QUIMICA 4to AÑO

Química 4to Año Prof.
Ángel Salazar
MÓDULO AUTO-INSTRUCCIONAL
QUÍMICA
CUARTO AÑO
Prof. Angel Salazar
1
Química 4to Año Prof. Ángel Salazar
PRESENTACIÓN
Al preparar este material se ha buscado mantener las orientaciones especificadas el
programa oficial vigente del Ministerio de Educación Cultura y Deportes. Procurando de que
este material auto-instruccional sirva, al participante, como guía de estudio, instrumento de
aprendizaje, además como un auxiliar efectivo para el desarrollo de sus capacidades para el
mejoramiento personal y profesional.
El participante tendrá la libertad de crearse sus propias deducciones, conclusiones e
interpretación de cada uno de los temas tratados. Es recomendable que el participante realice
cada uno de los ejercicios o problemas propuestos, ya que permiten tener una mejor
visualización del tema tratado, además permiten un desarrollo en las habilidades numéricas y
conceptuales.
Se trata de modificar, en una pequeña medida, el carácter eminente teórico de la
asignatura, haciendo mas hincapié en el área del razonamiento lógico, matemático y
conceptual, basados en los términos básicos para la comprensión, análisis y desarrollo de cada
uno de los temas, para que exista un aprendizaje mas completo y duradero.
De manera tal, amigo participante, que el desarrollo pausado, analizado y crítico de este
material le permitirá comprender, de la mejor forma, que la química es una ciencia que está al
servicio del hombre.
ÉXITOS
1
OBJETIVO GENERAL
El participante debe consolidar la interrelación teórico-práctico de los principios

básicos de la química que permitan la adquisición de conocimientos científicos para
una mejor comprensión de los componentes del ambiente y sus interacciones.
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OBJETIVO ESPECÍFICO NRO. 1: El participante, al finalizar

el objetivo, será capaz de determinar, calcular, interpretar y analizar los
diferentes tipos de concentraciones de las soluciones.
CONTENIDO: Concentraciones físicas y químicas. Concentraciones
físicas masa/masa (m/m), masa/volumen (m/v) y volumen/volumen (v/v).
Concentraciones químicas Molaridad (M), Molalidad (W) y Normalidad
(N).
Concentración de las Soluciones
Las soluciones son mezclas homogéneas que no resisten un cambio de fase. Contiene un
material dispersante llamado solvente (Ste) y otro material que se dispersa o disuelve llamado soluto
(Sto). Sol = Sto + Ste.
*Concentración Física de las Soluciones:
Es la relación porcentual entre el soluto y la solución; por ejemplo una solución al 20%
indica que para cada 100 unidades de solución hay 20 unidades de soluto.
C. Sol = Sto. 100

Fórmula General:
a.- Concentraciones Masa sobre Masa (m/m): Son concentraciones en las cuales el soluto (Sto) y
el Solvente (Ste) se encuentran en estado sólido y sus unidades generalmente vienen determinada
en gramos (gr).
b.- Concentraciones Masa sobre Volumen (m/v): Son concentraciones en las cuales el soluto
(Sto) se encuentra en estado sólido y el solvente (Ste) en estado líquido.
1
c.- Concentraciones Volumen sobre Volumen (v/v): Son concentraciones en las cuales el soluto
(Sto) y el solvente (Ste) se encuentran en estado líquido y sus unidades generalmente vienen
determinada en mililitros (ml).
*Concentraciones químicas de las soluciones:
a.- Molaridad (M): Indica el número de moles de soluto disueltos en un litro de solución. La unidad de la
molaridad es el mol / lts = molar
Fórmula: m sto D sol . C sol . 10

M= PM sto . V sol M= PM sto
Lectura: M = molaridad (mol/lts) m sto = masa de soluto (gr.) PM sto = Peso Molecular del soluto
Vsol = Volumen de soluciones (litros Dsol = Densidad de la solución (gr/ml)
Csol = concentración física de la solución (%)
b.- Molalidad (W): Es el número de moles de soluto disueltos en un kilogramo de solvente.
La unidad de la molalidad es mol/kg = molal.
Fórmula: msto
W= W = molalidad mste: masa de solvente en kg
PMsto. mste
c.- Normalidad (N): Es el número de equivalentes de solutos disueltos en un litro de solución. La unidad de la
normalidad es eq/lts = normal.
Fórmula: msto Dsol . Csol. 10

N= N=
Ó
PEsto. Vsol PEsto
El peso equivalente depende del tipo de soluto:
PM PM
PE = PE =
1
Ácido Hidróxido:
# H(eq/mol) # = OH (eq/mol)
Sal: PM
PE =
# De oxidación del metal
d.- Fracción molar (X): Es la relación entre el número de moles de soluto o solvente y el número de
moles totales en la solución. La fracción molar no tiene unidades.
Fórmulas: nsto Xste = 1 - Xsto ;y m

Xsto= n=
nsto + nste PM
Ejercicios Propuestos
1. Tenemos 250 gramos de una solución al 28% en peso. ¿Cuántos gramos de soluto deben
disolverse para que la concentración de la solución suba a 38% en peso?
2. Se tienen 150 gramos de solución al 20 % en peso. ¿Cuántos gramos de soluto deben

disolverse para que la concentración suba a 40% en peso?
3. A 300 gramos de solución ácida al 30% en peso, se le agregan 180 gramos de otra solución
del mismo ácido al 45%. Determine la concentración en peso de la solución resultante.
4. A 200 ml de solución al 33%, se le agregan 150ml de agua. Determine la concentración de la

solución resultante.
5. 20 ml de solución ácida al 48%, tiene una densidad de 1,84 gr/ml y se le agregan 80 ml de

agua. Determine la densidad y la concentración en peso de la solución resultante.
6. Se mezclan 200 ml de solución básica al 30% en peso y de densidad 1,2 gr/ml, con 500 ml de
solución de la misma base al 30% y de densidad de 1,5 gr/ml. Determine la densidad y la
concentración en peso de la solución resultante.
7. 100 ml de ácido muriático al 42% y de densidad 1, 8 gr/ml, se mezclan con 230 ml de agua
destilada. Determine la densidad y la concentración en volumen de la solución resultante.
8. ¿Cuántos gramos de sacarosa, de peso molecular 342 gr/mol, se necesitan para preparar 300
ml de solución al 0,4 molar?
1
9. En qué volumen de solución hay que disolver 20 gramos de hidróxido de calcio, de peso
molecular 74 gr/mol, para que la solución sea 0,8 molar
10. En qué volumen se solución hay que disolver 40 gramos de hidróxido de bario, Ba(OH)2, de
peso molecular 171 gr/mol, para que la solución sea 3 normal.
11. Se disuelven 25 gramos de ácido fosfórico, H3PO4, de peso molecular 98 gr/mol en 400
gramos de agua, produciendo 520 ml de solución. Determine la molalidad, molaridad y
normalidad de la solución.
12. Una solución tiene una densidad de 1,88 gr/ml y se encuentra al 13% en peso. Si el peso
molecular del soluto vale 108 gr/mol. Determine la molaridad y la molalidad de la solución.
13. Una solución ácida al 0,5% molar contiene un ácido de tres hidrógenos en su fórmula.
Determine la normalidad de la solución.
14. 24 gramos de urea, de peso molecular 60 gr/mol, se disuelven en 110 gramos de alcohol de
peso molecular 92 gr/mol. Determine la fracción molar del soluto y solvente.
15. En 350 ml de solución, se encuentran disueltos 18 gramos de hidróxido de aluminio, Al(OH)3,

de peso molecular 78 gr/mol. Si la densidad de la solución es 1,75 gr/mol, determine la
molaridad, normalidad y molalidad de la solución.
16. Se disuelven 14 gramos de ácido clorhídrico (HCl), de peso molecular 36,5 gr/mol, en 200
gramos de agua, resultando una solución de densidad 1,34 gr/ml. Determine la molalidad y
normalidad de la solución.
17. Una solución tiene como solvente 120 gramos de alcohol, de peso molecular 98 gr/mol, se
encuentran disueltos en 650 ml de solución, cuya densidad es 1,92 gr/ml. Determine la
molaridad, normalidad y molalidad de la solución.
18. 12 gramos de ácido fosfórico H3PO4, de peso molecular 98 gr/mol, se encuentran disueltos en
650 ml de solución, cuya densidad es 1,92 gr/ml. Determine la molaridad, normalidad y
molalidad de la solución.
Se disuelven 30 gramos de hidróxido de plomo, Pb (OH)4, de peso molecular 275 gr/mol, en 480
gramos de agua, dando una solución de densidad 1,15 gr/ml. Determine la molalidad, molaridad,
normalidad y la concentración en peso de la solución.
Ecuaciones químicas
Es la representación grafica de una reacción química en una manera sencilla y clara, para la
cual se utiliza el lenguaje químico. Está conformada por los elementos o compuesto que se van a
transformar denominada REACCIONANTE (S), seguida de una flecha que representa la parte
1
dinámica de la reacción y luego se escriben los materiales que se originan ala cual se le denomina
PRODUCTO (S).
Los diferentes hechos que dan origen u ocurren en la reacción se representan mediante los
siguientes símbolos:
Se formó un precipitado (sólido insoluble)
Calor
Desprendimiento gaseoso P
resencia de catalizadores
Electricidad
Entonces una reacción química se presenta así:
A + B C + D
REACCIONANTES PRODUCTOS
1.1.- Tipos de Cambios químicos

A.- Combinación: Se unen dos o más materiales para producir uno solo de características
complejas con respecto a las iniciales.
Ejemplo:
A + B C
B.- Desplazamiento: Se produce la sustitución de un elemento por otro dentro de un compuesto
químico.
Ejemplo:
AB + C AC + B
C.- Descomposición: Se produce la ruptura de un material, en otros de naturaleza más sencilla, ya
sean elementos o grupos químicos.
Ejemplo:
AB A + B
D.- Doble Descomposición o Doble Desplazamiento: Se produce la separación de los
componentes de unos materiales para formar otros diferentes a los iniciales, es como un cambio de
parejas.
Ejemplo:
1
AB + CD AC + BD
1.2.- Balanceo de Ecuaciones Químicas:
Balanceo es sinónimo de equilibrio, el cual consiste en igualar la cantidad de átomos de cada

uno de los elementos o compuestos químicos antes y después de la reacción química.
Para balancear una ecuación química nunca se deben alterar los subíndices de las fórmulas,
no incluir números entre los compuestos, ya que cambian totalmente la expresión original, los
números deben colocarse delante de cada compuesto o elemento, cambiándolos si es
necesario, hasta que las cantidades sean iguales en los reaccionantes y los productos.
Ejemplos:
Ecuación sin balancear N2 + O2 N2O3

A
Ecuación balanceada 2N2 + 3O2 2N2O3
Ecuación sin balancear Fe2O3 + H2O Fe(OH)3

B
Ecuación balanceada Fe2O3 + 3H2O 2Fe(OH)3
Ecuación sin balancear P2O3 + H2O H3PO3
C
Ecuación balanceada P2O3 + 3 H2O 2H3PO3
Ecuación sin balancear Br2 + Na NaBr
D
Ecuación balanceada Br2 + 2Na 2NaBr
Ecuación sin balancear BaCl2 + Na2SO4 BaSO4 + NaCl
E
Ecuación balanceada BaCl2 + Na2SO4 BaSO4 + 2NaCl
Estequiometria:La estequiometria es el campo de la química que estudia las relaciones entre

las cantidades de los materiales que intervienen en una reacción química. Esta se fundamenta en:
a) Las relaciones y proporciones que existen entre los elementos que constituyen un
compuesto.
b) Las relaciones que guardan las sustancias cuando se verifica un cambio químico
1
La estequiometria maneja las masas atómicas y moleculares relativas para determinar las
cantidades de sustancias que participan en las reacciones químicas ya sea como reaccionantes o
como productos de una reacción química.
También permite obtener:
a) La cantidad de producto que se puede conseguir a partir de ciertas cantidades de

reactivos.
b) El reactivo límite, el cual determina qué cantidad de producto se puede obtener cuando
se dispone de una cantidad limitada de los reactivos.
c) Los porcentajes de producción.
d) La pureza del compuesto
Hay que recordar la definición de MOL:
“El mol es una unidad química que representa 6,02 x 1023 partículas”
Es decir que cuando hablamos de un mol de átomos, esto significa que hay 6,02 x 1023
átomos y si es un mol de moléculas hay entonces 6,02 x 1023 moléculas.
Por ejemplo.
“La combustión del carbono origina el gas tóxico “monóxido de carbono (CO)” cuya reacción se
representa mediante la ecuación:
2C + O2 2CO
Esta reacción significa entonces:
2 átomos de Mediante el calor
2 átomos Reaccionan con 2 moléculas de
oxigeno monóxido de
de (una molécula) Para producir carbono
2C + O2 2CO
Mediante el calor
2 moles
Un mol de 2 moles de
átomos de Reaccionan con
carbono molécula de moléculas de
Para producir monóxido de
oxigeno (O2)
2C + O2 2CO
1
Mediante el calor 12,04 x 1023

12,04 x 1023
átomos de Reaccionan con 6,02 x 1023 moléculas de
carbono moléculas de oxigeno
(O2) Para producir monóxido de
carbono
2C + O2 2CO
Resolución de problemas:
A.- ¿Cuántos gramos de nitrato de plata (AgNO3) serán necesarios para

precipitar todo el cloro contenido en una muestra de 5 gramos de cloruro de sodio (NaCl)?
PASO 1:
Plantear la ecuación química del proceso:
AgNO3 + NaCl NaNO3 + AgCl
PASO 2:
Determinar las relaciones de aquellos materiales que interesan en gramos usando los
pesos moleculares:
1 mol de NaCl reacciona con 1 mol de AgNO3
Por lo que:
58,5 g de NaCl reacciona con 169 g de AgNO3
PASO 3:
Se plantea y se resuelve una regla de tres:
Si 58,5 g de NaCl reacciona con 169 g de AgNO3
5 g de NaCl X g de AgNO3
5 g de NaCl . 169 g de AgNO3

X=
58,5 g de NaCl
X= 14,44 g de AgNO3
B.- Para la reacción :
1
FeS + O2 SO2 + Fe2O3

Determinar:
a) La cantidad de sustancia expresada en moles de Fe2O3 que se produce a

partir de 2,5 moles de FeS.
b) La cantidad de sustancia expresada en moles de FeS que se necesita para

producir 3,5 moles de Fe2O3.
c) La cantidad de sustancia expresada en moles de SO2 que se produce a partir

de 3 mol de FeS.
Resolviendo:
Balancear la ecuación química, que al hacerlo queda:
4FeS + 7O2 4SO2 + 2Fe2O3
Respuesta a:
Si 4 mol de FeS producen 2 mol de Fe2O3
2,5 mol de FeS X mol de Fe2O3
2,5 mol de FeS . 2 mol de Fe2O3

X=
4 mol de FeS
X= 1,25 mol de Fe2O3
Respuesta b:
Si 4 mol de FeS producen 2 mol de Fe2O3
X 3 mol de Fe2O3
3 mol de Fe2O3 . 4 mol de FeS

X=
2 mol de Fe2O3
X= 7 mol de FeS
Respuesta c:
Si 4 mol de FeS producen 4 mol de SO2
1
3 mol de FeS X mol de SO2
3 mol de FeS . 4 mol de SO2

X=
4 mol de FeS
X= 3 mol de SO2
OBJETIVO ESPECIFICO NRO. 2 : El participante al finalizar el objetivo, será capaz

de definir, interpretar y aplicar las propiedades coligativas de las soluciones en situaciones de la
vida diaria.
CONTENIDO: Propiedades coligativas de las soluciones. Punto de Ebullición. Punto de
Congelación. Presión de vapor.
1
PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS SOLUCIONES
o
Si en un litro de agua disolvemos 0,5 moles de sacarosa, la solución hierve a 100,26 C. Si en las
mismas condiciones utilizamos 0,5 moles de urea en lugar de sacarosa, el punto de ebullición de la solución es
100,26 oC. Se podría repetir la experiencia con otros solutos no volátiles y no disociables, y el resultado seria
el mismo.
Propiedades que, como el aumento ebulloscópico dependen exclusivamente del número de moles
disuelto se llaman PROPIEDADES COLIGATIVAS. Otras propiedades coligativas dependen de la presión de
vapor y la disminución del punto de solidificación.
PRESION DE VAPOR: LEY DE RAUOLT (1888)
Los conceptos anteriores fueron relacionados por Francisco Raoult (1830-1901) en una ley que lleva su
nombre y que se deduce lo ya expuesto.
“ La disminución o descenso de la presión de vapor es directamente proporcional

a la fracción molar del soluto disuelto”
FORMULA: P = Po - P P = Po . Xsto
LECTURA: P = Presión de vapor de la solución ( mmHg )

Po = Presión de vapor del solvente
P = descenso de la presión de vapor
Xsto = Fracción molar del soluto
Recordemos que para hallar la fracción molar del soluto utilizamos la siguiente expresión:
1
Moles de soluto
X soluto = ------------------------------------------------
Moles de soluto + moles de solvente
X soluto = Fracción molar del soluto
Cuando el numero de moles de soluto es mucho menor que el numero de moles de solvente se puede
eliminar del denominador de la formula anterior sin cometer un error muy apreciable.
Moles de soluto
X soluto = --------------------------
Moles de solvente
EJEMPLO:
¿Cuál es la disminución de la presión de vapor, cuando se disuelven 0,5 moles de sacarosa en 180 gr de
agua a una temperatura de 20 oC si sabemos que la presión de vapor del agua a esta temperatura es de 17,5
mmHg y el peso molecular del agua es 18?
Solución:
De la ley de Raoult P = Po . X sto
Moles de soluto
P = Po . ------------------------
Moles de solvente
Para determinar los moles de solvente recordemos este se calcula dividiendo la masa del solvente entre
el peso molecular del solvente ( PMste ), es decir:
Msto 180
Moles de solvente = ---------- Moles de solvente = --------- = 10 moles
PMste 18
REEMPLAZANDO:
0,5 mol
P = 17,5 mmHg . -------------- = 0,875 mmHg
10 mol
RESPUESTA: la disminución de la presión de vapor es 0,875 mmHg.
PUNTO DE CONGELACION
1
El punto de congelación, es aquel en el que determinada temperatura una sustancia o solución pasa del
estado líquido al estado sólido, es decir se congela. Es importante destacar que no todas las soluciones o
sustancias se congelan a temperaturas ordinarias, sino que requieren temperaturas muy por debajo de las
normales, como por ejemplo el alcanfor, que requiere temperaturas de -178 oC para solidificarse. El agua solo
requiera 0 oC y la naftalina de -82 oC, por citar algunos.
También conocido como descenso crioscópico, establece el siguiente enunciado:
“El descenso del punto de solidificación es directamente proporcional a la

concentración molal de la solución”.
FORMULAS: Tc = Tco - Tc i = 1 + . n
Tc = Kc . W . i %
= ---------
100
Tc = Punto de congelación de la solución Tco = Punto de congelación del solvente

W = Molalidad i = Factor de conversión para las soluciones electrolíticas
= Grado de disociación Tc = Descenso del punto de congelación
n = Numero de OH ó H del soluto Kc = Constante criocóspica
Datos para el agua Tco = 0 oC y la constante crioscópica es de o

C . Kg
Kc = 1,86 ---------
o
K . mol
PUNTO DE EBULLICION
Se conoce así, a la temperatura en que una sustancia o solución pasa del estado liquido al estado
gaseoso. Por ejemplo el punto de ebullición del agua es de 100 oC, la de la acetona es de 56,3 oC.
También se le puede llamar aumento ebulloscópico y viene determinado según el siguiente enunciado:
“El aumento ebulloscópico es directamente proporcional a la

concentración molal de la solución “
FORMULAS:
Te = Teo - Te Te = Ke . W . i
1
Te = Punto de ebullición de la solución Teo = Punto de ebullición del solvente
Ke = Constante ebulloscópica Te = Ascenso del punto de ebullición
Datos para el agua:

Te = 100 oC Ke = 0,52 oC . Kg / mol
EJERCICIOS
1. Calcular la presión de vapor a 20 oC, de una solución que contiene 30 gramos de glucosa de peso
molecular 180 gr / mol, disueltos en 250 gr de agua de peso molecular 18 gr / mol; sabiendo que
la presión de vapor del agua es 17,5 mmHg.
2. Se disuelven 30 gr de urea de peso molecular 60 gr / mol; en 400 gr de agua de peso molecular
18 gr / mol. Determine la presión de vapor de la solución, sabiendo que la presión de vapor del
agua es 23,76 mmHg.
3. Se disuelven 20 gr de una sustancia de peso molecular 160 gr / mol, en 90 gr de acetona de peso
molecular 58 gr / mol y cuya presión de vapor es de 229,2 mmHg. Determine la presión de vapor
de la solución.
4. Cuando se disuelven171 gr de una sustancia no volátil en 500 gr de agua, se encuentra que la
presión de vapor de la solución a 25 oC es 15,1 mmHg y la presión de vapor del agua es 23,75
mmHg. Determine el peso molecular del soluto.
5. Se desea conocer el punto de congelación de una solución que contiene 20 gr de urea, de peso
molecular 60 gr /mol, en 300 gr de agua.
6. cuántos gramos de glucosa, de peso molecular 180 gr/ mol; hay que disolver en 400 gr de agua
para que la solución se congele a -1,8 oC.
1
OBJETIVO ESPECIFICO NRO. 3: El participante debe analizar e interpretar los

diferentes modelos de la estructura atómica, y además la importancia del núcleo atómico en la
producción de radiaciones.
CONTENIDO: Modelos atómicos ( Modelos de Thomson, Rutherford y Bohr ). El núcleo
atómico. Radioactividad ( natural y artificial ). Transmutaciones nucleares. Usos más importantes
de la radioactividad.
1
EL ATOMO
El átomo se puede definir como la fracción más pequeña de la materia que puede existir
conservando las características químicas del elemento de que se trate. El término átomo, deriva del
griego, significa la partícula más pequeña e indivisible de un elemento. Este concepto de }l átomo fue
introducido en la escuela filosófica griega por Demócrito, Leucipo y Empédocles, en el siglo V a.c. la
teoría atómica deja de interesar a los filósofos pero fue resucitada, en el siglo XIX, por el físico inglés
J. Dalton, cuyo modelo atómico está basado en dichas escuelas filosóficas. En este sentido, sostiene
que el átomo es la última parte de la materia y es indestructible e indivisible, además de ser
compacta.
Modelo Atómico de Thomsom
Señaló que un átomo está compuesto de una esfera de electricidad positiva, en la cual están
incrustados los electrones en número suficiente para neutralizar la carga positiva y distribuida de una
forma determinada que dependía del elemento que considera.
Ahora bien, como la masa de un electrón es sumamente pequeña en comparación con la del
átomo, es de suponerse que casi toda la masa de este, está asociada con la masa de la carga
positiva.
De acuerdo con esta hipótesis la carga positiva está distribuida uniformemente en el volumen
ocupado por el átomo y por lo tanto, no está concentrado en ninguna región.
Modelo Atómico de Rutherford
Sus trabajos se basaron en el estudio de la radiactividad. Supuso que el átomo debe ser en su
mayor parte espacio vacío, con lo cual explica el paso de partículas alfa a través del metal siguiendo
una trayectoria recta. Para justificar las grandes desviaciones, pensó que la electricidad positiva del
átomo y por consiguiente su masa, debían estar concentradas en un volumen reducido, al que llamó
Núcleo del átomo. Cuando una partícula alfa se aproxima al núcleo se produce una repulsión que se
manifiesta con la desviación de la partícula. Como el átomo es eléctricamente neutro, debe existir un
número de electrones (igual a la cantidad de cara positiva que se encuentra en el núcleo) que rodea
al núcleo y a distancias relativamente grandes del mismo, girando alrededor de él a gran velocidad.
Esta manera de imaginarse el átomo constituye el Modelo Nuclear del Átomo.
1
Modelo Atómico de Bohr
En 1913, Niels Bohr, presentó una teoría para la estructura del átomo de hidrógeno, basó su
enfoque en el átomo nuclear de Rutherford y en la teoría de los cuantos de Planck, de que los
átomos y otras partículas pequeñas solo pueden poseer ciertas cantidades de energías definidas. La
teoría de Bohr establece lo siguiente:
1.- El electrón solamente puede girar alrededor del núcleo en ciertas orbitas circulares.
Estas órbitas corresponden a energías definidas o niveles cuánticos del átomo de hidrógeno.
Bohr asignó a cada nivel permitido un número cuántico principal que debe ser un número
entero y se le puede asignar las letras K, L, M, N, O, P Y Q.
2.- Cualquiera que sea la órbita descrita por un electrón, este no absorbe ni emite energía.
Cada una de estas órbitas se toma como niveles de energía del electrón o del átomo.
3.- Cuando un electrón se desplaza de una órbita a otra, absorbe o emite energía en
cantidades discretas, o sea, cuantos de energía o fotones.
El Núcleo Atómico
Del núcleo del átomo depende el número atómico, número músico, concepto de isótopos e
isóbaros pesos atómicos, radioactividad, transmutación, fusión y fisión nuclear.
Número Atómico y Número Másico
Al número de protones en el núcleo atómico se le llama número atómico y se representa con

la letra “Z”. El número másico se refiere a la suma de protones y neutrones, o sea, representa el
número total de nucleones y se representa con la letra “A”.
A=Z+N
Los científicos hacen uso de estos símbolos para representar los núcleos.
A
XZ
1
Isótopos: Son átomos de un mismo elemento con idéntico número atómico y diferentes números
16 17
másicos, ejemplo: O8 y O8
Isóbaros: Son átomos que tienen idéntico número másico y diferente número atómico.
RADIOACTIVIDAD:
Se defdine como la desintegración espontanea de un núcleo atomico, con emision de

particulas o de radiación electromanetica. Las radiaciones electromagneticas son ondas que se
propagan en el vacio en linea recta con la misma velocidad, de aproximadamente:
c = 300000 Km/seg
LA TRANSMUTACIÓN NUCLEAR:
En la transmutación nuclear o metátesis, un isótopo choca o es “bombardeado” por una

partícula, y como resultado de esta colisión se produce otro isótopo, que puede ser radiactivo, y
pueden aparecer nuevas radiaciones. Este método del bombardeo permitió lograr las primeras
transmutaciones artificiales, y es el que se usa para preparar los radioisótopos artificiales.
Generalmente, la partícula usada para el bombardeo debe estar dotad a de alta energía, lo
que se logra actualmente por maquinas llamadas aceleradores, que por medio de campos eléctricos
y magnéticos aceleran las partículas cargadas hasta lograrlas energías necesarias. Los ciclotrones,
betatrones i sincrociclotrones son algunas de estas maquinas.
Una reacción de transmutación que se produce en la naturaleza es la siguiente:
7 N 14 + n1
0 6 C 14 + 1 H1
Que se produce en la alta atmósfera por el bombardeo de neutrones de los rayos cósmicos.
Los neutrones se producen en gran cantidad en los reactores nucleares, y al chocar con el
aluminio, material que suele utilizarse en estos aparatos, provocan la emisión de rayos gamma.
27
13 Al + 0 n1 13 Al 28
+ hv
1
Las partículas alfa fueron las primeras en ser usadas para bombardear núcleos atómicos. Así
Rutherford observó la primera transmutación artificial, que además, le confirmo la existencia del
protón. Otro científico, Chadwick, descubrió el neutrón mediante una reacción, utilizando partículas
alfa del radio.
4 Be 9 + 2 He 4 6 C 12 + 9 n1
Las mezclas de radio y berilio aun hoy se usan como fuertes portátiles de neutrones.
Radioactividad Artificial:
En la actualidad se producen numerosos radioisótopos artificiales, sea como resultado de

investigaciones o porque tienen uso práctico de algún tipo. Así por ejemplo, el cobalto 60 se produce
por bombardeo neutrónico en reactores nucleares, y su potente actividad gamma permite usarlo
como fuente de radiaciones en la medicina o en la industria. El yodo 131 también se produce en
reactores, y se usa en medicina para el diagnostico y tratamiento del cáncer.
Es importante destacar, que ni el oxigeno 17 de Rutherford ni el carbono 12 de Chadwick son
radiactivos. Correspondió a Frederic Joliot y a su esposa, Irene Curie, preparar el primer radioisótopo
artificial en 1934, bombardeando boro con partículas alfa:
5 B 10 + 2 He 4 7 N 13 + 0 n1
Radioactividad Natural:
Es la desintegración espontánea de un núcleo con omisión de radiaciones y producción de

nuevos elementos. Para interpretar el fenómeno radiactivo se aplican las leyes de Fajans, Russell y
Soddy:
1.- Cuando el núcleo emite una partícula alfa ( α ), experimenta una disminución de cuatro
(4) unidades en su número másico y de dos (2) e n su número atómico.
1
2.- Cuando un núcleo expulsa una partícula beta ( β ), su número másico no se altera pero
su número atómico aumenta en una (1) unidad.
3.- Cuando un núcleo emite un positrón ( ρ ), experimenta una disminución de una (1)
unidad en su número atómico y su número másico no se altera.
USOS DE LAS RADIACIONES
El primer uso de las radiaciones fue la radiografía. Este es aun un uso importante, que se
extendido de la medicina a la industria, donde se usan los rayos X y los rayos gamma de las fuentes
o “bombas” de cobalto 60 para examinar piezas metálicas en busca de defectos ocultos.
El uso medicinal de las radiaciones también aprovecha el hecho de las células cancerosa son
menos resistentes a las radiaciones que las células sanas, por lo cual la irradiación de tumores
cancerosos puede detener su crecimiento o eliminarlos. En particular, en los casos de cáncer de
tiroides el hecho de que el yodo sea un elemento que se concentra selectivamente en esa glándula
hace que la administración de yodo 131 permita someter al tiroides a una fuerte irradiación sin
afe4ctar a otros tejidos.
También se usan las radiaciones para esterilizar materiales a los que no es posible someter a
temperaturas altas, como, por ejemplo, jeringas hipodérmicas descartables de plastico.
Todos estos usos de las radiaciones no deben hacer olvidar que todas ellas pueden ser
extremadamente peligrosas para el organismo la exposición incontrolada puede3 ocasionar
quemaduras de distintos grados, semejantes, pero más serias, que las provocadas por el sol, y a
largo plazo, diversas formas de tumores malignos, leucemia o esterilidad.
Otro uso importante de los materiales radiactivos es como trazadores. Por ejemplo, se han
usado radioisótopos para rastrear el curso de aguas subterráneos, aprovechando con facilidad con
que se puede detectar las concentraciones muy pequeñas utilizando un simple detector de
radiaciones.
Al carbono 14 se le ha encontrado un uso ingenioso para determinar edades de materiales
prehistoricios. El hecho de que este isótopo se produce continuamente en la atmósfera por acción de
rayos cósmicos, y se desintegra también en forma continua, hace que carbono presente en la
atmósfera en forma de CO2, tenga una concentración constante de carbono 14. Cuando este
1
carbono pasa a formar parte de los seres vivos mantiene su riqueza isotópica, pues los seres vivos
efectúan un intercambio constante con la atmósfera, pero cuando mueren el intercambio cesa, y el
carbono 14 que queda en los restos empieza a disminuir su concentración, ya que se sigue
desintegrando sin reponerse. Midiendo la riqueza en carbono 14 de los restos es posible determinar
con mucha precisión la edad de esos materiales.
1
OBJETIVO ESPECIFICO Nro. 4: El participante debe establecer, analizar,

interpretar y calcular la rapidez de las reacciones químicas las cuales pueden variar de
acuerdo a ciertos factores, además aplicar y describir el estado de equilibrio de un sistema a
partir de las reacciones químicas reversibles.
CONTENIDO: La velocidad de las reacciones químicas y los factores que la afectan.
Equilibrio químico. Ley de equilibrio. Factores que afectan el equilibrio. Equilibrio iónico.
Electrolitos fuertes y débiles. El pH y pOH.
1
EQUILIBRIO QUÍMICO y EQUILIBRIO IÓNICO
Equilibrio Químico: Es un sistema dinámico en el que a determinada temperatura las velocidades de la

reacción directa y la inversa son iguales.
Ley de Equilibrio: En un sistema dinámico es equilibrio, el producto de las concentraciones en mol sobre
litros ( mol/lts ) de las sustancias resultantes entre el producto de las concentraciones de las sustancias
reaccionantes, cada una de ellas elevada a una potencia igual al número de moles que intervienen en la
reacción, es un valor constante para cada temperatura.
Ejemplo:
2H2(g) + S2(g) 2H2S(g)
Keq = (H2S)2
(H2)2 (S2)
PCI5(g) PCl3(g) + Cl2(g)
(PCl3) (Cl2)
Keq =
(PCl5)
CO2(g) + H2(g) CO(g) + H2O(g)
Keq = (CO) (H2O)
(CO2) (H2)
El Equilibrio Iónico: Los electrolitos (sustancias que en solución conducen la corriente eléctrica) son
ácidos, bases (hidróxidos) o sales que al disolverse en agua se disocian total o parcialmente. Los electrolitos
han sido clasificados como fuertes (HNO3, HCl, H2SO4, HBr, KOH, NaOH, NaCl, KCl) y débiles (ácidos
orgánicos) según el equilibrio se desplace hacia la formación de iones o hacia la formación de moléculas, en
los electrolitos fuertes la disociación es total; mientras que en los electrolitos débiles solo una pequeña
fracción se encuentra disociada.
Velocidad de Reacción ( Vr ): Es la mayor o menor rapidez con que desaparecen los reaccionantes y
aparecen los productos de la reacción en la unidad de tiempo.
Vr = Número de moles
Tiempo en seg.
1
Factores que afectan la velocidad de una reacción:
 Naturaleza de los reaccionantes

 Temperatura
 Concentración de las soluciones
 Grado de división de las sustancias
 Catalizadores
Naturaleza de las Sustancias Reaccionantes: La materia puede presentarse en tres estados en la

naturaleza: sólido, líquido y gaseoso. En el estado sólido la velocidad de reacción es menor debido a que el
movimiento de las moléculas es muy limitado; en el estado líquido es un poco más rápida, ya que las
moléculas están un poco más separadas, quedando espacios vacíos, lo que les permite moverse. Y en el
estado gaseoso la velocidad de reacción es mayor, ya que en esta fase, las moléculas se hallan separadas
por grandes espacios vacíos, lo cual les permite moverse con mayor rapidez.
Temperatura: Observaciones efectuadas en experiencias, indican que la velocidad de casi todas las
reacciones químicas aumenta al incrementarse la temperatura, puede decirse que por cada 10ºC de elevación
de la temperatura, la velocidad de reacción se duplica o triplica; igualmente la disminución de este factor
provoca un descenso en la velocidad de reacción.
Concentración: Se refiere a la mayor o menor cantidad de sustancia que intervienen en la reacción

química. La velocidad de reacción aumenta al disminuir la concentración de las sustancias, y baja al disminuir
las concentraciones de las sustancias
Grado de División de las Sustancias: Se ha comprobado que la velocidad de reacción es proporcional al

área de la superficie de contacto entre los reaccionantes. A mayor grado de división de las sustancias mayor
será la velocidad de reacción y viceversa.
Catalizadores: Son sustancias que modifican la velocidad de reacción, acelerándola o retardándola, sin ser
consumidas en ella y sin formar parte de los productos, lo cual significa que una vez que finaliza el proceso,
la concentración o cantidad de sustancia, es la misma al final que al principio de la reacción.
Principio de Le Chatelier: Cuando sobre un sistema en equilibrio físico o químico actúa una causa que
determina un cambio de temperatura, presión o concentración, el sistema reacciona automáticamente en
forma de contrarrestar el efecto provocado hasta volver al equilibrio.
1
Factores que afectan el equilibrio químico:

 Temperatura
 Concentración
 Presión
 Catalizadores
Temperatura: Si se aumenta la temperatura de un sistema en equilibrio éste se desplaza en el sentido de
la reacción que absorbe calor (reacción endotérmica). Si por el contrario la temperatura disminuye el equilibrio
se desplaza en el sentido que desprende calor (reacción exotérmica).
Ejemplo:
N2(g) + 3H2(g) directa 2NH3 + 24,5 Kcal.
Indirecta
a.- Un aumento de la temperatura: Se favorece la reacción inversa (endotérmica)
b.- Una disminución de la temperatura: Se favorece la reacción directa (exotérmica).
2HI(g) + calor H2 + I2(g)

a.-Un aumento de la temperatura: Se favorece la reacción directa (endotérmica)
b.- Una disminución de la temperatura: Se favorece la reacción inversa (exotérmica)
Concentración: Si aumentamos de una de las sustancias reaccionantes, aumenta la velocidad de reacción

directa y el equilibrio se desplaza a la derecha. Si por el contrario disminuimos la concentración de las
sustancias reaccionantes, disminuye la velocidad de reacción directa y el equilibrio se desplaza a la izquierda.
Ejemplo:
2CO(g) + O2(g) 2CO2(g)
a.- Un aumento de CO: Se favorece la reacción directa
b.- Una disminución de oxígeno: Se favorece la reacción inversa.
Si aumentamos la concentración de una de las sustancias resultantes, aumentan la velocidad de

reacción inversa y el equilibrio se desplaza a la izquierda; mientras que si disminuimos la concentración de
una de las sustancias resultantes, disminuye la velocidad de reacción inversa y el equilibrio se desplaza a la
derecha.
1
PROBLEMAS TIPO DE EQUILIBRIO QUÍMICO
1.- En un reactor se calentó 1 litro de HI a 500 ºC y a presión constante hasta que se estableció el equilibrio:
2HI(g) H2(g) + I2(g)
La concentración de cada componente se determinó en el punto de equilibrio encontrándose en el reactor 0,
42 mol/ lts de H2, 0,42mol/lts de I2 y 3,52 mol/lts de HI. Calcular el valor de la Keq, para la ecuación indicada
anteriormente.
Resolución:
Keq = (I2) (H2)
Keq = 0, 42 x 0, 42
0, 176 Keq = 0, 014

Keq =
12, 39 La Keq no tiene unidades
2.- En un reactor cerrado de 1,6 lts. Se encuentran las siguientes masas gaseosas en equilibrio: 3,08 gr de
CO2 (PM = 44gr/mol); 17,1 gr de H2O (PM =18 gr/mol); 26,6 gr de CO (PM =28 gr/mol) y 16,1 gr de H2 (PM = 2
gr/mol)
Hallar la Keq para la siguiente reacción:
H2O(g) + CO2(g) H2O(g) + CO(g)

Resolución:
a.-Cálculo de las concentraciones:
(CO2) = 3, 08 gr (CO2) = 3, 08 mol (CO2) = 0, 043 M

44 gr/mol x 1, 61 lts. 70, 4 lts
(H2O) = 17, 1 gr (H2O) = 17,1 mol (H2O) = 0,593 M

18 gr/mol x 1,61 lts 28,8 lts
(CO) = 26, 6 gr (CO) = 26,6 mol (CO) = 0,593 M
28 gr/mol x 1,61 lts 44, 8 lts
(H2) = 16,1 gr (H2) = 16, 1 mol (H2) = 5,031 M
2 gr/mol x 1,6 lts 3,2 lts

b.- Determinación de la Keq
Keq = (H2O) (CO) Keq = 0,593 x 0,593

(H2) (CO2) 5, 031 x 0,043
Keq = 0,351 Keq = 1,62

0,216
1
3.- En un reactor cerrado se puso PCl3 y Cl2. En el punto de equilibrio se encontraron 0,235 mol/lts de PCl5 y
0,174 mol/lts de PCl3. Si la Keq es igual a 2,048 x 10-2. ¿Cuál es la concentración de cloro en equilibrio para la
siguiente reacción?
PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g)
Resolución:
(PCl2) (Cl2)
Keq = Como no se conoce la concentración del cloro ( Cl , la
(PCl5) la llamaremos x
Keq = 0,174. x Por despeje nos queda que x es igual a:

0,235
X = Keq x 0,235 x = 2,048x 10-2 x 0,235

0,174 0,174
x = 4,81 x 10-3 x = 0,027 (Cl2) = 0,027

0,174
4.- Se tiene la siguiente reacción en equilibrio:
PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g)
Donde las concentraciones en moles por litro, son: PCl5 = 0,45 M; PCl3 = 0,096 M y Cl2 = 0,096 M. Calcular la
Ke
Resolución:
(PCl3) (Cl2) (0,096) x (0,096)
Keq = Keq =
(PCl5) 0,45
Keq = 9,21 x 10-3 Keq = 0,02
0,45
5.- Tenemos un sistema en equilibrio a 400ºC, que obedece a la reacción
H2(g) + I2(g) 2HI(g)

Si las concentraciones en equilibrio para el H2 = 2x10-3 M y la del I2 es igual a 2x10-3 averiguar la
correspondiente al HI, si sabemos que la Keq es igual a 64.
Solución: Keq = (HI)2 como no conocemos la concentración del HI,

(H2) (I2) la llamaremos x
Keq = X2 por despeje nos queda que x es igual a:

(H2) (I2)
X2 = Keq (H2). (I2)
X= Keq. H2.I2 X= 64 . 2x10-3 . 2x10-3
X= 2,56x10-4 X = 0,016
(HI) = 0,016 M
1
6.-Se tiene la siguiente reacción en equiIibrio: 3H2(g) + N2(g) 2NH3(g)
N2 =0,003 M; si Keq vale 2,5x10-4, determine la concentración del NH3
(NH3)2
Solución: Keq = como no conocemos la concentración del NH3
3
(H2) (N2) la llamaremos x
Keq = x2 por despeje nos queda que x es igual a:
(H2)3 (N2)
X2 = Keq . (H2)3 . (N2)
X2 = Keq . (H2)3 . (N2)
X= 2,5x10-4. (0,002)3 . 0,003
X= 2,5x10-4. 8x10-9. 0,003
X= 6x10-15
X = 7,74x10-8 (NH3) = 7,74x10-8
PROBLEMAS TIPO DE EQUILIBRIO IÓNICO
1.- En disolución 0,01molar, el ácido acético está ionizado en un 4,11%. 1.- Calcular la constante de ionización
del ácido.
CH3-COOH + H2O CH3-COO- + H3O
Solución:
Ka = c . α 2
Calculo del grado de disociación
α= % α= 4,11 α = 0,0411
100 100
Cálculo de la Ka:
Ka = c . α
Ka = 0,01 x (0,0411)2 Ka = 0,01 x 1,68x10-3
Ka = 1, 68x10-5 la Ka no tiene unidades
1
2.- Sabiendo que la constante de ionización del HNO2 a 30ºC es de 6x10-4. Calcular la concentración del ión
hidrógeno y el porcentaje de disociación del ácido en una solución 0,667 molar.
HNO2 NO2 + H+
Resolución:
Ka = c. α2 como no tenemos el grado de disociación lo despejamos

De la ecuación.
Ka 6x10-8 = 8,99x10-9 α = 0,029

α2 =
=
c 0,667
- Cálculo de la concentración del ión H+
(H+) = C . α
(H+) = 0,667 . 0,029 (H+) = 0,019
- Cálculo del porcentaje de disociación:
% = 100. α
% = 100 . 0,029
% = 2,9
3.- Para la siguiente reacción NH3 + H2O NH4 + OH, la constante de basicidad (Kb) es igual a
1,8x10-5. Si se prepara una solución disolviendo 2,63 gr de NH3 (PM= 17 gr/mol) en suficiente agua hasta
completar 768 ml de solución, determine:
a.- Las concentraciones de NH3, NH4 + y OH
b.- pH y pOH
Resolución:
a.- Calculo de la concentración del NH3:
(NH3) = 2,63 gr NH3 = 2,63 mol NH3=0,2M

17 gr/mol . 0,768 lts
13,05 lts
b.- Calculo del grado de disociación:
Kb 1,8x10-5 = 9x10-5 α = 9,48x10-3

α2 = =
c 0,2
1
c.- Cálculo de la concentración del NH3 NH4+, OH-
(NH4+) = C. α
(NH4+) = 0,2 . 9,48x10-3 (NH4+) = 1,89x10-3 M
(OH-) = C. α
(OH-) = 0,2 . 9,48x10-3 (OH-) = 1,89x10-3 M
(NH3) = C – C . α
(NH3) = 0,2 – 0,2 . 9,48x10-3
(NH3) = 0,2 – 1,89x10-3 (NH3) = 0,198M
d.- Cálculo del pOH:
pOH = -log (OH-)

pOH = -log (1,89x10-3)
pOH = -(-2,72) pOH = 2,72
e.- Cálculo del pH:
pH = 14 –pOH
pH = 14 – 2,72 pH = 11,28
OBJETIVO ESPECIFICO Nro. 5: El participante debe describir, analizar e interpretar la

electroquímica y sus diferentes aplicaciones.
CONTENIDO: Electroquímica. Electrolisis. Leyes de la electrolisis. Aplicaciones de la
electrolisis. Celdas electroquímicas. Baterías o acumuladores. El agua.
1
ELECTROQUÍMICA
Rama de la química, que tiene por objeto estudiar la conversión de la energía eléctrica en
energía química
Otra definición válida, es la rama de de la química que estudia la relación mutua entre los
fenómenos químicos y los fenómenos eléctricos.
1.-ELECTRÓLISIS: Es el conjunto de fenómenos físicos y químicos que tienen lugar cuando la

corriente eléctrica atraviesa una solución de ácidos, bases o sales.
1.2.- ELECTRODOS: Son barras introducidas en el electrolito( líquido o solución que conduce la
corriente eléctrica ), las cuales reciben el nombre de ANODO ( + ), que es el electrodo por donde
entra la corriente y el CATODO ( - ), que es el electrodo por donde sale la corriente del electrolito.
2.- LEYES DE FARADAY:

2.1.- 1ra Ley de Faraday: “ La masa de una sustancia involucrada en la reacción de cualquier
electrodo, es directamente proporcional a la cantidad de electricidad que pasa por la solución “.
2.2.- 2da Ley de Faraday: “ La masa de diferentes sustancias producidas por el paso de la misma
cantidad de corriente, es directamente proporcional a su equivalente-gramo “.
3.- EQUIVALENTE ELECTROQUÍMICO: Para dejar en libertad un peso equivalente (Pe) de una
sustancia ha de pasar una cantidad de electricidad de 96.494 culombs, entonces decimos que el
equivalente electroquímico se denota con el símbolo ( K ).
1
4.- CONCEPTO DE UN FARADAY: Un Faraday, es la cantidad de carga eléctrica que al atravesar

un electrolito deposita en los electrodos un equivalente químico de sustancia, por lo que podemos
decir que:
1 FARADAY = 96.494 CULOMBS
5.- INTENSIDAD ( I ): La intensidad de una corriente eléctrica, es la cantidad de carga eléctrica que
pasa por la sección de un conductor en la unidad de tiempo.
Q = Carga eléctrica en culombs
Q = I . T
FORMULA: I = Intensidad en Amperios
T = Tiempo en segundos
5.1.- CULOMBIO: Es la cantidad de electricidad que depositan X miligramos de una disolución.
5.2.- AMPERIO: Es la intensidad de una corriente que depositan X miligramos de una
disolución en un segundo.
6.- FÓRMULAS:
Q Q
Q=I. T I = ----- T = ----- Coul = A . Seg
T I
I . T . Pe 96494 Coul . m
m = ------------------ Pe = -----------------------
96.494 coul I
W = Q . ( V2 - V 1 ) P = K . I . T
Q = Carga eléctrica en coul I = Intensidad
T = Tiempo en segundos m = Masa en gramos
Pe = Peso equivalente P = Masa precipitada
W = Vatios V = Voltios
A = Amperios Seg = Segundos
Coul = Culombio K = Equivalente electroquímico
1
PROBLEMAS RESUELTOS
1.- Se hace pasar una corriente de 30.600 coul a través de una solución electrolítica y se depositan
en el cátodo 6,4 gramos de un elemento metálico. Se desea conocer el peso equivalente del mismo.
DATOS:
m = 6,4 gr
I = 30.600 coul
Pe = ¿
SOLUCIÓN: Se aplica la fórmula para hallar el Pe:
96.494 coul . m
Pe = ------------------ entonces se sustituyen los valores que
I se encuentran en los datos.
96.494 COUL . 6,4 gr 617561,60

Pe = -------------------------------- Pe = -----------------------
30.600 COUL 30600
Pe = 20,1 gr
2.- La corriente contínua procedente de una batería deposita 0,384 gr de plata (Ag) de una disolución
de Nitrato de Plata ( Ag NO3 ) en 20 minutos. Si se aplicó un voltaje inicial de 4 voltios y luego se
aumentó a 8 voltios y sabemos que el peso equivalente de la plata es de 107,88 gr , se pide
calcular:
a.- Los culombios que han pasado por el circuito.
b.- La intensidad de la corriente.
c.- La energía suministrada por la batería en julios.
DATOS:
Pe = 107,88 gr
M = 0,384
T = 20 minutos ( se llevan a segundos, si un minuto tiene 60 seg, 20
minutos cuantos tienen. Se multiplican 60 seg por 20 min = 1200 seg ).
Q = 343 Coul
V1 = 4 voltios
V2 = 8 voltios
1
SOLUCIÒN:
a.- Si sabemos que para que un peso equivalente se libere se requieren 96.494 coul, que se
producirán 0,384 gr se necesitaron X cantidad de culombios, entonces:
Si 96.494 coul depositan 107,88 gr
X coul depositarán 0,384 gr
96.494 coul . 0,384 gr

X= ------------------------------ entonces
107,88 gr
X = 343 coul
Estos serian los culombios que han pasado

Por el circuito.
b.- Aquí se toman en cuenta los culombios que pasaron por el circuito para el tiempo indicado en los
datos:
Q 343 COUL
I = --- = ------------------ = 0,285 A
T 1200 Seg
c.- La energía suministrada:
W = Q . ( V2 – V1 )
W = 343 COUL . ( 8 V – 4 V )
W = 343 Coul . 4 V
W = 1372 Julios
1
APÉNDICES
1
1
1
1
1
1
Cationes Simples Cationes Poliatómicos Oxianiones
1
Aluminio Al3+ Amonio NH4+ Arseniato AsO43−

Bario Ba2+ Hidronio H3 O + Arsenito AsO33−
Berilio Be2+ Nitronio NO2+ Borato BO33−
Cesio Cs+ Mercurio(I) Hg22+ Mercurioso Bromato BrO3−
Calcio Ca2+ Hipobromito BrO−
Cromo(II) Cr2+ Cromoso Aniones simples Carbonato CO32−
Hidrógeno Bicarbonat
Cromo(III) Cr3+ Crómico
Arseniuro As3− Carbonato HCO3− o
Cromo(VI) Cr6+ Cromato Azida N3 − Clorato ClO3−
Cobalto(II) Co2+ Cobaltoso Bromuro Br− Perclorato ClO4−
Cobalto(III) Co3+ Cobáltico Cloruro Cl− Clorito ClO2−
Cobre(I) Cu+ Cuproso Fluoruro F− Hipoclorito ClO−
Cobre(II) Cu2+ Cúprico Hidruro H− Cromato CrO42−
Galio Ga3+ Yoduro I− Dicromato Cr2O72−
Helio He2+ (partícula α) Nitruro N3− Yodato IO3−
+
Hidrógeno H (Protón) Óxido O2− Nitrato NO3−
2+
Hierro(II) Fe Ferroso Fosfuro P3− Nitrito NO2−
3+
Hierro(III) Fe Férrico Sulfuro S2− Fosfato PO43−
Plomo(II) Pb2+ Plumboso Peróxido O22− Hidrógeno Fosfato HPO42−
Plomo(IV) Pb4+ Plúmbico Dihidrógeno Fosfato H2PO4−
Litio Li+ Aniones de Acidos Orgánicos Permanganato MnO4−
Acetato C2 H3 O 2 − Posfito PO33−
Manganeso(II) Mn2+ Manganoso Formiato HCO2− Sulfato SO42−
Mangánic
Manganeso(III) Mn3+ Oxalato C2O42−
o Tiosulfato S2O32−
Manganeso(IV) Mn4+ Manganyl Biox
Hidrógeno Oxalato HC2O4− Hidrógeno Sulfato HSO4− Bisulfato
7+ alato
Manganeso(VII) Mn Sulfito SO32−
Mercurio(II) Hg2+ Mercúrico Hidrógeno Sulfito HSO3− Bisulfito
Niquel(II) Ni2+ Niqueloso Otros Aniones
Niquel(III) Ni3+ Niquélico Hidrógeno Sulfuro HS− Bisulfur
+ o
Potasio K
Plata Ag+ Teleruro Te2−
Sodio Na+ Amiduro NH2−
Estroncio Sr 2+ Cianato OCN−
Titanio(II) Sn2+ Titanoso Tiocianato SCN−
Titanio(IV) Sn4+ Titánico Cianuro CN−
Cinc Zn2+ Hidróxido OH−
EJERCICIOS PRÁCTICOS
1
SELECCIÓN SIMPLE: Marque con una equis (X) la respuesta correcta.
1.- Tipo de fórmula que expresa la composición real de un compuesto químico:

a) Molecular
b) Empírica
c) Electrónica
d) Estructural
2.- Son utilizados para representar los elementos químicos:

a) Formulas químicas
b) Símbolos químicos
c) Ecuaciones químicas
d) Reacciones químicas
3.- La combinación de un metal con el oxigeno da como resultado un:

a) Óxido ácido
b) Óxido anhídrido
c) Óxido básico
d) Ácido oxidado
4.- Cuando las velocidades de reacción directa e inversamente son iguales se produce el.
a) Equilibrio químico
b) Equilibrio iónico
c) Velocidad de Reacción
d) Igualdad de reacción
5.- Representación gráfica del ión oxidrilo:

a) NH4+
b) [ OH- ]
c) [ H3O+ ]
d) ( H2O2H4)
6.– Se usa para determinar porcentualmente la masa en gramos de cada elemento por cada 100 g de compuesto
a) Composición centesimal
b) Fórmula en porcentajes químicos equivalentes
c) Fórmula química
d) Ninguna de ellas
7.- Rama de de la química que estudia la relación mutua entre los fenómenos químicos y los fenómenos eléctricos:
a) Galvanostegia
b) Electrólisis
c) Electroquímica
d) Ninguna de las anteriores
8.- El ánodo tiene carga eléctrica:

a) Positiva
b) Negativa
c) Neutra
9.--Es el número de equivalente-gramo de soluto disuelto en un litro de solución:

a) Molaridad
1
b) Molalidad
c) Normalidad
10.-Indica el número de moles de soluto disueltos en un kilogramo de solvente:
a) Molaridad
b) Molalidad
c) Normalidad
DESARROLLO:
1.- En un reactor se calentó 1 litro de HI a 500 ºC y a presión constante hasta que se

estableció el equilibrio:
2HI H2 + I2
La concentración de cada componente se determinó en el punto de equilibrio
encontrándose en el reactor 0, 42 mol/ lts de H2, 0,42mol/lts de I2 y 3,52 mol/lts de
HI. Calcular el valor de la Keq, para la ecuación indicada anteriormente.
2.- En disolución 0,01molar, el ácido acético está ionizado en un 4,11%.

Calcular la constante de ionización del ácido para la siguiente reacción.
CH3-COOH + H2O CH3-COO- + H3O
3.- Se hace pasar una corriente de 30.600 coul a través de una solución electrolítica
y se depositan en el cátodo 6,4 gramos de un elemento metálico. Se desea conocer
el peso equivalente del mismo.
4.- Se disuelven 30 gramos de hidróxido de plomo, Pb (OH)4, de peso molecular

275 gr/mol, en 480 gramos de agua, dando una solución de densidad 1,15 gr/ml.
Determine la Molalidad, molaridad, normalidad y la concentración en peso de la
solución.
5.-a temperatura de 25°C y a la presión de 690 mm de mercurio, cierta cantidad de oxígeno ocupa un volumen
de 80 ml ¿Cuál será el volumen ocupado por el gas en condiciones normales?
1
6.- Para la reacción: FeS + O2 SO2 + Fe2O3 determinar:
a) La cantidad de sustancia, expresada en moles de Fe2O3 que se producen partir de 2,5 mol de sulfuro
de hierro II
b) La cantidad de sustancia, expresada en moles de FeS que se necesitan para producir 3,5 mol de
Fe2O3
c) la cantidad de sustancia, expresada en moles de SO2 que se produce a partir de 3 mol de FeS
COMPLETACIÓN: Lea detenidamente las proposiciones ofrecidas a continuación y completa

con la palabra o palabras que le den sentido completo y correcto a cada proposición.
1- Completa el siguiente recuadro de formulas y nombres de compuestos químicos:
1
NOMENCLATURA
FÓRMULA NOMENCLATURA STOCK
TRADICIONAL
Cl2O7 Oxido de Cloro (VII)
Oxido estannoso Oxido de estaño (II)
Cr(OH)3 Hidróxido de Cromo (III)
H4Sb2O7 Ácido piro antimónico
NaClO Monoxoclorato (VI) de sodio

Heptaoxodicromato (VII) de
Dicromato de plata
plata
H2SO4 Ácido sulfúrico
As2O5 Anhídrido arsénico
Hidróxido paladioso Hidróxido de paladio (II)
SO Oxido de azufre (II)
PAREO: Coloque en la COLUMNA A el numero que pertenezca a la definición o concepto que usted considere correcta, el cual
está en la COLUMNA B.
COLUMNA A COLUMNA B
( ) Unidad química que representa 6,02 x 1023 partículas 1.- …Acidez
( ) Resulta de la combinación de un metal con el oxigeno 2.- Anhídrido
1
( ) Reacción donde ocurre la sustitución de un elemento por otro. 3.- Mol
( ) Tanto porciento de soluto disuelto en una solución. 4.- Óxidos básicos
( ) Logaritmo decimal inverso de concentración de iones Hidronio en mol/lts. 5.- Base o hidróxido
( ) Cantidad de energía requerida para que se libere el Peso Equivalente. 6.- Desplazamiento
( ) Partícula compuesta mas pequeña de la materia. 7.- Equilibrio Químico
( ) La expresión matemática V1 . T2 = V2 . T1 corresponde a la Ley de … 8.- Concentración
( ) Presión y temperatura normales se abrevian… 9.- pH
( ) Mientras mas pequeño es el pH mayor es la… 10.- 96.500 coul
11.- …Charles-Gay Lussac
12.- PTN
13.- pOH
14.- Doble combinación
15.- …Boyle-Mariotte
DESARROLLO: Balancee las siguientes ecuaciones químicas.
a) Al + CuCl2 2AlCl3 + 3Cu
b) N2 + 3H2 NH3
c) H2 SO4 + BaCl2 HCl + BaSO4
d) Fe2O3 + H2O Fe(OH)3
e) P2O3 + H2O H3PO3
f) Br2 + Na NaBr
g) BaCl2 + Na2SO4 BaSO4 + NaCl
Nombre cada uno de los siguientes compuestos.
 Mn O 2 3
PO 2 5
1
IO 2
 KOH
 Pb(OH) 2
 H PO 3 4
 HBrO
 Na SO 2 3
 KClO 4
 CuCO 3
Formule cada uno de los siguientes compuestos

a) Fosfato ferroso
b) Cloruro de aluminio
c) Hipoclorito de sodio
d) Nitrato cuproso
e) Clorato de calcio
f) Ácido carbónico
g) Ácido fosfórico
h) Hidróxido ferroso
i) Hidróxido estáñico
j) Anhídrido hipobromoso
REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS
1
BURK, I. Introducción al estudio del átomo. Fondo Editorial de la Schall.
LINUS, P. Química General. Editorial Aguilar. Madrid. España.
BABOR-IBARBZ. Química General Moderna. Editorial Marín.
HILLER, L. y HERBER, R. Principios de Química. Eudeba. Buenos Aires.

Argentina.
CHEM STUDY. La Química, experimentación y deducción. Editorial Norma. Cali.

Colombia.
SOCIEDAD DE CIENCIAS NATURALES LA SALLE. Química. 1er año Ciclo

Diversificado. Editorial Natura. Caracas. Venezuela. 1977.
RUIZ, R. Guías de estudio, Química, de Educación de Adultos. Caracas. Venezuela.
SUAREZ, F. Química. 9o Grado de Educación Básica. Editorial Romor. Caracas.

Venezuela. 1988.
CHEMICAL BOND APPROACH PROJECT (CBA): Sistemas Químicos. Editorial

Reverté. Barcelona. España. 1966.
MAHAN, B. Curso Universitario de Química. Editorial Fondo Educativo

Latinoamericano. 1977.

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Química 4to Año Prof.

El participante debe consolidar la interrelación teórico-práctico de los principios

OBJETIVO ESPECÍFICO NRO. 1: El participante, al finalizar

Concentración de las Soluciones

*Concentración Física de las Soluciones:

C. Sol = Sto. 100

*Concentraciones químicas de las soluciones:

Fórmula: m sto D sol . C sol . 10

Csol = concentración física de la solución (%)

b.- Molalidad (W): Es el número de moles de soluto disueltos en un kilogramo de solvente.

La unidad de la molalidad es mol/kg = molal.

Fórmula: msto Dsol . Csol. 10

El peso equivalente depende del tipo de soluto:

Fórmulas: nsto Xste = 1 - Xsto ;y m

2. Se tienen 150 gramos de solución al 20 % en peso. ¿Cuántos gramos de soluto deben

4. A 200 ml de solución al 33%, se le agregan 150ml de agua. Determine la concentración de la

5. 20 ml de solución ácida al 48%, tiene una densidad de 1,84 gr/ml y se le agregan 80 ml de

15. En 350 ml de solución, se encuentran disueltos 18 gramos de hidróxido de aluminio, Al(OH)3,

Entonces una reacción química se presenta así:

1.1.- Tipos de Cambios químicos

Balanceo es sinónimo de equilibrio, el cual consiste en igualar la cantidad de átomos de cada

Ecuación sin balancear N2 + O2 N2O3

Ecuación sin balancear Fe2O3 + H2O Fe(OH)3

Estequiometria:La estequiometria es el campo de la química que estudia las relaciones entre

También permite obtener:

a) La cantidad de producto que se puede conseguir a partir de ciertas cantidades de

c) Los porcentajes de producción.

d) La pureza del compuesto

Hay que recordar la definición de MOL:

Mediante el calor 12,04 x 1023

A.- ¿Cuántos gramos de nitrato de plata (AgNO3) serán necesarios para

Plantear la ecuación química del proceso:

AgNO3 + NaCl NaNO3 + AgCl

Si 58,5 g de NaCl reacciona con 169 g de AgNO3

5 g de NaCl . 169 g de AgNO3

FeS + O2 SO2 + Fe2O3

a) La cantidad de sustancia expresada en moles de Fe2O3 que se produce a

b) La cantidad de sustancia expresada en moles de FeS que se necesita para

c) La cantidad de sustancia expresada en moles de SO2 que se produce a partir

2,5 mol de FeS X mol de Fe2O3

2,5 mol de FeS . 2 mol de Fe2O3

X= 1,25 mol de Fe2O3

3 mol de Fe2O3 . 4 mol de FeS

3 mol de FeS X mol de SO2

3 mol de FeS . 4 mol de SO2

OBJETIVO ESPECIFICO NRO. 2 : El participante al finalizar el objetivo, será capaz

PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS SOLUCIONES

PRESION DE VAPOR: LEY DE RAUOLT (1888)

“ La disminución o descenso de la presión de vapor es directamente proporcional

LECTURA: P = Presión de vapor de la solución ( mmHg )

X soluto = Fracción molar del soluto

RESPUESTA: la disminución de la presión de vapor es 0,875 mmHg.

“El descenso del punto de solidificación es directamente proporcional a la

Tc = Punto de congelación de la solución Tco = Punto de congelación del solvente

Datos para el agua Tco = 0 oC y la constante crioscópica es de o

“El aumento ebulloscópico es directamente proporcional a la

Te = Punto de ebullición de la solución Teo = Punto de ebullición del solvente

Ke = Constante ebulloscópica Te = Ascenso del punto de ebullición

Datos para el agua: