Cartilla-2019-Laboratorio

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Ingreso 2019 
 
 
 IES N° 7 1 
 
AUTORIDADES 
MONS. CÉSAR DANIEL FERNÁNDEZ - OBISPO DE JUJUY 
PBRO. LIC. ANTONIO HERNÁNDEZ - REPRESENTANTE LEGAL 
PROF. MARÍA DEL HUERTO RIZZOTTI - RECTORA 
MGTER. IRENE PÉREZ DE PUGLIESE – VICERRECTORA 
LIC. JORGE MAMANÍ – VICERRECTOR 
LIC. MARÍA JOSÉ FERNÁNDEZ– VICERRECTORA (Sede San Pedro) 
LIC. GLADIS GALLO – VICERRECTORA (Sede Perico) 
A.P.U. ANALÍA ASYE – REGENTE (Sede Libertador Gral. San Martín) 
CPN FORTUNATO DAHER – ASESOR CONTABLE 
MGTER CPN GABRIELA DAHER - CONTADORA 
DR. RENÉ FACUNDO CASAS – ASESOR LEGAL 
 
COORDINACIÓN DEL CURSO DE ORIENTACIÓN 
 
EQUIPO TÉCNICO 
DEPARTAMENTO DE FORMACIÓN INICIAL Prof. Carolina Requelme 
SECRETARÍA ACADÉMICA – DPTO. ALUMNOS Lic. María Sandra Cisneros 
COORDINACIÓN DE LA CARRERA Bioq. Susana Canil 
PALABRAS DE BIENVENIDA 
A LOS INGRESANTES 2019 DEL IES Nº7: 
Deseamos por este intermedio darles una calurosa y fraternal bienvenida a nuestra Casa de Estudios. 
Como institución educativa, sabemos lo que significa para ustedes este momento de su vida, 
momento de decisiones, proyectos y de caminos por construir. 
La experiencia en el nivel superior supone el compromiso personal de aplicar todas sus capacidades, 
dedicación y compromiso para prepararse como profesionales comprometidos con la verdad, con el 
saber, con la realidad social y desarrollarse como ciudadanos activos en la transformación de los espacios 
que transitamos. 
Busquen incansablemente el desarrollo hacia la plenitud humana, busquen incansable-mente la 
verdad, ejercitando permanentemente la libertad responsable. Así podrán formarse como hombres y 
mujeres de espíritu abierto, dispuestos a escuchar, a comprender, a cuestionar, y también aceptar. Serán 
personas preparadas para asumir los riesgos y las responsabilidades que requiere el ejercicio de la 
profesión elegida y plena-mente asumida. 
Sabemos que el Señor bendice a quienes se esfuerzan por cumplir con el llamado vocacional que 
está impreso en el corazón de cada persona. Por eso su dedicación y nuestros esfuerzos lograrán alcanzar 
la meta. 
Sean nuevamente bienvenidos, y que el Señor acompañe esta etapa de formación en sus vidas. 
Prof. María del Huerto Rizzotti 
Rectora IES Nº7 
Pbro. Lic. Antonio Hernández 
Representante Legal IES Nº 7 
EL CURSO DE INGRESO 2019 
Comenzar una carrera en la Educación Superior conlleva asumir una importante decisión en la 
vida de cada uno de los que aspiran ingresar al nivel; por ello, el Instituto de Educación Superior Nº 7 
(I.E.S. Nº 7) presenta y organiza el Curso de Ingreso 2019 como una herramienta privilegiada para 
acompañar este proceso. 
El Curso de Ingreso 2019 tiene como finalidad orientar y acompañar a los aspirantes en las exigencias 
de este nuevo escenario de aprendizaje, promoviendo el desarrollo de sus potencialidades y creando un 
espacio de reflexión que les permita conocer un poco más de lo que significa estudiar en el IES Nº 7 y de 
los requerimientos de la carrera elegida. Es importante que cada aspirante sea protagonista de sus apren-
dizajes, siendo necesaria su participación activa, crítica y responsable en este proceso para favorecer su 
ingreso y permanencia en la carrera elegida. 
OBJETIVOS ESPECIFICOS DEL CURSO DE INGRESO 2019 
 Generar instancias para el conocimiento de los principales aspectos que caracterizan la vida institu-
cional, compartiendo el ideario basado en la síntesis fe, ciencia y cultura. 
 Ofrecer un acercamiento teórico básico al objeto de estudio de cada carrera. 
 Orientar al aspirante en el abordaje de las características distintivas de la carrera en la que se ins-
cribe, poniendo énfasis en el perfil y oficio del estudiante del nivel superior. 
EJES TEMATICOS 
I. Ambientación al Nivel Superior. En este eje se brinda información sobre aspectos relevantes del 
IES Nº 7 para que el aspirante pueda conocer la institución. Ello permitirá adaptarse a la nueva etapa de 
estudios, familiarizarse con el sistema del Nivel Superior, conocer el marco normativo y aprender el rol 
de estudiante de una carrera profesional. 
II. Introducción al Conocimiento Disciplinar. Eje que presenta el plan de estudios de la carrera y 
desarrolla los núcleos temáticos básicos de la disciplina para que el aspirante pueda avanzar progresiva-
mente hacia el abordaje de contenidos básicos y de las herramientas necesarias para su cursado. 
III. Alfabetización Académica. En esta área se brinda herramientas metodológicas para optimizar la 
actitud del aspirante frente al estudio en el Nivel Superior. 
 
FECHAS DEL CURSO DE INGRESO 
El Curso de Ingreso 2019 se desarrollará entre el 19 de febrero y el 01 de marzo. 
Las fechas a tener en cuenta son: 
Desarrollo de Contenidos del Curso de Ingreso 19 de febrero al 01 de marzo 
Evaluaciones 28 febrero al 01 de marzo 
Publicación de listas de Ingresantes 7 de marzo 
INICIO DE CLASES 18 de marzo 
REGLAMENTO DEL CURSO DE INGRESO 
RESOLUCION 406 – R – 16 
Artículo 1: Del Objeto. El presente reglamento tiene por objeto regular las pautas institucionales para 
la organización y desarrollo de las modalidades previstas para el ingreso de los aspirantes a todas las 
carreras del IES N° 7 “Populorum Progressio – In. Te. La.” 
Artículo 2: Del Curso De Ingreso. El curso de ingreso es de cursado obligatorio y se concibe como el 
primer momento de la trayectoria formativa que los estudiantes realizarán en el Instituto de Educación 
Superior N° 7, en ejercicio de su derecho a estudiar y construir un proyecto de vida en relación con la 
profesión elegida. 
Los propósitos del mismo son: Generar instancias para el conocimiento de los principales aspectos que 
caracterizan la vida institucional, compartiendo el ideario basado en la síntesis fe, ciencia y cultura. 
Ofrecer un acercamiento teórico básico al objeto de estudio de cada carrera. Orientar al aspirante en el 
abordaje de las características distintivas de la carrera en la que se inscribe, poniendo énfasis en el perfil 
y oficio del estudiante del nivel superior. 
Artículo 3°: De La Pre-Inscripción. 
Para ingresar a cada carrera del Instituto, el aspirante debe registrar personalmente su preinscripción 
en fechas que se estipulen para tal fin. Los requisitos para esta instancia son: 
a. Con Secundario Completo: Fotocopia autenticada por autoridad competente y/o escribano público del 
Título de Nivel Secundario o constancia de título en trámite. 
b.Con Secundario Incompleto: Certificado de estudios de Nivel Secundario o constancia de aprobación 
en trámite; donde se indique materias que se adeudan. Registrarán inscripción provisoria los 
aspirantes que adeuden espacios curriculares de nivel secundario o polimodal, debiendo completar 
estudios hasta la fecha que determine la Dirección de Educación Superior. 
c. Documento Nacional de Identidad: fotocopia de ambas caras de la credencial. 
d.Para Alumnos Extranjeros: certificado de estudios completo de Nivel Medio legalizado por el 
Ministerio de Educación del país de origen, Embajada o Consulado Argentino, o Ministerio de 
Relaciones Exteriores y Culto de Argentina; fotocopia de pasaporte y cédula de identidad del país de 
origen. 
e.Para Alumnos Mayores de 25 Años: los aspirantes mayores de 25 años con estudios incompletos 
podrán registrar inscripción de acuerdo a la normativa vigente (RM 114/02 y resolución interna N° 
1082/02). 
f. Pago del arancel de inscripción al curso de ingreso. 
g. Completar la planilla de inscripción y ficha de antecedentes de salud, dando conformidad bajo 
conocimiento del presente reglamento. 
h.Dejar constancia de la elección del turno en el que desea efectuar el cursado en aquellas carreras que 
tienen doble turno, respetando el cupo establecido. 
Artículo 4°: De La Programación. El Curso se desarrollará al inicio del Ciclo Lectivo en fechas programadaspara tal fin, y se organizará en tres ejes interrelacionados, a saber: Ambientación al Nivel Superior, 
Introducción al Conocimiento Disciplinar y Alfabetización académica. Las modalidades del curso para cada 
carrera (ingreso presencial, semipresencial o ingreso directo) serán definidas por Rectorado y Coordina-
ción de Formación Inicial y dadas a conocer a través de la Cartilla de Ingreso vigente al año de inscripción. 
Artículo 5°: De La Acreditación Del Curso De Ingreso. El curso será de aprobación obligatoria para 
matricularse como estudiante en las carreras del Instituto de Educación Superior N° 7 “Populorum 
Progressio – In. Te. La.”, debiendo acreditar las siguientes condiciones: 
a. Cumplir con un mínimo de 65% de asistencia. 
b.Obtener un promedio de las evaluaciones mayor o igual a 6 (seis), debiendo estar los 100% de las 
mismas aprobadas en las carreras de Salud, y un promedio mayor o igual a 4 (cuatro) en las otras 
carreras. 
c. Para rendir las evaluaciones, los aspirantes deberán presentar indefectiblemente documento que 
acredite su identidad. 
d.La ausencia a la/s evaluaciones sólo podrá ser justificada por razones de salud o duelo debiendo 
presentar a la coordinación de carrera, la respectiva certificación dentro de las 24 hs. en que se incurrió 
en la misma, a fin de tener derecho a las evaluaciones. 
e.En caso de no justificar la inasistencia, automáticamente queda sin posibilidades de ingreso. 
f. En caso de desaprobar, el aspirante tendrá derecho a una instancia recuperatoria, sólo si existieran 
cupos disponibles en la carrera en la que se encuentra preinscripto. 
g. Los exámenes deberán ser rendidos, indefectiblemente, en los días y horarios establecidos en el 
cronograma. La Coordinación de la Carrera podrá efectuar modificaciones, cuando así lo obliguen 
razones de fuerza mayor. 
h.Las calificaciones obtenidas serán publicadas en los transparentes del Instituto en fecha determinada 
en el calendario académico institucional. 
i. Los aspirantes que no cumplimenten con las condiciones y requisitos establecidos en el presente 
reglamento no podrán matricularse como estudiantes del Instituto. 
j. Los aspirantes que no hubieran ingresado podrán retirar la documentación presentada dentro de los 
60 (sesenta) días de iniciado el año académico. 
Artículo 6°: Del Cupo Del Ingreso. El cupo para el ingreso en cada comisión lo establece Rectorado según 
disponibilidad de vacantes de cada carrera. Dicho cupo se conformará según orden de mérito, determi-
nado en función de los puntajes obtenidos por los aspirantes en las respectivas evaluaciones. En caso 
de paridad en el orden de mérito se definirá el ingreso considerando el promedio alcanzado en el Nivel 
Secundario, registrado en el certificado analítico respectivo. 
No ingresarán aquellos aspirantes que no estén comprendidos en el listado de orden de mérito. 
Artículo 7°: De Las Situaciones Durante El Curso Pasibles De Sanción. Las situaciones improcedentes 
que impliquen la posibilidad de alterar la igualdad de oportunidades de los aspirantes en la instancia de 
evaluación, como por ejemplo: la consulta de materiales impresos o digitalizados no autorizados por el 
docente o a compañeros durante la evaluación, la copia de respuestas de evaluaciones ajenas o la 
corrección de los propios trabajos cuando sean entregados para la consulta y el uso del teléfono celular 
o cualquier dispositivo tecnológico durante la evaluación, serán causas para la separación del curso. La 
aplicación de esta sanción será inapelable. 
Artículo 8°: De La Inscripción Definitiva. Una vez aprobado el Curso de Ingreso al IES Nº 7, el estudiante 
deberá completar los requisitos de inscripción antes de la fecha estipulada por Dirección de Educación 
Superior. De no concretar este trámite, se le dará la baja como estudiante de la Institución. 
Requisitos complementarios: 
 2 fotos tipo carnet 
 Partida de nacimiento (actualizada) 
 Planilla Prontuarial 
 Certificado de aptitud psicofísica (con ficha que otorgará el IES 7 una vez aprobado el curso 
de ingreso con el detalle de estudios médicos solicitados para cada carrera) 
Artículo 9°: Otras Disposiciones. Los casos no contemplados en el presente reglamento quedarán sujetos 
a la decisión de Rectorado, quien podrá dictar normas complementarias de aplicación, las que serán 
comunicadas oportunamente. 
 
EJE I: AMBIENTACION AL NIVEL SUPERIOR 
AMBIENTACIÓN 
AL NIVEL 
SUPERIOR 
 
LA EDUCACION SUPERIOR 
La Ley de Educación Nacional (LEN) Nº 26206 establece en los artículos 34 y 35 que la Educación 
Superior comprende tanto a la formación desarrollada en Universidades estatales o privados autori-
zados, como en Institutos de Educación Superior de gestión estatal o privada. 
Un Instituto de Educación Superior (IES) no es la Universidad, pero ofrece como aquella, formación 
para el ejercicio de una carrera profesional en el ámbito de la docencia o como técnico profesional 
especializado en alguna rama del saber. 
Un IES puede establecer convenios con la Universidad para articular los ciclos de formación y ofre-
cer el grado universitario a los sujetos que completaron sus estudios en los IES. Es importante buscar la 
información necesaria de la carrera elegida para conocer fehacientemente la existencia de algún tipo de 
articulación con la universidad. 
 
EL IES Nº 7 POPULORUM PROGRESSIO – IN. TE. LA. 
El Instituto de Educación Superior Nº 7 “Populorum Progressio – In. Te. La.” forma parte de la 
Educación Superior no universitaria. Pertenece a la Iglesia Católica, Obispado de Jujuy y fue creado bajo 
el ideario de contribuir “al progreso de los pueblos con la misión salvífica de servicio, apoyo y elevación 
de la cultura de la comunidad jujeña y en especial por la preocupación real de la Iglesia por el despro-
tegido social”. 
Los fines del IES Nº 7 son: 
 Ser un instrumento de evangelización de la cultura y de diálogo entre ciencia y fe. 
 Buscar la verdad y la promoción integral del hombre mediante la formación humanística, religiosa, 
social, científica y profesional a través de la docencia y la investigación en sus formas superiores. 
 Formar la persona en una auténtica cosmovisión cristiana de manera que lleguen a ser hombres 
preparados para desempeñar funciones de responsabilidad en la sociedad. 
 Formar profesores y técnicos profesionales capaces de actuar con solvencia en conocimientos y 
competencias eficaces y relevantes en el ámbito que les toque actuar. 
 Desarrollar sus actividades con los principios y valores democráticos, republicanos y federales, 
enunciados por la Constitución Nacional Argentina. 
 Buscar constantemente respuestas adecuadas a los graves problemas contemporáneos, particular-
mente de la realidad argentina y regional en un esfuerzo tendiente a promover la cultura superior. 
 Servir a la comunidad de acuerdo con su naturaleza, sin imponer discriminación de orden religioso 
a sus alumnos, pero reflejando en su investigación y enseñanza el mensaje cristiano como lo enseña 
a la Iglesia Católica en búsqueda ecuménica de la verdad. 
 
LOGO DEL INSTITUTO 
Por tratarse de una institución dependiente del Obispado de Jujuy, asume como logo institucional el 
Escudo Episcopal del Obispo de la Diócesis de Jujuy, Monseñor Cesar Daniel Fernández. 
El escudo de Monseñor Fernández se encuentra dividido en cuatro partes, signo 
de las virtudes cardinales. Además, tiene el color oro, que de acuerdo a la tradi-
ción significa vivir las virtudes de la fe, luz y sabiduría, y el color azul símbolo de la 
verdad, caridad, justicia y lealtad. 
La parte izquierda presenta tres cerros con los colores de la tierra jujeña. Aparece 
una estrella blanca representando a la Virgen María, “estrella de la nueva evange-
lización”, la espiritualidad del Sagrado Corazón de Jesús está marcada por el sím-
bolo del Corazón abierto, y la Palabra de Dios abierta con las letrasAlfa y Omega: 
Principio y fin de la historia. Al medio y por delante del escudo, aparece el báculo pastoral, signo de 
Cristo Buen pastor, y recuerda al Obispo que debe conducir al rebaño hacia el encuentro del Señor. El 
lema episcopal de Monseñor Fernández es: “Servir y dar la vida” 
LAS SEDES DEL I.E.S. Nº 7 
 
Sede San Salvador Sede San Pedro Sede L.G.S.M. Sede Perico 
Sarmiento Nº 268 Mitre Nº 257 
Mariano Moreno 
Nº 1368 
Avda. Malvinas 
Argentinas Nº 199 
Te: (0388)4224514 Te: (03888) 422744 Te: (03886) 424494 Te: (0388) 4911909 
 
 
ESPERO INGRESAR… ¿DÓNDE ESTOY? 
UNA ACLARACIÓN IMPORTANTE RESPECTO A LAS COMISIONES 
Cuando te inscribiste en el curso de ingreso de la carrera que elegiste, el Departamento Alumnos 
te incluyó en una comisión. Te recomendamos corroborar la comisión en la que te encuentras inscripto/a 
y horario del primer encuentro a partir del 19 de febrero de 2019 en el Instituto. 
El Departamento Alumnos tiene como función operatividad los procedimientos administrativos 
pertinentes que los alumnos y docentes requieran. Una vez aprobado el Curso de Ingreso, tu situación 
cambia, te transformas en alumno ingresante, y deberás presentar en el Dpto. Alumnos la documentación 
exigida por el Instituto. 
Un recorrido por el edificio de la Institución: 
P
LA
N
TA
 B
A
JA
 
INFORMACION Información general 8 a 22 hs 
BIBLIOTECA 
Consulta de material en sala, presentando 
D.N.I. y recibo de pago de inscripción al curso. 
8:00 a 12:00 
14:30 a 22:00 
SALA DE PROFESORES 
FOTOCOPIADORA 
Fotocopiado 
Encuadernaciones 
8:30 a 12:30 
15:00 a 22:00 
KIOSCO 
TESORERIA Pago de aranceles varios 
8:00 a 12:30 
15:00 a 20:00 
AULAS 1 a 3 
 
P
R
IM
ER
 P
IS
O
 
RECTORADO 
Gestión directiva VICERECTORADO TM 
VICERECTORADO TT 
SECRETARIA 
DEPARTAMENTO PASTORAL 
Acompañamiento Espiritual. 
Difusión del Ideario Institucional. 
Martes 18:30 a 21:00 
MESA DE ENTRADA Recepción y seguimiento de Tramites 
COORDINACIONES DE CARRERA Gestión técnica y pedagógica de las carreras 
Según turnos 
de la carrera 
SECRETARIA ACADEMICA 
Tramites de equivalencias y resoluciones de 
índole pedagógicas. 
 
AREA PUBLICACIONES 
COORDINACIONES 
DE DEPARTAMENTOS 
.Formación Inicial 
.Formación Continua y desarrollo profesional 
.Investigación 
 
COCINA 
ORATORIO 
AULAS 10 - 13 
SE
G
U
N
D
O
 P
IS
O
 DEPARTAMENTO ALUMNOS 
Trámites de constancias, inscripción por 
materias para cursado y a exámenes. 
Tramitación de libreta estudiantil. 
Formación de legajos. 
8:30 a 12:00 
14:00 a 17:30 
18:00 a 20:30 
SECRETARIA ACADEMICA 
ALUMNOS 
 
 
AULAS 20 – 26 
PATIO DE ESTUDIO 
TE
R
C
ER
 P
IS
O
 
SAAD* 
Asesoramiento, seguimiento, atención 
permanente y especializada, para 
garantizar la permanencia y terminalidad 
de tus estudios superiores. 
Lunes, martes 
y miércoles 
de 18:00 a 21:00 
SECCION TITULOS 
AULAS 30 - 37 
 
CONSIDERACIONES GENERALES 
Una vez completado el proceso de admisión, es decir haya aprobado el curso de ingreso y forma-
lizado la inscripción definitiva en Departamento Alumnos cumplimentando los requisitos solicitados; 
comenzará a transitar la carrera elegida como un/a estudiante de Nivel Superior. Ello implica una serie 
de derechos y obligaciones. En primer lugar, deberá tomar conocimiento de dos documentos importan-
tes en el ámbito de la Educación Superior: 
- El Régimen de Correlatividades del plan de estudios de la carrera y, 
- El Régimen Académico Provincial (RAP), que contiene la reglamentación general para el cursado y 
aprobación de los/las espacios/ unidades curriculares, es decir lo que comúnmente se conocen 
como materias. 
La consulta a ambos documentos puede realizarse en biblioteca o en la coordinación de la carrera. 
En lo que al Régimen de Correlatividades se refiere, debe saber que, en este nivel, lo tendrá que 
tener presente para progresar en el cursado de la carrera. De acuerdo al mismo, ya sea al momento de 
inscripción para cursar o rendir un/a espacio/unidad curricular, el requisito será haber aprobado o regu-
larizado “la correlativa”, es decir aquella materia que, por sus contenidos, debe aprenderse con anterio-
ridad y de ese modo servir como base para apropiar saberes nuevos. 
Un buen consejo es planificar la trayectoria estudiantil priorizando el circuito de correlatividades 
especialmente cuando decida cuál examen preparar en primer lugar. 
Otro documento que deberá tener en cuenta como estudiante de nivel superior es el Régimen 
Académico Provincial. Según éste, los alumnos/as que cursan una carrera en un Instituto de Educación 
Superior (IES) pueden ser: 
ORDINARIOS EXTRAORDINARIOS 
Deben aprobar un/a espacio/unidad 
curricular como mínimo por año calendario 
Alumno Vocacional Alumno Visitante 
 
Alumno Oyente 
Podrá asistir a clases sin derecho a 
instancias de evaluación. Deberá 
estar matriculado en la carrera. 
Se matricula para cursar 
determinadas materias 
que resultan de su interés 
personal, laboral o 
profesional. 
Provienen de otro IES 
nacional o extranjero y se 
incorpora temporariamente 
a la carrera. 
Cada vez que inicie un año académico o cuatrimestre (primero o segundo) deberá inscribirse en 
la materia que desee cursar, en Departamento Alumnos. 
Una aclaración: al iniciar el primer año de la carrera queda automáticamente inscripto en todas 
las materias de primer año anuales y del primer cuatrimestre. 
 
CONDICIONES PARA ACREDITAR LAS MATERIAS 
PROMOCIÓN 
80% Asistencia 
80% Trabajos Prácticos aprobados 
100% de evaluaciones aprobadas con calificación 
7 (siete) como mínimo con una instancia 
recuperatoria por cada evaluación. 
Coloquio aprobado con calificación 7 (siete). 
REGULAR 
Esta condición tiene una duración de 2 (dos) 
años calendario desde la finalización del cursado 
y caduca transcurrido ese plazo o cuando el 
estudiante resultare desaprobado por tercera 
vez en la instancia de examen final. 
65% Asistencia 
80% Trabajos Prácticos aprobados 
100% de evaluaciones aprobadas con calificación 
4 (cuatro) como mínimo con una instancia 
recuperatoria por cada evaluación. 
Como alumno regular deberá rendir examen final 
ante tribunal en los turnos reglamentarios. 
LIBRE 
En esta condición deberá rendir ante tribunal 
examinador, incluyendo una instancia escrita y 
oral (ambas eliminatorias). 
Deberá aprobar cualquiera de las instancias con 
una nota mínima de 4 (cuatro) puntos. 
Si el alumno fuera aplazado por tercera vez, 
deberá cursar o re cursar. 
Por opción: solo si lo admite el diseño curricular 
de la carrera. 
Por condición: 
b.1. Por no obtener la regularidad 
b.2. Por pérdida de la regularidad 
¿QUÉ ES UN EXAMEN FINAL? 
Es una instancia de evaluación y acreditación presencial, oral y/o escrita, que da cuenta del logro de 
los aprendizajes básicos que se plantean en una MATERIA para los alumnos en condición Regular o Libre. 
¿CUÁNDO SE RINDE? 
Los exámenes finales se desarrollan en un “turno” y las veces que el tribunal examinador confor-
mado por tres profesores (presidente, 1º vocal, 2º vocal) es convocado en el mismo turno se denomina 
“llamado”. 
Los tipos de Turnos existentes son: 
 
¿DÓNDE ME INSCRIBO PARA RENDIR? 
En el Departamento Alumnos, 48 (cuarenta y ocho) horas hábiles antes de la fecha del examen. 
Para realizar este trámite no debe olvidar llevar: Libreta Estudiantil y Recibo de pago de la cuota del mes 
fijado por Tesorería. 
Para borrar la inscripción debe hacerlo con 24 (veinte cuatro) horas hábiles de antelación al examen. 
¿CUÁNTOS ESPACIOS/UNIDADES CURRICULARES PUEDO RENDIR EN UNA MISMA FECHA? 
Hasta 2 (dos) siempre que no sean correlativas entre sí. 
 
¿QUÉ ELEMENTOS NO DEBO OLVIDAR TRAER A UN EXAMEN FINAL? 
 Libreta Estudiantil. 
 Programa del/la Espacio/Unidad Curricular. 
Importante: La puntualidad, puesto que el tribunal examinador esperará durante treinta minutos, 
transcurrido estetiempo será considerado AUSENTE. 
¿QUÉ SUCEDE SI ME AUSENTO A UN EXAMEN FINAL? 
Si por razones de salud o duelo no puede presentarse a rendir debe informárselo al coordinador 
de carrera el mismo día del examen, salvo caso excepcional, y justificar presentando las certificaciones 
correspondientes dentro de las 48 (cuarenta y ocho) horas hábiles. 
ORDINARIO EXTRAORDINARIO 
Febrero/Marzo Dos llamados Con suspensión de clases Autorizado por la Rectora 
mediante resolución en los 
siguientes casos: 
Cuando hayas terminado de 
cursar y regularizar 
todas las U.C. de la carrera. 
Cuando tengas pendientes 2 (dos) 
U.C. para completar estudios. 
Mayo Un llamado Sin suspensión de clases 
Julio/Agosto Un llamado Con suspensión de clases 
Septiembre Un llamado Sin suspensión de clases 
Noviembre/Diciembre Dos llamados Con suspensión de clases 
EJE II: INTRODUCCION AL CONOCIMIENTO DISCIPLINAR 
Introducción 
al Conocimiento 
Disciplinar 
 
 IES N° 7 18 
 
CARRERA 
Tecnicatura Superior en LABORATORIO 
Resolución Ministerial N°1912 E./14 
TÍTULO 
TÉCNICO SUPERIOR EN LABORATORIO 
 Familia profesional a la que pertenece: CARRERAS DE LAS CIENCIAS DE LA SALUD 
 Duración de la carrera: 3 AÑOS 
 Modalidad: PRESENCIAL 
PERFIL PROFESIONAL DEL TÉCNICO SUPERIOR EN 
LABORATORIO 
El Laboratorio de Análisis Clínicos bajo la dirección de un bioquímico es un servicio complejo que 
brinda información a los médicos acerca del estado de salud/enfermedad de sus pacientes a través de los 
resultados de análisis y exámenes practicados en los diferentes tejidos y fluidos del organismo humano. 
El Técnico Superior en Laboratorio es el profesional técnico que trabaja en relación directa con el bio-
químico, quien supervisa las tareas que realiza. 
Su formación le concede idoneidad para la obtención, preparación y presentación de muestras 
biológicas y humanas. Está capacitado para el desempeño de tareas de laboratorio en salud y como per-
sonal de apoyo a la investigación. 
 
 
 IES N° 7 19 
 
ÁREAS DE COMPETENCIA: 
1-Atender a la persona y obtener materiales biológicos para su análisis, lo que implica identificar a la 
persona atendida, tomar muestra de sangre venosa y otros materiales biológicos, preparar el 
material biológico y las muestras a analizar. 
2- Obtener materiales biológicos y no biológicos para su análisis, lo que implica identificar la orden de 
solicitud, planear el muestreo y realizar la preparación preanalítica de las muestras. 
3- Producir información a partir de los materiales biológicos y no biológicos, lo que implica desarrollar 
el procedimiento analítico, operar instrumental analítico manual y/o automatizado, controlar la 
calidad, validar los resultados y confeccionar registros e informes. 
4- Gestionar administrativamente el proceso de trabajo, lo que implica: 
-preparar el área de toma y recepción de muestras, 
-registrar los resultados, 
-realizar el seguimiento del funcionamiento del instrumental analítico manual y/o automatizado, 
- participar en el proceso de mantenimiento de stock, 
-participar en la actualización del Manual de Procedimientos del Servicio, 
-participar de acciones de educación continua, 
-participar en proyectos de investigación -acción. ÁREA OCUPACIONAL: 
Básicamente se pueden citar: 
-Hospitales, clínicas, sanatorios, laboratorios. 
-Centros de Salud y áreas programáticas. 
-Empresas. Instituciones Educativas. 
-Comités y grupos de trabajo disciplinares y/o interdisciplinares. 
 
 
 IES N° 7 20 
 
ESTRUCTURA CURRICULAR 
 Unidades curriculares Régimen Horas 
1º
 A
ñ
o
 
1 Introducción al Laboratorio 1º C 5 
2 Física y Matemática 1ºC 4 
3 Salud Pública 2ºC 4 
4 Psicología Evolutiva Anual 3 
5 Química Anual 4 
6 Anatomía y Fisiología Humana Anual 4 
7 Práctica de Laboratorio I Anual 8 
8 Teología I Anual 3 
9 Bioquímica Clínica I 2º C 5 
2º
 A
ñ
o
 
10 Inmunología y Serología 1º C 4 
11 Bioética Anual 3 
12 Inglés Técnico 1ºC 3 
13 Metodología de la Investigación Anual 3 
14 Microbiología Humana Anual 5 
15 Informática 2ºC 6 
16 Práctica de Laboratorio II Anual 9 
17 Teología II Anual 3 
18 Primeros Auxilios 2º C 4 
3º
 A
ñ
o
 
19 Inmunohematología 1º C 9 
20 Administración, Gestión y Calidad en Salud 2ºC 3 
21 Ética y Aspectos Legales en Salud Anual 3 
22 Fisiopatología Aplicada Anual 4 
23 Bioquímica Clínica II Anual 4 
24 Práctica de Laboratorio III Anual 10 
25 Pastoral de la Salud Anual 3 
26 Psicología de las Organizaciones de Salud 2º C 3 
 
 
 IES N° 7 21 
 
QUÍMICA 
 
 QUÍMICA GENERAL e INORGÁNICA 
PROGRAMA 
FUNDAMENTACIÓN 
El curso de ingreso de la Tecnicatura Superior en Laboratorio comprende el abordaje de contenidos 
introductorios a la Química General e Inorgánica. 
El material de estudio propuesto requiere la lectura de la teoría, para luego avanzar con las series 
de ejercicios complementarios. 
OBJETIVOS GENERAL 
 Aproximar al estudiante a los conceptos introductorios correspondientes a Química necesarios 
para el proceso de aprendizaje de los espacios curriculares del Primer año de la carrera. 
OBJETIVOS ESPECÍFICOS 
Al terminar el curso de ingreso, los estudiantes deberán estar en condiciones de: 
 Conocer la clasificación y propiedades de los elementos. 
 Conocer e identificar componentes, estructuras y características de los materiales y sus sistemas. 
 Reconocer las propiedades químicas de los materiales y sus diferentes estados de agregación. 
 Identificar compuestos inorgánicos y conocer la nomenclatura correspondiente. 
 Interpretar las transformaciones químicas que se producen en las sustancias. Interpretar la 
formación de los diferentes tipos de compuestos químicos. 
 
 
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CONTENIDOS 
1- Introducción. Objeto de la Química. Fenómeno químico: generalidades. 
2- Materia: Propiedades. Estado de agregación: sólido, líquido y gaseoso. Cambios de estado de la materia. 
3- Sistemas materiales: Sistemas homogéneos y heterogéneos. Fases. 
4- Grado de división de la materia: Átomo. Molécula. Iones. 
5- Elemento químico. Molécula. 
6- Combinaciones químicas: óxidos, anhídridos, hidróxidos, ácidos, sales. 
7- Soluciones: concepto y características; solvente y soluto; soluciones concentradas, saturadas y 
sobresaturadas. 
8-Tabla periódica de los elementos. 
9-Número atómico. Número másico. Isótopos. 
METODOLOGÍA DE TRABAJO 
En el desarrollo de las clases se abordarán los contenidos fundamentales de la asignatura expuestos 
en el programa y sus objetivos. 
Al finalizar el tema desarrollado se hará un breve resumen de los conceptos más relevantes. 
Durante la exposición de contenidos se propondrán problemas que ejemplifiquen los contenidos 
desarrollados, se resolverán ejercicios y actividades de aprendizaje. 
Considerando el breve tiempo del curso de ingreso, se darán pautas de estudio sobre los principales 
ejes temáticos. 
BIBLIOGRAFÍA 
 Biasioli-Weitz-Chandias. “Química General e Inorgánica”. Editorial Kapelusz. ISBN: 950-13-2047-2. 
 Mahan B. y Myers R. Química. Curso universitario. Cuarta edición, 1990. 
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QUÍMICA GENERAL E INORGÁNICA 
INTRODUCCIÓN 
La Química, es la rama de la ciencia natural que estudia las sustancias, sus propiedades, su estructura 
molecular, las reacciones que modifican la estructura molecular de las sustanciasy las convierten en otras 
sustancias y las transformaciones de energía asociadas a dichas reacciones. 
La Química es una rama de las Ciencias Físicas, estrechamente relacionada con ella y que se extiende 
a varias disciplinas. 
Dada su extensión y diversidad se han realizado dentro de la química algunas divisiones básicas. 
 Química inorgánica: trata de los elementos y sus compuestos. 
 Físico-Química: estudia el equilibrio de las reacciones químicas, la energía asociada con dichas 
reacciones y la estructura de las moléculas. 
 Química Orgánica: estudia los compuestos del carbono. 
 Química Analítica: estudia los métodos para analizar la composición química de las sus-
tancias y sus mezclas. El análisis puede ser cualitativo (cuáles son sus compuestos) o cuantitativo 
(cuánto hay de cada uno de ellos). 
Por consiguiente, la Química estudia la materia, su estructura, sus propiedades, los cambios en la 
composición en la misma y las leyes que rigen dichos cambios. 
MATERIA 
Se denomina materia a todo aquello que podemos percibir con nuestro sentido, es decir todo lo que 
podemos ver, oler, tocar, oír o saborear es materia. Toda materia está formada por átomos y moléculas. 
El componente común de los cuerpos es la materia; un cuerpo es, por lo tanto, una porción limitada 
de materia. Todo cuerpo se caracteriza por ocupar un volumen en el espacio y por poseer masa. 
Masa de un cuerpo es la medida de la cantidad de materia que contiene; esta es intrínseca del objeto 
y será la misma en todo el universo. El peso de un objeto está determinado por la atracción gravitacional 
que la tierra ejerce sobre él, siendo mayor en los polos y menor en el ecuador. Debido a que dicha fuerza 
varía de un lugar a otro, el peso de un objeto también varía, entonces el peso es la masa por la aceleración 
de la gravedad. Ya que la medida directa de la masa es difícil de realizar los químicos acostumbran a 
emplear peso como medida de masa y en la práctica usan los dos vocablos alternativamente. Pero que-
de claro que estos dos vocablos tienen significado diferente. 
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Los cuerpos tienen una extensión en el espacio, ocupan un volumen. Volumen de un cuerpo es la 
medida de la cantidad de espacio que ocupa su materia y no puede ser ocupado por otro cuerpo, ya que 
los cuerpos son impenetrables. 
Aunque toda la materia posee masa y volumen, la misma masa de sustancias diferentes ocupa dis-
tintos volúmenes, así notamos que el hierro o el hormigón son pesados mientras que la misma cantidad 
de goma o plástico son ligeras. La propiedad que nos permite medir la ligereza de una sustancia recibe el 
nombre de Densidad. Cuanto mayor es la densidad de un cuerpo más pesado nos parecerá. 
La Densidad se define como el cociente entre la masa de un cuerpo y el volumen que ocupa. 
PROPIEDADES DE LA MATERIA 
Las propiedades de la materia son de dos tipos: Propiedades extensivas y propiedades intensivas. 
 Propiedades extensivas: Dependen de la cantidad de materia que se considere. Ejemplos: peso, 
volumen, longitud, capacidad calórica. 
 Propiedades intensivas: No dependen de la cantidad de materia. Ejemplos: peso específico, pun-
to de ebullición y de fusión, el brillo, color, dureza, forma cristalina, índice de refracción, la densi-
dad, la solubilidad. En ciertos casos, las propiedades intensivas pueden ser expresadas numérica-
mente, como sucede por ejemplo con el punto de ebullición. Estos valores numéricos se deno-
minan constantes físicas de la materia. 
ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA 
La forma en que las partículas que constituyen una sustancia se reúnen o agregan determina una buena 
parte de las propiedades físicas y entre ellas, su estado sólido, líquido o gaseoso. Cada estado particular 
resulta de la acción de dos tipos de fuerzas intermoleculares: de atracción y de repulsión. Estas fuerzas 
actúan simultáneamente y con sentido contrario sobre las moléculas de un cuerpo, las que se encuentran 
en constante movimiento. De la intensidad de estas dos fuerzas dependen los estados físicos de la materia. 
 
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ESTADO SÓLIDO: 
Todos los sólidos tienen forma y volumen propio y no pueden comprimirse. 
En el estado sólido las fuerzas intermoleculares que predominan son las de atracción. 
CARACTERÍSTICAS DE LOS SÓLIDOS 
Las partículas que lo forman se encuentran ordenadas especialmente ocupando posiciones fijas, dando 
lugar a una estructura interna cristalina, debido a que las fuerzas intermoleculares son muy fuertes. 
Sí las partículas son ÁTOMOS, los mismos están unidos por enlaces covalentes que son muy fuertes. 
Estos sólidos son muy duros pero frágiles y presentan un punto de fusión y ebullición elevados, como 
el diamante. 
Sí las partículas son MOLÉCULAS, las mismas se encuentran unidas entre sí por fuerzas Van der Waals, 
que son débiles. Estos sólidos son blandos y presentan puntos de fusión y ebullición bajos, como el azúcar. 
Sí las partículas son IONES pueden tratarse de compuestos iónicos, debido a la fuerte atracción 
electrostática entre los iones opuestos. Son sólidos duros y frágiles. No conducen la corriente eléctrica 
(en estado sólido). Cuando se encuentran en solución diluida, los sólidos iónicos conducen la corriente 
eléctrica por medio de los iones que se encuentran en solución (EJ: Sal - NaCl). 
También pueden tratarse de metales. Átomos de metales rodeados de sus electrones, son buenos 
conductores de la corriente eléctrica, duros y presentan puntos de fusión y ebullición altos, como por 
ejemplo cobre (Cu), oro (Au), plata (Ag). 
ESTADO LÍQUIDO 
Adoptan la forma del recipiente que los contiene, volumen propio y son incompresibles. En un líquido 
las fuerzas intermoleculares de atracción y de repulsión se encuentran igualadas. 
Cada molécula se encuentra rodeada por otras moléculas que la atraen, siendo iguales todas las fuerzas 
de atracción. Las moléculas de la superficie se mantienen unidas a través de una fuerza que se manifiesta 
en la Tensión superficial. Las fuerzas intermoleculares son lo suficientemente fuertes como para impedir 
que las moléculas se separen, pero no para mantenerlas fijas, ya que en ellos se equilibran las fuerzas de 
repulsión con las de atracción. 
 
 
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ESTADO GASEOSO 
Los gases adoptan la forma total del recipiente que los contiene. Ocupan el mayor volumen posible y 
pueden comprimirse. Las moléculas de unas se encuentran unidas por fuerzas intermoleculares muy 
débiles, por lo que están muy separadas y se mueven al azar, en ellos prevalecen las fuerzas de repul-
sión molecular sobre las de atracción. El volumen de los gases aumenta o disminuye considerable-
mente al variar las condiciones externas a que está sometido (presión y temperatura). 
CAMBIOS DE ESTADO 
Un mismo cuerpo, por efectos de la de la variación de la temperatura o de la presión, puede pasar de 
un estado de agregación de la materia a otro. 
Dichos cambios de estado reciben los siguientes nombres: 
 FUSIÓN: Es el pasaje del estado sólido al líquido. Se produce por acción del calor. A una determinada 
temperatura (temperatura de fusión), la fuerza de atracción entre las moléculas disminuye y el cuerpo 
sólido pasa a estado líquido. Ejemplo. El hielo por acción del calor se funde, es decir se convierte en 
líquido. Lo mismo ocurre con el plomo (Pb), hierro (Fe), azufre (S). 
 SOLIDIFICACIÓN: Es el pasaje del estado líquido al sólido. Se produce por disminución de la temperatu-
ra. Ejemplo: El agua, por enfriamiento, solidifica y se transforma en hielo. 
 
 
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 VAPORIZACIÓN: Es el pasaje del estado líquido a gaseoso. Cuando se produce en toda la masa 
del líquido se denomina Ebullición, que ocurre por aumento de la temperatura o disminución de 
la presión. La vaporización que sólo tiene lugar en la superficie del líquido y que se produce a 
cualquier temperatura, se llama evaporación. 
El agua contenida en un recipiente se evapora a temperatura ambiente, pero sólo hierve a 100º C 
(punto de ebullición del agua a presión atmosférica normal). 
 LICUACIÓN O CONDENSACIÓN: Es el pasaje del estado gaseoso a líquido. Se produce por disminución 
de temperatura o aumento de presión, o bien cuando se modifican simultáneamente ambos facto-
res. Ejemplo: el aire sometido a bajas temperaturas y a altas presiones se licua, transformándose en 
aire líquido. Todos los gases, como el oxígeno (O) y el cloro (Cl), pueden ser licuados. 
 SUBLIMACIÓN: es un proceso doble que consiste en el pasaje del estado sólido al gaseoso y del gaseo-
so al sólido sin pasar por el estado líquido. Ejemplo: por acción del calor el yodo (I) se transforma en 
vapor, que al chocar contra una superficie fría se convierte en yodo líquido. El alcanfor, la naftalina y el 
hielo seco también pueden sublimar. 
 
 
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SISTEMAS MATERIALES 
Se llama sistema material a toda porción del universo que se aísla, real o imaginariamente, para su estudio. 
Se los clasifica en dos grandes grupos: homogéneos y heterogéneos. 
SISTEMA HOMOGÉNEO: es aquel que presenta las mismas propiedades intensivas en todos sus puntos. 
Se caracteriza por presentar continuidad cuando se lo observa a simple vista, al microscopio y aun al 
ultramicroscopio. 
Ej. Agua pura contenida en un recipiente, veremos que las propiedades intensivas permanecen 
constantes en cualquier porción que se considere. 
Si consideramos un sistema formado por el agua y una pequeña cantidad de azúcar, podemos 
observar que las propiedades intensivas son iguales en todos los puntos de su masa. 
Concluimos que un sistema homogéneo puede estar constituido por un componente (agua pura) o 
por dos componentes (agua y azúcar). 
Otros ejemplos: soluciones de sal en agua, alcohol, muestras de azufre, yodo. 
SISTEMAS HETEROGÉNEOS: es aquel que presenta distintas propiedades intensivas en por lo menos dos 
de sus puntos. 
Ej.: Si analizamos un sistema formado por agua y aceite (dos componentes), comprobamos que no 
posee homogeneidad, ya que a simple vista se distinguen dos fases, la zona ocupada por el aceite y la 
zona ocupada por el agua y podemos comprobar que ciertas propiedades intensivas no se mantienen 
constante cuando pasamos de una fase a otra. Otros ejemplos: muestra de agua con arena, talco con 
limadura de hierro, etc. 
Se denomina FASE a cada uno de los sistemas homogéneos en que puede dividir un sistema hetero-
géneo. Dicha superficie de separación se denominan INTERFASE. 
 
 
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 SEPARACIÓN DE FASES: Las distintas fases de un sistema heterogéneo se pueden separar por varios 
procedimientos físicos llamados Métodos de separación de fases: filtración, decantación, centrifu-
gación, tamizado, etc. 
 FRACCIONAMIENTO DE FASE: Cuando un sistema homogéneo está constituido por dos componen-
tes (soluciones), podemos separar a cada uno de ellos por diferentes métodos: destilación simple, 
destilación fraccionada y cristalización. 
SUSTANCIAS PURAS 
SOLUCIONES Y SUSTANCIAS PURAS 
Si aplicamos métodos de fraccionamiento de fase a un sistema homogéneo puede suceder que 
obtengamos dos o más componentes o solamente obtengamos uno. 
De lo expuesto se deduce que los sistemas homogéneos se pueden clasificar en: sustancias puras y 
soluciones. 
SUSTANCIAS: son sistemas homogéneos no fraccionables que presentan propiedades intensivas 
constantes, que permiten identificarla. 
 
 
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Se clasifican de acuerdo a la composición que presentan sus moléculas en sustancias simples y 
compuestas. 
 Sustancias simples: son aquellas que no pueden descomponerse químicamente en otras. Sus 
molé-culas están formadas por átomos idénticos, pudiendo incluso contener un solo átomo. Ej. 
azufre (S), Nitrógenos (N), Aluminio (Al). 
 Sustancias compuestas: también llamadas compuestos; son aquellas que pueden descomponerse 
químicamente, dando lugar a otras. Sus moléculas están formadas por átomos no todos idénticos. 
SUSTANCIA PURA: es una clase de materia tal que cada muestra presenta las mismas propiedades 
físicas y químicas bajo las mismas condiciones, es un sistema homogéneo del cual no es posible obtener 
otras sustancias por medio de métodos de fraccionamiento. 
MEZCLA: es la clase de materia que tiene propiedades variables. Una mezcla es una clase de materia 
en la que cada sustancia componente presenta sus propiedades características, y las de toda la mezcla 
son variables y dependientes de la relación entre las cantidades de los varios componentes. Ejemplo 
de mezclas es la leche (grasas, proteínas, agua, hidratos de carbono y diversidad de otras sustancias). 
SOLUCIONES: son sistemas homogéneos formados por dos o más componentes que pueden 
fraccionarse por medio de métodos de destilación o cristalización. Dichos componentes a su vez son 
sustancias puras. 
FENÓMENOS QUÍMICOS 
Los cuerpos que nos rodean y la materia que los constituye sufren constantemente cambios o trans-
formaciones que, en el ámbito de las ciencias naturales, se denominan fenómenos. 
La gran variedad de fenómenos que podemos registrar origina la división de la ciencia natural en 
diversas ramas: Química, Física y Biológica. 
Los fenómenos químicos son aquellos que involucran modificaciones de la materia que afectan 
sustancialmente su estructura molecular (tales como la combustión). Los fenómenos físicos son aquellos 
que no alteran la estructura de la materia (tales como el movimiento de un cuerpo). Los fenómenos 
biológicos son característicos del comportamiento de la materia viviente. 
En realidad, todos los fenómenos están complementados ya que en gran medida los fenóme-
nos -vitales se pueden explicar en términos físicos y químicos; donde están comprometidos los fenóme-
nos en términos nucleares, atómicos y energéticos que son de incumbencia química como física. 
 
 
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ELEMENTO, ÁTOMOS Y MOLÉCULAS 
ELEMENTO: es una sustancia que no puede sintetizarse a partir de otras más 
sencillas o descomponerse en estas, sino por medio de una transformación 
(transformación nuclear). El elemento químico tiene átomos de una sola clase. 
ÁTOMO: es la unidad más pequeña y sin carga eléctrica de un elemento, que 
puede tomar parte de una reacción química. 
MOLÉCULAS: es un conjunto neutro de átomos que se comporta como una unidad, o sea, sin carga 
eléctrica, presentando todas las propiedades químicas y física de ella. 
COMPUESTOS: son agregados de átomos enlazados fuertemente y de tal modo, que su composición 
sea siempre constante, requerimiento necesario para que las propiedades de un mismo compuesto sean 
siempre las mismas en cualquier parte del universo. 
Son las sustancias que se pueden dividir o descomponer en dos o más sustancias distintas o que se 
pueden producir por la combinación de dos o más sustancias. (Anhídrido carbónico). 
ATOMICIDAD: es el número de átomos que forman una molécula, independientemente que se trate 
de una sustancia simple o compuesta. 
ELEMENTO QUÍMICO 
Son sustancias que no pueden descomponerse en otra más simple por procedimientos químicos. 
Los elementos conocidos son alrededor de 104. Cadauno de ellos tiene propiedades diferentes. 
A cada elemento se le asigna un nombre y un símbolo que lo identifica. 
El símbolo de cada elemento está representado por una letra mayúscula que corresponde a la primera 
letra de su nombre griego o latino. 
Cuando el nombre de dos o más elementos comienza con la misma letra se le agrega una segunda 
letra minúscula que corresponde, a la segunda del nombre. 
 
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Ingreso 2018 
CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS: 
En términos generales, se los puede clasificar en tres grandes grupos: Metales, No metales e Inertes. 
METALES: se presentan en estado sólido a temperatura ambiente, 
con excepción del mercurio (Hg), que es líquido. 
 Poseen un brillo característico (metálico), son buenos conductores del calor y de la 
electricidad. 
 Sus moléculas son monoatómicas, es decir, constan de un solo átomo. 
 Son metales: hierro (Fe), sodio (Na), litio (Li), magnesio (Mg). Cobre (Cu), mercurio (Hg). 
 Se combinan con el oxígeno para formar óxidos básicos y con el hidrógeno para formar hidruros. 
NO METALES: pueden presentarse en estado sólido (azufre-S-), 
 líquido (Bromo-Br) o gaseoso (Cloro-Cl) 
 No poseen brillo y son malos conductores del calor y la electricidad. 
 Sus moléculas son generalmente poliatómicas, es decir formadas por más de un átomo. 
 Son No metales el Nitrógeno (N), Yodo (I), Fósforo (P). 
 Se combinan con el oxígeno para producir óxidos ácidos o anhídridos, y con el hidrógeno para 
producir hidruros no metálicos. 
INERTES: Son los gases raros o nobles 
 Son malos conductores del calor y la electricidad y sus moléculas son monoatómicas. 
 La característica principal de estos gases es su casi total inactividad química. 
 Ellos son: Helio (He), Neón (Ne), Argón (Ar), Xenón (Xe), Kriptón (Kr) y Radón (Rd). 
 
 
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DISTRIBUCIÓN DE LOS ELEMENTOS EN LA NATURALEZA 
Los más abundantes en la naturaleza son los siguientes: 
Oxígeno 49.4: % Potasio 2,4% 
Silicio 25.7% Magnesio 1.9% 
Aluminio 7.4% Hidrogeno 0.9% 
Hierro 4.7% Titanio 0.6% 
Calcio 3.4% Cloro 0.2% 
Sodio 2.6% Fósforo 0.1% 
 Carbono 0.1% 
Como se puede observar a través de la tabla anterior, 13 elementos representan alrededor del 99%, 
el resto se encuentra en muy pequeña proporción y algunos alrededor de 12 elementos se han obtenido 
artificialmente en el laboratorio. 
Se puede precisar los conceptos de átomo y molécula 
 ÁTOMO es la menor porción de materia capaz de combinarse. 
 MOLÉCULA es un conjunto neutro de átomos que se comporta como una unidad. 
 
 
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Peso atómico: Sabemos que los átomos son partículas muy pequeñas por lo tanto su peso 
es imposible de determinar. Sin embargo, para la interpretación cuantitativa de las 
reacciones químicas, es útil determinar el peso atómico relativo de los distintos elementos. 
Peso atómico relativo: Es un número que indica cuán pesado es un átomo de un elemento en relación 
con el peso de otro elemento que se toma como patrón, y al que arbitrariamente se le asignó un peso. 
Siendo el hidrógeno el elemento más liviano, se tomó a éste como patrón y se le asignó un valor uno. 
Luego se tomó como patrón el oxígeno, ya que este es el elemento que está en mayor número de 
combinaciones. Como el O2 es aproximadamente 16 veces más pesado que un átomo de hidró-
geno, se dio al O2 el valor 16 para obtener los pesos atómicos relativos en números enteros para la 
mayoría de los elementos. 
A partir de 1961, se resolvió usar como patrón el carbono, que pesa 12. 
Peso atómico relativo de un elemento: es el peso de un átomo de ese elemento en 
relación al peso de un átomo de carbono. 
Ejemplo: El peso atómico del Bromo es 79.9 g está indicando que el átomo de Bromo es 79.9 más 
pesado que el átomo de carbono 12 
 Átomo gramo: es igual al peso atómico relativo expresado en gramos. 
 Peso molecular Como la molécula está formada por átomos es obvio que el peso de la misma está 
dado por la suma de los pesos atómicos. 
El peso molecular relativo es un número que indica cuan pesada es una molécula de una sustancia 
con respecto a la de otra sustancia patrón. 
La sustancia patrón es el oxígeno a cuya molécula se le dio el valor de 32. 
“El peso molecular relativo es un número que expresa la relación entre el peso de un 
compuesto y el peso de una molécula de oxígeno.” 
 Molécula gramo: es el peso molecular relativo expresado en gramos. 
 MOL 
 
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El mol es una unidad básica del Sistema Internacional de Unidades que mide la cantidad de materia, 
se representa con el símbolo mol. 
“Es la cantidad de sustancia de un sistema que contiene la misma cantidad de partículas que átomos 
hay en 0.012 kg de carbono 12 (12C). 
Debe especificarse el tipo de partículas al que se refiere, ejemplos usuales son: 
 Átomos 
 Moléculas 
 Iones 
 Electrones 
 Otras partículas 
Un mol de partículas son 6.022 x 1023 (n° de Avogrado) de esa partículas. 
 Llamamos mol a la cantidad de materia que contiene el Número de Avogrado de partículas 
elementales. Este número es 6.022 a 1023. 
 Si ese tipo de materia es un elemento químico, las partículas serán átomos; en caso de que se trate 
de compuesto, las partículas elementales serán moléculas. 
 En Química, las cantidades las medimos en moles para todas las operaciones que se quieran realizar: 
cálculos en soluciones, en procesos de neutralización, ácido-base, etc. Por ello, el concepto de mol 
es uno de los fundamentales en química, ya que se usa en casi todo. 
VALENCIA: Es la capacidad de combinación de un elemento. 
Para establecer la valencia de un elemento se toma como referencia el hidrógeno cuya valencia se 
considera 1. 
Cuando se combina 1 átomo de un elemento con un átomo de hidrógeno ese elemento tiene valencia 1. 
En el H20 el oxígeno tiene valencia 2 y en el NH3 el nitrógeno actúa con valencia 3. 
 
 
 IES N° 7 36 
 
SÍMBOLOS FÓRMULAS Y ECUACIONES 
Dalton introdujo la práctica de usar símbolos para indicar átomos de distintos elementos. Los símbolos 
que hasta hoy están en uso fueron propuestos por Berzelius. 
Para la mayoría de los elementos la primera letra del nombre químico se usa para indicar un átomo 
del elemento por ejemplo H hidrógeno; O oxígeno; N nitrógeno; C carbono; I iodo. 
En otros elementos se usa la primera letra de su nombre en latín por ejemplo K Kalium potasio. Cuan-
do una sola letra puede generar confusión se usa una letra mayúscula seguida de una minúscula, 
generalmente derivadas de su nombre latino. Por ejemplo, Na: natrium, sodio; Fe: ferrum, hierro; Au: 
aurum, oro. 
Cuando se desea expresar estructuras más complejas que los átomos sencillos, es necesario reunir los 
símbolos para escribir las fórmulas. 
Una FÓRMULA representa la composición cualitativa y cuantitativa de una molécula o cualquier otra 
unidad estructural equivalente de una sustancia. 
Cada símbolo usado en una fórmula representa un átomo o un peso atómico del elemento respectivo. 
El número de átomos de cada elemento que hay en la molécula de la sustancia se representa por me-
dio de subíndices escritos inmediatamente después del símbolo del elemento. 
Por ejemplo, la formula H2O representa una molécula de agua, la que contiene dos pesos atómicos 
de hidrógeno y un peso atómico de oxígeno. El peróxido de hidrógeno tiene la fórmula H2O2 que represen-
ta una molécula que tiene dos pesos atómicos de hidrógeno por cadados pesos atómicos de oxígeno. 
Nunca deben cambiarse los subíndices de una fórmula, porque sino se varia la relación de átomos 
combinados. 
Si por alguna razón es necesario usar más de una molécula, hay que usar un número entero delante 
de la misma. Por ejemplo 2 moléculas de agua se escriben 2 H2O y 3 moléculas de agua 3 H2O. 
 
 
 IES N° 7 37 
 
REACCIONES QUÍMICAS 
Los fenómenos químicos durante los cuales ciertas sustancias se convierten en otras se denominan 
REACCIONES QUÍMICAS. 
Si las sustancias A y B reaccionan y producen las sustancias C, D y E, el fenómeno se expresa simbó-
licamente mediante una ECUACIÓN QUÍMICA. 
Donde la flecha indica el sentido en que ocurre el fenómeno. 
El signo + no debe interpretarse como una suma matemática, sino como indicación de la presencia 
simultánea de las sustancias A y B (antes de la reacción) o bien C, D y E (después de la reacción). 
Tampoco debe considerarse a la flecha como una igualdad sino simplemente como un símbolo 
que separa los REACTIVOS (sustancias reaccionantes A y B) de los PRODUCTOS DE REACCIÓN (C, D y E). 
Ejemplos: 
 
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 FORMACIÓN DE COMPUESTOS BINARIOS Y TERNARIOS 
Las principales combinaciones químicas son las siguientes: 
 
Estas reglas de formación de los distintos compuestos son generales, salvo en el caso de los hidrácidos. Co-
mo veremos luego, no todos los hidruros no metálicos producen hidrácidos cuando se los disuelve en agua. 
Se llaman compuestos BINARIOS a aquellos que están formados por dos elementos. Comprenden: 
a) Óxidos básicos: Metal + Oxígeno 
b) Óxidos ácidos: No metal + Oxígeno 
d) Hidrácidos: Hidruros provenientes del Flúor, Cloro, Bromo, Yodo o Azufre en solución acuosa. 
 
 
 IES N° 7 39 
 
Veamos algunas reglas para la formación de compuestos binarios: 
1.- Elementos de igual número de oxidación, se combinan átomo a átomo 
Fórmula: H Cl KCl CaO 
2.- Cuando uno de los átomos tiene número de oxidación impar, se intercambian los números 
que corresponden a sus números de oxidación, y los mismos se colocan como subíndices en la fórmula 
empírica del compuesto. 
Na (+1) O(-2) Na2O 
Fórmula del Óxido de Sodio 
Al (+3) O(-2) Al2 O3 
Fórmula del Óxido de Aluminio) 
3.- Cuando los elementos que se combinan tienen número de oxidación par, pero no igual, se divide 
el mayor por el menor y el número resultante se coloca como subíndice en el elemento de menor número 
de oxidación. 
Sn(+4) O(-2) Sn O2 
Formula Oxido de Estaño IV 
ÓXIDOS BÁSICOS: Resultan de la combinación de un metal con él oxigeno 
Veamos cómo se denominan los óxidos básicos 
1.- Si el metal que forma el óxido tiene un solo número de oxidación, se antepone la palabra óxido al 
nombre del metal. Óxido de Sodio, Óxido de Calcio y Óxido de Aluminio. 
2.- Si el metal que forma el óxido, tiene número de oxidación variable, se agrega al nombre del metal 
el sufijo OSO para el menor número de oxidación e ICO para el mayor número de oxidación. 
Las últimas normas sobre nomenclatura aconsejan denominar al óxido con él número de oxidación 
del metal correspondiente, colocado en números romanos, entre paréntesis y sin signo. 
 
 
 IES N° 7 40 
 
FeO Óxido Ferroso u Óxido de Hierro (II) 
Fe2 O3 Óxido Férrico u Óxido de Hierro (III) 
Denominación Fórmula 
Óxido Cúprico 
Óxido de Cobre (II) 
CuO 
Óxido de Plata 
Óxido de Plata (I) 
Ag2 O 
Óxido Niquélico 
Óxido de Níquel (III) 
Ni2 O3 
Óxido Mercúrico 
Óxido de Mercurio (II) 
Hg O 
Óxido Plúmbico 
Óxido de Plomo (IV) 
PbO2 
3.- Si el metal que dio origen al óxido puede actuar con más de dos números de oxidación, su 
nomenclatura es tal que en el nombre del compuesto va implícita la constitución de la molécula. 
Las proporciones estequiométricas se pueden indicar por medio de los nombres griegos: mono, di, 
tri, tetra, penta, hexa, hepta. 
 
 
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PERÓXIDOS Son óxidos que contienen en su molécula dos átomos de oxígeno unidos entre sí, for-
mando un puente oxigenado. Se los denomina anteponiendo la palabra peróxido al nombre del metal. 
Peróxido de Sodio Na2 O2 
Peróxido de Bario BaO2 
Peróxido de Hidrógeno H2 O2 
BALANCE DE ECUACIONES 
En toda reacción química todo elemento presente en la reacción debe estar balanceado, o sea, que el 
número de átomos de cada uno de los elementos presentes en los reactivos debe ser igual al número de 
átomos de cada uno de los elementos presentes en los productos. 
Si observamos la siguiente ecuación: 
Podemos ver que la misma no está balanceada ya que hay un átomo de sodio en los reactivos y 2 áto-
mos de sodio en los productos, y en cuanto al oxígeno hay 2 átomos de oxígeno en los reactivos y 1 
en los productos. 
Para balancear las ecuaciones nos valemos de coeficientes que son números que expresan la cantidad 
de moléculas de cada sustancia. 
Si escribimos Na2O se entiende que hay una molécula de óxido de sodio, pero si escribimos 2 Na2O 
quiere decir que hay 2 moléculas de óxido de sodio. Entonces en una fórmula cada subíndice indica el 
número de átomos de ese elemento presente en la molécula y cada coeficiente el número de moléculas 
de la sustancia. 
 
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Balanceamos ahora la ecuación de formación del óxido de sodio: 
Tenemos dos átomos de oxígeno en el primer miembro y uno solo en el segundo, entonces nece-
sitamos tener dos moléculas del óxido de sodio: 
Tenemos ahora 1 átomo de sodio en el primer miembro y 4 en el segundo, entonces necesita-
mos 4 átomos de sodio en los reactivos: 
ÓXIDOS ÁCIDOS O ANHÍDRIDOS: Resultan de la combinación de un no metal con el oxígeno. Se 
nombran de la misma manera que los óxidos básicos o también como anhídridos. 
1.- Cuando el no metal actúa con dos números de oxidación se lo nombra igual que los óxidos básicos 
cambiando la palabra óxido por anhídrido y con la terminación OSO e ICO 
2.- Cuando el no metal que forma el anhídrido tiene número de oxidación variable, se usan los 
siguientes prefijos: hipo para el menor número de oxidación y per para el mayor número de oxidación y 
sufijos: oso e ico para los números de oxidación intermedios. 
Cl2 O Anhídrido Hipocloroso 
Cl2 O3 Anhídrido Cloroso 
Cl2 O5 Anhídrido Clórico 
Cl2 O7 Anhídrido Perclórico 
 
 
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CASOS ESPECIALES: 
El cromo (Cr) y el manganeso (Mn) como elementos ( con número de oxidación cero) tienen 
propiedades metálicas; pero cuando actúan con sus mayores números de oxidación (+6 y +7 para Mn y 
+6 para Cr), poseen carácter no metálico, formando óxidos ácidos y los ácidos oxácidos 
correspondientes. 
(+6) MnO3 Anhídrido Mangánico 
(+7) Mn2O7 Anhídrido Permangánico 
(+6) CrO3 Anhídrido Crómico 
Manganeso con números de oxidación +2 y +3 forma óxidos de carácter básicos; con +4 forma MnO2 
de carácter anfótero (puede actuar como metal o como no metal). 
Cromo con número de oxidación +2 y +3 forma óxidos básicos. 
HIDRUROS METÁLICOS: Son compuestos binarios formados por la combinación del hidrógeno con 
ciertos metales (especialmente con los del grupo IA y IIA con excepción del Be y del Mg). En los hidruros 
el metal siempre actúa con el menor número de oxidación, es decir que cada metal forma un solo hidruro. 
Para denominarlo se antepone la palabra hidruro al nombre del metal correspondiente,por ejemplo. 
Hidruro de Potasio KH 
Hidruro de Sodio NaH 
Hidruro de Calcio CaH2 
HIDRUROS NO METÁLICOS: Son compuestos binarios formados por la combinación de un no metal con 
él hidrógeno. En estos hidruros el no metal actúa siempre con el menor número de oxidación, es decir 
que, cada no metal forma un solo hidruro. Se lo nombra agregando el sufijo uro al nombre del no metal. 
Cloruro de hidrógeno. Algunos tienen nombres especiales como el amoníaco (nitruro de hidrógeno). 
COMPUESTOS TERNARIOS 
ÁCIDOS: son compuestos que se originan por combinación del agua con un anhídrido u óxido-ácido, 
o bien por disolución de ciertos hidruros no metálicos en agua. En el primer caso se denominan OXÁCI-
DOS u OXOÁCIDOS, en el segundo HIDRÁCIDOS. 
OXÁCIDOS: hemos dicho que para denominarlo se sustituye la palabra anhídrido por ÁCIDO, así el 
anhídrido sulfúrico origina el ácido sulfúrico 
 
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En este último caso como los subíndices son divisibles por dos, se simplifican y la ecuación resulta: 
Los Oxácidos son compuestos ternarios, están constituidos por 3 elementos. 
Para escribir correctamente las fórmulas desarrolladas de los Oxácidos hay que tener en cuenta que: 
- El no metal conserva el número de valencia con que formo el anhídrido. 
- Cada átomo de hidrógeno se une directamente a un átomo de oxígeno. 
- El oxígeno puede estar directamente unido al no metal, utilizando sus dos valencias o bien repartirlas, 
una con el no metal y otra con el hidrógeno. 
Ácido sulfúrico H2 SO4 Ácido Carbónico H2 CO3 
Ciertos anhídridos como el fosfórico, al reaccionar con el agua pueden dar lugar a la formación 
de tres Oxácidos distintos ya que el anhídrido puede reaccionar con una, dos o tres moléculas de agua 
respectivamente. 
 
 
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HIDRÁCIDOS: provienen de disolver en agua ciertos hidruros no metálicos. Solamente originan 
hidrácido los elementos flúor, cloro, bromo, yodo y azufre. Se los denomina agregando al nombre del no 
metal el sufijo HÍDRICO. Así al disolver en agua cloruro de hidrógeno se obtiene el ácido clorhídrico. 
HCl + H2 O  H+ + Cl- 
Cloruro de Hidrógeno Agua  Ácido Clorhídrico 
HIDRÓXIDOS O BASES: Los hidróxidos se originan por la combinación del agua con un óxido básico 
Para denominarlos se sustituye la palabra óxido por hidróxido, así del óxido de sodio se obtiene el 
hidróxido de sodio. En todo hidróxido existe un par de átomos, uno de oxígeno y otro de hidrógeno (OH), 
que caracteriza a estos compuestos. Se lo denomina ION OXHIDRILO O HIDROXILO comportándose como 
monovalente. Para escribir la fórmula molecular de los hidróxidos, se coloca el símbolo del metal y tantos 
oxhidrilos como número de OXIDACIÓN tenga el mismo. 
CONCEPTO DE FUNCIÓN QUÍMICA: 
Así se denomina a un átomo o grupo de átomos presentes en las moléculas de distintas sustancias 
que confieren a las mismas propiedades semejantes, presentando por lo tanto una gran analogía en su 
manera de comportarse. La función química de una sustancia da el sentido de reaccionar de la misma 
en presencia de otra sustancia particular (reactivo funcional). En el caso de los ácidos, el H+ es el grupo 
funcional de los mismos y el OH de los álcalis o base, quienes le confieren las características ácidas y 
básicas respectivas. 
IONES: así se llama a un átomo o conjunto de átomos cuyos números de OXIDACIÓN no han sido 
satisfechas y que tienen la particularidad de pasar de un compuesto a otro en las reacciones químicas, 
sin variar su constitución. 
 
 
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Ejemplos: 
nitrito NO2- monovalente 
nitrato NO3- monovalente 
sulfito SO32- bivalente 
sulfato SO42 bivalente 
fosfato PO43- trivalente 
NEUTRALIZACIÓN: Cuando un ácido y una base se ponen en contacto en un mismo sistema, se pro-
duce una reacción química que se llama neutralización. Los productos de una reacción de 
neutralización son: 
Agua y un tipo de sustancia que recibe el nombre de sal. 
La neutralización se esquematiza con la siguiente ecuación: 
El mecanismo de la neutralización es tal que las moléculas de agua se forman a expensas de los iones 
hidrófilos de la base y de los iones hidrógenos del ácido, llamados protones. 
SALES. CLASIFICACIÓN 
La constitución de la sal es tal que los hidrógenos del ácido resultan reemplazados por metales. 
Por lo tanto, podemos definir a las sales como sustancias que se forman en las reacciones de neutra-
lización o sustancias que se obtienen de reemplazar el o los hidrógenos del ácido por metales. En el 
ejemplo anterior en la fórmula de la sal no existe ni protones del ácido, ni oxhidrilos de la base sin rea-
ccionar, se dice entonces que se han formado sales neutras. 
Cuando las cantidades de ácido y de base que reaccionan no son estequiométricamente suficientes 
para producir una sal neutra, se realiza una neutralización parcial cuyos productos pueden ser: 
a.- agua y una sal ácida 
b.- agua y una sal básica 
 
 
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SALES NEUTRAS. 
NOMENCLATURA: La nomenclatura de las sales cumple las siguientes normas: a.- el nombre de la sal 
deriva del nombre del ácido y del metal de la base. 
b.- La sal se nombra cambiando la terminación del ácido por 
-hídrico -uro 
-oso -ito 
-ico -ato 
y a continuación el nombre del metal, indicando su valencia si tiene más que una. 
SALES ÁCIDAS 
NOMENCLATURA. Se dice que una sal es ácida desde el punto de vista de su constitución, cuando en 
ella existen hidrógenos del ácido que no han sido reemplazados por átomos metálicos. Se nombra igual 
que las sales neutras intercalando la palabra ácido con los prefijos mono, di, tri según el número de 
hidrógenos presentes asociados al radical o anteponiéndole la palabra hidro con los prefijos mono, di y 
tri según el número de hidrógenos sustituibles. 
 
 
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SALES BÁSICAS 
NOMENCLATURA Una sal es básica cuando en ella hay hidroxilos que no han reaccionado. Se 
nombran igual que las sales neutras intercalando la palabra básica o interponiendo la palabra hidroxi con 
los prefijos mono, di y tri, según él número de hidroxilos presentes. 
SALES DOBLES NOMENCLATURA. Si una sal ácida se trata con una base de un metal distinto del que 
formo la sal, se constituye un compuesto llamado sal doble. 
Se nombra de la misma manera que las sales neutras, pero intercalando la palabra doble y mencio-
nando los dos metales. 
CONCEPTO DE ION 
De acuerdo con la estructura electrónica, los átomos que manifiestan actividad química son aquellos 
que presentan su órbita externa incompleta. Hay átomos que tienen tendencia a ceder electrones y 
otros a recibirlos. 
Se llama ION a toda partícula cargada eléctricamente por cesión o ganancia de electrones. 
Los átomos que tienen en su órbita externa uno, dos o tres electrones en su órbita tienden a cederlos, 
formando iones positivos con cargas positivas como electrones ceden. Los iones cargados positivamente 
se denominan cationes. Los metales son electropositivos y forman cationes. 
Los átomos que en su última órbita poseen cinco, seis o siete electrones tienden a recibirlos, para 
completar su última órbita. Es así que se forman iones negativos con tantas cargas negativas como elec-
trones reciben. Los iones cargados negativamente se llaman aniones. Los no metales son electronega-
tivos y forman aniones. 
Los átomos que presentan cuatro electrones en su última órbita no manifiestan, en general, tendencia 
a ceder ni recibir electrones. 
 
 
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TEORÍA DEL OCTETO ELECTRÓNICO DE LEWIS 
Los átomos al reaccionar, tienden a adquirir una estructura estable, es decir, toman la configura-
ción externa del gas noble más próximo en la tabla periódica (quedando con una órbita externa de ocho 
electrones, con excepción de algunos átomos que toman la configuración externa del helio y completan 
su órbita con dos electrones) 
ÁCIDOS Y BASES 
ÁCIDO: es toda sustancia que en solución acuosa es capaz de ceder protones (H+). 
BASE O HIDRÓXIDO: es toda sustancia que en solución acuosa es capaz de ceder aniones oxhidrilos (OH_) 
Cuando se combina una disolución acuosa de un ácido con otra de una base, tiene lugar una reacción 
de neutralización (entre un ácido fuerte y una base fuerte). 
En 1923 el químico Brönsted, estableció que los ácidos son sustancias capaces de ceder protones 
(iones hidrógeno H+) y las bases sustancias capaces de aceptarlos. 
El agua muestra propiedades anfóteras, esta es, que puede reaccionar tanto con ácidos como con 
base. De modo que el agua actúa como base en presencia de un ácido más fuerte que ella (HCl) o de un 
ácido con mayor tendencia a disociarse que el agua. 
MEDIDA DE LA FUERZA DE LOS ÁCIDO O BASES 
La fuerza de un ácido se puede medir por su grado de disociación al transferir un protón al agua, 
produciendo el ión hidronio H3O, es ión no es nada más que el protón hidratado con agua. De igual modo 
la fuerza de una base vendrá dada por su grado de aceptación de un protón del agua. 
Puede establecerse una escala apropiada de acides y basicidad según la cantidad de H3O+ formados 
en soluciones acuosas por los ácidos, o de la cantidad de OH- en soluciones acuosas de bases. 
 
 
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EL pH 
La escala de pH (potencial de hidrógeno) fue ideada para expresar diferentes concentraciones 
del ión (H+) (ión hidrógeno) en una solución. 
El pH de una solución se define como el logaritmo negativo de la concentración del ión hidrógeno 
pH = log H+ 
El agua pura tiene un pH de 7; al añadirle ácido, la concentración de ión hidronio aumenta respec-
to a la del agua pura, y el pH baja de 7 según la fuerza del ácido. En caso que aumente la concentración 
de iones hidróxido el pH aumenta por arriba de 7. 
A menor pH, mayor es la acidez del medio y menor su alcalinidad. 
Los valores de pH oscilan entre 0 y 14, siendo un pH=7 neutro; pH 7 ácido y un pH 7 alcalino. 
El pH tiene mucha importancia desde el punto de vista biológico 
Los valores del pH de la materia viva permanecen aproximadamente constantes debido a la existen-
cia de mecanismos de regulación. En el hombre del pH de la sangre es neutro aproximadamente 
igual a 7 y toda variación considerable del mismo por falla de los mecanismos de regulación es incom-
patible con la vida. 
El pH de la tierra oscila entre 5 y 7 (medio ácido), pero cada especie vegetal requiere un determinado 
pH para su normal desarrollo. 
HIDRÓLISIS 
Es la descomposición de una sal por el agua. 
Cuando una sal se hidroliza reacciona con el agua liberando iones H+ o OH-. 
 
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SOLUCIONES 
Las soluciones, son mezclas homogéneas de sustancias en iguales o distintos estados de agregación 
(estado físico de la materia). Algunos ejemplos de soluciones son: agua salada, oxígeno y nitrógeno en el 
aire, el gas carbónico en los refrescos. 
Todas las propiedades: color, densidad, punto de fusión y ebullición dependen de las cantida-
des que pongamos de las diferentes sustancias. 
La sustancia o sustancias que se disuelven reciben el nombre de SOLUTO y se encuentra en menor 
cantidad, también se puede decir que es la sustancia que se dispersa o se disgrega. 
La sustancia presente en mayor cantidad suele recibir el nombre de SOLVENTE, y es en la cual se 
disuelve el soluto. 
El agua es por lo general el solvente natural. 
SOLUBILIDAD 
La solubilidad es la capacidad que tiene una sustancia para disolverse en otra. 
La solubilidad de un soluto es la máxima cantidad de este que se disuelve en una determinada 
cantidad de solvente a una cierta temperatura. 
Cuando la proporción de soluto respecto al solvente es pequeña, la solución se denomina diluida y 
cuando la concentración de soluto que se disuelve es grande se denomina concentrada. 
Algunos líquidos, como el agua y el alcohol, pueden disolverse entre ellos en cualquier proporción. 
En una solución de azúcar con agua, puede suceder que, si se le sigue añadiendo más azúcar, se llegue a 
un punto en el que ya no se disolverá más, se dice que la solución está saturada. 
Una solución saturada es la que tiene la máxima cantidad de soluto que puede disolver a una 
determinada temperatura y sobresaturada la solución que disolvió más soluto de lo que podía 
generalmente disolver. 
En la mayoría de las sustancias, la solubilidad aumenta al aumentar la temperatura del solvente. 
 
 
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CARACTERÍSTICAS DE LAS SOLUCIONES 
 Presentan una sola fase, son homogéneas. 
 Son totalmente transparente, permiten el paso de la luz. 
 Sus componentes o fases no pueden separarse por filtración. 
En la práctica Formalidad y Molaridad son similares cuando se refiere a solutos iónicos. 
TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS 
En el siglo XVIII se determinó que cada elemento poseía características específicas. A medida que crecía 
el número de elementos conocidos, fue necesario agruparlos tomando en cuenta sus propiedades 
semejantes. 
En 1869, el químico ruso Mendeleiev formuló una tabla periódica de elementos que, con modifica-
ciones, aún está vigente. 
Los elementos se encuentran ordenados en la Tabla periódica, en orden creciente de número atómico Z. 
La clasificación periódica agrupa a todos los elementos químicos conocidos. De los 104 elementos, 
88 son naturales y 16 don artificiales (obtenidos mediante reacciones nucleares). 
Está constituida por 7 filas horizontales o períodos, que corresponde a la órbita que se mueven los 
electrones de los átomos. 
Las columnas se denominan grupos: en ellos se ordenan los elementos según el número de electrones 
que tienen en las órbitas externas. 
Hacia la izquierda de la tabla los grupos I y II, elementos alcalinos y alcalinos-terreos, que tienen uno 
y dos electrones en sus órbitas exteriores, respectivamente. 
En el sector derecho están los seis grupos restantes, que abarcan los metales pobres, los metaloides, 
los no metales y los gases nobles. 
En el centro se encuentran los elementos de transición, que no pertenecen a ningún grupo y nunca 
tienen más de dos electrones en su órbita externa. 
En la PARTE INFERIOR de la tabla hay un grupo de elementos conocidos como tierras raras, que se 
dividen en lantánidos y actinidos. 
 
7 
 
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Los METALES de los grupos I y II tienen coloración plateada y son altamente reactivos. 
Los del grupo I son alcalinos, lo que significa que tienen un reducido grado de acidez. Los más 
conocidos de este grupo son: Litio, Potasio y Sodio, que con el cloro forman sal común. 
En el grupo II se ubican el calcio, que en los vertebrados interviene en la formación de dientes y 
huesos, y el magnesio. 
Los METALES DE TRANSICIÓN son duros, fuertes, brillantes y buenos conductores de la electricidad y 
el calor. Se los emplea en la fabricación de todo tipo de objetos, debido a que maleables (pueden ser 
reducidos a láminas delgadas) y duraderos. El cobre, el oro, la plata y el níquel son algunos de los prin-
cipales exponentes de este grupo. 
Los METALES POBRES son plateados pero no tienen alto grado de reactividad. Los más utilizados en