tomado la doceava parte de la masa del 
elemento carbono como referencia. 
La unidad de masa atómica (u) es 1/12 de la masa del átomo de carbono, cuyo núcleo 
está formado por 6 protones y 6 neutrones. 
La masa atómica del hidrógeno es de 1,008 u. Para cálculos técnicos, frecuentemente 
basta considerar la masa atómica del hidrógeno como 1 u. Una imagen representativa del 
orden de las magnitudes atómicas puede apreciarse en la fig. 1-3. El diámetro de un nucleo 
atómico comparado con el de una cereza es como el diámetro de ésta comparado con el del 
Sol. 
1.3.2 Masa atómica relativa 
Al indicar masas en el campo de las dimensiones atómicas, se suele prescindir de la 
unidad y se habla de masas atómicas relativas. Ellas indican cuántas veces es más pesado 
un átomo (en general partícula) que una partícula de masa 1 (o también que un átomo de hi-
drógeno, cuando no importa la pequeña diferencia en el tercer lugar después de la coma). 
1.3.3 Isótopos 
Como ya hemos dicho, los átomos de un elemento contienen en el núcleo atómico siem-
pre el mismo número de protones, que se corresponden con idéntico número de electrones 
de su corteza atómica, con lo cual quedan equilibradas las cargas eléctricas. 
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11 
12 Principios fundamentales de Ouimica 
El número de protones en el núcleo atómico es igual al número de electrones de la cor-
teza atómica. 
Todos los núcleos atómicos contienen junto a los protones (excepto el hidrógeno 
normal o «ligero») también neutrones. Al contrario que los protones y electrones, los neu-
trones no poseen carga eléctrica, es decir son neutros, como su nombre indica. 
Para un elemento en cuyo núcleo hay siempre un número determinado de protones, 
puede haber diferentes «clases» de átomos, que se diferencian entre sí por el número de 
neutrones ·en los mencionados núcleos. 
¡Excepto el hidrógeno «ligero», todos los átomos contienen por lo menos igual número 
de neutrones que de protones! Los neutrones actúan como una «argamasa» que mantiene 
unidos a los protones, que se repelen entre sí. Los átomos de un mismo elemento pueden 
contener distinto número de neutrones en su núcleo y se les llama «isótopos». Pero la masa 
atómica viene determinada por la suma de las de los protones y neutrones que constituyen 
el núcleo atómico. El número de masa, que la caracteriza, se define como el número de 
todas las partículas elementales -protones y neutrones- que hay en el núcleo, y siempre 
es un número entero (sin unidad) . Como los protones y neutrones tienen una masa relativa 
de aproximadamente 1, el número de masa expresa también aproximadamente su masa 
atómica relativa. 
Por consiguiente, los isótopos son átomos que, teniendo el mismo número de 
protones, tienen números de masa diferentes. 
Algunos isótopos emiten radiaciones ricas en energía, y por ello se les llama 
radiactivos. 
El átomo de carbono normal posee un número de masa 12, es decir, el núcleo del átomo 
de carbono está formado por 6 protones y 6 neutrones. 
El isótopo de carbono de número de masa 14 tiene en su núcleo 8 neutrones. Es 
radiactivo y puede utilizarse para identificar combinaciones orgánicas que sirven para 
esclarecer procesos metábolicos en Medicina y Bioquímica. 
Las radiaciones se pueden detectar y medir con aparatos adecuados, p. ej. contadores 
Geiger. Por lo cual se puede siempre determinar dónde se encuentra la combinación quími-
ca marcada con carbono 14 y en qué cantidad. 
1.4 Molécula y masa molecular 
1.4.1 Molécula 
En una reacción química se produce a partir de carbono y oxígeno una sustancia com-
pletamente diferente, a saber, la combinación dióxido de carbono. A partir de dos sustan-
cias diferentes, se obtiene una nueva. 
La partícula más pequeña de una combinación se llama molécula. Equivale al átomo 
en los elementos. Así, hay moléculas de agüa, moléculas de dióxido de carbono, moléculas 
de dióxido de azufre, etc. 
Hay moléculas pequeñas y grandes, según que estén formadas por pocos o muchos 
átomos. Hay moléculas muy grandes, formadas por una multitud de moléculas pequeñas, 
a las que se designa como macromoléculas. 
Principios fundamentales de Química 13 
Las moléculas de los compuestos que hemos mencionado antes son pequeñas. Incluso 
la de la glucosa, de estructura compleja, es una molécula pequeña. 
Como macromoléculas conocidas tenemos el almidón, la celulosa (componente 
principal de la madera), las materias plásticas como el polietileno y el cloruro de polivinilo, 
y las fibras textiles artificiales (p. ej. perlon, nylon). Las macromoléculas están formadas 
por cientos o miles de átomos. 
Para designar las moléculas, el químico usa también los símbolos químicos de los ele-
mentos cuyos átomos constituyen la correspondiente molécula. Aquí se manifiesta en 
toda su extensión la utilidad del lenguaje químico simbólico. Si a los símbolos de los 
diferentes elementos les añadimos números, podemos describir por completo la molécula, 
tanto por la clase como por el número de átomos que la forman. Por acuerdo internacional, 
estos números se ponen como subíndices en la parte inferior derecha del símbolo de cada 
elemento. 
La molécula del agua está formada por dos átomos de hidrógeno (H) y un átomo de oxí-
geno (0), y por ello se formula H 20. El «símbolo molecular» H 20 es pues del agua o, como 
ordinariamente se dice, lafórmula química del agua. (El subíndice l se suele omitir.) 
Análogamente tenemos, p. ej.: 
H2S para la fórmula del sulfuro de hidrógeno 
HCl para la fórmula del cloruro de hidrógeno 
co2 para la fórmula del dióxido de carbono 
Tales fórmulas resultan explícitas y «comprensibles» sin más explicaciones. Natural-
mente otra cuestión muy diferente es la determinación cuantitativa de la composición de 
una sustancia, por primera vez, para poder escribir la fórmula correcta. Sobre esta cues-
tión no nos extenderemos más en este momento. No obstante, hemos de hacer resaltar que 
talés fórmulas expresan la clase y número de átomos que entran a formar parte de una mo-
lécula (también se les denomina fórmulas empíricas) pero no indican el modo en que están 
enlazados los distintos átomos (p. ej. los 24 átomos en la fórmula de la glucosa C6H 120 6). 
Para ello se requieren las llamadasfórmulas de estructura (que veremos en la parte orgá-
nica, pág. 66). 
Hay moléculas formadas por átomos de un solo elemento, p. ej. por dos átomos en el 
caso de la molécula de hidrógeno H 2 y de la de oxígeno 0 2, o por ocho átomos en la 
molécula de azufre S8. Esto, además, nos dice que muchos elementos no se encuentran 
libres en forma atómica (en realidad, sólo los gases nobles se encuentran en ese caso) sino 
en forma molecular. Pero, como en estos casos sólo existe una clase de átomos, la 
definición de elemento (párrafo 1.2) no se ve afectada por ello. 
1.4.2 Masa molecular 
La masa molecular es la suma de las masas atómicas de los elementos que constituyen 
la molécula. Esto es válido tanto para las masas absolutas como para las relativas, por lo 
que en lo sucesivo nos ocuparemos únicamente de las últimas. 
La masa molecular del dióxido de carbono C02 se calcula (en números redondos)como 
sigue: 
14 
Elemento 
e 
o 
Masa atómica 
12 
16 
Principios fundamentales de Química 
Masa molecular 
12 
2 . 16 = 32 
44 
La masa molecular del dióxido de carbono es pues 44. 
1.4.3 Cantidad de sustancia y masa molar 
En la ley de 26 de julio de 1970 sobre «Unidades Metrológicas» se estableció el mol 
como unidad para la magnitud fundamental de cantidad de sustancia. El símbolo de esta 
magnitud es n. 
1 mol contiene 6,022 · 1023 partículas (que, entre otras, pueden ser moléculas, átomos, 
iones o sus agrupaciones) . Puesto que «cantidades» iguales de diferentes sustancias 
contienen el mismo número de partículas, sus masas molares (es decir la masa de 
6,022 · 1023 partículas) deben estar en igual relación entre sí que las masas relativas 
atómicas o moleculares. 
La masa molar, que se simboliza por M, tiene como unidad el kilogramo dividido por 
mol, es decir kg/mol. Más frecuentemente se utiliza también como unidad la relación 
gramo/mol, es decir g/ mol. Existe pues la relación 1 g/ mol= 10-3 kg/mol = 1 kg/kmol. Así, 
el valor numérico resulta de multiplicar el número abstracto de la masa atómica 
(molecular) relativa por la unidad de masa molar. 
Ejemplos 
La masa atómica relativa del azufre es 32. Por lo tanto, la cantidad de sustancian = 1 
mol poseerá la masa molar M= 32 · g/ mol. La masa de ese mol* de azufre será entonces 
m = M · n, y por consiguiente 
m = 32 g · 1 mol = 32 mol g 
La masa molecular relativa del dióxido de carbono es el número abstracto 44, y en con-
secuencia la masa molar es 44 g/mol. 
1.5 Enlace químico y energía de enlace 
En los párrafos anteriores se ha definido al átomo como la menor partícula de un ele-
mento. El átomo está formado por el núcleo atómico y la corteza o envoltura atómica. La 
molécula se define como la menor partícula de una combinación. Una molécula se 
compondrá, por lo menos, de dos átomos. 
* «mol» equivale a 6,022 · 1023 partículas, anteriormente denominado «tom>>. 
Principios fundamentales de Qulmica 15 
¿Cómo se realiza un enlace químico? 
Según la teoría electrostática, dos cargas del mismo signo se repelen, y si son de signo 
contrario se atraen. Si imaginamos que dos átomos se aproximan suficientemente entre sí , 
los electrones (con cargas negativas) de un átomo pueden alcanzar el campo de atracción 
del núcleo (con carga positiva) del otro átomo. De ello resulta en total una atracción entre 
ambos átomos. 
Las envolturas atómicas, que por separado se cierran sobre sí mismas en cada elemen-
to, se extienden ahora en la molécula formando una nueva capa electrónica que encierra a 
ambos núcleos (fig. 1-4). 
+ .. 
átomo átomo molécula 
Fig. 1-4. Modelo de la formación de una molécula. 
Los dos núcleos atómicos de la molécula resultante se mantienen separados a una dis-
tancia de equilibrio bien definida, que se llama distancia atómica. Por distancia atómica 
se entiende la que separa a dos núcleos atómicos dentro de una misma molécula. 
Si se intenta aproximar los núcleos atómicos a distancia inferior a la distancia atómica, 
entran en acción fuerzas de repulsión, que ahora ejercen directamente entre sí los núcleos 
con cargas de igual signo. Para vencer estas fuerzas hay que aplicar energía o trabajo. 
Inversamente, también se tiene que aplicar energía para separar los núcleos atómicos de su 
distancia de equilibrio. En este caso hay que superar las fuerzas de atracción entre los elec-
trones y los núcleos atómicos. 
A la distancia atómica, la repulsión mutua entre los núcleos atómicos positivos se equi-
libra por la carga negativa de los electrones, que se encuentran con mayor probabilidad en 
el espacio internuclear. Ambos átomos quedan así asociados formando una unidad, la 
molécula. 
Se entiende por enlace químico las fuerzas de atracción recíproca entre los electrones 
de la envoltura atómica y los protones de los núcleos atómicos de diferentes átomos. 
La energía necesaria para deshacer un enlace químico, es decir, superar las fuerzas de 
atracción entre núcleos y electrones, se llama energía de enlace. 
1.6 El concepto de valencia 
En la molécula de agua H20 están unidos entre sí un átomo de oxígeno y dos átomos de 
hidrógeno. 
En la molécula de dióxido de carbono C02 están unidos dos átomos de oxígeno con un 
átomo de carbono. 
16 Principios fundamentales de Qufmica 
Deben existir, por lo tanto, unas leyes muy concretas que determinan la relación numé-
rica de los átomos de diferentes elementos que se unen entre sí para formar moléculas. 
Estas leyes provienen de la disposición de los electrones en la envoltura atómica. 
Los electrones se encuentran en capas dispuestas concéntricamente en la corteza elec-
trónica, en las cuales se mueven alrededor de los núcleos atómicos. 
La envoltura atómica puede imaginarse dividida en diferentes capas o niveles 
electrónicos. 
El número de electrones de la envoltura atómica es diferente para cada elemento. Cada 
nivel puede contener un número máximo de electrones, y efectivamente cada una de las 
capas electrónicas sucesivas queda «completa» con 2, 8, 18 y 32 respectivamente (en nive-
les sucesivos de dentro hacia fuera). 
Los siguientes ejemplos pueden aclararnos el modelo: La envoltura atómica del 
hidrógeno consta de una sola capa con un electrón, la del helio igualmente, pero con dos 
electrones. La envoltura atómica del oxígeno consta de dos capas electrónicas. En la 
primera, la más próxima al núcleo atómico, hay dos electrones. En la segunda, la capa elec-
trónica más externa, hay en cambio seis electrones (fig. 1-5). 
Fig. I-5. Modelo esquemático del átomo de 
oxígeno con la distribución de capas en la 
envoltura electrónica. 
capas 
Las propiedades químicas, y el comportamiento químico de un elemento, están deter-
minados por el número de electrones que existen en la capa electrónica más externa de sus 
átomos. 
Los átomos, de cuya capa electrónica más externa se han sustraído electrones, o a la 
que se incorpora un exceso de ellos, adquieren cargas positivas o negativas, respectiva-
mente. Tales partículas con cargas eléctricas se llaman iones. La eliminación de electro-
nes de la envoltura atómica se llama ionización; y la energía necesaria para ello, energía de 
ionización. 
Los iones son átomos o moléculas cargados eléctricamente. 
Los electrones pueden encontrarse solitarios en la capa electrónica, es decir como 
electrón único. Pero también pueden estar acompañados por un segundo electrón dando un 
par electrónico alrededor del núcleo. 
En la capa electrónica más externa hay que diferenciar entre electrones aislados -o 
«no apareados»- y los pares electrónicos. 
Los electrones solitarios son más fáciles de separar de la capa electrónica que los que 
están acoplados en pares, es decir, la energía de ionización necesaria es menor que para los 
pares electrónicos. 
Principios fundamentales de Qufmica 17 
Los átomos con electrones solitarios en su capa electrónica más externa pueden unirse 
por formación de un par electrónico compartido y dar origen a una molécula. 
Por ejemplo, ambos electrones solitarios de dos átomos de hidrógeno pueden unirse 
para formar un par electrónico: 
H• + •H --+ H:H 
o abreviando, 
A partir del hidrógeno atómico, muy reactivo, se produce el hidrógeno molecular 
mucho menos reactivo. Puesto que cada átomo de hidrógeno ha proporcionado un electrón, 
se dice que el hidrógeno es monovalente. 
La valencia indica con cuántos electrones solitarios contribuye un átomo de un 
elemento a la unión con otros átomos para formar la molécula. 
En las fórmulas químicas , los electrones que se encuentran en la capa más externa de 
los átomos -como ocurre en la fórmula anterior del hidrógeno- suelen representarse por 
puntos. El símbolo H- significa el núcleo del átomo de hidrógeno con su electrón solitario. 
En cambio, H:H se escribe ordinariamente H-H. 
La raya simboliza el enlace químico y corresponde a un par de electrones compartido. 
También los pares electrónicos que no participan en enlacesquímicos se representan 
por rayas que se colocan sobre el símbolo del elemento correspondiente. Por ejemplo, para 
el átomo O, cuya capa exterior contiene dos pares electrónicos y dos electrones solitarios, 
resultan dos formas equivalentes de representación: 
·o· 
El átomo de oxígeno, con sus dos electrones solitarios, puede formar con cada uno de los 
electrones solitarios de dos átomos de hidrógeno, dos nuevos enlaces constituidos por 
pares de electrones. El ox ígeno, por consiguiente, es diva/ente. El hidrógeno permanece 
monovalente. 
Puesto que ya sabemos que el hidrógeno es monovalente, podemos deducir las 
valencias de otros elementos partiendo de las fórmulas moleculares de sus combinaciones 
hidrogenadas. 
En el amoníaco NHJ están unidos tres hidrógenos a un átomo de nitrógeno; el nitróge-
no en el amoníaco es trivalente: 
H 
1 
IN-H 
1 
H 
18 Principios fundamentales de Qu!mica 
En el sulfuro de hidrógeno H2S, dos átomos de hidrógeno están unidos a un átomo de 
azufre; el azufre, en el sulfuro de hidrógeno, es diva/ente: 
H-S-H 
En el metano, el componente más importante del gas natural, cuatro hidrógenos se unen 
a un átomo de carbono; el carbono, en el metano, es tetravalente: 
H .. 
H!C!H 
H 
H 
1 
H--c-H 
A 
La valencia de un elemento puede expresarse por el número de átomos de hidrógeno o 
el doblé del número de átomos de oxígeno con los que sus propios átomos pueden unirse. 
Según esta definición, el hidrógeno es siempre mono va/ente y el oxígeno siempre diva-
lente. La comparación de numerosas combinaciones muestra que muchos elementos 
pueden presentarse con diversos grados de valencia. 
Por ello hemos dicho antes p. ej. «el azufre, en el sulfuro de hidrógeno, es divalente» y 
no simplemente «el azufre es divalente». En el dióxido de azufre S02, un átomo de azufre 
está unido a dos átomos de oxígeno. Según el principio establecido, el azufre en el dióxido 
de azufre es tetravalente; 
En el pentóxido de nitrógeno N 20 5 (del griegopenta =cinco), dos átomos de nitrógeno 
se unen a cinco átomos de oxígeno. Formalmente resulta que a un átomo de nitrógeno le co-
rresponden 21 h átomos de oxígeno. La valencia del átomo de nitrógeno en esta combi-
nación es, por tanto, cinco, es decir el doble de dos átomos y medio de oxígeno por átomo de 
nitrógeno. Podemos reconocer la valencia así deducida por el número de enlaces que en la 
fórmula N20 5 parten de cada átomo de nitrógeno: 
(En lo que antecede hemos empleado un artilugio de cálculo, pues naturalmente no 
existe medio átomo de oxígeno.) 
Según estos ejemplos, el nitrógeno puede ser trivalente o pentavalente, el azufre 
divalente o tetravalente (el azufre se puede presentar aún con otras valencias). 
Los metales sodio N a y potasio K son siempre mono va/entes, y forman parte de un 
grupo de metales de baja densidad, denominados metales alcalinos. 
Los metales ligeros magnesio Mg. calcio Ca, y bario Ba, que pertenecen al grupo de 
alcalinotérreos, son siempre diva/entes. 
Los elementos flúor F, cloro Cl, bromo Br, y yodo 1 se llaman halógenos (generan 
sales), y se comportan preferentemente como monovalentes. 
Principios fundamentales de Qulmica 19 
Como ejemplos de combinaciones halogenadas monovalentes que se forman con hidró-
geno monovalente y halógenos monovalentes, tenemos las siguientes moléculas: 
Fluoruro de hidrógeno HF 
Cloruro de hidrógeno HCl 
1. 7 La reacción química 
Bromuro de hidrógeno HBr 
Yoduro de hidrógeno HI 
1. 7.1 Transformaciones de sustancias 
Si se unen dos o más sustancias entre sí, de tal forma que se produzcan una o varias 
sustancias completamente nuevas, se dice que ha tenido lugar una reacción química, o que 
se ha producido una reacción deformación. También se denomina reacción química 
cuando una sustancia se descompone es dos o más componentes con propiedades distintas. 
En este caso se trata de una reacción de descomposición. 
El «lenguaje escrito» de la Química son los símbolos de los elementos, las fórmulas 
químicas y las ecuaciones de reacción química. 
Estas últimas no sólo describen qué componentes de reacción se combinan entre sí y 
cuáles son los productos que a partir de ellos se obtienen, sino que además permiten esta-
blecer en qué relación ponderal o cuantitativa lo hacen. 
El conocimiento de la ecuación de reacción química es la condición previa para po-
der plantear un balance de cantidades. Los datos de partida para el cálculo cuantitativo 
son las masas atómicas y moleculares de los componentes reactivos de partida y de los pro-
ductos de reacción. Este balance cuantitativo se llama también estequiometría de una 
reacción. 
La ecuación de reacción que expresa la combustión del hidrógeno por el oxígeno para 
dar agua es: 
2 H2 
hidrógeno 
+ 0 2 
oxigeno 
Si en lugar de los símbolos químicos aplicamos en la ecuación de reacción las masas 
atómicas o molares expresadas en gramos, se obtiene: 
2·2g + 32g - 2·18g 
~ ~ 
4 g + 32 g - 36 g 
es decir, 4 g de hidrógeno reaccionan con 32 g de oxígeno para formar 36 g de agua. Por su-
puesto, en vez del gramo se pueden emplear otras unidades de peso en la ecuación. 
Como en toda ecuación, deben haber iguales masas a la izquierda y a la derecha de la 
ecuación química. 
Según la ley de conservación de la masa, en todos los procesos químicos, la masa 
total de las sustancias de partida y de los productos de reacción permanece invariable. 
Las masas moleculares se calculan sumando las masas atómicas de los componentes, 
que podemos encontrar p. ej. en el sistema periódico (ver tabla 1-2, pág. 8). 
20 Principios fundamentales de Química 
1. 7.2 Energía de reacción 
Como ya hemos mencionado en el párrafo 1.1.4, pág. 3, cada transformación de 
sustancia va acompañada de una variación de energía. Hay reacciones en las cuales se 
libera ésta en forma de calor. El sistema en reacción se transforma así en otro más pobre en 
energía. A este tipo de reacciones se les denomina reacciones exotérmicas. 
En otros tipos de reacciones debe aportarse calor o energía eléctrica, para hacer posible 
el curso de las mismas. El sistema absorbe, por tanto, energía y se transforma en otro más 
rico en ésta. Aquí se trata de una reacción endotérmica. 
Con ayuda de las ecuaciones químicas y los correspondientes datos energéticos de los 
componentes de la reacción que participan en la transformación química se puede 
establecer un balance energético. 
1. 7 .2.1 Balance energético 
Cada sustancia posee un determinado contenido de energía. El valor absoluto de este 
contenido energético no se conoce. Solamente se pueden determinar sus variaciones, es 
decir, ver si en las transformaciones de las sustancias éstas absorben o desprenden energía. 
Para conseguir magnitudes comparables se conviene en considerar el contenido energético 
de todos los elementos químicos igual a cero. 
Si reacciona un mol del elemento hidrógeno con un mol de oxígeno, se obtiene agua y 
simultáneamente se liberan 5 71 ,6 kilojulios (kJ) de energía calorífica cuando el agua resul-
tante queda en estado líquido y a una temperatura de 25 oc. 
Los elementos hidrógeno y oxígeno se encuentran en la combinación agua en estado 
más pobre de energía, por dicha pérdida de calor cedida a su entorno. Por ello, a esta 
cantidad se le antepone el signo (-).El calor deformación, abreviadamente M/b, del agua 
es M/b = -571,6 kJ. Este calor de formación se obtiene cuando 4 g de hidrógeno reac-
cionan con 32 g de oxígeno para dar 36 g de agua. (FU significa cantidad transformada 
según la fórmula.) 
2 H2(&J 
hidrógeno 
2. 2 g 
2. o kJ 
+ Ü2(g) 
oxígeno 
32 g 
o kJ 
~ 2 H 20(1iq¡ (t.Hb(¡¡q¡ = - 5 71,6 kJ/FU) 
agua 
2 ·18 g 
2 · {-285 ,8) kJ = - 571,6 kJ / F U 
Por este método se pueden determinar los calores de formación de todas las combina-
ciones químicas, es decir aquellas cantidades de calor que las combinaciones ceden (-)o 
absorben ( +) cuando se forman directamente a partir de sus elementos. 
Los calores de formación de las combinaciones químicasse catalogan en tablas. 
1. 7 .2.1 Calores de reacción (entalpías de reacción) 
Se denominan calores de reacción aquellas cantidades de calor que durante el transcur-
so de la reacción entre combinaciones químicas desprende (-) o absorbe ( +) el sistema. 
Principios fundamentales de Qu!mica 21 
Los calores de formación son casos especiales del calor de reacción. Como ya hemos dicho, 
se habla de calor de formación cuando la reacción tiene lugar entre elementos. 
Los calores de reacción, también llamados entalpías de reacción, se representan 
generalmente por t+.H (se dice delta H), y pueden calcularse a partir de los calores de 
formación con ayuda de las ecuaciones químicas. 
Para ello, primero se obtiene la suma de los calores de formación de las sustancias que 
figuran en el primer miembro de la ecuación química y, a continuación, la suma correspon-
diente de las sustancias del segundo miembro. De esta segunda suma se resta la primera, y 
se obtiene así el calor de reacción. 
Este cálculo puede ilustrarse con un ejemplo general; 
Ecuación de reacción 
2A+B---+2C+D 
Calores de formación: 
2 · (t.Hb, A);(t.Hb,B) 
izquierda 
2 · (t.Hb,c);(t.Hb, D) 
derecha 
Suma de los calores de formación 
Calor de reacción: 
La letra primera b, como subíndice, significa que se trata de calores de formación. Las 
segundas letras A, B, C, D, como subíndices, indican la sustancia reaccionante a la que se 
refiere el calor de formación. 
Para la combustión del hexano con el oxígeno del aire debe realizarse el siguiente 
cálculo: 
Ecuación de reacción: 
2 C 6H 14 (liq) + 19 0 2 <g¡ 
hexano oxígeno de aire 
Calores de formación 
2. (-198,82)kJ 19 · (O)kJ 
Suma de los calores de formación 
-397,64 kJ 
Calor de reacción 
- 12 co2tg) + H H20(Iiq) 
dióxido de carbono agua 
12. (-393,51)kJ 14. (-285,83)kJ 
(-4722,12 kJ) + (-4001,62 kJ) 
-8723, 74 kJ 
t.H ~ (-8723, 74)kJ- (-397,64)kJ ~ -8326,1 kJ 
22 Principios fundamentales de Química 
La entalpía de reacción valeili= -8326,1 kJ cuando se queman totalmente 172 gde 
hexano con oxígeno atmosférico para dar agua y dióxido de carbono. Ésta es la cantidad de 
energía que el sistema pierde en la reacción, y que se cede al entorno o se emplea tecnológi-
camente, por ejemplo, para viajar en auto. 
La ecuación de reacción química con sus correspondientes balances de cantidades y 
energías se formula como sigue: 
2 C6H 14 (liq) + 1 9 0 2<g¡ - 12 co2(g) + 14 H20 (1iq) (AH= -832 6,1 kJ/ F U) 
hexano oxígeno del aire dióxido de carbono agua 
2 · 86 g 1 9 · 32g 12·44g 14· 18g 
2 • (- 198,82 )kJ 19 · (O)k J 12 . (-393, 51)kJ 14 . (-285 ,8 3}kJ 
Para el cálculo es necesario siempre tener en cuenta, tanto en los datos de calor de 
formación como de reacción, el estado de agregación de cada una de las sustancias a las que 
se refieren esos datos. El calor de formación del agua en estado gaseoso es l'iH = -483,6 
kJ/FU, y el del agua líquida es DJl = -571,6 kJ/FU. El calor de formación de agua 
líquida es pues mayor que el del vapor, puesto que al pasar de la forma gaseosa a la forma 
líquida, el sistema, en este caso el agua, desprende nuevamente calor( el calor de condensa-
ción), a su entorno (ver cap. 11/6.5.3). Por lo que el sistema aún resulta más pobre en 
energía. 
Los calores de formación y de reacción deben además referirse siempre a una tempe-
ratura determinada, para que sean datos exactos. Por regla general, la temperatura de 
referencia son 25 oc, lo que corresponde a 298 ,15 K. Para gases debe indicarse además la 
presión de referencia, que generalmente es la presión normal de 1 ,O 13 bar ( = 1 at-
mósfera) . 
Para expresar el estado de agregación al que se refiere el valor indicado, se añade un 
subíndice a las sustancias de la ecuación de reacción: 
Sustancia sólida 
Sustancia líquida 
Sustancia gaseosa 
Sustancia acuosa 
(s) 
(liq) 
(g) 
(ac) 
1.7.3 Reacciones de oxidación con oxígeno 
A las reacciones, en las cuales un elemento o una combinación se unen con el oxígeno 
para dar nuevos compuestos químicos, se les llama combustiones o también oxidaciones. 
Los productos de la oxidación se llaman óx idos. Los correspondientes calores de reacción 
se conocen frecuentemente como calores de combustión. 
Al contrario de lo que ocurre, por ejemplo, en la combustión del carbón, muchas 
reacciones transcurren tan lentamente, que el calor producido no es perceptible por 
nuestros sentidos. Por lo tanto, hay que distinguir entre reacciones rápidas y lentas. 
Principios fundamentales de Qufmica 23 
1. 7 .3.1 Oxidaciones rápidas 
Las oxidaciones rápidas transcurren con vivo desprendimiento de calor y frecuente-
mente con fenómenos luminosos, como p. ej. en la combustión del carbón o en la de la 
mezcla carburante-oxígeno en los motores de combustión. Las temperaturas que se 
alcanzan en estas combustiones se llaman temperaturas de combustión. 
Cuando se hacen reaccionar 12 g de carbono, es decir 1 mol de carbono, con 32 g de 
oxígeno, o sea 1 mol de oxígeno, se obtienen 44 g de dióxido de carbono, que igualmente 
corresponden a 1 mol. Con ello se liberan 393,5 kJ de energía calorífica. 
El dióxido de carbono es un gas inodoro, incoloro e insípido, que está contenido en el 
aire en la proporción de 0,03% en Vol. Más concentrado se encuentra en las bodegas donde 
se produce por fermentación alcohólica. Si se quema carbono con una cantidad insu-
ficiente de oxígeno, se obtiene monóxido de carbono. También en esta reacción se libera 
una determinada cantidad de energía: 
2 C + 0 2 ~ 2 Cü (tJ.H =- 221,0 kJ/FU) 
carbono oxígeno monóxido de carbono 
24 g 32 g 56 g 
El monóxido de carbono es un gas incoloro, inodoro e insípido. Es muy combustible y 
muy venenoso. Se produce en las combustiones incompletas de los hogares con mal tiro y 
en los gases de escape desprendidos por los autos. 
La toxicidad del monóxido de carbono se debe a que es absorbido fácilmente por el 
colorante de la sangre, la hemoglobina, con lo cual ésta ya no tiene afinidad para el oxígeno. 
La consecuencia es la muerte por anoxia. El único auxilio eficaz es la respiración de oxí-
geno puro. 
A 700 oc el monóxido de carbono se combina con el oxígeno, con fuerte desprendi-
miento de calor, para dar dióxido de carbono. 
2 co 
monóxido de carbono 
56 g 
+ 02 
oxígeno 
32 g 
----+ 2 CQ2 (tJ.H = -566,0 k.l / FlJ) 
dióxido de carbono 
HH g 
Reacciones entre hidrógeno y oxígeno 
Si se calienta una mezcla de hidrógeno-oxígeno hasta cerca de 600 oc se inflama, y 
explosivamente se forma agua (reacción del gas detonante, ver párrafo l. 7). 
2 H 2 
hidrógeno 
4 g 
+ 02 
oxígeno 
32 g 
2 H20 (liqJ (tJ.H = -571,6 kJ/FU) 
agua 
36 g 
A la temperatura ambiente, el hidrógeno y el oxígeno prácticamente no se combinan. 
U na mezcla de hidrógeno-oxígeno, en una proporción de 2/1 en volumen, se puede conser-
var durante días y meses sin que se pueda notar reacción. Las moléculas de hidrógeno y 
oxígeno tienen que ser activadas primero, es decir puestas en estado excitado, para que se 
combinen (ver cap. 1/10.3.5, pág. 113). 
24 Principios fundamentales de Quimica 
La combustión se produce al aportar la energía de activación en forma de calor, o 
disminuyendo la energía de activación por medio de catalizadores (p. ej. platino o paladio 
finamente pulverizados). 
La fuerte detonación que se oye al explotar esta mezcla de gases se debe a que el vapor 
de agua producido por el calor de oxidación liberado en forma instantánea exige un volu-
men mucho mayor que la mezcla original de hidrógeno-oxígeno, por lo que el aire que la ro-
dea es impulsado repentinamente con gran fuerza. 
Reacción entre carburantes y ox ígeno 
Como carburantes se entienden hidrocarburos como la gasolina y el gasóleo. Igual que 
la combustión del carbono con el oxígeno para dar dióxido de carbono y la del hidró-
geno con el oxígeno para dar agua son reacciones que liberan energía, también en las 
combustiones de los hidrocarburos se liberan considerables cantidades de energía cala. 
rífica (ver l.7 .2.1 ). 
2 CsH14 
carburante 
(hexano) 
172 g 
+ 19 02 
oxigeno 
del aire 
608 g 
---+ 12 co2 + 14 H2o 
dióxido agua 
(llH: - 832 6,1 kJ/FU) 
de carbono 
528 g 252 g 
Estas reacciones de combustión y otras semejantes tienen lugar en los cilindros de los 
motores de combustión de los automóviles, p. ej. los motores Otto y Diesel, y otras máqui-
nas térmicas. 
La energía química que contienen los carburantes (p. ej. hexano) se libera en la reac-
ción de combustión como energía calorifica. Por la expansión de volumen de los gases de 
combustión, la energía calorífica se transforma en energía mecánica o de movimiento con 
ayuda de pistones que pueden desplazarse dentro de los cilindros de combustión. 
El siguiente esquema de energía lo describe: 
Energía química (como energía de enlace en el carburante) 
J Reacción de combustión 
Energía calorífica (elevación de la presión en el cilindro de combustión o explosión) 
! Equilibrio de la presión por movimiento del pistón 
Energía de movimiento (energía mecánica) 
Combustión del amoníaco 
La transformación del amoníaco con el oxígeno, es decir, la combustión del amoníaco, 
es una reacción química de gran importancia tecnológica y económica (ver cap. 111/7.3). 
En ella se basan los procedimientos de obtención del ácido nítrico. El ácido nítrico es un pro-
ducto clave en la obtención de abonos salinos nitrogenados. 
Las moléculas de amoníaco y de oxígeno no reaccionan, sin más, entre sí. Sólo lo hacen 
cuando han sido activadas por calentamiento a altas temperaturas o por catalizadores. 
Principios fundamentales de Ou!mica 25 
En la combustión del amoníaco se trata de una reacción catalítica, que en cualquier 
caso, una vez iniciada, transcurre con desprendimiento de calor. La combustión del amo-
níaco se puede describir resumidamente por la siguiente serie de ecuaciones de reacción: 
4 NH3 + 5 02 
catali zador 
4 NO + 6 H20 (!lH; - 906, 3 kJ/FU ) 
amoníaco oxígeno monóxido de agua 
nitrógeno 
68 g 160 g 1 20 g 108 g 
El monóxido de nitrógeno, a su vez, reacciona de nuevo con más oxígeno para dar 
dióxido de nitrógeno. También aquí se libera calor: 
2 NO + 02 -- 2 N0 2 (!lH; -11 4,2 kJ / F U) 
monóxido oxígeno dióxido de 
de nitrógeno nitrógeno 
60 g 3 2 g 92 g 
Si el gas dióxido de nitrógeno se absorbe en agua, se obtiene por medio de una nueva 
reacción química el ácido nítrico HN0
3
. · 
Combustión del azufre 
El azufre elemental se presenta en grandes yacimientos en la naturaleza y se beneficia 
como tal. También se obtiene como subproducto, en gran cantidad, en la purificación o 
refinamiento del petróleo bruto o crudo. 
Junto con la pirita, un sulfuro de hierro natural, el azufre es la materia prima empleada 
para la obtención del ácido sulfúrico en grandes instalaciones industriales. Para ello es 
necesario combinar el azufre elemental con el oxígeno del aire para dar dióxido de azufre, 
que posteriormente se transforma en trióxido de azufre. 
Esta ox idacíon tiene lugar en dos etapas. Si se quema el azufre en presencia del oxí-
geno del aire, se obtiene dióxido de azufre con liberación de energía calorífica. 
l. a etapa 
S 
azufre 
3 2 g 
2a etapa 
+ 02 
oxígeno 
32 g 
- S02 (!lH; -29 7 kJ / FU) 
dióxido de azufre 
64 g 
La oxidación del dióxido de azufre a trióxido de azufre no se produce sin más. Las 
moléculas tienen que activarse antes por medio de catalizadores, y después, la reacción 
continúa por sí sola con desprendimiento de calor. 
2 so2 
dióxido 
de azufre 
128 g 
+ 02 
oxígeno 
32 g 
catalizador 
2 S03 (!lH; -1 98, 0 kJ/FU ) 
trióxido de 
azufre 
160 g 
26 Principios fundamentales de Qu!mica 
Si aceptamos por definición que el grado de oxidación* de un elemento es cero (ver 
párrafo 1.6), el azufre, en el dióxido de azufre se encuentra en el estado tetravalente 
positivo, y en el trióxido de azufre en el estado hexavalente positivo. 
O=S=O 
dióxido de azufre 
(azufre tetra val ente 
positivo) 
o 
11 
O=S=O 
trióxido de azufre 
(azufre hexavalente 
positivo) 
Al introducir el trióxido de azufre en agua, reacciona con ella espontáneamente, con 
desprendimiento de calor, dando el ácido sulfúrico H2S04 tan importante industrialmente. 
Combustión del fósforo 
El fósforo elemental no se encuentra libre en la naturaleza. Tiene que ser obtenido, por 
procesos especiales, a partir de los fosfatos naturales que como minerales se presentan en 
yacimientos. 
Hay fósforo blanco, rojo y negro (o violeta). Estas diferentes formas alotrópicas se dife-
rencian entre sí por sus estados de agregación, y muestran, para una misma composición, 
diferentes propiedades físicas y distinto comportamiento reactivo. 
Bajo los efectos de la luz, y con producción simultánea de fenómenos luminosos, el 
fósforo blanco se transforma en la modificación roja más estable. Además reacciona con 
el oxígeno del aire, inflamándose espontáneamente, con desprendimiento intenso de calor 
y formación de pentóxido de fósforo P40 10 (2PP5) : 
4 p 
fósforo 
blanco 
1 ? 4 g 
+ 5 02 
oxígeno 
del aire 
160 g 
----+ P 40 10 (t;.H = - 2984 kJ/FU) 
óxido de fósforo 
284 g 
El pentóxido de fósforo es un polvo blanco que absorbe con gran avidez el agua (higros-
cópico), con la que reacciona enérgicamente dando ácido fosfórico, que es una materia 
prima muy importante en la gran industria química. 
En el proceso de combustión con el oxígeno, el grado de oxidación pasa desde cero en el 
fósforo elemental hasta pentavalente positico en el P40 10 • 
1.7.3.2 Oxidaciones lentas 
Las oxidaciones o combustiones lentas, también llamadas combustiones silenciosas, 
transcurren sin desprendimiento de calor perceptible o de fenómenos luminosos. 
* Grado de oxidación= número de oxidación, esto es, número de cargas que poseería el átomo, si 
la molécula estuviera compuesta por iones. 
Principios fundamentales de Qulmica 
A estas oxidaciones pertenecen: 
la herrumbre del hierro (robín) 
el empañado de los metales (ver cap. IV/1.2.1) 
la pasivación del aluminio puro y otros metales 
27 
la descomposición de las sustancias orgánicas como p. ej. la madera, las plantas o los 
componentes de organismos animales 
la respiración, y con ella la degradación ordenada de los alimentos en el organismo ( oxi-
dación biológica) que proporciona las energías químicas (metabolismo), térmicas 
(mantenimiento de la temperatura) y mecánicas que son la manifestación del ser vivo 
Oxidación del hierro 
El hierro químicamente puro es un metal blanco plateado, y relativamente blando, que 
en forma compacta no se altera al aire seco ni estando sumergido en agua libre de aire y de 
anhídrido carbónico (dióxido de carbono). En estas condiciones se forma una fina capa 
superficial de óxido, adherida fuertemente, que cubre y protege al hierro metálico de 
nuevas oxidaciones y ataques por el oxígeno del aire. Este proceso se llama pasivación. 
Con el nombre de pasivación se conoce el proceso deformación de una capa de óxido 
coherente sobre la superficie de un metal, que protege al metal de posteriores oxidaciones. 
2 Fe 
hierro 
metálico 
111.6 g 
3 
+ 2 02 
aire seco 
48 g 
~ Fe 20 3 (AH ~ - 824 . 3 k.T / FU) 
óxido de hierro 
159.6 g 
Este fenómeno de la pasivación explica, entre otras cosas, la posibilidad de transportar 
ácido sulfúrico puro de alta concentración en cisternas de hierro. 
Por el contrario, si el hierro es atacado por el aire húmedo o por agua que contenga aire, 
se forma un óxido de hierro hidratado. Este óxido se llama herrumbre o robín. 
Químicamente, la formación de herrumbre es una reacción complicada, que aquí sólo 
puede formularse en una ecuación resumida. 
4 Fe 
hierro 
metálico 
+ 3 H20 + 2 02 
aire húmedo 
o agua con aire 
---+ 2 Fe(OH}J ·FeO 
herrumbre 
(AH ~ - 14 6-t k.T/FU) 
La capa de óxido que forma la herrumbre no es compacta ni se adhiere fuertemente . La 
herrumbre es amorfa y blanda, lo que permite que el proceso de corrosión continúe progre-
sando hacia el interior del hierro. 
El óxido como capa protectora