1. INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA GENERAL
INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA
Química.- Es una ciencia que estudia la materia y los cambios por los cuales ella pasa.
Tiene relación con todas las ciencias y se divide en las siguientes ramas:
Química Orgánica.- Que estudia los compuestos del carbono.
Química Inorgánica.- Es el estudio de todos los elementos y compuestos diferentes a los
compuestos orgánicos.
Físico-Química.- Es el estudio de los aspectos teóricos de la estructura y cambios de la
materia, como por ejemplo por qué se forman los enlaces y por qué hay cambios de energía.
Química Analítica.- Es el estudio de lo que esta presente (análisis cualitativo) y cuanto
esta presente (análisis cuantitativo).
Bioquímica.- Es el estudio de la química en los compuestos y elementos biológicamente
importantes.
RESEÑA HISTÓRICA DE LA QUÍMICA
Se resume de la siguiente manera:
a) Hombre prehistórico- usó metales e hizo ladrillos y trabajos de orfebrería.
b) 400 a. C.- comienzo de la química como ciencia; propuesta de la teoría de cuatro
elementos.
c) Primer siglo- combinación de las artes de los egipcios y griegos, escritura del primer
libro Egipto, también comienzos de la alquimia en China.
d) Siglo XII- la alquimia llegó a Europa, a través de España.
e) Siglos XVI y XVII- aplicación de la alquimia en medicina, empiezan los estudios de los
gases, empiezan los experimentos cuantitativos. Se escribe el primer libro de química
(1.597); Boyle estudia los gases y critica las ideas básicas de la alquimia en su libro
TheSkepticalChemist
f) Siglo XVIII- teoría del flogisto. Descubrimiento del oxígeno (1.774), trabajo
cuantitativo muy cuidadoso de Lavoisier generalmente descrito como el comienzo de la
química moderna.
g) Siglos XIX y XX- teoría atómica (Daltòn), ley periódica y teorías de la estructura del
átomo que conducen a las teorías modernas sobre la naturaleza de la materia; actualmente
se están llevando a cabo desarrollos y aplicaciones de estas teorías.
MEDIDAS DE LA MATERIA
Materia.- Se define como aquello que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio; las
medidas de la materia son peso y masa.
Masa.- Es la cantidad de materia en una muestra en particular de ella. La masa de un
cuerpo es constante y no cambia, no importa el sitio en que se mida.
Peso.- El peso de un cuerpo sin embargo es la fuerza gravitacional de atracción entre la
masa del cuerpo y la masa del planeta en el cual este es pesado.

2. ESTADOS CLÁSICOS DE LA MATERIA
La materia se presenta en tres estados clásicos que son: sólido, líquido y gaseoso.
Sólido.- Se caracteriza por la retención y el volumen sin importar la forma del recipiente
que lo contenga.
Líquido.- Se caracteriza por la retención del volumen cuando una muestra se transfiere de
un recipiente a otro, pero la forma se ajusta o adopta de acuerdo al recipiente que lo
contenga.
Gaseoso.- Se caracteriza por ausencia tanto de forma como de volumen puesto que la
muestra adopta la forma y el volumen de cualquier recipiente o sistema al cual esta
confinado.
Actualmente existe otro estado de la materia como es el estado de plasma.
Plasma o Iónico.- En términos generales se denomina plasma a la ionizaciòn de un gas,
cuando por algunos factores un gas a sido ionizado, éste presenta un grupo de partículas
cargadas eléctricamente ya sean positivas o negativas llamados iones, por ejemplo un
generador de plasma artificial representa un tubo fluorescente. EL 99% de materia
confinada en el universo se encuentra en estado de plasma.
ESTADOS INTERMEDIOS DE LA MATERIA
Estado Pastoso.- Es el estado intermedio entre el estado sólido y el líquido con mayor
tendencia el estado sólido, ejemplo: grasa, manteca etc.
Estado Viscoso.- Es el estado intermedio entre el estado sólido y el estado líquido con
mayor tendencia del estado líquido, ejemplo: un jarabe, la miel de abeja etc.
Estado Vesicular.- Es el estado intermedio entre el estado líquido y el estado gaseoso con
mayor tendencia del estado gaseoso, ejemplo: Vapor de agua, neblina etc.
Estado coloidal.- Es aquel estado propio de la materia viviente, específicamente el
protoplasma celular, y es aquella forma en la cual hay agrupaciones separadas de cierto
número de células cada uno, en la cual no llegan a cohesionarse todas las moléculas para
dar sólido, ni todas están libres para dar líquido, ejemplo: gelatina, clara de huevo etc.
Estado Radiante.- Es aquel estado en el cual los gases cuando son sometidos a
elevadísimas temperaturas pueden emitir luz y calor simultáneamente, ejemplo: la
producción de energía solar.
CAMBIOS DE ESTADO DE LA MATERIA
Cambios de estado.- Un cambio de estado se produce cuando por efecto de cambio o
variación de presión y temperatura un estado puede convertirse en otro, esta conversión se
denomina como cambio de estados de la materia que está representado de la siguiente
forma.

3. Fusión.- Es el paso de sólido a líquido por el aumento de temperatura, ejemplo: la
fundición de los metales.
Solidificación.-Es el paso del estado líquido a sólido por la disminución de temperatura,
ejemplo: el agua sometida a la acción de la nevera.
Evaporación.- Es el cambio de estado de líquido a gaseoso por aumento de la temperatura,
ejemplo: el agua sometida a la acción del calor.
Condensación.-Es el paso del estado gaseoso al líquido por disminución de la temperatura
o el aumento de presión, ejemplo: el vapor de agua hacerlo chocar sobre una lámina de
vidrio.
Sublimación.-Es el cambio directo del esto sólido a gas sin pasar por el estado líquido o
viceversa por aumento de temperatura, ejemplo: yodo metálico, desodorantes ambientales,
naftalina etc.
FACTORES QUE DETERMINAN LOS CAMBIOS DE ESTADO
- Elevación y disminución de la temperatura y presión.
- La tensión de vapor de un cuerpo.
- El estado de cohesión molecular.
- La composición química de la sustancia.
PROPIEDADES DE LA MATERIA
Las propiedades de la materia se aglutinan en las siguientes categorías que son:
Propiedades Generales.- Sirven para describir el aspecto superficial de la materia como:
forma, tamaño, volumen, peso, ductibilidad (hilos finos), maleabilidad (laminas), etc.
Propiedades Físicas.- Sirven para caracterizar el aspecto físico de la materia como:
densidad, viscosidad, punto de fusión, punto de ebullición, solubilidad, índice de
refracción, conductividad térmica, conductividad eléctrica, etc.
Propiedades químicas.- Sirven para caracterizar la identidad básica de la materia como:
congruencia, sulfuraciòn, nitración, hidrólisis, oxidación, etc.
Establecemos una relación directa entre las denominadas propiedades físicas y químicas de
la siguiente forma:
Materia Cambio físico Materia alterada en el aspecto físico
Caracterizada por una
Propiedad física
Ejemplo:
H2O (líquido) H2O (vapor)

4. Materia Cambio químico Materia alterada la
Caracterizada por una identidad química
Propiedad química
Ejemplo:
Fe (S) lámina + O2 (aire) FeO(S) oxidación
CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA
Se agrupan en las siguientes categorías:
Elemento químico.- Se refiere a cada uno de los elementos de la tabla periódica de los
cuales se encuentran formados principalmente por átomos de la misma clase que en la
practica no pueden ser reducidos a materia mas simple por cambios físicos o químicos solo
se reducen por cambios radioactivos, ejemplo: Li, Na, K , Ca, etc.
Compuesto químico.- Se entiende como una sustancia formada por dos o más elementos
químicos, que tienen la propiedad la mantener la composición constante cuando han sido
sometidos parcialmente a un cambio de estado.
Ejemplo:
H2O (líquida) H2O (vapor)
18 gr. Elevación de temperatura 18 gr.
Solución.- Son sustancias de composición variable cuando han sido sometidas a un cambio
de estado.
Ejemplo:
H2O (líquida) H2O (vapor) composición constante al
Inicio y al final
Fase.- Se entiende a la región o regiones de una muestra caracterizada por el mismo
conjunto de propiedades, como volumen, densidad, viscosidad del elemento etc.
Ejemplo:
Líquido - Hielo H2O
Estas fases físicamente representan el límite entre dos estados con las mismas propiedades
que no cambian.
Mezcla Homogénea.- Son combinaciones de elementos químicos que a pesar de tener
composición y propiedades constantes no son consideradas sustancias puras.
Ejemplo: La mezcla de agua con etanol son misibles.
Etanol

5. Agua
Físicamente representan una capa
Mezcla Heterogénea.- Son combinaciones donde sus componentes están segregados en
zonas físicamente discernibles (no se juntan), resultando que sus componentes y
propiedades no son constantes.
Ejemplo: El agua y el Petróleo no son misibles.
Agua
Petróleo
MATERIA Y ENERGÍA
Energía.- Es un concepto físico que describe la capacidad de realizar trabajo. Los términos
materia y energía guardan una interna relación entre si, ya que todo cambio físico y
químico de la naturaleza involucra un proceso simultaneo de transferencia de materia y
energía, en este contexto tenemos.
Principio de conservación de la masa.- Ya en el año de 1.794 el químico Lavosier,
describió la ley de conservación de la masa, que afirma que “Un sistema sometido a un
cambio químico permanece constante la masa total de las sustancias involucradas “. Es
decir en un sistema reaccionante el peso de los productos es igual al peso de los reactivos
así tenemos:
Sea la siguiente reacción química.
aA + bB cC + dD
Peso reactivo cambio químico peso producto de la reacción
Donde:
AB= Reactivos
CD= Productos
A, b, c, d= Cantidades relativas (coeficiente Estequiomètrico)
Peso reactivo + Peso del producto de la reacción = masa total = constante
Principio de conservación de la energía.- Esta dado por la primera ley de la
termodinámica y afirma que el contenido “energético del universo es constante, es decir
experimentalmente es factible la conversión de una forma de energía en otra, antes que
crear o destruir energía”.
La energía independientemente de su forma se define como el producto de un factor de
intensidad y otro de capacidad, así tenemos:
Físicamente hay
dos capas.

6. Factor de intensidad Factor de capacidad Forma de energía
½ m V ½ m.v2
mg. H m.g.h. (Energìa potencial)
Fuerza Distancia Energía Mecánica (F * D)
Presión Volumen Volumen Energía expansión (P * V)
Generalmente los cambios de energía se manifiesta como cambios de calor en este contexto
se tiene las siguientes reacciones genéricas.
aA + bB + Q absorbido cC + dD Cambio químico de tipo
Cambio químico endotérmico
aA + bBcC + dD + Q liberado Cambio químico de
Cambio químico tipo exotérmico
Calor.- Es una forma de energía que fluye cuando en un sistema o parte de un sistema se
produce una diferencia de temperatura. Los cálculos matemáticos en relación de la energía
se denominan balance de energía en un sistema real o experimental se tiene:
Calor sensible.- Representa la cantidad de calor o energía requerida para que un sistema
pase de un estado inicial a otro final sin que involucre un cambio de fase así tenemos:
Qs = m.Cp.∆T
Donde:
m = masa del sistema
Cp= capacidad calórico
∆T= es el perfil de temperatura (Tf-Ti)
Calor latente.- Es la capacidad de calor o energía requerida para que un sistema
experimente un cambio de fase: (S-L; L-G; S-G; etc).
Ql= m.λ.F
Donde:
m= masa del sistema
λF= es el calor de cambio de fase conocido como Entalpía
Capacidad calórica (Cp).- Representa la cantidad de calor requerida por una sustancia
para elevar un grado centígrado su temperatura medida a presión constante así:
Caloría (Cal).- Calor necesario para elevar la temperatura de un grado centígrado de un
gramo se sustancia.

7. Calor específico.- Cuando el un grado centígrado representa elevar la temperatura de 14,5
grados centígrados y un gramo se sustancia es igual a un gramo de H2O.
Ejercicios de Aplicación:
1. ¿Cuantas calorías serán necesarias para elevar la temperatura de 45,0 gr. De cloruro
de sodio desde 25,0 grados centígrados a 85,0 grados centígrados?
2. Si 8,5 gr de un metal a una temperatura inicial de 82,0 grados centígrados, se
colocan en 4,5 gr de agua a 20 grados centígrados la temperatura final del metal es
de 22, 0 grados centígrados. ¿calcular el valor específico del metal en Cal/gro
C ?
INCERTIDUMBRE EN LA MEDICIÓN
En el trabajo científico reconocemos dos clases de números: números exactos (cuyos
valores se conocen exactamente) y números inexactos (cuyos valores tienen alguna
incertidumbre). Los números exactos son aquellos que tienen valores definidos o enteros
que resultan de su conteo, ejemplo, en una yarda hay exactamente 3 pies, en un kilogramo
hay exactamente 1000 gramos, en una docena de huevos hay exactamente doce huevos, el
número 1 en cualquier factor de conversión entre unidades, como en 1 m= 1.0936 yd,
también es un número exacto.
Los números obtenidos por medición son inexactos, porque siempre hay errores en el
equipo utilizado para medir cantidades (errores en el equipo), y hay diferencias en la forma
en que diferentes personas hacen las mediciones (errores humanos). Suponga que diez
estudiantes con diez balanzas diferentes reciban la misma moneda para pesarlas. Las diez
mediciones variarán ligeramente. Las balanzas pueden estar calibradas en forma
ligeramente distinta y puede haber diferencias en cómo toma cada estudiante la lectura de la
masa en la balanza. Recuerde: Siempre hay incertidumbre en las cantidades medidas.
Precisión y exactitud
Dos términos empleados comúnmente para explicar la incertidumbre en los valores
medidos son la precisión y la exactitud. Precisiónes una medida de qué tan cerca concuerda
una medición con cada una de las otras. Exactitudse refiere a qué tan cerca concuerdan las
mediciones individuales con el valor correcto o sea el “verdadero”. En general, cuanto más
precisa sea una medición, más exacta será. Tenemos confianza en la exactitud de una
medición si obtenemos casi el mismo valor en varios experimentos diferentes. Así, en el
laboratorio, usted realizará varios “ensayos” diferentes del mismo experimento. Sin
embargo, es posible que un valor preciso sea inexacto. Si una balanza muy sensible está
mal calibrada, por ejemplo, las masas medidas en ellas serán precisas, pero inexactas.
Cifras Significativas
Supongamos que usted pesa una moneda en una balanza capaz de medir hasta 0.0001 gr.
Usted puede informar que la masa es 2.2405 +/- 0.0001 gr. La notación +/- (se lee “más o
menos 0.0001”) es una forma útil de expresar la incertidumbre de una medición. En gran
parte del trabajo científico quitamos la notación +/- comprendiendo que hay incertidumbre
de al menos una unidad en el último dígito de una cantidad medida. Esto es, las cantidades

8. medidas se informan por lo general en forma tal que sólo un dígito sea el incierto. Todos
los dígitos, incluyendo el incierto, se denominan cifras significativas que indican la
precisión de una medición.
Reglas para determinar el número de cifras significativas en una cantidad medida:
1. Todos los dígitos que no sean cero son significativos: 457 cm (tres cifras Significativas);
0.25 gr (dos cifras significativas).
2. Los ceros entre dígitos diferentes de cero son significativos: 1005 Kg (cuatro cifras
significativas); 1.03cm (tres cifras significativas).
3. Los ceros a la izquierda del primer dígito diferente de cero en un número, no son
significativas; solamente indican la posición del punto decimal: 0.02 (una cifra
significativa); 0.0026 cm (dos cifras significativas).
4. Los ceros que están al final de un número como a la derecha del punto decimal, son
significativos: 0.0200 gr (tres cifras significativas); 3.0 cm (dos cifras significativas)
5. Cuando un número termina en ceros y no están a la derecha de un punto decimal, los
ceros no son necesariamente significativos: 130 cm (dos o tres cifras significativas); 10.300
gr (tres, cuatro o cinco cifras significativas).
Ejercicios de Aplicación:
1. ¿Cuál es la diferencia entre 4.0 gr y 4.00 gr?
2. Una balanza tiene una precisión de +/- 0.001 gr. Una muestra que pesa alrededor de 25
gr se pesa en la balanza. ¿Cuántas cifras significativas se deberán informar para esta
medición?
3. ¿Cuántas cifras significativas hay en cada uno de los números siguientes (suponga que
cada número es una magnitud medida): a) 4.003; b) 6.023 X 1023
; c) 500?
ESCALAS DE TEMPERATURA
Temperatura.- Es la medida de un nivel térmico, conversión intensidad de calor
correspondiente a un sistema cualquiera, teóricamente un sistema se encuentra a la misma
temperatura cuando en dos puntos del mismo no existe transferencia de calor.
Hay tres escalas de temperatura que se usan comúnmente y son:
Escala Fahrenheit (o
F); escala Celsius (o
C); y la escala Kelvin (K), la cual se lo conoce
como escala absoluta. En el sistema internacional no se usa el signo para grado y por lo
tanto la unidad de temperatura es simplemente la K en el caso de 273 K. En la escala
Fahrenheit el punto de congelación es de 32 o
y el punto de ebullición es de 2120
. En la
escala Celsius estos puntos corresponden a Oo
y 100o
C respectivamente como se demuestra
en las siguientes comparaciones.
Escala Fahrenheit (0
F) 212 (0
C) 100 Escala Celsius
Punto de ebullición
Del H2O a 1 Atm.

9. De presión.
32 0
-40 -40
Si se toma encuenta la relación desde el punto de congelación del agua al punto de
ebullición del agua en la escala Fahrenheit hay una diferencia de 180 0
C, por tanto 180
divisiones en la escala Fahrenheit corresponden a 100 divisiones en la escala Celsius
entonces tenemos las siguientes relaciones:
180 0
F/1000
C = 90
F/50
C 1000
C/1800
F = 50
C/90
F
Esta relación es la misma en cualquiera de otros dos puntos así tenemos lo siguiente:
-400
F a 320
F y -400
C a 00
C la relación es 72/40 = 9/5 y viceversa.
Para convertir una temperatura dada a partir de grados Celsius grados Fahrenheit o
viceversa se utiliza la relación anterior comenzando desde un punto común como en el
punto de congelación de agua 00
C y –400
C y se tiene las siguientes ecuaciones:
0
F = 9/5 ( 0
C + 40 ) –40 0
F = 9/5 0
C + 32 0
F = 1,8 0
C + 32
0
C = 5/9 ( 0
F + 40 ) -40 0
C = 5/9 ( 0
F - 32 ) 0
C = 0
F - 32/ 1,8
En la escala Kelvin, tiene como referencia un límite teórico mínimo de cero. Este límite
inferior llamado muy a menudo corresponde al cero absoluto a –273 0
C.
Comparación de las escalas de temperatura Celsius y Kelvin se demuestran en el siguiente
gráfico:
0C K
0 273
---------------------------------------
----------------------------------------
-273 0

10. En la escala Celsius y Kelvin el tamaño de los grados es el mismo. Solamente el punto es
diferente así tenemos que para convertir 0
C a K solamente agregamos 273. Y se obtiene lo
siguiente:
K = 0
C + 273 y 0
C = K - 273
Ejercicios de Aplicación:
1. Convertir 35 grados centígrados en grados Fahrenheit.
2. Convertir 67 grados Fahrenheit a grados centígrados.
3. Convertir 187 grados Kelvin a grados centígrados.
DENSIDAD Y PESO ESPECÍFICO
Densidad.- La densidad de una sustancia se define como la unidad de sustancia que
ocupa la unidad de volumen, donde la densidad se le identifica como ro (ρ) entonces
tenemos lo siguiente:
ρ = m/v
Si comparamos volúmenes iguales de varias sustancias algunas serán más pesadas que
otras. Por ejemplo, un ladrillo de plomo pesa más que un trozo de madera del mismo
tamaño.
En el sistema métrico la densidad de los sólidos y de los líquidos se mide generalmente
en g/l; g/ml; g/Cm3
, si la densidad se expresa en unidades del SI se expresa en
Kg/Cm3
.
Es importante incluir las unidades cuando se expresan densidades. Por ejemplo, la
densidad del H2O es de 1,00g/ml o puede expresarse también como 62,4 lb/pie3
o a su
vez 8,3 lb/galòn.
Hay que tomar encuenta que la densidad varía de acuerdo a la temperatura, teniendo
encuenta que la sustancia se expande cuando se calienta, y por lo tanto la densidad
disminuye al aumentar la temperatura. Por lo general para la mayoría de sustancias la
densidad se expresa a 200
C. Considerando como temperatura una densidad exacta de
1,00 g/ml.
Peso específico (Gravedad Especifica).- El peso específico de una sustancia da la
densidad relativa de una sustancia comparada con un estándar. En general para los
líquidos se toma el agua a 4 0
C como estándar y por lo tanto el peso específico expresa
la densidad de una sustancia comparada con el agua. El peso específico se lo determina
con la letra Ro, donde el peso específico es igual a la densidad de la sustancia sobré la
densidad del agua a 4 0
C. Así tenemos lo siguiente:

11. ΡE= Densidad de la sustancia
Densidad del Agua a 4 0
C
Peso específico de algunas sustancias
Sustancia Peso específico
Agua--------------------------------------- 1,00
Éter---------------------------------------- 0,708
Benceno----------------------------------- 0,880
Àcido Acético-----------------------------1,05
Cloroformo--------------------------------1,49
Tetracloruro de Carbono---------------- 1,60
Àcido Sulfúrico Contr.------------------ 1,83
Bromo------------------------------------- 3,12
El peso específico no tiene unidades.
Ejercicios de Aplicación:
1. Calcular la densidad en g/ml de un trozo de metal que tiene una masa de 12gr. y
ocupa un volumen de 1,6 ml.
2. Un cubo de plomo mide 3 Cm por cada lado y tiene una masa de 30gr. calcular la
densidad en gr. /Cm3
.
3. Transformar la densidad de un líquido que es de 2,5gr/Cm3
a lb/ft3
.
4. Calcule la masa en gramos de un volumen de 470 ml. De Benceno.
5. Calcule la Densidad en gr/Cm3
de una sustancia con una masa de 425Kg. Y que
ocupa un volumen de 23 m3
.
6. Si 2X10 m/g de una sustancia ocupa un volumen de 15 ml. Calcular la gravedad
específica de la sustancia.