FACULTAD DE TECNOLOGÍA ‐UMSA Química General Pre Universitarias026fd7cb24a9b50e.jimcontent.com/download/version/1402786100/mo… · Pre Universitaria Curso Pre Facultativo Concentrado

FACULTAD DE TECNOLOGÍA ‐ UMSA

Química General Pre Universitaria Curso Pre Facultativo Concentrado

Lic. Luis Fernando Cáceres Choque 14/03/2014

C O N C E P T O S F U N D A M E N T A L E S | 2

QUIMICA GENERAL, CURSO PREFACULTATIVO 2014

QUÍMICA GENERAL PREUNIVERSITARIA

Tabla de contenido CAPÍTULO 1: CONCEPTOS FUANDAMENTALES ............................................................................. 4

Objetivos del Capítulo ................................................................................................................... 4

1. La Importancia de la Química ................................................................................................ 4

1.1. División de la Química ....................................................................................................... 5

1.1.1. Química General ............................................................................................................ 5

1.1.2. Química Descriptiva ...................................................................................................... 5

1.1.3. Química Analítica .......................................................................................................... 5

1.1.4. Química Aplicada ........................................................................................................... 6

1.2. Química ............................................................................................................................. 7

1.3. Método Científico.............................................................................................................. 7

1.4. Materia y Energía .............................................................................................................. 8

1.4.1. Materia .......................................................................................................................... 8

1.4.2. Energía ........................................................................................................................... 8

2. Estados de Agregación de la Materia .................................................................................... 8

2.1. Sólido ................................................................................................................................. 8

2.2. Líquido ............................................................................................................................... 9

2.3. Gas ................................................................................................................................... 10

2.4. Plasma ............................................................................................................................. 10

2.5. Cambios de Estado .......................................................................................................... 11

3. Propiedades de la Materia .................................................................................................. 13

3.1. Propiedades Físicas ......................................................................................................... 13

3.2. Propiedades Químicas ..................................................................................................... 13

3.3. Propiedades Extensivas ................................................................................................... 13

3.4. Propiedades Intensivas ................................................................................................... 13

3.5. Cambio Físico .................................................................................................................. 14

3.6. Cambio Químico .............................................................................................................. 14

4. Tipos de Sustancias ............................................................................................................. 14

4.1. Elemento Químico ........................................................................................................... 14

4.2. Sustancia pura ................................................................................................................. 15



4.3. Sustancia Simple .............................................................................................................. 15

4.4. Sustancia Compuesta ...................................................................................................... 15

4.5. Átomos y Moléculas ........................................................................................................ 15

4.5.1. Átomos ........................................................................................................................ 16

4.5.2. Molécula ...................................................................................................................... 17

4.6. Tipos de Sistemas ............................................................................................................ 17

4.6.1. Sistema Abierto ........................................................................................................... 17

4.6.2. Sistema Cerrado .......................................................................................................... 17

4.6.3. Sistema Aislado ........................................................................................................... 18

4.7. Fase ................................................................................................................................. 18

4.8. Mezcla y Combinación .................................................................................................... 18

4.8.1. Mezcla ......................................................................................................................... 18

4.8.2. Combinación ................................................................................................................ 19

4.9. Mezcla Homogénea y Heterogénea ................................................................................ 20

4.9.1. Mezcla Homogénea ..................................................................................................... 20

4.9.2. Mezcla Heterogénea ................................................................................................... 20

5. Unidades y Sistema de Medida ........................................................................................... 21

5.1. Unidades fundamentales y derivadas ............................................................................. 21

5.2. Densidad y Densidad Relativa ......................................................................................... 22

5.3. Calor y Temperatura ....................................................................................................... 23

5.3.1. El Calor ......................................................................................................................... 23

5.3.2. La Temperatura ........................................................................................................... 23

5.3.3. Diferencia entre Calor y Temperatura ........................................................................ 23

5.3.4. Escalas de Temperatura .............................................................................................. 23

5.3.4.1. Celsius ...................................................................................................................... 23

5.3.4.2. Fahrenheit ............................................................................................................... 23

5.3.4.3. Kelvin ....................................................................................................................... 23

5.4. Factores de Conversión ................................................................................................... 24

5.4.1. Pasos para realizar la conversión ................................................................................ 24

6. Ejercicios .............................................................................................................................. 26



CAPÍTULO 1: CONCEPTOS FUANDAMENTALES

Este capítulo tiene la finalidad de describir y definir la importancia de la Química, sus campos

de aplicación y su división.

Por otro lado se definirán los estados de agregación de la materia, las diferencias entre

fenómenos físicos y químicos, sustancias simples y compuestas, así como otros conceptos

fundamentales.

Objetivos del Capítulo

1. Conocer la importancia y división de la Química.

2. Conocer el Método Científico, su secuencia e importancia.

3. Conocer los conceptos fundamentales de: Materia, fenómenos Físicos y Químicos,

Propiedades Extensivas e Intensivas, mezclas homogéneas y heterogéneas, el Sistema

de Medición, Densidad y Pesos específico.

1. La Importancia de la Química

Posiblemente el desarrollo de la Ciencia no tendría los mismos logros, efectividad, amplitud,

beneficio e impacto en nuestro diario vivir, si no fuese por la evolución de la Química.

Sería imposible pensar en Cirugías sin contar con anestésicos1 y antisépticos2, en los aviones

sin aleaciones ligeras ni gasolinas especiales, en la vestimenta sin colorantes, en los puentes

sin hierro y cemento, y en la apertura de túneles sin explosivos. El avance prodigioso de

nuestra civilización en los últimos doscientos años, muchísimo mayor que en los, cuatro mil

años anteriores, es el resultado del desarrollo y aplicación de la ciencia química, por la que el

hombre ha adquirido un control sobre el medio exterior y aumentado su independencia

respecto de él.

Pero todos estos progresos químicos, con ser enormes, son únicamente un comienzo, pues los

más intrigantes y prometedores secretos de la Naturaleza permanecen aún impenetrables. El

químico ha llegado a resolver el misterio del átomo y dispone hoy de métodos para liberar las

enormes reservas de energía dentro de él, pero nada sabemos acerca de las fuerzas químicas

que distinguen la materia viva de la no‐viviente o muerta. Así, por ejemplo, ¿cómo utiliza la

1 medicamentos que evitan temporalmente la sensibilidad en el lugar del cuerpo de su administración. 2 medicamentos que calman o eliminan el dolor de cabeza, muscular, artríticos y otros.



hoja verde la luz solar para convertir el dióxido de carbono y el agua en alimentos?, y ¿por qué

mecanismo las mínimas trazas de vitaminas y hormonas producen en el cuerpo humano los

sorprendentes efectos conocidos?

Contrariamente a lo que podría suponerse, la Ciencia Química no ha llegado a su culminación.

A cada nuevo avance suceden nuevas preguntas cuya respuesta exige, más que la intuición de

grandes genios, el trabajo en colaboración, tal como se ha puesto de manifiesto en los últimos

años y descubrimientos sobre la estructura íntima de la materia.

1.1. División de la Química

Debido a la gran amplitud y desarrollo, la química se divide en:

1.1.1. Química General

Estudia los fundamentos o principios básicos comunes a todas las ramas de la ciencia química.

1.1.2. Química Descriptiva

Estudia las propiedades y obtención de cada sustancia químicamente pura en forma particular.

Podemos subdividirla en:

1.1.2.1. Química Inorgánica

Estudia todas las sustancias inanimadas o del reino mineral

1.1.2.2. Química Orgánica

Estudia todas las sustancias que contienen carbono (con excepción de , , ) ya sean

estos naturales (provenientes del reino animal y/o vegetal) o artificiales (plásticos, fibras,

textiles).

1.1.3. Química Analítica

Estudia las técnicas para identificar, separar y cuantificar las sustancias orgánicas e inorgánicas

presentes en una muestra material, o los elementos presentes en un compuesto químico. Se

subdivide en:

1.1.3.1. Química Analítica Cualitativa

Estudia las técnicas para identificar las sustancias químicas (simples y compuestas) en una

muestra material o los elementos químicos presentes en un compuesto. Así por ejemplo, se ha



determinado que en el agua pura sólo hay dos elementos: hidrogeno y oxigeno; en la sal

común, cloro y sodio; en el azúcar de mesa, carbono, hidrogeno y oxigeno.

1.1.3.2. Química Analítica Cuantitativa

Estudia las técnicas para cuantificar las sustancias químicas puras en una muestra material o el

porcentaje en peso que representa cada elemento en un compuesto, para luego establecer su

formula química. Así por ejemplo, tenemos que en el agua hay 88,89% en peso de oxigeno y

11,11% de hidrogeno, luego, la fórmula del agua será .

1.1.4. Química Aplicada

Por su relación con otras ciencias y su aplicación práctica, se subdividen en:

1.1.4.1. Bioquímica

La bioquímica es la ciencia que estudia los componentes químicos de los seres vivos,

especialmente las proteínas, carbohidratos, lípidos y ácidos nucleicos, además de otras

pequeñas moléculas presentes en las células.

1.1.4.2. Fisicoquímica

La fisicoquímica representa una rama donde ocurre una combinación de diversas ciencias,

como la química, la física, termodinámica, electroquímica y la mecánica cuántica donde

funciones matemáticas pueden representar interpretaciones a nivel molecular y atómico

estructural. Cambios en la temperatura, presión, volumen, calor y trabajo en los sistemas,

sólido, líquido y/o gaseoso se encuentran también relacionados a estas interpretaciones de

interacciones moleculares.

1.1.4.3. Química Industrial

Estudia la aplicación de procesos químicos y la obtención de productos químicos sintéticos a

gran escala, como por ejemplo los plásticos, el caucho sintético, combustibles, fibras textiles,

fertilizantes, insecticidas, jabones, detergentes, acido sulfúrico, soda caustica, cloro, sodio, etc.

1.1.4.4. Petroquímica

La petroquímica es la industria dedicada a obtener derivados químicos del petróleo y de los

gases asociados. Los productos petroquímicos incluyen todas las sustancias químicas que de

ahí se derivan.



1.1.4.5. Geoquímica

La geoquímica es una especialidad de las ciencias naturales, que sobre la base de la geología y

de la química estudia la composición y dinámica de los elementos químicos en la Tierra,

determinando la abundancia absoluta y relativa, distribución y migración de los elementos

entre las diferentes partes que conforman la Tierra (hidrosfera, atmósfera, biósfera y geósfera)

utilizando como principales testimonios de las transformaciones los minerales y rocas

componentes de la corteza terrestre.

1.1.4.6. Astroquímica

La astroquímica es la ciencia que se ocupa del estudio de la composición química de los astros

y el material difuso encontrado en el espacio interestelar, normalmente concentrado en

grandes nubes moleculares.

1.1.4.7. Farmoquímica

Estudia las propiedades de las sustancias químicas y su acción nociva o benéfica en los seres

vivos. Por ejemplo, la acción de la penicilina, las drogas y antibióticos en seres humanos.

1.2. Química

Es la ciencia que estudia la estructura, propiedades y transformaciones de la materia (y las

leyes que rigen estas transformaciones) a partir de su composición atómica".

1.3. Método Científico

Los conocimientos que la humanidad posee actualmente sobre las diversas ciencias de la

naturaleza se deben, sobre todo, al trabajo de investigación de los científicos. El procedimiento

que éstos emplean en su trabajo de investigación es el Método Científico.

El método científico es un proceso destinado a explicar fenómenos, establecer relaciones entre

los hechos y enunciar leyes que expliquen los fenómenos físicos del mundo y permitan

obtener, con estos conocimientos, aplicaciones útiles al hombre.

Los científicos emplean el método científico como una forma planificada de trabajar. Sus

logros son acumulativos y han llevado a la Humanidad al momento cultural actual.

El método científico consta de las siguientes fases:

Observación

Formulación de hipótesis



Experimentación

Emisión de conclusiones

1.4. Materia y Energía

1.4.1. Materia

Se llama materia a todo aquello que tiene dimensiones, presenta inercia y origina gravitación.

Veamos con más detalle estas propiedades básicas de la materia:

Dimensiones: ocupa un lugar en el espacio.

Inercia: resistencia que opone la materia a modificar su estado de reposo o de movimiento.

Gravedad o gravitación: es la atracción que actúa siempre entre objetos materiales aunque

estén separados por grandes distancias. La gravedad por ejemplo es la responsable de que los

objetos caigan al suelo y no se queden suspendidos flotando.

Materia es todo lo que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio;

Masa es la cantidad de materia que tiene un cuerpo;

Volumen es el espacio ocupado por la masa

Cuerpo es una porción limitada de materia

1.4.2. Energía

La energía es la capacidad de producir algún tipo de trabajo o poner algo en movimiento.

Algunos tipos de energía son: energía electromagnética, energía mecánica, energía cinética,

energía potencial, energía nuclear, etc.

2. Estados de Agregación de la Materia

La materia se presenta en tres estados o formas de agregación: sólido, líquido y gaseoso.

Dadas las condiciones existentes en la superficie terrestre, sólo algunas sustancias pueden

hallarse de modo natural en los tres estados, tal es el caso del agua. La mayoría de sustancias

se presentan en un estado concreto. Así, los metales o las sustancias que constituyen los

minerales se encuentran en estado sólido y el oxígeno o el en estado gaseoso.

2.1. Sólido

Los sólidos se caracterizan por tener forma y volumen constantes. Esto se debe a que las

partículas que los forman están unidas por unas fuerzas de atracción grandes de modo que


ocupan posiciones casi fijas. En el estado sólido las partículas solamente pueden moverse

vibrando u oscilando alrededor de posiciones fijas, pero no pueden moverse trasladándose

libremente a lo largo del sólido. Las partículas en el estado sólido propiamente dicho, se

disponen de forma ordenada, con una regularidad espacial geométrica, que da lugar a diversas

estructuras cristalinas. Al aumentar la temperatura aumenta la vibración de las partículas.

Figura 1. El Estado Sólido y su elevado orden molecular.

2.2. Líquido

Los líquidos, al igual que los sólidos, tienen volumen constante. En los líquidos las partículas

están unidas por unas fuerzas de atracción menores que en los sólidos, por esta razón las

partículas de un líquido pueden trasladarse con libertad. El número de partículas por unidad

de volumen es muy alto, por ello son muy frecuentes las colisiones y fricciones entre ellas. Así

se explica que los líquidos no tengan forma fija y adopten la forma del recipiente que los

contiene. También se explican propiedades como la fluidez o la viscosidad. En los líquidos el

movimiento es desordenado, pero existen asociaciones de varias partículas que, como si

fueran una, se mueven al unísono. Al aumentar la temperatura aumenta la movilidad de las

partículas (su energía).

Figura 2. El estado Líquido y su orden intermedio de orden molecular.


2.3. Gas

Los gases, igual que los líquidos, no tienen forma fija pero, a diferencia de éstos, su volumen

tampoco es fijo. También son fluidos, como los líquidos. En los gases, las fuerzas que

mantienen unidas las partículas son muy pequeñas. En un gas el número de partículas por

unidad de volumen es también muy pequeño. Las partículas se mueven de forma

desordenada, con choques entre ellas y con las paredes del recipiente que los contiene. Esto

explica las propiedades de expansibilidad y compresibilidad que presentan los gases: sus

partículas se mueven libremente, de modo que ocupan todo el espacio disponible. La

compresibilidad tiene un límite, si se reduce mucho el volumen en que se encuentra confinado

un gas éste pasará a estado líquido. Al aumentar la temperatura las partículas se mueven más

deprisa y chocan con más energía contra las paredes del recipiente, por lo que aumenta la

presión.

Figura 3. El estado Gaseoso y su bajo orden molecular.

Podemos resumir las principales características de los estados de agregación de la materia en

la Tabla 1.

Tabla 1. Estados de Agregación de la Materia.

Estados de la materia Sólido Líquido Gaseoso

Forma Definida Del recipiente Del recipiente Volumen Definido Definido Del recipiente Compresibilidad Despreciable Muy poca Alta Fuerza entre sus partículas Muy fuerte Media Casi nula Ejemplo Azúcar Gasolina Aire

2.4. Plasma

Cuando se habla de los estados de agregación de la materia, casi todo el mundo piensa sólo en

sólidos, líquidos y gases. Pero resulta que estos tres estados sólo constituyen el 1% del total de

la materia que, por el momento, sabemos que contiene el Universo. ¿Alguien habría dicho que


en el Universo casi toda la materia es algo denominado plasma, que no es ni sólido, ni líquido,

ni gas? ¿Pero qué es exactamente el plasma?

El plasma está constituido por cationes (es decir, átomos con carga eléctrica positiva porque

han perdido algunos de sus electrones), electrones y neutrones.

El plasma es el estado en el que se encuentra la materia que constituye los cuerpos más

masivos del Universo: las estrellas. Sin ir más lejos, el Sol es, en sí mismo, un plasma

gigantesco, lleno de átomos de hidrógeno y helio que han perdido total o parcialmente sus

electrones como consecuencia de las elevadísimas temperaturas que se generan (de hasta 15

millones de grados centígrados). Para conseguir un plasma, sin embargo, no es necesario

aplicar temperaturas tan elevadas. De hecho, con una vela y una cerilla tenemos suficiente. La

corona anaranjada que a veces se observa en la llama de una vela es producto de la

disociación e ionización de las moléculas del aire y constituye un plasma de baja densidad y

temperatura.

Figura 4. El estado Plasma y su poco orden iónico.

2.5. Cambios de Estado

Cambio de estado es el proceso mediante el cual las sustancias pasan de un estado de

agregación a otro. El estado físico depende de las fuerzas de cohesión que mantienen unidas a

las partículas. La modificación de la temperatura o de la presión modificará dichas fuerzas de

cohesión pudiendo provocar un cambio de estado.

El paso de un estado de agregación más ordenado a otro más desordenado (donde las

partículas se mueven con más libertad entre sí) se denomina cambio de estado progresivo.

Son cambios de estado progresivo:

El paso de sólido a líquido que se llama fusión. Ejemplo el hielo a agua líquida se funde.


El paso de líquido a gas que se llama vaporización. Ejemplo el agua líquida pasa a vapor de

agua: evaporándose lentamente (secándose un recipiente o una superficie con agua) o al

entrar en ebullición el líquido (hierve).

El paso de sólido a gas que se llama sublimación. Ejemplo el azufre o el yodo sólidos al

calentarlos pasan directamente a gas.

El paso de un estado de agregación más desordenado a otro más ordenado se denomina

cambio de estado regresivo. Cambios de estado regresivos son:

El paso de gas a líquido que se llama condensación. Ejemplo en los días fríos de invierno el

vapor de agua de la atmósfera se condensa en los cristales de la ventana que se encuentran

fríos o en el espejo del cuarto de baño.

El paso de líquido a sólido que se llama solidificación. Ejemplo el agua de una cubitera dentro

del congelador se solidifica formando cubitos de hielo.

El paso de gas a sólido que se denomina sublimación inversa.

Figura 5. Cambios de Estado de la Materia.

Diferencias entre evaporación y ebullición.

El cambio de estado de líquido a gas se denomina vaporización. La vaporización puede tener

lugar de dos formas:

A cualquier temperatura, el líquido pasa lentamente a estado gaseoso, el proceso se denomina

evaporación. El paso es lento porque son las partículas que se encuentran en la superficie del

líquido en contacto con la atmósfera las que se van escapando de la atracción de las demás

partículas cuando adquieren suficiente energía para liberarse. Ejemplo de evaporación es el

“secado” de la ropa por acción del sol o del aire, sin alcanzar la temperatura de ebullición del

agua, se logra evaporar el agua superficial de la ropa dejándola finalmente seca.



A una temperatura elevada, se produce el paso de líquido a gas en todo el volumen del líquido

el proceso se denomina ebullición. Este punto se alcanza cuando se alcanza la temperatura de

ebullición del líquido. Cualquier partícula del interior o de la superficie adquiere suficiente

energía para escapar de sus vecinas, la energía se la proporciona la fuente calorífica que le ha

llevado a dicha temperatura.

3. Propiedades de la Materia

La sustancias del mundo real, tal y como las percibimos con nuestros sentidos, se caracterizan

por sus diferentes propiedades. Así en función a los cambios que se realicen sobre ellas se

tienen las propiedades físicas o químicas:

3.1. Propiedades Físicas

Son aquellas que se pueden medir sin que se afecte la composición o la identidad de la

sustancia. Ejemplos de estas propiedades son la densidad, el punto de fusión, el punto de

ebullición, el color, la forma, la masa, la solubilidad entre otras.

3.2. Propiedades Químicas

Son aquellas que pueden ser observadas solo cuando una sustancia sufre un cambio en su

composición es decir, una transformación de su estructura interna, convirtiéndose en otra(s)

sustancia(s) nueva(s). Estos cambios químicos, pueden ser reversibles o irreversibles, cuando

éstos últimos ocurren la reacción se lleva a cabo en una sola dirección como en la combustión

de la madera.

3.3. Propiedades Extensivas

Son propiedades generales que dependen de la cantidad de materia, por ejemplo, la masa, el

peso, volumen, longitud, energía cinética, calor, etc. Es una propiedad general que tiene toda

la materia, cualquier sustancia. No sirven para diferenciar unas sustancias de otras. Si se indica

que una sustancia tiene 3 kg de masa o que ocupa un volumen de 2 L, no servirá para

diferenciarla de cualquier otra sustancia que puede tener la misma masa y volumen.

3.4. Propiedades Intensivas

Son propiedades específicas que no dependen de la cantidad de materia, por ejemplo:

temperatura, punto de fusión, punto de ebullición, calor específico, densidad, etc. Sólo la

tienen determinados tipos de sustancia, e incluso una sustancia concreta; es decir, no son

comunes a toda la materia. Por ejemplo, la densidad es diferente de unas sustancias a otras.



3.5. Cambio Físico

Se presentan cuando no se altera la composición de la sustancia. Ejemplos: todos los cambios

de estado de la materia, cortar, el movimiento, romper, pintar de otro color, etc.

3.6. Cambio Químico

Se presenta solo cuando la composición de la sustancia se modifica. Ejemplos: La oxidación de

hierro, la fermentación, la putrefacción, la digestión de los alimentos, la producción de una

sustancia nueva, la combustión, etc.

Tabla 2. Diferencia entre cambio físico y químico.

CAMBIO FÍSICO CAMBIO QUÍMICO

Alteración muy pequeña y muchas veces

parcial de las propiedades del cuerpo.

Modificación profunda de las propiedades del

cuerpo o cuerpos reaccionantes.

Persisten únicamente mientras actúa la causa

que los origina (temporales).

Tienen casi siempre carácter permanente.

Están acompañados de una variación de

energía relativamente pequeña. Por ejemplo

la solidificación a hielo de 1.0 g de agua o la

condensación a agua líquida a 100 ºC de 1.0 g

de vapor de agua desprende tan sólo, cerca

de 80 y de 540 calorías respectivamente.

Son acompañados de una variación

importante de energía. Por ejemplo en la

formación de 1.0 g de agua a temperatura

ambiente, a partir de hidrógeno y oxígeno, se

desprenden cerca de 3800 calorías.

4. Tipos de Sustancias

4.1. Elemento Químico

Es todo aquello que forma parte de las sustancias simples o compuestas y no puede

descomponerse en otras especies más sencillas por procedimientos físicos y químicos. Para

representar a los elementos se emplea un conjunto de símbolos químicos que son

combinaciones de letras. La primera letra del símbolo químico es siempre mayúscula

acompañada por una segunda y hasta una tercera, que son siempre minúsculas.



4.2. Sustancia pura

Son sistemas homogéneos que no pueden fraccionarse por ningún método de fraccionamiento

y por lo tanto tiene iguales propiedades intensivas en todos sus puntos.

4.3. Sustancia Simple

Es aquella sustancia que está formada por uno o más átomos del mismo elemento químico.

Por ejemplo, el gas oxígeno (O2) y el ozono (O3) son sustancias simples, ya que sus moléculas

están formadas sólo por átomos de oxígeno.

4.4. Sustancia Compuesta

Es aquella sustancia que está formada por dos o más átomos de elementos químicos

diferentes. Por ejemplo, el gas dióxido de carbono (CO2), el agua (H2O) y el ácido sulfúrico

(H2SO4) son sustancias compuestas, ya que sus moléculas están formadas por átomos de

oxígeno y carbono, de oxígeno e hidrógeno y de azufre, hidrógeno y oxígeno respectivamente.

Tabla 3. Sustancias Simples y Compuestas

Sustancia Monoatómica Diatómica Triatómica Poliatómica

Simple

He

O2

O3

S8

Compuesta

LiH

H2O

4.5. Átomos y Moléculas

La materia, incluso la que constituye los organismos más complejos, está constituida por

combinaciones de elementos. En la Tierra, existen unos 92 elementos. Muchos son muy

conocidos, como el carbono, que se encuentra en forma pura en el diamante y en el grafito; el

oxígeno, abundante en el aire que respiramos; el calcio, que utilizan muchos organismos para

construir conchas, cáscaras de huevo, huesos y dientes, y el hierro, que es el metal

responsable del color rojo de nuestra sangre.

H2SO4

No Existen


Figura 6. Abundancia de los elementos químicos en la tierra (incluye océanos y atmósfera).

Figura 7. Abundancia de elementos químicos en el cuerpo humano.

4.5.1. Átomos

Los átomos son la unidad básica de toda la materia, la estructura que define a todos los

elementos y tiene propiedades químicas bien definidas. Todos los elementos químicos de la

tabla periódica están compuestos por átomos con exactamente la misma estructura y a su vez,

éstos se componen de tres tipos de partículas: protones, neutrones y electrones.

Figura 8. Estructura básica de un átomo, en el núcleo protones (+) y neutrones y en la corteza los electrones (‐).


4.5.2. Molécula

Es la partícula más pequeña que presenta todas las propiedades físicas y químicas de una

sustancia, y se encuentra formada por dos o más átomos.

Figura 9. Molécula de agua, constituida por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno.

4.6. Tipos de Sistemas

Un sistema es una cantidad de materia o una región en el espacio elegida para estudio. La

masa o región fuera del sistema recibe el nombre de entorno, la superficie real o imaginaria

que separa al sistema se llama frontera, siendo el conjunto sistema más entorno el universo.

Figura 10. Sistema, frontera, entorno y universo.

4.6.1. Sistema Abierto

Sistema que puede intercambiar materia y energía con su entorno. Son ejemplos, un

automóvil (consume gasolina, aire y aceite) y libera gases de combustión produciendo energía,

de la misma manera la combustión de un cerillo o una vela.

4.6.2. Sistema Cerrado

Sistema que sólo puede intercambiar energía con su entorno, pero no materia. Son ejemplos,

el equipo de frío de un refrigerador doméstico, el fluido de trabajo circula en circuito cerrado y

solo hay intercambios de calor o energía eléctrica con el exterior. Otros sistemas que (en la

práctica) se pueden considerar como sistemas cerrados son la tierra, una olla a presión que no

permita el escape de gases y en laboratorio un reactor.


4.6.3. Sistema Aislado

Sistema que no intercambia materia ni energía con su entorno. Este tipo de sistema, por ser

ideal no existe en su perfección. El ejemplo más usual es el termo (vaso Dewar).

Figura 11. Tipos de Sistemas y su interacción de materia y energía.

4.7. Fase

En química, se denomina fase a cada una de las partes macroscópicas de una composición

química y propiedades físicas homogéneas que forman un sistema. Así una porción de agua en

un vaso representa una sola fase, una mezcla de agua y aceite representará dos fases.

4.8. Mezcla y Combinación

4.8.1. Mezcla

Es una asociación física de dos o más sustancias puras sin que exista reacción química entre

ellas, de modo que las sustancias conservan su identidad y propiedades. Una mezcla tiene una

composición variable y puede separarse por medios físicos. Hay mezclas naturales y artificiales.

En una mezcla se pueden agregar 2, 3 ó más sustancias en cantidades indefinidas; no se

produce ningún cambio de energía. Al final de cualquier mezcla seguiremos teniendo las

sustancias que agregamos y en las mismas cantidades, no tendremos nada nuevo. Ejemplos:

una ensalada, es una mezcla; el aire, es una mezcla de gases; sal disuelta en agua, es una

Figura 12. Sistemas con una fase (agua pura) y dos fases (agua y aceite).



mezcla (porque no se formó nada nuevo, se sigue teniendo agua y sal, que se puede separar,

utilizando los medios adecuados); agua y aceite, es una mezcla (tanto como la anterior).

Otros ejemplos de mezclas se presentan en la Tabla 4.

Tabla 4. Ejemplos de mezclas naturales y artificiales.

Mezclas comunes Composición

Petróleo Metano, etano, propano

Orina Urea, agua

Alcohol medicinal Alcohol y agua

Sangre Agua, hemoglobina, glucosa

Coca Cola Agua, CO2, cafeína

Vinagre Agua, ácido acético

Gasolina Heptano, octano

4.8.2. Combinación

Es un fenómeno químico, y a partir de dos o más sustancias se pueden obtener otra (u otras)

con propiedades diferentes. Para que tenga lugar, debemos agregar las sustancias a combinar

en cantidades perfectamente definidas, y para producirse efectivamente la combinación se

necesitará liberar o absorber calor (intercambio de energía). Ejemplos: una cierta cantidad de

cobre reaccionará con el oxígeno del aire cuando se le acerque la llama de un mechero,

entonces se combinan el cobre y oxígeno, gracias a la energía proporcionada por el calor de la

llama del mechero.

Tabla 5. Diferencias entre Mezcla y Combinación.

MEZCLA COMBINACION

Los compuestos se unen en cualquier proporción. Los compuestos se unen en proporciones fijas.

Los componentes se separan por medios físicos. Los componentes se separan por medios químicos.

Es un fenómeno físico. Es un fenómeno químico.

No hay variación de energía. Hay absorción y desprendimiento de energía.

En la mayoría de los casos se distinguen los componentes, y estos conservan cada una de sus propiedades.

No se distinguen los componentes. El compuesto formado adquiere sus propiedades distintas de sus componentes.


4.9. Mezcla Homogénea y Heterogénea

4.9.1. Mezcla Homogénea

Son mezclas que tienen el mismo aspecto y las mismas propiedades físicas y químicas (una sola

fase), en toda su extensión. Comúnmente llamadas disoluciones. Existen seis tipos de mezclas

homogéneas descritas en la Tabla 6.

Tabla 6. Tipos de Mezclas homogéneas o soluciones.

Soluto Disolvente Disolución Ejemplo

Gas (O2) Gas (N2) Gas/Gas Aire

Gas (CO2) Líquido (H2O) Gas/Líquido Agua carbonatada

Gas (H2) Sólido (Pd) Gas/Sólido H2 en paladio

Líquido (C2H5OH) Líquido (H2O) Líquido/Líquido Alcohol diluido

Sólido (NaCl) Líquido (H2O) Sólido/Líquido Agua salada

Sólido (Cu) Sólido (Zn) Sólido/Sólido Bronce

4.9.2. Mezcla Heterogénea

Es aquella cuyo aspecto diferencia una parte de otra, está formada por dos o más

componentes que se distinguen a simple vista y contiene cantidades diferentes de los

componentes (dos o más fases). Ejemplos: La madera, el granito, las rocas, arena y agua,

aceite, la sopa de verduras, las ensaladas son ejemplos de mezclas heterogéneas.

Figura 13. Mezclas heterogéneas, granito y una sopa de verduras.



5. Unidades y Sistema de Medida

Un sistema de unidades es un conjunto de unidades básicas o fundamentales que se toman

como referencia; cada una de las unidades fundamentales representa una cantidad física

determinada; las unidades que no aparecen entre las fundamentales se denominan unidades

derivadas.

Existen varios sistemas de unidades, cada uno de ellos tiene un determinado número de

unidades básicas o fundamentales.

5.1. Unidades fundamentales y derivadas

En 1960 se llego a un acuerdo internacional que establecía un grupo dado de unidades

métricas para emplearse en mediciones científicas. Estas unidades “preferidas” se

denominaron Unidades SI abreviatura de “sistema internacional de unidades”.

El Sistema SI tiene siete unidades fundamentales de las cuales se derivan todas las demás.

Tabla 7. Unidades SI fundamentales.

Cantidad física Nombre de la unidad Abreviatura

Longitud metro m

Masa kilogramo kg

Tiempo segundo s

Corriente eléctrica amperio A

Temperatura kelvin K

Intensidad luminosa candela cd

Cantidad de sustancia mol mol

Una medida se expresa como el múltiplo numérico de una unidad estándar. Los múltiplos de

las unidades, que son potencias de 10, se representan mediante prefijos unidos al símbolo de

la unidad. Las unidades se multiplican y se dividen como números. Toda medida tiene un grado

de incertidumbre o error, la magnitud del cual dependerá del instrumento utilizado y de la

habilidad del operador.

Al medir debe indicarse la incertidumbre asociada a la medida. Esta información será vital para

quien desee repetir la experiencia o juzgar sobre su precisión. El método para citarla se

describe en términos de cifras significativas.



Existen un conjunto de reglas que permiten determinar el número de cifras significativas que

debe tener el resultado de un cálculo. Hay que tenerlas en cuenta siempre. Estas reglas se

aplican también a números en notación científica.

Tabla 8. Prefijos comunes empleados en notación científica.

Prefijo Símbolo Factor Prefijo Símbolo Factor Prefijo Símbolo Factor

yota Y 1024 kilo k 103 micro 10‐6

zeta Z 1021 hecto h 102 nano n 10‐9

eta E 1018 deca da 101 pico p 10‐12

peta P 1015 ‐ ‐ 100 femto f 10‐15

tera T 1012 deci d 10‐1 ato a 10‐18

giga G 109 centi c 10‐2 zepto z 10‐21

mega M 106 mili m 10‐3 yocto y 10‐24

5.2. Densidad y Densidad Relativa

Densidad de un cuerpo es el cociente entre la masa de una determinada cantidad de materia y

el volumen que ocupa.

La densidad es una magnitud derivada que en el sistema internacional de unidades se expresa

como kg / m3.

La masa y el volumen son propiedades generales o extensivas de la materia, es decir son

comunes a todos los cuerpos materiales y además dependen de la cantidad o extensión del

cuerpo. En cambio la densidad es una propiedad intensiva o característica de cada cuerpo, ya

que nos permite identificar distintas sustancias. Por ejemplo, muestras de oro de diferentes

masas, todas tienen la misma densidad. La densidad se puede calcular de forma directa

midiendo la masa y el volumen de una muestra.

La densidad relativa es adimensional y es la relación de la masa de una sustancia con respecto

a la masa de un volumen igual de agua, siendo empleada en la caracterización de diferentes

reactivos comerciales. Debido a que la densidad del agua está próxima de 1 g/mL, la densidad

y la densidad relativa se emplean de modo indistinto.



5.3. Calor y Temperatura

5.3.1. El Calor

Es la transferencia de energía de una parte a otra de un cuerpo, o entre diferentes cuerpos, en

virtud de una diferencia de temperatura, el calor es energía en tránsito.

5.3.2. La Temperatura

Es una propiedad de los sistemas que determinan si están en equilibrio térmico. Este concepto

de temperatura se deriva de la idea de medir calor o frío.

5.3.3. Diferencia entre Calor y Temperatura

La diferencia es que la temperatura es una propiedad de un cuerpo y el calor es un flujo de

energía entre dos cuerpos y diferentes temperaturas, el calor es energía residual presente en

todas las formas de energía en tránsito.

El calor es lo que hace que la temperatura aumenta o disminuya, si añadimos calor la

temperatura aumenta y si quitamos calor la temperatura disminuye.

5.3.4. Escalas de Temperatura

A lo largo del tiempo se definieron varias escalas de temperatura, sin embargo, las hoy

comúnmente empleadas tanto en la vida cotidiana como en los trabajos técnicos y científicos

son las siguientes.

5.3.4.1. Celsius

Establecida en 1729 por el biólogo sueco Anders Celsius, se llama centigrada porque hay 100

divisiones entre sus dos puntos extremos, uno de ellos es 0°C "punto de congelación del agua y

nivel del mar", y el otro extremo es 100°C "punto de ebullición del agua, a nivel del mar".

5.3.4.2. Fahrenheit

Establecida por Gabriel Daniel Fahrenheit quien en 1742 construyo el primer termómetro. La

escala Fahrenheit se emplea en los países anglosajones para medidas no científicas y en ella el

punto de congelación del agua se define como 32°F y su punto de ebullición como 212 °F.

5.3.4.3. Kelvin

Es la escala termodinámica de temperaturas más empleada, el cero se define como el cero

absoluto de temperatura, es decir, ‐273,15°C.


Las relaciones entre las diferentes escalas de temperatura son:

32

9 5

273.15

5.4. Factores de Conversión

Los Factores de Conversión son equivalencias que nos permiten cambiar de un sistema de

unidades a otro.

Así un factor de conversión es una operación matemática, que permite ya sea hacer cambios

de unidades de la misma magnitud, o calcular la equivalencia entre los múltiplos y

submúltiplos de una determinada unidad de medida. Ejemplos frecuentes de empleo de los

factores de conversión son:

Cambios monetarios: bolivianos, euros, dólares, pesetas, libras, pesos, cruzeiros, etc.

Medidas de distancias: kilómetros, metros, millas, leguas, yardas, etc.

Medidas de tiempo: horas, minutos, segundos, siglos, años, días, etc.

Cambios en velocidades: kilómetro/hora, nudos, años‐luz, metros/segundo, etc.

Por ejemplo, si se tienen:

8m + 7m + 5m = 20m

Éstas se pueden sumar porque están en las mismas unidades, pero si se tiene:

8m + 70cm + 10mm

Éstas cantidades no se pueden sumar hasta que no se transformen a un sólo tipo de unidad.

5.4.1. Pasos para realizar la conversión

1.‐ Escriba la cantidad que desea convertir.



2.‐ Defina cada una de las unidades incluidas en la cantidad que va a convertir, en términos de

la unidad o las unidades buscadas.

3.‐ Escriba dos factores de conversión para cada definición, uno de ellos recíproco del otro.

4.‐ Multiplique la cantidad que desea convertir por aquellos factores que cancelen todas las

unidades, excepto las buscadas.

En la Tabla 9 se proporcionan algunos de los factores de conversión de mayor uso.

Tabla 9. Factores de Conversión de mayor aplicación técnica.

Unidades de Longitud Unidades de Capacidad y Volumen

1 Pulgada (plg) = 2,54 cm 1 m3 = 1000 L

1 Pie (pie) = 12 pulg = 30,48 cm 1 plg3 = 16,387 cm3

1 Yarda (yd) = 3 pie = 91,44 cm 1 pie3 = 1728 plg3= 28,32 L

1 Milla (mi) = 1760 yd = 1.609,34 m 1 yd3 = 27 ft3 = 7,646 hL

1 Legua = 5280 yd = 4.828,03 m 1 Pinta (pt) = 550,61 mL

Unidades de Masa 1 Cuarto (qt) = 2 pintas = 1,1 L

1 kg = 1000 g 1 Galón (gal UK) = 4 qt = 4,546 L = 1,2 gal USA

1 kg = 2,205 Lb 1 Galón (gal USA) =0,8327 gal UK = 3,785 L

1 Lb = 453.6 g 1 barril (USA) = 42 gal (USA) = 0.159 m3

1 Lb = 16 onzas Unidades de Energía

1 onza = 28,35 g 1 J (Julio) = 1 x 107 Erg (ergios)

1 onza troy = 31,1 g 1 cal = 4,186 J

1 Ton Métrica (TM) = 1000 kg 1 BTU = 252 cal

1 qq (quintal) = 100 Lb = 4 @ 1 kilovatio (kw) =1,34 Caballos Vapor (CV)

1 arroba (@) = 25 Lb 1 kw‐h = 860 kcal = 1 kw‐h = 3,6 x 106 J

Unidades de Área Unidades de Fuerza

1 plg2 = 645,16 mm2 1 N = 1 x 105 Dinas (Din)

1 pie2 = 144 in2 = 929,03 cm 1 kilogramo fuerza (kgf) = 9,81 N

1 acre = 4046,9 m2 1 kgf = 2,205 Libras fuerza (Lbf )

1 mi2 = 640 acres = 2,59 km2 1 kw = 1000 w

1 Horse Power (HP) = 746 w



6. Ejercicios

Documents

FACULTAD DE TECNOLOGÍA ‐UMSA Química General Pre Universitarias026fd7cb24a9b50e.jimcontent.com/download/version/1402786100/mo… · Pre Universitaria Curso Pre Facultativo Concentrado