1. QUIMICA
La química es la ciencia que se dedica al estudio de la estructura, las
propiedades, la composición y la transformación de la materia. Es
posible considerar a la química de hoy como una actualización o una
forma evolucionada de la antigua alquimia
DIVISION:
Debido a la gran amplitud y desarrollo, la química se divide en:
1. Química General: Estudia los fundamentos o principios básicos comunes a
todas las ramas de la ciencia química.
2. Química Descriptiva: Estudia las propiedades y obtención de cada sustancia
químicamente pura en forma particular. Podemos subdividirla en:
2.1. Química Inorgánica: Estudia todas las sustancias inanimadas o del reino
mineral
2.2. Química Orgánica: Estudia todas las sustancias que contienen carbono (con
excepción de CO, CO2, Carbonatos, etc) ya sean estos naturales (provenientes
del reino animal y vegetal) o artificiales (plásticos, fibras, textiles)
3. Química Analítica:
Estudia las técnicas para identificar, separar y cuantificar las sustancias
orgánicas e inorgánicas presentes en una muestra material, o los elementos
presentes en un compuesto químico. Se subdivide en:
3.1. Cualitativa: Estudia las técnicas para identificar las sustancias químicas
(simples y compuestas) en una muestra material o los elementos químicos
presentes en un compuesto. Así por ejemplo, se ha determinado que en el agua
pura sólo hay dos elementos: hidrogeno y oxigeno; en la sal común, cloro y
sodio; en el azúcar de mesa, carbono, hidrogeno y oxigeno.
3.2. Cuantitativa: Estudia las técnicas para cuantificar las sustancias químicas
puras en una muestra material o el porcentaje en peso que representa cada
elemento en un compuesto, para luego establecer su formula química. Así por
ejemplo, tenemos que en el agua hay 88,89% en peso de oxigeno y 11,11% de
hidrogeno, luego, la fórmula del agua será H2O.
4. Química Aplicada:
Por su relación con otras ciencias y su aplicación práctica, se subdividen en:

2. 4.1. Bioquímica: Es la ciencia que estudia
los componentes químicos de los seres
vivos, especialmente las proteínas,
carbohidratos, lípidos y ácidos nucleicos,
además de otras pequeñas moléculas
presentes en las células.
4.2. Fisicoquímica: Representa una rama
donde ocurre una combinación de
diversas ciencias, como la química, la
física, termodinámica, electroquímica y
la mecánica cuántica donde funciones
matemáticas pueden representar
interpretaciones a nivel molecular y
atómico estructural. Cambios en la
temperatura, presión, volumen, calor y
trabajo en los sistemas, sólido, líquido y/o
gaseoso se encuentran también
relacionados a estas interpretaciones de
interacciones moleculares.
4.3. Química Industrial: Estudia la
aplicación de procesos químicos y la obtención de productos químicos sintéticos
a gran escala, como por ejemplo los plásticos, el caucho sintético, combustibles,
fibras textiles, fertilizantes, insecticidas, jabones, detergentes, acido sulfúrico,
soda caustica, cloro, sodio, etc.
4.4. Petroquímica: Es la industria dedicada a obtener derivados químicos del
petróleo y de los gases asociados. Los productos petroquímicos incluyen todas
las sustancias químicas que de ahí se derivan.
4.5. Geoquímica: Es una especialidad de las ciencias naturales, que sobre la
base de la geología y de la química estudia la composición y dinámica de los
elementos químicos en la Tierra, determinando la abundancia absoluta y
relativa, distribución y migración de los elementos entre las diferentes partes
que conforman la Tierra (hidrosfera, atmósfera, biósfera y geósfera) utilizando
como principales testimonios de las transformaciones los minerales y rocas
componentes de la corteza terrestre
4.6. Astro química: Es la ciencia que se ocupa del estudio de la composición
química de los astros y el material difuso encontrado en el espacio interestelar,
normalmente concentrado en grandes nubes moleculares.
4.7 Farmoquímica: Estudia las propiedades de las sustancias químicas y su
acción nociva o benéfica en los seres vivos. Por ejemplo, la acción de la
penicilina, las drogas y antibióticos en seres humanos
MATERIA: Es todo aquello que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio.

3. ESTADO DE LA MATERIA:
El estado de agregación de la materia (sólido, líquido, gaseoso) puede
variar en función de las condiciones externas (presión y
temperatura). Para unas determinadas condiciones, una sustancia
concreta sólo se encontrará en un estado de agregación; es decir, en
determinadas condiciones una sustancia se encontrará en estado
sólido, en estado líquido o en estado gaseoso pero sólo en uno de ellos.
Cada uno de los estados de agregación tiene unas características que
lo diferencian de los otros:
1. Estado sólido.
- Tienen forma fija.
- Tienen volumen fijo. No
se pueden comprimir.
- No fluyen.
2. Estado líquido.
- No tienen forma fija. Se
adaptan a la forma del
recipiente que los
contiene.
- Tienen volumen fijo.
Son poco compresibles.
- Fluyen por sí mismos.

4. 3. Estado gaseoso.
- No tienen volumen fijo.
Ocupan todo el volumen
del recipiente que los
contiene. Son fácilmente
compresibles.
- No tienen forma fija. Se
adaptan a la forma del
recipiente que los
contiene.
- Difunden con facilidad.
Tendencia a mezclarse
con otros gases.

5. CLASIFICACION DE LA
MATERIA
La materia la podemos encontrar en
la naturaleza en forma de
sustancias puras y de mezclas.
* Las sustancias puras son aquéllas
cuya naturaleza y composición no
varían sea cual sea su estado. Se
dividen en dos grandes grupos:
Elementos y Compuestos.
- Elementos: Son sustancias puras que no pueden descomponerse en otras
sustancias puras más sencillas por ningún procedimiento. Ejemplo: Todos los
elementos de la tabla periódica: Oxígeno, hierro, carbono, sodio, cloro, cobre, etc. Se
representan mediante su símbolo químico y se conocen 115 en la actualidad.
- Compuestos: Son sustancias puras que están constituidas por 2 ó más elementos
combinados en proporciones fijas. Los compuestos se pueden descomponer mediante
procedimientos químicos en los elementos que los constituyen. Ejemplo: Agua, de
fórmula H2
O, está constituida por los elementos hidrógeno (H) y oxígeno (O) y se
puede descomponer en ellos mediante la acción de una corriente eléctrica
(electrólisis). Los compuestos se representan mediante fórmulas químicas en las que
se especifican los elementos que forman el compuesto y el número de átomos de
cada uno de ellos que compone la molécula. Ejemplo: En el agua hay 2 átomos del
elemento hidrógeno y 1 átomo del elemento oxígeno formando la molécula H2
O.
Molécula de agua (H2
O),
formada por 2 átomos de
hidrógeno (blancos) y 1 átomo
de oxígeno (rojo)
Molécula de etano (C2
H6
),
formada por 2 átomos de
carbono (negros) y 6 átomos de
hidrógeno (azul)

6. Molécula de butano (C4
H10
),
formada por 4 átomos de
carbono (negros) y 10 átomos
de hidrógeno (blancos)
Cuando una sustancia pura está formada por un solo tipo de elemento, se dice que
es una sustancia simple. Esto ocurre cuando la molécula contiene varios átomos
pero todos son del mismo elemento. Ejemplo: Oxígeno gaseoso (O2
), ozono (O3
), etc.
Están constituidas sus moléculas por varios átomos del elemento oxígeno.
* Las mezclas se encuentran formadas por 2 ó más sustancias puras. Su
composición es variable. Se distinguen dos grandes grupos: Mezclas homogéneas y
Mezclas heterogéneas.
- Mezclas homogéneas: También llamadas Disoluciones. Son mezclas en las que no
se pueden distinguir sus componentes a simple vista. Ejemplo: Disolución de sal en
agua, el aire, una aleación de oro y cobre, etc.
Mezclas heterogéneas: Son mezclas en las que se pueden distinguir a los
componentes a simple vista. Ejemplo: Agua con aceite, granito, arena en agua, etc.

7. LOS CAMBIOS DE LA MATERIA:
Cambio Físico: es el cambio transitorio de las sustancias que no
afecta a la naturaleza de la materia, aunque cambia su forma. Un
cambio físico se produce por la acción de un agente externo a la
naturaleza de la materia. En el caso del agua, el agente es el calor.
Cambios del estado del agua:

8. Fusión: Es el paso de un sólido al estado líquido por medio del
calor; durante este proceso isotérmico (proceso que absorbe
energía para llevarse a cabo este cambio) hay un punto en que
la temperatura permanece constante. El "punto de fusión" es la
temperatura a la cual el sólido se funde, por lo que su valor es
particular para cada sustancia. Cuando dichas moléculas se
moverán en una forma independiente, transformándose en un
líquido.
Solidificación: Es el paso de un líquido a sólido por medio del
enfriamiento; el proceso es exotérmico. El "punto de
solidificación" o de congelación es la temperatura a la cual el
líquido se solidifica y permanece constante durante el cambio,
y coincide con el punto de fusión si se realiza de forma lenta
(reversible); su valor es también específico.
Evaporización y ebullición: Son los procesos físicos en los que
un líquido pasa a estado gaseoso. Si se realiza cuando la
temperatura de la totalidad del líquido iguala al punto de
ebullición del líquido a esa presión al continuar calentando el
líquido, éste absorbe el calor, pero sin aumentar la
temperatura: el calor se emplea en la conversión del agua en
estado líquido en agua en estado gaseoso, hasta que la totalidad
de la masa pasa al estado gaseoso. En ese momento es posible
aumentar la temperatura del gas.
Condensación: Se denomina condensación al cambio de estado
de la materia que se encuentra en forma gaseosa a forma
líquida. Es el proceso inverso a la vaporización. Si se produce
un paso de estado gaseoso a estado sólido de manera directa, el
proceso es llamado sublimación inversa. Si se produce un paso
del estado líquido a sólido se denomina solidificación.
Sublimación: Es el proceso que consiste en el cambio de estado
de la materia sólida al estado gaseoso sin pasar por el estado
líquido. Al proceso inverso se le denomina Sublimación inversa;
es decir, el paso directo del estado gaseoso al estado sólido. Un
ejemplo clásico de sustancia capaz de sublimarse es el hielo
seco.
DIFERENCIA ENTRE MASA Y PESO:

9. Isaac Newton explicó este fenómeno al distinguir entre peso y
masa: el peso es la fuerza con que la Tierra atrae un cuerpo, es
decir, está determinado por la gravedad e incluso desaparece si
ésta se anula. Un cuerpo posee un peso mucho menor en la
Luna que en la Tierra, y en el espacio exterior carece de él.
La masa es una propiedad del objeto. En tanto no se agregue o
quite materia del cuerpo, la masa permanece constante; es la
misma en la Tierra, en la Luna o en el espacio exterior, donde
no hay gravedad.
Peso y masa están relacionados estrechamente: la fuerza con
que la masa de la Tierra atrae un cuerpo depende de la masa
de éste. A mayor masa, mayor peso; a menor masa, menor
peso.
• Masa. Es la cantidad de materia contenida en un volumen
cualquiera, la masa de un cuerpo es la misma en cualquier
parte de la Tierra o en otro planeta.
• Peso. Es la acción de la gravedad de la Tierra sobre los
cuerpos. En los lugares donde la fuerza de gravedad es menor,
por ejemplo, en una montaña o en la Luna, el peso de los
cuerpos disminuye.
• Divisibilidad. Es la propiedad que tiene cualquier cuerpo de
poder dividirse en pedazos más.
UNIDADES DE MEDIDA DE LA MATERIA
UNIDADES DE DEL SISTEMA INTERNACIONAL
TIPO MAGNITUD UNIDAD SIMBOLO
Derivadas
Superficies
Volumen
Densidad
Velocidad
Aceleración
Metro cuadrado
Metro cúbico
Kilogramo por m3
Metro por
segundo
m2
m3
kg/m3
m/s
m/s2

10. Fuerza
Presión
Potencia
Momento de una fuerza
Tensión superficial
Carga eléctrica
Potencial eléctrico
Capacidad eléctrica
Resistencia eléctrica
Flujo de inducción
magnética
Iluminación
Frecuencia
Densidad de corriente
Metro por s2
Newton
Pascal
Vatio
Newton por
metro
Newton por
metro
Culombio
Voltio
Faradio
Ohmio
Weber
Lux
Hertz
Amperio por m2
N
Pa, N/m2
W
N x m
N/m
c
V, W/A
F c/A
W, V/A
W, V x s
lx
Hz
A/m2
FACTORES DE CONVERSIÓN Y SUS RELACIONES EN EL SI
LONGITU
D
MASA VOLUMEN PRESIÓN ENERGÍA
Km =
1000m
m =
100cm
pulg
=2.54cm
1A0
=10-10
m
1nm=10-9
m
1pf=30.48c
m
Kg =1000g
1g
=1000mg
Kg=2.2046l
b
Lb=453.59g
M3
=1000L
L=1000mL
gal=3.7854L
cm3
=1mL
1barril=42g
al
1atm=760mm
Hg
1atm=760torr
1atm=14.7lb/pu
g2
1J=1Kg.m2
/
s2
1cal=4.184J
Métodos de separación de mezclas heterogéneas
Los procedimientos físicos más empleados para separar los componentes de una
mezcla heterogénea son: la filtración, la decantación y la separación magnética.
Estos métodos de separación son bastante sencillos por el hecho de que en estas
mezclas se distinguen muy bien los componentes.
- Filtración: Este procedimiento se emplea para separar un líquido de un sólido
insoluble. Ejemplo: Separación de agua con arena. A través de materiales porosos

11. como el papel filtro, algodón o arena se puede separar un sólido que se encuentra
suspendido en un líquido. Estos materiales permiten solamente el paso del líquido
reteniendo el sólido.
Decantación: Esta técnica se emplea para separar 2 líquidos no miscibles entre sí.
Ejemplo: Agua y aceite. La decantación se basa en la diferencia de densidad entre
los dos componentes, que hace que dejados en reposo, ambos se separen hasta
situarse el más denso en la parte inferior del envase que los contiene. De esta
forma, podemos vaciar el contenido por arriba (si queremos tomar el componente
menos denso) o por abajo (si queremos tomar el más denso).
En la separación de dos líquidos no miscibles, como el agua y el aceite, se utiliza un
embudo de decantación que consiste en un recipiente transparente provisto de una
llave en su parte inferior. Al abrir la llave, pasa primero el líquido de mayor
densidad y cuando éste se ha agotado se impide el paso del otro líquido cerrando la
llave. La superficie de separación entre ambos líquidos se observa en el tubo
estrecho de goteo.

12. - Separación magnética: Esta técnica sirve para separar sustancias magnéticas de
otras que no lo son. Al aproximar a la mezcla el imán, éste atrae a las limaduras
de hierro, que se separan así del resto de la mezcla.
- Las disoluciones
Una disolución es una mezcla homogénea formada por 2 ó más sustancias puras
en proporción variable. Las disoluciones pueden ser binarias (2 componentes),
ternarias (3 componentes), etc. Ejemplo: Una mezcla de agua con sal es una
disolución.
El componente de la disolución que se encuentra en mayor cantidad se llama
disolvente y el o los que aparecen en menor cantidad se llaman solutos. Ejemplo:
En una disolución de sal en agua, la sal es el soluto y el agua es el disolvente.
Las disoluciones binarias se clasifican según el estado de agregación en que se
encuentran soluto y disolvente. en el siguiente cuadro podemos verlo:
SOLUTO DISOLVENTE DISOLUCIÓN EJEMPLO
GAS GAS GAS
AIRE

13. - Solubilidad
LÍQUIDO
NIEBLA
SÓLIDO
POLVO EN EL AIRE
GAS
LÍQUIDO LÍQUIDO
AMONIACO COMERCIAL
LÍQUIDO
ALCOHOL Y AGUA
SÓLIDO
SAL Y AGUA
GAS
SÓLIDO SÓLIDO
HIDRÓGENO EN PALADIO
LÍQUIDO
AMALGAMAS (MERCURIO
Y METAL)
SÓLIDO
ACERO INOXIDABLE

14. La cantidad de soluto que se puede disolver en una cantidad determinada de un
disolvente es limitada. El azúcar, por ejemplo, es soluble en agua, pero si en un
vaso de agua añadimos cada vez más y más azúcar, llegará un momento en el que
ésta ya no se disuelva más y se deposite en el fondo. Además, se disuelve más
cantidad de azúcar en agua caliente que en agua fría.
La cantidad máxima (en gramos) de cualquier soluto que se puede disolver en 100
g de un disolvente a una temperatura dada se denomina solubilidad de ese soluto a
esa temperatura. Así, la solubilidad se expresa en gramos de soluto por 100 g de
disolvente.
4.1.- La solubilidad de los gases
Cuando se eleva la temperatura de una disolución de un gas en un líquido, se
observa, por lo común, que le gas se desprende. Esto se produce porque la
solubilidad de los gases en los líquidos disminuye al aumentar la temperatura.
Ejemplo: Una bebida carbónica a temperatura ambiente tiene menos gas disuelto
que si está fría, esto se debe a que a mayor temperatura se disuelve menos
cantidad de gas y parte de éste se escapa.
Métodos de separación de mezclas homogéneas
Existen varios métodos para separar los componentes de una mezcla homogénea o
disolución. Entre los más utilizados están la cristalización y la destilación simple.-
Cristalización: Esta técnica consiste en hacer que cristalice un soluto sólido con
objeto de separarlo del disolvente en el que está disuelto. Para ello es conveniente
evaporar parte del disolvente o dejar que el proceso ocurra a temperatura
ambiente. Si el enfriamiento es rápido se obtienen cristales pequeños y si es lento se
formarán cristales de mayor tamaño.
- Destilación simple: Esta técnica se emplea para separar líquidos de una
disolución en función de sus diferentes puntos de ebullición. Es el caso, por ejemplo,
de una disolución de dos componentes, uno de los cuáles es volátil (es decir, pasa
fácilmente al estado gaseoso). Cuando se hace hervir la disolución contenida en el
matraz, el disolvente volátil, que tiene un punto de ebullición menor, se evapora y
deja un residuo de soluto no volátil. Para recoger el disolvente así evaporado se
hace pasar por un condensador por el que circula agua fría. Ahí se condensa el
vapor, que cae en un vaso o en un erlenmeyer.

15. Ejemplo: Esta técnica se emplea para separar mezclas de agua y alcohol. El alcohol
es más volátil que el agua y es la primera sustancia en hervir, enfriándose después
y separándose así del agua.
ATOMO
1.- El átomo en la antigüedad
Los filósofos griegos discutieron mucho acerca de la naturaleza de la materia y
concluyeron que el mundo era más simple de lo que parecía. Algunas de sus ideas
de mayor relevancia fueron:

16. Leucipo Demócrito
En el siglo V a. C., Leucipo sostenía
que había un sólo tipo de materia y
pensaba que si dividíamos la materia
en partes cada vez más pequeñas,
obtendríamos un trozo que no se
podría cortar más. Demócrito llamó
a estos trozos átomos ("sin división").
La filosofía atomista de Leucipo y
Demócrito podía resumirse en:
1.- Los átomos son eternos,
indivisibles, homogéneos e invisibles.
2.- Los átomos se diferencian en su
forma y tamaño.
3.- Las propiedades de la materia
varían según el agrupamiento de los
átomos.
Empédocles
En el siglo IV a. C., Empédocles postuló que la
materia estaba formada por 4 elementos:
tierra, aire, agua y fuego.
Aristóteles
Aristóteles, posteriormente, postula que la
materia estaba formada por esos 4
elementos pero niega la idea de átomo,
hecho que se mantuvo hasta 200 años
después en el pensamiento de la
humanidad.

17. 1.1.- La teoría atómica de Dalton
En 1808, John Dalton publicó su teoría atómica, que retomaba las antiguas ideas
de Leucipo y de Demócrito. Según la teoría de Dalton:
1.- Los elementos están formados por partículas diminutas, indivisibles e
inalterables llamadas átomos.
Dalton estableció un sistema para designar a cada átomo de forma que se
pudieran distinguir entre los distintos elementos:
2.- Los átomos de un mismo elemento son todos iguales entre sí en masa, tamaño y
en el resto de las propiedades físicas o químicas. Por el contrario, los átomos de
elementos diferentes tienen distinta masa y propiedades.
3.- Los compuestos se forman por la unión de átomos de los correspondientes
elementos según una relación numérica sencilla y constante.
De la teoría atómica de Dalton se pueden obtener las siguientes definiciones:
- Un átomo es la partícula más pequeña de un elemento que conserva sus
propiedades.
- Un elemento es una sustancia pura que está formada por átomos iguales.
- Un compuesto es una sustancia que está formada por átomos distintos
combinados en una relación numérica sencilla y constante.
2.- El átomo es divisible
Una vez aceptada la teoría atómica de la materia, los fenómenos de electrización
y electrólisis pusieron de manifiesto, por un lado, la naturaleza eléctrica de la
materia y, por otro, que el átomo era divisible; es decir, que estaba formado por
otras partículas fundamentales más pequeñas.

18. En esta página puedes ver ejemplos sobre fenómenos de electrización.
Los fenómenos eléctricos son una manifestación de su carga eléctrica. La unidad
de carga eléctrica en el SI es el culombio (C).
Hay 2 tipos de cargas eléctricas: positiva y negativa. dos cuerpos que hayan
adquirido una carga del mismo tipo se repelen, mientras que si poseen carga de
distinto tipo se atraen.
- El átomo contiene partículas materiales subatómicas.
- Los electrones tienen carga eléctrica negativa y masa. Cada electrón posee una
carga eléctrica elemental.
- Los protones tienen carga eléctrica positiva y mayor masa.
- Como el átomo es eléctricamente neutro, hay que suponer que el número de
cargas eléctricas negativas (electrones) es igual al número de cargas positivas
(protones)
3.- Modelos atómicos
En Ciencia, un modelo intenta explicar una teoría mediante una comparación.
Un modelo será tanto más perfecto cuanto más claramente explique los hechos
experimentales. El modelo es válido mientras explica lo que ocurre en los
experimentos; en el momento en que falla, hay que modificarlo.
3.1.- Modelo atómico de Thomson
Por ser tan pequeña la masa de los electrones, el físico inglés J. J. Thomson supuso,
en 1904, que la mayor parte de la masa del átomo correspondía a la carga
positiva, que, por tanto, debía ocupar la mayor parte del volumen atómico.
Thomson imaginó el átomo como una especie de esfera positiva continua en la que
se encuentran incrustados los electrones (como las pasas en un pudin).

19. Este modelo permitía explicar varios fenómenos experimentales como la
electrización y la formación de iones.
- La electrización: Es el exceso o la deficiencia de electrones que tiene un cuerpo y
es la responsable de su carga eléctrica negativa o positiva.
- La formación de iones: Un ion es un átomo que ha ganado o ha perdido
electrones. Si gana electrones tiene carga neta negativa y se llama anión y si
pierde electrones tiene carga neta positiva y se llama catión.
3.2.- Modelo atómico de Rutherford
El modelo de Thomson tuvo una gran aceptación hasta que, en 1911, el químico y
físico inglés Ernest Rutherford y sus colaboradores llevaron a cabo el
"Experimento de Rutherford".
En esta página puedes ver cómo este experimento ofrecía unos resultados que no
podían explicarse con el modelo de átomo que había propuesto Thomson y, por
tanto, había que cambiar el modelo.
En el experimento se bombardeaba una fina lámina de oro con partículas alfa
(positivas) procedentes de un material radiactivo y se observaba que:
- La mayor parte de las partículas alfa atravesaban la lámina sin cambiar de
dirección, como era de esperar.
- Algunas partículas alfa se desviaron considerablemente.
- Unas pocas partículas alfa rebotaron hacia la fuente de emisión.

20. El Modelo atómico de Rutherford o modelo nuclear establece que:
- El átomo tiene un núcleo central en el que están concentradas la carga positiva
y casi toda la masa.
- La carga positiva de los protones del núcleo se encuentra compensada por la
carga negativa de los electrones, que están fuera del núcleo.
- El núcleo contiene, por tanto, protones en un número igual al de electrones del
átomo.
- Los electrones giran a mucha velocidad alrededor del núcleo y están separados
de éste por una gran distancia.
Los neutrones
La masa de protones y electrones no coincidía con la masa total del átomo; por
tanto, Rutherford supuso que tenía que haber otro tipo de partículas subatómicas
en el núcleo de los átomos.
Estas partículas fueron descubiertas en 1933 por J. Chadwick. Al no tener carga
eléctrica recibieron el nombre de neutrones.
Los neutrones son partículas sin carga y de masa algo mayor que la masa de un
protón.
- Estructura del átomo
Según esto, el átomo quedó constituido así:
- Una zona central o NÚCLEO donde se encuentra la carga total positiva (la de
los protones) y la mayor parte de la masa del átomo, aportada por los protones y
los neutrones.
- Una zona externa o CORTEZA donde se hallan los electrones, que giran
alrededor del núcleo.
Hay los mismos electrones en la corteza que protones en el núcleo, por lo que el
conjunto del átomo es eléctricamente neutro.

21. - Identificación de los átomos
Los átomos se identifican por el número de protones que contiene su núcleo, ya
que éste es fijo para los átomos de un mismo elemento. Por ejemplo: Todos los
átomos de hidrógeno tienen 1 protón en su núcleo, todos los átomos de oxígeno
tienen 8 protones en su núcleo, todos los átomos de hierro tienen 26 protones en su
núcleo, ..., y esto permite clasificarlos en la tabla periódica por orden creciente de
este número de protones.
Número atómico: Es el número de protones de un átomo. Se representa con la
letra Z y se escribe como subíndice a la izquierda del símbolo del elemento: Z
X.
Ejemplos: 1
H, 8
O, 26
Fe.
Número másico: Es la suma del número de protones y del número de neutrones de
un átomo. Se representa con la letra A y se escribe como superíndice a la
izquierda del símbolo del elemento: A
X.
Ejemplos: 1
H, 8
O, 26
Fe.
De esta manera se pueden identificar el número y tipo de partículas de un átomo:
3
1
H -----> Este átomo tiene Z = 1 y A = 3. Por tanto, tiene 1 protón, 3 - 1 = 2
neutrones y, como es neutro, tiene 1 electrón.
Si tenemos un ion habrá que sumar o restar electrones a los que tendría si el
átomo fuese neutro.
- Si es un catión habrá perdido electrones y hay que restar el número que
aparezca con la carga positiva:
25
12
Mg+2
-----> Este átomo tiene Z = 12 y A = 25. Por tanto, tiene 12 protones, 25 - 12 =
13 neutrones y, al ser positivo, tendrá 2 electrones menos de los que tendría
neutro: 12 - 2 = 10 electrones.
- Si es un anión habrá ganado electrones y hay que sumar el número que
aparezca con la carga negativa:
19
9
F-1
-----> Este átomo tiene Z = 9 y A = 19. Por tanto, tiene 9 protones, 19 - 9 = 10
neutrones y, al ser negativo, tendrá 1 electrón más de los que tendría si fuese
neutro: 9 + 1 = 10 electrones.
Aquí puedes introducir Z, A y la carga (con su signo) para un átomo determinado
y obtendrás el número de partículas que tiene:

22. - Isótopos
A comienzos del siglo XX se descubrió que no todos los átomos de un mismo
elemento tenían la misma masa. Es decir, el número de neutrones puede variar
para átomos del mismo elemento.
Los isótopos son átomos de un mismo elemento que tienen igual número atómico,
pero distintos números másicos. Es decir, tienen el mismo número de protones
pero distinto número de neutrones.
Ejemplo: El elemento hidrógeno, cuyo número atómico es 1 (es decir, que posee un
protón en el núcleo), tiene 3 isótopos en cuyos núcleos existen 0, 1 y 2 neutrones,
respectivamente.
- Masa atómica relativa
La masa atómica relativa de un elemento es la que corresponde a uno de sus
átomos y equivale prácticamente a la suma de las masas de sus protones y
neutrones, ya que la de los electrones es tan pequeña que puede despreciarse. Así,
la mayor parte de la masa del átomo se encuentra en el núcleo.
Como la unidad de masa en el SI, el kilogramo, es demasiado grande se ha buscado
una unidad del tamaño de los átomos de la siguiente forma:
- Se ha escogido el átomo de carbono-12 (12
C) como átomo de referencia.
- Se le ha asignado una masa de 12 u.m.a. (unidades de masa atómica), ya que
tiene 6 protones y 6 neutrones.
- La unidad de masa atómica (uma) es la 1/12 parte de la masa del átomo de
carbono-12.
La masa de un átomo medida por comparación con la masa del carbono-12 se
llama masa atómica. Se encuentra recogida en la tabla periódica su valor para
cada elemento.
En esta página puedes ver las masas atómicas (en uma) de todos los elementos de
la tabla periódica.
Isótopos y masa atómica
Como hemos visto, no todos los átomos de un mismo elemento son exactamente
iguales. La mayoría de los elementos tienen diferentes isótopos y esto hay que
tenerlo en cuenta para calcular la masa atómica.
La masa atómica de un elemento es la media ponderada de sus isótopos (Por eso,
la masa atómica de un elemento no es un número entero).
Ejemplo: El cloro tiene 2 isótopos, 35
17
Cl y 37
17
Cl, que se presentan en la naturaleza con

23. una abundancia del 75,5 % y del 24,5 %, respectivamente.
.
.- Nuevos hechos, nuevos modelos
El modelo atómico de Rutherford era incapaz de explicar ciertos hechos:
- La carga negativa del electrón en movimiento iría perdiendo energía hasta caer
contra el núcleo y esto haría que los átomos fuesen inestables.
- Al hacer pasar radiación visible por un prisma, la luz se descompone en los
colores del arco iris, esto se conoce como espectro continuo de la luz visible:
Pues bien, la luz que emiten los átomos de los elementos dan lugar a espectros
discontínuos:
El hecho de que cada átomo tenga un espectro de rayas distinto y discontinuo
debe estar relacionado con su estructura. Esto no se podía explicar con el modelo
de Rutherford.

24. - El modelo atómico de Bohr
Para solucionar los problemas planteados, el físico danés Niels Bohr formuló, en
1913, una hipótesis sobre la estructura atómica. Sus postulados eran:
1) El electrón sólo se mueve en unas órbitas circulares "permitidas" (estables) en
las que no emite energía. El electrón tiene en cada órbita una determinada
energía, que es tanto mayor cuanto más alejada esté la órbita del núcleo.
2) La emisión de energía se produce cuando un electrón salta desde un estado
inicial de mayor energía hasta otro de menor energía.
.- La distribución de electrones
Con el modelo atómico de Bohr sólo se podía explicar el espectro del átomo de
hidrógeno. Hacia 1920 se introdujeron modificaciones y se desarrollaron nuevos
modelos atómicos.
De acuerdo con este nuevo modelo, alrededor del núcleo hay capas o niveles de
energía:
- En la primera capa se sitúan, como máximo, 2 electrones.
- En la segunda capa se sitúan, como máximo, 8 electrones.
- En la tercera capa se sitúan, como máximo, 18 electrones.
...
La distribución por capas de los electrones de un átomo de un elemento se conoce
como estructura o configuración electrónica del elemento.
Ejemplos:
2
He Tiene sólo 2 electrones. Se sitúan en la
primera capa. Se representa como (2). Las capas
se colocan entre paréntesis y se separan por
comas.
10
Ne -> (2,8)
18
Ar -> (2,8,8)
11
Na -> (2,8,1)
15
P -> (2,8,5)
A los electrones que están situados en la última capa se les denomina electrones
de valencia y, al nivel que ocupan, capa de valencia. Estos electrones son los

25. responsables de las propiedades químicas de las sustancias.
TABLA PERIÓDICA
La tabla periódica de los elementos clasifica, organiza y distribuye los
distintos elementos químicos, conforme a sus propiedades y características;
su función principal es establecer un orden específico agrupando elementos.
Suele atribuirse la tabla a Dmitri Mendeléyev, quien ordenó los elementos
basándose en las propiedades químicas de los elementos,1
si bien Julius
Lothar Meyer, trabajando por separado, llevó a cabo un ordenamiento a
partir de las propiedades físicas de los átomos.2
La estructura actual fue
diseñada por Alfred Werner a partir de la versión de Mendeléyev. En 1952,
el científico costarricense Gil Chaverri (1921-2005) presentó una nueva
versión basada en la estructura electrónica de los elementos, la cual
permite colocar las series lantánidos y los actínidos en una secuencia lógica
de acuerdo con su número atómico.
Historia
La historia de la tabla periódica está íntimamente relacionada con varios
aspectos del desarrollo de la química y la física:
El descubrimiento de los elementos de la tabla periódica.
El estudio de las propiedades comunes y la clasificación de los
elementos.
La noción de masa atómica (inicialmente denominada "peso
atómico") y, posteriormente, ya en el siglo XX, de número atómico.
Las relaciones entre la masa atómica (y, más adelante, el número
atómico) y las propiedades periódicas de los elementos.
Descubrimiento de los elementos: Aunque algunos elementos como el oro
(Au), plata (Ag), cobre (Cu), plomo (Pb) y el mercurio (Hg) ya eran
conocidos desde la antigüedad, el primer descubrimiento científico de un
elemento ocurrió en el siglo XVII cuando el alquimista Henning Brand
descubrió el fósforo (P).5
En el siglo XVIII se conocieron numerosos nuevos
elementos, los más importantes de los cuales fueron los gases, con el
desarrollo de la química neumática: oxígeno (O), hidrógeno (H) y nitrógeno
(N). También se consolidó en esos años la nueva concepción de elemento,
que condujo a Antoine Lavoisier a escribir su famosa lista de sustancias
simples, donde aparecían 33 elementos. A principios del siglo XIX, la
aplicación de la pila eléctrica al estudio de fenómenos químicos condujo al

26. descubrimiento de nuevos elementos, como los metales alcalinos y alcalino–
térreos, sobre todo gracias a los trabajos de Humphry Davy. En 1830 ya se
conocían 55 elementos. Posteriormente, a mediados del siglo XIX, con la
invención del espectroscopio, se descubrieron nuevos elementos, muchos de
ellos nombrados por el color de sus líneas espectrales características: cesio
(Cs, del latín caesĭus, azul), talio (Tl, de tallo, por su color verde), rubidio
(Rb, rojo), etc.
Metales, no metales, metaloides y metales de transición
La primera clasificación de elementos conocida, fue propuesta por Antoine
Lavoisier, quien propuso que los elementos se clasificaran en metales, no
metales y metaloides o metales de transición. Aunque muy práctico y
todavía funcional en la tabla periódica moderna, fue rechazada debido a
que había muchas diferencias tanto en las propiedades físicas como en las
químicas.
Grupos
A las columnas verticales de la tabla periódica se les conoce como grupos o
familias. Hay 18 grupos en la tabla periódica estándar, de los cuales diez
son grupos cortos y los ocho restantes largos, que muchos de estos grupos
correspondan a conocidas familias de elementos químicos: la tabla
periódica se ideó para ordenar estas familias de una forma coherente y
fácil de ver.

27. Todos los elementos que pertenecen a un grupo tienen la misma valencia
atómica, entendido como el número de electrones en la última capa, y por
ello, tienen propiedades similares entre sí.
Períodos
1s
2s 2p
3s 3p
4s 3d 4p
5s 4d 5p
6s 4f 5d 6p
7s 5f 6d 7p
Las filas horizontales de la tabla periódica son llamadas períodos. El
número de niveles energéticos de un átomo determina el periodo al que
pertenece. Cada nivel está dividido en distintos subniveles, que conforme
aumenta su número atómico se van llenando en este orden.
La tabla periódica consta de 7 períodos:
Período 1
Período 2
Período 3
Período 4
Período 5
Período 6
Período 7
Bloques

28. La tabla periódica se puede también dividir en bloques de elementos según
el orbital que estén ocupando los electrones más externos, de acuerdo al
principio de Aufbau.
Los bloques o regiones se denominan según la letra que hace referencia al
orbital más externo: s, p, d y f. Podría haber más elementos que llenarían
otros orbitales, pero no se han sintetizado o descubierto; en este caso se
continúa con el orden alfabético para nombrarlos.
Importancia.
La Tabla Periódica resulta de mucha utilidad para aquellas personas
involucradas e interesadas en el estudio de la materia, pues brinda un
medio de comunicación entre ellos y valiosa información sobre cada
elemento químico, mejorando así el estudio y el aprovechamiento de los
mismos; esta información es de dos tipos: física y química.
- Información física. Se refiere a: punto de ebullición, punto de fusión,
densidad, estado de la materia, conductividad térmica y eléctrica,
estructura cristalina, calor de vaporización, etc.
- Información química. Esta referida a : nombre y símbolo del elemento,
radio y numero atómico, masa y peso atómico, valencias, estructura
electrónica, afinidad electrónica, electronegatividad, carácter metálico,
isótopos radiactivos, configuración electrónica, etc.
Por lo general, las tablas periódicas presentan un recuadro a manera de
simbología o clave, indicando, alrededor del mismo, la
información(propiedades) que contiene dicha tabla para los elementos
químicos, por ejemplo:
-Simbología
Nomenclatura química de los compuestos inorgánicos

29. Saltar a: navegación, búsqueda
Es un método sistemático para el nombrar compuestos, como recomienda la
Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC).
Se aceptan tres tipos de nomenclaturas para nombrar compuestos químicos
inorgánicos:
Nomenclatura sistemática
También llamada racional o estequiometria. Se basa en nombrar a las
sustancias usando prefijos numéricos griegos que indican la atomicidad de
cada uno de los elementos presentes en cada molécula
La forma de nombrar los compuestos en este sistema es: prefijo-nombre
genérico + prefijo-nombre específico
(Generalmente solo se utiliza hasta el prefijo HEPTA)
Prefijos griegos numero de atomos
mono- 1
di- 2
tri- 3
tetra- 4
penta- 5
hexa- 6
hepta- 7
oct- 8
non- nona- eneá- 9
deca- 10
Por ejemplo, CrBr3
= tribromuro de cromo; CO = monóxido de
carbono
En casos en los que puede haber confusión con otros compuestos (sales
dobles y triples, oxisales y similares) se pueden emplear los prefijos
bis-, tris-, tetras-, etc.
Sistema Stock
También llamada IUPAC. Este sistema de nomenclatura se basa en
nombrar a los compuestos escribiendo al final del nombre con números
romanos la valencia atómica del elemento con “nombre específico”. De

30. forma general, bajo este sistema de nomenclatura, los compuestos se
nombran de esta manera: nombre genérico + de + nombre del elemento
específico + el No
. de valencia.
Cuando el elemento sólo tiene una valencia, simplemente se coloca el
nombre del elemento precedido de la sílaba “de” y en algunos casos se
puede optar a usar el sufijo –ico.
K2
O, óxido de potasio u óxido potásico.
Cuando tiene dos valencias diferentes se usan los sufijos -oso e -ico.
… -oso cuando el elemento usa la valencia menor: Fe+2
O-2
, hierro con
la valencia +2, óxido ferroso
… -ico cuando el elemento usa la valencia mayor: Fe2
+3
O3
-2
, hierro con
valencia +3, óxido férrico2
Cuando tiene tres distintas valencias se usan los prefijos y sufijos.
hipo- … -oso (para la menor valencia)
… -oso (para la valencia intermedia)
… -ico (para la mayor valencia)
Cuando entre las valencias se encuentra el 7 se usan los prefijos y
sufijos.
hipo- … -oso (para las valencias 1 y 2)
… -oso (para la valencias 3 y 4)
… -ico (para la valencias 5 y 6)
per- … -ico (para la valencia 7):
Ejemplo: Mn2
+7
O7
-2
, óxido permangánico (ya que el manganeso tiene más de
tres números de valencia y en este compuesto está trabajando con la
valencia 7).
Óxidos (compuestos binarios con oxígeno)
Los óxidos son compuestos químicos inorgánicos diatómicos o binarios
formados por la unión del oxígeno con otro elemento diferente de los gases
nobles. Según si este elemento es metal o no metal serán óxidos básicos u
óxidos ácidos. El oxígeno siempre tiene valencia -2 con excepción en los
peróxidos (ion peróxido enlazado con un metal) donde el oxígeno utiliza
valencia “-1”.

31. Los óxidos se pueden nombrar en cualquiera de los tres sistemas de
nomenclaturas; si se utiliza el sistema Stock, el número romano es igual a
la valencia del elemento diferente del oxígeno; si se utiliza el sistema
tradicional los sufijos y prefijos se asignan de acuerdo a la valencia del
elemento diferente del oxígeno y si se utiliza la nomenclatura sistemática,
no se tienen en cuenta las valencias, sino que se escriben los prefijos en
cada elemento de acuerdo a sus atomicidades en la fórmula molecular.
Óxidos básicos (metálicos)
Son aquellos óxidos que se producen entre el oxígeno y un metal cuando el
oxígeno trabaja con un número de valencia -2. Su fórmula general es:
Metal + O. En la nomenclatura Stock los compuestos se nombran con las
reglas generales anteponiendo como nombre genérico la palabra óxido
precedido por el nombre del metal y su número de valencia. En la
nomenclatura tradicional se nombran con el sufijo -oso e -ico dependiendo
de la menor o mayor valencia del metal que acompaña al oxígeno. Y en la
nomenclatura sistemática se utilizan las reglas generales con la palabra
óxido como nombre genérico.
Compuesto
Nomenclatura
sistemática
Nomenclatura
Stock
Nomenclatura
tradicional
K2
O
óxido de potasio3
o
monóxido dipotasio
óxido de potasio3
óxido potásico u
óxido de potasio
Fe2
O3
trióxido de dihierro
óxido de hierro
(III)
óxido férrico
FeO monóxido de hierro
óxido de hierro
(II)
óxido ferroso
SnO2
dióxido de estaño
óxido de estaño
(IV)
óxido estánico
Óxidos ácidos o anhídridos (no metálicos)
Son aquellos formados por la combinación del oxígeno con un no metal. Su
fórmula general es no metal + O. En este caso, la nomenclatura tradicional
emplea la palabra anhídrido en lugar de óxido, a excepción de algunos
óxidos de nitrógeno y fósforo. La nomenclatura sistemática y la Stock
nombran a los compuestos con las mismas reglas que en los óxidos
metálicos. En la nomenclatura tradicional se nombran con los siguientes
sufijos y prefijos.

32. hipo- … -oso (para números de valencia 1 y 2)
… -oso (para números de valencia 3 y 4)
… -ico (para números de valencia 5 y 6)
per- … -ico (para el número de valencia 7)
No metal + Oxígeno → Anhídrido
2S + 3O2
→ 2SO3
Compuesto Nomenc. sistem. Nomenc. Stock
Nomenc.
tradicional
Cl2
O
óxido de dicloro o monóxido
de dicloro
óxido de cloro
(I)
anhídrido
hipocloroso
SO3
trióxido de azufre
óxido de azufre
(VI)
anhídrido
sulfúrico
Cl2
O7
heptóxido de dicloro
óxido de cloro
(VII)
anhídrido
perclórico
Hidruros (compuestos binarios con hidrógeno)
Los hidruros son compuestos binarios formados por hidrógeno y otro
elemento.
Hidruros metálicos
Son compuestos binarios o diatómicos formados por hidrógeno y un metal.
En estos compuestos, el hidrógeno siempre tiene valencia -1. Se nombran
con la palabra hidruro. Su fórmula general es Metal + H. Para nombrar
estos compuestos en el sistema tradicional se utiliza la palabra hidruro y se
agrega el nombre del metal con los sufijos -oso o -ico con las reglas generales
para esta nomenclatura. Para las nomenclaturas Stock y sistemática se
utilizan las reglas generales con la palabra hidruro como nombre genérico.
Metal + Hidrógeno → Hidruro metálico
2K + H2
→ 2KH
Compuesto
Nomenc.
Sistemática
Nomenc. Stock Nomenc. tradicional
KH
monohidruro de
potasio
hidruro de
potasio3
hidruro potásico o
hidruro de potasio
NiH3
trihidruro de
níquel
hidruro de
níquel (III)
hidruro niquélico
PbH4
tetrahidruro de
plomo
hidruro de
plomo (IV)
hidruro plúmbico

33. Hidrácidos o hidruros no metálicos
Los hidrácidos (compuestos binarios ácidos) o hidruros no metálicos son
compuestos formados entre el hidrógeno y un no metal de las familias VIA
y VIIA ( anfígenos y halógenos respectivamente). Los elementos de estas
dos familias que pueden formar hidrácidos e hidruros no metálicos son: S,
Se, Te, F, Cl, I y Br, que por lo general trabajan con el menor número de
oxidación, -2 para los anfígenos y -1 para los halógenos. Estos compuestos se
nombran en el sistema tradicional y de forma diferente según si están
disueltos (estado acuoso) o en estado puro (estado gaseoso). Los hidrácidos
pertenecen al grupo de los ácidos, Ver la sección oxácidos.
Los hidruros no metálicos son los que se encuentran en estado gaseoso o
estado puro y se nombran agregando al no metal el sufijo -uro y la palabra
hidrógeno precedido de la sílaba “de”. En este caso el nombre genérico es
para el elemento más electropositivo que sería el del hidrógeno y el nombre
especifico es para el elemento más electronegativo que sería el del no metal,
por ejemplo H+1
Br-1
(g)
bromuro de hidrógeno, bromuro como nombre
especifico e hidrógeno como nombre genérico.
No metal + Hidrógeno → Hidruro no metálico
Cl2
+ H2
→ 2HCl(g)
Los hidrácidos provienen de disolver en agua a los hidruros no metálicos y
por esa misma razón son estos los que se encuentran en estado acuoso. Se
nombran con la palabra ácido, como nombre genérico, y como nombre
específico se escribe el nombre del no metal y se le agrega el sufijo –hídrico.
Al igual que en estado gaseoso el nombre genérico es nombrado por el
elemento más electropositivo.
Hidruro No metálico + Agua → Hidrácido
HCl(g)
+ H2
O → H+1
+ Cl-1
Compuesto en estado puro en disolución
HCl cloruro de hidrógeno ácido clorhídrico
HF fluoruro de hidrógeno ácido fluorhídrico
HBr bromuro de hidrógeno ácido bromhídrico
HI yoduro de hidrógeno ácido yodhídrico
H2
S sulfuro de hidrógeno ácido sulfhídrico
H2
Se seleniuro de hidrógeno ácido selenhídrico
H2
Te teluluro de hidrógeno ácido telurhídrico

34. Oxácidos (compuestos ternarios ácidos)
Los oxácidos, también llamados oxoácidos y oxiácidos, son compuestos
ternarios ácidos originados de la combinación del agua con un anhídrido u
óxido ácido. La fórmula general para los oxácidos es H + NoMetal + O. En
el sistema tradicional se les nombra con las reglas generales para los
anhídridos sustituyendo la palabra anhídrido por ácido (ya que de los
anhídridos se originan). Para el sistema Stock se nombra al no metal con el
sufijo –ato, luego el número de valencia del no metal y por último se agrega
“de hidrógeno”. Y para la nomenclatura sistemática se indica el número de
átomos de oxígeno con el prefijo correspondiente (según reglas generales
para este sistema) seguido de la partícula “oxo” unida al nombre del no
metal y el sufijo –ato, por último se agrega al nombre las palabras “de
hidrógeno”.
Anhídrido + Agua → oxácido
SO3
+ H2
O → H2
SO4
Compuesto
Nomenclatura
sistemática
Nom. Stock
Nom.
tradicional
H2
SO4
tetraoxosulfato de
Hidrógeno
sulfato (VI) de
hidrógeno3
ácido sulfúrico
HClO4
ácido tetraoxoclórico
clorato (VII) de
hidrógeno3
ácido perclórico
H2
SO2
ácido dioxosulfúrico
sulfato (II) de
hidrógeno3
ácido
hiposulfuroso
Para diferenciar a estos oxácidos en el sistema tradicional se utilizan tres
prefijos dependiendo de cuantas moléculas de agua se agregan por cada
una molécula de anhídrido. Estos son:
meta-… (1 molécula de agua)
piro-… (2 moléculas de agua)
orto-… (3 moléculas de agua) este prefijo se puede omitir
El silicio y el yodo también pueden formar oxácidos con más de una
molécula de agua, en dos casos especiales.
Compuesto Nom. sistemática Nom. Stock Nom. tradicional
P2
O5
+ H2
O
→ 2HPO3
ácido
trioxofosfórico
trioxofosfato (V) de
hidrógeno
ácido metafosfórico
P2
O5
+ 2H2
O ácido heptaoxodifosfato ácido pirofosfórico

35. → H4
P2
O7
heptaoxodifosfórico (V) de hidrógeno
P2
O5
+ 3H2
O
→ 2H3
PO4
ácido
tetraoxofosfórico
tetraoxofosfato (V)
de hidrógeno
ácido ortofosfórico
o ácido fosfórico
I2
O7
+ 5H2
O
→ 2H5
IO6
ácido
hexaoxoyódico
hexaoxoyodato
(VII) de hidrógeno
ácido ortoperyódico
SiO2
+ 2H2
O
→ H4
SiO4
ácido
tetraoxosilícico
tetraoxosilicato (IV)
de hidrógeno
ácido ortosilícico
(excepción sólo 2
moléculas de agua)
Ecuación química
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Una ecuación química es una descripción simbólica de una reacción
química. Muestra las sustancias que reaccionan (llamadas reactivos o
reactantes) y las sustancias que se obtienen (llamadas productos). También
indican las cantidades relativas de las sustancias que intervienen en la
reacción.
Se utilizan para describir lo que sucede en una reacción química en sus
estados inicial y final. En ella figuran dos miembros; en el primero, los
símbolos o fórmulas de los reactivos y en el segundo los símbolos o fórmulas
de los productos. Para separar ambos miembros se utiliza una flecha que
generalmente se dirige hacia la derecha, indicando el sentido de la
reacción.
Por ejemplo el hidrógeno (H2
) puede reaccionar con oxígeno (O2
) para dar
agua (H2
O). La ecuación química para esta reacción se escribe:
El símbolo "+" se lee como "reacciona con", mientras que el símbolo "→" se lee
como "produce". Para ajustar la ecuación, ponemos los coeficientes
estequiométricos:
La ecuación está ajustada y puede ser interpretada como 2 mol de
moléculas de hidrógeno reaccionan con 1 mol de moléculas de oxígeno,
produciendo 2 mol de moléculas de agua.
Ejemplo 1:

36. Consideremos la reacción de combustión del metano gaseoso (CH4
) en aire.
Paso 1:
Sabemos que en esta reacción se consume (O2
) y produce agua (H2
O) y
dióxido de carbono (CO2
).
Luego:
los reactivos son CH4
y O2
, y
los productos son H2
O y CO2
Paso 2:
la ecuación química sin ajustar será:
Paso 3:
Ahora contamos los átomos de cada reactivo y de cada producto y los
sumamos:

37. Veremos 3 tipos de balanceo de ecuaciones químicas: Balanceo por
TANTEO, OXIDO-REDUCCIÓN (REDOX) Y MATEMATICO O
ALGEBRAICO:
BALANCEO POR TANTEO
Para balancear por este o todos los demás métodos es necesario conocer la
Ley de la conservación de la materia, propuesta por Lavoisier en 1774. Dice
lo siguiente
"En una reacción química, la masa de los reactantes es igual a la masa de
los reactivos" por lo tanto "La materia no se crea ni se destruye, solo se
transforma"
Como todo lleva un orden a seguir, éste método resulta más fácil si
ordenamos a los elementos de la siguiente manera:
Balancear primero
Metales y/o no metales
Oxígenos
Hidrógenos
De esta manera, nos resulta más fácil, ya que el mayor conflicto que se
genera durante el balanceo es causado principalmente por los oxígenos e
hidrógenos.
Balancear por el método de tanteo consiste en colocar números grandes
denominados "Coeficientes" a la derecha del compuesto o elemento del que
se trate. De manera que Tanteando, logremos una equivalencia o igualdad
entre los reactivos y los productos.
Ejemplo:
Balancear la siguiente ecuación química:

38. Continuamos: ¿Cuántos oxígenos hay en el primer miembro? Encontramos
4 porque 3 mas 1 es igual a 4
Y ¿Cuántos en el segundo? Encontramos 6 porque el dos (situado a la
izquierda del Fe) se multiplica por el subíndice encontrado a la derecha del
paréntesis final y se multiplica 2*3 = 6
Por lo tanto en el segundo miembro hay 6 oxígenos.
Entonces colocamos un 3 del lado izquierdo del hidrógeno en el primer
miembro para tener 6 oxígenos
Posteriormente, Vamos con los hidrógenos, en el primer miembro vemos
que hay 6 hidrógenos y en el segundo igualmente 6.
Entonces concluimos de la siguiente manera:
Por lo tanto, la ecuación está balanceada.
BALANCEO POR EL MÉTODO DE ÓXIDO-REDUCCIÓN
Es también denominado "Redox" y consiste en que un elemento se oxida y
(hablar de oxidación se refiere a que un elemento pierda electrones y su
valencia aumente) el otro se reduce (cuando el elemento gana electrones y

39. su valencia disminuye) para éste método se siguen los siguientes pasos o
reglas:
1. Todos los elementos libres que no formen compuesto, tendrán
valencia cero
2. El hidrógeno tendrá valencia de +1 excepto en hidruros con -1
3. El oxígeno tendrá valencia de 2- excepto en los peróxidos con -1
4. Los alcalinos tienen en sus compuestos oxidación +1
5. Los alcalinotérreos tienen en sus compuestos oxidación +2
6. Los alógenos tienen en sus compuestos con aluros oxidación -1
7. La suma de los números de oxidación de todos los átomos de un
compuesto es igual a la carga de los compuestos
8. Si algún átomo se oxida su numero de oxidación aumenta y
cuando un átomo se reduce, su numero de oxidación disminuye
Ejemplo:
Balancear la siguiente ecuación:
Si vemos la primera regla, esta nos dice que todos los elementos libres
tendrán valencia cero, entonces vemos la ecuación y localizamos a los
elementos libres, en este caso son el fierro y el hidrógeno, colocamos un cero
como valencia.
Continuamos con las demás reglas y encontramos a los oxígenos e
hidrógenos y les asignamos la valencia que les corresponde, establecidas en
las reglas:
Para continuar, obtenemos la valencia de los elementos que nos sobran, en
este caso el azufre y el fierro:
Ubiquémonos en el azufre (S) del primer miembro en la ecuación

40. y posteriormente obtendremos la valencia del azufre. Quede claro que la
del hidrógeno y la del oxígeno ya la tenemos.
Para obtener la valencia del azufre, simplemente (pon mucha atención
aquí) vamos a multiplicar la valencia del oxígeno por el número de
oxígenos que hay. (En este caso hay 4 oxígenos) y hacemos lo mismo con el
hidrógeno, multiplicamos su valencia por el número de oxígenos que hay.
Queda de la siguiente manera
Ya que tenemos los resultados, ahora verificamos que todo elemento
químico es eléctricamente neutro y lo comprobamos de la siguiente
manera:
Tenemos que llegar a cero. Buscamos cuanto falta de dos para ocho.
Entonces encontramos que faltan 6, este número será colocado con signo
positivo +
El 6 que acabamos de obtener es la valencia del azufre en el primer
miembro.
Ubiquémonos en el fierro del segundo miembro en donde se encuentra el
compuesto
Localizamos al fierro. Para obtener su valencia primero denominamos si es
monovalente o divalente etc. Ya que vimos que es divalente, necesitamos
saber la valencia del radical sulfato, en este caso es
Para obtener la valencia del fierro, multiplicamos la valencia del radical (-
2) con el subíndice que se encuentre fuera del mismo

41. Después lo dividimos entre el número de fierros que hay en el compuesto
(en este caso hay dos fierros)
Queda de la siguiente manera:
2 * 3 = 6 6/2 = 3
El tres que acabamos de obtener es la valencia del fierro.
Que nos quede claro, ya tenemos la valencia del fierro que es 3, ya tenemos
la valencia del oxígeno que es -2, ahora nos falta la valencia del azufre (S)
lo cual realizaremos algo similar con lo dicho con anterioridad:
Multiplicamos la valencia del radical sulfato (-2) con el subíndice (3) y
después con el número de oxígenos que hay dentro del paréntesis (4).
Obtenemos un total de 24. Este número que resultó se le llama valencia
parcial
Después continuamos con el fierro. Ahora ya que tenemos que la valencia
del fierro es 3 entonces multiplicamos la valencia por el numero de fierros
que hay (hay 2)
Y nos da un resultado de 6.
Entonces:
Tenemos 6 y tenemos -24, de 6 a 24 ¿Cuánto falta?
Respuesta: +18
Ahora el 18 lo dividimos entre el número de azufres que hay: nos da un
total de 6 o sea +6.
Y de esta manera ya obtuvimos todas las valencias del compuesto químico:

42. Ahora, vamos a verificar cuál elemento se oxida y cual se reduce, para
esto, chequemos las valencias de los elementos, debemos verificar que en los
dos miembros estén iguales.
Si vemos al fierro en el primer miembro y luego lo vemos en el segundo.
Encontramos que sus valencias ya no son las mismas por tanto el elemento
se está oxidando porque aumenta su valencia de cero a 3
Ahora, si nos fijamos en el hidrógeno del primer miembro, se está
reduciendo con el hidrógeno del segundo miembro:
Entonces la ecuación queda de la siguiente manera:
Ahora, para poder completar el balanceo, (atención) vamos a intercambiar
los números que se oxidaron o redujeron. Esto es el 3 y el 1.
El 3 lo colocaremos en el lugar del 1 y el 1 en el lugar del 3

43. Estos números resultantes se colocan de lado izquierdo de los elementos que
se oxidaron o redujeron.
El número 1 (que por lo general no se escribe) se coloca de lado izquierdo del
fierro en los dos miembros.
El número 3 se coloca de lado izquierdo del hidrógeno en los dos miembros
quedando de la siguiente forma:
Entonces de esta manera podemos deducir que la ecuación está balanceada,
pero, no es así, uno de los pasos para terminarla es: "Una vez obtenidos los
números de la ecuación, se completará con método de tanteo".
Verificamos si así está balanceada:
1= Fe =2
3= S =3
12= O =12
6= H =6
Con este insignificante 2 que acabos de encontrar en el fierro del segundo
miembro LA ECUACIÓN NO ESTÁ BALANCEADA aunque los demás
átomos lo estén.

44. Completamos por tanteo
En el primer miembro (Fe) hay 1 átomo, en el segundo 2, entonces
colocamos un 2 en el primer miembro y…
YA ESTÁ BALANCEADA.
Con esto finalizamos el método de REDOX.
BALANCEO POR EL MÉTODO ALGEBRAICO/MATEMATICO
Se siguen los siguientes pasos:
Escribir sobre cada molécula una literal, siguiendo el orden
alfabético.
Enlistar verticalmente los átomos que participan en la reacción
A la derecha del símbolo de cada elemento que participa se escribe el
número de veces que el elemento se encentra en cada molécula
identificada por letra.
Si de un lado de la reacción un elemento se encuentra en mas de una
molécula, se suman y se escribe cuantas veces está presente en una
molécula
Se cambia la flecha por un signo igual =
Se enlistan las letras que representan las moléculas y a la letra más
frecuente se le asigna el valor de uno
Los valores de las letras se obtienen por operaciones algebraicas
Ejemplo:
Balancear la siguiente ecuación:
Aplicamos el segundo paso:
Ca
C

45. O
H
Continuamos con el tercer paso:
Ca: (Ca está en "a" del primer miembro y en "c" en el segundo por lo tanto)
a=c
C: (C está 2 veces en "a" y 2 veces en "d" por lo tanto) 2a = 2d
O: (O está en "b" y 2 veces en "c" por lo tanto) b = 2c
H: (H está 2 veces en "b", 2 en "c" y 2 veces en "d" por lo tanto) 2b = 2c + 2d
Le asignaremos el valor de "1" a C
El 1 no se escribe pero si notamos la literal "b" son dos literales "b" por lo
tanto el valor que se ha

46. Obtenido es el mismo y solo se anota en lugar correspondiente.
CÁLCULO DE LA MASA Y EL VOLUMEN A PARTIR DE ECUACIONES
QUÍMICAS
Las ecuaciones químicas permiten calcular, a partir de una cantidad
determinada de alguno de los reactivos y productos que intervienen en una
reacción, la cantidad necesaria del resto de los componentes de la misma.
4.1- Cálculos masa - masa
En este caso nos aprovechamos de la relación que hay entre cantidad
de sustancia (en mol), masa de sustancia y masa molar, tal como indica la
relación:
cantidad de sustancia =
masa en gramos
; n (mol) =
m(g)
masa molar M (g/mol)
Para ver cómo se hace, lee el enunciado del problema siguiente y, a
continuación pulsa sobre el gráfico:
Se quiere calcular la cantidad de
cloruro de calcio que se obtiene
cuando 50 g de carbonato de calcio se
hacen reaccionar con la cantidad
suficiente de ácido clorhídrico, en
una reacción en la que se obtienen,
además, agua y dióxido de carbono
4.2- Cálculos volumen - volumen
La ley de Avogadro dice lo siguiente:
Volumenes iguales de
diferentes gases en las

47. mismas condiciones de
presión y temperatura,
contienen el mismo
número de partículas
Esta ley implica que números iguales (por ejemplo, un mol) de partículas
, átomos o moléculas, ocupan el mismo volumen, lo cual es muy útil para
realizar cálculos de volúmenes en aquellas reacciones en las que
intervengan gases.
Al igual que en el caso anterior, pulsa sobre el gráfico para ver cómo se
plantea y soluciona un problema de este tipo:
¿QUÉ SON LOS COLOIDES?
El nombre de coloide proviene de la raíz griega kolas que significa «que
puede pegarse». Este nombre que hace referencia a una de las principales
propiedades de los coloides: su tendencia espontánea a agregar o formar
coágulos. Los coloides también afectan el punto de ebullición del agua y son
contaminantes. Los coloides se diferencian de las suspensiones químicas,
principalmente en el tamaño de las partículas de la fase dispersa. Las
partículas en los coloides no son visibles directamente, son visibles a nivel
microscópico (entre 1 nm y 1 µm), y en las suspensiones químicas sí son
visibles a nivel macroscópico (mayores de 1 µm). Además, al reposar, las
fases de una suspensión química se separan, mientras que las de un coloide
no lo hacen. La suspensión química es filtrable, mientras que el coloide no
es filtrable.
Los coloides están compuestos de dos partes:
1. 1. La fase dispersa o partículas dispersas: esta fase corresponde al soluto
en las soluciones, y está constituida por moléculas sencillas o moléculas
gigantes como el almidón. Pueden actuar como partículas independientes o
agruparse para formar estructuras mayores y bien organizadas.
2. 2. La fase de la dispersión o medio dispersante: es la sustancia en la cual
las partículas coloidales están distribuidas. Esta fase corresponde al

48. solvente en las soluciones. La leche es un coloide: la grasa constituye las
partículas dispersas y el agua es el medio dispersante.
Tipos de coloides
Según el estado físico en que se encuentren la tase dispersa y el medio
dispersante, los coloides toman diferentes nombres:
Clases de Coloides Medio Dispersante Sustancia Dispersa Ejemplo
Soles, geles líquido sólido pintura, gelatina
Emulsiones líquido líquido leche, mayonesa, cremas.
Espumas líquido gas espuma de jabón, crema batida.
Aerosoles líquidos gas líquido neblina, nubes
Aerosoles sólidos gas sólido humo.
Espumas sólidas sólido gas caucho
Emulsiones sólidas sólido líquido queso, mantequilla
Sol sólido sólido sólido algunas aleaciones.
Los coloides según la afinidad entre la fase dispersa y la dispersante. Los
coloides se clasifican según la afinidad al medio dispersante en:
a) Liofóbicos o liófobos: si las partículas dispersas tienen poca afinidad por
el medio dispersante. Estos coloides son poco estables y muy difíciles de
reconstituir Ejemplo: el aceite suspendido en el agua. Este tipo de coloides
corresponden a una dispersión de una fase en otra de distinto tipo químico.
b) Liofílicos: si las partículas tienen fuerte afinidad al medio de suspensión.
Estos coloides son fáciles de reconstituir si el sistema coloidal es roto.
Ejemplo: el jabón disperso en agua, gelatina en agua, caucho en benceno.
Formación de partículas coloidales
Para la formación de coloides se emplean los siguientes métodos:
1. Dispersión: consiste en reducir de tamaño pedazos grandes de materia el
batido y la agitación se emplean para formar emulsiones y espumas como

49. la mayonesa y la nata batida. El almidón, la cola, la gelatina, se disgregan
espontáneamente en partículas coloidales cuando se colocan en el agua.
Calentando y agitando se acelera el proceso.
2. Condensación: la formación de la niebla y las nubes son los mejores
ejemplos de condensación. También, la formación de sustancias insolubles a
partir de soluciones, la formación del negro de humo que es la forma
coloidal del carbón y se emplea para fabricar la tinta de imprenta y la
tinta china.
Importancia de los coloides
1. Todos los tejidos vivos son coloidales.
2. El suelo en parte está constituido de una materia coloidal.
3. Muchos de los alimentos que ingerimos son coloides: el queso, la
mantequilla, las sopas claras, las jaleas, la mayonesa, la nata batida, la
leche.
En la industria, los cauchos, los plásticos, las pinturas, las lacas y los
barnices son coloides. En la fabricación de las cerámicas, los plásticos, los
textiles, el papel, las películas fotográficas, las tintas, los cementos, las
gomas, los cueros, lubricantes, jabones, insecticidas agrícolas, detergentes y
en proceso como blanqueo, purificación y flotación de minerales, dependen
de la absorción en la superficie de materia coloidal.