01 Liquidos Soluciones v9

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QUÍMICA I
Ing. E. Raúl Morales Muñoz MSc.
DEFINICIONES DE CONCEPTOS
ÓXIDO-REDUCCIÓN
ESTEQUIOMETRÍA
ESTADO LÍQUIDO
SOLUCIONES
ÁCIDOS, BASES Y SALES
TERMOQUÍMICA
ELECTROQUÍMICA
05/10/2018
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 TEMAS:
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El aprendizaje de los conceptos de Química promueve:
1. El cumplimiento satisfactorio de la Misión de la ESPE.
2. La motivación necesaria para asumir los retos del presente.
3. La concepción dialéctica y sistémica de la realidad.
4. La coherencia entre la teoría y la práctica.
5. La observación consciente del sentido de la vida.
El aprendizaje de la asignatura Química se orienta a:
1. Los conceptos y sus definiciones.
2. Las magnitudes y sus símbolos.
3. Los cálculos y su exactitud.
4. Las fórmulas y su programación computacional.
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APRENDIZAJE EFECTIVO
La Química es Ciencia Exacta.
Es necesario estandarizar magnitudes y símbolos.
RESULTADOS DEL CURSO
Los estudiantes son competentes para:
1. Cumplir las tareas programadas, actuando con responsabilidad, para saber aprender libremente y obtener resultados útiles para la sociedad y el planeta.
2. Realizar los cálculos estequiométricos, utilizando procedimientos matemáticos, necesarios para asimilar las prácticas de laboratorio.
3. Aplicar las propiedades de líquidos y soluciones, de ácidos, bases y sales, mediante cálculos exactos, para el desarrollo efectivo de los procesos tecnológicos y la comprensión de los fenómenos naturales.
4. Manejar las reacciones termoquímicas y electroquímicas, dando énfasis a los factores energéticos, para poder optimizarlos en todas las aplicaciones tecnológicas.
PROCESOS DE ENSEÑANZA-APRENDIZAJE:
COMPRENSIÓN, MEMORIZACIÓN, EXPOSICIÓN, APLICACIÓN, INTERPRETACIÓN.
CONCEPTUALIZACIÓN, MODELIZACIÓN, OPTIMIZACIÓN, SISTEMIZACIÓN.
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Ss
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BIBLIOGRAFÍA
	TITULO	AUTOR	AÑO/edición	IDIOMA	EDITORIAL
	QUÍMICA
QUÍMICA I	Morales Raúl 	2018, v9	Español	(Diapositivas PPT)
	QUÍMICA	Chang R.	2010, 10ª ed.	Español	McGraw Hill
	FUNDAMENTOS DE QUÍMICA GENERAL	Escobar Luis	2012, 12ª ed.	Español	López
	QUÍMICA
 LA CIENCIA CENTRAL	Brown,
LeMay,
Bursten, etc.	2014, 12ª ed.	Español	PEARSON
	QUÍMICA GENERAL	Petrucci,
Herring,
Madura,
Bissonnette	2011, 10ª ed.	Español	PEARSON
	QUÍMICA	Phillips,
Strozak,
Wistrom	2007, 2ª ed.	Español	McGraw Hill
ACTIVIDADES DEL ESTUDIANTE
Cada estudiante, según su ritmo y estilo, realizará en cada Unidad:
1. TAREAS DE INTERPRETACIÓN-APLICACIÓN, EN CASA, que incluyen:
a) Leer anticipadamente, investigar y ampliar los temas teóricos de estas diapositivas, y los respectivos temas de las prácticas de laboratorio.
b) Escribir en casa los resúmenes, interpretaciones y aplicaciones; elaborar y enmarcar preguntas ó nuevas aplicaciones de cada tema teórico, en un cuaderno, que también se usará para ejercicios y prácticas de laboratorio.
2. TAREAS DE EXPOSICIÓN-APLICACIÓN, EN CLASES, que incluyen:
a) Exponer y aplicar en cualquier clase cualquier tema teórico revisado. Todos los estudiantes preparan todos los temas, todo el tiempo.
b) Resolver las aplicaciones en las clases teóricas y prácticas de laboratorio.
c) Responder las preguntas enmarcadas con base en los temas expuestos.
d) Presentar los resúmenes y ejercicios en el cuaderno y/ó en la pizarra.
e) Contestar en forma oral y/ó escrita a las preguntas planteadas durante las aplicaciones del día ó de clases anteriores.
ACUERDOS.
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El Período Académico se divide en 3 Unidades, evaluadas con 20 puntos cada una. Cada estudiante las aprobará de la siguiente manera:
 
 U UNIDAD ACADÉMICA
 D Deberes: Promedio de Exposiciones y/ó Aplicaciones (Resolución de ejercicios).
 V Promedio de Evaluaciones en línea PP Nota de Prueba Parcial
 LAB Promedio de consultas e informes de Laboratorio EG Nota de Examen General
En cada Unidad no se considera nota de Resúmenes. Será considerada solo al final del Período.* 
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PERÍODO ACADÉMICO
	 	UNIDAD 1
U1	UNIDAD 2
U2	UNIDAD 3
U3
	Deberes: Exposiciones, Aplicaciones: Promedio (4 puntos)	D1 	D2 	D3 
	Aula virtual / Evaluación en línea:			
	Laboratorios / Informes: Promedio (4 puntos)	LAB1	LAB2	LAB3
	Prueba parcial (4 puntos)	PP1	PP2	PP3
	Examen general (8 puntos)	EG1	EG2	EG3
	Defensa del Resultado final del aprendizaje y documento			
	Total:	20	20	20
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INTRODUCCIÓN
MAGNITUDES. Son las propiedades de la Materia que pueden ser medidas y valoradas con números y/ó con caracteres. Ej.: la masa, el Volumen, la longitud de onda, la frecuencia, etc.
VARIABLES. Son magnitudes cuyo valor depende de otros valores. Ej.: el peso, la Presión atmosférica, etc. dependen de la altura.
Los símbolos de las variables son escritos con letras en cursiva: E, m.
Las variaciones de una variable, en función de otras variables y constantes, podemos expresarlas con funciones matemáticas.
CONSTANTES. Son magnitudes cuyo valor no depende de otras variables. Por ej.: la velocidad de la luz c, la carga elemental e, la masa Molar mM propia de cada sustancia, etc.
Los símbolos de las constantes se escriben con letras normales.
E = mc2 F = ma Una magnitud puede ser constante ó variable según el contexto.
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INTRODUCCIÓN
MAGNITUDES ABSOLUTAS. Son las magnitudes cuyos valores se expresan con un número y una unidad de medida.
MAGNITUDES RELATIVAS. Son las magnitudes cuyos valores son números sin una unidad de medida, porque son obtenidos por comparación con un valor estándar de la misma magnitud. Por ej. un Dalton es la doceava parte del isótopo Carbono-12. 
 
MAGNITUDES ADIMENSIONALES. Son las magnitudes cuyos valores resultan como números sin unidad de medida ya que las unidades se simplifican en su expresión de cálculo.
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La Masa Atómica es la masa de un solo átomo, medida en Daltons.
La Masa Atómica relativa es la masa de un solo átomo, sin unidades.
INTRODUCCIÓN
DIFERENCIAS ENTRE PESO Y MASA.
1. El peso de un cuerpo puede cambiar; su masa es constante. 2. El peso depende del campo gravitacional, la masa no. 3. El peso es una magnitud vectorial; la masa es escalar. 4. El peso se mide con dinamómetro, la masa con balanza. 5. El peso se mide en unidades derivadas; la masa se mide en unidades fundamentales del Sistema Internacional SI.
Durante el curso utilizaremos Masas Atómicas y no Pesos Atómicos.
DIFERENCIAS ENTRE MATERIA Y MASA.
1. La masa es la medida de la inercia de la Materia másica.
2. La masa se simboliza con m; la Materia no tiene símbolo.
3. Existen entidades materiales que no tienen masa.
4. La Materia forma una unidad dialéctica con la Idea.
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Pesar ≠ masar
INTRODUCCIÓN
REPRESENTACIÓN SIMBÓLICA DE LAS PROPIEDADES DE LOS ÁTOMOS: ISÓTOPOS, IONES Y ELEMENTOS.
				 qr± Carga relativa del ión.
				 i Subíndice en fórmulas.
 				 num numeración en fórmulas.
				 ±.NOX Números de oxidación.
E Símbolo del Elemento; Símbolo del átomo (isótopo o ión).
Z Número atómico. Número de protones en núcleo atómico.
A Número de masa. Número de protones y neutrones.
 A = Z + N0 	 N0 Número de neutrones en el núcleo.
Nrm Número relativo de moles en esquemas de composición, etc.
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INTRODUCCIÓN
FUNCIONES. Una variable es función de otras variables si un único valor de la primera depende de los valores de las otras.
Las variables químicas dependen o son funciones también de la sustancia ó del material al que se hace referencia.
La relación entre las variables puedeser de variada aplicación: y = f(x) = 2x2 + 6x + 1 Cálculo x = 3 f(3) = 2∙32 + 6∙3 + 1 = 37
De(8O) = “1s2 2s2 2p4 ” Texteo De(8O) : 1s2 2s2 2p4 
MAr(O) = 15,999 ≈ 16 Medida Masa Atómica relativa de un átomo de Oxígeno.
RED(O) : Proceso Reducción de cada átomo de Oxígeno.
MMr(O2) = 16 ∙2 = 32 Cálculo Masa Molecular relativa de una molécula de Oxígeno.
m(O2) = 48 g mM(O2) = 32 g/mol n(O2) = 1,5 mol Cálculo
Los valores de los argumentos entre paréntesis son usados en operaciones cálculo, texteo, etc. y dan otros valores. Definición(concepto) = “… … …” = Texto Los valores de las funciones pueden ser datos de entrada ó de salida. 
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INTRODUCCIÓN
USO DE VARIABLES QUÍMICAS.
Las variables químicas deben ser escritas con sus respectivos argumentos, es decir como funciones. Sus argumentos son las sustancias ó los materiales, y otras variables independientes.
Las expresiones como las siguientes no tienen sentido:
C = 12,011 y C = 6 ; etc. La misma variable tiene 2 valores.
María = 18 años y María = 1,70 m ; etc.
Las funciones que pueden ser escritas con sentido son:
MAr(C) = 12,011 ˄ Z(C) = 6
edad(María) : 18 años ˄ estatura(María) : 1,70 m
Evitaremos usar la variable independiente x para designar una variable química cualquiera ó una variable dependiente.
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INTRODUCCIÓN
MASA ATÓMICA RELATIVA DE ÁTOMOS DE UN ELEMENTO MAr.
La Masa Atómica relativa de un átomo de cada Elemento es indicada en la Tabla Periódica con diferente Número de cifras. Éstas cifras son truncadas y aproximadas, por conveniencia de cálculo, a valores con una cifra decimal ó redondeadas a un valor entero, según el caso. 
MAr(Cl)=35,45 → MAr(Cl)=35,5 MAr(S)=32,06 → MAr(S)=32
MAr(H)=1,008 → MAr(H)=1 MAr(C)=12,011 → MAr(C)=12
MAr(O)=15,999 → MAr(O)=16 MAr(Na)=22,989 → MAr(Na)=23
La Masa Atómica relativa MAr es constante para cada Elemento.
MASA ATÓMICA ABSOLUTA DE ÁTOMOS MA. Se mide en [Da] ó [u].
MA(Cl)=35,5 Da MAr(Na)=23 Da MA(Na) = m(1 átomo Na) ≠ m(Na)
MASA DE UN ELEMENTO m. Es la masa de un gran Número de átomos del Elemento. Se mide en gramos, toneladas, etc.
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Se redondea de 32,1 a 32.
INTRODUCCIÓN
ENLACE IÓNICO. Es el que se forma por la ganancia de electrones por un átomo más electronegativo y la pérdida de electrones de un átomo menos electronegativo.
ENLACE COVALENTE. Es el que se forma por la compartición de electrones entre átomos con igual ó similar electronegatividad.
MASA FORMULAR RELATIVA MFr DE COMPUESTOS IÓNICOS.
MFr(NaCl) = 23 ∙1 + 35,5 ∙1 = 58,5 MF(NaCl) = 58,5 Da
MASA FORMULAR MF DE COMPUESTOS IÓNICOS. Es la masa de un solo cristal o unidad fórmula. [Da] MF(NaCl) = m(1 unidad formular NaCl) ≠ m(NaCl)
MASA MOLECULAR RELATIVA MMr DE COMPUESTOS COVALENTES.
MMr(HCl) = 1∙1 + 35,5 ∙1 = 36,5 MM(HCl) =36,5 Da 
MASA MOLECULAR MM DE COMPUESTOS COVALENTES. Es la masa de una sola molécula. [Da] MM(HCl) = m(1 molécula HCl) ≠ m(HCl)
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Las Masas Moleculares y Formulares, son escritas con letras Mayúsculas, para una sola molécula ó cristal.
ELECTRONEGATIVIDAD ce. Es la Fuerza relativa con la que cada átomo atrae hacia su estructura a los electrones de enlace con cada uno de los restantes átomos de un compuesto.
ce(Na) = 0,93 ce(O) = 3,44 ce(H) = 2,20
La diferencia de electronegatividades Δce entre átomos sirve para determinar si el enlace que forman es iónico ó covalente.
Si Δce ≥ 1,7 entonces enlace = “iónico”.
Si 0 < Δce < 1,7 entonces enlace = “covalente polar, asimétrico”.
Si Δce = 0 entonces enlace = “covalente no polar, simétrico”.
Si Δce(O;Na) = 3,44 – 0,93 = 2,51 => enlace(O;Na) = “iónico”.
COMPUESTOS IÓNICOS Y COVALENTES.
Generalmente los ácidos son compuestos covalentes, mientras
las sales y los hidróxidos inorgánicos son compuestos iónicos.
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INTRODUCCIÓN
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS CON ENLACE IÓNICO. Las sustancias con al menos un enlace iónico: hidróxidos y sales.
1. Son sólidos a temperatura ambiente (Condiciones Normales).
2. Forman cristales de forma bien definida; son transparentes, duros y frágiles. No forman moléculas. Tienen fórmula unitaria.
3. Presentan temperaturas de fusión y ebullición elevadas, por lo regular entre 1000 y 1500°C.
4. Son buenos conductores de la corriente eléctrica, en estado líquido ó en solución acuosa, cuando se encuentran ionizados.
5. Son solubles en solventes polares ó iónicos que, en general, son compuestos inorgánicos, tales como: H2O, HCl, H2SO4, etc.
6. Sus Reacciones son casi instantáneas.
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INTRODUCCIÓN
CsCl ZnS CaF2
Los átomos metálicos están coloreados.
PROPIEDADES DE COMPUESTOS CON ENLACES COVALENTES. Las sustancias que tienen todos sus enlaces covalentes: ácidos.
1. Forman moléculas. En general, son sustancias gaseosas ó son líquidos volátiles, en Condiciones Normales: 1 atm y 25°C.
2. Cuando son sólidos, generalmente, no forman cristales y son blancos y blandos. (compuestos orgánicos)
3. Presentan bajas temperaturas de fusión y ebullición.
4. En estado sólido, líquido ó gaseoso no conducen la corriente eléctrica, es decir no son electrolitos.
5. Son solubles en compuestos covalentes no polares.
6. Reaccionan lentamente, porque los enlaces covalentes son difíciles de romper.
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INTRODUCCIÓN
APLICACIONES
1. Escribir la Masa Atómica relativa de diferentes Elementos, truncada a una cifra decimal ó redondeada a un valor entero:
MAr(Cl)=35,453 MAr(K)=39,0983 MAr(H)=1,00794 MAr(O)=15,9994
2. Escribir la electronegatividad o fuerza relativa para atraer los electrones de enlace, de algunos Elementos, truncada a una cifra decimal:
ce(H)=2,20 ce(C)=2,55 ce(N)=3,04 ce(O)=3,44 ce(F)=3,98 ce(Mn)=1,55
3. Dada la Diferencia de electronegatividad de dos Elementos, indicar si su enlace es iónico ó covalente:
Δce(Cl;Na)=3,2−0,9=2,3 Δce(N;N)=3,0−3,0=0,0 Δce(N;H)=3,0−2,2=0,8
4. Calcular la Masa Formular relativa de algunos compuestos iónicos:
MFr(NaOH) = 23∙1+16∙1+1∙1 = 40 MFr(CuSO4) = 63,5∙1 + 32∙1 + 16∙4 = 159,5
5. Calcular la Masa Molecular relativa de algunos compuestos covalentes:
MMr(CH4) = 12∙1 + 1∙4 = 16 MMr(H2SO4) = 1∙2 + 32∙1 + 16∙4 = 98
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DEFINICIONES
FACTORES. PROPORCIONES. 
En lugar de reglas de tres, usaremos factores y proporciones:
En las proporciones se indica cada sustancia y a cada variable con valor no conocido se le designa y simboliza con su propia función:
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Factor unitario de equivalencia
Evitar el uso de “x” para nombrar a las variables.
DEFINICIONES
MOL. Número de átomos ó moléculas, etc. igual al Número de átomos que hay en 12 g de isótopos Carbono-12.
MASA DE UN MOL mm. Es la masa que corresponde a un mol.
mm(Elemento) = MAr(Elemento)∙g 
mm(O) = MAr(O)∙g = 16 g O 1 mol O 
mm(K) = MAr(K)∙g = 39,1 g K 1 mol K
mm(Elemento en estado natural) = MMr(Elemento en estado natural)∙g 
mm(O2) = MMr(O2)∙g = 32 g O2 1 mol O2
mm(compuesto covalente) = MMr(compuesto covalente)∙g
mm(H2O) = MMr(H2O)∙g = 18 g H2O 1 mol H2O
mm(compuesto iónico) = MFr(compuesto iónico)∙g
mm(KCl) = MFr(KCl)∙g = 74,6 g KCl 1 mol KCl [d48]
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1 mol de átomos de O ó del ElementoO.
Un mol es un conjunto de 6,022∙1023 partículas.
DEFINICIONES
MASA MOLAR mM. Es la masa por cada mol de una sustancia.
 mM(Elemento) = MAr(Elemento)∙g/mol 
 mM(O) = MAr(O)∙g/mol = 16 g/mol
mM(Elemento en estado natural) = MMr(Elemento en estado natural)∙g/mol 
mM(O2) = MMr(O2)∙g/mol = 32 g/mol
mM(compuesto covalente) = MMr(compuesto covalente)∙g/mol
mM(H2O) = MMr(H2O)∙g/mol = 18 g/mol
mM(compuesto iónico) = MFr(compuesto iónico)∙g/mol
mM(KCl) = MFr(KCl)∙g/mol = 74,6 g/mol
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CANTIDAD DE SUSTANCIA n.
¿Cómo se determina la masa Molar de un Elemento? Expresando su masa Atómica relativa en g/mol.
mM(sustancia) = mm(sustancia)∙1/mol
Si mm(N2) = 28 g => mM(N2) = 28 g/mol
APLICACIONES
1. Calcular la MFr , mm y mM de los siguientes compuestos iónicos:
MFr(NaCl) = 23∙1 + 35,5∙1 = 58,5 MFr(CuSO4) = 63,5∙1 + 32∙1 + 16∙4 = 159,5
mm(NaCl) = 58,5 g mm(CuSO4) = 159,5 g 		 mM(NaCl) = 58,5 g/mol mM(CuSO4) = 159,5 g/mol
MFr(Ca(OH)2) = MFr(Al(OH)3) =
mm(Ca(OH)2) = mm(Al(OH)3) =
mM(Ca(OH)2) = mM(Al(OH)3) =
2. Calcular la MMr , mm y mM de los siguientes compuestos covalentes:
MMr(HCl) = 1∙1 + 35,5∙1 = 36,5 MMr(H2SO4) = 1∙2 + 32∙1 + 16∙4 = 98
mm(HCl) = 36,5 g	 mm(H2SO4) = 98 g			
mM(HCl) = 36,5 g/mol mM(H2SO4) = 98 g/mol
3. Calcular la MMr ó Fr , mm y mM de los siguientes compuestos: MnO2 H2O Br2
Si Δce(O;Mn) = 3,44 – 1,55 = 1,89 => MFr(MnO2) = …
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APLICACIONES
1. Calcular las masas de un mol mm y las masas Molares mM de los compuestos covalentes dados, si MAr(S)=32 MAr(N)=14 MAr(Br)=79,9:
Óxido Nítrico, Cloro, Ácido Sulfúrico, Ácido Nítrico, Ácido Clorhídrico, Bromo (l), Agua.
2. Calcular las masas de un mol mm y las masas Molares mM de los compuestos iónicos dados, si MAr(Mn)=54,9 MAr(K)=39,1 MAr(Cu)=63,5:
Permanganato de Potasio, Bromuro de Potasio, Dióxido de Manganeso, Sulfato de Potasio, Nitrato Cúprico, Cloruro de Aluminio, Dicromato de Potasio, Sulfito de Sodio, Sulfato Crómico.
3. Escribir los valores que faltan en la siguiente tabla:
 2KMnO4 + 4H2SO4 + 6KBr → 2MnO2 + 4K2SO4 + 4H2O + 3Br₂
nQb: 2 mol … 6 mol 2 mol 4 mol 4 mol …
mM: … … … … … … … 
mQb: … … … … … 72 g …
meq: … 49 g … … … … … 
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Es la carga eléctrica relativa hipotética, positiva ó negativa, asignada a cada átomo de un Elemento, que forma enlaces iónicos ó covalentes en un compuesto, para que el compuesto resulte neutro. Se le designa con NOX(Elemento) y sus valores son enteros ó fracciones, positivos ó negativos, con signos.
El Número de oxidación de un átomo se calcula asumiendo la ruptura de sus enlaces, según las electronegatividades de los átomos a los cuales está enlazado. Si la electronegatividad de los átomos enlazados es diferente, la ruptura es heterolítica, pero si es igual, la ruptura es homolítica. Al asignar y sumar las cargas positivas ó negativas ó 0 a cada átomo, se tiene su NOX.
Cuando son conocidos los números de oxidación de Elementos comunes, se puede despejar los números de oxidación de otros Elementos, en compuestos eléctricamente neutros ó en iones.
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NÚMERO DE OXIDACIÓN DE ÁTOMOS NOX
REACCIONES DE ÓXIDO-REDUCCIÓN O REACCIONES REDOX
En estas Reacciones se observa una modificación de los Números de Oxidación NOX(E) de ciertos Elementos de los Reactantes, pues tienen otros NOX(E) en los Productos.
Pueden ser de cualquier tipo de Reacción conocido.
Los Reactantes son la sustancia pura de los Reactivos.
Los Elementos que algebraicamente disminuyen su Número de Oxidación, ganan ó comparten uno ó más electrones; se reducen; su carga negativa aumenta.
Los Elementos que algebraicamente aumentan su Número de Oxidación, pierden uno ó más electrones; se oxidan; su carga negativa disminuye.
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REACCIONES DE ÓXIDO-REDUCCIÓN O REACCIONES REDOX
 
 Ganancia de electrones: Reducción
 NOX(E)
−4 −3 −2 −1 0 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7
 Pérdida de electrones: Oxidación
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Las sustancias que actúan como Reductores pierden sus electrones y hacen que otras sustancias se reduzcan. Al perder sus electrones, se oxidan.
Las sustancias que actúan como Oxidantes ganan ó comparten electrones de otros átomos, y hacen que otras sustancias se oxiden. Al ganar ó compartir otros electrones, se reducen.
BALANCEO DE ECUACIONES DE ÓXIDO-REDUCCIÓN O REDOX
a) Escribir la ecuación no balanceada de la Reacción, en su forma sustancial; identificar el ó los Elemento(s) que se Reducen RED(E) y el ó los que se Oxidan OX(E), y anotar los Números de Oxidación NOX(E) que se han modificado.
b) Para cada Elemento que se Reduce ó se Oxida, escribir la ó las ecuaciones* de Reducción RED(E) u Oxidación OX(E), para un solo átomo de los que se Reducen ó se Oxidan, con sus respectivos Números de Oxidación, y mostrando el Número de electrones ganados ó perdidos. Observar este Número de electrones, pues se usa en los cálculos de masa equivalente: meq(Reductor) ó meq(Oxidante).
*Estas ecuaciones son escritas en forma atómica, no en la forma sustancial, por conveniencia.
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BALANCEO DE ECUACIONES DE ÓXIDO-REDUCCIÓN O REDOX
c) Si hay subíndices diferentes de 1 para los átomos que se Reducen ó se Oxidan en las fórmulas de los Reactantes ó los Productos, reescribir con subíndices las ecuaciones de Reducción y de Oxidación, balancear las ecuaciones, sumar las ecuaciones de Reducción y las ecuaciones de Oxidación*, e indicar los factores necesarios para igualar los electrones ganados y perdidos en las sumas* de las respectivas ecuaciones de Reducción u Oxidación.
Si no hay subíndices diferentes de 1, el literal c) se escribe únicamente con las ecuaciones atómicas de b).
d) Multiplicar las ecuaciones por el factor necesario para igualar el Número de electrones ganados y perdidos en las ecuaciones de Reducción y de Oxidación. Sumar las ecuaciones, escribiendo los átomos según su orden en a).
*Si hay una sola Reacción de Reducción ó de Oxidación, no hay sumas.
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BALANCEO DE ECUACIONES DE ÓXIDO-REDUCCIÓN O REDOX
e) Reescribir la ecuación no balanceada, ahora sin los NOX, y transferir los coeficientes obtenidos de los Elementos que se Reducen ó se Oxidan. Por simple atomicidad equilibrar los Metales, los No metales, penúltimo el Hidrógeno y al último el Oxígeno. 
 A veces, estos coeficientes se recalculan, cuando los átomos que modifican su Número de Oxidación, lo mantienen en otros Productos, ó por otras razones. 
 Simplificar los coeficientes, si es posible. 
f) Elaborar un cuadro con el Número de átomos de los Elementos en los Reactantes y en los Productos, en el mismo orden en el que fueron balanceados.
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BALANCEO DE ECUACIONES DE ÓXIDO-REDUCCIÓN O REDOX
Sulfuro de Bismuto + Ácido Nítrico → Azufre + Nitrato de Bismuto + Monóxido de Nitrógeno + Agua
a)b) c)
 
d) 
 
e) 
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Diferenciar las funciones y las fórmulas de compuestos.
Óxido Nítrico
BALANCEO DE ECUACIONES DE ÓXIDO-REDUCCIÓN O REDOX
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	Elementos	Núm. de Átomos
en Reactantes 	Núm. de Átomos
en Productos
	Bi	2	2
	S	3	3
	N	8	8
	H	8	8
	O	24	24
2
NOX(N): −3, +1, +2, +3, +4, +5 NH3 Amoniaco
N2O Óxido Nitroso	 NO Óxido Nítrico o Monóxido de Nitrógeno
N2O3 Anhidrido Nitroso NO2 Dióxido de Nitrógeno
N2O5 Anhidrido Nítrico
APLICACIONES
Balancear las ecuaciones: [Disponer de 1 página de Lab. por ejercicio]
1. Permanganato de Potasio + Ácido Sulfúrico [conc.] + Bromuro de Potasio → Dióxido de Manganeso + Sulfato de Potasio + Agua + Bromo (l) (El Bromo es diatómico en Estado Natural)
2. Cobre + Ácido Nítrico [dil.] → Nitrato Cúprico + Óxido Nítrico + Agua.
3. Permanganato de Potasio + Ácido Clorhídrico [conc.] → Cloruro Manganoso + Cloruro de Potasio + Agua + Cloro
4. Dicromato de Potasio + Ácido Sulfúrico [conc.] + Sulfito de Sodio → Sulfato Crómico + Sulfato de Potasio + Sulfato de Sodio + Agua.
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CÁLCULOS QUÍMICOS
Pueden ser realizados mentalmente, con uso de calculadoras ó elaborando variados programas computacionales. 
En los cálculos, las variables son expresadas con su valor:
Los cálculos manuales son efectuados usando las proporciones, los factores unitarios (para cambios de unidades*) y/o algunas fórmulas matemáticas:
Los cálculos efectuados con programas computacionales pueden ser realizados casi solamente con ayuda de fórmulas matemáticas, porque a cada variable se le asigna un valor que es almacenado.
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CÁLCULOS QUÍMICOS
En los cálculos químicos, los valores de las variables pueden ser expresados de forma redundante, según convenga:
V(H2O) = 1,34 L	 P(vapor H2O; 20°C) = 17,5 mmHg
V(H2O) = 1,34 L H2O	 P(vapor H2O; 100°C) = 760 mmHg
mm(H2O) = 18 g	 ∆H°rf (H2O(g)) = −285,84 kJ/mol H2O
mm(H2O) = 18 g H2O ∆H°rf (H2O(g)) = −285,84 kJ/mol
			Observación importante:
Función unidad de medida Cualquier sustancia, por ej. el Agua, si es argumento de una función va entre paréntesis, (H2O), pero como parte de la unidad de medida va sin ningún paréntesis, g H2O.	Nunca se ha escrito paréntesis al escribir unidades de medida.
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CÁLCULOS QUÍMICOS
EXACTITUD Y PRECISIÓN DE LAS MEDIDAS.
La exactitud indica la proximidad de la medida con respecto al valor verdadero ó de referencia. 
La precisión indica la dispersión de las medidas con respecto al valor más frecuente. A mayor precisión menor dispersión.
A menor precisión mayor dispersión.
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CÁLCULOS QUÍMICOS
CIFRAS SIGNIFICATIVAS. Son las cifras que expresan la exactitud del cálculo ó la medida de magnitudes ó de unidades.
Son contadas de izquierda a derecha, desde el primer dígito diferente de cero, sin importar la ubicación de la coma.
Unidades: 1 unidad de masa atómica unificada u es 1 Dalton. 1 u = 1 Da
 1 Da = 1 u = 1,66053873∙10-27 kg (9 cifras significativas)
	 1 Da = 1 u = 1,6605387∙10-27 kg (8 cifras significativas)
		 1 Da = 1 u = 1,660539∙10-27 kg (7 cifras significativas)
 Simplificación: (7 c. s.)
Magnitudes: variables y constantes
masa de un electrón* me = 9,10938188∙10-31 kg (9 cifras significativas)
		 me = 9,11∙10-31 kg (3 cifras significativas)
Es posible realizar una aproximación hasta cierta cifra, ó redondeo a entero.
* El electrón actúa como onda ó partícula. Desaparece de un nivel de energía y aparece en otro con diferente energía. Es una entidad elemental, no compuesta.
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CÁLCULOS QUÍMICOS
DATOS DE ENTRADA. Son las medidas ó los valores* que son usados para la realización de los cálculos.
Las Masas Atómicas, Moleculares, etc., las masas de un mol y las masas molares conocidas de las sustancias, son datos de entrada, aunque no se den en el enunciado.
DATOS DE SALIDA. Son los valores resultantes de los cálculos, es decir del procesamiento de los datos de entrada.
EXACTITUD DE LOS DATOS DE ENTRADA. Es el Número de cifras exactas de los datos, obtenidas con los equipos de medida.*
La exactitud de los datos de entrada influye en la exactitud de los datos de salida. No se indicará la exactitud de todos los datos de entrada, sino solamente una de las menores.
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CÁLCULOS QUÍMICOS
DATOS DE PROCESO. Son los resultados intermedios de los cálculos realizados para obtener los datos de salida.
VALORES EXACTOS. Son los valores que tienen innumerables cifras significativas. Ciertos valores enteros son exactos.
Los valores exactos serán subrayados, ó sus muchas cifras serán indicadas con puntos suspensivos, según convenga.
Para cálculos de mayor exactitud es necesario usar datos con más cifras significativas ó realizar medidas más exactas. Podríamos usar las Masas Atómicas relativas con todas sus cifras:
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CÁLCULOS QUÍMICOS
EXACTITUD CONVENCIONAL. Por convención, algunos valores aproximados ó redondeados podemos considerarlos exactos. Es decir, asumimos que ciertos datos de entrada no influyen en la exactitud de los datos de salida. Consideramos exactos:
a) Los valores redondeados ó aproximados de las masas MAr , MMr , MFr , mm y mM de las sustancias. 
b) Las Presiones en diferentes sistemas de medida.
c) Las temperaturas en diferentes escalas.
d) El tiempo en diferentes unidades.
e) Las constantes que contienen unidades de Presión, tiempo, etc. 
La exactitud de los valores de Presiones, temperaturas y tiempo en general cambia en los diferentes sistemas, escalas ó unidades. 
1 atm = 760 mmHg 1 atm = 760 Torr 0°C = 273,15 K
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CÁLCULOS QUÍMICOS
EXACTITUD DE LOS DATOS DE SALIDA. Es la exactitud del dato de entrada menos exacto, o sea la del dato que tiene el menor Número de cifras significativas. La exactitud de los datos de entrada determina la exactitud de todos los datos de salida. 
No se indicará la exactitud de todos los datos de salida. Se la indica en forma general y única.
ANÁLISIS DE LA EXACTITUD. Es la determinación de la menor exactitud de los datos de entrada, que es la que corresponde a la exactitud de todos los datos de salida o resultados.
VALORES SIGNIFICATIVOS. Son los valores de todos los datos de salida expresados con la exactitud correspondiente al dato de entrada menos exacto, que es indicada explícitamente.
 
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CÁLCULOS QUÍMICOS
VALORES OPERATIVOS. Son los valores calculados con todas las cifras significativas de los datos de entrada y expresados con todas las cifras del resultado que presente el instrumento de cálculo como la calculadora, pero si hay muchas cifras, con 6 cifras significativas. Son usados para otros cálculos.
EXPRESIÓN DE RESULTADOS. Todos los datos de salida serán expresados con su valor operativo, y con su valor significativo seguido de la indicación de su exactitud en cifras significativas.
RELACIÓN ENTRE VALOR OPERATIVO Y VALOR SIGNIFICATIVO.
Si el número de cifras enteras del valor operativo es mayor que el número de cifras significativas con las que debe indicarse el valor significativo, utilizaremosnotación científica al indicarlo:
 m(H2O) = 12345,67 g m(H2O) = 1,23∙ 104 g (3 cifras significativas)
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Si el resultado tiene más de 6 cifras enteras, si conviene se puede escribir todas las cifras enteras, y una cifra decimal.
Valor Operativo
Valor Significativo
PRÁCTICAS DE LABORATORIO DE QUÍMICA
INTERVALO DE MEDIDA. Es el intervalo para una medida en el que su última cifra , por lo general, es inexacta. Ej.: Si se debe medir una masa de 5,47365 g (6 c.s.) de una sustancia en una balanza, la medida puede estar entre 5,47364 g y 5,47366 g. De igual manera, para otros valores truncados de 5,47365 g:
masa requerida intervalo de medida exactitud
5,4737 g	 [5,4736 g; 5,4738 g] (5 c.s.)
5,474 g	 [5,473 g; 5,475 g]	 (4 c.s.)
5,47 g		 [5,46 g; 5,48 g]	 	 (3 c.s.)
5,5 g		 [5,4 g; 5,6 g]		 (2 c.s.)
5 g		 [4 g; 6 g]	[4,0000 g; 6,0000 g] (1 c.s.)
Los valores redondeados son valores aproximados a enteros, del original.
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INTERVALO SIGNIFICATIVO: 
La última cifra de cada valor, que se ha truncado, debe disminuirse en una unidad y aumentar en una unidad para formar el intervalo.
APLICACIONES
Ejercicios:
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1. Indicar los intervalos de medida para medir los siguientes valores:
V(Solución NaOH) = 3 mL	 : de 2 mL a 4 mL (1 c.s.)
V(Solución NaOH) = 3,0 mL : de 2,9 mL a 3,1 mL (2 c.s.)
V(Solución NaOH) = 3,00 mL : de 2,99 mL a 3,01 mL (3 c.s.)
V(Solución NaOH) = 3,000 mL :
V(H2O) = 250 mL : debe medirse exactamente, sin error.
V(H2O) = 250,0 mL :
V(H2O) = 250 mL :
V(H2O) = 2,5∙ 102 mL :
V(H2O) = 3∙ 102 mL :
2. Una balanza electrónica puede registrar desde 0,0001 g hasta 250,0000 g. ¿Una balanza no electrónica tiene el mismo dominio de masa?
3. ¿Se puede medir ciento sesenta mL de Solución en el vaso de precipitación de la figura?¿Con cuantas cifras significativas?
4. ¿Qué Volumen de Solución ha sido utilizado, según la graduación de la bureta que se muestra en la figura de la derecha?
APLICACIONES
Ejercicios:
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Indicar la exactitud de los siguientes valores:
Números:
π = 3,14159265 	(9 cifras significativas)
NA = 6,022∙1023 	(4 cifras significativas)
φ = 1,618034
1,5% = 1,5/100 = 0,015
0,0003500790000 	(10 cifras significativas)
0,00035008 	
Magnitudes adimensionales:
Fracción molar: x = 0,075031
Coeficiente de electronegatividad o Electronegatividad: ce(F) = 3,98 → 4,0
Magnitudes medidas con instrumentos:
25 mL, medidos con una pipeta aforada o volumétrica.
4,50 mL, medidos con una pipeta serológica o graduada, succionados con pera.
¿Hasta qué valores de Volumen, y hasta con cuantas cifras significativas, pueden ser medidos los Volúmenes usando una probeta de 25 mL?
Pera de succión.
DEFINICIONES
REACTÁNTE. Es toda sustancia considerada 100% pura, que al actuar químicamente cambia su constitución, su estructura y sus propiedades. Cada Reactante y Producto tienen su masa.
m(NaOH) = 98,79 g NaOH significa NaOH puro, en su estado natural.
REACTIVO. Es una sustancia con cierta composición de pureza, que actúa químicamente y cambia su constitución, estructura y propiedades. Contiene una masa de cierta sustancia pura.
En el laboratorio son usados reactivos que sean lo más puros.
m(NaOH reactivo) = 100,0 g cpp m/m(NaOH reactivo) = 98,79%
PRODUCTO. Es toda sustancia considerada 100% pura, que es obtenida como resultado de un cambio químico, y tiene una constitución, estructura y propiedades diferentes.
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DEFINICIONES
REACCIÓN QUÍMICA. Es un proceso termodinámico en el cual una ó más sustancias llamadas Reactantes, debido a diversas interacciones electrónicas, cambian su  constitución, estructura y propiedades, dando otras sustancias llamadas Productos. Reactantes y Productos pueden ser Elementos ó compuestos.
LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA. En las Reacciones químicas ordinarias la masa consumida de los Reactantes es igual* a la masa obtenida de los Productos, o sea, la masa del sistema químico permanece constante. (Lomonosov, 1745).
En las Reacciones químicas nucleares, la masa de los núclidos se transmuta a Energía de otras entidades. La equivalencia entre masa y Energía está dada por la ecuación E = mc2.
ENERGÍA DE REACCIÓN ∆H. Es la variación de las Energías* que se transmiten desde ó hacia el sistema de Reacción química.
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DEFINICIONES
MOL. Conjunto de partículas igual al Número de átomos en 0,012 kg ó 12 g de isótopos Carbono-12. mM(H2O) = 18 g/mol H2O
1 mol H2O 18 g H2O mm(H2O) = 18 g H2O 
CANTIDAD DE SUSTANCIA n. Es la expresión del Número de partículas, como los átomos, moléculas ó unidades fórmula de las sustancias, en moles.
Si m(H2O) = 18 g => n(H2O) = 1 mol H2O
EQUIVALENTE-GRAMO eqg. Es la porción de una sustancia que contiene, ó remplaza, ó se combina con aproximadamente 8,00 gramos de átomos de Oxígeno, ó 1,008 gramos de átomos de Hidrógeno ó 3,00 gramos de átomos de Carbono. meqg(H2O) = 9,0 g/eqg H2O 
1 eqg H2O 9,0 g H2O meq(H2O) = 9,0 g H2O 
NÚMERO DE EQUIVALENTES-GRAMO Neqg. Es la expresión de la masa de una sustancia en equivalentes-gramo.
Si m(H2O) = 9,0 g => Neqg(H2O) = 1 eqg H2O
meq(H2O) 1 eqg H2O
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Un mol es un conjunto de 6,022∙1023 partículas.
DEFINICIONES
MASA EQUIVALENTE meq. Es la masa de una sustancia que corresponde a un equivalente-gramo de dicha sustancia.
meq(H2O) = 9,0 g H2O 1 eqg H2O [d20]
MASA POR EQUIVALENTE-GRAMO meqg. Es la masa de sustancia por cada equivalente-gramo.
meqg(H2O) = 9,0 g/eqg meqg = meq/eqg ó meqg = meq·1/eqg
CÁLCULO DEL NÚMERO DE EQUIVALENTES-GRAMO Neqg. 
Se usa la relación entre la masa m de una sustancia y su respectiva masa por equivalente-gramo meqg.
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La masa equivalente de una sustancia meq puede
manejarse como una masa estequiométrica básica ó como una masa estequiométrica [proporcional].
Si Neqg(H2O) = 1 eqg H2O => m(H2O) = meq(H2O)
DEFINICIONES
MASA EQUIVALENTE DE ELEMENTOS EN ESTADO NATURAL.
Son calculados con base en la masa equivalente del Elemento en estado Atómico, el que a su vez se calcula por fórmula, usando su valencia en sus Compuestos. d142
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Valencia es el Número de enlaces iónicos y/ó covalentes que forma un Elemento en un compuesto.
Es un número entero, positivo, sin signo.
 
DEFINICIONES
ECUACIÓN QUÍMICA BALANCEADA. Es toda representación de una Reacción química, que cumple la ley de la conservación de la masa. Indica el Número mínimo de átomos, moléculas y/ó unidades fórmula de Reactantes y Productos, ó cantidades de sustancia, en moles.
Hay ecuaciones con coeficientes de Número de partículas ó con coeficientes de cantidad de sustancia.
Los Reactantes son sustancias puras usadas en Ecuaciones químicas. Los reactivos son sustancias casi puras usadas en el laboratorio.
REACCIÓN REVERSIBLE. Es la Reacción química en la cual, en ciertas condiciones, los Productos de la Reacción vuelven a combinarse y a regenerar los Reactantes, en forma espontánea.
REACCIÓN IRREVERSIBLE. Es la Reacción química en la cual los Productos de la Reacción no vuelven a regenerar los Reactantes.
ESQUEMA DE REACCIÓN. 	ESQUEMA DE ÓXIDO-REDUCCIÓN. 
ESQUEMA DE IONIZACIÓN.	ESQUEMA DE COMPOSICIÓN.
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DEFINICIONES
CANTIDAD DESUSTANCIA ESTEQUIOMÉTRICA BÁSICA nQb. Es la cantidad de sustancia de cada Reactante y cada Producto, dada por ó basada en la ecuación química balanceada en partículas.
MASA ESTEQUIOMÉTRICA BÁSICA mQb. Es la masa en gramos de cada Reactante y de cada Producto correspondiente a la cantidad de sustancia estequiométrica básica. mQb = nQb ∙ mM
Las magnitudes básicas sirven de base para otros cálculos.
CANTIDAD DE SUSTANCIA ESTEQUIOMÉTRICA nQ. Es la cantidad de sustancia de cada Reactante y cada Producto, proporcional a la respectiva cantidad de sustancia estequiométrica básica.
MASA ESTEQUIOMÉTRICA mQ. Es la masa de cada Reactante y cada Producto que es proporcional a su masa estequiométrica básica. Es medida en diferentes unidades de masa: mQ = nQ ∙ mM
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DEFINICIONES
ESQUEMA DE COMPOSICIÓN. Es la ecuación que indica el ó los Elementos que componen una molécula ó unidad fórmula, y el Número de átomos mínimo de cada Elemento.
H2O → 2H + O Esquema de composición 
Un Esquema de composición no expresa una Reacción química, pero debe ser balanceado.
CÁLCULO DE LA MASA EQUIVALENTE meq DE SUSTANCIAS.
1. Con base en la definición de equivalente-gramo eqg. meq(H2O)
2. Con base en esquemas de composición y la definición de eqg. meq(H2O)
3. Con base en una Reacción química y una masa equivalente conocida, para Reactantes y Productos. Estas masas equivalentes son necesariamente masas estequiométricas. NaOH + HCl → NaCl + H2O
4. Con base en fórmulas, para Elementos, ácidos, bases, sales, oxidantes, etc.
5. Con base en la masa equivalente de un Elemento en estado Atómico, para Elementos en estado su natural. meq(H) → meq(H2)
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DEFINICIONES
CONDICIONES ESTÁNDAR CE: 1 atm y 0°C
CONDICIONES NORMALES CN: 1 atm y 25°C
CONDICIONES DE LABORATORIO CL: 1 atm y 20°C
Las Condiciones Normales frecuentemente son denominadas Condiciones Estándar de la Termodinámica.
En Condiciones Estándar CE [1 atm; 0°C]: *
VOLUMEN ESTEQUIOMÉTRICO BÁSICO DE GASES VQb CE.
VOLUMEN ESTEQUIOMÉTRICO DE GASES VQ CE.
VOLUMEN DE UN MOL DE CUALQUIER GAS. Vm CE = 22,4136 L
VOLUMEN MOLAR DE CUALQUIER GAS. VM CE = 22,4136 L/mol
* Usaremos corchetes para indicar: a) las unidades en las que se medirá cada una de las magnitudes, en su análisis dimensional. b) las Concentraciones molares de Equilibrio, c) los intervalos de medida ó los dominios de variables, que incluyen a los extremos, d) las expresiones que se pueden ó se deben omitir.
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DEFINICIONES
PARTÍCULA. En Química, es un átomo, un ión, una molécula, un protón, un electrón, una unidad fórmula, etc.
NÚMERO DE PARTÍCULAS ESTEQUIOMÉTRICO BÁSICO: 
Nátomos Qb Nunidades fórmula Qb Nmoléculas Qb .
NÚMERO DE PARTÍCULAS ESTEQUIOMÉTRICO [PROPORCIONAL]:
Nátomos Q Nunidades fórmula Q Nmoléculas Q .
NÚMERO DE AVOGADRO. NA = 6,022 ∙1023 
NÚMERO DE AVOGADRO DE UN MOL. NAm = 6,022∙1023 partículas
NÚMERO DE AVOGADRO MOLAR. NAM= 6,022∙1023 partículas/mol
CONSTANTE UNIVERSAL DE LOS GASES. R = 8,31 J/(mol∙K)
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CÁLCULOS QUÍMICOS
RELACIONES ENTRE n, m, Npartículas y VCE.
Con base en las definiciones, tenemos las fórmulas generales:
Los denominadores de las fórmulas para calcular la cantidad de sustancia n son constantes:
La masa Molar mM es constante para cada sustancia diferente. 
mM(H2O) = 18 g/mol
El Número de Avogadro Molar NAM es constante para cualquier sustancia. NAM = 6,022∙1023 partículas/mol
El Volumen Molar en Condiciones Estándar VM CE es constante únicamente para las sustancias gaseosas. VM CE = 22,4 L/mol
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CÁLCULOS QUÍMICOS
TABLA DE RELACIONES MÁSICAS. Es la tabla que tiene Reactantes y Productos como encabezados de columnas, y sus magnitudesQb ó Q como encabezados de filas, para una ecuación química balanceada.
CONSTANTE DE RELACIONES MÁSICAS kRM. Es el valor obtenido al dividir una magnitudQb y su magnitudQ conocida ó requerida de igual naturaleza, para una tabla de relaciones másicas.
Cualquier magnitudQ desconocida se calcula con proporciones, ó si se determina la constante de relaciones másicas kRM, toda magnitudQ desconocida se calcula mediante la expresión:
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APLICACIONES
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1. Calcular la masa equivalente del Elemento Carbono.
2. Ecuación con coeficientes de Número de partículas. Calcular los valores que faltan. Verificar Ley de Conservación de la masa.
 N2 (g) + 3H2 (g) → 2NH3 (g) ∆Hf
nQb : 1 mol 2 mol –92,22 kJ
mM : 28 g/mol
mQb : 28 g
meq : 1,0 g
VQb CE : 44,8 L
3. Ecuación con coeficientes de cantidad de sustancia.
 Masas de:
Reactantes Productos
APLICACIONES
Ejercicio. Al quemar Hidrógeno gaseoso H2 con el Oxígeno gaseoso O2 del aire, se produce Agua H2O. 
Si MAr(H) = 1 y MAr(O) = 16 Calcular:
1. La masa de Oxígeno que se requiere para quemar 2,00 g de Hidrógeno.
2. La masa de Hidrógeno que debe quemarse con 8,00 g de Oxígeno.
Usar valores aproximados de Masas Atómicas relativas.
DATOS DE ENTRADA.
MAr(H) = 1 MAr(O) = 16
MMr(H2)=2 MMr(O2)=32 MMr(H2O)=18 mM(H2)=2 g/mol mM(O2)=32 g/mol mM(H2O)=18 g/mol
1. mQ (1)(H2) = 2,00 g 2. mQ (2)(O2) = 8,00 g (3 c.s.)
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APLICACIONES
DATOS DE SALIDA. (3 c. s.) 		
1. mQ(O2) 2. mQ(H2) 
RESOLUCIÓN TABULADA.
 2H2 + O2 → 2H2O
 nQb : 2 mol 1 mol 2 mol 
 mM : 2 g/mol 32 g/mol 18 g/mol
 mQb : 4 g 32 g 36 g 36 g 36 g
1. mQ (1) : 2,00 g 16 g 18 g	 18 g 18 g
2. mQ (2) : 1 g 8,00 g 9 g	 9 g 9 g
 meq : 1,008 g 8 g 9 g 9 g 9 g
 Observar el cumplimiento de la Ley de conservación de la masa.
En las resoluciones tabuladas son presentados valores operativos.
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Masa de Reactantes
Masa de Productos
APLICACIONES
PRESENTACIÓN DE RESULTADOS.
1. mQ (1)(O2) = 16 g [valor operativo] [el obtenido en la calculadora]
 mQ (1)(O2) = 16,0 g (3 c.s.) [valor significativo] [análisis de exactitud]
2. mQ (2)(H2) = 1 g [valor operativo] [el obtenido en la calculadora]
 mQ (2)(H2) = 1,00 g (3 c.s.) [valor significativo] [análisis de exactitud]
Observar que las masas estequiométricas de O2 y H2 son dadas en dos situaciones diferentes, (1) y (2); y son proporcionales a las masas estequiométricas básicas, y también entre si.
EJERCICIO. Calcular la masa de Etanol puro C2H5OH que puede combustionarse completamente con 8,00 g de O2 del aire.
EJERCICIO. Determinar la masa de Grafito puro C que se quema completamente con 8,00 g de O2 del aire.
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ESTEQUIOMETRÍA
Es el estudio de las relaciones proporcionales cuantitativas que hay entre las magnitudes de los Reactantes y los Productos de una Reacción química, ó de los Elementos de una sustancia.
Con base en la ecuación química balanceada se determina la cantidad de sustancia estequiométrica básica de Reactantes y Productos, y se calcula su masa estequiométrica básica, ó su Volumen estequiométrico básico con las siguientes expresiones:
Porejemplo, si el Cloro gaseoso (diatómico) es un Reactante ó un Producto:
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Cuantitativamente, las relaciones entre los Elementos de una sustancia parten del balance del Esquema de su composición.
ESTEQUIOMETRÍA
Las masas estequiométricas básicas conocidas sirven de base para calcular cualquier masa estequiométrica proporcional, si se conoce una de las masas estequiométricas proporcionales.
De la misma manera se calcula la masa equivalente y la masa por equivalente-gramo de Reactantes y Productos, si se conoce una de las masas equivalentes, determinada sea por fórmula ó con base en la definición de equivalente-gramo.
Las fórmulas para calcular las masas equivalentes de algunas especies químicas serán dadas al estudiar las Concentraciones Normales de las Soluciones.
También se tiene la Energía de Reacción estequiométrica básica ∆H ó ∆H° y la Energía estequiométrica proporcional ∆H(1) ó ∆H°(1).
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ESTEQUIOMETRÍA
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La Energía de Reacción estequiométrica básica en CN, ∆H° es:
APLICACIONES
Indicar si la magnitud dada es una variable o una constante:
1. El número atómico de los átomos de un Elemento cualquiera.
2. El número atómico de un átomo cualquiera.
3.
Resolver:
1. Calcular la masa y la cantidad de sustancia de 3,00 L de Agua, si la densidad del Agua a 4°C es 1,000 g/mL. MAr(H) = 1 MAr(O) = 16 
2. Calcular los valores que faltan en la siguiente tabla:
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Las masas estequiométricas pr. son las masas requeridas de algún Producto, ó las disponibles de algún Reactante para una Reacción.
APLICACIONES
Ejercicios: [Disponer de 1 hoja por ejercicio]
1. Escribir la ecuación balanceada de la Reacción 1 (d31). Calcular las masas estequiométricas básicas, y las masas estequiométricas, si se usa 5 gotas de ácido H2SO4 reactivo de densidad 1,836 g/mL, a 20°C. En estas condiciones, el ácido tiene una composición de pureza de 98,0% m/m.
2. Escribir la ecuación balanceada de la Reacción 2 (d31). Calcular las masas estequiométricas básicas, y las masas estequiométricas, si se usa 1,0 mL de Solución diluida al 5,0% m/V de ácido HNO3.
3. Escribir la ecuación balanceada de la Reacción 3 (d31). Calcular las masas estequiométricas básicas, y las masas estequiométricas, si se usa 1,0 mL de Solución concentrada al 37,0% m/V de ácido HCl.
4. Escribir la ecuación balanceada de la Reacción 4 (d31). Calcular las masas estequiométricas básicas, y las masas estequiométricas, si se usa 5 gotas de H2SO4 reactivo al 98,0% y densidad 1,836 g/mL, a 20°C (CL).
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APLICACIONES
Ejercicio. Calcular la masa de Cloruro de Calcio CaCl2 necesaria para la reacción completa con 0,6420 g de Carbonato de Sodio Na2CO3. MAr(Ca) = 40 MAr(Cl) = 35,5 MAr(C) = 12 MAr(O) = 16
DATOS DE ENTRADA.
mM(CaCl2)=111 g/mol 	[valor aproximado] [v.a.] 
mM(Na2CO3)=106 g/mol
mM(CaCO3)=100 g/mol	[valor aproximado] [v.a.] 
mM(NaCl)=58,5 g/mol	
mQ(Na2CO3)=0,6420 g 	(4 cifras significativas)
DATOS DE SALIDA. 	 	(4 cifras significativas) 		
mQ(CaCl2)
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APLICACIONES
RESOLUCIÓN TABULADA. 
La reacción se realiza completamente:
 CaCl2 + Na2CO3 → CaCO3 + 2NaCl
 nQb : 1 mol 1 mol 1 mol 2 mol
mM : 111 g/mol 106 g/mol 100 g/mol 58,5 g/mol
mQb :	 111 g 106 g 100 g 117 g
 mQ : 0,672283 g 0,6420 g 0,605660 g 0,708623 g	 
La resolución tabulada permite realizar cálculos sistemáticos.
PRESENTACIÓN DE LOS RESULTADOS.
mQ(CaCl2) = 0,672283 g 	[6 c.s. , valor operativo] 
mQ(CaCl2) = 0,6723 g 	(4 c.s.) [valor significativo]
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APLICACIONES
Ejercicios.
Compuestos iónicos:
KOH Ca(OH)2 Cr(OH)3 Pb(OH)4 NaBr MgCl2 
Compuestos covalentes:
HBrO4 H2TeO3 H3PO4 H4SiO4 FeSO4 H4N2O5
a) Calcular las MFr , mm , mM , meq y las meqg de los compuestos iónicos dados. Calcular también el Neqg.
b) Calcular las MMr , mm , mM , meq y las meqg de los compuestos covalentes dados. Calcular también el Neqg.
c) Si Mg + 2HCl → MgCl2 + H2 , a partir de la masa equivalente del Magnesio calcular las masas estequiométricas.
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QUÍMICA I
Referencia: Imágenes Google.
LÍQUIDOS.
En muchos procesos tecnológicos son utilizados algunos líquidos como componentes de fases líquidas. 
FASE. Es cada una de las partes macroscópicas, homogéneas a simple vista, físicamente separables, en un sistema formado por uno ó varios componentes. 
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SISTEMA ABIERTO. Es un conjunto de dos o más componentes que se interrelacionan y tienen fronteras definidas, y que interactúan con su entorno variando tanto su masa y su Energía, como su información. SISTEMA CERRADO. Es un sistema en el que no varía su masa. 
SISTEMA AISLADO. Es un sistema que no varía su masa y su Energía.
Fig: Los líquidos B y C no se mezclan. El soluto A se disuelve en B, no en C.
ESTADO LÍQUIDO
Es el estado físico de la Materia másica que está constituida por un sistema de partículas con una atracción gravitacional similar a su repulsión electrónica, y cuyas Energías cinéticas hacen que sus desplazamientos se equiparen a sus tamaños.
Generalmente los líquidos están constituidos de moléculas de compuestos covalentes, pero pueden contener iones.
Las moléculas y otras partículas de los líquidos, que están en movimiento, chocan permanentemente porque están mucho más cercanas entre sí, que las moléculas de los gases.
A cierto nivel de Energía de las partículas, en estado sólido la atracción gravitacional y de las cargas, es mucho mayor que la repulsión electrónica; mientras que en estado gaseoso la atracción gravitacional entre las moléculas, muy separadas y con gran Energía cinética, es mucho menor que su repulsión.
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ESTADOS FÍSICOS DE LOS MATERIALES
Usaremos convencionalmente los siguientes parámetros:
CONDICIONES ESTÁNDAR: 101,325 kPa y 273,15 K ó 1 atm y 0°C
CONDICIONES NORMALES: 101,325 kPa y 298,15 K ó 1 atm y 25°C
CONDICIONES DE LABORATORIO: 101,325 kPa y 293,15 K ó 1 atm y 20°C
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En Condiciones Normales CN, el estado físico natural de algunos materiales es el estado líquido. 
Cuando se calienta el entorno, por transmisión aumenta la Entalpía del cuerpo o del sistema, porque aumenta su Energía térmica, y su estado físico puede cambiar, igual que su Volumen. H = U + PV
Sublimación
inversa
plásmica
plásmica
ESTADO LÍQUIDO
Referencia: Imágenes Google
EL AGUA. Es uno de los materiales que, en ciertos procesos, comúnmente lo encontramos en estado líquido, en CL ó CN.
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PROPIEDADES QUÍMICAS DEL AGUA.
1. Reacciona con los metales activos y los no metales, especialmente halógenos.
2. Reacciona con óxidos básicos dando hidróxidos.
3. Reacciona con los óxidos ácidos dando ácidos oxácidos.
4. Actúa con las sales formando hidratos.
Etc.
CONSULTAR: Proceso de potabilización del Agua.
ESTADO LÍQUIDO
Referencia: http://www.javeriana.edu.co/Facultades/Ciencias
“Agua es el nombre tradicional aplicado al estado líquido del compuesto de Hidrógeno y Oxígeno, H2O. En 1781 el químico británico Cavendish sintetizó Agua detonando una mezcla de Hidrógeno H2 y aire. Los resultados de este experimento no fueron interpretados claramente hasta dos años más tarde, cuando el químico francés Lavoisier propuso que el Agua no es un Elemento sino un compuesto de Hidrógeno y Oxígeno.En un documento científico presentado en 1804, el químico francés Gay-Lussac y el naturalista alemán Alexander von Humboldt demostraron conjuntamente que el Agua contenía dos volúmenes de Hidrógeno y uno de Oxígeno, tal como se expresa en la fórmula actual H2O.”
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ESTADO LÍQUIDO
Ref.: http://www.javeriana.edu.co/Facultades/Ciencias
“La estructura molecular del Agua es un dipolo: su constante dieléctrica es muy alta, mayor que para cualquier otro líquido, lo que le confiere la propiedad de disolver cualquier sustancia aunque sea en cantidades pequeñísimas, por lo que el Agua no es nunca químicamente pura, llevando siempre diversas sustancias, como gases, sales o grasas, disueltas. El Agua es débilmente disociable, conteniendo siempre algunos iones de Hidrógeno, dando un pH próximo a 7. La Concentración de iones en el Agua es muy importante para los organismos. El protoplasma, el sistema básico de las células vivas, consiste en una Solución de grasas, carbohidratos, proteínas, sales y otros compuestos químicos similares, en Agua.”
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ESTADO LÍQUIDO
Fuente: Fundamentos de Química General. Ing. Luis Escobar.
LÍQUIDOS.
Los líquidos presentan las siguientes características:
a) Son fluidos, como los gases, formados generalmente de moléculas, es decir casi siempre son compuestos covalentes.
b) Los espacios entre sus moléculas son similares al tamaño de las mismas y de otras partículas constitutivas.
c) Las moléculas presentan movimientos de traslación y de vibración, pero más restringidos que en los gases.
d) Prácticamente no se comprimen; son incompresibles.
e) Poseen volúmenes fijos, consecuencia de lo anterior.
f) Adquieren la forma de los recipiente que los contienen.
g) Forman una capa superficial que los separa del entorno.
 
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ESTADO LÍQUIDO
Referencia: Fundamentos de Química General. Ing. Luis Escobar.
PROPIEDADES FÍSICAS DE LOS LÍQUIDOS.
Los líquidos presentan las siguientes propiedades físicas: 
1. Presión de vapor.
2. Temperatura o Punto de ebullición, ó de condensación.
3. Temperatura o Punto de fusión, ó de solidificación.
4. Tensión superficial.
5. Viscosidad.
UNIDADES DE PRESIÓN	1 atm = 101,325·103 Pa (Pascal)
				1 atm = 1,01325 b	 (bar)
				1 b = 105 Pa = 100 kPa
					1 atm = 760 mmHg
 					1 atm = 760 Torr (Torricelli)
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ESTADO LÍQUIDO
Fuente: Fundamentos de Química General. Ing. Luis Escobar.
PRESIÓN DE VAPOR DE LOS LÍQUIDOS.
En los líquidos, a medida que se incrementa la temperatura, aumenta el escape de las moléculas, o de otras partículas, de la superficie del líquido, estableciéndose un equilibrio entre el líquido y su vapor, debido a que el Número de moléculas que se escapan es igual al de las moléculas que retornan.
						
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Con aire
Sin aire
P(vapor del líquido)
P(vapor H2O)
Pvapor del líquido + Paire
Pvapor H2O + Paire
PRESIÓN DE VAPOR DE LOS LÍQUIDOS.
Referencia: Imágenes Google.
.
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Líquido en equilibrio con su vapor, a cierta temperatura.
P(vapor [del] líquido/ liquido [puro])
ó P°(vapor [del] líquido)
ESTADO LÍQUIDO
Referencia: Fundamentos de Química General. Ing. Luis Escobar.
PRESIÓN DE VAPOR DE UN LÍQUIDO P°. Es la Presión ejercida por el vapor de un líquido en equilibrio con el líquido puro a una determinada temperatura, en un sistema cerrado.
 P°(vapor del líquido) = P(vapor del líquido/ liquido puro)
La Presión de vapor es un valor característico para cada líquido a una temperatura definida.
Es una propiedad intensiva, independiente de la cantidad del líquido y constituye una medida de la tendencia del líquido a evaporarse. 
Los líquidos de mayor Presión de vapor se evaporan con mayor facilidad. 
A continuación se muestran Presiones de vapor en mmHg, o sus similares en Torr, de varios líquidos a diferentes temperaturas:
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ESTADO LÍQUIDO
 
Como conclusión se puede establecer que:
Presión de vapor = f(Energía cinética)
Dado que: Energía cinética = f(Temperatura)
Consecuentemente: Presión de vapor = f(Temperatura)
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		P° [mmHg]	P° [mmHg]	P° [mmHg]
	tc [°C]	Agua (1)	Etanol	Éter
	0
20
40
60
80
100	4,6
17,4
54,9
148,9
354,9
760,0	12,7
44,5
133,7
350,2
812,9
1697,5	184,4
432,8
921,1
1725,0
3022,8
4953,3
(1) Perry R. Manual del Ingeniero Químico. p221/2577 ó 3-57.
ESTADO LÍQUIDO
TEMPERATURA CELSIUS DE EBULLICIÓN DE UN LÍQUIDO tC b. Es la temperatura del líquido a la cual su Presión del vapor es igual a la Presión atmosférica del entorno, en un sistema abierto.
La tC b de líquidos se relaciona con su Presión de vapor y con la Presión de su entorno. Cuando la Presión de vapor del líquido a cierta temperatura se hace igual a la Presión de su entorno, el líquido hierve en un sistema abierto, sin variar su temperatura.
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En los sistemas abiertos hay transferencia de masa y transmisión de Energía.
ESTADO LÍQUIDO
La representación de la temperatura Celsius de ebullición del Agua en función de la Presión atmosférica, es la siguiente:
TEMPERATURA NORMAL DE EBULLICIÓN DE UN LÍQUIDO tC b. Es la temperatura a la cual la Presión de vapor del líquido es igual a 1 atm, 760 mmHg, 760 Torr ó aproximadamente 101325 Pa.
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	Patm / mmHg
(atmosférica)	tC b / °C
H2O
	4,6	0
	17,5
149,4
355,1
567
760	20
60
80
92
100
Presión atmosférica / mmHg
temperatura de ebullición H2O / °C
ESTADO LÍQUIDO
Distinguir entre tC b y tC b. tC b es uno de los valores de tC b.
Cada líquido tiene su temperatura normal de ebullición, que es constante para determinado líquido. En la tabla tenemos datos del punto normal de ebullición de algunas sustancias.
Si Patm(entorno) = 1 atm => tC b(Sustancia) = tC b(Sustancia)
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	Sustancia	tC b [°C]
	Agua
Etanol
Hierro
Cobre
Aluminio
Plomo
Mercurio	100
78,4
2750
2600
2400
1750
357
ESTADO LÍQUIDO
Aplicaciones:
1. Calcular la temperatura de ebullición aproximada del Agua, si la Presión atmosférica del entorno es de 200 mmHg. Utilizar los datos de la diapositiva 81, con sus respectivas exactitudes. Verificar los datos dados en el gráfico.
RESOLUCIÓN
La tC b(H2O) se puede calcular interpolando ó extrapolando los valores disponibles, según el caso.
Para la interpolación se puede utilizar la cuerda del segmento de la curva. En este caso el resultado tiene un Error absoluto, ó un Error relativo en tanto por ciento ó en tanto por uno, que son equivalentes. 
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ESTADO LÍQUIDO
TENSIÓN SUPERFICIAL:
Todo líquido opone resistencia a cualquier Fuerza que tienda a expandir su superficie. Por esta razón una masa líquida tiende a adoptar la forma esférica, puesto que una superficie esférica tiene, en comparación con el Volumen que encierra, una Área menor que cualquier otra forma geométrica.
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ESTADO LÍQUIDO
TENSIÓN SUPERFICIAL . Es la atracción de las moléculas de la superficie de un líquido hacia su interior, lo que disminuye el Área de su superficie al mínimo. 
Este fenómeno se debe a que dentro del líquido cada molécula es atraída por el resto de las moléculas en todos los sentidos, pero en la superficie son atraídas, en resultado, hacia abajo ó hacia el centro de gravedad de la masa líquida, formando así estas moléculas una membrana superficial templada.
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ESTADO LÍQUIDO
Cuanto mayor sea la Fuerza de atracción entre las moléculas de la superficie,mayor es la tensión superficial.
La tensión superficial  se mide como la Fuerza que actúa a lo largo de una Longitud de 1 cm en una membrana líquida cuya superficie se opone a la expansión de su Área. Se expresa en [dyn/cm]. 
A continuación son presentados datos de la tensión superficial de algunas sustancias a 20,0°C:
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ESTADO LÍQUIDO
 
Aplicaciones.
1. ¿Cuál de los líquidos de la tabla opone a) la menor y b) la mayor resistencia a cualquier Fuerza que tienda a expandir su superficie?
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	Sustancia	tensión superficial  [dyn/cm]
	Aceite de Oliva
Agua
Ácido Acético
Acetona
Benceno
Glicerina
Hexano
Éter
Mercurio	32,00
72,75
27,26
3,70
28,85
63,40
18,40
17,00
465,00
ESTADO LÍQUIDO
En la siguiente tabla se muestran los valores de la tensión superficial para el Agua a diferentes temperaturas:
Calcular la tensión superficial del Agua (H2O) a 100°C.
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	tc [°C]	tensión superficial  [dyn/cm]
	0
10
20
30
40
50	75,64
74,22
72,75
71,18
69,56
67,91
APLICACIONES
Indicar el concepto al que corresponde la siguiente definición:
1. Sistema en el que, al interactuar con su entorno, se produce transferencia de masa, transmisión de Energía e intercambio de información.
2. Medida de la inercia de la Materia Másica.
3. Materia Másica no perceptible.
4. Materia no Másica no perceptible.
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ESTADO LÍQUIDO
VISCOSIDAD. Propiedad debida a las fuerzas de atracción que mantienen las moléculas de los líquidos a distancias ínfimas, y dan a la masa líquida cohesión suficiente, haciendo que éstos al fluir sobre el Área de una superficie produzcan fricción. 
VISCOSIDAD ABSOLUTA ó DINÁMICA μ. Es la resistencia que un líquido opone a su flujo ó a sus deformaciones tangenciales, y es debida a las fuerzas de cohesión moleculares. 
VISCOSIDAD CINEMÁTICA ν. Es la relación entre la viscosidad absoluta de un líquido con su densidad.
ν = μ / d (Letras griegas: Miú μ , Niú ν.)
Los líquidos más espesos son más viscosos. Los menos espesos son menos viscosos.
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ESTADO LÍQUIDO
La viscosidad depende de la temperatura y de la Presión. Disminuye con el aumento de la temperatura y aumenta con el aumento de la Presión, particularmente en los gases.
En el Sistema Internacional de unidades SI, la unidad de la viscosidad μ es el Pascal∙segundo que corresponde a N∙s/m² ó kg/(m·s). La unidad CGS para la viscosidad es el Poise [P] que es equivalente a g/(cm∙s).
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	Sustancia	viscosidad dinámica μ [kg/(m∙s)]
	Agua
Glicerina
Benceno
Aceite	0,00105
1,3923
0,000673
0,391
HIDRATOS Y SUSTANCIAS HIGROSCÓPICAS
COMPLEJO. Estructura que se encuentra formada por dos ó más compuestos, unidos por un enlace covalente coordinado.
AGUA DE CRISTALIZACIÓN. Agua que se encuentra en la red cristalina de un complejo metálico, pero que no se halla unida directamente al ión metálico.
Cloruro Niqueloso hexahidratado. NiCl2(H2O)4∙2H2O 
HIDRATO. Sustancia inorgánica que contienen moléculas de Agua en su composición que, ó bien están enlazadas a un núcleo metálico, ó están cristalizadas con un complejo metálico.
CoCl2			 CoCl2(H2O)4∙2H2O 
Los denominados Hidratos de Carbono no son tales en verdad.
Glucosa: C6H12O6 no es C6(H2O)6
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Complejo metálico∙Agua de cristalización
Complejo metálico∙Agua de cristalización
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HIDRATOS Y SUSTANCIAS HIGROSCÓPICAS
HIGROSCOPÍA. Es la capacidad de algunas sustancias de unirse de alguna manera al Agua ó a la humedad del medio circundante.
SUSTANCIA HIGROSCÓPICA. Es la sustancia que adsorbe Agua del ambiente, que está en forma de vapor ó de líquido. 
Son sustancias a menudo usadas como desecantes. Ej. NaOH
HIDRATACIÓN. Proceso en el que moléculas de Agua rodean a partículas que se encuentran disueltas en ella.
Cuando se disuelve NaCl en H2O, los iones Na+ y Cl− son rodeados de H2O según la carga.
NaCl|18H2O → 6H2O·Na+ + Cl−·12H2O
CLASES DE AGUA. Consultar.
CONTAMINACIÓN DEL AGUA. Consultar.
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DEFINICIONES
SUSTANCIA. Es un material homogéneo con propiedades fijas y específicas. Equivale químicamente a sustancia pura.
MEZCLA. Es un material formado por dos ó más sustancias que están unidas, pero no enlazadas químicamente.
MEZCLA HOMOGÉNEA. Es una mezcla a nivel iónico y/ó a nivel molecular, que forma una sola fase, con iguales propiedades intensivas en todas sus partes.
PROPORCIÓN QUÍMICA. Es la relación entre los Números de partículas, las cantidades de sustancia ó las fracciones molares de dos sustancias químicas en una mezcla.
PROPORCIÓN FÍSICA. Es la relación entre las masas, los pesos ó los Volúmenes de dos sustancias químicas en una mezcla.
A cada proporción química corresponde una proporción física.
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DEFINICIONES
SOLUCIÓN. Es una mezcla homogénea de dos ó más sustancias químicas en proporciones químicas determinadas.
SOLUTO. Es la sustancia ó las sustancias que se encuentran en menor proporción química* en una Solución.
Es la sustancia que se disuelve. Es la fase dispersa.
*En algunos casos, es la sustancia que interesa como Reactante.
SOLVENTE. Es la sustancia ó las sustancias que se encuentran en mayor proporción química en una Solución.
Es la sustancia que disuelve. Es la fase dispersante. 
Las moléculas de solvente rodean a las partículas disueltas.
En la mayoría de las Soluciones el solvente es el Agua.
 Definiremos una Solución como se indica a continuación:
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SOLUCIONES
SOLUCIÓN. Es una mezcla homogénea de una sustancia pura disuelta* ó que interesa como Reactante, llamada SOLUTO, y un material que está en mayor cantidad de sustancia y cuyo estado físico es el mismo de la mezcla resultante, llamado SOLVENTE. Una Solución puede contener uno ó más solutos y/ó solventes. Ejemplos de Soluciones:
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	SOLUTO	SOLVENTE	SOLUCIÓN	EJEMPLO
	Gas
Gas
Líquido
Sólido
Gas
Líquido
Sólido	Gas
Líquido
Líquido
Líquido
Sólido
Sólido
Sólido	Gaseosa
Líquida
Líquida
Líquida
Sólida
Sólida
Sólida	Aire
Oxígeno en Agua
Etanol en Agua
Sacarosa en Agua
Hidrógeno en Paladio
Mercurio en Plata
Plata en Oro
SOLUCIONES
Algunos autores llaman disoluciones a las Soluciones, porque el soluto se disuelve* en el solvente, pero la palabra disolución tiene la connotación de separación de componentes, por tanto las denominaremos exclusivamente Soluciones.
Esquemas de formación de una Solución:
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SOLUCIONES
Con base en un esquema de formación de Solución podemos escribir igualdades de masa y de cantidad de sustancia total en la Solución. Sin embargo, los Volúmenes de soluto y solvente no se suman, es decir no son aditivos, excepto cuando se suma Volúmenes de gases en las mismas condiciones (Ley de Amagat).
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Aunque las Soluciones son mezclas, por conveniencia, sus magnitudes se escriben como si fueran de una sola sustancia, con notación de función.
SOLUCIONES
POLARIDAD. Es la propiedad de las moléculas ó las estructuras iónicas que presentan separación de cargas eléctricas por una disposición asimétrica de sus electrones. Esta propiedad está íntimamente relacionada con otras propiedades tales como las fuerzas intermoleculares, el punto o temperatura de fusión, la temperatura de ebullición, la solubilidad, etc.
SOLUBILIDAD. Es la máxima cantidad de un soluto que se disuelve en un Volumen determinado de solvente, en ciertascondiciones. 
factores que afectan la solubilidad. 
La solubilidad de un soluto depende de su polaridad y la de cada solvente, de la temperatura y la presión del sistema, es decir, de la tendencia de la Solución a alcanzar el mayor valor de entropía. 
RAPIDEZ DE DISOLUCIÓN. Consultar.
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SOLUCIONES
POLARIDAD Y SOLUBILIDAD.
Las sustancias polares se disuelven* en solventes polares.
Las sustancias no polares se disuelven* en solventes no polares.
Las sustancias polares generalmente son iónicas, inorgánicas.
Las sustancias no polares en general son moléculas covalentes, orgánicas.
El Agua, compuesto covalente, tiene polaridad en sus moléculas y es el solvente de más uso. Las sustancias con menor solubilidad son las que presentan menor reactividad química. 
SOLVATACIÓN. Es el proceso de interacción entre las moléculas del solvente y las partículas del soluto para formar agregados. Si el solvente es Agua, hay hidratación: Na+|6H2O → 6H2O·Na+
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APLICACIONES
Expresión en diferentes unidades. Uso de valores operativos. Uso de Volúmenes y masas referenciales.
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SOLUCIONES
CLASIFICACIÓN DE LAS SOLUCIONES.
Las Soluciones se clasifican considerando algunos aspectos.
Según el estado físico: 
Soluciones Sólidas
Soluciones Líquidas
Soluciones Gaseosas
Según el número de componentes: 
Soluciones Binarias
Soluciones Ternarias
Soluciones Cuaternarias, etc.
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SOLUCIONES
Según el solvente: 
Soluciones acuosas. El solvente es el Agua. Son muy comunes.
Soluciones no acuosas.
Cuando no se especifica el solvente, se sobrentiende que el solvente es el Agua.
Según el soluto: 
Soluc. Iónicas. El soluto generalmente es una sustancia iónica.
Soluciones Moleculares. El soluto es una sustancia covalente.
Según el tamaño de las partículas (iones, moléculas) disueltas:
En las Soluciones verdaderas el tamaño es menor a 0,001 μm.
* Hay Soluciones con diferente masa de partículas: < 104 Da
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SOLUCIONES LÍQUIDAS
Según el soluto y solvente:
Soluciones Empíricas:
 Muy diluidas, Diluidas
 Medianamente diluidas,
 Concentradas, Saturadas
 Sobresaturadas
Soluc. Valoradas:
 Porcentuales
 Normales
 Molares
 Molales
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Llamaremos disolvente a la sustancia, generalmente un líquido, que puede disolver a otra sustancia, en general un sólido poco soluble, pero no necesariamente para formar una Solución.
Esquemas de solución. Ejemplos:
soluto + solvente → Solución diluida
NaCl + H2O → Solución NaCl [puro]
solutos + solventes → solutos|solventes
I2 + Br2 + CCl4 → [Solución] I2 ,Br2|CCl4
forman
forman
forman
forman
CONCENTRACIÓN NOMINAL DE SOLUCIONES
CONCENTRACIÓN DE LAS SOLUCIONES EMPÍRICAS.
Convención:
Soluciones Muy diluidas: CM ≤ 1,00∙ 10−7 M 
Soluciones Diluidas: 1,00∙ 10−7 M < CM ≤ 1,00 M 
Soluciones Medianamente diluidas: 1,00 M < CM < 6,00 M
Soluciones Concentradas: 6,00 M ≤ CM
 CM(Solución muy diluida) ≤ 1,00∙ 10−7 M
1,00∙ 10−7 M < CM(Solución diluida) ≤ 1,00 M
1,00 M < CM(Solución medianamente diluida) < 6,00 M
CM(Soluc. HNO3) = DILUIDA Solución dil. = Soluc. dil. HNO3 
Después del signo igual: a) Los valores sin comillas de funciones de caracteres son escritos con mayúsculas. b) Los valores de los argumentos de caracteres se escriben sin comillas. 
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SOLUCIONES LÍQUIDAS
DISOLUCIÓN. Es el proceso del paso de partículas de la fase del soluto a la fase del solvente ó de la Solución. 
Algunos autores llaman disoluciones a las Soluciones, que son mezclas homogéneas, pero una disolución puede connotar una separación, etc.
DILUCIÓN. Es el proceso de disminución de la Concentración de una Solución, generalmente por adición de solvente. Ejemplo:
 Solución saturada + solvente → Solución diluida
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forman
Deposición en Soluciones:
Cristalización de solutos iónicos.
Deposición de solutos covalentes.
Precipitación de solutos insolubles.
APLICACIONES
Conceptos y definiciones. Uso de datos de entrada. Datos de salida con valores operativos.
MAr(H)=1 MAr(O)=16 MAr(C)=12 MAr(Na)=23 MAr(Cl)=35,5
1. Calcular la MMr, mm y la mM del H2O y del CO2.
2. Calcular la masa equivalente del Agua meq(H2O).
3. Calcular el Número de equivalentes químicos del Agua Neqg(H2O), si se dispone de 45,0 g H2O.
4. Calcular la masa equivalente del Anhídrido Carbónico meq(CO2).
5. Calcular el Número de equivalentes químicos del Anhídrido Carbónico Neqg(CO2), si se dispone de 330 g CO2.
6. Calcular las nQb, mM, mQb, mQ, meq y Neqg, si se requiere obtener 9,00 g de Agua H2O según la reacción: NaOH + HCl → NaCl + H2O
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CONCENTRACIÓN NOMINAL DE SOLUCIONES
CONCENTRACIÓN DE LAS SOLUCIONES. Es la cantidad del soluto disuelta* en una determinada cantidad de solvente ó de Solución.
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Aunque las Soluciones son mezclas, por conveniencia, sus magnitudes se escriben con notación de función, como si fueran de una sola sustancia.
CONCENTRACIÓN NOMINAL DE SOLUCIONES
La cantidad de soluto puede expresarse en masa, Volumen, cantidad de sustancia ó Número de equivalentes-gramo; y la cantidad de solvente ó de Solución en masa ó Volumen.
 soluto + solvente → Solución
 m(soluto) m(solvente) m(Solución) Las m son aditivas.
				 Cm/m(Solución)
 V(soluto) V(Solución) Los V no son aditivos.
				 CV/V(Solución)
 n(soluto) n(solvente) nTotal n(Solución) Las n son aditivas.
 xsoluto
Neqg(soluto)			 V(Solución)
 CN(Solución)
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forman
CONCENTRACIÓN NOMINAL DE SOLUCIONES
Para toda Solución se debe tomar en cuenta que:
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CONCENTRACIÓN NOMINAL DE SOLUCIONES
Con relación a los Volúmenes se debe tomar en cuenta que, generalmente, los Volúmenes de soluto y solvente sumados no dan el Volumen de la Solución, es decir no son aditivos.
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CONCENTRACIÓN DE LAS SOLUCIONES LÍQUIDAS
FORMAS PARA EXPRESAR LA CONCENTRACIÓN.
Las unidades para expresar la Concentración son de dos clases con varios tipos, denominadas como “físicas” y “químicas”.
UNIDADES FÍSICAS DE CONCENTRACIÓN DE SOLUCIONES.
La clase de unidades físicas de Concentración no requiere ó no depende de la naturaleza química de soluto y solvente, pues se relaciona únicamente con masas ó Volúmenes.
Cuando se emplea unidades “físicas”, la Concentración de una Solución se expresa con los siguientes tipos y formas:
1. Porcentaje en masa, o Concentración porcentual m/m.
2. Porcentaje en Volumen, o Concentración porcentual V/V.
3. Porcentaje masa/Volumen o Concentración porcentual m/V.
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CONCENTRACIÓN DE LAS SOLUCIONES LÍQUIDAS
El Porcentaje en masa o Concentración porcentual m/m puede ser de dos subtipos, que relacionan:
a) masa de soluto y masa de la Solución, ó 
b) masa de soluto y masa de solvente.
La primera relación se define más adelante. La segunda no es muy utilizada.
A partir de las Concentraciones porcentuales se puede escribir Concentraciones en tanto por uno, tanto por mil, etc.
COMPOSICIÓN PORCENTUAL MASA/MASA DE REACTIVOS. Es la relación entre la masa de una sustancia química pura y la masa del reactivo [sólido] que la