CartillaQuímica2018

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Proyecto Ingreso Universitario 2019 
Modalidades Mayores de 25 años sin título 
secundario 
 
 
 
 
 
Área de conocimiento 
Ciencias Naturales 
Química 
 
2 
 
Ciencias Naturales – Química 
 
Índice 
 
Materia y Energía………………………………………………… 3 
Estados de la materia…………………………………………… 7 
Energía …………………………………………………………… 10 
 
Cambios de Estado de la Materia ……………………………… 17 
Sistemas Materiales………………………………………………. 22 
Tabla Periódica……………………………………………………. 33 
Uniones Químicas ………………………………………………… 42 
Nomenclatura ……………………………………………………… 46 
Ecuaciones químicas……………………………………………… 58 
Balanceo de ecuaciones………………………………………….. 60 
Estequiometría……………………………………………………… 62 
Soluciones…………………………………………………………… 67 
 
 
 
 
 
 
 
3 
 
Tema 1: Materia y Energía 
 
Que es la Química? 
 
La química es la ciencia que 
describe la materia, sus 
propiedades físicas y químicas, los 
cambios que experimenta y las 
variaciones de energía que 
acompañan a dichos procesos de 
cambio. 
 
La química como ciencia no es muy antigua, pudiéndose fijar sus comienzos 
alrededor del año 1800. Por esta época aparecieron las primeras teorías confirmadas 
experimentalmente. En el siglo XIX recién se desarrollaron los fundamentos que 
permitieron realizar aplicaciones industriales. 
En la primera mitad del siglo XX, químicos y físicos, trabajando juntos, establecieron 
la estructura de la materia a nivel submicroscópico. 
Durante las 24 horas del día, cada uno de nosotros está relacionado, en una u otra 
forma, con la química. El cuerpo humano es un ejemplo de gran actividad química, e 
incluso el pensamiento está relacionado con la energía química. 
 
Materia 
 
Se denomina materia a todo aquello nos rodea, que tiene masa y ocupa un volumen 
en el espacio. La materia de la que están hechos los objetos y los seres tienen 
propiedades que nos permiten diferenciarlas. La materia ya sea inerte o viva posee 
masa, volúmen y ocupa un lugar en el espacio. 
Todo lo que nos rodea y se transforma 
 
Materia – Cuerpo – Sustancia 
 
Observe atentamente a su alrededor. Seguidamente encontrara muchos objetos como 
los que aparecen en las siguientes imágenes. 
 
 
 
 
4 
 
 
 
Estos objetos, desde las ciencias naturales, se llaman cuerpos materiales. 
 
 Actividad 
 
Elabore una lista de cuerpos materiales: 
 
……………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………………… 
 
Recordar 
 
La materia es todo aquello que nos rodea, ocupa un lugar en el espacio y tiene masa. 
La materia es de lo que están hechas todas las cosas. Es materia el agua, la madera, 
los huesos del cuerpo humano, el aire que está dentro de un globo ( el globo 
también). La luz, la inteligencia y la belleza no son materia porque no ocupan un 
espacio. 
 
Los distintos tipos de materia que constituyen los cuerpos reciben el nombre de 
sustancia. Dicho de otra forma sustancia es el tipo de materia que forma los cuerpos. 
 
 Actividad 
Del siguiente listado de palabras, coloque en la columna que corresponda lo que sea 
cuerpo y lo que sea materia. 
Cobre silla oro vidrio camisa almohadón 
Oxigeno plástico agua anillo cable pecera 
 
Cuerpo Materia 
 
 
 
 
 
 
5 
 
La materia ser presenta generalmente en forma de cuerpo. Por eso decimos que un 
cuerpo material es toda porción limitada de materia. 
Los distintos tipos de materia que constituyen los cuerpos reciben el nombre de 
sustancia. Dicho de otra forma: sustancia es el tipo de materia que forma los 
cuerpos. 
Objeto Clavo Vaso 
Sustancia Hierro vidrio agua 
 
 
 Actividad 
Unir con flecha el cuerpo con la materia que puede formarlo. 
Mesa Acero inoxidable 
 Plástico 
Vaso vidrio 
 Agua 
Juguete aceite 
 
Propiedades de la materia 
Hay características o propiedades que el ser humano capta a través de los sentidos: 
olor, color, sabor, brillo, textura. Estas características reciben el nombre de caracteres 
organolépticos. Es decir, que estos caracteres son aquellas características de la 
materia que se puede captar y analizar con nuestros sentidos. 
 
 Actividad 
Enumere los caracteres organolépticos de un jugo de naranja. Poner en 
funcionamiento los órganos de sus sentidos. 
……………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………. 
 
 
6 
 
Propiedades intensivas y extensivas 
La materia puede clasificarse según sus propiedades en: 
 
a. Propiedades intensivas: no varían de acuerdo a la cantidad de su masa. Por 
ejemplo: color, sabor, olor, textura, punto de ebullición, punto de fusión, etc. 
 
b. Propiedades extensivas: varían si se toma una cantidad mayor o menor de 
materia. Por ejemplo: peso, longitud, volumen, etc. 
 
 
 
Ejemplo 
 
 
 
 
 
1 litro de agua 2 litros de agua 
El peso y el volumen en los dos recipientes cambiaron. El peso y volumen son 
propiedades extensivas porque varian de acuerdo con la cantidad de agua en un caso 
y el otro. 
El color, olor y sabor del agua son los mismo en los dos recipientes. El olor, el color y 
el sabor por lo tanto son propiedades intensivas porque no cambian por la cantidad de 
agua. 
 
 
 
 
 
 
7 
 
 Actividad 
Complete el siguiente cuadro aplicando las propiedades de la materia. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Por ejemplo:……………………………….. 
 
Por ejemplo:………………………. 
 
Estados de la materia 
¿Cómo aparece la materia en la naturaleza? Los estados de la materia son tres: 
solido, líquido y gaseoso. Estos estados reciben el nombre de estados físicos de la 
materia. 
 
 Actividad 
Clasifique las siguientes sustancias según su estado físico o de agregación: petróleo, 
arena, cobre, oxigeno, cal, agua de rio, nafta y aire. 
 
Sólido Liquido Gaseoso 
 
 
 
 
 
 
Propiedades de la materia 
Propiedades extensivas Propiedades…………... 
Se llaman así a las propiedades 
que…………………………………
………………………………………
………………………………………
………………………………………
………………………………………
…………….. 
Se llaman así a las propiedades 
que no varían según la cantidad de 
materia, como los caracteres 
organolépticos. 
8 
 
Modelo Cinético Molecular 
Para explicar el comportamiento de la materia, los científicos recurren a un modelo 
llamado modelo cinético molecular, que hace referencia al movimiento (cinético) de 
las partículas que la forman (moléculas). 
1. La materia está formada por partículas extremadamente pequeñas. Las partículas 
pueden estas más o menos separadas entre sí y entre ellas hay espacios vacios. 
las partículas pueden tener distintas formas, masas y tamaños. 
Estas partículas pueden ser: 
 
 Átomos 
 
 
 Moléculas 
 
 
 Iones 
 
 
2. Todas las partículas tienen movimiento 
 
Sólido 
 
 
Liquido 
 
 Gaseoso 
 
Los átomos son la menor 
porción de sustancia que 
puede combinarse. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Las moléculas son la 
menor porción de una 
sustancia que conserva 
sus propiedades. 
 
 
 
 
 
 
 
Los iones son átomos con 
carga eléctrica positiva o 
negativa. 
 
 
 
 
 
 
El movimiento es 
de vibración (están 
temblando). 
 
 
 
 
Las partículas vibran, rotan y 
se desplazan a distancias 
cortas (están resbalando). 
 
 
 
Además de los movimientos 
anteriores, las partículas se 
mueven en cualquier dirección 
hasta que chocan con un 
obstáculo y rebotan (están 
volando). 
 
 
9 
 
En consecuencia: 
 En los sólidos, las moléculas tienen una fuerte atracción entre si. Los espacios 
entre ellas son pequeños y su estructura es más bien rígida. Lo sólido tieneforma y volúmen propio. 
 
 En los líquidos, la atracción de las partículas es menor que en los sólidos. Sus 
moléculas no tienen estructuras fija. Un líquido adopta la s forma del recipiente 
que l contiene. tienen volumen propio. 
 
 En los gases, las partículas tienen atracción mínima y su distribución en el 
espacio es muy desordenada. Los gases no conservan ni su forma ni su 
volumen. 
 
 Actividad 
 
a. Complete el siguiente cuadro: 
Estado en que se 
presenta la materia 
¿Tiene forma? ¿Cómo es su 
volúmen? 
Ejemplo 
Solido Tiene forma propia 
Liquido Aceite- Agua 
 Tiene volúmen 
variable 
Oxigeno 
 
b. Indique en las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas. Jusitique su 
respuesta. 
 
 En los sólidos las moléculas se mantienen unidas debido a que la fuerza de 
atracción entre ellas es muy grande: V o F 
¿Porqué?...............................................................................................................
...............................................................................................................................
...............................................................................................................................
............................................................................................................................... 
 
 
 
10 
 
c. Según el modelo cinetico molecular, las particula de un solido no pueden 
moverse . V o F 
¿Porqué?...............................................................................................................
...............................................................................................................................
...............................................................................................................................
............................................................................................................................... 
 
d. Según el modelo cinético molecular, las particulas que forman un gas se 
mueven en cuaqluier direccion hasta que chocan con un obstaculo y rebotan, 
parecen estar volando. V o F. 
¿Porqué?...............................................................................................................
...............................................................................................................................
...............................................................................................................................
............................................................................................................................... 
 
Sistema 
 
En las ciencias naturales, se dice que un conjunto de cuerpo – o las partes que 
forman un cuerpo – se denomina sistema. Un sistema es un conjunto de elementos o 
partes coordinadas y relacionadas que interactúan y cumplen una función. 
 
Por ejemplo: 
 
 
 
 
 
La idea de sistema nos permite focalizar nuestra atención y entender mejor lo que 
sucede en la naturaleza. 
 
Energía 
Los sistemas se hallan en continuo cambio. Pero ¿por qué cambian los sistemas? 
Para poder responder esta pregunta, se debe recurrir al concepto de energía. 
Energía es la capacidad que tiene un sistema para producir cambios o 
transformaciones en si miso o en otro sistema. 
 
11 
 
Todos los fenómenos naturales o creados por el hombre producen cambios, por más 
pequeños que sean y aunque demoren mucho en producirse. Dicho de otra manera, 
la energía aparece permanentemente en nuestra vida, por ejemplo: 
 
Para pensar, respirar, caminar necesitamos la energía de los 
alimentos. 
 
 
Una planta crece gracias a la energía del sol. 
 
 
 
La energía eléctrica nos permite alumbrar de noche. 
 
 
La energía del viento mueve las aspas de un molino. 
 
 
Tipos de energía 
 
 Actividad 
Mencione los tipos de energía que conoce 
……………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………. 
12 
 
 
. 
 
 
 
 
 
 
Energía solar: es la proporcionada por el Sol. Se produce en todas 
las estrellas como consecuencia de la fusión nuclear. Se liberan 
grandes cantidades de energía que llegan a la Tierra en forma de 
energía radiante. 
 
 Energía eólica: es la que posee el viento. 
 
 Energía cinética: es la que poseen los cuerpos en movimiento. 
 
 Energía potencial gravitatoria: es aquella energía que poseen 
los cuerpos con masa al estar en cierta altura de la Tierra. 
 
 Energía química: es la que poseen las sustancias debido a su 
composición molecular. 
 
 Energía sonora: es la portada por las ondas sonoras. 
 
 Energía luminosa: es la portada por las ondas luminosas. 
 
 Energía nuclear: es la que poseen las sustancias en su núcleo 
atómico. 
 
 Energía hidroeléctrica: es la energía de una caída de agua que 
es transformada en energía eléctrica. 
 
 Energía radiante: es la irradiada por los cuerpos calientes. 
Energía Solar 
Energía cinética 
Energía potencial 
Energía eléctrica 
Energía atómica 
Energía térmica Energía química 
13 
 
 
 Energía térmica: es la producida por el movimiento 
molecular. 
 
 Energía fósil: es la contenida en las sustancias procedentes de la 
descomposición de la materia orgánica, por ejemplo el petróleo, el gas natural 
y el carbón. 
 
 
 
 
 Actividad 
Mencione algunos ejemplos donde crea que están presentes los distintos tipos de 
energías mencionados. 
……………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………………... 
Energía potencial y cinética 
Energía potencial es la energía almacenada que posee un sistema como resultado de 
las posiciones de sus componentes. Por ejemplo, si se mantiene una pelota a cierta 
altura del suelo, el sistema formado por la pelota y la Tierra tiene una determinada 
energía potencial llamada gravitatoria. Esta surge de la atracción que ejerce la Tierra 
sobre todos los cuerpos y se la designa con la siguiente sigla (Epg). Cuanto más se 
eleva la pelota, la energía potencial del sistema aumenta, y cuando la pelota está en 
el piso, su energía potencial gravitatoria será cero. 
 
 Actividad 
Piense si los siguientes cuerpos poseen energía potencial gravitatoria. Marque con 
una cruz, según corresponda. 
 Una hoja cayendo de un árbol en otoño. Si No 
 Un paracaidista que se lanza de un avión. Si No 
 Una hormiga caminando por el césped Si No 
 La mesa del comedor Si No 
14 
 
La energía potencia es energía almacenada en los cuerpos. La energía potencial no 
es solo la gravitatoria. También la energía eléctrica, química, elástica, nuclear, son 
energías potenciales. Por ejemplo, cuando comprimimos un resorte, éste almacena 
energía potencia y cuando lo soltamos, su energía potencial es cero. 
 
 Actividad 
¿Los siguientes sistemas tienen energía potencial? Marque con una cruz, según 
corresponda. 
1. Un arco tensado para dispara una flecha . Si No 
2. la flecha. Si No 
3. Un elástico estirado. Si No 
4. Un alambre de una cerca. Si No 
Básicamente, la energía potencial depende del peso del cuerpo y de la posición en 
que se encuentra. Así, por ejemplo, una pelota que este a tres metros de altura tiene 
una energía potencial mayor que si esa misma pelota se encontrara a un metro del 
piso. 
La energía cinética es la energía que un objeto posee debido a su movimiento. 
Diremos también que un cuerpo se mueve cuando cambia su posición a través del 
tiempo,o sea que tiene velocidad. Se la simboliza con la sigla (Ec). Por ejemplo, 
sabemos que si vamos en un auto a 100 km/h significa que recorreremos 100 km en 
una hora y sin duda estamos en movimiento, por lo tanto hay energía cinética. 
La energía cinética depende directamente de la masa y la velocidad del objeto. Por lo 
tanto, al aumentar la masa y/o la velocidad de un cuerpo, aumenta su energía 
cinética. 
 
 Actividad 
Responda 
1. Todos sabemos que si vamos a 100 km/h, la velocidad es mayor que si lo 
hacemos a 50 km/h. ¿En cuál de los dos casos hay mayor energía cinética? 
……………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………… 
 
 
15 
 
 
 
2. Piense en un camión y en un automóvil que viajan a la misma velocidad. 
¿Cual tiene más energía cinética? 
……………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………… 
 
3. Imaginemos dos camiones iguales, que viajan a distintas velocidades. ¿Cuál 
de los dos es el que tiene mayor energía cinética? 
……………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………… 
 
Transformaciones de la energía - cadenas de transformaciones 
 
La energía potencial se manifiesta de diferentes formas y también se transforma en 
otros tipos de energías. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Energía sonora Energía cinética 
Energía térmica Energía térmica 
 
Energía potencial 
16 
 
 
Por ejemplo: 
 Un explosivo tiene energía potencial química que se transforma en calor, luz y 
energía cinética al ser detonado. 
 
 Un martillo a una cierta altura tiene energía potencial, si cae gradualmente esa 
energía potencial se ira transformando en cinética. El roce con el aire le hará 
perder energía térmica. 
 
 El sonido provocado al tocar el suelo también es energía potencial 
transformada, el suelo se calienta. 
 
 La energía potencial de una piedra al caer se transforma en energía cinetica. 
 
 
 Actividad 
 
1) En las siguientes situaciones, señale que trasformaciones de energía se 
producen 
 
 Un joven estira su arco, lo tensa y la flecha sale con gran velocidad. 
La energía potencial elástica del arco tensado se transfiera a la fecha y se 
transforma en…………………………………………………………….. 
 
 Doña Marta enchufa la licuadora en el tomacorriente y la cuchilla comienza a 
girar rápidamente licuando. 
La energía eléctrica disponible en el toma corriente se convirtió 
en…………………………………de la cuchilla. 
 Cuando uno se baña en la ducha, el agua baja desde la regadera al piso. 
La energía Epg del agua se transforma en energía………………………. a 
mediad que va cayendo. 
En la naturaleza se producen constantemente transformaciones de energía, es decir 
cantidades de energía que pasan de una forma a otra. 
 
17 
 
Cambios de Estado de la Materia 
 
 
 
 
 
 
En determinadas condiciones de temperatura y presión, una sustancia se presenta en 
un estado físico determinados, pero si se modifican las condiciones, esta puede pasar 
a un nuevo estado físico. 
Por ejemplo: 
En muchas ocasiones habrá sacado un cubito de hielo de la heladera y lo dejo afuera. 
¿Que sucedió? 
……………………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………………… 
Esto sucede porque: 
Si un sólido recibe mayor temperatura, sus partículas (o moléculas) se moverán más 
rápidamente (aumenta la energía cinética). Las fuerzas de atracción disminuyen y las 
moléculas empiezan a desplazarse. Entonces la sustancia se ha convertido en 
líquido. 
 Cuando sacamos un cubito de hielo de la heladera y lo dejamos afuera, pasa 
de estado sólido a estado liquido. 
El cambio se denomina: 
 
 
 
 
El punto de fusión es la temperatura en la que una sustancia pasa de estado sólido a 
estado liquido. 
18 
 
Por ejemplo: el punto de fusión del agua es de 0° C. al colocar a hervir agua en una 
tetera, ¿qué se puede observar al cabo de un rato? 
……………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………
………………………………………………………………………………………………… 
Esto sucede porque: 
Si la temperatura sigue aumentando, las moléculas aumentaran aun mas su energía 
cinética hasta que las fuerzas de atracción entre ellas disminuyan y, finalmente, las 
moléculas puedan liberarse unas de otras. Ahora la sustancia está en estado 
gaseoso. 
 Cuando calentamos aguan, al hervir, se forma vapor de agua. Para de estado 
líquido a estado gaseoso. Cuando lavamos y colgamos la ropa para que se 
seque, también el agua pasa de estado liquido a estado gaseoso. 
El cambio se denomina: 
 
 
 
 
 
Seguramente habrá visto lo que ocurre con los vidrios de un salón o habitación los 
días de frio intenso. ¿Podría describir ese fenómeno? 
……………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………………… 
 Esto sucede porque: 
Si se disminuye la temperatura de la sustancia en estado gaseoso, disminuye la 
energía cinética y las distancias entre las moléculas. Aumenta, entonces, la fuerza de 
atracción pudiendo mantenerse unidas. La sustancia pasara al estado líquido. 
 
19 
 
 Cuando se empañan los vidrios en un día muy frio, el vapor de agua que hay 
en el aire se condensa. Pasa de estado gaseoso a estado liquido. 
El cambio se denomina: 
 
¿Qué sucede al cabo de unas horas de colocar agua en el congelador? 
……………………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………………… 
Esto sucede porque: 
Si disminuye aun más la temperatura, al moverse más lentamente las moléculas, la 
distancia entre ellas sigue disminuyendo. La fuerza de atracción aumentara hasta 
llegar a ocupar posiciones fijas. La sustancia se ha convertido en un sólido. 
 
 Cuando colocamos agua en el congelador se forma hielo. Pasa de estado 
liquido a estado sólido. 
 
El cambio se denomina: 
 
 
 
 
Los vendedores de helados llevan los helados dentro de un conservador con hielo 
seco. ¿Ha observado que sucede con el hielo seco al dejarlo a la temperatura del 
ambiente?………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………………… 
 
20 
 
El hielo seco a temperatura ambiente se transforma en gas sin pasar por el estado 
líquido. Este paso de estado sólido a estado gaseoso, sin pasar por el estado liquido 
se denomina sublimación. En consecuencia, a temperatura de ambiente el hielo 
seco sublima. 
 
 
 Sublimación 
 
 Sublimación 
 
También al proceso inverso se lo denomina sublimación, es decir, al paso de estado 
gaseoso a estado sólido, sin pasar por el estado liquido. 
 
 
Sublimación 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Sublimación 
 
 
 
 
21 
 
Propiedades físicas y químicas de la materia 
 
Las propiedades físicas son las que se pueden determinar sin que haya cambio o 
transformación en la materia, como el punto de ebullición, densidad, punto de fusión. 
Por ejemplo: que el oro sea amarillo, que conduzca la electricidad y que se funa a 
1063°C, son tres de sus propiedades físicas, ya que en la determinación de esas 
propiedades no se forma ninguna sustancia nueva. 
 
Las propiedades químicas son las que se manifiestan cuando hay cambio o 
transformación en la materia, como la combustibilidad. Por ejemplo, cuando un 
combustible como la madera se quema al combinarse con el oxigeno del aire, se 
transforma (entre otras sustancias) en dióxido de carbono y vapor de agua. 
Esta reacción de combustión es una propiedad química, ya que implica la formación 
de nuevas sustancias. 
 
 Actividad 
 
 Responda verdadero o falso. Justifique la respuesta. 
 
a. El cuerpo del nadador posee energía cinética cuando está a punto de lanzarse 
del trampolín. V oF 
Porque?.......................................................................................................................
....................................................................................................................................
.................................................................................................................................... 
b. La energía cinética del cuerpo aumenta al tirarse a la pileta. V o F 
Porque?....................................................................................................................... 
.....................................................................................................................................
................................................................................................................................... 
 
 
 
 
22 
 
Sistemas Materiales 
Es evidente que resulta imposible estudiar todo lo que nos rodea al mismo tiempo. 
Por eso, necesitamos aislar de modo real o imaginario un cuerpo o un conjunto de 
cuerpos para poder estudiarlos. Así, podemos analizar el agua de un rio, una muestra 
de suelo, un cubito de hielo, un pedazo de madera, etc. Todas estas porciones 
mencionadas, cuando son sometidas a un estudio experimental, reciben el nombre de 
sistemas materiales. 
Todo lo que rodea a un sistema material lo denominaremos universo o medio 
ambiente. 
 
Tipos de Sistemas Materiales 
Los sistemas materiales se clasifican considerando distintos criterios, es decir, según 
donde centremos nuestra observación: 
 Según los cambios de materia y energía con el medio ambiente. 
 
 Según las propiedades intensivas de la materia. 
 
 
 
Clasificación de los sistemas materiales según su intercambio de 
materia o energía con el medio ambiente. 
 
Este criterio permite distinguir entre sistemas abiertos, cerrados y asilados. 
 
 Un sistema material es abierto cuando permite el intercambio de materia y 
energía con el medio ambiente. Por ejemplo, si colocamos agua fresca en un 
recipiente destapado, al cabo de un tiempo, el agua se va evaporando y pasa 
al medio que la rodea, es decir que se produce un intercambio de materia con 
el medio. Además varia su temperatura (adquiere la temperatura del ambiente) 
debido a que se intercambia energía con el medio. 
 
 Un sistema material es cerrado cuando solamente puede intercambiar 
energía con el medio ambiente. Por ejemplo, si el recipiente con agua estuviera 
tapado, el agua no puede evaporarse al medio ya que se lo impide la tapa ( no 
intercambia material). Pero si adquiere la temperatura del ambiente 
(intercambia energía). 
 
23 
 
 Un sistema material es aislado cuando no intercambia materia ni energía con 
el medio ambiente. Por ejemplo, si se coloca agua en un termo. 
La realidad no siempre responde estrictamente a la definición. No existen paredes 
absolutamente aislantes, que impidan totalmente el intercambio de energía con el 
medio. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Actividad 
 
1. complete el siguiente cuadro con la clasificación de sistemas 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Sistema Material 
Un sistema es abierto 
cuando…………………………
……………………………………
……………………………………
……………………………………
Por ejemplo………………… 
……………………………………
…………………………………… 
Un sistema 
es……….cuando……………
……………………………………
……………………………………
……………………………………
……………Por ejemplo 
…………………………………… 
……………………………………
…………………………………… 
Un sistema es …………… 
cuando…………………………
……………………………………
……………………………………
……………………………………
Por ejemplo………………… 
……………………………………
…………………………………… 
24 
 
 
2. Reflexione y luego responda. 
Si pensáramos en el hombre como un sistema, ¿Qué tipo de sistema material, seria, 
según la clasificación anterior? 
……………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………………… 
 
Clasificación de los sistemas materiales según sus propiedades 
intensivas 
 Sistema homogéneo. Se denominan así cuando 
las propiedades y composición de la materia son 
iguales en cualquier punto del sistema. No 
presenta superficie de separación. Por ejemplo, 
aire, alcohol disuelto en agua. 
 
 
 
 
 Sistema heterogéneo. Se denomina así cuando las 
propiedades y composición de la materia no son iguales en 
cualquier punto del sistema. Está formado por dos o más 
porciones diferentes, separadas por superficies definidas 
través de las cuales las propiedades cambian bruscamente. 
Por ejemplo, aceite y agua, piedras y arena. 
 
Un sistema puede ser homogéneo a simple vista y heterogéneo si lo observamos 
detalladamente a través del microscopio. Por ejemplo, si observamos la sangre 
humana con un microscopio vemos que tiene glóbulos rojos diferenciados del suero. 
Por lo tanto, la homogeneidad y la heterogeneidad de un sistema serán establecidas 
mediante el microscopio óptico. Con este instrumento se visualizan partículas muy 
pequeñas (de hasta 10-4 cm de diámetro). 
 
 
 
 
 
 
Aceite 
Agua 
Arena 
25 
 
 Actividad 
 
1. Haga una lista de cinco ejemplos de sistemas heterogéneos que pueda 
encontrar en su cocina. 
 
………………………….. …………………………..… ……………………….. 
 
………………………….. …………………………….. 
 
2. Los sistemas que aparecen en la columna de la izquierda del siguiente cuadro 
son todos homogéneos. 
 
Sistemas materiales Están formados por 
Agua potable 
Sal común 
Aire 
 
Sobre la base de su experiencia y los conocimientos que ha adquirido: 
a. Complete la columna de la derecha con los componentes de cada sistema 
b. Compare sus resultados con los de algún compañero de estudio. 
c. De acuerdo a la clasificación de los sistemas materiales completar el siguiente 
cuadro con ejemplos 
 
 
Según la relación entre sistema Según sus propiedades intensivas 
(materia/energía) y el medio ambiente 
 
Abierto Cerrado Aislado Homogéneo Heterogéneo 
……….. …………. …………. .. .……………… ……………….. 
……….. …………. …………. .. .……………… ……………….. 
 ……….. …………. …………. .. .……………… ……………….. 
 
 
 
Sistemas materiales 
26 
 
Fases y componentes de un sistema material 
Si observamos un sistema heterogéneo formado por sal común y arena como el de 
las siguientes imágenes: 
 
 Mezcla 
 
 
 Sal común Arena 
Se observa que hay porciones que tiene las mismas propiedades: las porciones 
formadas por sal o aquellas formadas únicamente por arena. Y otras que tienen 
distintas propiedades: la sal tiene propiedades distintas a la arena. 
Las porciones que tienen las mismas propiedades, por definición, son sistemas 
homogéneos, y se las denomina fases del sistema. En el ejemplo que se esta 
analizando, el sistema tiene dos fases, una formada por la sal y la otra formada por la 
arena. De esta manera, podemos decir que las fases de un sistema material son las 
distintas porciones homogéneas que lo forman. 
Los componentes del sistema son las distintas sustancias que lo constituyen. 
Siguiendo el ejemplo, el sistema tiene dos componentes: la sal y la arena. 
 
 
 está formado por 
 
 que son las 
 
formadas 
por distintos 
 que son las 
 
 
Sistema 
Una o más fases Partes 
Componentes Sustancias 
27 
 
 Se tiene un recipiente cerrado con agua en estado liquido, solido (hielo) y 
gaseoso (vapor de agua) como la siguiente imagen: 
 
 
 
 
 
¿Cuántas fases se observa en este sistema? 
..........................................................................................................................................
........................................................................................................................... 
¿Cuántos componentes tiene? 
..................................................................................................................................................................................................................................................................... 
Este sistema está formado por tres fases: agua líquida, hielo y vapor de agua. En 
cambio, posee un solo componente: la sustancia agua. 
Considerando el número de fases de un sistema material, podemos decir: 
 Sistema homogéneo: es aquel formado por una sola fase. 
 
 Sistema heterogéneo: es aquel formado por dos o más fases. 
El siguiente cuadro resume las características de los sistemas materiales 
homogéneos y heterogéneos: 
Sistema Homogéneo Heterogéneo 
Propiedades Iguales en todos los puntos Distintas en por lo menos 
dos puntos. 
Fases Monofásicos: una sola fase Polifásicos: dos o más 
fases. 
Componentes Uno o mas componentes Uno o más componentes. 
 
 
28 
 
 Actividad 
 
1. Clasifique los siguientes sistemas en homogéneos o heterogéneos. 
 
a. Tiza, sal y yerba……………………………………….. 
b. Agua azucarada……………………………………….. 
c. Clavo de hierro………………………………………… 
 
2. Indique cuantas fases tienen cada uno de esos sistemas y cuales son: 
 
a. ………………………………………………………………………… 
b. …………………………………………………………………………. 
c. …………………………………………………………………………. 
 
3. Indique cuanto componentes tiene y cuales son: 
a. ………………………………………………………………………… 
b. …………………………………………………………………………. 
c. …………………………………………………………………………. 
 
 
Sustancias puras y soluciones 
Considerando la cantidad de componentes que poseen los sistemas materiales 
homogéneos, se los clasifica en sustancias puras y soluciones. 
 
 
 
 Según la cantidad de sus componentes 
 
 
 
 
Las sustancias puras son aquellas que no se pueden fraccionar, esta formados por un 
solo componente, por ejemplo, agua cobre, oxigeno, etc. Las sustancias puras 
pueden ser simples o compuestas. 
Sistemas homogéneos 
Sustancias puras 
Ejemplo: hierro 
Soluciones 
Ejemplo: agua azucarada 
29 
 
 Sustancias puras simples: están formadas por átomos iguales y no se 
pueden descomponer en otras más sencillas. Ejemplo: carbono (C), oxigeno 
(O2). 
 
 Sustancias puras compuestas: están formadas por átomos distintos. 
Ejemplos: cloruro de sodio, sal común de mesa (NaCl), agua (H2O). Además se 
pueden descomponer mediante proceso químicos. Por ejemplo, el agua (H2O) 
se puede descomponer en hidrogeno (H2) y oxigeno (O). 
 
 
 Actividad 
 
 Dadas las siguientes sustancias, clasifíquelas en sustancias puras simples o 
sustancias puras compuestas: 
 
a. Acido muriático (HCl)………………………………………………………… 
b. Nitrógeno (N)………………………………………………………………….. 
c. Carbono (C) …………………………………………………………………… 
d. Monóxido de carbono (CO)………………………………………………….. 
Las soluciones son aquellos sistemas homogéneos que se pueden fraccionar; están 
formadas por más de un componente. Por ejemplo, sal disuelta en agua, aire, etc. Por 
un acuerdo, al componente que se encuentra en mayor proporción se lo llama 
solvente y al /los que se encuentra/n en menor proporción se lo/s denomina soluto/s. 
En el caso de la sal disuelta en agua, la sal es el soluto y el agua es el solvente. Las 
soluciones más comunes en la vida cotidiana son las soluciones acuosas, es decir, 
aquellas en que el solvente es el agua. En el cuerpo humano y en otros organismos 
vivos, las reacciones se producen en un medio acuoso. 
 Actividad 
 
 Dadas las siguiente soluciones, indique el soluto y el solvente: 
 
a. Fernet con cola……………………………………………………………… 
 
b. Agua con limón……………………………………………………………… 
 
c. Caldo disuelto en agua………………………………………………………. 
 
 
 
30 
 
Resumen 
 
 
 
 Pueden ser 
 
 Tiene más de una Tiene una sola 
 
 Pueden ser 
 
 
 Forman las 
 Tienen un solo Tienen dos mas 
 
 
 Tiene uno o mas 
 
 
 Actividad 
 
1. Clasifique los siguientes sistemas en homogéneos o heterogéneos 
 
a. Arena y piedras………………………………………………………….. 
b. Agua salada ……………………………………………………………… 
 
Luego indique cuantas fases tiene estos sistemas y cuales son 
a. …………………………………………………………………………….. 
b. …………………………………………………………………………….. 
 
 
Sistemas Materiales 
Heterogéneos 
 
Fase Homogéneo 
Sustancia Puras Soluciones 
Componentes 
31 
 
 
2. Clasifique los siguientes sistemas homogéneos en soluciones y sustancias 
puras. 
 
Escriba las palabras sustancia pura simple o sustancia pura compuesta, según 
corresponda. En el caso de las soluciones, indique cual es el solvente y cuál es el 
soluto. 
 
Fosforo (P) Sal común disuelta en 
agua 
Cloruro de sodio (NaCl) 
 
 
 
 
 
 
Agua (H2O) Nitrógeno (N2) Azúcar disuelta en agua 
 
 
 
 
 
 
 
Métodos de separación de fases y fraccionamiento de componentes 
 
 Tamización: se emplea para separar dos sólidos cuyas partículas son de 
diferente tamaño. 
Por ejemplo: arena y piedras. Se utiliza un tamiz (colador). Las 
partículas de mayor tamaño quedan retenidas en el tamiz y 
dejan pasar a las de menor tamaño. Eso hacemos cuando 
tamizamos harina. 
Cuando vemos, las fases de un sistema si pueden separarse y se puede volver a 
tener los componentes que lo forman. Según las características del sistema 
heterogéneo que queramos separar, será el método de separación que se usará. 
 
 
 
32 
 
 
 Filtración: permite separar un sólido en polvo de un líquido, utilizando como 
material filtrante papel de filtro o arena, entre otros. 
 
 
 
Esto sucede, por ejemplo, cuando filtramos el café para separarlo de la borra. 
Frecuentemente, la filtración, constituye la primera etapa del tratamiento del 
agua que llega a los hogares, ya que separa la materia solida contenida en el 
agua. 
 
 Decantación: separa líquidos de diferentes densidades que no se mezclan 
(no miscibles), para lo cual se utiliza la ampolla o embudo de 
decantación. También se utiliza para separar un sólido de un 
líquido. 
 
 
Métodos de fraccionamiento 
 Destilación: consiste en calentar el sistema para lograr la evaporación de uno 
de los componentes de la solución y luego condensar los vapores. 
 
 
 
 
 
 
 
La destilación puede ser simple o fraccionada 
 Destilación simple se usa para separar un sólido de un líquido, por ejemplo 
las sales de agua potable. (obtención de agua destilada). 
 
 
 
33 
 
 
 Destilación fraccionada se utiliza para separar los componentes de una 
solución formada por dos líquidos de distinto punto de ebullición, por ejemplo la 
nafra del petróleo. 
Uno de los métodos de fraccionamiento más empleados en la industria química, 
alimentaria, farmacéutica y petroquímica es la destilación. 
 
Tema 2: Tabla Periódica y Uniones Químicas 
 
Ya se menciono que las cosas están constituidas de materia, esta tiene propiedades 
como masa, peso y ocupan un lugar en el espacio. Por lo tanto se llega a la 
conclusión que todos los cuerpos están hechos de materia. Pero surgen otros 
interrogantes: ¿De qué está hecha la materia?, ¿Qué parte la forma?, que pasa 
cuando porciones de materia se combinan entre sí? En esta unidad se estudiara la 
composición mas interna de la materia, es decir, los átomos 
 
¿QUE ES UN ÁTOMOS? 
 Los átomos son las unidades de materia. 
 Un átomo es una partícula más pequeña de un elemento químico que 
aun mantienen las propiedades de dicho elemento. 
 Hoy se sabe que los átomos están formados por protones, neutrones y 
electrones. 
Los primeros en estudiar la composición de la materia fueron los griegos; a lo largo 
del tiempo los científicos, intentaron explicar acerca de la estructura del átomo, de 
esta forma surgieron diferentes teorías o modelos que detallan la estructura y 
propiedades de los átomos. Entre los primeros y más representativo es el modelo de 
J. Dalton, y a partir de este, se fueron mejorando a medida que se producían nuevos 
descubrimientos y la tecnología disponible aumentaba; hasta llegar alactual modelo 
de Schrödinger. A continuación se realiza una breve descripción de cada uno. 
. 
Teoría atómica de Dalton 
En 1803, Dalton (1766-1844) formula su teoría atómica, con la que trataba de explicar 
las leyes químicas conocidas hasta esta fecha. Dicha teoría fue admitida por los 
34 
 
hombres de ciencia hasta principios del siglo XX, en que, como consecuencia de 
nuevos descubrimientos, surgió la necesidad de desarrollar nuevas teorías. 
La teoría atómica de Dalton se resume en los siguientes puntos: 
 La materia es discontinua. Está formada por partículas materiales 
independientes llamadas átomos, los cuales son indivisibles. 
 Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí tanto en masa como 
en propiedades físicas y químicas. 
 Los átomos de elementos diferentes son distintos en cuanto a masa y demás 
propiedades. 
 Los compuestos se forman por la unión de átomos de los elementos 
correspondientes, en una relación numérica sencilla. 
Hoy se sabe que ninguno de estos postulados es completamente cierto; sin embargo, 
Dalton contribuyó enormemente a entender cómo estaba formada la materia. 
Modelo Atómico de Thomson 
Fue reconocido en el mundo por dar las primeras luces sobre la 
configuración de protones y electrones dentro de la estructura 
del átomo. Mediante esta propuesta, Thomson sugirió que los 
átomos eran uniformes y contenían carga positiva de forma 
homogénea, con incrustaciones aleatorias de electrones dentro 
de cada átomo. 
Para describirlo, Thomson comparó su modelo con el budín de 
ciruelas. Este símil se empleó posteriormente como un nombre 
alternativo del modelo. Sin embargo, debido a varias inconsistencias (teóricas y 
experimentales) sobre la distribución de las cargas eléctricas dentro del átomo, el 
modelo de Thomson fue descartado en 1911. 
 
Modelo Atómico de Rutherford 
Para Ernest Rutherford, el átomo era un sistema planetario de 
electrones girando alrededor de un núcleo atómico pesado y 
con carga eléctrica positiva. Características: 
 El átomo posee un núcleo central pequeño, con 
carga eléctrica positiva, que contiene casi toda la masa del 
átomo. 
35 
 
 Los electrones giran a grandes distancias alrededor del núcleo en órbitas 
circulares. 
 La suma de las cargas eléctricas negativas de los electrones debe ser igual a 
la carga positiva del núcleo, ya que el átomo es eléctricamente neutro. 
Rutherford no solo dio una idea de cómo estaba organizado un átomo, sino que 
también calculó cuidadosamente su tamaño (un diámetro del orden de 10-10 m) y el de 
su núcleo (un diámetro del orden de 10-14m). El hecho de que el núcleo tenga un 
diámetro unas diez mil veces menor que el átomo supone una gran cantidad de 
espacio vacío en la organización atómica de la materia. 
 
Modelo Atómico de Bohr 
El físico danés Niels Bohr (Premio Nobel de Física 1922 ) , 
propuso un nuevo modelo atómico que se basa en tres 
postulados: 
 Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas 
describiendo solo determinadas regiones conocidas como 
orbitas. 
 En el átomo, los electrones se organizan en capas y, en 
cada capa tendrían una cierta energía, llenando siempre las capas inferiores y 
después las superiores. 
 La distribución de los electrones en las capas la denominó configuración 
electrónica. 
 
Modelo Atómico de Schrödinger 
El modelo atómico de Schrodinger es un modelo 
cuántico no relativista. En este modelo los electrones se 
contemplaban originalmente como una onda 
estacionaria de materia cuya amplitud decaía 
rápidamente al sobrepasar el radio atómico 
 Eliminó el concepto de los electrones como 
esferas diminutas con cargas que giraban alrededor 
de órbitas. 
 Representa la probabilidad de la presencia del electrón en orbitales. 
 
 
36 
 
Esquema de un Átomo 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Tabla Periódica 
 
¿QUÉ ES UN ELEMENTO QUÍMICO? 
 Es una sustancia pura que no puede ser descompuesta en sustancias más 
simples mediante reacciones químicas. 
 Un elemento químico está formado por átomos, todos del mismo tipo, y se 
caracteriza por su número atómico. 
 Los elementos químicos se representan mediante símbolo. 
 
 
 
 
 
 
 
37 
 
Tabla periódica de los elementos 
Para identificar rápida e inequívocamente los elementos químicos, formular y nombrar 
las sustancias químicas y plantear reacciones químicas, fue necesario crear una 
simbología y una terminología de alcance universal más allá de los diferentes idiomas. 
La tabla periódica de los elementos se le atribuye a Dimitri Mendeleiev; clasifica, 
organiza y distribuye los distintos elementos químicos, conforme a sus propiedades y 
características; su función principal es establecer un orden específico agrupando 
elementos. 
La tabla periódica divide a los elementos en columnas denominadas grupos y en 
hileras o filas horizontales denominadas periodo. Los elementos de un mismo grupo 
tienen en general valencias semejantes lo que significa que sus características o 
propiedades son similares entre sí. Los elementos que pertenecen a un mismo 
periodo tienen propiedades diferentes pero masas similares. 
Las filas que ocupan una posición fuera de la tabla periódica ocupan este lugar 
porque no pueden ser incluidas en los periodos 6 y 7. 
Los elementos químicos se ordenan según su número atómico. Los elementos de 
una columna constituyen un grupo (18). Los elementos de una fila horizontal 
constituyen un periodo (7). 
 
 
 
 
38 
 
Los grupos a su vez se dividen en tres grandes grupos: 
 
Elementos Representativos 
 Elementos de transición 
 Elementos de transición interna 
 
 
Elementos Representativos (se representan con A) 
 Comprenden los elementos marcados como A. 
 Van de 1A al 8ª. 
 Incluye metales y no metales (metaloides). 
 Clasificados en ocho grupos o familias. 
 Cada grupo o familia presenta propiedades físicas y químicas similares. 
Elementos de transición (se representan con B) 
 Se representan con la letra B. 
 Van de la serie IB a la VIIIB. 
 Organizados en 4 series. 
 Todos los elementos son metales. 
 Son duros resistentes. 
 Brillantes, dúctiles y maleables. 
 Se caracterizan por formar compuestos coloreados. 
 Se encuentran las triadas. 
 
 
39 
 
Elementos de transición interna 
 Constituido por 2 series horizontales de 14 elementos cada una. 
 Se ubican en el 6 y 7 periodo. 
 Todos son metales. 
 La 1° serie se localiza después del lantano: Lantánidos. 
 La 2° serie se localiza después del actinio: Actínidos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Propiedades periódicas 
 
Radio atómico 
Se mide en angstroms ( = 10-12 m) y se determina 
experimentalmente. Disminuye de izquierda a derecha en 
un período, por la atracción que ejerce el número creciente 
de protones sobre los electrones, y en un grupo aumenta de 
arriba hacia abajo, ya que en ese sentido aumenta el 
número cuántico principal y, por lo tanto, el tamaño de los 
orbitales. 
 
 
40 
 
Energía de ionización 
Es la energía necesaria para convertir a un átomo en 
estado gaseoso en un catión. Aumenta de izquierda a 
derecha por el aumento del número de protones y de 
abajo hacia arriba, en un grupo, porque los átomos se 
hacen más pequeños y los electrones son más 
fuertemente atraídos. 
 
Electronegatividad 
Es la tendencia del átomo a captar electrones cuando 
participa de una reacción química. Al flúor, el elemento 
más electronegativo, se le asigna un valor arbitrario de 
electrones de 4,0. Aumenta de izquierda a derecha en un 
periodo, y de abajo hacia arriba, en un grupo. 
 
Afinidad electrónica 
 Es la energía desprendida cuando un átomo gaseoso y 
neutro en su estado fundamental capta un electrón. En un 
grupo aumenta de abajo hacia arriba y en un periodo 
aumenta de izquierda a derecha. 
 
 
 Actividad 
1. Responda las siguientespreguntas relacionadas con la distribución e 
interpretación de la tabla periódica. 
 
 ¿Qué nombre reciben las filas horizontales de la Tabla periódica? 
 
a) Filas 
b) Rayas 
c) Grupos 
d) Periodos 
e) Columnas 
 
 
41 
 
 ¿Y las filas verticales? 
 
a) Filas 
b) Rayas 
c) Grupos 
d) Periodos 
e) Columnas 
2. ¿Qué nombre reciben los elementos de la parte media de la Tabla periódica? 
 
a) Metales 
b) Elementos 
c) Transuránidos 
d) Grupo principal 
e) Elementos de transición 
3. ¿En un periodo, el radio atómico? 
a) No cambia 
b) Cambia al azar 
c) Normalmente aumenta 
d) Normalmente disminuye 
e) Crece y disminuye alternativamente 
4. ¿En un grupo, el potencial de ionización? 
a) Aumenta 
b) No cambia 
c) Disminuye 
d) Cambia al azar 
e) Crece y disminuye alternativamente 
5. Los elementos de transición interna: 
a) Son radiactivos 
b) No son radiactivos 
c) Tienen el mismo color 
e) No pueden situarse en la Tabla periódica 
6. Ordene razonadamente los siguientes elementos: Fe, Cs, F, N y Si de menor a 
mayor teniendo en cuenta: su radio atómico, electronegatividad y afinidad 
electrónica. 
 
 
 
42 
 
Uniones Químicas 
Los átomos siempre se unen formando grupos que resultan más estables que el 
átomo aislado. Estas uniones se producen por la acción de fuerzas electrostáticas 
entre núcleos y electrones. Se llama enlace químico al conjunto de fuerzas que 
mantienen unidos a los átomos, iones y moléculas. Cuando un átomo se une a otro, 
toma, entrega o comparte uno o más electrones para formar una estructura estable. 
Gilbert Lewis y Walter Kossel propusieron la teoría del octeto: “Todos los átomos 
tienden a poseer la estructura del gas noble más cercano a la tabla periódica, 
adquiriendo así su máxima estabilidad. Es decir que tienden a completar su 
último nivel de energía con ocho electrones”. 
Existe tres tipos de uniones entre átomos: iónica, covalente y metálica. El tipo de 
unión que se presenta en un determinado compuesto dependerá de la 
electronegatividad de los átomos que interviene, o sea, de capacidad para atraer 
electrones. 
Enlace iónico 
El enlace iónico ocurre entre metales y no metales: uno o más electrones del átomo 
metal se transfiere al átomo no metal (más electromagnético). De esta forma se 
forman los compuestos iónicos, es decir, constituidos por iones (átomos con carga 
eléctrica). 
Los iones cargados positivamente se llaman cationes y los cargados negativamente, 
aniones. Por ejemplo, el cloruro de sodio es una sal formada por la unión de átomos 
de cloro y sodio que forman los iones Na+ y Cl-. 
 
 
 
 
43 
 
Los iones se organizan en redes cristalinas tridimensionales, de modo que cada anión 
se encuentra rodeado de cationes, y viceversa. De este modo, las fuerzas de 
atracción entre iones de diferente carga son máximas, mientras que las de repulsión 
entre iones de igual carga son mínimas. 
Lewis creó una formula simplificada para representar estos compuestos, en la cual se 
indican como puntos o cruces solo los electrones de la ultima capa. Se llaman 
estructuras de Lewis. Por ejemplo la estructura de Lewis para el cloruro de sodio es: 
 
 
Propiedades 
 Son sólidos a temperatura ambiente, con altos puntos de fusión y ebullición. 
 Son solubles en solventes polares como el agua. 
 Como los electrones se encuentran retenidos dentro de la estructura cristalina, 
no conducen la corriente eléctrica. Sin embargo, si se disuelven en agua, los 
electrones se liberan de la red y la sustancia se vuelve conductora. 
Enlace covalente 
Este enlace se da entre los no metales. La unión se produce cuando dos átomos 
comparten sus electrones. Cada par compartido se considera una unión covalente. 
Existen varios tipos de enlaces covalentes: 
 Enlace covalente común: los electrones que intervienen son aportados por 
ambos átomos participantes. 
 
 
 
44 
 
 Enlace covalente dativo o coordinado: el par de electrónico compartido es 
aportado por uno de los átomos que interviene en la unión. 
 
 
 
 
Propiedades 
 Casi ninguna sustancia conduce la corriente eléctrica. 
 Forman moléculas de diferentes tamaños y, en algunos casos, redes cristalinas 
covalentes, como el grafico y el diamante. 
 Tienen puntos de fusión y ebullición variables, que dependen de las fuerzas de 
atracción entre las moléculas. 
Enlace metálico 
El enlace metálico ocurre entre metales. Se forman redes metálicas en las que 
participan cationes, electrones libres y átomos sin ionizar, pero nunca aniones. 
Los cationes se rodean de electrones libres que van pasando de los átomos neutros a 
los cationes. 
 
 
 
 
Propiedades 
 Son muy buenas conductoras de la electricidad por la presencia de electrones 
libres en su estructura. 
 Presentan brillo metálico porque reflejan la luz que inciden en ellos. 
45 
 
 Son maleables (pueden formas laminas delgadas) y muy resistentes a la 
tensiones. 
 Sus puntos de fusión y ebullición son variables, pero menores que en los 
compuestos iónicos. 
 
Tipos de enlace – Resúmen 
 
 Actividad 
1. Que es un enlace químico? 
2. Porque se forman los enlaces químicos? 
3. Que característica presenta la Teoría del octeto? 
4. Sustancias iónicas: 
a. En qué tipo de átomos se presentan? 
b. En qué consiste? 
c. Que estructura presentan las sustancias? 
46 
 
d. Que propiedades más significativas presentan? 
 
5. Enlaces covalentes ¿Qué estructura presentan estas sustancias? 
6. Enumere las propiedades más significativas de los enlaces covalentes 
7. Entre qué tipo de átomos se presenta un enlace metálico? 
a. Que estructura presentan estas sustancias? 
b. Que propiedades más significativas presentan? 
 
Tema3: Nomenclatura. Balanceo de Ecuaciones 
 
Nomenclatura 
La nomenclatura química (del latín nomenclatura) es un conjunto de reglas o formulas 
que se utilizan para nombrar todos los elementos y los compuestos químicos. 
Existen tres tipos de nomenclaturas que nos permiten nombrar los compuestos 
químicos inorgánicos: 
Nomenclatura Sistemática: Normas propuesta por la Unión Internacional de 
Química Pura y Aplicada IUPAC. Utiliza prefijos griegos para indicar el número de 
átomos en la fórmula. Por ejemplo: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
47 
 
Nomenclatura de Stock: Cuando el elemento tiene más de una valencia, se indica 
mediante números romanos. 
 
Nomenclatura Tradicional: Utiliza prefijos y sufijos para indicar las distintas 
valencias de los elementos. Por ejemplo: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Además, se debe tener en cuenta que algunos elementos cambian su raíz: 
 
 
 
 
 
 
Formulación: Se escribe el símbolo químico del elemento X, seguido del subíndice n 
que indica el número de átomos que contiene la molécula (Xn) Los átomos aislados 
pueden considerarse moléculas monoatómicas y para simplificar se omite en ellas el 
subíndice n=1, pues su presencia se sobreentiende. 
 
 
48 
 
Ejemplos: 
a. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
b. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
49 
 
Compuestos Binarios: 
 Óxidos: son combinaciones del oxígeno con un metal. El oxígeno es el 
elemento más reactivo de la Tabla Periódica. Se combina con casi todos los 
elementos químicos para dar óxidos. El oxigeno tiene valencia 2 (se combina 
con dos átomos vecinos). Ejemplo: 
 
 
Nomenclatura de IUPAC: 
 Se los nombra de derecha a izquierda. 
 Consiste en nombrar el número de cada átomo con prefijos numéricos. 
 Prefijo + átomo derecha del prefijo + átomo izquierda. 
Ejemplo: 
 
 
Formulación: 
 
 
 
Nomenclatura de Stock: 
 Indica entre paréntesis y en números romanos la valencia del elemento que 
contenga el oxido (el elemento de la izquierda). 
 En el caso que el elemento tenga una única valencia se puede omitir el 
número. 
 Oxido de elemento (I, II, III , IV, V, VI, VII). 
Ejemplo: 
 
 
 
Formulación: 
50 
 
Ejemplos: Hidruros metálicos: Formados por la unión del hidrógeno y un metal. Si el 
hidrógeno se combina con un metal, y tiene una sola valencia se nombran con 
las palabras Hidruro de, y el nombre del metal con el que se combina. En las 
demás nomenclaturas que igual que en el óxidos, lo único que en vez de óxido 
se pone hidruro. 
 
Ejemplos: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
51 
 
 Formulación: se escribe primero el símbolo del elemento metálico y luego el del 
hidrógeno (debido a que es más electronegativo que los metales), con sus 
correspondientes valencias. Se intercambian las valencias, es decir, se coloca como 
subíndice del hidrógeno la valencia del metal, y en este, la del hidrógeno. 
Ejemplo: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Hidruros no metálicos: 
Estos compuestos binarios están constituidos por hidrógeno y un no metal. El 
hidrógeno siempre usa valencia +1. Muchos de ellos tienen nombres especiales de 
uso más generalizado que los sistemáticos: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
En este grupo también se encuentran los hidruros no metálicos que forman disolución 
ácida en agua, se nombran de forma diferente según si están disueltos o en estado 
puro. Son los formados por S, Se, Te, F, Cl, Br e I. Si están puros se nombran de la 
forma -uro de hidrógeno y si están disueltos, ácido –hídrico: 
52 
 
 
 
 
 
 
 
 
En la siguiente tabla se muestra ejemplos de estos compuestos según nomenclatura 
sistemática y tradicional: 
 
 
 
 
 
 
 
 
Formulación: en primer lugar se escribe el símbolo del elemento que aparece antes 
en la lista, con sus correspondientes valencias. Se intercambian las valencias, que se 
colocan como subíndices. 
 
 
 
 
 
 
 
53 
 
 Sales: Las sales con compuestos binarios que están formados por la 
combinación de un elemento no metálico (que aporta la valencia negativa) y un 
compuesto metálico (que aporta la valencia positiva); exceptuando el oxígeno y 
el hidrógeno que forman óxidos e hidruros, respectivamente. 
 
Sales neutra: se forma por la combinación de un metal más un no metal. La 
sal es compuesto químico formado por cationes (iones con carga positiva) 
enlazados a aniones (iones con carga negativa). Son el producto de una 
reacción química entre una base y un acido, la base proporciona el catión y el 
ácido el anión. 
En la siguiente tabla se muestra ejemplos de estos compuestos según 
nomenclatura: 
 
 
 
 
 
 
 
 Formulación: el símbolo del elemento menos electronegativo se escribe en primer 
lugar, seguido del más electronegativo, con sus correspondientes valencias. Se 
intercambian las valencias, que se colocan como subíndices. Si se puede, se 
simplifican los subíndices. Estos deben ser números enteros y el subíndice 1 no se 
escribe. 
 
 
 
 
 
 
 
54 
 
 
Sales Acidas: provienen de una sustitución parcial de los hidrógenos de un ácido que 
tenga varios, obteniéndose una fórmula del tipo: 
 
 
Nomenclatura: Igual que la sal neutra pero anteponiendo la palabra hidrógeno, 
indicando con los prefijos el nº de átomos del mismo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Formulación: se escribe primero el nombre del catión y, a continuación, el nombre 
del anión que contiene algún hidrogeno, intercambiándose como subíndices los 
números que indican su carga: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
55 
 
Iones: Los iones son átomos cargados eléctricamente. Los metales suelen perder 
electrones formando iones con carga positiva denominados cationes. Los no metales, 
en cambio, suelen captar electrones formando iones negativos conocidos como 
aniones. 
 Cationes: un catión es un átomo o grupo de átomos con carga positiva. Los 
cationes no son sustancias, pero, junto con los aniones, forman parte de las 
sustancias iónicas. 
 Para nombrar estas “especies químicas” basta anteponer la palabra catión o ion al 
nombre al nombre del elemento. 
En los casos en que el átomo puede adoptar distintos estados de oxidación se indica 
entre paréntesis. Algunos ejemplos son: 
 
 
 
 
 
Hay bastantes compuestos –como, por ejemplo, el amoníaco– que disponen de 
electrones libres, no compartidos. Estos compuestos se unen al catión hidrógeno, 
para dar una especie cargada positivamente. Para nombrar estas especies cargadas 
debe añadirse la terminación –onio tal como se ve en los siguientes ejemplos: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Aniones: 
Se llaman aniones a las “especies químicas” cargadas negativamente. Los aniones 
más simples son los monoatómicos, que proceden de la ganancia de uno o más 
electrones por un elemento electronegativo. 
56 
 
Para nombrar los iones monoatómicos se utiliza la terminación –uro, como en los 
siguientes ejemplos: 
 
 
 
 
 
Los aniones poliatómicos se pueden considerar como provenientes de otras 
moléculas por pérdida de uno o más iones hidrógeno. El ion de este tipo más usual y 
sencillo es el ion hidroxilo (OH–) que procede de la pérdida de un ion hidrógeno del 
agua. 
Sin embargo, la gran mayoría de los aniones poliatómicos proceden –o se puede 
considerar que proceden– de un ácido que ha perdido o cedido sus hidrógenos. 
Para nombrar estos aniones se utilizan los sufijos –ito y –ato según que el ácido de 
procedencia termine en –oso o en –ico, respectivamente. 
 
 
 
 
 
 
A menudo, para “construir” el nombre del anión, no se reemplazan simplemente las 
terminaciones oso-ico por ito-ato, sino que la raíz del nombre se contrae. Por ejemplo, 
no se dice iones sulfurito y sulfurato sino iones sulfito y sulfato. 
 
 
 
 
 
57 
 
 Actividad 
 
1. Complete la siguiente tabla: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2. Complete la siguiente tabla con nombre del compuesto o su fórmula según 
corresponda: 
58 
 
 
Ecuaciones químicas. Igualación de ecuaciones química 
En el Universo la materia está sometida a una dinámica de cambio permanente. A 
diferencia de los cambios físicos, como la evaporación del agua o la disolución de la 
sal común, (que no implican modificaciones en la composición de la materia); los 
cambios químicos se suceden por transformación de una o más sustancias en otra u 
otras diferentes, por ejemplo, la combustión de la nafta de un automóvil, la 
preparación de caramelo, la fotosíntesis o la obtención de hierro a partir de los 
minerales. Todos estos cambios químicos se producen mediante reacciones 
químicas (suceden tanto en la naturaleza como en el ser humano). 
Reacción química, es la transformación de una o más sustancias iniciales 
(reactivos) en una o más sustancias finales (producto);”originando no solo el cambio 
de la composición de la materia, sino también una variación en el contenido total de la 
energía del sistema”. 
El intercambio de energía en una reacción suele manifestarse en forma de energía 
térmica, eléctrica o lumínica. 
Una ecuación química es una representación simbólica escrita de una reacción 
química. El o los químicos reactivos figuran al lado izquierdo y el o los químicos que 
se producen figuran al lado derecho. En general se presentan de esta manera: 
 
 
 
 
 
 
Por ejemplo, la oxidación del aluminio por combinación con el oxigeno se simboliza de 
la siguiente manera: 
 4 Al (s) + 3 O2 (g) 2 Al2O3 (s) 
¿Qué indican los números escritos delante de la formula de los reactivos y de los 
productos? La cantidad de moléculas, átomos o compuestos iónicos que intervienen 
en la reacción. 
En el ejemplo anterior, 4 átomos de aluminio (Al) se combina con tres moléculas de 
oxígeno ( O2 ) para dar dos moléculas de trióxido de aluminio (Al2O3 ). 
Notaciones más comunes en las ecuaciones químicas y su significado: 
A + B C + D 
Reactivo 
Producto 
“Se combina con” “ Y ” 
59 
 
Símbolo Significado 
(s) Sólido 
(l) Liquido 
(g) gaseoso 
(aq) En solución acuosaO Calor 
h .v Luz 
 Se desprende 
 Precipita 
 
(…….) 
Sobre la flecha se suele escribir ciertas 
condiciones bajo las que ocurren las 
reacciones, por ejemplo, en presencia de luz, 
con calor, etc. 
 
Tipos de reacciones químicas 
a. Reacciones de combinación o síntesis: dos o más reactivos se combinan 
para formar un único producto. 
 A + B C 
Por ejemplo, el pentóxido de fosforo reacciona con el agua para dar acido 
fosfórico. 
 P2O5 + 3 H2O 2 H2PO4 
 
b. Reacciones de descomposición: un reactivo se descompone en dos o más 
productos. 
 A B + C 
 Por ejemplo, el agua oxigenada se descompone para dar agua y oxigeno: 
 2 H2O2 2 H2O + O2 
 
c. Reacciones de desplazamiento o sustitución: se reemplazan átomos al 
transformarse los reactivos en productos. 
 
 AB + CD AC + BD 
Las reacciones de precipitación y de neutralización son dos ejemplos de est 
tipo de reacciones. Cuando el yoduro de potasio reacciona con el nitrato de 
plomo, se produce un precipitado color amarillo de yoduro de plomo: 
 
60 
 
 2 KI + Pb(NO3)2 PbI2 + 2 KNO3 
 Cuando el acido clorhídrico reacciona con el hidróxido de aluminio se forman la 
sal cloruro de aluminio y agua: 
 3HCl + Al (OH)3 AlCl3 + 3H2O 
d. Reacciones de oxido de reducción o redox: los reactivos intercambian 
electrones. Por ejemplo, el acido clorhídrico “ataca” al hierro produciendo 
cloruro férrico con desprendimiento de hidrogeno. 
 2Fe + 6 HCl 2 FeCl + H2 (g) 
 
Balanceo de ecuaciones 
La ley de la conservación de la materia afirma que ningún átomo puede crearse o 
destruirse en una reacción química, así que el número de átomos que están 
presentes en los reactivos tiene que ser igual al número de átomos presentes en los 
productos. 
Métodos para balancear ecuaciones químicas: 
1. Balanceo tradicional: 
 
 C3H8 + O2 --> H2O + CO2. 
 
Esta reacción ocurre cuando el propano (C3H8) se quema en la presencia de 
oxígeno para producir agua y dióxido de carbono. 
 
2. Anotar el número de átomos por cada elemento que tengas a ambos lados de 
la ecuación. Observa los subíndices junto a cada átomo para encontrar el 
número de átomos en la ecuación: 
 
 Lado izquierdo: 3 de carbono, 8 de hidrógeno y 2 de oxígeno. 
 Lado derecho: 1 de carbono, 2 de hidrógeno y 3 de oxígeno. 
 
3. Siempre dejar el hidrógeno y el oxígeno para el final. 
 
4. Si tienes más de un elemento que quede por balancear, elige el elemento que 
aparece en una sola molécula de reactivo y en una sola molécula de producto. 
Esto significa que tendrás que balancear los átomos de carbono primero. 
 
61 
 
5. Agrega un coeficiente al átomo de carbono a la derecha de la ecuación para 
balancearlo con los 3 átomos de carbono a la izquierda de la ecuación. 
 C3H8 + O2 --> H2O + 3CO2 
 El coeficiente 3 delante de carbono al lado derecho indica 3 átomos de 
carbono, tal como el subíndice 3 al lado izquierdo indica 3 átomos de 
carbono. 
 En una ecuación química, puedes cambiar de coeficientes, pero nunca 
debes alterar los subíndices. 
6. Balancea los átomos de hidrógeno como siguiente 
paso. Tienes 8 al lado izquierdo, así que necesitarás 8 al 
lado derecho. 
 
 C3H8 + O2 --> 4H2O + 3CO2 
 
 Al lado derecho, has agregado ahora un 4 como el coeficiente porque el 
subíndice muestra que ya tenías 2 átomos de hidrógeno. 
 
 Cuando multiplicas el coeficiente 4 por el subíndice 2, obtienes 8. 
 
 Los otros 6 átomos de oxígeno vienen de 3CO2. (3 x 2 = 6 átomos de oxígeno 
+ los otros 4 = 10). 
 
7. Balancea los átomos de oxígeno. 
 Debido a que has agregado coeficientes a las 
moléculas al lado derecho de la ecuación, el número 
de átomos de oxígeno ha cambiado. Ahora tienes 4 
átomos de oxígeno en las moléculas de agua y 6 
átomos de oxígeno en las moléculas de dióxido de 
carbono. Esto da un total de 10 átomos de oxígeno. 
 
 Agrega un coeficiente de 5 a la molécula de oxígeno al lado izquierdo de la 
ecuación. Ahora tienes 10 átomos de oxígeno a cada lado: 
 
 C3H8 + 5O2 --> 4H2O + 3CO2. 
 
 Los átomos de carbono, hidrógeno y oxígeno están 
balanceados. Tu ecuación está completa. 
 
 
 
62 
 
 Actividad 
Balancear las siguientes ecuaciones: 
 
Ecuación Ecuación balanceada 
Na 2 CO 3 + HCl ---> NaCl + CO 2 + H 2 O 
Mg 3 N 2 + H 2 O ---> MgO + NH 3 
C 5 H 12 + O 2 ---> CO 2 + H 2 O 
Zn + HCl ---> ZnCl 2 + H 2 
Ca (OH) 2 + H 3 PO 4 ---> Ca 3 (PO 4 ) 2 + H 2 O 
 
 
 
Tema 4: Soluciones 
 
Estequiometria: se refiere a las relaciones numéricas entre gramos, moles y 
partículas elementales en una reacción química. 
 En el lenguaje químico internacional la expresión de una reacción química se llama 
ecuación química y muestra de una forma sintética lo que ocurre en la transformación. 
La ecuación química de toda reacción química muestra: 
1. Los reactivos y los productos de la reacción mediante sus respectivas 
fórmulas o símbolos químicos. 
2. Los coeficientes estequiométricos que proporcionan las cantidades relativas 
que intervienen en la reacción química con objeto de hacer cumplir la ley de 
conservación de la masa (ley de Lavoisier, la masa total de las sustancias que 
reaccionan es igual a la masa total de los productos de reacción que se 
obtienen) Para ello, delante de cada fórmula o símbolo químico de cada 
sustancia que interviene en la ecuación de la reacción, se coloca un número, 
llamado coeficiente estequiométrico, que es proporcional al número de 
moléculas, átomos o iones de cada sustancia. 
Se llama relación estequiométrica de una ecuación química a la relación entre los 
coeficientes estequiométricos de la reacción química y ajustar una ecuación química 
es una tarea que consiste en encontrar los coeficientes estequiométricos de la 
ecuación química de una reacción química. 
 
63 
 
Esta relaciones en toda ecuación química puede ser entre: mol-mol; mol-gramos; 
gramos-gramos; mol-volumen; volumen-gramos; volumen-volumen y también entre, 
entre reactivos y productos, sólo entre reactivos o sólo entre productos. 
 Mol: es la unidad que para mide la una magnitud denominada cantidad de 
sustancia. Por lo tanto un mol es la cantidad de sustancia que contiene 
6,02.1023 partículas elementales (número de Avogadro, NA). Ejemplo, un mol 
de átomos de hierro contiene 6,02.1023 átomos de hierro. 
 
 
 Masa molar o masa de un mol: se expresa en gramos/mol (g/mol)y coincide , 
para cualquier tipo de átomo, con la masa atómica relativa (Ar) expresada en 
gramos. Por ejemplo para el azufre, la masa molar es de 32 g/mol. Pero en el 
caso de una molécula o un compuesto iónico, la masa molar coincide con la 
masa molecular relativa (Mr) expresada en gramos. Por ejemplo el agua 
presenta una masa molar de 18g/mol. 
Se aplica la siguiente fórmula para calcular la cantidad de moles (n) de 
moléculas, átomos o compuestos iónicos hay en una masa (m) de una 
sustancia: 
 
  
 
 mgM
gm
moln
/
 
 Recordar: 
 
 
 
 
 
Ejemplo: 
¿Cuántos moles de cloruro de sodio hay en 117g de esta sustancia? (M=58,5g). 
Aplicando la formula: moles
molg
g
n 2
/5,58
117
 
En el caso que estos 2 moles de NaCl se encontraran disueltos en 2 litros de H2O. 
¿Cómo se calcula la concentración de la solución? Una forma de expresar la 
concentración de un soluto en una solución es mediante la molaridad, que representa 
el” número de moles de soluto por litros de solución”. 
m: masa de una sustancia 
M: masa molar 
n: cantidad de sustancia 
64 
 
Continuando con el ejemplo, la concentración del NaCl será de 2 moles/litro o 2 
molar (2M). 
 Actividad 
¿Cuántos moles de partículas (moléculas, átomos, etc.) hay en: 
a. …34 g de NH3 ? 
b. …234 g de NaCl? 
c. ….3,6 g de C? 
¿Qué información nos da una ecuación química? 
 N2(g) + 3H2(g)2 NH3(g) 
 1 molec. de N2 + 3 molec. de H2 2molec. de H3 
 2 át. De Nitróg. + 6 át. De Hidróg. 2át. De Nit. Y 6 át.de Hid. 
 28 uma de N2 + 6 uma de H2 34 uma de NH3 
 
A nivel microscópico: se conserva la masa y la cantidad de átomos de cada tipo. Se 
puede hacer relaciones cruzadas. 
Además 28 uma de N2 reaccionan con 6 átomos de hidrogeno para dar 2 moléculas 
de NH3. 
 
A nivel macroscópico: se puede hacer relaciones cruzadas. Pero no mezclar lo 
microscópico con el nivel macroscópico. 
 N2 (g) + 3H2(g) 2 NH3(g) 
 1 molec. de N2 + 3 molec. de H2 2Molec. de H3 
 
 6,022 x10
23 3x 6,022 x10
23 2x 6,022 x1023 
 molec. de N2 molec. de H2 molec. de NH3 
 
 28 g de N2 6g de H2 34 g de NH3 
 
Recordar: La relación entre la unidad de masa atómica, u, y la masa en gramos, g, 
es: 1 u = 1,6606 · 10-24 g 
 
Cálculos estequiométricos 
“Para resolver los problemas de estequiometria, lo primero que se debe hacer el 
balancear la ecuación química, para asegurar un resultado correcto”. 
 
65 
 
 
 Relaciones entre moles en una ecuación química 
 CH4 + 2 O2 2H2O + CO2 
El coeficiente del metano es 1, el del oxígeno es 2, el del dióxido de carbono es 1 y el 
del aguan es 2. Por lo tanto: 
 1 mol + 2 moles 2 moles + 1 mol 
¿Cuántos moles de agua se obtendrán a partir de 3,5 moles de metano según la 
reacción anterior? 
 1 mol CH4 2 moles de H2O 
 3,5 moles de CH4 x= (3,5 . 2)/1 = 7 moles de H2O 
 Relaciones entre masas en una ecuación químicas 
En una reacción química la masa total de los reactivos es siempre igual a la masa 
total de los productos. 
 2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O(g) 
 2 moles + 1 mol 2 moles 
 4g de H2 + 32 g de O2 36 g de H2O 
 
Volumen molar de un gas 
Hipótesis de Avogrado (1822) “en las mismas condiciones de presión y temperatura, 
volúmenes iguales de distintos gases tienen igual número de partículas (moléculas)”. 
Por lo tanto es el volumen que ocupa un mol de moléculas de cualquier gas (ideal) en 
condiciones normales de presión y temperatura (CNPT, 1 atm y 0°C): 
 22,4 L/mol (el número exacto es 22,414L/mol) 
 Relaciones entre volúmenes en una ecuación química 
Es sólo válida para sustancias en estado gaseoso. 
 2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(g) 
 2H2 + O2 2 H2O 
 2 moles + 1 mol 2 moles 
Entonces: 2H2 + O2 2 H2O 
 44,8 L + 22,4 L 44,8 L 
 
 
66 
 
¿En condiciones normales, ¿Cuántos gramos de agua se formaran a partir de 11,2 
litros de hidrógeno? 
 2H2(g) + O2 (g) 2 H2O(g) 
 Si 2 moles de H2 producen 2 moles de H2O 
 
 Entonces: 1 mol de H2 ocupa 22,4L, por lo tanto 11,2 L de H2 
corresponden a 0,5 moles 
 
 Por lo tanto: 1 mol de H2O equivale a 18 g de H2O 
0,5 moles H2O 9 g. 
 
Ejemplo: para la reacción 
 
 CaCO3 + HCl CaCl2 + CO2 (g) + H2O 
 
a. ¿Qué masa de CaCO3 se necesita para obtener 5,12 L de CO2 en CNPT? 
1°. Verificar si la ecuación química esta balaceada. 
2°. ¿Cual es el peso del mol de cada reactivo? 
CaCO3 + HCl CaCl2 + CO2 (g) + H2O 
100,09g/mol + 36,46 g/mol 110,98 g/mol + 44,01 g/mol + 18,11 g/mol 
 100 + 2 x 36,46 111 + 44 + 18 
 3°. ¿Como es la relación de peso y volumen para el CO2 (g)? 
 22,4L equivalen a 1 mol ----------- 44g 
 5,12 L equivales a 0,229 mol --------- 10,05 g 
 4°. ¿Cómo es la relación de peso y volumen para el CO2 (g) y el CaCO3 ? 
 44g (o 22,4L) se obtienen con 1 mol o 100 g 
 5,12 L se obtienen con 22,85g 
a. ¿Qué masa de CaCO3 se necesita para obtener 5,12 L de CO2 en CNPT? 
b. ¿Cuántas moléculas de HCl van a reaccionar? 
c. ¿Cuál será el número de moles de CaCl2 obtenido? 
 
 
67 
 
Soluciones químicas: 
Son mezclas homogéneas que están formadas básicamente por dos componentes 
uno es el soluto y el otro es el solvente; que se mezclan en proporciones variables; sin 
cambio alguno en su composición, es decir no existe reacción química. . La masa total 
de la solución es la suma de la masa de soluto mas la masa de solvente. 
 Soluto + Solvente = Solución 
Soluto: es la sustancia que se disuelve, dispersa o solubiliza y siempre se encuentra 
en menor proporción, ya sea en peso o volúmen. En una solución puede haber varios 
solutos. Según la naturaleza del soluto se debe el color, el olor, el sabor y la 
conductividad eléctrica de las disoluciones. El soluto da nombre a la solución. 
Solvente o disolvente: es la sustancia que disuelve o dispersa al soluto y se 
encuentra en mayor proporción. Existen solventes polares (agua, alcohol etílico y 
amoniaco) y no polares (benceno, éter, tetracloruro de carbono). En las soluciones 
liquidas se toma como solvente universal al agua debido a su alta polaridad. El 
solvente da el aspecto físico de la solución. 
 
Concentración de una solución 
 
Concentración: es la relación entre la cantidad de sustancia disuelta (soluto) y la 
cantidad de disolvente. Se expresa cuantitativamente en unidades físicas y unidades 
químicas, considerándose también la densidad y el peso molecular del soluto. 
 
Concentración en unidades físicas 
 Porcentaje masa en masa (%m/m o % p/p); indica la masa de soluto en 
gramos, presente en 100 gramos de solución. 
 
 Xg soluto 100 g solución 
 Ejemplo: una solución de azúcar en agua, contiene 20 g de azúcar en 70g de 
solvente. Expresar la solución en % p/p. 
 Soluto + solvente solución 
 20 g + 70g 90 g 
 
 90 g solución 20 g de azúcar 
 100g solución X= 22,22%p/p 
 
68 
 
 Porcentaje masa en volumen (% m/v o %p/v): indica la masa de soluto en 
gamos disuelto en 100 mil de solución. 
 
 Xg soluto 100 ml solución 
Ejemplo: una solución salina contiene 30 g de NaCl en 80 ml de solución. Calcular su 
concentración en %p/v. 
 80 mL solución 30g NaCl 
 100 mL solución x = vp
mL
mLg
/%5,37
80
100.30
 
 Porcentaje en volumen (%v/v): indica el volumen de soluto, en ml, presente 
en 100 ml de solución. 
 
 X ml soluto 100 ml solución 
Ejemplo: calcular la concentración en volúmen de una solución alcohólica, que 
contiene 15 mil de alcohol disueltos en 65 ml de solución. 
 65 mL solución 15 mL alcohol 
 100mL solución vv
mL
mLmL
x /%23
65
100.15
 
 Concentracion común (g/L): indica la masa de soluto en gramos, presente en 
un litro de solución ( 1L = 1000 ml, por lo que es lo mismo decir, mg/ml). 
 
 Xg soluto 1L o 1000 ml solución 
Ejemplo: una solucion de KCl contiene 10g de sal en 80 mL de solución. Calcular su 
concentracion en gramos por litro. 
 80 mL solución 10 g KCl 
 100mL solución Lg
mL
mLg
x /125
80
1000.10
 
 
 Partes por millón (ppm): son los miligramos de soluto disueltos en 1000 ml o 
1 litro de solución. (1 g = 1000 mg). 
 
 Xmg soluto 1000 mL solución 
 
 
69 
 
Ejemplo: calcular la concentración en ppm de una solución que contiene 0,85 g de 
KNO3 disueltos en 670 mL de solución. 
1. Transformar los gramos a miligramos: 1g ---------1000 mg entonces x = 850 mg 
2. Teniendo los miligramos se calcula los ppm de la solución 
 
 670 mL solución 850mg KNO3 
 100mL solución ppm
mL
mLmg
x 65,1268
670
1000.850
 
 
Concentración en unidades químicas 
 Molaridad (M): indica el número de moles de soluto disueltos en un litro de 
solución. 
 
 X mol 1 L o 1000 ml solución