APUNTE_QUIMICA_TEcC_PARODI

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QUÍMICA TECNOLÓGICA 
LIC.: JULIO A. PARODI 
AÑO 2012 
1 
QUÍMICA TECNOLÓGICA 
UNIDAD 1 
Concepto - Estudio de la materia, Átomos y moléculas 
Materia: Son los objetos que constituyen algo en común. 
Materia es todo aquello que ocupa un lugar en el espacio, tiene una energía medible y 
está sujeto a cambios en el tiempo y a interacciones con aparatos de medida. 
Cuerpos: Son los objetos o entes que forman el mundo material. 
"Cuerpo" es cualquier porción de materia con límites propios y definidos. De aquí se de-
duce que los líquidos y los gases no son cuerpos, sino sistemas materiales, ya que pue-
den tener límites definidos (por ejemplo, si los envasamos en botella o bombona, respec-
tivamente) pero éstos no son límites propios, sino del recipiente que los contiene. 
A veces, "Cuerpo" también es sinónimo de "objeto sólido". 
Sistemas: Uno o más cuerpos, o bien porciones de cuerpos que aislamos mental o real-
mente del universo para estudiarlos (ej. una solución contenida en un frasco; el frasco y el 
tampón; el frasco, el tampón y el aire.). 
Sustancia: Es toda especie de materia homogénea con composición química bien defini-
da. 
Propiedades de la materia 
Extensivas: Son aquellas que dependen de la masa del cuerpo (ej. masa, volumen, pe-
so). 
Intensivas: Son aquellas que no dependen de la masa del cuerpo (Ej. densidad, punto de 
fusión, punto de ebullición, índice de refracción). 
Estados físicos de la materia (estados de agregación de la materia) 
Sólido: 
Estos presentan las siguientes características 
1.- Poseen forma propia y tienen marcada capacidad para conservarla a pesar de las 
fuerzas que tienden a deformarlas. 
2.- Presentan volumen propio. 
Liquido: 
Estos presentan la siguiente característica 
1.- Presentan volumen propio y definido. 
2.- Adoptan la forma del recipiente que lo contiene. 
Gaseoso 
Estos presentan la siguiente característica 
2 
 
 
1.- No presenta forma propia, sino la del recipiente que lo contiene. 
2.- No representa superficie libre de separación. 
3.- No tienen volumen propio, sino que tienden a expandirse indefinidamente ocupando el 
mayor volumen posible. 
 
Cambios de estado de la materia 
 
Fusión: Es el pasaje del estado sólido al estado liquido por la acción del calor. 
 
Solidificación: Es el pasaje del estado liquido al estado sólido y se realiza por descenso 
de la temperatura. 
 
Vaporización: Es el pasaje del estado liquido al estado gaseoso o vapor dependiendo de 
su temperatura critica y su presión critica. 
 
Licuación o Licuefacción: Es el pasaje del estado gaseoso al estado liquido. Todo gas 
que presenta una temperatura superior a su temperatura critica, por más que se compri-
ma, no se licúa. Solo se licuara si se encuentra por debajo de su temperatura critica.. 
 
Condensación: Es el pasaje del estado vapor al estado liquido. 
 
Sublimación: Es el doble proceso de pasaje de estado sólido al estado gaseoso y vuelta 
del estado gaseoso al sólido. (A este se lo llama también Re sublimación o volatilización). 
 
 
 
Sustancias simples: Son aquellas que están formadas por una sola sustancia no des-
componible y cuyos átomos pertenecen al mismo elemento. Ej.: Zn, Cl2. 
 
Sustancias compuestas: son aquellas que están formadas por átomos de distintos ele-
mentos y que pueden descomponerse en otras sustancias 
3 
 
 
Descomposición: Es la transformación mediante la cual a partir de una sustancia com-
puesta se obtiene otras sustancias. La descomposición es total cuando se trata de sus-
tancias simples mientras que en las compuestas es solo parcial. 
 
Concepto de afinidad: La tendencia de dos elementos para combinarse, así como para 
la estabilidad del compuesto resultante es tanto mayor cuanto más distantes se encuen-
tren los elementos que se combinan en la serie electromotriz de los elementos (esta, más 
que una definición de afinidad, es la electroafinidad que más se ajusta a la realidad) 
 
Concepto de átomo: Es la partícula elemental de la materia, constituida según el modelo 
de BOHR por un núcleo cargado positivamente, compuesto por protones y neutrones y 
rodeado por electrones cargados negativamente, lo que hace que el conjunto sea eléctri-
camente neutro. Constituye la porción más pequeña de un elemento que conserva sus 
cualidades y es capaz de intervenir en las reacciones químicas. 
 
Estructura del átomo: De acuerdo con la teoría de Rutherford - Bohr, el átomo esta 
constituido por tres clases fundamentales de partículas: electrones, protones y neutrones. 
 
Electrón: Es una partícula cuya carga eléctrica es negativa; se presenta con la sigla e y 
su valor es de 4.803 x 10-10 unidades electrostáticas, su masa muy pequeña, es práctica-
mente despreciable. 
 
Protón: Posee una carga eléctricamente positiva, de valor igual a la del electrón pero de 
signo contrario, mientras que su masa es aproximadamente igual a ala de la unidad, con-
siderando la escala de los pesos atómicos (1.673 x 10-24 gramos). 
 De lo observado se desprende que el átomo esta formado por una nube de electro-
nes, en cuyo centro se encuentran agrupados compactamente en un núcleo, los protones 
y neutrones. 
 
Concepto de molécula: Es la más pequeña partícula de una sustancia que puede existir 
en estado libre. 
 
Concepto de Ion: Es un átomo que ha ganado o perdido electrones, en consecuencia el 
Ion podrá ser eléctricamente positivo o negativo. La perdida o ganancia de electrones se 
produce porque todos los elementos tienden a formar el Octeto, es decir que todos tienen 
a obtener en su ultima órbita o capa, la misma cantidad de electrones que contiene el gas 
noble más cercano. 
 
Todos los metales tienen a transformarse en iones positivos, mientras que los no metales, 
al tender de ganar electrones, pasan a transformarse en iones negativos. Por esa razón 
se observa que en los grupos 1 a 4 esta formado principalmente por metales (en especial 
los grupos I y II). 
 
UNIDAD 1: CUESTIONARIO 
1 – ¿Cuál es el nombre del proceso por el cual se puede pasar de un estado físico a otro? 
Menciónelos y defínalos. 
2 – ¿En los Estados de Agregación de la Materia, cuáles son las características que dife-
rencian a los estados sólidos de los líquidos y de los gaseosos? 
3 – Indique gráficamente y describa una explicación somera de la Estructura de un Átomo. 
 
 
4 
 
 
MODELO DE BOHR 
En 1913 el físico danés Niels Bohr propuso un modelo atómico que pudiera explicar los 
espectros discontinuos de algunos elementos, basándose en la teoría cuántica. Esta teo-
ría fue dada a conocer por Max Planck en 1901, y sostiene que, en el dominio de los fe-
nómenos atómicos, la energía se transmite en forma discontinua, en unidades discretas o 
"paquetes" llamados "cuantos de energía". 
El modelo de Bohr interpreta el espectro discontinuo del hidrógeno. En él se admite – en 
oposición a la física clásica – que los electrones pueden girar alrededor del núcleo sin 
modificar su energía, la cual se absorbe o emite por medio de "cuantos". 
La interpretación de Bohr puede resumirse de la siguiente manera: 
a) Los electrones pueden girar en órbitas determinadas sin perder energía. 
b) En estos niveles permitidos o definidos de energía los electrones no absorben ni 
emiten energía; por ello se los denomina "niveles estacionarios". 
c) Cuando el electrón gira en la órbita más cercana al núcleo, el átomo se encuentra 
en su estado más estable o "normal", de energía mínima. Si el átomo recibe un im-
pulso energético externo (luz, calor, electricidad), el electrón puede "saltar" a otra 
órbita más alejada, es decir, de mayor energía. El átomo que contiene el electrón 
en uno de estos estados recibe el nombre de "átomo excitado"; es decir, que el 
átomo absorbe energía cuando el electrón "salta" hacia un nivel más alejado del 
núcleo, y emite energía cuando "salta" a un nivel más cercano al núcleo. 
d) La diferencia de energía al pasar el electrón de uno a otro nivel es proporcional a la 
frecuencia de la radiación emitida o absorbida. Es decir: 
E2 – E1 
= Constante= H o bien E2 – E1 = h v 
v
siendo: 
v = frecuencia de la radiación emitida o absorbida, 
E2 = energía de la órbita más alejada del núcleo, 
E1 = energía de la órbita más cercana al núcleo. 
 
La constante de proporcionalidad (h) se denomina constante de Planck. 
La radiación emitida o absorbida puede ser asimilada a la emisión o absorción de un 
“cuanto" cuya energía es h v. 
Las órbitas o capas del modelo de Bohr son los niveles energéticos. El salto de un elec-
trón de un nivel superior a otro inferior produce la emisión de luz que, experimentalmente, 
corresponde al espectro de emisión del hidrógeno. 
Los niveles de energía se encuentran definidos por ciertos números naturales denomina-
dos números cuánticos principales, n = 1, 2, 3, 4, 5, 6 y 7 que corresponden a las capas 
electrónicas llamada K, L, M, N, O, P y Q, respectivamente. 
El número máximo de electrones que pueden ocupar cada capa queda expresado por la 
relación 2n2, donde n es el número cuántico principal de la capa correspondiente. 
Para n = 1: 2 . 12 = 2 electrones 
Para n = 2: 2 . 22 = 8 electrones 
5 
 
Para n = 3: 2 . 32 = 18 electrones 
Para n = 4: 2 . 42 = 32 electrones 
Para n = 5: 2 . 52 = 50 electrones 
Los niveles de energía de un átomo, en orden creciente, adoptan la distribución que indica 
la figura. Se puede observar que dichos niveles son tanto más próximos entre sí cuanto 
mayor es el valor de n. 
 
El radio de la órbita más cercana al núcleo (n = 1) resultó ser, para el hidrógeno, 5.3 . 10- 8 
mm o bien 0,53 A (A = angstrom = 10- 7 mm). 
La teoría del átomo de hidrógeno fue perfeccionada en 1916 por Sommerfeld. Estableció 
que, además de girar en órbitas circulares, el electrón puede describir, en su movimiento 
alrededor del núcleo, órbitas elípticas. 
 
Número atómico y número másico 
 
El neutrón 
En 1932 Chadwick descubrió en el núcleo una partícula con existencia propia y sin carga 
eléctrica, a la que llamó neutrón. La masa del neutrón resultó ser aproximadamente igual 
a la del protón. Las partículas fundamentales del átomo son, entonces: 
ATOMO 
PROTONES 
Carga: positiva 
Masa en gramos = 1.6725 . 10-24 g 
NEUTRONES 
Carga: nula 
Masa en gramos = 1.6748 . 10-24 g 
ELECTRONES 
Carga: negativa 
Masa en gramos = 0.9109 . 10-27 g, 1850 veces me-
nor que la de un protón. 
 
Número atómico 
 
6 
 
Indica la cantidad de protones presentes en un átomo y se representa con la letra Z. 
Corno todo átomo es neutro desde el punto de vista eléctrico, Z indica también el número 
de electrones. Por ejemplo: 
Z = 17 (Cloro) protones o electrones 
Z = 11 (Sodio) protones o electrones 
 
Número másico 
 
Es un número entero igual a la suma del número de protones y el de neutrones presentes 
en el núcleo. 
Se representa con A. Por ejemplo: 
A = 35 (Cloro) 
A = 23 (Sodio) 
 
Su valor es aproximadamente igual al peso atómico. 
El número de neutrones se indica N. Por ejemplo: 
N = 18 (Cloro) 
N = 12 (Sodio) 
 
La relación entre A, Z y N es, por lo tanto: 
A = Z + N 
 
O también: 
N = A – Z 
 
 A (z+n) 
X xx 
N Z 
 A (z+n) (número másico) 
 X (elemento) xx (masa atómica) 
N ( neutrones) Z ( protones) 
 
La conclusión de lo expuesto en el cuadro anterior, nos hace ver que si indicamos Ele-
mento y seguido un número, éste representa su masa atómica: 
Na 22 = 22 g de masa atómica, Mg 22 = 22 g de masa atómica, 
F 16 = 16 g de masa atómica, C 12 = 12 g de masa atómica, 
C 14 = 14 g de masa atómica, B 14 = 14 g de masa atómica, 
 
ISÓTOPOS: Nucleídos de un mismo número atómico (mismo elemento) y con las mis-
mas propiedades químicas. Ej. Li 6 y Li 7. 
 
ISÓTONOS: Nucleídos con el mismo número de neutrones (diferente elemento) y dife-
rentes propiedades químicas. Ej. Li 6 y He 5. 
 
7 
 
ISÓBAROS: Nucleídos con el mismo número de masa son (diferentes elementos) y dife-
rentes propiedades químicas. Ej. Li 6 y He 6. 
 
ISÓMEROS: Nucleídos con el mismo número de protones y neutrones (mismo elemento) 
mismas propiedades químicas, pero diferentes estados energéticos y spin. Ej. 99 Tc y 
99m Tc son isómeros del mismo nucleído de Tecnecio. 
 
Ejemplo: 
Graficar la estructura electrónica del átomo de cloro, y la de su núcleo, sabiendo que A = 
35 y Z = 17. 
Z = 17 significa que el átomo posee 17 electrones. Se distribuirán del siguiente 
modo: 2 en la primera capa; 8 en la segunda y 7 en la tercera (ya que ésta admite hasta 
18 electrones). 
Para el núcleo: 
A = 35 (protones más neutrones) 
 – Z = 17 (protones o electrones) 
N = 18 (número de neutrones) 
 
La estructura del átomo de cloro se indica en la figura. Suelen escribirse A y Z como su-
períndice y subíndice, respectivamente, del símbolo que representa al elemento. Por 
ejemplo, para el cloro: 
 
35 
Cl 
18 17 
 
 
 
Para el sodio: 
 
 23 
 Na 
12 11 
 
 
 
 
ORBITALES 
8 
 
Llenado de orbitales: 
Aunque en un átomo existen infinitos orbitales (el valor de n no está limitado), no se llenan 
todos con electrones, estos sólo ocupan los orbitales (dos electrones por orbital, a lo su-
mo) con menor energía, energía que puede conocerse, aproximadamente, por la regla de 
Auf-Bau, regla nemotécnica que permite determinar el orden de llenado de los orbitales de 
la mayoría de los átomos. Según esta regla, siguiendo las diagonales de la tabla de la de-
recha, de arriba abajo, se obtiene el orden de energía de los orbitales y su orden, conse-
cuentemente, su orden de llenado. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Como en cada capa hay 1 orbital s, en la primera 
columna se podrán colocar 2 electrones. 
Al existir 3 orbitales p, en la segunda columna 
pueden colocarse hasta 6 electrones (dos por orbi-
tal). 
Como hay 5 orbitales d, en la tercera columna se 
colocan un máximo de 10 electrones y en la última 
columna, al haber 7 orbitales f, caben 14 electro-
nes. 
Esto es más fácil de entender con un ejemplo. 
El orden de los elementos en la tabla periódica se corresponde con su configuración elec-
trónica, esto es, con el orden y lugar de los electrones en sus orbitales. Pero eso, eso es 
otra historia.... 
1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p6 
Dado que los átomos de los diferentes elementos contienen distinto número de electro-
nes, podemos imaginar que cada elemento de la tabla periódica se obtiene del anterior 
"agregando" un electrón. Si imaginamos un "núcleo sin electrones" al que se agrega un 
electrón, tendremos un átomo de hidrógeno; si agregamos a éste un segundo electrón, un 
átomo de helio, y así sucesivamente. Desde luego, en cada caso el núcleo debe contener 
Número cuántico principal Nivel o capa
s p d f g 
2 6 10 14 22 
1 K s1 
2 L s2 p2 
3 M s3 p3 d3 
4 N s4 p4 d4 f4 
5 O s5 p5 d5 f5 g5 
6 P s6 p6 d6 
7 Q s7 p7 
9 
 
igual número de protones que el de electrones y los neutrones que correspondan al ele-
mento. 
En este proceso de "generación" de los elementos, cada nuevo electrón se incorpora a un 
orbital "vacío". El llenado de estos orbitales se cumple a partir de los niveles y subniveles 
en orden de energías crecientes, de acuerdo con reglas precisas. Daremos a modo de 
ilustración los siguientes ejemplos, que corresponden a los primeros elementos de la tabla 
periódica. 
1. Hidrógeno. El único electrón ocupa el orbital 1s. 
Simbólicamente: 
1s 
 
2. Helio. El segundo electrón ocupa el mismo orbital, con spin opuesto. 
1s 
 
3. Litio. Dado que el primer orbital está completo, el tercer electrón se instala en el 
orbital 2s. 
1s 2s 
 
4. Berilio. El cuarto electrón completa el orbital 2s. 
1s 2s 
 
5. Boro. El quinto electrón se instala en un orbital 2p. 
1s 2s 2p 
 
6. Carbono. El sexto electrón no completa el orbital anterior, desdesino que se insta-
la en el segundo orbital 2p, de acuerdo al 2s. con la siguiente regla (llamada de 
Hund): los electrones no completan un mismo orbital de un subnivel mientras exis-
tan orbitales vacíos en ese subnivel. 
Entonces: 
1s 2s 2p 
 
7. Nitrógeno. De acuerdo con la regla de-Hund: 
1s 2s 2p 
 
8. 8. Oxígeno. Dado que en cada orbital del subnivel 2p hay ya un electrón, el si-
guiente se instala en el primer orbital del subnivel, con spin opuesto al ya existente, 
completando así dicho orbital. 
10 
 
1s 2s 2p 
 
9. Flúor y neón. Se completan, respectivamente, los restantes orbitales del subnivel 
2p: 
Flúor: 1s 2s 2p 
Neon: 1s 2s 2p 
 
10. Sodio. El undécimo electrón ocupa el primer orbital del subnivel3s. 
1s 2s 2p 3s 
 
11. Magnesio. El duodécimo electrón completa el subnivel 3s. 
1s 2s 2p 3s 
 
12. Aluminio. El nuevo electrón se incorpora al primer orbital del subnivel 3p. 
1s 2s 2p 3s 3p 
 
Para otros elementos se tiene: 
13.Silicio:
1s 2s 2p 3s 3p 
14.Azufre:
1s 2s 2p 3s 3p 
15.Argón:
1s 2s 2p 3s 3p 
La configuración electrónica de cada elemento se representa abreviadamente indicando 
los subniveles ocupados por sus electrones; como superíndice se coloca el número de los 
mismos en cada subnivel. 
Ejemplos: 
Hidrógeno: . . . 1S1 
Helio: . . . . . . . . 1S2 
Litio: . . . . . . . . 1S2 2S1 
Nitrógeno: . . . . 1S2 2S2 2p3 
Magnesio: . . . . 1S2 2s2 2p6 3s2 
Argón: . . . . . . . 1S2 2S2 2p6 3s2 3p6 
11 
 
Debemos señalar, sin embargo, que el subnivel 4s corresponde a un estado de energía 
menor que el 3d; lo mismo sucede con el 5s con respecto al 4d, etc. Como los orbitales se 
llenan de acuerdo con estados de energía creciente, estas alteraciones deben ser tenidas 
en cuenta para escribir correctamente la configuración electrónica de los elementos. 
En resumen, el orden en que se completan los orbitales es el siguiente: 
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 
7s 5f 6d 7p 
 
Por tal razón, la configuración electrónica del potasio es: 
1S2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 y no 1S2 2S2 2p6 3s2 3p6 3d1. 
Ejemplo 1: 
Escribir la configuración electrónica del hierro (Z = 26). 
Siendo el número de electrones igual a 26, y observando el orden de llenado de orbitales, 
tenemos: 
Resulta: 1S2 2S2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 
Ejemplo 2: 
Escribir la configuración electrónica del galio (Z = 31). 
Resulta: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p1 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
UNIDAD 2 
SUSTANCIAS Y SISTEMAS DISPERSOS 
 
12 
 
Sistema Material: Es toda porción del universo que tenga masa, es decir, materia. Tam-
bién se puede llamar sistema material a toda porción del universo que se aísla, real o 
imaginariamente, para su estudio. 
Son ejemplos de sistemas materiales: un trozo de mármol; agua y aceite contenidos en un 
recipiente; gas en el interior de un neumático. Se los clasifica en dos grandes grupos: ho-
mogéneos y heterogéneos.
Sistemas homogéneos: Es aquel donde una solución, aun habiendo varios sistemas, 
cada uno de ellos conservan sus propiedades físicas y químicas inalteradas, observándo-
se la separación de las distintas porciones que componen dicha solución en forma de fa-
ses (1 sola fase). 
Sistema homogéneo: es aquel que presenta las mismas pro-
piedades intensivas en todos sus puntos. 
Todo sistema homogéneo se caracteriza por presentar conti-
nuidad cuando se lo observa a simple vista, al microscopio y 
aun al ultramicroscopio. Por ejemplo: con ninguno de estos ins-
trumentos es posible distinguir la sal del agua cuando se obser-
va una solución de agua salada, ya que el sistema se presenta 
como un todo homogéneo. 
Son sistemas homogéneos muestras de azufre, yodo o alcohol; 
también lo son las soluciones de alcohol en agua, el agua de 
mar filtrada, el aire puro y seco. 
Cristales de sal común. Cada 
uno de ellos constituye un 
sistema homogéneo. 
 
Sistemas heterogéneos: Es aquel donde sus partes constituyentes no son idénticas en-
tre sí y donde se observa las superficies se separan (más de 1 fase). 
Sistema heterogéneo: es aquel que presenta distintas 
propiedades intensivas en por lo menos dos de sus pun-
tos. 
Si analizamos un sistema constituido por agua y nafta, 
comprobaremos que no posee homogeneidad, ya que 
puede discriminarse a simple vista entre la zona ocupada 
por un líquido y la que ocupa el otro: la nafta se presenta 
como una capa definida por encima del agua. También 
podemos comprobar que ciertas propiedades intensivas 
(por ejemplo, la densidad) no se mantienen constantes 
cuando pasamos de un punto ocupado por el agua a otro 
ocupado por la nafta. El agua y la nafta forman un sistema 
heterogéneo. 
Otros sistemas heterogéneos son, por ejemplo, muestras 
de agua con arena; de talco con limaduras de hierro; de 
pólvora (clorato de potasio, azufre y carbón en polvo); y 
muchos más. 
Trozo de granito observado con lupa: 
sistema heterogéneo constituido por 
cuarzo, feldespato y mica (fases). 
Si consideramos el sistema heterogéneo de la figura, podemos observar que está consti-
tuido por dos sistemas homogéneos, denominados fases: agua salada y limaduras de hie-
rro. Decimos que: 
En un sistema heterogéneo, se denomina fase a cada uno de los sistemas homogéneos 
en que puede considerárselo dividido. 
Las fases pueden presentar cualquiera de los tres estados físicos, y están separadas en-
tre sí por superficies netas y definidas. 
El sistema arena-agua y sal consta de dos fases. En cambio, el nuevo sistema que ilustra 
la figura está formado por tres fases: agua, arena y madera. 
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Sistema heterogéneo de dos fases Sistema heterogéneo de tres fases 
 
Fase: Es toda porción homogénea de un sistema, separada de las otras por superficies 
límites de separación. 
 
Mezcla: Todo sistema material homogéneo cuya composición no es definida o un sistema 
material heterogéneo formado por dos o más sustancias. 
 
Separación de fases: Es la separación de fases de un sistema heterogéneo. 
 
Métodos de separación 
 
a) Separación de fases sólidas: 
 Solubilización 
 Tamización 
 Levigación y amalgamación 
 Flotación 
 Extracción 
 
b) Separación de fases liquidas: 
 Filtración 
 Decantación 
 Centrifugación 
 
c) Separación de fases sólidas de gaseosas: 
 Filtración 
 Por campo electrostático 
 
En la naturaleza los sistemas homogéneos suelen formar parte de sistemas heterogé-
neos, cuyas fases es necesario separar. Para ello se emplean diversos métodos, cuyas 
características dependen del estado físico que presentan las fases. 
Algunos de los métodos se explican a continuación: 
 
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Tamización: Este método de separación se em-
plea cuando el sistema heterogéneo está formado 
por fases sólidas, cuyas partículas son de diferen-
te tamaño. Por ejemplo, para separar la arena del 
canto rodado se utiliza un tamiz o malla metálica. 
Las partículas de mayor tamaño (canto rodado) 
quedan sobre el tamiz, y las partículas más pe-
queñas (arena) lo atraviesan. 
 
Levigación: Mediante la levigación se separan 
sistemas heterogéneos tomados por fases sólidas 
de distinto peso. Por ejemplo, para separar el oro 
de las arenas auríferas se hace pasar sobre el 
sistema una corriente de agua que arrastra el 
componente más liviano (arena) y deja el más pe-
sado (oro). 
 
Flotación: Con este método se separan sistemas 
heterogéneos forma os por sólidos de distinta 
densidad, tales como arena y partículas de cor-
cho. Si se sumerge el sistema en un líquido de 
densidad intermedia (agua, por ejemplo) la fase 
más liviana (corcho) flota, y la pesada (arena) se 
deposita en el fondo del recipiente. 
 
Filtración: Permite separar una fase sólida dis-
persa en un medio líquido o, tal como talco en 
agua. Como material filtrante suele emplearse pa-
pel de filtro (el más usado en el laboratorio).Tam-
bién se utiliza arena, carbón en polvo, amianto, 
algodón. El papel de filtro se pliega para que se 
pueda adaptar al embudo (como indica el esque-
ma); luego se hace pasar el sistema a través del 
mismo. Las partículas dispersas (talco) quedan 
retenidas por el filtro, y el agua pasa a través del 
mismo. La filtración se puede acelerar sometiendo 
el sistema a presiones (filtros prensa) o realizando 
la filtración al vacío. 
 
Decantación: Se emplea para separar las fases de un sistema heterogéneo formado por 
líquidos no miscibles (no solubles entre sí) de distinta densidad, como por ejemplo agua y 
nafta. Si se deja el sistema en reposo, por diferencia de densidad se separan ambas fa-
ses; la nafta (menos densa) sobrenada y el agua (más densa) se deposita en el fondo del 
recipiente. 
En los laboratorios se emplean recipientes especiales denominados ampollas o embudos 
de decantación, como el indicado en la figura. Cuando se abre la llave, el líquido que ocu-
pa la posición inferior circula hacia abajo y ambas fracciones se separan. 
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La decantación se emplea también para sepa-
rar una fase sólida dispersa en un líquido, tal 
como arena en agua, por diferencia de densi-
dad. Si el sistema arena-agua permanece en 
reposo, la fase sólida se deposita en el fondo 
del recipiente. Para eliminar el agua, puede 
inclinarse el recipiente y dejarse escurrir el 
líquido, o bien se la puede extraer por succión 
utilizando una pipeta o sifón. 
Centrifugación: Se emplea para acelerar el 
proceso de decantación, sometiendo el siste-
ma a una rotación. La fuerza centrífuga que 
actúa sobre las fases permite la separación de 
las mismas con mayor rapidez. Centrifugado-
ras especiales se utilizan, por ejemplo, para 
separar la crema de la leche. 
 
Disolución: Se aplica cuando una de las fa-
ses es soluble en un determinado solvente, 
mientras que la otra no lo es. Un sistema for-
mado por arena y sal puede ser separado in-
troduciéndolo en un recipiente que contiene 
agua; luego de agitar el sistema para permitir 
la disolución de la sal, se lo somete a filtra-
ción, separándose así la arena del agua sala-
da. A su vez, se separa el agua de la sal por 
evaporación del disolvente. 
 
 
Sublimación: Permite separar aquellas fases capaces de sublimar; así ocurre en el caso 
de un sistema constituido por yodo y arena. El yodo sublima por efecto del calor y se con-
vierte en vapor, adoptando luego nuevamente el estado sólido al tomar contacto con una 
superficie fría. 
 
Soluciones (SC): Es un compuesto homogéneo, es decir, que sus propiedades intensi-
vas son iguales en todos sus puntos. Está compuesta por un soluto (ST) y un solvente 
(SV). 
SC = ST + SV 
 
 Las soluciones se pueden presentar en la forma Saturada Sobresaturada y Sin Sa-
turar, dependiendo estas de la temperatura para su variación de concentración o sea que 
a mayor temperatura habrá mayor solubilidad. 
 
a) Solución sin saturar: Es aquella que admite más soluto. 
 
b) Solución saturada: Es la que admite más soluto y que en el caso de que fuera agre-
gado más, este no formara parte de la solución, sino que quedaría en la superficie for-
mando cristales. 
 
c) Solución sobresaturada: Es aquella solución que parte de una solución saturada y 
que luego al calentarse se transforma en solución no saturada. A esta temperatura se le 
16 
 
agrega más soluto hasta su saturación. Al dejar enfriar, se cristaliza la solución produ-
ciéndose sobresaturación. 
 
Solubilidad: Es el grado en que una sustancia se disuelve en un determinado solvente (o 
la capacidad que tiene una solución de admitir soluto). 
 
Cristalización: Es el fenómeno físico de la formación de 
cristales. El proceso inverso se llama disolución. 
Cristalización: Es un método de fraccionamiento, que se 
emplea para obtener un sólido disuelto en un líquido, siem-
pre que aquél tenga la propiedad de cristalizar. Por evapo-
ración del disolvente se separa el sólido cristalino. Como ya 
se explicó, es posible obtener sal a partir del agua salada 
dejando solo que el agua se evapore. 
La cristalización de una sustancia puede realizarse por los siguientes métodos: 
 
a) Por vía húmeda 
b) Por vía seca 
 
a) Por vía húmeda: Se puede realizar por dos procedimientos 
 
1) Por evaporación del solvente 
2) Por descenso de la temperatura 
 
b) Por vía seca: También se puede realizar por dos procedimientos 
 
1) Por fusión: A través de la fusión de la sustancia a cristalizar, sometiéndolo luego a 
enfriamiento (Método para el azufre monoclínico). 
 
2) Por sublimación: A través de un calentamiento pasando del estado sólido al vapor o 
gas y posteriormente volviendo al estado sólido por enfriamiento (método para separar 
sustancias subliminables de otras que no lo son y de ese modo obtenerlas puras) 
 
Sistemas coloidales: Según el diámetro de las partículas que forman la fase interna o 
dispersa, las dispersiones se pueden dividir en: 
a) Suspensiones (finas o groseras) 
b) Coloidales 
c) Soluciones 
 
Las coloidales son las que nos ocupan, presentan sus partículas un diámetro de 1 a 100 
micrómetros, y donde Oswald lo definió como El estado de la materia de la superficie 
extremadamente desarrollada. 
 
Los coloides están ubicados entre las dispersiones finas y las soluciones de modo que las 
dispersiones coloidales se pueden obtener por dos métodos generales 
1) Por dispersión 
2) Por condensación 
 
El método por dispersión consiste en disminuir el tamaño de las partículas de la fase in-
terna de una dispersión en otras de menor tamaño, hasta alcanzar los valores de 1 a 100 
micrones de diámetro. 
17 
 
El método por condensación consiste en hacer que los iones o moléculas de una solución 
se reúnan formando partículas de mayor tamaño para también llegar a valores de 1a 100 
micrones. 
 
Soluciones y sustancias puras 
Si se fraccionan una solución de agua y sal común por medio de la destilación simple, se 
obtiene sal en el balón yagua en el recipiente colector. Esto prueba que la destilación 
permite separar una solución en dos componentes. Si hacemos lo propio con agua pura, 
se obtiene únicamente agua en el recipiente colector. 
El agua pura, por lo tanto, no puede fraccionarse en componentes más simples por desti-
lación ni -en general- por ninguno de los métodos estudiados. 
La observación anterior permite discriminar entre dos tipos de sistemas homogéneos: las
soluciones y las sustancias puras. 
Una sustancia pura es un sistema homogéneo a partir del cual no es posible obtener otras sus-
tancias por medio de métodos de fraccionamiento.
 
Las soluciones, en cambio, son sistemas homogéneos que pueden fraccionarse en com-
ponentes más sencillos por medio de la destilación o la" cristalización. Dichos componen-
tes, a su vez, son sustancias puras. 
Ejemplo: por destilación podemos fraccionar agua con sal común disuelta en ella (solu-
ción) y obtener agua pura (sustancia pura) y sal común (cloruro de sodio, sustancia pura). 
 
La aplicación sucesiva de métodos de separación y de fraccionamiento de fases permite 
obtener un conjunto de sustancias puras a partir de un sistema heterogéneo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
En adelante llamaremos simplemente sustancias a las sustancias puras. 
 
Propiedades de la sustancias 
Cuando la sustancia agua es llevada a la temperatura de 100°C, se convierte totalmente 
en vapor de agua: un sistema homogéneo líquido se ha convertido en otro sistema homo-
géneo, gaseoso. Lo mismo sucede si el agua se congela, convirtiéndose en un sistema 
homogéneo sólido. En ninguno de los casos hubo fraccionamiento. Por tal razón, inde-
pendientemente de su estado físico, decimos que el agua líquida, el hielo y el vapor de 
agua constituyen diferentes estados físicos de una misma sustancia. 
El agua líquida y el hielo presentan propiedades intensivas diferentes (por ejemplo: la 
densidad); son, por lo tanto, sistemas homogéneos diferentes. Por tal razón, un sistema 
formado por agua y hielo es un sistema heterogéneo, constituido por dos fases, de un 
únicocomponente: la sustancia agua. 
 
 
SISTEMA 
HETEROGÉNEO 
SUSTANCIAS 
PURAS 
(No se fraccionan)
SOLUCIONES 
 
(Se fraccionan) 
SUSTANCIAS 
PURAS
Fraccionamiento 
Separación 
de fases 
18 
 
Nótese la diferencia: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Las leyes que rigen los cambios de estado se aplican exclusivamente a las sustancias. 
Así, por ejemplo, cuando una sustancia sólida es llevada a determinada temperatura (pun-
to de fusión) funde gradualmente hasta convertirse totalmente en líquido. Mientras dura el 
proceso la temperatura de la sustancia permanece constante. Por otra parte, el punto de 
fusión depende de la presión exterior. Leyes análogas rigen para los otros cambios de 
estado (En el caso particular de la vaporización, sólo la ebullición cumple leyes). 
 
Las sustancias se caracterizan por poseer propiedades intensivas definidas, que permiten 
identificadas. Por ejemplo: a 4°C el agua se presenta como un líquido incoloro, inodoro e 
insípido, cuya densidad es de 1 g/cm". A presión normal, hierve a 100°C y solidifica a O 
°C. Una solución de agua y sal, por el contrario, hierve a una temperatura que depende de 
la cantidad de sal disuelta; en cuanto comienza la ebullición disminuye la cantidad de lí-
quido, aumenta la concentración de sal y cambia el punto de ebullición. Dicha solución, 
entonces, no es una sustancia. 
El punto de ebullición de una sustancia depende de la presión exterior; su estado físico 
depende de la presión y la temperatura; su densidad, de la temperatura. Si se comparan 
dos muestras de sustancias en igual estado físico, y en las mismas condiciones de pre-
sión y temperatura, puede ocurrir que todas sus propiedades intensivas coincidan; en tal 
caso podemos afirmar que se trata de una misma sustancia. Pero basta que difieran en 
una propiedad intensiva (por ejemplo, la densidad) para poder afirmar que son sustancias 
diferentes. 
 
 Ejemplo 1: 
Un trozo de hielo a O °C flota en el agua de un vaso, que se halla a igual temperatura. La 
presión es normal. Las propiedades intensivas del hielo y del agua son diferentes. ¿Por 
qué podemos afirmar, sin embargo, que se trata de una misma sustancia? 
Debemos comparar ambos sistemas en igualdad de presión y temperatura, en el 
mismo estado físico. Si calentamos el sistema hasta 5°C, tendremos ambas mues-
tras en estado líquido (agua) con idénticas propiedades intensivas, Si enfriamos has-
ta -5°C, ambas muestras serán de hielo, con idénticas propiedades intensivas. Se 
trata de la misma sustancia. 
AGUA SALADA 
(Sistema homogéneo) 
DOS COMPONENTES 
(Agua / sal) 
UNA FASE 
AGUA y HIELO 
(Sistema heterogéneo) 
UN COMPONENTES 
DOS FASE 
(Agua / Hielo) 
19 
 
 
 Ejemplo 2: 
Dos muestras de agua pura líquida presentan distinta densidad. ¿Basta ello para afirmar 
que las sustancias de ambas muestras son distintas sustancias? 
 
No. Seguramente las muestras se hallan. a distinta temperatura. Si se las compara a 
igual temperatura su densidad debe ser la misma. 
 
 
Soluciones 
 
Al estudio de las soluciones se le asigna gran importancia, ya que la mayoría de las reac-
ciones químicas son reacciones entre soluciones. Muchas sustancias no reaccionan entre 
sí en estado sólido, pero lo hacen si previamente se las disuelve en un solvente adecua-
do. El disolvente por excelencia es el agua, que por la naturaleza polar de sus moléculas 
facilita la disolución de gases, líquidos y sólidos. 
Las reacciones que se producen en las células de los organismos animales y vegetales 
son también reacciones entre soluciones. 
Recordemos que: 
 
Una solución es un sistema homogéneo fraccionable formado por dos o más 
sustancias puras miscibles, que no reaccionan entre sí. 
 
Considerada la solución como una dispersión homogénea, el tamaño de las partículas 
dispersas es menor que 1 mu (mili-micrón). 
Cuando la solución está constituida por dos sustancias puras, una de ellas suele hallarse 
en menor proporción (sustancia dispersa): se la denomina soluto. La otra es la sustancia 
dispersante, llamada solvente o disolvente. 
La solución se presenta en el mismo estado físico que el solvente. Por ejemplo: si se di-
suelven dos gramos de sal en 10 ml de agua se obtiene una solución líquida (estado físico 
del agua). La sal es el soluto y el agua el solvente. 
Los términos soluto y solvente no se aplican cuando la solución consta de iguales canti-
dades de sustancias en igual estado de agregación. En una solución obtenida a partir de 
100 ml de agua y 100 ml de alcohol resulta imposible discriminar entre soluto y solvente. 
Las soluciones se caracterizan por ser fraccionables y porque sus propiedades físicas 
(densidad, índice de refracción) varían al modificarse la relación entre las masas de soluto 
y solvente. Por ejemplo: si se evapora el agua de una solución de agua y sal, la densidad 
de la solución aumenta. 
Tratándose de sólidos iónicos en solución, como el cloruro de sodio, los dipolos de las 
moléculas de agua originan poderosas fuerzas de atracción electrostática que vencen las 
fuerzas de atracción entre los iones. Los aniones cloruro quedan rodeados por moléculas 
de agua cuyos extremos positivos se agrupan junto 
al anión (Cl). Con los cationes sodio sucede algo similar: son rodeados por los extremos 
negativos de las moléculas de agua, como indica la figura. 
Se forman así iones hidratados que se mueven libremente en el seno del agua. A este 
tipo de soluciones se las denomina iónicas, y se caracterizan por conducir la corriente 
eléctrica. 
Distinto es el caso de las soluciones llamadas moleculares, en donde las moléculas de 
soluto no se hidratan y conservan su individualidad. No conducen la corriente eléctrica, ya 
que el soluto no se ioniza. 
 
20 
 
Una solución de cloruro de sodio en agua es iónica, mientras que si se disuelve azúcar en 
agua se obtiene una solución molecular. El soluto y el solvente pueden presentarse en 
estado sólido, líquido o gaseoso, si bien las soluciones más usuales son de: 
 gas en gas (aire puro y seco) 
 gas en líquido (dióxido de carbono en agua) 
 líquido en líquido (alcohol en agua) 
 sólido en líquido (azúcar en agua) 
 sólido en sólido (aleaciones: cobre en cinc) 
 líquido en sólido (amalgamas: mercurio en cobre) 
 
Solubilidad 
 
Es la cantidad máxima de soluto que puede disolverse en una cantidad dada de solvente, 
a presión y temperatura determinadas. Para soluciones de sólidos en líquidos, la solubili-
dad depende de la naturaleza del soluto y del solvente, y de la temperatura. En general, la 
solubilidad aumenta con la temperatura (nitrato de potasio en agua), si bien existen algu-
nos casos en que disminuye (sulfato de sodio en agua) o no se modifica sensiblemente 
(cloruro de sodio en agua). En cuanto a la presión, influye poco sobre la solubilidad. 
 
Concentración de las soluciones 
 
Para expresar la composición de una solución en forma cuantitativa se utiliza la noción de 
concentración, es decir, la relación entre la cantidad de soluto y la cantidad de solvente o 
solución. 
Dicha relación puede establecerse entre masas o entre masas y volúmenes. 
Se presentan, por lo tanto, cuatro formas de expresión de la concentración: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ENTRE MASAS 
Masa de soluto 
Masa de solvente 
Masa de soluto 
Masa de solución 
 
ENTRE MASA Y VOLUMEN 
Masa de soluto 
Volumen de solvente 
Masa de soluto 
Volumen de solución 
 
ENTRE VOLUMEN Y VOLUMEN 
Volumen de soluto 
Volumen de solución 
Volumen de soluto 
Volumen de solvente 
21 
 
PARTICULAS POR MILLON: PPM 
 
 
 Ejemplo 1: 
 
Una solución acuosa de nitrato de cinc contiene 10 g de sal en 70 g de solución. Expresar 
la concentración en: (a) gramos de sal por 100 g de agua; (b) gramos de sal por 100 g de 
solución. 
 
Es evidente que: 
 
MASA DE SOLUTO + MASA DE SOLVENTE = MASA DE SOLUCIÓN 
 
Por lo tanto, la masa de solvente es: 70 g – 10 g = 60 g 
 
(a) En 100 g de agua hay una masa x de sal, que puede calcularse aplicando la si-
guiente proporcionalidad:60 g (agua) = 10 g (sal) Por lo tanto: X = 100 g x 10 g = 16.66 g 100 g (agua) X 60 g 
 
La concentración es de 16.66 g (sal) / 100 g (agua). 
 
(b) En 100 g de solución hay una masa y de sal, tal que: 
 
70 g (solución) = 10 g (sal) Por lo tanto: y = 100 g x 10 g = 14.28 g 100 g (solución) y 70 g 
 
La concentración es de 14.28 g (sal) / 100 g (solución). 
 
 
 Ejemplo 2: 
 
Se disuelven 7 g de cloruro de sodio en 43 g de agua. Expresar la concentración en: (a) 
gramos de sal por 100 g de solución; (b) gramos de sal por 100 ml de agua. 
La masa de solución es 7 g + 43 g = 50 g 
 
(a) En 100 g de solución hay una masa x de sal, tal que: 
 
50 g (solución) = 7 g (sal) Por lo tanto: x = 100 g x 7 g = 14 g 100 g (solución) x 50 g 
 
La concentración es de 14 g (sal) / 100 g (solución). 
 
(b) Debemos expresar la concentración, dada por una relación entre masas, por me-
dio de una relación entre masa de soluto y volumen de solvente (agua). De acuerdo 
con los datos, la solución contiene 7 g de sal en 43 g de agua. Por 
ser la densidad del agua igual a 1 g/cm3 = 1 g/ml resulta que 43 g de agua ocupan 
un volumen de 43 mI. En general, siendo la densidad: 
 
 = 
m 
El volumen será V = 
m 
= 
43 g 
= 43 ml v 1 g ml 
 
22 
 
Ahora calcularemos la masa de sal (y) presente en 100 ml de agua, sabiendo que en 43 
ml hay 7 g de sal: 
 
43 ml (agua) = 7 g (sal) Por lo tanto: y = 100 ml x 7 g = 16.27 g 100 ml (agua) y 43 ml 
 
La concentración es de 16.27 g (sal) / 100 ml (agua). 
 
 
 Ejemplo 3: 
 
Una solución contiene 6 g de soluto en 20 g de solución, y su densidad es 1,2 g/mI. Cal-
cular su concentración en: (a) gramos de soluto por 1000 g de solución; (b) gramos de 
soluto por litro de solución. 
 
(a) Hallamos la masa de soluto presente en 1000 g de solución por medio de una 
proporcionalidad: 
 
20 g (solución) = 6 g (Soluto) Por lo tanto: x = 1000 g x 6 g = 300 g 1000 g (solución) x 20 g 
 
La concentración es de 300 g (soluto) / 1000 g (solución). 
 
(b) Debemos calcular el volumen ocupado por 20 g de solución, a partir de la densi-
dad. Siendo 
 
 
 = 
m 
Resulta V = 
m 
= 
20 g 
= 16.66 ml v 1,2 g ml 
 
 
En 16,66 ml de solución hay 6 g de soluto; por lo tanto, en un litro de solución (1000 ml) 
tendremos una masa de soluto (y) tal que: 
 
16.66 ml (solución) = 6 g (soluto) Por lo tanto: y = 1000 ml x 6 g = 360.14 g 1000 ml (solución) y 16.66 ml 
 
La concentración es de 360.14 g (soluto) / litro (solución). 
 
Existen otras formas especiales de la concentración: 
 
 Molaridad. 
 Formularidad 
 Molalidad 
 Normalidad 
 
 
 
 
 
 
 
RECORDEMOS CONCEPTOS ÚTILES 
23 
 
 
PESO ATÓMICO (P.A.): Es el peso del núcleo del átomo y donde se considera que se 
concentra toda la masa atómica. 
 
PESO MOLECULAR (P.M.): Es la suma de los P.A. de una molécula. 
 
MOL: Es el P.M. expresado en gramos (indica la masa). 
 
NUMERO ATÓMICO (N.A.): Se simboliza con Z indica el N° de protones que hay en el 
núcleo, como el átomo es un ente eléctricamente equilibrado, Z nos indicará también el N° 
de electrones. 
 
NÚMERO MÁSICO: Se simboliza con A indica el N° de protones más el N° de neutrones 
que hay en el núcleo, de esta manera, para averiguar el N° de neutrones, bastará restarle 
al N° másico el N° atómico. 
 
PERIODO: Es el conjunto de elementos que comienza en un metal alcalino y termina en 
un gas noble (es el n° de capas en que se han distribuido los electrones. 
 
GRUPO: Es el conjunto de elementos ordenados verticalmente y que poseen propiedades 
análogas. 
 
VALENCIA: Es la capacidad de combinación de un átomo de un elemento respecto a otro 
que se toma como tipo o referencia. 
 
ION: Es un átomo que ha ganado o perdido electrones en consecuencia el ion podrá ser 
eléctricamente positivo o negativo. La pérdida o ganancia de electrones se produce por-
que todos los elementos tienden a formar el octeto, es decir, que todos tienen a obtener 
en la última capa la misma cantidad de electrones que contiene el gas noble más cercano. 
 
Todos los metales tienden a transformarse en iones positivos, mientras que los no meta-
les al tender a ganar electrones pasan a transformarse en iones negativos, por esa razón 
se observa que los grupos 1 al 4 están formados principalmente por no metales (grupos 1 
y 2 en especial). 
 
Molaridad 
Esta unidad de concentración se basa en el volumen de una solución. 
La molaridad se define como el número de moles de soluto por litro de solución. Que tam-
bién, se puede expresar en gramos de soluto por litro de solución. 
 
Se expresa en: 
 
Molaridad = MOLES DE MOLÉCULAS DE SOLUTO LITRO DE SOLUCIÓN 
 
 
Para calcular el peso molecular de un compuesto se multiplica el peso atómico de cada 
elemento por la valencia que tiene y luego se suman todos los pesos atómicos obtenidos. 
 
Peso Molecular del Ácido Sulfúrico (SO4H2) 
 
24 
 
P. Atómico S + P. Atómico O x 4 + P. Atómico H x 2 = 
32 16 x 4 1 x 2 
32 + 64 + 2 = 98 
 
1 mol de (S O4 H2) = 98 gr. 
 
En este ejemplo, 1 mol de Ácido Sulfúrico pesa 98 gr, por lo tanto, una solución 1 molar 
será: 
1 Molaridad = 1 mol de soluto = 98 gr de soluto 1 litro de solución 1 litro de solución 
 
Ahora bien, si una solución 1 M contiene 98 gr de soluto por litro de solución, para una 
solución 0.7 molar necesitaré: 
 
1 M 98 gr de (SO4H2) 
0.7 M 98 gr de (SO4H2) x 0.7 M = 68.6 gr de (SO4H2) 1 M 
 
Una solución 1 M contiene 98 gr de soluto por litro de solución, para una solución 2.5 mo-
lar necesitaré: 
 
1 M 98 gr de (SO4H2) 
2.5 M 98 gr de (SO4H2) x 2.5 M = 245 gr de (SO4H2) 1 M 
 
Peso Molecular del Ácido Nítrico (NO3H) 
 
P. Atómico N + P. Atómico O x 3 + P. Atómico H = 
14 16 x 3 1 
14 + 48 + 1 = 63 
 
En este ejemplo, 1 mol de Ácido Nítrico pesa 63 gr, por lo tanto, una solución 1 molar se-
rá: 
 1 M = 1 mol de soluto = 63 gr de soluto 1 litro de solución 1 litro de solución 
 
Ahora bien, si una solución 1 M contiene 63 gr de soluto por litro de solución, para una 
solución 0.7 molar necesitaré: 
1 M 63 gr de (NO3H) 
0.7 M 63 gr de (NO3H)x 0.7 M = 44.1 gr de (NO3H) / l Sc 1 M 
 
Una solución 1 M contiene 63 gr de soluto por litro de solución, para una solución 2.5 mo-
lar necesitaré: 
1 M 63 gr de (NO3H) 
2.5 M 63 gr de (NO3H)x 2.5 M = 157.5 gr de (NO3H) / l Sc 1 M 
 
 
25 
 
Si se tienen 6 l de una solución de (Cl H) ácido clorhídrico en agua, que contiene 109,5 g 
de dicho ácido (masa de 3 moles), (P.A. Cl= 35.5 - P.A. H= 1. Por lo tanto el P.M. es 36.5 por mol), 
la molaridad será: 
 
 
3 moles de moléculas de soluto = 0,5 moles de moléculas de soluto 6 litros de solución litros de solución 
 
La unidad de molaridad se indica con la letra M la solución anterior tiene una molaridad 
igual a 0,5 M, que se lee "0,5 molar”. 
Una solución 1 M ("uno molar") es aquella que contiene un mol de moléculas de soluto por 
cada litro de solución. 
 
 
 Ejemplo 1: 
 
Calcular cuántos gramos de ácido sulfúrico se necesitan para obtener una solución 1M. El 
solvente es agua. Debemos considerar un mol de H2S04, es decir 98 g, y agregar agua 
hasta obtener un litro de solución. 
P.A. (S) =32 / P.A. (H) =1 / P.A. (O) =16 – P.M. H2S04 = 32 + 2x1 + 4x16 = 98 
 
 1 mol de molécula de H2S04 = 98 g H2S04 1 litro de solución 1 litro de solución 
 
 
 
 Ejemplo 2: 
 
Expresar en gramos de soluto / litro de solución la concentración de una solución 0.1 M de 
ácido sulfúrico en agua. 
La solución 0,1 M contiene 0,1 moles de H2S04 por litro de solución, es decir, una masa de 
soluto igual a 0,1 x 98 g = 9,8 g. 
Su concentración puede ser expresada por lo tanto como: 
 
9.8 gramos de soluto litro de solución 
 
 
 Ejemplo 3: 
 
¿Cuál es la molaridad de una solución de (HN03) ácido nítrico que contiene 63 g de ácido 
en 500 mI de solución? 
P.A. (H) =1 / P.A. (N) =14 / P.A. (O) =16 – P.M. H N03 = 1 + 14 + 3x16 = 63 
 
En un litro de solución habrá 2 x 63 g = 126 g de ácido, es decir, dos moles de molé-
culas. Por lo tanto, se trata de una solución 2 M.500 ml 63 g 
1000 ml 63 g x 1000 ml = 126 g de ácido 
 500 ml 
 
 
26 
 
 
Límites de exposición ocupacional 
 
Los valores de los límites de exposición ocupacional (OEL, TLV, PEL, CMP, etc.) para los 
gases y vapores originalmente se dan en mililitros por metro cubico (ml/ m3), pero gene-
ralmente se dan en partes por millón de sustancia por volumen de aire (ppm). Este valor 
es independiente de las variables de presión atmosférica y temperatura y también se pue-
den expresar en miligramos por metro cubico (mg/ m3). 
Los límites de exposición para metales, sales y otros compuestos que no forman vapores 
a temperatura y presión ambiente sólo se expresan en mg/m3. 
 
 
Conversión mg/m3 a ppm 
Para convertir mg/m3 a ppm se utilizan las fórmulas: 
 
 TLV en mg/m3 = (gramo de peso molecular de sustancia) x (TLV en ppm) 
 24.45 
 
 
 TLV en ppm = 24.45 x (TLV en mg/m3) 
 (gramo de peso molecular de sustancia) 
Estas fórmulas se pueden usar cuando se toman las mediciones a 25°C y la presión del 
aire es de 1 atmósfera o 760 mm Hg, que son las Condiciones Normales de Presión y 
Temperatura (C.N.P.T.) y que la constante de 24,45 surge de la aplicación de la fórmula: 
 
P . V = n . R . T 
 
De donde: 
P: Presión atmosférica. 
V: Volumen del gas o vapor. 
n: masa del gas o vapor / PM del gas o vapor 
R: Constante de los gases: 1atm . 22.4 L / 1 mol . 273 K = 0.082 atm. L / K . mol. 
T: Temperatura expresada en K (Kelvin) que resulta de sumar 273,15 + t ºC. 
 
 Ejemplo 1 
Si aplicamos la formula, para convertir 200 ppm de CO a mg/m3 lo que debemos despejas 
es la masa: 
Datos P.A. C = 12, P.A. O = 16, o sea que nuestro P.M. CO = 28 g/ mol 
 
P . V = m .R.T m = P . V . M M R . T 
 
m = 1 atm . 200 L . 28 g / mol = 5600 g = 229.04 g 0.082 atm. L / K . mol . 298 K 24.45 
 
 
27 
 
Ahora hemos llegado a un valor de 229.04 g en un volumen de un millón de partes de 
aire, por lo que debemos calcularlo en 1000 partes de aire: 
 
16 L aire 229.04 g CO 
13 L aire 229.04 g CO . 13 L aire = 0.22904 g/m3 CO 
 16 L aire 
 
Como lo debemos expresar en mg/m3: 
 
0.22904 g/m3 CO = 229.04 mg/m3 CO 
 
El número 24.45 como hemos visto en la ecuación anterior es el volumen de un gramo de 
peso molecular de un gas o vapor cuando la presión es 1 atmósfera o 760 mm Hg y a 
25°C, que es una constante. 
Para convertir mg/m3 a ppm en otras temperaturas y presiones, se debe calcular el volu-
men de 1 gramo de peso molecular de un contaminante transportado por aire (ej. 92.13 
gramos de tolueno) usando la fórmula: 
 
P . V = n . R . T 
En donde R es la constante ideal de gas; T, la temperatura en Kelvin (273.16 + T°C); y P, 
la presión en mm Hg. Esta información puede ser sustituida en las fórmulas para la con-
versión entre mg/m3 y ppm. 
 
 
UNIDAD 2: CUESTIONARIO 
 
1 – Los sistemas materiales son una parte de la composición de la Química. Puede 
Ud. indicar a cuáles definiciones corresponden las afirmaciones siguientes desarro-
llando además un ejemplo para cada caso de: 
a – Presentan propiedades intensivas iguales y tienen una sola fase. 
b - Presentan propiedades intensivas diferentes y tienen 2 ó más fases. 
c – No presentan interfase definida. 
2 – Puede Ud. dar las pautas que diferencien a las SOLUCIONES de las SUSTAN-
CIAS PURAS? 
3 – Cómo y porqué se forman las Soluciones No Saturadas – Saturadas y Sobre Sa-
turadas. Qué relación existe con la solubilidad de las sustancias.
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
28 
 
UNIDAD 3 
 
ESTUDIO DE LA TABLA PERIODICA DE LOS ELEMENTOS 
 
Tabla Periódica de Mendelejeff 
Agrupamiento - Grupos - Periodos 
 
 Químico ruso que en 1869 dispuso los elementos en un sistema ordenado y cohe-
rente que se lo llamo Sistema Periódico de los Elementos 
 
 Entre sus puntos principales debemos tener en cuenta lo siguiente: 
 
1) Se fundamento en el P.A.: Las propiedades de los elementos son una función pe-
riódica de sus P.A. 
 
2) En base a esta ley se clasificaron los elementos según sus P.A. crecientes 
 
3) Se clasifico según la ley de los octetos de neutralidad: “El octavo elemento, contando a 
partir de una dada, repetir las propiedades del primero, como la octava nota de la escala 
musical” (DO - RE - MI - FA - SOL - LA - SI..........) 
 
4) De este ordenamiento surgieron ocho grupos o familia de elementos (vertical) y siete 
periodos con distinta cantidad de elementos 
 
1er. periodo 2 elementos (extra corto) 
2do. y 3er. periodo 8 elementos (corto) 
4to. y 5to. periodo 18 elementos (largo) 
6to. periodo 32 elementos 
7mo. periodo incompleto aun 
 
Recordemos, de la unidad 1, la formula de 2 . n2, que nos da el valor numérico de la can-
tidad máxima de electrones por cada capa o nivel. 
 
5) Los elementos de cada columna, familia o grupo tienen propiedades químicas análogas 
y propiedades físicas relacionadas. 
 
6) En la tabla original de Mendelejeff no figuran los gases nobles que aun no se habían 
descubierto. En la actualidad figuran como grupo 0 
 
Si estudiamos la composición de la tabla observaremos 
 
1) 1er. Periodo 
 
2) 2do. y 3er. Periodo 
 
3) 4to. y 5to. Periodo 
 
4) 6to. Periodo (32 elementos) pero con la observación que en el lugar 57 se hallan 15 
elementos con propiedades muy iguales que son los Lantanidos, tierras raras por ser el 
57 llamado Lantano. 
 
29 
 
5) 7mo. Periodo incompleto: porque todavía ni en la naturaleza ni en el laboratorio se han 
encontrado suficientes elementos. En el lugar 89 (actinio) se encuentra luego un conjunto 
de 15 elementos de propiedades muy similares que forman las tierras raras - actinidas o 
serie del actinio. Atención hasta el momento este periodo tiene 17 elementos, siendo el 
último el nro. 103 (laurencio). 
 
6) Los grupos o familias se subdividen en su mayoría, en subgrupos A y B. 
Los del grupo A contienen elementos más positivos y el B los más negativos. 
 
7) El actual ordenamiento se basa, no en el P.A. como en la original, sino el llamado N° A. 
Al ordenar los elementos de la tabla según el N° Atómico, desaparecen algunas anoma-
lías de la tabla original pues los elementos se ordenan en forma en forma creciente de sus 
N° atómicos. 
 
Conclusiones previas 
 
1) Los elementos del primer grupo poseen carácter metálico. 
 
2) El carácter metálico disminuye del 1ro. al 7mo. 
 
3) Las valencias máximas de los elementos crecen del primero al último grupo con res-
pecto al O2: Na (1+); Mg (2+); Al (3+); Si (4+); P (5+) S (6+); Cl (7+). 
 
4) Las valencias con respecto del H2 de los elementos del grupo IV al VII es igual a la dife-
rencia entre el 8 y la valencia de ese elemento con respecto al O2 (regla de ABBEG). 
 
 C = 8 - 4 = 4 
 N = 8 - 5 = 3 
 O = 8 - 6 = 2 
 
5) El punto de fusión aumenta del primero al cuarto y a partir de este disminuye hasta el 
séptimo elemento 
 
Na = 97 °C Mg = 650 °C Al = 658 °C Si = 1427°C 
 
P = 590°C S = 112,8 °C Cl = -101,6 °C A = -189.2 °C 
 
6) Se ordenan en grupos los grupos, familias o elementos congéneres. 
 
De esta forma quedan en columna las familias de los metales alcalinos. 
 
Li; Na; K; Rb; Cs 
 
De esta forma quedan en columna las familias de los Halógenos. 
 
F; Cl; Br; I; 
 
De esta forma quedan en columna las familias de los Gases nobles. 
 
30 
 
He; Ne; Ar; Kr; Xe; 
 
Anomalías de la tabla periódica 
 
1) Las relaciones o analogías entre los elementos son solo cualitativas y no cuantitativas. 
Por esta razón, ninguna propiedad cuantitativa de un elemento puede ser determinada 
con exactitud a partir de las propiedades conocidas de otros elementos. 
 
2) El H2 no tiene ubicación correcta o definida pues no presenta ninguna relación muy es-
trecha con otros elementos. 
 
3) No todos los elementos están ordenados de modo estricto de acuerdo a sus P.A. cre-
cientes (no hay separación correcta entre metales y no metales). 
 
4) Los elementos no están clasificados de acuerdoa la serie electroquímicas. 
 
5) Se presenta demasiada atención a la valencia antes que a sus propiedades químicas. 
Ejemplo: 
Cu; Ag; y Av son # a K; Rb; y Cs 
 
El sentido por el cual se los agrupo así, fue el Cu = 1 ó 2; Ag = 1 pero el Av = 3 (atención 
no tiene mucho sentido). 
 
6) Los Lautanidos y los Actinidos ocupan un lugar de un solo elemento y no se permite la 
continuidad de su ordenamiento al interrumpirse (57 y 89). 
 
Debería considerarse la estructura electrónica en base a sus distintas capas u órbitas. 
 
Ventajas de la clasificación Periódica 
 
1) Ajuste del P.A.: Permite el cálculo y ajuste de los P.A. en base a sus propiedades. 
 
2) Propiedades de los elementos: Permitió prever las propiedades de los elementos no 
descubiertos. 
 
EKA - Aluminio = Galio 
EKA - Boro = Escandio 
EKA - Silicio = Germanio 
 
3) Constantes físicas: Con el uso de la tabla, se logro ajustar diversas constantes físi-
cas: 
Densidad - Punto de Fusión - Punto de ebullición - etc. 
 
4) Estructura electrónica: Permitió establecer una relación entre la ubicación de los ele-
mentos en la tabla y su estructura electrónica. 
 
Teoría Electrónica de la Valencia 
 
 En la naturaleza son muy pocos los átomos que existen aislados. Hay fuerzas que 
los mantienen unidos a los átomos, formando moléculas que están relacionadas con la 
estructura electrónica de los mismos. 
31 
 
 
 Tomando como base el concepto de valencia, podremos considerar que se toma 
como referencia al H para poder establecer las valencias de los Halógenos que son mo-
novalentes para combinarse con el H y formar hidruros. Con este criterio tendremos 
 
 
 
 
En otros casos se toma como referencia al cloro 
 
P CL 5 Pentacloruro de fósforo 
S F5 Pentafluoruro de azufre 
 
En otros casos es el Oxigeno la referencia 
 
S O2 Dióxido de azufre 
Mn2 O7 Heptoxido de Di manganeso 
Fe2 O3 Sesquioxido de hierro u oxido férrico 
 
 Las valencias máximas positivas y negativas de un elemento en valor absoluto, en 
su suma, nunca es mayor a 8. 
 
 
Ejemplo: Cl mínima -1; máxima + 7 
La primera teoría de la valencia par los compuestos iónicos en base a la estructura atómi-
ca fue propuesta por el químico germano Kosell y posteriormente el americano Lewis es-
tablecieron la teoría del octeto que dice: 
La combinación entre los átomos se realiza en forma tal que en su nivel electrónico 
exterior se produce la formación de octetos electrónicos
 
La estructura de 8 electrones se considera estable por ser la correspondiente a los gases 
nobles que se caracterizan por su inercia química o estabilidad. 
 
 Con excepción de los átomos próximos al He que tienen en su ultima órbita 2 elec-
trones por formar doblete en lugar del octeto. 
 
 Los átomos, para mantenerse unidos formando moléculas, logran formar octetos o, 
en algunos casos dobletes de varias formas diferentes surgiendo así, los diversos tipos de 
enlaces o valencias electrónicas. 
 
 
 
 
 
32 
 
Elementos más comunes y sus valencias 
 
Li Litio 
+ 1 
 Ca Calcio 
+ 2 Na Sodio Mg Magnesio 
K Potasio Ba Bario 
 
Zn Cinc 
+ 2 
 Fe Hierro 
+ 2, + 3 Cd Cadmio Co Cobre 
Hg Mercurio Ni Niquel 
 
Sn Estaño + 2, + 4 Al Aluminio + 3 Pb Plomo B Boro 
 
Si Silicio – 4, + 4 Cr Cromo + 2, + 3, + 6 
 
C Carbono – 4, + 2, + 4 Mn Manganeso + 2, + 4, + 7 
 
S Azufre – 2, + 4, + 6 N Nitrógeno – 3, + 1, + 2, + 3, + 4, + 5
 
F Flúor – 1 H Hidrógeno – 1, + 1 
 
Cu Cobre + 1, + 2 O Oxigeno – 2 
 
Cl Cloro 
– 1, + 1, + 3, + 5, + 7
 P Fosforo 
+ 3, + 5 Br Bromo As Arsénico 
I Iodo Sb Antimonio 
 
Los tipos de enlaces son 
 
1) Enlace Iónico o Heteropolar o Electrovalente 
2) Enlace covalente u Homopolar 
3) enlace covalente coordinado o dativo 
4) Enlace de Hidrogeno 
5) Enlace metálico
Detalle 
1) Enlace Iónico o Heteropolar o Electrovalente 
En la formación de compuestos electrovalentes hay transferencia de electrones del 
elemento electropositivo o de carácter metálico, al electronegativo o no metálico. 
Ejemplo: 
 
Na* + Cl Na Cl 
 2-8-1 2-8-7 2-8 2-8-8 
 
 
Esta unión se llama también Iónica (ver concepto de Ion) 
 
33 
 
Concepto: Esta unión se produce entre elementos electropositivos y electronegativos. Es 
la unión clásica de los compuestos inorgánicos y en general se produce entre elementos 
de los grupos más alejados de la tabla. Todos los elementos tienen a formar en la última 
capa un orbital con 8 electrones. En esta unión uno de los elementos pierde electrones 
que los gana el otro. 
 
Consideraciones Generales: 
 
a) En esta unión cada átomo que se combina se convierte en ion y posee tantas unidades 
de valencia como electrones adquiere o cede. 
b) Los átomos que ceden electrones se convierten en iones + o cationes (caracter metáli-
co) 
c) los átomos que adquieren electrones se convierten en iones - o aniones (caracter no 
metálico) 
 
Características de los compuestos electrovalentes: 
Se caracterizan por: 
 
1) Posee P.F. elevado 
2) Poseen P.Eb. elevado 
3) Presentan estructura cristalina iónica 
4) Son solubles en agua y poco solubles en compuestos orgánicos 
5) Al estado fundido o disuelto en H2 O, la atracción electrostática entre sus iones se hace 
más débil, disociándose y haciéndose conductoras de la corriente eléctrica 
6) Unión propia de las sales inorgánicas (no son exclusivas) 
2) Enlace covalente u Homopolar: Esta unión se produce solamente entre compuestos 
electronegativos. No hay intercambio de electrones, sino que los mismos se comparten, 
por lo que no existe ionización. 
 
Ejemplo: 
 H° + H* H °* H 
 Las moléculas que componen este tipo de unión no siempre son de naturaleza 
electrostática. Existen fuerzas de carácter magnético y del tipo de unión electrónica origi-
nadas por esas fuerzas, 
 Los átomos se combinan para formar moléculas, lo hacen por medio de pares o 
dobletes electrónicos. 
 Los átomos de ese par electrónico, pertenece a cada uno de los átomos que se 
unen. Los dos átomos se unen para formar una molécula y cada uno contribuye con un 
electrón. Formando así, el par o doblete. 
 
El par de electrones compartidos pertenece por igual a los dos átomos 
 
 
 Este tipo de enlace esta algo polarizado pues su par electrónico esta ubicado mas 
próximo al cloro debido a su elevada electronegatividad. Esto significa que estos enlaces 
34 
 
dependen de su distinta electronegatividad, para que se unan (el núcleo de atracción del 
cloro es >> que el hidrogeno. 
 
Como los pares electrónicos son compartidos por igual por los átomos que se unen, la 
molécula resultante no presenta diferencias eléctricas y por eso se denomina No Polar u 
Homopolar. 
 
Caracteres de los compuestos covalentes 
 Un átomo aporta un par de electrónico y el otro lo acepta quedando luego ese par 
compartido por ambos. 
Ejemplo: 
Es una variante del enlace covalente simple donde solo un átomo contribuye con 2 
electrones y que son aceptados por el otro completando así el octeto, aunque este ya está 
completo. 
 
 En esta unión intervienen solamente elementos electronegativos y también la unión 
se realiza por electrones compartidos, donde un solo elemento pone los electrones. El 
que los da se llama dador y el que los recibe se llama receptor. 
 
4) Enlace de Hidrogeno 
Esta unión se establece cuando un átomo de hidrogeno queda incluido entre dos 
átomos electronegativos. 
 
 
La línea punteada representa un enlace H (es por esto que el ácido Fluorhidrico se pre-
senta como un dimero - H2 F2). 
 
35 
 
 Debido a este tipo de enlace el P. Eb. es mayor que en los restantes Haluros de 
Hidrogeno (además de tener P.M. más elevado). 
 
H2 F2 = 19°C H Cl = -85°C H Br = - 66°C H I = -36°C 
 
Otro ejemplo es el H2 O 
 
Este enlace llamado también Puente Hidrogeno es establecido por un patrón compartido 
por dos átomos electronegativos. 
 
Es más débil que la unión covalente y la electrovalente 
 
En el caso del H2 O hay dos pares de electronesen cada átomo de oxígeno y cada uno de 
estos pares pueden formar puente Hidrogeno con el protón de otra molécula de agua. 
 
5) Enlace metálico
 
Este tipo de enlace representa las características de los enlaces iónicos y covalentes pero 
con el agregado del fenómeno de resonancia que se da esencialmente en los compuestos 
orgánicos. 
 
Conceptos Útiles 
 
Peso Atómico (P.A.): Es el peso del núcleo del átomo y donde se considera que se con-
centra toda la masa atómica. 
 
Peso Molecular (P.M.): Es la suma de los P.A. de una molécula. 
 
Mol: Es el P.M. expresado en gramos (indica la masa). 
 
Número Atómico (N.A.): Indica el número de protones que hay en el núcleo. Como el 
átomo es un ente eléctricamente equilibrado, éste número nos indicara también el número 
de electrones. 
 
Periodo: Es el conjunto de elementos que comienza en un metal alcalino y termina en un 
gas noble (es el n° de capas en que se han distribuido los electrones. 
 
Grupo: Es el conjunto de elementos ordenados verticalmente y que poseen propiedades 
análogas. 
 
Valencia: Es la capacidad de combinación de un átomo de un elemento respecto a otro 
que se toma como tipo o referencia. 
 
Ion: Es un átomo que ha ganado o perdido electrones en consecuencia el ion podrá ser 
eléctricamente positivo o negativo. La pérdida o ganancia de electrones se produce por-
36 
 
que todos los elementos tienden a formar el octeto, es decir, que todos tienen a obtener 
en la última capa la misma cantidad de electrones que contiene el gas noble más cercano. 
 
Todos los metales tienden a transformarse en iones positivos, mientras que los no meta-
les al tender a ganar electrones pasan a transformarse en iones negativos, por esa razón 
se observa que los grupos 1 al 4 están formados principalmente por no metales (grupos 1 
y 2en especial). 
 
 N° equivalentes disueltos 
Normalidad = ------------------------------------ 
 N° de litros de solución 
 
 
 N° de moles de soluto 
Molaridad = -------------------------------------- 
 N° litros de solución 
 
 
 N° de moles de soluto 
Molalidad = -------------------------------------- 
 N° Kgm. de disolvente 
 
 
UNIDAD 3: CUESTIONARIO ORIENTADOR 
1 – En la Tabla Periódica de los Elementos, la ubicación de los mismos tienen ciertas particularida-
des que permiten su conformación. Puede indicar: 
a – La disposición de los Grupos. 
b – La disposición de los Períodos y su relación directa con la electronegatividad de los elementos 
según su ubicación. 
c – Cuál fue el criterio empleado por Mendelejeff y los que los sucedieron para tener las disposicio-
nes indicadas en a y b? 
d – Indicar las Ventajas y las Desventajas que posee la Tabla en su conjunto. 
2 – Qué conclusiones importantes se pueden extraer del estudio de la Tabla Periódica? 
3 – Se pueden o se deben aplicar las definiciones de la Teoría Electrónica de la Valencia y la Teoría 
del Octeto a la formación de compuestos? Las uniones o enlaces químicos siguen el mismo criterio 
de aplicación de dichas Teorías? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
37 
 
UNIDAD 4 
 
FENÓMENOS FÍSICOS Y QUÍMICOS: DIFERENCIAS 
 
FÍSICOS: Es todo cambio que no afecta la naturaleza íntima de la sustancia. Ej.: Dilata-
ción de los metales por acción del calor. 
 
QUÍMICOS: Consiste en la transformación de una sustancia química en otra u otras. Ej.: 
La combustión del azufre, de la madera, del alcohol y del gas natural. 
 
 Los fenómenos físicos y químicos son simultáneos, resultando difícil su neta sepa-
ración. 
 
 CARACTERÍSTICAS COMPARATIVAS: 
 
FENOMENOS FISICOS FENOMENOS QUIMICOS 
1) No se modifica la naturaleza íntima 
de la sustancia. 
2) En general es reversible al cesar la 
causa que lo origina. 
1) Se modifica totalmente. 
 
2) No es reversible, sino permanente. 
 
 
 
COMBINACIÓN: Siempre que se unan dos o más sustancias para formar otra sustancia. 
 
 CO2 + OCa CO3 Ca 
 
 Paralelamente, la energía que una sustancia absorbe o desprende al formarse 
(combinación) es igual a la que desprende o absorbe al descomponerse (descomposi-
ción). 
 
PESO ATÓMICO: Es el peso del núcleo del átomo donde se considera que se concentra 
toda la masa atómica. 
 
 
PESO MOLECULAR: Es la suma de los pesos atómicos de una molécula. 
 
 
MOL: Es el peso molecular expresado en gramos, es decir el que indica la masa. 
 
Ejemplo Peso atómico O2 = 16 
 
Peso molecular O2 = 32 1 mol O2 = 32 gr. 
 
 Para calcular el peso molecular de un compuesto se multiplica. 
 El peso atómico de cada elemento por la valencia que tiene y luego se suman to-
dos los pesos atómicos obtenidos. 
 
P. Molecular Ácido sulfúrico (S O4 H2) 
38 
 
 
 
P. atómico S + P. Atómico O x 4 + P. Atómico H x 2 
 32 + 64 + 2 =98 
 
1 mol de (S O4 H2) = 98 gr. 
 
 
NÚMERO ATÓMICO: Se simboliza con Z indica el N° de protones que hay en el núcleo, 
como el átomo es un ente eléctricamente equilibrado, Z nos indicará también el N° de 
electrones. 
 
NÚMERO MÁSICO: Se simboliza con A indica el N° de protones más el N° de neutrones 
que hay en el núcleo, de esta manera, para averiguar el N° de neutrones, bastará restarle 
al N° másico el N° atómico. 
 
N = A - Z 
 
CONCEPTO DE REACCIÓN REVERSIBLE: Se denomina así a aquellas reacciones que 
se producen en ambos sentidos (simbolizándolos con una doble flecha). Al reaccionar 
A+B se producen C+D, pero inmediatamente C reacciona con D para formar A y B nue-
vamente. Estas son reacciones que no se completan pues el sistema formado por la mis-
ma, contendrá 4 compuestos: 
A; B; C; y d 
 
A + B C + D 
 
CONCEPTO DE REACCIÓN IRREVERSIBLE: Se denomina así a las reacciones que se 
producen en un solo sentido, es decir que después de producida la reacción, desaparecen 
los reactantes (A y B) formando nuevas sustancias (o productos C y D). 
 
A + B C + D 
 
 
DIFERENTES TIPOS DE REACCIONES 
 
1°) a) REACCIONES REVERSIBLES: 
 
 A + B C + D 
 
 Son las que se producen en ambos sentidos, hecho que se expresa por dobles fle-
chas. Al reaccionar A con B se producen C+D, pero inmediatamente C reacciona con D 
para formar nuevamente A y B. Son reacciones que no se completan, puesto que el sis-
tema formado por la misma contendrá 4 compuestos: A; B; C y D. 
 
39 
 
 I2 + H2 2 H I 
 
 
b) REACCIONES IRREVERSIBLES: 
 
A + B C + D 
 
 Se denominan reacciones irreversibles a las que se producen con un solo sentido, 
es decir que después de producida la reacción desaparecen los reactantes formando 
nuevas sustancias. Son aquellas reacciones que se completan. 
 
H2 S O4 + Znº Zn SO4 + Hº2 
 
2) REACCIONES DONDE LOS ELEMENTOS Y RADICALES NO MODIFICAN SUS VA-
LENCIAS: 
 
Na CI + Ag NO3 Ag CI + Ag NO3 
 
3) REACCIONES DONDE LOS ELEMENTOS EXPERIMENTAN CAMBIOS 
EN SUS VALENCIAS: 
 
 Cu SO4 + Znº Zn SO4 + Cuº 
 +2 0 +2 0 
 
 
 
4) REACCIONES DE SÍNTESIS O COMBINACIÓN: 
 
 Son las reacciones que se producen cuando los reactantes son sustancias simples 
aunque se produzcan también para compuestas. 
 
 S + O2 SO2 (simples) 
 
 CaO + H2O Ca (OH)2 (compuesta) 
 
 
5) REACCIONES DE DESCOMPOSICIÓN: 
 
 Es lo contrario de la combinación, o sea, un solo reactante es transformado en 2 o 
más productos de reacción: 
 
 2 Hg O 2 Hg0 + O2 
 
40 
 
 
6) REACCIONES DE DESPLAZAMIENTO: 
 
 Son aquellas que los átomos de un elemento desplazan a los átomos de otro ele-
mento en un compuesto, o sea: 
 
 A + BC AC + B 
 H2 SO4 + Zn0 Zn SO4 + H2 
 Cu SO4 + Fe0 Fe So4 + Cu0 
 
7) REACCIONES DE DOBLE DESPLAZAMIENTO: 
 
 AB + CD AD + CB 
 
 Las reacciones pueden ser reversibles y entrar en equilibrio químico. Las reaccio-
nes se producen con velocidades distintas (rápidas o lentas). Las velocidades de las 
reacciones químicas dependen de muchos factores entre los cuales se tienen: las concen-
traciones, temperaturas, presiones, luz, etc. 
 Si consideramos como v1a la velocidad de los reactantes y v2 a la velocidad de 
reacción de los productos de reacción, en las reacciones reversibles alcanzará el equili-
brio químico cuando ambas velocidades se igualen, es decir que v1 =v2. 
 
 
 
 
 
8) REACCIONES DE COMBUSTIÓN: 
 
41 
 
 Estas reacciones se producen con desprendimiento de calor y luz. Las reacciones 
de combustión más comunes son las que se efectúan con la intervención de O2 del aire. 
Ej.: combustión del carbón, maderas, gas natural, kerosene, naftas, etc. 
 Las reacciones de combustión son en realidad reacciones de oxidación con libera-
ción de energía calórica y luminosa. 
 
 Hay 2 tipos de reacciones de combustión: 
 
a) COMPLETA: Se efectúa con exceso de O2. Si el combustible contiene Carbono, este 
se convierte en CO2 y si posee H se transforma, pero también forma H2O. 
 
 C0 + O02 CO2 
 CH4 + 2 O02 CO2 + 2H2O 
 
b) INCOMPLETA: Se producen cuando la cantidad de oxígeno es poco por lo cual, al ha-
ber defecto de éste, no se pueden oxidar completamente tanto el C como el H, producién-
dose generalmente C libre que se desprende como hollín a través de chimeneas o se de-
posita carbón en los pistones o se produce una oxidación incompleta del C formando mo-
nóxido. 
 
 2 C0 + O02 2 CO 
 
9) REACCIONES DE OXIDO-REDUCCIÓN: es un apéndice de las reacciones de cam-
bios de valencias- 
 
 Para explicar este tipo de reacciones debemos conocer los siguientes items que 
son fundamentales: 
 
a) FORMACIÓN DE COMPUESTOS. Hacer todos los casos de acuerdo a la Tabla Perió-
dica. 
 
b) CONCEPTOS VÁLIDOS: 
 
VALENCIA: La relación del N° de átomos que se combinan entre sí ha de ser definida y 
de un número entero y sencillo, lo que está de acuerdo, además, con uno de los postula-
dos de la teoría electrónica de la valencia (o de Dalton). 
 Cada elemento posee con respecto a otro, una cierta, capacidad de combinación 
donde la valencia determina el N° de átomos que pueden combinarse un elemento con 
otro. En síntesis: “Es la capacidad que tienen los átomos de un elemento de combinarse 
entre sí, tomando a uno como referencia”. 
 
o sea que: si asignamos a un elemento que tiene una valencia tipo, podemos establecer 
el valor de valencia del restante elemento. 
 Si interpretamos los compuestos desde el punto de vista de uniones iónicas o pola-
res, valencia “Es el N° de electrones que cede o gana un átomo”. Mientras que para los 
compuestos covalentes o unipolar la valencia significa “El N° de pares de electrones com-
partidos”. 
 Esta última es imprecisa su aplicación dado que el concepto se ajusta más a los 
compuestos con uniones covalentes coordinadas o dativas. 
42 
 
 Si se debe aplicar alguna regla para la formulación de sustancias compuestas re-
sultantes de la unión de átomos distintos, podemos decir que, si dos elementos se unen 
para formar una sustancia compuesta, actuando ambos con la misma valencia, dichos 
elementos se combinan átomo a átomo, mientras que si la combinación, se realiza entre 
átomos que actúan con valencias distintas, el total de valencias de un elemento es igual al 
total de las valencias del otro elementos. 
 
 
 
 
 
CONCEPTOS DE OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN 
OXIDACIÓN: Es el aumento de la valencia positiva de un ión, átomo o grupo de átomos, 
por la cesión de uno o varios electrones. 
 
REDUCCIÓN: Es la disminución de la valencia positiva por la captación de electrones por 
un ión, átomo o grupo de átomos. 
 
CONCEPTOS VÁLIDOS: 
 
- El N° de electrones cedidos en la oxidación es igual al N° de electrones adquiridos en la 
reducción. 
- El ión, átomo o molécula que captó electrones es un oxidante, se reduce y disminuye su 
valencia positiva. 
- El ión, átomo o molécula que cede electrones es un reductor, se oxida y aumenta su 
valencia positiva. 
 
Cuadro Sinóptico 
 
Cuando la 
sustancia se Electrones Cargas 
Valencia posi-
tiva Actúa como 
OXIDA CEDE ADMITE (+) AUMENTA REDUCTOR 
REDUCE ADQUIERE CEDE (+) DISMINUYE OXIDANTE 
 
 
UNIDAD 4: CUESTIONARIO ORIENTADOR 
 
1 – Si se modifica la naturaleza íntima de la sustancia y no es reversible, a qué tipo 
de fenómeno nos estamos refiriendo y porqué? 
2 – Puede Ud. completar las definiciones siguientes? 
a) La suma de neutrones y de protones del número atómico representan 
…………………………………… 
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b) El número de protones que hay en el núcleo representa 
el………………………………………………. 
3 – Cuando los elementos se Oxidan o cuando se Reducen en un proceso de Óxido 
Reducción, qué sucede con: 
a – Sus electrones. 
b – Sus cargas. 
c – Sus valencias negativas. 
d – Su acción en la reacción (cómo actúa). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUÍMICA INORGANICA – NOMENCLATURA Y EJEMPLOS 
INTRODUCCIÓN 
44 
 
La química tiene su propio lenguaje, a lo largo de su desarrollo se han descubierto 
miles y miles de compuestos y con ellos un gran número de nombres que los identifican. 
En la actualidad el número de compuestos sobrepasa los 13 millones, en respuesta a es-
to, a lo largo de los años los químicos han diseñado un sistema aceptado mundialmen-
te para nombrar las sustancias químicas lo que ha facilitado el trabajo con la variedad de 
sustancias que existen y se descubren constantemente. 
La primera distinción básica en la nomenclatura química, es entre los compuestos 
orgánicos e inorgánicos donde el primer término se refiere a la mayoría de aquellos com-
puestos que contienen el elemento carbono. A continuación se expondrá gran parte de la 
nomenclatura básica para los compuestos inorgánicos. Estos compuestos se pueden divi-
dir por conveniencia en cuatro clases o funciones; oxido, base, ácido y sal. 
Veamos la primera distinción para efectos de la nomenclatura inorgánica: 
 
ELEMENTOS METÁLICOS Y NO METÁLICOS 
Para efectos de nomenclatura y estudio de las propiedades químicas una clasifica-
ción muy importante de los elementos es en metálicos y no metálicos. Se puede determi-
nar aproximadamente si un elemento es metal o no metal por su posición en la tabla pe-
riódica. Los metales se encuentran a la izquierda y en el centro de la tabla periódica y los 
no metales en el extremo a la derecha. 
Cuando se comparan dos elementos, el más metálico es el que se encuentra más 
hacia la izquierda o más hacia la parte inferior de la tabla periódica. 
Existen algunas reglas útiles basadas en el concepto del número de oxidación que 
permiten predecir las fórmulas de un gran número de compuestos. 
 
REGLAS: 
1. El número de oxidación de cualquier átomo sin combinar o elemento li-
bre por ejemplo; Cl2 es cero. 
2. El número de oxidación para oxigeno es -2 (en los peróxidos es de -1). 
3. La suma de los números de oxidación para los átomos de los elementos en 
una fórmula determinada es igual a cero; cuando se trata de un ion poliatómico 
es una partícula cargada que contiene más de un átomo, por ejemplo, el nitró-
geno es +5. 
4. El número de oxidación para el hidrogeno es +1 (en los hidruros es de -1). 
5. Para los iones simples, el número de oxidación es igual a la carga de un 
ión. (Así, para Mg +2, el número de oxidación es +2) 
 
CATIONES Y ANIONES 
CATIONES (iones positivos) 
 Cuando un elemento muestra una simple forma cationica, el nombre del catión es 
el mismo nombre del elemento. 
Ejemplos: 
Na+ ion sodio 
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Ca+2, ion calcio 
Al+3, ion aluminio 
Cuando un elemento puede formar dos cationes relativamente comunes (con dos 
estados de oxidación respectivamente diferentes), cada ion debe nombrarse de tal mane-
ra que se diferencie del otro. Hay dos maneras de hacer esto, el sistema establecido 
por la IUPAC y el sistema tradicional. 
 
El SISTEMA ESTABLECIDO POR LA IUPAC; consiste en que los iones positivos 
se nombran como elemento indicando el número de oxidación mediante numerales entre 
paréntesis; así, por ejemplo: 
Cu +1 es cobre (I) y Cu +2 es cobre (II) 
 
EL SISTEMA TRADICIONAL; usa los sufijos -oso- e -ico- unidos a la raíz del nom-
bre del elemento para indicar respectivamente, el más bajo y el