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introduccion a la quimica

1. •TEMA I- INTRODUCCION. CONCEPTO Y LEYES
FUNDAMENTALES DE LA QUIMICA.
•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. CONCEPTO DE QUÍMICA
QUÍMICA: 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.

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
masa molecular
→
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. C
2H
5OH + 3O
2 → 2CO
2 +3H
2O

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 N
0
= 6.022045 .10
23
.
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


