Este documento presenta los fundamentos de la química, incluyendo definiciones, propiedades de la materia, transformaciones físicas y químicas, estados de agregación, energía, leyes ponderales, teoría atómica, nomenclatura, reacciones químicas y clasificación de compuestos. Explica conceptos como sistema material, masa, peso, sustancias simples y compuestas, estados de oxidación, y fórmulas químicas. Además, describe las diferencias entre cambios físicos y químicos

1. UNIDAD I: FUNDAMENOS. NOMENCLATURA. ESTEQUIOMETRIA.
Definición química: ciencia que estudia la composición, estructura y propiedades de los sistemas
materiales así como las interacciones entre las sustancias y los efectos provocados sobre ellas
cuando se les suministra o se les quita energía en cualquiera de sus formas.
Materia: todo lo que es percibido por nuestros sentidos es de origen material. Materia es todo lo
susceptible a adquirir distintas formas.
Propiedades químicas: las propiedades químicas de los cuerpos se ponen de manifiesto cuando se
transforman en otros distintos.
Propiedades físicas: las distintas
formas de la materia se diferencias
mediante ciertas cualidades que
afectan directa o indirectamente a
nuestros sentidos, las cuales se
denominan propiedades físicas y no
afectan la naturaleza interna de la
materia.
Transformaciones físicas y químicas:
los cambios que experimentan las
sustancias pueden ser químicos o
físicos. Un cambio físico modifica
algunas propiedades de la
substancia pero no hay motivos para
suponer que se ha formado una nueva. En cambio, en los cambios químicos conocidos como
reacciones se produce una modificación profunda de todas las propiedades del cuerpo, hecho
que nos obliga a suponer que se ha formado una nueva substancia.
Diferencias entre cambios físicos y químicos:
1. Los cambios químicos van acompañados de una modificación profunda de las propiedades
del cuerpo o cuerpos reaccionantes; los cambios físicos dan lugar a una alteración muy
pequeña y muchas veces parcial de las propiedades del cuerpo.
2. Los cambios químicos son casi siempre de carácter permanente mientras que, por lo general,
los cambios físicos persisten mientras actúa la causa que los origina.
3. Los cambios químicos van acompañados por una variación importante de energía mientras
que los cambios físicos van unidos a una variación de energía relativamente pequeña.
Estados de agregación de la materia:
o Líquido: fuerzas de cohesión predominan levemente
respecto de las de repulsión.
 Volumen propio y forma indefinida.
 Poca compresibilidad.
 Media densidad.
 Fluyen formando capas.
o Solido: fuerza de cohesión superior a la de repulsión.
 Forma y volumen definidos.
 Incompresibles.
 Alta densidad.
o Gaseoso: fuerza de repulsión mayor que la de
cohesión. Partículas en desorden.
 Forma y volumen indefinidos.
 Compresibilidad.
 Expansión.
Propiedades físicas
Específicas: color, olor, dureza,
punto de fusión.
Extensivas. dependen de la
cantidad de la materia. Peso,
volumen, capacidad calorifíca.
Intensivas: no dependen de la
cantidad de la materia. Densidad,
calor específico, temperatura.
Se pueden medir y observar, sin
que cambie la composición de la
sustancia

2.  Baja densidad.
 Se mezclan en forma homogénea. Difunden rápidamente.
Sistema material: la materia varía en función de su composición. Como desde el punto de vista
químico, interesa la constitución de la materia para estudiar la composición o cualquier propiedad
de la materia es necesario tomar y aislar una porción limitada de la misma. Esa porción de materia
se denomina sistema material. Las propiedades que caracterizan a los sistemas materiales son
extensión e inercia.
Los sistemas materiales poseen una determinada cantidad de materia denominada masa. Una
manera de medir la cantidad de masa de un sistema material es midiendo su peso.
El peso es la fuerza con la que un cuerpo es atraído por el centro de gravedad de la tierra.
De esto deducimos que:
Masa es una magnitud constante mientras que el peso es una magnitud variable.
Clasificación de los sistemas materiales:
o De acuerdo al intercambio de materia y energía con el medio que los rodea.
 Abierto: permite el intercambio de materia y energía con el medio circundante.
 Cerrado: sólo permite el intercambio de energía con el medio.
 Aislado: no hay intercambio de energía ni de materia con el medio. o De acuerdo a
las propiedades intensivas.
 Homogéneos: son todos aquellos que poseen las mismas propiedades intensivas en
toda su masa. Ejemplo: azúcar común, sal de mesa disuelto en agua, bicarbonato de
sodio.
 Heterogéneos: aquellos que presentan variaciones de por lo menos una propiedad
intensiva en algún punto de su masa. Ejemplo: la sangre; aceite y agua; benceno y
agua. Las porciones homogéneas que constituyen un sistema heterogéneo se
denomina fase. Los sistemas heterogéneos presentan dos o más fases mientras que
los homogéneos son monofásicos.
Sustancias simples: son aquellas formadas por una sola clase de átomos.
Sustancias compuestas: son aquellas en cuya composición encontramos varios tipos de sustancias
en proporciones constantes.
Energía: es una propiedad que almacenan los cuerpos y que se puede aprovechar para producir
trabajo. Todos los cuerpos tienen distintos tipos de energía que puede pasar de un cuerpo a otro sin
que nunca desaparezca.
Clases de energía: a pesar de que todos los cuerpos tienen energía, no toda es igual. Existen distintos
tipos.
o Energía potencial.

3. o Energía cinética.
o Energía radiante.
o Energía térmica: asociada al movimiento aleatorio de átomos y moléculas.
o Energía química: se almacena dentro de las unidades estructurales de las sustancias.
Todas las formas de energía se pueden interconvertir: cuando desaparece una, debe aparecer otra.
Éste principio enuncia la ley de conservación de la energía, “la energía total del universo,
permanece constante”.
Leyes gravimétricas o ponderales:
o Ley de conservación de la masa o de Lavoisier: “la masa de un sistema permanece invariable
cualquiera que sea la transformación que ocurra en él, es decir, la masa de los cuerpos
reaccionantes es igual a la de los productos”.
o Ley de proporciones
indefinidas o de
Proust: “cuando dos o
más elementos se
combinan para
formar un compuesto
lo hacen en una
relación en peso
constante independientemente del proceso seguido para formarlo”. Encarado desde otro
punto de vista sería: “para cualquier muestra pura de determinado compuesto los elementos
que lo forman mantienen una proporción fija en peso, es decir, una proporción ponderal
constante”.
o Ley de proporciones recíprocas o de Ritcher: “los pesos de diferentes elementos que se
combinan con un mismo peso de un elemento dado, dan la relación de pesos de estos
elementos cuando se combinan entre sí o bien múltiplos y submúltiplos de estos pesos”. En
criollo: si para formar 18 gramos de agua
necesito 2 gramos de hidrogeno y 16
gramos de oxígeno entonce s tengo una
relación de 1:8 (1 gramo de H y 8 gramos
de O). Y si a su vez tengo 71 gramos de
cloro y 16 gramos de oxígeno para
formar 87 gramos de una sustancia
tengo una relación de 8:35,5. Luego, si
quiero formar 71 gramos de una
sustancia con 2 gramos de H y 71 gramos de Cl tengo una relación de 1:35,5. Nótese que en
cada relación el número correspondiente a cada elemento en las relaciones no varía.
o Ley de proporciones múltiples o de Dalton: “las cantidades de un mismo elemento que se
unen con una cantidad fija de otro para formar en cada caso un compuesto distinto están
en la relación de números enteros sencillos”.
Estados de oxidación: el estado de oxidación de un elemento se considera a la carga aparente con
la que dicho elemento está funcionando en ese compuesto. El átomo tiende a cumplir la regla del
octeto para obtener así una configuración eléctrica similar a la de los gases nobles, los cuales son
eléctricamente estables. Esta regla sostiene que un átomo tiende a tener ocho electrones en su nivel
de energía externo. EJEMPLO: cuando un átomo -A- necesita, por ejemplo, 3 electrones para
obedecer la regla del octeto, entonces dicho átomo tiene un número de oxidación de 3−. Por otro
lado, cuando un átomo -B- tiene los 3 electrones que deben ser cedidos para que el átomo A
cumpla la ley del octeto, entonces este átomo tiene un número de oxidación de 3+. En este ejemplo
podemos deducir que los átomos A y B pueden unirse para formar un compuesto, y que esto

4. depende de las interacciones entre ellos. La regla del octeto y del dueto pueden ser satisfechas
compartiendo átomos (moléculas) o cediendo y adquiriendo electrones (iones poliatómicos).
Fórmula química: se usa para expresar la composición de las sustancias. Hay dos tipos, fórmulas
moleculares y fórmulas empíricas.
• Fórmula molecular: se usa para expresar la unión de sustancias covalentes, es decir, aquellas
sustancias en que todos los átomos se encuentran unidos mediante sustancias covalentes
(sustancias simples y compuestos covalentes) y siempre expresa el número real de átomos
que forman la molécula.
• Fórmula empírica: es una expresión que representa la porción más simple en la que están
presentes los átomos que forman un compuesto. Por ende, es la representación más sencilla
de un compuesto por eso, a veces,
también se la llama fórmula mínima.
Reacción química: es el proceso en que,
mediante una redistribución de átomos de una o
más sustancias en un sistema material, llamadas
reactivos o reactantes, se producen una o más
sustancias con propiedades físicas y químicas
diferentes llamadas productos.
Ecuación química: es la representación de una
reacción química en la que se indican la clase y cantidad de cada una de las sustancias que
participan en ella y el sentido de la reacción. De ser necesario también se coloca el estado de
agregación de cada una de las sustancias participantes.
Nomenclatura química inorgánica:
• Nomenclatura sistemática: se basa en nombrar a las sustancias usando prefijos numéricos
que indican la atomicidad de cada uno de los elementos presentes en cada molécula. La
forma de nombrar los elementos es: prefijo-nombre genérico + prefijo-nombre específico.
• Nomenclatura stock: se basa en nombrar a los compuestos escribiendo al final con números
romanos la valencia atómica con la que actúa el elemento con nombre específico. Se
nombra: nombre genérico + nombre específico + N° de valencia.
• Nomenclatura tradicional: en este sistema se indica la valencia del elemento específico
usando prefijos y sufijos.
Las reglas generales son:
o Si el elemento posee una sola valencia se utilizará el sufijo –ico o simple mente el
nombre del elemento.
o Si el elemento posee dos valencias se utilizarán los sufijos –oso e –ico para la menos
y mayor valencia respectivamente.
o Si tiene tres se nombra al elemento como hipo-nombre del elemento-oso, nombre
del elemento-oso y nombre del elemento-ico para la menor valencia, la
intermedia y la mayor respectivamente.
o Si el elemento cuenta con cuatro o más valencias se nombrará al elemento
como:
 Hipo-nombre-oso para la valencia 1 y 2.
 Nombre-oso para la valencia 3 y 4.
 Nombre-ico para la valencia 5 y 6.
 Per-nombre-ico para la valencia 7.

5. Clasificación de compuestos:
• Anhídridos: son compuestos binarios con bajo punto de fusión que se forman como
consecuencia de la reacción de un no metal con oxígeno. También se denominan
anhídridos. Ejemplo:
Carbono + Oxígeno Dióxido de carbono
• Óxidos básicos: son compuestos binarios con alto punto de fusión que se forman como
consecuencia de la reacción de un mental con oxígeno. Ejemplo:
Hierro + Oxígeno Óxido férrico
• Hidruros metálicos: son compuestos binarios formados cuando reaccionan un metal y el
hidrogeno. El hidrogeno toma el electrón que cede el metal. Ejemplo:
Hierro + Hidrogeno Hidruro férrico
• Hidruros no metálicos: compuestos binarios que resultan de la reacción de un no metal y el
hidrogeno. El no metal siempre actúa con su menor valencia por lo cual cada hidruro es
único. Por lo general se encuentran en estado gaseoso a temperatura ambiente y muchos
de ellos registran propiedades ácidas. Se forma escribiendo el símbolo químico del hidrógeno
seguido del símbolo del no metal y se intercambian valencias. Se nombran añadiendo la
terminación –uro a la raíz del nombre del elemento y colocando después “... hidrógeno”.
Ejemplo: Yodo + Hidrógeno Yoduro de hidrógeno
• Hidrácidos: son hidruros no metálicos que cuando se disuelven en agua adquieren
propiedades ácidas.
• Oxácidos (o ácido): son compuestos ternarios que se obtienen por reacción de un óxido
ácido con agua. Fórmula general:
HxNOy donde N es un no metal.
La cantidad de H y O depende del estado de oxidación del no metal por cuanto la suma
debe ser 0. Ejemplo: Dióxido sulfúrico + Agua Ácido sulfúrico
• Bases o hidróxidos: son compuestos ternarios que se obtienen por reacción de un óxido
básico con agua. Fórmula general:
M(OH)x donde M es un metal y x es la valencia de éste.

6. Por ejemplo:
• Sales neutras: si reaccionamos una base y un ácido obtenemos como productos una sal
neutra más agua. Por ejemplo:
Teoría atómica de Dalton: en el siglo v a.C., el filósofo griego Demócrito planteó la idea de que toda
la materia estaba formada por muchas partículas pequeñas e indivisibles que llamó átomos. En 1808,
el inglés, Dalton, formuló una definición precisa de las unidades indivisibles con las que está formada
la materia y que llamamos átomos. Las leyes ponderales de las combinaciones químicas
encontraron una explicación satisfactoria en la teoría formulada por Dalton. El químico reinterpretó
las leyes ponderales basándose en el concepto del átomo y establece las siguientes hipótesis
partiendo del supuesto de que la materia es discontinua.
1. Los elementos están formados por partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos.
2. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos, tienen igual tamaño, masa y
propiedades químicas. Los átomos de un elemento son diferentes a los átomos de todos los
demás elementos.
3. Los compuestos están formados por átomos de más de un elemento. En cualquier
compuesto, la relación del número de átomos entre dos de los elementos presente es
siempre un número entero o una fracción sencilla.
4. Una reacción química implica sólo la separación, combinación o reordenamiento de los
átomos; nunca supone la creación o destrucción de los mismos.
Ley de los volúmenes de combinación o de Gay-Lussac: “en cualquier reacción química los
volúmenes de todas las substancias gaseosas que intervienen en la misma, medidos en las mismas
condiciones de presión y temperatura, están en una relación de números enteros sencillos”. Esta
relación coincide con el número de moléculas que intervienen, a su vez éstas son iguales al
coeficiente de cada elemento. Ejemplo: 2H2 + O 2H2O. Dos moléculas de hidrogeno reaccionan
con una de oxígeno para formar dos moléculas de agua, es decir que dos volúmenes de hidrogeno
más uno de oxígeno da lugar a dos volúmenes de agua.
Hipótesis de Avogadro y el volumen molar: se ha encontrado experimentalmente que en las
reacciones entre gases a la misma temperatura y presión, los volúmenes de los diferentes gases
reaccionantes están siempre en una relación de números enteros sencillos. Esta generalización se
conoce como Ley de Gay-Lussac, de los volúmenes de combinación. Avogadro propuso una
explicación para esta, que se conoce como Principio de Avogadro, el cual establece que
volúmenes iguales de todos los gases en las mismas condiciones de temperatura y presión tienen el
mismo número de moléculas. De este modo, la relación que existe entre los volúmenes de los gases
debe ser la misma que hay entre las moléculas. Así un litro de oxígeno contiene el mismo número de
moléculas que un litro de nitrógeno o de cualquier otro gas.
Por medio de la experimentación se ha encontrado que a condiciones normales (0 °C y 1 atm), un
mol de cualquier gas ocupa aproximadamente 22,4 litros. Este valor, 22,4 litros, por mol, se denomina
volumen molar de un gas ideal a condiciones normales. Obsérvese que este valor se cumple
únicamente para un gas medido en condiciones normales. Un mol de cualquier gas contiene un
número de Avogadro de moléculas. A condiciones normales el volumen ocupado por estas
moléculas es igual a 22, 4 litros, sin importar su tipo, siempre que su comportamiento sea ideal.
Estructura de la materia: la materia está formada por partículas microscópicas como los átomos,
moléculas e inoes; y subatómicas como el electrón, protón y neutrón.
o Átomo: es la menor porción de materia eléctricamente neutra que puede reaccionar
químicamente y que es la unidad básica de los elementos químicos.
o Protón: es una partícula subatómica que tiene una unidad de masa atómica y una unidad
de carga eléctrica positiva. Se simboliza con +1p1.

7. o Electrón: es una partícula subatómica que tiene una masa aproximadamente 1840 veces
menor a la del protón, por eso su aporte a la masa del átomo es despreciable, y posee una
unidad de carga eléctrica negativa. Se denota con -1e1.
o Neutrón: partícula subatómica que tiene una UMA y una unidad de carga neutra. Se
simboliza con 0n1.
Elemento químico: se define así al material formado por átomos o iones que tienen el mismo número
atómico, es decir, la misma cantidad de protones en su núcleo. Cada elemento tiene un número
atómico Z único que permite identificarlo inequívocamente. Los isótopos son elementos de un mismo
elemento que tienen el mismo número de protones pero distinta cantidad de neutrones. Cada
isótopo se caracteriza por el símbolo del elemento químico al que pertenece al que se le agrega un
superíndice numérico (A) que indica su número másico (suma de protones y neutrones) y un
subíndice numérico que indica su número atómico (Z).
Molécula: se define molécula como la menor porción de una sustancia química que mantiene todas
las propiedades de la misma y que es eléctricamente neutra. Cada clase de molécula se identifica
por el nombre que se le da a la sustancia y por su fórmula química.
Ion: es una especie cargada eléctricamente que proviene de un átomo, conjunto de átomos o
molécula, que ha perdido electrones. La carga eléctrica puede ser positiva, por perdida de
electrones, o negativa, por ganancia de electrones. Si es positiva se trata de cationes, de lo contrario
son aniones.
Mol: una cantidad de muestra macroscópica equivalente ampliamente usada por los químicos es
el mol al cual se lo define como la cantidad de materia o masa, expresada en gramos, que contiene
el número de Avogadro en partículas.
Número de Avogadro: equivale a partículas y surge de determinar experimentalmente
el número de átomos contenidos en 12g del isótopo de . Dentro de estas partículas, además de
moléculas, átomos e iones, también se encuentran las partículas subatómicas. Por este motivo es
ambiguo decir un mol sin especificar si se trata de un mol de moléculas, mol de átomos, etcétera.
Masa molar: es el peso atómico relativo al que se le asigna la unidad gramo. Esta masa corresponde
a un mol de átomos por lo que debe ser expresada en g/mol.
Atomicidad: es el número de átomos que tiene una molécula, es decir, la forma en la que existe
cada elemento en la naturaleza.
Masa atómica relativa o peso relativo: expresa cuántas veces mayor es la masa real del átomo
respecto a la UMA, unidad tomada como referencia. La masa atómica relativa de un elemento es
el promedio de las masas relativas de los isótopos naturales que forman un elemento teniendo en
cuenta su abundancia relativa.
Unidad de masa atómica: UMA es la sigla de la unidad de masa atómica y se define como la
doceava parte de la masa real del isótopo . Se toma éste por ser un isótopo natural estable y
abundante en la naturaleza.
Masa molecular real o peso molecular real: es la masa de una molécula expresada en gramos. La
masa molecular real es la suma de las masas reales de los átomos que forman la molécula.
Masa molecular relativa o peso molecular relativo: es un número adimensional que expresa cuántas
veces mayor es la masa de la molécula respete de la UMA y es igual a la suma de todas las masas
atómicas relativas de los elementos que la componen.
Mol de átomo: un mol de átomos de determinado elemento es la masa, en gramos, es
átomos de un elemento. Está masa corresponde al peso atómico gramo de dicho elemento.
Peso atómico gramo: es la masa de un mol de átomos de un elemento y contiene el número de
Avogadro de átomos de ese elemento.
Mol de moléculas: es la masa de una sustancia, expresada en gramos, de moléculas
de esa sustancia. Corresponde al peso molecular gramo de esas sustancia.
Peso molecular gramo: es la masa de un mol de moléculas de un elemento y contiene el número de
Avogadro de moléculas de una sustancia.

8. Estequiometria: es el cálculo entre las relaciones cuantitativas entre los reactantes y los productos en
una reacción química. Relaciones:
• Masa-masa
• Masa-volumen
• Volumen-volumen
Reactivo limitante: es el reactivo que limita la reacción (que se usa completamente) de acuerdo a
la ley de proporciones indefinidas o de Proust.
Rendimiento de una reacción: el rendimiento teórico es cuánto se espera que se forme, y el
rendimiento real es cuántos gramos se formaron realmente. Con una regla de tres podemos calcular
cuál es el porcentaje de rendimiento de una reacción.

9. UNIDAD II: ESTRUCTURA ATÓMICA
Tubos de rayos catódicos: los experimentos de Thomson sobre los rayos catódicos en campos
magnéticos y eléctricos dieron pie al descubrimiento del electrón e hizo posible medir la relación
entre su carga y masa. Una vez considerado el electrón como una parte fundamental de la
materia existente en todos los átomos, los físicos atómicos empezaron a especular sobre cómo
estaban incorporadas estas partículas en el átomo. Más tarde Millikan llevo a cabo una serie de
experimentos para medir la carga del electrón. Su trabajo demostró que la carga de cada
electrón era exactamente la misma. Aplicando sus conocimientos sobre la electrostática,
encontró que la carga de un electrón es de −1,6022𝑥10−19
𝐶. A partir de estos datos calculo la
masa de un electrón.
Modelos atómicos de Thomson: en 1903 J.J. Thomson propuso un modelo subatómico del átomo.
Pensó que a la carga positiva era necesario contrarrestarla con una carga negativa. En su
modelo los electrones estaban en forma de nube difusa, de manera que el átomo consistía en
una esfera de carga eléctrica positiva, en la cual estaban contenidos los electrones en número
suficiente para contrarrestar la carga positiva. Thomson visualizó a los electrones en el modelo en
esferas homogéneas igual que las pasas de un budín.
Experiencia y modelo atómico de Rutherford: para Rutherford el átomo era un sistema planetario
de electrones girando alrededor de un núcleo atómico pesado y con carga
positiva. El átomo posee un núcleo central pequeño que contiene casi toda
la masa del átomo. Los átomos giran a su alrededor en orbitas circulares.
La suma de las cargas eléctricas negativas de los electrones debe ser
igual a la suma de las positivas del núcleo ya que el átomo es una
partícula eléctricamente neutra. Además de esto Rutherford calculó el
tamaño del átomo y de su núcleo y descubrió que el núcleo tenía un
tamaño de aproximadamente diez mil veces menor que el átomo lo que
suponía una gran cantidad de espacio vacío en la organización atómica de
la materia.
Sustancias radioactivas: algunas sustancias químicas están formadas por elementos cuyos
núcleos atómicos son inestables, como consecuencia de esa inestabilidad los átomos de esas
sustancias emiten partículas de forma intermitente y de manera aleatoria.
Tipos de radiación: en su estudio sobre la radioactividad, Rutherford descubrió dos tipos de
radiación a los que denominó “rayo alfa” y “rayo beta”. A su vez también descubrió un tercer
tipo que no era afectado por los campos magnéticos al cual llamó “rayo gamma”.
Radiación electromagnética: es una combinación de campos eléctricos y magnéticos oscilantes
que se propagan por el espacio transportando energía de un lugar a otro.
Espectros atómicos:
• Espectro de absorción: indica la fracción de radiación electromagnética incidente que
un material absorbe dentro de un rango de frecuencias.
• Espectro de emisión: es un conjunto de ondas electromagnéticas emitidas por un
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 cuántica: cuando los sólidos se someten a calentamiento emiten radiación
electromagnética que abarca una amplia gama de longitudes de onda.
Las mediciones hechas en la última parte del siglo XIX mostraron que la cantidad de energía
radiante que emitía un objeto a cierta temperatura dependía de su longitud de onda. Sin
embargo, la explicación de esta dependencia con la teoría ondulatoria establecida y con las
leyes de la termodinámica no era del todo satisfactoria.
Planck resolvió el problema con una suposición que se apartaba en forma radical de los
conceptos establecidos en la época. La física clásica asumía que los átomos y las moléculas
emitían o absorbían cualquier cantidad arbitraria de energía radiante. En cambio, Planck
proponía que los átomos y las moléculas emitían o absorbía energía sólo en cantidades discretas,
como si fuesen pequeños paquetes o cúmulos. A la mínima cantidad de energía que se podía
emitir o absorber en forma de radiación electromagnética, Planck la llamó cuanto. La energía 𝐸
de sólo un cuanto de energía está dada por
𝐸 = ℎ𝑣

10. donde ℎ es la constante de Planck y 𝑣 es la frecuencia de radiación. El valor de la constante de
Planck es 6,63 × 10−34
𝐽 ∙ 𝑠. Debido a que 𝑣 = 𝑐 𝜆⁄ , la ecuación anterior también se puede expresar
como
𝐸 = ℎ
𝑐
𝜆
De acuerdo con la teoría cuántica, la energía siempre se emite en múltiplos de ℎ𝑣. Cuando
Planck presentó su teoría, no podía explicar por qué las energías debían estar cuantizadas. Sin
embargo, con esta hipótesis no tuvo problemas para correlacionar los datos experimentales de
las emisiones de los sólidos en toda la gama de longitudes de onda; todas se explicaban con la
teoría cuántica.
Efecto fotoeléctrico: Einstein utilizó la teoría cuántica para resolver otro misterio en la física: el
efecto fotoeléctrico, un fenómeno en el que los electrones son expulsados desde la superficie de
ciertos metales que se han expuesto a la luz de al menos determinada frecuencia mínima, y que
se conoce como frecuencia umbral. El número de electrones liberados, no su energía, era
proporcional a la brillantez de la luz. No importaba qué tan intensa fuera la luz, los electrones no
se liberaban cuando la frecuencia no llegaba al umbral.
La teoría de la onda de luz no podía explicar el efecto fotoeléctrico, pero Einstein partió de la
hipótesis de que un rayo de luz es un torrente de partículas. Tomando como punto de partida la
teoría cuántica, Einstein dedujo que cada una de estas partículas de luz, que luego se
conocerían como fotones, debe poseer una energía 𝐸, de acuerdo con la ecuación
𝐸 = ℎ𝑣
donde 𝑣 es la frecuencia de la luz.
El átomo de hidrogeno de Bohr: en 1913 dio a conocer una explicación teórica del espectro de
emisión del átomo de hidrogeno. Cuando Bohr abordó por primera vez este problema, los físicos
ya sabían que los átomos estaban formados por electrones y protones. Consideraban al átomo
como una unidad donde los electrones giraban alrededor del núcleo en órbitas circulares a gran
velocidad. Este modelo resultaba atractivo porque semejaba al movimiento de los planetas
alrededor del Sol. Se suponía que en el átomo de hidrogeno, la atracción electrostática entre el
protón positivo “solar” y electrón negativo “planetario” empujaba al electrón hacia el interior, y
que esta fuerza contrarrestaba por la aceleración externa debida al movimiento circular del
electrón. A pesar de esto, de acuerdo con las leyes de la física clásica, un electrón que se mueve
en la órbita del átomo de hidrogeno experimentaría una aceleración hacia el núcleo al emitir
energía en forma de ondas electromagnéticas. Por lo tanto, tal electrón rápidamente se movería
en espiral hacia el núcleo y se destruiría junto al protón. Para explicar por qué esto no sucede,
Bohr postuló que el electrón sólo puede ocupar ciertas órbitas de energías específicas. En otras
palabras, las energías del electrón están cuantizadas. Un electrón en cualquiera de las órbitas
permitidas no se moverá en espiral hacia el núcleo y, por lo tanto, no radiará energía. Bohr
atribuyó la emisión de radiación de un átomo de hidrogeno energizado, a la caída del electrón
de una órbita de energía superior a una inferior y a la emisión de un cuanto de energía en forma
de luz.
En su hipótesis sobre la estructura atómica estableció los siguientes postulados:
1. El electrón no puede girar en cualquier orbita sino en un cierto número de orbitas estables.
En el modelo de Rutherford se aceptaba que girase en un número infinito de orbitas.
2. Cuando el electrón gira en estas orbitas estables no emite energía.
3. Cuando un átomo estable sufre una interacción uno de sus electrones puede pasar a
otra orbita estable o ser arrancado del átomo.
Somerfield corrigió el modelo de Bohr, admitiendo la existencia de orbitas circulares. Incluso con
dichas correcciones el modelo no explicaba todas las observaciones experimentales. El cambio
llegó de la mano de la mecánica cuántica.
Onda: perturbación vibracional por medio de la cual se transmite energía. Las ondas se
transmiten a través de un medio, desde un punto de origen a puntos más distantes. Un aspecto
importante de las ondas es la velocidad de propagación. Ésta depende del tipo de onda y del
medio en el cual se propaga.
Características de la onda:
• Longitud: distancia entre puntos idénticos en ondas sucesivas.
• Frecuencia: cantidad de ondas que pasan por un determinado punto en un segundo.

11. • Amplitud: es la distancia de la línea media de la onda hasta la cresta o valle.
Dualidad onda-partícula: en 1837 Maxwell propuso que la luz visible estaba compuesta por ondas
electromagnéticas. Estas ondas tienen la misma longitud y frecuencia, por ende la misma
velocidad. Pero viajan en espacios perpendiculares. La velocidad de las ondas
electromagnéticas en el vacío es de 3,00 × 108 𝑚
𝑠
.
Las ondas de luz visibles se producen por el movimiento de electrones dentro del átomo o las
moléculas. Las ondas más cortas se producen por cambios en el núcleo del átomo.
Mecánica Ondulatoria: la teoría del átomo de hidrógeno de Bohr arrojaba el siguiente
interrogante.
¿Por qué el electrón debía estar restringido a girar ciertas distancias fijas?
Para explicar el fenómeno fotoeléctrico, Einstein sugirió que la luz es un flujo de partículas aunque
como sabemos al descomponer la luz usando un prisma ésta presenta propiedades ondulatorias
de donde se deduce que la luz tiene una naturaleza dual.
En 1924, y para explicar el interrogante De Broglie propuso que quizás las partículas, además de
los electrones, podían tener propiedades ondulatorias. De Broglie dedujo que las propiedades
de las ondas y partículas se relacionan mediante la siguiente ecuación:
h= constante de Planck
m= masa 𝜆 =
ℎ
𝑚𝜈
𝜈= frecuencia de onda
𝜆= longitud de onda
De Broglie también argumentó que los electrones se comportan como una onda estacionaria en
el átomo de hidrógeno. Por lo tanto la longitud de la onda debe caber exactamente en la
circunferencia de la onda.
Principio de incertidumbre de Heisenber: la teoría de Bohr no pudo explicar los espectros de
emisión de más de un átomo (He, Li). El principio establece que es imposible determinar
simultáneamente y con precisión arbitraria, el momento y la posición de una partícula con
certidumbre. Aunque la mecánica cuántica dice que no podemos precisar la posición de un
electrón en un átomo si define la región en la que puede encontrarse en un momento dado
mediante el concepto de densidad electrónica.
Números cuánticos: para describir la distribución de los electrones en el hidrogeno y otros átomos,
la mecánica cuántica precisa de tres números cuánticos. Estos números se derivan de la solución
matemática de la ecuación de Schrödinger para el átomo de hidrogeno y son: el número
cuántico principal, el número cuántico del momento angular y el número cuántico magnético.
Estos números se utilizan para describir los orbitales atómicos e identificar a los electrones que
están dentro. El número cuántico del espín es un cuarto número cuántico que describe el
comportamiento de determinado electrón y completa la descripción de los electrones en los
átomos.
• Número cuántico principal (𝑛): puede adoptar valores enteros. En el átomo de hidrogeno,
el valor de 𝑛 define la energía de un orbital. Sin embargo, esto no se aplica para átomos
polielectrónicos. El número cuántico principal también se relaciona con la longitud
promedio del electrón al núcleo en determinado orbital. Cuanto más grande es el valor
de 𝑛, mayor es la longitud entre un electrón en el orbital respecto del núcleo y, en
consecuencia, el orbital más grande.
• Número cuántico del momento angular (𝑙): indica la forma de los orbitales. Los valores de
𝑙 dependen del número cuántico principal. Para un valor dado de 𝑛, 𝑙 tiene todos los
valores enteros posibles de 0 a 𝑛 − 1. El valor de l se designa con letras de la siguiente
forma:
𝑙 0 1 2 3 4 5
Nombre del orbital s p d f g h

12. El conjunto de orbitales que tienen el mismo valor de 𝑛 se conoce comúnmente como
nivel o capa. Los orbitales que tienen los mismos valores de 𝑛 y 𝑙 se conocen como
subnivel o subcapa.
• Número cuántico magnético (𝑚𝑙 ): describe la orientación del orbital en el espacio.
Dentro de un subnivel, el valor de 𝑚𝑙 depende del número cuántico del momento
angular 𝑙.
• Número cuántico del espín electrónico (𝑚 𝑠): que tiene de valores ½ o –½.
Estructura electrónica del átomo de hidrógeno, representación de los cuatro números cuánticos:
el electrón de un átomo de hidrógeno en estado fundamental se encuentra en el nivel de
energía más bajo. Eso corresponde al número cuántico principal n=1, y puesto que la primera
capa principal sólo contiene un orbital s, el número cuántico del momento angular es l=0. El único
valor para el número cuántico magnético es ml=0. Cualquiera de los dos estados de espín es
posible para el electrón.
Reglas para la distribución de los electrones en los orbitales:
1. Los electrones ocupan energía de forma que se minimice la energía del átomo: el orden
exacto de llenado de los orbitales se estableció experimentalmente mediante estudios
espectroscópicos y magnéticos, y es el orden que debemos seguir al asignar las
configuraciones electrónicas a los elementos. Excepto para unas pocas excepciones el
orden de llenado es:
1s ,2s ,2p ,3s ,3p ,4s ,3d ,4p ,5s,4d ,5p ,6s ,4f ,5d ,6p ,7s ,5f ,6 d
2. Principio de exclusión de Pauli: dos electrones de un átomo no pueden tener los cuatro
números cuánticos iguales. Los tres primeros números cuánticos 𝑛, 𝑙 y 𝑚𝑙, determinan un
orbital específico. Dos electrones pueden tener esos números cuánticos iguales pero si es
así deben tener un ms distinto. Otra forma de establecer este resultado es que solamente
dos electrones pueden ocupar un orbital y deben tener el número de espín opuesto.
3. Regla de Hünd: cuando hay orbitales degenerados1 los electrones ocupan generalmente
estos orbitales de forma desapareada. Como consecuencia de esta regla, un átomo
tiende a tener tantos electrones desapareados2 como sea posible. Es decir que los
electrones intentan separarse de los que tienen su misma carga. Esto se consigue
situándose en orbitales vacíos de energía similar en lugar de emparejarse con otros
electrones que están en orbitales semi-llenos.
1 Orbitales degenerados: orbitales con energía idéntica.
2 Electrón desapareado: es aquel que no tiene su espín compensado por el espín de otro
electrón, de signo opuesto claro está.

13. UNIDAD III: TABLA PERIÓDICA Y UNIONES QUÍMICAS
Tabla periódica: Newlands ordenó los elementos de acuerdo a su masa atómica en orden creciente
y constató que el octavo a partir de cualquiera de ellos repetía sus propiedades. Pero la ley de las
octavas de Newlands no es aplicable a los elementos que siguen porque, por ejemplo el bromo,
que es un elemento de propiedades similares al cloro, no se encontraba en el lugar esperado.
Más tarde, Mendeleiev publicó una tabla similar con la diferencia de que los grupos estaban
dispuestos horizontalmente y que los elementos no estaban ordenados en forma creciente de
masas. Mendeleiev dejó espacios en su tabla y predijo que esos diez elementos serían descubiertos
más adelante y predijo sus propiedades físicas y químicas con bastante acierto. Actualmente los
elementos están ordenados por orden creciente de sus números atómicos.
Grupos de elementos: columnas verticales de la tabla. Todos los elementos que pertenecen a un
grupo tienen la misma valencia atómica entendida como el mismo número de electrones en su
última capa. Por ello tienen propiedades similares entre sí. Los elementos del grupo de más a la
derecha son llamados gases nobles y tienen su último nivel de energía lleno (regla del octeto) y por
esto son altamente no reactivos.
Períodos de elementos: filas de la tabla. Contrariamente de lo que ocurre con los grupos, los
elementos de un mismo período tienen propiedades distintas pero masas similares. Todos los
elementos de un período tienen misma cantidad de orbitales. Siguiendo esa norma cada elemento
se coloca según su configuración electrónica.
Gases nobles: son elementos químicos con propiedades muy similares. Bajo condiciones normales
son gases monoatómicos, incoloros, inoloros y presentan reactividad química muy baja. Son inertes,
es decir, es muy difícil que reaccionen con otro elemento.
Elementos representativos: son los elementos químicos ubicados los grupos más largos de la tabla.
Elementos de transición: son aquellos elementos ubicados en la parte central de la tabla, en el
bloque d. Su principal característica es la inclusión en su configuración del orbital d, parcialmente
lleno de electrones.
Elementos de transición interna: son aquellos ubicados en el bloque f por tener sus electrones de
valencia en el orbital f. Propiedades periódicas: son aquellas propiedades que poseen los elementos
y que se repiten secuencialmente en la tabla periódica.
• Radio atómico: el tamaño de un átomo depende del entorno inmediato en el que se
encuentre y de su interacción con los átomos vecinos. En general, los radios atómicos
aumentan hacia abajo en un grupo y disminuyen a lo largo de un período.
• Radio iónico: los radios iónicos aumentan al descender por un grupo y disminuyen a lo largo
de un período. Los cationes son menores que los respectivos átomos neutros y los aniones
mayores.
• Potencial de ionización: energía necesaria para arrancar un electrón.
• Afinidad electrónica: energía liberada al captar un electrón.
• Electronegatividad: mide la tendencia para atraer electrones.
Concepto de unión o enlace químico: es el proceso químico responsable entre las interacciones
atractivas entre átomos y moléculas y que confiere estabilidad a los compuestos diatómicos y
poliatómicos.
Número de oxidación: es un número entero que representa la cantidad de electrones que un
elemento pone en juego durante una reacción.
Regla del octeto: enunciada por Lewis, esta regla dice que los átomos tienen tendencia a tener
ocho electrones en su último nivel de energía adquiriendo así una configuración más estable similar
a la de los gases nobles.
Unión iónica: unión de átomos que resulta de la presencia de atracción electrostática entre los iones
de distinto signo, es decir uno fuertemente electropositivo (bajo potencial de ionización) y otro
fuertemente electronegativo (alta afinidad electrónica). Esto se da cuando en el enlace, uno de los

14. átomos capta electrones del otro. Gracias a esto se forma un compuesto simple. Unión entre un
metal y un no metal.
Unión covalente: se produce cuando, dos átomos para alcanzar el octeto estable comparten
electrones en su último nivel puesto que la diferencia de electronegatividades no es suficientes.
Unión entre no metales.
Unión metálica: enlace químico que mantiene unidos los átomos de los metales entre sí. Los átomos
se agrupan de manera muy cercana entre sí lo que produce estructuras muy compactas. Unión
entre metales.
Unión de coordinación: es una unión covalente donde cada par de electrones compartidos por dos
átomos es aportado por uno de ellos. El átomo que aporta los electrones se denomina dador y el
que recibe receptor.
Fuerza intermolecular: conjunto de fuerzas atractivas y repulsivas que se producen entre las
moléculas como consecuencia de la polaridad que poseen las moléculas. Son consideradas más
débiles que las covalentes, iónicas y metálicas. Las fuerzas intermoleculares principales son:
 Fuerzas de Van der Waals:
o Interacciones dipolo-dipolo: consiste en una atracción electrostática entre el
extremo positivo de una molécula polar y el negativo de otra. El enlace de
hidrógeno es un tipo especial de interacción dipolo-dipolo.
 Unión puente hidrógeno: es la fuerza atractiva entre un átomo
electronegativo y un hidrógeno unido covalentemente a otro átomo
electronegativo.
Teoría de bandas: la teoría se basa en el hecho de que en una molécula los orbitales de un átomo
se solapan produciendo un número discreto de orbitales moleculares.
Geometría molecular y forma de las moléculas: se refiere a la composición tridimensional que
constituyen una molécula. Determina muchas de las propiedades de la materia.

15. UNIDAD IV: ESTADO GASEOSO
Estado gaseoso: se le considera como el estado disperso de la materia porque las moléculas del gas
están separadas unas de otras por distancias mucho mayores. El volumen del gas va a depender de
la presión, la temperatura, el número de moles y del recipiente dónde se encuentre.
Propiedades de la materia en estado gaseoso:
• No tienen forma definida: toman la del recipiente que los contiene.
• No tienen volumen definido: ocupan todo el espacio disponible.
• Son compresibles.
• Son expandibles.
• Son elásticos: cuando cesa la causa que los expande o comprime recuperan sus dimensiones
originales.
• Densidad baja: un gas ocupa mayor volumen por lo que su densidad será bajá.
• Se difunden: atraviesan materiales porosos y se mezclan con otros.
• Son incoloros: la mayoría lo son, otros como el flúor, cloro, dióxido de nitrógeno tienen color.
Factores que afectan el comportamiento de los gases:
• Presión: es la fuerza ejercida por unidad de área. En los gases esta fuerza actúa en forma
uniforme sobre todas las partes del recipiente. Algunas unidades utilizadas son:
La presión atmosférica es la fuerza ejercida por la atmosfera sobre los cuerpos que están en
la superficie terrestre. Se origina del peso del aire que la forma. Mientras más alto se halle un
cuerpo menos aire hay por encima de él, por consiguiente la presión ejercida sobre éste será
menor.
• Temperatura: mide la intensidad del calor, siendo este una forma de energía que podemos
medir en unidades de calorías. Si un cuerpo caliente está en contacto con uno frío, el calor
fluye del caliente al frío. La temperatura de un gas es proporcional a la energía cinética
media de las moléculas del gas: a mayor energía cinética mayor temperatura y viceversa.
La temperatura de los gases se expresa en grados kelvin.
.
• Cantidad: se puede medir en unidades de masa, usualmente en gramos. De acuerdo con
el sistema de unidades SI, la cantidad se expresa, también, mediante el número de moles de
sustancia, ésta puede calculares dividiendo la masa del gas por su masa molecular.
• Volumen: espacio ocupado por un cuerpo. Unidades de volumen:
(metros cúbicos = mil litros)
(un litro = mil centímetros cúbicos)
(un centímetro cúbico = un mililitro)
• Densidad: es la relación entre la masa molecular en gramos de un gas y su volumen molar
en litros. Se expresa en

16. .
Ley de Boyle-Mariotte: formulada por Robert Boyle y Edme Mariotte, es una de las leyes de los gases
que relaciona el volumen y la presión de una cierta cantidad de gas mantenida a temperatura
constante. La ley dice que: “la presión ejercida por una fuerza física es inversamente proporcional
al volumen de una masa gaseosa, siempre y cuando su temperatura se mantenga constante”
(proceso isotérmico1).
Cuando la presión aumenta, el volumen baja, mientras que si la presión disminuye, el volumen
aumenta. No es necesario conocer el valor exacto de la constante para poder hacer uso de la
ley. Manteniendo constante la cantidad de gas y temperatura, se cumple la siguiente relación:
Dónde es la presión inicial, es el volumen inicial, es la presión final y es el volumen final.
Para comprobar su teoría, Boyle introdujo un gas en un cilindro con un émbolo y comprobó las
distintas presiones al bajar éste último. Estos son algunos de los resultados que obtuvo:
Presión (atm) Volumen (L) P.V
0,5 60 30
1,0 30 30
1,5 20 30
2,0 15 30
2,5 12 30
3,0 10 30
En la tabla se puede apreciar que al disminuir el volumen, la presión aumenta y que al multiplicar
estos dos valores se obtiene una constante.
Al aumentar el volumen, las partículas del gas tardan más en llegar a las paredes del recipiente y
por lo tanto chocan menos veces contra ellas, o sea que la presión será menor ya que representa
la frecuencia de choques del gas contra las paredes. Cuando el volumen disminuye la distancia que
tienen que recorrer las partículas es menor y por tanto se producen más choques en cada unidad
de tiempo.
Ley de Charles: “en todo proceso isobárico2, el volumen que ocupa una masa de gas aumenta
proporcional mente con el aumento de la temperatura absoluta”. Matemáticamente, podemos
expresar esta ley como
Si el cociente del volumen por la temperatura permanece constante, un aumento en V debería estar
acompañado de un aumento en T y viceversa. Entonces:
1
Proceso isotérmico: reacción química donde la temperatura se
mantiene constante.
2
Proceso isobárico: reacción química donde la presión
permanece constante.

17. Ley de Gay-Lussac: “en todo proceso isocórico1 la presión ejercida por la masa de un gas aumenta
de manera proporcional al aumento de la temperatura absoluta”. Un claro ejemplo de esta ley son
las advertencias por parte del fabricante de aerosoles de mantener los mismos del alcance del
fuego, esto es porque al aumentar la temperatura, a volumen constante, aumentará la presión
dentro del envase y éste explotará. Esto sucede porque al aumentar la temperatura, las partículas
del gas se mueven a mayor velocidad (energía cinética es proporcional a la temperatura)
aumentando el número de choques contra las paredes, aumentando la presión.
Gay-Lussac descubrió que en cualquier momento de este proceso, el cociente entre la presión y la
temperatura tenía el mismo valor, una constante.
Supongamos que tenemos un gas que se encuentra a una presión y a una temperatura al
comienzo del experimento. Si variamos la temperatura hasta un nuevo valor entonces la presión
cambiará hasta y se cumplirá que:
Temperatura absoluta: Gay-Lussac descubrió que una masa de gas a 0° reduce su volumen 1/273
por cada grado que se enfría. Si esto fuese una constante, el volumen del gas sería igual a [INSERTE
FÓRMULA], entonces ésta sería la mínima temperatura alcanzable. Kelvin, propuso una escala de
temperatura absoluta en unidades Kelvin (K), la cual parte de la temperatura mínima posible para
la materia o cero absoluto (0 K). La temperatura en escala Kelvin es igual a la temperatura en grados
Celsius más 273.
Ecuación de estado: describe el estado de agregación de la materia como una relación
matemática entre la temperatura, la presión, el volumen, la densidad, la energía interna y otras
funciones de estado asociadas con la materia. El uso más importante de esta ecuación es predecir
el estado de los gases, la más simple es la ecuación de estado del gas ideal, que refiere al
comportamiento de los gases a bajas presiones y temperaturas mayores a la crítica. No obstante,
esta ecuación pierde exactitud en altas presiones y bajas temperaturas, y no es capaz de predecir
la condensación de gas en líquido.
Ley combinada de los gases: en una experiencia ordinaria es poco común que se mantengan
constantes la presión y la temperatura. Por tanto, es importante tener una ley que nos indique cómo
cambia el volumen con P y T. Las leyes de Charles y Boyle pueden combinarse en una sola para
producir la ley combinada de gases:
Siguiendo el mismo procedimiento esta ley también puede enunciarse de la siguiente manera:
1
Proceso isocórico: reacción química donde el volumen
permanece constante.

18. Ecuación general de los gases ideales: se demostró que la presión ejercida por un gas es
directamente proporcional a la temperatura absoluta del mismo e inversamente proporcional a su
volumen pero la presión también depende de otra variable, la cantidad presente del gas (n) siendo
n el número de moles del gas. Combinando estas proporcionalidades tenemos que:
Si introducimos la constante de proporcionalidad R, conocida como constante universal de los
gases, tenemos que:
Esta ecuación recibe el nombre ley de los gases ideales o ecuación de estado.
El valor de la constante universal de los gases, R, se puede encontrar partiendo del hecho
experimental de que 1 mol de un gas (n igual a 1) a condiciones normales ocupa 22,4 litros.
Resolviendo la ecuación anterior para R y sustituyendo por los valores conocidos, tenemos:
NOTA: cuando la constante vale 0,821 la presión debe estar en atmosferas, el volumen en litros y la
temperatura en grados Kelvin.
Otra forma de expresar la ley de los gases ideales es considerando que
Es decir:
Si a esto lo reemplazamos en la ley, obtenemos:
Densidad: al comienzo de este apunte la habíamos definido brevemente, pero ante la necesidad
de entender, un poco mejor, el comportamiento de los gases debemos profundizar más en este
concepto.
Habíamos dicho que la densidad está dada por la relación de su masa, usualmente en gramos, y su
volumen:
Pero el volumen de un gas depende de su temperatura y presión. Sabiendo esto y utilizando la
ecuación de los gases ideales deducimos otra expresión para el cálculo de la densidad:

19. Despejamos presión:
Al ser un cociente de factores podemos separar a nuestra conveniencia
Reemplazando de acuerdo a la definición de densidad tenemos que:
Pasamos el M multiplicando
Y si ahora despejamos la densidad, deducimos
que:
Con esta expresión, llegamos a la conclusión de que en condiciones normales la densidad de un
gas es directamente proporcional a su peso molecular M. Esta última fórmula nos permite obtener
pesos masas moleculares por comparación de las densidades de dos gases medidos a la misma
temperatura y presión. Si se refiere al gas 1 y al gas 2 tenemos que:
NOTA: P y T son iguales en ambos casos. Dividiendo
entre sí las dos ecuaciones:
Cancelándose P, T y R llegamos a:
NOTA: esta expresión nos va a ser útil en el siguiente tema, ley de Graham.
Sea , la densidad de un gas a T1 y P2, y la densidad de un gas a diferentes T2 y P2. Podemos
escribir dos ecuaciones:
M es igual en ambas expresiones puesto que se trata del mismo gas ideal, Dividiendo sobre sí mismo
se cancelarían M y R, y nos quedaría:

20. Esta ecuación nos da el cambio en la densidad de un gas con la temperatura y presión.
Ley de difusión de Graham: la efusión es el proceso por el cual las moléculas de un gas escapas a
través de un pequeño orificio. La difusión es el movimiento cinético de traslación de un grupo de
moléculas dentro de otro grupo. Aunque los mecanismos de los dos procesos difieren,
experimentalmente se ha comprobado que las velocidades de ambos procesos son inversamente
proporcionales a la raíz cuadrada de la densidad del gas. Así para dos gases A y B, enunciamos la
ley de Graham como:
En el apartado anterior concluimos que:
Entonces podemos escribir la ley de Graham de la siguiente manera:
El símbolo r representa la velocidad de difusión o efusión de las moléculas o moles por unidad de
tiempo; representa la densidad que también puede denotarse con la letra (rho).
Ley de las presiones parciales de Dalton: Dalton estableció que “en una mezcla de gases que no
reaccionan químicamente, la presión total es la suma de las presiones parciales que cada uno de
los gases ejercería si los otros no estuvieran presentes”. La presión parcial de cada componente es
independiente de las presiones parciales de los otros componentes. Esta ley se puede expresar de
la siguiente manera:
Donde es la presión ejercida por la mezcla y p es la presión parcial de los componentes 1, 2, 3,
etcétera.
La presión ejercida por un gas es proporcional al número de moléculas presentes del gas e
independiente de su naturaleza. Si por ejemplo, en una mezcla de gases la mitad de las moléculas
son del gas A y la otra mitad del gas B, entonces la mitad de la presión es ejercida por el gas A y la
otra mitad por el gas B. La presión parcial de cada componente es la mitad de la presión total. En
general la presión parcial de cualquier componente en una mezcla se encuentra multiplicando la
presión total por la fracción del número total de moles representado por ese componente.
Esta relación se expresa mediante la ecuación:

21. Donde el subíndice A se refiere al componente A y x es un número fraccionario llamado fracción
molar. La fracción molar se define como el número de moles de un compuesto dividido por el
número total de moles de todos los componentes.
Teoría cinética de gases ideales: Bernoulli postulo que un gas estaba compuesto por un gran número
de moléculas que se movían en distintas direcciones y que su impacto sobre la superficie que las
contenía determinaba su presión, que lo que conocemos como calor es la energía cinética de las
partículas en movimiento, y que ésta se incrementa cuando mayor es ese calor. Es decir que el
aumento de temperatura y presión sin modificación del volumen aumenta el movimiento de las
partículas de un gas. Estas ideas no fueron creídas hasta mucho tiempo después que otros científicos
basándose en esas ideas sentaron las bases de lo que hoy conocemos como la teoría cinética
molecular de los gases ideales. Los principios fundamentales de esta teoría son:
1. Un gas está compuesto por numerosas moléculas que se mueven al azar y en línea recta
chocando entre sí y con las paredes que lo contiene. Este continuo movimiento se llama
agitación térmica.
2. La presión que ejerce un gas sobre las paredes del recipiente se debe al choque de las
moléculas entre sí y con las paredes.
3. El volumen ocupado por el gas es despreciable comparado con el del recipiente.
4. La fuerza de atracción entre las moléculas es ínfima.
5. Las colisiones de las moléculas son elásticas, es decir, la energía cinética total se mantiene.
6. La energía cinética promedio de las moléculas de un gas es proporcional a la temperatura
absoluta del gas.
Teoría de Dalton: la teoría cinética molecular describe el comportamiento y las propiedades de los
gases de manera teórica.
Se basa en las siguientes generalizaciones:
1. Todos los gases tienen átomos o moléculas en continuo movimiento rápido, rectilíneo y
aleatorio.
2. Los átomos o moléculas de los gases están muy separados entre sí, y no ejercen fuerzas sobre
otros átomos o moléculas salvo en las colisiones.
Los gases que cumplen estas condiciones se denominan ideales aunque, en realidad, estos no
existen pero los gases reales presentan un comportamiento similar a los ideales en condiciones de
baja presión y alta temperatura.
Características de un gas ideal:
• El número de moléculas es pequeño comparado con el volumen total de un gas.
• No hay fuerza de atracción entre moléculas.
• Las colisiones son perfectamente elásticas.
Ecuación general de la teoría cinética:

22. Donde N es el número de partículas y la constante de Boltzmann.
Gases reales: si se quiere medir el comportamiento de un gas que escapa al comportamiento ideal,
hay que recurrir a las ecuaciones de los gases reales. Éstos, no se expanden infinitamente puesto
que si así fuese llegaría un momento en el que no ocuparían más volumen. Esto se debe a que entre
sus partículas, se establecen fuerzas bastante pequeñas, debido a los cambios aleatorios de sus
cargas electrostáticas, llamadas fuerzas de Van der Waals.
El comportamiento de un gas es más ideal cuando más sencilla sea su fórmula química y menor sea
su reactividad, es decir, su tendencia a formar enlaces:
• Los gases nobles.
• Los gases diatómicos.
• Los gases triatómicos.
• Dentro de los gases orgánicos, el más ideal será el metano y el menos el butano.
• Cuanto más grande es la partícula constituyente del gas, mayor es la probabilidad de
colisión entre ellas, lo que hace disminuir la idealidad.
• Se pierde la idealidad por altas presiones o bajas temperaturas.
Algunos de estos gases se pueden aproximar bastante usando ecuaciones ideales, en otros casos
hará falta recurrir a ecuaciones reales.
La ecuación de Van der Waals es una ecuación de estado para gases y líquidos, la cual está basada
en una modificación de la ley de los gases ideales para que se aproxime más al comportamiento
de los gases reales al tener en cuenta su tamaño no nulo y la atracción entre sus partículas.

23. UNIDAD V: ESTADO LÍQUIDO Y SOLUCIONES
Estado líquido: es un estado de agregación de la materia formado por sustancias en un estado
intermedio entre sólido y gaseoso. Las moléculas de los líquidos no están tan próximas como las de
los sólidos, ni tan separadas como las de los gases. Éstas ocupan posiciones al azar que varían con
el tiempo.
Propiedades de los líquidos:
• Difusión: al mezclar dos líquidos uno de ellos difunde sus moléculas a mayor velocidad que el
otro.
• Forma y volumen: su forma depende del recipiente que los contiene pero, a diferencia de
los gases a presión y temperatura constante, conservan su volumen.
• Son fluidos: su velocidad depende de la viscosidad.
• Densidad: en general tienen menor densidad que un sólido, salvo el agua que tiene mayor
densidad.
• Compresión: la presión no los comprime, no pueden soportar fuerzas ya que transmiten la
presión en todas direcciones, sólo se comprimen cuando se enfrían.
• Expansión: se produce cuando su temperatura aumenta.
• Capilaridad: puede ascender por un tubo delgado en contra de la gravedad.
• Tensión superficial: se comporta como si su superficie fuera una delgada película elástica.
Equilibrio líquido-vapor: FALTA
Presión de vapor y temperatura: FALTA
Viscosidad: es la resistencia de los líquidos a fluir. Eso significa que para mantener la velocidad en un
líquido es necesario aplicar una fuerza, y su esa fuerza cesa el movimiento del fluido se detiene.
• Características: o La viscosidad aumenta si así lo hace el número de moles y disminuye al
crecer la temperatura. o Está relacionada con la complejidad de las moléculas que forman
ese líquido. o Es una medida de la resistencia al desplazamiento de un fluido cuando existe
una diferencia de presión con la superficie del material a través del cual pretende fluir.
o La viscosidad de un líquido se determina por medio de un viscosímetro. El más utilizado
es el de Ostwald.
Tensión superficial: Es la fuerza que existe en la superficie libre de un líquido cuando una tensión
ejerce atracción sobre las moléculas de esa superficie.
• Una aguja de acero se sumerge en el agua. Pero si la colocamos cuidadosamente sobre la
superficie del agua, ésta puede flotar debido a la tensión superficial.
• La forma casi perfectamente esférica de una burbuja de jabón, se debe a la distribución de
la tensión sobre la delgada capa de jabón.
Soluciones: son una mezcla homogénea de dos o más sustancias. La sustancia disuelta se denomina
soluto y está presente, por lo general, en pequeña cantidad en comparación con la sustancia
donde se encuentra disuelta, llamada solvente. Siempre se debe especificar la composición de una
solución, es decir, las cantidades de los diversos componentes. La concentración de una solución
expresa la relación entre la cantidad de soluto y la cantidad de solvente.
• Características: o Composición química variable.
o Las propiedades químicas de los componentes no se alteran.

24. o Las propiedades físicas son diferentes a las del solvente puro: si se agrega soluto a un
solvente aumenta su punto de ebullición, disminuye su punto de congelación y la
presión de vapor de éste.
• Clasificación: o Según su estado de agregación:
 Sólidas.
 Líquidas.
 Gaseosas.
o Según su concentración:
 Solución no saturada: la fase dispersa y la dispersante no están en equilibrio a
una temperatura dada, es decir que pueden admitir más soluto hasta
alcanzar su grado de saturación.
 Solución saturada: hay equilibrio entre la fase dispersa y el medio dispersante,
ya que a la temperatura que se tome en consideración, el solvente no es
capaz de disolver más soluto.
 Solución sobre saturada: representan un tipo de solución inestable, ya que hay
disuelto más soluto que el permitido para la temperatura dada.
Concentración de una solución: es la relación entre la cantidad de soluto y solvente. A menor
proporción de soluto en solvente menor es la concentración de la solución, a mayor proporción
mayor concentración.
Existen diferentes formas para expresar la concentración y se pueden expresar en:
• Términos cualitativos: se usan expresiones como, la limonada está “muy diluida” o “muy
concentrada”, no se expresa la cantidad exacta de los componentes. De la proporción de
soluto en solvente, una solución puede estar:
o Diluida: la cantidad de soluto es pequeña en un volumen determinado.
o Concentrada: la cantidad de soluto es considerable para un volumen determinado.
• Términos cuantitativos: se expresan de una manera numérica, exacta y precisa las
proporciones entre las cantidades de soluto y solvente que se están utilizando en una
solución.
o Porcentajes:
 Masa-masa (% m/m): es la masa de soluto por cada 100 unidades de masa
de la solución. Para calcular este porcentaje se utiliza una regla de tres simple
o la siguiente fórmula:
 Volumen-volumen (% V/V): expresa el volumen de soluto por cada cien
unidades de volumen de la solución.
 Masa-volumen (%m/V): para este porcentaje se pueden usar las mismas
unidades de densidad pero NO se debe confundir estos conceptos. La masa-
volumen es la cantidad de soluto en gramos divida en el volumen de la
solución en mL y multiplicada por cien.

25. o Molaridad (M): o concentración molar, es el número de moles de soluto por cada litro
de solución.
o Normalidad (N): es el número de equivalentes (eq-g) de soluto por litro de solución.
El número de equivalentes gramo se calcula dividiendo la masa del soluto en el peso
equivalente:
El peso equivalente es igual al cociente de la masa molecular entre la valencia:
Una regla práctica para conocer la valencia de la solución es ver la cantidad de
hidrógenos presentes en el ácido, o si no tuviese un ácido y tuviese un hidróxido ver
la cantidad de oxhidrilos presentes.
o Molalidad (m): es el número de moles de soluto por kilogramo de solvente (no
solución).
La principal ventaja de este método de medir la concentración respecto a la
molaridad es que como el volumen de una solución depende de la temperatura y
de la presión, cuando éstas cambian, el volumen también lo hace, en cambio, la
molalidad es independiente de la temperatura y la presión.
o Formalidad: [FALTA]
o Fracción molar: es una unidad química para expresar la concentración de soluto en
una solución. Nos expresa la proporción en que se encuentran los moles de soluto
con respecto a los moles totales de solución. Para calcular la fracción molar de una
mezcla homogénea, se emplea la siguiente ecuación:
El subíndice sto indica que se está calculando en relación al soluto, también puede
hacerse en relación al solvente:

26. Se verifica que:
Solubilidad: mide la capacidad de disolverse una determinada sustancia en un determinado
medio. El término solubilidad se utiliza tanto para designar al fenómeno cualitativo del proceso
de disolución como para expresar cuantitativamente la concentración de las soluciones. La
solubilidad de una sustancia depende de la naturaleza del disolvente y del soluto, así como de
la temperatura y la presión del sistema, es decir, de la tendencia del sistema a alcanzar el valor
máximo de entropía. Al proceso de interacción entre las moléculas del solvente y las partículas
del soluto para formar agregados se le llama solvatación y si el solvente es agua, hidratación.
Factores que influyen en la velocidad de disolución: la velocidad de disolución es el tiempo en
que deja de percibirse el soluto una vez introducido en el solvente.
• Aumento de la disgregación del soluto: provoca desorden molecular, se incrementa la
superficie de contacto y aumenta la atracción atractiva del disolvente.
• Aumento de la temperatura: incrementa el desorden y las moléculas vencen la energía
que las mantiene unidas al cristal.
• Proporción entre agua y soluto: si echamos mucho cloruro sódico en agua tenemos que
remover bastante, pero si echamos la cantidad es menor con remover poco ya se
disuelve, al haber menos moléculas de NaCl el agua ataca la sal.
• La agitación, cuando agitamos el soluto hacemos que se junte más rápido con el
solvente y se disuelva antes.
• La naturaleza de la sustancia. Ejemplo: en un solvente con las mismas características
(agua a 30 °C) se disuelve antes 5g de cacao que 5g de café.
Presión de vapor de las soluciones: es la presión que ejerce la fase de vapor sobre la fase líquida
cuando el líquido se encuentra en un recipiente cerrado. La presión de vapor depende del
solvente y de la temperatura a la cual sea medida (a mayor temperatura, mayor presión de
vapor). Se mide cuando el sistema llega al equilibrio dinámico, es decir, cuando la cantidad de
moléculas de vapor que vuelven a la fase líquida es igual a las moléculas que se transforman en
vapor. Ley de Raoult:
Propiedades coligativas: son aquellas propiedades de una solución que no dependen del tipo
de soluto que se disuelve en determinado solvente sino del número de partículas que se disuelven
en éste último.
• Descenso de la presión de vapor: “al agregar un soluto no volátil a un solvente, la presión
del vapor de la solución será menor que la del solvente”. El descenso de ésta se produce
por:
a) Probabilidad: menor de que existan moléculas de solvente en el límite de cambio.
b) Cohesión: las moléculas de soluto atraen al solvente por lo que cuesta más el
cambio.
• Presión osmótica: “presión requerida para evitar el paso de solvente a través de una
membrana semipermeable”.
• Aumento de la temperatura de ebullición: “al agregar moléculas a un solvente puro, la
temperatura en el que éste entra en ebullición es más alto”.
• Descenso de la temperatura de congelación: “el soluto obstaculiza la formación de
cristales haciendo descender su punto de congelación”.

27. Introducción a los sólidos
Es uno de los estados de agregación de la materia. La mayoría de los sólidos están
formados por iones que forman un modelo tridimensional llamado estructura
cristalina, por eso a algunos sólidos se les llama cristales. Los sólidos sin estructura
cristalina se llaman amorfos, como los vidrios que al calentarse se ablandan hasta
transformarse en líquidos.
Propiedades
 Volumen y forma definidos que oponen resistencia a los cambios en estos.
 Capacidad de soportar fuerzas sin deformación aparente.
 Generalmente son rígidos, duros y resistentes.
 Sus partículas se encuentran juntas y ordenadas.
 Incompresibles.
 Alta densidad.
 No se difunden.
Estructura de los sólidos
Los sólidos pueden ser cristalinos o amorfos.
Sólidos amorfos
Estos sólidos tienen partículas con una estructura no ordenada. Carecen de formas y
de caras bien definidas. Muchos sólidos amorfos son mezclas de moléculas que no se
pueden apilar bien como, por ejemplo, el hule y el vidrio.
Sistemas cristalinos: sólidos cristalinos
A diferencia de los amorfos, estos sólidos poseen iones, átomos o moléculas
empaquetados en un arreglo ordenados en una disposición muy definida. Estos sólidos
suelen tener superficies planas o caras que forman ángulos definidos entre sí. Las pilas
ordenadas de partículas que producen estas caras también hacen que los sólidos
tengan formas regulares. Ejemplo: cuarzo y diamante.
Celda unitaria
Es la menor porción de cristal que al ser repetida en todas las direcciones genera un
cristal completo.

28. Naturaleza y tipos de energía
Todas las formas de energía son capaces de efectuar un trabajo, pero no todas ellas
tienen la misma importancia para la química. Los químicos definen trabajo como el
cambio directo de energía que resulta de un proceso.
Los tipos principales de energía que le interesa a la química son:
Energía radiante: es la principal fuente de energía de la Tierra.
Energía térmica: es la que está asociada al movimiento aleatorio de los átomos y las
moléculas. En general, la energía térmica se calcula a partir de mediciones de
temperatura. Cuánto más vigoroso sea el movimiento de los átomos y de las moléculas
en una muestra de materia, estará más caliente y su energía térmica será mayor. Dicho
esto, es necesario marcar la diferencia entre energía térmica y temperatura con un
ejemplo:
Una taza de café a 70°C tiene mayor temperatura que una tina llena
con agua caliente a 40°C, pero en la tina se almacena mucha más
energía térmica porque tiene un volumen y una masa mucho mayor que
la taza de café, y por tanto más moléculas de agua y mayor movimiento
molecular.
Energía química: es una forma de energía que se almacena en las unidades
estructurales de las sustancias, esta cantidad determinada por el tipo y arreglo de los
átomos que constituyen cada sustancia. Cuando las sustancias participan en una
reacción química, la energía química se libera, almacena o se convierte en otras
formas de energía.
Energía potencial: es la energía disponible en función de la posición de un objeto. La
energía química se considera como un tipo de energía potencial porque se relaciona
con la posición relativa y el arreglo de los átomos en una sustancia determinada.
Todas las formas de energía se pueden convertir, en un principio, en otras. Mediante
distintas experiencias, los científicos han llegado a la conclusión de que aún cuando la
energía se presenta en diferentes formas interconvertibles entre sí, esta no se destruye
ni se crea. Cuando desaparece una forma de energía debe aparecer otra, de igual
magnitud, y viceversa. Este principio es conocido como “ley de la conservación de la
energía”.
Cambios de energía en las reacciones químicas
Casi todas las reacciones químicas absorben o liberan energía, por lo general en forma
de calor. El calor es la transferencia de energía térmica entre dos cuerpos que están a

29. diferentes temperaturas. La termoquímica es el estudio de los cambios de calor en las
reacciones químicas.
Para analizar los cambios de energía asociados a las reacciones químicas, primero
debemos definir el sistema o la parte específica del universo que nos interesa. En estos
apuntes, definimos sistema como el compuesto por las sustancias que están implicadas
en los cambios químicos y físicos.
Existen tres tipos de sistemas:
 Sistema abierto: puede intercambiar masa y energía, generalmente en forma
de calor, con sus alrededores.
 Sistema cerrado: éste permite la transferencia de energía pero no de masa.
 Sistema aislado: impide la transferencia de masa o energía.
Como la energía no se crea ni destruye, cualquier pérdida de energía en el sistema la
deben ganar los alrededores. Reacciones de este tipo reciben el nombre de procesos
exotérmicos, es decir cualquier proceso que cede calor, es decir, que transfiere energía
térmica hacia su entorno. Si consideramos ahora una reacción donde suceda lo
opuesto, es decir, que en lugar de liberar energía se la absorba, estamos en presencia
de un proceso endotérmico. En estos procesos el ambiente debe proveer energía al
sistema.
Introducción a la termodinámica
La termoquímica es parte de un amplio campo de estudio cubierto por la
termodinámica, que es el estudio científico de la conversión del calor y otras formas de
energía.
En la termodinámica examinamos los cambios en el estado de un sistema, que se
define por los valores de todas sus propiedades macroscópicas importantes, tales
como la energía, temperatura, presión y volumen. Se dice además, que la energía, la
presión, el volumen y la temperatura son funciones de estado, es decir, propiedades
determinadas por el estado del sistema, sin importar cómo se haya alcanzado esa
condición. Dicho de otra manera, cuando cambia el estado de un sistema, la
magnitud del cambio de cualquier función de estado depende únicamente del
estado inicial y final del sistema y no de cómo se efectuó dicho cambio.
Primera ley de la termodinámica
La primera ley de la termodinámica, que se basa en la ley de la conservación de la
energía, establece que:
La energía se puede convertir de una forma a otra, pero no se
puede crear ni destruir.

30. El cambio de energía interna está dado por
∆𝐸 = 𝐸𝑓 − 𝐸𝑖
donde 𝐸𝑓 y 𝐸𝑖 son el estado final e inicial del sistema, respectivamente.
La energía interna de un sistema tiene dos componentes: energía cinética y energía
potencial. El componente de energía cinética consiste en los diversos tipos de
movimiento molecular y en el movimiento de los electrones dentro de las moléculas. La
potencial, por otro lado, está determinada por las fuerzas de atracción entre los
electrones y los núcleos, por las fuerzas de repulsión que existen entre los electrones y
entre los núcleos de moléculas individuales así como por la interacción entre las
moléculas.
Si la liberación de calor en una reacción significa que una parte de la energía química
contenida en las moléculas se convierte en energía térmica, concluimos que la
transferencia de energía desde el sistema a los alrededores no cambia la energía total
del universo. Es decir, la suma de los cambios debe ser cero. Así, si un sistema
experimenta un cambio de energía, el resto del universo debe experimentar un cambio
de energía igual pero de signo opuesto.
Generalmente estudiamos los cambios asociados al sistema y no al contexto. Por lo
tanto, una forma más simple de expresar la ecuación anterior es
∆𝐸 = 𝑞 + 𝑤
Esta expresión establece que el cambio entre la energía interna ∆𝐸 de un sistema es la
suma del intercambio de calor 𝑞 entre el sistema y los alrededores y el trabajo 𝑤
realizado sobre o por el sistema. 𝑞 es positivo para un proceso endotérmico y negativo
para un proceso exotérmico, y 𝑤 es positivo para el trabajo realizado por el ambiente
sobre el sistema, y negativo para el trabajo ejecutado por el sistema sobre el ambiente.
Si un sistema pierde calor hacia el ambiente o realiza un trabajo sobre el ambiente, es
de esperar que su energía interna disminuya, pues ambos son procesos que consumen
energía, entonces, tanto 𝑞 como 𝑤 son negativos. El caso contrario se da cuando se
agrega calor a un sistema o se realiza un trabajo sobre él.
Equivalente mecánico del calor
Antes, con el fin de comprender la naturaleza del calor, se decía que éste era un fluido
llamado calórico que impregnaba los cuerpos y era responsable del calor que estos
intercambiaba al ser puestos en contacto.

31. En el siglo XIX, Joule demostró que el calor era una forma más de energía y que se
podía obtener a partir de la energía mecánica. Con este experimento, Joule pudo
determinar el equivalente mecánico del calor.
Antes del experimento se pensaba que el calor y la energía eran distintos, por lo que
las unidades utilizadas eran distintas también. Se utilizaba la caloría para medir el calor.
Una caloría es la cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura de un gramo de
agua destilada desde 14,5ºC a 15,5ºC.
Lo que encontró Joule fue que, para elevar la temperatura del kilogramo de agua
hasta 15.5ºC, es decir, para conseguir una energía de 1000 calorías, la energía
potencial de la masa debía disminuir en 4180 Julios. Por tanto, la equivalencia entre
unidades de calor y energía es:
1 𝑐𝑎𝑙 = 418 𝐽
1 𝐽 = 0,24 𝑐𝑎𝑙
El descubrimiento de Joule condujo a la teoría de la conservación de la energía, lo que
a su vez produjo el desarrollo del primer principio de la termodinámica.
La conclusión a la que llegó Joule fue que entre el calor y la energía mecánica, dos
formas de energía, existe una relación constante a la que se llamó equivalente
mecánico del calor.
Funciones de estado
Una función de estado o variable de estado es una magnitud física macroscópica que
caracteriza el estado de un sistema en equilibrio. El valor de una función de estado
depende del estado termodinámico actual en que se encuentre el sistema, sin importar
cómo se llegó a él. Algunas funciones de estado de un sistema en equilibrio son: energía
interna, presión, temperatura, volumen, entalpía, entropía, densidad, polarización
etcétera. Nótese que no se encuentran el trabajo y el calor en la anterior lista. Esto se
debe a que éstos no son propiedades de un sistema, es decir, sólo se manifiestan
durante un proceso, un cambio. Sus valores dependen de la trayectoria que sigue el
proceso y varía de acuerdo a ella.
Función entalpía
La entalpía es una función de estado sobre la cual no puede conocerse su valor
absoluto, sólo la diferencia entre el estado inicial y final. Entalpía es una propiedad
extensiva, su magnitud depende de la cantidad de materia presente. No se puede
determinar la entalpía de una sustancia, lo que se mide es el cambio de entalpía ∆𝐻.

32. La entalpía de reacción ∆𝐻, es la diferencia entre la entalpía de los productos y la
entalpía de los reactivos.
∆𝐻 = 𝐻 𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑠 − 𝐻𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡𝑖𝑣𝑜𝑠
∆𝐻 representa el calor absorbido o liberado por un sistema durante una reacción,
siendo negativa cuando se trata de un proceso exotérmico y positiva al tratarse de un
proceso endotérmico.
Esta función de estado recibe distintas denominaciones según el proceso:
 Entalpía de reacción: es el calor absorbido o desprendido durante una reacción
química a presión constante.
 Entalpía de combustión: es el calor liberado a presión constante cuando se
quema un mol de sustancia.
 Entalpía de formación: es el calor necesario para formar un mol de agua de una
sustancia a presión constante y a partir de los elementos que la constituyen.
 Entalpía estándar de formación: para entender su concepto debemos estar
familiarizados con los conceptos de
o Estado estándar: hace referencia a la forma de una sustancia pura a
presión atmosférica (1 atm), y la temperatura de interés, que por lo
general es 25°C.
o Entalpía estándar de una reacción: es el cambio de entalpía cuando
todos los reactivos y productos están en su estado estándar. La entalpía
estándar se puede determinar mediante un método indirecto y uno
directo.
Termoquímica
¿Qué es termoquímica?
Calores de reacción a presión y temperatura constantes
El calor de reacción, 𝑄𝑟 se define como la energía absorbida por un sistema cuando
los productos de una reacción se llevan a la misma temperatura de los reactantes. Se
calcula por la diferencia entre las energías químicas de los productos 𝐸𝑝 , y los
reaccionantes 𝐸𝑟, es decir: 𝑄𝑟 = 𝐸𝑝 − 𝐸𝑟.
Ecuaciones termoquímicas
En termoquímica las reacciones químicas se escriben como ecuaciones donde
además de las fórmulas de los componentes se especifica la cantidad de calor
implicada a la temperatura de la reacción, y el estado físico de los reactivos y

33. productos mediante símbolos “s”, “g”, “l” y “ac” para sólidos, gases, líquidos y fases
acuosas respectivamente.
Ley de Hess
Cuando los reactivos se convierten en productos, el cambio de entalpía es el mismo
independientemente de que se efectúe la reacción en un paso o en una serie de
pasos. En otras palabras, es posible separar la reacción en una serie de reacciones para
las cuales se pueda medir el valor de ∆𝐻 y de esta manera, calcular ∆𝐻 para la
reacción total.
Guía para interpretar y escribir las ecuaciones termoquímicas
1. Los coeficientes estequiométricos siempre se refieren al
número de moles de una sustancia.
2. Cuando se invierte una ecuación se cambian los
papeles de reactivos y productos, por lo tanto la
magnitud ∆𝐻 para las ecuaciones se mantiene igual a
excepción del símbolo.
3. Si se multiplican ambos lados de una ecuación
termoquímica por un factor 𝑛 , entonces ∆𝐻 debe
multiplicarse también por ese factor 𝑛.
4. Cuando se escriben ecuaciones termoquímicas hay
siempre que especificar el estado físico de los reactivos
y productos porque esto ayuda al cambio real de la
entalpía.
Calorimetría
Se trata de la medición de los cambios de calor, para proceder con su estudio antes
debemos tener en claro los conceptos de calor específico y capacidad calorífica.
El calor específico (s): propiedad intensida de una sustancia, se trata de la cantidad
de calor que se requiere para elevar un grado Celsius la temperatura de un gramo de
esa sustancia. Se mide en 𝐽 𝑔⁄ × °𝐶.
La capacidad calorífica (C) de una sustancia es una propiedad extensiva que se refiere
a la cantidad de calor necesario para elevar un grado Celsius la temperatura de
determinada cantidad de la sustancia. Sus unidades son J/°C.
La relación entre ambos suele estar dada por 𝐶 = 𝑚𝑠, siendo 𝑚 la masa del sistema.

34. Si se conoce el calor específico y la cantidad de una sustancia, entonces el cambio en
la temperatura de la muestra (∆𝑡) indicará la cantidad de calor (𝑞) que se ha absorbido
o liberado en un proceso en particular. Las ecuaciones para calcular el cambio de
calor están dadas por
𝑞 = 𝑚𝑠∆𝑡
𝑞 = 𝐶∆𝑡
Donde ∆𝑡 es el cambio de la temperatura
∆𝑡 = 𝑡𝑓 − 𝑡𝑖
El signo de 𝑞 tiene el mismo razonamiento que para la entalpía: positivo para procesos
endotérmicos y negativos para exotérmicos.