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UNIVERSIDAD NACIONAL DE CATAMARCA
FACULTAD DE CIENCIAS EXACTAS Y NATURALES
Cátedra:
“QUÍMICA GENERAL I”
Carreras:
Profesorado en Química
Licenciatura en Química
Técnico Químico Universitario
Docentes responsables: Lic. SUSANA FIAD
Prof. ELVIRA LEMA
Auxiliar: Prof. ANABELLA QUEVEDO
Año: 2019
LUNES MARTES MIERCOLES JUEVES VIERNES
QUÍMICA
GENERAL I
8-12 HS
AULA 5 B
LABORATORIO I
8-13 HS
AULA
LABORATORIO 2
QUÍMICA
GENERAL I
8-10 HS
AULA 21
ANÁLISIS
MATEMÁTICO I /
MATEMÁTICA I/
MATEMÁTICA
10-13 HS
AULA 5 B
ANÁLISIS
MATEMÁTICO I/
MATEMÁTICA I/
MATEMÁTICA
10-13 HS
AULA 5 B
LABORATORIO I
15-19 HS
AULA
LABORATORIO 3
QUÍMICA
GENERAL I
14-18 HS
AULA
LABORATORIO 3
Evaluaciones para matricular
27/03 EVALUACIÓN DE QUÍMICA GENERAL I
28/03 EVALUACIÓN DE ANÁLISIS MATEMÁTICO I / MATEMÁTICA I/
MATEMÁTICA
A LOS ALUMNOS INGRESANTES A LAS CARRERAS DE QUIMICA
Estimados alumnos:
Con estas pretendemos darles la Bienvenida, presentarles la materia y ponerles a disposición el
material para el desarrollo del Curso de Ingreso.
La Química permite obtener un entendimiento importante de nuestro mundo y su funcionamiento.
Se trata de una ciencia eminentemente práctica que tiene una enorme influencia en nuestra vida
diaria. De hecho, la Química está en el centro de muchas cuestiones que preocupan a casi todo el
mundo: el mejoramiento de la atención médica, la conservación de los recursos naturales, la
protección del ambiente , la satisfacción de nuestras necesidades diarias en cuanto a alimento,
vestido y albergue, etc. La Química también afecta todas las facetas de nuestra vida de manera
muy directa, por ejemplo nuestra apariencia personal depende de procesos químicos, sustancias
químicas llamadas hormonas ayudan a determinar nuestra estatura, peso, figura. Nuestro estado
de buena salud depende de las sustancias químicas que conservan los alimentos que ingerimos y
nos protegen de enfermedades suministrando al cuerpo los nutrientes necesarios para que
funcione en forma apropiada. Toda nuestra vida es química, y por ello sobran las razones para
llamarla la Ciencia Central. Al estudiar Química, aprenderemos a usar el potente lenguaje y las
ideas que han evolucionado para describir y entender la materia. Además, el entendimiento del
comportamiento de los átomos y las moléculas nos permite comprender mejor otras áreas de la
ciencia, la tecnología y la ingeniería moderna. La cátedra Química General es, como su nombre lo
indica, la parte de la química que debe sentar las bases para estudios más avanzados de esta
ciencia. Por ello la cátedra ha preparado el presente material con la finalidad de orientar al
alumno en el estudio de la materia durante esta etapa del Curso de Ingreso y favorecer la
adquisición del ritmo de estudio necesario. En la Guía se encuentran desarrollados los temas
teóricos, explicaciones detalladas para la resolución de problemas, ejemplos y actividades
propuestas de los contenidos que corresponden al Curso Introductorio y a los temas iniciales de la
Química General I, para los químicos y Química I para los de Ciencias Ambientales.
¡¡¡¡ BUENA SUERTE !!!! y no olviden que el estudio universitario requiere de esfuerzo y
dedicación
La Cátedra
La química es una ciencia fáctica y como tal posee un objetivo y un método.
Objetivo: estudiar los cambios de carácter permanente que ocurren en la materia
Método de estudio: método científico
A los fines prácticos se divide en química inorgánica y química orgánica.
Química Inorgánica Química Orgánica
Intervienen los elementos químicos pero el
carbono es poco frecuente (sólo en Dióxido de
Carbono, Monóxido de Carbono, Acido
Carbónico, Carbonatos y Bicarbonatos).
Predominan los compuestos sencillos.
Los compuestos son solubles en solventes
polares (agua).
Los compuestos son termoestables.
Los compuestos, en general, conducen
corriente eléctrica.
Los compuestos son estables y no
inflamables.
La velocidad de reacción es rápida.
El carbono es el principal elemento. Al
combinarse con hidrógeno, oxígeno y nitrógeno,
es capaz de formar gran cantidad de compuestos
distintos.
Predominan los compuestos complejos.
Los compuestos son solubles en solventes
apolares (éter, cloroformo, benceno).
Los compuestos son termolábiles.
Los compuestos, en general, no conducen
corriente eléctrica.
Los compuestos son inestables e inflamables.
La velocidad de reacción es lenta.
Podemos definir Materia como:
Las principales características de la materia son:
La Ciencia Química
istemas Materiales
Química es la ciencia que estudia la composición, estructura y propiedades de las sustancias,
así como las transformaciones de la materia y las variaciones de energía que acompañan a estos
cambios.
Todo aquello que puede ser percibido por los sentidos o bien, todo aquello que constituye el
mundo físico que nos rodea, susceptible de adquirir distintas formas.
Es ponderable (posee masa)
Es extensa (ocupa un lugar en el espacio)
Es impenetrable
Es indestructible
Es divisible
Fenómenos Físicos y Químicos
Los fenómenos son cambios que ocurren en la materia; si el cambio es transitorio el fenómeno es
físico y si el cambio es permanente es un fenómeno químico.
Fenómeno Físico (FF) Fenómeno Químico (FQ)
Ebullición del agua
Congelación del agua
Cualquier cambio de estado
Disolución de una sal
Combustión del papel
Caramelización del azúcar
Fermentación de la uva
Cualquier Reacción química
Propiedades de la materia
Las propiedades de la materia son aquellas cualidades de la misma que pueden ser apreciadas por
los sentidos (color, brillo, textura). Puede ser sólida, líquida o gaseosa. Se clasifican en:
Propiedades Intensivas: Son aquellas que no varían con la cantidad de materia (masa)
considerada. Dependen del tipo de materia considerada, es decir de la sustancia. Son las constantes
físicas. Ejemplos: peso específico, densidad, punto de fusión, punto de ebullición, coeficiente de
solubilidad, índice de refracción, conductividad térmica, etc.
Propiedades Extensivas: Son aquellas que varían con la cantidad de materia considerada.
Ejemplos: peso, volumen, forma, superficie, etc.
Un ejemplo de propiedades intensivas: 1 kg. o 1 mg. o cualquier otra cantidad de agua, hierve a 100
°C a una presión de 1.013,25 hPa (presión atmosférica a nivel del mar. Esta cantidad expresada
como hectopascales en el SI, solía expresarse en otros sistemas de unidades que van cayendo en
desuso, como 760 mm. Hg ó 1 Atmósfera de presión).
Estados de agregación de la materia
Los estados físicos o de agregación de las sustancias, conocidos hasta hoy, son: sólido, líquido,
gaseoso, plasma y cubo de hielo cuántico.
Los estados de la materia que se encuentran en la naturaleza son sólidos, líquidos y gaseosos, y en
laboratorios de cierta complejidad se generaron dos nuevos estados: el plasma y el cubo de hielo
cuántico. Cada uno de estos estados surge de la acción e intensidad de dos fuerzas intermoleculares:
las de atracción o cohesión (llamadas también fuerzas de Van der Waals que tienden a unir las
moléculas ocupando el menor espacio posible) y las de repulsión (que tienden a separar las
moléculas, de tal forma que ocupen el mayor espacio posible). Estas fuerzas actúan en sentidos
opuestos y simultáneamente sobre las moléculas, en continuo movimiento, de un cuerpo.
En la naturaleza a la materia la encontramos en los siguientes estados:
Estado Sólido: Poseen forma y volumen propio. Predominan las fuerzas de atracción entre sus
moléculas. No se pueden comprimir. Son rígidos y no fluyen. Se caracterizan por tener un
agrupamiento ordenando de partículas que no se mueven de sus posiciones fijas, vibran alrededor
de ellas. Los sólidos se pueden dividir en dos categorías: cristalinos y amorfos. Los cristalinos como
el hielo, por ejemplo, poseen un ordenamiento estricto y de gran alcance, es decir sus átomos, iones
o moléculas ocupan posiciones específicas, en este caso las fuerzas de atracción son máximas. En
los amorfos como el vidrio, por ejemplo, carecen de ordenamiento bien definido y de un orden
molecular de largo alcance. En unos de los últimos temas del programa retomaremos los sólidos y
los estudiaremos con mayor profundidad.
Estado Líquido: Fluyen con facilidad (la capacidad de fluir está en relación inversa a la viscosidad
del líquido). Según las características del líquido se encuentran líquidos “movibles” como el agua y
“viscosos” como el aceite Poseen volumen propio y adquieren la forma del recipiente que los
contiene. Están igualadas en sus moléculas las fuerzas de atracción y repulsión molecular. No se
pueden comprimir. Las propiedades del estado líquido son diversas y varían en forma notable en los
distintos líquidos. Las variaciones dependen de la naturaleza y las fuerzas de atracción entre las
partículas que los constituyen. Las fuerzas de atracción de las moléculas del líquido que tienden a
mantenerlas unidas dentro de un recipiente, adoptando la forma de éste, se denominan fuerzas
cohesivas. Las fuerzas que existen entre las moléculas del líquido y las del recipiente se llaman
fuerzas adhesivas que determinan la forma del menisco. En este estado existe cierta tendencia a la
ordenación de las moléculas, que es contrarrestada por el movimiento caótico de sus moléculas. En
el tema 9 del programa retomaremos los líquidos y los estudiaremos con mayor profundidad.
Estado Gaseoso: Fluyen con facilidad. No poseen forma propia (adoptan la forma del recipiente
que los contiene) ni volumen propio (tienden a ocupar el volumen disponible) porque las fuerzas de
repulsión entre sus moléculas predominan sobre las de atracción o cohesión. Son compresibles.
Todos los gases que no reaccionan entre sí se mezclan en todas proporciones formando sistemas
homogéneos o inhomogénenos. Sus moléculas están muy separadas y se mueven al zar. 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. El comportamiento físico de un gas es independiente de su
composición química y se define por medio de las variables: volumen, presión, temperatura y el
número de moles de la sustancia.
Debido a los avances de la ciencia, hoy en día, y en laboratorios específicos se pueden obtener
otros dos nuevos estados de de la materia
Plasma: Gas que se obtiene calentando una sustancia en estado gaseoso hasta una temperatura tan
elevada que sus átomos se convierten en iones, siendo la concentración de partículas negativas y
positivas casi idénticas, motivo por el cual es prácticamente neutro y buen conductor de la corriente
eléctrica.
Cubo de hielo Cuántico o Condensado de Bose-Einstein: gas que se ha enfriado a una
temperatura próxima al 0K originando átomos ultracongelados que pierden energía y movilidad,
uniéndose en un superátomo que constituye este quinto estado de la materia, actualmente en
experimentación.
Cambio de estado: es el pasaje, de una porción de materia, de un estado de agregación a otro por
variación de la temperatura y/o de la presión (los cambios de estado se verifican siguiendo leyes
físicas características).
Esquema con nombres de los cambios de estado
Vapor y Gas
Se entiende por vapor de una sustancia al gas que se obtiene de un líquido (por evaporación) o de
un sólido (por volatilización), estando o no en contacto con ellos. Se entiende por gas al estado de
agregación de una sustancia en esas condiciones de presión y temperatura. Ej hablamos del gas
oxígeno y del vapor de agua.
Para recordar:
Cambios de Fase
Generalmente las transiciones de fase sólido-líquido-gas se representan en una curva de
calentamiento, mientras que los cambios de estado gas-líquido-sólido se representan en una curva
de enfriamiento.
Analicemos la siguiente curva de calentamiento:
Gráfico1: Curva típica de calentamiento para una sustancia
Todos los cambios de estado ocurren a temperatura constante. La EVAPORACIÓN es la vaporización de las moléculas de la superficie del líquido
a cualquier temperatura. La EBULLICIÓN es la vaporización masiva (en todo el seno del líquido) de las
moléculas del líquido y ocurre a una temperatura definida: el punto ebullición del líquido.
Gráfico 2: Curva típica de enfriamiento para un mol de agua
Cuando se agrega calor a un sólido (A), su temperatura comienza a elevarse hasta alcanzar el punto
de fusión (B); a partir de este punto, todo el calor agregado ES utilizado para fundir el sólido,
permaneciendo constante la temperatura durante el cambio de estado sólido-líquido(B-C).
Cuando todo el sólido se ha fundido y transformado en líquido(C) comienza a elevarse la
temperatura de este último hasta alcanzar el punto de ebullición (D). A continuación ocurre la
transición de fase líquido-gas, fenómeno que también ocurre a temperatura constante (D-E).
Finalmente cuando todo el líquido se ha convertido en gas (E) el calor adicionado sólo eleva la
temperatura del gas.
Sistemas Materiales
La materia no varía en función de su forma o tamaño, sino en relación con su composición. Por eso,
desde el punto de vista químico, interesa la constitución de la materia. Para estudiar
experimentalmente la composición o cualquier propiedad de la materia, es necesario tomar y aislar
una porción limitada de la misma a partir del medio que nos rodea. Esa porción de materia se
denomina Sistema Material.
Entre las propiedades que caracterizan a los Sistemas Materiales citaremos la Extensión (capacidad
para ocupar una parte del espacio) y la Inercia (incapacidad de los cuerpos para salir del estado de
reposo, para cambiar las condiciones de su movimiento o para cesar en él, sin la aplicación o
intervención de alguna fuerza).
Los Sistemas Materiales poseen una determinada cantidad de materia, y a eso lo denominamos
Masa. Una manera de medir la cantidad de masa de un sistema material es midiendo
(determinando) su Peso.
Como la distancia que existe entre los distintos puntos de la superficie terrestre y el centro de
gravedad no siempre es igual, los valores de la fuerza de atracción hacia la tierra varían ligeramente
de un sitio a otro. De todo esto se deduce que:
La unidad de masa en el Sistema Internacional de Pesas y Medidas (SI) es el kilogramo (Kg.)
Resumiendo:
Masa Peso
Es una medida de la cantidad de materia
que tiene un cuerpo
Es una medida de la atracción gravitatoria
que la tierra ejerce sobre un cuerpo.
Es una magnitud escalar e invariable Es una magnitud vectorial y variable
La unidad patrón en el SI es el Kg La unidad patrón en el SI es el Kgf.
El instrumento que permite su medición es
la BALANZA.
El instrumento que permite su medición es
el dinamómetro.
Se relacionan a través de: P=m.g, donde P es peso y se expresa en Newton(N); m es
masa en Kg y g es la aceleración de la gravedad, en la tierra g ≅9,8m/s2
Clasificación de los Sistemas Materiales
Sobre la base de sus propiedades intensivas, los sistemas pueden clasificarse como Sistemas
homogéneos, Sistemas heterogéneos o Sistemas Inhomogéneos.
Sistemas Homogéneos: poseen idénticas propiedades intensivas en todos los puntos del sistema
(monofásicos). Ejemplo: agua destilada, agua salada, aire seco, mercurio.
Se clasifica en:
Sustancias Puras: No pueden ser fraccionadas por métodos físicos o mecánicos (son sistemas
homogéneos no fraccionables)Ejemplos: Hielo, hierro, sodio, cloro, mercurio, agua. Pueden ser:
Sustancias puras simples: están formadas por átomos y por lo tanto no pueden descomponerse.
Ejemplos: hidrógeno (H2), oxígeno (O2), sodio (Na), cloro (Cl2).
El Peso es la fuerza con la que el cuerpo es atraído por el centro de gravedad de la Tierra.
Masa es una magnitud constante, mientras que Peso es variable.
Sustancias puras compuestas: están formadas por átomos distintos y pueden descomponerse.
Ejemplos: agua (H2O), cloruro de sodio (NaCl), alcohol.
Soluciones: Pueden ser fraccionadas por métodos físicos o mecánicos obtenidos en dos o más
sustancias puras. Ejemplos: el fraccionamiento del agua salada origina agua dulce y sal (cloruro de
sodio).
Sistemas Heterogéneos
Poseen distintas propiedades intensivas en todos los puntos del mismo y presentan superficie de
separación o interfase entre las fases que lo forman.
Ejemplo: arena y agua, aceite y agua.
Fase: Es cada uno de los sistemas homogéneos que constituyen el sistema heterogéneo. Ejemplo: en
el sistema arena - agua, la arena es una fase y el agua otra.
Componente: Es cada una de las sustancias que componen un sistema. Ejemplo: en el sistema agua
salada – arena, la arena y el agua salada son distintas fases, pero en este sistema hay tres
componentes, la arena, el agua y la sal.
Sistemas Inhomogéneos
No presentan superficie de discontinuidad, pero sus propiedades varían en forma gradual y
continua. Ejemplo: la atmósfera terrestre.
En resumen, los sistemas se clasifican:
Clasificación Ejemplos
Sistemas
Homogéneos
Sustancias Puras Simples Na, Cl2, H2, O2, S
Compuestas NaCl, H2O, H2SO4
Soluciones NaCl en H2O
H2SO4 en H2O
Sistemas
Heterogéneos
Cloruro de Sodio en agua con arena.
Ácido sulfúrico en agua con hielo.
Veamos como ejemplo, la sangre, que parece un sistema homogéneo a simple vista, pero observado
al microscopio revela su heterogeneidad. Las porciones homogéneas que constituyen el sistema
heterogéneo se denomina Fases. Los sistemas heterogéneos presentan dos o más fases, mientras que
los homogéneos son monofásicos. Veamos algunos ejemplos.
Son sistemas heterogéneos:
− Sangre (varios componentes).
− Aceite y agua (dos componentes).
− Benceno y agua (dos componentes).
Son sistemas homogéneos:
− Sacarosa o azúcar común (un componente).
− Cloruro de sodio o sal de cocina disuelta en agua (dos componentes).
− Bicarbonato de sodio (un componente).
Son sistemas inhomogéneos: el aire
En la naturaleza lo más frecuente es encontrar sistemas de varios componentes (algunos como
sistemas homogéneos y otros heterogéneos). Para analizar (esto lo hace la Química Analítica) un
componente del sistema, es necesario separarlo y purificarlo para luego identificarlo. Para la
separación de las fases de un sistema heterogéneo se aplican métodos físicos, tales como:
Sedimentación, Centrifugación, Filtración. También Métodos eléctricos, Métodos magnéticos, etc.
Para la separación de los componentes de un sistema homogéneo se utilizan métodos como:
Cristalización, Destilación simple o fraccionada, Adsorción fraccionada (cromatografía).
Si aplicamos algunos de estos métodos a un sistema homogéneo como, por ejemplo, sal disuelta en
agua, se obtienen fracciones con propiedades intensivas distintas entre sí y respecto del sistema
inicial: cloruro de sodio, sólido de color blanco y agua. El sistema homogéneo inicial, en este caso
es una Solución. Si con los mismos procedimientos intentamos fraccionar otro sistema homogéneo
como, por ejemplo, naftaleno (llamada comúnmente naftalina) obtenemos fracciones con
propiedades intensivas iguales y a su vez idénticas a las del sistema original. En este caso, existe
inicialmente una Sustancia Pura. Podemos decir entonces, que:
A las sustancias puras se las considera Especies Químicas, destacando así la especificidad de sus
propiedades.
Cuerpo
Cuerpo u objeto es la porción limitada en materia con forma y uso definido (una mesa, un árbol, una
bacteria, etc.) .Por ser parte integrante de la materia se caracterizan porque ocupan un lugar en el
espacio (que no puede ser ocupado por otro cuerpo en el mismo tiempo) y poseen masa. La masa de
un cuerpo se relaciona con el peso.
Peso = Masa x Aceleración de la Gravedad
Es decir, el peso es la fuerza (atracción) que ejerce la tierra sobre los cuerpos.
Su expresión matemática es P = m.g
Sustancia
Sustancia es la calidad de materia que constituye un cuerpo
Propiedades de las sustancias:
Las sustancias se caracterizan por sus propiedades individuales y a veces únicas, es decir toda
sustancia pura tiene una serie de propiedades características que la distinguen de las demás.
Propiedades organolépticas: son aquellas que se aprecian con los sentidos. Por ejemplo: color,
olor, sabor, impresión al tacto, etc..
Propiedades físicas: son aquellas que pueden medirse y observarse sin modificar la
composición o identidad de la sustancia. Estas propiedades sirven para identificar una sustancia
y es común encontrarlas en tablas que figuran en los libros de química. Por ejemplo: el punto de
fusión del hielo se puede determinar calentando un trozo de él y registrando la temperatura a la
cual se transforma en agua líquida.; pero dado que el hielo difiere del agua solo en apariencia y
no en composición (cambio físico), entonces se puede congelar el agua para recuperar el hielo
original. Otras propiedades físicas son conductividad, dureza, ductibilidad, sabor, brillo,
transparencia, punto de ebullición, densidad, solubilidad etc.
Vamos a definir algunas propiedades físicas:
Solución: es un sistema homogéneo fraccionable, y Sustancia Pura: es un sistema homogéneo
"no" fraccionable.
Volumen: es una propiedad extensiva y se define como una medida del espacio que ocupa un
cuerpo, varía con la temperatura y se expresa en m3; otras unidades muy utilizadas sy sus
equivalencias son:
1L = 1 dm3= 1000mL y 1mL=1cm3
Densidad: es una propiedad intensiva y se define como una medida que sirve para identificar
sustancias, varía con la temperatura y se calcula como el cociente entre la masa y el volumen de una
muestra de materia. La densidad de los sólidos y líquidos se suele expresar en g/cm3 o g/ml y en g/l
para los gases.
δ=𝒎
𝑽
La densidad de un líquido o un gas se puede medir midiendo independientemente la masa y el
volumen de una muestra. En el caso de los sólidos se suele pesar el sólido en una balanza para
determinar su masa y midiendo el volumen del líquido desplazado por el sólido al ser sumergido en
él.
Puntos de fusión y de ebullición: el punto de fusión es la temperatura a la que una sustancia pasa
del estado sólido al líquido. Si se otorga energía a una sustancia pura, la temperatura se mantiene
constante durante la fusión, y solo, una vez que se ha fundido todo el sólido, la temperatura
comienza a subir. El punto de fusión es una propiedad física intensiva de la materia; esto quiere
decir que no está ligada a la cantidad de sustancia o al tamaño del cuerpo.
El punto de ebullición es la temperatura a la que un líquido comienza a hervir. Una vez que el
líquido ha entrado en ebullición (y está hirviendo), la temperatura no sufre ninguna variación
siempre que el líquido sea puro. El punto de ebullición está vinculado a las propiedades
específicas del líquido, y no a su cantidad. También es una propiedad física intensiva de la
materia. El punto de ebullición depende de la presión a la que esté sometido el líquido. Se
denomina punto de ebullición normal de un líquido a la temperatura que hierve ese líquido cuando
la presión es igual a la atmosférica , o sea 1 atmósfera.
Propiedades químicas: son aquellas que se observan cuando una sustancia participa en una
reacción a partir de la cual se transforma en una o más sustancias diferentes. Revelan el
comportamiento de una sustancia frente a otra. Por ejemplo la capacidad de combinación y/o de
descomposición. Así el sodio metálico se combina violentamente con el agua dando hidróxido
de sodio y desprendiendo hidrógeno:
2𝑁𝑎(𝑠) + 2𝐻2𝑂 ⟾ 2𝑁𝑎𝑂𝐻 + 𝐻2
Clasificación de las sustancias:
Según su Origen
Naturales: existen en la naturaleza (aceites, azúcares, hidrocarburos)
Artificiales: se obtienen por síntesis del laboratorio (aspirina).
Según su naturaleza química:
Inorgánicas: están formadas por todos los elementos (ácido sulfúrico, cloruro de sodio). El carbono
es poco abundante y sólo se encuentra en algunos compuestos como ácido carbónico, carbonato y
bicarbonato.
Orgánicas: están formados por carbono como elemento fundamental excepto ácido carbónico,
carbonato y bicarbonato (alcohol, glucosa, aceites)
Según su composición química:
Simples: están formadas por átomos de igual naturaleza (hidrógeno, nitrógeno, carbono).
Compuestas: están formadas por átomos de distinta naturaleza (cloro de sodio, bicarbonato de
sodio).
Las sustancias puras se clasifican a su vez, en simples y compuestas. El criterio de clasificación
utilizado en este caso es el de la Descomposición.
Cuando por variación de ciertas condiciones, como presión, temperatura, etc., un sistema cambia
sus propiedades intensivas en forma permanente, decimos que ha sufrido una nueva transformación.
La descomposición es una transformación química ya que las sustancias intervinientes o reactivos,
se convierten en productos.
Por ejemplo: el calentamiento de clorato de potasio originan dos productos, cloruro de potasio
(sólido blanco) y oxígeno (gas).
Otro ejemplo: si se hace pasar una corriente eléctrica continúa a través de una solución acuosa
conductora, el agua de la misma se convierte en dos gases, hidrógeno y oxígeno.
Producida la descomposición, ninguna de las sustancias puras formadas será, separadamente,
transformable en la sustancia compuesto original. El hidrógeno, al igual que el oxígeno, no será
convertible, por separado, en la sustancia compuesta agua.
Sustancia pura compuesta:
Es aquella que puede descomponerse en dos o más sustancias puras simples. Ejemplo: almidón,
agua, amoníaco.
Sustancia pura simple:
Es la que no puede descomponerse en otras por ninguno de los métodos químicos corrientes. Ej.:
hierro, aluminio, oxígeno.
No hay un método exclusivo capaz de descomponer cualquier compuesto, razón por la cual la tarea
de clasificar todas las sustancias conocidas fuera ardua y lenta. Aún a principios del siglo XIX,
algunas sustancias simples eran consideradas compuestas y viceversa. Actualmente se han
identificado alrededor de 3 millones de sustancias, en su casi totalidad, compuestas. Sólo hay un
poco más de un centenar de sustancias simples o sustancias elementales (la mayoría naturales y
algunas artificiales). El resultado final del análisis de un sistema material, utilizando métodos
físicos y químicos, es la sustancia elemental que, por el momento podremos llamar Elemento. El
camino inverso, el de la síntesis química, nos permite llegar a obtener sistemas materiales
compuestos a partir de elementos.
Cuando dos elementos se combinan químicamente dan un compuesto, en el cual ambos
componentes ya no son identificables por sus propiedades, ni separables por métodos físicos. Esto
es lo que se denomina Combinación Química. Ejemplo, si hacemos arder un trozo de carbón en
presencia de abundante oxígeno, ambas sustancias simples se combinan formando un compuesto
llamado anhídrido carbónico o dióxido de carbono. Sí, por otro lado, quemamos hidrógeno en
presencia de oxígeno, se obtiene la sustancia compuesta agua. Si ahora se hace burbujear anhídrido
carbónico en el agua, parte del gas se dispersa en el agua formando una solución (una parte se
combina con el agua para dar ácido carbónico) pero una parte queda como dióxido de carbono
gaseoso, el cual forma con la fase liquida un sistema heterogéneo gas - líquido.
Los sistemas materiales heterogéneos y las soluciones dentro de los sistemas homogéneos reciben el
nombre de mezclas. Las mezclas poseen propiedades diferentes de las que presentan las
combinaciones. Sus componentes no pierden las propiedades específicas y son separables por
métodos físicos.
Energía
Se ha dicho que el mundo físico está construido por la materia, pero es necesario además considerar
la existencia de la energía, la cual se define como la capacidad para realizar trabajo. Por trabajo se
entiende toda producción de un cambio en el estado de un sistema, venciendo la resistencia que se
opone a dicho cambio. Por ejemplo, cuando elevamos un objeto desde su posición a nivel del suelo
hasta cierta altura, se realiza un trabajo, ya que se cambia la posición del cuerpo y para ello debe
vencerse la resistencia representada por la fuerza de gravedad. El trabajo realizado queda entonces
almacenado en el objeto bajo la forma de energía potencial, que se hará evidente en forma de
energía cinética (movimiento) si se deja caer el cuerpo a su nivel original.
La energía potencial es, pues, la energía almacenada en un cuerpo y depende de su posición o
relación con respecto a otros, y matemáticamente se la puede calcular a través de: Ep = P. h, donde
P es peso y h altura.. Como P = m.g , entonces la energía potencial es también: Ep = m.g.h
La energía cinética es la energía propia de un cuerpo en movimiento, y matemáticamente se la
puede calcular a través de: Ec = m.v2/2 donde m es la masa y v la velocidad con que se mueve.
La unidad de energía en el sistema M.K.S es el Joule, que es el trabajo realizado por una fuerza de
un Newton aplicada a lo largo de un metro.
La unidad de energía en el sistema c.g.s es el ergio, que es el trabajo realizado por una fuerza de
una dyna aplicada a lo largo de un centímetro. Una dina es la fuerza que actuando durante un
segundo sobre una masa de un gramo produce en ella un movimiento de una velocidad de 1 cm. por
seg. El ergio es muy pequeño, razón por la cual en la práctica se utiliza el joule o julio (107 ergios).
La energía puede presentarse bajo diferentes modalidades, ya sea como energía mecánica, química,
térmica, lumínica, eléctrica, etc. en ciertas condiciones, una forma de energía puede ser convertida
en otra.
Los cambios químicos (cambios en la composición de la materia) casi siempre se acompañan de
cambios de energía (almacenamiento o liberación de energía). Toda sustancia posee energía, que se
denomina energía química y depende de su constitución.
Por ejemplo, si la sustancia oxígeno reacciona con la sustancia hidrógeno para formar la sustancia
agua, se produce liberación de energía en forma de calor. Estas reacciones que transcurren con
liberación de energía calórica se denominan reacciones exotérmicas e indica que la o las sustancias
reaccionantes poseen mayor energía química potencial que el o los productos de la reacción. Esta
diferencia energética se exterioriza durante la reacción por la liberación de calor. Hay otras
reacciones en las cuales la sustancia formada posee más energía química potencial que la o las
sustancias iniciales, por cuya razón es necesario suministrar energía para que el cambio químico se
produzca (reacción endotérmica).
Durante muchos años se consideró que materia y energía eran dos entidades diferentes. La materia
se caracterizaba por poseer masa, la energía, no. A principios de este siglo, Einstein propuso que
materia y energía son sólo manifestaciones distintas de una misma realidad y formuló la relación
existente entre la masa (m) y la energía (E) en su famosa ecuación:
E = m x c2
Donde c es la velocidad de la luz, cuyo valor es 2,9979 x 1010 c/seg. (Prácticamente 300.000
km./seg.) La ecuación de Einstein indica que es muy grande la cantidad de energía que puede
obtenerse por conversión de una pequeña cantidad de materia. La confirmación experimentada de
ello fue obtenida casi cuatro décadas después, en ocasión de las primeras experiencias de Enrico
Fermi sobre reacciones nucleares.
Otra manera de Clasificar los Sistemas Materiales es la siguiente.
Los sistemas están formados por uno o varios cuerpos rodeados por un medio o entorno con el cual
pueden interaccionar intercambiando materia y/o energía. Según esto, los sistemas pueden ser:
Sistemas abiertos: Intercambian con el medio, materia y energía en forma de calor:
Agua a 100 ºC Agua a 30 ºC
Sistemas cerrados: Intercambian con el medio, energía en forma de calor. No intercambian
materia.
Agua a 100 ºC Agua a 30 ºC
Sistemas aislados: No intercambian ni materia ni energía con el medio
Recipiente
Aislante
Agua a 100 ºC Agua a 100 ºC
Sistemas Dispersos
El agua se evapora y el calor se disipa hacia
el medio
Hay pérdida de calor. No hay evaporación.
No se pierde calor ni temperatura.
Sistema disperso o mezcla es todo sistema material formado por más de una sustancia, en
proporciones no definidas.
Este sistema está constituido por una fase dispersa (formadas por sustancias disueltas en la
dispersión) y por una fase dispersante (fase que disuelve a la dispersa).
Clasificación: se realiza según el grado de división de las partículas dispersas en:
I-Dispersión macroscópica o grosera: sistema heterogéneo al ojo humano. Las partículas
dispersas se ven a simple vista. Ejemplo: Arena, Agua.
II-Dispersión fina: sistema homogéneo al ojo humano y heterogéneo al microscopio.
Toma distinto nombre según el estado físico de la fase dispersa y de la fase dispersante. Si ambas
fases son líquidas, se denomina: Emulsión; por ejemplo, la leche: dispersión de partículas de
materia grasa en medio líquido, observadas al microscopio.
Si la fase dispersa es sólida, la dispersión se llama: Suspensión; por ejemplo, la tinta china:
dispersión de partículas de carbón disueltas en un líquido.
III-Dispersión coloidal o sol: sistema homogéneo al microscopio y heterogéneo al ultra
microscopio. Ejemplos: gelatina, mayonesa. Según una clasificación se la llama emulsión coloidal,
a aquella cuya fase dispersa y fase dispersante son líquidas. A las partículas de la fase dispersa se
las denominan micelas
A las dispersiones coloidales se las suele llamar soles. Si el medio dispersante es agua se las llama
hidrosoles, si es alcohol, se las llama alcohosoles.
Si los soles pierden algo del medio dispersante, las dispersiones coloidales se espesan, quedando
masas gelatinosas, denominadas geles, que se clasifican según el medio de dispersión. Por ejemplo:
Hidrogeles, Alcohogeles.
A las dispersiones coloidales se las suele clasificar considerando la afinidad relativa entre las fases:
1- Si la afinidad es pequeña, se dice que la fase dispersa es liófoba, por ejemplo: hidrófoba,
alcohófoba. Estos se llaman “coloides irreversibles” porque precipitan fácilmente y una vez secos
no pueden dispersarse nuevamente. Por ejemplo: Haluros de Ag, sulfuro arsenioso.
2-Si la afinidad es grande se dice que la fase dispersa es liófila, por ejemplo: hidrófila o benzófila.
Estos se llaman “coloides reversibles” porque una vez separada la fase dispersante y obtenida la
suspensión seca, puede nuevamente prepararse la misma, al agregarle la fase dispersante, por
ejemplo: dispersiones de almidón, jabón.
Esta clasificación no es estricta, puesto que existen ejemplos que poseen características de ambos
grupos, tales como los óxidos hidratados.
Esta distinta afinidad determina propiedades características para ambos soles, de importante
aplicación. Por ejemplo: En los soles liófobos, su tensión superficial y viscosidad son análogas a la
del medio de dispersión, y en los soles liófilos, su tensión superficial es menor que la del medio de
dispersión, mientras que la viscosidad es mucho mas elevada.
En 1907, Carl Ostwald clasificó las dispersiones coloidales según el estado físico de las fases
dispersas y dispersante, en los siguientes tipos:
Medio de dispersión Fase dispersa Ejemplos
Gas Líquido Nubes. Nieblas
Gas Sólido Humo. Polvo volcánico
Líquido Gas Espuma
Líquido líquido Mayonesa. Manteca
Líquido Sólido Pinturas
Sólido Gas Pelo cano. Piedra pómez
Sólido Líquido Jalea. Queso
Sólido Sólido Piedras preciosas
Este tipo de dispersiones presentan las siguientes propiedades características:
a-Sedimentación: mediante la utilización de ultracentrífuga o con el aditamento de sustancias, se
origina la precipitación de las fases dispersas. Es un método que se utiliza para separar proteínas,
utilizando el precipitante indicado.
b- Propiedad óptica: Efecto Tyndall: se denomina así al fenómeno que se origina al realizar la
siguiente experiencia: si en una habitación a oscuras se hace incidir un haz de luz, especialmente en
dirección perpendicular al movimiento de las partículas dispersas, se observan puntos luminosos en
la disolución coloidal, debido a la dispersión de la luz que originan las partículas coloidales.
c-Movimiento Browniano: es el movimiento caótico, incesante, irregular en forma de zigzag, que
se observa al ultramicroscopio. Se debe a los choques entre las moléculas del medio de dispersión y
la fase dispersante.
d-Propiedad eléctrica: Electroforesis: se denomina así al fenómeno que se obtiene cuando se
somete a una dispersión coloidal a una diferencia de potencial elevado, observándose que esta se
desplaza como un conjunto hacia uno de los electrodos. Por ejemplo: Goma arábiga, sulfuros,
colorantes ácidos en estado coloidal están cargado negativamente y por consiguiente, se dirigen al
ánodo y los óxidos, hidróxidos y colorantes básicos están cargados positivamente y por
consiguiente se dirigen al cátodo.
e-Floculación: la adición de electrolitos a las dispersiones coloidales de soles liófobos produce la
agrupación de partículas y su separación del líquido, al “precipitar” la fase dispersa. Esta
precipitación se conoce como Coagulación y Floculación.
Dispersiones: son sistemas heterogéneos
Soluciones: son sistemas homogéneos
Comparación entre las propiedades de los coloides y las soluciones
a. Propiedades mecánicas
Difusión: Fenómeno por el cual una sustancia, por el movimiento de sus moléculas, tiende a
ocupar todo el volumen posible. Los coloides difunden lentamente, las soluciones lo hacen
rápidamente.
Diálisis: Es la difusión de una sustancia a través de una membrana (celofán, pergamino). Los
coloides no dializan a través de ellas; las soluciones si.
Filtración: Permite separar partículas suspendidas en los líquidos que las contienen mediante la
utilización de filtros. Los coloides y las soluciones filtran; las dispersiones groseras y finas no
lo hacen.
Ultrafiltración: Consiste en usar filtros cuyo tamaño de poros es muy pequeño. Los coloides
no ultrafiltran y las soluciones sí.
b. Propiedades ópticas
Visibilidad al ultramicroscopio: la observación de los coloides al ultramicroscopio permite
visualizar las micelas y no a las moléculas de las soluciones.
Efecto Tyndall: Si un sistema coloidal es iluminado lateralmente puede observarse la marcha del
rayo luminoso dentro del mismo por la difracción que éste sufre al chocar con las micelas, este
fenómeno se denomina efecto Tyndall. Los coloides presentan Efecto Tyndall; las soluciones
no (son ópticamente vacías).
Un ejemplo de dispersión coloidal son los suelos, que están constituidos por coloides
inorgánicos como las arcillas (constituidos por óxidos e hidróxidos de hierro y aluminio) y
sílice; y coloides orgánicos como la parte nutritiva del suelo llamado humus (formado mediante
la acción de distintos microorganismos con procesos físicos y químicos).
Movimiento Browniano: Al observar las micelas al ultramicroscopio se las ve animadas por un
movimiento rectilíneo y frecuentes cambios de dirección. Este fenómeno se denomina
movimiento Browniano.y no es observado en las soluciones.
c. Propiedades eléctricas
Electroforesis: Sometidas a la acción de un campo eléctrico, las micelas se dirigen hacia uno u
otro electrodo (polo).Se denomina cataforesis al movimiento de las micelas hacia el cátodo
(electrodo negativo), anaforesis es el movimiento de las micelas hacia el ánodo (electrodo
positivo).
Resumen de las propiedades de los coloides
Mecánicas
Difusión
Diálisis
Filtración
Ultrafiltración
+
-
+
-
Ópticas
Ultramicroscopio
Efecto Tyndall
Movimiento Browniano
+
+
+
Eléctricas Electroforesis +
En el siguiente cuadro vemos ejemplos de dispersiones según quien sea el dispersante y la fase
dispersa:
Dispersión Fase Dispersante Fase Dispersa
Tinta china agua negro de humo
Niebla aire Agua
Arcilla en agua agua Arcilla
IV- Dispersión verdadera o molecular: sistema homogéneo aún al ultramicroscopio. Corresponde
al sistema material homogéneo denominado solución. Ejemplo: agua salada.
Resumiendo, podemos clasificar a los sistemas dispersos como:
En el siguiente cuadro se clasifican según el tamaño de las partículas:
Tamaño de
partícula
(micrones - - )
Visibilidad Diálisi
s
Filtració
n
Ultrafiltr
ac.
Ejemplos
Dispersión
grosera
p > 50 Ojo _ _ _ Agua y arena
Dispersión
fina
50 > p > 0,1 Microscopi
o
_ +
_
_ Emulsiones: leche, crema.
Suspensiones: Tinta china
Dispersión
coloidal
0,1 > p > 0,001 Ultramicro
scopio
_ + _ Gelatina
Agar
Solución
verdadera
p < 0,001 + + + Agua y azúcar
Agua y sal
Nota: recuerde que 1 micrón es 1x10-6 metros o 1x10-4 centímetros
SIS
TE
MA
S
DIS
PE
RS
OS
DISPERSIONES
GROSERAS
FINAS
EMULSIONES
SUSPENSIONES
COLOIDALES
SOLUCIONES VERDADERAS
Mezclas: Cuando se unen una o más sustancias (la unión puede ser real o aparente) se forma una
mezcla. Las mezclas son homogéneas o heterogéneas y sus componentes se pueden separar por
métodos mecánicos o físicos.
Métodos de Separación
Para separar los componentes de un sistema homogéneo se utilizan Métodos de Fraccionamiento.
Para separar las fases de un sistema heterogéneo se utilizan Métodos de Separación de Fases.
a) Métodos de Fraccionamiento de Sistemas Homogéneos:
Permiten separar los componentes de una solución pero no los de una sustancia pura. Los más
importantes son:
Destilación: El método se basa en los diferentes puntos de ebullición de los componentes de la
solución. De esta forma se pueden extraer los componentes condensando sus vapores y
recogiéndolos por separado. Permite separar líquidos de sólidos o líquidos entre sí. En una primera
etapa se produce la separación por evaporación y luego una condensación por enfriamiento.
Existen distintos tipos:
Destilación simple: permite separar el líquido del sólido de una solución. Ejemplo: destilación del
agua natural. Se utiliza un aparato como se ve en la figura1a. y 1b.
Fig1.a. Esquema de un equipo de destilación
simple
Fig.1.b. Foto de un aparto de destilación
simple en el laboratorio
El refrigerante a contracorriente, permite que los vapores desciendan por el tubo interior y el agua, a
menor temperatura, desciende por el tubo exterior. De esta manera se logra la condensación
completa de los vapores destilados, fig. 1c.
.
Fig 1.c. Foto de un refrigerante
Destilación fraccionada: permite separar dos o más líquidos mezclados siempre que posean
diferentes puntos de ebullición (P.E.). Ejemplo: agua y alcohol (P.E. 100 ºC y 78 ºC
respectivamente). Se utiliza un aparato como se ve en la figura 2a. y 2b. que requiere de un
dispositivo adicional llamado corrientemente columna de fraccionamiento:
Figura 2a.Esquema de un equipo de destilación fraccionada Figura 2b. Foto de una
planta de petróleo
Cristalización: El método consiste en evaporar el solvente de la solución quedando en forma
sólida el componente que estaba disuelto.Se usa para separar sólidos con distintas solubilidades a
diferentes temperaturas. La máxima cantidad de gramos de una sustancia que se disuelve en
100gramos de agua es lo que llamamos corrientemente solubilidad. Este método consiste en
disolver el sistema en el solvente hirviendo y luego, dejar enfriar. De esta forma el componente
menos soluble cristaliza y sus cristales se separan por filtración. Ej. Una mezcla de sal en agua se
coloca en un recipiente y se somete a evaporación. El agua se evapora y queda un residuo cristalino.
Fig. 3
Aplicaciones: En muchos casos la naturaleza se encarga de realizar este proceso mediante la
energía solar como en las salinas, donde se obtienen cristales de cloruro de sodio al evaporarse el
agua, Fig 4.
Fig.4 Foto de las salinas Grandes, Jujuy.
Cromatografía:
La palabra Cromatografía significa “Escribir en Colores” ya que cuando fue desarrollada los
componentes separados eran colorantes. Es un método físico de separación de mezlas complejas. El
método está basado en la retención selectiva, cuyo objetivo es separar los distintos componentes de
la mezcla, permitiendo identificar la cantidad de dicha sustancia, separar los componentes de la
mezcla, para obtenerlos más puros y medir la proporción de los componentes de la mezcla.
Los componentes de una mezcla pueden presentar una diferente tendencia a permanecer en
cualquiera de las fases involucradas. Mientras más veces los componentes viajen de una fase a la
otra (partición) se obtendrá una mejor separación. Las técnicas cromatográficas se basan en la
aplicación de la mezcla en un punto (Punto de Inyección o Aplicación) seguido de la influencia de
la fase móvil. Se utiliza para separar componentes de soluciones cuando se dispone de pequeñas
cantidades o cuando la cantidad de sustancias disueltas es elevada. La separación se produce al
competir por las sustancias disueltas una fase fija o estacionaria y una fase móvil que se desplaza a
través de la primera. Algunos ejemplos son: separación de pigmentos vegetales, separación de
aminoácidos de una proteína, separación de cationes de distintos metales.
La cromatografía en papel se explica diciendo que a medida que el líquido asciende por el papel,
“arrastra” aquellos componentes más solubles en él, dejándolos a mayor distancia de la muestra
inicial. Aquellos componentes menos solubles en el líquido quedan más cerca de la muestra
Fig. 5. Cromatografía en papel
Un sistema homogéneo que no se fracciona por ninguno de los métodos mencionados, tiene un solo
componente y se llama sustancia pura, esquema 2.
Esquema 2. Clasificación de los sistemas homogéneos
b) Métodos de separación de fases:
Permiten separar las distintas fases que forman parte de un sistema heterogéneo.
Algunos ejemplos son:
Tría: Consiste en tomar con pinzas o con la mano las fases sólidas dispersas en otro sólido o
líquido. Por ej. Al sacar un lápiz de la cartuchera, al sacar trozos de hielo de un vaso de gaseosa.
Decantación: Separa líquidos de sólidos o líquidos no miscibles por acción de la gravedad. La fase
de mayor peso específico se deposita en el fondo del recipiente y la otra sobrenada, facilitando la
separación Ejemplo: eristrosedimentación (sedimentación y separación de los componentes de la
sangre, al separar el agua del aceite, la clara de la yema, etc.
Decantación de un sólido y un líquido y de dos líquidos
Centrifugación: consiste en colocar el sistema material formado por un líquido y un sólido en un
recipiente que se hace girar a gran velocidad, (centrífuga), acelerando la decantación por acción de
la fuerza centrífuga. Ejemplo: separación de plasma y glóbulos rojos de la sangre (Hematocrito).
Filtración: Separa líquidos de sólidos dejando pasar al líquido por un poro cuyo tamaño no permite
el pasaje sólido. Se utiliza embudo y papel de filtro. Embudo Ejemplo: yerba y agua.
Para acondicionar el papel de filtro al tamaño del embudo, doblar el papel a la mitad, volverlo a
doblar dejando un espacio de más o menos menos medio centímetro entre las dos partes rectas.
Abrir el papel en forma de cono y colocarlo de modo que descansen tres pliegues contra la pared
del embudo.
Tamización: el sistema formado por dos sólidos de diferente tamaño de partículas se coloca sobre
una mall de metal tamiz, dejando pasar las de menor tamaño y reteniendo las de mayor tamaño.
Imantación: es un método indicado para separar dos sólidos, si uno de ellos tiene la propiedad de
ser atraído por un imán. Ejemplo: arena y limaduras de hierro.
Disolución –flotación: estos métodos consisten en agregar un solvente, en un caso para disolver el
soluto y en el otro para hacer que una fase flote. Por ejemplo sal fina mezclada con arena, se le
agrega agua y la sal disolverá., y en otro arena mezclada con corcho molido al agregar agua el
corcho flotará.
Composición Centesimal
Se denomina composición centesimal al porcentaje de cada una de las fases que forman parte de un
sistema heterogéneo, o de los componentes de una solución, o de los elementos de una sustancia
pura. Así como los métodos de separación permiten hacer un análisis cualitativo de las mezclas, la
composición centesimal permite hacer un análisis cuantitativo de las mismas:
Ejemplo 1:
Para un sistema formado por: 10 g de talco, 40 g de arena y 20 g de azufre
a. Calcular la masa total del sistema
10 g de talco + 40 g de arena + 20 g de azufre = 70 g masa total
b. Calcular qué porcentaje de la masa total representa cada componente.
Talco Arena Azufre
70 g ------ 100% 70 g ------- 100% 70 g ------- 100%
10 g ------ x = 14,28 % 40 g ------ x = 57,14% 20 g ------ x = 28,57%
también se pueden resolver calculando la cantidad de cada componente en 100 g del sistema:
Talco Arena Azufre
70 g ------ 10 g de talco 70 g ------- 40 g de aren 70 g ------- g de azufre
10 g ------ x = 14,28 g% 100 g ------ x = 57,14 g% 20 g ------ x = 28,57 g%
c. Verificación
14,28% de talco + 57,14% de arena + 28,57% de azufre = 100 % del sistema
Ejemplo 2: Una sustancia pura contiene 4 g. de azufre y 7 g. de hierro.
a. Calcular la masa total de la sustancia
4 g de azufre + 7 g de hierro = 11 g de sustancia
b. Calcular qué porcentaje de la masa total representa cada elemento.
Azufre Hierro
11 g ------- 100% 11 g ------- 100%
4 g ------- x = 36,36 % 7 g ------- x = 63,64 %
También
Azufre Hierro
11 g ------- 4 g de azufre 11 g ------- 7 g de hierro
100 g ------- x = 36,36 g% 7 g ------- x = 63,64 g%
c. Verificación
36,36 % de azufre + 63,64% de hierro = 100 % de sustancia.
ELEMENTO QUÍMICO
Un elemento químico es definido, en sentido general, como un tipo de materia constituida por
átomos de la misma clase. En su forma más simple posee un número determinado de protones en su
núcleo, haciéndolo pertenecer a una categoría única clasificada con el número atómico, aún cuando
éste pueda desplegar distintas masas atómicas. Es una sustancia que no puede ser descompuesta
mediante una reacción química, en otras más simples. No existen dos átomos de un mismo
elemento con características distintas y, en el caso de que estos posean número másico distinto,
pertenecen al mismo elemento y se los conoce como isótopos. Todos los elementos se encuentran
en la tabla periódica de los elementos, la cual se va actualizando.
Alotropía
Se denomina alotropía a la propiedad que poseen determinados elementos químicos de aparecer
con diferentes características en cuanto a la física, o con distintas estructuras moleculares. Por
ejemplo el oxígeno puede presentarse como oxígeno atmosférico (O2) y como ozono (O3);
el fósforo, por ejemplo, puede aparecer como fósforo blanco o como fósforo rojo. En un sentido
similar, el carbono, de acuerdo a distintos factores, se presenta como diamante o grafito.
Notación exponencial
Es frecuente que en el trabajo científico se trabaje con números muy grandes o muy pequeños. Una
manera fácil y rápida de poder comparar, operar o simplemente nombrar un número de estas
características es utilizando la notación exponencial. Consiste en expresar un número como el
producto de otros dos números: uno llamado coeficiente (C) y el otro una potencia de base 10, cuyo
exponente es un número entero: Cx10n.
El coeficiente (C) tiene un dígito hacia la izquierda del punto decimal. La potencia de diez indica
cuantos lugares se corrió el punto decimal.
Ejemplos:
100000 equivale a 1x105
0,00001 equivale a 1x10 -5
6,5x10-7 equivale a 0,00000065
1,3 × 10-9 equivale a 0,0000000013
También se pueden hacer cálculos más fácilmente, como en el siguiente problema:
Se ha medido un espacio muy pequeño en un chip de computadora y tiene un ancho de
0,00000256m, una longitud 0,00000014m y una altura 0,000275m. Se desea calcular su volumen.
Resolución:
Primero convertimos todas las dimensiones a notación científica:
Ancho: 0,000 002 56m = 2,56×10-6 m.
longitud: 0,000 000 14m = 1,4×10-7 m.
altura: 0,000 275m = 2,75×10-4 m.
Después multiplicamos las cifras juntas (dejamos los ×10 para luego):
2,56 × 1,4 × 2,75 = 9,856
Ahora multiplicamos los ×10: 10-6 × 10-7 × 10-4 = 10-17 (que resulta de sumar -6, -4 y -7=-17)
El resultado es 9,856×10-17 m3
MAGNITUDES Y UNIDADES DE MEDICIÓN
Magnitud, cantidad y unidad
La noción de magnitud está inevitablemente relacionada con la de medida. Se denominan
magnitudes a ciertas propiedades o aspectos observables de un sistema físico que pueden ser
expresados en forma numérica. En otros términos, las magnitudes son propiedades o atributos
medibles, y medir consiste en comparar una magnitud con otra de la misma naturaleza, a la que
denominaremos unidad, para averiguar el número de veces que la contiene. La unidad es una
cantidad arbitraria, que se adopta para comparar con ella cantidades de la misma especie.
Las características que debe tener la unidad elegida son:
a.- debe ser constante en el tiempo y en el espacio.
b.- debe ser universal, que todo el mundo la pueda utilizar.
c.- de fácil reproducción.
La longitud, la masa, el volumen, la fuerza, la velocidad, la cantidad de sustancia son
ejemplos de magnitudes físicas.
La belleza, sin embargo, no es una magnitud, entre otras razones porque no es posible
elaborar una escala y mucho menos un aparato que permita determinar cuántas veces una
persona o un objeto es más bello que otro. La sinceridad o la amabilidad tampoco lo son. Se
trata de aspectos cualitativos porque indican cualidad y no cantidad.
CLASIFICACIÓN DE LAS MAGNITUDES FÍSICAS
1.- POR SU ORIGEN
1.a. Magnitudes Fundamentales: Son aquellas que sirven de base para escribir las demás
magnitudes, no dependen de otras para ser medidas y tienen su propio patrón de medida. Las
magnitudes fundamentales son:
1.b. Magnitudes Derivadas: Son aquellas magnitudes que están expresadas en función de las
magnitudes fundamentales y no tienen patrón de medida ; Ejemplos:
2.- POR SU NATURALEZA
2.a. Magnitudes Escalares: Son aquellas magnitudes que están perfectamente determinadas con
sólo conocer su valor numérico (módulo) y su respectiva unidad. Ejemplos:
2.b. Magnitudes Vectoriales: Son aquellas magnitudes que además de conocer su valor numérico
y unidad, se necesita la dirección y sentido para que dicha magnitud quede perfectamente
determinada. Ejemplos:
Sabemos que la fuerza que se está
aplicando al bloque es de 5 Newton; pero
de no ser por la flecha (vector) que nos
indica que la dirección y el sentido es hacia
arriba estaría incompleto. La fuerza es una
magnitud vectorial.
El desplazamiento indica que mide 6 Km y tiene una
orientación N 60°E (tiene dirección y sentido) con lo
cual es fácil llegar desde el punto O a la casa. El
desplazamiento es una magnitud vectorial también
En el año 1960 la Conferencia General de Pesos y Medidas, la autoridad internacional en lo que
respecta a unidades, propuso una revisión y modernización del sistema métrico llamada Sistema
Internacional de Unidades (SI). En el siguiente cuadro se muestran las siete unidades básicas del SI,
las demás se pueden derivar de estas básicas.
Cantidad Básica Nombre de la Unidad Símbolo
Longitud metro m
Masa kilogramo k
Tiempo tiempo s
Corriente eléctrica ampere A
Temperatura kelvin K
Cantidad de sustancia mol mol
Intensidad luminosa candela cd
Al igual que las unidades métricas, las unidades del SI cambian en múltiplos de 10 mediante una
serie de prefijos como los que se muestran en la siguiente tabla, y que son utilizados frecuentemente
en química. Cuando la magnitud no tiene prefijo es porque se trata de la UNIDAD.
Tablas de conversión
Prefijo Símbolo Significado Ejemplo
Tera T 1000000000000 ó 1.1012 1terametro (Tm)= 1.1012m
Giga G 1000000000 ó 1.109 1gigametro(Gm)= 1.109m
Mega M 1000000 ó 1.106 1megametro(Mm)= 1.106m
Kilo k 1000 ó 1.103 1kilometro(Km)= 1.103m
Hecto h 100 ó 1.102 1hectometro (hm)= 1.102m
Deca da 10 ó 1.101 1 decametro (da)= 1.101m
UNIDAD 1 ó 1.100
Deci d 1/10 ó 1.10-1 1decimetro(dm)=0,1 ó 1.10-1 m
Centi c 1/100 ó 1.10-2 1centimetro(cm)=0,01 ó 1.10-2 m
Mili m 1/1000 ó 1.10-3 1centimetro(mm)=0,001 ó 1.10-3 m
Micro µ 1/1000000 ó 1.10-6 1micrometro(µm)= 1.10-6 m
Nano n 1/1000000000 ó 1.10-9 1nanometro(nm)= 1.10-9m
Pico P 1/1000000000000 ó 1.10-12 1picometro (pm)= 1.10-12m
CONVERSIÓN DE UNIDADES: La conversión de unidades es la transformación de una
cantidad, expresada en un cierta unidad de medida, en otra equivalente, que puede ser del mismo
sistema de unidades o no. Este proceso suele realizarse con el uso de los factores de conversión y
las tablas de conversión. Frecuentemente basta multiplicar por una fracción (factor de conversión) y
el resultado es otra medida equivalente, en la que han cambiado las unidades. Cuando el cambio de
unidades implica la transformación de varias unidades se pueden utilizar varios factores de
conversión uno tras otro, de forma que el resultado final será la medida equivalente en las unidades
que buscamos.
FACTOR DE CONVERSION: Un factor de conversión es una operación matemática, para hacer
cambios de unidades de la misma magnitud, o para calcular la equivalencia entre los múltiplos y
submúltiplos de una determinada unidad de medida.
Para realizar la conversión lo que hacemos es poner la unidad que queremos eliminar en el
denominador y la unidad a la que queremos convertir en el numerador. Y siempre ponerle un “1” a
la unidad mayor
Veamos algunos ejemplos:
1) Convertir 1m a km y a mm.
Como 1 m no tiene prefijo porque se trata de la unidad, entonces el multiplicador es 1.100.
Resolución:
1 m = 1.100. El km tiene el prefijo kilo delante de la unidad, y como sabemos por la tabla el
km tiene un multiplicador de la unidad (1km= 1.103 ) . Entonces para efectuar la conversión se
debe encontrar el factor multiplicador realizando la resta entre el exponente de la unidad en la
que estamos y el exponente de la unidad a la que queremos llegar, o sea en este caso: 0-3= - 3.
Así multiplico 1m por el factor encontrado:
1m x 1.10-3 =1.10-3=0,001km
Razonando de igual para pasar 1m a mm: Así
1m=1.10-3 mm, encontramos el factor multiplicador 0- (-3) = 3.
1m x 1.103 =1.103=1000 mm
2) Convertir 12 kg a g y a Mg.
3) Resolución:
12kg y como 1kg=1.103 y como queremos pasarlo a la unidad básica que es el g que tiene un
factor de 1.100, realizamos la resta , o sea 3-0=3, entonces :
12kgx 1.103 =12000g
Ahora pasemos los 12kg a Mg,como el Mg=1.106 , realizamos la resta de los exponentes: 3- 6=-3.
12kgx 1.10-3= 12.10-3 Mg= 0,012Mg
4) Convertir 50 m3 a cm3
Resolución:
50 m3 . (100𝑐𝑚)3
(1𝑚)3 = 50𝑚3.1000000𝑐𝑚3
1𝑚3 = 50000000 cm3
5) Convertir 1,42 g/cm3 a kg/m3
Resolución:
1,42𝑔
𝑐𝑚3x1𝑘𝑔
1000𝑔x
(100𝑐𝑚)3
(1𝑚)3 =1,42𝑔
𝑐𝑚3x1𝑘𝑔
1000𝑔x
1000000 𝑐𝑚3
1𝑚3 =1420kg/m3
6) Convertir 20m/seg a Km/h
Resolución:
20 𝒎
𝒔𝒆𝒈 .
𝟏 𝑲 𝒎
𝟏𝟎𝟎𝟎𝒎 .
𝟑𝟔𝟎𝟎 𝒔𝒆𝒈
𝟏 𝒉 = 𝟕𝟐
𝑲𝒎
𝒉
Introducción Teórica:
Para comprender los fenómenos químicos que es necesario saber interpretar los, al igual que cuando
uno lee una novela o ve una película; y en Química esto se logra a través de las ecuaciones
químicas que, no son otra cosa que la interpretación simbólica de las reacciones químicas.
Toda ecuación química consta de dos partes:
1. Sustancias Iniciales, Sustancias Reaccionantes o Reactivos.
2. Sustancias Finales o Productos de la reacción
Por ejemplo:
oductosPr
InicialesSustancias
DCBA
oductos
InicialesciasSus
s MgOOMg
Prtan
2 22
Además debemos recordar que en Química también nos interesa cuantificar las reacciones y por lo
tanto es oportuno recordar la famosa Ley de Conservación de la masa o la Ley de Lavoisier que
dice: "En toda reacción química las masas de las sustancias iniciales es igual a las masas de las
sustancias finales". En símbolos y para el ejemplo anterior:
Fórmulas y Nomenclatura de la Química Inorgánica
¡RECORDAR!!!!!!! El subíndice siempre indica la cantidad de átomos de cada elemento
que forman la molécula, y cuando el subíndice es 1 no se debe escribirlo
mA + mB = mC + mD
Por lo tanto debemos tener presente que toda ecuación química debe estar correctamente igualada,
lo que significa que el número de átomos de cada elemento debe ser el mismo en ambos lados de la
ecuación.
Formula Química
Es conveniente distinguir de entrada lo que es una fórmula química. Se define como la
representación de las moléculas de las distintas sustancias. Estas fórmulas se construyen agrupando
los símbolos de los elementos que componen la molécula, indicando por medio de subíndices el
número de átomos de cada elemento que la forman. Así, el ácido nítrico se representa por:
HNO3 la molécula de ácido nítrico está formada por 1 átomo de hidrógeno, 1 átomo de nitrógeno y 3
de oxígeno.
Ahora vamos a considerar la parte más dificultosa para los alumnos del Nivel Medio, a los que la
química no les apasiona, (que por supuesto no es el caso de Uds.), son las muy conocidas Sales.
Pero para llegar a ellas debemos realizar primero una revisión de otros conceptos fundamentales.
Comenzaremos recordando lo que es un Elemento Químico
Elemento Químico: Es una sustancia básica que puede combinarse con otros elementos para
formar compuestos y que no pueden desdoblarse en sustancias más simples.
Los elementos se clasifican, en general, en dos grupos:
A. Metales: Son todos sólidos excepto el mercurio que es líquido (conocido porque está presente
en los termómetros de uso frecuente). Conducen la corriente eléctrica y el calor, y además son
dúctiles y maleables.
B. No Metales: Se presentan al estado sólido como el carbono, al líquido como el bromo y al
gaseoso como el oxígeno, hidrógeno, nitrógeno, etc.
En general los elementos se identifican por su símbolo, que consta de una letra inicial del
nombre en mayúscula, y para obviar la situación presentada por varios elementos cuyos
nombres comienzan con la misma letra, se convino en agregar una segunda letra en
minúscula, del nombre del elemento escrito en latín o griego, así:
Carbono, C ( carbonium).
Calcio, Ca( calcium).
Cobre, Cu (cuprum).
Sodio, Na (natrium).
Fósforo, P (phosphorus).
Potasio, K (kalium).
Hierro, Fe (ferrum)
Plata, Ag (argentum).
Estaño, Sn (stannm).
Oro, Au (aurum).
Mercurio, Hg (hidragiros).
Azufre, S (sulphurium).
Antimonio, Sb (stibium)
Litio, Li (litium).
Los elementos de la vida
Todos los seres vivos están constituidos, cualitativa y cuantitativamente por los mismos elementos
químicos. De todos los elementos que se hallan en la corteza terrestre, sólo unos 25 son
componentes de los seres vivos Esto confirma la idea de que la vida se ha desarrollado sobre unos
elementos concretos que poseen unas propiedades físico-químicas idóneas acordes con los procesos
químicos que se desarrollan en los seres vivos.
Se denominan elementos biogénicos o bioelementos a aquellos elementos químicos que forman
parte de los seres vivos. Atendiendo a su abundancia (no importancia) se pueden agrupar en tres
categorías:
Según su abundancia se pueden clasificar en tres grupos.
1. Bioelementos primarios: H, O, C, N, Son los más abundantes en los seres vivos, representan
un 99.3 % del total de los átomos del cuerpo humano, de estos cuatro los más abundantes
son el hidrogeno y el oxigeno porque hacen parte de la biomolécula agua.
2. Bioelementos secundarios: Ca. P. K. S. Na. Cl. Mg. Fe. Todos ellos minerales, constituyen
0.7 % del total de los átomos del cuerpo humano.
3. Oligoelementos: Mn. I. Cu. Co. Zn. F. Mo. Se. y otros. Se presentan solo en trazas o en
cantidades realmente muy pequeña, pero a pesar de la mínima cantidad su presencia es
esencial para el correcto funcionamiento del organismo. La ausencia de estos
oligoelementos determina enfermedades carenciales.
Otro criterio de clasificación es la función que desempeñan en el organismo y se pueden agrupar de
acuerdo con las funciones en:
1. Plástica o estructural: H. O. C. N. P. S. Hacen porte de la estructura del organismo.
Músculos piel etc.
2. Esquelética: Ca. Mg. P. F. Si. Encargados de dar rigidez; hacen parte del armazón del
organismo (huesos, dientes, cartílagos)
3. Energética: C. H. O. P. Son parte fundamental de moléculas con alto contenido de energía
ATP, AcetilCoA, Creatina fosfato, fosfoenol pirúvico etc.
4. Catalítica: Fe. Co. Cu. I. Se. Mg. Mn, Mo; participan en las reacciones bioquímicas
activando o haciendo parte del sitio activo de las enzimas para aumentar la velocidad de las
reacciones.
5. Osmótica: Na, Cl, K, mantienen y regulan la distribución adecuada del agua en los
diferentes compartimentos intra y extracelulares.
Valencia de un elemento: entendemos a la valencia de un elemento como la capacidad de
combinación de los mismos.
A continuación se verá un cuadro en el que los elementos se hallan agrupados por carácter y por
valencia (se encuentran los más utilizados en la escritura de las fórmulas de compuestos de química
inorgánica). Para poder rápidamente escribir fórmulas ya que es el lenguaje de la asignatura es
necesario recordar de memoria el listado de los elementos que figuran en ellas. Esto les facilitará
la escritura de las fórmulas.
METALES
Símbolos Nombre Valencia
Li
Na
K
Ag
Litio
Sodio
Potasio
Plata
1
Hg
Cu
Mercurio
Cobre
1 , 2
Ca
Sr
Ba
Be
Mg
Zn
Cd
Calcio
Estroncio
Bario
Berilio
Magnesio
Zinc
Cadmio
2
Au Oro 1, 3
Al Aluminio 3
Fe Hierro 2, 3
Co
Ni
Cobalto
Níquel
Sn
Pt
Pb
Estaño
Platino
Plomo
2, 4
Cr Cromo 2, 3, 6
Mn Manganeso 2,3,4,6,7
NO METALES
Símbolos Nombre Valencia
H
F
Hidrógeno
Flúor
1
O Oxígeno 2
B Boro 3
C
Si
Carbono
Silicio
4
S Azufre 2, 4, 6
N
P
As
Sb
Nitrógeno
Fósforo
Arsénico
Antimonio
3, 5
Cl
Br
I
Cloro
Bromo
Iodo
1, 3, 5, 7
A continuación veremos un cuadro que sintetiza la secuencia a seguir para recordar cómo se
escribían y nombraban las sales:
Óxidos Básicos:
Son compuestos que resultan de la combinación de un metal con el oxigeno y para escribir la
fórmula del mismo se debe intercambiar valencias, es decir el metal le pasa su valencia al oxigeno
como un subíndice, e igualmente el oxígeno le pasa su valencia al metal también como subíndice.
En los casos que estos subíndices sean divisibles por un mismo número se los debe simplificar, por
ejemplo para un caso general:
M1O2
Donde
M representa a un metal
O representa al oxígeno
1 valencia del oxígeno
2 valencia del metal
Tomaremos ahora algunos ejemplos y escribiremos la ecuación de obtención del óxido:
4 Na + O2 2 Na 2 O
Para nombrar estos compuestos y los que siguen utilizaremos las distintas Nomenclaturas. En la
Antigua (NA), se escribe la palabra óxido seguida de la preposición de y del nombre del metal,
siempre que el metal tenga una sola valencia. Si en cambio tiene dos y se prevé el uso de
terminaciones oso para la menor valencia e ico para la mayor suprimiendo la preposición de.
En la nomenclatura moderna (NM) se tiene en cuenta la atomicidad del compuesto (subíndices)
utilizando prefijos como mono, di, tri, etc.
En la nomenclatura Numeral Stock (NS) se escribe la palabra óxido seguido de la preposición de y
del nombre del metal acompañado de la valencia del mismo en números romanos y entre paréntesis.
Por ejemplo:
El caso de un metal con una sola valencia:
4Na + O2 2 Na 2O
NA: Oxido de sodio
NM: Monóxido de disodio
NS: Oxido de sodio (I)
En el caso de un metal con dos valencias:
4 Au + O2 2 Au2O
NA: Oxido auroso
NM: Monóxido de dioro
NS: Oxido de oro (I)
4 Au + O2 2 Au2O3
NA: Oxido Aúrico
NM: Trióxido de dioro
NS: Oxido de oro (III)
En los primeros párrafos de este apunte dijimos que toda ecuación química debe ser igualada. En las
ecuaciones anteriores se observa la igualación con números enteros que figuran adelante de las
fórmulas, a los cuales llamaremos coeficientes. Por ahora, se usará el método del tanteo que
consiste en “jugar” con los coeficientes hasta igualar la ecuación. A manera de ayudita se les puede
decir que la forma más fácil es colocando adelante del símbolo un número de tal manera de
convertir en par los subíndices impares. Continuando por la misma rama del cuadro llegamos a los
hidróxidos.
Hidróxidos:
Son compuestos que resultan de la combinación del óxido básico con el agua y responden a la
siguiente fórmula general:
M (OH)v
Donde M= metal
(OH)= grupo oxhidrilo
v= valencia del metal
Una ecuación de obtención sería por ejemplo:
Na2O + H2O 2Na(OH)
NA: Hidróxido de sodio
NM: Monohidróxido de sodio
NS: Hidróxido de sodio (I)
Para nombrarlos solo se cambia la palabra óxido por hidróxido. Al anterior se lo llama Hidróxido de
Sodio.
Otros ejemplos serán:
Au2O + H2O 2Au(OH)
NA: Hidróxido Auroso
NM: Monohidróxido de oro
NS: Hidróxido de oro (I)
Au2O3 + 3H2O 2 Au(OH)3
NA: Hidróxido Aúrico
NM: Trihidróxido de oro
NS: Hidróxido de oro (III)
Comenzaremos ahora a recorrer la otra rama del cuadro y hablaremos sobre los anhídridos.
Anhídridos:
Son compuestos que resultan de la combinación de los no metales con el oxigeno, y para escribir su
fórmula también se debe intercambiar valencias como en el caso de los óxidos básicos y debe usarse
el mismo criterio con respecto a la simplificación de los subíndices.
Por ejemplo:
C + O2 C2 O4
1 2
NA: Anhídrido carbónico
NM: Dióxido de carbono
NS: Oxido de Carbono (IV)
Para nombrarlos según la nomenclatura antigua (NA) se emplea la palabra anhídrido seguida del
nombre del no metal terminado en ico si tiene una sola valencia, y se usará oso e ico si tuviera dos
valencias. Para el ejemplo anterior sería anhídrido carbónico.
En la nomenclatura moderna y en la numeral Stock se siguen las mismas reglas que para los óxidos
básicos.
Otro ejemplo sería el caso del azufre. El azufre posee las valencias 2,4 y 6; pero solo forma
anhídrido con 4 y 6:
S + O2 S2O4
1 2
NA: Anhídrido sulfuroso
NM: Dióxido de azufre
NS: Oxido de azufre (III)
2 S + 3 O2 S2O6 : 2 SO3
1 3
NA: Anhídrido sulfúrico
NM: Trióxido de azufre
NS: Oxido de azufre (VI)
Otro caso es cuando el no metal tiene 4 valencias, como por ejemplo el cloro. En donde además de
las terminaciones oso e ico, se usan los prefijos hipo para la menor y per para la mayor a saber:
2 Cl2 + O2 2 Cl2O
NA: Anhídrido hipocloroso
NM: Monóxido de dicloro
NS: Oxido de cloro (I)
2 Cl2 + 3 O2 2 Cl2O3
NA: Anhídrido cloroso
NM: Trióxido de dicloro
NS: Oxido de cloro (III)
2 Cl2 + 5 O2 2 Cl2O5
NA: Anhídrido clórico
NM: Pentóxido de dicloro
NS: Oxido de cloro (V)
2 Cl2 + 7 O2 2 Cl2O7
NA: Anhídrido perclórico
NM: Heptóxido de dicloro
NS: Oxido de cloro (VII)
Continuamos con el cuadro y llegamos a los ácidos
Ácidos:
Son compuestos que resultan de la combinación del anhídrido con el agua y se escribe la fórmula de
la siguiente manera: primero el símbolo del hidrógeno, luego el del no metal en cuestión y por
último el del oxigeno. Luego se colocan los subíndices en cada uno de los elementos que lo forman
y que resultan de la suma de los mismos que figuran en el primer miembro de la ecuación,
adoptando el mismo criterio para que los otros compuestos con respecto a la simplificación de los
subíndices. Para nombrarlos se cambia la palabra anhídrido por la palabra ácido en la nomenclatura
antigua.
En la nomenclatura moderna se usan prefijos para indicar los subíndices presentes en el oxígeno
seguido del nombre del no metal terminado en ato y recién “de hidrógeno” si tiene uno, y “de
hidrógeno o trihidrógeno si tienen 2 o 3 hidrógenos respectivamente”.
En la Numeral Stock se escribe el nombre del no metal terminado en ato, seguido de un paréntesis
con la valencia del mismo en números romanos y de la expresión “de hidrógeno”.
Por ejemplo:
CO2 + H2O H2CO3
NA: Ácido carbónico
NM: Trioxocarbonato de dihidrógeno
NS: Carbonato (IV) de hidrógeno
N2O3 + H2O H2N2O4: 2 HNO2 ácido nitroso
1 1 2
N2O5 + H2O H2N2O6: 2 HNO3 ácido nítrico
1 1 3
Cl2O + H2O H2Cl2O2: 2 HClO ácido hipocloroso
1 1 1
A continuación vamos a recordar los llamados casos especiales de ácidos.
Debemos considerar acá al fósforo, arsénico y antimonio. Estos elementos que poseen valencias 3 y
5 forman dos anhídridos, pero cada uno de estos anhídridos puede formar ácidos según se combinen
con 1,2 o 3 moléculas de agua. Para nombrarlos se utilizan prefijos meta, piro y orto,
respectivamente.
Por ejemplo:
P2O3 + H2O H2P2O4: 2 HPO2 Ácido metafosforoso
1 1 2
P2O3 + 2 H2O H4P2O5: Ácido pirofosforoso
P2O3 + 3 H2O H6P2O6: H3PO3 Ácido ortofosforoso ó Fosforoso
3 1 3
P2O5 + H2O H2P2O6: 2 HPO3 Ácido metafosfórico
1 1 3
P2O5 + 2 H2O H4P2O7: Ácido pirofosfórico
P2O5 + 3 H2O H6P2O8: 2H3PO4 Ácido ortofosfórico ó Fosfórico
3 1 4
También se deben contemplar el caso de Silicio y Boro.
El Silicio se combina con 1 y 2 moléculas de H2O y se usan los prefijos meta y orto
respectivamente.
El Boro se combina con 1 y 3 moléculas H2O y se usan los prefijos meta y orto respectivamente.
Están invitados a realizarlo.
A veces es conveniente saber hacer la fórmula de ácido directamente (sin realizar la ecuación). Esto
es posible para todos los ácidos excepto para los casos especiales y se lo realiza de la siguiente
forma:
Ejemplo 1:
Si se pide la fórmula del ácido Sulfúrico:
1. Escribo los símbolos de los elementos que lo forman: HSO
2. Pienso en la valencia con que el azufre actúa en este caso 6 (la mayor); e
inmediatamente me pregunto si es un número par; si la respuesta es afirmativa
como en este caso coloco un subíndice 2 en el H: H2SO.
3. Sumo mentalmente la valencia 6 del azufre con el número de hidrógeno o sea 2;
6 + 2 = 8
y a este resultado lo divido en 2 y obtengo así el subíndice del oxigeno en la
fórmula del ácido:
Ejemplo 2:
H2SO4
Si se pide la fórmula del ácido Perbrómico:
1. Procedo igual que en el ejemplo 1 escribiendo los símbolos: HBrO
2. Pienso en la valencia, en este caso 7, y como es impar el subíndice del H en el
ácido debe ser 1: HBrO
3. Sumo mentalmente la valencia del Bromo, 7, con el número 7 del ácido, o sea:
7 + 1 = 8
lo divido en 2 para obtener el subíndice del oxigeno:
Caso del Cromo:
Cromo: Cr, valencias: 2, 3 y 6
Este elemento forma compuestos de carácter básico con las valencias 2 y 3; mientras que con 6
forma los de carácter ácido:
2 Cr + O2 2 Cr2O2 CrO
Óxido cromoso; monóxido de cromo; óxido de cromo (II)
4 Cr + 3 O2 2 Cr2O3
Óxido crómico; trióxido de cromo; óxido de cromo (III)
CrO + H2O Cr(OH)2
Hidróxido cromoso; dihidróxido de cromo; hidróxido de cromo (II)
Cr2O3 + 3 H2O 2 Cr(OH)3
Hidróxido crómico; trihidróxido de cromo; hidróxido de cromo (III)
Con valencia 6: Cr2O6 = CrO3 anhídrido crómico
CrO3 + H2O ------------- H2 CrO4 ácido crómico
2 moléculas de ácido crómico por acción del calor se deshidratan y forman el ácido dicrómico:
2 H 2 CrO4 ------------- H2 Cr2 O7 + H2O
Caso del Manganeso:
Con valencias 2 y 3 forman compuestos de carácter básico, con valencia 4 carácter neutro y con
valencia 6 y 7 carácter ácido.
MnO óxido manganoso – monóxido de manganeso – óxido de manganeso (II)
HBrO4
Mn(OH)2 hidróxido manganoso – dihidróxido de manganeso – hidróxido de Mn (II)
Mn2O3 óxido mangánico – trióxido de dimanganeso – hidróxido de manganeso (III)
Mn(OH)3 dióxido de manganeso – óxido de manganeso (III)
MnO2 dióxido de manganeso – óxido de manganeso (IV)
MnO3 anhídrido manganoso – trióxido de manganeso – óxido de manganeso (VI)
H2MnO4 ácido mangánico
Mn2O7 anhídrido permangánico
HMnO4 ácido permangánico
Caso del Nitrógeno:
Nitrógeno: N. Valencias 1, 2, 3, 4 y 5.
Con valencia 1,2 y 4 forma óxidos neutros, con 3 y 5 óxidos ácidos.
N2O óxido nitroso, monóxido de dinitrógeno u óxido de nitrógeno I
NO óxido nítrico, monóxido de nitrógeno u óxido de nitrógeno II
N2O3 anhídrido nitroso, trióxido de dinitrógeno u óxido de nitrógeno III
N2O4 tetróxido de dinitrógeno u óxido de nitrógeno IV
N2O5 anhídrido nítrico, pentóxido de dinitrógeno u óxido de nitrógeno V
Hidruros: Son compuestos formados por hidrógeno y otro elemento. Se clasifican en:
a) Hidruros metálicos: formados por un metal, generalmente del grupo I o 11 de la tabla periódica
y el H.
Ejemplo: NaH hidruro de sodio
CaH2 hidruro de calcio
b) Hidruros no metálicos: se incluyen los hidrácidos y todo compuesto formado por hidrógeno y un
no metal.
Ejemplo: NH3 hidruro de nitrógeno o amoníaco
PH3 hidruro de fósforo o fosfina
CH4 hidruro de carbono o metano
Hidrácidos: Son ácidos que no tienen oxigeno y están formados por hidrógeno y un no metal
generalmente de los grupos VII y VI A de la tabla, actuando con la menor de sus valencias. Para
nombrarlos se usa la palabra ácido seguido del nombre del elemento terminado en “hídríco”.
Ej.: H2 + Cl2 --------- 2HCl ácido clorhídrico
H2 + S --------- H2S ácido sulfhídrico
Radicales de ácidos: se llama así al grupo de átomos que quedan cuando un ácido pierde
hidrógeno. Se carga negativamente con tantas cargas como hidrógenos haya perdido A continuación
se dan algunos ejemplos y queda como tarea completar todo el cuadro:
ACIDO RADICAL
FORMULA NOMBRE FORMULA NOMBRE
H2SO4 Sulfúrico HSO4-
Sulfato ácido
SO4 2-
Sulfato
HNO3 Nítrico NO3- Nitrato
HCl Clorhídrio Cl- Cloruro
H4P2O7 Pirofosfórico H3P2O7- Pirofosfato triácido
H2P2O72- Pirofosfato diácido
H2S
H2CO3
SALES
Sales Neutras: Son compuestos que resultan de la reacción de neutralización entre los ácidos y los
hidróxidos (llamados bases). Se originan por el desplazamiento de los hidrógenos de los ácidos por
metales. Las sales se clasifican teniendo en cuenta si la sustitución de los hidrógenos por metales se
hace total o parcialmente: serán neutras cuando la sustitución es total, y ácidas si es parcial. Por
ahora nos limitaremos a las neutras. Para nombrarlas se toma el nombre del ácido del cual procede
la sal y se agregan las terminaciones según lo siguiente:
a) Los ácidos terminados en hídrico originan sales terminadas en uro.
b) Los ácidos terminados en oso originan sales terminadas en ito.
c) Los ácidos terminados en ico originan sales terminadas en ato.
En la siguiente tabla se muestran en resumen las pautas
Nombre del ácido Nombre de la sal
Hipo ---------- oso
Per ------------ ico
----------------- oso
----------------- ico
----------------- hídrico
Piro------------ ico
Orto------------ oso
Hipo ---------- ito
Per ------------ ato
----------------- ito
----------------- ato
----------------- uro
Piro------------ ato
Orto------------ ito
Ahora a través de un ejemplo concreto se explicarán los pasos a seguir para escribir la fórmula de
una sal. Supongamos que se nos solicitara escribir la ecuación del Sulfato Férrico:
a. Se analiza el nombre de la sal para saber de qué ácido proviene, en este caso es el ácido
sulfúrico y se escribe la fórmula según se explicó anteriormente.
SO3 + H2O H2 SO4
b. Se escribe la fórmula del hidróxido, en este caso: Fe(OH)3, que es el hidróxido férrico.
c. Se escribe la ecuación de formación de la sal sumando el ácido con el hidróxido:
H2SO4 + Fe (OH)3
d. En el segundo miembro de la ecuación, se debe escribir la fórmula de la sal de la
siguiente manera: primero el símbolo del metal, al lado y entre paréntesis lo que queda
del ácido al quitarle los hidrógenos (a este grupo se lo llama radical del ácido). Luego se
debe intercambiar valencias: la del metal pasa como subíndice al radical del ácido, y la
del radical (que está dada por el número de hidrógenos sustituidos) pasa como subíndice
al metal. Con respecto a la simplificación de estos subíndices se debe adoptar igual
criterio que en los otros compuestos.
e. Por último y como toda ecuación hay que igualarla. En el ejemplo se verán los
mecanismos para averiguar los coeficientes del ácido y del hidróxido, y luego, por
tanteo, se determinará el coeficiente del agua.
Por ejemplo:
Sulfato Férrico
ácido sulfúrico Hidróxido férrico
3 H2SO4 + 2 Fe(OH)3 Fe2 (SO4)3 + 6 H2O
Sales ácidas: Son aquellas que en su nombre se lee la palabra ácido y en su fórmula se encuentra
presente el Hidrógeno. Se originan a partir de ácidos con 2 o más Hidrógenos en su fórmula
Ejemplo: Sulfato ácido Plúmbico. Para los puntos a., b. y c. Se procede igual que para sales neutras.
H2SO4 + Pb (OH)4
d. En el segundo miembro se debe escribir la fórmula de la sal de la siguiente manera:
el símbolo del metal, al lado del radical del ácido con un número de hidrógenos
igual al prefijo que lleva la palabra ácido en el nombre de la sal, si es ácido 1, si dice
diácido 2 y si dice triácido 3. Luego se intercambian valencias entre el metal y el
radical y de ahí se procede de la misma forma que para sales neutras:
4 H2SO4 + Pb (OH)4 Pb1 (H SO4)4 + 4 H2O
Sales Básicas: Son aquellas que en su nombre se lee la palabra “básico”, y en su fórmula aparece el
grupo (OH). Se originan de hidróxidos con 2 ó más grupos oxhidrilos en su fórmula.
Ejemplo: Yodato dibásico de aluminio. Para los puntos a., b y c. se procede como en
sales neutras
HlO3 + Al (OH)3
d. En el 2º miembro se debe escribir la fórmula de la siguiente manera: el símbolo
del metal seguido de tantos grupos oxhidrilos como lo indique el prefijo de la
palabra básico en el nombre de la sal. Se encierra todo esto entre paréntesis y a
continuación se escribe el radical del ácido como en las sales neutras. De allí en
adelante se sigue como en lo explicado anteriormente.
HlO3 + Al(OH)3 Al (OH)21 (IO3)1 + H2O
Nota: El subíndice uno no es necesario escribirlo, acá se lo pone con fines aclaratorios solamente.
Sales Dobles: Son aquellas que presentan en su fórmula 2 metales y se las nombra con el nombre
del radical seguido del nombre de un metal, la conjunción “y” y el nombre del segundo metal o con
la palabra “doble”.
Ejemplo:
K1Na1SO4 Sulfato de Sodio y Potasio
NaCaCl1+2 Cloruro doble de Sodio y Calcio
Sales Mixtas: Son aquellas que presentan en su fórmula 2 radicales ácidos
Ejemplo:
Na2 (BrO2) (Cl)1 Cloruro Bromito de Sodio
Mg2 (PO4) (Br)1 Bromo Fosfato de Magnesio
Otros compuestos
Peróxidos
Este es el nombre genérico de las combinaciones de oxigeno y metal, en las que el primero presenta
la agrupación atómica (-O-O-)
Su fórmula es referible a:
M2 (O2)a
Y se nombran con la palabra peróxido seguida del nombre del metal (en general alcalino o alcalino
térreo) en genitivo o adjetivado.
Ejemplos:
Peróxido de bario
Peróxido de calcio
Peróxido de cúprico
Peróxido de litio
BaO2
CaO2
CuO2
Li2O2
Peróxido niqueloso NiO2
Otros nombres
Agua Oxigenada
Oxilita
H2O2
Na2O2
Oxidos mixtos o salinos
Se trata de un tipo de combinación oxigenada de los metales que responden a la fórmula:
M3O4
Aunque debemos señalar que no se trata de una combinación química propiamente dicha, sino que
es una forma de referirnos a la asociación de los dos óxidos de los metales que pueden actuar con
más de una valencia. Se nombran con la palabra óxido y el nombre del metal terminado en –oso e –
ico, sucesivamente.
Ejemplos:
2 PbO + PbO2 Pb3O4 Oxido plumboso plúmbico
MnO + Mn2O3 Mn3O4 Oxido manganoso mangánico
FeO + Fe2O3 Fe3O4 Oxido ferroso férrico
