1. LEYES DE LAS TRANSFORMACIONES QUÍMICAS. 1.1. LEYES

TEMA 1: LA TRANSFORMACIÓN QUÍMICA
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CONTENIDOS.
1.- Leyes de las transformaciones químicas.
2.- Conceptos de mol y equivalente químico.
3.- Leyes de los gases.
4.- Concentración de disoluciones.
5.- Estequiometría de las reacciones químicas.
6.- Calor de reacción.
7.- Velocidad de las reacciones químicas.
8.- Equilibrio químico.
1.
LEYES DE LAS TRANSFORMACIONES QUÍMICAS.
Los fenómenos químicos o transformaciones químicas, que afectan a la naturaleza de las sustancias, reciben el
nombre de reacciones químicas. Se puede definir una reacción química como un proceso en el que debido a una
redistribución de los átomos, una o varias sustancias, denominadas reactivos, se transforman en otras, llamadas
productos de la reacción.
Las leyes que rigen las reacciones químicas, se conocen con el nombre de leyes ponderales o leyes volumétricas,
según que se refieran a la masa de las sustancias que intervienen en la reacción o a los volúmenes cuando éstas son
gaseosas.
1.1. LEYES PONDERALES.
1. Ley de conservación de la masa. La ley de pesos, o ley de conservación de la masa fue enunciada en
1875 por A. L. Lavoisier. En todos los fenómenos químicos, permanece constante la masa total de las
sustancias que intervienen.
Esta ley no es absolutamente cierta en los procesos que se libera una gran cantidad de energía, en ellos la
energía aparece como consecuencia de una pérdida de masa. La reacción entre la masa perdida y la energía
liberada, vienen dadas por la ecuación de Einstein (E=mc2).(E es la energía liberada, m la masa perdida y c la
velocidad de la luz, 3 108 m/s).
Ejemplo 1. En la combustión de 1 Kg de carbón, se desprenden 7,83 millones de calorías. Calcula la
pérdida de masa que tiene lugar en el proceso.
3,64 10-7 g
2. Ley de las proporciones definidas. Establecida en 1799 por J. L. Proust. Cuando dos o más
elementos se unen para formar un mismo compuesto, lo hacen siempre en una proporción fija.
Ejemplo 2. 3,068 g de magnesio se unen con 2,018 g de oxígeno para formar un óxido de magnesio.
Calcular los pesos de magnesio y oxígeno que deben combinarse para formar 423,5 g de óxido de
magnesio.
255,5 g de Mg y 168 g de O
3. Ley de las proporciones múltiples. Esta ley fue enunciada por J. Dalton. Las cantidades de un mismo
elemento que se combinan con una cantidad fija de otro, para formar varios compuestos, están en la relación
a los números enteros y sencillos.
Ejemplo 3. Dos cloruros de hierro contienen el 34,43% y el 44,05% de hierro. Justificar cómo estos datos
cumplen la ley de Dalton (de las proporciones múltiples).
4. Ley de las proporciones equivalentes. Fue esbozada en 1792 por J. B. Richter y completada más tarde
por C. F. Wenzel. Los pesos de los cuerpos que reaccionan con un mismo peso de otro cuerpo, son los mismos
que reaccionan entre sí, si la reacción es posible, o estarán en una relación sencilla.
Como el oxígeno es el elemento que entra a formar parte en más combinaciones, fue elegido como base de
los pesos de combinación, y se tomó parta él el peso tipo de ocho unidades. Como el oxígeno y el hidrógeno se
combinan en la relación 8/1, también puede tomarse como peso tipo una unidad de hidrógeno. Se define por tanto
el equivalente de un elemento en un compuesto como la cantidad del mismo que se combina o reemplaza a ocho
partes de oxígeno o a una parte de hidrógeno.
Por tanto, la ley de las proporciones equivalente puede enunciarse: Cuando se combinan dos sustancias lo
hacen equivalente a equivalente.
Ejemplo 4. El análisis de dos óxidos de cromo muestra que 2,351 g del primero de ellos contiene 1,223 g
de cromo y que 3,028 g del segundo contienen 2,07 g de cromo. Mostrar cómo estos datos cumplen la ley
de las proporciones múltiples y calcular el peso equivalente del cromo en estos dos óxidos. 8,67; 17,28
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1.2. LEYES VOLUMÉTRICAS.
1. Ley de los volúmenes de combinación. Fue establecida en 1808 por J. L. Gay-Lussac. La relación
volumétrica de las sustancias gaseosas que intervienen en una reacción química, pueden expresarse por
números enteros y sencillos.
A. TEORÍA ATÓMICA DE DALTON.
Todas las leyes anteriores eran leyes experimentales sin conexión ninguna. J. Dalton supuso que la materia era
discontinua, formada por partículas indivisibles, a las que llamó átomos. Con el fin de explicar las anteriores leyes,
Dalton formuló una sencilla teoría basada en los siguientes puntos:
* Los elementos están constituidos por unas partículas materiales indivisibles a las que se llamó átomos.
* Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos en masa y propiedades. Los átomos de elementos
distintos son también distintos en masa y propiedades.
* Los compuestos se forman por la unión de átomos de los correspondientes elementos.
* Las transformaciones químicas consisten en una redistribución de los átomos de los reactivos para
formar otros compuestos diferentes, llamados productos.
Ejemplo 5. Interpreta todas las leyes de las transformaciones químicas utilizando la Teoría atómica de
Dalton.
B. HIPÓTESIS DE AVOGADRO.
A. Avogadro (1776-1856) sugirió la idea de qué las últimas partículas en los gases elementales no son átomos,
sino agregados de átomos a los que llamó moléculas. En 1811 enunció la ley conocida como hipótesis de Avogadro que
dice los siguiente: En volúmenes iguales de diferentes gases, en las mismas condiciones de temperatura y presión,
existen igual número de moléculas.
2.
CONCEPTOS DE MOL Y EQUIVALENTE QUÍMICO.
la forma más frecuente de expresar la composición de un compuesto es mediante su fórmula. De las distintas
clases de fórmulas, la más sencilla, llamada fórmula empírica, indica el número relativo de átomos de cada clase que lo
constituyen. La fórmula molecular indica el número real de átomos de cada elemento que componen la molécula.
La masa de los átomos es demasiado pequeña, del orden de 10-23 g por lo que es conveniente definir una unidad
de dicho orden de magnitud. Esta unidad es la uma (unidad de masa atómica), que se define como la doceava parte de
la masa del átomo de carbono. Por tanto la masa atómica o peso atómico de un elemento (Pa), nos indica cuántas veces
es mayor un átomo que la doceava parte del átomo de carbono (1 g = 6,023 1023 uma).
Ejemplo 6. Un óxido de plomo contiene el 13,4% de oxígeno y el 86,6% de plomo. Deducir su fórmula
empírica.
PbO2
Si para un compuesto dado, sumamos las masas atómicas de todos los átomos que la forman, se obtiene la masa
molecular o peso molecular (Pm) de dicho compuesto. Esta masa molecular, expresada en uma nos indica la masa del
compuesto con relación a la doceava parte del átomo de carbono.
Ejemplo 7. Calcular la composición centesimal del ácido sulfúrico. H(2,04%); S(32,72%); O(65,23%)
Se llama átomo-gramo de un elemento a una cantidad del mismo que contiene 6,023 1023 átomos del mismo. Es
decir, será una cantidad de elemento igual a su masa atómica expresada en gramos.
Ejemplo 8. En 1 Kg de plata,  c uántos átomos-gramo hay?,  c u ántos átomos?.
9,26 atm-g; 55,8 1023 átomos
Se llama molécula-gramo o mol de un compuesto a una cantidad del mismo que contenga 6,023 1023
partículas. Es decir, una cantidad del mismo igual a su masa molecular expresada en gramos.
Ejemplo 9. En 100 g de agua,  c u ántos moles hay?,  c u ántas moléculas?. 5,56 mol; 33,4 1023moléc.
Se denomina equivalente-gramo o equivalente de un compuesto químico a la cantidad del mismo que se
combina, acepta o cede 6,023 1023 átomos de hidrógeno. El peso equivalente de una sustancia puede calcularse
dividiendo su masa molecular o atómica entre la valencia (entendiendo por valencia el número de átomos de hidrógeno
que se combinan, acepta o cede, o simplemente su valencia se trata de un elemento).
El equivalente de una sustancia depende de la reacción en la que intervenga. No obstante el concepto de
equivalente es de mucha utilidad en química, ya que todas las reacciones ocurren equivalente a equivalente.
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Ejemplo 10. En 150 g de ácido sulfúrico,  c u ántos equivalente hay?.  C u ántos gramos de hidróxido
sódico se necesitan para que todo este ácido reaccione?.
3,058 eqv; 122,3 g
3.
LEYES DE LOS GASES.
Casi todos los gases, independientemente de su naturaleza, responden a unas leyes muy simples.
1. Ley de Avogadro: La hipótesis de Avogadro establece que en volúmenes iguales de diferentes gases,
a la misma presión y temperatura, existen igual número de moléculas. Por tanto el volumen del gas será
directamente proporcional al número de moles del mismo:
V=k n
2. Ley de Boyle-Mariotte: A temperatura constante y para una misma masa de gas, el producto del
volumen por la presión es siempre constante. Es decir, el volumen es inversamente proporcional a la presión:
V=
k
p
3. Ley de Gay-Lussac: A presión constante y para una misma masa gaseosa, el volumen es
directamente proporcional a la temperatura absoluta:
V = k  T
Según las tres leyes anteriores, el volumen de un gas es directamente proporcional al número de moles y a la
temperatura absoluta, e inversamente proporcional a la presión, por lo tanto, estas leyes pueden expresarse mediante la
ecuación:
V =R
nT
P

PV=nRT
Esta ecuación se conoce con el nombre de ecuación de estado de los gases ideales. R es la constante de los gases
y tiene el valor R = 0,082 atm l/K mol.
Ejemplo 11. Calcular el volumen que ocupan 150 g de oxígeno a -85 ºC y 800 mm Hg de presión.
68,6 l
En el caso de que n moles de un gas realicen un cambio de estado, desde el estado 1 (P1, V1, T1) al estado 2 (P2,
V2, T2), para cada uno de los estados se cumple:
P1 V 1 = n R T 1
P2 V 2 = n R T 2
Despejando nR en las dos ecuaciones e igualando resulta:
P1 V 1 = P2 V 2
T1
T2
Ejemplo 12. Calcular el volumen de un mol de nitrógeno en condiciones normales (0ºC y 1 atm.). Si a esa
temperatura la presión se aumenta hasta 1020 mm Hg,  c u ál será el nuevo volumen?. 22,4 l; 16,7 l
Las leyes de los gases se aplican igualmente cuando tenemos una mezcla de gases. En este caso, la presión total, que
ejerce la mezcla, es la suma de las presiones parciales de cada componente. Se entiende por presión parcial de un
componente de una mezcla de gases a la presión que ejercería dicho componente, si se encontrara él solo ocupando todo
el recipiente:
P =  pi
Ejemplo 13. En un recipiente de 5 l y a la temperatura de 25 ºC se encuentra una mezcla formada por 12 g
de oxígeno y 7 g de nitrógeno. Calcular la presión ejercida por la mezcla y la de cada componente. P
(N2) =1,22 atm; P(O2)=1,83 atm; P= 3,05 atm
4.
CONCENTRACIÓN DE DISOLUCIONES.
Una disolución es un sistema material homogéneo en el que uno o más componentes, llamados solutos, están
repartidos en el seno de otro componente llamado disolvente. Cuando la disolución contiene una elevada proporción de
soluto, se dice que es una disolución concentrada y si dicha proporción es pequeña, se dice que es una disolución
diluida. Pero casi siempre es necesario definir con mayor precisión la proporción de soluto en la disolución, es lo que se
denomina concentración de la disolución.
1. Porcentaje en peso. El tanto por ciento en peso indica el número de gramos de soluto que hay por cada
100 g de disolución:
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% en peso =
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m(sol)
100
m(dln)
2. Gramos-litro [c]. La concentración de una disolución expresada en gramos-litro indica los gramos de
soluto que hay en un litro de disolución (g/l).
m(sol)
V(dln,l)
c=
3. Molaridad [M]. La molaridad de una disolución es el número de moles de soluto contenido en un litro
de disolución (mol/l).
M =
n(sol)
V(dln,l)
4. Normalidad [N]. La normalidad de una disolución es el número de equivalentes de soluto contenidos en
un litro de disolución (eqv/l).
N =
neqv (sol)
V(dln,l)
5. Molalidad [m]. La molalidad de una disolución es el número de moles de soluto que hay disueltos en un
kilogramo de disolvente (mol/Kg).
m =
n(sol)
m(dlv, Kg)
6. Fracción molar [xi]. Se define la fracción molar de cada componente de una disolución como el
cociente entre el número de moles de cada componente y el número total de moles de la disolución.
x sol =
n(sol)
n(sol) + n(dlv)
xdlv =
n(dlv)
n(sol) + n(dlv)
La suma de las fracciones molares de todos los componentes de la disolución es siempre igual a la unidad.
Ejemplo 14. Una disolución de ácido clorhídrico, de densidad 1,2 g/ml ha sido preparada colocando en un
matraz aforado 4,69 g de ácido y añadiéndole agua hasta completar 100 ml. Calcular su concentración
expresada en todas las formas posibles.
3,91%; 46,9 g/l; 1,29 mol/l; 1,29 eqv/l; 1,11 mol/Kg;xHCl=0,019
5.
ESTEQUIOMETRÍA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS.
Las reacciones químicas se representan mediante ecuaciones químicas. Toda ecuación química consta de dos
miembros, separados de una flecha, que indica el sentido de la reacción. En el primer miembro, se hacen figurar las
fórmulas de los reactivos y en el segundo las de los productos de la reacción.
Para que una ecuación química cumpla la ley de conservación de la masa, es imprescindible que esté ajustada o
igualada, es decir, tiene que haber igual número de átomos de cada elemento en ambos miembros de la ecuación. Para
ajustar las ecuaciones químicas se emplean coeficientes enteros lo más pequeños posible que se colocan delante de la
fórmula de cada sustancia.
3 H 2 + N 2  2 NH3
Un método general para la igualación de ecuaciones químicas consiste en tener en cuenta que el número de
átomos de cada elemento ha de ser el mismo en los reactivos que en los productos. Se plantea un sistema de ecuaciones
que se resuelve con la condición de que los coeficientes sean enteros y los más pequeños posible.
Ejemplo 15. Ajustar la ecuación química que representa la reacción entre el nitrato de plata, el ácido
fosforoso y el agua para producir ácido nítrico, ácido fosfórico y plata.
(2,1,1,2,1,2)
Una reacción química ajustada, permite establecer la relación molar entre cualquiera de las especies que
intervienen en la reacción, y de esta relación molar es fácil pasar a la relación ponderal o volumétrica.
3 H2 +
N2
↔
2 NH3
Relación molar
3 moles
1 mol
2 moles
Relación ponderal
6g
28 g
34 g
Relación volumétrica (CN)
67,2 l
22,4 l
44,8 l
Ejemplo 16. Cuando se calienta en presencia de oxígeno el sulfuro de cinc, se descomponen en óxido de
cinc y anhídrido sulfúrico. Si se dispone de 4,25 g de sulfuro de cinc, calcular el peso de los productos
obtenidos y el volumen de oxígeno necesario (en CN).
7,04 g; 1,95 l
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CALOR DE REACCIÓN.
Cuando se observan las reacciones químicas, se encuentra que casi todas ellas van acompañadas de un cambio
energético, el cual suele manifestarse por la absorción o desprendimiento de calor.
Se llama calor de reacción a la cantidad de calor absorbida o liberada en el transcurso de la reacción química. El
calor de reacción se mide en KJ o Kcal por cada mol de sustancia transformada y tiene signo positivo cuando es
absorbido y negativo cuando es liberado.
Como la mayoría de las reacciones ocurren en recipientes abiertos a la atmósfera, en ellas la presión permanece
constante, en cuyo caso el calor de reacción se denomina calor de reacción a presión constante o entalpía (H ).
Q p = H = H productos - H reactivos
Las reacciones químicas se llaman exotérmicas si ocurren con un desprendimiento de calor, y endotérmicas si
para que ocurran se requiere un aporte de energía. Por tanto, las reacciones exotérmicas son aquellas en las que en las
que la variación de entalpía es negativa y endotérmicas aquellas en las que el calor de reacción es positivo.
Se llama calor de formación de un compuesto al calor de la reacción en la que se forma un mol de compuesto, a
partir de sus elementos en el estado más estable.
Se llama energía de enlace a la energía que se requiere para romper un número de Avogadro de enlaces, o lo que
es lo mismo, la energía que se requiere para disociar un mol de moléculas que contienen dicho enlace.
Se llama calor de combustión al calor de la reacción en la que se quema un mol de compuesto. Las reacciones
de combustión son reacciones con oxígeno, en las que todo el carbono se transforma en anhídrido carbónico, y todo el
hidrógeno en agua.
6.1. LEY DE HESS.
También conocida como Ley de la aditividad de los calores de reacción, establece lo siguiente:
La variación de entalpía que tiene lugar en una reacción química es siempre la misma, tanto si la
reacción se lleva a cabo en una etapa, como si transcurre en varias.
Esta Ley no es más que una consecuencia del principio de conservación de la energía. Nos permite tratar
las ecuaciones termoquímicas como ecuaciones algebraicas (se pueden sumar, restar, multiplicar,...).
Ejemplo 17. Calcular el calor de formación del ácido fórmico a partir de los siguientes datos: Calor de
combustión del ácido fórmico -259,6 KJ/mol; Calor de combustión del monóxido de carbono -283
KJ/mol; Calor de formación del monóxido de carbono -110,50 KJ/mol; Calor de formación del agua
-284,6 KJ/mol
-418,5 KJ/mol
Según la Teoría atómica de Dalton, una reacción química consiste en la redistribución de los átomos que
forman los reactivos para formar los productos, por lo tanto, en una reacción química se tienen que romper unos
enlaces de los reactivos y se tienen que formar otros en los productos. El calor de reacción puede calcularse
restándole a la energía necesaria para romper los enlaces, la liberada al formarse los nuevos:
H = EE rotos - EE formados
Ejemplo 18. Calcular el calor de hidrogenación del eteno, para formar etano, a partir de los siguientes
datos: EE(C=C) = 610 KJ/mol;EE(H-H) = 436 KJ/mol; EE(C-C) = 347 KJ/mol; EE(C-H) = 415 KJ/mol
131 KJ/mol
El calor de reacción también puede calcularse a partir de los calores de formación de todas las sustancias
que intervienen en la reacción (reactivos y productos). Para ello, basta con tener en cuenta el siguiente ciclo:
 H f(reactivos )
ELEMENTOS ─────────────────── REACTIVOS
│
│ Calor de reacción
 H f(productos)

└────────────────────── PRODUCTOS
H =  H f(productos) -  H f(reactivos)
Ejemplo 19. Calcular el calor de combustión del metano a partir de los siguientes calores de formación:
Calor de formación del metano -74,9 KJ/mol; Calor de formación del anhídrido carbónico -393,5
KJ/mol; Calor de formación del agua -285,8 KJ/mol
-890,2 KJ/mol
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VELOCIDAD DE LAS REACCIONES QUÍMICAS.
La Cinética química o Cinetoquímica, es una parte muy importante de la Química que estudia la velocidad a la
que transcurren los fenómenos químicos y los factores de que depende. El conocimiento de estos factores es sumamente
importante, ya que permite controlar las reacciones químicas mediante la modificación de diversos factores que influyen
en su velocidad.
La velocidad de una reacción química viene dada por la variación en el tiempo, que experimenta la concentración
de uno de los reactivos o productos que intervienen en ella. La velocidad definida de esta manera depende de cuál sea el
reactivo o producto de referencia. Para que la velocidad de reacción sea independiente de la sustancia de referencia, se
le coloca el signo negativo, si se trata de un reactivo, y se le divide por el coeficiente estequiométrico que tenga en la
reacción.
N 2 + 3 H 2 _ 2 NH 3
[ N 2 ]
1 [ H 2 ]
1  [ NH 3 ]
v= ==
t
3 t
2
t
Para que tenga lugar una reacción , se requiere que se rompan los enlaces que mantienen unidos a los átomos de
los reactivos y se formen los enlaces en los productos, es decir, tienen que chocar las moléculas que constituyen las
sustancia reaccionantes. La velocidad de reacción dependerá de la eficacia (energía) de los choques y de la frecuencia a
la que ocurran éstos.
A. Concentración de los reactivos.
Como la velocidad de reacción depende de la frecuencia de los choques entre las moléculas de los
reactivos, la velocidad será tanto mayor, cuanto más elevada sea la concentración de los reactivos, ya que en este
caso las colisiones serán más frecuentes.
Se puede comprobar experimentalmente que la velocidad de una reacción química es directamente
proporcional al producto de las concentraciones de los reactivos elevadas a un exponente que coincide con el
coeficiente estequiométrico con el que figura la sustancia correspondiente en la ecuación química ajustada.
a A + b B + c C + ... ==> productos
v = k [A ] a [B ] b [C ] c ...
k es la constante cinética o constante de velocidad, característica de cada reacción química, que depende de
la naturaleza y estado de los reactivos, y sobre todo, de la temperatura. Se llama orden de reacción a la suma de
los exponentes que aparecen en la ecuación de la velocidad, es decir al número de moléculas que tienen que
chocar para que se produzca la reacción.
B. Naturaleza y estado de los reactivos.
La velocidad de una reacción química depende de las características de los átomos, iones, moléculas que
reaccionan (los enlaces que se tienen que romper son distintos en cada caso).
La velocidad de reacción también depende del estado en que se encuentre las sustancia. En general las
reacciones que ocurren en fase gaseosa son más rápidas, ya que la frecuencia a la que se producen los choque es
mayor. En la reacciones heterogéneas, donde los reactivos se encuentran en fases diferentes, por ejemplo sólido y
gas, tiene gran importancia la superficie de contacto (grado de división) entre los reactivos.
C. Influencia de la temperatura.
Al aumentar la temperatura a la que transcurre una reacción química, aumenta la energía cinética media
de sus partículas. Por tanto, aumenta la velocidad de reacción, ya que las colisiones entre partículas serán mucho
más frecuentes y efectivas. En general la velocidad de reacción se duplica o triplica cuando se aumenta la
temperatura unos 10 ºC.
D. Catalizadores.
Los catalizadores son sustancia que, estando presentes en cantidades muy pequeñas (trazas), y sin sufrir
ninguna alteración química, pueden modificar la velocidad de una reacción química.
En principio se creyó que los catalizadores actuaban por su sola presencia. En la actualidad está
comprobado que los catalizadores toman parte activa en la reacción, formando con los reactivos compuestos
intermedios que se descomponen rápidamente regenerando el catalizador. Así el catalizador cambia el curso
ordinario de la reacción y hace que ésta transcurra por un camina más favorable.
La presencia de catalizadores, no afecta a las energías de los reactivos ni a la de los productos, ni al
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balance energético global, sólo afecta a la velocidad a la que ocurre el proceso.
8.
EQUILIBRIO QUÍMICO
La mayoría de las reacciones químicas son reversibles, y pueden ocurrir en los dos sentidos, lo cual se expresa
por una doble flecha.
a A + b B + ... _ c C + d D + ...
Tal y como hemos visto, la velocidad de reacción es directamente proporcional a las concentraciones de los
reactivos, elevadas a los correspondientes coeficientes estequiométricos. Por lo que la velocidad directa e inversa serán:
a
b
v d = k d [A ] [B ] ...
p
q
vi = k i [P ] [Q ] ...
Si inicialmente sólo disponemos de los reactivos A y B, la reacción se verificará únicamente hacia la derecha, ya
que la velocidad de la reacción inversa será nula (inicialmente no hay P, Q, ...). A medida que transcurre el tiempo,
disminuirá la concentración de los reactivos (A, B, ...) y aumentará la concentración de los productos (P,Q, ...). Por
tanto, irá disminuyendo la velocidad de la reacción directa y aumentando la de la reacción inversa. Llegará un momento
en el que las dos velocidades serán idénticas, en cuyo caso se dice que se ha alcanzado el equilibrio. El equilibrio
químico es dinámico, y cuando se alcanza, ambas reacciones continúan produciéndose, de manera que la cantidad de
sustancia que aparece por la reacción directa es igual a la que desaparece por la inversa.
a
b
p
q
v d = vi _ k d [A ] [B ] ... = k i [P ] [Q ] ...
p
q
k d = [P ] [Q ] ...
=
Kc
[A ] a [B ] b ...
ki
Cuando se alcanza el equilibrio, las concentraciones de los reactivos y de los productos no pueden ser cualquiera,
sino que han de cumplir la expresión de la constante de equilibrio Kc. Esta expresión se conoce con el nombre de Ley de
acción de masas, establecida por Gulberg y Waage, puede enunciarse de la siguiente manera:
En toda reacción química reversible, al alcanzarse el equilibrio, el producto de las concentraciones de los
productos de la reacción, dividido por el producto de las concentraciones de los reactivos, todas ellas
elevadas al correspondiente coeficiente estequiométrico, es una cantidad constante (sólo depende de la
temperatura), que se denomina constante de equilibrio, Kc.
Ejemplo 20. Si calentamos a 50 ºC 1 mol de ácido acético con 1 mol de etanol hasta alcanzar el equilibrio,
veremos que se forman 2/3 moles de agua. calcular la Kc de la reacción de esterificación del ácido
acético.
Kc = 4
Cuando todas las sustancia que intervienen en una reacción son gaseosas, como es mucho más fácil medir la
presión que la concentración, suele utilizarse la constante de equilibrio expresada en función de las presiones parciales
de cada componente:
P P PQ ...
Kp = a b
P A PB ...
p
q
Esta constante Kp, puede relacionarse fácilmente con la constante de equilibrio Kc, ya que para cada componente
, Resultando:
P i = ci R T
n
K p = K c (R T )
Ejemplo 21. A 1000 ºK se introducen 40 g de SO3 en un recipiente de 5 l. Kp = 0,259 para la reacción: 2
SO3 ↔ 2 SO2 + O2. calcular la presión total cuando en el equilibrio se forman 0,16 moles de oxígeno.
10,82 atm
8.1. FACTORES QUE AFECTAN AL EQUILIBRIO. LEY DE LE CHATHELIER-BRAUM.
Los factores que afectan al equilibrio son la temperatura, la presión y la concentración. Si tenemos un
sistema en equilibrio y se modifica alguno de estos factores, el equilibrio se rompe y la reacción evoluciona en un
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sentido u otro hasta alcanzar de nuevo el equilibrio.
La influencia de todos estos factores viene dada por el principio de Le Chathelier-Braum, que puede
enunciarse:
Si sobre un sistema en equilibrio se ejerce una acción externa, por modificación de alguno de los
factores que intervienen en el mismo (P, T, c), el equilibrio se desplaza, reaccionando
químicamente, en el sentido que se opone a la acción externa.
1. Efecto de la temperatura.
Si se aumenta la temperatura, el equilibrio se desplaza en el sentido que tiende a contrarrestar el
aumento de temperatura, es decir, la reacción se desplaza en el sentido que absorbe calor, disminuyendo
con ello la temperatura. Si por el contrario se disminuye la temperatura, la reacción evoluciona en el
sentido que se libera calor, aumentando con ello la temperatura.
2. Efecto de la presión.
Cuando se aumenta la presión de un sistema en equilibrio, éste se desplaza en el sentido que tiende a
disminuirla, es decir, se desplaza en el sentido que disminuya el número de moles gaseosos. Cuando se
disminuye la presión, la reacción evoluciona en el sentido que aumente el número de moles gaseosos.
3. Efecto de la concentración.
Cuando se aumenta la concentración de alguna de las sustancias que intervienen en una reacción
química, ésta se desplaza en el sentido que tienda a disminuir la concentración de dicha especie. Por el
contrario, cuando se disminuye la concentración de una de las especies de la reacción, ésta evoluciona en
el sentido que se forme dicha especie.
Ejemplo 22. La síntesis industrial de metanol se rige por el siguiente equilibrio: CO + H2 ↔ CH3OH ΔH
= -112,6 KJ. Ver la influencia cualitativa de un aumento de la temperatura en el rendimiento de la
síntesis.  Y un aumento de presión?.
1. 9,07 g de cobre se unen con 1,14 g de oxígeno
para formar un óxido de cobre. Calcular los
pesos de cobre y oxígeno que deben combinarse
para formar 357,5 g de óxido. 317,5 g de Cu y 40
g de O
2. El azufre, oxígeno y cinc se encuentran formando
un sulfato de cinc en la relación 1/1,99/2,04,
Hallar:
a) la composición centesimal del sulfato de
cinc.
19,88 %; 39,56 %; 40,56 %
b) La cantidad de sulfato que podrá obtenerse si
disponemos de 8,53 g de cinc.
21,03 g
3.
4.
5.
Los datos recogidos del análisis de un compuesto
de azufre e hidrógeno, indican que hay 13,232 g
de azufre por cada 0,832 g de hidrógeno. Por
otra parte, de otro análisis de un compuesto de
azufre y cadmio se obtiene que 9,016 g de cadmio
se hallan combinados con 2,572 g de azufre.
Hallar el peso equivalente del cadmio. 55,76 uma
Calcular el volumen que ocuparan las
masas gaseosas:
a) 1 mol a 31,7 ºC y 1 atm.
b) 0,125 moles a -85 ºC y 3 atm.
c) 0,63 mol a -85 ºC y 400 mm Hg
d) 1,25 mol a 15 ºC y 735 mm Hg
siguientes
24,9 l
0,7 l
18,6 l
30,5 l
A qué temperatura ocupará un mol de gas un
volumen de 250 l a 1 atm de presión?. 2 775 ºC
6. Calcular el número de moles que hay en:
a) 100 g de agua.
b) 12,3 g de ácido clorhídrico.
c) 51,2 g de fosfato sódico.
d) 315,5 g de carbonato bárico.
5,5
0,3
0,3
1,6
7. Calcular el número de moléculas que hay en:
a) 2,5 g de propanol.
2,5 1022
b) 89,6 l de metano a 0,5 atm y 273 ºC. 6,02 1023
8. Determinar el número de átomos de aluminio
presentes en
102 g de sulfato alumínicomagnésico, Al2Mg(SO4)4, con una pureza del 82 %.
2,27 1023
9.  C u ántos átomos de oxígeno hay en 4,24 l de
ozono a 2 10-3 mm Hg y a -40 ºC?.
1018
10. en 88 g de dióxido de carbono,
a) Cuántos moles hay?.
2
b) Cuántos átomo-gramos?.
2y4
c) Cuántas moléculas?.
1,2 1024
d) Cuántos átomos hay?.
2,4 y 1,2 1024
e) Qué volumen ocupa en c.n.?.
44,8 l
11.
Calcular la composición centesimal de los
siguientes compuestos:
a) Óxido férrico.
(69,9; 30,1)
b) Carbonato cálcico.
(40; 12; 48)
TEMA 1: LA TRANSFORMACIÓN QUÍMICA
c) Nitrato de plata.
d) Ácido sulfúrico.
(63,5; 8,3; 28,2)
(2,1; 32,7; 65,2)
Pág. n 9
22. Se disuelven 10 g de glucosa (C6H12O6) en 80 g de
agua.  C u ál es la molalidad de la disolución
formada?.
0,7 mol/Kg
12. Dada la composición centesimal de los siguientes
compuestos, calcular su fórmula empírica.
a) Ca(38,7%), P(20%), O(41,3%).
b) C(35,3%), H(7,4%), O(23,5%), Na(33,8%).
c) Na(45,1%), Ti(23,5%), O(31,4%).
Ca3(PO4)2, C2H5ONa, Na4TiO4
23. Se disuelven 7 g de cloruro sódico en 43 g de
agua.  C u ál es el porcentaje en peso de la
disolución?.
14 %
13. Calcular la fórmula molecular de una sustancia
en 200 g de agua.  C u ál es la fracción molar de
glucosa?.
0,0025
formada por C,H y N, sabiendo que 0,067 g de la
misma ocupan 63 cm3 a 310 ºK y 1 atm de
presión. por otra parte, su composición
centesimal es H(3,7%), C(44,4%), N(51,9%).
HCN
14. La composición centesimal de un hidrocarburo
es C(82,7 %), H(17,3%). La densidad de su vapor
a 27 ºC y 100 mm Hg es de 0,31 g/l. Calcular:
a) La densidad de su vapor en c.n. 2,59 g/l
b) Su masa molecular.
58 umas
c) Su fórmula.
C4H10
24. Una disolución contiene 5 g de glucosa (C6H12O6)
25. La disolución acuosa del 16 % de sosa tiene una
densidad de 1,18 g/ml a 15 ºC. Calcular:
a) La sosa disuelta en 5 l de dln. 944 g
b) La molaridad, normalidad y molalidad de la
dln.
4,72 M; 4,72 N; 4,76 m
c) Las fracciones molares de agua y sosa.
0,92; 0,08
26. Al disolver 4,5 g de hidróxido potásico en 95,5 g
15. Hallar el volumen de disolución 0,4 N de ácido
sulfúrico que contiene 2,5 g de dicho ácido.
125 cm3
de agua, se obtiene una disolución de densidad
1,04 g/ml. Calcular:
a) La molaridad de la disolución. 0,83 M
b) Su normalidad.
0,83 N
c) Su molalidad.
0,84
d) Las fracciones molares. 0,98; 0,02
16. Cuántos gramos de glucosa (C6H12O6) hay que
27. La disolución acuosa de ácido clorhídrico del
disolver en 100 g de agua para que la
concentración sea 0,2 molal.
3,6 g
17. Cuántos gramos de ácido sulfúrico hay en 20 ml
de una disolución 0,3 molar de dicho ácido. 0,59
g
18. Calcular el número de moles de soluto que hay
en las siguientes disoluciones:
a) 150 ml de nitrato de plata de 250 g/l. 0,22
b) 25 ml de cloruro de hidrógeno 3N. 0,07
c) 500 ml de bromuro sódico de 125 g/l. 0,65
d) 400 ml de cloruro bárico de 100 g/l. 0,19
e) 600 ml de carbonato sódico de 300 g/l. 1,69
19. Una disolución se obtiene disolviendo 5,4 g de
glucosa (C6H12O6) en agua, de manera que el
volumen final de la disolución es de 400 ml.
Calcular la molaridad de la disolución.
0,075 mol/l
20. Cuál es la molaridad de una disolución de ácido
sulfúrico cuya riqueza es del 98 % y su densidad
1,84 g/cm3?.
18,4 M
21.
 C u ál es la molalidad de una disolución de
ácido sulfúrico del 98 % y densidad 1,84 g/ml?.
500 m
39,11 % en peso tiene a 15 ºC una densidad de 1,2
g/cm3. Calcular a esa temperatura:
a) La concentración en gramos-litro. 469,3 g/l
b) La molaridad.
12,87 M
c) La normalidad.
12,87
d) Su molalidad.
17,62
e) Las fracciones molares.
0,24; 0,76
28. Calcular la cantidad de CaCl2.6H2O necesaria
para preparar:
a) 0,25 l de cloruro cálcico 2 M.
109,5 g
b) 0,35 Kg de cloruro cálcico al 15 %. 103,6 g
29. El ácido sulfúrico comercial, de densidad 1,84
g/cm3,a 25 ºC contiene el 98 % de dicho ácido.
Calcular el volumen de éste que habrá que tomar
para preparar:
a) 10 l de dln. 0,5 N.
136 ml
b) 2 Kg de dln. 3 m.
252 ml
c) 100 g de dln. al 50 %.
27,7 ml
30. El ácido clorhídrico concentrado de densidad
1,17 g/ml y riqueza del 35,2 se encuentra a
nuestra disposición en el laboratorio. Hallar el
volumen de éste que se necesita para preparar 3 l
de ácido clorhídrico 2 N.
530 cm3
31. Ajustar las siguientes ecuaciones químicas:
TEMA 1: LA TRANSFORMACIÓN QUÍMICA
a) C + SO2  CS2 + CO
5,2,1,4
b) FeS2 + O2  Fe2O3 + SO2
4,11,2,8
c) NH4Cl + Ca(OH)2  CaCl2 + NH3 + H2O
2,1,1,2,2
d) As2O3 + HNO3 + H2O  H3AsO4 + N2O3
1,2,2,2,1
e) KBrO3 + SbCl3 + HCl  SbCl5 + KBr + H2O
1,3,6,3,1,3
32. Disponemos de 225 Kg de sulfuro de hidrógeno y
250 Kg de anhídrido sulfuroso y queremos
obtener azufre. Suponiendo que el rendimiento de
la operación fuera total y que no hubiera
pérdidas de ninguna clase, calcular: 2,1,3,2
a) El peso del reactivo que sobra y su volumen
en condiciones normales. 38,2 Kg; 13,4 m3
de SO2
b) El peso de azufre que podría obtenerse.
317,6 Kg
Pág. n 10
clorhídrico, reduciéndose él a cloruro manganoso, produciéndose además cloro y agua. 45,6 g
38.
39. La entalpía de formación del benceno es 11,7
Kcal/mol. Determinar su calor de combustión. Los
calores de formación del agua y del anhídrido
carbónico son, respectivamente, -68,3 y -94,1
Kcal/mol.
-781,2 Kcal/mol
40.
33. Se tuesta una tonelada de pirita (FeS2) del 92 %
de riqueza. Calcular:
4,11,8,2
a) El peso de dióxido de azufre obtenido y su
volumen en c.n.
981,3 Kg; 343,5 m3
b) El peso de óxido férrico obtenido. 613 Kg
c) El peso de oxígeno necesario y su volumen en
condiciones normales. 674,8 Kg; 472,4 m3
34.
Se quema completamente 1 Kg de metano.
Calcular:
a) El peso de los productos de la combustión.
5 Kg
b) Su volumen en condiciones normales.
1400 l; 2,25 l
c) El volumen de oxígeno necesario en c.n.
2800 l
35. Disponemos de 1,25 g de cloruro amónico y lo
hacemos reaccionar con hidróxido cálcico para
obtener amoníaco. Calcular:
2,1,2,2,1
a) El peso de amoníaco obtenido.
0,398 g
b) Su volumen en c.n.
0,52 l
c) El peso de cloruro cálcico formado. 1,297 g
36. Por reacción del carbonato sódico con hidróxido
cálcico se desean obtener 50 Kg de hidróxido
sódico, y carbonato cálcico. Calcular:
a) La cantidad de carbonato sódico
necesaria.
66,2 Kg
b) La cantidad de carbonato cálcico
formada.
62,5 Kg
37.  Q u é cantidad de bióxido de manganeso del 85
% de riqueza necesitaremos para obtener 10 l de
cloro medidos en condiciones normales?. El
bióxido de manganeso reacciona con el ácido
Utilizando los calores de combustión (en
Kcal/mol), determinar el calor que se desprende
cuando se queman totalmente las siguientes
cantidades de sustancias.
a) 2 T. de carbón (-94,1). 15,7 106 Kcal
b) 11,2 l de metano en c.n. (212,8). 106,4 Kcal
c) 120 g de etano (-372,8). 1492,2 Kcal
d) 12 Kg de butano (-688). 1,42 106 Kcal
e) 15 l de propano en c.n. (-530,6) 355,3 Kcal
Conocidas las entalpías de formación del
acetileno (54,2 Kcal/mol) y del benceno (20
Kcal/mol), calcular la variación de entalpía que
tiene lugar en la reacción de formación de
benceno a partir de acetileno. -142,6 Kcal/mol de
benceno
41. Conociendo los calores de formación del óxido
alumínico (-400 Kcal/mol) y el óxido férrico (-200
Kcal/mol), calcular el calor de la reacción en la
que el óxido férrico reacciona con el aluminio
para formar óxido alumínico e hierro.
-200 Kcal/mol
42.
Las entalpías de formación del anhídrido
carbónico (-94,1 Kcal/mol) y del monóxido de
carbono (-26,4 Kcal/mol). Calcular la entalpía de
la reacción del carbón con el ahídrido carbónico,
para formar monóxido de carbono. 41,3 Kcal
43.
A 25 ºC y 1 atm de presión, las entalpías de
formación del butano, el anhídrido carbónico y el
agua son -29,8; -94,1 y -68,3 Kcal/mol.
a) Escribir y ajustar la reacción de combustión
del butano.
1,13/2,4,5
b) Obtener el calor de combustión del butano.
-688 Kcal/mol
c) Calcular el peso de butano necesario para
obtener 44,6 l de anhídrido carbónico en c.n.
28,9 g
44. El calor de formación del gas butano a partir de
sus elementos es -29,8 Kcal/mol, mientras que los
calores de formación del anhídrido carbónico y el
vapor de agua son -94,1 y -57,8 Kcal/mol.
Escribir y ajustar la reacción de combustión del
butano y calcular las Kcal que podrá suministrar
una bombona que contiene 4 Kg de butano.
1,13/2,4,5; 43834 Kcal
TEMA 1: LA TRANSFORMACIÓN QUÍMICA
45.
Las entalpías de formación del agua y del
monóxido de carbono son -57,8 y -26,4 Kcal/mol.
Hallar la entalpía de reacción del carbono con el
vapor de agua para formar monóxido de carbono
e hidrógeno. Indicar si dicha reacción es
exotérmica o endotérmica.
31,4
Kcal;
Endotérmica
46. La entalpía de formación del monóxido de
carbono se tiene que determinar indirectamente,
pues durante la combustión del carbono siempre
se producen mezclas de anhídrido carbónico y
monóxido de carbono. La entalpía de formación
del ahídrido carbónico es -94,1 Kcal/mol y la de
combustión del monóxido de carbono -67,7
Kcal/mol. Calcular la entalpía de formación del
monóxido de carbono y definir lo que se entiende
por entalpía de formación.
-26,4 Kcal/mol
47. - La entalpía de formación del naftaleno (C10H8)
es 14 Kcal/mol.  C uánto calor se desprenderá en
la combustión completa de 25 g de naftaleno?.
Los calores de formación del agua y el anhídrido
carbónico son -68,3 y -94,1 Kcal/mol. 239,9 Kcal
48. Dadas las ecuaciones termoquímicas siguientes:
C + O2  CO2 ΔH = -94,1 Kcal
H2 + ½ O2  H2O ΔH = -68,3 Kcal
CH3-COOH+ 2 O2  2 CO2 +2H2O ΔH = -208 Kcal
Calcular el calor de formación del ácido acético.
-116,6 Kcal
49. Al calentar a 600 ºC el anhídrido sulfúrico, se
obtiene una mezcla en equilibrio que contiene por
cada litro 0,0106 moles de anhídrido, 0,0032
moles de anhídrido sulfuroso y 0,0016 moles de
oxígeno. Calcular las constantes Kc y Kp, de la
reacción de descomposición del anhídrido
sulfúrico en anhídrido sulfuroso y oxígeno. 1.45
10-4 (mol/l); 0,01.3 atm
50.
A 763 ºK se ha encontrado que se hallan en
equilibrio en una vasija de 1 l, 0,228 moles de
hidrógeno, 0,228 moles de yodo y 1,554 moles de
yoduro de hidrógeno. Calcular las constantes de
equilibrio de las reacciones siguientes:
a) H2 + I2  2 HI
45,86
b) 2 HI  H2 + I2
0,022
51.
La reacción de formación del yoduro de
hidrógeno tiene lugar en una cámara de 10 l, en
la que se hacen reaccionar a 448 ºC 0,5 moles de
hidrógeno y 0,5 moles de yodo. Si a dicha
temperatura la constante Kc = 50, calcular:
a) El valor de Kp.
50
b) La presión total en el equilibrio. 5,91 atm
Pág. n 11
52. A 400 ºC una mezcla gaseosa contiene 0,0031
moles de hidrógeno, 0,0031 moles de yodo y
0,0239 moles de ácido yodhídrico. Si la mezcla
está contenida en un recipiente de 1 l, Calcular:
a) El valor de Kc.
59,4
b) La presión total.
1,66 atm
c) El valor de Kp.
59,4
53.
En una experiencia realizada a 2000 ºK se
encontró que estaban en equilibrio en un
recipiente de 1 litro 1,45 g de hidrógeno, 0,057
moles de bióxido de carbono, 0,77 g de agua y
4,27 moles de monóxido de carbono. Calcular Kc y
Kp para la reacción:
H2 + CO2  H2O + CO
4,4
54. En un recipiente de 1 l a la temperatura de 1000
ºK se encuentran en equilibrio 28,84 g de
nitrógeno, 3,24 g de hidrógeno y 1,73 g de
amoníaco. Determinar las constantes Kc y Kp para
la reacción de formación del amoníaco.
0,0024 (mol/l)-1; 3,52 10-7 atm -1
55.
A 700 ºK, 1 mol de nitrógeno y 4 moles de
hidrógeno reaccionan para formar 1,3 moles de
amoníaco en un recipiente de 10 l. Calcular Kc y
las presiones parciales de todos los componentes.
0,56 (mol/l)-2; 2; 11,76; 7,46 atm
56. Analizada la muestra de un gas encerrado en un
recipiente de 5 l, a una temperatura de 600 ºK y
que se encontraba en equilibrio, se observó que
estaba constituida por unas concentraciones 5 10-4
M en amoníaco, 0,02 M en nitrógeno y 0,02 M en
hidrógeno. A partir de estos datos hallar, para la
reacción de formación de amoniaco, Kc y Kp.
15625 (mol/l)-2; 6,44 atm-2
57. Se introduce pentacloruro de fósforo en un frasco
a una temperatura de 427 ºC. El pentacloruro se
disocia en tricloruro de fósforo y cloro. Si las
presiones parciales del cloro y el pentacloruro de
fósforo en el equilibrio son 0,5 y 0,5 atm.
Calcular:
a) Los valores de Kc y Kp. 0,0087 mol/l; 0,5 atm
b) La fracción molar de todos los componentes.
0,33; 0,33; 0,33
58. Un recipiente de 100 ml de capacidad contiene a
27 ºC una mezcla gaseosa en equilibrio de 0,138 g
de bióxido de nitrógeno y 0,552 g de tetraóxido de
dinitrógeno. Calcular Kc y Kp para la reacción de
disociación del tetraóxido de dinitrógeno a esa
temperatura.
0,015 mol/l; 0,369 atm
59. Un recipiente de 306 cm3 de capacidad contiene a
35 ºC una mezcla gaseosa en equilibrio de 0,348 g
de dióxido de nitrógeno y 1,635 g de tetraóxido de
dinitrógeno. Calcular Kc y Kp para la reacción de
disociación del tetraóxido de dinitrógeno en
dióxido de nitrógeno. 0,0126 mol/l; 0,32 atm