Aquí les dejo la primera parte de la Química Elemental de Miller, para los estudiantes que están participando como aspirantes a ingresar a la universidad,

1. QUÍMICA ELEMENTAL
Ing. Lucas G. Mateo A.

2. ¿QUÉ ES LA QUÍMICA?
La química es la ciencia que describe en qué
forma la materia (que no es otra cosa que todos
aquellos materiales observables que
constituyen nuestro universo) está
estructurada, de qué está compuesta, como
cambia, y cuáles son las razones de su cambio.
La ciencia, a su vez puede definirse como un
conocimiento sistematizado. La química es
entonces, el conocimiento sistematizado de las
cosas del universo.

3. Química
Parte de la ciencia que se ocupa del estudio de la
composición, estructura, propiedades y
transformaciones de la materia.
Materia
es cualquier cosa
que tenga masa y
ocupa espacio
Ejemplos:
•Aire
•Alimentos
•Rocas
•Vidrio

4. La química se interrelaciona con otras ramas de la
ciencia como la física y la biología. La física tiene
que ver con la materia y movimiento y con los
fenómenos de la materia que no presenten
cambios en la composición química. La biología se
interesa por la naturaleza de la vida y por ello
abarca el estudio de los procesos químicos de los
organismos vivos. Muchas otras áreas también
tienen que ver con la química, por ejemplo: la
medicina, agricultura, la ingeniería y las
matemáticas.

5. EL METODO CIENTIFICO
• Observación
• Experimentación
• Ley
• Hipótesis
• Teoría

6. LAS RAMAS DE LA QUIMICA
• La química general
• La química analítica
• La química orgánica
• La química inorgánica
• La fisicoquímica
• La bioquímica

7. •El Sistema Métrico y
la Medición Científica

8. MASA Y PESO
• El peso cambia de un lugar a otro ya que varía
con la gravedad o con la ausencia de ella. Un
astronauta cuya peso es de 90 kilos en la
tierra, pesará solamente 15 kilos en la luna, sitio
en el cual la gravedad es 6 veces menor que la
de la tierra ( y nada en el espacio
exterior, donde la gravedad no existe).

9. EL SISTEMA METRICO
UNIDADES METRICAS
LONGITUD milimetro mm = 0.001 m
centimetro cm = 0.01 m
decimetro dm = 0.1 m
metro m = 1.0 m
kilometro km = 1000 m
VOLUMEN mililitro ml = 0.001 litro
litro l = 1.0 litro
MASA microgramo ug = 0.000001 g
miligramo mg = 0.001 g
gramo g = 1.0 g
kilogramo kg = 1000 g

10. CONVERSIONES METRICAS
• Conversión de unidades de longitud
• Conversión de unidades de volumen
• Conversión de unidades de masa
• Relaciones entre longitud y volumen

11. EL SISTEMA INGLES
CONVERSIONES DEL SISTEMA METRICO - INGLES
1 pulg = 2.54 cm
1.06 qt = 1.00 litro
1.000 lb = 453.6 g

12. UNIDADES INGLESAS
LONGITUD 12 pulg = 1 pie
3 pies = 1 yd
5280 pies = 1 milla
VOLUMEN 2 pt = 1 qt
4 qt = 1 gal
MASA 16 oz = 1 lb
2000 lb = 1 ton

13. DENSIDAD
•

14. DENSIDADES DE ALGUNAS SUSTANCIAS
Solidos y Liquidos Gases
g/ml a 20°C g/litro a 0°C
1 presión atmosferica
platino 21.45 cloro 3.17
oro 19.30 bióxido de carbono 1.96
mercurio 13.55 oxigeno 1.43
plomo 11.34 aire 1.29
hierro 7.86 nitrógeno 1.25
aluminio 2.70 neon 0.90
magnesio 1.74
agua 1.00
alcohol etilico 0.79
eter 0.71

15. EXACTITUD DE LAS MEDICIONES Y
CIFRAS SIGNIFICATIVAS

16. ¿Qué es la notación científica?
• Una forma de escribir las cifras que dice cuantos
lugares hay que mover el decimal del coeficiente para
obtener el número original.
• 0.0065 cm = 6.5 x10E-3 cm
• 334000000000000 = 3.34 x 10E14
• Escribir en notación científica:
• 93000000
• 0.000000000000234
• Cambiar a notación decimal:
• 5.8 x10E5
• 6.2 x 10E-6

17. ¿Qué es medir?
Es un proceso de comparación en el cual una cantidad
desconocida se compara con algún patrón conocido y donde el
valor medido se expresa en términos de la unidad patrón.
Mediciones directas: es aquella que se obtiene directamente de
las distintas escalas de los instrumentos de medición Ej.:
Cuando medimos con una longitud con un metro, la temperatura
en un termómetro, la velocidad en un velocímetro ,etc.
1 2 3 4 5
Las lecturas serán: 3.5 3.4 3.6 etc. Si observamos las
mediciones tienen cifras en común que es el 3 y es la cifra en la
que todos estamos de acuerdo y se llama cifras correctas. La
otra cifra 5 , 4, 6 en la que no todos estamos de acuerdo se
llama cifra dudosa o estimada.

18. Cifras significativas
• Las cifras significativas son aquellas que aparecen
solo en mediciones directas o indirectas
• Son el conjunto que esta formado por las cifras
correctas y la cifra dudosa o estimada
0 1 2 3 4 5 6 7
En la gráfica anterior la cifra correcta corresponde a
6 cm y la cifra estimada podría ser 0.2 cm, por lo
tanto la longitud sería 6.2 cm, teniendo este número
2 cifras significativas. Cualquier dígito después del
estimado es desconocido y no tiene sentido escribirlo
6.25 cm (incorrecto)

19. ¿Cómo se las identifica?
• Cualquier dígito diferente de cero es significativo.
1234.56 6 cifras significativas
• Ceros entre dígitos distintos de cero son significativos.
1002.5 5 cifras significativas
• Ceros a la izquierda del primer dígito distinto de cero no
son significativos.
000456 3 cifras significativas
0.0056 2 cifras significativas
• Si el número es mayor que (1), todos los ceros a la derecha
del punto decimal son significativos.
457.12 5 cifras significativas
400.00 5 cifras significativas
• Si el número es menor que uno, entonces únicamente los
ceros que están al final del número y entre los dígitos
distintos de cero son significativos.
0.01020 4 cifras significativas

20. • Para los números que contengan puntos decimales, los
ceros que se arrastran pueden o no pueden ser
significativos. En este curso suponemos que los dígitos
son significativos a menos que se diga los contrario.
1000 1, 2, 3, o 4 cifras significativas. Supondremos 4 en
nuestros cálculos
0.0010 2 cifras significativas
1.000 4 cifras significativas
• Supondremos que cantidades definidas o contadas tienen
un número ilimitado de cifras significativas
NOTE: Es mucho más fácil contar y encontrar las cifras
significativas si el número está escrita en notación significativa.

21. Identificación de cifras significativas
• Cuando se escribe un dato usando cifras significativas,
• todas las cifras escritas comprendidas entre 1-9 son
significativas,
• los ceros a la izquierda nunca son significativos,
independientemente de que estén en la parte entera o en la
parte decimal del número (p. ej. los dos primeros ceros de
0.082058 no son significativos,)
• los ceros intermedios (0.082058) son significativos
• los ceros finales de un dato real (14.00) son significativos
• los ceros finales de un dato entero (300) no son significativos;
si se desea expresar que son significativos, se convierte el
dato en real añadiendo un punto (300.) o se expresa en
notación de mantisa y potencias de diez (3.00 x 102).

22. Reglas de redondeo
Cuando la cifra eliminada sea mayor que 5 la cifra retenida se incrementa
en 1
3.56 redondear a 2 c.s respuesta 3.6
Cuando la cifra eliminada es menor que 5 la cifra retenida no varia
3 . 3 3 Redondear a 2 c.s respuesta 3.3
Si la cifra eliminada es igual a 5 seguida únicamente de ceros o sin
ceros, si la cifra retenida es impar se aumenta en 1, si la cifra retenida es
par o cero permanece no varia
3 . 2 5 0 0 0 0 Redondear a 2 c.s respuesta 3.2
4.3500000 redondear a 2 c.s respuesta 4.4
Si la cifra eliminada es igual a 5 seguida de algún digito diferente de cero
.la cifra retenida aumenta en 1 sea par, impar o cero.
Ejemplo: redondear a 2 c.s las siguientes mediciones.
4.05002 resp 4.1 3.350001 resp 3.4 6.450002 resp 6.5

23. NOTACION EXPONENCIAL
Prefijo Símbolo Factor de multiplicación
tera T 1 000 000 000 000 1012
giga G 1 000 000 000 109
mega M 1 000 000 106
hecto h 100 102
deca da 10 101
_ _ 1 100

24. NOTACION EXPONENCIAL
Prefijo Símbolo Factor de multiplicación
deci d 1 / 10 10 -1
centi c 1 / 100 10 -2
mili m 1 / 1 000 10 -3
micro µ 1 / 1 000 000 10 -6
nano n 1 / 1 000 000 000 10 -9
pico p 1 / 1 000 000 000 000 10 -12

25. CALOR Y TEMPERATURA
El calor es una forma de energía. La energía
puede ser convertida de una forma a otras.
La unidad de energía calorifica que utilizaremos es
la caloría. Una caloría es la cantidad de calor
necesario para elevar 1°C la temperatura de un
gramo de agua. (Específicamente de 14.5°C a
15.5°C)

26. UNIDADES DE MEDICIÓN

27. •ELEMENTOS, ATOM
OS Y MOLES

28. Compuesto es cualquier sustancia pura que se pueden
descomponer por medios químicos en dos o más
sustancias diferentes y más simples.
Elemento es cualquier sustancia pura que no se puede
descomponer en algo más simple. Tiene un solo tipo de
átomo
Sustancia pura materia con composición física y
propiedades características.
Átomo de
hidrógeno
Átomo de
hidrógeno

29. ESTADOS DE LA MATERIA

30. Estado Forma Volumen Partículas Compresibilidad
Sólido Definida Definido
Unidas
rígidamente;
muy
empacadas
Muy pequeña
Líquido Indefinida Definido
Móviles,
unidas
Pequeña
Gaseoso Indefinida Indefinido
Independientes
y
relativamente
lejanas entre sí
Alta
ESTADOS DE LA MATERIA

31. PROPIEDADES DE LA MATERIA:
FISICAS Y QUIMICAS
Una propiedad es una característica por medio de
la cual una sustancia puede ser identificada y
descrita.
Las propiedades físicas pueden ser determinadas
sin que ocurra ningún cambio en la composición del
material. Son propiedades físicas comunes de las
sustancias, su estado de agregación (sólido, líquido
ó gaseoso), su color, olor y sabor, su densidad y su
temperatura de fusión y ebullición.

32. • Propiedades físicas: se pueden observar sin cambiar la
composición de la sustancia
- color, olor, sabor, densidad, punto de fusión y punto
de ebullición.

33. Las propiedades químicas describen el
comportamiento de una sustancia cuando ésta
experimenta cambios en su composición.
Si colocamos una gota sobre un trozo de sodio
metálico se produce un cambio químico. La
materia que aparece después de la interacción del
sodio y el agua no es sodio ni agua. Las dos
sustancias han cambiado.

34. • Propiedades químicas: se observan sólo cuando la
sustancia sufre un cambio en su composición.
- Cuando el hierro se oxida, al quemar un papel.

35. CAMBIOS DE LA MATERIA: FISICOS
Y QUIMICOS
• Los cambios físicos ocurren sin que se
produzca alteración en la composición química
de la materia.
• Los cambios químicos siempre alteran la
composición de la materia.

36. CAMBIOS FISICOS

37. Cambios químicos o reacciones químicas:
*Se forman nuevas sustancias.
Las propiedades de las nuevas sustancias son diferentes de las sustancias
anteriores.
En un cambio químico
- puede producirse un gas,
- puede haber desprendimiento de calor,
- puede ocurrir un cambio de color o
- puede aparecer una sustancia insoluble.
Los elementos pueden sufrir cambio químico para producir compuestos nuevos:
Ejemplo:
Cl + Na  (NaCl)
Son modificaciones que se pueden observar solo cuando
se presenta un cambio en la composición de una
sustancia

38. FORMAS DE LA MATERIA:
HETEROGENIAS Y HOMOGENEAS
• En la materia heterogénea se puede detectar
mas de una parte y cada una de ellas tiene
propiedades diferentes. El granito por
ejemplo, es sólido heterogéneo constituido por
tres partes distintas apreciables a simple vista:
cuarzo, feldespato y mica. Cada una de estas
partes es de por sí homogénea.

39. Clasificación de la Materia

40. ATOMOS, MOLECULAS Y
COMPUESTOS
Si tomamos como ejemplo una sustancia pura, y
lo dividimos en partículas mas pequeñas
podemos identificar cada una de esas partes; en
virtud de sus propiedades químicas y físicas. Sin
embargo llegamos a un punto en que la sustancia
no puede dividirse más sin que se destruyan sus
propiedades características. Hemos llegado a la
parte más pequeña de la materia que mantiene
ciertas propiedades de la sustancia pura; esta
parte más pequeña se denomina molécula.

41. Cada molécula de azúcar está constituida por tres
clases diferentes de ladrillos de construcción:
carbono, hidrógeno y oxigeno. Estos ladrillos se
denominan elementos. Las partículas mas
pequeñas de cada una de estas tres sustancias
(o elementos) que mantienen ciertas propiedades
de la sustancia se conocen con el nombre de
átomos. El azúcar está constituido por
moléculas, cada una de las cuales contiene 22
átomos de H, 12 átomos de C y 11 átomos de O,
para un total de 45 átomos por molécula.

42. ELEMENTOS
Los elementos son sustancias puras compuestas
de una sola clase de átomos.
NOMBRE Y SIMBOLOS DE LOS ELEMENTOS

43. Nombre
Actual Simbolo
Nombre
Antiguo
Antimonio Sb Stibium
Cobre Cu Cuprum
Oro Au Aurum
Hierro Fe Ferrum
Plomo Pb Plumbum
Mercurio Hg Hydrargyrum
Potasio K Kalium
Plata Ag Argentum
Sodio Na Natrium
Estaño Sn Stannum
Tungsteno W Wolfram
SIMBOLOS DE ELEMENTOS
DERIVADOS DE SUS NOMBRES
ANTIGUOS

44. NOMBRES Y SIMBOLOS DE LOS ELEMENTOS MAS COMUNES
ELEMENTO SIMBOLO ELEMENTO SIMBOLO ELEMENTO SIMBOLO
Aluminio Al Fluor F Fósforo P
Antimonio Sb Oro Au Platino Pt
Argón Ar Helio He Potasio K
Arsénico As Hidrógeno He Radio Ra
Bario Ba Yodo I Silicio Si
Bismuto Bi Hierro Fe Plata Ag
Boro B Plomo Pb Sodio Na
Bromo Br Litio Li Estroncio Sr
Cadmio Cd Magnesio Mg Azufre S
Calcio Ca Manganeso Mn Estaño Sn
Carbono C Mercurio Hg Titanio Ti
Cloro Cl Neón Ne Tungsteno W
Cromo Cr Niquel Ni Uranio U
Cobalto Co Nitrógeno N Zinc Zn
Cobre Cu Oxigeno O

45. MASAS RELATIVAS DE LOS
ATOMOS
En 1826 el químico sueco Jons Jakob Berzelius
utilizando técnicas analíticas calculó las masas
relativas de la mayoría de los elementos
conocidos actualmente. Para completar esa lista
tuvo que asignar un valor dado a la masa de uno
de los elementos y luego calcular las masas de
los otros elementos en relación al patrón
asignado. Berzelius escogió el oxígeno como
patrón y le asignó a su masa atómica un valor
arbitrario de 100 para luego calcular los valores
de masa de los átomos simples de los otros
elementos en relación al átomo de oxigeno.

46. MASAS ATOMICAS RELATIVAS TABULADAS POR BERZELIUS EN 1826
(AL ATOMO DE OXIGENO SE LE HA ASIGNADO UN ESTANDAR DE 100.000)
ELEMENTO SIMBOLO
MASA
ATOMICA ELEMENTO SIMBOLO
MASA
ATOMICA
Aluminio Al 171.161 Nitrógeno N 88.518
Calcio Ca 256.019 Oxígeno O 100.000
Carbono C 76.437 Potasio K 489.916
Cloro Cl 221.325 Silicio Si 277.478
Oro Au 1.243.013 Plata Ag 1.351.607
Hidrógeno H 62.398 Sodio Na 290.897
Hierro Fe 339.213 Azufre Si 201.165
Plomo Pb 1.265.822 Estaño Sn 735.294

47. Francis William Aston (1877-1945). Químico y Físico inglés.
Recibió el premio Nobel de Química en 1922 por el desarrollo del
Espectrómetro de Masas.

48. Con un espectrógrafo se pueden tabular las masas
de todos los elementos por comparación con un
patrón arbitrario. En lugar de utilizar oxígeno con
un valor de 100, como lo hizo Berzelius, el patrón
moderno es la masa del tan común átomo de
Carbono el cual se le ha asignado el valor exacto
de 12. Esta lista de masas relativas es conocida
como la escala de masas atómicas (escala de
pesos atómicos). Dada la forma como fueron
determinados, los valores de masa atómica
carecen de unidades. Es conveniente sin embargo,
hablar de estas masas relativas en términos de
unidades de masa atómica, cuya abreviatura es
uma.

49. MASAS ATOMICAS DE LOS ELEMENTOS MAS COMUNES
Nombre Simbolo
Masa
atómica Nombre Símbolo
Masa
atómica
Aluminio Al 26.98154 Litio Li 6.939
Antimonio Sb 121.75 Magnesio Mn 24.312
Argón Ar 39.948 Manganeso Mg 54.938
Arsénico As 74.9216 Mercurio Hg 200.59
Bario Ba 137.34 Neón Ne 20.183
Bismuto Bi 208.9804 Níquel Ni 58.71
Boro Bo 10.811 Nitrógeno N 14.0067
Bromo Br 79.909 Oxigeno O 15.9994
Cadmio Cd 112.40 Fósforo Pl 30.97376
Calcio Ca 40.08 Platino Pt 195.09
Carbono C 12.01115 Potasio K 39.098
Cloro Cl 35.453 Radio Ra (226)
Cromo Cr 51.996 Silicio Si 28.086
Cobalto Co 58.933 Plata Ag 107.870
Cobre Cu 63.542 Sodio Na 22.9877
Fluor F 18.99840 Estroncio Sr 87.62
Oro Au 196.967 Azufre S 32.064
Helio He 4.0026 Estaño Sn 118.69
Hidrógeno H 1.0079 Titanio Ti 47.90
Iodo I 126.9044 Tungsteno W 183.85
Hierro Fe 55.847 Uranio U 238.03
Plomo Pb 207.19 Zinc Zn 65.38

50. ISOTOPOS
• Durante el periodo comprendido entre 1907 y
1931, varios científicos encontraron que los
valores de la masa atómica del plomo variaban
de 206.4 a 208.4. Ahora sabemos que todos los
elementos pueden tener átomos de diferentes
masas. Cada uno de estos átomos se denomina
isótopo.

51. El espectro de masas de los tres isótopos del neón.

52. MOL. Cantidad de sustancia que contiene el mismo
número de unidades elementales
(átomos, moléculas, iones, etc.) que el número de
átomos presentes en 12 g de carbono 12.
Cuando hablamos de un mol, hablamos de un
número específico de materia. Por ejemplo si
decimos una docena sabemos que son 12, una
centena 100. Si compramos azúcar lo hacemos por
kg, cualquier liquido por adquirimos por litros, es decir
cada artículo tiene una unidad fundamental de
medida. Así, en química la unidad fundamental para
designar la cantidad de
átomos, partículas, moléculas, o iones. Es el “mol” y
equivale a 6.022 x 1023. Este número se conoce
como Número de Avogadro.
1 MOL de un elemento = 6.022 x 10 átomo

53. NUMERO DE AVOGADRO
El número de átomos contenidos en una mol de un
elemento ha sido determinado por más de una
docena de métodos y puede ser expresado con una
exactitud de seis cifras significativas. Esta
cantidad, se denomina número de Avogadro, como
reconocimiento al famoso físico italiano Amadeo
Avogadro, (1776 – 1856) quién formuló una
hipótesis que condujo a la determinación de éste
número.

54. Un mol de azufre, contiene el mismo número de
átomos que un mol de plata, el mismo número de
átomos que un mol de calcio, y el mismo número de
átomos que un mol de cualquier otro elemento.
1 MOL de un elemento = 6.022 x 1023 átomos
Si tienes una docena de canicas de vidrio y una
docena de pelotas de ping-pong, el número de canicas
y pelotas es el mismo, pero ¿pesan lo mismo? NO. Así
pasa con las moles de átomos, son el mismo número
de átomos, pero la masa depende del elemento y está
dada por la masa atómica del mismo.
Para cualquier ELEMENTO:
1 MOL = 6.022 x 1023 ÁTOMOS = MASA ATÓMICA (gramos)

55. TAMAÑO DE LOS ATOMOS
Según la tabla 2-4 sabemos que la densidad del
oro es 19.3 g/ml. Además sabemos que 197 g de
una mol de oro contiene 6.02 x 1023 átomos. A
partir de estos datos podemos hallar el valor del
volumen que ocupa un átomo de oro en estado
sólido.

57. CLASIFICACION DE LOS ATOMOS:
LA TABLA PERIODICA
Muchos científicos en los años 1860 encontraron que
una carta de los elementos ordenados ascendemente
con relación a sus masas atómicas presentaban una
repetición en las propiedades químicas y físicas de
los elementos. Dos científicos, Julius Lothan Meyer
(1830-1895) y Dmitri Ivanovich Mendelev (1834-1907)
establecieron un arreglo o distribución de los
elementos en forma casi simultanea en 1869. Sin
embargo, teniendo en cuenta que Mendelev
contribuyó un poco más al entendimiento de la carta
periódica, formuló la ley que dice: Las propiedades de
los elementos son una función periódica de sus
pesos atómicos (masas atómicas).