1. Unidad 3: Enlace Químico
Por:
Arelis Michinel

2. Enlace Químico
Definición:
 Capacidad que tienen los átomos para
ceder, captar o compartir electrones.
 Atracción existente entre los átomos
que forman una molécula.
Fuerza de enlace: Fuerza que mantiene estable dicha
unión.
Enlace iónico: Se produce entre iones de signo
opuesto, que son atraídos entre sí por fuerzas de carácter
electrostático (enlace iónico). Característico de las
sustancias inorgánicas.
 Na: 1s22s22p63s1
 Cl: 1s22s22p63s23p5

3. Compuestos iónicos: Propiedades generales
 Son sólidos de elevado punto de fusión y ebullición
(comp. con los orgánicos)
 En estado fundido o en disolución, son buenos
conductores eléctricos.
 Son frágiles.
 No se disuelven en disolventes no polares, son
solubles en disolventes polares .
catión
anión
Enlace iónico de NaCl

4. Enlace covalente
 Un enlace químico que se establece entre dos átomos
que comparten sus electrones.
 Estructura de Lewis: Es la representación del enlace covalente ,
donde el par de electrones compartidos se indica con líneas o
como pares de puntos entre dos átomos , y los pares libres no
compartidos se indican como pares de puntos de los átomos
individuales.

5. Regla del octeto
 Un átomo diferente de hidrógeno tiende a formar
enlaces hasta que se rodea de ocho (8) electrones
de valencia. Es decir, se forma un enlace covalente
cuando no hay suficientes electrones para que cada
átomo individual complete su octeto. Principalmente
se cumple para los elementos del segundo período.
 Tipos de enlace covalente:
 Enlace sencillo.
 Enlaces múltiples:
 Enlace doble
 Enlace triple

6. Enlace covalente
Enlace covalente Polar: los electrones pasan
más tiempo en la vecindad de un átomo que del otro
(Electronegatividad: capacidad de un átomo para
atraer hacia sí los electrones de un enlace químico).
El grado de polaridad de una molécula se conoce
con el nombre de: Momento Dipolar.
Enlace covalente No Polar: los electrones se
encuentran compartidos por igual, es decir, se
comparten en forma equitativa

7. Compuestos covalentes: Propiedades generales
 El enlace es muy fuerte.
 Son gases y líquidos a temperatura ambiente
(únicamente son sólidas si sus moléculas constan de
numerosos átomos).
 No son conductores del calor ni de la electricidad.
 Generalmente son solubles en disolventes no
polares.
 Los puntos de ebullición son menores que los de
enlace iónico.

8. Energía de enlace
Cambio de entalpía necesario para
romper un enlace específico en un mol de
moléculas gaseosas.
Un mol es una cantidad colectiva que nos
representa un conjunto de 6,02*1023
elementos, unidades

9. Aplicación en termoquímica

10. Otros tipos de enlace
Enlace metálico:
Los átomos metálicos tienden a ceder sus
electrones de la capa de valencia para convertirse
en iones positivos. Para ello, se forman enlaces
covalentes resonantes entre átomos próximos que
se orientan formando una estructura cristalina,
inmersa en una nube de electrones que mantiene la
neutralidad del conjunto.

11. Continuación…….
El resultado de esa unión se
denomina aleación o empaquetamiento
geométrico, como en el caso de las
uniones: Cu, Ag, Au, Cr y Pt.

12. Tipos de enlace
 Puente de Hidrógeno: el no solo se produce entre
átomos, sino también se realiza, aunque más
débilmente entre moléculas.
 Propiedades:
 se encuentran en los gases como el fluoruro de
hidrógeno, líquidos como el agua y sólidos como el
hielo.
Tienen los puntos de fusión anormalmente elevados

13. ¿Cuál es la causa del enlace de
hidrógeno?
 Cuando un átomo de hidrógeno esta unido a
otro muy electronegativo, aquel participa tan
poco del par de electrones compartidos que
viene a ser casi un “protón desnudo” y como
tal, suceptible de ser atraído por otro átomo
electronegativo. El átomo de hidrógeno
actúa, por decirlo así, como un puente entre
dos átomos altamente electro negativos,

14. Fuerzas Intermoleculares
 Dipolo - dipolo: Esta es la interacción de un extremo
positivo de una molécula polar por el extremo negativo
de otra molécla polar. (Ejemplo: Cloruro de hidrógeno).
 Fuerzas de Van der Waals: fuerzas entre moléculas de
elementos no polares. La distribución es simétrica, por lo
cuál no hay momento dipolar, sin embargo ya que los
electrones se estan moviendo en cualquier instante, la
distribución se puede alterar, y se creara un pequeño
momento dipolar instantáneo.

15. Fuerzas Intermoleculares
Este dipolo momentáneo afectaría a la
distribución electrónica de la molécula vecina. El
extremo negativo del dipolo tiende a repeler
electrones y el positivo a atraer electrones; por
lo tanto el dipolo instantáneo induce un dipolo y
orienta la molécula vecina, ejerciéndose cierta
fuerza de atracción.

16. En resumen: Tipos de enlace
 ENLACE IÓNICO:
 Este enlace se origina cuando se transfiere uno o varios electrones
de un átomo a otro. Debido al intercambio electrónico, los átomos
se cargan positiva y negativamente, estableciéndose así una fuerza
de atracción electrostática que los enlaza.
 Se forma entre dos átomos con una apreciable diferencia de
electronegatividades, los elementos de los grupos I y II A forman
enlaces iónicos con los elementos de los grupos VI y VII A.

17. En resumen: Tipos de enlace
 ENLACE COVALENTE:
Se presenta cuando se comparten uno o más pares de electrones
entre dos átomos cuya diferencia de electronegatividad es pequeña.
 Enlace covalente apolar: Se establece entre átomos con igual
electronegatividad. Átomos del mismo elemento presentan este
tipo de enlace.
 Enlace covalente polar: Se establece entre átomos con
electronegatividades próximas pero no iguales.
 Enlace covalente coordinado: Se establece por compartición de
electrones entre dos átomos pero un átomo aporta el par de
electrones compartidos.

18. Continuación …
 ENLACE METÁLICO: Los electrones que participan en él se
mueven libremente, a causa de la poca fuerza de atracción del
núcleo sobre los electrones de su periferia.
 PUENTE DE HIDRÓGENO: Es fundamentalmente de naturaleza
electrostática. Los dos átomos unidos por intermedio del puente de
hidrógeno han de ser, por tanto, muy electronegativos y de volumen
pequeño.
 (b) Ácidos orgánicos/ Alcoholes/ Aldehídos.

19. Definiciones
 Electrones de valencia: electrones externos de un
átomo que se utilizan en los enlaces químicos.
 Valencia electroquímica: número de electrones que
ha perdido o ganado un átomo para transformarse
en ión.
 Carga Formal: diferencia entre los electrones de
valencia de un átomo aislado y el número de
electrones asignados al átomo en una estructura de
Lewis.
 Resonancia: el uso de dos o más estructuras de
Lewis para representar una molécula específica.

21. Escritura de las estructuras de Lewis
Es conve-niente practicar la escritura de las estructuras
de Lewis de los compuestos. Los pasos básicos son los
siguientes:
1. Escriba la estructura fundamental del compuesto
mediante símbolos químicos para mostrar qué átomos
están unidos entre sí. Para compuestos sencillos, esto
es relativamente, fácil. Para compuestos complejos, es
preciso tener más información o ha-cer predicciones
razonables.

22. Escritura de las estructuras de
Lewis
 En general, el átomo menos electronegativo
ocupa la posición central. El hidrógeno y el flúor
suelen ocupar las posiciones terminales en las
estructuras de Lewis.

23. Cont….
2. Cuente el número total de electrones de
valencia presentes.
3. En los aniones poliatómicos, sume el número
total de cargas negativas. (Por ejemplo, en el
ion CO2-3 se añaden dos electrones porque la
carga 2-f indica que hay dos electrones
adicionales, además de los que aportan los
átomos neutros.).

24. Cont…
4) En los cationes poliatómicos se resta el número de
cargas positivas del total. (Así, para el NH+4 se resta
un electrón porque la carga +1 indica la pérdida de un
electrón del grupo de los átomos neutros.)
5) Dibuje un enlace covalente sencillo entre el átomo
central y cada uno de los átomos que lo rodean.
Complete los octetos de los átomos enlazados al
átomo central. (Tenga presente que la capa de
valencia del átomo de hidrógeno se completa con sólo
dos electrones.)

25. Cont…
6) Los electrones pertenecientes al átomo central o a los
átomos que lo rodean deben quedar representados
como pares libres si no participan en el enlace. El
número total de electrones empleados es el que se
determinó en el paso 2.
7) Si no se cumple la regla del octeto para el átomo
central, agregue dobles o triples enlaces entre este
átomo y los que lo rodean usando los pares libres de
estos últimos.

26. Estructura de Lewis

27. EXCEPCIONES A LA REGLA DEL
OCTETO
 El ión incompleto:
 BeH2
 B y el Al, tienden a formar compuestos en los que sus átomos se
rodean de menos de ocho electrones.
 Moléculas con número impar de electrones: Puesto que se requiere
un número par de electrones para completar ocho (NO, NO2).
 El octeto expandido: los átomos del tercer período de la tabla
periódica en adelante forman algunos compuestos en los que hay
más de ocho electrones (Ej: S=[Ne]3s23p4, SF6, SCl2)

28. Ejercicio: Dando el siguiente esquema de la Tabla Periódica en forma genérica, en la que las letras
no representan los símbolos de los elementos, encuadre la letra V si la proposición es verdadera y la
F si es falsa:
 a) A y B son elementos no metálicos V - F
 b) N y E son elementos representativos V - F
 c) Z pertenece al quinto período V - F
 d) La electronegatividad de L es menor que la de N V - F
 e) C es un elemento del segundo grupo V - F
 f) Los elementos A, D, E, F y G pertenecen al primer período V - F
 g) Los átomos del elemento L tienen menor electroafinidad que los de A V - F
 h) El P.I. de F es menor que la de B V – F

29. Continuación…
i) Los elementos, L, M y N son gases nobles V - F
j) La electronegatividad de Z es mayor que la de M V - F
k) Los electrones del nivel más externo de C son dosV – F
l) J es un metal V - F
m) C posee tres electrones en el último nivel ocupado V - F
n) W no conduce la corriente eléctrica en estado sólido V - F
o) La electronegatividad de L es mayor que la de K V-F
p) jH e I son no metales V - F

30. Bibliografía
www.cespro.com/Materias/MatContenidos
/Contquimica/QUIMICA_INORGANICA/pe
riodicidad_quimica.htm

31. Estequiometría
Unidad N° 4

32. Estequiometría
 Es el estudio cuantitativo de reactivos y productos en una
reacción química.
 En química, la estequiometría (del griego "στοιχειον" =
stoicheion (elemento) y "μετρον"=métron, (medida)) es el
cálculo de las relaciones cuantitativas entre reactivos y
productos en el transcurso de una reacción química. Estas
relaciones se pueden deducir a partir de la teoría atómica
aunque históricamente fueron enunciadas sin hacer referencia
a la composición de la materia según distintas leyes y
principios

33. Estequiometría
 El primero que enunció los principios de la
estequiometría fue Jeremias Benjamin Richter (1762-
1807), en 1792.
 Escribió:
La estequiometría es la ciencia que mide las
proporciones cuantitativas o relaciones de masa en
la que los elementos químicos que están implicados

34. Principio
 En una reacción química se observa una modificación de las
sustancias presentes: Los reactivos se consumen para dar
lugar a los productos.
 A escala microscópica, la reacción química es una
modificación de los enlaces entre átomos, por desplazamientos
de electrones: unos enlaces se rompen y otros se forman, pero
los átomos implicados se conservan. Esto es lo que llamamos:
la ley de conservación de la masa que implica las dos leyes
siguientes.

35. Principio
 La conservación del número de átomos de cada elemento
químico.
 La conservación de la carga total:
Las relaciones estequiométricas entre las cantidades de
reactivos consumidos y productos formados dependen
directamente de estas leyes de conservación. Y están
determinadas por la ecuación (ajustada) de la reacción.

36. Concepto de mol
 El mol (símbolo mol) es la unidad con que se mide la
cantidad de sustancia, una de las siete magnitudes
físicas fundamentales del Sistema Internacional de
Unidades.
 Cantidad de sustancia que contiene tantas entidades o
elementos (átomos, elementos o partículas) como
átomos hay exactamente en 12g del isótopo de carbono
12. Este número se denomina número de avogadro y es
aceptado como: NA= 6,03*1023.
 Método del mol: los coeficientes estequiométricos en
una reacción se pueden interpretar como el número de
moles de cada sustancia.

37. Molécula gramo
 Cantidad de sustancia química tal que su peso
corresponda a su peso molecular expresado en gramos.
Muchas veces abreviado como mol. Teniendo en cuenta
que las reacciones se producen entre moleculas, se
introduce este nuevo concepto.

38. Molécula gramo
Molécula-gramo de una sustancia pura es una cantidad
de dicha sustancia que numéricamente y en gramos,
coincide, con la masa molecular de la misma.
-Todas las moleculas-gramo de cualquier sustancia
tendrán el mismo número de moléculas.
-Este numero se halló posteriormente y se denominó
numero de avogadro (NA)= 6,023.10²³
-También se puede definir átomo-gramo que es la
cantidad de sustancia simple, que numericamente y en
gramos, coincide con el peso atomico del elemento.

39. Masa molecular
Esta dada por la suma de las masas
atómicas de todos los átomos que
constituyen la molécula. “Indica el número
exacto de átomos de cada elemento que
están presentes en la unidad más
pequeña de una sustancia.

40. Masa atómica-Peso atómico
 Es la masa de un átomo, en unidades de masa
atómica (u.m.a) Una masa atómica se define
como una masa exactamente igual a un
doceavo de la masa de un átomo de carbono-
12. (Unidad es g/mol).

41. Masa atómica-Peso atómico
 masa atómica es la masa de un átomo en
reposo, la unidad SI en la que se suele expresar
es la unidad de masa atómica unificada. La
masa atómica puede ser considerada como la
masa total de los protones y neutrones en un
átomo único en estado de reposo.

42. Fórmula molecular
Indica el número de átomos contenidos en
una molécula de una sustancia molecular.
Los elementos y los compuestos pueden
representarse mediante fórmulas
moleculares.

43. Formulación Química
Es la encargada de regular las convenciones a
emplear en la utilización de fórmulas químicas.
Una fórmula química se compone de símbolos y
subíndices, correspondiéndose los símbolos con
los de los elementos que formen el compuesto
química a formular y los subíndices con las
necesidades de átomos de dichos elementos
para alcanzar la estabilidad química.

44. Formulación Química
Ejemplo:
Así, sabemos que una molécula descrita por la
fórmula H2SO4 posee dos átomos de Hidrógeno,
un átomo de Azufre y 4 átomos de Oxígeno.

45. Fórmulas Químicas
 Fórmula química
Es la representación simbólica de las formas arbitrarias que
adoptan los elementos para formar una molécula. Dependiendo
del contexto en el que se use, una fórmula química puede tener
diferentes significados, ya sea a una entidad química individual
(átomo, molécula, ión o unidad fórmula) o a un mol de dicha
unidad.
 La fórmula empírica (FE): es una expresión o forma que
representa la proporción más simple en la que están presentes
los átomos que forman un compuesto químico. Puede coincidir
o no con la formula molecular, que indica el número de átomos
presentes en la molécula.

46. Fórmulas Químicas
 Fórmula molecular (FM): Indica las proporciones fijas de cada
uno de los elementos. En muchos casos, ésta es igual a la (FE),
de lo contrario será entonces un múltiplo de la misma.
 La molécula de agua está formada por dos átomos de
hidrógeno y uno de oxígeno, por lo que su fórmula molecular
es H2O, coincidiendo con su fórmula empírica.
 Para el etano, sin embargo, no ocurre lo mismo, ya que está
formado por dos átomos de carbono y seis de hidrógeno, por
lo que su fórmula molecular será C2H6 y su fórmula empírica
CH3.
 Algunos compuestos, como el cloruro de sodio o sal común,
carecen de entidades moleculares y sólo es posible hablar de
fórmula empírica: NaCl.

47. Reacción química
 Una reacción química (o cambio químico) es todo proceso
químico en el que una o más sustancias (reactivos o reactantes)
sufren transformaciones químicas para convertirse en otra u otras
(productos). Esas sustancias pueden ser elementos o compuestos.
Un ejemplo de reacción química es la formación de óxido de hierro
producida al reaccionar el oxígeno del aire con el hierro.
 A la representación simbólica de las reacciones se les llama
ecuaciones químicas.
 Los productos obtenidos a partir de ciertos tipos de reactivos
dependen de las condiciones bajo las que se da la reacción
química.

48. Reacción química
 Determinadas cantidades del producto permanecen
constantes en cualquier reacción química. Estas cantidades
constantes, las magnitudes conservadas, incluyen el número
de cada tipo de átomo presente, la carga eléctrica y la masa
total.
 Los tipos de reacciones inorgánicas son: Ácido-base
(Neutralización), Combustión, Solubilización, Oxido-reducción
y Precipitación.

49. Clases de Reacciones
a) De combinación: Se lleva a cabo cuando se forma una
sustancia compuesta a partir de dos o más sustancias
reaccionantes.
b) De descomposición: Se da cuando un sustancia, al
reaccionar, se divide en dos o más sustancias distintas (inversa
a la reacción de combinación).
c) De desplazamiento: Es aquella en donde un elemento
reacciona con un compuesto para ocupar un lugar de uno de los
elementos de ese compuesto, es decir, se forma un compuesto
diferente, ya que éste desplaza uno de los elementos que lo
constituyen por otro elemento nuevo con el que reacciona.

50. Clases de Reacciones
d) De doble descomposición: Es en la que dos compuesto
intercambian entre sí parejas de elementos para producir
compuestos distintos.
Las reacciones químicas también se pueden distinguir según
su capacidad de desprender o absorber calor; las reacciones
exotérmicas liberan calor como producto de la reacción,
mientras que las reacciones endotérmicas absorben calor
mediante la interacción de los reaccionantes.

51. El balance de las ecuaciones químicas
1. Se escribe la reacción química en la forma habitual:
reactivos y productos.
2. Se cuenta el número de átomos de cada elemento
en uno y otro miembro de la ecuación. Si son iguales
para cada uno de los elementos presentes, la
ecuación está ajustada.

52. El balance de las ecuaciones químicas
3. Si no es así, será preciso multiplicar las fórmulas de
los reactivos y productos por ciertos coeficientes tales
que produzcan la igualdad numérica deseada. Primero
el H y el O. La búsqueda de este conjunto de
coeficientes puede hacerse mediante tanteos. No
obstante, este procedimiento de ensayo y error no
siempre es efectivo y puede ser sustituido por otro
más sistemático, que equivale a plantear un sistema
de ecuaciones con dichos coeficientes como
incógnitas.

53. El balance de las ecuaciones químicas
Estos serían los pasos a seguir:
a) Se fijan unos coeficientes genéricos a, b,c, d.
b) Se impone la ley de conservación de la masa a nivel atómico, para lo
cual se iguala, para cada elemento diferente, el producto de su subíndice
por su coeficiente,en ambos miembros de la ecuación química: Se
resuelve el sistema. Si una vez resuelto el sistema, los coeficientes
resultantes fueran fraccionarios, se convierten en enteros multiplicando
todos ellos por su mínimo común denominador. Se sustituyen los valores
en la ecuación de partida y se comprueba que el ajuste es correcto
mediante el correspondiente recuento de átomos de cada elemento en
uno y otro miembro de la ecuación química.

54. El balance de materia en las
reacciones químicas
Otra forma de resolver:
1) Es preciso multiplicar las fórmulas de los reactivos y
productos por ciertos coeficientes tales que produzcan
la igualdad numérica deseada. Primero el H y el O. A
continuación se buscan los elementos que aparecen
una sola vez en cada lado de la ecuación pero con
diferente número de átomos.

55. El balance de materia en las
reacciones químicas
2) Se hace el balance de estos elementos. Después se
hace el balance de los elementos que aparecen en
dos o más fórmulas del mismo lado de la ecuación.
3) Se verifica la ecuación obtenida para asegurarse de
que hay el mismo número total de cada tipo de
átomos en ambos lados de la ecuación.

56. Cantidades de reactivos y productos
1) Escribir las fórmulas correctas para todos los
reactivos y productos y hacer el balance de la
ecuación resultante.
2) Convertir en moles las cantidades de algunas o de
todas las sustancias conocidas.
3) Utilizar los coeficientes de la ecuación balanceada
para calcular el número de moles de las cantidades
buscadas o desconocidas en el problema.

57. Cantidades de reactivos y productos
3) Utilizar los números calculados de moles
y de las masas molares y convertir las
cantidades desconocidas en las unidades
que requieran.
4) Verifique que la respuesta sea razonable
en medios físicos.

58. Reacción química
 Reactivo limitante
Es aquel reactivo concreto de entre los que participan en una
reacción cuya cantidad determina la cantidad máxima de producto
que puede formarse en la reacción.
 Reactivos en excesos
Son los reactivos presentes en mayor cantidad que la necesaria
para reaccionar con la cantidad de reactivo limitante.
 Proporción de reacción
Cantidades relativas de reactivos y productos que intervienen en
una reacción. Esta proporción puede expresarse en moles,
milimoles o masas.
 Rendimiento real
Cantidad de producto puro que se obtiene en realidad de una
reacción dada. Compárese con rendimiento teórico.

59. Reacción química
 Rendimiento teórico
Cantidad máxima de un producto específico que se puede obtener a
partir de determinadas cantidades de reactivos, suponiendo que el
reactivo limitante se consume en su totalidad siempre que ocurra
una sola reacción y se recupere totalmente el producto. Compárese
con rendimiento.
 Rendimiento porcentual
Rendimiento real multiplicado por 100 y dividido por el rendimiento
teórico.
 Porcentaje de pureza
El porcentaje de un compuesto o elemento específico en una
muestra impura.
 Modificaciones alotrópicas (alótropos)
Formas diferentes del mismo elemento en el mismo estado físico.

60. Reacción química
 Calor de reacción
Es la cantidad de energía térmica producida en una
reacción; se mide en la mayoría de los casos en
kilojoules o kilocalorías. La energía es la capacidad
que tiene un cuerpo para realizar un trabajo, cuando
ésta se desprende en forma de luz y calor se dice
que ha ocurrido una combustión. Para que la
combustión se ponga en marcha debe estar
presente un "chispa" llamada energía de activación,
la cual se mide calculando la cantidad de energía
que se debe suministrar para iniciar la reacción.

61. Reacción química
 Relación Molar:
Es el cociente entre el número de moles de
cualquier par de especies implicadas en una
reacción química; sirve como factor de
conversión para pasar del número de moles de
una sustancia al número correspondiente de
otra en una reacción química .

62. Composición porcentual de un elemento
 La composición porcentual en masa es el porcentaje en
masa de cada elemento en un compuesto. La
composición porcentual se obtiene al dividir la masa de
cada uno de los elementos en 1 mol del compuesto
entre la masa molar del compuesto y multiplicándolo por
100%.
 Composición %=

63. Composición porcentual de un elemento
 Por ejemplo, en 1 mol de peróxido de hidrógeno (H2O2)
hay 2 moles de átomos de H y 2 moles de átomos de O.
La masa molar de H2O2 es 34.02g, de H es 1.008g y de
O es 16g. La composición porcentual de H2O2 se calcula
de la siguiente forma:
 La suma de los porcentajes es 99.99%. La poca
diferencia al 100% es debido al redondeo de las masas
molares de los dos elementos.

64. Estequiometría de reacciones
en solución acuosa
 Molaridad La molaridad (M) es el número de moles de soluto por
litro de solución. Por ejemplo, si se disuelven 0,5 moles de soluto en
1000 mL de solución, se tiene una concentración de ese soluto de
0,5 M (0,5 molar). Para preparar una solución de esta concentración
normalmente se disuelve primero el soluto en un volumen menor,
por ejemplo 30 mL, y se traslada esa disolución a un matraz
aforado, para después enrasarlo con más disolvente hasta los 1000
mL.

65. Estequiometría de reacciones
en solución acuosa
Es el método más común de expresar la concentración
en química sobre todo cuando se trabaja con reacciones
químicas y relaciones estequiométricas. Sin embargo
este proceso, tiene el inconveniente de que el volumen
cambia con la temperatura.
Se representa también como: M=n/v En donde "n" son
los moles de soluto y "v" es el volumen de la disolución
expresado en litros (L).

66. Molalidad
La molalidad (m) es el número de moles de soluto por
kilogramo de disolvente. Para preparar disoluciones de
una determinada molalidad en un disolvente, no se
emplea un matraz aforado como en el caso de la
molaridad, sino que se puede hacer en un vaso de
precipitado y pesando con una balanza analítica, previo
peso del vaso vacío para poderle restar el
correspondiente valor.

67. Molalidad
 La principal ventaja de este método de medida respecto a la
molaridad es que como el volumen de una disolución depende de la
temperatura y de la presión, cuando éstas cambian, el volumen
cambia con ellas. Gracias a que la molalidad no está en función del
volumen, es independiente de la temperatura y la presión, y puede
medirse con mayor precisión.
 Es menos empleada que la molaridad pero igual de importante.

68. Porcentaje por masa
 Es la masa de soluto por cada 100 gramos de disolución.
 El porcentaje en masa se define como los gramos de soluto
(sustancia que se disuelve) por cada 100 gramos de disolución:
 Ejemplo: Si se disuelven 20 gramos de azúcar en 80 ml de agua, el
porcentaje en peso será:
% masa = 100•20/(80+20)=20%

69. Porcentaje por volumen
Expresa el volumen de soluto por cada cien unidades de volumen. Se suele
usar para mezclas gaseosas en las que el volumen es un parámetro
importante a tener en cuenta. Es decir, el porcentaje que representa el
soluto en el volumen total de la disolución. Suele expresarse como volumen
de soluto/100 volúmenes de solución, o simplificadamente como «% v/v»
El porcentaje en volumen se calcula de forma similar al porcentaje en
masa, pero empleando volúmenes en lugar de masas, evidentemente se
suele utilizar para líquidos o gases:
 Ejemplo: si se tiene una disolución del 20% en volumen (habitualmente
20%v) de alcohol en agua quiere decir que se tienen 20ml de alcohol por
cada 100ml de disolución.

70. Formalidad
La formalidad (F) es el número de peso-
fórmula-gramo por litro de solución.
F = # PFG / volumen (litro solución)
El número de peso-fórmula-gramo tiene
unidad de g / PFG.

71. Normalidad
La normalidad (N) es el número de
equivalentes (n) de soluto (sto) por litro de
disolución (sc).
El número de equivalentes se calcula dividiendo
la masa total sobre la masa de un equivalente: n
= m / meq. O bien, como el producto de la masa
total y la cantidad de equivalentes por mol,
dividido sobre la masa molar.

72. Fracción molar
La fracción molar es una unidad química para
expresar la concentración de soluto en una
disolución. Nos expresa la proporción en que se
encuentran losmoles de soluto con respecto a los
moles totales de disolución, que se calculan sumando
los moles de soluto y de disolvente. Para calcular la
fracción molar de una mezcla homogénea, se emplea
la siguiente expresión:

73. Fracción molar
 Cabe notar que en los gases ideales la variación
del volumen será proporcional para cada uno de
los solutos, y por lo tanto también para la solución.
De esta manera hay una relación directa entre las
fracciones molares y los volúmenes parciales.
 Por ejemplo, en una mezcla binaria de 6 moles de
etanol y 4 moles de agua, lo que da un total de 10
moles, la fracción molar del etanol es de 6/10 =
0,6; mientras que la fracción molar del agua es
4/10 = 0,4. Todas las fracciones molares de una
disolución serán siempre menores que 1, y la
suma de éstas dará como resultado 1.

74. REACCIONES DE OXIDO – REDUCCION
 Las reacciones de óxido – reducción o
REDOX son aquellas donde está involucrado
un cambio en el número de electrones
asociado a un átomo determinado, cuando
este átomo o el compuesto del cual forma
parte se transforma desde un estado inicial a
otro final.
 Las reacciones de oxido-reducción, se llevan
a cabo con la transferencia de electrones
desde un donador electrónico (reductor) a un
aceptor electrónico (oxidante).

75. Reglas para asignar NÚMEROS DE OXIDACIÓN
 Para asignar números de oxidación, deben tenerse presentes
las siguientes reglas:
1º) El Nº de oxidación de un elemento sin combinar es cero.
También entran en esta categoria las moléculas simples o
diatómicas.
2º) El Nº de oxidación del Hidrógeno combinado es 1+
Excepto en los hidruros, donde su Nº de oxidación es 1-
3º) El Nº de oxidación del Oxígeno combinado es 2-
Excepto en los peróxidos, donde su Nº de oxidación es 1-
4º) El Nº de oxidación en los elementos Metálicos, cuando
están combinados es siempre Positivo y numéricamente igual
a la carga del Ion.

76. Reglas para asignar NÚMEROS DE OXIDACIÓN
 Para asignar números de oxidación, deben tenerse presentes
las siguientes reglas:
5º) El Nº de oxidación de los Halógenos en los Hidrácidos y sus
respectivas Sales es 1-
En cambio el Nº de oxidación del Azufre en su Hidrácido y
respectivas Sales es 2 -
6º) El Nº de oxidación de una molécula es CERO:
Se calcula primero multiplicando la cantidad de átomos de
cada elemento por su respectivo Nº de oxidación, y sumando
ambos resultados, dicha suma debe ser igual a cero.

77. Métodos de ajustes de las reacciones
Redox
Ajuste de ecuaciones redox por el método
del ión-electrón.
1) Identificar los átomos que cambian su E.O..
2) Escribir semirreacciones con moléculas o iones
que existan realmente en disolución ajustando
el nº de átomos.
3) Ajustar el nº de electrones de forma que al
sumar las dos semirreacciones, éstos
desaparezcan.

78. Métodos de ajustes de las reacciones
Redox
4. Escribir la reacción química completa utilizando
los coeficientes hallados y añadiendo las
moléculas o iones que no intervienen
directamente en la reacción redox.

79. Ajuste Redox en medio ácido
En medio ácido los átomos de O que se pierdan en la
reducción van a parar al agua (los que se ganen en la
oxidación provienen del agua). Los átomos de H
provienen del ácido.
1) Identificar los átomos que cambian su E.O.:
2) Escribir semirreacciones con moléculas o iones que
existan realmente en disolución ajustando el nº de
átomos.

80. Ajuste Redox en medio ácido
3) Ajustar el nº de electrones de forma que al sumar las
dos semirreacciones, éstos desaparezcan.
4) Escribir la reacción química completa utilizando los
coeficientes hallados y añadiendo las moléculas o iones
que no intervienen directamente en la reacción redox:

81. Ajuste redox en medio básico
 En medio básico los átomos de O que se ganan en la
oxidación (o pierden en la reducción) provienen de los
OH– (en doble número), formándose o necesitándose
tantas moléculas de H2O como átomos de oxígeno se
ganen o pierdan, respectivamente.
1) Identificar los átomos que cambian su E.O.:
2) Escribir semirreacciones con moléculas o iones que
existan realmente en disolución ajustando el nº de
átomos.

82. Ajuste redox en medio básico
3) Ajustar el nº de electrones de forma que al sumar
las dos semirreacciones,
4) Escribir la reacción química completa utilizando los
coeficientes hallados y añadiendo las moléculas o
iones que no intervienen directamente en la
reacción Redox (se obtienen por tanteo).