Este documento presenta los conceptos fundamentales de la química, incluyendo las diferencias entre mezclas y sustancias puras, las leyes ponderales y la teoría atómica de Dalton, el concepto de mol y fórmulas químicas, las propiedades de los gases ideales, la concentración de disoluciones, y las reacciones químicas y cálculos estequiométricos.

1. Introducción
1. Mezclas y sustancias
2. Leyes ponderales y teoría
atómica de Dalton
3. Fórmulas empíricas y
moleculares
4. Concepto de mol
5. Gases ideales
6. Medida de la concentración
en disoluciones
7. Ecuaciones químicas y
cálculos estequiométricos

2. 1. Mezclas y sustancias
Fase: porción de materia
física y químicamente
uniforme que se distingue
de otras por límites claros.
Mezcla heterogénea:
porción de materia
formada por varias fases
Mezcla homogénea es una
porción de materia
formada por una única fase
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3. 1. Mezclas y sustancias
• Sustancia pura: fase
homogéneas que se
caracterizan por tener una
composición fija
• Tipos:
1. Elementos, que no se
pueden descomponer
en sustancias más
simples
2. Compuestos, los
formados por varios
elementos

4. 1. Mezclas y sustancias
La Química es una
ciencia que estudia la
naturaleza y
composición de
mezclas homogéneas y
sustancias puras, así
como las
transformaciones que
producen un cambio
en dicha naturaleza
química.

5. 2. Leyes ponderales
Conservación de la masa
(Lavoisier, 1783)
“En toda reacción
química, la suma de las
masas de los reactivos es
igual a la suma de las
masas de los productos
de la reacción”

6. 2. Leyes ponderales
Composiciones definidas
(Proust, 1799)
“ En cualquier compuesto
los elementos que lo
forman se combinan
siempre en las mismas
proporciones ponderales,
prescindiendo del origen
y modo de preparación
de las sustancias”

7. 2. Leyes ponderales
Proporciones
múltiples(Dalton, 1803)
“ Si dos elementos forman
más de un compuesto,
una misma masa de uno
de ellos se combina con
masas del otro que
guardan una relación de
números enteros y
sencillos”

8. Teoría atómica de Dalton
• Toda sustancia simple o
elemento está formada por
partículas indivisibles
llamadas átomos
• Todos los átomos de un
mismo elemento tienen la
misma masa atómica
• Los átomos se combinan
para formar moléculas, de
acuerdo con una variedad
de números enteros y
sencillos

9. 3. Fórmulas empíricas y moleculares
Ley de los volúmenes de
combinación
Gay-Lussac (1800)
“Los volúmenes de los
gases que se forman o
consumen en una
reacción química se
encuentran relacionados
por una proporción
entera y sencilla”

10. 3. Fórmulas empíricas y moleculares
Hipótesis de Avogadro
(1811)
“Volúmenes iguales de
distintos gases, medidos
en las mismas
condiciones de presión y
temperatura, tienen el
mismo números de
moléculas.
Cannizaro (1870):
tabla de masas atómicas

11. 3. Fórmulas empíricas y moleculares
• Fórmula empírica:
relación numérica más
sencilla entre los
elementos que forman
un compuesto
• Fórmula molecular:
expresión que indica la
naturaleza y el número
exacto de átomos que
forman una molécula

12. 4. Concepto de mol
• La cantidad de sustancia es
una magnitud fundamental
en Física que se define como
el número de partículas
(átomos, moléculas o iones)
que forman una muestra.
• Se mide en el Sistema
Internacional en moles,
equivalente a 6,022.1023
partículas. Esta cantidad se
llama Número de Avogadro.
• Un mol de cualquier
sustancia o elemento pesa la
masa molecular o atómica
correspondiente expresada
en gramos.

13. 5. Gases ideales
Ley de Boyle
A temperatura
constante, la presión
de cualquier gas es
inversamente
proporcional a su
volumen
p.V = cte

14. 5. Gases ideales
Ley de Charles:
A presión constante, el volumen
de cualquier gas es proporcional
a su temperatura
V = Vo + k.t
Escala Kelvin: escala positiva de
temperaturas 0 K = - 273,159º C.
El Kelvin es la unidad de medida
de la temperatura en el Sistema
Internacional de Unidades.
V = cte.T

15. 5. Gases ideales
Ecuación de estado
relaciona las magnitudes
de estado de un sistema
entre sí.
p.V = n.R.T
E. Clapeyron (1834)
Constante Universal de los
gases ideales:
R = 0,0819 at.l.mol-1.K-1
= 8,31 J.mol-1.K-1

16. 6. Concentración de
disoluciones
• Composición centesimal: tanto por cien
en masa de sus componentes
• Fracción molar: relación entre el numero
de moles de un componente y el número
total de moles xi = ni / nt ∑ xi = 1
• Molaridad: número de moles de soluto por
litro de disolución
M=n/V
• Normalidad: número de equivalentes de
soluto por litro de disolución
N = M. Valencia
• Molalidad: número de moles de soluto por
kilogramo de disolvente
M = n / m (kg)

17. 7. Reacciones químicas
Reacción química
proceso en el que unas
sustancias (reactivos) se
transforman en otras
(productos)
Estequiometría: cualquier
relación numérica, ya sea
entre elementos que
forman un compuesto o
entre sustancias que
participan en una reacción.

18. 7. Reacciones químicas
Ecuación química
expresión que indica la
naturaleza de los reactivos y
productos y la proporción
numérica o estequimetría en la
que intervienen en una reacción
química.
•cálculos de moles o volúmenes
gaseosos, empleando la misma
relación estequiométrica
• masas, para lo cual necesitamos
las masas atómicas de cada
elemento.