Quimica General I

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.
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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

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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

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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

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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

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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

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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

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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)

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¿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).

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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.

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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.

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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:

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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.

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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).

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(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.

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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.

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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.

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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.

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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.

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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

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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)

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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

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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.

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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.

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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.

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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.

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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.

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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).

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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)

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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.

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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

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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

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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:

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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.

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En la definición, enfáticamente se especifica «un peso atómico…», puesto que, según sea
la fuente, un elemento tiene diferentes pesos atómicos. Por ejemplo, debido a diferente
composición isotópica, el boro de Turquía tiene un peso atómico menor que el boro de California.
Sin embargo, dados el costo y las dificultades del análisis isotópico, es usual el uso de valores
tabulados de pesos atómicos estándar, que son ubicuos en laboratorios químicos.
El peso atómico es el número asignado a cada elemento químico para especificar la masa
promedio de sus átomos. Puesto que un elemento puede tener dos o más isótopos cuyas masas
difieren, el peso atómico de tal elemento dependerá de las proporciones relativas de sus isótopos.
La composición isotópica de los elementos que se encuentran en la naturaleza es casi constante,
excepto en los generados por radiactividad natural. El peso atómico se refiere a esta mixtura
natural.
En 1960 se introdujo una unidad denominada Unidad de masa atómica, definida como
1/12 de la masa de carbono 12. Se representa con el símbolo u; de este modo, 12
C = 12u. La tabla
de los pesos atómicos relativos se basa ahora en la masa atómica de 12
C = 12.
Así mismo, la masa molar de una molécula es la masa de un mol de esas moléculas (sus
unidades en química son g/mol), se obtiene multiplicando la masa atómica relativa por la
constante de masa molar. Por definición un mol es el número de átomos que están contenidos en
exactamente 12 gramos de carbono de masa isotópica 12 (12
C). A este número se le denomina
número de Avogadro. El valor más exacto que se conoce hasta ahora de él es 6,0221367x1023
.
Controversia en el nombre
Entre los científicos el uso del nombre «peso atómico» ha generado gran controversia.
Comúnmente, quienes lo objetan prefieren la expresión «masa atómica relativa» (no confundir
con masa atómica). La objeción básica es que el peso atómico no es propiamente peso, que es la
fuerza ejercida en un objeto en un campo gravitacional, medido en unidades de fuerza tales como
el newton.
En réplica, los que apoyan el concepto «peso atómico» opinan (entre otros argumentos)
que "el nombre ha estado en uso continuo para la misma cantidad desde que fue conceptualizado
por primera vez por John Dalton en 1808."
La mayor parte del tiempo, los pesos atómicos realmente se han medido pesando (esto es,
por análisis gravimétrico). El nombre de una cantidad física debería no variar simplemente
porque el método de su determinación ha cambiado.
La locución «masa atómica relativa» debería reservarse para la masa de un núclido
específico (o isótopo).
«Peso atómico» debería usarse para la media ponderada de las masas atómicas entre
todos los átomos en la muestra.
Es muy común encontrar nombres mal propuestos para cantidades físicas, que los
retengan por razones históricas, como:
1. Fuerza electromotriz, que no es fuerza.
2. Potencia resolutiva. No es cantidad de potencia.
3. Concentración molar. No es cantidad molar (una cantidad expresada por unidad de
cantidad de sustancia).
Podría agregarse que el peso atómico suele no ser verdaderamente «atómico» siquiera,
puesto que no corresponde a un átomo individual. El mismo argumento puede plantearse contra
«masa atómica relativa» cuando se usa en este sentido.

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Determinación de los pesos atómicos
Los pesos atómicos modernos se calculan a partir de valores medidos de masa atómica,
de cada núclido, según su composición isotópica. Hay disponibilidad de datos sumamente precisos
de masas atómicas de virtualmente todos los núclidos no radioactivos. Las composiciones
isotópicas son más difíciles de medir a un alto grado de precisión, ya que están sujetas a
variaciones entre muestras.
Por esta razón los pesos atómicos de los veintidós elementos mononuclídicos se conocen
a una precisión especialmente alta, con incertidumbre de sólo una parte en 38 millones en el caso
del flúor: precisión mayor que el mejor valor actual de la constante de Avogadro: una parte en
20 millones.
Se ejemplifica el cálculo
del silicio, cuyo peso atómico es
especialmente importante en
metrología. En la naturaleza, de
este elemento existe una mezcla
de tres isótopos: 28
Si, 29
Si y 30
Si.
Las masas atómicas de estos
núclidos se conocen a una
precisión de una parte en 14 mil
millones para el 28
Si; de los restantes, una parte por mil millones. Sin embargo, el rango de
abundancia natural de los isótopos es tal que la abundancia estándar está determinada hasta
aproximadamente ±0,001% (véase tabla adjunta). El cálculo es:
Ar(Si) = (27.97693 × 0.922297) + (28.97649 × 0.046832) + (29.97377 × 0.030872) = 28.0854
La estimación de la incertidumbre es complicada, especialmente dado que la distribución
de la muestra no es necesariamente simétrica: los pesos atómicos estándar de la IUPAC están
indicados con incertidumbres simétricas estimadas, y el valor referente al silicio es 28,0855
(referencia 3). La incertidumbre estándar relativa en este valor es 1×10–5
o 10 ppm (partes por
millón). (Peso Atómico - Wikipedia)
Peso fórmula.
El peso fórmula de una sustancia es la masa de los pesos atómicos de los elementos de la
fórmula, tomados tantas veces como se indica en ella; es decir, el peso fórmula es la masa de la
unidad fórmula en uma. Los pesos fórmula, al igual que los pesos atómicos en los que se basan,
son pesos relativos. Ejemplos:
Unid. P.A. (uma) Unid. P.A. (uma)
1 x Na = 1 x 23 uma 3 x H 3 x 1 uma = 3 uma
1 x H = 1 x 1 uma 1 x P 1 x 31 uma = 31 uma
1 x O = 1 x 16 uma 4 x O 4 x 16 uma = 64 uma
NaOH Peso Fórmula = 40 uma H3PO4 Peso Fórmula = 98 uma
Los términos peso molecular y peso fórmula se usan indistintamente cuando se refieren
a sustancias moleculares (no iónicas); es decir, a sustancias que existen como moléculas discretas.
Peso molecular.
La masa molecular relativa (peso molecular) es un número que indica cuántas veces la
masa de una molécula de una sustancia es mayor que la unidad de masa molecular. Su valor
Tabla 3. Abundancia isotópica del Silicio.
Isótopo Masa atómica
Abundancia (%)
Estándar Rango
28
Si 27.976 926 532 46(194) 92.2297(7) 92.21–92.25
29
Si 28.976 494 700(22) 4.6832(5) 4.69–4.67
30
Si 29.973 770 171(32) 3.0872(5) 3.10–3.08

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numérico coincide con el de la masa molar, pero expresado en unidades de masa atómica en lugar
de gramos/mol. La masa molecular alude una sola molécula, la masa molar corresponde a un mol
(6,022*1023
) de moléculas: La fórmula para calcularla es la siguiente:
masa molecular = masa atómica de A * nº de átomos de A + masa atómica de B * nº de átomos de
B...
hasta que no queden átomos diferentes.
La masa molecular se calcula sumando las masas atómicas de los elementos que
componen la molécula. Así, en el caso del agua: H2O, su masa molecular es:
masa atómica del H: 1,00797 u, aproximadamente igual a (≈) 1 * nº de átomos de H: 2 + masa
atómica del O: 15,9994 u ≈ 16 * nº de átomos de O: → 2 átomos de H x 1 átomo de
O = 2 u + 16 u = 18 u.
Si las cifras decimales son mayores que 0,5, el número másico se aproxima a la unidad
entera siguiente. Ejemplo: el número másico del oxígeno es 15,9994 ≈ 16. Es decir, el número
másico del O es 16.
Al igual que la masa atómica, la masa molecular se expresa en unidades de masa
atómica: umas (u) o daltons (Da), que son equivalentes. Los Da aportan la ventaja de poderse
emplear para moléculas mayores al aceptar un múltiplo, el kilodalton: kDa.
La masa molecular se calcula de manera fácil sumando las masas atómicas. Por ejemplo
la masa molecular del ácido sulfúrico:
H2SO4: H = 1,00797 Da; S = 32,065 Da; O = 15,9994 Da
H2 = 2 x 1,00797 Da = 2,01594 Da
S = 1 x 32,065 Da = 32,065 Da
O4 = 4 x 15,9994 Da = 63,9976 Da
Masa molecular = H2 + S + O4 = 2,01594 Da + 32,065 Da + 63,9976 Da = 98,07854 Da.
(Masa Molecular - Wikipedia)
Porciento de composición y fórmulas de compuestos. Derivación
de fórmulas.
Deducción de las fórmulas de los compuestos.
Fórmula empírica.
Para establecer la fórmula de un compuesto debe conocerse el número de átomos de
cada elemento que entran en una molécula del compuesto o, lo que es equivalente, el número de
moles de cada elemento en un mol de compuesto. Previamente, se obtiene por análisis la,
composición centesimal de la substancia, la cual indica la proporción en peso de los elementos
constituyentes de la misma. Si ahora sé divide el tanto por ciento de cada elemento que entra en
el compuesto o sea, el peso real del mismo en 100 g de la substancia, por su peso atómico
respectivo se obtiene el número relativo de átomos (o de moles de átomos) de cada clase

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contenidos en la molécula (o mol) del compuesto. Como en la molécula existen un número entero
de átomos de cada elemento, se transforman aquellos números relativos en los números enteros
más próximos. De esta forma se determina la fórmula empírica de la sustancia que es la fórmula
más simple y nos informa de la proporción en que se encuentran los átomos en la molécula. Los
ejemplos aclaran el tipo de cálculo que acaba de indicarse:
EJEMPLO. Un compuesto contiene 79,9 % de carbono y 20,1 % de hidrógeno. Hallar la
fórmula del compuesto.
La fórmula será CxHy donde x e y son números enteros. El compuesto puede expresarse
también por 79,9 g de carbono y 20,1 g de hidrógeno. Dividiendo el peso de cada elemento por su
peso atómico, o lo que es equivalente, multiplicando este peso por el factor de conversión de
gramos a moles de átomos (átomos gramo), resulta:
Estos resultados significan que 6,65 moles de carbono están combinados con 19,95
moles de hidrógeno. Para reducir esta relación a números enteros se dividen ambos valores por el
menor, esto es, por 6,65, obteniéndose la relación:
que indica que por cada átomo de carbono hay tres, átomos de hidrógeno.
La fórmula más simple es CH3 y esta será la fórmula empírica de la sustancia.
La fórmula verdadera será la fórmula empírica o bien un múltiplo de ella. Su
determinación exige el conocimiento del peso molecular.
La composición de la substancia puede venir expresada en forma distinta de la
centesimal.
EJEMPLO. Cinco gramos de un óxido de plomo contienen 4,533 g de este metal.
Calcular su fórmula.
El contenido en Oxigeno es (5 - 4,533 =) 0,467 g. Si dividimos los pesos de plomo y
oxígeno por sus pesos atómicos respectivos se tiene
Dividiendo estos dos valores por el menor, 0,02188, se obtienen respectivamente 1 mol
(átomo gramo) de plomo y 1,334 moles (átomos gramo) de oxígeno. Como los números de átomos
han de ser enteros hay que multiplicar estos últimos valores por 3, con lo que resultan 3 moles de
plomo y 4 moles de oxígeno.
La fórmula empírica o más sencilla de este óxido de plomo es Pb304.

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La fórmula más sencilla, o fórmula empírica, sólo debe usarse cuando no se posean
datos suficientes para reemplazarla por la fórmula verdadera de la composición de la molécula o
fórmula molecular o cuando el compuesto no esté constituido por moléculas (compuestos
iónicos).
Fórmula molecular.
La fórmula molecular puede calcularse a partir de la composición de la sustancia
(obteniendo la formula empírica) y de su peso molecular.
EJEMPLO. El peso molecular aproximado del compuesto de fórmula empírica CH3 es 30.
Hallar su fórmula molecular.
La fórmula molecular será el múltiplo de la empírica cuyo peso se aproxime a 30. El peso
fórmula de CH3 es (12,011 + 3 x 1,008 = 12,011 + 3,024 =) 15,035 y, por tanto, la fórmula doble con
un peso de 30,070 será la fórmula molecular, o sea, C2H6
La determinación de la fórmula molecular de una substancia exige conocer previamente
su peso molecular aproximado. Pero una vez conocida la fórmula molecular, el peso molecular de
la sustancia se calcula exactamente a partir de los pesos atómicos de los elementos que la
constituyen.
El siguiente ejemplo muestra los pasos a seguir en la deducción de la fórmula molecular
de una substancia cuando se facilitan datos que permiten conocer su composición y datos que
permiten calcular su peso molecular aproximado.
EJEMPLO. Un compuesto orgánico contiene carbono, hidrógeno y oxígeno. Al quemar
1,275 g de sustancia se forman 1,869 g de dióxido de carbono, CO2, y 0,765 g de agua, H2O. El
dióxido de carbono contiene 27,29 % de carbono y el agua 11,19% de hidrógeno. A 80 ºC Y 745
mm, 0,641 g de sustancia ocupan en estado de vapor 316 cm3
. A partir de estos datos hallar la
fórmula de este compuesto y su peso molecular exacto.
Hallaremos primero la proporción de carbono e hidrógeno en el compuesto y, por
diferencia, la proporción de oxígeno. Se tiene:
La relación de moles de átomos en 100 g de compuesto es

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La relación Ente el número de átomos de carbono, hidrógeno y oxígeno es 3,33 : 6,66:
3,33 y dividiendo sus términos por el menor se tiene la relación 1 : 2: 1 expresada con números
enteros sencillos. La fórmula empírica o más sencilla de la substancia es CH2O con un peso fórmula
de 30,027. La fórmula molecular será un múltiplo de la fórmula empírica o bien esta misma y su
peso molecular aproximado será 30 ó un múltiplo de este valor. Calcularemos este peso molecular
de la expresión que resulta de la ecuación general de los gases. Tenemos
El peso molecular aproximado de la sustancia es 59,9, doble del correspondiente a la
fórmula empírica. En consecuencia, la fórmula correcta molecular del compuesto es C2H4O2 y su
peso molecular exacto es 60,054 g/mol.
Composición centesimal deducida a partir de la fórmula.
La fórmula de un cuerpo indica también su composición ponderal puesto que expresa la
cantidad de cada elemento contenido en el peso molecular. El cálculo de los correspondientes
tantos por ciento es una cuestión muy sencilla, según puede deducirse del siguiente ejemplo:
EJEMPLO. Hallar la composición centesimal del dícromato potásico cuya fórmula es
K2Cr2O7.
Aunque el dícromato potásico, como todas las sales, no está constituido por moléculas,
la fórmula indica que por cada 2 átomos de cromo hay 7 átomos de oxígeno y 2 átomos de
potasio, y, por tanto, que dos moles de cromo (2 x 52,01 g), junto con 7 moles de oxígeno (7 x
16,00 g) y dos moles de potasio (2 x 39,1 g), constituyen el peso fórmula del dícromato potásico,
esto es, 294,22 g. El tanto por uno o por ciento de cada elemento será
Ejemplo de problema.
Una sustancia tiene la siguiente composición centesimal: 67,91% de iodo, 6,42% de
magnesio y 25,67% de oxígeno ¿Cuál es su fórmula empírica? Sabiendo que las masas respectivas
de I = 127 g, Mg = 24 g, y el O = 16 g.
Primero debemos dividir la cantidad que hay de elemento por su respectivo P.A.
67,97 g 6,42 g 25,67 g
= 0,53 para el I = 0,27 para el Mg = 1,604 para el O
127 g/at I 24 g/at Mg 16 g/at O

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Dividiendo por la menor porción:
0,53 0,27 1,604
= 1,96 ≈ 2 át de I = 1 át de Mg = 5,9 ≈ 6 át de O
0,27 0,27 0,27
Por lo que la fórmula será Mg1I2O6, o sea reordenando y dejando de escribir el N° 1
tenemos entonces Mg (IO3)2
Efectúa.
¿Cuáles son las fórmulas empíricas de los compuestos a los que corresponden los
siguientes análisis centesimales? A) 40,2% de K; 26,9% de Cr; 32,9% de O. b) 52,8% de Sn; 12,4%
de Fe; 16,0% de C y 18,8% de N.
Cálculos basados en ecuaciones químicas.
Concepto de reactivo limitante.
El reactivo limitante, limita la cantidad de producto formado, y provoca una
concentración limitante a la anterior. Cuando una ecuación está balanceada, la estequiometria se
emplea para saber los moles de un producto obtenidos a partir de un número conocido de moles
de un reactivo. La relación de moles entre reactivo y producto se obtiene de la ecuación
balanceada.
Generalmente cuando se efectúa una reacción química los reactivos no se encuentran en
cantidades estequiométricamente exactas, es decir, en las proporciones que indica su ecuación
balanceada. En consecuencia, algunos reactivos se consumen totalmente, mientras que otros son
recuperados al finalizar la reacción. El reactivo que se consume en primer lugar es llamado
reactivo limitante, ya que la cantidad de éste determina la cantidad total de producto formado.
Cuando este reactivo se consume, la reacción se detiene. El o los reactivos que se consumen
parcialmente son los reactivos en exceso.
La cantidad de producto que se obtiene cuando reacciona todo el reactivo limitante se
denomina rendimiento teórico de la reacción.
El concepto de reactivo limitante, permite a los químicos asegurarse de que un reactivo,
el más costoso, sea completamente consumido en el transcurso de una reacción, aprovechándose
así al máximo.
Rendimiento de una reacción química. Porciento de pureza.
Rendimiento de una reacción química.
En química, el rendimiento, también referido como rendimiento químico y rendimiento
de reacción, es la cantidad de producto obtenido en una reacción química. El rendimiento
absoluto puede ser dado como la masa en gramos o en moles (rendimiento molar). El
rendimiento fraccional o rendimiento relativo o rendimiento porcentual, que sirve para medir la
efectividad de un procedimiento de síntesis, es calculado al dividir la cantidad de producto
obtenido en moles por el rendimiento teórico en moles:

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Para obtener el rendimiento porcentual, multiplíquese el rendimiento fraccional por
100% (por ejemplo, 0,673 = 67,3%).
Uno o más reactivos en una reacción química suelen ser usados en exceso. El
rendimiento teórico es calculado basado en la cantidad molar del reactivo limitante, tomando en
cuenta la estequiometria de la reacción. Para el cálculo, se suele asumir que hay una sola reacción
involucrada.
El rendimiento teórico o ideal de una reacción química debería ser el 100%, un valor que
es imposible alcanzar en la mayoría de puestas experimentales. De acuerdo con Vogel, los
rendimientos cercanos al 100% son denominados cuantitativos, los rendimientos sobre el 90% son
denominados excelentes, los rendimientos sobre el 80% muy buenos, sobre el 70% son buenos,
alrededor del 50% son regulares, y debajo del 40% son pobres. Los rendimientos parecen ser
superiores al 100% cuando los productos son impuros. Los pasos de purificación siempre
disminuyen el rendimiento, y los rendimientos reportados usualmente se refieren al rendimiento
del producto final purificado.
Porciento de pureza.
El porcentaje de pureza: es la cantidad de un compuesto q se encuentra de este dentro
de su medio.
Por ejemplo: el oro en la naturaleza no lo encuentras solo, en algunos casos el metal está
acompañado de roca. El porcentaje de pureza es la cantidad de oro puro q se encuentra dentro de
esa masa compuesta de oro y roca.
Su forma de aplicación es:
Por cada 100 gramos de esa mezcla de oro y roca, hay 80 gramos de oro solo y 20 de
roca; entonces tomas los 80 gramos de oro, lo divides por los 100 hallados y lo multiplicas por el
100%, de esa forma obtienes el porcentaje de pureza.
Matemáticamente aplicas una regla de 3 simple
100 gr de mezcla ------- 100%
80 gr de Au --------------- x
x= (80 gr * 100%)/ 100 gr gramos se cancela con gramos
x = 80%
De esta forma obtienes el porcentaje de pureza

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UNIDAD III.
Estructura Atómica
Teoría atómica de Dalton. Partículas fundamentales: electrones, protones y neutrones. Teoría
de Rutherford. Número atómico y peso atómico. Escalas. Conceptos de isótopo e isóbaro.
Ejemplos. Radioactividad natural. Estabilidad nuclear. Fusión y fisión nucleares. Naturaleza dual
del electrón. Ecuación de Lewis de Broglie. Radiación electromagnética. Espectro de radiación.
Espectros atómicos y teoría de Borh. La mecánica cuántica y el modelo atómico. Números
cuánticos. Orbitales atómicos. Distribución electrónica de los átomos. Principio de Aufbau.
Ejemplos y discusión de excepciones en la configuración electrónica.
Introducción.
El conocimiento de la estructura electrónica nos permite interpretar las semejanzas y
diferencias entre las propiedades químicas de los elementos. Además la mayoría de las reacciones
químicas implican una reorganización de la estructura electrónica externa de los átomos. En este
capítulo iniciaremos el estudio de los modelos atómicos que permiten conocer la distribución de
los electrones en los átomos; desde el modelo de Thomson, pasando por el modelo de Böhr hasta
llegar al modelo atómico propuesto por la mecánica cuántica, modelo que es el aceptado
actualmente. Destacaremos la descripción de los electrones a través de los números cuánticos y
los orbitales electrónicos.
Teoría atómica de Dalton.
Las leyes ponderales de las combinaciones químicas encontraron una explicación
satisfactoria en la teoría atómica formulada por DALTON en 1803 y publicada en 1808. Dalton
reinterpreta las leyes ponderales basándose en el concepto de átomo. Establece los siguientes
postulados o hipótesis, partiendo de la idea de que la materia es discontinua:
Los elementos están constituidos por átomos consistentes en partículas materiales
separadas e indestructibles;
Los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y en todas las demás cualidades.
Los átomos de los distintos elementos tienen diferentes masas y propiedades
Los compuestos se forman por la unión de átomos de los correspondientes elementos en una
relación numérica sencilla. Los «átomos» de un determinado compuesto son a su vez
idénticos en masa y en todas sus otras propiedades.
Aunque el químico irlandés HIGGINS, en 1789, había sido el primero en aplicar la
hipótesis atómica a las reacciones químicas, es Dalton quien le comunica una base más sólida al
asociar a los átomos la idea de masa.
Los átomos de DALTON difieren de los átomos imaginados por los filósofos griegos,
los cuales los suponían formados por la misma materia primordial aunque difiriendo en forma y
tamaño. La hipótesis atómica de los antiguos era una doctrina filosófica aceptada en sus
especulaciones científicas por hombres como GALILEO, BOYLE, NEWTON, etc., pero no fue
hasta DALTON en que constituye una verdadera teoría científica mediante la cual podían
explicarse y coordinarse cuantitativamente los fenómenos observados y las leyes de las
combinaciones químicas.

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La teoría atómica constituyó tan sólo inicialmente una hipótesis de trabajo, muy
fecunda en el desarrollo posterior de la Química, pues no fue hasta finales del siglo XIX en que
fue universalmente aceptada al conocerse pruebas físicas concluyentes de la existencia real de
los átomos. Pero fue entonces cuando se llegó a la conclusión de que los átomos eran
entidades complejas formadas por partículas más sencillas y que los átomos de un mismo
elemento tenían en muchísimos casos masa distinta. Estas modificaciones sorprendentes de las
ideas de DALTON acerca de la naturaleza de los átomos no invalidan en el campo de la Química
los resultados brillantes de la teoría atómica.
Partículas fundamentales: electrones, protones y neutrones.
Partículas fundamentales.
Una partícula subatómica es una partícula más pequeña que el átomo. Puede ser una
partícula elemental o una compuesta, a su vez, por otras partículas subatómicas, como son los
quarks, que componen los protones y neutrones. No obstante, existen otras partículas
subatómicas, tanto compuestas como elementales, que no son parte del átomo, como es el caso
de los neutrinos y bosones.
Electrones.
El electrón (del griego clásico ἤλεκτρον, ámbar), comúnmente representado por el
símbolo: e−
, es una partícula subatómica con una carga eléctrica elemental negativa. Un electrón
no tiene componentes o subestructura conocidos, en otras palabras, generalmente se define
como una partícula elemental. Tiene una masa que es aproximadamente 1836 veces menor con
respecto a la del protón. El momento angular (espín) intrínseco del electrón es un valor
semientero en unidades de ħ, lo que significa que es un fermión. Su antipartícula es denominada
positrón: es idéntica excepto por el hecho de que tiene cargas —entre ellas, la eléctrica— de signo
opuesto. Cuando un electrón colisiona con un positrón, las dos partículas pueden resultar
totalmente aniquiladas y producir fotones de rayos gamma.
Los electrones, que pertenecen a la primera generación de la familia de partículas de los
leptones, participan en las interacciones fundamentales, tales como la gravedad, el
electromagnetismo y la fuerza nuclear débil. Como toda la materia, posee propiedades mecánico-
cuánticas tanto de partículas como de ondas, de tal manera que pueden colisionar con otras
partículas y pueden ser difractadas como la luz. Esta dualidad se demuestra de una mejor manera
en experimentos con electrones a causa de su ínfima masa. Como los electrones son fermiones,
dos de ellos no pueden ocupar el mismo estado cuántico, según el principio de exclusión de Pauli.
El concepto de una cantidad indivisible de carga eléctrica fue teorizado para explicar las
propiedades químicas de los átomos, el primero en trabajarlo fue el filósofo naturalista británico
Richard Laming en 1838. El nombre electrón para esta carga fue introducido el 1894 por el físico
irlandés George Johnstone Stoney. Sin embargo, el electrón no fue identificado como una partícula
hasta 1897 por Joseph John Thomson y su equipo de físicos británicos.
Protones.
En física, el protón (del griego πρῶτον, prōton [“primero”]) es una partícula subatómica
con una carga eléctrica elemental positiva 1 (1,6 × 10-19
C). Igual en valor absoluto y de signo
contrario a la del electrón, y una masa 1.836 veces superior a la de un electrón.
Experimentalmente, se observa el protón como estable, con un límite inferior en su vida media de
unos 1035
años, aunque algunas teorías predicen que el protón puede desintegrarse en otras
partículas.

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El protón y el neutrón, en conjunto, se conocen como nucleones, ya que conforman el
núcleo de los átomos. En un átomo, el número de protones en el núcleo determina las
propiedades químicas del átomo y qué elemento químico es. El núcleo del isótopo más común del
átomo de hidrógeno (también el átomo estable más simple posible) está formado por un único
protón. Al tener igual carga, los protones se repelen entre sí. Sin embargo, pueden estar
agrupados por la acción de la fuerza nuclear fuerte, que a ciertas distancias es superior a la
repulsión de la fuerza electromagnética. No obstante, cuando el átomo es grande (como los
átomos de Uranio), la repulsión electromagnética puede desintegrarlo progresivamente.
Neutrones.
El neutrón es una partícula subatómica, un nucleón, sin carga neta, presente en el núcleo
atómico de prácticamente todos los átomos, excepto el protio. Aunque se dice que el neutrón no
tiene carga, en realidad está compuesto por tres partículas fundamentales cargadas llamadas
quarks, cuyas cargas sumadas son cero. Por tanto, el neutrón es un barión neutro compuesto por
dos quarks de tipo abajo, y un quark de tipo arriba.
Fuera del núcleo atómico, los neutrones son inestables, teniendo una vida media de 15
minutos (885,7 ± 0,8 s); cada neutrón libre se descompone en un electrón, un antineutrino y un
protón. Su masa es muy similar a la del protón, aunque ligeramente mayor.
El neutrón es necesario para la estabilidad de casi todos los núcleos atómicos, a
excepción del isótopo hidrógeno-1. La interacción nuclear fuertes responsable de mantenerlos
estables en los núcleos atómicos.
Teoría de Rutherford.
El modelo atómico de Rutherford es un modelo atómico o teoría sobre la estructura
interna del átomo propuesto por el químico y físico británico-neozelandés Ernest Rutherford para
explicar los resultados de su "experimento de la lámina de oro", realizado en 1911.
El modelo de Rutherford fue el primer modelo atómico que consideró al átomo formado
por dos partes: la "corteza", constituida por todos sus electrones, girando a gran velocidad
alrededor de un "núcleo", muy pequeño, que concentra toda la carga eléctrica positiva y casi toda
la masa del átomo.
Rutherford llegó a la conclusión de que la masa del átomo se concentraba en una región
pequeña de cargas positivas que impedían el paso de las partículas alfa. Sugirió un nuevo modelo
en el cual el átomo poseía un núcleo o centro en el cual se concentra la masa y la carga positiva, y
que en la zona extra nuclear se encuentran los electrones de carga negativa.
Número atómico y peso atómico. Escalas.
En química, el número atómico es el número total de protones que tiene el átomo. Se
suele representar con la letra Z (del alemán: Zahl, que quiere decir número) y es la identidad del
átomo, y sus propiedades vienen dadas por el número de partículas que contiene. Los átomos de
diferentes elementos tienen diferentes números de electrones y protones. Un átomo en su estado
natural es neutro y tiene número igual de electrones y protones. Un átomo de sodio Na tiene un
número atómico 11, posee 11 electrones y 11 protones. Un átomo de magnesio Mg, tiene número
atómico 12, posee 12 electrones y 12 protones, y un átomo de uranio U, que tiene número
atómico 92, posee 92 electrones y protones. Se coloca como subíndice a la izquierda del símbolo
del elemento correspondiente. Por ejemplo, todos los átomos del elemento hidrógeno tienen 1
protón y su Z = 1; esto sería ₁H. Los de helio tienen 2 protones y Z =2; asimismo ₂He. Los de litio, 3
protones y Z = 3,…

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Si el átomo es neutro, el número de electrones coincide con el de protones y nos lo da Z.
En 1913 Henry Moseley demostró la regularidad existente entre los valores de las longitudes de
onda de los rayos X emitidos por diferentes metales tras ser bombardeados con electrones, y los
números atómicos de estos elementos metálicos. Este hecho permitió clasificar a los elementos en
la tabla periódica en orden creciente de número atómico. En la tabla periódica los elementos se
ordenan de acuerdo a sus números atómicos en orden creciente.
Conceptos de isótopo e isóbaro. Ejemplos.
Isótopos.
Se denominan isótopos (del griego: ἴσος isos 'igual, mismo';
τόπος tópos 'lugar') a los átomos de un mismo elemento, cuyos núcleos tienen
una cantidad diferente de neutrones, y por lo tanto, difieren en masa atómica.
La mayoría de los elementos químicos tienen más de un isótopo. Solamente 21
elementos (ejemplos: berilio, sodio) poseen un solo isótopo natural; en
contraste, el estaño es el elemento con más isótopos estables.
Otros elementos tienen isótopos naturales, pero inestables, como
el uranio, cuyos isótopos están constantemente degradándose, lo que los hace
radiactivos. Los isótopos inestables son útiles para estimar la edad de variedad
de muestras naturales, como rocas y materia orgánica. Esto es posible, siempre
y cuando, se conozca el ritmo promedio de desintegración de determinado
isótopo, en relación a los que ya han decaído. Gracias a este método de
datación, se conoce la edad de la tierra. Los rayos cósmicos hacen inestables a
isótopos estables de Carbono que posteriormente se adhieren a material
biológico, permitiendo así estimar la edad aproximada de huesos, telas,
maderas, cabello, etc. Se obtiene la edad de la muestra, no la del propio
isótopo, ya que se tienen en cuenta también los isótopos que se han
desintegrado en la misma muestra. Se sabe el número de isótopos
desintegrados con bastante precisión, ya que no pudieron haber sido parte del
sistema biológico a menos que hubieran sido aún estables cuando fueron raros.
Tipos de isótopos
Todos los isótopos tienen el mismo número atómico pero difieren en
el número másico.
Si la relación entre el número de protones y de neutrones no es la
apropiada para obtener la estabilidad nuclear, el isótopo es radiactivo.
Por ejemplo, en la naturaleza el carbono se presenta como una mezcla de tres isótopos
con números de masa 12, 13 y 14: 12
C, 13
C y 14
C. Sus abundancias respecto a la cantidad global de
carbono son respectivamente: 98,89%, 1,11% y trazas.
Isótopos Naturales. Los isótopos naturales son los que se encuentran en la naturaleza de
manera natural, por ejemplo el hidrógeno tiene tres isótopos naturales, el protio que no tiene
neutrones, el deuterio con un neutrón, y el tritio que contiene dos neutrones, el tritio es muy
usado en trabajos de tipo nuclear; es el elemento esencial de la bomba de hidrógeno.
Otro elemento que contiene isótopos muy importantes es el carbono, que son: el carbono 12,
que es la base referencial del peso atómico de cualquier elemento, el carbono 13 que es el
único carbono con propiedades magnéticas y el carbono 14 radioactivo, muy importante ya
que su tiempo de vida media es de 5730 años y se usa mucho en arqueología para determinar
la edad de los fósiles orgánicos.
Isótopos más abundantes
en el Sistema Solar
1
Isótopo
Núcleos por
millón
Hidrógeno-1 705.700
Hidrógeno -2 23
Helio-4 275.200
Helio-3 35
Oxígeno-16 5.920
Carbono-12 3.032
Carbono-13 37
Neón-20 1.548
Neón-22 208
Hierro-56 1.169
Hierro-54 72
Hierro-57 28
Nitrógeno-14 1.105
Silicio-28 653
Silicio-29 34
Silicio-30 23
Magnesio-24 513
Magnesio-26 79
Magnesio-25 69
Azufre-32 39
Argón-36 77
Calcio-40 60
Aluminio-27 58
Níquel-58 49
Sodio-23 33

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Isótopos Artificiales. Los isótopos artificiales se producen en laboratorios nucleares por
bombardeo de partículas subatómicas; estos isótopos suelen tener una vida corta,
principalmente por la inestabilidad y radioactividad que presentan; uno de estos es el
Cesio cuyos isótopos artificiales se usan en plantas nucleares de generación eléctrica; otro
muy usado es el Iridio 192 que se usa para comprobar la hermeticidad de las soldaduras
de tubos, sobre todo en tubos de transporte de crudo pesado y combustibles. Algunos
isótopos del Uranio también se usan para labores de tipo nuclear como generación
eléctrica o en bombas atómicas basadas en la fisión nuclear.
Los isótopos se subdividen en isótopos estables (existen menos de 300) y no estables o
isótopos radiactivos (existen alrededor de 1200). El concepto de estabilidad no es exacto, ya que
existen isótopos casi estables. Su estabilidad se debe al hecho de que, aunque son radiactivos,
tienen una semivida extremadamente larga comparada con la edad de la Tierra.
Isóbaros.
Se denominan isóbaros (del griego: ἴσος, isos = mismo; βαρύς, barýs = pesado) a los
distintos núcleos atómicos con el mismo número de masa (A), pero diferente número atómico (Z).
Las especies químicas son distintas (a diferencia de isótopos), ya que el número de protones y por
consiguiente el número de electrones difieren entre los dos (protones y electrones).
Ejemplos
14
C y 14
N
17
N, 17
O y 17
F
Isótonos.
Dos átomos son isótonos si tienen el mismo número de neutrones. Por ejemplo,
Boro-12 y Carbono-13, ambos tienen 7 Neutrones. Esto se contrasta con:
el mismo número de masa, por ejemplo: suma de protones más neutrones; carbono-12 y
boro-12.
Isómeros nucleares son diferentes estados del mismo tipo de núcleos. Una transición de
una isómero a otro es acompañado por la emisión o absorción de rayos gamma, o por el
proceso de conversión interna. (No deben ser confundidos con los isómeros químicos y físicos
La palabra isótono proviene del griego misma "extensión", pero actualmente
es isótopo con "p" de protón y reemplazado por "n" de neutrón.
ISÓTONOS: Son átomos diferentes, por lo tanto, tienen DIFERENTE n° atómico, también
tienen DIFERENTE n° másico, pero, tienen el MISMO n° de neutrones.
Ejemplo: 37
40 Cl, Ca 17
20
NUCLEIDOS: En la actualidad, se designa con este nombre a cada configuración atómica
caracterizada por un número másico A y un número atómico Z o en ambos. Con esto, podemos
concluir que los nucleídos de IGUAL Z son ISÓTOPOS entre sí, y los nucleídos que tienen IGUAL A
son ISÓBAROS entre sí.

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Radioactividad natural. Estabilidad nuclear. Fusión y fisión
nucleares.
Radiactividad natural.
Se denomina radiactividad natural a la radiactividad que existe en la naturaleza sin
intervención humana. Su descubridor fue Henri Becquerel, en 1896.
Puede provenir de dos fuentes:
1. Materiales radiactivos existentes en la Tierra desde su formación, los
llamados primigenios.
2. Materiales radiactivos generados por interacción de rayos cósmicos con materiales de la
Tierra que originalmente no eran radiactivos, los llamados cosmogónicos.
Adicionadas las radiaciones de rayos cósmicos -que provienen del exterior de la
atmósfera- y las emitidas por estos materiales, constituyen la fuente de 80% de la dosis recibida
por las personas en el mundo (en promedio). El resto lo provocan casi íntegramente los
procedimientos médicos que utilizan radiaciones (diagnósticos por rayos X, TAC, etcétera).
La dosis media soportada por un ser humano es de 2,4 milisieverts (mSv) al año. Puede
haber gran variabilidad entre dos ubicaciones concretas. De todas las fuentes de radiaciones
ionizantes naturales (incluidos los rayos cósmicos), la proveniente del 222
Rn equivale a
aproximadamente la mitad de la dosis que reciben las personas.
Estabilidad nuclear.
Un núcleo es estable cuando existe un equilibrio entre las fuerzas que actúan, o las fuerzas
atractivas son mayores que las repulsivas. Es decir, la interacción nuclear fuerte que experimentan
los neutrones y protones, son mayores que las fuerzas de repulsión eléctrica de los protones. De lo
contrario el núcleo sufrirá alguna transformación con el fin de estabilizarse.
Reglas de estabilidad
Todo núcleo con 2, 8, 20, 28, 50, 82, 126, neutrones o protones, son estables. Son los
llamados números mágicos, que corresponden a capas nucleares completas.
Todo núcleo con Z menor o igual a 20, que presenta relación neutrón, protón (Z/N) igual a
1 es estable.
Todo núcleo con Z mayor que 20, menor a 84, que presenta relación neutrón, protón (Z/N)
entre 1 y 1.5 es estable.
Los núcleos con Z menor a 84 son más estables que los que tienen Z mayor a 84.
Todos los núcleos con números de nucleones pares son más estables que los impares.
Fusión y fisión nucleares.
Fusión nuclear.
En física nuclear, fusión nuclear es el proceso por el cual varios núcleos atómicos de
carga similar se unen y forman un núcleo más pesado. Simultáneamente se libera o absorbe una
cantidad enorme de energía, que permite a la materia entrar en un estado plasmático.

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La fusión de dos núcleos de menor masa que el hierro (en este elemento y en
el níquel ocurre la mayor energía de enlace nuclear por nucleón) libera energía en general. Por el
contrario, la fusión de núcleos más pesados que el hierro absorbe energía. En el proceso inverso,
la fisión nuclear, estos fenómenos suceden en sentidos opuestos.
En el caso más simple de fusión, en el hidrógeno, dos protones deben acercarse lo
suficiente para que la interacción nuclear fuerte pueda superar su repulsión eléctrica mutua y
obtener la posterior liberación de energía.
En la naturaleza ocurre fusión nuclear en las estrellas, incluido el sol. En su interior las
temperaturas son cercanas a 15 millones de grados Celsius. Por ello a las reacciones de fusión se
les denomina termonucleares. En varias empresas se ha logrado también la fusión (artificial),
aunque todavía no ha sido totalmente controlada.
Sobre la base de los experimentos de transmutación nuclear de Ernest Rutherford,
conducidos pocos años antes, Mark Oliphant, en 1932, observó por vez primera la fusión de
núcleos ligeros (isótopos de hidrógeno).
Posteriormente, durante el resto de ese decenio, Hans Bethe estudió las etapas del ciclo
principal de la fusión nuclear en las estrellas.
La investigación acerca de la fusión para fines militares se inició en los años 40 del
siglo XX como parte del Proyecto Manhattan, pero no tuvo buen éxito hasta 1952. La indagación
relativa a fusión controlada con fines civiles se inició en el decenio siguiente, los 50, y continúa
hasta la fecha.
Fisión nuclear.
En física nuclear, la fisión es una reacción nuclear, lo que significa que tiene lugar en
el núcleo atómico. La fisión ocurre cuando un núcleo pesado se divide en dos o más núcleos
pequeños, además de algunos subproductos como neutrones libres, fotones (generalmente rayos
gamma) y otros fragmentos del núcleo como partículas alfa (núcleos de helio)
y beta (electrones y positrones de alta energía).
Naturaleza dual del electrón. Ecuación de Lewis, de Broglie.
Naturaleza dual del electrón. Ecuación de Lewis. Ecuación de Broglie.
En el momento en el que surge la teoría de Böhr, comenzó la fascinación al igual que la
intriga, ya que cuestionaban que por que las energías del electrón de hidrogeno eran cuantizadas.
Esa intriga se conservo durante una década hasta que Louis De Broglie dio la solución a este
enigma. De acuerdo con De Broglie tal vez las partículas como los electrones tengan propiedades
ondulatorias, y que un electrón enlazado al núcleo se comporta como una onda estacionaria.
El argumento de De Broglie era que si el electrón del átomo de hidrogeno se comporta
como una onda fija, su longitud debería ajustarse exactamente a la circunferencia de la órbita de
lo contrario, la onda se cancelaria parcialmente en cada orbita sucesiva. Con el tiempo, la amplitud
de la onda se reduciría a cero y en consecuencia se anularía.
La relación entre la circunferencia de una órbita permitida (2πr) y la longitud de onda (λ)
del electrón está dada por
2πr =nλ
Además como la energía del electrón depende del tamaño de la órbita, debe estar
cuantizada.

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Con este razonamiento, De Broglie llego a la conclusión de que las ondas se comportan
como partículas, y estas exhiben propiedades ondulatorias.
Radiación electromagnética. Espectro de radiación.
Radiación electromagnética.
La radiación electromagnética es una combinación de campos eléctricos y magnéticos
oscilantes, que se propagan a través del espacio transportando energía de un lugar a otro.
La radiación electromagnética puede manifestarse de diversas maneras como calor
radiado, luz visible, rayos X o rayos gamma. A diferencia de otros tipos de onda, como el sonido,
que necesitan un medio material para propagarse, la radiación electromagnética se puede
propagar en el vacío. En el siglo XIX se pensaba que existía una sustancia indetectable,
llamada éter, que ocupaba el vacío y servía de medio de propagación de las ondas
electromagnéticas. El estudio teórico de la radiación electromagnética se
denomina electrodinámica y es un subcampo del electromagnetismo.
Espectro de radiación.
Se denomina espectro
electromagnético a la
distribución energética del
conjunto de las ondas
electromagnéticas. Referido a un
objeto se denomina espectro
electromagnético o simplemente
espectro a la radiación
electromagnética que emite
(espectro de emisión) o absorbe
(espectro de absorción) una
sustancia. Dicha radiación sirve
para identificar la sustancia de
manera análoga a una huella
dactilar. Los espectros se pueden
observar mediante espectroscopios que, además de permitir ver el espectro, permiten realizar
medidas sobre el mismo, como son la longitud de onda, la frecuencia y la intensidad de la
radiación.
El espectro electromagnético se extiende desde la radiación de menor longitud de onda,
como los rayos gamma y los rayos X, pasando por la luz ultravioleta, la luz visible y los rayos
infrarrojos, hasta las ondas electromagnéticas de mayor longitud de onda, como son las ondas de
radio. Se cree que el límite para la longitud de onda más pequeña posible es la longitud de
Planck mientras que el límite máximo sería el tamaño del Universo aunque formalmente el
espectro electromagnético es infinito y continuo.
Espectros atómicos y teoría de Böhr.
Espectros atómicos.
Espectro atómico es un concepto usado en física para referirse a:
Ilustración 8. Diagrama del espectro electromagnético, mostrando
el tipo, longitud de onda con ejemplos, frecuencia y temperatura
de emisión de cuerpo negro.

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Espectro de absorción, radiación electromagnética absorbida por un átomo o molécula.
Espectro de emisión, radiación electromagnética emitida por un átomo en estado
gaseoso.
Espectro de absorción.
El espectro de absorción de un material muestra la fracción de la radiación
electromagnética incidente que un material absorbe dentro de un rango de frecuencias. Es, en
cierto sentido, el opuesto de un espectro de emisión. Cada elemento químico posee líneas de
absorción en algunas longitudes de onda, hecho que está asociado a las diferencias de energía de
sus distintos orbitales atómicos. De hecho, se emplea el espectro de absorción para identificar los
elementos componentes de algunas muestras, como líquidos y gases; más allá, se puede emplear
para determinar la estructura de compuestos orgánicos.1
Un ejemplo de las implicaciones de un
espectro de absorción es que aquel objeto que lo haga con los colores azul, verde y amarillo
aparecerá de color rojo cuando incida sobre él luz blanca. Cuando incide una luz a un metal al
superar su energía umbral saca un electrón, si la energía es superior la energía que sobra se
convierte en energía cinética.
Espectro de emisión.
El espectro de emisión atómica de un elemento es un conjunto de frecuencias de las
ondas electromagnéticas emitidas por átomos de ese elemento, en estado gaseoso, cuando se le
comunica energía. El espectro de emisión de cada elemento es único y puede ser usado para
determinar si ese elemento es parte de un compuesto desconocido.
Teoría de Böhr.
El modelo atómico de Böhr o de Böhr-Rutherford es un modelo clásico del átomo, pero
fue el primer modelo atómico en el que se introduce una cuantización a partir de ciertos
postulados. Fue propuesto en 1913 por el físico danés Niels Böhr, para explicar cómo los
electrones pueden tener órbitas estables alrededor del núcleo y por qué los átomos presentaban
espectros de emisión característicos (dos problemas que eran ignorados en el modelo previo de
Rutherford). Además el modelo de Böhr incorporaba ideas tomadas del efecto fotoeléctrico,
explicado por Albert Einstein en 1905.
La mecánica cuántica y el modelo atómico. Números cuánticos.
La mecánica cuántica y el modelo atómico.
La mecánica cuántica (también conocida como la física cuántica o la teoría cuántica) es
una rama de la física que se ocupa de los fenómenos físicos a escalas microscópicas, donde la
acción es del orden de la constante de Planck. Su aplicación ha hecho posible el descubrimiento y
desarrollo de muchas tecnologías, como por ejemplo los transistores, componentes ampliamente
utilizados en casi todos los aparatos que tengan alguna parte funcional electrónica.
La mecánica cuántica describe, en su visión más ortodoxa, cómo en cualquier sistema
físico –y por tanto, en todo el universo– existe una diversa multiplicidad de estados, los cuales
habiendo sido descritos mediante ecuaciones matemáticas por los físicos, son denominados
estados cuánticos. De esta forma la mecánica cuántica puede explicar la existencia del átomo y
desvelar los misterios de la estructura atómica, tal como hoy son entendidos; fenómenos que no
puede explicar debidamente la física clásica o más propiamente la mecánica clásica.

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De forma específica, se considera también mecánica cuántica, a la parte de ella misma
que no incorpora la relatividad en su formalismo, tan sólo como añadido mediante la teoría de
perturbaciones. La parte de la mecánica cuántica que sí incorpora elementos relativistas de
manera formal y con diversos problemas, es la mecánica cuántica relativista o ya, de forma más
exacta y potente, la teoría cuántica de campos (que incluye a su vez a la electrodinámica cuántica,
cromodinámica cuántica y teoría electrodébil dentro del modelo estándar) y más generalmente, la
teoría cuántica de campos en espacio-tiempo curvo. La única interacción que no se ha podido
cuantificar ha sido la interacción gravitatoria.
La mecánica cuántica es el fundamento de los estudios del átomo, su núcleo y las
partículas elementales (siendo necesario el enfoque relativista). También en teoría de la
información, criptografía y química.
Las técnicas derivadas de la aplicación de la mecánica cuántica suponen, en mayor o
menor medida, el 30 por ciento del PIB de los Estados Unidos.
Números cuánticos.
Los números cuánticos son unos números asociados a magnitudes físicas conservadas en
ciertos sistemas cuánticos. Corresponden con los valores posibles de aquellos observables que
conmutan con el Hamiltoniano del sistema. Los números cuánticos permiten caracterizar los
estados estacionarios, es decir los estados propios del sistema.
En física atómica, los números cuánticos son valores numéricos discretos que indican las
características de los electrones en los átomos, esto está basado en la teoría atómica de Niels Böhr
que es el modelo atómico más aceptado y utilizado en los últimos tiempos por su simplicidad.
En física de partículas, también se emplea el término números cuánticos para designar a
los posibles valores de ciertos observables o magnitud física que poseen un espectro o rango
posible de valores discreto.
Orbitales atómicos.
Un orbital atómico es una determinada función de onda, espacial e independiente del
tiempo a la ecuación de Shrödinger para el caso de un electrón sometido a un potencial
coulombiano. La elección de tres números cuánticos en la solución general señala unívocamente a
un estado monoelectrónico posible.
Estos tres números cuánticos hacen referencia a la energía total del electrón, el
momento angular orbital y la proyección del mismo sobre el eje z del sistema del laboratorio y se
denotan por
El nombre de orbital también atiende a la función de onda en representación de posición
independiente del tiempo de un electrón en una molécula. En este caso se utiliza el nombre
orbital molecular.
La combinación de todos los orbitales atómicos dan lugar a la corteza electrónica
representado por el modelo de capas electrónico. Este último se ajusta a los elementos según la
configuración electrónica correspondiente.

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Distribución electrónica de los átomos. Principio de Aufbau.
Ejemplos y discusión de excepciones en la configuración
electrónica.
Distribución electrónica de los átomos.
En física y química, la configuración electrónica es la manera en la cual los electrones se
estructuran o se modifican en un átomo, molécula o en otra estructura físico-química, de acuerdo
con el modelo de capas electrónico, en el cual las funciones de ondas del sistema se expresa como
un producto de orbitales antisimetrizadas. Cualquier conjunto de electrones en un mismo estado
cuántico deben cumplir el principio de exclusión de Pauli. Por ser fermiones (partículas de espín
semientero) el principio de exclusión de Pauli nos dice que esto es función de onda total (conjunto
de electrones) debe ser antisimétrica. Por lo tanto, en el momento en que un estado cuántico es
ocupado por un electrón, el siguiente electrón debe ocupar un estado cuántico diferente.
En los átomos, los estados estacionarios de la función de onda de un electrón en una
aproximación no relativista (los estados que son función propia de la ecuación de Shrödinger
en donde es el Hamiltoniano monoelectrónico correspondiente; para el
caso general hay que recurrir a la ecuación de Dirac de la mecánica cuántica de campos) se
denominan orbitales atómicos, por analogía con la imagen clásica de los electrones orbitando
alrededor del núcleo. Estos estados, en su expresión más básica, se pueden describir mediante
cuatro números cuánticos: n, l, m y ms, y, en resumen, el principio de exclusión de Pauli implica
que no puede haber dos electrones en un mismo átomo con los cuatro valores de los números
cuánticos iguales.
De acuerdo con este modelo, los electrones pueden pasar de un nivel de energía orbital
a otro ya sea emitiendo o absorbiendo un cuanto de energía, en forma de fotón. Debido al
principio de exclusión de Pauli, no más, de dos electrones pueden ocupar el mismo orbital y, por
tanto, la transición se produce a un orbital en el cual hay una vacante.
Principio de Aufbau.
El principio de Aufbau contiene una serie de instrucciones relacionadas a la ubicación de
electrones en los orbitales de un átomo. El modelo, formulado por el físico Niels Böhr, recibió el
nombre de Aufbau (del alemán Aufbau prinzip: principio de construcción) en vez del nombre del
científico. También se conoce popularmente con el nombre de regla del serrucho.
Los orbitales se “llenan” respetando la regla de Hund, que dice que ningún orbital puede
tener dos orientaciones del giro del electrón sin antes de que los restantes números cuánticos
magnéticos de la misma subcapa tengan al menos uno. Se comienza con el orbital de menor
energía.
Primero debe llenarse el orbital 1s (hasta un máximo de dos electrones), esto de acuerdo
con el número cuántico l.
Seguido se llena el orbital 2s (también con dos electrones como máximo).
La subcapa 2p tiene tres orbitales degenerados en energía denominados, según su
posición tridimensional, 2px, 2py, 2pz. Así, los tres orbitales 2p puede llenarse hasta con seis
electrones, dos en cada uno. De nuevo, de acuerdo con la regla de Hund (o más conocida como la
Regla del colectivo), deben tener todos por lo menos un electrón antes de que alguno llegue a
tener dos.

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Y así, sucesivamente:
1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d10
4p6
5s2
4d10
5p6
6s2
4f14
5d10
6p6
7s2
5f14
6d10
7p6
El principio de exclusión de Pauli nos advierte, además, que ningún electrón en un átomo
puede tener la misma combinación de números cuánticos como descripción de su estado
energético con macromoléculas de hidrógeno, sin embargo se planteó que el átomo era una
partícula que no existió.
Ejemplos y discusión de excepciones en la configuración electrónica.
En la tabla periódica siguiente se indica la configuración electrónica de los elementos
químicos. Se han resaltado (en negrita) los elementos químicos que presentan configuraciones
electrónicas distintas de las esperadas en función de las reglas de llenado de los orbitales. Para
cada elemento se indica únicamente la configuración electrónica del último nivel: TABLA
PERIÓDICA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

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ANEXO.
Análisis dimensional
A lo largo del texto usaremos una estrategia llamada análisis dimensional como ayuda
para resolver los problemas. En el análisis dimensional, se utilizan unidades en todos los cálculos.
Las unidades se multiplican unas por otras, se dividen unas entre otras o se “cancelan”. El análisis
dimensional ayuda a asegurar que las soluciones a los problemas tengan las unidades correctas.
Además, el análisis dimensional ofrece una forma sistemática de resolver muchos problemas
numéricos y de revisar las soluciones para detectar posibles errores.
La clave para usar el análisis dimensional es el empleo correcto de factores de conversión
para transformar una unidad en otra. Un factor de conversión es una fracción cuyo numerador y
denominador son la misma cantidad expresada en diferentes unidades. Por ejemplo, 2.54 cm y 1
pulg son la misma longitud, 2.54 cm = 1 pulg. Esta relación nos permite escribir dos factores de
conversión:
Usamos el primero de estos factores cuando queremos convertir pulgadas en
centímetros. Por ejemplo, la longitud en centímetros de un objeto que tiene 8.50 pulg de largo
está dada por
Las unidades de pulgadas en el denominador del factor de conversión se cancelan con las
unidades de pulgadas en el dato que se nos da (8.50 pulgadas). Los centímetros en el numerador
del factor de conversión se convierten en las unidades de la respuesta final. Dado que el
numerador y el denominador de un factor de conversión son iguales, multiplicar cualquier
cantidad por un factor de conversión equivale a multiplicar por 1, lo cual no altera el valor
intrínseco de la cantidad. La longitud 8.50 pulg es la misma que 21.6 cm.
En general, iniciamos cualquier conversión examinando las unidades del dato dado y las
unidades que queremos. Luego nos preguntamos con qué factores de conversión contamos para ir
de las unidades de la cantidad dada a las de la cantidad deseada. Cuando multiplicamos una
cantidad por un factor de conversión, las unidades se multiplican y dividen como sigue:
Si no se obtienen las unidades deseadas en un cálculo, forzosamente se cometió un error
en algún punto. La inspección cuidadosa de las unidades a menudo revela la fuente del error.

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Biografía de los grandes Químicos de la
Historia.
Antoine Lavoisier
Antoine-Laurent de Lavoisier (París, 26 de agosto de 1743 — 8 de mayo de 1794),
químico, biólogo y economista francés, considerado el creador de la química moderna, junto a su
esposa, la científica Marie-Anne Pierrette Paulze, por sus estudios sobre la oxidación de los
cuerpos, el fenómeno de la respiración animal, el análisis del aire, la ley de conservación de la
masa o ley Lomonósov-Lavoisier, la teoría calórica y la
combustión.
Químico francés, nacido el 26 de agosto de 1743 en
París. Fue uno de los protagonistas principales de la
revolución científica que condujo a la consolidación de
la química, por lo que es considerado el fundador de la
química moderna. En 1754 empezó sus estudios en la
escuela de elite Colegio de las Cuatro Naciones
destacando por sus dotes en las ciencias naturales.
Estudió Ciencias Naturales y, por petición de su padre,
Derecho.
En 1771, con 28 años, Lavoisier se casó con Marie-Anne
Pierrette Paulze, quien era hija de un copropietario de
la Ferme générale, la concesión gubernamental para la
recaudación de impuestos en la que participaba
Lavoisier. La dote le permitió instalar un laboratorio
bien equipado donde recibió ayuda de su esposa, que
se interesó auténticamente por la ciencia y tomaba las
notas de laboratorio además de traducir escritos del
inglés, como el Ensayo sobre el flogisto de Richard
Kirwan y la investigación de Joseph Priestley.
Fue elegido miembro de la Academia de Ciencias en
1768. Ocupó diversos cargos públicos, incluidos los de
director estatal de los trabajos para la fabricación de la
pólvora en 1776, miembro de una comisión para
establecer un sistema uniforme de pesas en 1789
(antecesora de la Conferencia General de Pesas y
Medidas) y comisario del tesoro de 1791. Lavoisier
trató de introducir reformas en el sistema monetario y
tributario francés y en los métodos de producción
agrícola.
Lavoisier realizó los primeros experimentos químicos realmente cuantitativos. Demostró que en
una reacción, la cantidad de materia siempre es la misma al final y al comienzo de la reacción.
Estos experimentos proporcionaron pruebas para la ley de conservación de la materia. Lavoisier
también investigó la composición del agua y denominó a sus componentes oxígeno e hidrógeno.
Entre los experimentos más importantes de Lavoisier fue examinar la naturaleza de la combustión,
demostrando que es un proceso en el que se produce la combinación de una sustancia con

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oxígeno, refutando la teoría del flogisto. También reveló el papel del oxígeno en la respiración de
los animales y las plantas.
En el Tratado elemental de química (1789), Lavoisier aclaró el concepto de elemento como una
sustancia simple que no se puede dividir mediante ningún método de análisis químico conocido, y
elaboró una teoría de la formación de compuestos a partir de los elementos. También escribió
Memoria sobre la combustión (1777) y Consideraciones generales sobre la naturaleza de los ácidos
(1778).
Entre los muchos descubrimientos de Lavoisier, los que tuvieron más impacto fueron sus estudios
de los procesos vegetales que se relacionaban con los intercambios gaseosos cuando los animales
respiran (1783). Trabajando con el matemático Pierre Simon Laplace, Lavoisier encerró a un
cobayo durante unas 10 horas en una jarra que contenía oxígeno y midió el dióxido de carbono
producido. Midió también la cantidad de oxígeno consumido por un hombre en actividad y reposo.
Con estos experimentos pudo mostrar que la combustión de compuestos de carbono con oxígeno
es la fuente real del calor animal y que el consumo de oxígeno se incrementa durante el trabajo
físico.
En 1789 Lavoisier llevó a cabo estudios cuantitativos sobre la fermentación alcohólica y halló
además de etanol y dióxido de carbono, otro producto al que le dio el nombre de ácido acético.
Halló estequiométricamente con ayuda de balanzas que 95,6 partes de azúcar dan un 57,5 % de
etanol, 33,3 % de dióxido de carbono y 2 % de ácido acético.
Trabajó en el cobro de contribuciones, motivo por el cual fue arrestado en 1793. Importantes
personajes hicieron todo lo posible para salvarlo. Cuando se expusieron al tribunal todos los
trabajos que había realizado Lavoisier, se dice que, a continuación, el presidente del tribunal
pronunció la famosa frase: «La república no precisa ni científicos ni químicos, no se puede detener
la acción de la justicia». Lavoisier fue guillotinado el 8 de mayo de 1794, cuando tenía 50 años.
Lagrange dijo al día siguiente: «Ha bastado un instante para cortarle la cabeza, pero Francia
necesitará un siglo para que aparezca otra que se le pueda comparar».
(http://es.wikipedia.org/wiki/Antoine_Lavoisier)

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John Dalton.
John Dalton (Eaglesfield, Cumberland (Reino Unido), 6 de septiembre de 1766 -
Mánchester, 27 de julio de 1844), fue un naturalista,
químico, matemático y meteorólogo británico.
Primeros años
John Dalton nació en una familia cuáquera de
la población de Eaglesfield, en Cumberland, Inglaterra.
Hijo de un tejedor, sabemos que tuvo cinco hermanos,
de los cuales sobrevivieron dos: Jonathan, mayor que
Dalton, y Mary, de la que se desconoce su fecha de
nacimiento. Dalton fue enviado a una escuela cuáquera
donde aprendió matemática y destacó lo suficiente
para, a la edad de 12 años, poder contribuir a la
economía familiar dando clases a otros niños, primero
en su casa y después en el templo cuáquero. Los
ingresos eran modestos por lo que se dedicó a trabajos
agrícolas hasta que en 1781 se asoció con su hermano
Jonathan, que ayudaba a uno de sus primos a llevar
una escuela cuáquera en la cercana Kendal.
Alrededor de 1790 Dalton consideró la
posibilidad de estudiar Derecho o Medicina, pero no
encontró apoyo de su familia para sus proyectos —a
los disidentes religiosos de la época se les impedía
asistir o enseñar en universidades inglesas— por lo que
permaneció en Kendal hasta que en la primavera de
1793 se trasladó a Mánchester. Gracias a la influencia
de John Gough, un filósofo ciego y erudito a cuya
instrucción informal Dalton debía en gran parte sus
conocimientos científicos, fue nombrado profesor de
Matemáticas y Filosofía Natural en la «Nueva Escuela»
de Mánchester, una academia de disidentes religiosos.
Conservó el puesto hasta 1800, cuando la cada vez
peor situación financiera de la academia lo obligó a
renunciar a su cargo y comenzar una nueva carrera en Mánchester como profesor particular.
En su juventud Dalton estuvo muy influenciado por un prominente cuáquero de
Eaglesfield llamado Elihu Robinson, competente meteorólogo además de fabricante de
instrumental, que fue quien despertó su interés por las Matemáticas y la Meteorología. Durante
sus años en Kendal, Dalton colaboró en el almanaque Gentlemen's and Ladies' Diaries remitiendo
soluciones a problemas y preguntas y en 1787, comenzó a redactar un diario meteorológico en el
que, durante los siguientes 57 años, anotó más de 200 000 observaciones. En esta época también
redescubrió la teoría de circulación atmosférica ahora conocida como la célula de Hadley. La
primera publicación de Dalton fue Observaciones y ensayos meteorológicos (1793), que contenía
los gérmenes de varios de sus descubrimientos posteriores, aunque a pesar de ello y de la
originalidad de su tratamiento recibió escasa atención por parte de otros estudiosos. Una segunda
obra de Dalton, Elementos de la gramática inglesa, se publicó en 1802.

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El daltonismo
En 1794, poco después de su llegada a Mánchester, Dalton fue elegido miembro de la
Sociedad Filosófica y Literaria de Mánchester, informalmente conocida como «Lit & Phil», ante la
que unas semanas más tarde presentó su primer trabajo, Hechos extraordinarios relacionados con
la visión de los colores, en el que postulaba que las deficiencias en la percepción del color se deben
a anomalías del humor vítreo. Era la primera vez en la que no solo se describía el hecho de la falta
de percepción del color en algunas personas, sino que también se daba una explicación causal al
fenómeno. Aunque su teoría fue desacreditada estando él mismo en vida, la investigación
profunda y metódica que realizó sobre su propio problema visual causó una impresión tal que su
nombre se convirtió en el término común para designar la ceguera al color, el daltonismo.
Dalton dejó instrucciones de que sus ojos fueran conservados, lo que ha permitido que
análisis de ADN publicados en 1995 demostraran que Dalton en realidad tenía un tipo menos
común de ceguera al color, la deuteranopia, en la que los conos sensibles a longitudes de onda
medianas faltan, en lugar de funcionar con una forma mutada de su pigmento, como en el tipo
más común de ceguera al color. Además de los colores azul y púrpura del espectro, Dalton fue
capaz de reconocer un solo color, amarillo, o como él dice en su publicación:
Que parte de la imagen que otros llaman rojo me parece poco más que una sombra o
defecto de luz. Después de eso, el naranja, amarillo y verde parecen un color que desciende
bastante uniformemente de un intenso color amarillo hasta uno poco frecuente, creando lo que
podría llamar diferentes tonos de amarillo.
Este trabajo fue seguido por muchos otros sobre temas diversos sobre la lluvia y rocío y
el origen de manantiales, sobre el calor, el color de la cielo, el vapor, los verbos auxiliares y
participios del idioma Inglés y sobre la reflexión y refracción de la luz.
Esta ceguera a ciertos colores le jugó más de alguna mala pasada a este científico. Al
momento de experimentar sus teorías en el laboratorio, pocas veces pudo comprobarlas porque
confundía los frascos de reactivos. Sin embargo, continuaba firme defendiendo sus ideas en el
papel.
Otra muestra de esta ceguera que le acompañó toda su vida ocurrió en 1832, cuando fue
a conocer al rey Guillermo IV y lució una vestimenta académica escarlata (rojo), un color nada
habitual para un hombre de su discreción. La razón: él la veía de color gris oscuro por lo que poco
le importó la sorpresa que ese día causó entre sus conocidos. Así, el daltonismo fue descrito por
primera vez por John Dalton en 1808. Él, al igual que su hermano, sufría de esta alteración
genética que en términos simples le impedía separar colores como el rojo y el verde.
Leyes de los gases
En 1800, Dalton se convirtió en secretario de la Sociedad Literaria y Filosófica de
Mánchester, y al año siguiente dio una serie de conferencias, bajo el título Ensayos
experimentales, sobre la constitución de las mezclas gases; sobre la presión de vapor de agua y
otros vapores a diferentes temperaturas, tanto en el vacío como en aire; en evaporación, y acerca
de la expansión térmica de los gases. Estos cuatro artículos fueron publicados en las Memorias de
la Lit & Phil correspondientes a 1802.
El segundo de estos ensayos comienza con una observación sorprendente:

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Apenas pueden caber dudas acerca de la reductibilidad de fluidos elásticos de cualquier
tipo en líquidos, y no debemos perder la esperanza de conseguirlo aplicando bajas temperaturas y
adicionalmente fuertes presiones sobre los gases sin mezclar.
Después de describir los experimentos para determinar la presión de vapor de agua en
varios puntos entre 0 y 100 °C (32 y 212 °F), Dalton llegó a la conclusión a partir de las
observaciones de la presión de vapor de seis líquidos diferentes, que la variación de la presión de
vapor para todos los líquidos es equivalente, para la misma variación de la temperatura,
determinados a partir de vapor de cualquier presión.
En el cuarto ensayo, Dalton anota:
No veo ninguna razón por la que no podamos concluir que todos los fluidos compresibles
bajo la misma presión se expanden igualmente por el calor y que para cualquier expansión de
mercurio, la correspondiente expansión del aire es proporcionalmente algo menos, a mayor
temperatura. Parece, por tanto, es más probable que las leyes generales con respecto de la
cantidad absoluta y la naturaleza del calor sean derivadas de los fluidos elásticos más que de otras
sustancias.
La teoría atómica
La más importante de todas las investigaciones de Dalton fue la teoría atómica, que está
indisolublemente asociada a su nombre. Se ha propuesto que esta teoría se la sugirieron, o bien
sus investigaciones sobre el etileno («gas oleificante») y metano (hidrógeno carburado) o los
análisis que realizó del óxido nitroso (protóxido de nitrógeno) y del dióxido de nitrógeno (dióxido
de ázoe), son puntos de vista que descansan en la autoridad de Thomas Thomson. Sin embargo,
un estudio de los cuadernos de laboratorio propio de Dalton, descubierto en las habitaciones de la
Lit & Phil, llegó a la conclusión de que lejos de haber sido llevado por su búsqueda de una
explicación de la ley de las proporciones múltiples a la idea de que la combinación química
consiste en la interacción de los átomos de peso definido y característico, la idea de los átomos
surgió en su mente como un concepto puramente físico, inducido por el estudio de las
propiedades físicas de la atmósfera y otros gases. Los primeros indicios de esta idea se encuentran
al final de su nota ya mencionada sobre la absorción de gases, que fue leída el 21 de octubre de
1803, aunque no se publicó hasta 1805. Aquí dice:
¿Por qué un determinado volumen de agua no admite el mismo volumen de cualquier
tipo de gas? He reflexionado profundamente sobre esta cuestión y, aunque no me satisface
completamente la respuesta, estoy casi convencido de que tal circunstancia depende del peso y de
la cantidad de las últimas partículas constituyentes de los diferentes gases.
Pesos atómicos
Dalton fue el primero en publicar una tabla de pesos atómicos relativos. Seis elementos
aparecen en esta tabla: hidrógeno, oxígeno, nitrógeno, carbono, azufre y fósforo, atribuyendo
convencionalmente al átomo de hidrógeno el peso de una unidad. Dalton no proporciona ninguna
indicación en este primer artículo de cómo había realizado sus cálculos, sin embargo en una
entrada de su cuaderno de laboratorio fechada el 6 de septiembre 1803, aparece una lista en la
que se establecen los pesos relativos de los átomos de una serie de elementos, que se derivan del
análisis del agua, amoniaco, dióxido de carbono y otros compuestos ya realizados por los químicos
de la época.
Parece, entonces, que al enfrentarse con el problema de calcular el diámetro relativo de
los átomos, que tenía la convicción de que eran los componentes básicos de todos los gases,
utilizó los resultados de análisis químicos. A partir de la suposición de que la combinación se

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realiza siempre en la forma más sencilla posible, llegó a la idea de que la combinación química se
lleva a cabo entre partículas de diferentes pesos, y es este enfoque experimental lo que diferencia
su teoría de las especulaciones de los filósofos atomistas de la antigüedad, como Demócrito y
Lucrecio.
La extensión de esta idea a las sustancias en general necesariamente lo llevó a formular
la ley de las proporciones múltiples, que fue brillantemente confirmada de forma experimental.
Cabe señalar que en un documento sobre la proporción de los gases o fluidos elásticos que
constituyen la atmósfera, leído por él en noviembre de 1802, la ley de las proporciones múltiples
parece ser anticipada en las palabras: «Los elementos de oxígeno pueden combinarse con un
cierta proporción de gas nitroso o con el doble de esa parte, pero no por cantidad intermedia»,
pero hay razones para sospechar que esta frase fue añadida algún tiempo después de la lectura
del documento, que no fue publicado hasta 1805.
En su obra Un nuevo sistema de filosofía química (1808) los compuestos fueron
enumerados como binarios, ternarios, cuaternarios, etc., en función del número de átomos que el
compuesto tenía en su forma más simple, la forma empírica.
Planteó la hipótesis de que la estructura de los compuestos siempre responde a
proporciones que se pueden expresar con números enteros. Por lo tanto, un átomo del elemento
X con la combinación de un átomo del elemento Y es un compuesto binario. Por otra parte, un
átomo del elemento X con la combinación de dos elementos de Y o viceversa, es un compuesto
ternario. Aunque no siempre, muchas de las primeras formulaciones de compuestos realizadas por
Dalton en Un nuevo sistema de filosofía química resultaron exactas y son las que se usan en la
actualidad.
Dalton utiliza sus propios símbolos para representar visualmente la estructura atómica
de los compuestos. Así lo hizo en Un nuevo sistema de filosofía química donde Dalton utilizó esa
simbología para listar los elementos y compuestos más comunes.
Los cinco puntos principales de la teoría atómica de Dalton
1. Los elementos están hechos de partículas diminutas llamadas átomos que son
indestructibles e indivisibles.
2. Todos los átomos de un determinado elemento son idénticos.
3. Los átomos de un elemento son diferentes de las de cualquier otro elemento, los átomos
de elementos diferentes se pueden distinguir unos de otros por sus respectivos pesos
atómicos relativos.
4. Los átomos de un elemento se combinan con los átomos de otros elementos para formar
compuestos químicos, un compuesto dado siempre tiene el mismo número relativo de
tipos de átomos.
5. Los átomos no se pueden crear ni dividir en partículas más pequeñas, ni se destruyen en el
proceso químico. Una reacción química simplemente cambia la forma en que los átomos
se agrupan.
Dalton propuso adicionalmente un «principio de máxima simplicidad» que encontró
resistencia para ser aceptado, ya que no podía ser confirmado de forma independiente:
Cuando los átomos se combinan siempre en la misma proporción, «... se debe presumir
que forman una unión binaria, a menos que haya una razón de peso para suponer lo contrario».
Esto no era más que una suposición derivada de la fe en la simplicidad de la naturaleza.
No había pruebas a disposición de los científicos para deducir cuántos átomos de cada elemento
se combinan para formar moléculas de compuestos. Pero esta o alguna regla de cualquier otro

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tipo era absolutamente necesaria para el desarrollo cualquier teoría incipiente, ya que era
necesario presuponer una fórmula molecular para calcular los pesos atómicos relativos. En
cualquier caso, a Dalton este «principio de máxima simplicidad» le hizo suponer equivocadamente
que la fórmula del agua era OH y la del amoniaco NH.
A pesar de la incertidumbre en el corazón de la teoría atómica de Dalton, los principios
de la teoría sobrevivieron. Sin duda, la convicción de que los átomos no se pueden subdividir,
crear, o dividirse en partículas más pequeñas cuando se combinan, separan o reorganizan en las
reacciones químicas es incompatible con la existencia de fusión nuclear y fisión nuclear, pero estos
procesos son reacciones nucleares y no reacciones químicas. Además, la idea de que todos los
átomos de un elemento son idénticos en sus propiedades físicas y químicas no es exacta: como
ahora sabemos los diferentes isótopos de un elemento tienen diferentes pesos. A pesar de todo,
Dalton había creado una teoría enormemente potente y fructífera. De hecho, la innovación de
Dalton fue tan importante para el futuro de la ciencia como lo sería la misma fundamentación de
la química moderna realizada por Lavoisier.
Teoría de Dalton
Dalton tomo como punto de partida una serie de evidencias experimentales conocidas
en su época:
Las sustancias elementales no pueden descomponerse.
Las sustancias, simples o compuestas, tienen siempre las mismas propiedades
características.
Los elementos no desaparecen al formarse un compuesto, pues se pueden recuperar por
descomposición de éste.
La masa se conserva en las reacciones químicas, que provenía de la Ley de conservación
de la masa del químico francés Lavoisier.
La proporción de los elementos que forman un compuesto es constante, que provenía de
la Ley de las proporciones definidas del también químico francés Proust.
Para explicar estos hechos propuso las siguientes hipótesis:
La materia es discontinua; está formada por átomos que son partículas indivisibles.
Todos los átomos de un mismo elemento son iguales, tienen la misma masa y átomos de
diferentes elementos difieren en su masa.
Los átomos de diferentes elementos se combinan para formar "moléculas".
Los cambios químicos son cambios en las combinaciones de los átomos entre sí, los
átomos no se crean ni se destruyen.
Los átomos que se combinan para formar un compuesto lo hacen siempre en la misma
proporción, que será la Ley de las proporciones múltiples.
La contribución de Dalton no fue proponer una idea asombrosamente original, sino formular
claramente una serie de hipótesis sobre la naturaleza de los átomos que señalaban la masa como
una de sus propiedades fundamentales, y preocuparse por probar tales ideas mediante
experimentos cuantitativos. (John Dalton - Wikipedia.)

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Jöns Jacob Berzelius
Jöns Jacob von Berzelius
(Östergötland, Suecia, 20 de agosto de 1779 -
Estocolmo, 17 de agosto de 1848) fue un
químico sueco. Trabajó a cabo la técnica
moderna de la fórmula de notación química, y
junto con John Dalton, Antoine Lavoisier, y
Robert Boyle, considerado el padre de la
química moderna. Comenzó su carrera como
médico, pero sus investigaciones en la química
y la física eran de mayor importancia en el
desarrollo de la asignatura. Logró mucho en la
vida más tarde como secretario de la
Academia Sueca. Es conocido en Suecia como
el Padre de Química sueca. Berzelius nació en
Östergötland, en Suecia. Perdió a sus padres a
una edad temprana. Estaba a cargo de sus
familiares en Linköping, donde asistió a la
escuela que hoy se conoce como
Katedralskolan. Posteriormente se matriculó
en la Universidad de Uppsala, donde aprendió
la profesión de médico desde 1796 hasta
1801. Le enseñó química Anders Gustaf
Ekeberg, el descubridor del tantalio. Trabajó
como aprendiz en una farmacia y con un
médico en el balneario Medevi . Durante este
tiempo análizó el agua del manantial. Para sus
estudios de medicina, examinó la influencia de
la corriente galvánica en varias enfermedades
y se graduó como MD en 1802.Ejerció la
medicina cerca de Estocolmo, hasta que el
propietario de la mina, Wilhelm Hisinger,
descubrió su capacidad analítica y lo dotó de
un laboratorio.
En 1807 Berzelius fue nombrado
profesor de química y farmacia en el Instituto
Karolinska.
En 1808 fue elegido miembro de la
Real Academia Sueca de Ciencias, la cual, en
aquel momento se había estancado durante
varios años, debido a un menor interés en las
ciencias en Suecia desde la época del
romanticismo. En 1818, Berzelius fue elegido
secretario de la misma, y ocupó el cargo hasta
1848. A Berzelius se le atribuye la
revitalización de la Academia que vivió una
segunda época dorada, siendo la primera la que estuvo bajo la secretaría del astrónomo Pehr
Wilhelm Wargentin (1749 a 1783). En 1837, fue elegido también miembro de la Academia Sueca,
con el sillón número 5.

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Ley de las proporciones definidas
Poco después de llegar a Estocolmo escribió un libro de texto de química para sus
estudiantes de medicina, de la que un punto y una larga carrera fructífera en la química
comenzaron. Mientras llevaba a cabo experimentos en apoyo del libro de texto utilizó la ley de las
proporciones constantes, formulada por Joseph Louis Proust, y mostró que las sustancias
inorgánicas están compuestas de diferentes elementos en proporciones constantes en peso. Con
base en esto, en 1828 compiló una tabla de pesos atómicos relativos, donde el peso atómico del
oxígeno se fija en 100. Este trabajo proporciona evidencia a favor de la teoría atómica de Dalton:
que los compuestos químicos inorgánicos se componen de átomos combinados en cantidades
enteras. Al descubrir que los pesos atómicos no son múltiplos enteros del peso de hidrógeno,
como el del cloro 35,5 veces le peso atómico del hidrógeno, Berzelius también refutó la hipótesis
de Prout que los elementos se construyen a partir de átomos de hidrógeno.
Con el fin de ayudar a sus experimentos, desarrolló un sistema de notación química en la
cual a los elementos se les denotaba con símbolos simples, tales como O para el oxígeno, o Fe de
hierro, con las proporciones señaladas por números. Este es, básicamente, el mismo sistema
utilizado en la actualidad, en la fórmula molecular, la única diferencia es que en lugar subíndices
(utilizados en la actualidad) (por ejemplo, H2O), Berzelius utiliza un superíndice (H2
O). Berzelius se
acredita con la identificación de los elementos químicos de silicio, selenio, torio y cerio. Los
estudiantes que trabajan en el laboratorio de Berzelius descubrieron también el litio y el vanadio.
Nuevos términos químicos
A Berzelius también se le atribuyen nuevos términos empleados en química como
catálisis, polímeros, isómero y alótropo, aunque sus definiciones originales difieren drásticamente
de su uso moderno. Por ejemplo, acuñó el término "polímero" en 1833 para describir los
compuestos orgánicos que comparten idénticas fórmulas empíricas, pero difieren en el peso
molecular en general. El mayor de los compuestos se describe como "polímero" de los más
pequeños.
Biología
Berzelius tuvo también un efecto importante sobre la biología. Fue el primero en hacer la
distinción entre los compuestos orgánicos (aquellos que contienen carbono), y los compuestos
inorgánicos. En particular, aconsejó a Gerardus Johannes Mulder en su análisis elemental de
compuestos orgánicos, tales como el café, el té y varias proteínas. El término "proteína" fue de
hecho acuñado por Berzelius, después de que Mulder hubiera observado que todas las proteínas
parecían tener la misma fórmula empírica, y llegó a la conclusión errónea de que podrían estar
compuestas por un solo tipo de molécula (muy grande). Berzelius propuso este nombre porque
estas moléculas parecían ser la sustancia primitiva de la alimentación animal que las plantas
preparan para los herbívoros.
Familia
En 1818 Berzelius fue ennoblecido por el rey Carlos XIV Juan. En 1835, a la edad de 56
años, se casó con Elisabeth Poppius, de 24 años de edad, hija de un ministro del gobierno sueco, y
en el mismo año fue elevado a freiherr.
Berzeliusskolan, una escuela situada al lado de su alma mater, Katedralskolan, lleva su
nombre. En 1939, su retrato apareció en una serie de sellos postales en conmemoración del
bicentenario de la fundación de la Academia Sueca de Ciencias.
Falleció el 7 de agosto 1848 en su casa en Estocolmo, donde había vivido desde 1806.4

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Obra
Fue el primer analista del Siglo XIX: además de llevar a cabo con la mayor precisión un
número enorme de análisis, hay que atribuirle el descubrimiento de varios cuerpos simples:
Hisinger y Berzelius descubren el elemento cerio en 1807, en 1817 identifica junto a Johan
Gottlieb Gahn el selenio, y como tercer y último descubrimiento el torio en 1829. Sus alumnos
descubrieron otros dos elementos: en 1817 Johann Arfvedson descubre el litio, y en 1830 Nils
Gabriel Sefström redescubre el vanadio. Berzelius fue quién propuso los nombres de litio y
vanadio, así como el de sodio. Fue el primer químico que aisló el silicio (en 1823), el circonio (en
1824), el torio (en 1828) y el titanio.
Estudió las combinaciones de azufre con fósforo, el flúor y los fluoruros, determinó un
gran número de equivalentes químicos. Fue prácticamente el creador de la química orgánica.
Introdujo las nociones y las palabras alotropía, catálisis, isomería, halógeno, radical orgánico y
proteína. Tan filósofo como experimentador, consolidó la teoría atomística así como la de las
proporciones químicas; inventó e hizo aceptar universalmente fórmulas químicas análogas a las
fórmulas algebraicas con el objetivo de expresar la composición de los cuerpos. Para explicar los
fenómenos adoptó la célebre teoría del dualismo electro-químico, y con esta teoría llevó a cabo
muchas reformas en la nomenclatura y en la clasificación. Desarrolló una teoría electroquímica
acerca de los radicales. También fue uno de los primeros que basó la mineralogía en el
conocimiento de los elementos químicos de los cuerpos. El actual sistema de notación química se
adoptó gracias a Berzelius, que fue quien lo propuso en 1813. Berzelius fue uno de los primeros
que publicó una tabla de las masas moleculares y masas atómicas con exactitud aceptable.
Publicaciones
Nova analysis aquarum medeviensium - 1800
De electricitatis galvanicae apparatu cel. Volta excitae in corpra organica effectu (su tesis
doctoral de Medicina) - Investigaciones sobre los efectos del galvanismo - 1802
Nuevo sistema de mineralogía
Sobre el análisis de los cuerpos inorgánicos - 1827
Teoría de las proporciones químicas y tabla analítica de los pesos atómicos de los cuerpos
simples y sus combinaciones más importantes - 1835
Tratado de química mineral, vegetal y animal en varios volúmenes entre 1808 y 1830.
Elementos de mineralogía aplicada a las ciencias químicas, obra basada en el método de
M. Berzélius y que contiene la Historia natural y metalúrgica de las sustancias minerales,
sus aplicaciones en farmacia, medicina y economía doméstica de Jons Jakob Berzelius -
1837
Tratado de Química. Una de las obras más completas de la época sobre esta materia. La
primera edición se publicó en Estocolmo entre 1808 y 1818 en 3 volúmenes in-8.
A partir de 1822 publicó una Memoria anual de los progresos de la química y de la
mineralogía.
(Jöns Jacob Berzelius - Wikipedia)

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