Deber

1. Química:
 INTRODUCCION Y ANTECEDENTES HISTÓRICOS. Concepto de
Ciencia. Objeto, importancia y clasificación de la Química. La materia.
Clases de Materia - Sustancias puras: Elementos y compuestos.- Mezclas.
Estados de agregación de la materia. Cambios de Estado.
Transformaciones físicas y químicas. Aspectos energéticos de estas.
 LEYES Y CONCEPTOS FUNDAMENTALES Leyes fundamentales de las
transformaciones químicas. Teoría atómica de Dalton. Hipótesis de
Avogadro. Símbolos y fórmulas. Formulación y nomenclatura de los
compuestos inorgánicos. Masa atómica y masa molecular. Concepto de
mol, número de Avogadro, volumen molar, equivalente químico.
Determinación de fórmulas empíricas y moleculares Cálculos
estequiométricos. Reactivo limitante. Rendimiento en los procesos
químicos.

2. Parte de la ciencia que se ocupa del estudio de la
composición, estructura, propiedades y
transformaciones de la materia, de la interpretación
teórica de las mismas, de los cambios energéticos
que tienen lugar en las citadas transformaciones y de
los efectos producidos sobre ellas al añadir o extraer
energía en cualquiera de sus formas.
CONCEPTO DE QUÍMICA:

3. Definición de materia
 Materia, en ciencia, término general que se aplica a todo aquello que ocupa un espacio y posee
los atributos de gravedad e inercia.
 La cantidad de materia de un cuerpo viene medido por su masa que vamos a diferenciar del
peso
 Peso, medida de la fuerza gravitatoria ejercida sobre un objeto. En las proximidades de la Tierra,
y mientras no haya una causa que lo impida, todos los objetos caen animados de una
aceleración, g, por lo que están sometidos a una fuerza constante, que es el peso.
 Los objetos diferentes son atraídos por fuerzas gravitatorias de magnitud distinta. La fuerza
gravitatoria que actúa sobre un objeto de masa m se puede expresar matemáticamente por la
expresión
 P = m · g
 La aceleración de la gravedad, g, es la misma para todas las masas situadas en un mismo
punto, pero varía ligeramente de un lugar a otro de la superficie terrestre.

4. PROPIEDADES DE LA MATERIA
 FÍSICAS ( SON PERCEPTIBLES A TRAVES DE LOS SENTIDOS) y será
una propiedad que tiene una muestra de materia mientras no cambie su
composición.
 EXTENSIVAS (DEPENDEN DEL TAMAÑO DE LOS CUERPOS)
 INTENSIVAS O ESPECÍFICAS (SON CARACTERÍSTICAS DEL CUERPO QUE SE
CONSIDERE E INDEPENDIENTES DE SU FORMA Y TAMAÑO. EJ: color, olor, p. de
fusión..)
 QUÍMICAS( SON AQUELLAS QUE SE PONEN DE MANIFIESTO CUANDO
EL SISTEMA SE TRANSFORMA EN OTRO DE NATURALEZA DIFERENTE)
una o mas muestras de materia se convierten en nuevas muestras de
composición diferente.

5. CLASIFICACIÓN DE LOS SISTEMAS MATERIALES:
Partes aisladas de la materia que a su vez se pueden
comportar como:
Estables (con el tiempo no experimenta modificación)
Metaestables
Inestables (tienden a transformarse
espontáneamente)
CLASIFICACIÓN:
 HOMOGENEOS: Presenta en todas sus partes las mismas
propiedades intensivas
 SUSTANCIAS PURAS: ELEMENTOS Y COMPUSTOS
 DISOLUCIONES son mezclas homogéneas de dos o
más sustancias
 HETEROGENEOS: Presentan propiedades intensivas que varían de
unas zonas a otra. Cada conjunto de zonas con propiedades intensivas
iguales recibe el nombre de fase. La superficie de separación entre ellas se
llama interfase. Ej: el granito, mica, cuarzo…

6.  Sustancia pura, forma de materia HOMOGÉNEA de composición uniforme
e invariable y cuyas propiedades físicas y químicas son idénticas, sea cual sea
su procedencia.
 Las sustancias puras se identifican por sus propiedades características, es decir,
poseen una densidad determinada y unos puntos de fusión y ebullición propios y fijos
que no dependen de su historia previa o del método de preparación de las mismas.
Por ejemplo, el agua pura, tanto si se destila del agua del mar, se toma de un
manantial o se obtiene en una reacción química por unión del hidrógeno y el
oxígeno, tiene una densidad de 1.000 kg/m3, su punto de fusión normal es 0 °C y su
punto de ebullición normal es 100 °C.
 Las sustancias puras a su vez las clasificamos en: elementos y compuestos

7.  Elemento químico, sustancia formada por un solo tipo
de átomos (unidades que forman la materia) que no puede
ser descompuesta o dividida en sustancias más simples por
medios químicos ordinarios.
 Se conocen actualmente 112 tipos de átomos diferentes
luego existiran 112 elementos químicos. Podemos obtener
aproximadamente 90 de esos elementos a partir de fuentes
naturales. El resto no aparecen de forma natural y solamente
los podemos obtener de forma artificial, bombardeando los
núcleos atómicos de otros elementos con núcleos cargados
o con partículas nucleares. Dicho bombardeo puede tener
lugar en un acelerador de partículas (como el ciclotrón), en
un reactor nuclear o en una explosión nuclear.
 Una ordenación especial y una lista completa de los
elementos en forma de tabla la encontramos en la Tabla
Periódica de los elementos. La estudiaremos en un tema
posterior y la utilizaremos a lo largo de la mayor parte del
temario.

8.  Compuesto químico, sustancia formada por dos o más elementos
que se combinan en proporción invariable y unidos firmemente
mediante enlaces químicos. Se han identificado millones de
compuestos químicos diferentes. En algunos casos podemos aislar
una molécula de un compuesto.
 Una molécula es la entidad mas pequeña posible en la que se
mantienen las mismas proporciones de los átomos constituyentes
que en el compuesto químico.
 El agua, por ejemplo, está formada por tres átomos dos de
hidrógeno unidos a un solo átomo de oxígeno. Hay otras moléculas
mocho mas grandes por ejemplo la gammaglobulina, proteina de la
sangre, formada por 19996 átomos sólo de cuatro tipos: carbono,
hidrógeno, oxígeno y nitrógeno.

9. Símbolos y fórmulas químicas.
 los símbolos químicos son los distintos signos abreviados que se utilizan para identificar
los elementos químicos en lugar de sus nombres completos. Como por ejemplo : carbono, C;
oxígeno, O; nitrógeno, N; hidrógeno, H; cloro, Cl; azufre, S; magnesio, Mg; aluminio, Al; cobre,
Cu; plata, Ag; oro, Au; hierro, Fe.
 La mayoría de los símbolos químicos se derivan de las letras del nombre del elemento,
principalmente en español, pero a veces en inglés, alemán, francés, latín o ruso. La primera letra
del símbolo se escribe con mayúscula, y la segunda (si la hay) con minúscula. Los símbolos de
algunos elementos conocidos desde la antigüedad, proceden normalmente de sus nombres en
latín. Por ejemplo, Cu de cuprum (cobre), Ag de argentum (plata), Au de aurum (oro) y Fe de
ferrum (hierro). Este conjunto de símbolos que denomina a los elementos químicos es universal.
 Los símbolos de los elementos pueden ser utilizados como abreviaciones para nombrar al
elemento, pero también se utilizan en fórmulas y ecuaciones para indicar una cantidad relativa
fija del mismo. El símbolo suele representar un átomo del elemento. Sin embargo, los átomos
tienen unas masas fijas, denominadas masas atómicas relativas, así que los símbolos
representan a menudo una masa atómica del elemento o mol.

10. Formulas Químicas. Son la representación abreviada de un
compuesto y expresa los distintos átomos que la componen. A partir de
ella se puede determinar:
- los elementos de que está formado y el número de átomos de cada
tipo que contiene su molécula.
- Su composición centesimal
- El estado de oxidación de los elementos que lo forman.
- Su peso molecular.
 TIPOS DE FÓRMULAS
 EMPÍRICAS Nos indica el nº relativo de átomos de cada elemento que entran
en el mismo.
 MOLECULARES Nos informa del nº exacto de átomos de cada especie que
constituyen la molécula
 La mayoría de las sustancias son compuestos formados por combinaciones de
átomos. La fórmula del agua, H2O, indica que por cada dos átomos de hidrógeno está
presente un átomo de oxígeno. La fórmula muestra así mismo que el agua es
eléctricamente neutra, e indica también que (debido a que las masas atómicas son H =
1,01, O = 16,00) 2,02 unidades de masa de hidrógeno se combinan con 16,00
unidades de masa de oxígeno para producir 18,02 unidades de masa de agua. Puesto
que las masas relativas permanecen constantes, las unidades de masa pueden ser
expresadas en toneladas, kilogramos, libras o cualquier otra unidad siempre que la
masa de todas las sustancias sea expresada en las mismas unidades.
 En forma similar, la fórmula del dióxido de carbono es CO2; la del octano, C8H18; la
del oxígeno, O2 y la de la cera de velas (parafina) CH2. En cada caso, los subíndices
(dado por supuesto que significa 1 si no aparece ningún subíndice) muestran el
número relativo de átomos de cada elemento en la sustancia. El CO2 tiene 1 C por
cada 2 O, y el CH2 tiene 1 C por cada 2 H.

11. 

13.  Pero, ¿por qué escribir O2 y C8H18 en lugar de escribir simplemente O y
C4H9, que indican las mismas relaciones atómicas y de masas? Los
experimentos demuestran que el oxígeno atmosférico no consiste en átomos
individuales (O), sino en moléculas formadas por parejas de átomos (O2); la
relación entre el carbono y el hidrógeno en las moléculas de octano es de C
8 y H 18 y no otra combinación de átomos de carbono y de hidrógeno. Las
fórmulas del oxígeno atmosférico y del octano son ejemplos de fórmulas
moleculares. El agua está formada por moléculas de H2O, y el dióxido de
carbono por moléculas de CO2. Por eso el H2O y el CO2 son fórmulas
moleculares. Sin embargo, la cera de las velas (CH2), por ejemplo, no está
formada por moléculas que contienen un átomo de carbono y dos átomos de
hidrógeno, sino que en realidad consiste en cadenas muy largas de átomos
de carbono, en las cuales la mayoría de éstos están unidos a dos átomos de
hidrógeno además de estar unidos a los dos átomos de carbono vecinos en
la cadena. Estas fórmulas, que expresan la composición atómica relativa
correcta, pero no la fórmula molecular, se llaman fórmulas empíricas.
 Se puede decir que todas las fórmulas que son múltiplos de proporciones
más simples, representan moléculas: las fórmulas H2O2 y C2H6 representan
a los compuestos peróxido de hidrógeno y etano. Y a su vez puede decirse
que las fórmulas que presentan relaciones atómicas simples son fórmulas
empíricas, a menos que la evidencia muestre lo contrario. Por ejemplo, las
fórmulas NaCl y Fe2O3 son empíricas; la primera representa al cloruro de
sodio (sal común) y la última al óxido de hierro (orín), pero en esos
compuestos no están presentes moléculas individuales de NaCl o Fe2O3

14. CALCULO DE LA COMPOSICIÓN
CENTESIMAL DE UNA SUSTANCIA
Se determina a partir de su fórmula que como sabemos
nos expresa su composición cualitativa y
cuantitativa. Para determinar el porcentaje en peso
en que interviene cada elemento en la constitución
de la sustancia, el producto del número de átomos
que aparece en la fórmula por su masa atómica se
divide entre la masa atómica y se multiplica por 100.
º ´´
% 100
N de atomos A
M
×
=

15. DEDUCCIÓN DE LA FÓRMULA EMPÍRICA Y
MOLECULAR
 Las etapas para la obtención de la
fórmula empírica son:
 Composición elemental (puede ser en %)
se divide entre la masa atómica→
Obtenemos la relación en
moles se divide entre el nº de moles mas pequeño
→ Obtenemos la
relación entre los átomos en números
sencillos→Fórmula empírica masamolecular
→
Fórmula molecular

16. TRANSFORMACIONES DE LA MATERIA
 TRANSFORMACIÓN FÍSICA. Se dice que se ha
producido una transformación física cuando una muestra de
materia cambia alguna de sus propiedades físicas, aspecto
físico, pero su composición permanece inalterada. Eje. Paso
de agua sólida a agua líquida.
 TRANSFORMACIÓN QUÍMICA. Se dice que se
ha producido una transformación QUÍMICA cuando una
muestra de materia se transforma en otra muestra de
composición diferente. Eje. C2H5OH + 3O2 → 2CO2 +3H2O

17. LEYES EXPERIMENTALES DE LAS
TRANSFORMACIONES QUÍMICAS
 PONDERALES (Se refieren a las masas de las sustancias que
intervienen en la reacción)
 LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MAS (LAVOISIER)
 LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS O DE LA COMPOSICIÓN
CONSTANTE (PROUST)
 LEY DE LAS PROPORCIONES MULTIPLES (DALTON)
 LEY DE LOS PESOS DE COMBINACIÓN.(RICHTER-WENZEL
 VOLUMETRICAS (se refieren a los volúmenes de las sustancias
gaseosas)
 LEY DE LOS VOLÚMENES DE COMBINACIÓN
 LEY DE AVOGADRO

18. LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA
(LAVOISIER)
 En un sistema cerrado, sin intercambio
con el exterior, la masa contenida en él
permanece constante aunque se
produzcan reacciones químicas en su
interior. (en una reacción química, la
cantidad de materia es la misma al final y
al comienzo de la reacción)

19. LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS O DE
LA COMPOSICIÓN CONSTANTE (PROUST)
(ley de la composición constante)
 Cuando dos o más sustancias se combinan para formar
un compuesto, lo hacen siempre en una proporción en
masa fija, constante.
 ejemplo: en el agua, el oxígeno y el hidrógeno se combinan según la
relación en masa 8/1. Calcula la cantidad de hidrógeno y oxígeno
necesaria para formar 25g de agua:
 8 g de oxígeno se combinan con 1g de hidrógeno (proporciones
definidas) y forman de acuerdo con la ley de la conservación de la
masa. 9 g de agua:
 8g de O / 9 g de agua = x / 25 g agua; x = 22,22 g de oxígeno
 1 g de H / 9 g de agua = y / 25 g de agua; y = 2,78 g de hidrogeno

20. LEY DE LAS PROPORCIONES MULTIPLES
(DALTON)
 Cuando de la unión de dos elementos se puede formar
más de un compuesto, se cumple que para una cantidad
fija de uno de los elementos la relación en que se
encuentra el otro es una relación numérica sencilla (2/1;
3/1; 3/2;..)
 Se hacen reaccionar 2.23 g de Fe con oxígeno.
Dependiendo de las condiciones, esa cantidad de Fe se
combinan con 0.64 g o 0.96 g de oxígeno. Comprueba si
se cumple la ley de las proporciones multiples.
 2.23 g de Fe, 0.96g de O/0.64 g de O = 1.5 = 3/2 luego
se cumple

21. LEY DE LOS PESOS DE COMBINACIÓN
(RICHTER-WENZEL)
 La masa de elementos diferentes que se combinan con una misma masa de un
elemento dado nos dan la relación con la aquellos se combinan entre sí, o bien
múltiplos o submúltiplos de dichas masas. También se deriva de esta ley que las
sustancias reaccionan entre sí equivalente a equivalente.
 Eje. 1 g de hidrógeno se combina con 8 g de oxígeno para formar agua, y con 23 g
de sodio para formar hidruro de sodio
 1g de H→8 g de oxígeno
 →23 g de sodio
 El oxígeno se combina con el sodio para formar un Oxido de sodio en la proporción 8/23.
 Peso equivalente (peso de combinación) de un elemento es la masa de dicho elemento que se
combina con 1.008 g de hidrógeno o con una cantidad equivalente a esta, como 8 g de oxígeno:
 Peso equivalente = masa atómica/valencia

22. LEYES VOLUMETRICAS (se refieren a los volúmenes de las
sustancias gaseosas)
LEY DE LOS VOLÚMENES DE COMBINACIÓN (GAY-LUSSAC)
Los volúmenes de los gases que intervienen en una reacción
química están en una relación sencilla de números enteros.
LEY DE AVOGADRO.

23. MASA ATÓMICA
Los átomos de los distintos elementos difieren unos de otros no sólo en el
número atómico (número de protones de su núcleo), sino también en la
masa.
La masa de los átomos es tan pequeña, que si se midiera utilizando como
unidad el kilogramo, resultarían números excesivamente pequeños y por
tanto de difícil manejo.
Para evitar este inconveniente lo más sencillo es elegir como unidad de
masa para los átomos la masa de uno cualquiera de ellos. Se eligió el átomo
de carbono de número másico 12.
Una unidad de masa atómica (u) es la doceava parte
de la masa del átomo (isótopo) de carbono de número
másico 12; equivale a 1.6605655.10 -27
kg
 Masa atómica, A, también llamada peso atómico de un
elemento, es la masa de uno de sus átomos
expresada en unidades de masa atómica.
 Masa atómica relativa de un elemento es el número de
veces que la masa media de sus átomos contiene a la
doceava parte de la masa de un átomo de C-12. Esta
es adimensional. Y representa la media de las masas
isotópicas ponderadas, de acuerdo a las abundancias
en la naturaleza de los isótopos del elemento.

24. El número atómico, la masa atómica y el símbolo químico de cada uno
de los elementos conocidos vienen dados en el sistema periódico o
tabla periódica.
 Cuando dos átomos tienen el mismo número atómico, pero diferentes
números másicos, se llaman isótopos. Algunos elementos tienen
varios isótopos naturales, mientras que otros sólo existen en una
forma isotópica. Se han producido cientos de isótopos sintéticos.
Varios isótopos naturales y algunos sintéticos son inestables.
 Métodos para obtener la masa atómica:
 a) Ley de Doulong y Petit. Para un elemento sólido se cumple que:
Masa atómica(A).Ce(A) ≈6.3 (Ce= calor específico en (cal/g) ºC)
 b) A partir del peso equivalente (valencia . Peq =Masa atómica)
 C) Por espectroscopía de masas.
 Eje. Con los datos del espectro de masas se determina la razón de la
masa del 16
O y el átomo de 12
C que es 1.33291. ¿Cuál es la masa de un
átomo de 16
O?
 Solución: La razón de las masas es: 16
O/ 12
C = 1.33291
masa de 16
O = 1.33291 x 12 u = 15.9949 u

25. Masa Molecular
Al igual que sucedía con la masa de los átomos, el kilogramo no resulta
adecuado como unidad de masa para las moléculas. Por eso se sigue
tomando como unidad de masa la doceava parte de la masa de un átomo
de C-12
 Masa molecular relativa, M, también llamada peso
molecular de una sustancia, es el número de veces
que la masa de una de sus moléculas contiene a la
doceava parte de la masa de un átomo de C-12.
Como las moléculas son consecuencia de la unión de átomos,
es lógico que la masa molecular de una sustancia sea igual a
la suma de las masas atómicas de los átomos que la
componen,

26. Concepto de mol, Número de Avogadro y
Volumen molar de un gas
Mol es una unidad de cantidad de sustancia. Se define como la cantidad de
sustancia que contiene tantas entidades elementales como átomos hay en
0.012kg de carbono 12. Tendremos que especificar a que entidades
elementales se refiere (átomos, moléculas, iones, electrones….)
Nº de Avogadro. Representa el número de átomos existentes en 0.012kg de C-
12 y por consiguiente, el número de entidades elementales presentes en
un mol de cualquier sustancia. Se representa por N0 = 6.022045 .1023
.
Volumen molar de un gas. Volumen ocupado por un mol de gas, a partir de la
hipótesis de Avogadro se deduce que en iguales condiciones de presión y
temperatura un mol de cualquier gas ocupará siempre el mismo volumen,
Vm. En el caso de que la presión sea de 1 atmosfera y la temperatura de
0ºC (273 K) llamadas condiciones normales (c.n.) el volumen del gas se
conoce como Volumen molar normal y se ha comprobado
experimentalmente que es igual a 22.4 litros.

27. Ecuación química.
La ecuación química ajustada simboliza la naturaleza y
cantidades de las sustancias que participan en un
proceso o cambio químico. La relación entre las
cantidades de las sustancias que intervienen en la
ecuación química se denomina estequiometría.
Una ecuación química ajustada es una ecuación algebraica, en la que
se ponen las sustancias reaccionantes en el primer miembro y los
productos de la reacción en el segundo, separados ambos
miembros por un signo igual o por una flecha cuya punta indica el
sentido en el que se produce la reacción. Cuando la reacción es
reversible se pone una doble flecha. Las condiciones de la
reacción se suelen poner por encima o debajo de la o las flechas.

28. Relaciones estequiométricas
 Relaciones moleculares.
 Relaciones en peso.
 Relaciones peso-volumen y volumen -
volumen

29. Formas de expresar las concentraciones de las
disoluciones
 Molaridad, M
 Molalidad, m
 Normalidad, N
 Fracción molar
º ´´N de moles de soluto
M
volumen de disolucion
=
º ´´
log
º ´´
º ´´
i
N de moles de soluto
m
ki ramos de disolvente
N de equivalentes de soluto
N
volumen de disolucion
N de moles de i
x
numero total moles
=
=
=