TODO QUÍMICA

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Jenrry Pariona I. Química 
QUÍMICA 
Definición: es la ciencia experimental de la naturaleza que estudia las 
características de sustancias por la acción de otra sustancia. 
Es una ciencia que se basa en hechos y teorías y nace con la observación. 
División de la química: 
 General: principio o propiedades 
 Descriptiva: 
 Inorgánica: metales ácidos CO2, CO, H2CO3 
 Orgánica: hidrocarburos C,H,O,N,P,S 
 Analítica: 
 Cualitativa: determina 
 Cuantitativa: cuantifica 
 Aplicada: relación con otras ciencias ejm: Bioquímica, fisicoquímica, etc. 
 
Sistema Internacional (S.I) 
Magnitud - medir: número y unidad. 
Magnitud básica (fundamental) 
Magnitudes básicas (fundamental) Magnitud derivada 
Magnitud Símbolo Magnitud Símbolo 
1. Longitud m Área m2 
2. Masa kg Volumen m3 
3. Tiempo s Velocidad m/s 
4. Temperatura K Fuerza N 
5. Int. Luminosa Cd Presión Pa 
6. Int. de corriente A Energía/trabajo j 
7. Cant. sustancia mol Densidad Ko/m3 
 potencia w 
 Frecuencia H2 
 
LA MATERIA 
Es todo aquello que se encuentra en el universo, se encuentra en constante 
movimiento y transformación. Se manifiesta de dos formas, como masa y 
energía. 
 
PROPIEDADES DE LA MATERIA: 
 
 Propiedades Generales: (todos tienen) Eje: Masa, peso, volumen, 
inercia, impenetrabilidad-gravedad, porosidad, divisibilidad, 
indestructibilidad. 
 Propiedades particulares: (algunos tienen) Eje: color, olor, sabor, 
aroma, maleabilidad, ductilidad, dureza, tenacidad, elasticidad, (metales, 
gases, líquidos). 
 Propiedades físicas: no altera su composición. 
Eje: maleabilidad, dureza, expansibilidad, color, sabor, ductilidad, 
tenacidad, comprensibilidad, olor, etc. 
 Propiedad extensiva: son aquellos que depende de la cantidad de materia. 
Eje: inercia, volumen, presión en un gas, masa, peso, área, 
impenetrabilidad. 
 Propiedad intensiva: aquellos que no dependen de la cantidad de materia. 
Eje: densidad, olor, tenacidad, ductilidad, fragilidad, temperatura de 
ebullición, sabor, maleabilidad, dureza, resistencia. 
 Propiedades químicas: altera su composición. 
 Eje: oxidación, combustión, fermentación, potencial de ionización, 
inflamabilidad, reactivad, corrosividad, acidez, Electrolisis, fotosíntesis, 
digestión, neutralización, etc. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA 
 
 
 
1. Mezcla: (No tiene fórmula) es la unión de dos o más sustancias en 
proporción variable Donde que mantiene sus propiedades y características 
y se puede separar por métodos físicos tales como: Destilación, filtración 
evaporación, centrifugación, etc. 
 
1.1 mezcla homogénea: es aquella en la cual cada porción analizada 
presenta la misma característica, no se puede distinguir a simple vista, 
(presenta una sola fase). Eje: agua salada, agua oxigenada, agua regia, 
vinagre, licores, aire, gas natural, aire, acero, amalgama, bronce, 
latón, etc. 
 
1.2 mezcla heterogénea: es aquella que se puede distinguir a simple vista 
o microscópica (presenta más de una fase). Eje: agua turbia, agua con 
aceite, leche, humo, jugos, pintura, jarabe, concreto, sangre, neblina, 
puñado de polvo, Etc. 
Métodos de separación de mezclas: (mecánicos y físicos) eje: tamizado, 
centrifugación, evaporación, decantación, filtración, destilación, cristalización. 
 
2. Sustancias químicas: (Tiene fórmula) es un cuerpo material homogéneo y 
composición química. 
2.1 sustancias simple (elementos): está formado por uno solo tipo de 
elemento por tanto no puede descomponerse en otras sencillas. Eje: 
todos los elementos, plata, ozono, fosforo, hidrogeno, diamante, 
grafito, etc. 
 
2.2 sustancias compuestas: están formados de dos o más elementos 
diferentes. Eje: agua, etanol, dióxido de carbono, glucosa, sacarosa, etc. 
 
Combinación: es la unión de dos o más sustancias en cantidades fijas. Con la 
perdida de sus propiedades y la obtención de nuevas sustancias. 
Ejm: pan + gaseosa. 
 
Diferencia entre mezcla y combinación: 
mezcla combinación 
.Los componentes no sufren en 
sus propiedades. 
.No hay reacción química. 
.Los componentes entran en 
cualquier proporción. 
.Los componentes pierden sus 
propiedades. 
.Hay reacción química. 
.Los componentes entran en 
proporciones fijas y definidas. 
 
Cambios: 
 Cambios físicos: son cambios transitorios que no alteran la 
composición química de la sustancia. (fenómeno físico) 
 Cambios químicos: cambios que alteran la composición de una 
sustancia. (reacción química) 
 Alotropía: un elemento químico se puede presentar en dos o más 
estructuras diferentes, razón por la cual sus propiedades serán también 
diferentes. 
 
Jenrry Pariona I. Química 
 
Elementos Formas alotrópicas 
Oxígeno Diatónico (O2), ozono (O3) 
Carbono Diamante, grafito, fullereno y nanotubo 
Fósforo Fósforo rojo, fosforo blanco 
azufre Azufre rómbito, monoclínico y amorfo 
 
ESTADO FÍSICO DE LA MATERIA 
La materia está compuesta por diferentes sustancias con distintas propiedades y 
características. 
ESTADO FORMA VOLUMEN Fuerzas intermoleculares 
Sólido invariable invariable F.C. ˃ F.R. 
Líquido variable invariable F.C. = F.R. 
Gaseoso variable variable F.C. ˂ F.R. 
F.C: fuerza de cohesión. 
F.R: fuerzas de repulsión. 
Estado plasmático: es el estado de la de la materia, que se halla a temperaturas 
muy elevadas y que está constituido por iones y partículas subatómicas. Ej: el 
sol, las estrellas, etc. 
CAMBIOS DEL ESTADO 
 
Fenómenos físicos y químicos: es sinónimo de cambio o suceso. 
 Fenómeno físico: son transformación transitoria donde no hay alteración 
estructural y molecular. Eje: congelación de agua, estirar un liga doblar 
un alambre solo allí cambia su forma. 
 Fenómeno químico: son transformación permanente y reversible por las 
alteraciones de las sustancias moleculares. Eje: quemar un papel, agriado 
de la leche, putrefacción de los alimentos, oxidación de hierro, 
combustible de gas propano, pérdida de electrones. 
 
Semana 2 
ESTRUCTURA ATÓMICA 
Átomo: Es la partícula más pequeña de la 
materia, que mantiene su propiedad. 
Constituidos por dos partes: (núcleo y la zona 
extra nuclear). 
Núcleo atómico: protón (p+) neutrón (n°) 
Nube electrónica: electrón (e-) 
 
 
 
 
 
Representación de un elemento 
 
Fórmulas: 
 
 
TIPOS DE NÚCLIDOS: 
 
1 isotoPos o hílidos: (iso = igual, topo = lugar). Átomo de mismo 
elemento químico que tiene igual número atómico, pero diferencia número 
de masa y neutrones. 
 
 
2 isobAros: (iso= igual, baro= masa) conjunto de átomos que pertenece a 
diferentes elementos, que poseen igual número de masa. 
 
 
 
3 isótoNos: son átomos de elementos diferentes, pero que poseen número 
de neutrones igual. 
X 2 Y 2 
 
4 IsoElectronico: igual número de electrones. 
 
 #e = 10 #e = 10 
 
IONES 
 
Catión: de carga positiva (pierde electrón). 
 
 
 
 Anión: de carga negativa (gana electrón). 
 
Tema 3 
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA 
 
Números cuánticos: son parámetros numéricos que describen los estados 
energéticos. 
1. Numero cuántico principal (n) 
Notación Cuántica 1 2 3 4 5 6 7 
Notación (capa) 
Espectroscópica. 
k l m n o p Q 
 
2. Número cuántico secundario o Azimutal (l) 
Tipo de subniveles Valor 
cuánticaNúmero de 
orbitales 
N. Max. 
De e- 2(2l+1) 
Sharp (s) L=0 1 2 
Principal (p) L=1 3 6 
Difuso (d) L=2 5 10 
Fundamento (f) L=3 7 14 
3. Numero cuántico magnético (m) 
 
Orbitales Reempe 
Orbitales apareados: lleno 
Orbitales desapareados: semilleno 
Orbitales vacío: nulo 
 
 
4. Numero cuántico de Spin (s) 
 
Anti horario horario 
GasSólido Líquido
Fusión
Solidificación Licuación
Vaporización
Sublimación Indirecta (Compensación)
* Nieve
* Granizo
* Naftalina
* Hielo seco
 (Dióxido de carbono)
* AlcanforSublimación directa (Sublimación)
Aumenta temperatura
Disminuye temperatura
Absorbe energía (calor)
Libera energía (calor)
 Z = #P* * A = #P* + #N° * Z = A - N 
 A = Z + N * #P = #e = Z * #e = Z +(-) q * N° = A - Z 
 
 
Jenrry Pariona I. Química 
Energía relativa: Er = principal (n) + azimutal (l) 
 
Distribución electrónica 
Consiste en ordenar a los electrones de un sistema atómico. 
(PAULI) 
1s 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6p 7s5f6d7p
 
Método simplificado (KERNEL) 
 
 
 
 
 
 
Formación (AUFBAU) - Sarus 
 
 
 
Semana 3 
Tabla periódica 
 
1. Reseña histórica referente a la tabla periódica de los elementos 
químicos. 
A) Jacobo berzelius (1814) clasificó los elementos donde 
(electronegativos) ganan electrones y (electropositivos) pierden 
electrones. 
B) William Proust (1815) propuso que todos los elementos se hallan 
compuestos de hidrógeno donde que los elementos era números 
enteros y múltiplos del hidrógeno. 
C) Dobereiner (1817) ordeno a los elementos en grupos de tres (triadas) 
D) Newlandas 1865) ordenó los elementos de grupos de 7 de función 
creciente y de sus masas atómicas. Donde que el octavo elemento 
tenia propiedades semejantes al primer elemento. 
E) Mendelelev (1869) ordeno los E° químicos conocidos en función 
crecientes a sus masas atómicas, se distribuyó los E° en una tabla de 8 
columnas. 
2. Tabla periódica moderna o ley periódica de Henry Mosley: demostró 
que las propiedades de los elementos químicos varían en función de su 
número atómico (Z) 
3. Tabla periódica moderna: 
 Diseñado por: Wermer 
 Propuesta por: Ryber 
 Demostrada por: Henry Moseley. 
Henry Moseley – quien es considerado el padre de la tabla periódica 
moderna. 
 Dice que: las propiedades físicas y químicas de los elementos son una 
función periódica de sus números atómicas. 
 
 
 
4. Descripción de la tabla periódica moderna por grupos y periodos: 
Periodo: nivel donde llega la configuración electrónica. 
Grupo: T. periódica tiene 18 columnas divididas en 8 grupos o familias A y en 
8 grupos o familias B, los cuales se enumeran en romanos, según la IUPAC. 
Que tiene total 16 grupos ordenados. 
 
S y P = A 
En “P” se suma más dos = x+2A 
 
D y F = B 
En “D” se suma más dos = x+2B 
 Obs. Grupo +2 de (8, 9 y 10 es VIIIB) y (11B es IB) y (12B es IIB). 
F = IIIB 
5. Clasificación de los elementos químicos según sus propiedades físicas y 
químicas. 
Metales: constituye 80% de los elementos 
 Conductores de electricidad y el calor. 
 Poseen temperatura de fusión variable. 
 Tienen elevado punto de fusión. 
 poseen brillo metálico. 
No metales: 
 son buenos aislantes térmicos. 
 A temperatura ambiental son sólidos, líquido (Br) y gases. 
Semimetales o metaloides: aquellos que tienen propiedad física intermedia 
entre los metales y no metales especialmente en su conductividad eléctrica. 
6. Descripción de los elementos químicos por zonas sectores bloques. 
7. Ubicación de los elementos químicos en la tabla periódica moderna. 
Grupo A: n° de grupo = e° (último nivel) 
Grupo B: n° de grupos = # e° “s” + #e° “d” 
 
8. Propiedades periódicas de los elementos: 
 
Tema 5 
Funciones químicas inorgánicas 
 
Número de oxidación: es un número entero que representa el número de 
electrones que un átomo gana o pierde cuando forma un compuesto 
determinado. 
 
 
 
si sopa sopa pensión se da se fue de paseo
s s p s p s d p s d
pensión
p
se fue de paseo
s f d p s f d p
dase
2He 2s 2p 
10Ne 3s 3p 
18Ar 4s 3d 4p 
36Kr 5s 4d 5p 
 
 
Jenrry Pariona I. Química 
 
Clasificación de funciones químicas inorgánicas: 
 Funciones oxigenada: 
 Función hidrogenadas: 
 
Nomenclatura de compuestos inorgánicos 
 
 Nomenclatura IUPAC o Sistemático: se usa los prefijos griegos y el 
nombre del grupo funcional correspondiente. 
Cantidad 
 átomos 
Prefijo 
griegos 
Ejemplo 
formula Sistema IUPAC 
1 Mono FeOH3 Trihidroxido de hierro 
2 Di FeOH2 Dihidroixido de hierro 
3 Tri NaOH Hidróxido de sodio 
4 Tetra P2O5 Pentóxido de difosforo 
5 Pentra Mn2O7 Heptóxido de dimanganeso 
6 Hexa Pcl5 Pentacloruro de fosfor 
7 Hepta AlOH3 Trihidróxido de aluminio 
8 Octa ZnOH2 Dihidróxido de zinc 
9 Nona NO Monóxido de nitrogeno 
10 deca Cl2O7 Heptóxido de dicloro 
 
 Nomenclatura Stock: se indica el número de oxidación 
electropositivo con números romanos encerrado en paréntesis después 
del nombre del elemento. 
 
 
 Nomenclatura clásico o tradicional: se usa los siguientes prefijos y 
sufijos. 
 
Ejemplos: 
 HCLO : ácido hipocloroso 
 HCLO2 : ácido cloroso 
 HCLO3 : ácido clórico 
 HCLO4 : ácido perclórico 
 CO2 : Anhídrido carbónico 
 
Ejemplo General: 
 
 
 
Tema 6 
Reacciones y ecuaciones químicas 
 
Reacciones Químicas: son transformaciones donde una o más sustancias 
iniciales llamadas reactantes experimentan choques entre sí, generando 
rupturas de enlaces químicos y produciéndose formación de nuevos enlaces 
químicos; en consecuencia, la formación de nuevos sustancias denominados 
productos con propiedades distintas al de los reactantes. 
 
Ecuación Química: es la representación simbólica de una reacción química. 
 
Evidencia de una reacción química: 
 Cambio de color, olor y sabor. 
 Desprendimiento de gas (burbujas). 
 Formación de precipitados (insolubles). 
 Variación en la temperatura del sistema (cambio térmico espontáneo). 
Clasificación de la reacción química: 
 Por la naturaleza de los reactantes: formación, síntesis, composición, 
formación. 
 Reacción de adición: 
A + B C 
 Reacción de descomposición o disociación: separación. 
AB A+B 
 Reacción Desplazamiento simple o sustitución. 
AB + C CB + A 
 Reacción desplazamiento doble o sustitución / metátesis. 
AB + CD AD + CB 
 Por la variación de la energía: calorífica 
 Rx. Endotérmica: necesita calor / E° 
 
Jenrry Pariona I. Química 
CaCO3 + calorCaO + CO2 
 Rx. Exotérmica: libera calor. 
H2 + Cl2 HCl + calor 
 Rx. Combustión completa. 
C3H8 + O2 CO2 + H2O 
Oxígeno exceso, fuego color azul. 
 Rx. Combustión incompleta. 
C3H8 + O2 CO + H2O 
Oxígeno escaso, fuego color amarillo. 
 
 Por el sentido de la reacción. 
 Rx. Irreversible ( ) 
CaCO3 CaO + CO2 
 Rx. Reversible ( ) 
H2 + N2 NH3 
 Según cambio E.O 
 Redox: oxidación pierde electrón, reducción gana electrón. 
Balanceo de ecuaciones: 
a) Método del tanteo – simple inspección: se usa para reacciones sencillas. 
Sigue este paso: 
1. Balancear primero los metales. 
2. Luego los no metales. 
3. A continuación, el hidrógeno. 
4. Finalmente, el oxígeno. 
b) Redox: 
 Determina un elemento que se oxida y otro que se reduce, con ellos 
forman dos semi reacciones. 
 Balancear los elementos escogidos. 
 Realizar el balanceo de cargas en cada semi reacción y los resultados 
multiplicar en aspa para igual ganancia y pérdida de electrones. 
 Escoger el coeficiente estable, y reajustar por un simple tanteo. 
c) Método del Ion Electrón: la ecuación química se separa en 
semireacciones Iónicas. 
 En medio ácido (H+) 
 En el lado donde falta oxígeno, se agrega H2O, y en otro lado se 
agrega H+ 
 En medio básico (OHˉ ) 
 Al lado donde hay exceso de oxígeno, se agrega H2O, y en el 
otro lado se agrega iones OH ˉ. 
 
Tema 7 
Cálculos químicos 
Unidad química de la masa: es el estudio de las diferentes unidades que se 
emplean para expresar la masa de las sustancias y su relación con el número de 
partículas (átomos, moléculas, iones, protones, etc.) 
Unidad de masa atómica (u.m.a) 
 
 
Mol: es la unidad de conteo que sirve para expresar cantidad de sustancia bajo 
la forma de número de átomos, moléculas, iones, etc. en un Mol existe 
6,023x1023 elementos partículas. Se le conoce como Avogadro (NA) 
 En porcentaje: 
 
 
 
 En proporción: 
 
 
 
Átomo gramo (at-g): es la masa de mol de átomos de un elemento, 
numéricamente igual al peso atómico expresado en gramos. 
 
 
Número de átomos – gramo (nº at-g): es la cantidad de átomos de un 
elemento, numéricamente igual al peso atómico expresado en gramos. 
 
 
Peso o masa molecular (PM): es la suma de los pesos de los elementos que 
forman una sustancia simple o una sustancia compuesta. El peso molecular se 
expresa en u.m.a o g/mol. 
Molecula – gramo (mol-g): expresado en gramos. 1mol-g-compuesta = P.M 
del compuesto g. 
Numero de moléculas o número de moles (n): son la masa de una sustancia 
contenidos en un mol de moléculas. 
 
 
 
 
Peso equivalente – gramo (peq-g): 
 Para elementos: 
 
 
 
 Para compuestos o iones: 
 
 
 
Equivalente – gramo (eq-g): es el peso equivalente – gramo, expresado en g. 
1 Eq-g sustancia = peq-g sustancia en g. 
 
Numero equivalentes – gramo (nº eq-g): es la cantidad de eq-g contenidos en 
una muestra y se termina mediante. 
 
Nº eq-g = m 
 Peq-g 
Composición centesimal (%): es el porcentaje en masa de cada elemento de 
una sustancia. 
 
 
 
Formula empírica (F.E): o formula mínima. Es la más simple que se puede 
utilizar para representar a un compuesto. Se puede hallar a partir de la 
composición centesimal de la sustancia. 
 
F.E = AxBy 
 
X = % A = WA 
 P.A.A P.A.A 
 
X = % B = WB 
 P.A.B P.A.B 
 
Tema 8 
Estequiometria 
Estudia la relación cuantitativa entre moles, masa, volumen. 
 Ley ponderable: relación entra las masas. 
 Ley de conservación de la masa (lavoisier) masa no sufre alteración. 
 Ley de las proporciones constantes o definidas (proust): relación 
Reactivo limitante (RL): en una reacción se consume totalmente. Proporción 
menor 
Reactivo en exceso (RE): queda sin reaccionar una parte del mismo. 
Proporción mayor. 
Pureza del reactivo: no se mezcla con sustancia extrañas. 
 
Rendimiento porcentual (%R) 
 
 
 
 
Tema 8 
Esta gaseo 
Es un estado de agregación de las sustancias que se caracterizan por que sus 
moléculas se hallan en continuo movimiento desordenado. No tiene forma ni 
volumen definido. 
1 u.m.a = 1,66 x 10-24g 
P.A (x) = A1%1+A2%2+A3%3 
 100 
P.A (X) = A1W1+A2W2+A3W3 
 W1+W2+W3 
1 at-g elemento = P.A. del elemento en g. 
Nº at-g = m = nº átomos 
 P.A NA 
N= m = nº de moléculas 
 P.M NA 
Peq-g = P.A 
 Valencia 
Peq-g = P.A 
 Ѳ 
%E = w Elemento. 100 
 P.M. sustancia 
%R = valor práctico x 100 
 Valor teórico 
 
Jenrry Pariona I. Química 
Propiedades: 
 Forma y volumen es variable. 
 Son compresibles. 
 Tienen densidades muy bajas. 
 Son fluidos. 
 Sus particulares tienen alto grado de desorden y movimiento aleatorio. 
Variables de estado de un gas: 
a) Presión (P): ejerce presión debido al choque incesante de las 
moléculas contra las paredes interiores del reciente que lo contiene. 
1atm = 760 mmHg = 101,3kPa. 
b) Volumen (V): está determinado por la capacidad del recipiente. 
Unidades y equivalentes de volumen. 
 
1 m3 = 103L; 1L = 103 cm3 = 103 mL 
1 mL = 1cm3 
 
c) Temperatura absoluta (T): se debe al movimiento molecular, se 
expresa en Kalvin o Rankine 
T (K) = T (ºC) + 273 
 
GAS IDEAL: es un gas teórico, creado parad poder relacionar en la forma 
sencilla las variables de estado. 
Características: 
 Entre sus moléculas no existen fuerzas intermoleculares. 
 Se desprecia el volumen propio de las moléculas y se considera como 
volumen del gas el espacio vacio que existe entre las moléculas. 
 Su energía cinética promedio es proporcional a la temperatura (en 
kelvin). 
Ecuación universal de los gases ideales: 
P.V = n.R.T 
Donde: 
P: presión absoluta. 
V: volumen 
n: moles 
R: cte. Universal de los gases 
T: temperatura absoluta. 
R = 0.082 atm.L R = 62,4 mmHgL 
 mol.K mol.K 
En función a la densidad del gas: 
PM̅= DTR 
Donde: 
M̅: peso molecular del gas. 
D: densidad del gas en g/L. 
 
Ley general de los gases: 
n: consatante. 
 
PV = PV 
T1 T2 
Procesos restringidos: 
 
 Ley de boyle – Marotte: si la temperatura permanece constate (proceso 
isotérmico), la presión absoluta varía inversamente proporcional al 
volumen. 
P1 V1 = P2 V2 
 Ley de J. Charles: si la presión permanece constante (proceso isobárico) 
el volumen es directamente proporcional a la temperatura absoluta. 
V1 = V2 
T1 T2 
 Ley de Gay – Lussac: si el volumen permanece constante (proceso 
isocora o isométrico), la presión del gas es directamente proporcional a la 
temperatura absoluta. 
P1 = P2 
T1 T2 
Ley de Avogadro: se deriva de la hipótesis a Avogadro y establece que: “A 
temperatura y presión constante, el volumen de un gas es directamente 
proporcional al número de moles (n) 
V1 = V 2 = ………. VN 
N1 N2 NM 
 
Tema 9 
SOLUCIONES 
Es una mezcla homogénea de dos o más sustancias o componentes. 
Solución = soluto + solvente. 
Tipos de soluciones: 
Solutos Solventes Ejemplo 
Gas Gas Aire 
Liquido Gas Agua gaseosa 
Liquido Líquido Alcohol + gaseosa 
Liquido Solido Agua salada 
Sólido Solido Aleaciones 
Unidades de concentración 
 Unidades físicas: 
 
 Porcentaje de masa en masa. Porcentaje de volumen en volumen. 
 
 
 
 
 Partes por millón. 
 
 
 
 
 
 Unidades químicas: 
 
 Molaridad (M) 
 
 
 
 
Conociendo su densidad y %masa. 
 
 
 
 
 
 Normalidad (N) 
 
 
 
 
Dilución: 
 
 
 
Mezcla: 
 
 
 
Neutralización: 
 
 
 
 
 
%m = m soluto x 100 
 M solución 
 
 
 
%v = V soluto x 100 
 V solución 
 
PPm = m 
 V (L) 
 
M = N (mol) 
 V (L) 
M = N 
 M.V(L) 
M = 10.Q. %m 
 M 
N = M.Q 
C1V1 = C2C2 
C1.V1 + C2V2 = Cf.Vf 
NAVA = NBVB 
 
Jenrry Pariona I. Química 
Tema 10 
ÁCIDOS Y BASES 
A. Teoría de Arrhenius: 
 Ácido: es aquella sustancia que en solución acuosa se disocia 
liberando iones [H+]. 
 Características: son aquellos que tienen sabor agrio como el 
vinagre. Corroe los metales con desprendimiento de hidrógeno. 
 
 Base: es aquella sustancia que en solución acuosa se disocian 
liberando iones [OH-]. 
 
 
 
 
 
 Características de las bases: tienen sabor amargo. Son suaves 
al tacto, por ejemplo, el agua jabonosa. Al reaccionar con los 
ácidos producen sales y agua. Tornan de color rojo grosella 
cuando la solución contiene indicador fenolftaleína. 
 
B. Teoría de Bronsted – Lonry: 
 Ácido: aquella sustancia al disociarse dona iones (H+) 
 Bese: aquella sustancia al disociarse acepta iones (H+) 
 
Potencia de hidrógeno (pH) 
Ácido H+ Base OH- 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Escala Base Acido 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
HCL(ac) → H+ + CL- (monoprótico) 
H2SO4(ac) → 2H+ + SO42- (diprótico) 
NaOH(ac) → Na+ + OH- (monobásico) 
Ca (OH)2(ac) → Ca2+ + 2OH- (diprótico)