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QUÍMICA BASICA
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RESUMEN DE QUÍMICA
ING.CARLOS REGGIO
INDICE
Introducción………………………………………………………………………. 3
1. Electronegatividad……………………………………………………………. 4
2. Enlace Químico:
2.1. Enlace Iónico……………………………………………………………... 5
2.2. Enlace Covalente…………………………………………………………. 6
3. Reacciones Oxido Reducción…………………………………………………. 8
4. Principios de la Estequiometria……………………………………………… 9
5. Concentración de la disolución química…………………………………….. 19
5.1 Porcentaje masa-masa (% m/m)………………………………………... 24
5.2 Porcentaje masa-volumen (% m/V)……………………………………. 24
5.3 Porcentaje volumen-volumen (% V/V)………………………………… 24
6. Número de Avogrado…………………………………………………………….. 25
7. Peso atómico y molecular………………………………………………………... 26
8. Normalidad……………………………………………………………………….. 29
9. Molaridad………………………………………………………………………… 32
10. Molalidad……………………………………………………………………….. 32
Anexos………………………………………………………………………………. 38
Conclusión………………………………………………………………………….. 39
Referencias Bibiográficas………………………………………………………….. 41
2
IntroducciónDurante las 24 horas del día, cada uno de nosotros está relacionado con la Química. Todo lo
que tiene contacto con nosotros, sin excepción alguna, es un conjunto de materiales
químicos. Los libros que leemos, los alimentos que comemos, los automóviles que
manejamos, los cosméticos, insecticidas, pinturas, medicinas, explosivos, combustibles, la
ropa que vestimos, etc., no pueden existir sin la intervención de la Química. Una definición
amplia y sencilla del campo de la Química. "La Química es una Ciencia experimental que
estudia las propiedades y la estructura de los materiales, los cambios que en ellos ocurren y
las transformaciones energéticas asociadas a dichos cambios".
La Química es una ciencia experimental porque es un campo de estudio y de investigación
que utiliza el Método Científico Experimental. El producto de la utilización del Método
Científico es el conocimiento científico. El conocimiento científico ha sido adquirido en el
tiempo, como resultado de los esfuerzos de muchísimos hombres y mujeres que han hecho
uso de dos procedimientos fundamentales: la observación y el razonamiento. En éste
trabajo de investigación se abordan aspectos tales como:
Electronegatividad, Enlace Químico Enlace Iónico, Enlace Covalente, Reacciones Oxido
Reducción, Principios de la Estequiometria, Concentración de la disolución química,
Número de Avogrado, Peso atómico y molecular de importancia fundamental para la
comprensión y aplicación de la Química.
3
Electronegatividad
La electronegatividad es una medida de la capacidad de un átomo (o de manera menos
frecuente de un grupo funcional) para atraer a los electrones, cuando forma un enlace
químico en una molécula.1 También debemos considerar la distribución de densidad
electrónica alrededor de un átomo determinado frente a otros distintos, tanto en una
especie molecular como en sistemas o especies no moleculares. El flúor es el elemento con
más electronegatividad, el Francio es el elemento con menos electronegatividad.
La electronegatividad de un átomo determinado está afectada fundamentalmente por dos
magnitudes: su masa atómica y la distancia promedio de los electrones de valencia con
respecto al núcleo atómico. Esta propiedad se ha podido correlacionar con otras
propiedades atómicas y moleculares. Fue Linus Pauling el investigador que propuso esta
magnitud por primera vez en el año 1932, como un desarrollo más de su teoría del enlace
de valencia. La electronegatividad no se puede medir experimentalmente de manera directa
como, por ejemplo, la energía de ionización, pero se puede determinar de manera indirecta
efectuando cálculos a partir de otras propiedades atómicas o moleculares.
Se han propuesto distintos métodos para su determinación y aunque hay pequeñas
diferencias entre los resultados obtenidos todos los métodos muestran la misma tendencia
periódica entre los elementos.
El procedimiento de cálculo más común es el inicialmente propuesto por Pauling. El
resultado obtenido mediante este procedimiento es un número adimensional que se incluye
dentro de la escala de Pauling. Esta escala varía entre 0,7 para el elemento menos
electronegativo y 4,0 para el mayor.
Es interesante señalar que la electronegatividad no es estrictamente una propiedad atómica,
pues se refiere a un átomo dentro de una molécula y, por tanto, puede variar ligeramente
cuando varía el "entorno" de un mismo átomo en distintos enlaces de distintas moléculas.
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La propiedad equivalente de la electronegatividad para un átomo aislado sería la afinidad
electrónica o electroafinidad.
Dos átomos con electronegatividades muy diferentes forman un enlace iónico. Pares de
átomos con diferencias pequeñas de electronegatividad forman enlaces covalentes polares
con la carga negativa en el átomo de mayor electronegatividad.
Enlace iónico
En Química un enlace iónico o electrovalente es la unión de átomos que resulta de la
presencia de atracción electrostática entre los iones de distinto signo, es decir, uno
fuertemente electropositivo (baja energía de ionización) y otro fuertemente electronegativo
(alta afinidad electrónica). Eso se da cuando en el enlace, uno de los átomos capta
electrones del otro. La atracción electrostática entre los iones de carga opuesta causa que se
unan y formen un compuesto químico simple, aquí no se fusionan; sino que uno da y otro
recibe. Para que un enlace iónico se genere es necesario que la diferencia (delta) de
electronegatividades sea más que 1,7.
El flúor y el litio uniéndose iónicamente para formar fluoruro de litio.
Dado que los elementos implicados tienen elevadas diferencias de electronegatividad, este
enlace suele darse entre un compuesto metálico y uno no metálico. Se produce una
transferencia electrónica total de un átomo a otro formándose iones de diferente signo. El
metal dona uno o más electrones formando iones con carga positiva o cationes con una
configuración electrónica estable. Estos electrones luego ingresan en el no metal,
originando un ion cargado negativamente o anión, que también tiene configuración
electrónica estable. Son estables pues ambos, según la regla del octeto o por la estructura de
Lewis adquieren 8 electrones en su capa más exterior (capa de valencia), aunque esto no es
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del todo cierto ya que contamos con varias excepciones, la del hidrógeno (H) que se llega al
octeto con 2 electrones, el berilio (Be) con 4 ,el aluminio (Al) y el boro (B) que se rodean
de seis.
Los compuestos iónicos forman redes cristalinas constituidas por iones de carga opuesta,
unidos por fuerzas electrostáticas. Este tipo de atracción determina las propiedades
observadas. Si la atracción electrostática es fuerte, se forman sólidos cristalinos de elevado
punto de fusión e insolubles en agua; si la atracción es menor, como en el caso del NaCl, el
punto de fusión también es menor y, en general, son solubles en agua e insolubles en
líquidos apolares, como el benceno.
Enlace covalente
Un enlace covalente entre dos átomos se produce cuando estos átomos se unen, para
alcanzar el octeto estable, compartiendo electrones del último nivel2 (excepto el Hidrógeno
que alcanza la estabilidad cuando tiene 2 electrones). La diferencia de electronegatividad
entre los átomos no es lo suficientemente grande como para que se produzca una unión de
tipo iónica. Para que un enlace covalente se genere es necesario que la diferencia de
electronegatividad entre átomos sea menor a 1,7.
De esta forma los dos átomos comparten uno o más pares electrónicos en un nuevo tipo de
orbital, denominado orbital molecular. Los enlaces covalentes se producen entre átomos de
un mismo elemento no metal y entre distintos elementos no metales.
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Los primeros conceptos de la unión covalente surgieron de este tipo de imagen de la
molécula de metano. El enlace covalente está implícito en la estructura de Lewis indicando
electrones compartidos entre los átomos.
Cuando átomos de distintos no metales se unen en forma covalente, uno de ellos resultará
más electronegativo que el otro, por lo que tenderá a atraer la nube electrónica del enlace
hacia su núcleo, generando un dipolo eléctrico. Esta polarización permite que las moléculas
del mismo compuesto se atraigan entre si por fuerzas electrostáticas de distinta intensidad.
Por el contrario, cuando átomos de un mismo elemento no metálico se unen
covalentemente, su diferencia de electronegatividad es cero y no se crean dipolos. Las
moléculas entre sí poseen prácticamente una atracción nula.
En síntesis, en un enlace iónico, se produce la transferencia de electrones de un átomo a
otro y en el enlace covalente, los electrones de enlace son compartidos por ambos átomos.
En el enlace covalente, los dos átomos no metálicos comparten uno o más electrones, es
decir se unen a través de sus electrones en el último orbital, el cual depende del número
atómico en cuestión. Entre los dos átomos pueden compartirse uno, dos o tres pares de
electrones, lo cual dará lugar a la formación de un enlace simple, doble o triple
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respectivamente. En la estructura de Lewis, estos enlaces pueden representarse por una
pequeña línea entre los átomos.
Reducción-oxidación
Se denomina reacción de reducción-oxidación, de óxido-reducción o, simplemente,
reacción redox, a toda reacción química en la que uno o más electrones se transfieren entre
los reactivos, provocando un cambio en sus estados de oxidación.1
Para que exista una reacción de reducción-oxidación, en el sistema debe haber un elemento
que ceda electrones, y otro que los acepte:
El agente reductor es aquel elemento químico que suministra electrones de su estructura
química al medio, aumentando su estado de oxidación, es decir, siendo oxidado.
El agente oxidante es el elemento químico que tiende a captar esos electrones, quedando
con un estado de oxidación inferior al que tenía, es decir, siendo reducido.2
La pila Cu-Ag, un ejemplo de reacción redox.
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Trozo de metal oxidado (corroído)
Cuando un elemento químico reductor cede electrones al medio, se convierte en un
elemento oxidado, y la relación que guarda con su precursor queda establecida mediante lo
que se llama un «par redox». Análogamente, se dice que, cuando un elemento químico
capta electrones del medio, este se convierte en un elemento reducido, e igualmente forma
un par redox con su precursor oxidado. Cuando una especie puede oxidarse, y a la vez
reducirse, se le denomina anfolito, y al proceso de la oxidación-reducción de esta especie se
le llama anfolización.
Estequiometría
La estequiometría (del griego στοιχειον, stoicheion, 'elemento' y μετρον, métrón, 'medida')
es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre los reactivos y productos en el transcurso
de una reacción química.1 Estas relaciones se pueden deducir a partir de la teoría atómica,
aunque históricamente se enunciaron sin hacer referencia a la composición de la materia,
según distintas leyes y principios.
El primero que enunció los principios de la estequiometría fue Jeremias Benjamin Richter
(1762-1807), en 1792, quien describió la estequiometría de la siguiente manera:
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«La estequiometría es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa de
los elementos químicos que están implicados (en una reacción química)».
También estudia la proporción de los distintos elementos en un compuesto químico y la
composición de mezclas químicas.
Principio
Una reacción química se produce cuando hay una modificación en la identidad química de
las sustancias intervinientes; esto significa que no es posible identificar a las mismas
sustancias antes y después de producirse la reacción química, los reactivos se consumen
para dar lugar a los productos.
A escala microscópica una reacción química se produce por la colisión de las partículas que
intervienen ya sean moléculas, átomos o iones, aunque puede producirse también por el
choque de algunos átomos o moléculas con otros tipos de partículas, tales como electrones
o fotones. Este choque provoca que las uniones que existían previamente entre los átomos
se rompan y se facilite que se formen nuevas uniones. Es decir que, a escala atómica, es un
reordenamiento de los enlaces entre los átomos que intervienen. Este reordenamiento se
produce por desplazamientos de electrones: unos enlaces se rompen y otros se forman, sin
embargo los átomos implicados no desaparecen, ni se crean nuevos átomos. Esto es lo que
se conoce como ley de conservación de la masa, e implica los dos principios siguientes:
El número total de átomos antes y después de la reacción química no cambia.
El número de átomos de cada tipo es igual antes y después de la reacción.
En el transcurso de las reacciones químicas las partículas subatómicas tampoco
desaparecen, el número total de protones, neutrones y electrones permanece constante. Y
como los protones tienen carga positiva y los electrones tienen carga negativa, la suma total
de cargas no se modifica. Esto es especialmente importante tenerlo en cuenta para el caso
de los electrones, ya que es posible que durante el transcurso de una reacción química
salten de un átomo a otro o de una molécula a otra, pero el número total de electrones
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permanece constante. Esto que es una consecuencia natural de la ley de conservación de la
masa se denomina ley de conservación de la carga e implica que:
La suma total de cargas antes y después de la reacción química permanece constante.
Las relaciones entre las cantidades de reactivos consumidos y productos formados
dependen directamente de estas leyes de conservación, y por lo tanto pueden ser
determinadas por una ecuación (igualdad matemática) que las describa. A esta igualdad se
le llama ecuación estequiométrica.
Ecuaciones químicas
Una ecuación química es una representación escrita de una reacción química. Se basa en el
uso de símbolos químicos que identifican a los átomos que intervienen y como se
encuentran agrupados antes y después de la reacción. Cada grupo de átomos se encuentra
separado por símbolos (+) y representa a las moléculas que participan, cuenta además con
una serie de números que indican la cantidad de átomos de cada tipo que las forman y la
cantidad de moléculas que intervienen, y con una flecha que indica la situación inicial y la
final de la reacción. Así por ejemplo en la reacción:
Tenemos los grupos de átomos (moléculas) siguientes:
O2
H2
H2O
Subíndices
Los subíndices indican la atomicidad, es decir la cantidad de átomos de cada tipo que
forman cada agrupación de átomos (molécula). Así el primer grupo arriba representado,
indica a una molécula que está formada por 2 átomos de oxígeno, el segundo a dos
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moléculas formadas por 2 átomos de hidrógeno, y el tercero representa a un grupo de dos
moléculas formadas por 2 átomos de hidrógeno y uno de oxígeno, es decir dos moléculas
de agua.
Coeficiente estequiométrico
Es un número que funciona en cierta forma como un multiplicador indicando el número de
moléculas de un determinado tipo que participa en una ecuación química dada. En el
ejemplo anterior:
El coeficiente del metano es 1, el del oxígeno 2, el del dióxido de carbono 1 y el del agua 2.
Los coeficientes estequiométricos son en principio números enteros, aunque para ajustar
ciertas reacciones alguna vez se emplean números fraccionarios.
Cuando el coeficiente estequiométrico es igual a 1, no se escribe. Por eso, en el ejemplo
CH4 y CO2 no llevan ningún coeficiente delante.
Así por ejemplo
O2
Debe leerse como 1(O2) es decir, un grupo de moléculas de oxígeno. Y la expresión:
2H2O
Debe leerse como 2(H2O), es decir dos grupos o moléculas, cada uno de los cuales se
encuentra formado por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno.
Lectura de una ecuación química
Dado que una ecuación química es una representación simplificada o mínima de una
reacción química, es importante considerar todos los datos representados; ya que perder de
vista a alguno significa no entender realmente la situación representada. Los símbolos y
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subíndices representan a las especies químicas que participan, y los coeficientes representan
al número de moléculas de cada tipo que se encuentran participando de la reacción.
Finalmente la flecha indica cual es el sentido predominante en el cual la reacción química
progresa. Así en el ejemplo anterior vemos que CH4 y O2 se encuentran en la situación
"antes de", es decir del lado de los reactivos y H2O y CO2 se encuentran en la situación de
"después de", es decir del lado de los productos. La ecuación completa debería leerse así:
«Una molécula de metano (CH4) reacciona químicamente con dos moléculas de Oxígeno diatómico
(2O2) para formar una molécula de dióxido de carbono (CO2) y dos moléculas de agua (2H2O)»
Balance de materia
Se dice que una ecuación química se encuentra ajustada, equilibrada o balanceada cuando
respeta la ley de conservación de la materia, según la cual la cantidad de átomos de cada
elemento debe ser igual del lado de los reactivos (antes de la flecha) y en lado de los
productos de la reacción (después de la flecha).
Para balancear una ecuación, se deben ajustar los coeficientes, y no los subíndices. Esto es
así porque cada tipo de molécula tiene siempre la misma composición, es decir se encuentra
siempre formada por la misma cantidad de átomos, si modificamos los subíndices estamos
nombrando a sustancias diferentes:
H2O es agua común y corriente, pero H2O2 es peróxido de hidrógeno una sustancia química
totalmente diferente. Al modificar los coeficientes sólo estamos diciendo que ponemos más
o menos de tal o cual sustancia.
Por ejemplo, en la reacción de combustión de metano (CH4), éste se combina con oxígeno
molecular (O2) del aire para formar dióxido de carbono (CO2) y agua. (H2O). La reacción
sin ajustar será:
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En esta ecuación, las incógnitas son a, b, c y d, que son los denominados coeficientes
estequiométricos. Para calcularlos, debe tenerse en cuenta la ley de conservación de la
materia, por lo que la suma de los átomos de cada elemento debe ser igual en los reactivos
y en los productos de la reacción. Existen tres métodos principales para balancear una
ecuación estequiométrica, que son, el método de tanteo, el método algebraico y el método
de ion-electrón para ecuaciones de tipo redox.
Método de balanceo por tanteo
El método de tanteo se basa simplemente en modificar los coeficientes de uno y otro lado
de la ecuación hasta que se cumplan las condiciones de balance de masa. No es un método
rígido, aunque tiene una serie de delineamientos principales que pueden facilitar el
encontrar rápidamente la condición de igualdad.
Se comienza igualando el elemento que participa con mayor estado de oxidación en valor
absoluto.
Se continúa ordenadamente por los elementos que participan con menor estado de
oxidación.
Si la ecuación contiene oxígeno, conviene balancear el oxígeno en segunda instancia.
Si la ecuación contiene hidrógeno, conviene balancear el hidrógeno en última instancia.
En el ejemplo, se puede observar que el elemento que participa con un estado de oxidación
de mayor valor absoluto es el carbono que actúa con estado de oxidación (+4), mientras el
oxígeno lo hace con estado de oxidación (-2) y el hidrógeno con (+1).
Comenzando con el carbono, se iguala de la forma más sencilla posible, es decir con
coeficiente 1 a cada lado de la ecuación, y de ser necesario luego se corrige.
Se continúa igualando el oxígeno, se puede observar que a la derecha de la ecuación, así
como está planteada, hay 3 átomos de oxígeno, mientras que a la izquierda hay una
molécula que contiene dos átomos de oxígeno. Como no se deben tocar los subíndices para
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ajustar una ecuación, simplemente añadimos media molécula más de oxígeno a la
izquierda:
O lo que es lo mismo:
Luego se iguala el hidrógeno. A la izquierda de la ecuación hay cuatro átomos de
hidrógeno, mientras que a la derecha hay dos. Se añade un coeficiente 2 frente a la
molécula de agua para balancear el hidrógeno:
El hidrógeno queda balanceado, sin embargo ahora se puede observar que a la izquierda de
la ecuación hay 3 átomos de oxígeno (3/2 de molécula) mientras que a la derecha hay 4
átomos de oxígeno (2 en el óxido de carbono (II) y 2 en las moléculas de agua). Se
balancea nuevamente el oxígeno agregando un átomo más (1/2 molécula más) a la
izquierda:
O lo que es lo mismo:
Ahora la ecuación queda perfectamente balanceada. El método de tanteo es útil para
balancear rápidamente ecuaciones sencillas, sin embargo se torna súmamente engorroso
para balancear ecuaciones en las cuales hay más de tres o cuatro elementos que cambian
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sus estados de oxidación. En esos casos resulta más sencillo aplicar otros métodos de
balanceo.
Método de balanceo algebraico
El método algebraico se basa en el planteamiento de un sistema de ecuaciones en la cual los
coeficientes estequiométricos participan como incógnitas, procediendo luego despejar estas
incógnitas. Es posible sin embargo que muchas veces queden planteados sistemas de
ecuaciones con más incógnitas que ecuaciones, en esos casos la solución se halla igualando
a uno de cualquiera de los coeficientes a 1 y luego despejando el resto en relación a él.
Finalmente se multiplican todos los coeficientes por un número de modo tal de encontrar la
menor relación posible entre coeficientes enteros.
En el ejemplo:
para el elemento hidrógeno (H) hay 4·a átomos en los reactivos y 2·d átomos en los
productos. De esta manera se puede plantear una condición de igualdad para el hidrógeno:
Hidrógeno: 4·a = 2·d
Y procediendo de la misma forma para el resto de los elementos participantes se obtiene un
sistema de ecuaciones:
Hidrógeno: 4·a = 2·d
Oxígeno: 2·b = 2·c + d
Carbono: a = c
Con lo que tenemos un sistema lineal de tres ecuaciones con cuatro incógnitas homogéneo:
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Al ser un sistema homogéneo tenemos la solución trivial:
Pero debemos buscar una solución que no sea trivial, ya que esta implicaría que no hay
"ningún" átomo, y no describe el planteo químico, proseguimos a simplificar:
Si, la tercera ecuación, la cambiamos de signo, la multiplicamos por dos y le sumamos la
primera tendremos:
Pasando d al segundo miembro, tenemos:
Con lo que tenemos el sistema resuelto en función de d:
Se trata en encontrar el menor valor de d que garantice que todos los coeficientes sean
números enteros, en este caso haciendo d= 2, tendremos:
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Sustituyendo los coeficientes estequimétricos en la ecuación de la reacción, se obtiene la
ecuación ajustada de la reacción:
Ésta dice que 1 molécula de metano reacciona con 2 moléculas de oxígeno para dar 1
molécula de dióxido de carbono y 2 moléculas de agua.
Al fijar arbitrariamente un coeficiente e ir deduciendo los demás pueden obtenerse valores
racionales no enteros. En este caso, se multiplican todos los coeficientes por el mínimo
común múltiplo de los denominadores. En reacciones más complejas, como es el caso de
las reacciones redox, se emplea el método del ion-electrón.
Balanceo de las ecuaciones Redox
Las reacciones electroquímicas se pueden balancear por el método ion-electrón donde la
reacción global se divide en dos semirreacciones (una de oxidación y otra de reducción), se
efectúa el balance de carga y elemento, agregando H+, OH−, H2O y/o electrones para
compensar los cambios de oxidación. Antes de empezar a balancear se tiene que determinar
en que medio ocurre la reacción, debido a que se procede de una manera en particular para
cada medio.
Medio Ácido
Se explicará por medio de un ejemplo, cuando manganésica reacciona con bismutato de
sodio.
El primer paso es escribir la reacción sin balancear:
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Luego se divide en dos semirreacciones:
Cada semirreación se balancea de acuerdo con el número y tipo de átomos y cargas. Como
estamos en medio ácido los iones H+ se agregan para balancear los átomos de H y se
agrega H2O para balancear los átomos de O.
Finalmente se multiplica cada semirreacción por un factor para que se cancelen los
electrones cuando se sumen ambas semireacciones.
Reacción Balanceada:
En algunos casos es necesario agregar contraiones para terminar de balancear la ecuación.
Para este caso, si se conociera el anión de la sal magnésica, ese seria el contraión. Se
agrega por igual de ambos lados de la ecuación para terminar de balancearla.
Concentración de la disolución química
La concentración de una solución es la proporción o relación que hay entre la cantidad de soluto y
la cantidad de solvente, donde el soluto es la sustancia que se disuelve, el solvente es la sustancia
que disuelve al soluto, y la solución es el resultado de la mezcla homogénea de las dos anteriores.
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A menor proporción de soluto disuelto en el solvente, menos concentrada está la solución, y a
mayor proporción más concentrada está. 1
El término también es usado para hacer referencia al proceso de concentración, aumentar
la proporción de soluto en el solvente, inverso al de dilución.
Estos vasos, que contienen un tinte pardo rojizo, muestran cambios cualitativos en la
concentración. Las soluciones a la izquierda están más diluidas, comparadas con las soluciones
más concentradas de la derecha.
Solubilidad
Cada sustancia tiene una solubilidad para un solvente determinado. La solubilidad es la
cantidad máxima de soluto que puede mantenerse disuelto en una solución, y depende de
condiciones como la temperatura, presión, y otras sustancias disueltas o en suspensión.2
Cuando se alcanza la máxima cantidad de soluto en una solución se dice que la solución
está saturada, y ya no se admitirá más soluto disuelto en ella. Si agregamos un poco de sal
común a un vaso de agua, por ejemplo, y la agitamos con una cucharita, la sal se disolverá.
Si continuamos agregando sal, habrá cada vez más concentración de ésta hasta que el agua
ya no pueda disolver más sal por mucho que la agitemos. Entonces, la disolución estará
saturada, y la sal que le agreguemos, en vez de disolverse se precipitará al fondo del vaso.
Si calentamos el agua, ésta podrá disolver más sal (aumentará la solubilidad de la sal en el
agua), y si la enfriamos, el agua tendrá menos capacidad para retener disuelta la sal, y el
exceso se precipitará.
Formas de expresar la concentración
Los términos cuantitativos son cuando la concentración se expresa científicamente de una
manera numérica muy exacta y precisa. Algunas de estas formas cuantitativas de medir la
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concentración son los porcentajes del soluto, la molaridad, la normalidad, y partes por
millón, entre otras. Estas formas cuantitativas son las usadas tanto en la industria para la
elaboración de productos como también en la investigación científica.
Ejemplos
El alcohol comercial de uso doméstico. Generalmente no viene en una presentación pura
(100% alcohol), sino que es una disolución de alcohol en agua en cierta proporción, donde
el alcohol es el soluto (la sustancia que se disuelve) y el agua es el disolvente (la sustancia
que disuelve el soluto). Cuando la etiqueta del envase dice que este alcohol está al 70%
V/V (de concentración) significa que hay un 70% de alcohol, y el resto, el 30%, es agua. El
zumo de naranja comercial suele tener una concentración de 60% V/V, lo que indica que el
60%, (el soluto), es zumo de naranja, y el resto, el 40% (el disolvente), es agua. La tintura
de yodo, que en una presentación comercial puede tener una concentración 5%, significa
que hay un 5% de yodo, (el soluto), disuelto en un 95% de alcohol, (el disolvente).
Concentración en términos cualitativos
La concentración de las disoluciones en términos cualitativos, también llamados empíricos,
no toma en cuenta cuantitativamente (numéricamente) la cantidad exacta de soluto y
disolvente presentes, y dependiendo de su proporción la concentración se clasifica como
sigue:
Diluida o concentrada
A menudo en el lenguaje informal, no técnico, la concentración se describe de una manera
cualitativa, con el uso de adjetivos como "diluido" o "débil" para las disoluciones de
concentración relativamente baja, y de otros como "concentrado" o "fuerte" para las
disoluciones de concentración relativamente alta. En una mezcla, esos términos relacionan
la cantidad de una sustancia con la intensidad observable de los efectos o propiedades,
como el color, sabor, olor, viscosidad, conductividad eléctrica, etc, causados por esa
sustancia. Por ejemplo, la concentración de un café puede determinarse por la intensidad de
su color y sabor, la de una limonada por su sabor y olor, la del agua azucarada por su sabor.
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Una regla práctica es que cuanto más concentrada es una disolución cromática,
generalmente más intensamente coloreada está.
Dependiendo de la proporción de soluto con respecto al disolvente, una disolución puede
estar diluida o concentrada:
Disolución diluida: Es aquella en donde la cantidad de soluto está en una pequeña
proporción en un volumen determinado.
Disolución concentrada: Es la que tiene una cantidad considerable de soluto en un
volumen determinado. Las soluciones saturadas y sobresaturadas son altamente
concentradas.
Insaturada, saturada y sobresaturada
La concentración de una disolución puede clasificarse, en términos de la solubilidad.
Dependiendo de si el soluto está disuelto en el disolvente en la máxima cantidad posible, o
menor, o mayor a esta cantidad, para una temperatura y presión dados:
Disolución insaturada: Es la disolución que tiene una menor cantidad de soluto que el
máximo que pudiera contener a una temperatura y presión determinadas.
Disolución saturada: Es la que tiene la máxima cantidad de soluto que puede contener a
una temperatura y presión determinadas. Una vez que la disolución está saturada ésta no
disuelve más soluto. En ellas existe un equilibrio entre el soluto y el disolvente.
Disolución sobresaturada: Es la que contiene un exceso de soluto a una temperatura y
presión determinadas (tiene más soluto que el máximo permitido en una disolución
saturada). Cuando se calienta una disolución saturada, se le puede disolver una mayor
cantidad de soluto. Si esta disolución se enfría lentamente, puede mantener disuelto este
soluto en exceso si no se le perturba. Sin embargo, la disolución sobresaturada es
inestable, y con cualquier perturbación, como por ejemplo, un movimiento brusco, o
golpes suaves en el recipiente que la contiene, el soluto en exceso inmediatamente se
precipitará, quedando entonces como una disolución saturada.
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Concentración en términos cuantitativos
Para usos científicos o técnicos, una apreciación cualitativa de la concentración casi nunca
es suficiente, por lo tanto las medidas cuantitativas son necesarias para describir la
concentración.
A diferencia de las concentraciones expresadas de una manera cualitativa o empírica, las
concentraciones expresadas en términos cuantitativos o valorativos toman en cuenta de una
manera muy precisa las proporciones entre las cantidades de soluto y disolvente que se
están utilizando en una disolución. Este tipo de clasificación de las concentraciones es muy
utilizada en la industria, los procedimientos químicos, en la farmacia, la ciencia, etc, ya que
en todos ellos es necesario mediciones muy precisas de las concentraciones de los
productos.
Hay varias maneras de expresar la concentración cuantitativamente, basándose en la masa,
el volumen, o ambos. Según cómo se exprese, puede no ser trivial convertir de una medida
a la otra, pudiendo ser necesario conocer la densidad. Ocasionalmente esta información
puede no estar disponible, particularmente si la temperatura varía. Por tanto, la
concentración de la disolución puede expresarse como:
Porcentaje masa-masa (% m/m)
Porcentaje volumen-volumen (% V/V)
Porcentaje masa-volumen (% m/V)
Molaridad
Molalidad
Formalidad
Normalidad
Fracción molar
En concentraciones muy pequeñas:
o Partes por millón (PPM)
o Partes por billón (PPB)
o Partes por trillón (PPT)
Otras:
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o Densidad
o Nombres propios
En el Sistema Internacional de Unidades (SI) se emplean las unidades mol·m-3.
Porcentaje masa-masa, volumen-volumen y masa-volumen.
Porcentaje masa-masa (% m/m)
Se define como la masa de soluto (sustancia que se disuelve) por cada 100 unidades de
masa de la solución:
Por ejemplo, si se disuelven 10 g de azúcar en 40 g de agua, el porcentaje en masa será:
[10/(40+10)] x 100 = 20% o, para distinguirlo de otros porcentajes, 20% m/m (en
inglés, %w/w)
Porcentaje volumen-volumen (% V/V)
Expresa el volumen de soluto por cada cien unidades de volumen de la disolución. Se suele
usar para mezclas líquidas o gaseosas, en las que el volumen es un parámetro importante a
tener en cuenta. Es decir, el porcentaje que representa el soluto en el volumen total de la
disolución. Suele expresarse simplificadamente como «% v/v».
Por ejemplo, si se tiene una disolución del 20% en volumen (20% v/v) de alcohol en agua
quiere decir que hay 20 mL de alcohol por cada 100 mL de disolución.
La graduación alcohólica de las bebidas se expresa precisamente así: un vino de 12 grados
(12°) tiene un 12% (v/v) de alcohol.
24
Porcentaje en masa-volumen (% m/V)
Se pueden usar también las mismas unidades que para medir la densidad aunque no
conviene combinar ambos conceptos. La densidad de la mezcla es la masa de la disolución
dividida por el volumen de ésta, mientras que la concentración en dichas unidades es la
masa de soluto dividida por el volumen de la disolución por 100. Se suelen usar gramos por
mililitro (g/mL) y a veces se expresa como «% m/V».
Cálculos con porcentajes masa-masa y volumen-volumen
Para cálculos con los porcentajes masa-masa y volumen-volumen debemos manejar dos
conceptos:
1. La suma de la masa del soluto más la masa del disolvente es igual a la masa de la
disolución
Disolución = soluto + disolvente
2. Se usa la regla de tres para calcular diferentes proporciones.
Número de Avogadro
La constante de Avogadro (símbolos: L, NA) es el número de partículas elementales
(usualmente átomos o moléculas) en un mol de una sustancia cualquiera, donde el mol es
una de las siete unidades básicas del Sistema Internacional de Unidades (SI). Su dimensión
es el recíproco del mol y su valor es igual a 6,022 141 29(27)×1023 mol−1.2 3 4
Definiciones anteriores de cantidad química involucraron el número de Avogadro, un
término histórico íntimamente relacionado a la constante de Avogadro pero definida de otra
forma: inicialmente definido por Jean Baptiste Perrin como el número de átomos en un mol
de hidrógeno. Luego fue redefinido como el número de átomos en 12 gramos del isótopo
25
carbono-12 y posteriormente generalizado para relacionar cantidades de sustancia a sus
pesos moleculares.5 Por ejemplo, de forma aproximada, 1 gramo de hidrógeno, que tiene un
número másico de 1, contiene 6,022×1023 átomos de hidrógeno. De igual manera, 12
gramos de carbono-12 (número másico de 12) contiene el mismo número de átomos,
6,022×1023. El número de Avogadro es una magnitud adimensional y tiene el valor
numérico de la constante de Avogadro, que posee unidades de medida.
La constante de Avogadro es fundamental para entender la composición de las moléculas y
sus interacciones y combinaciones. Por ejemplo, ya que un átomo de oxígeno se combinará
con dos átomos de hidrógeno para crear una molécula de agua (H2O), de igual forma un
mol de oxígeno (6,022×1023 de átomos O) se combinarán con dos moles de hidrógeno (2 ×
6,022×1023 de átomos H) para crear un mol de H2O.
Revisiones en el conjunto de las unidades básicas del SI hicieron necesario una redefinición
de los conceptos de cantidad química, por lo que el número de Avogadro y su definición
fueron reemplazados por la constante de Avogadro y su definición. Se ha propuesto que
cambios en las unidades SI fijará de manera precisa el valor de la constante a exactamente
6,02214X×1023 al expresarla en la unidad mol−1 (véase Redefinición de las unidades del SI,
la X al final de un número significa que uno o más dígitos finales poseen cierta
incertidumbre).
Peso atómico y Molecular
El peso atómico (también llamado Masa Atómica Relativa) (símbolo: A) es una cantidad
física definida como la suma de la cantidad de las masas y del número atómico con el
símbolo (Z) de un elemento (de un origen dado) expresados en Unidad de masa atómica o
U.M.A. (es decir, a 1/12 de la masa de un átomo de carbono 12).1 2 El concepto se utiliza
generalmente sin mayor calificación para referirse al peso atómico estándar, que a
intervalos regulares publica la International Union of Pure and Applied Chemistry
(IUPAC).3 4 Se pretende que sean aplicables a materiales de laboratorios normales.
26
Los valores de estos pesos atómicos estándar están reimpresos en una amplia variedad de
libros de texto, catálogos comerciales, pósters, etcétera. Para describir esta cantidad física
se puede usar también la expresión masa atómica relativa. Desde por lo menos 18605 y
hasta el decenio de 1960, el uso continuado de la locución ha atraído una controversia
considerable6 (véase más adelante).
A diferencia de las masas atómicas (las masas de los átomos individuales), los pesos
atómicos no son constantes físicas. Varían de una muestra a otra. Sin embargo, en muestras
normales son suficientemente constantes para ser de importancia fundamental en química.
No se debe confundir al peso atómico con la masa molecular.
Definición
La definición IUPAC1 del peso atómico es:
Un peso atómico (masa atómica relativa) de un elemento de una fuente especificada es la
razón de la masa media por átomo del elemento a 1/12 de la masa de un átomo 12C.
En la definición, enfáticamente se especifica «un peso atómico…», puesto que, según sea
la fuente, un elemento tiene diferentes pesos atómicos. Por ejemplo, debido a diferente
composición isotópica, el boro de Turquía tiene un peso atómico menor que el boro de
California.7 8 Sin embargo, dados el costo y las dificultades del análisis isotópico, es usual
el uso de valores tabulados de pesos atómicos estándar, que son ubicuos en laboratorios
químicos.
En 1960 se introdujo una unidad denominada Unidad de masa atómica, definida como 1/12
de la masa de carbono 12. Se representa con el símbolo u; de este modo, 12C = 12u. La tabla
de los pesos atómicos relativos se basa ahora en la masa atómica de 12C = 12.
Así mismo, la masa molar de una molécula es la masa de un mol de esas moléculas (sus
unidades en química son g/mol), se obtiene multiplicando la masa atómica relativa por la
constante de masa molar. Por definición un mol es el número de átomos que están
27
contenidos en exactamente 12 gramos de carbono de masa isotópica 12 (12C). A este número
se le denomina número de Avogadro. El valor más exacto que se conoce hasta ahora de él
es 6,0221367x1023.
Peso molecular
El cálculo del peso molecular (en el caso de las moléculas) o peso-fórmula (en el caso de
las sales) es fácil.
Tenemos la fórmula de un compuesto como el cloruro de sódio,. Tomamos los
pesos atómicos de los elementos que lo componen y multiplicamos cada peso
atómico por el subíndice que corresponde al elemento según la fórmula.
Veamos, como ejemplo, el caso de la sal de mesa, cloruro de sodio que corresponde a un
compuesto iónico, una sal.
Los pesos atómicos de los elementos son: Na= 22,9898 y Cl= 35.5. Según la fórmula,
tenemos un subíndice igual a 1 en ambos casos.
Entonces hagamos una tabulación:
Na 22,9898 x 1 = 22,9898
Cl 35,5 x 1 = 35,5
Suma = 58,4898 g/mol
Pero hemos citado una sustancia que contiene enlaces iónicos, de modo que en ella no
existen moléculas "verdaderas", sino asociaciones tridimensionales de iones, que se reúnen
según ciertas reglas eléctricas y geométricas. La representación solamente nos
indica que hay un ión (Na)+ por cada ión (Cl)-, y por eso lo que se ha hallado es el peso-
fórmula del material.
28
Intentemos con el azúcar, una molécula orgánica compuesta por 12 carbonos, 22
hidrógenos y 11 oxígenos: , y hacemos la siguiente tabulación:
C 12,0 x 12 = 144,0
H 1,0 x 22 = 22.0
O 16,0 x 11 = 176.0
Suma = 342,0 g/mol
Aunque hemos utilizado el término "peso molecular" debido a su uso extendido, la
expresión científicamente correcta es "masa molecular". El peso es una fuerza, es decir
una cantidad vectorial que posee módulo, dirección y sentido y depende del campo
gravitacional en el que se encuentre inmerso. La masa, en cambio es un escalar y es
independiente del campo gravitacional.
Si la masa se expresa sin unidades se denomina "masa molecular relativa", mientras que
si la unidad es "g/mol" recibe el nombre de "masa molar".
Normalidad
La normalidad (N) es el número de equivalentes (eq-g) de soluto (sto) entre el volumen de
la disolución en litros (L)
Normalidad ácido-base Es la normalidad de una disolución cuando se utiliza para una
reacción como ácido o como base. Por esto suelen titularse utilizando indicadores de pH.
En este caso, los equivalentes pueden expresarse de la siguiente forma:
para un ácido, o para una base.
Donde:
29
moles es la cantidad de moles.
OH– es la cantidad de hidroxilos cedidos por una molécula de la base.
Por esto, podemos decir lo siguiente:
para un ácido, o para una base.
Donde:
M es la molaridad de la disolución.
H+ es la cantidad de protones cedidos por una molécula del ácido.
OH– es la cantidad de hidroxilos cedidos por una molécula de la base.
Ejemplos:
Una disolución 1 M de HCl cede 1 H+, por lo tanto, es una disolución 1 N.
Una disolución 1 M de Ca (OH)2 cede 2 OH–, por lo tanto, es una disolución 2 N.
Normalidad redox
Es la normalidad de una disolución cuando se la utiliza para una reacción como agente
oxidante o como agente reductor. Como un mismo compuesto puede actuar como oxidante
o como reductor, suele indicarse si se trata de la normalidad como oxidante (Nox) o como
reductor (Nrd). Por esto suelen titularse utilizando indicadores redox.
En este caso, los equivalentes pueden expresarse de la siguiente forma:
.
Donde:
n es la cantidad de equivalentes.
moles es la cantidad de moles.
e– es la cantidad de electrones intercambiados en la semirreacción de oxidación o
reducción.
30
Por esto, podemos decir lo siguiente:
.
Donde:
N es la normalidad de la disolución.
M es la molaridad de la disolución.
e–: Es la cantidad de electrones intercambiados en la semirreacción de oxidación o
reducción por mol de sustancia.
Ejemplos:
En el siguiente caso vemos que el anión nitrato en medio ácido (por ejemplo el ácido
nítrico) puede actuar como oxidante, y entonces una disolución 1 M es 3 Nox.
4 H+ + NO3– + 3 e– ↔ NO + 2 H2O
En el siguiente caso vemos que el anión ioduro puede actuar como reductor, y entonces
una disolución 1 M es 2 Nrd.
2 I– ↔ I2 + 2 e–
En el siguiente caso vemos que el catión argéntico, puede actuar como oxidante, donde
una disolución 1 M es 1 Nox.
1 Ag+ + 1 e– ↔ Ag0
Molaridad
La molaridad (M), o concentración molar, es la cantidad de sustancia (n) de soluto por
cada litro de disolución. Por ejemplo, si se disuelven 0,5 moles de soluto en 1000 mL de
disolución, se tiene una concentración de ese soluto de 0,5 M (0,5 molar). Para preparar una
disolución de esta concentración habitualmente se disuelve primero el soluto en un
31
volumen menor, por ejemplo 300 mL, y se traslada esa disolución a un matraz aforado, para
después enrasarlo con más disolvente hasta los 1000 mL.
Es el método más común de expresar la concentración en química, sobre todo cuando se
trabaja con reacciones químicas y relaciones estequiométricas. Sin embargo, este proceso
tiene el inconveniente de que el volumen cambia con la temperatura.
Se representa también como: M = n / V, en donde "n" es la cantidad de sustancia (n=gr
soluto/masa molar) y "V" es el volumen de la disolución expresado en litros.
Molalidad
La molalidad (m) es el número de moles de soluto que contiene un kilogramo de
disolvente. Para preparar disoluciones de una determinada molalidad, no se emplea un
matraz aforado como en el caso de la molaridad, sino que se puede hacer en un vaso de
precipitados y pesando con una balanza analítica, previo peso del vaso vacío para poderle
restar el correspondiente valor.
La principal ventaja de este método de medida respecto a la molaridad es que como el
volumen de una disolución depende de la temperatura y de la presión, cuando éstas
cambian, el volumen cambia con ellas. Gracias a que la molalidad no está en función del
volumen, es independiente de la temperatura y la presión, y puede medirse con mayor
precisión.
Es menos empleada que la molaridad pero igual de importante.
32
Formalidad
La formalidad (F) es el número de peso-fórmula-gramo o Masa Molecular Relativa por
litro de disolución.
El número de peso-fórmula-gramo tiene unidad de g / PFG.
Concentraciones pequeñas
Para expresar concentraciones muy pequeñas, trazas de una sustancia muy diluida en otra,
es común emplear las relaciones partes por millón (ppm), partes por "billón" (ppb) y
partes por "trillón" (ppt). El millón equivale a 106, el billón estadounidense, o millardo, a
109 y el trillón estadounidense a 1012.
Es de uso relativamente frecuente en la medición de la composición de la atmósfera
terrestre. Así el aumento de dióxido de carbono en el aire, uno de los causantes del
calentamiento global, se suele dar en dichas unidades.
Las unidades que se usan con más frecuencia son las siguientes:
ppmm = μg × g–1
ppmv = ml × m–3
ppbm = ng × g–1
ppbv = ml × hm–3
pptm = pg × g–1
pptv = ml × km–3
*Nota: Se pone una v o una m al final según se trate de partes en volumen o en masa.
Sin embargo, a veces se emplean otras unidades.
Por ejemplo, 1 ppm de CO2 en aire podría ser, en algunos contextos, una molécula de CO2
en un millón de moléculas de componentes del aire.
33
Otro ejemplo: hablando de trazas en disoluciones acuosas, 1 ppm corresponde a 1 mg
soluto/ kg disolución o, lo que es lo mismo, 1 mg soluto/ L disolución -ya que en estos
casos, el volumen del soluto es despreciable, y la densidad del agua es 1 kg/L.
También se habla a veces de relaciones más pequeñas, por ejemplo "cuatrillón". Sin
embargo son concentraciones excesivamente pequeñas y no se suelen emplear.
La IUPAC desaconseja el uso de estas relaciones (especialmente en el caso de masa entre
volumen) y recomienda usar las unidades correspondientes.
Es particularmente delicado el uso de ppb y ppt, dado el distinto significado de billón y
trillón en los entornos estadounidense y europeo.
Conversiones útiles
Fracción molar a molalidad ( Xst→m ), y recordando que Xst + Xsv = 1
Molalidad a molaridad ( m→M )
Molaridad a molalidad ( M→m )
Porcentaje en peso a porcentaje peso en volumen
34
Peso en volumen a molaridad
Donde:
Psv = Peso molar del disolvente (g/mol)
Pst = Peso molar del soluto (g/mol)
d = densidad (g/mL)
%P/P = Concentración en g soluto/100 g disolución
%P/V = Concentración en g soluto/100 mL disolución
Otras formas de indicar la concentración
Para ciertas disoluciones de uso muy frecuente (por ejemplo ácido sulfúrico, hidróxido de
sodio, etc.) se indica la concentración de otras formas:
Densidad
Si bien la densidad no es una forma de expresar la concentración, ésta es proporcional a la
concentración (en las mismas condiciones de temperatura y presión). Por esto en ocasiones
se expresa la densidad de la disolución en condiciones normales en lugar de indicar la
concentración; pero se usa más prácticamente y con disoluciones utilizadas muy
ampliamente. También hay tablas de conversión de densidad a concentración para estas
disoluciones, aunque el uso de la densidad para indicar la concentración es una práctica que
está cayendo en desuso.
Escala Baumé
La escala Baumé es una escala usada en la medida de las concentraciones de ciertas
soluciones (jarabes, ácidos). Fue creada por el químico y farmacéutico francés Antoine
35
Baumé (1728–1804) en 1768 cuando construyó su aerómetro. Cada elemento de la división
de la escala Baumé se denomina grado Baumé y se simboliza por ºB o ºBé.
Escala Brix
Los grados Brix (símbolo °Bx) sirven para determinar el cociente total de sacarosa disuelta
en un líquido. Una solución de 25 °Bx contiene 25 g de azúcar (sacarosa) por 100 g de
líquido. Dicho de otro modo, en 100 g de solución hay 25 g de sacarosa y 75 g de agua.
Los grados Brix se cuantifican con un sacarímetro -que mide la densidad (o gravedad
específica) de líquidos- o, más fácilmente, con un refractómetro o un polarímetro.
La escala Brix es un refinamiento de las tablas de la escala Balling, desarrollada por el
químico alemán Karl Balling. La escala Plato, que mide los grados Plato, también parte de
la escala Balling. Se utilizan las tres, a menudo alternativamente. Sus diferencias son de
importancia menor. La escala Brix se usa, sobre todo, en fabricación de zumos (jugos), de
vinos de frutas y de azúcar a base de caña. La escala Plato se utiliza, sobre todo, en
elaboración de cerveza. La escala Balling es obsoleta, pero todavía aparece en los
sacarímetros más viejos.
36
ANEXO
Elemento Símbolo Número atómico
Peso atómico Elemento Símbolo Número atómico
Peso atómico
37
Actinio Ac 89 (227) Magnesio Mg 12 24,312Aluminio Al 13 26,9815 Manganeso Mn 25 54,9380Americio Am 95 (243) Mandelevio Mv 101 (256)Antimonio Sb 51 121,75 Mercurio Hg 80 200,59Argón Ar 18 39,948 Molibdeno Mo 42 95,94Arsénico As 33 74,9216 Neodimio Nd 60 144,24Astalo At 85 (210) Neón Ne 10 20,183Azufre S 16 32,064 Neptunio Np 93 (237)Bario Ba 56 137,34 Niobio Nb 41 92,906Berilio Be 4 9,0122 Níquel Ni 28 58,71Berkelio Bk 97 (247) Nitrógeno N 7 14,0067Bismuto Bi 83 208,980 Nobelio No 102 (254)Boro B 5 10,811 Oro Au 79 196,967Bromo Br 35 79,909 Osmio Os 76 190,2Cadmio Cd 48 112,40 Oxígeno O 8 15,9994Calcio Ca 20 40,08 Paladio Pd 46 106,4Californio Cf 98 (249) Plata Ag 47 107,870Carbono C 6 12,01115 Platino Pt 78 195,09Cerio Ce 58 140,12 Plomo Pb 82 207,19Cesio Cs 55 132,905 Plutonio Pu 94 (244)Cloro Cl 17 35,453 Polonio Po 84 (210)Cobalto Co 27 58.9332 Potasio K 19 39,102Cobre Cu 29 63,54 Praseodimio Pr 59 140,907Criptón Kr 36 83,80 Promecio Pm 61 145Cromo Cr 24 51,996 Protactinto Pa 91 231Curio . Cm 96 (245) Radio Ra 88 226Disprosio Dy 66 162,50 Radón Rn 86 (222)Einstenio Es 99 (254) Renio Re 75 186,2Erbio Er 68 167,26 Rodio Rh 45 102,905Escandio Se 21 44,956 Rubidio Rb 37 85,47Estaño Sn 50 118,69 Rutenio Ru 44 101,07Estroncio Sr 38 87,62 Samarlo Sm 62 150,35Europio Eu 63 151,96 Setenio Se 34 78,96Fermio Fm 100 (252) Silicio Si 14 28,086Flúor F 9 18,9984 Sodio Na 11 22,9898Fósforo P 15 30,9738 Talio TI 81 204,37Francio Fr 87 (223) Tántalo Ta 73 180,948Gadolinio Gd 64 .157,25 Tecnecio Te 43 (99)Galio Ga 31 69,72 Teluro Te 52 127,60Germanio Ge 32 72,59 Terbio Tfc 66 158,954Hafnio Hf 72 178,49 Titanio Ti 22 47,90Helio He 2 4,0026 Torio Th 90 232,038Hidrógeno H 1 1,00797 Tulio Tm 69 168,934Hierro Fe 26 55,847 Uranio U 92 238,03Holmto Ho 67 164,930 Vanadio V 23 50,942Indio In 49 114,82 Wolframio W 74 183,85lodo 1 53 126,9044 Xenón Xe 54 131,30Iridio Ir 77 192,2 Yterbio Yb 70 173,04Lantano La 57 138,91 Ytrio Y 39 88,905Lawrencio Lw 103 (257) Zinc Zn 30 65,37Litio Li 3 6,939 Zirconio Zr 40 91,22Lutecio Lu 71 174,97
Los números entre paréntisis indican el número de masa del isótopo más estable conocido
38
CONCLUSION
Por ser la Química una ciencia experimental, su objeto más interesante es el de la investigación. Su
método de estudio (Método Científico Experimental) ha permitído resolver infinidad de problemas
que sirven provechosamente a nuestros intereses y propósitos.
La importancia de la Química se puede resumir en los siguientes puntos:
1. Preparación de productos para curar y prevenir enfermedades (antibióticos, drogas,
medicinas, etc.).
2. Contribución para que la vida sea más confortable (vehículos, aviones, refrigeradores,
combustibles, plásticos, resinas, tejidos, insecticidas, detergentes, lubricantes, etc.).
3. Conservación de los materiales frente a los agentes que determinan su descomposición o
alteración (pinturas, lacas, barnices, aleaciones, etc.).
4. Aumento de la capacidad de producción agrícola y pecuaria (fertilizantes, abonos, tractores,
maquinaria agrícola, alimentos para animales y plantas , etc.).
5. Producción de energía eléctrica y mecánica (motores, acumuladores, pilas, etc.).
6. Significación social: fuente de trabajo, comercio, valor formativo y educativo.
El conocimiento científico ha sido adquirido en el tiempo, como resultado de los esfuerzos de
muchísimos hombres y mujeres que han hecho uso de dos procedimientos fundamentales: la
observación y el razonamiento. En éste trabajo de investigación se abordan aspectos tales
como:
Electronegatividad, Enlace Químico Enlace Iónico, Enlace Covalente, Reacciones Oxido
Reducción, Principios de la Estequiometria, Concentración de la disolución química,
Número de Avogrado, Peso atómico y molecular de importancia fundamental para la
comprensión y aplicación de la Química.
39
Referencias Bibliográficas
40
- Babor J., Ibarz J., Química General, Editorial Marín S.A. 8va. Edición.
- Barrow G. Química General. Editorial Reverte S.A. 1974.
- Cotton A., Wilkinson G., Química Inorgánica Avanzada. Editorial Limusa-Wiley. México 1972.
- Dickson T. Química. Editorial Limusa, 1 980.
- Eisberg - Resnick. Física Cuántica. Editorial Limusa. México 1979.
- Ibarz J. Problemas De Química.
Quimica Para El Acceso a Ciclos Formativos de Grado Superior .e-book. en Google Libros.
41
