Este documento presenta una lección introductoria sobre química general. Explica conceptos básicos como la clasificación de la materia en sólidos, líquidos y gases, y las propiedades físicas y químicas. También cubre los cambios de estado de la materia, las sustancias puras frente a las mezclas, y las unidades y conversión de medidas comúnmente usadas en química.

1. UNIVERSIDAD AUTÓNOMA DE CHILE
Unidad 1. Química General
Profesor: Dr. Euddy Borrego

2. Clase 1.
1. Materia
2. Estados de la Materia.
a. Gaseoso
b. Líquido
c. sólido
3. Mezclas

3. ¿Qué es la Materia y Como está compuesta?
Materia: Todo aquello que tiene una masa y ocupa un lugar
en el espacio.

4. Si tomaras un pedazo de materia....
Una piedra caliza
Y lo tratas de dividir en mitades, y cada mitad también la divides, y
así sucesivamente tratando de encontrar la unidad mas pequeña e
Indivisible........
¿Hasta donde llegaríamos?

5. ......El átomo es la unidad más elemental de la materia.......
Según Demócrito, el átomo era la última unidad, después de la división
física.
Después de este gran descubrimiento, ocurrió un aparente
estancamiento de las investigaciones acerca de la estructura de la
materia, hasta que en el siglo XIX, se iniciaron las primeras teorías
Atómicas................

6. Materia.
Clasificación.
La materia se clasifica en 3 estados:
Sólido Líquido Gas

7. Estado sólido: Las sustancias son rígidas y tiene forma definida.
El volumen de los sólidos no varia en forma considerable con los
cambios de temperatura y presión. En los sólidos cristalinos, las
partículas individuales que los conforman ocupan posiciones
definidas. Las fuerzas de interacción entre las partículas individuales
determinan la dureza y resistencia del cristal.
No fluyen. Algunos de ellos se subliman (yodo)

8. Estado Líquido: Las partículas están confinadas en un volumen
dado. Los líquidos fluyen y toman la forma del recipiente que los
contiene, sin que su volumen varíe. Son difíciles de comprimir.
Atracciones débiles intermoleculares
O
H
H H
O
Enlaces fuertes
H intramoleculares
Estado gaseoso: Los gases son menos densos que los líquidos
y los sólidos y ocupan todo el recipiente que los contiene,
pueden expandirse hasta el infinito y se comprimen con
facilidad. En los gases, las partículas individuales están
bastante separadas.

9. Propiedades
Propiedades físicas: Son aquellas que se observan en ausencia
de cualquier cambio en la composición. Se pueden observar con
los sentidos o con la ayuda de un instrumento. El color, la
densidad, la textura, Punto de fusión y de ebullición.
Algunas propiedades físicas dependen de la temperatura y la
presión bajo la cual se encuentren.
Ej: El agua es un líquido a 25oC, mientras que a temperaturas
bajo 0oC, es un sólido y a temperaturas mayores a 100oC, es un
gas.

10. Propiedades químicas: Las que exhibe la materia cuando
experimenta cambios en su composición.
Ej: El magnesio metálico al estar en contacto con el
Oxígeno, forma el oxido de magnesio (sólido blanco).
O sea: Una propiedad química del magnesio es que se
combina con el oxígeno, liberando energía en el proceso.

11. Ninguna sustancia tiene las mismas propiedades físicas y químicas
en las mismas condiciones, por lo tanto es posible distinguir e
identificar las diferentes sustancias basándonos en sus propiedades.
Ej: El agua es el único líquido claro e incoloro, que se congela a 0oC
hierve a 100oC a 1 atmósfera de presión, disuelve grandes cantidades
de Sulfato de Cobre (II) y reacciona violentamente con el Na.

12. Propiedades extensivas e intensivas
Una propiedad extensiva de un material depende de
cuanta materia es considerada.
• masa
• longitud
• volumen
Una propiedad intensiva de un material no depende de
cuanta materia se está considerando.
• densidad
• temperatura
• color

13. CAMBIOS DE ESTADO DE LA MATERIA
La siguiente tabla indica cómo se denominan los cambios de estado:
Final
Inicial Sólido Líquido Gas
Sublimación,
Sólido fusión sublimación progresiva
o sublimación directa
evaporación y
Líquido Solidificación
ebullición
condensación y
sublimación inversa o
Gas licuefacción
regresiva
(Licuación)

14. Sustancia: Cualquier tipo de materia cuyas muestras tienen
composición idéntica, y en condiciones iguales, propiedades
idénticas. Una sustancia puede ser un compuesto o un elemento.
Compuestos: Son sustancias puras, formadas por dos o mas
elementos diferentes combinados en una proporción constante.
Los compuestos se pueden dividir en sustancias más simples, ya
sean elementos o compuestos más sencillos.
Electricidad
El compuesto agua se
Oxígeno puede descomponer en
gaseoso Hidrógeno Hidrógeno y oxígeno
gaseoso mediante la electricidad
Agua

15. Elementos: son sustancia que no se pueden descomponer en otras
más simples mediante cambios químicos. Ejemplo. N, Ag, Al, Cu.
Abundancia natural de los elementos en la corteza de la tierra
Abundancia natural de elementos en el cuerpo humano

16. Mezclas.
Las mezclas: son combinaciones de dos o más sustancias puras en
las que cada sustancia retiene su propia composición y propiedades.
La composición de las mezclas puede ser muy distinta.
Homogéneas
Las mezclas pueden ser:
Heterogéneas

17. Mezcla Homogénea: También llamada solución, tiene composición y
propiedades constantes, y es la misma en toda la disolución.
Ejemplo: Agua salada
una solución 10 M de agua con azúcar
el aire
leche
Mezcla Heterogénea: No son uniformes totalmente, tienen en
diferentes partes, composición y propiedades distintas.
Ejemplo. Arena y virutas de hierro
aire con neblina
una sopa de verduras
concreto

18. Separación de mezclas a sustancias puras por métodos físicos

19. Resumen: Clasificación de la materia
Materia
Separación por Sustancias
Mezclas
métodos Físicos Puras
Mezcla Mezcla Compuestos Elementos
Homogénea Heterogénea
Separación por
métodos químicos
Bibliografía: Raymond Chang, capítulo 1 (Química: el estudio del cambio)

20. Clase 2.
1. Unidades de medidas y conversión más usadas
2. Peso atómico y peso molecular
3. Número de Avogadro y concepto de mol.

21. Unidades de medidas y conversiones más usadas
Escala de Temperatura
Medida de lo caliente o frío. Se mide con termómetro.
Escalas relativas de temperatura (conversión):
Escala Celsius (antiguamente, escala centígrada). Unidad: grado
Celsius, ºC.
En EEUU: escala Fahrenheit. Unidad: grado Fahrenheit, ºF.
ºF = (1,8 · ºC) + 32 , o bien, ºC = (ºF – 32) / 1,8
Escala absoluta de temperatura:
Escala Kelvin. Unidad fundamental SI: kelvin, K. El menor valor
que, teóricamente, se puede alcanzar es el cero.
0 ºC es equivalente a 273,15 K, por lo tanto:
K = ºC + 273,15 , o bien, ºC = K – 273,15.

22. Comparación de escalas de temperatura
373 100 212 el agua ebulle
363 90 194
353 80 176
343 70 158
333 60 140
323 50 122
313 40 104
303 30 86
293 20 68
283 10 50
273 0 32 el agua congela o funde
263 -10 14
253 -20 -4
243 -30 -22
233 -40 -40
K ºC ºF

23. NOTACIÓN CIENTÍFICA
Para trabajar con cantidades muy grandes o muy pequeñas, se
usa la notación científica, según la cual todos los números se
pueden expresar como:
N · 10n
donde N es un número entre 1 y 10 y n es un exponente entero,
que puede ser positivo o negativo. Ejemplos:
Número notación científica
800.000 8 · 105
240,268 2,40268 ·102
0,0000628 6,28 · 10-5

24. Como: 1 dm = 10 cm,
1 L (o 1 dm3) = 1000 ml
(10 cm)3 = 1000 cm3
Entonces: 1 ml = 1cm3
1 Kg = 1000 g (103 g) = 1000000 mg (106 mg)
Entonces: 1 mg = 10-3 g
1 Å = 10-10 m
R = 0,0821 L·atm/K·mol
1 mm de Hg = 1 torr y 1 atm =760 torr = 760 mm Hg
d = m/V (g/ml) ó (g/cm3) ó (Kg/m3)

25. Table Prefijos Usados en SI unidades
Prefijo Símbolo medición
Tera- T 1012
Giga- G 109
Mega- M 106
Kilo- k 103
Deci- d 10-1
Centi- c 10-2
Mili- m 10-3
Micro- µ 10-6
Nano- n 10-9
Pico- p 10-12
Bibliografía: Raymond Chang, capítulo 1 (química: el estudio del cambio)
Mediciones. El manejo de los números.

26. Exactitud – cuán cerca está el valor obtenido del valor real
Precisión – cuán reproducibles son los valores obtenidos
exactitud preciso No exacto
& pero &
precisión No exacto No preciso

27. Pesos atómicos:
Es la masa promedio ponderada, en Unidad de masas atómicas
UMA de una mezcla natural de isótopos de este elemento. Escala
de pesos atómicos relativos basada en la uma, la cual se define
como 1/12 de la masa de un átomo de carbono C-12.
La masa estándar del isótopo de carbono, C-12 corresponde
exactamente a 12 uma .
Ejemplos de pesos atómicos: (H) 1,00794 uma; (Na) 22,989768 uma.

28. Peso Molecular:
Es la suma de los pesos atómicos de los elementos que conforman
la molécula. Multiplicados cada uno por el número de veces en que
está presente el elemento.
Ej: Calculemos el P.M. de NaOH
1 x Na = 1 x 23.00 uma = 23.00 uma de Na
1xH = 1 x 1.01 uma = 1.01 uma de H = 40.01 uma
1xO = 1 x 16.00 uma = 16.00 uma de O
P. M (x) = m(x) /n(x)

29. El mol, es la cantidad más pequeña que se puede medir de manera
confiable contiene un número considerable de átomos. En cualquier
situación real, hay que manejar cantidades muy grandes de átomos,
por lo que se hace necesario ocupar una unidad correspondiente al
S.I y empleada universalmente para describir esta cantidad.
Y se define como: La cantidad estándar de partículas (átomos,
moléculas o iones) equivalentes al número de átomos que hay en
12 gramos de carbono-12 puro.
Este valor es 6,022045 x 1023 partículas Número de Avogadro:

30. Ej:
¿Cuantos moles de átomos contienen 245,2 g de Níquel metálico?
Solución.
El peso atómico del Ni es 58,69 uma, por lo que 1 mol de átomos de
Ni pesa 58,69 g.
X mol de átomos de Ni = 245,2 g Ni x 1mol de átomos Ni
58,69 g de Ni
= 4,178 mol de átomos Ni
¿Cuantos átomos hay en 4,178 moles de átomos de Ni?
Solución.
Un mol de átomos de Ni contiene 6,02 x 1023 átomos.
X átomos de Ni = 4,178 mol Ni x 6,02 x 1023 átomos Ni
1 mol de átomos de Ni.
= 2,516 x 1024 átomos Ni

31. Clase 3.
1. Nomenclatura
2. Conceptos de reacción y ecuación química.
3. Átomo (teorías atómicas)
4. Molécula
5. Ión
6. Partículas subatómicas.
7. Leyes ponderales

38. Bibliografía: Raymond Chang, capítulo 2. Átomos, moléculas e iones.
(Nomenclatura de los compuestos)

39. Una reacción química es el proceso mediante el cual, una o más
sustancias se transforman en sustancias diferentes, los átomos o iones
se reagrupan para formar otras sustancias.
Las ecuaciones químicas se emplean para describir las reacciones
químicas, estas indican:
1. Las sustancias que reaccionan o reactivos (reactantes).
2. Las sustancias que se forman o productos.
Ejemplo:
La combustión del gas natural, principalmente constituido por metano,
CH4 (g). La ecuación que describe dicha reacción es:
CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O
reactantes productos

40. ¿Como puedo leer una reacción química?
La ecuación anterior indica que, una molécula de metano reacciona con
dos moléculas de oxígeno, para producir una molécula de dióxido de
carbono y dos moléculas de agua.
Ej. 2: 2 Mg + O2 → 2 MgO
2 átomos de Mg + 1 molécula de O2 forman 2 moléculas
de MgO
2 moles Mg + 1 mol O2 forma 2 moles MgO
48.6 gramos Mg + 32.0 gramos O2 forman 80.6 g MgO

41. En todas las reacciones químicas, no se produce ningún cambio
en la cantidad de materia o sea, la suma de la cantidad de materia
que reacciona, es igual a la suma de la cantidad de materia
producida, esta es la ley de conservación de la materia.
Teniendo en cuenta esta ley, es necesario balancear algunas
ecuaciones químicas, que no reflejan su cumplimiento.

42. Ejemplo:
Para la reacción del Aluminio metálico con Acido clorhídrico.
La ecuación sin balancear sería:
Al + HCL AlCl3 + H2
Es evidente que esta ecuación no refleja el cumplimiento de la ley
de conservación de la materia.
Hay que buscar la forma de que la cantidad de átomos de cada elemento
de los reactantes, sea igual para los productos.
2Al + 6HCL 2AlCl3 + 3H2
Los números que se colocan para balancear las ecuaciones químicas
Se llaman, coeficientes estequiométricos.

43. Balance de Ecuaciones Químicas
1. Determinar los reactivos y los productos de la reacción química
2. Escribir la ecuación química reactivos → productos
3. Balancear la ecuación; para ello:
• Se empieza por igualar la ecuación probando diferentes
coeficientes para lograr que el número de átomos de cada
elemento sea igual en ambos lados de la ecuación. (Nota: No se
pueden modificar los subíndices de las fórmulas).
2C2H6 no C4H12

44. Ejemplo:
Consideremos la combustión del gas butano (C4H10) en el aire.
Esta reacción consume oxígeno (O2) y produce agua (H2O) y
dióxido de carbono (CO2). Podemos entonces escribir la ecuación
química:
Ahora contamos el número de átomos de cada elemento en reactivos y
productos:

45. El carbono y el hidrógeno aparecen en un compuesto de los
reactivos y en otro de los productos. Hay cuatro veces más de
átomos de carbono en los reactivos que en los productos y cinco
veces más hidrógeno en los reactivos que en los productos.
Podemos arreglar esto cuadriplicando el número de moléculas de
dióxido de carbono y quintuplicando el número de moléculas de
agua:

46. Ahora que ya están balanceados los átomos de carbono e
hidrógeno, falta ajustar los átomos de oxígeno. Ya que hay dos
átomos en los reactivos y 13 en los productos bastaría con
multiplicar por el coeficiente 13/2.

47. La preferencia es utilizar como coeficientes números enteros y no
fraccionarios, así que tenemos que multiplicar la ecuación por 2:
Ahora ya tenemos la ecuación balanceada y la podemos leer como:
dos moléculas de butano reaccionan con trece de oxígeno
produciendo diez moléculas de agua y ocho de dióxido de carbono.

48. Una forma más práctica consiste en asignar coeficientes algebraicos a las
moléculas y resolver la ecuación como una ecuación matemática :
a C4 H10 + b O2 → c CO2 + d H2O
Entonces, para que se balanceen los átomos de C, 4a tienen que ser igual a c, …..
4a = c 2b = 2c+d 10a = 2d
Para encontrar los coeficientes, hacemos uno de ellos igual a un número, 1 o 2, y
resolvemos los otros. En este caso, sea a=1.
Entonces :
c=4 2b = 8+d 10 = 2d d =5
d=5 2b = 13 b = 6,5
La ecuación balanceada sería :
C4H10 + 6,5 O2 → 4CO2 + 5H2O
Finalmente:
2 C4H10 + 13 O2 → 8 CO2 + 10 H2O

49. Algunas teorías atómicas.
Teoría atómica de Dalton: (1809).
Razonamiento: 1. La materia está formada por átomos
2. La materia tiene masa
Por lo tanto Los átomos tienen masa.
Conclusión: Lo que diferencia a un átomo de otro no es la forma sino la masa.
Hipótesis.
1. Los elementos están formados por partículas extremadamente pequeñas
llamadas átomos. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos,
tienen igual tamaño, masa y propiedades químicas. Los átomos de un
elemento son diferentes de los átomos de todos los demás elementos.
2. 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 presentes siempre es un número entero o una fracción sencilla.

50. 3. Una reacción química incluye solo la separación, combinación o
reordenamiento de los átomos; nunca se crean o se destruyen.
De estas hipótesis surgen posteriormente las siguientes leyes:
Ley de la Conservación de la Masa (Lavoisier 1774)
Ley de las Proporciones Definidas o composición constante
(Proust 1799)
Ley de las Proporciones Múltiples (Dalton)
Por otro lado, Davy, Faraday y Stoney, a comienzos de la década del
1800 investigaron las fuerzas eléctricas en algunas sustancias.
O sea, las unidades de carga eléctrica están asociadas con los
átomos. (1891): Faraday las llamó electrones.

51. Modelo de Tomson´s: (1897).
Determinó la relación entre la carga (e-) y la masa (m) de los electrones,
estudiando la desviación de los rayos catódicos por los campos eléctrico
y magnético.
e/m = -1,7588 x 108 coulombs/gramo.
Estas partículas están presentes en todos los átomos, y cada átomo contienen
un número integral de las mismas ( luego se les denominó electrones).

52. Tubo de rayos catódicos

53. Medida de la carga del e-
(1923 premio Nobel en Física)
Las cargas de la gotas eran
múltiplos de 1.60 x 10 -19 C
carga e- = -1,60 x 10-19 C
Thomson’s carga/masa del e- = -1,76 x 108 C/g
masa e- = 9,10 x 10-28 g

55. -La carga positiva del átomo está concentrada en el núcleo
-El protón (p) tiene una carga (+), opuesta a la del electrón (-)
-La masa de p es 1840 x masa del e- (1,67 x 10-24 g)

56. Radio atómico ~ 100 pm = 1 x 10-10 m
Radio nuclear ~ 5 x 10-3 pm = 5 x 10-15 m

57. En la actualidad
Las investigaciones anteriores, nos hacen concluir que el átomo posee
una estructura interna, formada por varias partículas, las cuales se
ubican en dos regiones claramente definidas.
El núcleo y la corteza.
núcleo Es la zona central donde se
encuentra reunida la mayor
Átomo de deuterio parte de la masa del átomo.
2 H e-
1 n
p+
corteza
Es la zona que rodea al núcleo
y representa la mayor parte del
volumen del átomo.

58. Núcleo atómico: Cada núcleo contiene un número integral de protones
que es exactamente igual al número de electrones, en un átomo neutro
del elemento. Ej: Cada átomo de He contiene 2 protones
H “ 1 protón.
El número de protones en el núcleo atómico, determina su identidad,
Este número recibe el nombre de Número atómico (Z), del elemento.
Protón: Se encuentran en el núcleo atómico y poseen carga eléctrica
positiva.
Neutrón: descubierto en 1932, Chadwik determinó mediante el estudio de
reacciones nucleares la masa del Neutrón, partícula presente en el núcleo, sin
carga y con masa ligeramente superior a la del protón.
α + 9Be 1n + 12C + energy
Electrón: Se encuentra en la corteza atómica, posee carga eléctrica negativa y su
masa es aproximadamente dos mil veces menor que la de los protones.

59. Los electrones giran entorno al núcleo, según diferentes órbitas
definidas a grandes velocidades, por lo que es difícil determinar
simultáneamente su trayectoria y posición.
CARGA
PARTÍCULA MASA(g) COULOMBS CARGA
SUBATÓMICA UNITARIA
ELECTRÓN 9.1095 x 10-28 -1.6022 x 10-19 -1
PROTÓN 1.67252 x 10-24 +1.6022 x 10-19 +1
NEUTRÓN 1.67495 x 10-24 0 0
Número de masa (A): Es la suma del número de protones y de
neutrones del núcleo.
N. de masa(A) = Número de protones + Número de neutrones
= Número atómico (Z) + Número de neutrones
Los números de masas siempre son enteros.
Ej: para átomos de H es 1. (ir a la tabla periódica)
Para denotar el número atómico y másico de un elemento: A ZX, ZXA

60. No todos los átomos de un elemento tienen la misma masa, la mayoría
de los elementos poseen dos o más Isótopos, átomos con igual
número atómico pero diferente numero de masa.
Ej: hidrógeno deuterio tritio
Con todos los antecedentes anteriores llegamos a la conclusión de que.....
Todas las cosas que nos rodean están compuestas básicamente por
protones, electrones y neutrones dispuestos dentro de los átomos.

61. Recordar que el peso atómico:
Es la masa promedio ponderada, en Unidad de masas atómicas
UMA de una mezcla natural de isótopos de este elemento.
Ej de pesos atómicos. (H) 1,00794 uma; (Na) 22,989768 uma.
Entonces 1 uma equivale aproximadamente a la masa de un protón o
un neutrón.

62. Conceptos:
Moléculas: es un agregado de, por lo menos, dos átomos que
se mantienen unidos por medios de enlaces químicos.
Ej: H2 , H2O , NH3 , CH4
H2 H2O NH3 CH4
Molécula diatómica Molécula poliatómica
H2, N2, O2, Br2, HCl, CO O3, H2O, NH3, CH4
Bibliografía: Raymond Chang, capítulo 2 – Átomos, moléculas e iones.

63. LEYES PONDERALES
LEY DE CONSERVACION DE LA MASA (LAVOISIER)
LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS (PROUST)
LEY DE LAS PROPORCIONES MULTIPLES (DALTON)
LEY DE LAS PROPORCIONES RECIPROCAS (RICHTER)
LEY DE LOS VOLUMENES DE COMBINACION (GAY-LUSSAC)

64. LEY DE CONSERVACION DE LA MASA ( LAVOISIER )
La masa de cualquier sistema no varía, aunque en él ocurran
reacciones químicas.
Ejemplo: Calcule la masa en gramos de CO2, que se produce al
quemar 6.0 moles de CH4 en exceso de O2.
CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O
1 mol 2 moles 1 mol 2 moles
16 g 2 (32 g) 44 g 2 (18 g)
1 mol de CH4 produce un mol de CO2 (44 g)
? g CO2 = 6.0 mol CH4 x 1 mol CO2 x 44 g CO2 = 2. 6 x 102 g CO2
1 mol CH4 1 mol CO2

65. Se denominan leyes ponderales, por referirse a la masa de las
sustancias que reaccionan.
Ley de la Conservación de la Masa: En cualquier reacción química
la masa se conserva, es decir, la masa y la materia no se crea ni se
destruye, sólo se transforma y permanece invariable.
Ley de las Proporciones Definidas (Proust): Cuando dos o más
elementos , se unen para formar un determinado compuesto, lo hacen
siempre en proporciones fijas y determinadas.
Ley de las Proporciones Múltiples (Dalton): Cuando dos o más
elementos pueden formar más de un compuesto, las cantidades de
uno de ellos que se combinan con una cantidad fija del otro, guardan
entre sí relación de números enteros y sencillos.

66. Ley de la proporciones reciprocas o masas equivalentes (Richter): Las
masas de elementos diferentes que se combinan con una misma masa de un
elemento dado, son las masas con que se combinan entre sí, o bien múltiplos a
submúltiplos de dichas masas.
Por ejemplo: 1 g de oxígeno se combina con: 0,12 g de hidrógeno o con 2,50 g de
calcio, o con 0,37 g de carbono, o con 4,43 g de cloro. Estas cantidades son las mismas
con las que estos elementos se combinan entre sí cuando forman compuestos, es decir,
cuando el hidrógeno y el calcio se combinan , lo harán en la proporción de 0,12 g de
hidrógeno con 2,50 g de calcio.
Ley de los volúmenes de combinación (Gay-Lussac): Los volúmenes,
medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, de las sustancias
gaseosas que intervienen en una reacción química, están en una relación de
números enteros y sencillos.
Por ejemplo: 1 litro de nitrógeno reacciona con 3 litros de hidrógeno,
obteniéndose 2 litros de amoníaco.