Química General I para carreras de la salud e ingeniería

QUIMICA GENERAL I
Carreras de Enfermería y Fisioterapia
Ingeniería Industrial.
UPAP
Filial Villeta
Este material servirá a los alumnos y alumnas de
las Carreras de Enfermería y Fisioterapia, y de
Ingeniería Industrial de la Universidad Politécnica
y Artística del Paraguay, a conocer y a interpretar
los principios de la Química, que serán de utilidad
en su vida y actividades profesionales el día de
mañana. Esperando que el presente material sea
de utilidad para ellos, lo preparé con el cariño que
se merecen.
Lic. Quím. Jorge Blas Ramírez González
mayo de 2013

Filial Villeta.
Prof. Lic. Quím. Jorge Blas Ramírez González.
Tel: 0961 421483 / 0981 528208
E mail: jorgeblas69@gmail.com
Página3
FACULTAD DE CIENCIAS DE LA SALUD.
CARRERAS: ENFERMERIA Y FISIOTERAPIA. INGENIERIA INDUSTRIAL.
ASIGANTURA: QUIMICA GENERAL I
FUNDAMENTACIÓN DE LA ASIGANTURA:
Este curso está orientado hacia la búsqueda de un modelo estructural de la materia partiendo de
datos que la realidad inmediata nos proporciona y tomando la experimentación como base de
cualquier discusión o información teórica. Los tópicos tratados en este programa incluyen la
Química como parte de las ciencias exactas, composición y estructura de la materia, propiedades
de la materia, el enlace químico, hibridización y teoría de orbitales moleculares.
OBJETIVOS GENERALES.
Entender los procesos químicos fundamentales y plantearse el estudio analítico de los
mismos, así como adquirir conocimiento general de la química del ambiente.
OBJETIVOS ESPECÍFICOS.
Describir conceptos fundamentales de la Química.
Entender las características medibles de la materia y sus escalas de medición
COMPETENCIAS BÁSICAS.
Plantear el estudio analítico de la materia a partir de una simbología y formulaciones
básicas.
METODOS DE CONDUCCION DEL APRENDIZAJE - METODOLOGIA:
- Sesiones de exposición y discusión teórica, relativas a temas fundamentales del
contenido programático, complementadas con ejercicios.
- Trabajo Práctico individual sobre el contenido teórico del programa.
MEDIOS AUXILIARES:
- Proyección multimedia. - Pizarra.
METODOLOGIA DE EVALUACION:
Total de puntos de la asignatura: 100 puntos
Examen Final: 70 puntos
Habilitación: 30 puntos (Promedio para habilitar al Examen)
Queda a criterio del docente determinar la distribución del puntaje entre Trabajo práctico y
trabajo parcial, u optar por uno de los sistemas de evaluación
Porcentaje mínimo de asistencia, requerido para el examen final es de 75%.
Puntaje Acumulado mínimo para acceder al examen final es de 18/30 puntos.
Puntaje mínimo para aprobar la asignatura en el examen final es de 42/70 puntos.
ESCALA:
De 0 a 59 =1;
De 60 a 69 =2;
De 70 a 79 =3;
De 80 a 90 =4;
De 91 a 100=5

Carrera de Ingeniería Industrial.
Carrera de Enfermería – Fisioterapia.
Tel: 0961 421483 / 0981 528208
Página4
Índice
UNIDAD I. .....................................................................................................................................11
Fundamentos de Química .............................................................................................................11
Introducción..............................................................................................................................11
Definición de Química...............................................................................................................11
¿Por qué estudiar química?...................................................................................................12
Materia y energía. Ley de conservación. Estados de la materia (sólido, líquido, gas, plasma).....12
Materia.................................................................................................................................12
Energía..................................................................................................................................12
Ley de conservación. .............................................................................................................13
Estados de la materia (sólido, líquido, gas, plasma) ...............................................................13
Propiedades físicas y químicas. Cambios físicos y químicos. Ejemplos........................................15
Propiedades físicas y químicas...............................................................................................15
Propiedades generales. .....................................................................................................16
Extensión.......................................................................................................................16
Impenetrabilidad...........................................................................................................16
Masa. ............................................................................................................................16
Inercia. ..........................................................................................................................16
Peso. .............................................................................................................................16
Indestructibilidad...........................................................................................................16
Divisibilidad...................................................................................................................17
Propiedades particulares o específicas. .............................................................................17
Propiedades físicas. .......................................................................................................17
Estado de agregación.................................................................................................17
Cambio de estado físico. ............................................................................................17
Fusión....................................................................................................................17
Vaporización..........................................................................................................18
Condensación. .......................................................................................................18
Sublimación. ..........................................................................................................19
Constantes físicas...................................................................................................19
Punto de fusión..................................................................................................19

Filial Villeta.
Tel: 0961 421483 / 0981 528208
Página5
Punto de ebullición. ...........................................................................................20
Densidad............................................................................................................20
Dureza. ..............................................................................................................20
Solubilidad. ........................................................................................................21
Conducción del calor y la electricidad.................................................................21
Propiedades organolépticas. ..............................................................................21
Propiedades químicas....................................................................................................22
Propiedades funcionales....................................................................................................22
Propiedades extensivas e intensivas. .................................................................................22
Cambios físicos y químicos. Ejemplos. ...................................................................................23
Fenómeno.........................................................................................................................23
Fenómenos físicos. ........................................................................................................23
Fenómenos químicos.....................................................................................................23
Diferencia entre fenómenos físicos y químicos. .............................................................23
Clasificación de la materia: sustancias, mezclas, elementos y compuestos. Ejemplos. ...............23
Clasificación de la materia: sustancia, mezcla, elementos y compuestos. Ejemplos................23
Átomos y moléculas..................................................................................................................25
Átomos. ................................................................................................................................25
Moléculas..............................................................................................................................25
Medición científica: el sistema métrico, unidades de longitud, volumen, masa y subdivisiones. 26
El sistema métrico.................................................................................................................27
Unidades...............................................................................................................................27
Unidades SI .......................................................................................................................27
Longitud y masa.............................................................................................................28
Densidad y peso específico. Calor y temperatura. .....................................................................28
Densidad y peso específico....................................................................................................28
Densidad...........................................................................................................................28
Peso específico..................................................................................................................29
Calor y temperatura..............................................................................................................29
Calor. ................................................................................................................................29
Temperatura .................................................................................................................29
Escalas termométricas. .............................................................................................................30

Tel: 0961 421483 / 0981 528208
Página6
Transferencia de calor y determinación del calor. Calor específico, capacidad calorífica y caloría.
.................................................................................................................................................30
Transferencia de calor y determinación de calor....................................................................30
Modos...............................................................................................................................31
Determinación del calor. ...................................................................................................31
Calor específico, capacidad calorífica y caloría.......................................................................31
Calor específico. ................................................................................................................31
Capacidad calorífica...........................................................................................................32
Caloría...............................................................................................................................32
UNIDAD II......................................................................................................................................33
Estequiometria, Símbolos, Fórmulas y Ecuaciones.........................................................................33
Introducción..............................................................................................................................33
Símbolos, fórmulas y ecuaciones químicas. ...............................................................................33
Símbolos. ..............................................................................................................................33
Fórmulas...............................................................................................................................34
Ecuaciones químicas..............................................................................................................34
Cálculos a partir de las ecuaciones químicas......................................................................35
El número de Avogadro y el concepto de Mol. ..........................................................................36
Número de Avogadro............................................................................................................36
Mol. ......................................................................................................................................36
Peso atómico, peso fórmula, peso molecular y moles................................................................37
Peso atómico. .......................................................................................................................37
Controversia en el nombre................................................................................................38
Determinación de los pesos atómicos................................................................................39
Peso fórmula.........................................................................................................................39
Peso molecular......................................................................................................................39
Porciento de composición y fórmulas de compuestos. Derivación de fórmulas..........................40
Deducción de las fórmulas de los compuestos.......................................................................40
Fórmula empírica. .............................................................................................................40
Fórmula molecular. ...........................................................................................................42
Composición centesimal deducida a partir de la fórmula...................................................43
Cálculos basados en ecuaciones químicas. ................................................................................44
Concepto de reactivo limitante. ................................................................................................44

Filial Villeta.
Tel: 0961 421483 / 0981 528208
Página7
Rendimiento de una reacción química. Porciento de pureza......................................................44
Rendimiento de una reacción química...................................................................................44
Porciento de pureza. .............................................................................................................45
UNIDAD III.....................................................................................................................................47
Estructura Atómica .......................................................................................................................47
Introducción..............................................................................................................................47
Teoría atómica de Dalton. .........................................................................................................47
Partículas fundamentales: electrones, protones y neutrones. ...................................................48
Partículas fundamentales......................................................................................................48
Electrones. ............................................................................................................................48
Protones. ..............................................................................................................................48
Neutrones.............................................................................................................................49
Teoría de Rutherford.................................................................................................................49
Número atómico y peso atómico. Escalas..................................................................................49
Conceptos de isótopo e isóbaro. Ejemplos. ...............................................................................50
Isótopos. ...............................................................................................................................50
Tipos de isótopos ..............................................................................................................50
Isóbaros. ...............................................................................................................................51
Isótonos. ...............................................................................................................................51
Radioactividad natural. Estabilidad nuclear. Fusión y fisión nucleares........................................52
Radiactividad natural.............................................................................................................52
Estabilidad nuclear................................................................................................................52
Fusión y fisión nucleares........................................................................................................52
Fusión nuclear...................................................................................................................52
Fisión nuclear....................................................................................................................53
Naturaleza dual del electrón. Ecuación de Lewis, de Broglie......................................................53
Naturaleza dual del electrón. Ecuación de Lewis. Ecuación de Broglie....................................53
Radiación electromagnética. Espectro de radiación...................................................................54
Radiación electromagnética. .............................................................................................54
Espectro de radiación........................................................................................................54
Espectros atómicos y teoría de Böhr. ........................................................................................54
Espectros atómicos............................................................................................................54
Espectro de absorción....................................................................................................55
Espectro de emisión. .....................................................................................................55
Teoría de Böhr...................................................................................................................55

Tel: 0961 421483 / 0981 528208
Página8
La mecánica cuántica y el modelo atómico. Números cuánticos. ...............................................55
La mecánica cuántica y el modelo atómico............................................................................55
Números cuánticos................................................................................................................56
Orbitales atómicos....................................................................................................................56
Distribución electrónica de los átomos. Principio de Aufbau. Ejemplos y discusión de
excepciones en la configuración electrónica..............................................................................57
Distribución electrónica de los átomos. .................................................................................57
Principio de Aufbau...............................................................................................................57
Ejemplos y discusión de excepciones en la configuración electrónica. ...................................58
ANEXO..........................................................................................................................................59
Análisis dimensional..................................................................................................................59
Biografía de los grandes Químicos de la Historia. ..........................................................................61
Antoine Lavoisier ......................................................................................................................61
John Dalton...............................................................................................................................63
Primeros años .......................................................................................................................63
El daltonismo ........................................................................................................................64
Leyes de los gases .................................................................................................................64
La teoría atómica ..................................................................................................................65
Pesos atómicos .....................................................................................................................65
Los cinco puntos principales de la teoría atómica de Dalton ..................................................66
Teoría de Dalton....................................................................................................................67
Jöns Jacob Berzelius..................................................................................................................68
Ley de las proporciones definidas..........................................................................................69
Nuevos términos químicos ....................................................................................................69
Biología.................................................................................................................................69
Familia ..................................................................................................................................69
Obra......................................................................................................................................70
Publicaciones ........................................................................................................................70
Bibliografía ...................................................................................................................................71
PÁGINAS WEB CONSULTADAS.......................................................................................................71
Índice de Ilustraciones.
Ilustración 1. Antoine Lavoisier, el gran químico del siglo XVIII. .....................................................13
Ilustración 2. Esquema de clasificación de la materia. En el nivel químico, toda la materia se
clasifica en última instancia como elementos o compuestos. ........................................................24

Filial Villeta.
Tel: 0961 421483 / 0981 528208
Página9
Ilustración 3. Modelos moleculares. Las esferas blancas, gris oscuro y rojo representan átomos de
hidrógeno, carbono y oxígeno, respectivamente...........................................................................26
Ilustración 4. Las unidades métricas se están haciendo cada vez más comunes en Estados Unidos,
como lo ejemplifica el volumen impreso en este recipiente. .........................................................27
Ilustración 5. Muchos países emplean la escala de temperatura celsius en la vida cotidiana, como
pone de manifiesto este sello de correo australiano. ....................................................................30
Ilustración 6. Comparación de las escalas de temperatura kelvin, celsius y fahrenheit...................30
Ilustración 7. Primeros símbolos de los elementos en la antigüedad. ............................................33
Ilustración 8. Diagrama del espectro electromagnético, mostrando el tipo, longitud de onda con
ejemplos, frecuencia y temperatura de emisión de cuerpo negro. ................................................54
Índice de Tablas.
Tabla 1. Unidades S.I. fundamentales............................................................................................27
Tabla 2. Prefijos selectos empleados en el sistema S. I. .................................................................28
Tabla 3. Abundancia isotópica del Silicio. ......................................................................................39

Filial Villeta.
Tel: 0961 421483 / 0981 528208
Página11
UNIDAD I.
Fundamentos de Química
Definición de Química. Materia y energía. Ley de conservación. Estados de la materia (sólido,
líquido, gas, plasma). Propiedades físicas y químicas. Cambios físicos y químicos. Ejemplos.
Clasificación de la materia: sustancias, mezclas, elementos y compuestos. Ejemplos. Átomos y
moléculas. Medición científica: el sistema métrico, unidades de longitud, volumen, masa y
subdivisiones. Densidad y peso específico. Calor y temperatura. Escalas termométricas.
Transferencia de calor y determinación del calor. Calor específico, capacidad calorífica y caloría.
Introducción.
La ciencia se esfuerza por conseguir que el universo físico sea comprendido por la mente
humana, procurar hallar la respuesta a las preguntas que nos hacemos sobre nuestro mundo. La
química es quizá, la más abstracta de todas las ciencias, en el sentido de que no suele entender el
tipo de cuestiones que los químicos tratan de responder.
La esencia verdadera de la química está contenida en el planteamiento hecho por
Lavoisier sobre la naturaleza de la fermentación del mosto de uva, es decir, el proceso que deduce
la formación del vino.
Desde la época de Lavoisier los químicos han tratado de relacionar las propiedades
observadas – antes, durante y después de la transformación química – con algún modelo de la
naturaleza de la materia, estudios que han conducido a la teoría atómica, al descubrimiento de las
partículas subatómicas y a diversas teorías sobre cambios que las partículas experimentan en el
transcurso de las reacciones químicas. (SIENKO, MICHELL J.; PLANE, ROBERT A., 1976)
Definición de Química.
La química es el estudio de la materia y de los cambios que experimenta. Es muy
frecuente que a la química se le considere la ciencia central, ya que para los estudiantes de
biología, física, geología, ecología y otras disciplinas, es esencial tener un conocimiento básico de
química. En efecto, la química es fundamental para nuestro estilo de vida; sin ella, tendríamos una
vida más efímera en el sentido de vivir en condiciones primitivas: sin automóviles, electricidad,
computadoras, discos compactos (CD) y muchos otros satisfactores cotidianos.
Aunque la química es una ciencia ancestral, sus fundamentos modernos se instituyeron
en el siglo XIX, cuando los avances tecnológicos e intelectuales permitieron a los científicos separar
sustancias en componentes aun más pequeños y, por consiguiente, explicar muchas de sus
características físicas y químicas. El rápido desarrollo de una tecnología cada vez más sofisticadas a
lo largo del siglo XX, ha proporcionado incluso más medios para estudiar cosas que no pueden
verse a simple vista. Mediante el uso de computadoras y microscopios electrónicos, los químicos
pueden analizar, por ejemplo, la estructura de los átomos y las moléculas, unidades
fundamentales en las que se basa el estudio de la química, así como diseñar nuevas sustancias con
propiedades específicas, como fármacos y productos que hagan más agradable el ambiente del
consumidor.
A medida que avanza el siglo XXI, es conveniente preguntarse ¿qué parte de la ciencia
fundamental tendrá la química en este siglo? Es casi seguro que conservará una función
fundamental en todas las áreas de la ciencia y la tecnología. (CHANG, 1999)
Resumiendo entonces, la química es el estudio de la materia, su composición, su
estructura y sus transformaciones. Su campo, es bastante amplio, y los límites que la separan de
la física, la geología, la ingeniería, la farmacia y las ciencias biológicas son a menudo indefinidos.
(RESTREPO M., FABIO, RESTREPO M., JAIRO, VARGAS H., LEONEL, 1978)

Tel: 0961 421483 / 0981 528208
Página12
¿Por qué estudiar química?
La química permite obtener un entendimiento importante de nuestro mundo y su
funcionamiento. Se trata de una ciencia eminentemente práctica que tiene una influencia enorme
sobre nuestra vida diaria. De hecho, la química está en el centro de muchas cuestiones que
preocupan a casi todo mundo: el mejoramiento de la atención médica, la conservación de los
recursos naturales, la protección del entorno, la satisfacción de nuestras necesidades diarias en
cuanto a alimento, vestido y albergue. Con la ayuda de la química, hemos descubierto sustancias
farmacéuticas que fortalecen nuestra salud y prolongan nuestra vida. Hemos aumentado la
producción de alimentos mediante el desarrollo de fertilizantes y plaguicidas. Hemos creado
plásticos y otros materiales que se usan en casi todas las facetas de nuestra vida.
Desafortunadamente, algunos productos químicos también pueden dañar nuestra salud o el
entorno. Nos conviene, como ciudadanos educados y consumidores, entender los profundos
efectos, tanto positivos como negativos, que las sustancias químicas tienen sobre nuestra vida, y
encontrar un equilibrio sobre su uso. (BROWN. T. L; LEMAY, H. E.; BURSTEN, E. B., 1991)
Materia y energía. Ley de conservación. Estados de la materia
(sólido, líquido, gas, plasma).
Materia.
El concepto de materia es hasta cierto punto intuitivo y algo difícil de definir. La
definición más común de materia es que es todo aquello que ocupa un espacio y tiene masa1
. La
propiedad de ocupar espacio es fácilmente perceptible por nuestros sentidos de la vista y el tacto.
El concepto de masa, en cambio, no es perceptible por apreciación directa.
Un cuerpo que esté en reposo tiende a permanecer en este estado, o si está
moviéndose tiende a conservar dicho movimiento en la misma dirección, a no ser que haya
alguna fuerza que actúe sobre él. Esta propiedad se llama INERCIA y es directamente
proporcional a la masa. Así por ejemplo, para arrancar un automóvil de tamaño grande se
requiere más fuerza (más trabajo del motor) que para un automóvil tipo compacto. Lo mismo
ocurre para acelerarlos a partir de una misma velocidad. Esto nos indica entonces que el
automóvil grande tiene más masa que el compacto.
Energía.
El concepto de energía, como el de materia, nos es también bastante familiar, pero algo
intuitivo. La energía se define generalmente como la capacidad para realizar un trabajo,, siendo
trabajo el movimiento de materia contra una fuerza opuesta. Así entonces, cuando levantamos
un cuerpo del suelo hacemos trabajo, ya que estamos moviendo materia contra la fuerza de
gravedad, que actúa en sentido contrario (hacia abajo); cuando deslizamos un bloque de madera
sobre una mesa, también hacemos trabajo, pues al movimiento del bloque se opone la fuerza de
fricción.
La energía se presenta en tantas y tan diversas formas que no es fácil construir un
esquema de clasificación como base de discusión. Algunas de estas formas son las siguientes:
ENERGÍA CINÉTICA: es la que un cuerpo posee en virtud de su movimiento. Tal es
el caso de la energía de una bala o flecha, por ejemplo.
ENERGÍA POTENCIAL: es la que un cuerpo posee en virtud a su posición,
configuración (estructura) o composición. Un martillo, por ejemplo, en el
momento de empezar a descender tiene energía potencial (por su posición). La
1
La energía comparte con la materia la propiedad de tener masa según las teorías de Einstein (1905).

Filial Villeta.
Tel: 0961 421483 / 0981 528208
Página13
energía eléctrica es un tipo de energía potencial resultante de la posición relativa
de las cargas (eléctricas). Un resorte comprimido tiene almacenada energía
potencial, dada su configuración. La energía química de un combustible es
también una clase de energía potencial, debida a su composición.
ENERGÍA RADIANTE: es una radiación electromagnética que se propaga en forma
de ondas a la velocidad de la luz. Una clase importante de energía radiante es la
luz misma, denominada a veces energía lumínica, y corresponde a aquellas
ondas perceptibles por el sentido de la vista.
ENERGÍA TERMICA: es una clase de energía íntimamente relacionada con la
temperatura de un cuerpo. Mientras más caliente esté un cuerpo, es decir,
mientras mayor temperatura tenga, mayor será su energía térmica. (RESTREPO
M., FABIO, RESTREPO M., JAIRO, VARGAS H., LEONEL, 1978)
Ley de conservación.
La estequiometria se basa en el entendimiento de las masas atómicas y en un principio
fundamental, la ley de conservación de la masa: la masa total de todas las sustancias presentes
después de una reacción química es la misma que la masa total antes de la reacción. Un
científico francés, miembro de la nobleza, llamado Antoine Lavoisier (París, 26 de agosto de 1743
— 8 de mayo de 1794) (Ilustración 1) descubrió
esta importante ley de la química a fines del siglo
XVIII. En un libro de texto de química publicado
en 1789, Lavoisier planteaba la ley de esta
elocuente manera: “Podemos asentar como
axioma incontrovertible que, en todas las
operaciones del arte y la naturaleza, nada se
crea; existe una cantidad igual de materia tanto
antes como después del experimento.”
Con el advenimiento de la teoría
atómica, los químicos comenzaron a entender
las bases de la ley de conservación de la masa:
los átomos no se crean ni se destruyen durante
una reacción química. La misma colección de
átomos está presente antes y después de una
reacción. Los cambios que ocurren durante
cualquier reacción simplemente reacomodan a
los átomos. Iniciaremos nuestro tratamiento del
tema de este capítulo viendo cómo se usan las fórmulas y ecuaciones químicas para representar
los reacomodos de los átomos que tienen lugar en las reacciones químicas. (BROWN. T. L; LEMAY,
H. E.; BURSTEN, E. B., 1991)
Estados de la materia (sólido, líquido, gas, plasma)
Una muestra de materia puede ser gaseosa, líquida o sólida. Estas tres formas de materia
se denominan estados de la materia. Los estados de la materia difieren en algunas de sus
propiedades observables. Un gas (también llamado vapor) no tiene volumen ni forma fijos; más
bien, se ajusta al volumen y la forma del recipiente que lo contiene. Podemos comprimir un gas de
modo que ocupe un volumen más pequeño, o expandirlo para ocupar uno mayor. Un líquido tiene
un volumen definido independiente del recipiente pero no tiene forma específica; asume la forma
de la porción del recipiente que ocupa. Un sólido tiene forma y volumen definidos; es rígido.
Ni los líquidos ni los sólidos pueden comprimirse de forma apreciable. (BROWN. T. L;
LEMAY, H. E.; BURSTEN, E. B., 1991)
Ilustración 1. Antoine Lavoisier, el gran químico
del siglo XVIII.

Tel: 0961 421483 / 0981 528208
Página14
Resumiendo un poco podemos decir que los estados básicos de la materia son:
a. Sólido: Los sólidos como el aluminio, el cobre, el sodio, la plata, el oro, etc. tienen
forma y volumen propio y podemos decir que son incompresibles (no se los
puede comprimir o sea no se puede reducir el volumen de una cantidad
determinada de materia sólida).
b. Líquido: Los líquidos, como el alcohol, el agua el mercurio, no tienen forma propia
sino que adquieren la forma del recipiente que los contiene y son muy poco
compresibles. Esto significa que tienden a mantener constante su volumen.
c. Gaseoso: Los gases no tienen forma propia y tienden a ocupar todo el espacio que
los contiene (expansión).
Un gas es aquella sustancia que bajo condiciones normales de presión y temperatura2
.
Como ejemplo, podemos nombrar al oxígeno, al nitrógeno, al hidrógeno, etc.
El término Vapor se reserva comúnmente para indicar el estado gaseoso de una
sustancia que a temperatura ambiente es líquida.
Una misma sustancia puede encontrarse en cualquiera de los tres estados mencionados,
dependiendo esto de la temperatura y de la presión.
Por ejemplo: El agua, a presión normal (1 atm) y por debajo de 0 °C es sólida; por encima
de 0 °C es líquida y por encima de 100 °C es gaseosa. (Alonso de Rivas, Inés; Vera Mineur de
Torres, Sara; Princigalli Silva y A., Juan, 1995)
Además hoy en día se conoce un cuarto estado de la materia conocido como plasma.
En física y química, se denomina plasma al cuarto estado de agregación de la materia, un
estado fluido similar al estado gaseoso pero en el que determinada proporción de sus partículas
están cargadas eléctricamente y no poseen equilibrio electromagnético, por eso son buenos
conductores eléctricos y sus partículas responden fuertemente a las interacciones
electromagnéticas de largo alcance.
El plasma presenta características propias que no se dan en los sólidos, líquidos o gases,
por lo que es considerado otro estado de agregación de la materia. Como el gas, el plasma no
tiene una forma definida o un volumen definido, a no ser que esté encerrado en un contenedor;
pero a diferencia del gas en el que no existen efectos colectivos importantes, el plasma bajo la
influencia de un campo magnético puede formar estructuras como filamentos, rayos y capas
dobles. Los átomos de este estado se mueven libremente; cuanto más alta es la temperatura más
rápido se mueven los átomos en el gas, y en el momento de colisionar la velocidad es tan alta que
se produce un desprendimiento de electrones.
Calentar un gas puede ionizar sus moléculas o átomos (reduciendo o incrementado su
número de electrones para formar iones), convirtiéndolo en un plasma. La ionización también
puede ser inducida por otros medios, como la aplicación de un fuerte campo electromagnético
mediante un láser o un generador de microondas, y es acompañado por la disociación de los
enlaces covalentes, si están presentes.
El plasma es el estado de agregación más abundante de la naturaleza, y la mayor parte
de la materia en el Universo visible se encuentra en estado de plasma, la mayoría del cual es el
2
CONDICIONES NORMALES DE PRESION Y TEMPERATURA (CNTP) corresponden a 760 mm de Hg o 1 atm de
presión y a 0 °C o 273 K de temperatura.

Filial Villeta.
Tel: 0961 421483 / 0981 528208
Página15
enrarecido plasma intergaláctico (particularmente el medio del intracluster) y en las estrellas.
(Estado de Plasma)
Propiedades físicas y químicas. Cambios físicos y químicos.
Ejemplos.
Propiedades físicas y químicas.
Hay propiedades comunes a todos los tipos de materia y hay también determinadas
propiedades que lo caracterizan y que permiten identificarlos o distinguirlos uno de otros.
En química es útil establecer una clasificación de las propiedades de la materia.
Una de las clasificaciones más usadas de las propiedades de la materia es la que se
esquematiza seguidamente:

Tel: 0961 421483 / 0981 528208
Página16
Propiedades generales.
Las propiedades generales son las que se manifiestan en todo tipo de materia, sin
distinción alguna. Ellas son:
Extensión.
Es la propiedad que tiene la materia de ocupar un lugar en el espacio. Todos los cuerpos
son extensos. El volumen de un cuerpo representa su extensión.
Impenetrabilidad.
Propiedad de la materia por la cual dos cuerpos, al mismo tiempo, no pueden ocupar el
mismo lugar. Como todos los cuerpos son extensos, resulta evidente que el lugar ocupado por uno
de ellos, no podrá ser ocupado por ningún otro.
Así, para ubicar un coche en un estacionamiento completo, se necesita la salida de algún
otro.
Masa.
La masa de un cuerpo es la medida de la cantidad de materia que posee el cuerpo.
Así, un huevo de avestruz tiene mayor masa que otro de gallina.
Un litro de agua tiene una masa mayor que un litro de aire.
Una mesa tiene una masa mayor que una silla.
La masa determina dos propiedades muy importantes de la materia, que son la INERCIA
y el PESO.
Inercia.
Es la resistencia que opone un objeto cuando se intenta variar su estado de reposo o de
movimiento.
Un objeto en reposo tiende a permanecer en reposo y un cuerpo en movimiento tiende a
continuar en movimiento, con velocidad constante.
Es la inercia del cuerpo en movimiento del pasajero la que lo lleva hacia adelante cuando
se detiene bruscamente el ómnibus.
Peso.
Es la fuerza con que la Tierra o cualquier otro planeta atraen un objeto hacia su centro.
Los términos masa y peso suelen ser usados indistintamente, conviene aclarar que eso es
incorrecto. En efecto, la definición de masa implica que la masa de un objeto es constante, no
importa dónde esté el objeto. Pero el peso de un objeto varía de un planeta a otro y varía también
en diferentes lugares de la Tierra. Esto último sucede porque la Tierra no es una esfera perfecta y
la fuerza de atracción que ella ejerce sobre un objeto depende de la distancia de éste con el centro
de ella.
Indestructibilidad.
El principio de la conservación de la materia nos dice que toda materia no se destruye,
sino que se transforma.
Por ejemplo, si se quema alcohol, esta sustancia no desaparece, sino que se transforma
en anhídrido carbónico y agua.

Filial Villeta.
Tel: 0961 421483 / 0981 528208
Página17
Divisibilidad.
Es la propiedad de los cuerpos materiales que permiten obtener partes más pequeñas o
fracciones de ellas.
Hay muchos procedimientos para fraccionar la materia. Estos pueden ser FISICOS o
QUIMICOS. Así, podemos dividir un trozo de carne cortándolo en pedazo mediante un cuchillo;
también podemos dividir un trocito de azúcar disolviéndolo en agua; también podemos dividir una
gotita de agua haciéndola evaporar por medio de calentamiento. Los procedimientos citados son
procedimientos físicos de división.
Si utilizamos procedimientos químicos, es posible llegar al átomo.
Antiguamente se creía que el átomo era la mínima porción de materia que podía ser
obtenida. Hoy se sabe que aún el átomo puede ser dividido en otras partículas aún más pequeñas:
llamadas PARTICULAS SUBATOMICAS.
Propiedades particulares o específicas.
Son las propiedades que hacen que se pueda diferenciar una sustancia de otra.
Si el estudio de un sólido de color amarillo nos permite saber que funde a 114 °C, que es
insoluble en agua y soluble en sulfuro de carbono, que al quemarla el olor que despide el gas que
se produce es sofocante, fácil sería reconocer que se trata del azufre.
En Química, por lo general se necesita determinar un gran número de propiedades
específicas para poder caracterizar una sustancia.
Las propiedades particulares o específicas podemos dividirlas en FISICAS y QUIMICAS.
Propiedades físicas.
Son aquellas propiedades que pueden ser apreciadas sin que varíe la naturaleza de la
misma, la composición química o composición de la estructura molecular.
Estado de agregación.
Los estados de agregación de la materia son fundamentalmente tres: sólido, líquido y
gaseoso. Tal como lo vimos anteriormente.
Cambio de estado físico.
El estado físico de las sustancias depende de la presión y de la temperatura. Así
sustancias que normalmente se presentan como sólidos, líquidos o gases a la temperatura
ambiente, pueden cambiar de estado por acción de la temperatura y/o la presión.
Fusión.
Se produce cuando al calentar un sólido, las partículas que lo forman (moléculas)
adquieren energía cinética suficiente para vencer las fuerzas que las mantienen muy unidas
EN EL LIMITE DE LA DIVISION FISICA DE LA MATERIA SE HALLA LA MOLECULA, PARTICULA
PEQUEÑISIMA, INVISIBLE AL SER VISTO CON MICROSCOPIOS OPTICOS.
ATOMO ES LA MENOR PARTICULAR QUE PUEDE OBTENERSE POR METODOS QUIMICOS.
FUSIÓN: ES EL PASO DEL ESTADO SÓLIDO AL ESTADO LÍQUIDO (LAT. FUNDERE = DERRETIR,
FUNDIR).

Tel: 0961 421483 / 0981 528208
Página18
(fuerzas de cohesión). Las fuerzas de cohesión son las responsables de que los sólidos mantengan
su forma y su volumen constantes. El color suministrado al sólido se consume íntegramente en
producir el cambio de estado y mientras dura la fusión, la temperatura no varía.
Se produce por disminución de temperatura del líquido. El enfriamiento hace que
disminuya el movimiento que poseen las partículas del líquido (molécula) y tiendan a agruparse,
adquiriendo formas definidas.
Vaporización.
Este proceso se puede realizar de dos formas: EVAPORACIÓN y EBULLLICIÓN.
a.Evaporación:
Se debe a la existencia de partículas (moléculas) que llegan a la superficie del líquido con
suficiente energía para escapar del mismo.
La velocidad de evaporación depende de la superficie del líquido, de la temperatura y de
su propia naturaleza.
El viento ayuda a la evaporación sacando las moléculas que se escaparon del líquido y
evitando que puedan volver a él.
EJEMPLO: Las ropas mojadas se secan más rápidamente cuando hay viento, por
evaporación del agua que las empapa.
b.Evaporación:
Tiene lugar cuando la fuerza dispersiva (energía cinética de las partículas llamadas
moléculas), se hace aproximadamente igual a la fuerza de cohesiva, que depende de la distancia
entre las nombradas partículas.
Un gas puede licuarse disminuyendo la energía cinética de las moléculas, lo que equivale
a enfriar el gas, o bien, aumentando la fuerza de cohesión de sus moléculas, es decir,
comprimiendo el gas por aumento de la presión exterior.
Conviene aclarar que entre las moléculas de un gas también existen fuerzas de repulsión,
que actúan solamente a distancias muy pequeñas, llegan a superar a las fuerzas de atracción.
Condensación.
Los vapores de agua se condensan en las paredes frías. Esto lo podemos observar muy
frecuentemente en el verano, cuando se deja cierto tiempo sobre la mesa (o en otro lugar) un
EL PROCESO INVERSO A LA FUSIÓN SE CONOCE COMO SOLIDIFICACIÓN QUE ES EL PASO DEL
ESTADO LIQUIDO AL SOLIDO.
ES EL PASO DE UN LIQUIDO AL ESTADO DE VAPOR, QUE SE PRODUCE EN LA SUPERFICIE DEL
LÍQUIDO Y A CUALQUIER TEMPERATURA.
(DEL LAT. BULLA, BURBUJA) ES EL PASO DE LIQUIDO A VAPOR QUE TIENE LUGAR EN TODA LA
MASA DEL LÍQUIDO.
EL PROCESO INVERSO SE DENOMINA LICUEFACCIÓN O LICUACIÓN, ES EL PASO DE GAS A
LIQUIDO.

Filial Villeta.
Tel: 0961 421483 / 0981 528208
Página19
vaso con agua helada. Su superficie exterior aparece cubierta de gotitas de agua, formadas por
condensación del vapor de agua atmosférico.
Sublimación.
Ejemplos: el alcanfor y la naftalina se subliman.
Al proceso inverso, cambio de del estado de vapor al sólido se lo llama también
SUBLIMACIÓN.
Constantes físicas.
Hay ciertas constantes físicas relacionadas con los cambios que son propias de las
sustancias; ellos son:
Punto de fusión.
A la temperatura en que tiene lugar el proceso inverso, paso del líquido al sólido se la
llama PUNTO DE SOLIDIFICACIÓN.
La temperatura de fusión y de solidificación es la misma para una sustancia y bajo las
mismas condiciones.
Comúnmente se habla de punto de fusión de una sustancia cuando ella es sólida en
condiciones ambientales.
LA SUBLIMACIÓN ES UN PROCESO FISICO POR EL CUAL UNA SUSTANCIA QUIMICA, PASA
DIRECTAMENTE DEL ESTADO SOLIDO AL DE VAPOR SIN PASAR POR LA ETAPA INTERMEDIA DEL
LIQUIDO.
Sublimación
Fusión Ebullición
Solido Líquido Gaseoso
Solidificación Licuefacción
Sublimación
PUNTO DE FUSIÓN ES LA TEMPERATURA EN LA CUAL UN SOLIDO, BAJO CONDICIONES
NORMALES DE PRESIÓN Y TEMPREATURA, PASAR AL ESTADO LÍQUIDO.

Tel: 0961 421483 / 0981 528208
Página20
Ejemplo: el punto de fusión del cloruro de sodio (sal de cocina) es de 801 °C.
Si la sustancia es líquida en condiciones ambientales, se habla de punto de solidificación.
Ejemplo: el punto de solidificación del agua es 0 °C.
Punto de ebullición.
El punto de ebullición y el punto de licuefacción es el mismo para una sustancia dada,
bajo las mismas condiciones.
Comúnmente se habla de punto de ebullición cuando la sustancia, en condiciones
ambientales, es líquida.
Ejemplo: el punto de ebullición de la acetona es 56 °C.
Si en condiciones ambientales la sustancia se presenta como gas, se habla de PUNTO DE
LICUEFACCIÓN O LICUACIÓN.
Ejemplo: el punto de licuefacción del oxígeno es – 183 °C.
El gas que se utiliza en la cocina se halla dentro de una garrafa. ¿Cuál es el estado físico
en que se encuentra?
Densidad.
Es la relación o cociente que existe entre la masa y el volumen en determinadas
condiciones de presión y temperatura. En otros términos, es la masa que posee un cuerpo por
unidad de volumen.
La DESNSIDAD ABSOLUTA o MASA ESPECÍFICA se mide en g/cm3
.
m
d =
v
Dureza.
Existe una escala de dureza entre minerales, que lleva el nombre del autor: MOHS.
ESCALA DE DUREZA
1. TALCO 4. FLUORITA 7. CUARZO 10. DIAMANTE
2. YESO 5. APATITA 8. TOPACIO
3. CALCITA 6. FELDESPATO 9. CORINDON
PUNTO DE EBUILLICIÓN ES LA TEMPERATURA EN LA QUE UNA SUSTANCIA LÍQUIDA PASA AL
ESTADO GASEOSO, BAJO CONDICIONES NORMALES DE PRESIÓN Y TEMPERATURA.
DUREZA ES LA CAPACIDAD QUE TIENE UNA SUSTANCIA DE RAYAR A OTRA.

Filial Villeta.
Tel: 0961 421483 / 0981 528208
Página21
El diamante es la sustancia más dura hasta el momento conocido (dureza 10 en la escala
de Mohs), mientras que el talco es la más blanda (dureza 1 en la escala de Mohs).
Ejemplo: la dureza del cloruro de sodio está entre 2 y 3, por lo que raspará al talco y al
yeso pero no a la calcita.
Solubilidad.
Ejemplo: el etanol (alcohol etílico) es soluble, en todas las proporciones, en el agua,
mientras que la gasolina es insoluble en agua.
Conducción del calor y la electricidad.
Hay sustancias que son buenas conductoras del calor y la electricidad. Tal es el caso de
los metales:
El cobre se usa para conducir la electricidad. Los cables que se utilizan para instalaciones
eléctricas con el cobre.
El isopor y el asbesto son malos conductores de calor, por lo que se los utiliza como
material aislante.
Propiedades organolépticas.
Muchas de las propiedades físicas pueden ser apreciadas con el concurso de nuestros
sentidos sin auxilio de instrumentos. Son las propiedades organolépticas.
SON PROPIEDADES ORGANOLÉPTICAS:
a. Color: las sustancias químicas pueden no tener color o tienen colores
característicos. Por ejemplo: el agua es incolora, el azufre es amarillo, el carbón
grafito es negro. En los pigmentos y colorantes que dan color a las plantas, a las
paredes, a los vehículos, a las telas, etc., es posible apreciar una enorme
variedad de colores, tanto naturales como artificiales.
b. Sabor: hay sustancias con sabor dulce, como el azúcar; con sabor ácido, como el
vinagre (ácido acético); o con sabor salado, como la sal común (cloruro de sodio).
c. Olor: algunas sustancias se pueden caracterizar por su olor. Las flores aroman el
ambiente con su agradable olor, mientras el ácido sulfhídrico tiene un olor a
huevos podridos.
Otras propiedades físicas también son: EL ÍNDICE DE REFRACCIÓN, la TENSIÓN
SUPERFICIAL, la DENSIDAD RELATIVA, la VISCOSIDAD, etc.
SOLUBILIDAD ES LA PROPIEDAD QUE TIENE UNA SUSTANCIA (SOLUTO) DE DISOLVERSE EN
OTRA (SOLVENTE).
SON LLAMADAS ORGANOLÉPTICAS TODAS AQUELLAS PROPIEDADES QUE SE PUEDEN
DETERMINAR MEDIANTE NUESTROS SENTIDOS, EN OTRAS PALABRAS, SON TODAS AQUELLAS
PROPIEDADES QUE PUEDEN IMPRESIONAR NUESTROS SENTIDOS.

Tel: 0961 421483 / 0981 528208
Página22
Propiedades químicas.
Ejemplo: el alcohol, al quemarse (oxidación por combustión), se transforma en anhídrido
carbónico y agua.
Son propiedades químicas: la OXIDACIÓN, REDUCCIÓN, COMBUISTIÓN,
POLIMERIZACIÓN, SAPONIFICACIÓN, ESTERIFICACIÓN, DEGRADACIÓN, etc.
Propiedades funcionales.
Las principales funciones en la Química Inorgánica son las llamadas, Ácidos, Bases y
Sales.
Algunas funciones de la Química Orgánica son: Hidrocarburos, Éteres, Alcoholes,
Aldehídos, Cetonas, Ácidos carboxílicos, Aminas, Amidas, Esteres, Nitrilos, Halogenuros de alquilo,
etc.
Propiedades extensivas e intensivas.
A las propiedades físicas podemos agruparlas, según otro criterio, en Propiedades
Extensivas e Intensivas.
a.Propiedades extensivas:
Ejemplo: la masa, la longitud, el volumen, la capacidad calorífica, etc.
b.Propiedades intensivas:
Ejemplo: a 4 °C la densidad de 10 ml o de 100 ml de agua sería la misma.
Otras propiedades intensivas son el punto de fusión, el punto de ebullición, el brillo, el
color, la dureza, la solubilidad, el índice de refracción, la maleabilidad, la ductilidad, la
conductividad, el calor específico, etc. (Alonso de Rivas, Inés; Vera Mineur de Torres, Sara;
Princigalli Silva y A., Juan, 1995)
PROPIEDAD QUÍMICA ES LA PROPIEDAD QUE TIENE LA SUSTANCIA DE PODER
TRANSFORMARSE EN OTRA, MEDIANTE DETERMINADAS REACCIONES. ESTA
TRANSFORMACIÓN IMPLICA VARIACIÓN DE LA NATURALEZA DE LA SUSTANCIA ORIGINAL.
SON PROPIEDADES QUE CARACTERIZAN A DETERMINADOS GRUPOS DE SUSTANCIAS PURAS Y
QUE SON COMUNES A ELLOS. CONSTITUYEN LAS LLAMADAS FUNCIIONES QUÍMICAS.
SON AQUELLAS QUE PARA QUEDAR DEFINIDAS DEPENDEN DE LA CANTIDAD DE MATERIA.
SON AQUELLAS QUE PARA QUEDAR DEFINIDAS NO DEPENDEN DE LA CANTIDAD DE MATERIA.

Filial Villeta.
Tel: 0961 421483 / 0981 528208
Página23
Cambios físicos y químicos. Ejemplos.
Fenómeno.
En ciencias, se entiende por fenómeno cualquier transformación que pueda
experimentar la materia. La porción del Universo que nos interesa en el momento de la
observación se denomina sistema.
Fenómenos físicos.
Son los cambios temporales o pasajeros que pueden experimentar una sustancia o un
sistema material, sin alterar su estructura molecular, no dan origen a la formación de nuevas
sustancias.
Ejemplos: un cuerpo en caída libre, hielo fundido, naftalina sublimada.
Fenómenos químicos.
Son cambios que alteran la naturaleza de las sustancias, transformándolas en otras. Los
productos obtenidos poseen propiedades y estructuras diferentes a las sustancias que dieron
origen.
Los fenómenos químicos son, por tanto, de naturaleza más compleja que los fenómenos
físicos, ya que se los denomina reacciones químicas, que son representadas a través de las
combinaciones químicas.
Ejemplos: formación de agua a partir del hidrógeno y del oxígeno, combustión del
madera, fermentación del vino (transformándose en vinagre).
Diferencia entre fenómenos físicos y químicos.
Las principales diferencias son:
a. Los fenómenos químicos alteran las sustancias, modificando sus propiedades; los
fenómenos físicos no modifican las propiedades de las sustancias.
b. Los fenómenos químicos no pueden ser repetidos con las mismas porciones de
materia; los fenómenos físicos pueden ser repetidos con las mismas porciones
del material. (Ramírez González, 2000)
Clasificación de la materia: sustancias, mezclas, elementos y
compuestos. Ejemplos.
Clasificación de la materia: sustancia, mezcla, elementos y compuestos.
Ejemplos.
Toda la materia se puede clasificar como sustancia pura o como mezcla. Una sustancia
pura puede ser un elemento o un compuesto, y su composición es definida y fija. Por ejemplo, el
agua pura es un compuesto; contiene siempre 11% de hidrógeno y 89% de oxígeno en masa. El oro
puro (de 24 quilates) es un elemento; es 100% oro.
Las mezclas son homogéneas o heterogéneas. El prefijo hetero significa “diferente”. Una
mezcla heterogénea no presenta propiedades uniformes. Una parte (o fase) difiere de la

Tel: 0961 421483 / 0981 528208
Página24
Ilustración 2. Esquema de clasificación de la materia. En el nivel
químico, toda la materia se clasifica en última instancia como
elementos o compuestos.
composición de otra parte (o fase). Una mezcla de aceite y agua es un ejemplo de mezcla
heterogénea.
Una mezcla
homogénea es toda igual. Una
solución es una mezcla
homogénea; tiene una
composición y apariencia
uniforme. Los sólidos, como la
sal y el azúcar, se disuelven en
agua para dar soluciones. Las
mezclas de líquidos, como el
alcohol y el agua, son
soluciones. El aire es una
mezcla homogénea que
contiene nitrógeno, oxígeno,
dióxido de carbono y otros
componentes.
Para poder entender
utilizaremos la Ilustración 2
para graficarlo mejor.
De esta forma la
materia puede comportarse
como “mezcla homogénea” o
“mezcla heterogénea”
dependiendo de la
uniformidad del material.
Asimismo si la “mezcla es homogénea”, uno deberá preguntarse si tiene o no
composición variable, de no poseer entonces estamos ante una “sustancia pura” que a su vez
deberá satisfacer la consulta de si puede o no descomponerse en sustancias más simples y
llegaremos a obtener o un elemento o un compuesto.
Ejemplos:
Materia: todo aquello que posee masa, tiene peso, volumen.
Mezcla heterogénea: aquella que forma dos o mas fases. Agua con hielo, arena y
sal, aserrin y arena, etc.
Mezcla homogénea: aquella que forma una sola fase. Sal disuelta en agua, aire,
bronce, acero, etc.
Sustancia pura: aquella que mantiene propiedades fisicas estables. Cloruro de
sodio, hierro, latón, etc.
Compuesto: aquella formada por dos o mas especies que puede ser separados por
procesos químicos. Cloruro de sodio, sulfato de calcio, ahídrido carbónico, etc.
Elemento: aquel que no puede ser descompuesto en especies mas simples. Hierro,
cobre, oxigeno, etc. (Ramírez González, 2000)

Filial Villeta.
Tel: 0961 421483 / 0981 528208
Página25
Átomos y moléculas.
Átomos.
El átomo es un constituyente de la materia ordinaria, con propiedades químicas bien
definidas, que mantiene su identidad. Cada elemento químico está formado por átomos del
mismo tipo (con la misma estructura electrónica básica), y que no es posible dividir mediante
procesos químicos. Está compuesto por un núcleo atómico, en el que se concentra casi toda su
masa, rodeado de una nube de electrones. El núcleo está formado por protones, con carga
positiva, y neutrones, eléctricamente neutros. Los electrones, cargados negativamente,
permanecen ligados a este mediante la fuerza electromagnética.
Los átomos se clasifican de acuerdo al número de protones y neutrones que contenga su
núcleo. El número de protones o número atómico determina su elemento químico, y el número de
neutrones determina su isótopo. Un átomo con el mismo número de protones que de electrones
es eléctricamente neutro. Si por el contrario posee un exceso de protones o de electrones, su
carga neta es positiva o negativa, y se denomina ion.
El nombre «átomo» proviene del latín «atomum», y este del griego «ἄτομον», «sin
partes»; también, se deriva de «a» (no) y «tomo» (divisible); no divisible. El concepto de átomo
como bloque básico e indivisible que compone la materia del universo fue postulado por la escuela
atomista en la Antigua Grecia. Sin embargo, su existencia no quedó demostrada hasta el siglo XIX.
Con el desarrollo de la física nuclear en el siglo XX se comprobó que el átomo puede subdividirse
en partículas más pequeñas.
Los átomos son objetos muy pequeños con masas igualmente minúsculas: su diámetro y
masa son del orden de la billonésima parte de un metro y cuatrillonésima parte de un gramo. Solo
pueden ser observados mediante instrumentos especiales tales como un microscopio de efecto
túnel. Más de un 99,94% de la masa del átomo está concentrada en su núcleo, en general
repartida de manera aproximadamente equitativa entre protones y neutrones. El núcleo de un
átomo puede ser inestable y sufrir una transmutación mediante desintegración radioactiva. Los
electrones en la nube del átomo están repartidos en distintos niveles de energía u orbitales, y
determinan las propiedades químicas del mismo. Las transiciones entre los distintos niveles dan
lugar a la emisión o absorción de radiación electromagnética en forma de fotones, y son la base de
la espectroscopia. (Átomos)
La química también proporciona antecedentes para entender las propiedades de la
materia en términos de átomos, los bloques de construcción casi infinitesimalmente pequeños de
la materia. Cada elemento se compone de una sola clase de átomos.
Veremos que las propiedades de la materia se relacionan no sólo con las clases de
átomos que contiene (composición), sino también con la organización de dichos átomos
(estructura).(BROWN. T. L; LEMAY, H. E.; BURSTEN, E. B., 1991)
Moléculas.
En química, se llama molécula a un conjunto de al menos dos átomos enlazados
covalentemente que forman un sistema estable y eléctricamente neutro.
Casi toda la química orgánica y buena parte de la química inorgánica se ocupan de la
síntesis y reactividad de moléculas y compuestos moleculares. La química física y, especialmente,
la química cuántica también estudian, cuantitativamente, en su caso, las propiedades y reactividad
de las moléculas. La bioquímica está íntimamente relacionada con la biología molecular, ya que
ambas estudian a los seres vivos a nivel molecular. El estudio de las interacciones específicas entre

Tel: 0961 421483 / 0981 528208
Página26
moléculas, incluyendo el reconocimiento molecular es el campo de estudio de la química supra
molecular. Estas fuerzas explican las propiedades físicas como la solubilidad o el punto de
ebullición de un compuesto molecular.
Las moléculas rara vez se encuentran sin interacción entre ellas, salvo en gases
enrarecidos y en los gases nobles. Así, pueden encontrarse en redes cristalinas, como el caso de
las moléculas de H2O en el hielo o con interacciones intensas pero que cambian rápidamente de
direccionalidad, como en el agua líquida. En orden creciente de intensidad, las fuerzas
intermoleculares más relevantes son: las fuerzas de Van der Waals y los puentes de hidrógeno. La
dinámica molecular es un método de simulación por computadora que utiliza estas fuerzas para
tratar de explicar las propiedades de las moléculas. (Moléculas)
Los átomos se pueden combinar para formar moléculas, en las que dos o más átomos se
unen en estructuras específicas. En todo este texto representaremos las moléculas con esferas
coloreadas para mostrar cómo se enlazan sus átomos constituyentes (Ilustración 3). El color sólo
es una forma conveniente de distinguir los átomos de diferentes elementos. Las moléculas de
etanol y etilenglicol, representadas en la Ilustración 3, difieren en su composición. El etanol
contiene una esfera, que representa un átomo de oxígeno, mientras que el etilenglicol contiene
dos.
Medición científica: el sistema métrico, unidades de longitud,
volumen, masa y subdivisiones.
Muchas propiedades de la materia son cuantitativas; es decir, están asociadas a
números.
Cuando un número representa una cantidad medida, siempre debemos especificar las
unidades de esa cantidad. Decir que la longitud de un lápiz es 17.5 no tiene sentido. Decir que
mide 17.5 centímetros (cm) especifica correctamente la longitud.
Las unidades que se emplean para mediciones científicas son las del sistema métrico.
Ilustración 3. Modelos moleculares. Las esferas blancas, gris oscuro y rojo representan
átomos de hidrógeno, carbono y oxígeno, respectivamente.

Filial Villeta.
Tel: 0961 421483 / 0981 528208
Página27
El sistema métrico.
El sistema métrico, que se desarrolló
inicialmente en Francia a fines del siglo XVIII, se
emplea como sistema de medición en casi todos los
países del mundo. En Estados Unidos se ha usado
tradicionalmente el sistema inglés, aunque el
empleo del sistema métrico se ha hecho más
común en los últimos años. Por ejemplo, el
contenido de casi todos los productos enlatados y
bebidas gaseosas en las tiendas de abarrotes ya se
da en unidades tanto métricas como inglesas, como
se aprecia en la Ilustración 4.
Unidades.
Unidades SI
En 1960 se llegó a un acuerdo
internacional que especificaba un grupo de
unidades métricas para emplearse en las
mediciones científicas. Estas unidades se
denominan unidades SI, que es la abreviatura de
Système International d’Unités. El sistema SI tiene
siete unidades fundamentales de las cuales se
derivan todas las demás. En la Tabla 1 se presentan
dichas unidades fundamentales y sus símbolos. En
este capítulo consideraremos las unidades
fundamentales de longitud, masa y temperatura.
Tabla 1. Unidades S.I. fundamentales.
Cantidad física Nombre de la unidad Abreviatura
Masa kilogramo kg
Longitud metro m
Tiempo segundo s3
Temperatura kelvin K
Cantidad de sustancia mol mol
Corriente eléctrica ampere A
Intensidad luminosa candela cd
Se utiliza una serie de prefijos para indicar fracciones decimales o múltiplos de diversas
unidades. Por ejemplo, el prefijo mili- representa la fracción 10-3
de una unidad: un miligramo (mg)
es 10-3
gramos (g), un milímetro (mm) es 10-3
metros (m), etc. En la Tabla 2 se presentan los
prefijos que se usan con mayor frecuencia en química. Al emplear el sistema SI y al resolver los
problemas de este texto, es importante utilizar la notación exponencial. Aunque se está
procurando dejar de usar gradualmente las unidades que no pertenecen al SI, todavía hay algunas
que los científicos usan comúnmente. Cada vez que nos topemos con una unidad no SI en el texto,
daremos también la unidad SI apropiada.
3
Se usa con frecuencia la abreviatura seg.
Ilustración 4. Las unidades métricas se están
haciendo cada vez más comunes en Estados
Unidos, como lo ejemplifica el volumen impreso
en este recipiente.

Tel: 0961 421483 / 0981 528208
Página28
Longitud y masa
La unidad SI fundamental para la longitud es el metro (m), una distancia un poco mayor
que una yarda. Las relaciones entre las unidades del sistema inglés y del sistema métrico que
usaremos con mayor frecuencia en este texto aparecen en la parte interior de la contraportada.
Tabla 2. Prefijos selectos empleados en el sistema S. I.
Prefijo Abreviatura Significado Ejemplo
Giga G 109
1 gigametro (Gm) = 1 x 109
m
Mega M 106
1 megametro (Mm) = 1 x 106
m
Kilo k 103
1 kilómetro (km) = 1 x 103
m
Deci d 10-1
1 decímetro (dm) = 0.1 m
Centi c 10-2
1 centímetro (cm) = 0.01 m
Mili m 10-3
1 milímetro (mm) = 0.001 m
Micro µ4
106
1 micrómetro (µm) = 1 x 10-6
m
Nano n 10-9
1 nanómetro (nm) = 1 x 10-9
m
Pico p 10-12
1 picómetro (pm) = 1 x 10-12
m
Femto f 10-15
1 femtómetro (fm) = 1 x 10-15
m
La masa5
es una medida de la cantidad de materia que hay en un objeto. La unidad SI
fundamental para la masa es el kilogramo (kg), que es aproximadamente igual a 2.2 libras (lb). Esta
unidad fundamental no es correcta en cuanto a que utiliza el prefijo, kilo-, en lugar de la palabra
gramo sola, ya que obtenemos otras unidades de masa añadiendo prefijos a la palabra gramo.
Densidad y peso específico. Calor y temperatura.
Densidad y peso específico.
Densidad.
En física y química, la densidad (símbolo ρ) es una magnitud escalar referida a la
cantidad de masa contenida en un determinado volumen de una sustancia. La densidad media es
la razón entre la masa de un cuerpo y el volumen que ocupa.
Si un cuerpo no tiene una distribución uniforme de la masa en todos sus puntos la
densidad alrededor de un punto puede diferir de la densidad media. Si se considera una sucesión
pequeños volúmenes decrecientes (convergiendo hacia un volumen muy pequeño) y estén
centrados alrededor de un punto, siendo la masa contenida en cada uno de los volúmenes
anteriores, la densidad en el punto común a todos esos volúmenes:
4
Esta es la letra griega mu.
5
Recordemos que: La masa y el peso no son términos intercambiables, aunque mucha gente piensa,
incorrectamente, que son la misma cosa. El peso de un objeto es la fuerza que su masa ejerce debido a la
gravedad. En el espacio, donde las fuerzas gravitacionales son muy débiles, un astronauta puede carecer de
peso, pero no puede carecer de masa. De hecho, la masa del astronauta en el espacio es la misma que en la
Tierra.

Filial Villeta.
Tel: 0961 421483 / 0981 528208
Página29
La unidad es kg/m3
en el SI.
Como ejemplo, un objeto de plomo es más denso que otro de corcho, con independencia
del tamaño y masa. (Densidad)
Peso específico.
Se le llama Peso específico a la relación entre el peso de una sustancia y su volumen.
Su expresión de cálculo es:
siendo,
, el peso específico;
, el peso de la sustancia;
, el volumen de la sustancia;
, la densidad de la sustancia;
, la masa de la sustancia;
, la aceleración de la gravedad. (Peso específico)
Calor y temperatura.
Calor.
El calor está definido como la forma de energía que se transfiere entre diferentes
cuerpos o diferentes zonas de un mismo cuerpo que se encuentran a distintas temperaturas, sin
embargo en termodinámica generalmente el término calor significa simplemente transferencia de
energía. Este flujo de energía siempre ocurre desde el cuerpo de mayor temperatura hacia el
cuerpo de menor temperatura, ocurriendo la transferencia hasta que ambos cuerpos se
encuentren en equilibrio térmico (ejemplo: una bebida fría dejada en una habitación se entibia).
La energía puede ser transferida por diferentes mecanismos de transferencia, estos son
la radiación, la conducción y la convección, aunque en la mayoría de los procesos reales todos se
encuentran presentes en mayor o menor grado. Cabe resaltar que los cuerpos no tienen calor,
sino energía térmica. La energía existe en varias formas. En este caso nos enfocamos en el calor,
que es el proceso mediante el cual la energía se puede transferir de un sistema a otro como
resultado de la diferencia de temperatura. (Calor)
Temperatura
Sentimos la temperatura como una medida de la calidez o frialdad de un objeto. En
realidad, la temperatura determina la dirección de flujo del calor. El calor siempre fluye
espontáneamente de una sustancia que está a una temperatura más alta hacia una que está a una
temperatura más baja. Por ello, sentimos la entrada de energía cuando tocamos un objeto
caliente, y sabemos que ese objeto está a una temperatura más alta que nuestra mano.

Tel: 0961 421483 / 0981 528208
Página30
Las escalas de temperatura que comúnmente se
emplean en los estudios científicos son las escalas celsius y
kelvin. La escala celsius también es la escala de
temperatura cotidiana en la mayor parte de los países
(Ilustración 5), y se basó originalmente en la asignación de
0 °C al punto de congelación del agua y 100 °C a su punto
de ebullición en el nivel del mar (Ilustración 6).
Escalas termométricas.
La escala kelvin es la escala de temperatura SI, y
la unidad SI de temperatura es el kelvin (K).
Históricamente, la escala kelvin se basó en las propiedades de los gases. El cero en esta escala es la
temperatura más baja que puede
alcanzarse, -273.15 °C, a la cual
llamamos, cero absoluto.
Ambas escalas, celsius y
kelvin, tienen unidades del mismo
tamaño; es decir, un kelvin tiene el
mismo tamaño que un grado
celsius. Por tanto, la relación entre
las escalas kelvin y celsius es la
siguiente:
K = °C + 273.15
El punto de congelación
del agua, 0 °C, es 273.15 K
(Ilustración 6). Adviértase que no
usamos un signo de grado (°) con
temperaturas en la escala kelvin.
La escala de temperatura común en Estados Unidos es la escala fahrenheit, que no se
emplea generalmente en estudios científicos. En esa escala, el agua se congela a 32 °F y hierve a
212 °F. Las escalas fahrenheit y celsius están relacionadas como sigue:
(BROWN. T. L; LEMAY, H. E.; BURSTEN, E. B., 1991)
Transferencia de calor y determinación del calor. Calor específico,
capacidad calorífica y caloría.
Transferencia de calor y determinación de calor.
La transferencia de calor es el paso de energía térmica desde un cuerpo de mayor
temperatura a otro de menor temperatura. Cuando un cuerpo, por ejemplo, un objeto sólido o un
fluido, está a una temperatura diferente de la de su entorno u otro cuerpo, la transferencia de
energía térmica, también conocida como transferencia de calor o intercambio de calor, ocurre de
Ilustración 6. Comparación de las escalas de temperatura kelvin,
celsius y fahrenheit.
Ilustración 5. Muchos países emplean la
escala de temperatura celsius en la vida
cotidiana, como pone de manifiesto
este sello de correo australiano.

Filial Villeta.
Tel: 0961 421483 / 0981 528208
Página31
tal manera que el cuerpo y su entorno alcancen equilibrio térmico. La transferencia de calor
siempre ocurre desde un cuerpo más caliente a uno más frío, como resultado de la Segunda ley de
la termodinámica. Cuando existe una diferencia de temperatura entre dos objetos en proximidad
uno del otro, la transferencia de calor no puede ser detenida; solo puede hacerse más lenta.
Modos
Los modos son los diferentes tipos de procesos de transferencia de calor. Hay tres tipos:
Conducción: transferencia de calor que se produce a través de un medio estacionario -que
puede ser un sólido- cuando existe un gradiente de temperatura.
Convección: transferencia de calor que ocurrirá entre un fluido en movimiento cuando
están a diferentes temperaturas.
Radiación: en ausencia de un medio, existe una transferencia neta de calor por radiación
entre dos superficies a diferentes temperaturas, debido a que todas las superficies con
temperatura finita emiten energía en forma de ondas electromagnéticas. (Transferencia
de calor.)
Determinación del calor.
Para determinar, de manera directa, el calor que se pone de manifiesto en un proceso de
laboratorio, se suele emplear un calorímetro. En esencia, se trata de un recipiente que contiene el
líquido en el que se va a estudiar la variación de energía por transferencia de calor y cuyas paredes
y tapa (supuestamente adiabáticas) deben aislarlo, al máximo, del exterior.
Un termo de paredes dobles de vidrio, cuyas superficies han sido previamente
metalizadas por deposición y que presenta un espacio vacío entre ellas es, en principio, un
calorímetro aceptable para una medida aproximada de la transferencia de calor que se manifiesta
en una transformación tan sencilla como esta. El termo se llama vaso Dewar y lleva el nombre del
físico y químico escocés James Dewar, pionero en el estudio de las bajas temperaturas. En la tapa
aislante suele haber un par de orificios para introducir un termómetro con el que se evaluaría el
incremento (o decremento) de la temperatura interior del líquido, y un agitador para tratar de
alcanzar el equilibrio térmico en su interior lo más rápido posible, usando un sencillo mecanismo
de convección forzada.
No sólo el líquido contenido en el calorímetro absorbe calor, también lo absorben las
paredes del calorímetro. Lo mismo sucede cuando pierde calor. Esta intervención del calorímetro
en el proceso se representa por su equivalente en agua. La presencia de esas paredes, no ideales,
equivale a añadir al líquido que contiene, los gramos de agua que asignamos a la influencia del
calorímetro y que llamamos "equivalente en agua". El "equivalente en agua" viene a ser "la
cantidad de agua que absorbe o desprende el mismo calor que el calorímetro". (Calor)
Calor específico, capacidad calorífica y caloría.
Calor específico.
El calor específico es una magnitud física que se define como la cantidad de calor que
hay que suministrar a la unidad de masa de una sustancia o sistema termodinámico para elevar su
temperatura en una unidad (kelvin o grado Celsius). En general, el valor del calor específico
depende de dicha temperatura inicial. Se le representa con la letra (minúscula).

Tel: 0961 421483 / 0981 528208
Página32
De forma análoga, se define la capacidad calorífica como la cantidad de calor que hay
que suministrar a toda la masa de una sustancia para elevar su temperatura en una unidad (kelvin
o grado Celsius). Se la representa con la letra (mayúscula).
Por lo tanto, el calor específico es el cociente entre la capacidad calorífica y la masa, esto
es donde es la masa de la sustancia. (Calor Específico)
Capacidad calorífica.
La capacidad calorífica de un cuerpo es el cociente entre la cantidad de energía calorífica
transferida a un cuerpo o sistema en un proceso cualquiera y el cambio de temperatura que
experimenta. En una forma menos formal es la energía necesaria para aumentar una unidad de
temperatura (SI: 1 K) de una determinada sustancia, (usando el SI). Indica la mayor o menor
dificultad que presenta dicho cuerpo para experimentar cambios de temperatura bajo el
suministro de calor. Puede interpretarse como una medida de inercia térmica. Es una propiedad
extensiva, ya que su magnitud depende, no solo de la sustancia, sino también de la cantidad de
materia del cuerpo o sistema; por ello, es característica de un cuerpo o sistema particular. Por
ejemplo, la capacidad calorífica del agua de una piscina olímpica será mayor que la de un vaso de
agua. En general, la capacidad calorífica depende además de la temperatura y de la presión.
La capacidad calorífica no debe ser confundida con la capacidad calorífica específica o
calor específico, el cual es la propiedad intensiva que se refiere a la capacidad de un cuerpo «para
almacenar calor», y es el cociente entre la capacidad calorífica y la masa del objeto. El calor
específico es una propiedad característica de las sustancias y depende de las mismas variables que
la capacidad calorífica. (Capacidad calorífica)
Caloría.
La caloría (símbolo cal) es una unidad de energía del ya en desuso Sistema Técnico de
Unidades, basada en el calor específico del agua. Aunque en el uso científico actual, la unidad de
energía es el julio (del Sistema Internacional de Unidades), permanece el uso de la caloría para
expresar el poder energético de los alimentos.
La caloría fue definida por primera vez por el profesor Nicolas Clément en 1824 como
una caloría-kilogramo y así se introdujo en los diccionarios franceses e ingleses durante el periodo
que va entre 1842 y 1867. (Caloría)

Filial Villeta.
Tel: 0961 421483 / 0981 528208
Página33
UNIDAD II.
Estequiometria, Símbolos, Fórmulas y
Ecuaciones
Símbolos, fórmulas y ecuaciones químicas. El número de Avogadro y el concepto de Mol. Peso
atómico, peso fórmula, peso molecular y moles. Porciento de composición y fórmulas de
compuestos. Derivación de fórmulas. Cálculos basados en ecuaciones químicas. Concepto de
reactivo limitante. Rendimiento de una reacción química. Porciento de pureza.
Introducción.
El desenvolvimiento de la Química como ciencia hacía necesario el dar a cada cuerpo
conocido un nombre que fuese expresión de, su naturaleza química y a representarlo en una
forma abreviada que respondiese a su composición molecular. De esta manera, la representación
de las reacciones químicas daría idea inmediata en cada
caso de la naturaleza íntima de la transformación
correspondiente. Para ello, era preciso establecer
previamente un símbolo para los átomos de los elementos
que fuese a su vez expresión inmediata de su nombre.
Los alquimistas habían ya empleado símbolos
para representar los elementos entonces conocidos así
como para distintos compuestos y formas de energía,
algunos de los cuales se reproducen en la Ilustración 7
pero dichos símbolos eran completamente artificiosos, y
así, para los metales, eran idénticos a los de los astros a los
que aquellos se imaginaban íntimamente relacionados.
Lavoisier propuso algunos signos convencionales para
representar distintas substancias, pero fue DALTON el
primero en utilizar signos diferentes (círculos) para los
átomos de los elementos entonces conocidos o supuestos,
y mediante la combinación de ellos pudo representar la
constitución de muchos compuestos a partir de la
composición elemental encontrada para los mismos.
Símbolos, fórmulas y ecuaciones químicas.
Símbolos.
Los símbolos modernos de representación de los átomos se debe a BERZELIUS, el cual
propuso utilizar, en vez de signos arbitrarios, la primera letra del nombre latino del elemento o, en
todo caso, la primera letra seguida de otra representativa del sonido característico del nombre al
ser dos o más los elementos cuyos nombres empezasen por la misma letra. El tomar como base el
nombre latino, pues el latín era entonces la lengua internacional utilizada en la terminología
científica, hizo que la proposición de BERZELIUS fuese universalmente aceptada. Además, los
elementos conocidos desde antiguo tenían en general muy distinto nombre en los diversos países,
tal como el hierro, que en francés se denomina fer, en inglés iron y en alemán eisen, y por ello, los
símbolos basados en un idioma particular no hubiesen sido aceptados por doquier.
Ilustración 7. Primeros símbolos de los
elementos en la antigüedad.

Tel: 0961 421483 / 0981 528208
Página34
Como el nombre castellano de los elementos tiene en general la misma raíz que los
correspondientes nombres latinos, el símbolo es entonces también la primera letra, o ésta seguida
de otra, del nombre castellano del elemento. Sólo en, algunos casos el símbolo deriva
exclusivamente del nombre latino del elemento.
Fórmulas.
Si los símbolos expresan los átomos de los elementos, las fórmulas representan la
composición molecular de las substancias, las cuales se establecen mediante la yuxtaposición de
los símbolos de los átomos constituyentes afectados cada uno de un subíndice que indica el
número de átomos del correspondiente elemento integrantes de la molécula. El subíndice uno se
sobreentiende y no se escribe. Si la magnitud de la molécula no se conoce o bien es dudosa la
existencia de ellas como partículas físicas independientes (caso de compuestos sólidos), la fórmula
del compuesto expresa la relación mínima de los átomos constituyentes de la sustancia.
El agua tiene por fórmula H2O, que indica que su molécula está formada por 2 átomos de
hidrógeno y 1 átomo de oxígeno; la fórmula del cloroformo es CHCI3, que expresa que su molécula
está constituida por 1 átomo de carbono, 1 átomo de hidrógeno y 3 átomos de cloro; La fórmula
del elemento cloro (sustancia elemental) es Cl2, pues su molécula está compuesta por 2 átomos de
este elemento; y SiO2 es la fórmula del dióxido de silicio o anhídrido silícico no formado por
moléculas, (compuesto reticular covalente) pero que en su composición entran 2 átomos de
oxígeno por cada átomo de silicio.
Los símbolos y fórmulas no sólo representan a los elementos y compuestos o más
concretamente a sus átomos y moléculas, sino, también a sus respectivos moles.
Así, el símbolo C representa el elemento carbono, 1átomo de carbono y 1 mol de átomos
de carbono, que son 12,011 g de carbono.
Análogamente, la fórmula H2SO4 representa el compuesto ácido sulfúrico, 1 molécula de
este cuerpo y también 1 mol de ácido sulfúrico, 98,082 g. Este aspecto cuantitativo de los símbolos
y fórmulas permite conocer la relación en peso en que están unidos los elementos en un
compuesto e, inversamente, a partir de esta relación encontrada por análisis, hallar la fórmula de
cualquier substancia.
Ecuaciones químicas.
Las reacciones químicas pueden representarse de modo abreviado mediante, el empleo
de las fórmulas de las substancias químicas que intervienen en el proceso. Este modo de
representación constituye una ecuación química.
El primer paso para escribir una ecuación es consignar las fórmulas de todas las
substancias colocando a la Izquierda de una flecha las fórmulas de las substancias iniciales que dan
lugar al proceso y que se conocen como substancias reaccionantes o reactivos, y a la derecha las
de las substancias finales que se originan denominadas productos de la reacción o productos. Este
primer paso constituye una ecuación indicada, o esquematizada (sin ajustar).
Puesto que una transformación química consiste en realidad en la agrupación distinta de
los átomos que forman las substancias reaccionantes para dar lugar a los productos de la reacción,
el número de átomos de cada clase debe permanecer invariable y ser el mismo en los dos
miembros de la ecuación. En consecuencia, el segundo paso consiste en igualar la ecuación
indicada para lo cual se coloca delante de cada fórmula un número entero o coeficiente, el cual
corresponde al menor número de moléculas (o de las agrupaciones de átomos representativas de

Filial Villeta.
Tel: 0961 421483 / 0981 528208
Página35
la fórmula empírica del cuerpo cuando no existen verdaderas moléculas) necesarias para que el
proceso elemental tenga lugar.
Consideremos la reacción entre el vapor de agua y el hierro al rojo para formar
hidrógeno y óxido de hierro magnético. La ecuación indicada (sin ajustar) de este proceso es
Fe + H2O  Fe3O4 + H2
la cual expresa tan sólo, de un modo cualitativo, la naturaleza de las substancias que intervienen
en la transformación. Esta ecuación indicada puede fácilmente igualarse. Para formar una
supuesta molécula de Fe3O4 se necesitan 3 átomos de hierro y 4 de oxígeno, para lo cual debe
haber a la izquierda de la flecha, substituida casi siempre por un signo igual, 3 átomos de hierro y 4
Moléculas de agua, las que darán lugar también a 4 Moléculas de hidrógeno. La ecuación
correctamente igualada es
3 Fe + 4 H2O  Fe3O4 + 4 H2.
La ecuación igualada representa a su vez una relación cuantitativa entre las cantidades
de los cuerpos reaccionantes, ya que cada fórmula equivale a un mol de la sustancia
correspondiente. La ecuación anterior puede leerse como sigue: 3 moles de hierro (3 x 55,85 g)
reaccionan con 4 moles de agua (4 x 18,016 g) para dar lugar a 1 mol de óxido de hierro magnético
(231,55 g) y a 4 moles de hidrógeno (4 x 2,016 g). Esta relación cuantitativa es la que determina el
carácter de verdadera ecuación matemática a las ecuaciones químicas.
Cuando intervienen en la reacción substancias gaseosas, un mol equivale también a un
volumen molar cuyo valor depende de las condiciones de presión y temperatura a que se
considera el gas e igual a 22,4 litros en las condiciones normales.
A veces no es necesario escribir una ecuación molecular completa, en rigor no es posible
hacerlo para algunas reacciones, en especial para aquellas que se verifican en disolución. En estos
casos son suficientes ecuaciones parciales, en particular cuando no se necesitan los pesos totales
de las substancias que intervienen en la reacción y sólo interesa el mecanismo de ella. Por
ejemplo, cuando se agrega una disolución de cloruro sódico a otra de nitrato de plata se produce
un precipitado blanco de cloruro de plata. Esta reacción puede expresarse por las ecuaciones
siguientes:
Estos compuestos están constituidos por átomos o grupo de átomos con carga eléctrica
(iones) positivo y negativo, y que en la disolución se mueven separadamente. Por ello, la ecuación
1) expresa la reacción química que tiene realmente lugar y sirve exactamente para las que se
producen entre cualquier cloruro soluble y cualquier sal de plata soluble que forman un
precipitado de cloruro de plata. La ecuación 2) se utiliza cuando interesa calcular la cantidad de
alguna de las substancias reaccionantes puesto que el cálculo exige necesariamente el empleo de
las fórmulas moleculares. La ecuación 3) es igual esencialmente a la 2), pero al indicar
separadamente los iones en los compuestos de este tipo muestra cuál de ellos queda en la
disolución en estado iónico.
Cálculos a partir de las ecuaciones químicas
Las relaciones cuantitativas entre las cantidades de los cuerpos que intervienen en una
reacción, derivadas de la ecuación química correspondiente, permiten calcular la cantidad de una

Tel: 0961 421483 / 0981 528208
Página36
determinada sustancia si se conoce la cantidad de una cualquiera de ellas. En general, las
cantidades calculadas son en peso, pero puede hallarse el correspondiente volumen si se conoce,
para sólidos y líquidos, su densidad, y para los gases, a partir de la ecuación general que relaciona
el volumen con el número de moles o con el peso de la sustancia.
Los ejemplos que siguen aclaran todos los tipos de cálculos que pueden considerarse.
Relaciones ponderales Relaciones de volumen
Relaciones peso-volumen Análisis de mezclas gaseosas
Que lo veremos más adelante. (Símbolos, fórmulas y ecuaciones.)
El número de Avogadro y el concepto de Mol.
Número de Avogadro.
En las experiencias ordinarias de laboratorio el químico no utiliza cantidades de sustancia
del orden del átomo o de la molécula, sino otras muy superiores, del orden de gramos
normalmente. Es, pues, mucho más útil introducir un nuevo concepto: una unidad que, siendo
múltiplo de la masa de un átomo o de una molécula, represente cantidades de materia que sean
ya manejables en un laboratorio.
Así, de un elemento se puede tomar una cantidad de gramos que sea igual al número
expresado por su peso atómico (átomo-gramo). Ejemplo: el peso atómico del hidrógeno es
1,0079; luego, 1,0079 g de hidrógeno equivalen a un átomo-gramo de hidrógeno.
De forma similar, se define la molécula-gramo de una sustancia como el número de
gramos de esa sustancia igual a su peso molecular. Ejemplo: el peso molecular del hidrógeno (H2)
es 2,0158; luego, 2,0158 g de hidrógeno equivalen a una molécula-gramo de hidrógeno.
Un átomo-gramo o una molécula-gramo serán múltiplos de la masa de un átomo o de la
de una molécula, respectivamente. Este múltiplo resulta de multiplicar el valor del peso atómico o
del peso molecular por un factor N, que no es otro que el número de veces que es mayor la unidad
de masa «gramo» que la unidad de masa «uam».
De todo esto se deduce que un átomo-gramo de cualquier elemento o una molécula-
gramo de cualquier sustancia contienen igual número de átomos o moléculas, respectivamente,
siendo precisamente ese número el factor N. El valor de N, determinado experimentalmente, es
de 6,023 x 1023
y es lo que se conoce como número de Avogadro:
N = 6,023 x 10 23
Esto condujo al concepto con el que se han sustituido los términos ya antiguos de
molécula-gramo y de átomo-gramo: el mol.
Mol.
Mol es la cantidad de materia que contiene el número de Avogadro, N, de partículas
unitarias o entidades fundamentales (ya sean éstas moléculas, átomos, iones, electrones, etc.).
También puede definirse como:

Filial Villeta.
Tel: 0961 421483 / 0981 528208
Página37
Mol es la cantidad de materia que contiene un número de entidades igual al número
de átomos contenidos en 12 g de carbono-12.
Este concepto de mol es mucho más amplio, y lo importante es que hace referencia a un
número determinado de partículas o entidades. Es, pues, una cantidad de unidades, y lo mismo
que nos referimos a un docena de huevos (12 huevos), un cartón de cigarrillos (200 cigarrillos),
etc., podríamos referirnos a un mol de huevos o de cigarrillos (6,023 x 1023
huevos, 6,023 x 1023
cigarrillos, etc.).
La masa de un mol de cualquier sustancia es el número de gramos de esa sustancia
igual en valor a su masa molecular. A esta masa se la denomina Masa molar y se mide en g/mol.
Deben desecharse los conceptos de átomo-gramo y de molécula-gramo y sustituirlos por
el de mol. Insistir en la necesidad de considerar el actual concepto de mol como número de
entidades fundamentales.
Hay que puntualizar que en los compuestos iónicos no existen verdaderas moléculas,
sino multitud de iones individuales dispuestos en redes cristalinas. Así, la fórmula NaCl no
representa una molécula individual, sino que expresa que en el compuesto hay igual número de
iones Na+
que de iones Cl-
. El término mol no sería apropiado en este caso, pero para soslayar este
problema la partícula unitaria se entendería aquí en el sentido de «fragmento que contiene el
número de átomos de cada tipo indicado por su fórmula». Por eso, el mol de NaCl contendrá N
iones Na+
y N iones Cl-
. En este caso, en lugar de peso molecular sería más correcto hablar de peso
fórmula.
Peso atómico, peso fórmula, peso molecular y moles.
Peso atómico.
El peso atómico (También llamado Masa Atómica Relativa) (símbolo: Ar) es una cantidad
física a dimensional definida como la suma de la cantidad de las masas promedio de los átomos de
un elemento (de un origen dado) expresados en Unidad de masa atómica o U.M.A. (es decir, a
1/12 de la masa de un átomo de carbono 12). El concepto se utiliza generalmente sin mayor
calificación para referirse al peso atómico estándar, que a intervalos regulares publica la
International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC). Se pretende que sean aplicables a
materiales de laboratorios normales.
Los valores de estos pesos atómicos estándar están reimpresos en una amplia variedad
de libros de texto, catálogos comerciales, pósters, etcétera. Para describir esta cantidad física se
puede usar también la expresión masa atómica relativa. En consecuencia, desde por lo menos
1860 y hasta el decenio de 1960, el uso continuado de la locución ha atraído una controversia
considerable (véase más adelante).
A diferencia de las masas atómicas (las masas de los átomos individuales), los pesos
atómicos no son constantes físicas. Varían de una muestra a otra. Sin embargo, en muestras
normales son suficientemente constantes para ser de importancia fundamental en química. Se ha
de no confundir al peso atómico con la masa atómica.
La definición IUPAC del peso atómico es:
Un peso atómico (masa atómica relativa) de un elemento de una fuente especificada es
la razón de la masa media por átomo del elemento a 1/12 de la masa de un átomo 12
C.

Química General I para carreras de la salud e ingeniería

Química General I para carreras de la salud e ingeniería

Recomendados

Recomendados

Más contenido relacionado

La actualidad más candente

La actualidad más candente (20)

Similar a Química General I para carreras de la salud e ingeniería

Similar a Química General I para carreras de la salud e ingeniería (20)

Último

Último (20)

Química General I para carreras de la salud e ingeniería