GUIA - Universidad Libre

UNIVERSIDAD LIBRE
FACULTAD DE INGENIERÌA
DEPARTAMENTO DE CIENCIAS BÁSICAS
GUIA DE CLASE No 1
NOMBRE DE LA ASIGNATURA: Química General
TÍTULO: Estados, Propiedades, formas, transformaciones y
medida de la materialidad
DURACIÓN: 2 horas
BIBLIOGRAFÍA SUGERIDA:
Whitten K. Davis R. Peck M. Stanley G. Química. Octava
edición. Cengage learning.2008.
Chang Raymond. Química. Novena edición. Mc Graw Hill.
México.2007.
AUTOR: Sonia Torres Garzón
COMPETENCIAS
Reconoce las propiedades de la materia y la energía, sus transformaciones, métodos de
obtención y separación.
Identifica y explica los cambios físicos y químicos en diferentes situaciones planteadas con
base en los diferentes modelos teóricos.
Propone respuestas a los diferentes cuestionamientos y las compara con las de los
compañeros y con las de las teorías científicas.
Diferencia entre mezclas homogéneas y heterogéneas.
Determina las clases de energía que se pueden presentar en un sistema
CONCEPTUALIZACIÓN
El termino materia se refiere a cualquier cosa que ocupa un espacio y que tiene masa. La materia
puede ser cualquier cosa que se pueda tocar y sentir (agua, tierra).
LOS ESTADOS DE LA MATERIA
Todas las sustancias pueden existir en los tres estados: sólido, líquido y gaseoso.
Un Sólido tiene forma y volumen definidos que tienden a mantener bajo condiciones normales. En
los sólidos las moléculas se mantienen unidas en forma organizada, con poca libertad de
movimiento.
Un líquido tiene un volumen definido pero no tiene su propia forma ya que adoptan la forma del
recipiente que lo contenga. Sus partículas se adhieren entre sí firmemente, pero no con rigidez, de
tal forma que las partículas de un líquido tienen gran movilidad mientras mantienen contacto
cercano con otras.
1

Un gas no tiene forma ni volumen propio dado que ocupan por completo el volumen el volumen del
recipiente que los contiene. Se pueden comprimir con suma facilidad y también se expanden
ocupando volúmenes mayores.
CAMBIOS DE ESTADO
Los tres estados de la materia se pueden interconvertir entre sí de la siguiente manera:
- Fusión: cambio del estado sólido al líquido.
- Solidificación: paso del estado líquido al sólido.
- Vaporización: cambio del estado líquido al gaseoso.
- Condensación: retorno de un vapor al estado líquido.
- Sublimación: cambio directo del estado sólido al gaseoso sin pasar por el líquido.
Fusión Evaporación
Sólido Liquido Gaseoso
Solidificación Condensación
Sublimación
PROPIEDADES DE LA MATERIA
Cada sustancia tiene un conjunto de propiedades que permiten reconocerla y distinguirla de otras
sustancias.
GENERALES O EXTRINSECAS: son aquellas
propiedades que son comunes a todos los
cuerpos y no permiten diferenciar unas
sustancias de otras
ESPECIFICAS O INTRINSECAS: son aquellas
propiedades que permiten diferenciar una
sustancia de otra y pueden ser físicas o
químicas.
Inercia, forma , tamaño, masa, impenetrabilidad
Físicas: son aquellas
características
que se
pueden
determinar sin
que cambie su
composición. Ellas son
independientes de la
cantidad
presente.
de materia
Químicas: son
características que
manifiesta la materia
cuando cambia su
composición.
Olor, sabor, color,
punto de fusión, punto
de ebullición, dureza,
densidad, maleabilidad,
ductilidad,
conductividad.
Particulares a cada
sustancia., como por
ejemplo la combustión.
2

TRANSFORMACIONES DE LA MATERIA
PROCESOS FÍSICOS PROCESOS QUIMICOS
No cambia la composición de las sustancias
Son cambios reversibles
No ocurren cambios energéticos
Se detecta por observación
MEZCLAS
EJERCICIOS
Composición variable
Los componentes retienen sus
propiedades BIBLIOGRAFÍA características
Pueden separarse en sustancias
puras por métodos físicos
Mezclas de diferentes
composiciones
Pueden
diferentes
tener propiedades
MEZCLAS
HOMOGENEAS
Tienen la misma
composición en todas sus
partes
Los componentes son
Son reacciones en las que se altera la
composición de las sustancias
Se presentan cambios irreversibles
Producen liberación de energía: reacciones
endotérmicas y exotérmicas.
Requieren experimentación
CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA
MATERIA
MEZCLAS
HETEROGENEAS
No Tienen la misma
composición en todas sus
partes
Los componentes son
distinguibles
SUSTANCIAS PURAS
• Composición fija
• No pueden separarse en sustancias
más simples por métodos físicos
• Solo pueden cambiar de identidad y
propiedades por métodos químicos
• Las propiedades no varían
COMPUESTOS
Pueden descomponerse
en sustancias más simples
por cambios químicos,
siempre con composición
constante
ELEMENTOS
No pueden
descomponerse en
sustancias más simples
por cambios químicos
3

LA ENERGÍA
ENERGIA: Se define como la capacidad de un cuerpo para realizar un trabajo.
La materia y la energía no se crean ni se destruyen solamente cambia de una forma a otra. Este
principio se conoce como la Primera ley: de la “conservación de la materia y la energía”
La clasificación de la energía es en dos categorías:
Energía Potencial: La energía en virtud de la posición de la materia, la energía almacenada, lista
para ser utilizada.
Energía Cinética: La energía que se encuentra en movimiento en un cuerpo.
Estos dos tipos de energía se transforman en muchas clases, algunas existen en la naturaleza y
muchas otras el hombre en los avances tecnológicos las ha ido creando.
Los cuadros dados a continuación, sintetizan la información dada.
ENERGÍA
“Es la capacidad para realizar un trabajo”
Cinética Potencial
Se manifiestan de diferentes formas
Química Atómica Lumínica Nuclear Calórica Eléctrica
EJERCICIOS:
El calor
La temperatura
Es un flujo de energía
Se puede medir en diferentes escalas
Fahrenheit Centígrada Kelvin Rankine
1. La forma más conveniente de separar una mezcla homogénea de agua y etanol es
a) Cromatografía de capa delgada
b) Cristalización
4

c) Decantación
d) Destilación
2. Una mezcla se diferencia de un compuesto en que
a) Su composición no es fija
b) Sus componentes no se pueden separar por medios químicos
c) Está formada por dos o más elementos
d) Siempre es heterogénea
3. Si se registra la temperatura a la cual una muestra de margarina sólida pasa al estado líquido,
el procedimiento es adecuado para determinar en la margarina
a) Sublimación
b) Fusión
c) Licuefacción
d) Destilación
4. En el proceso de vulcanización se mejoran las condiciones del caucho frente a los ácidos y
bases, mediante la adición de polvo de azufre, sometiéndolo a unos 130 o C en presencia de
alguna sustancia aceleradora. Dicho proceso garantiza mayor
a) Ductilidad y maleabilidad
b) Elasticidad y resistencia
c) Resistencia y conductibilidad
d) Conductibilidad y ductilidad
5. Determine si cada uno de los procesos siguientes implica procesos físicos o químicos
a) El hielo se descongela
b) El azúcar se disuelve en agua
c) La leche se pone fría
d) Los huevos se dañan
e) El agua hierve
f) Un huevo es hervido hasta quedar duro
g) Un cerillo que ese quema
h) Glucosa que se disuelve en agua
i) Pan que se pone mohoso
j) Un pedazo de madera que es aserrado
6. La aspirina se compone de 60 % de carbono, 4.5 % de hidrogeno y 35.5 % de oxígeno en masa,
sea cual sea su origen. ¿La aspirina es una mezcla o un compuesto?
7. Determine si cada uno de los siguientes es un elemento, un compuesto o una mezcla
a) Aire
b) Arsénico
c) Bióxido de carbono
d) Agua
e) Oro
f) Gasolina
8. Clasifique cada uno de los siguientes como elemento, compuesto, mezcla homogénea o
heterogénea
a) Arena de playa
b) Alcohol etílico y agua
c) Ensalada de frutas
d) Gaseosa
e) Agua de mar
5

f) Gas helio
g) Cloruro de sodio
h) Leche malteada
i) Aire
j) concreto
9. Diga si las siguientes aseveraciones describen propiedades físicas o químicas
a) El gas oxígeno mantiene la combustión
b) Los fertilizantes ayudan a incrementar la producción agrícola
c) El agua ebulle por debajo de 100 o C en la cima de una montaña
d) El plomo es más denso que el aluminio
e) El azúcar tiene sabor dulce
f) El gas helio contenido en un globo tiende a escapar después de unas horas
g) Un rayo de luz se atenúa poco a poco y finalmente se apaga
h) El jugo de naranja congelado se reconstituye adicionándole agua
i) El crecimiento de las plantas depende de la energía del sol en un proceso llamado fotosíntesis
j) Una cucharadita de sal de mesa se disuelve en un plato de sopa.
k) El hierro tiende a oxidarse
l) El agua de lluvia en las regiones industrializadas tiende a ser ácida
m) Las moléculas de hemoglobina tienen color rojo
n) El agua de un vaso que se deja al sol desaparece gradualmente
o) Durante la fotosíntesis, el dióxido de carbono del aire se convierte por las plantas en moléculas
más complejas
10. Describir cada uno de los siguientes como un cambio químico, un proceso físico o ambos
a) Se calienta azufre en polvo , primero funde y luego arde
b) Se evapora alcohol por calefacción
c) Gas cloro se burbujea través de agua de mar concentrada, liberando bromo líquido
d) Se pasa electricidad a través de agua, produciéndose el desprendimiento de los gases
hidrógeno y oxígeno
e) El café se prepara pasando agua caliente a través del café molida
f) Se añade zumo de limón al té haciendo que cambie su color
g) Una toalla húmeda se seca al sol
BIBLIOGRAFÍA
BROWN. LEMAY. BURSTEIN. Química la ciencia central. Editorial Pearson. Prentice Hall. Novena
edición. México.2004
REBOIRAS.M.D. Química la ciencia básica. Editorial Thomson. España.2006
SHERMAN A. SHERMAN S. RUSSIKOFF L. Conceptos básicos de Química. Editorial continental.
México.1999
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UNIVERSIDAD LIBRE
FACULTAD DE INGENIERÌA
DEPARTAMENTO DE CIENCIAS BÁSICAS
GUIA DE CLASE No 2
NOMBRE DE LA ASIGNATURA: Química General
TÍTULO: Densidad y Temperatura
DURACIÓN: 2 horas
BIBLIOGRAFÍA SUGERIDA:
Whitten K. Davis R. Peck M. Stanley G. Química. Octava
edición. Cengage learning.2008.
Chang Raymond. Química. novena edición. Mc Graw Hill.
México.2007.
AUTOR: Sonia Torres Garzón
COMPETENCIAS
Realiza cálculos matemáticos referidos a densidad, masa y volumen.
Aplica las ecuaciones de conversión entre escalas para determinar la temperatura en
grados centígrados, en grados kelvin y en grados Fahrenheit de un cuerpo.
CONCEPTUALIZACIÓN
La densidad de una sustancia se define como la cantidad de masa que posee por unidad de
volumen.
Densidad = masa (m)
Volumen (v)
La densidad es una propiedad intensiva y no depende de la cantidad de masa presente, para un
material dado la relación de masa a volumen siempre es la misma; es decir V aumenta conforme
aumenta la masa. Usualmente la densidad se expresa en g/mL.
EJEMPLOS
1. Calculo de la densidad de una sustancia a partir de su masa y volumen.
Calcular la densidad del oro sabiendo que 50 g de esta sustancia ocupan 2.59 mL de volumen
d = masa = 50 g = 19.33 g/mL
volumen 2.59 mL
7

2. Calculo de la masa de un líquido contenido en un volumen dado
La densidad del etanol es 0.798 g/mL. Calcule la masa de 17.4 mL del liquido.
M = d x v 0.798 g/mL x 17.4 mL = 13.9 g
3. Calculo del volumen de una solución
La densidad de una alcohol es 0.8 g/cm 3 . Calcule el volumen de 1600 g de alcohol
V = m/d V = 1600 g /0.8 g/cm 3 = 2000 cm 3 o 2000 mL
4. Calculo de densidad para sólidos
Un bloque de hierro tiene 5.0 cm de largo, 3.0 cm de alto y 4.0 cm de ancho y pesa 474 g ¿Cuál es
la densidad del hierro?
Primero se calcula el volumen del bloque Volumen = largo x ancho x altura
V= 5.0 cm x 4.0 cm x 3.0 cm = 60 cm
Luego despejando de la ecuación:
d = m/v 474 g / 60 cm 3 = 7.9 g/cm 3
EJERCICIOS
1. La densidad del ácido sulfúrico de una batería de automóviles es 1.41 g/mL. Calcule la
masa de 242 mL del líquido.
2. un cubo sólido mide 6.00 cm en cada lado y tiene una masa de 0.583 kg. ¿Cuál es su
densidad en g/cm 3
3. Un bloque de aluminio con una densidad de 2.70 g/cm 3 tiene masa de 274.5 g ¿Cuál es el
volumen del bloque?
4. Una pequeña piedra tiene una masa de 55.0 g. la piedra es colocada en una probeta que
contiene agua. El nivel del agua en la probeta cambia de 25 mL a 40 mL cuando la piedra
se sumerge. ¿Cuál es la densidad de la piedra?
5. Para determinar la densidad de una solución en el laboratorio utilizando el picnómetro se
procedió de la siguiente forma:
1. Se pesó el picnómetro vació y su masa fue de 26.038 g
2. Se lleno el picnómetro con agua a 20 0 C (densidad del agua 0.99823 g/mL) y se pesó,
obteniéndose un valor de pesada de 35.966 g.
3. finalmente se pesó el picnómetro lleno de solución y el valor de la pesada fue de 37.791 g.
¿Calcular la densidad de la solución?
8

ESCALAS TERMOMÉTRICAS
P.F P.E
Actualmente se utilizan tres escalas de temperatura. Sus unidades son grados centígrados o
Celsius, grados Fahrenheit y grados Kelvin.
La escala de temperatura Celsius o centígrada la ideo en 1742 Anders Celsius, un astrónomo
sueco. Eligió como puntos fijos el de fusión del hielo y el de ebullición del agua, tras advertir
que las temperaturas a las que se verificaban tales cambios de estado eran constantes a la
presión atmosférica. Asignó al primero el valor 0 y al segundo el valor 100, con lo cual fijó el
valor del grado centígrado o grado Celsius (ºC) como la centésima parte del intervalo de
temperatura comprendido entre esos dos puntos fijos.
La escala de temperatura Fahrenheit la ideó Gabriel Daniel Fahrenheit, un científico alemán,
en 1724. En esta escala el punto de congelación del agua pura se da a 32 grados (32 0 F) y el
punto de ebullición del agua es a 212 grados (212 0 F). Así hay 180 grados entre el punto de
congelación y el punto de ebullición del agua.
La escala de temperatura Kelvin lleva el nombre de Lord Kelvin, el físico británico que la
propuso. En esta escala el punto de congelación del agua pura se da a 273 grados (273 0 C) y
el punto de ebullición del agua es a 373 grados (373 0 C). Así hay 100 grados entre el punto de
congelación y el punto de ebullición del agua.
Conversión de escalas
La relación existente entre las escalas termométricas más empleadas permite expresar una misma
temperatura en diferentes formas, esto es, con resultados numéricos y con unidades de medida
distintas. Se trata, en lo que sigue, de aplicar las ecuaciones de conversión entre escalas para
determinar la temperatura en grados centígrados, en grados kelvin y en grados Fahrenheit de un
cuerpo,
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EJEMPLOS
CONVERSIÓNES
De 0 C a 0 F
De 0 F a 0 C
De 0 C a 0 K
ECUACION
ºF= 9/5 ºC + 32
0 C = 5/9 (ºF-32)
0 K = ºC + 273
De 0 K a 0 C ºC = K – 273
1. Convierta 120 0 F a grados Celsius
0 C = 5/9 (ºF - 32) 0 C = 5/9 (120 ºF - 32) = 48 0 C
2. convertir 99 0 C a grados Fahrenheit
ºF= 9/5 ºC + 32 ºF= 9/5 (99ºC) + 32 = 210 0 F
3. Si un termómetro marca 35 0 C.¿cuánto debe marcar en grados kelvin y en grados
Fahrenheit
0 K = ºC + 273 0 K = 35 ºC + 273 = 308 0 K
ºF= 9/5 ºC + 32 ºF= 9/5 (35 ºC) + 32 = 95 0 F
EJERCICIOS
1. Normalmente el cuerpo humano puede soportar una temperatura de 105 0 F por cortos
periodos sin sufrir daños permanentes en el cerebro y otros órganos vitales ¿Cuál es esta
temperatura en grados Celsius?
2. El etilenglicol es un compuesto orgánico líquido que se utiliza como anticongelante en los
radiadores de los automóviles. Se congela a – 11.5 0 C. ¿Calcule esta temperatura de
congelación en grados Fahrenheit?
3. Un estudiante de ingeniería decide hornear una pizza. De acuerdo con las instrucciones, la
pizza debe hornearse por 10 minutos a 425 0 F. Sin embargo el marcador del horno está en
grados Celsius. ¿A qué temperatura debe colocarse la perilla para que la pizza quede lista
en 10 minutos?
4. Una persona que esta enferma tiene una temperatura de 40 0 C. la temperatura normal del
cuerpo es 37 0 C. Esto representa un aumento de 3 grados centígrados en temperatura.
¿Qué tipo de aumento por encima de la temperatura normal del cuerpo representa esta en
0 F?¿Cuál es la temperatura corporal de la persona en 0 F?
5. Si en la escala centígrada un termómetro marca 52 0 C,¿Cuánto debe marcar en un
termómetro de grados Fahrenheit y grados kelvin?
6. Halle la equivalencia en la correspondiente escala para las siguientes temperaturas:
a. 290 0 K a la escala centígrada y Fahrenheit.
10

. -80 0 C a 0 F
c. -20 0 F a grados Celsius
d. 50 0 C a la escala kelvin y a la escala Fahrenheit
e. -130 0 F a 0 C y a 0 K
BROWN. LEMAY. BURSTEIN. Química la ciencia central. Editorial Pearson. Prentice Hall. Novena
edición. México.2004
REBOIRAS.M.D. Química la ciencia básica. Editorial Thomson. España.2006
SHERMAN A. SHERMAN S. RUSSIKOFF L. Conceptos básicos de Química. Editorial continental.
México.1999
http://usuarios.lycos.es/naturis/images/conten8.gif
http://www.brasilescola.com/upload/e/termometro.jpg
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UNIVERSIDAD LIBRE
FACULTAD DE INGENIERÌA
DEPARTAMENTO DE CIENCIAS BÁSICAS
GUIA DE CLASE No 3
NOMBRE DE LA ASIGNATURA: Química General
TÍTULO: ESTRUCTURA ATÓMICA
DURACIÓN: 2 horas
BIBLIOGRAFÍA SUGERIDA:
Whitten K. Davis R. Peck M. Stanley G. Química. Octava
edición. Cengage learning.2008.
AUTOR: Luisa Fda. Navarrete R.
COMPETENCIAS
Chang Raymond. Química. Novena edición. Mc Graw Hill.
México.2007.
• Comprende los fundamentos de la estructura de la materia.
• Conoce, identifica y aplica los conceptos de número atómico, número másico e isótopos.
CONCEPTUALIZACIÓN
Toda la materia esta constituida por partículas muy pequeñas llamadas átomos, los cuales tienen
una estructura interna conformada por núcleo y periferia, en donde se encuentran ubicadas
partículas aún más pequeñas denominadas subatómicas.
El desarrollo de las diferentes teorías atómicas ha permitido establecer importantes leyes sobre la
naturaleza de la materia como: a) ley de las proporciones definidas, b) ley de las proporciones
múltiples y c) ley de la conservación de la masa.
En el siguiente diagrama se observa una aproximación a la constitución general de del átomo.
Protones
Número atómico
Núcleo Periferia
Masa atómica
ÁTOMO
Neutrones
Niveles de
energía
Electrones
Números
cuánticos
Configuración electrónica
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• NUCLEO: constituido por protones y neutrones, contiene por tanto la carga positiva, y
prácticamente toda la masa del átomo.
• NÚMERO Y MASA ATÓMICOS: señalan la diferencia existente entre los átomos de los
elementos, dicha diferencia se relaciona con el número de partículas que los conforman.
- Número atómico: se representa por Z, indica el número de protones, al ser el átomo
eléctricamente neutro igualmente el número de electrones.
- Masa atómica: se representa por A, indica el número total de partículas existentes en
el núcleo es decir, suma de protones y neutrones.
• ISOTOPOS: átomos de un mismo elemento que con distinta masa, porque tienen distinto
número de neutrones en su núcleo.
Cuando un elemento presenta isotopos su peso atómico se determina como el promedio
en peso de las masas de cada uno de los isotopos.
Ejemplo 1: Calcule el número de protones y neutrones de a) 39 K19 y b) 56 Fe26
El subíndice representa el número atómico el cual corresponde a los protones y el superíndice
indica la masa atómica es decir, número de protones más neutrones, por tanto:
a) Potasio (K) tiene 19 protones y 20 neutrones.
b) Hierro (Fe) tiene 26 electrones y 30 neutrones.
• PERIFERIA: se sitúan los electrones en niveles que pueden contener distintos subniveles
denominados orbitales atómicos, los cuales según su forma y orientación podrán alojar
distinto número de electrones.
Ejemplo 2: Teniendo en cuenta número atómico, masa atómica complete la siguiente tabla:
Elemento Z A Protones Neutrones Electrones Representación
Aluminio 13 27 13 14 13
Mercurio 80 200 80 120 80
Azufre 16 32 16 16 16
27 Al13
200 Hg80
• NIVELES DE ENERGÍA: se identifican por números enteros (1, 2, 3, 4, 5 etc.) que indican
32 S16
su ubicación respecto al núcleo, y cada nivel posee subniveles que se representan
mediante las letras s, p, d y f.
Los primeros electrones ocupan el nivel de menor energía y una vez se completa éste,
empezará a llenarse el de energía inmediatamente mayor y así sucesivamente. Existe un
diagrama (Moeller) que ayuda a determinar el orden de llenado y que se conoce como
distribución electrónica:
13

La distribución de orbitales y número máximo de electrones posibles en los 4 primeros
niveles se resume en la siguiente tabla:
Niveles de energía 1 2 3 4
Subniveles s s p s p d s p d f
Número de orbitales de cada tipo 1 1 3 1 3 5 1 3 5 7
Denominación de los orbitales 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f
Número máximo de electrones en los orbitales 2 2 - 6 2 - 6 - 10 2- 6- 10- 14
Número máximo de electrones por nivel 2 8 18 32
REGLA DE HUND: los electrones deben ocupar todos los orbitales de un
subnivel dado en forma individual antes de que se inicie su apareamiento.
Ejemplo 3: Determine la configuración electrónica de los átomos neutros de a) Cl y b) Br
a) El número atómico del cloro Z=17 por tanto son 17 electrones a ubicar en los distintos niveles de
acuerdo con el diagrama de Moeller: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
b) El número atómico del bromo Z=35 es decir, 35 electrones: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5
• NÚMEROS CUÁNTICOS: describen los niveles de energía y la forma de los orbitales que
indica la distribución espacial del electrón.
- Principal (n): nivel de energía que ocupa el electrón, puede ser cualquier entero
positivo.
- Azimutal (ℓ): forma de la región del espacio (tipo específico de orbital) que ocupa el
electrón, puede tomar valores a partir de n-1.
- Magnético (mℓ): orientación espacial del orbital atómico, toma valores que van desde ℓ
a -ℓ incluyendo cero.
- Espín (ms): giro del electrón sobre su propio eje y la orientación del campo magnético
que éste produce, puede tomar valores ±1/2.
PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI: en un mismo átomo no pueden
existir dos electrones que tengan el mismo conjunto de números
cuánticos.
14

Ejemplo 4: De los siguientes grupos de números cuánticos (n, ℓ, mℓ, ms) señale no puede existir en
un mismo átomo
a) {4, 2, -1, +1/2} b) {5, 0, -1, +1/2} c) {4, 4, -1, +1/2} d) {6, 0, 0, -1/2}
- n= En todos puede existir, ya que éste puede tomar valores de números enteros diferentes de
cero.
- ℓ= Pueden existir en todos menos el que corresponde al literal c, puesto que los valores que toma
ℓ van desde n-1.
EJERCICIOS
1. Complete la siguiente tabla, asumiendo que cada columna representa un átomo neutro.
52 Cr
Símbolo
Protones 33 77
Neutrones 42 20
Electrones 20 86
Núm. masa 222 193
2. En la naturaleza hay tres isótopos de magnesio. Calcule el peso atómico del magnesio a partir
de sus respectivas abundancias y masas.
Isótopo % Abundancia Masa
24 Mg12 78.70 23.98504
25 Mg12 10.13 24.98584
26 Mg12 11.17 25.98259
3. Determine las configuraciones electrónicas para los átomos con los siguientes números
atómicos:
a) Z = 9 _______________________________________________
b) Z = 15 _______________________________________________
c) Z = 56 _______________________________________________
4. Determine el número máximo de electrones de un átomo que pueden tener los siguientes
números cuánticos:
15

a) n = 2, ms = -1/2 ___________________
b) n = 5, l = 3 ______________________
c) n = 4, l = 3, ml = -3 __________________
d) n = 4, l = 1, ml = 1 __________________
BIBLIOGRAFÍA
ATKINS, P., JONES, L. Chemical Principles. Second Edition. W. H. Freeman and company. New
York. 2001.
BROWN. LEMAY. BURSTEIN. Química la ciencia central. Editorial Pearson. Prentice Hall. Novena
edición. México.2004
REBOIRAS.M.D. Química la ciencia básica. Editorial Thompson. España.2006
SHERMAN A. SHERMAN S. RUSSIKOFF L. Conceptos básicos de Química. Editorial continental.
México.1999
http://personal5.iddeo.es/pefeco/Tabla/configuracion.htm
http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/atomo/c
electron.htm
http://es.geocities.com/josemanuelpuertas/atomo.htm
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UNIVERSIDAD LIBRE
FACULTAD DE INGENIERÌA
DEPARTAMENTO DE CIENCIAS BÁSICAS
GUIA DE CLASE No 4
NOMBRE DE LA ASIGNATURA: Química General
TÍTULO: La Tabla Periódica
DURACIÓN: 2 horas
BIBLIOGRAFÍA SUGERIDA:
Whitten K. Davis R. Peck M. Stanley G. Química. Octava
edición. Cengage learning.2008.
Chang Raymond. Química. Novena edición. Mc Graw Hill.
México.2007.
AUTOR: Sonia Torres Garzón
COMPETENCIAS
Predice tendencias para propiedades tales como radio atómico, potencial de ionización,
afinidad electrónica y electronegatividad.
CONCEPTUALIZACIÓN
LA TABLA PERIÓDICA
El reconocimiento de las regularidades periódicas en las propiedades físicas y químicas, así como
la necesidad de organizar la gran cantidad de información disponible respecto a la estructura y
propiedades de las sustancias elementales condujeron al desarrollo de la tabla periódica, una tabla
en la que se encuentran agrupados los elementos que tienen propiedades físicas y químicas
semejantes.
En la tabla periódica actual los elementos están organizados en orden creciente de número
atómico, en filas horizontales llamadas periodos y en columnas verticales, conocidas como grupos.
Periodicidad y configuración electrónica
“Las propiedades físicas y químicas de los elementos son función periódica de sus números
atómicos “
Todos los elementos dentro de cada grupo A tienen el mismo número de electrones en su nivel
más externo, lo cual indica que el número del grupo dice cuántos electrones externos hay. Por
ejemplo:
El sodio con estructura electrónica: 1S 2 2S 2 2P 6 3S 1 presenta propiedades similares al Litio de
estructura electrónica 1S 2 2S 1 ambos tienen un electrón en el último nivel estando llenos los
internos. Lo mismo podría anotarse del Fluor y Cloro, que poseen 7 electrones en su último nivel.
17

LOS PERIODOS
Son los intervalos comprendidos entre dos elementos de propiedades semejantes que varían a lo
largo del mismo, es así como el Periodo 2 representado mediante número arábigo, comprende
todos los elementos contenidos entre el Litio de número atómico 3 y el Neón de número atómico 10
.
LOS GRUPOS
Es el conjunto de elementos situados en una misma verticalidad con propiedades físicas y
químicas muy similares, se representa con número romanos, es así como el Grupo II A comprende
todos los elementos contenidos entre el Berilio de número atómico 4 y el Radio de número
atómico 88.
Los elementos de la Tabla Periódica pueden clasificarse de la siguiente manera:
a. Gases nobles: corresponden en la tabla de arriba hacia abajo desde el Helio hasta el
Radón; son muy estables y poco reactivos. Corresponden al Grupo cero o Grupo VIIA.
b. Elementos tipos: tienen el último nivel incompleto y corresponden a los elementos de los
grupos IA hasta VIIIA, se conocen también como elementos representativos.
El grupo IA son los metales Alcalinos, el IIA metales Alcalinotérreos, el VIIA Halógenos y VIIIA
Gases nobles.
c. Elementos de Transición: con dos niveles incompletos, forman los Grupos IB, IIB, IIIB,
IVB, VB. VIB, VIIB y VIIIB, su distribución electrónica termina en con subniveles d y s.
d. Elementos de transición interna: tienen tres niveles incompletos formando las series de
los Lantánidos y Actínidos.
METALES Y NO METALES
Los elementos pueden subdividirse en tres categorías: metales, no metales y metaloides. Un metal
es un buen conductor del calor y la electricidad mientras que un no metal generalmente es un mal
conductor del calor y la electricidad. Un metaloide representa propiedades intermedias entre los
metales y los no metales. A lo largo de cualquier periodo, de izquierda a derecha, las propiedades
físicas y químicas de los elementos cambian de manera gradual de metálicas a no metálicas.
PROPIEDADES PERIODICAS
POTENCIAL DE IONIZACION O ENERGÍA DE IONIZACIÓN
El potencial de ionización es la energía requerida para quitarle un electrón a un átomo neutro, en
estado gaseoso para formar ión positivo.
N
Na º + E
+ E N + e-
(+)
Na+ + 1e -
18

Aumenta de Izquierda a Derecha en los Periodos y Disminuye de Arriba hacia Abajo en los
Grupos
AFINIDAD ELECTRÓNICA
Es la energía liberada cuando un átomo neutro en estado gaseoso, captura un electrón para formar
un ión negativo.
+ e-
Cl o + 1e -
-
Cl - + E
Aumenta de Izquierda a Derecha y Disminuye de Arriba hacia Abajo en los grupos
ELECTRONEGATIVIDAD
Se define como la tendencia relativa que tienen los átomos para atraer los electrones que
participan en un enlace químico.
El elemento mas electronegativo es el Fluor (F) y el menos electronegativo es el francio (Fr).
Aumenta de Izquierda a derecha en la tabla periódica y de Abajo hacia Arriba
TAMAÑO ATOMICO
Como los átomos nunca existen solos en sistemas químicos, se podría definir el radio atómico
como la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos vecinos cuando la sustancia se
encuentra en estado sólido.
En un grupo aumenta al aumentar el número atómico, en el periodo disminuye de izquierda
a derecha.
A continuación un cuadro conceptual de la tabla periódica:
19

Filas
verticales
TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
Grupos Períodos En ella se
encuentran elementos
Thomson
1897
EJERCICIOS
Grupos:
Representativos: A
Transición: B
Lantánidos y
Actínidos
Rutherford
1909
Filas
Horizontales
Son 7
Determina la Reactividad
de los elementos
Modelos
Böhr
1913
Modelo de la
nube de carga
Orbitales
s p d f
Responda las preguntas de acuerdo con las siguientes opciones:
Si 1 y 2 son correctas marca A.
Si 2 y 3 son correctas marca B
Si 3 y 4 son correctas marca C
SI 2 Y4 son correctas marca D
Si 1 y 3 son correctas marca E
La respuesta que señale en cada pregunta debe ser justificada.
Metálicos
No metálicos
Origina
Estudio de la
Estructura interna
Del átomo
Modelo
mecánicocuántico
Distribución de los
Electrones en el átomo
Nivel Orbitales
Subnivel Spin
El físico alemán Max Planck contribuyó a constituir un modelo atómico porque:
1. Hablo de los números cuánticos.
2. Afirmó que el átomo es neutro
3. Determinó la constante h
4. Habló de los cuantos de energía
A B C D E
Cuando se habla del principio de incertidumbre de Heisenberg, se hace referencia a que
1. La energía y la materia son intercambiables
2. Toda partícula en movimiento emite energía electromagnética
3. No se puede conocer la Posición y velocidad de un electrón al mismo tiempo
4. Dos magnitudes físicas no se pueden medir simultáneamente.
20

Es cierto que los grupos en la tabla periódica:
A B C D E
1. Indican los protones presentes en el núcleo
2. Indican los electrones en la capa de valencia
3. Son las columnas verticales de la tabla periódica
4. Son las filas horizontales de la tabla periódica
A B C D E
La electronegatividad:
1. Aumenta en los periodos de izquierda a derecha.
2. Disminuye en los periodos de izquierda a derecha
3. Disminuye en los grupos de arriba hacia abajo
4. Aumenta en los grupos de arriba hacia abajo.
A B C D E
Elija la respuesta correcta dentro de las siguientes opciones, explique su elección.
1. La teoría atómica moderna se debe a:
a. Dalton b. Thompson c. Rutherford d. Bohr e. Demócrito.
Determina cuales de las siguientes expresiones son verdaderas. Justifique su respuesta.
1. En el sistema periódico los elementos están ordenados en función de Z.
2. En un grupo el radio atómico aumenta conforme aumente Z
3. En un periodo la energía de ionización aumenta de izquierda a derecha
4. Los elementos del grupo IA son todos metales
5. Los no-metales son todos sólidos
BIBLIOGRAFIA
BROWN. LEMAY. BURSTEIN. Química la ciencia central. Editorial Pearson. Prentice Hall. Novena
edición. México.2004
REBOIRAS.M.D. Química la ciencia básica. Editorial Thomson. España.2006
SHERMAN A. SHERMAN S. RUSSIKOFF L. Conceptos básicos de Química. Editorial continental.
México.1999
21

UNIVERSIDAD LIBRE
FACULTAD DE INGENIERÌA
DEPARTAMENTO DE CIENCIAS BÁSICAS
GUIA DE CLASE No 5
NOMBRE DE LA ASIGNATURA: Química General
TÍTULO: ENLACE QUÍMICO
DURACIÓN: 2 horas
BIBLIOGRAFÍA SUGERIDA:
Whitten K. Davis R. Peck M. Stanley G. Química. Octava
edición. Cengage learning.2008.
AUTOR: Luisa Fda. Navarrete R.
COMPETENCIAS
• Comprende el concepto de enlace químico.
• Analiza e identifica los diferentes tipos de enlaces.
Chang Raymond. Química. Novena edición. Mc Graw Hill.
México.2007.
• Reconoce la importancia del enlace químico en la formación de compuestos.
CONCEPTUALIZACIÓN
Los átomos tienen la propiedad de combinarse con otros átomos para generar especies más
estables mediante fuerzas que los mantienen unidos y que se denominan enlaces químicos.
A continuación se observa en el diagrama aspectos importantes relacionados sobre enlace
químico.
22

Iónico Covalente Metálico
Transferencia
Electrónica
Metales – No metales
ENLACE
QUÍMICO
Configuración
electrónica
Compartición
Electrónica
Electrones
de valencia
Polar No polar
No metales – No metales
Regla del
Octeto
Metales
• CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA: la forma en que se encuentran distribuidos los
electrones entre los distintos orbitales atómicos.
• ELECTRONES DE VALENCIA: electrones ubicados en la capa más externa de los átomos,
participan directamente en la formación de los enlaces dentro de un compuesto dado.
• REGLA DEL OCTETO: los átomos de los diferentes elementos (a excepción del hidrógeno)
tienden a formar cierto número de enlaces hasta completar ocho electrones en su último
nivel.
ESTRUCTURAS DE LEWIS: representación de los enlaces formados entre átomos
mediante líneas mientras que los electrones no compartidos de cada átomo se denotan
con puntos o cruces.
Ejemplo 1: Determine los electrones de valencia de a) litio, b) oxígeno y c) bromo
a) Número atómico litio 3: 1s 2 2s 1 ; 1 electrón de valencia (último nivel 2).
b) Número atómico oxígeno 8: 1s 2 2s 2 2p 4 ; 6 electrones de valencia (último nivel 2).
c) Número atómico bromo 35:1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5 ; 7 electrones de valencia
(último nivel 4).
23

Ejemplo 2: Represente mediante estructuras de Lewis las moléculas de agua y dióxido de
carbono.
a) Electrones de valencia átomos:
b) Estructuras Lewis: el átomo central, es por lo general el menos electronegativo (excepción
el hidrógeno)
Agua: Dióxido de carbono:
• TIPOS DE ENLACE QUÍMICO: los tres tipos principales de enlaces son iónico, covalente y
metálico. A continuación se mencionan algunas características de cada enlace.
a) Iónico: involucra fuerzas electrostáticas existentes entre iones con carga opuesta,
los cuales se forman por la transferencia de uno o más electrones de un átomo a
otro. Se presentan principalmente entre metales y no metales.
Ejemplo 3: Enlace molécula de cloruro de sodio
b) Covalente: resultado del compartir electrones debido a la pequeña diferencia de
electronegatividades entre los átomos enlazantes. Dependiendo del número de
pares electrónicos que se comparten se pueden dar enlaces sencillos, dobles y
triples.
- Polar: el par electrónico no se comparte de igual forma, la densidad
electrónica se distorsiona en dirección del átomo más electronegativo.
Ejemplo 4: Enlace molécula cloruro de hidrógeno, la densidad electrónica se dirige hacia el átomo
de cloro.
24

- No polar: densidad electrónica simétrica, puesto que se comparte por
igual el par electrónico
Ejemplo 5: Enlace molécula de hidrógeno
EJERCICIOS
c) Metálico: se encuentra entre métales como cobre hierro y aluminio, en ellos cada
átomo esta unido a varios átomos vecinos, los electrones de enlace tienen relativa
libertad para moverse dentro de la estructura tridimensional del metal.
1. ¿Cuántos electrones de valencia posee un átomo de cloro?
2. ¿Cuántos electrones debe ganar un átomo de azufre para alcanzar un octeto en su capa
de valencia?
3. Construya una estructura de Lewis para el O2, en la que cada átomo alcance un octeto.
Explique por qué es necesario formar un doble enlace en la estructura de Lewis.
4. Nombre cinco metales y cinco no metales que puedan formar compuestos iónicos con
facilidad. Escriba las formulas de los compuestos que se formarían al combinar estos
metales y no metales.
5. Cuales de los siguientes enlaces son polares: a) P – O, b) S – F, c) Br – Br, d) O – Cl,
¿Cuál es átomo más electronegativo en cada enlace?
BIBLIOGRAFÍA
ATKINS, P., JONES, L. Chemical Principles. Second Edition. W. H. Freeman and company. New
York. 2001.
BROWN. LEMAY. BURSTEIN. Química la ciencia central. Editorial Pearson. Prentice Hall. Novena
edición. México.2004
REBOIRAS.M.D. Química la ciencia básica. Editorial Thompson. España.2006
SHERMAN A. SHERMAN S. RUSSIKOFF L. Conceptos básicos de Química. Editorial continental.
México.1999
www.monografias.com/trabajos12/quimi/quimi.shtml
http://genesis.uag.mx/edmedia/material/QIno/T6.cfm
25

UNIVERSIDAD LIBRE
FACULTAD DE INGENIERÌA
DEPARTAMENTO DE CIENCIAS BÁSICAS
GUIA DE CLASE No 6
NOMBRE DE LA ASIGNATURA: Química General
TÍTULO: Reacciones y ecuaciones químicas
DURACIÓN: 2 horas
BIBLIOGRAFÍA SUGERIDA:
Whitten K. Davis R. Peck M. Stanley G. Química. Octava
edición. Cengage learning.2008.
Chang Raymond. Química. Novena edición. Mc Graw Hill.
México.2007.
AUTOR: Sonia Torres Garzón
COMPETENCIAS
Elabora y reconoce ejemplos de los tipos de reacciones químicas.
Observa la ocurrencia de reacciones químicas en procesos cotidianos.
Completa, balancea y diferencia los diferentes tipos de reacciones químicas
CONCEPTUALIZACIÓN
Las reacciones químicas son procesos en los cuales los reactivos se transforman en otros nuevos
llamados productos. Una reacción química puede representarse
Reactivos Productos
Donde la flecha indica que los reactivos se transforman en productos. Los elementos se
representan mediante sus símbolos, o los compuestos por sus formulas químicas, las reacciones
químicas se representan simbólicamente mediante la ecuación química.
Las reacciones químicas pueden clasificarse de varias maneras, una de ellas puede ser reacciones
de combinación, de descomposición, de sustitución simple y de doble sustitución.
1. Las reacciones de combinación son reacciones en las cuales dos o más sustancias se
combinan para formar una sustancia más compleja. La fórmula general es:
C + 2S CS2
SO3 + H2O H2SO4
A + B AB
26

2. Las reacciones de descomposición son reacciones en las cuales una sustancia es
descompuesta en sustancias más simples. La fórmula general para una reacción de
descomposición es:
2H2O 2H2 + O2
2KClO3 2KCl + 3O 2
AB A + B
3. Una reacción de sustitución simple es aquella en la cual un elemento no combinado
sustituye a otro elemento que está en un compuesto. La fórmula general para este tipo de
reacciones es:
Zn + 2HCl ZnCl2 + H2
2K + 2H2O 2KOH + H2
A + BC AC + B
4. Una reacción de doble sustitución o doble intercambio es aquella en la cual dos o más
compuestos intercambian iones entre sí. La formula general es:
HCl + NaOH NaCl + H2O
AB + CD AD + CB
H3PO4 + 3LiOH Li3PO4 + 3H2O
Las reacciones químicas también pueden ser clasificadas, dependiendo si absorben o liberan calor,
denominándose Endotérmicas o Exotérmicas respectivamente.
En una reacción Exotérmica el calor fluye de la mezcla reaccionante al ambiente, en las
reacciones Endotérmicas ocurre lo contrario.
REACCIÓN ENDOTÉRMICA
Calor = Q + Reactantes Productos
Ej. HCl(g) + NH3(g) N H4Cl(s) (+ 42.3 Kcal. = ∆ H)
27

REACCIÓN EXOTÉRMICA
Reactantes Productos + Calor =Q
Ej. CaCO3 (g) CaO(g) + CO(g) (- 42.5 Kcal = ∆ H)
EJERCICIOS
Complete, balancee y clasifique las reacciones de acuerdo a su tipo y escriba el nombre de cada
especie química:
a. H2 + Br2
Tipo de reacción:____________________
b. CaCO3
Tipo de reacción:____________________
c. zinc + ácido sulfúrico
Tipo de reacción:____________________
d. H2SO3 + Al(OH)3
Tipo de reacción:____________________
e. AgNO3 + KCl
Tipo de reacción:____________________
BIBLIOGRAFÍA
BROWN. LEMAY. BURSTEIN. Química la ciencia central. Editorial Pearson. Prentice Hall. Novena
edición. México. 2004
REBOIRAS.M.D. Química la ciencia básica. Editorial Thomson. España.2006
SHERMAN A. SHERMAN J. RUSSIKOFF L. Conceptos básicos de Química. Compañía editorial
Continental. México.1999
28

UNIVERSIDAD LIBRE
FACULTAD DE INGENIERÌA
DEPARTAMENTO DE CIENCIAS BÁSICAS
GUIA DE CLASE No 7
NOMBRE DE LA ASIGNATURA: Química General
TÍTULO: Nomenclatura Química
DURACIÓN: 2 horas
BIBLIOGRAFÍA SUGERIDA:
Whitten K. Davis R. Peck M. Stanley G. Química. Octava
edición. Cengage learning.2008.
Chang Raymond. Química. Novena edición. Mc Graw Hill.
México.2007.
AUTOR: Sonia Torres Garzón
COMPETENCIAS
Nombra correctamente compuestos químicos utilizando la nomenclatura común, la
nomenclatura stock y la nomenclatura sistemática.
Elabora correctamente las fórmulas de los compuestos químicos con base en la teoría.
CONCEPTUALIZACIÓN
Los óxidos
Son combinaciones binarias de los elementos químicos con el oxígeno. Se clasifican en óxidos
básicos y óxidos ácidos.
Los óxidos básicos se forman al combinarse los elementos metálicos con oxígeno que al
reaccionar con agua producen bases o hidróxidos. Ejemplos:
formulación Nombres
4Na + O2 2Na2O Óxido de sodio
2Mg + O2 2MgO Oxido de magnesio
4Al + 3O2 2Al 2O3
Oxido de aluminio
2Zn + O2 2ZnO Oxido de zinc
29

Los óxidos ácidos se forman al combinarse los elementos no metálicos con oxígeno que al
reaccionar con agua producen ácidos. Pueden nombrarse utilizando tres diferentes nomenclaturas
así:
NOMENCLATURA COMUN
O TRADICIONAL
Óxido + nombre del
elemento + terminación oso
(menor estado de oxidación)
o ico (mayor estado de
oxidación)
Fe +2 O -2
Óxido ferroso
+3 -2
Fe 2 O 3
Óxido ferrico
+3 -2
P2 O3
Oxido fosforoso
+5 -2
P2 O5
Oxido fosfórico
Cl2O7
Óxido perclórico
Los hidróxidos o bases
NOMENCLATURA
SISTEMATICA
Prefijo de acuerdo con el
número de átomos,
mono,di,tri…+ óxido + de +
nombre del elemento
NOMENCLATURA STOCK
óxido + de +nombre del
elemento y en números
romanos entre paréntesis el
estado de oxidación del
elemento
Monóxido de hierro Óxido de hierro(II)
Trióxido de dihierro Óxido de hierro(III)
Trióxido de difósforo Óxido de fósforo (III)
Pentóxido de fósforo (V) Óxido de fósforo (V)
Heptaóxido de dicloro Oxido de cloro (VII)
Son compuestos formados por la unión de un oxido básico con el agua. Para formularlo se coloca
el metal y el grupo hidroxi (OH), que siempre tiene estado de oxidación (-1). La fórmula general es
M(OH)x siendo x la valencia del metal.
Ejemplo
Nomenclatura
sistemática
Nomenclatura stock
Nomenclatura
tradicional
Al(OH)3 trihidróxido de aluminio hidróxido de aluminio hidróxido alumínico
Fe +2 O -2
Óxido ferroso
+5 -2
N2 O5
Oxido nítrico
Monóhidróxido de
hierro
Pentahidróxido de
dinitrógeno
hidróxido de hierro(II)
Hidróxido de nitrógeno
(V)
Hidróxido ferroso
Hidróxido nítrico
30

Los ácidos
Pueden se hidrácidos o ácidos binarios y oxácidos o ácidos ternarios.
Los ácidos hidrácidos: se forman al reaccionar un gas, como el Fluor(F), Cloro(Cl), etc. con el
hidrógeno.
formulación Nombres
Cl2 + H2 = 2HCl
Cloro + Hidrógeno
Ácido Clorhídrico
Br2 + H2 2HBr Äcido bromhídrico
Los ácidos oxacidos, resultan de las combinaciónes de los óxidos ácidos con el agua
Las sales
formulación Nombres
SO2 + H2O =H2SO3
Azufre + Agua
SO3 + H2O =H2SO4
Azufre + Agua
Ácido Sulfuroso
Ácido Sulfúrico
Una sal es un compuesto químico formado por cationes (iones con carga positiva) enlazados a
aniones (iones con carga negativa). Son el producto de una reacción química entre una base y un
ácido, la base proporciona el catión y el ácido el anion.
Las Sales se pueden Clasificar así:
• Sal hidrácida
• Sal oxiácida , Oxisales u Oxosales
• Sal ácida
• Sal doble
La sal hidrácida o sal haloidea resulta de la combinación de un hidrácido (hidruro no metálico
acuoso) y un hidróxido.
Fórmula Nombre tradicional
Nombre con el Sistema
Stock
HClac + Cu(OH) CuCl + H2O Cloruro cuproso Cloruro de cobre (I)
2HClac + Cu(OH)2 ---> CuCl2 + 2H2O Cloruro cuprico Cloruro de cobre (II)
Hg +2 +Br -1 ---> HgBr2 Bromuro mercúrico Bromuro de mercurio (II)
31

Una sal oxiácida u oxisal es el resultado de la combinación de un hidróxido con un ácido oxiácido,
aunque también se pueden formar de una manera más simple por la combinación de un metal y un
radical.
Fórmula Nombre tradicional
Nombre en el Sistema
Stock
NaOH + HNO2 NaNO2 + H2O Nitrito de sodio Nitrito de sodio
Ca(OH)2 + H2SO4 CaSO4 + H2O Carbonato de sodio Carbonato de sodio
Fe +2 (SO3) -2
Sales ácidas y básicas
Sulfito ferroso Sulfito de hierro II
Fe2(SO4)3 Sulfato férrico Sulfato de hierro III
En compuestos con cationes o aniones multivalentes, es posible que se den neutralizaciones
parciales y por lo tanto las sales que así se originen podrán tener características ácidas o básicas.
• Sales ácidas, como: NaOH + H2CO3 → NaHCO3 + H2O
• Sales básicas, como: Mg(OH)2 + HCl → Mg(OH)Cl + H2O
EJERCICIOS
Nombre los siguientes compuestos:
1. HBr
2. H3PO4
3. HIO3
4. H2SO4
5. Al(OH)3
6. Al2(SO4)3
7. NH4HCO3
8. NH4I
9. CrO3
10. BaO
11. ZnO
12. CuO
13. Cr2O3
14. SrO
15. Fe2O3
16. BeO
17. HgO
18. Ni2O3
19. PbO2
20. BaBr2. 2H2O
21. Ba(NO3)2
22. MgSO4
23. CdCO3
24. CdSO3
25. Ca3(PO4)2
26. CS2
27. ZnCl2
28. Zn(OH)2
29. Zn(NO3)2. 6H2O
30. CuBr2
31. CuI2
32. FeO
33. CuSO3
34. SnCl4
35. SnO2
36. PCl5
37. FeCl3
38. Fe(NO2)2
39. Fe2(SO4)3
40. FeS
41. Li2CO3
42. LiF
43. LiNO3
44. Mg(OH)2
32

45. MgO
46. MgSO4
47. MnO2
48. MnCl2
49. MnSO4
50. HgCl
51. HgS
52. NiO
53. NiSO3
54. AgI
55. AgNO3
56. Ag2SO4
57. PbO2
58. Be(OH)2
59. PbCrO4
60. Pb(NO3)2
61. KHSO4
62. KBr
63. KClO
64. KIO3
65. KClO4
66. NaHSO4
33

Escribir las formulas para los siguientes compuestos:
1. ácido clorhídrico
2. ácido yodhídrico
3. ácido nítrico
4. ácido sulfuroso
5. cloruro de aluminio
6. fosfato de aluminio
7. oxido de boro
8. nitrato de berilio
9. bromuro de amonio
10. óxido fosforoso
11. óxido cuproso
12. óxido ferrico
13. óxido ferroso
14. Oxido de niquel (II)
15. óxido de plata
16. óxido plumboso
17. carbonato de bario
18. cromato de bario
19. sulfuro de bario
20. cloruro de calcio
21. carbonato de zinc
22. sulfito de calcio
23. nitrito de cobalto (II)
24. carbonato cuproso
25. óxido de estroncio
26. cloruro de litio
27. hidróxido mercúrico
28. hidróxido de aluminio
29. hidróxido de boro
30. hidróxido de cinc
31. sulfito mercurioso
32. ácido sulfúrico
33. ácido nitroso
34. hidróxido de magnesio
35. carbonato ácido de sodio
36. sulfato básico de aluminio
37. carbonato de litio
38. ácido perbromico
39. ácido clorito
40. ácido hipocloroso
41. fosfato de magnesio tetrahidratado
42. perclorato de magnesio
43. oxido de fósforo (V)
44. cloruro de fósforo (III)
45. óxido de cromo (III)
46. carbonato de cobre (I)
47. sulfato de estaño (II)
48. óxido de plomo (II)
49. sulfito ácido de litio
50. sulfuro mercúrico
51. trióxido de dicobalto
52. óxido de manganeso (IV)
53. dicloruro de estaño
Complete, nombre y balancee
Cl2O + H2O
SO3 + H2O
34

CO2 + H2O
Li2O + H2O
CaO + H2O
ZnO + H2O
H2 + Cl2
H2 + S
NaOH + HCl
KOH + HNO3
Mg + O2
Ca(OH)2 + H2SO4
Fe(OH)3 + HClO3
Mg(OH)2 + H3PO3
LiOH + HClO4
Complete las fórmulas y de él nombre para:
a. Cl2O + H 2O
b. CaO + H 2O
c. FeO + H 2O
d. SO3 + H 2O
e. P2O5 + 3 H 2O
Nombre para
a. HIO4
b. NH4NO2
c. P2O3
d. NaHSO4
e. Fe (NO3) 3
Elabore la fórmula para
a. Carbonato de sodio
b. Sulfato mercúrico
c. Nitrito cuproso
d. ácido hipobromoso
e. Sulfuro ácido de potasio
Elabore las ecuaciones, complete, balancee y nombre:
a. hidróxido de bario + ácido nítrico
b. hidróxido de magnesio + ácido fosforoso
c. hidróxido crómico + ácido clorico
d. aluminio + oxigeno
e. hidrógeno + azufre
Complete la tabla y de los nombres para:
35

Al +3
Fe +2
Na +1
S -2
Cl -1
SO4 -2
PO4 -3
9. El elemento sodio (Na) arde con el oxígeno formando el compuesto A, que al combinarse
con agua forma el compuesto B de acuerdo con esta información es correcto afirmar que las
formulas de los compuestos A y B son respectivamente
a. NaO y Na(OH)
b. Na 2 O y Na(OH)
c. NaO y Na(OH)2
d. Na 2 O 3 y Na(OH)
10. El elemento Calcio (Ca) arde con el oxigeno formando el compuesto A, que al adicionarle
agua reacciona obteniéndose B. Cuando el compuesto B reacciona con ácido fosfórico H3PO4,
se obtiene una sal C, de acuerdo con esta información es correcto afirmar que las formulas de
los compuestos A y C son respectivamente
a. CaCO3 y Ca 3 (PO4 )
b. CaO y CaSO4
c. CaSO4 y CaCO3
d. CaO y Ca 3 (PO4 ) 2
COMPLETE:
K + ________ _____________ + ______ _______________
óxido de potasio hidróxido de
potasio + H2SO4 _______________ + __________
______________ _______________ _____________
BROWN. LEMAY. BURSTEIN. Química la ciencia central. Editorial Pearson. Prentice Hall.
Novena edición. México. 2004
REBOIRAS.M.D. Química la ciencia básica. Editorial Thomson. España.2006
SHERMAN A. SHERMAN J. RUSSIKOFF L. Conceptos básicos de Química. Compañía
editorial Continental. México.1999
http://es.wikipedia.org/wiki/Sal_(qu%C3%ADmica)
http://es.wikipedia.org/wiki/Acido
36

UNIVERSIDAD LIBRE
FACULTAD DE INGENIERÌA
DEPARTAMENTO DE CIENCIAS BÁSICAS
GUIA DE CLASE No 8
NOMBRE DE LA ASIGNATURA: Química General
TÍTULO: ESTEQUIOMETRÍA
DURACIÓN: 2 horas
BIBLIOGRAFÍA SUGERIDA:
Whitten K. Davis R. Peck M. Stanley G. Química. Octava
edición. Cengage learning.2008.
AUTOR: Luisa Fda. Navarrete R.
COMPETENCIAS
Comprende e identifica el concepto de ecuación química.
Chang Raymond. Química. Novena edición. Mc Graw Hill.
México.2007.
Interpreta y aplica adecuadamente las diferentes relaciones estequiométricas en la
resolución de problemas reales.
CONCEPTUALIZACIÓN
La estequiometría describe las relaciones cuantitativas entre elementos en los compuestos y
entre sustancias cuando éstas experimentan cambios químicos; se basa en el entendimiento
de las masas atómicas y en el principio fundamental de la ley de la conservación de la masa.
A continuación se observa en el diagrama aspectos importantes que se relacionan en
estequiometría.
37

Ensayo y error
Redox
Ión - electrón
ESTEQUIOMETRÍA
Ley de la conservación
de la materia
Ecuaciones Químicas
Balanceo Relaciones
Mol - Mol
Masa - Masa
Mol - Masa
Reactivo límite
Rendimiento reacción
• LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA: la masa total de todas las sustancias
presentes después de una reacción química es la misma que la masa total antes de la
reacción.
• ECUACIONES QUÍMICAS: representan de forma concisa las reacciones químicas e
indican reaccionantes a la izquierda y productos a la derecha separados por una
flecha, donde es de vital importancia tener en cuenta que los coeficientes y subíndices
numéricos deben estar acordes en proporción.
Ejemplo1: Represente las ecuaciones químicas de los siguientes procesos: a) Cuando el
hidrógeno (H2) arde, reacciona con el oxígeno (O2) del aire para formar agua (H2O):
2H2 + O2 → 2H2O
b) Cuando el metano (CH4) principal componente del gas natural, se quema en el aire para
producir dióxido de carbono (CO2) gaseoso y vapor de agua (H2O):
CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O
38

• BALANCE DE ECUACIONES QUÍMICAS: dado que en ninguna reacción se crean o
destruyen átomos, se deben tienen igual número de átomos a cada lado de la flecha es
decir, balancear reaccionantes y productos que puede realizarse de varias formas
- Ensayo y error: se escriben coeficientes arbitrariamente para cada
átomo de forma tal que la ecuación quede balanceada.
- Redox: implica cambios en los números de oxidación de las especies
reaccionantes es decir, cuando se produce incremento algebraico u
oxidación corresponde a la pérdida real o aparente de electrones en
una especie y la disminución algebraica u reducción será la ganancia
de los electrones por otra especie, por tanto incremento y
disminución total de los números de oxidación deben ser iguales.
- Ión – electrón: se plantean semireacciones de oxidación y de
reducción, las cuales se balancean por separado para luego
sumarlas y obtener la ecuación global balanceada.
Ejemplo 2: El aluminio se disuelve en ácido clorhídrico para formar cloruro de aluminio acuoso
e hidrógeno gaseoso. Balancee la ecuación molecular por método redox e indique los agentes
oxidantes y reductores.
- Plantear la ecuación molecular: HCl (ac) + Al (s) → AlCl3 (ac) + H2 (g)
- Plantear los números de oxidación de cada una de las especies:
H +1 Cl -1 + Al 0 → Al +3 Cl3 -1 + H2 0
- Igualar el incremento y disminución total de los números de oxidación:
Números de oxidación cambio/átomo Igualar
Al = 0 → Al = +3 +3 1 (+3) = +3
H = +1 → H = 0 -1 3(-1) = -3
- Multiplicar el cambio por dos porque hay dos átomos de H en cada H2.
- Ecuación molecular balanceada
2(+3) = +6 (incremento total) 2(-3) = -6 (disminución total)
6HCl (ac) + 2Al (s) → 2AlCl3 (ac) + 3H2 (g)
Ejemplo 3: En un procedimiento analítico de gran utilidad se oxidan los iones yoduro para
obtener yodo libre, el cual se titula con solución estándar de tiosulfato de sodio, Na2S2O3; el
39

2- 2- -
yodo oxida los iones S2O3 a iones tetrationato, S4O6 y se reduce a iones I . Plantee la
reacción y balancéela por el método ión – electrón.
- Plantear la ecuación completa: I2 + S2O3 2- → I - + S4O6 2-
- Plantear semireacciones de oxidación y reducción
Reducción: I2 → I -
I2 → 2I -
I2 + 2e - → 2I - Semirreacción balanceada
2- 2-
Oxidación: S2O3 → S4O6
2- 2-
2 S2O3 → S4O6
2- 2- -
2 S2O3 → S4O6 + 2e Semirreacción balanceada
- Sumar las dos semireacciones cancelando los dos electrones:
2-
I2 (s) + 2 S2O3 (ac) → 2I - 2-
(ac) + S4O6 (ac)
• RELACIONES ESTEQUIOMÉTRICAS: Cuando una ecuación química está
correctamente balanceada nos indica las cantidades exactas de reactivos y productos
involucrados en ella, los coeficientes nos indican las moles, las cuales se pueden
convertir a gramos, empleando los llamados factores unitarios.
- Reactivo Límite: se define como aquel que en una reacción química se encuentra en
una proporción menor que la dada por la estequiometría de la misma, por tanto se
consume totalmente y determina la cantidad de producto a formarse.
- Rendimiento Reacción: en una reacción química no siempre se obtiene la cantidad de
producto calculado por estequiometría de la reacción es decir, que la eficiencia de la
reacción no es del 100%. Para determinar el rendimiento de la reacción se emplea la
siguiente fórmula:
g.
reales
% R . R = x100%
g.
teóri cos
Ejemplo 4: Interpretar la siguiente ecuación: CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O
- Reacciona un mol de CH4 con dos moles de O2, para producir un mol de CO2 y dos moles de
H2O.
40

- Las moles de cada especie se pueden convertir a gramos con los respectivos pesos
moleculares: 1 mol CH4 = 16 g.
2 mol O2 = 64 g.
1 mol CO2 = 44 g.
2 mol H2O = 36 g.
Ejemplo 5: De acuerdo con la ecuación del ejemplo anterior, cuantas moles de oxígeno son
necesarias para que reaccionen 47 moles de metano.
2 moles O
2
Moles O = 47 moles CH x
=
- 2
4
2
1mol
CH
4
94 moles O
Ejemplo 6: De acuerdo con la ecuación del ejemplo 4, calcule la masa de oxigeno que se
requiere para que reaccionen completamente 24 gramos de CH4.
64 g O
2
g O 2 = 24 g CH 4 x =
16 g CH 4
96 g O
- 2
Ejemplo 7: El proceso comercial más importante para convertir N2 del aire en compuestos
nitrogenados se basa en la reacción de N2 y H2 para formar amoniaco (NH3):
N2 (g) + 3H2 (g) → 2NH3 (g)
¿Cuántas moles de NH3 se pueden formar a partir de 3,0 moles de N2 y 6,0 moles de H2?
- Al suponer que un reactivo se consume por completo, se puede calcular la cantidad del
segundo reactivo que se requiere en la reacción. Al comparar la cantidad calculada con la
cantidad disponible, se determina cual de los dos es el reactivo limitante.
- Moles de H2 requeridos para que se consuma totalmente 3,0 moles de N2:
Moles H2 = 3,0 moles N2 x (3moles H2/1 mol N2) = 9,0 moles H2
- Como sólo se tienen 6,0 moles de H2, éste
se acabará antes que desaparezca todo el N2, así que H2 es el reactivo limitante, por tanto se
usa la cantidad de reactivo limitante, H2, para calcular la cantidad de NH3 producida:
Moles NH3 = 6,0 moles H2 x (2 moles NH3/3 moles H2) = 4,0 moles NH3
- La siguiente tabla resume la solución del ejemplo:
N2 (g) + 3H2 (g) → 2NH3 (g)
Cantidades iníciales: 3,0 moles 6,0 moles 0 mol
Cambio (reacción): - 2,0 mol - 6,0 moles + 4,0 moles
Cantidades finales: 1,0 mol 0 mol 4,0 moles
41

- Es importante señalar que los resultados no sólo se pueden expresar en moles de NH3
formados, sino también en gramos.
Ejemplo 8: Una muestra de 15,6 g de C6H6 reacciona con HNO3 en exceso. Se aíslan 18,0 g
de C6H5NO2. ¿Cuál es el rendimiento de la reacción?
- Plantear la reacción: C6H6 + HNO3 → C6H5NO2 + H2O
- Calcular el rendimiento teórico de C6H5NO2
g C6H5NO2 = 15 g C6H6 x (1 mol C6H6/78,1 g C6H6) x (1 mol C6H5NO2/1 mol C6H6)x(123,1g
C6H5NO2 / 1 mol C6H5NO2) = 24,6 g C6H5NO2
- Si la totalidad de C6H6 se convierte en C6H5NO2, al aislar el producto se deberían obtener 24,6
gramos (rendimiento 100 %) sin embargo se aíslan sólo 18,0 gramos, por tanto el rendimiento
de la reacción llevada a cabo será:
% Rendimiento = (18,0 g / 24,6 g) x 100 %
% Rend. = 73,2
EJERCICIOS
1. Balancear las siguientes ecuaciones por el método de ensayo y error.
a) C3H8 (g) + O2 (g) → CO2 (g) + H2O (l)
b) C2H5OH (l) + O2 (g) → CO2 (g) + H2O (l)
2. Balancee las siguientes ecuaciones (que se llevan a cabo en medio ácido) por el método
redox e ión electrón:
Fe +2 + Cr2O7 -2 → Fe +3 + Cr +3
MnO4 - + I - → MnO2 + I2
3. El nitrobenceno, C6H5NO2 (PM = 123.1 g/mol) se obtiene por reacción entre el benceno,
C6H6 (PM = 78.1 g/mol) y el ácido nítrico, HNO3 (PM = 63.0 g/mol), y agua como otro producto
de reacción (PM = 18.0 g/mol). Si una muestra de 50 g de benceno reacciona con suficiente
ácido nítrico, ¿Cuántos g de nitrobenceno se producen?
4. El dióxido de carbono, CO2 (PM = 44.0 g/mol) se obtiene en la combustión de metano CH4
(PM = 16.0 g/mol) con oxígeno O2 (PM = 32.0 g), dando agua como otro producto de la
reacción. ¿Cuántos g de monóxido de carbono se obtienen al reaccionar 450.0 g de metano
con 600.0 g de oxígeno?
5. El nitrato de plata sólido sufre descomposición térmica para formar plata metálica, dióxido de
nitrógeno y oxígeno. Escribir la ecuación química para esta reacción. De la descomposición de
una muestra de 0.722 g de AgNO3 se obtuvo una muestra de 0.443 g de plata metálica. ¿Cuál
es el porcentaje de rendimiento de la reacción?
6. Una tira de zinc metálico que pesa 2,00 g se coloca en una disolución acosa que contiene
2,50 g de nitrato de plata, llevándose a cabo la siguiente reacción:
Zn (s) + 2AgNO3 (ac) → 2Ag (s) + Zn(NO3)2 (ac)
Determine a) el reactive limitante, b) cantidad (g) de Ag a formarse, c) cantidad (g) de Zn(NO3)2
formarse.
42

7. Imagine que se está buscando formas de mejorar el proceso mediante el cual una mina de
hierro que contiene Fe2O3 se convierte en hierro. En sus pruebas, realiza la siguiente reacción
a pequeña escala:
Fe2O3 (s) + 3CO (g) → 2Fe (s) + 3CO2 (g)
a) Si se parte de 150 g. de Fe2O3 como reactivo limitante, cuál será el rendimiento teórico de
Fe?
b) Si el rendimiento real de Fe en la prueba fue de 87,9 g, calcule el rendimiento de la reacción.
BIBLIOGRAFÍA
ATKINS, P., JONES, L. Chemical Principles. Second Edition. W. H. Freeman and company.
New York. 2001.
BROWN. LEMAY. BURSTEIN. Química la ciencia central. Editorial Pearson. Prentice Hall.
Novena edición. México. 2004
REBOIRAS.M.D. Química la ciencia básica. Editorial Thompson. España.2006.
SHERMAN A. SHERMAN J. RUSSIKOFF L. Conceptos básicos de Química. Compañía
editorial Continental. México.1999
43

UNIVERSIDAD LIBRE
FACULTAD DE INGENIERÌA
DEPARTAMENTO DE CIENCIAS BÁSICAS
GUIA DE CLASE No 9
NOMBRE DE LA ASIGNATURA: Química General
TÍTULO: SOLUCIONES
DURACIÓN: 2 horas
BIBLIOGRAFÍA SUGERIDA: Whitten K. Davis R. Peck M. Stanley G. Química. Octava
edición. Cengage learning.2008.
AUTOR: Luisa Fda. Navarrete R.
COMPETENCIAS
Chang Raymond. Química. Novena edición. Mc Graw Hill.
México.2007.
• Comprende y relaciona adecuadamente los conceptos de solución y solubilidad.
• Establece las diferencias entre los tipos de soluciones.
• Realiza correctamente la conversión de unidades de concentración en una solución
dada.
CONCEPTUALIZACIÓN
Una solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias; se compone de soluto o
sustancia que por lo general se encuentra en menor proporción y de solvente. La cantidad
máxima de un soluto que puede disolverse en una cantidad dada de solvente a una
determinada temperatura se denomina solubilidad.
La concentración de las soluciones se expresa en función de la cantidad de soluto en una
masa específica o volumen de solución o solvente. En el siguiente diagrama se observa de
forma general las diferentes tipos de soluciones.
44

Soluto Solvente
Concentración
Cualitativa Cuantitativa
Diluida
Concentrada
Saturada
Sobresatura
SOLUCIONES
Físicas
% P / P
% P / V
% V / V
Molaridad
Normalidad
Molalidad
Químicas
• % PESO/PESO: número de gramos de soluto por cada 100 gramos de solución.
g. soluto
% P = x 100 %
P g. solución
Ejemplo 1: Determine la concentración en % p/p de una solución que contiene 30 gramos de
soluto en 270 gramos de solvente.
30 g
Reemplazando en la fórmula anterior: % P =
x 100 % = 10 %
P 270 + 30 g
( )
• % PESO/VOLUMEN: número de gramos de soluto por cada 100 mililitros de solución.
g. soluto
% V = x 100 %
V v. solución
Ejemplo 2: Determine la concentración en % p/v de 200 mililitros de solución que contiene
disueltos 30 gramos de soluto.
45

30 g
Reemplazando en la fórmula anterior: % P = x 100 % = 15 %
V 200 mL
• % VOLUMEN/VOLUMEN: volumen (mL) de soluto en 100 mL de solución.
v. soluto
% V = x 100 %
V v. solución
Ejemplo 3: Determine la concentración en % v/v de una solución en la que se disuelven 5 mL
de metanol en agua hasta completar 50 ml de solución.
5 mL
Reemplazando en la fórmula anterior: % V = x 100 % = 10 %
V 50 mL
• MOLARIDAD (M): número de moles de soluto por litro de solución.
moles soluto
M =
V. (L) solución
Ejemplo 4: Determine la cantidad de glucosa necesaria para preparar 200 mL de una solución
de concentración 0.5M.
Se despeja el número de moles de soluto de la formula anterior, entonces
0,5 mol
N ° moles soluto = = 0,1mol
0,2 L
Ahora una mol de glucosa ( C6 H12 O6 ) equivale a 180.0 g por tanto la cantidad de soluto a
emplear para preparar la solución será:
g. soluto = 180 g/mol x 0,1 mol = 18,0 g glucosa
• NORMALIDAD (N): Se define como el número de equivalentes-gramos en un litro.
Equiv. soluto
N =
V. (L) solución
DILUCIONES: una solución concentrada se convierte en una menos concentrada, ante
la adición de solvente, lo cual implica por tanto disminución en la concentración.
Las soluciones de concentración exactamente conocida, se denominan soluciones estándar.
46

TITULACIÓN: un reactivo (titulante) se añade cuidadosamente a la solución de otro
reactivo y se determina el volumen necesario de titulante para que la reacción se
complete.
ESTANDARIZACIÓN:
determina la concentración de una solución, midiendo con
exactitud
el
volumen de la misma para que reaccione con una cantidad conocida de un
estándar primario.
EJERCICIOS
1. Calcule las masas de dicromato de potasio, K2Cr2O7, y agua en una solución al 8.65% de
K2Cr2O7.
2. La densidad de una solución al 18.0% de sulfato de amonio (NH ) SO es 1.10 g/mL. ¿Qué
4 2 4
masa de (NH4)2SO4 se necesita para preparar 350 mL de esta solución?
3. Se prepara una solución disolviendo 18.0 g de CaCl2 en 72.0 g de agua y tiene una densidad
de 1.180 g/mL. a) Cuál es el porcentaje en masa de CaCl2 en la solución.
b) Cual es la molaridad de la solución.
4. Determine la concentración molar
del ácido clorhídrico comercial si
concentración del 37% y una densidad de 1.19 g/mL.
BIBLIOGRAFÍA
ésta tiene una
5. De una solución de 100 mL de un compuesto A, se toman 20 mL y se diluyen con agua
hasta completar 500 mL, de ésta se toman 10 mL y se diluyen nuevamente con agua hasta
completar 1000 mL de solución con una concentración de 0.05 M. Calcular la concentración
molar de la solución inicial.
ATKINS, P., JONES,
L. Chemical Principles. Second Edition. W. H. Freeman and company.
New
York. 2001.
BROWN. LEMAY. BURSTEIN. Química la ciencia central. Editorial Pearson. Prentice Hall.
Novena
edición. México. 2004
REBOIRAS.M.D. Química la ciencia
básica. Editorial Thompson. España.2006.
SHERMAN A. SHERMAN J. RUSSIKOFF L. Conceptos básicos de Química.
Compañía
editorial
Continental. México.1999
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