Quimica II 2022-1

QUIMICA II 2021-1
CAPITULO I - ESTADO GASEOSO

Se denomina gas al estado de agregación de la materia compuesto principalmente por
moléculas no unidas, expandidas y con poca fuerza de atracción, lo que hace que los gases no
tengan volumen definido ni forma definida, y se expandan libremente hasta llenar el recipiente
que los contiene originando con ello lo que se denomina presión de gas.
Una sustancia está en estado de vapor si se comporta como un gas luego de que sus partículas
contribuyentes hayan ganado suficiente energía. Para ello una vez perdido su exceso de energía
la sustancia regresara a su estado condensado (líquido o solido).
PRESION ATMOSFERICA.- Los gases de la atmosfera ejercen presión sobre la tierra. La

presión atmosférica normal es la presión media que ejerce la capa gaseosa que envuelve a la
tierra a la altura del nivel del mar, esta presión se define como 1atmosfera.
PROPIEDADES DEL ESTADO GASEOSO.- Son los siguientes.
a.- EXPANSIBILIDAD.- Por esta razón los gases ocupan todo el volumen disponible.
b.- FLUIDEZ.- Facilidad de movimiento.
c.- COMPRESIBILIDAD.- Disminuyen sus dimensiones con facilidad por efecto de una
presión.
d.- ELASTICIDAD.- Cesado la fuerza que lo deforma, recupera su forma original.

e.- DIFUSIBILIDAD.- Los gases atraviesan la porosidad a grandes velocidades y orificios
pequeños, tubos delgados, capilares e incluso otros medios gaseosos.
Para explicar el comportamiento de un gas se tiene en cuenta: el volumen, presión, temperatura

y la cantidad.
A.- VOLUMEN.- El volumen de un gas corresponde al volumen del recipiente que los
contiene.
B.-TEMPERATURA.- Es el grado de intensidad del calor, se expresa al realizar los cálculos

con los gases en la escala de T° Kelvin o escala absoluta. O es la magnitud Física que mide la
energía cinética.
°k = °C + 273
C.- PRESION.- La presión de un gas es la fuerza ejercida por sus moléculas cuando chocan
contra las paredes del recipiente que los contiene.
Los gases de la atmosfera ejercen presión sobre la superficie terrestre. Esta presión se llama
presión atmosférica.
P = FUERZA/ AREA
1 ATMOSFERA = 76 cm Hg = 760 mm Hg = 760 Torr = 14.7 Lbs/Pulg2
Existen diferentes instrumentos para medir la presión de un gas así tenemos.
PRESION BAROMETRICA (Pbar).- Es la presión ejercida por los gases de la

atmosfera en algún lugar geográfico de la superficie de la tierra.
La presión atmosférica, también conocida como barométrica, es la que provoca el peso de la

masa de aire que está actuando sobre la tierra.
Este valor será mayor o menor, en función de la altitud a la que nos encontremos, con referencia
al punto más bajo considerado, que suele ser el nivel del mar, pero también se ve influenciado
por algunos efectos atmosféricos producidos por la circulación de las corrientes de aire cálido o
frio
PRESION ABSOLUTA (Pabs).- Es la presión total que ejerce un gas sobre las paredes del
recipiente que los contiene.
PRESION MANOMETRICA (Pman).- Es la presión medida por comparación respecto a otro

nivel de presión.
P man = P abs – P bar
d.- CANTIDAD DE GAS.- La cantidad de gas se expresa en moles (n°), ya que esta unidad es
fácil obtenerla a partir de gramos o N° de moles del compuesto.
LEYES QUE RIGEN EL COMPORTAMIENTO DE GASES

LEY DE BOYLE.- La Ley de Boyle relaciona de Presión a Volumen, Temperatura
constante.
Los experimentos proporcionan resultados sobre el cambio de volumen de una cierta cantidad
de gas con la presión a temperatura constante, son la base de la ley de BOYLE
El volumen de un gas es inversamente proporcional a la presión a

la temperatura constante, ejemplo.
Si se duplica la presión de un gas, el volumen se reduce a la mitad; si la presión se reduce a la
mitad, el volumen se duplicara.
Entonces: A menor presión, mayor volumen y

A mayor presión menor volumen.
Cuando se incluye una constante de proporcionalidad K
V = K/P ; PV = k
P1V1 = P2V2 , a temperatura constante
Experimento de Boyle
ara poder verificar su teoría introdujo un gas en un cilindro con un émbolo y comprobó las
P
distintas presiones al bajar el émbolo. A continuación hay una tabla que muestra algunos de los
resultados que obtuvo este fenómeno:
Experimento de Boyle
x p(atm) V (L) P.V
0.5 60 30
1.0 30 30
1.5 20 30
2.0 15 30
2.5 12 30
3.0 10 30
. Se desea comprimir 10 litros de oxígeno, a temperatura ambiente y una presión de 0.3 atm,
1
hasta un volumen de 500 mL. ¿Qué presión en atmósferas hay que aplicar?
P1 = 0.3 atm
500 mL= 0.5L.= V2
P1V1= P2V2
P1= 0.3 atm
V1= 10 L
V2= 0.50 L
Despejamos P2 y sustituímos.
P2= P1 (V1/V2)
P2= 0.3 atm (10L / 0.50L)= 6 atm
2.- Una muestra de gas ocupa un volumen de 73.5 mL, a una presión de 710 Torr y a T° de 30°C,
cuál será el volumen en mL, a una presión normal y 30°C.
Datos
V1 = 73,5 mL
P1 = 710 Torr P1V1 = P2V2
V2 = ?
P2 = 760 Torr
LEY DE CHARLES.- Esta ley dice a presión constante, el volumen de la masa fija de
un gas es directamente proporcional a la temperatura Kelvin.
K = °C + 273
Donde V = KT , entonces V/T = K

V1/T1 = V2/T2 De donde T2 = T1 V2/V1 o V2 = T2V1/T1
T1 = V1T2/V2 o V1 = V2T1/T2
A menor temperatura menor volumen

Y a mayor temperatura mayor volumen
1.-El volumen inicial de una cierta cantidad de gas es de 200 mL a la temperatura de 293,15 K.
Calcule el volumen del gas si la temperatura asciende a 363,15 K y la presión se mantiene
constante.
Como la presión y la cantidad de materia se mantienen constantes, podemos aplicar la ley de

Charles:
V1/T1 = V2/T2
Datos: V1 = 200mL
T2 = 363.15 K V2 = V1T2/T1
T1 = 293.15 K V2 =
V2 = ? V2 = 247.56 mL.
2.- Una masa de oxígeno ocupa 200 mL a 100°C. Determine su volumen a 0°C, si la presión se
mantiene constante.
Charles:
V1/T1 = V2/T2
Datos:
V1= 200 mL. V2 = V1T2/T1
T1 = 373.15 K V2 =
T2 = 273.15 K V2 = mL.
V2 = ?
3.-Una cantidad fija de gas a 296,15 K ocupa un volumen de 10,3 Litros, determine la
temperatura final del gas si alcanza un volumen de 23,00 L a presión constante.

Charle
V1/T1 = V2/T2
V2 = 23.00 L. T2 = V2T1/V1
T1 = 296.15 K T2 =
V1 =10,3 L. y T2 = ? T2 = °K
4.- Un gas ocupa un volumen de 4.50 L. a 27°C, a que temperatura en grados Celsius, el
volumen será 6.00 L .Si la presión permanece constante?
LEY DE GAY LUSSAC.- Esta ley relaciona la presión con la temperatura, la presión de una
masa fija de un gas es directamente proporcional a la temperatura en grados kelvin
Si la temperatura se duplica, la presión se duplica a volumen

constante,
Si la temperatura se reduce a la mitad, la presión se disminuye a
la mitad a volumen constante
Es decir: Cualquier incremento en la temperatura, aumenta la presión
Mientras que cualquier disminución de temperatura en la presión disminuye Entonces

P = KT de donde P/T = K y por consiguiente:
A MENOR TEMPERATURA MENOR PRESION Y
A MAYOR TEMPERATURA MAYOR PRESION
P2 = P1(T2/T1 ) T2 = T1P2/P1
1.- La T° de 1 L. de un gas inicialmente se encontraba T°PN cambia a 220°C y el volumen se mantiene

cte, calcular la presión final del gas en Torr.
Datos P2 = P1T2/T1
P1 = 760 Torr
T1 = 0°C + 273 = 273 °K =
P2 = ?
T2 = 220 + 273 = 493 °K P2 = 1.372 Torr
Problema 3.- La presión del aire en un matraz cerrado es de 460 mm de Hg a 45°C. ¿Cuál es la
presión del gas si se calienta hasta 125°C y el volumen permanece constante.
DATOS
4
5
DATOS
la fórmula.
Remplazando valores T2 = 450°K
7.- El gas contenido en un cilindro tiene un volumen de 125 mL a 20°C ambiente, 1 atm, a que
T° en °C, la presión será de 0.970 atm, si el volumen permanece cte.
Datos
V1 = 125 mL
T1 = 20°C
P1 = 1 atm
P2 = 0.970 atm
T2 = ? T2 = 19.4 °C
RESUMEN:
P = 1 Atm = 760 mmHg = 760 Torr.
T° = Cte P1V1 = P2V2 BOYLE
P = Cte V1/T1 = V2/T2 CHARLES
V = Cte P1/T1 = P2/T2 GAY LUSSAC
LEY COMBINADA DE GASES.- Las leyes de BOYLE y de CHARLES se pueden
combinarse en una expresión matemática
P1V1 = P2V2 a T cte boyle V2/T2 = V1/T1 charles
P2V2/T2 = P1V1/T1
Entonces
V2 = V1P1/P2 xT2/T1 P2 = P1V1/V2 x T2/T1 T2 = T1V2/V1 x P2/P1

1.- Un cierto gas 500 mL de volumen a 760 mmHg y 0°C, que volumen en mL, ocupara a 10 atm
y 100°C.
Datos
V1 = 500mL P2V2/T2 = P1V1/T1
V2 = ? V2 = V1P1/P2 x T2/T1
T1 = 0+273 = 273°K
T2 = 100+ 273 = 373°K
P1 = 760 mmHg = 1 atm V2 = 68.3 mL
P2 = 10 atm
LEY DE DALTON DE PRESIONES PARCIALES.- Esta ley establece cada uno de los gases
presentes en una mezcla de gases ejerce una presión parcial igual a la presión de único
gas presente en el mismo volumen. Entonces la presión total de la mezcla es la suma de las
presiones parciales de todos los gases.
Ejemplo: En un matraz de 1 litro tenemos una mezcla de gases de O2 y N2 cada uno con
diferentes presiones 250 y 300 Torr, entonces la presión total es 550 Torr
La ley de Dalton Ptotal = P1+P2+P3…. Presiones individuales.
1.- Un matraz de 1 L. que está a 27°C contiene una mezcla de tres gases A, B y C que contiene
presiones parciales 300, 250 y 425 Torr respectivamente.
a.- Calcular la presión total en Torr
b.- Si el gas A se separa en forma selectiva, calcular el volumen en litros en condiciones

normales de TPN que ocupan los dos gases normales.
Datos a.- Ptotal = P1+P2+P3

V1 = 1 L = 300+250+425
V2 = ? = 975 Torr
T1= 27+273 = 300°K
T2 = 0+273 = 273°K b.- V2 = V1P1/P2 xT2/T1
P1 = 675 Torr V2 = 0.808 L.
P2 = 760 Torr.
ECUACION DE GASES IDEALES

En las leyes de los gases tales como Boyle, Charles I Lussac. La masa del gas es fija y una de
las tres variables T, P y V también es constante. Utilizando una nueva ecuación como la
ecuación del estado gaseoso no solo podemos variar la T, P y V si no también la masa del gas
Se establece la siguiente formula
PV = nRT
Donde P es Presión
V es volumen
n es cantidad de moles
T° es temperatura
R Es contante universal de gases
De PV = nRT R = PV/nT
R = 1 atm x 22.4 L /1 mol x 273 °K
R = 0.0821 atm.L /mol.°K
ECUACIÓN DE LOS GASES IDEALES.

Con esta ecuación podemos conocer alguna de las siguientes medidas: presión, volumen, moles
o temperatura, siempre y cuando tengamos conocimiento de los demás datos. Además, también
necesitamos la Constante general de los gases (R) que, para efecto de este curso, vamos a
utilizar la de 0.0821 atm*L/mol*K, pero existe más:
La ecuación general de los gases ideales es la siguiente:
PROBLEMAS DE APLICACION
1.- Calcule el volumen en Litros de 2.15 moles de gas oxígeno a 27°C y 1.25 atm
PV = nRT
datos
n = 2.15 moles V = nRT/P
R = 0.0821 atm.L /mol.°K V = 42.4 L.
T = 27+ 273 = 300°K
P = 1.25 atm
V= ?
2.- 0.625 moles de gas de Oxigeno se encuentra en un cilindro de 10 L. a30°C , calcular la

presión en Torr.
n°= 0.625 moles PV = nRT
V = 10 L. P = n R T /V..........?
T° = 30°C = 0.625 moles x 0.082 atm L/mol°k x 303°k/10 L.
P=? = 1.15 atm ////// por regla de tres simple, es: P= 1,180.1 Torr///
3.- El hexafloururo de azufre (SF6) es un gas incoloro, inodoro y muy reactivo. Calcular la presión
(en atm) ejercida por 1.9 moles del gas en un recipiente con 5.45 L a 70°C.
n= 1.9 moles12 mejores universidades de Medicina del
V= 5.45 L
T= 70 + 273 = 343 K
R= 0.0821 atm*L/moles*K
P= ?
4.- Calcular el volumen (en litros) ocupado por 7.50 g de CO2 a T.P.E. (temperatura y presión
estándar: 273 K y 1 atm).
m= 7.50 g de CO2
V= ?
T= 273 K
P= 1 atm
M= 44 g/n
5.- Calcule la densidad del amoniaco (NH3) en gramos por litro (g/L) a 755 mm Hg y
60°C.
P = 755 mm Hg
Esa presión, tenemos que convertirla a atmósferas:
M= 17 g/n
T= 60 + 273 = 333 K
Procedemos a hacer el despeje y sustituir los datos
6.-) Una muestra de nitrógeno gaseoso se guarda en un recipiente cuyo volumen es de 2.4 L y a
una temperatura de 30°C ejerce una presión de 4.5 atm. Calcule el número de moles de gas.
7) Una cantidad de gas que pesa 7.00 g ocupa un volumen de 5.50 L a 740 torr y 45°C. ¿Cuál es
su masa molar?
8) Las moléculas de ozono presentes en la estratósfera absorben buena parte de la radiación

solar que daña a los seres humanos. La temperatura y presión típicas del ozono son 255 K y
1.0X10-3 atm, respectivamente. ¿Cuántas moléculas de ozono están presentes en 2.0 L de aire
en estas condiciones
9.- Calcular la cantidad en gramos de Oxigeno presentes en un cilindro a 5.25 L. a una T°

de27°y 1.30 atm.
10.- Calcular la masa molecular y la masa molar de cierto gas, si 600mL.del gas medidos a 30°C
y 630 Torr tienen una masa de 0.600 g.
CAPITULO II
ESTADO LÍQUIDO DE LA MATERIA
Los gases líquidos y sólidos comparten algunas características que pueden explicarse a través
de la teoría cinética. Esta misma teoría explica a sólidos y líquidos. En estas sustancias las
partículas también se encuentran en movimiento en mayor o menor grado y el calor es reflejo de
este movimiento. Las diferencias en estados físicos de la materia son las diferencias en el grado
de movimiento.
En los líquidos las moléculas se encuentran más próximos, ejercen una fuerza de atracción o de
repulsión entre si y no son perfectamente elásticos como los gases.
CARACTERISTICAS GENERALES DE LOS LIQUIDOS.
1.- Expansión limitada.- Los líquidos no se expanden infinitamente como los gases.
2.- Forma.- Los líquidos no tienen una forma definida, se adecua a la forma del recipiente que
los contiene.
3.- Volumen.- Los líquidos conservan su volumen sin importar el tamaño del recipiente.
4.- Compresibilidad.- Los líquidos son ligeramente compresibles cuando ocurre algún cambio de
temperatura o presión.
5.- Alta densidad.- La densidad de los líquidos es mucho mayor que de los gases. Se puede
medir la densidad de los líquidos en g/cc y de los gases g/L , ejemplo la densidad del agua es
1.00g/cm a 4°C.
6.- Movilidad.- Las moléculas de un líquido como las moléculas del gas se encuentran en
movimiento, una molécula en un líquido puede moverse a una corta distancia antes de chocar
con otra molécula.
PROPIEDADES DE LOS LIQUIDOS

Las fuerzas intermoleculares son importantes en la determinación de tensión superficial y la
viscosidad de un líquido, estas son propiedades muy importantes en los líquidos
Tensión superficial.-. Es la energía necesaria para aumentar el área de la superficie de un

líquido, tiene las unidades de energía por unidad de área normalmente está dado por J/m2
Ejemplo un cabello flota sobren la superficie del agua o una mosca corre sobre la superficie del
agua, en el líquido algo debe hacer superar la fuerza de la gravedad, manteniendo el cabello o la
mosca sobre la superficie del agua.
Cuando la temperatura aumenta la intensidad del movimiento molecular son menos efectivos,
entonces deducimos la tensión superficial disminuye cuando aumenta la temperatura.
Una gota de Agua líquida moje una superficie o bien conserva su forma esférica y se mantenga
sobre la superficie depende de las intensidades de dos tipos de fuerzas intermoleculares.
● Las fuerzas de cohesión son las fuerzas intermoleculares entre moléculas semejante
● Las fuerzas de adhesión entre moléculas diferentes
_ Si las fuerzas de cohesión son fuertes en comparación con las de adhesión, la gota mantiene
su forma.
_ Por otro lado las fuerzas de adhesión son suficientemente fuertes, la energía necesaria para
extender, la gota forma una película realiza trabajo.
DISMINUCION DE LA TENSION SUPERFICIAL.- La adición de un detergente
al agua y el aumento de la temperatura disminuye la tensión superficial de la sustancia

VISCOSIDAD.- Es la resistencia del líquido que muestra al fluir, cuantos más fuertes son las
fuerzas intermoleculares de atracción, la viscosidad es mayor. Las fuerzas de cohesión en un
líquido crean una fricción interna.
Medición de viscosidad por medio de esferilla de acero:
Cuanto mayor sea la viscosidad del líquido más tiempo tarda en caer la esferilla
La viscosidad disminuye cuando la temperatura aumenta.
VAPORIZACION DE LOS LIQUIDOS: PRESION DE VAPOR.- Las

velocidades y energía cinética de las moléculas a una cierta temperatura varían en un amplio
intervalo
La vaporización se produce más fácilmente cuando:
Las moléculas que tienen energía suficientemente altas por encima del valor medio son gases
de superar las fuerzas intermoleculares de atracción y escapa de la superficie del líquido al
estado vapor y se denomina vaporización y/o evaporación
1.- Aumenta la temperatura, las moléculas ganan mayor cantidad de energía cinética para
superar las fuerzas intermoleculares de atracción en el líquido.
2.- En el área superficial del líquido hay mayor proporción de moléculas del líquido.
VAPORIZACION
La vaporización es el cambio de estado de líquido a gaseoso. Es un proceso termodinámico,

es decir que se origina por la acción conjunta y simultánea del calor y la presión.
La ebullición se distingue de la evaporación porque en la ebullición el cambio de estado se da
por el aumento de temperatura en el interior del líquido hasta llegar a la temperatura máxima
que ese líquido puede alcanzar en estado líquido (punto de ebullición).
Por el contrario, la evaporación puede darse a cualquier temperatura, aunque el cambio de
estado (fase) es más rápido si la temperatura es más alta.
NOTA
Los términos evaporación o vaporización se aplican al paso del
estado líquido al estado gaseoso.
Cuando el fenómeno se produce únicamente en la superficie de la
masa líquida se designa como evaporación.
Si el paso a vapor tiene lugar afectando toda la masa líquida se
denomina vaporización o ebullición.
PRESION DE VAPOR
La Presión de vapor o más comúnmente presión de saturación es
la presión a la que a cada temperatura las fases líquida y vapor se
encuentran en equilibrio; su valor es independiente de las cantidades de
líquido y vapor presentes mientras existan ambas. En la situación de
equilibrio, las fases reciben la denominación de líquido saturado y vapor
saturado.
_Cuando la velocidad de la moléculas que abandonan la superficie se establece un equilibrio
dinámico
_Cuando se alcanza el equilibrio la concentración de moléculas que se encuentran en el espacio

arriba de la superficie permanecen constante a T° constante y el vapor ejerce una presión
constante, a esta presión de equilibrio a cualquier temperatura fija se denomina presión de
vapor.
vaporización
Liquido <===================🡺 vapor
Condensación
PUNTO DE EBULLICION.- Punto de ebullición es la temperatura a la cual, un líquido pasa al

estado de vapor, cuando la presión interna del líquido iguala a la presión externa que actúa
sobre su superficie, puesto que la presión varia con la altitud y las condiciones atmosféricas
Ejemplo los puntos de ebullición a nivel del mar a 760mmHg o 1 atmosfera
Etanol =78°C
Heptano = 98°C
Agua = 100°C
Punto de ebullición del agua a diferentes altitudes
PUNTO DE CONGELACION.- Se produce cuando todas las moléculas del estado líquido pasan
al estado sólido.
Es la temperatura a la cual un líquido congela, ejemplo el agua
CAMBIOS DE ESTADO DE LA MATERIA.- Un cambio de estado es el cambio

físico que experimenta un sistema material al pasar de un estado de agregación a otro, ejemplo:
DIAGRAMA DE FASES.- En termodinámica se denomina diagrama de fase a la
representación de las fronteras entre diferentes estados de la materia, en función de
ciertas variables. Por ejemplo, el diagrama de fase del agua muestra las fronteras
de transición entre los estados sólido (hielo), líquido (agua líquida) y gaseoso (vapor de
agua), en función de la temperatura y la presión.
CAPITULO III
SOLUCIONES Y PROPIEDADES COLIGATIVAS
DISOLUCIONES.- Una disolución es una mezcla homogénea a nivel molecular o iónico de

dos o más sustancias puras que no reaccionan entre sí, cuyos componentes se encuentran en
proporciones variables.También se puede definir como una mezcla homogénea formada por un
disolvente y por uno o varios solutos.
TIPOS DE SOLUCIONES.- Tanto el soluto como el disolvente puede estar en los tres
estados de la materia (solido, líquido y gaseoso).
Soluto Disolvente Solución o Disol. Ejemplos
Solido liquido líquido sal en agua
Liquido líquido líquido alcohol en agua
Gas líquido líquido agua zelt
Solido solido solido aspirina
Gas gas gas O2 en el aire

NATURALEZA DEL SOLUTO Y DEL DISOLVENTE.- La sustancia que se disuelve se
conoce como soluto, mientras que la sustancia donde se disuelve el soluto recibe el nombre
de solvente o disolvente. ... La solubilidad de una sustancia en un líquido dado, depende la naturaleza
del soluto y del solvente, de la temperatura y de la presión
Por ejemplo la disolución de 5.0 g de sal en un litro de agua, donde el soluto es NaCl y el
disolvente es el Agua H2O.
MECANISMO DE SOLUCION.- Para que una sustancia se disuelva en otra es

necesario separar las entidades elementales que constituyen el soluto y el disolvente.
Se pueden diferenciar las siguientes etapas:

1.- Separación de entidades elementales del soluto.
2.- Separación de entidades elementales del disolvente.
3.-Solvatación (Atracción de entidades elementales del soluto y el disolvente)
SOLUBILIDAD.- La solubilidad real de un soluto en un disolvente depende de tres factores:
1.- Las propiedades del soluto y del disolvente
2.- La Temperatura
3.- La Presión
LA TEMPERATURA.- La solubilidad de un Gas disminuye cuando aumenta la Temperatura.

Por ejemplo, el Oxigeno es soluble en agua en una proporción de 4.89 mL de O2 en 100 mL de
agua a 0°C, pero a 50°C esta solubilidad se reduce a 2.46 mL en 100 mL de agua.
La solubilidad de un sólido en un líquido por lo general aumenta cuando la temperatura se

incrementa, sin embargo hay algunas excepciones, ejemplo
Cuando aumenta la temperatura, aumenta la solubilidad de KI, KNO 3

pero la del NaCl permanece constante y la de CaCrO4 .
PRESION.- Las disoluciones formadas por líquidos y sólidos no se ven afectadas en forma
apreciable. Sin embargo las disoluciones de gas en liquido si tienen una influencia directa de la
presión.
1.- Calcule la solubilidad en g/L. de cierto gas en agua a una presión parcial de 3.50 atm y a 0°C.
La solubilidad es 0.530 g/L. a una presión total de 1000 atm y 0°C.
Aquí emplearemos la ley de Dalton de presiones parciales.
Pt= Pg + Pagua ; de acuerdo a la tabla la P. agua = 0.0061 atm
Pgas = 1000 atm – 0.0061 atm
P gas = 0.0091 atm
S1= 0.530 g/L.
S2 = ?
P1 = 0.994 atm.
P2 = 3.50 atm donde la p aumenta y la solubilidad aumenta
S2 = 0.530 g/L. X 3.50atm / 0.994 atm
S2 = 1.87 g/L:
La velocidad a la cual se disuelve un soluto en un disolvente depende de tres factores.

1.- El tamaño de la partícula del soluto
2.- La velocidad de agitación
3.- La Temperatura.
TAMAÑO DE LAS PARTICULAS.- Pues el tamaño de las partículas influye en la velocidad de

solubilidad. Puesto que las partículas más pequeñas de soluto tienen una mayor superficie total
expuesta al disolvente, entonces se disuelven más rápidamente en comparación de partículas
más grandes.
VELOCIDAD DE AGITACION.- La agitación también puede incrementar la velocidad de

disolución. La agitación aumenta la velocidad de contacto directo entre las partículas del soluto
y las moléculas del disolvente.
DISOLUCIONES DILUIDAS, SATURADAS Y SOBRE SATURADAS.- Otro factor

que afecta la facilidad de disolución de una sustancia en otra, es la cantidad del soluto.
DISOLUCIONES NO SATURADAS O DILUIDAS.- Una disolución diluida es aquella en la que

la concentración del soluto es menor que la concentración de solución saturada.
DISOLUCION SATURADA.- Es una disolución que contiene tanto soluto como puede disolverse
el en disolvente utilizando los medios normales,. El soluto disuelto se encuentra En equilibrio
dinámico
Es una solución química homogénea cuya composición ya contiene el nivel máximo de soluto
disuelto en cierta cantidad de solvente.
DISOLUCIONES SOBRESATURADAS.- Una solución o disolución sobre saturada es aquella en

la que la concentración del soluto es realmente mayor que la de una disolución saturada. Esta
disolución es inestable, ejemplo la miel es una disolución sobresaturada de azúcar
CONCENTRACION DE DISOLUCIONES
Cuando se prepara las disoluciones se expresa la concentración del soluto en diferentes
unidades-
Los métodos más comunes en la preparación de solución para expresar la concentración del
soluto son:
1.- Porcentaje referido a la masa
2.- Partes por millón
3. -Molaridad
4.- Normalidad
UNIDADES FISICAS
A.- PORCENTAJE REFERIDO A LA MASA
%P/P = a x 100/masa total

1.- Preparar una solución de glucosa (Dextrosa) al 5% en 100 g de agua.
Datos
%=5 a = 5 % x 100 g/100 %
m = 100 g a = 5 g de glucosa
a=? Entonces se disuelve 5 g de azúcar en 95 g de Agua.
2.- Sea preparado una solución de NaCl, a partir de 3 g de soluto en 200 g de Agua pura, cuál
será el % en peso de la sal en la solución.
%P/V = a x 100/vol. Total

1.- Calcular la cantidad de AgNO3 necesario para preparar una solución de 500 g al 20 % en
soluto
%V/V = v1 x 100/V2
1.-Preparar 1 Litro de solución de Etanol al 20 % , calcule el volumen inicial del Etanol.
Datos
V2 = 1000 mL V1 = % X V2/100
% = 20 V1 = 20 x 1000/100
V1 = ? V1 = 200 mL de Etanol.
B.-PARTES POR MILLON (ppm).- Es el porcentaje respecto a la masa, la concentración se

expresa como partes de masa del soluto por 100 partes de masa de disolución. Expresada en
ppm, la concentración se expresa como las partes de la masa de soluto por 1.000.000 partes de
la masa de disolución.
ppm = masa del soluto x 1.000.000/masa de disolución

1.- Una muestra de 82.5 mL de agua contiene 3.5 mg de ion F- calcular ppm de F- en la
muestra.
ppm = 3.5 mg x 1 mL mues x 1 g mues x 1.000.000/82.5 mL x 1g mues x 1000 mg mu
ppm = 4.2 ppm////
UNIDADES QUIMICAS
C.-MOLARIDAD (M).- Se define como el número de moles del

soluto disuelto en un Litro de solución.
M = n°/V donde n° = a/PM o a = M x PM x V

V1 = M x PM x V2/ d x %
M = Molaridad
n° = número de moles del soluto
V = volumen de disolución
a = peso del soluto
PM = peso molecular del soluto
d = densidad
% = porcentaje de pureza del soluto.
1.- Cual es la Molaridad de una solución de 250 mL,

preparado con 0.375 moles del ácido Bórico?
Datos: M = n° / V
M=? = 1.5 moles/ L
V = 0.250 L..
n°= 0.375 moles
2.- Cual es el volumen de una solución de 0.5 M de Ca(OH)2
si se encuentra contenidos 0.5 moles de esta base ?
Datos
V=?
M = 0.5 moles/Litro V = n°/M
n° = 0.5 moles V = 1 Litro
3.- Cuantos gramos de glucosa se necesita para preparar 1 Litro de

una solución de 0.2 M.
a=? PM = 180 g/mol n°= M/V
V = 1 Litro n°= ? = 0.2 moles//// y a = n° x PM
,M = 0.2 M = 36 g de gluc.
4.- Preparar 500 mL de solución de H2SO4 de 0.1 M, cuya densidad es 1.84 g/ mL y 98 % de

pureza.
Datos
M = 0.1 M V1 = M x PM x V2/ d x %
d = 1.84 g/cc = 2.7 mL de H2SO4 /////
% = 98 %
PM = 98 g/mol
V2 = 0.5 Litros
V1 = ?
5.- Preparar una solución de 100 mLde HCl de 1 M, si se sabe que su densidad es 1.15 g/mol y
porcentaje de pureza es 36 %
NORMALIDAD (N).- Se define como el peso equivalente-gramo de soluto, disuelto en

1 Litro de solución.
N = Eq-g de soluto/1 Litro de solución o
N = mili.eq-g de solut./1000 mL. de solución

Ejemplos:
1.- Una solución de 2N de HCl, significa que hay 2 Eq-g de HCl en 1 Litro de solución
2.- Una solución de 2.5N de NaOH, significa que hay 2.5 eq-g de NaOH en 1 Litro de solución
3.- Una solución de 1.5N de NaCl, significa que hay 1.5 Eq-g de NaCl en 1 Litro de solución
Entonces el Peso Eq-g para ácidos bases y sales, se obtiene dividiendo el PM entre: N° de H+,
OH- e iones en caso de sales
Peso Eq-g = PM / H+, OH- e iones
a = N x PM x V/ϴ o V1= N x PM X V2/d x % x ϴ

para soluto sólido para soluto liquido
PROBLEMAS DE APLICACIÓN
1.- Que cantidad de NaOH se necesita para preparar una solución de 500 mL. De 0.2N
Datos
a=? a = N x PM x V/teta
V = 0.5 L. = 0.2 eq-g/L x 40 g x 0.5 L/1 eq-g
N = 0.2 eq-g/L = 4.0 g de NaOH//////
Teta = 1 eq-g
PM = 40 g/mol
2.- Cual es la N de una solución de 300 mL de CuSO4 disuelto 20 g de dicha sal.
Datos
N=? como a = N x PM x V / teta
V = 0.3 L entonces N = a x teta /PM x V
PM = 159 g = 20 g x 2 eq-g /159 g x 0.3 L
a = 20 g = 40 eq-g /47.7 L.
teta = 2 eq-g = 0.838 eq-g/Litro //////

3.- Cuantos mL de HCl se necesita para preparar 100 mL de una solución 0.1N, sabiendo
que la densidad de dicho acido es 1.19 g/mol y 36% de pureza.
Datos
V1 = ? V1 = N x PM x V2 / d x % x teta
V2 = 0.1 L. = 0.1 eq-g/L. x 36.5 g x 0.1 L / 1.19 g/mL x 0.36 x 1 eq-g
N = 0.1 eq-g/L. = 0.85 mL////// de HCl
PM = 36.5 g
D = 1,19 g/mL
% = 36% = 0.36
Teta = 1 eq-g
4.- Que volumen de solución 2.5 N, se puede preparar con 196 g de H2SO4.
Datos
V=? P eq-g = PM / 2H+
N = 2.5 N = 98 g/ 2
a = 196 g eq-g = 49 g ////
PM = 98 g/mol entonces 49 g………… 1 L ……… 1 N
196 g…………V …………. 2.5 N
V = 196g x 1N/49 g x 2.5 N
V = 1.6 Litros//////
Como N° eq-g = a /eq-g
= 196 g/49 g
Eq-g = 4 ///////
Ahora como
N = eq-g /V
V = eq-g/N
V = 4 eq-g/2.5 eq-g/L.
V = 6.5 Litros //////
5.- Determinar el N°eq-g en 2 Litros de solucion 1.5N de H3PO4
Datos
CAPITULO IV
EQUILIBRIO DINAMICO
REACCIONES REVERSIBLES
Existen reacciones químicas que, una vez iniciadas, transcurren hasta que los
reactivos se consumen por completo. Estas reacciones tienen lugar en un solo
sentido (hacia la derecha) y se denominan reacciones irreversibles,
representándose con una sola flecha:
2H2(g) + O2(g) ------🡪 2 H2O(g)

Sin embargo, otras reacciones pueden tener lugar en los dos sentidos, pues los
productos pueden volver a reaccionar entre sí para dar nuevamente los reactivos.
Es decir, estas reacciones pueden transcurrir hacia la derecha y hacia la izquierda.
Estos procesos se denominan reacciones reversibles, y se simbolizan mediante
una doble flecha:
I2(g) + H2(g) 🡸=🡺 2HI(g)
EQUILIBRIO QUÍMICO
Consideremos que la siguiente reacción reversible se produce a una determinada
temperatura en un recipiente cerrado:
Donde:
vd: velocidad de formación de los productos (reacción hacia la derecha)
vi: velocidad de descomposición de los productos para dar nuevamente
reactivos (reacción hacia la izquierda)
Al principio de la reacción, en el recipiente solo habrá reactivos, A y B. De esta

forma, la velocidad de formación de productos C y D al principio será máxima,
pues también son máximas las concentraciones de A y B, a medida que A y B se
consumen, la velocidad de la reacción directa disminuye, ya que cada vez es
menor la concentración (recordemos que:
vd = kd·[A]n·[B]m).
Velocidad de la reacción directa frente al tiempo, vd. Al principio es máxima y va

disminuyendo con el tiempo.
Por otra parte, los productos C y D se van formando y cada vez es mayor su
concentración en el recipiente. Esto hace que puedan encontrarse y volver a
reaccionar entre sí para regenerar A y B. Al principio, como la concentración de C
y D es nula, la velocidad de esta reacción inversa será también nula. Pero a
medida que dichas concentraciones van aumentando la reacción inversa aumenta
su velocidad y no es desdeñable:
Velocidad de la reacción inversa con el tiempo, vi. Al principio es nula y va
aumentando a medida que aumentan las concentraciones de productos.
Ambas velocidades, la de la reacción directa y la de la reacción inversa,
finalmente se igualan, y los productos C y D se forman a la misma velocidad que
se consumen, por lo que ya no experimentan variación en su concentración. Esta
situación se denomina equilibrio químico, y en ella, las concentraciones de
reactivos y productos permanecen constantes en el tiempo si las condiciones
externas del sistema (presión, temperatura…) no se modifican. A pesar de que las
concentraciones permanezcan invariables en el tiempo, el equilibrio químico es
una situación dinámica en la cual la velocidad de la reacción directa (hacia la
derecha) e inversa (hacia la izquierda) son iguales. Por tanto, no veremos
variación en las concentraciones de las especies reaccionantes porque se produce
de cada una de ellas tanto como se consume, pero sigue habiendo reacción en
ambos sentidos. El equilibrio químico se mantendrá indefinidamente si el sistema
permanece cerrado y a la misma temperatura.
Cuando se alcanza el equilibrio químico, las velocidades de la reacción
directa y la reacción inversa son iguales, por lo que las concentraciones
permanecen invariables en el tiempo.
Cuando la reacción alcanza el equilibrio, la variación de energía libre, ΔG, es cero.
CLASIFICACIÓN DE EQUILIBRIO QUÍMICO

Los equilibrios químicos se pueden clasificar en función del estado de
agregación en el que se encuentran reactivos y productos. Así, distinguimos
entre equilibrios homogéneos y heterogéneos.
● Equilibrio homogéneo.- Es aquel en el que los reactivos y los productos se

encuentran en el mismo estado de agregación, como las reacciones en fase gas o
en disolución:
N2(g) + 3 H2(g) <=====🡺 2 NH3(g)
CH3COOH(aq) ⇔ H+(aq) + CH3COO–(aq)
N2O4(g) ⇔ 2NO2(g)
● Equilibrio heterogéneo.- Es aquel en el que los reactivos y los productos se
encuentran en distinto estado de agregación. Por ejemplo, cuando un sólido se
descompone térmicamente y desprende un gas:
el equilibrio entre una disolución saturada y su precipitado:

AgCl(s) ⇔Ag+(aq) + Cl–(aq)
.
EQUILIBRIO DINÁMICO.- Es un equilibrio químico, donde dos reacciones
reversibles ocurren a la misma velocidad, en ambos sentidos, manteniéndose la
concentración de reactivos y productos, constante en el tiempo. ... Las reacciones
que intervienen en el equilibrio dinámico se denominan reacción directa e
inversa.
LEY DE ACCION DE MASAS.-. Ya vimos que este hecho no

significa que la reacción se pare, sino que la velocidad a la que se forman los
productos se iguala a la velocidad a la que se regeneran los reactivos. Es
decir, nuestra reacción está en equilibrio.
De manera general, podemos representar una reacción química en equilibrio así:
Al leer la reacción de izquierda a derecha (sentido directo) los reactivos A y B (en

color verde) reaccionan para formar los productos C y D (en color rojo). Pero como
es una reacción reversible (se representa mediante una flecha de doble sentido)
podríamos interpretar que los productos también reaccionan para formar los
reactivos (sentido inverso). Las velocidades a las que tienen lugar ambos
procesos se pueden representar mediante las siguientes ecuaciones de velocidad:
Donde a, b, c y d son los correspondientes coeficientes estequiométricos.
En el equilibrio las velocidades de las reacciones directa e inversa son
iguales, por lo tanto:
De esta manera se puede definir el constante de equilibrio como:
Esta expresión se conoce como

LEY DE ACCIÓN DE MASAS, permite determinar las concentraciones
molares de los reactivos y productos en el equilibrio. Esta constante es
característica de cada reacción y es independiente de las cantidades iniciales de
reactivos y productos.
Así, por ejemplo, para la siguiente reacción:
Como se puede observar todos los compuestos se encuentran en estado gaseoso.

En este caso se habla de equilibrio homogéneo, pues en él todas las especies
químicas están en la misma fase. Pero, ¿qué ocurriría si uno de ellos fuese, por
ejemplo, un sólido o un líquido? En este caso se trataría de un equilibrio
heterogéneo, en el que (al menos) una especie está en una fase distinta. Cuando
esto ocurre, en la expresión de la constante de equilibrio no aparecen las
concentraciones de los sólidos ni de los líquidos puros, ya que a una temperatura
determinada, estas concentraciones son constantes. Por ejemplo:
Pero, ¿qué utilidad tiene la constante de equilibrio? El valor de la constante de

equilibrio nos permite predecir la tendencia de una reacción química a formar
productos. Así, valores altos de la constante de equilibrio indican una mayor
concentración de productos que de reactivos en el equilibrio, es decir, el equilibrio
estará desplazado hacia la derecha de la reacción. Por el contrario, valores bajos
de la constante de equilibrio expresan una mayor proporción de reactivos que de
productos, por lo que la reacción química estará desplazada hacia la izquierda.
CONSTANTE DE EQUILIBRIO
La constante de equilibrio de una reacción química es el valor de su cociente de
reacción en el equilibrio químico, un estado que se acerca a un
sistema químico dinámico después de que haya transcurrido el tiempo suficiente,
en el que su composición no tiene una tendencia medible hacia un cambio
adicional.
EJEMPLO: La contante de equilibrio del AGUA.

El agua es un electrolito débil, por lo que conduce la corriente eléctrica en una
fracción pequeñísima, debido a que se encuentra poco disociada. Al ser una
reacción reversible, podemos expresarla en función de una constante de
equilibrio:
H2O + H2O 🡸===🡺 [ H2OH]+ + OH_
Keq= [H3O+]·[OH-]
CONSTANTE DE EQUILIBRIO EN TERMINOS DE CONCENTRACION

La constante de equilibrio (K) se expresa como la relación entre las
concentraciones molares (mol/L) de reactivos y productos. Su valor en una
reacción química depende de la temperatura, por lo que ésta siempre debe
especificarse.
La constante de equilibrio K
Reacciones reversibles, equilibrio, y la constante de equilibrio K. Cómo calcular K,
y cómo usar K para determinar si una reacción favorece la formación de productos
o de reactivos en el equilibrio.
¿Cómo calculamos Kc
Considera la reacción balanceada reversible siguiente:
aA + bB ⇋ cC + dD
Si conocemos las concentraciones molares de cada una de las especies de
reacción, podemos encontrar el valor de Kc usando la relación
Kc = [C]c. [D]d / [A]a. [B]b

Donde C, y D, son las concentraciones de los productos en el equilibrio A, y,
B, las concentraciones de los reactivos en el equilibrio; y a, b, c, y, d, son los
coeficientes estequiométricos de la ecuación balanceada. Las
concentraciones se expresan comúnmente en molaridad, que tiene unidades
de moles / L.
Hay algunas cosas importantes que recordar cuando se calcula Kc.
1.- Kc es una constante para una reacción específica a una temperatura

específica. Si cambia la temperatura de la reacción, entonces Kc también
cambia.
2.- Los sólidos y líquidos puros, incluyendo disolventes, no se consideran

para la expresión de equilibrio.
3.- Kc se escribe sin unidades,
4.- La reacción debe estar balanceada con los coeficientes escritos como el
mínimo valor entero posible para poder obtener el valor correcto de Kc.
QUÉ NOS DICE LA MAGNITUD DE Kc ACERCA DE LA

REACCIÓN EN EL EQUILIBRIO
La magnitud de Kc puede proporcionarnos información acerca de las

concentraciones de reactivos y productos en el equilibrio
● Si Kc es muy grande, ~1000 o más, tendremos mayormente especies

de producto presentes en el equilibrio.
● Si Kc es muy pequeña, ~0.001 o menos, tendremos mayormente
especies de reactivo presentes en el equilibrio.
● Si Kc está entre 0.001 y 1000, tendremos una concentración
significativa tanto de las especies de productos como de reactivos en
el equilibrio.
Ejemplo
Parte 1: calcular Kc a partir de las concentraciones en el equilibrio
2 SO2(g) + O2(g) ⇋ 2 SO3(g)
La reacción está en equilibrio a una cierta temperatura, T midiéndose las
siguientes concentraciones en el equilibrio:
[SO2] = 0.90M
[O2] = 0.35M
[SO3] = 1.1M
Entonces
Kc = [SO3]2 / [SO2]2 [O2]

= [1.1]2 / [0.90]2 [0.35]
= 4.3 //////
CONSTANTE DE EQUILIBRIO EN TERMINOS DE

PRESIONES PARCIALES
Cálculo de la constante de equilibrio Kp usando presiones parciales
Definición de la constante de equilibrio Kp para reacciones en fase gaseosa y

cómo calcular Kp a partir de Kc.
La constante de equilibrio, Kp, describe la relación que existe entre las

concentraciones de productos y reactivos en el equilibrio en términos de
presiones parciales.
Para una reacción en fase gaseosa
aA(g) +bB(g) <------------🡪 cC(g) + dD(g)
Kp = (PA)a(PB)b /(PC)c(PD)d
Kp, se relaciona con la constante de equilibrio en términos de concentración molar
, Kc según la siguiente ecuación
Kp=Kc(RT)Δn
Donde
Δn= moles del producto en fase gaseosa – moles de reactivos en fase gaseosa
Cuando una reacción está en equilibrio, la reacción hacia productos y la reacción

hacia reactivos ocurren a la misma velocidad. La concentración de los
componentes permanece constante en el equilibrio aun cuando las reacciones
hacia productos y hacia reactivos se estén llevando a cabo.
La constante de equilibrio se usa para describir la relación entre

la concentración de reactivos y productos en el equilibrio dada una reacción a cierta
temperatura
Concentración molar está dada por = moles de soluto/ L de solución
Kp vs Kc el uso de presión parcial en vez de concentración
aA(g) +bB(g) <------------🡪 cC(g) + dD(g)
Kp = (PA)a(PB)b /(PC)c(PD)d
CONVERSIONES ENTRE CONCENTRACIÓN DE

GAS Y PRESIÓN PARCIAL
PV = nRT
P = (n/V)RT
Ejemplo 1: encontrar Kp a partir de presiones parciales.-

Intentar encontrar el valor de Kp para la siguiente reacción en fase gaseosa
2 N2O5(g) ⇋ O2(g) + 4 NO2(g)

Sabemos que la presión parcial para cada componente en el equilibrio a una
temperatura dada, es:
PN2O5 = 2.00 atm

PO2 = 0.296 atm
PNO2 = 1.70 atm
Kp = (PO2)(PNO2) / (PN2O5)
Kp = 0.618////
Ejemplo 2: encontrar Kp a partir de Kc
Veamos ahora otra reacción reversible:
N2(g) +3 H2(g) ⇋ 2 NH3(g)
Si el valor de K = 4.5 x 104, a 400°K, Cual es el valor de equilibrio de Kp, a la misma

temperatura.
Para resolver
Kp=Kc(RT)Δn
Δn= moles del producto en fase gaseosa – moles de reactivos en fase gaseosa
= 2 moles NH3 – (1mol N2 + 3 moles de H2)
= - 2 moles
Donde R = 0.0823 L.Bar / °K .mol
Remplazando valores
Kp = (4.5 x104 ) (0.0823 x 400)-2

= 41.0/////
APLICACIÓN DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO A

SISTEMAS HETEROGENEOS
Equilibrio heterogéneo:
Estos equilibrios heterogéneos se relacionan con la disolución o precipitación de
compuestos iónicos. Para las reacciones de precipitación debe tenerse en cuenta
las reglas de solubilidad de las sales comunes en agua. Estas reglas ofrecen una
percepción cualitativa acerca de si un compuesto es será soluble o poco soluble en
agua. La consideración de los equilibrios de solubilidad, en cambio, permite hacer
predicciones acerca de la cantidad que se disolverá de un compuesto
determinado. Estos equilibrios también son útiles para analizar los factores que
influyen en la solubilidad
Se produce en una reacción en la cual los reactivos y productos intervienen en
distintas fase
CaCO3(s) 🡨---------🡪 CaO(s) + CO2(g)

CONSTANTE DEL PRODUCTO DE SOLUBILIDAD, KPS.
Como todos los equilibrios, la medida en que la reacción de disolución se lleva a
cabo corresponde a la magnitud de su constante de equilibrio. Puesto que esta
ecuación de equilibrio describe la disolución de un sólido, la constante de equilibrio
indica cuan soluble es el sólido en agua y recibe el nombre de constante de
producto de solubilidad (o producto de solubilidad). Se denota como Kps. La
expresión de la constante de equilibrio de este proceso se representa conforme a
las mismas reglas que se aplican a cualquier expresión de constante de equilibrio.
Es decir, los términos de concentración de los productos se multiplican unos por
otros, cada uno elevado a la potencia de su coeficiente estequiométrico en la
ecuación química balanceada, y el resultado se divide entre los términos de
concentración de los reactivos multiplicados unos por otros, cada uno elevado a la
potencia de su coeficiente estequiométrico.
Por ejemplo para la siguiente reacción, se establece el equilibrio entre el sólido no
disuelto y los iones en disolución:
BaSO4(s) 🡨------🡪 Ba++(ac) + SO4=(ac)
PRINCIPIO DE LE CHATELIER EN EQUILIBRIO

QUIMICO.- El Principio de Le Chatelier establece que si una reacción en equilibrio es
perturbada desde el exterior, el sistema evoluciona en el sentido de contrarrestar los efectos de
dicha perturbación.
CAPITULO V
EQUILIBRIO IONICO
EQUILIBRIO IONICO.-
El equilibrio iónico es un tipo especial de equilibrio químico, caracterizado por
la presencia de especies químicas en solución acuosa, las cuales producen iones.
las especies que producen en solución cargas son denominadas electrolito
Equilibrio Iónico
El equilibrio iónico se diferencia del equilibrio molecular por el tipo de partículas

presentes en la mezcla en equilibrio, así:
● En el equilibrio molecular tenemos la presencia únicamente de moléculas, es decir,

tanto los reactivos como los productos se encuentran en estado molecular.
● En el equilibrio iónico tenemos la presencia tanto de moléculas como de partículas
iónicas en la mezcla en equilibrio.
En esta sección vamos a estudiar la participación de las siguientes sustancias:
● ácidos y bases en solución acuosa

● el agua
● sales en solución acuosa
La importancia de los ácidos, bases y las sales (producto de la reacción de un ácido y

una base) es amplia:
Sin ácidos y bases no se podría fabricar una multitud de sustancias entre las que
figuran fertilizantes, pigmentos, sales, productos del petróleo, fibras sintéticas, vidrio,
etc.
Los ácidos, las bases y las sales son indispensables en la agricultura, pues muchas
plantas requieren un medio ligeramente ácido para crecer.
La acidez y la basicidad desempeñan un papel fundamental en el comportamiento de
ciertos sistemas químicos, biológicos y geológicos.
Algunos medicamentos, como el ácido ascórbico y la penicilina, son estables en
medios ácidos, pero no en medios básicos.
Un electrolito es cualquier especie que permite la conducción de la corriente

eléctrica. los electrolitos se pueden clasificar en:
Electrolito fuerte: son aquellas sustancias que cuando se disuelven en el agua,
se ionizan totalmente. Por ejemplo HCl, NaOH, KOH.
Electrolito débil: son aquellos electrolitos que se ionizan en baja proporción en

solución diluida.
ÁCIDOS Y BASES DÉBILES.

Un ácido es una especie química que cede protones, y una base una especie
química que acepta protones. Equilibrio de ácidos y bases débiles: En las
disoluciones de electrolitos fuertes, no existe el equilibrio, ya que la ionización es
total
Según Bronsted-Lowry
Un ácido.- es una especie química que cede protones.
Una base.- una base es una especie química que acepta protones.
EQUILIBRIO DE ÁCIDOS Y BASES DÉBILES: En las

disoluciones de electrolitos fuertes, no existe el equilibrio, ya que la ionización es
total. Pero para los ácidos y las bases débiles, existe equilibrio en solución acuosa.
Por lo tanto existe una constante de equilibrio que recibe el nombre de constante
de acidez (Ka) y una constante de basicidad (Kb).
HCl + H2O -----------🡪 [ H3O]+ + Cl- Ka = [H3O+][Cl-] acid

base
H2O + H2O ----🡪 OH- + [H2O:H]+ Kb = [H2O:H]+[OH-]

Acid. base
ACIDOS Y BASES DE LEWIS.- Lewis dio una definición acerca del

comportamiento de los ácidos y de las bases. Según esta, una base sería una
especie que puede donar un par de electrones, y un ácido la que los puede
aceptar. ... La reacción de un ácido con una base de Lewis da como resultado un
compuesto de adición.
Ácido HCl + H2O -------🡪 H3O+ + Cl-

acido base acid conj base conj.
Base Bases débiles :NH3, H2O, etc

TEORIA DE ARHENIUS SOBRE ACIDOS Y BASES.- Según la
teoría de Arrhenius un ácido será muy fuerte cuando al disociarse en agua su
equilibrio esté muy desplazado a la derecha. Se denominan ácidos fuertes a
aquellos cuyas moléculas están disociadas en su totalidad al disolverse en el agua
Acido : Es cualquier sustancia que al disolverse en el agua libera los iones

Hidrogeno, Ejemplo: HCl, HBr, HNO3, H2SO4, HClO4 , H2CO3, H3PO4 , CO2 y los
Ácidos orgánicos.
HCl 🡸==🡺 H+ + Cl-
H2O 🡸=🡺 H+ + OH-
----------------------------------------------------------------------
HCl + H2O 🡸=🡺 2 H+ + Cl- + OH- acido
Base: Son sustancias que liberan los iones OH- en el Agua , KOH, NaOH, LiOH,
NH3, etc
NaOH 🡸=🡺 Na+ + OH-
H2O 🡸=🡺 H+ + OH-
NaOH + H2O 🡸=🡺 Na+ + H+ + 2 OH- base
EQUILIBRIO DE ELECTROLITOS DÉBILES.- Las

disoluciones de electrólitos débiles son sistemas en equilibrio entre iones
asociados (molécula) e iones disociados. ... El grado de disociación de AB es igual
a la concentración de A+ o B- en moles/litro en que se disocia, dividido entre la
concentración inicial de AB.
AB 🡸=🡺 A+ + B- Kc = [A+] [B-] / [AB]
IONIZACION DEL AGUA.- El agua pura es un electrolito débil que se

disocia en muy baja proporción en sus iones hidronio o hidrógeno H3O+ (también
escrito como H+) e hidróxido o hidróxilo OH–. Dos moléculas polares
de agua pueden ionizarse debido a las fuerzas de atracción por puentes de
hidrógeno que se establecen entre ellas.
H2O + H2O 🡸=🡺 H3O+ + OH-
Acid 1 base 2 acido 2 base 1
2 H2O 🡸=🡺 H3O+ + OH-

H2O 🡸🡺 H+ + OH-
CONSTANTE DEL PRODUCTO IONICO DEL AGUA
Kw = [H3O+] [OH-] / [H2O]2 y la [H2O] = 1, ENTONCES
[H+] = [OH-] = 1x10-7
SOLUCIONES ACIDAS.- Son ácidas las disoluciones con pH menores que 7 (el valor del
exponente de la concentración es mayor, porque hay más iones hidrógeno en la disolución)
SOLUCIONES NEUTRAS.- La disolución se considera neutra cuando su pH es igual a 7,

por ejemplo el agua.
SOLUCIONES BASICAS.- las disoluciones alcalinas tienen un pH superior a 7.

● disolución neutra pH = 7
● disolución ácida pH < 7
● disolución básica pH > 7
REACCIONES ACIDO-BASE.- Las reacciones más comunes son las reacciones de

neutralización , dando como resultado la transferencia de un protón a la base
HCl ac + NaOH ac 🡸🡺 ( NaCl + H2O)ac
CH3-COOH + NaOH 🡸=🡺 CH3-COONa + H2O
pH.- El pH es una medida de acidez o alcalinidad de una disolución. El pH indica la

concentración de iones de hidrógeno presentes en determinadas disoluciones, utilizando los
valores logarítmicos negativos
pH = - log[H+] pH + pOH = 14
● disolución neutra pH = 7
● disolución ácida pH < 7
● disolución básica pH > 7
El pH en fase acuosa en la vida cotidiana:1
Sustancia pH aproximado
Ácido clorhídrico (1 mol/L) 0
Drenaje ácido de minas (AMD) <1.0
Ácido de una batería <1.0
Ácido gástrico 2.0
Zumo de limón 2.4-2.6
Bebida de cola2 2.5
Vinagre 2.5-2.9
Jugo de naranja o de manzana 3.5
Cerveza 4.5
Café 5.0
Té 5.5
Lluvia ácida < 5.6
Leche 6.5
Agua 7.0
Saliva 6.5-7.4
Sangre 7.35-7.45
Agua de mar 8.2
Jabón 9.0-10.3
Lejía (hipoclorito de sodio) 11.5
Cal 12.5
Soda cáustica
ESCALA DE VALORES DE pH
PROBLEMAS DE APLICACION.
1.- Determinar el pH del Agua químicamente pura a 25°C
H2O 🡸=🡺 H+ + OH-

Datos
[H+] = [OH-] = 1 x 10-7 M Kw = [H+] [OH-]
Kw = 1 x 10-14 M a).- [H+] = Kw / [OH-]
= 1 x 10-14 / 1 x 10-7
= 1 x 10-7 //////
b).- pH = - log [H+]
= - log 1 x 10-7
= - (-7 + log 1)
=7- 0
= 7 ////////
2.- La coca cola una bebida popular tiene una [H+] = 8.00 x 10-4 M, calcular el pH
Datos
[H+] = 8.00 x 10-4 M, pH = - log [H+]
pH = ? = - log 8 x10-4
= - (-4 + log 8 )
= 4 – 0.9
pH = 3.10 //////
3.- Calcular la [H+] de una solución acida, cuyo pH = 0.5
Datos
[H+] = ? pH = - log [H+]
pH = 0.5 [H+] = Antilog (- pH )
[H+] = Antilog(- 0.5 )
[H+] = 0.316 M ///////

pKa.- En la química podemos encontrar la expresión pKa. Se trata de una medida
de acidez, calculada mediante el logaritmo negativo (-log) de la constante de
disociación ácida Ka.
pKa = - log Ka
Un ácido débil tiene un valor de pKa en un rango aproximado de 2 a 12 en agua.
Los ácidos con valores de pKa menores que aproximadamente 2 se dice que son ácidos
fuertes; un ácido fuerte está casi completamente disociado en solución acuosa, en la medida en
que la concentración del ácido no disociado es indetectable.
, PUNTOS MÁS IMPORTANTES:

● Para un ácido débil monoprótico genérico HA con su base conjugada A- , la
constante de equilibrio tiene la forma
●
Ka = [H+][A-] / [HA]
La constante de disociación ácida Ka cuantifica el grado de disociación de un ácido débil.
Cuanto mayor es el valor de Ka más fuerte es el ácido y viceversa.
Para una base débil genérica BOH, con su ácido conjugado , B+, OH- y la constante de
equilibrio tiene la forma:
● Kb = [B+][OH-] / [BOH]
La constante de disociación básica (o constante de ionización básica)

cuantifica el grado de ionización de una base débil. Cuanto mayor es el valor
de Kb, más fuerte es la base y viceversa.
Ejercicio 1: Calcular el pKa de una sustancia si su Kb = 3,1 · 10-5
Solución:
pKb = - log10 Kb = - log10 (3,1·10-5) = 4,51

pKa + pKb = 14
pKa = 14 - pKb = 14 - 4,51 = 9,49
Ejercicio 2: Calcular la concentración de [H+] en una disolución 1,5 M de ácido
benzoico HBz si su pKa = 5,1
Solución:
pKa = - log10 Ka
5,1 = - log10 Ka
- 5,1= log10 Ka
10-5,1 = Ka
Ka = 7,9·10-6
Sea la reacción de disociación del ácido benzoico: HBz ↔ Bz- + H+
Ka = 7,9·10-6 = [Bz-] [H+] / [HBz] =x·x / 1,5 M → x =(7,9·10-6 / 1,5)1/2 = 0,023 M
[H+] = x = 0,023 M
INDICADORES ACIDO-BASE.- Se conocen distintas sustancias de origen

orgánico que tienen la propiedad de cambiar su color, dependiendo de las características ácidas o
básicas de las sustancias a las que son añadidas. En la actualidad, estas sustancias, y muchas
otras, que se han introducido en el uso habitual de los laboratorios químicos, se utilizan con la
finalidad de determinar el valor del pH de las disoluciones, así como también, el punto final de las
valoraciones ácido –base. Dichas sustancias reciben el nombre de indicadores ácido-base.
INDICADORES ÁCIDO-BASE
Indicador11 Color 1 Zona de viraje Color 2
Rojo de cresol (1º) Rojo 0.2-1.8 Amarillo
Azul de timol (1º) Rojo 1,2-2,8 Amarillo

Rojo congo Azul-violeta 3,0-5,2 Rojo
Naranja de metilo Rojo 3,1-4,4 Amarillo-anaranjado
Azul de bromocresol Celeste 3,8-5,4 Verde
Verde de bromocresol Amarillo 3,8-5,4 Azul-verdoso
Rojo de metilo Rojo 4,2-6,2 Amarillo
Tornasol Rojo 5,0-8,0 Azul
Púrpura de bromocresol Amarillo 5,2-6,8 Púrpura
Azul de bromotimol Amarillo 6,0-7,6 Azul
Rojo neutro Rojo 6,8-8,4 Amarillo
Rojo de cresol (2º) Amarillo 7.1-8.8 Púrpura
Azul de timol (2º) Amarillo 8,0-9,6 Azul
Fenolftaleína Incoloro 8,2-10,0 Magenta
Timolftaleína Incoloro 9.3-10.5 Azul

Amarillo
Carmín de índigo Azul 11,6-14,0
Fenolftaleína
La fenolftaleína es el indicador más utilizado en las valoraciones ácido-base.
Azul de bromotimol
Este indicador se usa ampliamente para determinar el pH de acuarios, peceras y piscinas.
Naranja de metilo
Este indicador es ampliamente utilizado en titulaciones ácido-base.
ACIDOS Y BASES POLIPROTICOS.- Los ácidos polipróticos son sustancias que

tienen más de un hidrógeno ionizable. Estos ácidos disocian en más de una etapa y cada etapa
presenta su propia constante de equilibrio.
Los Ácidos Polipróticos son ácidos que en una disolución acuosa donan 3 o
más protones H+ por cada molécula. Estos ácidos pueden ser tanto ácidos
orgánicos como ácidos inorgánicos.
El ácido fosfórico H3PO4 es un ejemplo de ácido poliprótico ya que en disolución cada molécula
dona 3 protones H+ en tres etapas.
1ª Etapa: H3PO4 → H+ + H2PO4-

2ª Etapa: H2PO4- → H+ + HPO4-2
3ª Etapa: HPO4-2 → H+ + PO43-
[H+] [H2PO4-]
Ka1 = ·
[H3PO4 ].
[H+] [HPO42-]
Ka2 = ·
[H2PO4-].
Ka3 = [H+] [PO43-] ·

[HPO42-].
Donde: Ka1 > Ka2 > Ka3

Ejercicio 1: calcular las concentraciones de [H+], [H2PO4-], [HPO42-], [PO43-], en una disolución
0,05 M de H3PO4. Datos: Ka1 = 7,1 · 10-3, Ka2 = 6,3 · 10-8 y Ka3 = 4,5 · 10-13.
Se supone que la práctica totalidad del H+ proviene de la primera ionización.

Entonces, en la primera ionización el equilibrio de concentraciones es el siguiente:
H3PO4 ↔ H+ + H2PO4-
x x
0,05 - x
[H+] [H2PO4-] x2
Ka1 = 7,1
= 0,05 -
= [H3PO4 ] · 10-3
x
.
.
Suponemos que x es despreciable frente a 0,05 por lo que x2 / 0,05 = 7,1
· 10-3 → x = [H+] = [H2PO4-] = 0,02
Para la segunda ionización:
Ka2 [H+] [HPO42-] 0,02 · [HPO42-] = 6,3

=
= [H2PO4-] 0,02 · 10-8
. .
Por lo tanto [HPO4 ] = 6,3 · 10-8
2-
Para la tercera ionización:
Ka3 [H+] [PO43-] 0,02 · [PO43-]

= = 4,5 · 10-13
= [HPO42-] 6,3 · 10-8
. .
Por lo tanto [PO4 ] = 5 · 10-19
3-
CLASIFICACIÓN GENERAL DE LOS ÁCIDOS:

Los ácidos se pueden clasificar según diferentes criterios expuestos a continuación.
ÁCIDOS INORGÁNICOS O MINERALES:
Hidrácidos: compuestos binarios con fórmula HX, donde X es un no-metal (halógeno o anfígeno): HF ác
fluorhídrico HBr ác. bromhídrico, HCl ác. clorhídrico...
Oxácidos u Oxoácidos: compuestos ternarios con fórmula HaXbOc, donde X es un no-metal o metal de
transición: H2SO4 ác. sulfúrico H2SO3 ác. sulfuroso H2CO3 ác. Carbónico, HNO3 ac. Nítrico, H3BO3 ac. Bórico
etc.
.
ÁCIDOS ORGÁNICOS:
Monocarboxílicos: compuesto orgánico con 1 grupo carboxilo (-COOH). CH3CH2CH2COOH...
Dicarboxílicos: compuesto orgánico con 2 grupos carboxilo (-COOH). HOOC-(CH2)-COOH...
Policarboxílicos: compuesto orgánico con más de 2 grupos carboxilo (-COOH). Ej: ácido cítrico
Sulfónicos: compuesto con fórmula R-S(=O)2-OH donde R es una cadena carbonada. Ej: CH3SO2OH
SEGÚN LA FUERZA DEL ÁCIDO:

Ácidos Fuertes: en disolución acuosa se disocia completamente (HA → H+ + A-). HCl, H2SO4 ...
Ácidos Débiles: en disolución acuosa se disocia parcialmente (HA ↔ H+ + A-). CH3COOH, HCN ...
SEGÚN ÁTOMOS DE H QUE DONAN:

Ácidos Monopróticos: capaces de donar 1 protón por molécula en la disociación. HCOOH, C6H5COOH
Ácidos Dipróticos: capaces de donar 2 protones por molécula en la disociación. H2SO4 ...
Ácidos Polipróticos: capaces de donar más de 2 protones por molécula. H3PO4 ...
NEUTRALIZACION: CURVAS DE VALORACION.-

Una valoración
ácido-base (también llamada volumetría ácido-base, titulación ácido-base) es una
técnica o método de análisis cuantitativo muy usada, que permite conocer
la concentración desconocida en una disolución de una sustancia que pueda actuar
como ácido, neutralizada por medio de una base de concentración conocida, o bien
sea una concentración de base desconocida neutralizada por una solución de ácido
conocido
La reacción entre un ácido y una base se
denomina neutralización. Según el carácter del
ácido y de la base reaccionante se distinguen
cuatro casos:
● ácido fuerte + base fuerte

● ácido débil + base fuerte
● ácido fuerte + base débil
● ácido débil + base débil
En el momento de la neutralización se cumple

que el número de equivalentes de ácido que
han reaccionado (N • V) es igual al número de
equivalentes de la base (N' • V'):
N • V = N' • V'
HIDROLISIS: Se conoce como hidrólisis a una reacción química determinada, en la

que moléculas de agua se dividen en sus átomos componentes (H2O: hidrógeno y oxígeno ) y forman
uniones distintas con alguna otra sustancia involucrada. alterándola en el proceso, en otras
palabras, cuando el agua es usada como disolvente.
Hidrólisis ácido-base. En esta reacción el agua se divide en un ion hidroxilo (OH-) y un protón (H+)
que es inmediatamente hidratado para formar hidronio (H3O+), en presencia de sustancias como las
sales, cuyos iones se combinan con las anteriores, dependiendo del grado de disolubilidad que presentan
dichas sales respecto al agua. Esto puede dar pie a cuatro escenarios diferentes:
 Hidrólisis de sal de ácido fuerte-base fuerte. En este caso no se produce

casi hidrólisis, al no ser los cationes y aniones muy reactivos, dado que son débiles. El pH en
este caso será neutro.
 Hidrólisis de sal de ácido débil-base fuerte. En este caso la debilidad

del ácido (y por ende del anión) generará iones hidroxilo, mientras que el catión, siendo fuerte,
no reaccionará. El pH resultante será básico.
 Hidrólisis de sal de ácido fuerte-base débil. Caso contrario al anterior, la

debilidad de la base (y por ende del catión) generará iones hidronio, mientras que los aniones no
reaccionarán. El pH resultante será ácido.
 Hidrólisis de sal de ácido débil-base débil. La alta reactividad de tanto los

cationes como los aniones, por lo que habrá un equilibrio mayor o menor en la reacción y se
producirán tanto iones hidroxilos como hidronios. El pH de esta reacción será neutro.
EFECTO DE ION COMUN.- En los tres procesos de disociación (de ácidos,

bases y sales) hemos considerado un solo soluto cada vez. Analizaremos ahora el caso de
disoluciones donde están presentes dos solutos que contienen un mismo ion (catión o anión),
denominado ion común.
Los indicadores ácido-base son sustancias, generalmente coloreadas, que se disocian

parcialmente. Sus iones presentan una coloración distinta a la de la especie sin disociar, de
modo que, según el sentido que esté favorecido en el equilibrio, la disolución puede presentar
uno u otro color de manera preferente. Conforme varía el pH de una solución, los indicadores
varían su color, indicando de forma cualitativa, si la solución es ácida o básica.
Si a 100 mL de solución 0,10 M de un ácido débil, HA, se le añade el indicador anaranjado de

metilo, éste presenta su color ácido, rojo:
HA + H2O A– + H3O+ color del indicador: rojo
Si a esta solución se le añaden 0,015 moles de una sal de HA, por ejemplo NaA, el
color cambia a amarillo:
HA + H2O A– + H3O+ color del indicador: amarillo
Esta observación experimental se puede explicar en base al Principio de Le Chatelier: la

adición del ión A–, desplaza el equilibrio hacia la izquierda, y en consecuencia disminuye
la concentración de los iones hidronio, H3O+, disminuyendo por lo tanto, el grado de
disociación.
Dado que el ácido débil, HA, y su sal, NaA, tienen en común el ion A–:
HA(ac) + H2O(l) A–(ac) + H3O+(ac)
NaA(ac) + H2O(l) A–(ac) + Na+(ac)
HAac + NaAac + H2O 🡸==🡺 2 A- + H3O+ + Na+

Este fenómeno se denomina efecto del ion común.
EL EFECTO QUE PUEDE EJERCER LA PRESENCIA DE UN ION COMÚN SOBRE UN

SISTEMA EN EQUILIBRIO, SE BASA EN EL PRINCIPIO DE LE CHATELIER.
SOLUCIONES TAMPON O REGULADORES. Las soluciones tampón, denominadas
también soluciones buffer, son aquéllas que ante la adición de un ácido o base son capaces de reaccionar
oponiendo la parte de componente básica o ácida para mantener fijo el pH.
Mantener el pH constante es vital para el correcto desarrollo de las reacciones químicas y

bioquímicas que tienen lugar tanto en los seres vivos como, a nivel experimental, en el
laboratorio. Los amortiguadores son aquellas disoluciones cuya concentración de
protones apenas varía al añadir ácidos o bases fuertes.
.
Cambio de pH tras añadir ácido/base a una
Cambio de pH tras añadir ácido/base al agua
disolución amortiguadora
MECANISMO DE LA ACCIÓN AMORTIGUADORA
Si a este sistema añadimos un ácido fuerte como el HCl, se produce un aumento
instantáneo de la [H+], y el equilibrio se desplaza hacia la izquierda, formándose HAc
hasta recuperarse prácticamente la H[Ac] inicial. Además, los iones acetato
procedentes de la sal se pueden combinar con los H+ procedentes del HCl para
formar más HAc. La reacción podría representarse así:
HAc + NaOH ----------🡪 NaAc + H2O

i añadimos una base fuerte (NaOH), los iones OH- consumen rápidamente los
H+ del sistema para formar agua, con lo que el equilibrio de disociación del
ácido se desplaza hacia la derecha para restaurar la concentración inicial de
protones. En otras palabras, la adición de una base provoca la transformación de
una parte del acético libre en acetato.
NaAc + HCl -------🡪 NaCl + HAc

La utilidad de los amortiguadores, tanto en la regulación del equilibrio ácido-base
en los seres vivos como al trabajar en el laboratorio, estriba precisamente en la
posibilidad de mantener la [H+] dentro de límites tan estrechos que puede
considerarse como invariable
ALGUNOS PARES DE AMORTIGUADORES:
HAc / NaAC, NH4OH / NH4Cl,
H2CO3 / NaHCO3, NaH2PO4 / Na2HPO4
PRODUCTO DE SOLUBILIDAD: PRECIPITACION

La cantidad de soluto, expresada normalmente en gramos, que se disuelve en una cierta
cantidad de disolvente (suelen tomarse 100g), para obtener una disolución saturada, se
llama solubilidad. Muy soluble: su solubilidad es mayor a 0,1M. ... Soluble: su solubilidad es
igual a 0,1M.
CAPITULO VI
QUIMICA DESCRIPTIVA DE LOS ELEMENTOS DE TRANSICION
ELEMENTOS DEL GRUPO IB
COBRE(Cu).- El cobre es un elemento químico metálico representado por el símbolo Cu,
con numero atómico 29, Y peso atómico 63, que compone junto con el oro, la plata y el
roentgenio a la denominada familia del cobre de la Tabla periódica de los elementos químicos.
El cobre es un metal de transición, brillante y de coloración rojiza, caracterizado por ser uno de
los mejores conductores conocidos de la electricidad (después de la plata). Si a ello sumamos
su ligereza, alta maleabilidad, ductibilidad y precio económico, tendremos uno de los
elementos más idóneos para la fabricación de herramientas, piezas eléctricas y electrónicas, y
muchos otros dispositivos de usos industriales.
ESTADO NATURAL.- El cobre es un elemento sumamente abundante en la naturaleza, que

cumple un rol vital en los procesos fotosintéticos de las plantas, así como en el mantenimiento
celular, nervioso, óseo e inmunitario en los animales vertebrados.
Se encuentra en alimentos como los mariscos y crustáceos, legumbres, nueces o vísceras, por lo
que no suele ser común su deficiencia en la dieta (que ocasiona la llamada Enfermedad de
Wilson).
PROPIEDADES.- El cobre tiene las siguientes propiedades físico-químicas:

● Presenta un color rojizo brillante, excepto en aleaciones con otros metales. Al ser expuesto
al aire, se muestra rojo salmón, hasta que se forma una capa de óxido cuproso (Cu2O)
de color violáceo. Finalmente puede ennegrecerse a medida que se forma óxido cúprico (CuO).
● Tiene una enorme conductividad térmica y eléctrica, solo superada por la plata (Ag). Es,
además, resistente a la corrosión y a la oxidación. No responde bien a las fuerzas o campos
magnéticos (es diamagnético).
● Es económico y puede reciclarse de manera indefinida. Es sumamente dúctil y maleable, por lo
que puede mecanizarse con facilidad para hacer láminas o hilos delgados ya que es un metal
blando.
● Cuando se lo expone durante mucho tiempo a la humedad, forma una capa impermeable de
carbonato cúprico (CuCO3) de color verdoso, que es sumamente tóxico. También forma una pátina
llamada cardenillo o verdín (una mezcla de acetatos de cobre) que usualmente cubre las estatuas
y es sumamente venenosa.
● A pesar de ser un oligoelemento necesario para la vida, la ingesta excesiva de cobre también
puede conducir a daños internos y la muerte.
OBTENCIONES.- El mineral crudo procedente de la mina se tritura y muele para introducirlo

en una cámara de flotación o lixiviado, en la cual el cobre se sitúa en la superficie y precipitando
los sobrantes. Este concentrado de cobre flotante se introduce en un horno para separar así las
impurezas.
USOS Y APLICACIONES DEL COBRE

El cobre es el tercer metal más consumido en el mundo actual, luego del hierro y el
aluminio, ya que sus aplicaciones en la industria eléctrica, electrónica y siderúrgica son muy
numerosas. Algunos de los usos más comunes son:
● Eléctrica, electrónica y telecomunicaciones. El cobre se emplea como conductor eléctrico en
la fabricación de cables eléctricos y coaxiales, así como en el interior de generadores, motores y
transformadores eléctricos. Además, los circuitos integrados y numerosos componentes de los
sistemas informáticos contemporáneos requieren de cobre para su fabricación.
● Transporte. Numerosos vehículos automotores requieren de cobre para sus partes y repuestos,
tales como radiadores, frenos y cojinetes, además del necesario cableado para los componentes
eléctricos. Igualmente se emplea en aleaciones para elaborar partes del casco de los barcos.
● Fabricación de monedas. La mayoría de las monedas del mundo están compuestas por cobre
en diversas aleaciones con níquel, estaño y otros metales, como el aluminio o el bronce.
● Construcción y ornato. Debido a su resistencia a la corrosión, el cobre y el latón se emplean en
vez del plomo tradicional en la mayoría de las tuberías de agua, en tanto conjuntos residenciales
como industriales o comerciales. Esto se debe a que el plomo es nocivo para la salud y el cobre es
un material arquitectónico común. También se usa para los pomos de las puertas, para las
estatuas de las plazas, las campanas de las iglesias y para un amplio segmento del sector
construcción.
● Aleaciones y subproductos. El cobre también sirve de insumo en la obtención de otros metales
más específicos, como el latón (Cu + Zn), el bronce (Cu + Sn), la alpaca (Cu + Ni + Zn), o en la
producción del alambrón, de pilas eléctricas, etc.
COMPUESTOS MÁS IMPORTANTES.-

● Óxido de Cobre (I) Cu2O
● Óxido de Cobre (II) CuO
● Sulfato de Cobre (I) Cu2SO4
● Sulfato de Cobre (II) CuSO4
● Carbonato de Cobre (II) CuCO3
● Cloruro de Cobre (I) CuCl
● Cloruro de Cobre (II) CuCl2
● Hidróxido de Cobre (II) Cu(OH)2
PLATA(Ag).- La plata es un elemento químico de número atómico 47 situado en el grupo 11 de la tabla

periódica de los elementos. Su símbolo es Ag Es un metal de transición de color plateado (blanco metálico),
brillante, blando, dúctil y maleable.
En la naturaleza se encuentra como parte de distintos minerales (generalmente en forma de sulfuro) o como
plata libre. Es poco común en la naturaleza, de la que representa una parte en mil de corteza terrestre. La
mayor parte de su producción se obtiene como subproducto del tratamiento de las minas
de cobre, zinc, plomo y oro.
ESTADO NATURAL.- El estado de la plata en su forma natural es sólido. La plata es un

elemento químico de aspecto plateado y pertenece al grupo de los metales de transición. El
número atómico de la plata es 47 y su masa o peso atómico es 107.
Uno de los metales más antiguos, conocidos por el hombre, es la plata. Considerado uno de los
metales preciosos, su valor se ha ido apreciando a lo largo de los siglos. Sus aplicaciones son
múltiples y pueden encontrarse en distintos aspectos de la vida humana. Es uno de los
elementos que integran la Tabla Periódica de Elementos. Forma parte de los metales de
transición. Debido a su color blanco metalizado y su brillo, en latín se denomina argentum, que
significa blanco o brillante. En la naturaleza se la encuentra como parte de distintos minerales.
PROPIEDADES.- Si observamos la Tabla Periódica de Elementos, veremos que la plata
posee un número atómico de 47 y su masa atómica es de 107,84 g.mol-1. Su punto de fusión es
a 962 °C y el de ebullición, 2212 °C.
Es el metal que posee la mejor conductividad térmica y eléctrica. Debido a ella, sus
aplicaciones en el campo de la electrónica, son innumerables. Este metal es posible alearlo a
otro u otros metales sin mayores inconvenientes.
En estado puro es un metal bastante suave, siendo su dureza de 2,5 a 3 en la Escala de Mohs.
Su color es blanco y al pulirse adquiere un lustre brillante capaz de reflejar el 95% de la luz.
Posee una densidad que es 10,5 veces mayor a la del agua.
Es un elemento escaso en la naturaleza y aún lo es más encontrarla en estado puro – se la

denomina plata nativa -, generalmente se la encuentra asociada a otros metales y como
compuestos de plata. Las ¾ partes que se producen, son el resultado de la extracción de otros
metales con los que se encuentra asociada. Para establecer la calidad su calidad, sea ésta con
fines comerciales o industriales, se ha establecido la ley 0.999, es decir la cantidad de partes de
plata pura sobre un total de 1000 partes del metal. Por ejemplo, cuando escuchamos hablar de
plata 900, esto nos está indicando que, en la aleación a 900 partes de plata, en las 1000 totales.
OBTENCION.- La plata pura se obtiene por el método de electrolisis.

APLICACIONES Y USOS DE LA PLATA.-
Aunque la mayoría de nosotros asociamos, de manera inmediata, el uso de la plata a la confección de joyas y
al acuño de monedas, los cierto es que el 70% de la producción de este metal está destinado a usos
industriales y el 30% restante posee fines monetarios.
Debido a su baja toxicidad, es utilizada en la medicina, sobre todo su uso externo. El nitrato de plata se utiliza
en dermatología para el quemado de verrugas. También es utilizada en ciertas aleaciones para la confección
de piezas dentales.
EFECTOS DE LA PLATA SOBRE LA SALUD

En sí misma, no es un metal tóxico, pero las aleaciones y compuestos, sobre todo las sales solubles como
el nitrato de plata, pueden ser mortales en concentraciones superiores a los 2 gramos. Los compuestos
integrados por plata, son absorbidos lentamente por los tejidos de cuerpo humanos. Esto se reconoce por la
pigmentación azulada o ennegrecida que va adquiriendo la piel.
En el contacto con los ojos, los líquidos que contienen sales a base de plata pueden provocar daños en la
córnea. La inhalación de vapores de compuestos de plata provoca fuertes irritaciones de ojos, nariz y de la
mucosa. Puede dañar severamente los pulmones. renales, oculares, hepáticos. Son comunes los casos de
anemia en personas sobreexpuestas a la plata.
ORO(Au).- Elemento químico de N° atómico 79 y peso atómico 196.97. es un metal noble

amarillo muy blando es dúctil y maleable de todos los metales. Muy resistente a la corrosión y a
la oxidación y buen conductor, se encuentra en estado libre y mezcla principalmente en las betas
de Cuarzo, en los depósitos de aluviones secundarios y en aguas marinas.
ESTADO NATURAL.- se encuentra en estado libre y mezclado principalmente en las betas

de Cuarzo, en los depósitos de aluviones secundarios y en aguas marinas.
PROPIEDADES
PROPIEDAD FISICA.- Es maleable y dúctil, es blando su dureza es 3, la gravedad
especifica es 19.3 su símbolo es Au, su N° atómico es 79 y peso atómico es 197.2, su punto
fusión es 1063°C y punto de ebullición es 2960°C, su sistema de cristalización es cubico.
PROPIEDAD QUIMICA
● El Oro es fácilmente soluble en agua regia
● El Oro es soluble en ácido Clorhídrico en presencia de sustancias Organicas
● El Oro es disuelto por Cloruro Férrico u Cúprico.
● El Oro es soluble en soluciones Cianuradas
OBTENCIÓN.- Se hace según el siguiente esquema:
∙ Extracción primitiva.
∙ Extracción artesanal.
∙ Extracción artesanal con
mercurio.
∙ Extracción tecnificada con
mercurio.
cianuro.
∙ Extracción industrial subterránea.
∙ Extracción industrial a cielo
abierto
Compañías de oro.
Barrick Gold, Goldcorp y Newmont
Mining Corporation son las tres
empresas más
grandes del mundo en minería de
oro.
Desarrollo de las operaciones de
extracción de oro:
∙ Extracción primitiva.
∙ Extracción artesanal.
∙ Extracción artesanal con
mercurio.
mercurio.
cianuro.
∙ Extracción industrial subterránea.
∙ Extracción industrial a cielo abiert
ELEMENTOS DEL GRUPO IIB
ZINC.- El Cinc es un elemento químico de N° atómico 30 y peso atómico 65 cuyo símbolo Zn,
se trata de un metal abundante en la corteza terrestre de color blanco y brillante que puede
aparecer en forma de Silicato, Sulfuro y Carbonato. El Zn se utiliza para formar aleaciones
(latón), galvanizar el acero y el Hierro para protegerlos de la corrosión.
ESTADO NATURAL
● No se encuentra en estado nativo si no mezclado
● El mineral que contiene en más cantidad de Zinc es la blenda(ZnS)
● Industrialmente se obtiene por dos vías: Vía seca y húmeda.
PROPIEDADES:
● Estado sólido blanco azulado de brillo metálico
● Es resistente a agentes atmosféricos al recubrirse como Hidróxido que protege a la
oxidación
● Apariencia: polvo blanco cristalino, inodoro
● Punto de ebullición, se descompone por encima de 500°C o 773°K
● Muy soluble en agua regia, soluble en metanol y glicerol, ligeramente soluble en etanol.
APLICACIONES
● Tiene buena resistencia mecánica, por lo que se podría emplear en construcciones como
elemento resistente
● Su mayor uso esta como elemento protector en revestimiento de techos
● También se emplea en el revestimiento de Hierro y de la madera.
OBTENCIONES.- El proceso primario de producción de zinc consiste en cinco etapas

principales: mezcla de concentrado; tostación o sinterización y fundición; lixiviación y
purificación; electro-extracción, y fusión y aleación.
COMPUESTOS MÁS IMPORTANTES.- Algunos ejemplos se presentan en el óxido, ZnO,

(cincita) y el sulfuro, ZnS, (blenda) en el que los iones óxidos y sulfuros están también tetraédricamente
conectados a cuatro iones cinc. Muchos complejos de coordinación, como ZnCl42-, son tetraédricos.
EFECTOS SOBRE LA SALUD HUMANA Y EL MEDIO AMBIENTE.

El Zinc es un elemento traza que es esencial para la salud humana, ya que un defecto en él,
puede experimentar una pérdida del apetito, disminución de la sensibilidad, el sabor y el olor,
pequeñas llagas y erupciones cutáneas.
Por contacto es una sustancia que irrita los ojos, la piel y el tracto respiratorio, pudiendo causar
efectos en la sangre (metahemoglobinemia), el riñón, provocar vómitos, nauseas, y anemias si
se produce una ingestión de elevadas cantidades, sin embargo la sintomatología puede
aparecer de forma no inmediata.
En el Ambiente de trabajo el contacto con Zinc puede causar la gripe conocida como la fiebre del
metal, que es causada por una gran sensibilidad al mismo.
Con respecto a su incidencia con el medio ambiente, el medio acuático generalmente se contamina de
grandes cantidades de zinc gracias a los vertidos de las plantas industriales, provocando la presencia de
fangos contaminados en las orillas de los ríos y de la acidificación de las aguas superficiales. Algunos
peces acumulan zinc en sus órganos, pudiendo transmitirse al hombre a través de la cadena alimenticia.
En el suelo, el zinc tiene un efecto tóxico sobre las plantas, impidiendo su crecimiento y desarrollo, y
limitando sus condiciones de supervivencia. También puede interrumpir la actividad biológica del suelo,
influyendo negativamente en la actividad de microorganismos y lombrice
s
CADMIO.- Elemento químico de número atómico 48, masa atómica 112,40 y símbolo Cd ; es un metal
del grupo de los elementos de transición, de color blanco plateado, maleable, parecido al estaño,
altamente tóxico, que se obtiene casi exclusivamente como subproducto en el refinado de los minerales
de cinc; se usa en aleaciones para la fabricación de extintores, alarmas de incendios y fusibles, en
soldadura, etc.
ESTADO NATURAL DE CADMIOEl estado del cadmio en su forma natural es sólido.
El cadmio es un elmento químico de aspecto plateado gris metálico y pertenece al grupo de los metales
de transición. El número atómico del cadmio es 48. El símbolo químico del cadmio es Cd.
PROPIEDADES: Es un metal dúctil, de color blanco argentino con un ligero matiz azulado. Es más
blando y maleable que el zinc, pero poco más duro que el estaño. Peso atómico de 112.40 y densidad
relativa de 8.65 a 20ºC (68ºF). Su punto de fusión de 320.9ºC (610ºF) y de ebullición de 765ºC (1410ºF)
son inferiores a los del zinc
Propiedades químicas del Cadmio
Nombre Cadmio
Número atómico 48
Valencia 2
Estado de oxidación +2
Electronegatividad 1,7
Radio covalente (Å) 1,48
Radio iónico (Å) 0,97
Radio atómico (Å) 1,54
Configuración electrónica [Kr]4d105s2
Primer potencial de ionización (eV) 9,03
Masa atómica (g/mol) 112,40

Densidad (g/ml) 8,65
Punto de ebullición (ºC) 765
Punto de fusión (ºC) 320,9
Descubridor Fredrich Stromeyer en 1817
OBTENCIONES.- El cadmio se obtiene principalmente como subproducto de la extracción,

fundición y refinamiento de zinc y, en menor medida, como subproducto de la fabricación de plomo y
cobre
COMPUESTOS MÁS IMPORTANTES
o Bromuro de Cadmio (II) CdBr2

o Dicloruro de Cadmio CdCl2
o Monóxido de Cadmio CdO
o Monosulfuro de Cadmio CdS
o Monocarburo de Dicadmio Cd2C
o Difluoruro de Cadmio CdF2
o Dihidruro de Cadmio CdH2
o
EFECTOS DEL CADMIO SOBRE LA SALUD

El Cadmio puede ser encontrado mayoritariamente en la corteza terrestre. Este siempre ocurre
en mezclas con el Zinc. El Cadmio también consiste en las industrias como inevitable
subproducto del Zinc, plomo y cobre extracciones. Después de ser aplicado este entra en el
ambiente mayormente a través del suelo, porque es encontrado en estiércoles y pesticidas.
La toma por los humanos de Cadmio tiene lugar mayormente a través de la comida. Los
alimentos que son ricos en Cadmio pueden en gran medida incrementar la concentración de
Cadmio en los humanos. Ejemplos son patés, champiñones, mariscos, mejillones, cacao y algas
secas.
Una exposición a niveles significativamente altas ocurren cuando la gente fuma. El humo del
tabaco transporta el Cadmio a los pulmones. La sangre transportará el Cadmio al resto del
cuerpo donde puede incrementar los efectos por potenciación del Cadmio que está ya presente
por comer comida rico en Cadmio. Otra alta exposición puede ocurrir con gente que vive cerca
de los vertederos de residuos peligrosos o fábricas que liberan Cadmio en el aire y gente que
trabaja en las industrias de refinerías del metal. Cuando la gente respira el Cadmio este puede
dañar severamente los pulmones. Esto puede incluso causar la muerte. El Cadmio primero es
transportado hacia el hígado por la sangre. Allí es unido a proteínas pora formar complejos que
son transportados hacia los riñones. El Cadmio se acumula en los riñones, donde causa un
daño en el mecanismo de filtración. Esto causa la excreción de proteínas esenciales y azúcares
del cuerpo y el consecuente daño de los riñones. Lleva bastante tiempo antes de que el Cadmio
que ha sido acumulado en los riñones sea excretado del cuerpo humano
Los recipientes de alimentos con esmaltes a base de cadmio causan una

intoxicación alimentaria con nauseas, vómitos y diarreas.
INFORMACIÓN TOXICOLÓGICA Toxicocinética El cadmio se absorbe por vía inhalatoria y
gastrointestinal. En exposiciones laborales la principal vía de absorción es la inhalatoria, en un grado que
va desde 0,1% hasta 50%, en función del tamaño de partícula y la solubilidad del compuesto de cadmio.
Otros efectos sobre la salud que pueden ser causados por el Cadmio son:
● Diarréas, dolor de estómago y vómitos severos

● Fractura de huesos
● Fallos en la reproducción y posibilidad incluso de infertilidad
● Daño al sistema nervioso central
● Daño al sistema inmune
● Desordenes psicológicos
● Posible daño en el ADN o desarrollo de cáncer.
EFECTOS AMBIENTALES DEL CADMIO

De forma natural grandes cantidades de Cadmio son liberadas al ambiente, sobre 25.000
toneladas al año. La mitad de este Cadmio es liberado en los ríos a través de la descomposición
de rocas y algún Cadmio es liberado al aire a través de fuegos forestales y volcanes. El resto del
Cadmio es liberado por las actividades humanas, como es la manufacturación.
Otra fuente importante de emisión de Cadmio es la producción de fertilizantes fosfatados
artificiales. Parte del Cadmio terminará en el suelo después de que el fertilizante es aplicado en
las granjas y el resto del Cadmio terminará en las aguas superficiales cuando los residuos del
fertilizante es vertido por las compañías productoras.
El Cadmio puede ser transportado a grandes distancias cuando es absorbido por el lodo. Este
lodo rico en Cadmio puede contaminar las aguas superficiales y los suelos.
El Cadmio es fuertemente adsorbido por la materia orgánica del suelo. Cuando el Cadmio está
presente en el suelo este puede ser extremadamente peligroso, y la toma a través de la comida
puede incrementar. Los suelo que son ácidos aumentan la toma de Cadmio por las plantas.
Esto es un daño potencial para los animales que dependen de las plantas para sobrevivir. El
Cadmio puede acumularse en sus cuerpos, especialmente cuando estos comen muchas
plantas diferentes. Las vacas pueden tener grandes cantidades de Cadmio en sus riñones
debido a esto.
Contamina el ambiente de trabajo en forma de polvos de cadmio (de color blanco-azulado),
humos de óxido de cadmio, ... etc.
El cadmio es un metal que posee gran resistencia a la corrosión, y se usa para la
electrodeposición en otros metales como acero y hierro. Los materiales cadmiados son
resistentes a la corrosión, por ejemplo: tornillos, tuercas, y pestillos de seguridad, para aviones y
vehículos.
Otros usos: como uno de los electrodos en las baterías alcalinas de níquel-cadmio.
MERCURIO(Hg).- Elemento químico de número atómico 80, masa atómica 200,59 y

símbolo Hg ; es un metal líquido a temperatura ordinaria, de color blanco plateado, brillante y denso,
que se encuentra en la naturaleza en estado puro o combinado con plata, o en forma de sulfuro en el
cinabrio; se usa principalmente en termómetros y barómetros, y también en aleaciones llamadas
amalgamas.
ESTADO NATURAL.- El mercurio elemental es un metal blanco plateado brillante,
en estado líquido a temperatura ambiente, que normalmente se utiliza en termómetros y en
algunos interruptores eléctricos. A temperatura ambiente, y si no está encapsulado,
el mercurio metálico se evapora parcialmente, formando vapores de mercurio.
PROPIEDADES
PROPIEDAD FISICA.- El mercurio es un metal blanco plateado y pesado. En comparación con
otros metales, es un mal conductor del calor, pero un buen conductor de la electricidad. Presenta
un punto de solidificación de -38,83 °C y un punto de ebullición de 356,73 °C, ambos excepcionalmente
bajos para un metal. Además, el punto de ebullición del mercurio de 629,88 Kelvin (356,7 °C) es el más
bajo de cualquier metal
Propiedades químicas
El mercurio no reacciona con la mayoría de los ácidos, tales como el ácido sulfúrico diluido, aunque los ácidos
oxidantes como el ácido sulfúrico concentrado y el ácido nítrico o el agua regia lo disuelven para
dar sulfato, nitrato, y cloruro. Como la plata, el mercurio reacciona con el ácido sulfhídrico atmosférico. Así
mismo, reacciona con copos de azufre sólido, que se utilizan en los equipos para absorber el mercurio en caso
de derrame (también se utilizan con este mismo propósito carbón activado y zinc en polvo).
El mercurio disuelve muchos otros metales como el oro y la plata para formar amalgamas. El hierro es una
excepción, por lo que recipientes de hierro se han utilizado tradicionalmente para el comercio de mercurio.
Varios otros elementos de la primera fila de los metales de transición (con la excepción del manganeso,
el cobre y el zinc) son reacios a formar amalgamas. Otros elementos que no forman fácilmente amalgamas
con el mercurio incluyen al platino.1112
La amalgama de sodio es un agente reductor común en síntesis
orgánica, y también se utiliza en las lámparas de lámparas de vapor de sodio de alta presión.
El mercurio se combina fácilmente con el aluminio para formar una amalgama de aluminio cuando los dos
metales puros entran en contacto. Esta amalgama destruye la capa de óxido de aluminio que protege al
aluminio metálico de oxidarse en profundidad (como le sucede al hierro ante el agua). Incluso pequeñas
cantidades de mercurio pueden corroer gravemente el aluminio. Por esta razón, el mercurio no se permite a
bordo de una aeronave bajo la mayoría de las circunstancias, debido al riesgo de la formación de una
amalgama con partes de aluminio expuestas en la aeronave.
OBTENCION.- El mercurio se extrae cuando está presente en mineral de cinabrio, que
generalmente contiene alrededor de 10 kg por tonelada de roca. ... Por lo tanto,
el mercurio absorbido por antiguas plantas puede explicar su presencia en combustibles fósiles
como el carbón, el petróleo y el gas.
COMPUESTOS.- Algunos de los compuestos inorgánicos de mercurio son:
sulfuro de mercurio (HgS),
óxido de mercurio (HgO)
y cloruro de mercurio (HgCl2).
A estos compuestos también se les conoce como sales de mercurio.
EFECTOS DE SALUD RELACIONADOS CON LA EXPOSICIÓN AL MERCURIO
● La exposición al mercurio en altos niveles puede dañar el cerebro, corazón,

riñones, pulmones y sistema inmunológico de personas de todas las edades.
● Los altos niveles de metil-mercurio en el torrente sanguíneo de los niños pequeños
y de los bebés en proceso de desarrollo en el útero pueden dañar el sistema
nervioso en desarrollo, lo que afecta su capacidad para pensar y aprender.
EFECTOS ECOLÓGICOS DE LA EXPOSICIÓN AL MERCURIO
Las aves y los mamíferos que se alimentan de pescado están más expuestos al
metilmercurio que otros animales en ecosistemas acuáticos. Los depredadores que se
alimentan de estas aves y mamíferos también están en riesgo. Se encontró
metilmercurio en águilas, nutrias y panteras de Florida en peligro de extinción. En altos
niveles de exposición, los efectos perjudiciales del metil-mercurio en estos animales
incluyen:
● la muerte,
● reproducción reducida,
● crecimiento y desarrollo más lentos, y
● comportamiento anormal.
ELEMENTOS DEL GRUPO IIIB
ESCANDIO.- Elemento químico de número atómico 21, masa atómica 44,956 y símbolo Sc ; es un metal
del grupo de los elementos de transición, de color blanco plateado y blando, que se encuentra en algunos
minerales escasos, como la wolframita.
ESTADO NATURAL.- El estado del escandio en su forma natural es sólido. El escandio es un

elmento químico de aspecto blanco plateado y pertenece al grupo de los metales de transición. El número
atómico del escandio es 21.
PROPIEDADES:
PROPIEDAD FISICA.-
● Es un metal de color plateado y brillante

● Su densidad es 4.472 g/cm3
● Es ductil maleable y ligero
● Es solido a T° del ambiente
● Punto de fusión 1522°C
● Punto de ebullición 3336 °C
PROPIEDAD QUIMICA
● Es relativamente estable en el aire a T° más bajas que 400°C

● Tiene gran capacidad como catalizador con la formación de compuestos complejos.
OBTENCIONES
● Se obtiene tratando el Fluoruro de Escandio con Calcio por electrolisis de una mezcla
fundida de Cloruro de Escandio
● Se encuentra en minerales poco abundantes como: Escandinavia, gadolinita y euxenita.
COMPUESTOS MÁS IMPORTANTES.- Se encuentran como Óxidos
USOS Y APLICACIONES
● El isotopo radiactivo 46Sc se utiliza como trazador en el craqueo de petróleo

● El Yoduro de Escandio se utiliza en la fabricación de lámparas de vapor de Mercurio
produce una luz parecido a la luz solar
● El Oxido de Escandio se utiliza para producir luces de gran intensidad
● La disolución de Sulfato de Escandio se utiliza en la germinación de semillas de plantas, y
también se usa como catalizador en la conversión de ácido acético en acetona y en
manufactura de propanol
● Se utiliza en la fabricación de luces de gran intensidad
IRIDIO.- El iridio es un elemento de número atómico 77 que se sitúa en el grupo 9

de la tabla periódica. Su símbolo es Ir. Se trata de un metal de transición,
del grupo del platino, duro, frágil, pesado, de color blanco plateado. Es el segundo
elemento más denso (después del osmio) y es el elemento más resistente a
la corrosión, incluso a temperaturas tan altas como 2000 °C. Solo
algunos halógenos y sales fundidas son corrosivas para el iridio en estado sólido.
El iridio en polvo es mucho más reactivo y puede llegar a ser inflamable..
estado natural.-El estado del iridio en su forma natural es sólido. El iridio es un elmento químico
de aspecto blanco plateado y pertenece al grupo de los metales de transición. El número atómico
del iridio es 77.
En el mundo, el iridio es considerado como el elemento menos abundante en la corteza terrestre. Incluso,
solo se encuentra un total de 0.001 ppm a nivel mundial.
La reserva primaria de iridio más grande conocida en Bushveld – Sudáfrica
El único elemento que puede compararse en abundancia con el Iridio es el Telurio, y otros casi tan poco
abundantes como el Renio, Rutenio y Rodio
Incluso, es considerado un elemento extraterrestre, ya que suele ser más abundante en los
meteoritos.
propiedades físicas del iridio

● Su punto de ebullición se sitúa a los 4428 °C, y su punto de fusión a los 2466 °C.
● Organolépticamente, el Iridio
es un metal de color blanco-plateado con tonalidades amarillas, duro, poco dúctil, inodoro y textura
metálica.
● Físicamente, es un buen conductor térmico y eléctrico.
● Su densidad es de 22560 kg/m3.
● tiene un índice de dureza de 2,7 en la escala de mohs.
propiedades químicas del iridio
● El iridio es uno de los metales con mejor resistencia a la corrosión, siendo resistente a los ácidos y
el agua regia.
● El iridio en estado de oxidación se encuentra en los estados situados entre -3 y +6. No obstante,
los estados más comunes son el +3 y +4.
● atómicamente, posee 77 protones, 77 electrones y 115 neutrones.
propiedades mecánicas del iridio
● Su elevado punto de fusión lo convierte en el metal con mejores propiedades mecánicas al estar
sometido a temperaturas superiores a los 1600 °C.
● Posee el segundo módulo de elasticidad más elevado de todos los metales.
obtención
Es normalmente obtenido como subproducto de la minería de níquel, sin embargo, exploraciones mineras
son destinadas a explorar sitios de impacto conocidos en busca del raro metal.
Se sabe que se ha extraído y puede extraerse de las minas de níquel de Sudbury, ubicadas en Ontario,
Canadá.
Incluso, puede ser conseguido en depósitos aluviales junto al platino en forma de platiniridio y de los otros
metales del subgrupo en estos mismos lugares.
Sin embargo, se han registrado aleaciones naturales con una presencia de iridio mayor al 50%.
compuestos más importantes.- Los compuestos principales son

el tricloruro de iridio, IrCl3, un compuesto de color verde e insoluble en agua;
el cloruro de iridio (IV) y sodio, Na2IrCl6. 6H2O, sólido cristalino de color negro soluble en agua;
el cloruro de iridio (III) y sodio, Na3IrCl6.
usos
En la fabricación de aeronaves, se emplean aleaciones de iridio para fabricar piezas de larga duración y
elevada resistencia a las temperaturas.
El iridio también es utilizado para fabricar contactos eléctricos para bujías.

En el campo de la medicina, el iridio se utiliza para realizar procedimientos de braquiterapia, un
tratamiento para el cáncer
LANTANO.- Elemento químico de número atómico 57, masa atómica 138,91 y símbolo La ; es un metal
sólido, maleable y muy reactivo, que en la naturaleza se encuentra junto a otros lantánidos en ciertos
minerales y en ciertos tipos de calcita y fluorita; se usa principalmente en aleaciones y en vidrio óptico.
estado natural.- El estado del lantano en su forma natural es sólido. El lantano es un elemento
químico de aspecto blanco plateado y pertenece al grupo de los lantánidos. El número atómico
del lantano es 57.
PROPIEDADES FISICAS
● Punto de fusión 1051°C
● Punto de ebullición 3,193°C
● Densidad 10060 kg/m3 a 20°C
● Estructura Cristalina cubico
● Color plateado blanco.
PROPIEDADES QUIMICAS:
● Se oxida inmediatamente en el aire

● Sus propiedades químicas son similares al de los lantánidos
● Debido a su radiactividad brilla en la oscuridad.
OBTENCIONES
● El elemento lantano se puede encontrar en el Nitrato de Cerio impuro

● También se puede obtener a partir de la monacita y la bastnasita
● Otros elementos Lantánidos fueron descubiertos en impurezas de minerales de Itrio y se
su Cerio.
compuestos más importantes.- Los compuestos mas importantes son los Carbonatos y
Fosfatos de Lantanos
ELEMENTOS DEL GRUPO IV B
TITANIO.- El titanio es un elemento químico de símbolo Ti y número atómico 22 que se sitúa

en el grupo 4 de la tabla periódica de los elementos. Es un metal de transición de color gris, baja
densidad y gran dureza. Es muy resistente a la corrosión por agua del mar, agua regia y cloro.
estado natural.- El estado del titanio en su forma natural es sólido. El titanio es un elmento
químico de aspecto plateado y pertenece al grupo de los metales de transición. El número atómico
del titanio es 22. El símbolo químico del titanio es Ti.
propiedades.-
obtencion.-
compuestos más importantes.-
ZIRCONIO.-
estado natural.-
propiedades.-
obtencion.-
HAPNIO.-
estado natural.-
propiedades.-
obtencion.-

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CAPITULO I - ESTADO GASEOSO

PRESION ATMOSFERICA.- Los gases de la atmosfera ejercen presión sobre la tierra. La

PROPIEDADES DEL ESTADO GASEOSO.- Son los siguientes.

b.- FLUIDEZ.- Facilidad de movimiento.

d.- ELASTICIDAD.- Cesado la fuerza que lo deforma, recupera su forma original.

Para explicar el comportamiento de un gas se tiene en cuenta: el volumen, presión, temperatura

B.-TEMPERATURA.- Es el grado de intensidad del calor, se expresa al realizar los cálculos

1 ATMOSFERA = 76 cm Hg = 760 mm Hg = 760 Torr = 14.7 Lbs/Pulg2

Existen diferentes instrumentos para medir la presión de un gas así tenemos.

PRESION BAROMETRICA (Pbar).- Es la presión ejercida por los gases de la

La presión atmosférica, también conocida como barométrica, es la que provoca el peso de la

PRESION MANOMETRICA (Pman).- Es la presión medida por comparación respecto a otro

LEYES QUE RIGEN EL COMPORTAMIENTO DE GASES

El volumen de un gas es inversamente proporcional a la presión a

Entonces: A menor presión, mayor volumen y

P1V1 = P2V2 , a temperatura constante

500 mL= 0.5L.= V2

P1= 0.3 atm

P2= 0.3 atm (10L / 0.50L)= 6 atm

P1 = 710 Torr P1V1 = P2V2

Donde V = KT , entonces V/T = K

A menor temperatura menor volumen

Como la presión y la cantidad de materia se mantienen constantes, podemos aplicar la ley de

V1= 200 mL. V2 = V1T2/T1

Como la presión y la cantidad de materia se mantienen constantes, podemos aplicar la ley de

Si la temperatura se duplica, la presión se duplica a volumen

Mientras que cualquier disminución de temperatura en la presión disminuye Entonces

A MAYOR TEMPERATURA MAYOR PRESION

1.- La T° de 1 L. de un gas inicialmente se encontraba T°PN cambia a 220°C y el volumen se mantiene

T1 = 0°C + 273 = 273 °K =

T2 = 220 + 273 = 493 °K P2 = 1.372 Torr

Remplazando valores T2 = 450°K

P1V1 = P2V2 a T cte boyle V2/T2 = V1/T1 charles

V2 = V1P1/P2 xT2/T1 P2 = P1V1/V2 x T2/T1 T2 = T1V2/V1 x P2/P1

V1 = 500mL P2V2/T2 = P1V1/T1

T2 = 100+ 273 = 373°K

P1 = 760 mmHg = 1 atm V2 = 68.3 mL

La ley de Dalton Ptotal = P1+P2+P3…. Presiones individuales.

a.- Calcular la presión total en Torr

b.- Si el gas A se separa en forma selectiva, calcular el volumen en litros en condiciones

Datos a.- Ptotal = P1+P2+P3

T1= 27+273 = 300°K

T2 = 0+273 = 273°K b.- V2 = V1P1/P2 xT2/T1

P1 = 675 Torr V2 = 0.808 L.

ECUACION DE GASES IDEALES

Se establece la siguiente formula

R Es contante universal de gases

R = 1 atm x 22.4 L /1 mol x 273 °K

R = 0.0821 atm.L /mol.°K

ECUACIÓN DE LOS GASES IDEALES.

R = 0.0821 atm.L /mol.°K V = 42.4 L.

T = 27+ 273 = 300°K

2.- 0.625 moles de gas de Oxigeno se encuentra en un cilindro de 10 L. a30°C , calcular la

n= 1.9 moles12 mejores universidades de Medicina del

Esa presión, tenemos que convertirla a atmósferas:

Procedemos a hacer el despeje y sustituir los datos

8) Las moléculas de ozono presentes en la estratósfera absorben buena parte de la radiación

9.- Calcular la cantidad en gramos de Oxigeno presentes en un cilindro a 5.25 L. a una T°