Química Prefac_2014_1_Clase 1_2

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FACULTAD DE TECNOLOGÍA ‐ UMSA
Química General 
Pre Universitaria 
Curso Pre Facultativo Concentrado
Lic. Luis Fernando Cáceres Choque 
14/03/2014 
 
C O N C E P T O S   F U N D A M E N T A L E S  | 2 
 
QUIMICA GENERAL, CURSO PREFACULTATIVO 2014 
QUÍMICA GENERAL 
PREUNIVERSITARIA 
Tabla de contenido 
CAPÍTULO 1: CONCEPTOS FUANDAMENTALES ............................................................................. 4 
Objetivos del Capítulo ................................................................................................................... 4 
1.  La Importancia de la Química ................................................................................................ 4 
1.1.  División de la Química ....................................................................................................... 5 
1.1.1.  Química General ............................................................................................................ 5 
1.1.2.  Química Descriptiva ...................................................................................................... 5 
1.1.3.  Química Analítica .......................................................................................................... 5 
1.1.4.  Química Aplicada ........................................................................................................... 6 
1.2.  Química ............................................................................................................................. 7 
1.3.  Método Científico.............................................................................................................. 7 
1.4.  Materia y Energía .............................................................................................................. 8 
1.4.1.  Materia .......................................................................................................................... 8 
1.4.2.  Energía ........................................................................................................................... 8 
2.  Estados de Agregación de la Materia .................................................................................... 8 
2.1.  Sólido ................................................................................................................................. 8 
2.2.  Líquido ............................................................................................................................... 9 
2.3.  Gas ................................................................................................................................... 10 
2.4.  Plasma ............................................................................................................................. 10 
2.5.  Cambios de Estado .......................................................................................................... 11 
3.  Propiedades de la Materia .................................................................................................. 13 
3.1.  Propiedades Físicas ......................................................................................................... 13 
3.2.  Propiedades Químicas ..................................................................................................... 13 
3.3.  Propiedades Extensivas ................................................................................................... 13 
3.4.  Propiedades Intensivas ................................................................................................... 13 
3.5.  Cambio Físico .................................................................................................................. 14 
3.6.  Cambio Químico .............................................................................................................. 14 
4.  Tipos de Sustancias ............................................................................................................. 14 
4.1.  Elemento Químico ........................................................................................................... 14 
4.2.  Sustancia pura ................................................................................................................. 15 
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4.3.  Sustancia Simple .............................................................................................................. 15 
4.4.  Sustancia Compuesta ...................................................................................................... 15 
4.5.  Átomos y Moléculas ........................................................................................................ 15 
4.5.1.  Átomos ........................................................................................................................ 16 
4.5.2.  Molécula ...................................................................................................................... 17 
4.6.  Tipos de Sistemas ............................................................................................................ 17 
4.6.1.  Sistema Abierto ........................................................................................................... 17 
4.6.2.  Sistema Cerrado .......................................................................................................... 17 
4.6.3.  Sistema Aislado ........................................................................................................... 18 
4.7.  Fase ................................................................................................................................. 18 
4.8.  Mezcla y Combinación .................................................................................................... 18 
4.8.1.  Mezcla ......................................................................................................................... 18 
4.8.2.  Combinación ................................................................................................................ 19 
4.9.  Mezcla Homogénea y Heterogénea ................................................................................ 20 
4.9.1.  Mezcla Homogénea ..................................................................................................... 20 
4.9.2.  Mezcla Heterogénea ................................................................................................... 20 
5.  Unidades y Sistema de Medida ........................................................................................... 21 
5.1.  Unidades fundamentales y derivadas ............................................................................. 21 
5.2.  Densidad y Densidad Relativa ......................................................................................... 22 
5.3.  Calor y Temperatura ....................................................................................................... 23 
5.3.1.  El Calor ......................................................................................................................... 23 
5.3.2.  La Temperatura ........................................................................................................... 23 
5.3.3.  Diferencia entre Calor y Temperatura ........................................................................ 23 
5.3.4.  Escalas de Temperatura .............................................................................................. 23 
5.3.4.1.  Celsius ...................................................................................................................... 23 
5.3.4.2.  Fahrenheit ............................................................................................................... 23 
5.3.4.3.  Kelvin .......................................................................................................................23 
5.4.  Factores de Conversión ................................................................................................... 24 
5.4.1.  Pasos para realizar la conversión ................................................................................ 24 
6.  Ejercicios .............................................................................................................................. 26 
 
   
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CAPÍTULO 1: CONCEPTOS 
FUANDAMENTALES 
Este capítulo tiene la finalidad de describir y definir la importancia de la Química, sus campos 
de aplicación y su división. 
Por  otro  lado  se  definirán  los  estados  de  agregación  de  la  materia,  las  diferencias  entre 
fenómenos  físicos  y  químicos,  sustancias  simples  y  compuestas,  así  como  otros  conceptos 
fundamentales.  
Objetivos del Capítulo 
1. Conocer la importancia y división de la Química. 
2. Conocer el Método Científico, su secuencia e importancia. 
3. Conocer  los  conceptos  fundamentales  de: Materia,  fenómenos  Físicos  y  Químicos, 
Propiedades Extensivas e Intensivas, mezclas homogéneas y heterogéneas, el Sistema 
de Medición, Densidad y Pesos específico. 
1. La Importancia de la Química 
Posiblemente el desarrollo de  la Ciencia no  tendría  los mismos  logros, efectividad, amplitud, 
beneficio e impacto en nuestro diario vivir, si no fuese por la evolución de la Química. 
Sería  imposible pensar en Cirugías sin contar con anestésicos1 y antisépticos2, en  los aviones 
sin aleaciones  ligeras ni gasolinas especiales, en  la vestimenta sin colorantes, en  los puentes 
sin  hierro  y  cemento,  y  en  la  apertura  de  túneles  sin  explosivos.  El  avance  prodigioso  de 
nuestra civilización en  los últimos doscientos años, muchísimo mayor que en  los, cuatro mil 
años anteriores, es el resultado del desarrollo y aplicación de la ciencia química, por la que el 
hombre  ha  adquirido  un  control  sobre  el  medio  exterior  y  aumentado  su  independencia 
respecto de él. 
Pero todos estos progresos químicos, con ser enormes, son únicamente un comienzo, pues los 
más  intrigantes y prometedores secretos de  la Naturaleza permanecen aún  impenetrables. El 
químico ha llegado a resolver el misterio del átomo y dispone hoy de métodos para liberar las 
enormes reservas de energía dentro de él, pero nada sabemos acerca de las fuerzas químicas 
que distinguen  la materia viva de  la no‐viviente o muerta. Así, por ejemplo, ¿cómo utiliza  la 
                                                            
1 medicamentos que evitan temporalmente la sensibilidad en el lugar del cuerpo de su administración. 
2 medicamentos que calman o eliminan el dolor de cabeza, muscular, artríticos y otros. 
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hoja verde la luz solar para convertir el dióxido de carbono y el agua en alimentos?, y ¿por qué 
mecanismo  las mínimas  trazas de vitaminas y hormonas producen en el cuerpo humano  los 
sorprendentes efectos conocidos? 
Contrariamente a lo que podría suponerse, la Ciencia Química no ha llegado a su culminación. 
A cada nuevo avance suceden nuevas preguntas cuya respuesta exige, más que la intuición de 
grandes genios, el trabajo en colaboración, tal como se ha puesto de manifiesto en los últimos 
años y descubrimientos sobre la estructura íntima de la materia. 
1.1. División de la Química 
Debido a la gran amplitud y desarrollo, la química se divide en: 
1.1.1. Química General 
Estudia los fundamentos o principios básicos comunes a todas las ramas de la ciencia química. 
1.1.2. Química Descriptiva 
Estudia las propiedades y obtención de cada sustancia químicamente pura en forma particular. 
Podemos subdividirla en: 
1.1.2.1. Química Inorgánica 
Estudia todas las sustancias inanimadas o del reino mineral 
1.1.2.2. Química Orgánica 
Estudia todas las sustancias que contienen carbono (con excepción de  ,  ,  ) ya sean 
estos  naturales  (provenientes  del  reino  animal  y/o  vegetal)  o  artificiales  (plásticos,  fibras, 
textiles). 
1.1.3. Química Analítica 
Estudia las técnicas para identificar, separar y cuantificar las sustancias orgánicas e inorgánicas 
presentes en una muestra material, o  los elementos presentes en un compuesto químico. Se 
subdivide en: 
1.1.3.1. Química Analítica Cualitativa 
Estudia  las  técnicas  para  identificar  las  sustancias  químicas  (simples  y  compuestas)  en  una 
muestra material o los elementos químicos presentes en un compuesto. Así por ejemplo, se ha 
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determinado  que  en  el  agua  pura  sólo  hay  dos  elementos:  hidrogeno  y  oxigeno;  en  la  sal 
común, cloro y sodio; en el azúcar de mesa, carbono, hidrogeno y oxigeno. 
1.1.3.2. Química Analítica Cuantitativa 
Estudia las técnicas para cuantificar las sustancias químicas puras en una muestra material o el 
porcentaje en peso que representa cada elemento en un compuesto, para luego establecer su 
formula química. Así por ejemplo, tenemos que en el agua hay 88,89% en peso de oxigeno y 
11,11% de hidrogeno, luego, la fórmula del agua será  . 
1.1.4. Química Aplicada 
Por su relación con otras ciencias y su aplicación práctica, se subdividen en: 
1.1.4.1. Bioquímica 
La  bioquímica  es  la  ciencia  que  estudia  los  componentes  químicos  de  los  seres  vivos, 
especialmente  las  proteínas,  carbohidratos,  lípidos  y  ácidos  nucleicos,  además  de  otras 
pequeñas moléculas presentes en las células. 
1.1.4.2. Fisicoquímica 
La  fisicoquímica  representa  una  rama  donde  ocurre  una  combinación  de  diversas  ciencias, 
como  la  química,  la  física,  termodinámica,  electroquímica  y  la  mecánica  cuántica  donde 
funciones  matemáticas  pueden  representar  interpretaciones  a  nivel  molecular  y  atómico 
estructural.  Cambios  en  la  temperatura,  presión,  volumen,  calor  y  trabajo  en  los  sistemas, 
sólido,  líquido  y/o  gaseoso  se encuentran  también  relacionados  a estas  interpretaciones de 
interacciones moleculares. 
1.1.4.3. Química Industrial 
Estudia  la aplicación de procesos químicos y  la obtención de productos químicos sintéticos a 
gran escala, como por ejemplo  los plásticos, el caucho sintético, combustibles, fibras textiles, 
fertilizantes, insecticidas, jabones, detergentes, acido sulfúrico, soda caustica, cloro, sodio, etc. 
1.1.4.4. Petroquímica 
La petroquímica es  la  industria dedicada a obtener derivados químicos del petróleo y de  los 
gases asociados. Los productos petroquímicos  incluyen  todas  las sustancias químicas que de 
ahí se derivan. 
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1.1.4.5. Geoquímica 
La geoquímica es una especialidad de las ciencias naturales, que sobre la base de la geología y 
de  la  química  estudia  la  composición  y  dinámica  de  los  elementos  químicos  en  la  Tierra, 
determinando  la  abundancia  absoluta  y  relativa,  distribución  y migración  de  los  elementos 
entre las diferentes partes que conforman la Tierra (hidrosfera, atmósfera, biósfera y geósfera) 
utilizando  como  principales  testimonios  de  las  transformaciones  los  minerales  y  rocas 
componentes de la corteza terrestre. 
1.1.4.6. Astroquímica 
La astroquímica es la ciencia que se ocupa del estudio de la composición química de los astros 
y  el  material  difuso  encontrado  en  el  espacio  interestelar,  normalmente  concentrado  en 
grandes nubes moleculares. 
1.1.4.7. Farmoquímica 
Estudia  las propiedades de  las sustancias químicas y su acción nociva o benéfica en  los seres 
vivos. Por ejemplo, la acción de la penicilina, las drogas y antibióticos en seres humanos. 
1.2. Química 
Es  la  ciencia que estudiala estructura, propiedades  y  transformaciones de  la materia  (y  las 
leyes que rigen estas transformaciones) a partir de su composición atómica". 
1.3. Método Científico 
Los  conocimientos  que  la  humanidad  posee  actualmente  sobre  las  diversas  ciencias  de  la 
naturaleza se deben, sobre todo, al trabajo de investigación de los científicos. El procedimiento 
que éstos emplean en su trabajo de investigación es el Método Científico.        
El método científico es un proceso destinado a explicar fenómenos, establecer relaciones entre 
los  hechos  y  enunciar  leyes  que  expliquen  los  fenómenos  físicos  del  mundo  y  permitan 
obtener, con estos conocimientos, aplicaciones útiles al hombre. 
Los  científicos  emplean  el método  científico  como  una  forma  planificada  de  trabajar.  Sus 
logros son acumulativos y han llevado a la Humanidad al momento cultural actual. 
El método científico consta de las siguientes fases: 
 Observación 
 Formulación de hipótesis 
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 Experimentación 
 Emisión de conclusiones 
1.4. Materia y Energía  
1.4.1. Materia 
Se llama materia a todo aquello que tiene dimensiones, presenta inercia y origina gravitación. 
Veamos con más detalle estas propiedades básicas de la materia: 
Dimensiones: ocupa un lugar en el espacio. 
Inercia: resistencia que opone la materia a modificar su estado de reposo o de movimiento. 
Gravedad o gravitación: es  la atracción que actúa siempre entre objetos materiales aunque 
estén separados por grandes distancias. La gravedad por ejemplo es la responsable de que los 
objetos caigan al suelo y no se queden suspendidos flotando. 
Materia es todo lo que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio; 
Masa es la cantidad de materia que tiene un cuerpo; 
Volumen es el espacio ocupado por la masa 
Cuerpo es una porción limitada de materia 
1.4.2. Energía 
La  energía  es  la  capacidad  de  producir  algún  tipo  de  trabajo  o  poner  algo  en movimiento. 
Algunos  tipos de energía  son: energía electromagnética, energía mecánica, energía  cinética, 
energía potencial, energía nuclear, etc. 
2. Estados de Agregación de la Materia 
La materia  se  presenta  en  tres  estados  o  formas  de  agregación:  sólido,  líquido  y  gaseoso. 
Dadas  las  condiciones  existentes  en  la  superficie  terrestre,  sólo  algunas  sustancias  pueden 
hallarse de modo natural en los tres estados, tal es el caso del agua. La mayoría de sustancias 
se  presentan  en  un  estado  concreto.  Así,  los metales  o  las  sustancias  que  constituyen  los 
minerales se encuentran en estado sólido y el oxígeno o el   en estado gaseoso. 
2.1. Sólido 
Los  sólidos  se  caracterizan  por  tener  forma  y  volumen  constantes.  Esto  se  debe  a  que  las 
partículas que  los  forman están unidas por unas  fuerzas de atracción grandes de modo que 
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ocupan  posiciones  casi  fijas.  En  el  estado  sólido  las  partículas  solamente  pueden moverse 
vibrando u oscilando  alrededor  de  posiciones  fijas,  pero  no pueden moverse  trasladándose 
libremente  a  lo  largo  del  sólido.  Las  partículas  en  el  estado  sólido  propiamente  dicho,  se 
disponen de forma ordenada, con una regularidad espacial geométrica, que da lugar a diversas 
estructuras cristalinas. Al aumentar la temperatura aumenta la vibración de las partículas. 
 
Figura 1. El Estado Sólido y su elevado orden molecular. 
2.2. Líquido 
Los  líquidos, al  igual que  los sólidos,  tienen volumen constante. En  los  líquidos  las partículas 
están  unidas  por  unas fuerzas  de  atracción menores  que  en  los  sólidos,  por  esta  razón  las 
partículas de un  líquido pueden trasladarse con  libertad. El número de partículas por unidad 
de volumen es muy alto, por ello son muy frecuentes las colisiones y fricciones entre ellas. Así 
se  explica  que  los  líquidos  no  tengan  forma  fija  y  adopten  la  forma  del  recipiente  que  los 
contiene. También se explican propiedades como  la  fluidez o  la viscosidad. En  los  líquidos el 
movimiento  es  desordenado,  pero  existen  asociaciones  de  varias  partículas  que,  como  si 
fueran una, se mueven al unísono. Al aumentar  la temperatura aumenta  la movilidad de  las 
partículas (su energía). 
 
Figura 2. El estado Líquido y su orden intermedio de orden molecular. 
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2.3. Gas 
Los gases,  igual que  los  líquidos, no tienen forma fija pero, a diferencia de éstos, su volumen 
tampoco  es  fijo.  También  son  fluidos,  como  los  líquidos.  En  los  gases,  las  fuerzas  que 
mantienen unidas  las partículas  son muy  pequeñas.  En un  gas  el  número  de partículas por 
unidad  de  volumen  es  también  muy  pequeño.  Las  partículas  se  mueven  de  forma 
desordenada, con choques entre ellas y con  las paredes del recipiente que  los contiene. Esto 
explica  las  propiedades  de  expansibilidad  y  compresibilidad que  presentan  los  gases:  sus 
partículas  se  mueven  libremente,  de  modo  que  ocupan  todo  el  espacio  disponible.  La 
compresibilidad tiene un límite, si se reduce mucho el volumen en que se encuentra confinado 
un gas éste pasará a estado líquido. Al aumentar la temperatura las partículas se mueven más 
deprisa y  chocan  con más energía  contra  las paredes del  recipiente, por  lo que aumenta  la 
presión. 
 
Figura 3. El estado Gaseoso y su bajo orden molecular. 
Podemos resumir las principales características de los estados de agregación de la materia en 
la Tabla 1. 
Tabla 1. Estados de Agregación de la Materia. 
Estados de la materia  Sólido Líquido Gaseoso 
Forma  Definida Del recipiente Del recipiente 
Volumen  Definido Definido Del recipiente 
Compresibilidad  Despreciable Muy poca Alta 
Fuerza entre sus partículas  Muy fuerte Media Casi nula 
Ejemplo  Azúcar Gasolina Aire 
2.4. Plasma 
Cuando se habla de los estados de agregación de la materia, casi todo el mundo piensa sólo en 
sólidos, líquidos y gases. Pero resulta que estos tres estados sólo constituyen el 1% del total de 
la materia que, por el momento, sabemos que contiene el Universo. ¿Alguien habría dicho que 
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en el Universo casi toda la materia es algo denominado plasma, que no es ni sólido, ni líquido, 
ni gas? ¿Pero qué es exactamente el plasma? 
El plasma está constituido por cationes (es decir, átomos con carga eléctrica positiva porque 
han perdido algunos de sus electrones), electrones y neutrones. 
El  plasma  es  el  estado  en  el  que  se  encuentra  la materia  que  constituye  los  cuerpos más 
masivos  del  Universo:  las  estrellas.  Sin  ir  más  lejos,  el  Sol  es,  en  sí  mismo,  un  plasma 
gigantesco,  lleno de átomos de hidrógeno y helio que han perdido  total o parcialmente  sus 
electrones como consecuencia de las elevadísimas temperaturas que se generan (de hasta 15 
millones  de  grados  centígrados).  Para  conseguir  un  plasma,  sin  embargo,  no  es  necesario 
aplicar temperaturas tan elevadas. De hecho, con una vela y una cerilla tenemos suficiente. La 
corona  anaranjada  que  a  veces  se  observa  en  la  llama  de  una  vela  es  producto  de  la 
disociación e  ionización de  las moléculas del aire y constituye un plasma de baja densidad y 
temperatura.  
 
Figura 4. El estado Plasma y su poco orden iónico. 
2.5. Cambios de Estado 
Cambio  de  estado  es  el  proceso  mediante  el  cual  las  sustancias  pasan  de  un  estado  de 
agregación a otro. El estado físico depende de las fuerzas de cohesión que mantienen unidas a 
las partículas. La modificación de  la temperatura o de  la presión modificará dichas fuerzas de 
cohesión pudiendo provocar un cambio de estado. 
El  paso  de  un  estado  de  agregación  más  ordenado  a  otro  másdesordenado  (donde  las 
partículas se mueven con más libertad entre sí) se denomina cambio de estado progresivo.  
Son cambios de estado progresivo: 
El paso de sólido a líquido que se llama fusión. Ejemplo el hielo a agua líquida se funde. 
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El paso de  líquido a gas que se  llama vaporización. Ejemplo el agua  líquida pasa a vapor de 
agua:  evaporándose  lentamente  (secándose  un  recipiente  o  una  superficie  con  agua)  o  al 
entrar en ebullición el líquido (hierve). 
El  paso  de  sólido  a  gas  que  se  llama  sublimación.  Ejemplo  el  azufre  o  el  yodo  sólidos  al 
calentarlos pasan directamente a gas. 
El  paso  de  un  estado  de  agregación más  desordenado  a  otro más  ordenado  se  denomina 
cambio de estado regresivo. Cambios de estado regresivos son: 
El paso de gas a  líquido que se  llama condensación. Ejemplo en  los días  fríos de  invierno el 
vapor de agua de  la atmósfera se condensa en  los cristales de  la ventana que se encuentran 
fríos o en el espejo del cuarto de baño. 
El paso de líquido a sólido que se llama solidificación. Ejemplo el agua de una cubitera dentro 
del congelador se solidifica formando cubitos de hielo. 
El paso de gas a sólido que se denomina sublimación inversa. 
 
Figura 5. Cambios de Estado de la Materia. 
Diferencias entre evaporación y ebullición. 
El cambio de estado de  líquido a gas se denomina vaporización. La vaporización puede tener 
lugar de dos formas: 
A cualquier temperatura, el líquido pasa lentamente a estado gaseoso, el proceso se denomina 
evaporación. El paso es lento porque son las partículas que se encuentran en la superficie del 
líquido en contacto con  la atmósfera  las que se van escapando de  la atracción de  las demás 
partículas  cuando adquieren  suficiente energía para  liberarse. Ejemplo de evaporación es el 
“secado” de la ropa por acción del sol o del aire, sin alcanzar la temperatura de ebullición del 
agua, se logra evaporar el agua superficial de la ropa dejándola finalmente seca.  
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A una temperatura elevada, se produce el paso de líquido a gas en todo el volumen del líquido 
el proceso se denomina ebullición. Este punto se alcanza cuando se alcanza la temperatura de 
ebullición  del  líquido.  Cualquier  partícula  del  interior  o  de  la  superficie  adquiere  suficiente 
energía para escapar de sus vecinas, la energía se la proporciona la fuente calorífica que le ha 
llevado a dicha temperatura. 
3. Propiedades de la Materia 
La sustancias del mundo real, tal y como las percibimos con nuestros sentidos, se caracterizan 
por  sus diferentes propiedades. Así en  función  a  los  cambios que  se  realicen  sobre ellas  se 
tienen las propiedades físicas o químicas: 
3.1. Propiedades Físicas 
Son  aquellas  que  se  pueden medir  sin  que  se  afecte  la  composición  o  la  identidad  de  la 
sustancia.  Ejemplos de  estas propiedades  son  la  densidad,  el  punto de  fusión,  el punto de 
ebullición, el color, la forma, la masa, la solubilidad entre otras. 
3.2. Propiedades Químicas 
Son aquellas que pueden ser observadas  solo cuando una  sustancia  sufre un cambio en  su 
composición es decir, una transformación de su estructura  interna, convirtiéndose en otra(s) 
sustancia(s) nueva(s). Estos cambios químicos, pueden ser reversibles o  irreversibles, cuando 
éstos últimos ocurren la reacción se lleva a cabo en una sola dirección como en la combustión 
de la madera. 
3.3. Propiedades Extensivas 
Son propiedades generales que dependen de la cantidad de materia, por ejemplo, la masa, el 
peso, volumen,  longitud, energía cinética, calor, etc. Es una propiedad general que tiene toda 
la materia, cualquier sustancia. No sirven para diferenciar unas sustancias de otras. Si se indica 
que  una  sustancia  tiene  3  kg  de masa  o  que  ocupa  un  volumen  de  2  L,  no  servirá  para 
diferenciarla de cualquier otra sustancia que puede tener la misma masa y volumen. 
3.4. Propiedades Intensivas 
Son  propiedades  específicas  que  no  dependen  de  la  cantidad  de  materia,  por  ejemplo: 
temperatura,  punto  de  fusión,  punto  de  ebullición,  calor  específico,  densidad,  etc.  Sólo  la 
tienen  determinados  tipos  de  sustancia,  e  incluso  una  sustancia  concreta;  es  decir,  no  son 
comunes a toda la materia. Por ejemplo, la densidad es diferente de unas sustancias a otras. 
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3.5. Cambio Físico  
Se presentan cuando no se altera la composición de la sustancia. Ejemplos: todos los cambios 
de estado de la materia, cortar, el movimiento, romper, pintar de otro color, etc.  
3.6. Cambio Químico 
Se presenta solo cuando la composición de la sustancia se modifica. Ejemplos: La oxidación de 
hierro,  la  fermentación,  la putrefacción,  la digestión de  los alimentos,  la producción de una 
sustancia nueva, la combustión, etc. 
Tabla 2. Diferencia entre cambio físico y químico. 
CAMBIO FÍSICO  CAMBIO QUÍMICO 
Alteración  muy  pequeña  y  muchas  veces 
parcial de las propiedades del cuerpo. 
Modificación profunda de las propiedades del 
cuerpo o cuerpos reaccionantes. 
Persisten únicamente mientras actúa la causa 
que los origina (temporales). 
Tienen casi siempre carácter permanente. 
Están  acompañados  de  una  variación  de 
energía  relativamente pequeña. Por ejemplo 
la solidificación a hielo de 1.0 g de agua o  la 
condensación a agua líquida a 100 ºC de 1.0 g 
de  vapor de  agua desprende  tan  sólo,  cerca 
de 80 y de 540 calorías respectivamente. 
Son  acompañados  de  una  variación 
importante  de  energía.  Por  ejemplo  en  la 
formación  de  1.0  g  de  agua  a  temperatura 
ambiente, a partir de hidrógeno y oxígeno, se 
desprenden cerca de 3800 calorías. 
4. Tipos de Sustancias 
4.1. Elemento Químico 
Es  todo  aquello  que  forma  parte  de  las  sustancias  simples  o  compuestas  y  no  puede 
descomponerse en otras  especies más  sencillas por procedimientos  físicos  y químicos. Para 
representar  a  los  elementos  se  emplea  un  conjunto  de  símbolos  químicos  que  son 
combinaciones  de  letras.  La  primera  letra  del  símbolo  químico  es  siempre  mayúscula 
acompañada por una segunda y hasta una tercera, que son siempre minúsculas. 
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4.2. Sustancia pura 
Son sistemas homogéneos que no pueden fraccionarse por ningún método de fraccionamiento 
y por lo tanto tiene iguales propiedades intensivas en todos sus puntos. 
4.3. Sustancia Simple 
Es aquella sustancia que está  formada por uno o más átomos del mismo elemento químico. 
Por ejemplo, el gas oxígeno (O2) y el ozono (O3) son sustancias simples, ya que sus moléculas 
están formadas sólo por átomos de oxígeno. 
4.4. Sustancia Compuesta 
Es  aquella  sustancia  que  está  formada  por  dos  o  más  átomos  de  elementos  químicos 
diferentes. Por  ejemplo,  el  gas dióxido de  carbono  (CO2),  el  agua  (H2O)  y  el  ácido  sulfúrico 
(H2SO4)  son  sustancias  compuestas,  ya  que  sus moléculas  están  formadas  por  átomos  de 
oxígeno y carbono, de oxígeno e hidrógeno y de azufre, hidrógeno y oxígeno respectivamente. 
Tabla 3. Sustancias Simples y Compuestas 
Sustancia  Monoatómica  Diatómica  Triatómica  Poliatómica 
Simple 
                
                   He 
                  
                     O2 
                     
                       O3 
 
                          S8 
Compuesta 
 
 
 
                   LiH 
 
                    H2O 
 
 
4.5. Átomos y Moléculas 
La materia,  incluso  la  que  constituye  los  organismos más  complejos,  está  constituida  por 
combinaciones  de  elementos.  En  la  Tierra,  existenunos  92  elementos.  Muchos  son  muy 
conocidos, como el carbono, que se encuentra en forma pura en el diamante y en el grafito; el 
oxígeno, abundante en el aire que respiramos; el calcio, que utilizan muchos organismos para 
construir  conchas,  cáscaras  de  huevo,  huesos  y  dientes,  y  el  hierro,  que  es  el  metal 
responsable del color rojo de nuestra sangre. 
 
 
H2SO4
No Existen 
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Figura 6. Abundancia de los elementos químicos en la tierra (incluye océanos y atmósfera). 
 
Figura 7. Abundancia de elementos químicos en el cuerpo humano. 
4.5.1. Átomos 
Los  átomos  son  la  unidad  básica  de  toda  la materia,  la  estructura  que  define  a  todos  los 
elementos y  tiene propiedades químicas bien definidas. Todos  los elementos químicos de  la 
tabla periódica están compuestos por átomos con exactamente la misma estructura y a su vez, 
éstos se componen de tres tipos de partículas: protones, neutrones y electrones. 
 
Figura 8. Estructura básica de un átomo, en el núcleo protones (+) y neutrones y en la corteza los electrones (‐). 
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4.5.2. Molécula 
Es  la  partícula más  pequeña  que  presenta  todas  las  propiedades  físicas  y  químicas  de  una 
sustancia, y se encuentra formada por dos o más átomos.  
 
Figura 9. Molécula de agua, constituida por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno. 
4.6. Tipos de Sistemas 
Un  sistema es una cantidad  de materia o una  región en el espacio elegida para estudio. La 
masa o región  fuera del sistema recibe el nombre de entorno,  la superficie real o  imaginaria 
que separa al sistema se llama frontera, siendo el conjunto sistema más entorno el universo. 
 
Figura 10. Sistema, frontera, entorno y universo. 
4.6.1. Sistema Abierto 
Sistema  que  puede  intercambiar  materia  y  energía  con  su  entorno.  Son  ejemplos,  un 
automóvil (consume gasolina, aire y aceite) y libera gases de combustión produciendo energía, 
de la misma manera la combustión de un cerillo o una vela. 
4.6.2. Sistema Cerrado 
Sistema que sólo puede intercambiar energía con su entorno, pero no materia. Son ejemplos,  
el equipo de frío de un refrigerador doméstico, el fluido de trabajo circula en circuito cerrado y 
solo hay  intercambios de calor o energía eléctrica con el exterior. Otros sistemas que  (en  la 
práctica) se pueden considerar como sistemas cerrados son la tierra, una olla a presión que no 
permita el escape de gases y en laboratorio un reactor. 
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4.6.3. Sistema Aislado 
Sistema que no  intercambia materia ni energía con su entorno. Este tipo de sistema, por ser 
ideal no existe en su perfección. El ejemplo más usual es el termo (vaso Dewar). 
 
Figura 11. Tipos de Sistemas y su interacción de materia y energía. 
4.7. Fase 
En química,  se denomina  fase  a  cada una de  las partes macroscópicas de una  composición 
química y propiedades físicas homogéneas que forman un sistema. Así una porción de agua en 
un vaso representa una sola fase, una mezcla de agua y aceite representará dos fases. 
    
 
 
 
 
4.8. Mezcla y Combinación 
4.8.1. Mezcla 
Es una asociación  física de dos o más sustancias puras sin que exista  reacción química entre 
ellas, de modo que las sustancias conservan su identidad y propiedades. Una mezcla tiene una 
composición variable y puede separarse por medios físicos. Hay mezclas naturales y artificiales. 
En  una mezcla  se  pueden  agregar  2,  3  ó más  sustancias  en  cantidades  indefinidas;  no  se 
produce  ningún  cambio  de  energía.  Al  final  de  cualquier mezcla  seguiremos  teniendo  las 
sustancias que agregamos y en  las mismas cantidades, no tendremos nada nuevo. Ejemplos: 
una  ensalada,  es  una mezcla;  el  aire,  es  una mezcla  de  gases;  sal  disuelta  en  agua,  es  una 
Figura 12. Sistemas con una fase (agua pura) y dos fases (agua y aceite). 
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mezcla (porque no se formó nada nuevo, se sigue teniendo agua y sal, que se puede separar, 
utilizando los medios adecuados); agua y aceite, es una mezcla (tanto como la anterior). 
Otros ejemplos de mezclas se presentan en la Tabla 4. 
Tabla 4. Ejemplos de mezclas naturales y artificiales. 
Mezclas comunes  Composición 
Petróleo  Metano, etano, propano 
Orina  Urea, agua 
Alcohol medicinal  Alcohol y agua 
Sangre  Agua, hemoglobina, glucosa 
Coca Cola  Agua, CO2, cafeína 
Vinagre  Agua, ácido acético 
Gasolina  Heptano, octano 
4.8.2. Combinación 
Es un fenómeno químico, y a partir de dos o más sustancias se pueden obtener otra (u otras) 
con propiedades diferentes. Para que tenga lugar, debemos agregar las sustancias a combinar 
en  cantidades perfectamente definidas,  y  para producirse efectivamente  la  combinación  se 
necesitará liberar o absorber calor (intercambio de energía). Ejemplos: una cierta cantidad de 
cobre  reaccionará  con  el  oxígeno  del  aire  cuando  se  le  acerque  la  llama  de  un mechero, 
entonces se combinan el cobre y oxígeno, gracias a la energía proporcionada por el calor de la 
llama del mechero. 
Tabla 5. Diferencias entre Mezcla y Combinación. 
MEZCLA  COMBINACION 
Los compuestos se unen en cualquier proporción.  Los compuestos se unen en proporciones fijas. 
Los componentes se separan por medios físicos.  Los  componentes  se  separan  por  medios 
químicos. 
Es un fenómeno físico.  Es un fenómeno químico. 
No hay variación de energía.  Hay absorción y desprendimiento de energía. 
En  la  mayoría  de  los  casos  se  distinguen  los 
componentes, y estos conservan cada una de sus 
propiedades. 
No se distinguen  los componentes. El compuesto 
formado  adquiere  sus  propiedades  distintas  de 
sus componentes. 
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4.9. Mezcla Homogénea y Heterogénea 
4.9.1. Mezcla Homogénea 
Son mezclas que tienen el mismo aspecto y las mismas propiedades físicas y químicas (una sola 
fase), en toda su extensión. Comúnmente llamadas disoluciones. Existen seis tipos de mezclas 
homogéneas descritas en la Tabla 6. 
Tabla 6. Tipos de Mezclas homogéneas o soluciones. 
Soluto  Disolvente  Disolución  Ejemplo 
Gas (O2)  Gas (N2)  Gas/Gas  Aire 
Gas (CO2)  Líquido (H2O)  Gas/Líquido  Agua carbonatada 
Gas (H2)  Sólido (Pd)  Gas/Sólido  H2 en paladio 
Líquido (C2H5OH)  Líquido (H2O)  Líquido/Líquido  Alcohol diluido 
Sólido (NaCl)  Líquido (H2O)  Sólido/Líquido  Agua salada 
Sólido (Cu)  Sólido (Zn)  Sólido/Sólido  Bronce 
4.9.2. Mezcla Heterogénea 
Es  aquella  cuyo  aspecto  diferencia  una  parte  de  otra,  está  formada  por  dos  o  más 
componentes  que  se  distinguen  a  simple  vista  y  contiene  cantidades  diferentes  de  los 
componentes  (dos  o más  fases).  Ejemplos:  La madera,  el  granito,  las  rocas,  arena  y  agua, 
aceite, la sopa de verduras, las ensaladas son ejemplos de mezclas heterogéneas. 
 
Figura 13. Mezclas heterogéneas, granito y una sopa de verduras. 
  
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5. Unidades y Sistema de Medida 
Un sistema de unidades es un conjunto de unidades básicas o  fundamentales que se  toman 
como  referencia;  cada  una  de  las  unidades  fundamentales  representa  una  cantidad  física 
determinada;  las unidades que no aparecen entre  las fundamentales se denominan unidades 
derivadas.  
Existen  varios  sistemas  de  unidades,  cada  uno  de  ellos  tiene  un  determinado  número  de 
unidades básicas o fundamentales.  
5.1. Unidades fundamentales y derivadas  
En  1960  se  llego  a  un  acuerdo  internacional  que  establecía  un  grupo  dado  de  unidades 
métricas  para  emplearse  en  mediciones  científicas.  Estas  unidades  “preferidas”  se 
denominaron Unidades SIabreviatura de “sistema internacional de unidades”.  
El Sistema SI tiene siete unidades fundamentales de las cuales se derivan todas las demás.  
Tabla 7. Unidades SI fundamentales. 
Cantidad física  Nombre de la unidad  Abreviatura 
Longitud  metro  m 
Masa  kilogramo  kg 
Tiempo  segundo  s 
Corriente eléctrica  amperio  A 
Temperatura  kelvin  K 
Intensidad luminosa  candela  cd 
Cantidad de sustancia  mol  mol 
Una medida se expresa como el múltiplo numérico de una unidad estándar. Los múltiplos de 
las unidades, que son potencias de 10, se representan mediante prefijos unidos al símbolo de 
la unidad. Las unidades se multiplican y se dividen como números. Toda medida tiene un grado 
de  incertidumbre o error,  la magnitud del  cual dependerá del  instrumento utilizado  y de  la 
habilidad del operador.  
Al medir debe indicarse la incertidumbre asociada a la medida. Esta información será vital para 
quien  desee  repetir  la  experiencia  o  juzgar  sobre  su  precisión.  El método  para  citarla  se 
describe en términos de cifras significativas.  
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Existen un conjunto de reglas que permiten determinar el número de cifras significativas que 
debe  tener el  resultado de un  cálculo. Hay que  tenerlas en  cuenta  siempre. Estas  reglas  se 
aplican también a números en notación científica. 
Tabla 8. Prefijos comunes empleados en notación científica. 
Prefijo  Símbolo  Factor  Prefijo  Símbolo  Factor  Prefijo  Símbolo  Factor 
yota  Y  1024  kilo k 103 micro   10‐6
zeta  Z  1021  hecto h 102 nano n  10‐9
eta  E  1018  deca da 101 pico p  10‐12
peta  P  1015  ‐  ‐  100  femto  f  10‐15 
tera  T  1012  deci  d  10‐1  ato  a  10‐18 
giga  G  109  centi  c  10‐2  zepto  z  10‐21 
mega  M  106  mili  m  10‐3  yocto  y  10‐24 
5.2. Densidad y Densidad Relativa 
Densidad de un cuerpo es el cociente entre la masa de una determinada cantidad de materia y 
el volumen que ocupa. 
          
La densidad es una magnitud derivada que en el sistema internacional de unidades se expresa 
como kg / m3.  
La masa  y  el  volumen  son  propiedades  generales  o  extensivas  de  la materia,  es  decir  son 
comunes a  todos  los cuerpos materiales y además dependen de  la cantidad o extensión del 
cuerpo. En cambio la densidad es una propiedad intensiva o característica de cada cuerpo, ya 
que nos permite  identificar distintas sustancias. Por ejemplo, muestras de oro de diferentes 
masas,  todas  tienen  la  misma  densidad.  La  densidad  se  puede  calcular  de  forma  directa 
midiendo la masa y el volumen de una muestra. 
La densidad relativa es adimensional y es la relación de la masa de una sustancia con respecto 
a  la masa de un volumen  igual de agua, siendo empleada en  la caracterización de diferentes 
reactivos comerciales. Debido a que la densidad del agua está próxima de 1 g/mL, la densidad 
y la densidad relativa se emplean de modo indistinto. 
 
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5.3. Calor y Temperatura 
5.3.1. El Calor  
Es la transferencia de energía de una parte a otra de un cuerpo, o entre diferentes cuerpos, en 
virtud de una diferencia de temperatura, el calor es energía en tránsito. 
5.3.2. La Temperatura 
Es una propiedad de los sistemas que determinan si están en equilibrio térmico. Este concepto 
de temperatura se deriva de la idea de medir calor o frío. 
5.3.3. Diferencia entre Calor y Temperatura 
La diferencia es que  la temperatura es una propiedad de un cuerpo y el calor es un  flujo de 
energía entre dos cuerpos y diferentes temperaturas, el calor es energía residual presente en 
todas las formas de energía en tránsito. 
El  calor  es  lo  que  hace  que  la  temperatura  aumenta  o  disminuya,  si  añadimos  calor  la 
temperatura aumenta y si quitamos calor la temperatura disminuye. 
5.3.4. Escalas de Temperatura 
A  lo  largo  del  tiempo  se  definieron  varias  escalas  de  temperatura,  sin  embargo,  las  hoy 
comúnmente empleadas tanto en la vida cotidiana como en los trabajos técnicos y científicos 
son las siguientes. 
5.3.4.1. Celsius  
Establecida en 1729 por el biólogo sueco Anders Celsius, se  llama centigrada porque hay 100 
divisiones entre sus dos puntos extremos, uno de ellos es 0°C "punto de congelación del agua y 
nivel del mar", y el otro extremo es 100°C "punto de ebullición del agua, a nivel del mar". 
5.3.4.2. Fahrenheit 
Establecida por Gabriel Daniel Fahrenheit quien en 1742 construyo el primer termómetro. La 
escala Fahrenheit se emplea en los países anglosajones para medidas no científicas y en ella el 
punto de congelación del agua se define como 32°F y su punto de ebullición como 212 °F. 
5.3.4.3. Kelvin 
Es  la escala  termodinámica de  temperaturas más empleada, el  cero  se define  como el  cero 
absoluto de temperatura, es decir, ‐273,15°C. 
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Las relaciones entre las diferentes escalas de temperatura son: 
32
9 5
 
273.15  
 
5.4. Factores de Conversión  
Los  Factores  de  Conversión  son  equivalencias  que  nos  permiten  cambiar  de  un  sistema  de 
unidades a otro.  
Así un factor de conversión es una operación matemática, que permite ya sea hacer cambios 
de  unidades  de  la  misma  magnitud,  o  calcular  la  equivalencia  entre  los  múltiplos  y 
submúltiplos de una determinada unidad de medida. Ejemplos  frecuentes de empleo de  los 
factores de conversión son: 
 Cambios monetarios: bolivianos, euros, dólares, pesetas, libras, pesos, cruzeiros, etc. 
 Medidas de distancias: kilómetros, metros, millas, leguas, yardas, etc. 
 Medidas de tiempo: horas, minutos, segundos, siglos, años, días, etc. 
 Cambios en velocidades: kilómetro/hora, nudos, años‐luz, metros/segundo, etc. 
Por ejemplo, si se tienen:  
8m + 7m + 5m = 20m 
Éstas se pueden sumar porque están en las mismas unidades, pero si se tiene:  
8m + 70cm + 10mm 
Éstas cantidades no se pueden sumar hasta que no se transformen a un sólo tipo de unidad.  
5.4.1. Pasos para realizar la conversión 
 1.‐ Escriba la cantidad que desea convertir.  
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2.‐ Defina cada una de las unidades incluidas en la cantidad que va a convertir, en términos de 
la unidad o las unidades buscadas.  
3.‐ Escriba dos factores de conversión para cada definición, uno de ellos recíproco del otro.  
4.‐ Multiplique  la cantidad que desea convertir por aquellos  factores que cancelen  todas  las 
unidades, excepto las buscadas.  
En la Tabla 9 se proporcionan algunos de los factores de conversión de mayor uso.  
Tabla 9. Factores de Conversión de mayor aplicación técnica. 
Unidades de Longitud  Unidades de Capacidad y Volumen 
1 Pulgada (plg) = 2,54 cm   1 m3 = 1000 L 
1 Pie (pie) = 12 pulg = 30,48 cm  1 plg3 = 16,387 cm3 
1 Yarda (yd) = 3 pie = 91,44 cm   1 pie3 = 1728 plg3= 28,32 L  
1 Milla (mi) = 1760 yd = 1.609,34 m  1 yd3 = 27 ft3 = 7,646 hL 
1 Legua = 5280 yd = 4.828,03 m   1 Pinta (pt) = 550,61 mL  
Unidades de Masa  1 Cuarto (qt) = 2 pintas = 1,1 L  
1 kg = 1000 g   1 Galón (gal UK) = 4 qt = 4,546 L = 1,2 gal USA 
1 kg = 2,205 Lb   1 Galón (gal USA) =0,8327 gal UK = 3,785 L 
1 Lb = 453.6 g   1 barril (USA) = 42 gal (USA) = 0.159 m3 
1 Lb = 16 onzas   Unidades de Energía 
1 onza = 28,35 g    1 J (Julio) = 1 x 107 Erg (ergios) 
1 onza troy = 31,1 g  1 cal = 4,186 J  
1 Ton Métrica (TM) = 1000 kg   1 BTU = 252 cal  
1 qq (quintal) = 100 Lb = 4 @   1 kilovatio (kw) =1,34 Caballos Vapor (CV) 
1 arroba (@) = 25 Lb  1 kw‐h = 860 kcal = 1 kw‐h = 3,6 x 106 J  
Unidades de Área  Unidades de Fuerza 
1 plg2 = 645,16 mm2  1 N = 1 x 105 Dinas (Din) 
1 pie2 = 144 in2 = 929,03 cm  1 kilogramo fuerza (kgf) = 9,81 N  
1 acre =  4046,9 m2  1 kgf = 2,205 Libras fuerza(Lbf ) 
1 mi2 = 640 acres = 2,59 km2  1 kw = 1000 w  
  1 Horse Power (HP) = 746 w  
 
  
 
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6. Ejercicios