QUÍMICA- LIBRO

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Introducción a la Química Biológica - Teórico - Licenciatura en Nutrición 
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Química 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Unidad 1 
Materia - Sistemas Materiales 
 
1. QUÍMICA: 
- La ciencia 
2. MATERIA: 
- Definición - Características: masa y peso. Longitud. Volumen. Densidad. 
Cifras significativas. Notación científica - Estados de agregación de la 
materia. Cambios de estado - Transformaciones físicas y químicas 
3. SISTEMAS MATERIALES: 
- Definición - Propiedades intrínsecas: medibles y no medibles - Clasificación: 
A- Basada en la superficie de contacto entre el sistema y el medio B- Basada 
en las propiedades intensivas 
4. ANÁLISIS DE LOS SISTEMAS MATERIALES: 
- Análisis cualitativo: - Métodos de separación y fraccionamiento de fases - 
Métodos de descomposición de compuestos - Análisis cuantitativo: - Leyes 
gravimétricas de la química: enunciados y aplicaciones 
OBJETIVOS DE LA UNIDAD: 
1) Construir, a partir de conocimientos previos, una visión más rigurosa acerca de la 
materia y sus propiedades. 
2) Analizar cualitativamente y cuantitativamente la composición de los sistemas 
materiales. 
3) Aplicar la metodología aprendida a situaciones prácticas. 
4) Reconocer las diferencias entre los cambios físicos y químicos en diferentes 
fenómenos de la vida cotidiana. 
 
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1- INTRODUCCIÓN: 
 
QUÍMICA: Es la ciencia que estudia la composición, estructura y propiedades de la 
materia como así también los cambios o transformaciones que en ella se producen. 
 
Cabe destacar que la química no es una ciencia aislada, sino que se encuentra 
relacionada y en varias ocasiones superpuesta a otras ramas de la ciencia como son 
biología, nutrición, física, fisiología, astronomía, etc. 
Por ejemplo: Muchas de las incógnitas de la medicina, genética, ciencias biológicas, etc., 
están siendo investigadas desde el punto de vista de los átomos, radicales y de las 
moléculas, pilares fundamentales de la materia en los que se basa el estudio de la 
química. 
 
2- MATERIA: 
 
MATERIA: Es todo aquello que nos rodea, ocupa un lugar en el espacio e impresiona 
nuestros sentidos; es decir, aquello que se puede ver o tocar (planta, lápiz, pizarra) o no 
(aire). 
CUERPO: es toda porción limitada de materia. 
 
a- MASA Y PESO 
Masa es una medida de la cantidad de materia que contiene un cuerpo. La masa de un 
cuerpo no varía con su posición. 
El peso de un cuerpo es la medida de la atracción gravitatoria que la tierra ejerce sobre él 
y varía con la distancia al centro de la tierra. Ejemplos: 
 Un objeto pesa ligeramente menos en un avión en vuelo que en el fondo de un valle 
profundo. 
 Cualquier objeto en la luna tiene un peso seis veces menor que en la tierra, ya que la 
gravedad lunar es la sexta parte de la terrestre. Esta es la razón por la cual los astronautas 
pueden saltar y “flotar” a pesar de sus trajes. 
 
 
Sin embargo, estamos acostumbrados a emplear el término peso como sinónimo de masa. 
Como normalmente hablaremos de reacciones químicas producidas a una gravedad 
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constante, las relaciones en peso son tan válidas como las de masa, pero sin olvidar que 
no son idénticas. La unidad de masa en el SI (Sistema Internacional) es el kilogramo (kg) 
 
b- LONGITUD 
El metro (m) es el patrón de longitud (distancia) en el SI. 
 
c- VOLUMEN 
En el SI la unidad básica es el metro cúbico (m3); pero son más utilizadas las unidades 
como litros (L) o mililitros (ml). 
 
 
 
d- DENSIDAD 
La densidad () de una sustancia o de una mezcla es la masa correspondiente por unidad 
de volumen. 
Densidad = masa / volumen. 
 
Usando como unidades D = g / mL (o g / cm3) para líquidos y sólidos, g/L para gases. 
 
e- CIFRAS SIGNIFICATIVAS 
Hay dos clases de números: los números exactos son aquellos que tienen una precisión 
absoluta. Ejemplo: 
 el número de personas en una habitación, 
 una docena de huevos (contiene exactamente 12 huevos, ni uno más ni uno menos) 
Los números derivados de medidas no son exactos. Cuando se efectúan medidas 
siempre hay un poco de estimación. 
Ejemplo: cuando se intenta medir la longitud de esta página con una precisión de 0,1mm. 
La división más pequeña de una regla suele ser de 1mm. Si con ese grado de 
aproximación, se mide la longitud de la página tres veces, probablemente obtengamos un 
resultado distinto cada vez. Este problema se resuelve empleando cifras significativas. 
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Las cifras significativas son dígitos que la persona que realiza una medida considera 
correctos. Al comunicar números obtenidos a partir de medidas debemos dar únicamente 
una cifra aproximada. 
 
REGLAS 
1- Los ceros utilizados para situar la coma decimal no son cifras significativas. 
Ejemplo: El número 0,0234 g contiene tres cifras significativas. 
 
2- Cuando se realiza una multiplicación o división, la respuesta no debe contener 
más cifras significativas que el número de menos cifras significativas que 
participa en la operación. 
Ejemplo: 12,34 cm por 1,23 cm = 15,2 cm2. 
 
3- En la adición y sustracción, el último dígito retenido en la suma o diferencia viene 
determinado por el primer dígito dudoso (que aparece subrayado en los ejemplos 
siguientes). 
Ejemplos: 
a- Sume 37,24 mL y 10,3 mL: 
 
 
 
 
b- Reste 21,2342g de 27,87g: 37,24 mL 
 
 
 
 
 
 
 
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* Al redondear se adoptan algunas convenciones: 
 Cuando el número a eliminar es menor de 5, simplemente se suprime (ejemplo: 
7,34 se redondea con 2 cifras significativas a 7,3). 
 Cuando el número a eliminar es mayor de 5, el número precedente se aumenta 
en una unidad (7,37 se redondea con 2 cifras significativas a 7,4). 
 Cuando el número a eliminar es 5, el número anterior no se cambia cuando es 
par (7,45 se redondea con 2 cifras significativas a 7,4); pero cuando es impar se 
aumenta en una unidad (7,35 se redondea con 2 cifras significativas a 7,4). 
 Si al cinco lo siguen ceros pero aparece/n número/s diferente/s de 0 siempre al 
redondear se incrementa en una unidad al número precedente (7,650002 se 
redondea con 2 cifras significativas a 7,7) 
 
f- NOTACIÓN CIENTÍFICA 
Cuando trabajamos con números muy grandes o muy pequeños, podemos usar un tipo de 
notación exponencial llamada notación científica. 
En esta notación un determinado número se expresa como el producto de dos números. 
Ejemplo: 
 
 
 
 
El exponente de la base 10 es el número de lugares que se debe desplazar la coma 
decimal para dar el número en forma normal. 
- Cuando el exponente tiene signo positivo  la coma decimal se debe 
desplazar hacia la derecha de ese número, tantos lugares como lo indique el 
número del exponente. (Ejemplo: 2,54∙103 es igual a 2540) 
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- 
desplazar hacia la izquierda de ese número, tantos lugares como lo indique el 
número del exponente. (Ejemplo: 2,54·10-3 es igual a 0,00254) 
ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA 
La materia puede presentarse en tres estados físicos diferentes: sólido, líquido o gaseoso. 
El estado de agregación en que se presenta la materia depende de las condiciones 
experimentales imperantes. 
Estos tres estados se diferencian por sus propiedades tanto físicas como específicas. 
Algunas características son: 
 Estado sólido: los cuerpos al estado sólido tienen volumen y forma propia, son muy 
poco compresibles (su volumen prácticamente no varía con la presión) y presentan 
resistencia a la deformación; es decir, no fluyen. Estado líquido: las sustancias en este estado no tienen forma propia sino que 
adoptan la del recipiente que las contiene. Tienen volumen propio y ofrecen poca 
resistencia a la deformación fluyendo con facilidad. Su volumen cambia poco con la 
presión; es decir, son poco compresibles. 
 
 
 Estado gaseoso: los gases o vapores no tienen forma propia sino que adoptan la 
del recipiente que los contiene. Su volumen cambia con la presión; es decir, son 
muy compresibles y fluyen con facilidad. 
 
Estas propiedades se explican considerando lo que ocurre a nivel molecular o iónico; o 
sea, entre las partículas que forman la sustancia en algunas oportunidades consideramos 
lo que ocurre a nano escala: 
- En los sólidos hay predominio de fuerzas de atracción entre las partículas, no hay 
movimiento sino sólo vibración en el mismo sitio, el orden es extremo. 
- En los líquidos, hay fuerzas de atracción entre las partículas pero hay movimiento y algo 
de desorden. 
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- En los gases, predomina el movimiento de las partículas, choques contra las paredes del 
recipiente que los contienen, y entre ellas (gran energía cinética). 
No hay fuerzas de atracción por ello toman forma y volumen del recipiente que los 
contiene. El desorden es máximo. 
CAMBIOS DE ESTADO DE LA MATERIA 
La materia puede pasar de un estado a otro, mediante procedimientos físicos (variando la 
temperatura o presión o bien ambas a la vez). 
 Fusión: es el pasaje del estado sólido al líquido. 
 Vaporización o Evaporación: es el pasaje del estado líquido al gaseoso. 
 Licuefacción o licuación: es el pasaje del estado gaseoso al líquido. (este proceso 
también puede ser denominado condensación). 
 Solidificación: es el pasaje del estado líquido al sólido. 
 Sublimación: es el pasaje del estado sólido al gaseoso sin pasar por el líquido o 
viceversa. 
 
 
 
 
 
 
 
 Algunos autores consideran el pasaje del estado gaseoso al sólido como Deposición. 
 
 
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TRANSFORMACIONES FÍSICAS Y QUÍMICAS 
La materia, cuando es ensayada en el laboratorio, experimenta transformaciones que 
pueden ser de dos tipos: 
Transformaciones Físicas y Transformaciones Químicas 
Se denominan Transformaciones físicas cuando las sustancias que intervienen no sufren 
modificaciones en sus propiedades, es decir no se altera la naturaleza de dicha sustancia. 
Ejemplo: 
 Cuando el agua se solidifica y forma hielo. 
 Cuando por calentamiento el hielo se derrite (se funde). 
 Cuando se funde el metal por acción del calor. 
 Cuando el azúcar se disuelve en agua. 
En general se interpreta que la naturaleza intrínseca de la sustancia no es afectada por sus 
cambios de estado. 
Se denominan Transformaciones químicas a todas aquellas que convierten los reactivos o 
sustancias reaccionantes en sustancias diferentes, productos de la reacción 
 
 
Ejemplo: 
- El calentamiento de óxido de mercurio (II), un polvo de color rojizo, lleva a la formación de 
mercurio en forma de gotas plateadas, y oxígeno gaseoso que aviva la combustión. Así se 
descubrió el oxígeno. 
- La corriente eléctrica que circula por el agua, transforma dicha sustancia en dos gases: 
hidrógeno y oxígeno. 
 
 
 
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- En los derramamientos accidentales de ácido clorhídrico, se agrega hidróxido de sodio 
(soda cáustica) para que reaccionen y se forme la sal cloruro de sodio que no es corrosiva 
para el ambiente. 
 
 
 
En los ejemplos anteriores las sustancias tomadas inicialmente se han convertido en otras. 
Estas transformaciones químicas sufridas por las sustancias, se denominan reacciones 
químicas o simplemente reacciones. 
 
3. SISTEMAS MATERIALES: 
Ahora bien, si queremos hacer un análisis químico de la materia, resultaría imposible tomar 
todo lo que nos rodea. Por lo tanto debemos aislar una parte (la que nos interesa) del 
mundo circundante. 
A toda porción aislada de materia para su posterior estudio se la denomina “sistema 
material”. 
Por ejemplo para realizar un análisis químico del agua que consumimos debemos recoger 
esta clase de materia en un recipiente adecuado y separarla del resto. El recipiente con 
agua constituirá nuestro sistema material de estudio. 
 
PROPIEDADES DE LOS SISTEMAS MATERIALES 
 
Todos los sistemas materiales poseen propiedades intrínsecas medibles y no medibles. 
Ejemplos de propiedades no medibles son el color, brillo, olor. En un estudio químico de la 
materia o de un sistema material estas propiedades generalmente no son importantes. 
 
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Las propiedades medibles se clasifican en: propiedades extensivas y propiedades 
intensivas. 
 Propiedades extensivas: son valores medidos que dependen de la cantidad de 
materia que posee el sistema material en estudio. 
Ejemplos: longitud, masa y volumen. A mayor cantidad de materia, mayor cantidad 
de masa o volumen o longitud. 
Los valores medidos de una misma propiedad extensiva, en un sistema 
determinado, se pueden sumar. Dos barras de oro tendrán juntas un peso igual a 
la suma de las dos por separado. 
 
 Propiedades intensivas: son valores medidos que no dependen de la cantidad de 
materia que forme el sistema material. 
Ejemplos: temperatura de ebullición, temperatura de fusión, densidad. Si tomamos 
dos recipientes de agua a la misma temperatura y los mezclamos en un recipiente 
mayor, la temperatura será la misma. A diferencia de la anterior esta propiedad no 
es aditiva. 
La temperatura de la acetona será la misma para un mililitro (1mL) de acetona que 
para un litro (1L) de la misma. Es decir que es una propiedad medible que no 
depende de la masa del sistema. 
 
 
 
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CLASIFICACIÓN DE LOS SISTEMAS MATERIALES 
A- BASADA EN LA SUPERFICIE DE CONTACTO ENTRE EL SISTEMA Y EL MEDIO 
Como el sistema ha sido separado del ambiente que lo rodea se dice que queda 
circundado por el medio, es decir, hay una superficie de contacto entre el sistema y su 
medio. 
Tal superficie es importante porque permite considerar el pasaje de masa y energía del 
sistema hacia su medio y viceversa. 
Teniendo en cuenta ese pasaje podemos clasificar a los sistemas como: 
 Abiertos: hay transferencia de masa y energía entre el sistema y su medio. 
 Cerrados: sólo se intercambia energía. 
 Aislados: no hay pasaje de masa ni de energía. 
B- BASADA EN LAS PROPIEDADES INTENSIVAS 
Teniendo en cuenta las propiedades intensivas de un sistema lo podemos clasificar como: 
 Sistema material homogéneo: es aquel que posee las mismas propiedades 
intensivas en todos los puntos del mismo. Por ejemplo un sistema formado por agua 
potable filtrada. 
 Sistema material heterogéneo: es aquel que posee en por lo menos dos puntos 
del sistema diferentes propiedades intensivas. Por ejemplo el mismo sistema 
anterior pero agregándole aceite. 
 
 
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En estos sistemas ejemplificados podemos observar que a simple vista, están formados 
por una fase (los homogéneos) y por varias fases (los heterogéneos). 
 
 FASE: es un conjunto de porciones homogéneas entre sí. 
 
Así, el sistema formado por agua destilada al igual que el formado por alcohol y el de 50 
clavos de cobre, están formados por una fase. Mientras que los sistemas agua y arena, 
granito y agua y aceite están formados por varias fases. Por lo tanto decimos que: 
 
 Todo sistema homogéneo es siempre monofásico. 
 
 Todo sistema heterogéneo es siempre polifásico 
 
Está constituido por más de una fase. En los ejemplos anteriormentemencionados, 
podemos a simple vista, saber si son homogéneos o heterogéneos. 
Utilizando este criterio una gota de sangre o de leche, que a simple vista se considerarían 
como sistemas homogéneos; en realidad son sistemas heterogéneos porque a nivel del 
microscopio óptico se puede observar que ambos sistemas son polifásicos. Existen dentro 
de ellos superficies de separación. 
La sangre está formada por una parte líquida (el plasma) y por varios tipos de elementos 
figurados (glóbulos rojos, glóbulos blancos, plaquetas). 
Entonces: HOMOGENEIDAD y HETEROGENEIDAD serán establecidas por el 
ultramicroscopio. 
Teniendo en cuenta el criterio anterior podemos concluir diciendo: 
 
 
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 Todo sistema homogéneo presentará continuidad a simple vista, al microscopio y 
aún al ultramicroscopio. 
 Todo sistema heterogéneo presenta superficies de separación que pueden ser 
visualizadas a simple vista o con la ayuda del microscopio ( si se dispone de un 
microscopio electrónico). 
 
SUSTANCIAS Y MEZCLAS 
 
Los sistemas materiales, en general, pueden estar formados por sustancias (o 
componentes) o mezclas. 
SUSTANCIAS: las podemos definir como una forma de materia que tiene una composición 
constante o definida y propiedades distintivas. Ejemplo: sal de cocina (cloruro de sodio), 
amoníaco, oxígeno. Las sustancias difieren entre sí por su composición y se pueden 
identificar por su aspecto como olor, color, sabor. En la actualidad hay más de quince 
millones de sustancias conocidas. 
 
MEZCLAS: están formadas por dos o más sustancias. En una mezcla determinada las 
sustancias que la forman conservan su identidad. Ejemplo: aire filtrado (mezcla de gases), 
leche, gaseosa. 
 
Las mezclas se pueden clasificar en: 
Mezclas homogéneas o soluciones: Sus componentes no se pueden separar por medios 
mecánicos y las partículas tienen un tamaño menor a la 
decir que son óptica y mecánicamente homogéneas. 
Mezclas heterogéneas: Son dispersiones fácilmente separables por medios mecánicos. 
Las partículas que las forman poseen un diámetro mayor a 100 milimicras. Son óptica y 
mecánicamente heterogéneas. 
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Mezclas coloidales: Son mecánicamente homogéneas y ópticamente heterogéneas. El 
tamaño de partículas que las forman es entre 1 y 100 milimicras. Son sistemas 
heterogéneos que no se separan por la fuerza de gravedad. 
Así por ejemplo decimos que el sistema compuesto por agua destilada está formado por un 
componente (agua) mientras que el formado por alcohol comercial al igual que el trozo de 
granito están formados por más de un componente (dos y tres componentes 
respectivamente). 
Los sistemas homogéneos y heterogéneos pueden estar formados por uno o varios 
componentes. A estos componentes los podemos aislar y purificar del resto. La “química 
analítica” es una rama científica que se encarga de la separación, identificación y 
determinación de los componentes que forman un sistema. 
4- ANÁLISIS DE LOS SISTEMAS MATERIALES: 
ANÁLISIS CUALITATIVO 
Para el estudio de los sistemas materiales, en una primera etapa deben separarse 
las fases que forman un sistema heterogéneo mediante métodos denominados 
“métodos de separación de fases”. Existen diversos métodos de separación de 
fases, la elección del método más apropiado dependerá de las características de las 
sustancias y de los estados de agregación en que se encuentran. En algunos casos 
hay que utilizar más de un método. 
 
 
MÉTODOS DE SEPARACIÓN DE FASES: 
 Tamizado: separa dos fases sólidas formadas por partículas de diferentes tamaños, 
como por ejemplo arena y harina. 
 Filtración: separa una fase líquida de una sólida. Ejemplo: arena de agua. 
 Disolución: este método se utiliza cuando las fases sólidas que forman un sistema 
heterogéneo tienen un tamaño de partículas semejantes y se basa en la disolución 
de una de las fases en un solvente adecuado mientras que, en el mismo solvente, la 
otra fase no se disuelve. Por ejemplo azúcar y arena, que cuando se le agrega 
agua, se disuelve sólo el azúcar. 
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 Decantación: se utiliza para separar dos fases líquidas que son inmiscibles entre sí, 
como por ejemplo agua y aceite. También se utiliza para separar un sistema 
formado por una fase sólida, insoluble y de mayor densidad que una fase líquida, 
mantenida transitoriamente en suspensión por medio de agitación. Estos sistemas 
en reposo, por acción de la fuerza de gravedad, la fase de mayor densidad 
sedimenta (se acumula en el fondo del recipiente). 
 Centrifugación: Es una sedimentación acelerada por acción de una fuerza 
centrífuga, permitiendo que los sólidos finamente divididos, sedimenten en un 
tiempo relativamente pequeño. (en minutos). 
 
 
MÉTODOS DE FRACCIONAMIENTO DE FASES 
Existen métodos más drásticos que los estudiados anteriormente que son denominados 
“métodos de fraccionamiento de fase”. Estos se utilizan para separar los componentes 
que forman un sistema homogéneo. 
 Evaporación: es un fenómeno de superficie sólo moléculas que se encuentran 
en la superficie del líquido se escapan a la fase vapor. 
Por ejemplo el sistema formado por una sola fase líquida, como agua y acetona, se 
puede separar al aplicar el método de destilación fraccionada en los dos componentes 
que lo forman. 
 Destilación: el procedimiento se realiza a la temperatura de ebullición de uno de 
los componentes (el de menor temperatura de ebullición a una presión 
determinada). 
 
El destilador es un aparato de laboratorio que consta de tres piezas “claves”. 
1- Balón de destilación: en él se coloca la solución a separar a la temperatura de 
ebullición de uno de los componentes, de manera tal que éste se vaporice. Esta 
temperatura se mantiene durante toda la operación. 
2- Refrigerante: por donde circula agua fría cuya finalidad es condensar los vapores. 
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3- Colector: donde se recoge el componente separado. 
 
*Busque en su bibliografía un aparato de destilación y dibújelo: 
Otros procedimientos de este tipo son: cromatografía, electroforesis, 
inmunoelectroforesis, etc. 
Estos no se detallarán en este curso. Si aplicando un método de fraccionamiento sobre 
un sistema homogéneo obtenemos sistemas con propiedades intensivas diferentes 
al sistema de partida, podemos afirmar que el sistema original es una solución. 
Si al aplicar estos métodos obtenemos un sistema con propiedades idénticas al de 
partida, nuestro sistema original es una sustancia. 
 Por lo tanto: 
 Soluciones: son sistemas materiales homogéneos fraccionables. 
 Sustancias: son sistemas materiales homogéneos no fraccionables. 
 
A las sustancias se las consideran “Especies Químicas” 
.Si sobre estas especies químicas aplicamos los denominados: 
MÉTODOS DE DESCOMPOSICIÓN DE COMPUESTOS, podemos clasificar a las 
sustancias puras en dos tipos: 
 Sustancias puras simples: son aquellas que no pueden ser descompuestas por 
ningún método en otras sustancias diferentes. 
Por ejemplo: Na, K, Oxígeno, Ozono, sistema formado por clavos de cobre. Etc. 
 Sustancias puras compuestas: son aquellas que al aplicar algún método de 
descomposición dan como resultado sustancias distintas. 
Ejemplo: el sistema formado por agua pura, se descompone por electrólisis en dos 
sustancias con propiedades intensivas diferentes al sistema de partida dando 
oxígeno (g) e hidrógeno (g), NaCl, glucosa, sacarosa, etc. 
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A las sustancias puras simples las denominaremos sustancias elementales o ELEMENTO 
QUÍMICO (momentáneamente las utilizaremos como sinónimos).Elemento Químico: son sustancias puras simples que no pueden ser obtenidas a partir de 
otras. 
En la actualidad se conocen un poco más de 115 elementos representados en la tabla 
periódica. Ejemplos: 
 La corteza terrestre está formada mayoritariamente por ocho elementos 
combinados: oxígeno, silicio, aluminio, hierro, calcio, magnesio, sodio y 
potasio. 
 Los elementos que forman parte de los seres vivos, denominados 
bioelementos, son carbono, oxígeno, nitrógeno e hidrógeno, etc. 
 
Cada elemento se simboliza o representa por medio de una notación abreviada 
denominada “Símbolo Químico”. 
En algunos casos es una inicial en mayúscula y en otros es una inicial en mayúscula 
seguida por otra letra en minúscula, derivada del nombre original en latín. Los últimos 
elementos descubiertos se representan con una letra inicial en mayúscula y le siguen dos 
minúsculas. 
Ejemplo: 
 
 
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Luego de aplicar sobre un sistema material los métodos anteriormente vistos 
(separación, fraccionamiento y descomposición), hemos obtenido como resultado final 
las sustancias elementales o elementos químicos. 
Los elementos químicos son los constituyentes universales de todos los sistemas 
materiales y obligadamente cualquier sistema material es homogéneo o heterogéneo. 
La función de los elementos en la química es equivalente a la de las letras en las 
palabras. Con los elementos se forman todas las sustancias y con ellas todos los 
sistemas materiales conocidos. 
Podemos realizar el camino inverso y obtener a partir de los elementos una sustancia 
compuesta. Este proceso se denomina COMBINACIÓN QUÍMICA. 
Por ejemplo: Dado un sistema formado por azufre en polvo y limaduras de hierro, dicho 
sistema será una mezcla donde cada uno de los componentes mantienen sus 
características originales y sus propiedades (como azufre y como hierro). Pero si 
procedemos a calentarla se formará paulatinamente una masa de color negro que es el 
sulfuro de hierro (II). 
Este es el producto de una combinación química entre los dos elementos. En esta 
nueva sustancia formada, tanto el azufre como el hierro han perdido sus características 
específicas y además resulta imposible separarlos físicamente como se hubiera podido 
realizar en el caso de la mezcla, lo que nos demuestra que una mezcla se diferencia 
marcadamente de una reacción o combinación química. 
 
 
 
 
 
 
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ANÁLISIS CUANTITATIVO 
LEYES GRAVIMÉTRICAS 
Hasta el momento hemos hecho un análisis cualitativo de los sistemas materiales. Pero la 
química no se satisface con este tipo de estudio, se interesa también por los datos 
cuantitativos. 
Con los trabajos experimentales de Lavoisier se imprime a la química una orientación 
cuantitativa y prontamente se enuncian las leyes gravimétricas. 
1 - LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA DE LAVOISIER 
“En toda reacción química que se realiza en un sistema cerrado, la suma de las 
masas de los reactivos o reactantes es igual a la suma de las masas de los 
productos de la reacción”. 
En otras palabras, si se hace reaccionar hidrógeno y oxígeno para obtener agua, la suma 
de las masas de los reactantes (hidrógeno y oxígeno) será igual, en un sistema aislado, a 
la masa de agua obtenida (producto de la reacción). 
Es decir, en todo sistema material aislado, la masa del mismo se conserva, 
independientemente de las reacciones que en él se produzcan. 
Esta ley se puede generalizar de la siguiente manera: 
2 A + 3 B A2 B3 
Por ejemplo: Si se queman completamente 2 g de hidrógeno en presencia de 16 g de 
oxígeno, en un sistema cerrado se formarán 18 g de agua: 
2 g de Hidrógeno + 16 g de Oxígeno  18 g de Agua 
Toda combinación química va acompañada de cambios en la energía del sistema. La 
liberación de calor en la combustión lleva necesariamente a una pérdida de masa 
explicada por Einstein en su famosa ecuación: 
 
 
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Sin embargo, en las transformaciones químicas habituales las variaciones en la masa son 
muy pequeñas, son a veces del orden de 10-7– 10-12 g (cantidades jamás detectadas por 
una balanza analítica que puede medir hasta 0,1 mg). Por lo tanto se considera que en 
ellas se puede prescindir de esta ecuación, que no influye en los cálculos. 
Esta equivalencia masa-energía tiene especial trascendencia en los fenómenos nucleares, 
como por ejemplo la bomba atómica, reactores nucleares, o bien la energía emitida por el 
sol o las estrellas. 
 
2 - LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS O CONSTANTES DE PROUST 
“Cuando dos o más elementos se combinan para dar un compuesto determinado, la 
reacción entre sus masas es una constante”. 
Se puede generalizar de la siguiente manera: 
 
Por ejemplo: Cuando hidrógeno y oxígeno se combinan para formar agua (éste no es el 
único compuesto que forman, también pueden formar agua oxigenada); 16g de oxígeno se 
combinan completamente con 2g de hidrógeno. Por lo tanto la reacción de masas entre 
estos dos elementos para formar agua será: 
m oxígeno / m hidrógeno = 8 / 1 
Si ambos elementos se combinan en una relación de masas diferente, el compuesto 
formado NO ES AGUA. 
 
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En ocasiones en el sistema preparado para comprobar proporcionalidad constante, se 
agrega un exceso de un reactivo. La masa excedente, es decir la que supera la requerida 
para satisfacer la relación constante, no participa en la reacción y se la encuentra con los 
productos sin haber sufrido modificación alguna. 
Ejemplo: Sabemos que para formar agua la relación es: 
m oxígeno / m hidrógeno = 8 / 1 
Si colocamos en un recipiente aislado 8 g de oxígeno y 4 g de hidrógeno, sólo reaccionará 
1g de este último para formar 9 g de agua y quedarán 3 g de hidrógeno sin reaccionar. Es 
decir: 
8 g de oxígeno + 4 g de hidrógeno  9 g de agua y 3 g de hidrógeno 
En la reacción anterior se cumplen la ley de conservación de la masa y la ley de las 
proporciones constantes. 
Composición porcentual: es el porcentaje de la masa que corresponde a cada elemento 
en la sustancia. 
Ejemplo: H2O 
 
 
 
 
 
 
3 - LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES DE DALTON 
“Cuando dos o más elementos se combinan para formar dos o más compuestos 
diferentes, mientras la masa de uno de ellos permanece constante, la masa del otro 
varía en una relación de números enteros y pequeños”. 
 
Introducción a la Química Biológica - Teórico - Licenciatura en Nutrición 
24 
 
 
Ejemplo: Anteriormente vimos que 8g de oxígeno se combinan con 1g de hidrógeno para 
formar agua (8/1), pero para formar agua oxigenada las relación de masas entre oxígeno e 
hidrógeno es de 16/1. 
En estos dos compuestos la masa del hidrógeno permanece constante y la del oxígeno 
varía en una relación de 1:2. 
 Cuando 1g de hidrógeno se combina completamente con 8g de oxígeno el 
compuesto formado es agua. 
 Cuando 1g de hidrógeno se combina completamente con 16g de oxígeno el 
compuesto formado es agua oxigenada o peróxido de hidrógeno. 
 
4 – FÓRMULA EMPÍRICA MÍNIMA: FEM y FÓRMULA MOLECULAR 
 
FÓRMULA EMPÍRICA MÍNIMA (FEM) :indica la relación mínima entre los elementos 
que componen la sustancia. 
Se obtiene realizando los siguientes cálculos: 
a- DIVIDIENDO EL % DE CADA ELEMENTO EN SU MASA ATÓMICA. 
b- SI EN EL PASO ANTERIOR NO SE OBTIENEN NÚMEROS ENTEROS SE DEBE 
DIVIDIR A TODOS LOS NÚMEROS OBTENIDOS EN EL MENOR. 
c- SI UNO O MÁS DE LOS NÚMEROS OBTENIDOS EN –b- NO SON ENTEROS SE 
MULTIPLICA A TODOS POR EL MENOR NÚMERO QUE TRANSFORME A 
TODOSEN ENTEROS. 
 
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25 
 
Ejemplo: 
¿Cuál es la FEM de un compuesto que posee un 5,88% de hidrógeno y un 94,12% de 
oxígeno? 
a- 5,88 / 1= 5,88 94,12 / 16= 5,88 
b- b- 5,88 / 5,88= 1,00 5,88 / 5,88= 1,00 
Para este ejemplo llegamos en el paso -b- a números enteros, entonces no 
necesitamos seguir el paso -c-. La fem es (HO), pero no corresponde en este caso a la 
fórmula molecular de la sustancia y lo debemos indicar como (HO)n, esto sólo nos 
indica que en el compuesto hay un hidrógeno por cada oxígeno. 
CÁLCULO DE LA FÓRMULA MOLECULAR 
Para calcular la fórmula molecular de una sustancia es necesario conocer el valor de 
n en la fórmula recién vista. 
n se obtiene dividiendo la masa molecular del compuesto en la masa de la FEM. 
n=PM/FEM 
Ejemplo: para el caso anterior si sabemos que la masa o peso molecular del compuesto 
es 34 u.m.a 
n=PM/FEM= 34/ 17 = 2 
(HO)n = (HO)2 = H2O2 
El compuesto es el peróxido de hidrógeno o vulgarmente llamado agua oxigenada. 
 
 
 
 
 
 
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Unidad 2 
Estructura de la Materia 
 
1. TEORÍA ATÓMICA DE DALTON 
2. ÁTOMO Y MOLÉCULA 
3. PESO ATÓMICO RELATIVO y MOLECULAR RELATIVO: 
- Átomo gramo - Molécula gramo - Hipótesis de Avogadro 
4. VOLUMEN MOLAR 
5. PESO ATÓMICO ABSOLUTO Y PESO MOLECULAR ABSOLUTO 
6. ESTEQUIOMETRÍA: 
- Cálculos basados en ecuaciones químicas - Balanceo y determinación de 
coeficientes este quiométrico - Concepto de reactivo limitante 
7. ESTRUCTURA ATÓMICA: 
- Partículas Fundamentales - El átomo de Rutherford 
8. NÚMERO ATÓMICO Y NÚMERO MÁSICO 
9. MECÁNICA CUÁNTICA: 
- Postulados - Números cuánticos - Estructura electrónica de los átomos 
10. CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS: 
- Tabla Periódica - Propiedades periódicas 
 
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27 
 
 
OBJETIVOS DE LA UNIDAD: 
1- Comprender el concepto de átomos y moléculas, como constituyentes esenciales de 
la materia, a través de la revisión de las principales teorías atómicas y aplicarlos a 
las relaciones cuantitativas en las reacciones químicas. 
2- Explicar la estructura interna del átomo, mediante un análisis de la distribución de 
las principales partículas subatómicas. 
3- Relacionar la ubicación de los elementos en la tabla periódica con su configuración 
electrónica. Introducción a la Química Biológica - Teórico - Licenciatura en Nutrición 
4- Explicar cómo varían las propiedades de los elementos a los largo de un grupo o de 
un período. 5- Utilizar la tabla como recurso que sintetiza información química. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Introducción a la Química Biológica - Teórico - Licenciatura en Nutrición 
28 
 
 
1- TEORÍA ATÓMICA DE DALTON 
La totalidad de nuestra comprensión del fenómeno químico se basa en la teoría 
atómica de la materia. Fue el químico inglés John Dalton quien, en 1807 postuló su 
teoría atómica basada en una hipótesis establecida por los filósofos griegos, por medio 
de la ejecución de experimentos cuantitativos que pueden ser resumidos en un 
conjunto de generalizaciones sobre el comportamiento de la materia. Dalton sugirió que 
los átomos son indivisibles, que los átomos de diferentes elementos tienen diferentes 
pesos y que los átomos se combinan para formar compuestos, según una variedad de 
relaciones de números enteros y simples. 
 
Postulados: 
1) Un elemento se compone de partículas indivisibles y extremadamente 
pequeñas llamadas átomos. 
2) Todos los átomos de un mismo elemento tienen las mismas propiedades que 
difieren de las de otros elementos. 
3) Los átomos no pueden ser creados, destruidos o convertidos en átomos de otro 
elemento. 
4) Los compuestos se forman cuando se combinan átomos de diferentes 
elementos en relaciones numéricas sencillas. 
5) En un compuesto dado, son constantes los números relativos y los tipos de 
átomos. 
 
Esta teoría permite explicar las leyes descriptas en la unidad anterior. 
Hoy se reconoce que la mayoría de estos postulados no son correctos, pero fueron la 
primera formulación racional de las leyes cuantitativas de las combinaciones químicas. 
 
 
Introducción a la Química Biológica - Teórico - Licenciatura en Nutrición 
29 
 
Errores: (principalmente) 
a) La existencia de partículas subatómicas. 
b) Existencia de isótopos (átomos de un mismo elemento con diferente masa). 
c) Radiactividad; donde los núclidos madres se transforman en núclidos hijos. 
d) Existen macromoléculas. 
2- ÁTÓMO Y MOLÉCULA 
 
Átomo se define como la partícula más pequeña de un elemento la cual puede 
participar en una combinación química. 
Esta definición deja mucho que desear ya que no se conocen reacciones químicas de 
los gases nobles. 
Molécula es la partícula más pequeña de un elemento o compuesto que tiene 
existencia independiente y estable. También podemos definirla como la entidad 
formada por 2 o más átomos con existencia libre. 
¿Cuál es la diferencia entre átomo y molécula? En realidad, son a veces la misma cosa. 
Ejemplo: Algunos elementos como los gases raros pueden existir como átomos 
sencillos (moléculas monoatómicas) pero el oxígeno no puede existir como átomo 
independiente a temperatura ambiente y presión atmosférica. Sólo tiene existencia 
estable si se combina con otro átomo para formar una molécula. 
El hidrógeno, nitrógeno, flúor, cloro, bromo y yodo son también ejemplos de este tipo de 
moléculas. Otros elementos existen como moléculas más complejas. Las moléculas 
formadas por más de dos átomos se denominan poliatómicas. 
La mayoría de las moléculas se componen de más de un tipo de átomo. 
De acuerdo a lo anteriormente descripto, concluimos que: 
 Hay sustancias que están formadas por moléculas. 
 Una molécula puede estar formada por uno o varios átomos. 
 Las moléculas de las sustancias simples están formadas por uno o varios 
átomos iguales. 
Introducción a la Química Biológica - Teórico - Licenciatura en Nutrición 
30 
 
 Las moléculas de las sustancias compuestas están formadas por dos o más 
clases diferentes de átomos. 
 Las sustancias simples cuyas moléculas están formadas por un solo átomo 
constituyen moléculas monoatómicas (Ejemplo: gases raros y muchos 
metales al estado de vapor). 
 Las sustancias simples cuyas moléculas están formadas por varios átomos 
iguales constituyen moléculas poliatómicas (Ejemplo: hidrógeno, nitrógeno). 
 
ALOTROPÍA: es la propiedad que posee un elemento de dar distintas sustancias simples. 
 
 
 
 
 
Ejemplos de variedades alotrópicas Azufre Fósforo Carbono Oxígeno Azufre rómbico 
Fósforo blanco Grafito Oxígeno (O2) Azufre monoclínico Fósforo rojo Diamante Ozono 
(O3) Carbono amorfo 
ATOMICIDAD: es el número de átomos que forman la molécula de una sustancia simple. 
 
 
 
 
 
En las sustancias compuestas también se utilizan los términos biatómica, triatómica, 
tetratómica, etc. 
 
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31 
 
 
3- PESO ATÓMICO RELATIVO (PAR) o MASA ATÓMICA RELATIVA 
 
El peso atómico puede entenderse como el peso de un átomo de un elemento en 
las unidades apropiadas. 
Es la masa de un determinado elemento comparada con la masa de un elemento de 
referencia. Por lo tanto es un valor adimensional. 
En 1961, la I.U.P.A.C. (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada) estableció 
escala de pesos atómicos a partir del isótopo del carbono 12, a cuya masa se le 
asigna un valor de 12 unidades de masa atómica (u.m.a.) exactas. 
Entonces, por definición, una uma es exactamente la doceava parte de la masa de 
un átomo de carbono 12 (12C, el isótopo más estable del C). 
 
El peso atómico relativo omasa atómica relativa de un elemento es el número 
que indica cuántas veces es más pesado el átomo de ese elemento que la 
doceava parte del átomo de carbono 12 (es decir, que la u.m.a.) 
 
Para determinar la relación entre umas y gramos de cualquier elemento o isótopo 
usamos: 
1 uma = 1,66∙10-24 g 
 
 
 
 
 
 
Introducción a la Química Biológica - Teórico - Licenciatura en Nutrición 
32 
 
 
 
MOL DE ÁTOMOS: ÁTOMO GRAMO 
 
Se denomina peso atómico gramo o átomo gramo de un elemento a una masa del 
mismo que, expresada en gramos, es numéricamente igual a su peso atómico 
relativo. Corresponde a un mol de átomos. 
 
Ejemplo: 23 g de Na 1 mol de átomos de sodio. 
 
PESO ( o MASA) MOLECULAR RELATIVO (PAR) 
 
El peso molecular relativo de una sustancia es el número abstracto que expresa la 
relación que existe entre la masa de una molécula de esa sustancia y la doceava 
parte de la masa del átomo de carbono doce. 
 
El peso molecular relativo es el número que expresa cuántas veces es más 
pesada la molécula de una sustancia que la unidad de masa atómica. 
 
MOL DE MOLÉCULAS o MOLÉCULA GRAMO 
 
Se denomina molécula gramo o mol de una sustancia a la masa de dicha sustancia 
que, expresada en gramos, es numéricamente igual a su peso molecular relativo. 
 
 
 
 
Introducción a la Química Biológica - Teórico - Licenciatura en Nutrición 
33 
 
 
HIPÓTESIS DE AVOGADRO 
 
Volúmenes iguales de gases diferentes, en iguales condiciones de 
temperatura y presión, contienen el mismo número de moléculas. 
 
Entonces N es lo que se conoce como número de Avogadro y su valor es 
6,023∙1023. Así pues, utilizamos una unidad denominada mol, que es 6,023∙1023 
unidades de la partícula de que se trate. 
Ejemplo: Calcular la cantidad de moléculas de vitamina C que existen en 0,001 mol 
de la misma. 
1 mol de vit. C contiene 6,023∙1023 moléculas de ácido ascórbico 
0,001 mol de vit. C contiene x = 6,023∙1020 moléculas de ácido ascórbico 
 
 
El número de Avogadro 
Si se piensa que el valor del número de Avogadro 6∙1023, es demasiado grande para 
ser útil a alguien que no sea químico, obsérvese el cielo en una noche clara. 
Pueden verse unas 3.000 estrellas a simple vista, pero el número total de estrellas 
moviéndose en torno a nosotros en el universo conocido es aproximadamente igual 
al número de Avogadro. Piense que el universo conocido contiene 
aproximadamente un mol de estrellas. No hay que abandonar la Tierra para 
encontrar números tan grandes. El agua del océano Pacífico tiene un volumen de 
unos 6∙1023 mililitros, y una masa aproximadamente de 6∙1023gramos. 
El número de Avogadro es casi incomprensiblemente grande. Por ejemplo, si un mol 
de dólares fuera repartido a una velocidad de un millón de dólares por segundo, 
Empezando cuando la Tierra se formó, hace 4,5 mil millones de años, ¿quedaría 
algo hoy? Sorprendentemente quedarían alrededor de los tres cuartos de mol de 
dólares original; llevaría catorce mil quinientos millones de años más repartir el resto 
del dinero a un millón de dólares por segundo. 
 
 
 
 
Introducción a la Química Biológica - Teórico - Licenciatura en Nutrición 
34 
 
 
Pueden usarse computadoras para tener otra ilustración de la magnitud del número 
de Avogadro. Si una computadora puede contar hasta mil millones en un segundo, 
tardaría unos 20 millones de años en contar hasta 6. 1023. En contraste, la historia 
registrada de la Humanidad sólo lleva unos pocos miles de años. 
El impresionante gran tamaño del número de Avogadro puede darnos una 
importante visión del muy pequeño tamaño de los átomos, iones, electrones, las 
moléculas individuales. Supongamos que una gota de agua se evapora en una hora. 
En un mililitro de agua hay unas 20 gotas, y pesan un gramo. Así, una gota de agua 
son aproximadamente 0,05 g de agua. ¿Cuántas moléculas de agua se evaporan 
por segundo? 
 
 5·1017 moléculas H2O evaporándose por segundo son quinientos mil billones de 
moléculas de agua evaporándose por segundo, un número que está fuera de 
nuestra comprensión. Este cálculo nos ayuda a reconocer que las moléculas de 
agua son increíblemente pequeñas. Hay aproximadamente 1,7·1021 moléculas de 
agua en una sola gota de agua. 
Cuanto más se aprecia la vastedad del número de Avogadro, más se aprecia el 
extremadamente diminuto volumen que ocupan los átomos, moléculas e iones 
individuales. 
 
 
CÁLCULO DEL VALOR DE UN MOL DE UNA SUSTANCIA 
 
Para calcular el valor de una molécula gramo o mol, debemos conocer el valor de 
los pesos atómicos relativos de los átomos que la forman: 
 
 
 
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4- VOLUMEN MOLAR 
 
Es el volumen, que en condiciones normales de presión y temperatura 
(C.N.T.P.), ocupa el mol de una sustancia en estado gaseoso. 
 
El volumen molar de los gases ideales en C.N.P.T. es igual para todos y 
corresponde a 22,4 litros. 
 
Introducción a la Química Biológica - Teórico - Licenciatura en Nutrición 
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Advertencia: 
Jamás se debe usar volumen molar para líquidos o sólidos. 
Resumen: 
a) El peso atómico relativo se obtiene de la tabla periódica o una tabla de pesos. 
b) El peso molecular relativo se obtiene sumando todos los pesos atómicos de cada 
uno de los elementos que integran la molécula. 
c) 1 mol de átomos = Átomo gramo = peso atómico expresado en gramos. 
d) 1 mol de moléculas = Molécula gramo = peso molecular expresado en gramos. 
e) Esto significa que: 
 
 
 
 
Un MOL DE UNIDADES FÓRMULAS DE UN COMPUESTO IÓNICO CONTIENE UN NA 
DE UNIDADES FÓRMULA DEL COMPUESTO 
Ejemplo: En 58,5 g de cloruro de sodio hay 6,02·1023 unidades fórmulas de NaCl , 
también podemos indicar que dicha masa contiene 6,02·1023 cationes sodio y 
6,02·1023aniones cloruro. 
 
 
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5- PESO ATÓMICO ABSOLUTO y PESO MOLECULAR ABSOLUTO 
 
El número de Avogadro permite calcular los verdaderos pesos de átomos y 
moléculas conociendo los pesos atómicos relativos. 
Ejemplo: 
Un mol de oxígeno pesa 32 gramos. Si en un mol de oxígeno hay 
6,02.1023moléculas, entonces: 
N moléculas de oxígeno _________ 32 g 
1 molécula de oxígeno _________ x = 32 g / N 
O sea x = 5,315·10-23 g. 
 
 
Ejemplo integrador: un mol de agua (H2O) corresponde a / contiene: 
 PMR = 18 o 18 u.m.a. 
 Molécula gramo: 18 g 
 6,02·1023 moléculas de H2O 
 6,02·1023 átomos de O 
 2 · 6,02·1023 átomos de H 
 3 · 6,02·1023 átomos totales 
 1 átomo gramo de O = 16 g 
 2 átomos gramos de H = 2 g 
 
6- ESTEQUIOMETRÍA o ARITMÉTICA QUÍMICA 
 
El término estequiometría deriva del griego stoicheion (elemento) y de metron(medida). La 
estequiometría estudia las relaciones cuantitativas entre elementos y compuestos cuando 
experimentan transformaciones químicas. 
 
Estequiometría: es la parte de la química que se ocupa de los cálculos para hallar las 
masas, volúmenes o número de moles en que intervienen las sustancias en las 
reacciones químicas. 
 
 
Introducción a la Química Biológica - Teórico - Licenciatura en Nutrición 
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Una reacción química siempre supone la transformación de una o más sustancias en otra u 
otras; es decir, hay un reagrupamiento de átomos o iones, y se forman otras sustancias. 
 
CÁLCULOS BASADOS EN ECUACIONES QUÍMICAS 
 
Las ecuaciones químicas representan reacciones que muestran: 
1) Las sustancias que reaccionan, llamadas reactivos, 
2) las sustancias que se forman o productos y 
3) las cantidades relativas de sustancias que intervienen. 
 
Para resolver un problema este quiométrico debe plantearse la ecuaciónquímica 
correspondiente. 
Una transformación implica la presencia de sustancias en un estado inicial (REACTIVOS o 
REACTANTES) que en determinadas condiciones (condiciones de la reacción) llegan al 
estado final (PRODUCTOS). 
 
 
 
Para describir la reacción cualitativamente usamos símbolos o fórmulas químicas que 
describan el estado o condición de los reactantes y de los productos tal como ellos se 
presentan en las condiciones de la reacción. 
Otro principio cualitativo que se emplea en la escritura de las ecuaciones químicas es que 
las especies químicas que no son utilizadas ni producidas por la reacción no se incluyen en 
la ecuación aunque se encuentren presentes en el sistema reaccionante. Por ejemplo: si 
usamos soluciones acuosas donde el agua es el solvente, ésta no se involucra en la 
ecuación química. 
 
 
Introducción a la Química Biológica - Teórico - Licenciatura en Nutrición 
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Ejemplo: 
Si observamos la combustión del gas natural (metano), la ecuación que representa la 
reacción es: 
 
¿Qué significa esta ecuación? 
En su formulación más simple, que el metano reacciona con el oxígeno y se origina dióxido 
de carbono, CO2 y agua. En términos más específicos, indica que una molécula de metano 
reacciona con dos de oxígeno y produce una molécula de dióxido de carbono y dos de 
agua. Es decir: 
 
Las ecuaciones químicas también indican las cantidades relativas de cada reactivo y 
producto en una reacción química. En primer lugar, las fórmulas pueden representar moles 
de sustancias. Aplicando esto, la ecuación se puede escribir: 
 
 
 
 
 
Introducción a la Química Biológica - Teórico - Licenciatura en Nutrición 
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Lo que indica que un mol de metano reacciona con dos de oxígeno y originan unmol de 
dióxido de carbono y dos de agua. 
Si conocemos la masa de un mol de cada una de estas sustancias, también puede 
escribirse: 
 
La ecuación significa que 16 g de CH4 reaccionan con 64 g de O2 para producir 44 g de 
CO2 y 36 g de H2O, y que se cumple la ley de la conservación de la materia. 
Las ecuaciones químicas representan las relaciones de la reacción, ya sean relaciones 
molares, moleculares o pesos relativos de reactivos y productos. 
 
Ejemplo: ¿Qué cantidad de oxígeno reacciona con 24 g de CH4? 
Si, por la ecuación ya vista, 16 g de metano reaccionan con 64 g de oxígeno; los 24 g de 
metano van a reaccionar con: (regla de tres simple) 
 
La solución del problema es que la cantidad de oxígeno que reacciona con 24 g de metano 
es 96 g. 
Otro modo de resolver este problema es el "método del mol", en el cual se calcula el 
número de moles de reactivo o de producto y se convierte el resultado en gramos o en las 
unidades que pida el problema. 
Entonces, una vez ajustada la ecuación se calculan cuántos moles son 24 g de metano 
usando el “peso molecular relativo” del mismo: 
 
 
 
Introducción a la Química Biológica - Teórico - Licenciatura en Nutrición 
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Si un mol de metano reacciona con dos moles de oxígeno: 
 
 
Por ambos métodos se obtiene la misma respuesta, 96 g de O2. 
Recordemos que un mol de sustancia son 6,02·1023 moléculas; así se extiende la 
interpretación de la ecuación a cantidades de moléculas. De estas ecuaciones pueden 
extraerse numerosos pares químicos equivalentes que relacionen el metano con el 
oxígeno. 
 
BALANCEO Y DETERMINACIÓN DE LOS COEFICIENTES DE UNA ECUACIÓN 
 
Para describir una reacción cuantitativamente recurrimos a balancear la ecuación 
utilizando coeficientes estequiométricos. 
El principio que se utiliza para equilibrar la ecuación es la ley de Lavoisier de conservación 
de la masa. 
La ecuación química es un ejemplo de conservación, ya que expresa el hecho de que en 
una reacción química el número de átomos de cada elemento es constante y se conserva. 
 
Supongamos tener la siguiente ecuación química no balanceada: 
 
 
 
y deseamos calcular los coeficientes que balancean la ecuación. 
 
 
Introducción a la Química Biológica - Teórico - Licenciatura en Nutrición 
43 
 
Tal como está ahora, la ecuación no satisface la ley de conservación de la masa porque 
del lado izquierdo de la ecuación no hay igual cantidad de átomos de hidrógeno que del 
lado derecho de la ecuación. Tampoco de cloro u oxígeno. 
El procedimiento empleado para resolver los problemas este quiométricos es establecer 
una ecuación basada en la conservación del átomo (o balance molar) y aplicarle la 
expresión que relaciona el número de moles con el peso y con el peso molecular de las 
sustancias que intervienen. 
 
 
Una ecuación balanceada contiene los coeficientes estequiométricos delante de las 
fórmulas químicas de los reactivos y productos con la finalidad de que el número de 
átomos (o la masa) en ambos miembros de la ecuación sea el mismo. 
 
* Cabe destacar que para equilibrar la masa de un sistema JAMÁS se pueden cambiar los 
subíndices de las fórmulas químicas ya que esto produce un cambio en la identidad de la 
sustancia. 
 
CONCEPTO DE REACTIVO LIMITANTE 
 
Hasta ahora se han resuelto problemas que suponían implícita o explícitamente un gran 
exceso de uno de los reactivos. Los cálculos se basan en la sustancia de la que había 
menor cantidad, denominada “reactivo limitante”. 
Para entender este concepto suponga que tiene 20 fetas de jamón y 36 rebanadas de pan, 
y que quiere preparar tantos emparedados como sea posible con una feta de jamón y dos 
rebanadas de pan por bocadito. Obviamente sólo podemos preparar 18 bocaditos, ya que 
no hay pan para más. Entonces, el pan es el reactivo limitante y las dos fetas de jamón de 
más son el “exceso de reactivo”. 
Otro ejemplo es el siguiente: suponga que en una caja hay 93 pernos, 102 tuercas y 150 
arandelas. ¿Cuántos grupos de un perno, una tuerca y dos arandelas pueden formarse? 
Setenta y cinco, ya que se emplean todas las arandelas. Por tanto, éstas serán el “reactivo 
limitante”. Aún quedan 18 pernos y 27 tuercas, que son los “reactivos en exceso”. 
 
Aplicando este mismo razonamiento a las reacciones químicas: 
Introducción a la Química Biológica - Teórico - Licenciatura en Nutrición 
44 
 
¿Qué cantidad de CO2 se producirá al reaccionar 8,0 g de CH4 con 48 g de O2? 
Reproduciendo la ecuación ajustada: 
Que nos dice que un mol de metano reacciona con dos moles de oxígeno. Se nos dan los 
pesos del metano y del oxígeno; así se calcula el número de moles de cada uno. 
 
 
 (Este cálculo puede hacerse por regla de tres simple). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Por lo tanto, la máxima cantidad de CO2 que puede obtenerse con 8,0 g de CH4 y 48,0 g 
de O2 es 22 g. JAMÁS se deben basar los cálculos en el reactivo en exceso. Otra forma de 
resolver este problema es calcular el peso de un reactivo necesario para que reaccione 
con un peso dado del otro. Se calcula en moles o pesos atómicos. 
 
 
 
Introducción a la Química Biológica - Teórico - Licenciatura en Nutrición 
45 
 
 
7- ESTRUCTURA ATÓMICA 
 
A lo largo de la historia, el hombre ha discutido acerca de la naturaleza de la 
materia. Los filósofos griegos fueros los primeros en documentar sus observaciones 
y teorías sobre los fenómenos naturales. 
En 1807, Dalton desarrolló la Teoría atómica que se basó en la ley de conservación 
de la masa y de la composición constante. Él fue el primero en enunciar la ley de las 
proporciones múltiples. 
 
PARTÍCULAS FUNDAMENTALES 
Los átomos constan de tres clases más importantes de partículas fundamentales: 
electrones, protones y neutrones. En la siguiente tabla se indican sus respectivas 
masas y cargas. 
 
 
Electrones: La prueba más contundente de la existencia de electrones se produjo 
en experimentos en los cuales se hacía pasar una corriente eléctrica de alto voltaje 
a través de gases a baja presión, dentro de tubos de rayos catódicos. 
Comenzaron a emanar rayos desde el cátodo (electrodo negativo),que se dirigían 
en línea recta hacia el ánodo (electrodo positivo). Por consiguiente, estaban 
cargados negativamente. 
Estos rayos catódicos no dependen del metal que forma el cátodo ni de la 
naturaleza del gas colocado en el tubo. Se los llamó electrones. 
 
 
 
Introducción a la Química Biológica - Teórico - Licenciatura en Nutrición 
46 
 
Protones: El tubo de rayos catódicos genera también una corriente de partículas de 
carga positiva. Estos rayos positivos o rayos canales (que se mueven hacia el 
cátodo) se producen al chocar los rayos catódicos con los electrones de los átomos 
gaseosos del tubo. La carga positiva reside en el protón, una partícula fundamental 
cuya carga es la misma, pero de signo opuesto, que la del electrón y su masa casi 
2.000 veces mayor que la de este último. 
 
Neutrones: Es una partícula sin carga cuya masa es ligeramente superior a la del 
protón. 
 
Ahora la pregunta es: ¿Cómo se encuentran distribuidas las cargas dentro de 
un átomo? 
 
EL ÁTOMO NUCLEAR DE RUTHERFORD 
 
Por la época en que se determinó la carga del electrón, Ernest Rutherford había 
establecido que las partículas alfa () son partículas positivas emitidas por algunos 
átomos radiactivos; es decir, átomos que sufren descomposición espontánea. En 
1910, Rutherford bombardeó una delgada lámina de oro con partículas procedentes 
de una fuente radiactiva. Detrás de la lámina colocó una pantalla de sulfuro de cinc 
para observar cómo se esparcían las partículas tras pasar por la lámina de oro. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Se contaron los centelleos causados por las partículas alfa sobre la pantalla con el fin de 
determinar la proporción de partículas alfa desviadas con diferentes ángulos. Observó que 
algunas partículas eran desviadas con ángulos enormes y otras rebotaban sobre la lámina. 
Después de obtener resultados similares con láminas de otros metales, Rutherford llegó a 
la conclusión final de que los átomos contenían centros pequeños, masivos y de carga 
positiva, a los que llamó núcleos atómicos. Como la mayoría de las partículas alfa pasaban 
sin desviarse, los átomos son en su mayor parte espacio vacío. El diámetro del núcleo es 
aproximadamente 10-14 m, el espacio ocupado por los electrones es del orden de 10-9 m, 
dicho espacio es 100.000 mayor ... 
 
 
8- NÚMERO ATÓMICO Y NÚMERO MÁSICO 
Hoy día sabemos que cada núcleo contiene un número entero de protones exactamente 
igual al de electrones de un átomo del elemento, debido a que la materia es neutra. 
El número de protones de un núcleo sirve para identificarlo y recibe el nombre de número 
atómico (Z); es decir, el número atómico de un elemento es el número de protones o de 
cargas positivas en su núcleo. 
Los núcleos de todos los átomos, excepto el del isótopo más abundante del hidrógeno, 
contienen neutrones. Sin embargo, para la mayoría de los elementos, diferentes núcleos 
del mismo elemento pueden tener distinto número de neutrones. 
Ejemplo: 
Hay tres clases diferentes de átomos de hidrógeno denominadas protio, deuterio y tritio. 
Todos los átomos de hidrógeno contienen un protón en su núcleo, pero el protio no 
contiene neutrones, el deuterio tiene uno y el tritio tiene dos. 
 
 
 
 
 
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 Los átomos de un elemento que difieren en su masa, se denominan isótopos. Son átomos 
del mismo elemento que contienen diferente número de neutrones en sus núcleos. 
El número másico (A) de un átomo es la suma del número de protones y del número de 
neutrones contenidos en su núcleo, es decir: 
Número másico = número de protones + número de neutrones 
 = número atómico + número de neutrones 
Los números másicos son siempre números enteros. El número másico del átomo de 
protio es 1, el del deuterio 2 y el del tritio 3. La composición de los núcleos se indica 
escribiendo su número atómico (Z) como subíndice a la izquierda del símbolo del elemento 
(E), y su número másico (A) como superíndice a la izquierda del símbolo: 
 
 Aunque algunos elementos, existen sólo en una forma, la mayoría de ellos se encuentran 
en la naturaleza en forma de mezclas de isótopos. La abundancia isotópica y los pesos 
atómicos de los elementos se determinan mediante el espectrómetro de masas. 
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9- MECÁNICA CUÁNTICA 
Según los trabajos de De Broglie, Davisson y Gerner entre otros, se sabe que los 
electrones pueden considerarse más como ondas que como partículas pequeñas y 
compactas que se mueven en órbitas circulares o elípticas. 
El comportamiento de las partículas muy pequeñas se describe mejor mediante la 
mecánica cuántica. 
Uno de los principios fundamentales de la mecánica cuántica es que no puede 
determinarse con precisión el camino seguido por los electrones alrededor de los 
núcleos atómicos. 
Principio de Heisenberg (principio de incertidumbre): Es imposible determinar 
simultáneamente y con exactitud, el momento cinético y la posición del electrón. 
 
El momento cinético es el producto de la masa por la velocidad, mv. 
Ya que no podemos determinar simultáneamente la posición y la velocidad del electrón, 
debemos hacer una aproximación estadística y hablar de la probabilidad de encontrar al 
electrón en determinadas regiones del espacio. 
Postulados básicos de la mecánica cuántica: 
1. Los átomos y moléculas sólo pueden existir en ciertos estados energéticos que se 
caracterizan por tener determinadas energías. Cuando un átomo o molécula cambia su 
estado energético, debe absorber o emitir energía suficiente para alcanzar el nuevo 
estado. 
2. Cuando los átomos o moléculas absorben o emiten radiación al cambiar sus 
energías, la frecuencia de la luz está relacionada con el cambio energético producido a 
través de la ecuación: 
AE = h · v. 
La energía ganada (o perdida) por un átomo al pasar de un estado energético inferior a 
otro superior ( o viceversa) es igual a la energía del fotón absorbido ( o emitido) durante 
la transición. 
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3. Los estados energéticos de los átomos y moléculas pueden describirse mediante 
grupos de números llamados números cuánticos. 
La solución de la ecuación de onda de Schrödinger proporciona un conjunto de números, 
números cuánticos, que describen las energías de los electrones en los átomos. También 
proporciona datos acerca de las formas y orientaciones de las probabilidades estadísticas 
de distribución de los electrones, orbitales atómicos. 
 
NÚMEROS CUÁNTICOS 
La solución de la ecuación de onda de Schrödinger para el átomo de hidrógeno 
proporciona cuatro números cuánticos que describen los estados energéticos utilizables 
por el electrón del hidrógeno. Dichos números pueden emplearse para describir las 
configuraciones electrónicas de todos los átomos. 
 
1- Número cuántico principal (n) 
Describe el nivel energético que ocupa el electrón. Puede tener cualquier valor 
entero: 
 
 
El nivel energético de cada orbital atómico viene indicado por el número cuántico 
principal n. En el pasado dichos niveles se denominaban capas electrónicas K, L, 
M.. Los sucesivos niveles energéticos se encuentran a distancias cada vez mayores 
del núcleo. 
La capacidad electrónica de cada nivel se indica en la última columna de la tabla 
2-8. (Para un valor dado de n la capacidad es 2n2, considerando n = 1, 2, 3 y 4). 
 
 
 
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2- Número cuántico secundario, orbital o azimutal (l) 
Describe la forma geométrica de la región espacial ocupada por el electrón. Dentro de 
cada nivel energético (definido por el valor den) , l puede tomar valores enteros desde 
cero a (n-1) inclusive: 
l = 0, 1, 2, ... (n-1) 
El valor máximo de l es por consiguiente n-1. El número cuántico orbital designa el 
subnivel, o el tipo específico de orbital, que el electrón puede ocupar. Para cada valor de l, 
se ha asociado una letra que corresponde a un tipo diferente de orbital atómico: 
l = 0, 1, 2, 3 ... (n-1) 
s p d f 
Las letras s, p, d, f derivan de las características (en inglés) de las líneas de emisión 
producidas por los electrones que ocupan dichos orbitales: 
 s (del inglés sharp: agudo, pronunciado) 
 p (principal) 
 d (diffuse: difuso) 
 f (fine structure: estructura fina) 
 En el primer nivel energético, el máximo valor de l vale cero lo cual nos indica que sólo 
hay un subnivel s y no hay subniveles p. 
 En el segundo nivel energético, los valores posibles de l son 0 y 1, lo cual indica que hay 
un subnivel s y un subnivel p, pero no un subnivel d. 
 Los orbitales atómicos s tienen simetría esférica con respecto al núcleo, es decir son 
"esferas" como una pelota de fútbol. 
Figura orbital s 
 
 
 
 
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La distinción entre los orbitales s de los distintos niveles energéticos se hace empleando el 
número cuántico principal como coeficiente; así, 1s indica el orbital sdel primer nivel, 2s el 
orbital s del segundo nivel, etc. 
 A partir del segundo nivel energético, cada uno de ellos tiene un subnivel p. Cada uno 
de estos subniveles consta de un grupo de tres orbitales atómicos p, que corresponden a 
los tres valores permitidos de m (cuando l = 1). Estos grupos se nombran como orbitales 
2p, 3p o 4p para indicar el nivel energético. Cada grupo de orbitales p semeja tres pesas 
de gimnasia iguales y perpendiculares entre sí. El núcleo define el origen de un conjunto 
de ejes cartesianos x, y y z. Los subíndices x, y o z indican el eje a lo largo del cual se 
dirigen cada uno de estos tres orbitales de dos lóbulos. 
 
 
 
 A partir del tercer nivel, cada nivel contiene un tercer subnivel compuesto por un grupo 
de cinco orbitales d. Estos orbitales se designan como 3d, 4d y 5d para indicar el nivel 
energético en el que se encuentran. 
 En el cuarto y posteriores niveles energéticos hay también un cuarto subnivel con siete 
orbitales f. 
 Por consiguiente, el primer nivel energético contiene sólo un orbital 1s; el segundo 
contiene el orbital 2s y tres orbitales p; el tercer nivel, un orbital 3s, tres orbitales p y cinco 
orbitales d; y el cuarto nivel un orbital 4s, tres 4p, cinco 4d y siete 4f. 
 
 
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3- Número cuántico magnético (ml) 
Describe la orientación espacial del orbital atómico. Dentro de cada subnivel mlpuede 
tomar todos los valores desde -l a +l incluyendo el cero. 
ml= (-l) ... o ... (+l) 
Cuando l = 1, lo cual indica un subnivel p, hay tres posibles valores de ml: -1, 0 y +1. Por lo 
tanto, hay tres regiones diferentes del espacio, u orbitales atómicos, asociadas con un 
subnivel p. Se los denomina orbitales px, py y pz. 
 Un orbital atómico es pues una región del espacio en la que hay una gran probabilidad 
de encontrar al electrón. 
 
 
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4- Número cuántico de spin (ms) 
Se refiere al giro del electrón sobre sí mismo y a la orientación del campo magnético 
producido por él. Puede adoptar el valor de +1/2 o -1/2. 
ms = ± 1/2 
 Los valores de l y ml describen un orbital atómico concreto que no puede aceptar más 
de dos electrones, uno con ms = -1 y el otro con ms = +1. 
 Los electrones tienen carga negativa y se comportan como si giraran alrededor de sus 
ejes, por ello actuarán como pequeños imanes. Los movimientos de los electrones 
producen campos magnéticos que pueden interactuar entre sí. Los dos electrones de un 
orbital dado tienen valores opuestos de spin, por lo que se atraen, y se dice que tienen los 
spines apareados. 
El principio de exclusión de Pauli establece que no puede haber dos electrones en un 
átomo con los mismos números cuánticos. 
 
ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LOS ÁTOMOS 
Para ver con más detalle la estructura electrónica de los átomos de diferentes elementos 
vamos a indicar los orbitales atómicos como casillas cuánticas, un electrón desapareado 
como una flecha hacia arriba y dos electrones apareados como dos flechas con sentido 
opuesto: 
 
 
Regla de Hund: Los electrones deben ocupar todos los orbitales de un subnivel 
determinado antes que se comiencen a producir apareamientos. 
 
 
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Las tablas periódicas están divididas en subgrupos A y B. El grupo A abarca elementos en 
los que se están llenando los orbitales s y p. Los elementos de un determinado grupo A 
tienen configuraciones electrónicas parecidas y similares propiedades químicas. Los 
elementos de grupo B son aquellos en los que hay uno o dos electrones en el orbital s del 
nivel ocupado más alto y cuyos orbitales d, del nivel inmediatamente inferior, están siendo 
ocupados. 
 
Principio de Aufbau: El electrón que diferencia a un elemento del inmediatamente 
anterior (según el orden de sus números atómicos) ocupa el orbital disponible de menor 
energía. 
 
 
 
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10- CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS 
Una vez que se pudo disponer de los pesos atómicos, se intentó descubrir alguna 
relación entre tales números y las propiedades de los elementos. El paso más 
importante en el desarrollo de una clasificación periódica se concibió en 1869, cuando 
el químico ruso Mendeleiev estudió la relación entre los pesos atómicos de los 
elementos y sus propiedades, enfatizando especialmente sus valencias. Él llegó a la 
conclusión de que las propiedades de los elementos son funciones periódicas de sus 
pesos atómicos. Había por necesidad muchos huecos que, como Mendeleiev predijo, 
se ocuparían con el descubrimiento de más elementos. 
 La existencia de una propiedad fundamental del átomo, que caracterizara su 
comportamiento más satisfactoriamente que el peso atómico, fue descubierta por 
Moseley en 1913 mediante su trabajo sobre los espectros de rayos X de los elementos. 
En la actualidad la tabla periódica tiene un ordenamiento de los elementos en base a 
sus números atómicos y no a sus pesos atómicos. 
 
Ley periódica de Mendeleiev: "Las propiedades de los elementos son funciones 
periódicas de sus pesos atómicos". 
 
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Ley periódica de Meyer "Cuando se acomodan los elementos en orden creciente de sus 
números atómicos (Z), se observa una repetición periódica de las propiedades físicas y 
químicas". 
 
TABLA PERIÓDICA 
La tabla está dividida en un número de grupos verticales (nombrados con números 
romanos y la letra A o B para los subgrupos) y 7 períodos horizontales (nombrados con 
números arábigos). 
 Los subgrupos nombrados con la letra A y el grupo cero se denominan "elementos 
representativos". 
 Los subgrupos nombrados con la letra B y el grupo VIII (ocho) se denominan "elementos 
de transición". 
 Las dos filas de elementos ubicados afuera de la tabla (por debajo de la misma) se 
denominan "elementos de transición interna". Pertenecen a la tabla pero se ubican por 
separados a fines de conservar espacio. 
 La primer línea (elementos del 58 al 79) se ubica en la Tabla Periódica después del 
lantano y se los conoce como "tierras raras o lantánidos". 
La segunda línea (elementos del 90 al 103) se ubican entre el actinio y el kurchatovio y se 
los denomina "actínidos". Son elementos sintéticos. 
 
El hidrógeno se sitúa sobre elgrupo IA, pero bajo ningún sentido se asemeja a un metal de 
dicho grupo, excepto, quizás, por tener la valencia de uno y por formar el ión positivo 
hidratado H3O+. Las propiedades del hidrógeno son únicas y no pueden hacerse 
comparaciones aceptables con otros elementos. 
Los elementos del grupo IA se denominan "metales alcalinos". 
Los elementos del grupo IIA se denominan "metales alcalino-térreos". 
Los elementos del grupo VIIA se denominan "halógenos". 
Los "gases nobles o inertes o gases raros" ocupan el grupo 0 de la Tabla Periódica. 
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La Tabla Periódica de puede dividir en cuatro bloques, de acuerdo a los orbitales que se 
van llenando: 
 
 
- Elementos que poseen sus últimos electrones en el orbital s Bloque "s". 
- Elementos que poseen sus últimos electrones en el orbital p Bloque "p". 
- Elementos que poseen sus últimos electrones en el orbital d Bloque "d". 
- Elementos que poseen sus últimos electrones en el orbital f Bloque "f". 
Los elementos de un mismo grupo tienen la misma configuración de valencia y 
difieren en el período en que se encuentran esos electrones. Por lo tanto, la diferencia 
entre un elemento y otro del mismo grupo es de una capa completa. 
 
El número de electrones que se encuentran en la última capa indica el número de grupo. 
 
 
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Los elementos pertenecientes a un mismo período, tienen los electrones en el mismo nivel, 
pero difieren en el grupo. La diferencia que existe entre un elemento y el siguiente de la 
Tabla es de un electrón. 
 
 
METALES Y NO-METALES: 
Los metales se caracterizan por ciertas propiedades distintivas (ejemplo: conductividades 
eléctrica y térmica elevadas, lustre "metálico", maleabilidad y ductilidad), en tanto que los 
no-metales generalmente no exhiben tal comportamiento. Sin embargo, la frontera entre 
las dos clases de elementos no es rígida y es fácil descubrir excepciones. 
 La mayor parte de los elementos se clasifican como metales e incluyen a los Grupos IA 
(excepto el hidrógeno), 2A, 3A, los elementos de transición, incluso los lantánidos y 
actínidos. 
 Las propiedades metálicas más pronunciadas corresponden a los elementos situados en 
el ángulo inferior izquierdo de la Tabla Periódica; las propiedades no-metálicas son más 
obvias en el ángulo superior derecho de la tabla. La línea divisoria difusa entre los 
comportamientos metálicos y no-metálicos puede considerarse como una diagonal que 
comienza en la parte superior izquierda con el boro, incluyendo al silicio, al arsénico, al 
telurio, y termina con el polonio (se los llama "metaloides"); los elementos situados a la 
derecha de la diagonal presentan propiedades predominantemente no-metálicas. 
Los elementos de transición todos ellos son metales densos la mayoría con altos puntos de 
fusión y los elementos de una serie particular de transición tienen mucho en común. Su 
química se caracteriza por la gran variabilidad de valencia, lo cual explica algunos rasgos 
de su marcada actividad catalítica. Muchas de sus sales son coloridas, tanto en su forma 
sólida como en solución. 
 
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PROPIEDADES PERIÓDICAS 
Las propiedades más importantes son: 
1. Radio atómico y radio iónico 
2. Energía de ionización 
3. Afinidad electrónica 
4. Electronegatividad 
5. Carácter metálico 
6. Conductividad eléctrica y térmica 
7. Estados de oxidación 
RADIO ATÓMICO 
Se lo define como la mitad de la distancia entre los dos núcleos de dos átomos iguales 
involucrados en un enlace químico (molécula homonuclear). 
 
 
 Se suele simplificar este concepto y considerarlo como la distancia que existe desde el 
núcleo hasta la última nube electrónica. 
 El radio atómico está determinado principalmente por las fuerzas de atracción existentes 
entre los electrones del nivel más externo del átomo y el núcleo. Los electrones ubicados 
en niveles cercanos al núcleo ejercen un efecto de “pantalla” sobre los electrones de 
niveles más externos del átomo. La presencia de estos electrones internos reduce la 
atracción electrostática entre los protones del núcleo y los electrones externos. 
Por lo tanto, la “carga nuclear efectiva” (carga que ejerce sobre un electrón) es menor. 
 
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Cuanto más fuerte es la carga nuclear efectiva, mayor es la fuerza con la cual los 
electrones son atraídos por el núcleo y menor es el radio atómico. 
Ejemplo: en el átomo de litio (1s2 2s1) el electrón externo 2s se encuentra apantallado del 
núcleo (que posee 3 protones) por los dos electrones del 1s. Como una aproximación se 
puede suponer que el efecto pantalla de los 2 electrones 1s anula 2 cargas positivas del 
núcleo; quedando una carga nuclear efectiva de +1 (el electrón 2s sólo siente la atracción 
de 1 protón) 
Entonces: El radio atómico: 
En un grupo aumenta al aumentar el número atómico. 
En un período disminuye al aumentar el número atómico. 
 
A medida que se desciende en un grupo cada elemento sucesivo tiene un electrón externo 
en un nivel con mayor valor de “n” (aumenta el número de capas completas), lo cual indica 
que la distancia del electrón al núcleo es cada vez mayor y entonces el tamaño del átomo 
aumenta. 
 Si consideramos los elementos ubicados en un mismo período, a medida de nos 
desplazamos de izquierda a derecha, el número de electrones internos permanece 
constante mientras aumenta la carga nuclear. Los electrones que se agregan para 
balancear el aumento de la carga nuclear no ejercen un efecto pantalla y por lo tanto, la 
carga nuclear efectiva que actúa sobre cualquier electrón de la capa más externa aumenta. 
 Este aumento de la carga nuclear efectiva da lugar a una mayor atracción de los 
electrones externos hacia el núcleo y en consecuencia disminuye el tamaño del átomo. 
 
 
 
 
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Podemos esquematizarlo de la siguiente forma: (el sentido de la flecha indica la tendencia 
en aumento) 
 
RADIO IÓNICO 
Es el radio de un anión o un catión. 
 Los cationes se forman cuando se quita uno o más electrones del nivel más externo de un 
átomo. Esto hace que se reduzca la repulsión entre los electrones y que, manteniéndose 
constante la carga nuclear, la nube electrónica se contraiga. Por lo tanto, los cationes son 
más pequeños que el átomo del cual provienen. 
Radio iónico de M+ < Radio atómico de M 
Los aniones se forman cuando se adiciona uno o más electrones a la capa más externa de 
un átomo. Esto aumenta la repulsión entre los electrones y que, manteniéndose constante 
la carga nuclear, la nube electrónica se agrande. Por lo tanto, los aniones son mayores que 
el átomo del cual derivan. 
Radio atómico de X < Radio iónico de X 
 
 En un grupo, para iones con la misma carga, el radio iónico aumenta a medida que 
aumenta el número atómico. Esto es debido a que al descender en el grupo se incrementa 
el valor de “n”. El tamaño del ión aumenta como consecuencia del aumento en el tamaño 
del átomo del cual proviene. 
 Para los iones de elementos de diferentes grupos, la comparación sólo tiene significado 
si los iones son isoelectrónicos. En estos casos se observa que los cationes son más 
pequeños que los aniones. 
Ejemplo: el catión sodio es más pequeño que el anión fluoruro. El sodio posee más 
protones que el flúor. 
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En una serie isoelectrónica de iones, el tamaño del ión decrece con el aumento de la carga 
nuclear (número atómico) 
 
ENERGÍA DE IONIZACIÓN 
Se define como la energía necesaria para quitar un electrón