Para uso exclusivo Programa de Ingreso. Química. Profesores: Dra. Carmen E. Peralta Sanhueza Dra. Gabriela Beatriz Naranjo Bioq. Patricia E.

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1 Para uso exclusivo Programa de Ingreso Química Profesores: Dra. Carmen E. Peralta Sanhueza Dra. Gabriela Beatriz Naranjo Bioq. Patricia E. Prieto

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3 Facultad de Ciencias Exactas y Naturales QUIMICA PROGRAMA DE INGRESO Destinado a los aspirantes a las carreras de Farmacia Lic. en Ciencias Biológicas Licenciatura en Ciencias Químicas Licenciatura en Tecnología de Alimentos Lic. en Nutrición Dra. Carmen E. Peralta Sanhueza Dra. Gabriela Beatriz Naranjo Bioq. Patricia. E. Prieto

4 Programa de Ingreso - Química ÍNDICE PROGRAMA... 4 CRITERIO DE EVALUACIÓN... 5 UNIDAD 1: INTRODUCCIÓN A LOS SISTEMAS MATERIALES... 6 Materia, cuerpo y sustancia... 6 Estados de agregación de la materia... 7 Propiedades de la materia... 9 Clasificación de los sistemas materiales Métodos de separación y fraccionamiento de los sistemas materiales Sustancias puras simples y compuestas Composición centesimal o porcentual de los sistemas materiales Guía de ejercicios Actividad de Integración UNIDAD 2: ÁTOMOS Y MOLÉCULAS Composición del átomo. Número atómico y número másico Isótopos, isóbaros y nucleidos Magnitudes atómico-moleculares Notación científica Tabla de unidades básicas del Sistema Internacional Tabla de múltiplos y submúltiplos decimales Guía de ejercicios Actividad de Integración UNIDAD 3: NOMENCLATURA QUÍMICA Clasificación de los elementos químicos Clasificación de los compuestos químicos sencillos Hidruros metálicos Hidruros no metálicos o hidrácidos Óxidos metálicos (óxidos básicos) Óxidos no metálicos (óxidos ácidos) Sales binarias Hidróxidos Oxoácidos Sales ternarias (Oxosales) Tabla Periódica Guia de ejercicios Actividad de Integración UNIDAD 4: SOLUCIONES Soluto y solvente Formas de expresar las concentraciones Porcentaje masa en masa: ( % m/m) Porcentaje masa en volumen: ( % m/v) Porcentaje volumen en volumen: (% v/v)

5 Programa de Ingreso - Química Molaridad (M) Molalidad (m) Diluir una solución Concentrar una solución Apéndice Unidad Porcentajes Regla de tres simple Problemas Guía de ejercicios Actividad de Integración UNIDAD 5: REACCIONES QUÍMICAS Transformaciones físicas y químicas Reacciones de descomposición y de combinación Ecuaciones Químicas Leyes de Conservación Balanceo de ecuaciones químicas Método algebraico Cálculos estequiométricos Guía de ejercicios Actividad de Integración

6 Programa de Ingreso - Química Programa de Ingreso Química General Materia Específica para las carreras: Ciencias Químicas Ciencias Biológicas Tecnología de Alimentos Farmacia Nutrición Carga horaria: 42 horas PROGRAMA Objetivos Identificar sistemas heterogéneos y homogéneos; determinar formas de separación y fraccionamiento de estos sistemas; expresar su composición porcentual. Conocer la composición del átomo. Nombrar diferentes compuestos químicos a partir de su fórmula o, dado el nombre, escribir su fórmula. Calcular la concentración de soluciones Realizar cálculos estequiométricos sencillos. Contenidos Unidad 1: Introducción a los sistemas materiales Cuerpo. Materia. Estados de agregación. Sustancias simples. Elementos. Símbolos. Sistemas materiales. Métodos de separación. Expresión de la composición de los sistemas materiales. Unidad 2: Átomos y moléculas Composición del átomo. Partículas subatómicas. Núcleo y electrones. Número atómico y número de masa. Magnitudes atómico-moleculares: masa atómica relativa. Mol. Unidad 3: Nomenclatura química Hidruros, Óxidos, hidróxidos, ácidos (oxoácidos, hidrácidos), sales (oxosales, sales binarias), hidruros. Unidad 4: Soluciones Soluto y solvente. Formas de expresar la concentración de las soluciones: %m/m, %m/v, molaridad, molalidad. Unidad 5: Reacciones Químicas Ecuaciones químicas y su significado. Conservación de la masa: balanceo de ecuaciones, método algebraico. Cálculos estequiométricos sencillos. 4

7 Programa de Ingreso - Química Bibliografía QUIMICA 4. A. Rolando y M.R. Jellinek. Ed. A-Z, Buenos Aires, QUÍMICA BÁSICA. C. Di Risio, M. Roverano e I. Vázquez, 3ª ed., Ed. CCC Educando, Buenos Aires, QUÍMICA. R. Chang, 9ª ed., Ed. Mc Graw Hill Interamericana, TEMAS DE QUÍMICA GENERAL. M. C. Angelini y otros, Ed. Eudeba, Buenos Aires, CRITERIO DE EVALUACIÓN El curso se evaluará con un examen final. El mismo constará de cinco puntos teóricoprácticos, correspondientes a cada una de las unidades incluidas en el programa de la materia. Se considerará aprobado a aquel alumno que haya resuelto satisfactoriamente por lo menos un 50% de cada unidad. De este modo el estudiante se asegurará haber alcanzado un nivel de conocimientos aceptable para iniciar con éxito su carrera universitaria. Los alumnos que no hayan logrado alcanzar este desempeño se considerarán no aprobados. Sin embargo podrán ingresar a sus respectivas carreras, debiendo concurrir de manera obligatoria a un taller de nivelación a realizarse durante el primer cuatrimestre de primer año. De esta manera podrán alcanzar el nivel recomendable para enfrentar las futuras exigencias académicas. 5

8 Programa de Ingreso - Química UNIDAD 1: INTRODUCCIÓN A LOS SISTEMAS MATERIALES En esta primera unidad centraremos nuestra atención en el objeto de estudio de la Química, esto es, los materiales que constituyen el mundo que nos rodea. Analizaremos los sistemas materiales, las propiedades que los caracterizan y la forma de clasificarlos. Luego veremos de qué manera se pueden subdividir esos sistemas de modo de obtener los componentes que los forman y, eventualmente, lograremos desagregar, desmenuzar estos componentes hasta llegar a nivel de las moléculas átomos presentes. Por último, expresaremos cuantitativamente la composición porcentual de los sistemas materiales. Nuestra intención es que al terminar el estudio de esta unidad usted pueda: Reconocer los cambios de estado de agregación de la materia Diferenciar propiedades intensivas de extensivas Identificar y diferenciar sistemas homogéneos y heterogéneos Diferenciar las fases y los componentes de un sistema material Diferenciar soluciones de sustancias puras Identificar sustancias simples y compuestas Determinar formas de separación y fraccionamiento de sistemas materiales sencillos Calcular la composición centesimal de sistemas materiales 1. Materia, cuerpo y sustancia El universo que nos rodea está formado por una gran variedad de objetos: plantas, mesas, sillas, ventanas, libros y bacterias, entre otros. Estos objetos poseen distintas cualidades: algunos son líquidos muy pesados como el mercurio o livianos como el alcohol, sólidos blandos como una manteca o duros como un metal, pueden ser gases como los que respiramos diariamente o con los que inflamos un globo, algunos poseen grandes tamaños y otros son tan pequeños que requieren la asistencia de un microscopio para ser observados. En algunos casos pueden tener olor y sabor. De qué están hechos los objetos? En principio, podemos decir que todo objeto está constituido por materia. Definimos materia como todo aquello que nos rodea, que ocupa un lugar en el espacio y que es perceptible por nuestros sentidos. 6

9 Programa de Ingreso - Química A su vez, toda porción limitada de materia recibe el nombre de cuerpo. Los cuerpos son objetos materiales que se caracterizan por su forma. La cantidad de materia que posee un cuerpo se denomina masa. La unidad de masa en el Sistema Internacional de Unidades es el kilogramo (kg). Es una cantidad escalar y no debe confundirse con el peso, que es la fuerza con la que nuestro planeta, la Tierra, atrae a los cuerpos. El peso de los cuerpos depende de la posición geográfica y de la altura sobre el nivel del mar. Como la masa es una constante propia de cada cuerpo, no depende de estos factores, aún en los lugares más remotos del universo. Cuál es el peso de un astronauta en el espacio? Cuál es su masa? Hay diferentes tipos de materia, por ejemplo, un vaso puede ser de vidrio o de plástico. Cada tipo diferente de materia se llama sustancia. Éstas se distinguen unas de otras por una serie de características especiales que son las propiedades de esa sustancia. En síntesis Los cuerpos están formados por materia compuesta a la vez por diferentes sustancias. Estados de agregación de la materia La materia se presenta en tres estados de agregación: sólido, líquido y gaseoso. Para explicar los diferentes estados de la materia se ha elaborado una teoría llamada cinético-molecular que está basada en los siguientes enunciados: La materia está formada por partículas que se hallan en continuo movimiento, es decir, que poseen energía cinética. Si bien estas partículas están separadas entre sí, tienen fuerzas de atracción que las acercan, que se denominan fuerzas de cohesión. Cuanto mayor es la temperatura, mayor es el movimiento de las partículas. Los sólidos se caracterizan por tener forma y volumen propios. Las partículas que los constituyen forman un conjunto compacto en el que predominan las fuerzas de atracción. Los sólidos no son compresibles, es decir, su volumen cambia poco con los cambios de presión. No fluyen cuando son sometidos a la acción de una fuerza, a menos que ésta sea extraordinariamente grande. 7

10 Programa de Ingreso - Química Los líquidos tienen volumen propio pero adoptan la forma del recipiente que los contiene. Sus partículas no están ordenadas regularmente y las fuerzas de atracción y repulsión están equilibradas, pueden deslizarse unas sobre otras, por lo que los líquidos pueden fluir. Son poco compresibles. Los gases no tienen forma ni volumen propio. Las partículas que los constituyen tienen mucha movilidad y son capaces de una expansión infinita, esto significa que ocupan todo el espacio del recipiente que los contiene. Son fácilmente compresibles y es el estado en el que las partículas se encuentran más desordenadas. Es posible pasar de un estado de agregación a otro variando la temperatura, la presión o ambas a la vez: Pasaje sólido-líquido: si sacamos del freezer un cubo de hielo y lo dejamos a temperatura ambiente, éste se derretirá formando agua líquida. El pasaje del estado sólido al estado líquido se lo denomina fusión y la temperatura a la que se produce se denomina temperatura de fusión, es característica de cada cuerpo puro. Durante el cambio de estado, todo el calor suministrado es aprovechado para transformar íntegramente el sólido en líquido, por lo que la temperatura permanece constante. Una vez que todo el sólido se funde, la temperatura aumenta si se continúa calentando. Si se enfría un líquido puro se obtiene la solidificación a la misma temperatura que la de fusión, conocida como temperatura de solidificación. Pasaje líquido-vapor: si se calienta agua líquida la temperatura aumenta hasta los 100º C donde permanece constante y el agua hierve. El pasaje del estado líquido al estado de vapor que tiene lugar en toda la masa del líquido se lo conoce como ebullición, y la temperatura en la que se produce se conoce como temperatura de ebullición, la cual es propia de cada cuerpo puro a una presión determinada. Nuevamente, durante el cambio de estado la temperatura no varía. Ahora bien, es sabido que el agua de los charcos se evapora o que la ropa se seca a temperatura ambiente: esto quiere decir que el agua se evapora aún a temperaturas menores que la de ebullición. Este proceso se conoce como evaporación: y es el pasaje de líquido a vapor que se produce desde la superficie de un líquido a cualquier temperatura. El pasaje del estado gaseoso al estado líquido se lo denomina condensación, cuando se produce por disminución de la temperatura o licuación, cuando ocurre por aumento de presión. Pasaje sólido-vapor: algunas sustancias sólidas calentadas a la presión atmosférica no se funden sino que pasan directamente del estado sólido al de vapor; este pasaje se conoce como volatilización. Algunos ejemplos conocidos son la vaporización de la naftalina, utilizada para combatir a las polillas o la del hielo seco. El pasaje del estado gaseoso al estado sólido es conocido como sublimación. 8

11 Programa de Ingreso - Química Te proponemos realizar las siguientes actividades: 1. Identifica la respuesta correcta: Cuando un cuerpo aumenta de volumen a. Sus partículas se hacen más grandes. b. Las partículas que lo componen se separan más. c. Aumenta la masa del cuerpo 2. El punto de fusión de una determinada sustancia es de 20 C. En qué estado se halla dicha sustancia a 35 C? Propiedades de la materia Las propiedades de la materia refieren a las características propias o cualidades que pueden ser apreciadas por nuestros sentidos, ya sea el color, el olor, el volumen y el peso, entree otras. Podemos clasificarlas en dos grupos: Propiedades intensivas o específicas: son aquellas que la materia posee de forma fija y determinada. Es el caso del sabor, el color, el brillo, la densidad, la temperatura de ebullición, la conductividad eléctrica o térmica y la dureza. No dependen de la cantidad de materia considerada y permiten identificar al material que se está analizando.

12 Programa de Ingreso - Química Propiedades extensivas: no se refieren a características propias y pueden variar dentro de límites muy amplios, por ejemplo el peso, la masa, el volumen y la superficie. Para ejemplificar, consideremos un sistema formado por agua a 15 C, imaginemos que de allí tomamos dos muestras: una de 5 y otra de 10 gramos. Tienen ambas muestras el mismo volumen? No. Por qué? Porque el volumen es directamente proporcional a la masa. El volumen es una propiedad extensiva, depende de la cantidad de materia. Tendrán las muestras la misma densidad? Sí. Por qué? Porque la densidad a una determinada temperatura es igual en cada una de sus partes. Es una propiedad que caracteriza a una sustancia pura. Resuelve la siguiente actividad: 1. Las siguientes propiedades fueron determinadas sobre trozo de oro. Indique cuáles son propiedades intensivas y cuáles extensivas. a- Masa: 3 g b- Densidad: 19,3 g/cm 3 c- Volumen: 0,16 cm 3 d- Insoluble en agua. e- Color: amarillo 2. De las propiedades mencionadas, cuáles les servirían para identificar si un anillo es del mismo material? Por qué? Clasificación de los sistemas materiales Para poder realizar estudios o experimentos resulta necesario definir un fragmento del universo que será objeto de nuestros análisis. Esta porción que debemos independizar del resto del universo en forma real o imaginaria la llamamos sistema material. Lo definimos como el conjunto de cuerpos objeto de nuestro estudio. Son ejemplos de sistemas materiales el agua contenida en una botella, un clavo, una célula que observamos en un microscopio, un pez en su pecera, un puñado de granos de trigo, etc. Todo lo que rodea a nuestro sistema material es el medio ambiente. Por ejemplo, el agua de un lago puede constituir un sistema separado de todo lo que la rodea o está contenido en él (orilla, 10

13 Programa de Ingreso - Química fondo, peces, vegetación, entre otras). Durante el estudio de un sistema material, dicho medio debe ser considerado, ya que puede impactar de diversas formas. Imaginemos, por ejemplo, un sistema formado por un recipiente que contiene a un gas sumergido en un baño con agua: el gas es el sistema de estudio, el límite del sistema son las paredes del recipiente que lo contiene y el agua es su medio ambiente. Un sistema material puede llegar a interactuar con el medio o entorno, existiendo la posibilidad de que intercambie con éste materia y/o energía. Según su relación con el medio ambiente, los sistemas materiales se clasifican en: Sistemas abiertos: son aquellos que intercambian materia y energía, generalmente en forma de calor, con el medio que los rodea. Por ejemplo, si colocamos alcohol en un vaso a una temperatura de 70º Celsius (no son centígrados) sobre una mesa, veremos lo siguiente: Sistemas cerrados: son aquellos que no intercambian materia pero sí energía con su entorno. Si volvemos al ejemplo anterior, pero ahora colocamos el alcohol en un recipiente cerrado, veremos: 11

14 Programa de Ingreso - Química Sistemas aislados: son aquellos que no intercambian materia ni energía con su entorno. Se les ocurre un ejemplo cotidiano que involucre esta clase de sistema? toman mate? Según las propiedades de la materia, los sistemas materiales se clasifican en: Sistemas homogéneos Son aquellos que presentan las mismas propiedades intensivas en todos sus puntos. Pueden ser de dos tipos: las sustancias puras y las soluciones. Algunos ejemplos de sustancias puras son el agua, el alcohol, el aceite, las naftas, el gas contenido en una garrafa, un trozo de oro puro. Y entre los ejemplos de soluciones podemos nombrar agua con sal disuelta, agua y alcohol, entre otras. Sistemas heterogéneos Son los que presentan variaciones de al menos una propiedad intensiva en alguno de sus puntos. Algunos ejemplos son agua y aceite o el granito (formado por cuarzo, mica y feldespato). Pueden estar formados por la misma sustancia en distintos estados de agregación (agua con hielo) o por sustancias diferentes (arena y sal). Un sistema material puede ser homogéneo o heterogéneo según sea el método utilizado para observarlo. La leche o el helado a simple vista parecen sistemas homogéneos, sin embargo, cuando se los observa utilizando un microscopio se encuentra un paisaje bastante distinto: Grasa Micelas de caseína Por lo tanto, podríamos decir que un sistema es homogéneo si al ser visualizado con un microscopio no se observan distintas fases. Esto sucederá si las partículas que lo componen son menores a 1 nm (1 nm = 10-9 m) que es el límite visible utilizando el instrumento mencionado. Al observar un sistema material, no tenemos que confundir fases con componentes. Por ejemplo, Si tenemos un sistema constituido por agua, hielo y limaduras de hierro, diremos que el sistema posee tres fases (agua, hielo y limaduras de hierro) y dos componentes (agua -sólida y líquida- y limaduras de hierro). 12

15 Programa de Ingreso - Química Una solución es un sistema homogéneo que está constituido por dos o más componentes. Se denomina solvente al componente que se encuentra en mayor proporción, y soluto al componente que se encuentra en menor proporción. Ejemplos de soluciones son el agua azucarada, agua salada, una mezcla de agua y alcohol, etc. Al ser sistemas homogéneos, podemos comprobar que sus propiedades intensivas son las mismas en toda su extensión. Como podemos ver, los sistemas heterogéneos no son uniformes sino que presentan partes separadas por superficies de discontinuidad bien definidas. Cada una de esas partes que tiene iguales propiedades intensivas se denomina fase. Lee la siguiente consigna y responda: 1- Un sistema formado por agua líquida, cubitos de agua, alcohol y aceite: a) Es homogéneo o heterogéneo? b) Qué componentes tiene? c) Cuántas fases posee y cuáles son? Métodos de separación y fraccionamiento de los sistemas materiales En la práctica diaria es posible que nos encontremos ante la necesidad de separar las distintas fases que componen un sistema heterogéneo. Para ello se aplican distintos métodos físicos sencillos que aprovechan las diferentes propiedades de los componentes del sistema: Disolución: sirve para separar dos fases sólidas. Una de ellas se disuelve en un determinado solvente. Por ejemplo, si queremos separar una mezcla de arena y sal podremos agregar agua al sistema para disolver la sal y luego completar la separación con otro método como la filtración. Filtración: permite la separación de un sólido que se encuentra en contacto con una fase líquida. Retiene partículas sólidas por medio de una barrera (filtro, colador o tamiz), la cual puede consistir en mallas, fibras, material poroso o un relleno sólido. 13

16 Programa de Ingreso - Química Sedimentación y decantación: permiten separar las fases de un sistema que difieran mucho en densidad. Se emplean para separar fases sólidas de líquidas (arena y agua) o líquidas de líquidas (agua y aceite). El sistema se deja en reposo y al cabo de un tiempo, el material más denso se deposita en el fondo de un recipiente (sedimenta). Luego se vuelca cuidadosamente la fase líquida superior a otro recipiente (se decanta). Para separar fases líquidas pueden utilizarse ampollas de decantación que posibilitan el escurrimiento del líquido inferior a través de una llave. Centrifugación: se utiliza para aislar fases sólidas de líquidas o líquidas de líquidas por la acción de una fuerza centrífuga. Acelera la sedimentación. 14

17 Programa de Ingreso - Química Tamización: aprovecha la diferencia de tamaño entre partículas sólidas. Una malla o tamiz retiene las partículas más gruesas dejando pasar a las más finas. Magnetismo: la separación magnética es un proceso que sirve para separar dos sólidos (uno de ellos debe ser ferroso o tener propiedades magnéticas). El método consiste en acercar un imán a la mezcla a fin de generar un campo magnético que atraiga al compuesto ferroso dejando solamente al material no ferroso en el contenedor. Un ejemplo claro es el azufre o la arena mezclada con hierro. Al acercar un imán a la mezcla el hierro se adhiere al imán y el azufre queda en el contenedor. Sublimación: divide aquellas fases capaces de sublimar. Es el caso de la arena y el yodo. Cuando el sistema recibe calor el yodo se convierte en vapor y luego pasa nuevamente al estado sólido al tomar contacto con una superficie fría. Flotación: en la flotación interviene la diferencia entre la densidad de los sólidos y la del líquido en que se encuentran en suspensión. Sin embargo, contrariamente a lo que ocurre en la decantación, este proceso de separación sólido líquido se aplica únicamente a partículas que tienen una densidad real (flotación natural) o aparente (flotación provocada) inferior a la del líquido que la contiene. Veamos ahora los métodos de fraccionamiento de los sistemas homogéneos Fraccionar un sistema homogéneo significa obtener sus componentes constitutivos. Esto es posible aplicando distintos métodos físicos de fraccionamiento: 15

18 Programa de Ingreso - Química Destilación: consiste en el calentamiento del sistema y la posterior condensación de los vapores producidos al pasarlos por un tubo refrigerante. Las destilaciones más utilizadas son la destilación simple y la destilación fraccionada. Destilación simple Destilación fraccionada Cristalización: se emplea para separar sólidos disueltos en solventes líquidos. Puede hacerse por enfriamiento, es decir, por disminución de solubilidad por descenso de temperatura o por calentamiento, por disminución de la capacidad de disolución por evaporación del solvente. Extracción: Consiste en separar varios solutos disueltos en un disolvente. Se utiliza la diferencia de solubilidad de cada soluto en diferentes disolventes. Se añade un disolvente inmiscible, que no se disuelve, con el disolvente de la mezcla, y los solutos se distribuyen entre los dos disolventes. Alguno de los solutos será más soluble en el primer disolvente y otros en el segundo disolvente. Posteriormente las dos fases se separan como mezclas heterogéneas por decantación. Para recordar la definición de los términos soluto y solvente puede remitirse a la parte de clasificación de los sistemas materiales, desarrollada anteriormente. Es momento de poner en práctica algunos contenidos. Te invitamos a responder las siguientes consignas: 16

19 Programa de Ingreso - Química De los sistemas que se mencionan a continuación indican: Cuántas fases tienen y cuáles son. Cómo podrías separarlas. a. Agua y nafta. b. Telgopor, agua y arena. c. Aserrín y talco. d. Alcohol y agua. e. Carbón en polvo y sal. f. Arena y limaduras de hierro. g. Arena y piedras. h. Arena y azúcar. Si un sistema homogéneo no puede ser dividido o fraccionado luego de aplicar en forma reiterada distintos métodos físicos de fraccionamiento, diremos que está constituido por un único componente al que denominamos sustancia. La composición de una solución puede modificarse dentro de ciertos límites, en cambio, la composición de las sustancias es invariable. Sustancias puras simples y compuestas Si bien no es posible descomponer una sustancia mediante métodos físicos, puede lograrse mediante el uso de métodos químicos. Por ejemplo, a través de la aplicación de la electrólisis, podemos descomponer el agua en dos sustancias gaseosas: hidrógeno y oxígeno. Si una sustancia está formada por dos o más elementos, y puede descomponerse en otras más simples se dice que es compuesta. Por el contrario, si una sustancia está constituida por un único elemento no podrá descomponerse y se la denominará sustancia simple. Ambas clases de sustancias tienen algo en común: están constituidas por elementos químicos. Las sustancias simples están formadas por un único elemento, mientras que las compuestas están formadas por dos o más elementos. Hasta el momento se conocen 114 elementos, algunos son muy comunes y necesarios como el carbono, el oxígeno o el hidrógeno. Y otros, que son creados artificialmente en aceleradores de partículas o en reactores atómicos, son tan raros que sólo existen durante milésimas de segundo. Los distintos elementos químicos se representan en el lenguaje internacional mediante símbolos constituidos por una o dos letras, de las cuales la primera es siempre mayúscula. La ordenación de estos elementos en función de sus propiedades físicas y químicas dio lugar a la llamada "Tabla Periódica". Fue ideada por un químico ruso, Mendeleiev, en el año Desde aquella primera tabla que contenía tan sólo 63 elementos hasta la actual que tiene más de 100, se han publicado más de setecientas (al final de la unidad encontrará una con la que trabajaremos más adelante). Durante su primer año de carrera estudiará extensamente este tema. Este esquema resume la clasificación de los distintos sistemas materiales y las sustancias: 17

20 Programa de Ingreso - Química 2. Composición centesimal o porcentual de los sistemas materiales Hasta ahora hemos visto cómo estudiar los sistemas materiales y cómo separar cada uno de sus componentes, analizando sus distintas propiedades. Pero para determinar la composición de dichos sistemas de manera cuantitativa es necesario determinar la masa de cada uno de sus componentes. Habitualmente, para expresar se expresa la relación que existe entre la masa de un componente y la masa total del sistema se utiliza el concepto de composición centesimal o porcentaje. Veamos un ejemplo... Si tenemos un sistema heterogéneo formado por 10 g de agua + 30 g de arena + 10 g de aire, su composición referida a 100 gramos de sistema, es decir, su composición centesimal sería: Para ello es necesario calcular la masa total de la mezcla: Agua. 10 g Arena 30 g Aire.. 10 g Total 50 g de sistema 18

21 Programa de Ingreso - Química Ahora debemos referir la composición anterior como si la cantidad de sistema fuese 100 g: Si 50 g de mezcla tienen.. 10 g de agua 100 g de mezcla tendrán.. x = 100 g x 10 g = 20 g de agua = 20 % de agua 50 g Lo mismo debemos realizar para el resto de los componentes: Si 50 g de mezcla tienen.. 30 g de arena 100 g de mezcla tendrán.. x = 100 g x 30 g = 60 g de arena = 60 % de arena 50 g Si 50 g de mezcla tienen.. 10 g de aire 100 g de mezcla tendrán.. x = 100 g x 10 g = 20 g de aire = 20 % de aire 50 g Una representación gráfica de este sistema podría ser la siguiente: En forma inversa a los ejemplos analizados, a partir de la composición centesimal de un sistema podemos deducir la masa de cada uno de sus componentes. Supongamos que tenemos 150 g de un sistema cuya composición es la siguiente: 23 % de arroz 58 % de maíz 19 % de trigo Cuántos gramos de cada componente obtendremos al separarlos? Si 100 g de mezcla tienen.. 23 g de arroz 150 g de mezcla tendrán.. x = 150 g x 23 g = 34.5 g de arroz 100 g 19

22 Programa de Ingreso - Química Si 100 g de mezcla tienen.. 58 g de maíz 150 g de mezcla tendrán.. x = 150 g x 58 g = 87.0 g de maíz 100 g Si 100 g de mezcla tienen.. 19 g de trigo 150 g de mezcla tendrán.. x = 150 g x 19 g = 28.5 g de trigo 100 g Estos ejemplos se refieren a la composición de sistemas heterogéneos, pero también se puede expresar la composición de una mezcla homogénea de forma centesimal. Un punto fundamental en química es conocer cuál es la composición de las soluciones. Veamos, por último, el siguiente ejemplo Luego de fraccionar una solución se obtuvieron 50 g de agua y 30 g de alcohol. Cuál será la composición centesimal? Agua. 50 g Alcohol. 30 g Total 80 g de solución 80 g de solución.. 50 g de agua 100 g de solución.. x = 100 g x 50 g = 62.5 g de agua = 62.5 % de agua 80 g 80 g de solución 30 g de alcohol 100 g de solución. x = 100 g x 30 g = 37.5 g de alcohol = 37.5 % de alcohol 20

23 Programa de Ingreso - Química Guía de ejercicios 1. Lee las siguientes afirmaciones e indica cuáles son correctas: La masa de un cuerpo: a- Depende de la posición geográfica y de la altura sobre el nivel del mar en que se halla. b- Es una propiedad que no depende del sitio del universo donde se halla ubicado el cuerpo. c- Es una propiedad de los cuerpos que se encuentran en la superficie terrestre. d- Ninguna de las anteriores. 2. Menciona los tres estados de agregación de la materia y sus características En qué son similares y en qué son diferentes? 3. Señala el nombre de los siguientes cambios de estado: a) De agua líquida a vapor de agua. b) De cobre sólido a cobre líquido. c) De oxígeno gaseoso a oxígeno líquido. d) De azufre líquido a azufre sólido. e) De yodo gaseoso a yodo sólido. f) De dióxido de carbono sólido a dióxido de carbono gaseoso. 4. Menciona las diferencias entre propiedades intensivas y extensivas. Señala dos ejemplos de cada una. 5. Cuáles de las siguientes propiedades son intensivas (I) (no dependen de la cantidad de materia) y cuáles extensivas (E)? a) Volumen b) Punto de ebullición c) Estado físico d) Masa e) Densidad f) Solubilidad g) Altura h) Temperatura i) Combustibilidad j) Intensidad de color 6. Lee las siguientes afirmaciones e indica cuáles son correctas a) El cociente entre dos propiedades intensivas es una propiedad intensiva. b) Cuando se mezcla 1 L de agua a 100 C con 1 L de agua a 5O C se obtienen 2 L de agua a 150 C. c) El punto de ebullición del agua a una atmósfera de presión es 100 C. Es una propiedad intensiva. 7. Todo cambio de fase va acompañado por un intercambio de energía. Así por ejemplo, para transformar hielo en agua líquida o para pasar agua del estado líquido al gaseoso será necesario entregar calor. Entonces: 21

24 Programa de Ingreso - Química a) La cantidad de calor que hay que entregar para hervir 1 L de agua es mayor, menor o igual a la que hay que entregar para hervir 100 L? b) Los libros informan que la cantidad de energía que hay que suministrar al agua para que pase del estado líquido al estado gaseoso es de 2,26 kj/g. Con esta información, controla si la respuesta que has dado en el ítem anterior es correcta. Para ello considera que 1L de agua pesa 1000 g. c) Al valor 2,26 kj/g se lo conoce como calor de vaporización del agua. El calor de vaporización del agua es una propiedad extensiva o intensiva? 8. El cloroformo es un líquido que se utiliza como anestésico y tiene una densidad de 1,48 g/cm 3 a) Cuál es el volumen de 10,0 g de cloroformo? b) Cuál es la masa de 10,0 cm 3 de cloroformo? 9. a) Las siguientes propiedades fueron determinadas sobre un trozo de hierro. Indica cuáles son propiedades intensivas y cuáles extensivas. - Masa: 40 g; densidad: 7,8 g/cm3; color: grisáceo brillante - Punto de fusión: 1535 C; volumen: 5,13 cm3 - Se oxida en presencia de aire húmedo - Insoluble en agua. b) De las propiedades antes mencionadas, cuáles servirían para identificar al hierro? 10. La densidad del aire a 25 Celsius y a la presión atmosférica normal es 1,18 g/dm3. Cuál es la masa expresada en k de aire de una habitación que mide 4,21 x 5,00 x 3,82 m? 11. Si decimos que el sodio (Na) tiene una densidad de 0,971 g/cm3 y el litio (Li) funde a 180,54 C, entonces: a) Las propiedades de ambos son extensivas. b) La densidad es propiedad extensiva y el punto de fusión es propiedad intensiva. c) Ambas son propiedades intensivas. d) La densidad es propiedad intensiva y el punto de fusión es propiedad extensiva. 12. Describe las principales diferencias entre un sistema homogéneo y uno heterogéneo. 13. Qué es una solución? 14. Qué entiendes por sustancia pura? Cómo se clasifican las sustancias puras? 15. Indica si los siguientes sistemas son homogéneos: a) Aire (*) b) Aire filtrado c) Agua pura d) Agua potable e) Agua del riachuelo f) Agua y arena g) Agua, arena y sal (*) El aire cerca de la superficie de la tierra contiene N2 (78,09%), O2 (20,94%), Ar (0,93%), CO2 (0,03%) y otros (0,01%). 22

25 Programa de Ingreso - Química 16. Cuáles de las siguientes mezclas son homogéneas? a) Infusión de té b) Sopa de verduras c) Sal y azúcar d) Gas natural (*) e) Sal y azúcar disuelto en agua (*) El aire cerca de la superficie de la tierra contiene N2 (78,09%), O2 (20,94%), Ar (0,93%), CO2 (0,03%) y otros (0,01%). 17. Un sistema constituido por un recipiente de cobre (Cu), 2 clavos de hierro (Fe) un litro de agua y 4 bolitas de vidrio, cuántas fases contiene? 18. Indica cuáles de las siguientes afirmaciones son verdaderas: a) Un sistema con un solo componente debe ser homogéneo. b) Un sistema con dos componentes líquidos debe ser homogéneo. c) Un sistema con dos componentes gaseosos debe ser homogéneo. d) Un sistema compuesto por una sustancia pura simple debe ser homogéneo. e) Un sistema con dos componentes distintos debe ser heterogéneo. f) El agua está formada por O 2 y H 2. g) Cuando el O 2 reacciona con el hierro se obtiene óxido de hierro. 19. Cuáles de los siguientes sistemas son homogéneos y cuáles heterogéneos? a) Oxígeno líquido b) Agua c) Oxígeno gas + nitrógeno gas d) Arena + sal común e) Oxígeno líquido y aire gaseoso en contacto f) Agua con vapor en equilibrio 20. Un sistema formado por agua, arena y trozos de hielo a) Es homogéneo o heterogéneo? b) Cuáles son sus componentes? c) Cuántas fases tiene y cuáles son? 21. Indica en los siguientes ejemplos si el sistema es homogéneo o heterogéneo. En el último caso señala el número de fases y cuáles son: a) Azufre y arena b) Agua, trozos de hielo y vapor de agua c) Agua salada d) Agua corriente (filtrada) e) Agua y aceite f) Arena + alcohol g) Iodo, arena y vapor de iodo 23

26 Programa de Ingreso - Química 22. Dado el siguiente sistema: agua, aceite, arena y corcho molido es: a) Un sistema homogéneo. b) Un sistema heterogéneo formado por tres fases. c) Un sistema heterogéneo formado por cuatro fases. d) Un sistema heterogéneo formado por cinco fases. e) Un sistema heterogéneo formado por dos fases. 23. Si se tiene un sistema formado por oxígeno gaseoso y cloro gaseoso: a) El sistema es homogéneo. b) El sistema tiene dos fases. c) El sistema es heterogéneo. d) Son dos sustancias puras simples. 24. Si se tiene un sistema formado por agua, vapor de agua, alcohol y nitrógeno gaseoso: a) El sistema tiene cuatro fases b) El sistema tiene 3 componentes y tres fases. c) El sistema tiene tres componentes y dos fases. d) El sistema tiene dos componentes y tres fases. 25. Clasifica los siguientes alimentos en sistemas homogéneos o heterogéneos: a) Bebida gaseosa en su envase cerrado. b) Jugo de limón exprimido. c) Sopa de fideos. d) Agua potable. e) Condimento de ensalada: aceite, vinagre y sal. f) Arroz con leche. g) Ensalada de frutas. 26. Responde las siguientes preguntas y justifica tu respuesta. a) Un sistema conformado por alcohol y limaduras de hierro, es un sistema heterogéneo? b) Un sistema formado por un vaso de agua, al cual se le agregó una cucharada de cloruro de potasio (sal) y se lo revolvió enérgicamente, qué clase de sistema es? cómo harías para separar los componentes? c) Si tenemos 20 ml de aceite y 15 ml de agua. cuántas fases tenemos? Cómo llegarías a obtener sustancias puras? d) Un sistema formado por hielo y agua en estado líquido es homogéneo? 27. Cómo obtendrías sustancias puras a partir de los siguientes sistemas? a) 20 ml de aceite y 25 monedas del tamaño de 5 centavos. b) Pepitas de Oro y agua. c) Limaduras de Hierro y arena. d) Agua de mar (salada). 24

27 Programa de Ingreso - Química 28. Indica cuáles de los siguientes sistemas son soluciones y cuáles sustancias puras: a) agua salada. b) agua + alcohol. c) óxido de hierro. d) mercurio. e) bromo líquido. f) óxido de calcio. 29. De las siguientes sustancias, son sustancias puras simples: a) Azufre. b) Ozono. c) Agua. d) Alcohol. 30. Cómo podrías separar las siguientes mezclas? Explica cómo procederías con la ayuda de un diagrama de flujo. a) Sal de mesa y arena b) Limaduras de hierro y azufre en polvo c) Carbón vegetal y azúcar de mesa d) Aceite y agua e) Azúcar disuelta en agua f) Alcohol (PE: 78 C) y éter etílico (PE: 36 C) 31. Al efectuar una destilación simple de una solución, en el recipiente colector se deposita un líquido y en el balón de destilación un sólido cristalino. Podemos afirmar que el líquido obtenido es una sustancia pura? Podemos decir lo mismo con respecto del sólido? 32. Marca con una cruz la/s afirmaciones correctas: a) Una molécula es la parte más pequeña de un compuesto que puede existir en forma individual. b) En una molécula los átomos están asociados entre sí. c) Una molécula es una mezcla de átomos. d) Todas las sustancias tienen una composición definida. e) No todas las moléculas de agua son idénticas. f) Una molécula de agua está formada por dos átomos de hidrogeno y uno de oxigeno. g) La atomicidad del hidrogeno en el agua es de dos. 33. Organiza los siguientes términos en un mapa conceptual: Sistema homogéneo - Fase Materia - Sustancia compuesta Moléculas - Sistema material - Sustancia simple Átomo - Sistema heterogéneo Sustancia - Solución 33. Indica cuáles de los siguientes métodos emplearía para fragmentar en sus componentes los sistemas que se detallan a continuación: 25

28 Programa de Ingreso - Química Destilación Centrifugación Levigación Disolución Imantación Cristalización Decantación Sublimación Tamización Extracción Flotación Arena + agua + corcho Semillas de trigo + arcilla Sal + agua Arena + limaduras de hierro Agua + alcohol (etanol) Arena mas agua Yodo + arena Nafta +agua Canto rodado + arena Ejercicios de composición de sistemas materiales 1. Una aleación de cobre y cinc está compuesta por 60% de cobre y 40% de cinc. Cuántos kg de cobre y de cinc se necesitan para hacer 3,5 toneladas? 2. La bolsa de 25,0 kg de un alimento para cerdos está compuesta por la mezcla de 5,0 kg de harina de pescado, 6,7 kg de salvado de trigo y 13,3 kg de maíz. Calcule la composición porcentual de la mezcla. 3. Una salmuera preparada para ser usada en conserva de hortalizas se prepara disolviendo 43,0 kg de cloruro de sodio en 150 litros de agua. Calcule la composición de la salmuera en: a) g de soluto por 100 cm3 de agua. b) gramos de soluto por dm3 de agua. 4. La composición aproximada de un arroz tipo es la siguiente: Hidratos de carbono 80,0 % Proteínas 7,00 % Calcio 0,020 % Fósforo 0,15 % Hierro 0,030 % Fibra 12,8 % Cuando cocina 100 g de arroz, su masa total aumenta a 150 g. Cuál es la nueva composición porcentual del arroz incluida el agua? 5. Un sistema heterogéneo está formado por 50% de agua, 20% de aceite y 30% de corcho. Si se separa completamente el corcho, Cuál es la composición centesimal del sistema final? 6. Qué masa de iodo debe agregarse a un sistema formado por 15 g de sal y 45 g de arena para que su porcentaje sea del 60%? 7. Qué masa de sal debe agregarse a 50 g de agua para que su porcentaje sea del 30%? 8. Si se quieren preparar 30 g de una solución de alcohol + agua, en el que el porcentaje de alcohol sea del 10%, qué masa de alcohol y de agua deben tomarse? 26

29 Programa de Ingreso - Química 9. Si se tienen 90 g de glucosa en 1000 g de agua. cuál será el porcentaje de glucosa? Y si se evaporan 300 g de agua. Cuál será el nuevo porcentaje? 10. Un sistema heterogéneo está formado por 60 g de iodo y 30 g de arena. Al calentarlo, parte del iodo sublima quedando finalmente un sistema en el cual el porcentaje de iodo es del 20%. Qué masa de iodo se evaporó? 11. El porcentaje de sal en una solución es del 15%. Partiendo de una masa tal de solución que contiene 80 g de sal, calcule la masa que será necesario sacar para que su porcentaje se reduzca al 10%. 12. Un sistema heterogéneo está compuesto por 4% de cobre, 18% de hierro y el resto de plomo. Partiendo de 30 g del sistema se elimina parte del plomo hasta obtener un nuevo sistema con 30,6% de plomo. Qué masa de plomo se elimino? Actividad de Integración Se dispone de un sistema formado por canto rodado (3 unidades, masa unidad 1 = 1,3105 g, masa unidad 2 = 2,5210 g, masa unidad 3 = 4,3740 g), arena (7,0 g) y sal (3,0 g): a) Señale el tipo de sistema material. b) Indique el número de fases y cuáles son. c) Mencione la composición porcentual del sistema d) Qué método de separación y/o fraccionamiento utilizaría para, a partir de dicho sistema, obtener los componentes que lo integran por separado? Indique brevemente en qué orden aplicaría las técnicas elegidas y qué componente(s) del sistema logra individualizar con cada una de ellas. e) Para los 3 g de sal que integran el sistema anterior, señale cuál/es de las siguientes propiedades son intensivas: - Peso - Solubilidad en agua - Temperatura de congelación - Volumen 27

30 Programa de Ingreso - Química UNIDAD 2: ÁTOMOS Y MOLÉCULAS En la unidad anterior nos hemos ocupado de la materia, de los cuerpos presentes en el entorno que nos rodea. Vimos que, en general, los sistemas materiales son bastante complejos y que muchas veces para poder estudiarlos en profundidad suele ser necesario dividirlos, desagregarlos en partes cada vez más simples. Así, por ejemplo, un sistema material heterogéneo formado por agua, alcohol y arena podría ser subdividido por decantación en dos partes: arena, por un lado, y agua y alcohol, por otro. Vimos, también, que el nuevo sistema obtenido, agua y alcohol, podría ser subdividido en sus componentes por destilación: el alcohol, por tener menor punto de ebullición, destila y de este modo se separa del agua. Hemos logrado, entonces, obtener por separado los tres componentes del sistema: agua, alcohol y arena. Ahora, centremos nuestra atención en el agua obtenida. Al volumen obtenido de agua lo podríamos dividir en dos fracciones y, a su vez, a cada una de estas nuevas fracciones de agua las podríamos volver a dividir. Cuántas veces podremos llevar a cabo este procedimiento? Cuál es la menor porción concebible de agua? La menor porción concebible de agua es una molécula de agua. Una molécula de agua puede ser dividida en partes más pequeñas pero aquello que obtenemos ya no es agua. A partir de una molécula de agua podemos obtener dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno. Podrán los átomos ser divididos en porciones de materia más pequeñas? La respuesta es positiva y de esto nos ocuparemos en esta unidad. Así pues, en esta segunda unidad analizaremos el concepto de átomo y molécula. Veremos cómo están conformados los átomos, qué es lo que diferencia a los diferentes átomos entre sí para abocarnos, luego, al estudio del concepto de mol, masa atómica y masa molar. Esperamos que al finalizar el estudio de esta unidad puedas: Conocer la composición del átomo Identificar las partículas subatómicas nucleares (protones y electrones) y extranucleares (electrones) y conocer sus cargas eléctricas y la relación entre sus masas Aplicar los conceptos de número atómico y número másico. Reconocer isótopos Interpretar la información provista por las diferentes magnitudes atómico moleculares: masa atómica, masa molecular, mol, masa molar, constante de Avogadro Repasar notación científica Repasar conversión de unidades de masa 28

31 Programa de Ingreso - Química 1. Composición del átomo. Número atómico y número másico. En la antigüedad, los pensadores se preguntaban acerca de cómo estaba constituida la materia en su interior hasta que Demócrito, filósofo griego del siglo V A.C., denominó átomo (que significa indivisible) a la partícula más pequeña de la materia. Dalton retomó las ideas de los filósofos griegos y en el año 1806 desarrolló la Teoría Atómica. Esta teoría fue ampliada y corregida a raíz de nuevas evidencias aportadas por científicos de la época. Así se conformó la Teoría Atómico - Molecular, en la que aparece por primera vez el concepto de molécula. En esta teoría el átomo es considerado una diminuta esfera maciza e indivisible. Esto cambia a fines del siglo XIX y principios del siglo XX cuando, por una serie de experiencias, se revela que el átomo no es una unidad sino que está formado por tres partículas subatómicas fundamentales: el electrón, el protón y el neutrón. En el átomo se distinguen dos sectores bien diferenciados: El núcleo, que posee un volumen muy pequeño y concentra prácticamente toda la masa del átomo. Contiene protones y neutrones. La zona extranuclear, que tiene gran volumen aunque la cantidad de masa es despreciable. Contiene electrones. En el siguiente esquema sintetizamos estas ideas: 29

32 Programa de Ingreso - Química A pesar de que el átomo en su conjunto es eléctricamente neutro, los electrones y los protones tienen cargas eléctricas. A continuación, veamos las características del electrón, del protón y del neutrón: El electrón Es una partícula subatómica que tiene carga negativa. Su descubrimiento deriva de los experimentos realizados con electricidad. En 1897, Joseph J. Thomson determinó la relación carga/masa (e/m) del electrón estudiando la desviación de los rayos catódicos por los campos eléctrico y magnético. e/m = x 108 coulomb/gramo En 1909 Robert A. Millikan determinó la carga del electrón: q e = x Coulomb Este valor corresponde a la menor carga conocida. A partir de estos datos se pudo calcular la masa de un electrón: m e = x g El protón Es una partícula subatómica con carga positiva, que tiene la misma cantidad de carga que los electrones, de manera que un átomo sea eléctricamente neutro. Su masa es: m p = x g Si comparamos la masa de protones y electrones, observamos que la masa del protón es 1840 veces mayor que la del electrón. El neutrón Es una partícula que no posee carga, por eso se lo denomina neutrón. En 1932 Chadwik determinó, mediante el estudio de reacciones nucleares, la masa de esta partícula: m n = x g Es decir que posee una masa aproximadamente igual a la del protón. 30

33 Programa de Ingreso - Química En la siguiente tabla subatómicas s. podremos observar los valores de masa y carga de las partículas Partícula Electrón Protón Neutrón Masa (g) x x x Cargaa (Coulomb) Carga (u.e.c) x x Qué es el número atómico (Z)? Indica el número de protones que tiene el átomo de un elemento en el núcleo, el cual es igual a la cantidadd de electrones, ya que la materia es eléctricamente neutra. La cantidad de protones varía según el elemento. Por ejemplo, el Magnesio (Mg) tiene Z = 12 Qué es el número másico (A)? Es la suma del número de protones y neutrones contenidos en el núcleo. Con excepción de la forma más común del hidrógeno, todos los núcleos atómicos tienenn protones y neutrones. A = Z + N Por ejemplo, el Sodio (Na) tiene Z = 11 y A = 23; por lo tanto contiene 11 protones, 11 electrones y 12 neutrones. Se suele escribir A y Z como superíndice y subíndice respectivamente, del símbolo que representa el elemento. Por ejemplo para el Sodio: Es momento de algunas actividades!! 31

34 Programa de Ingreso - Química 1. Teniendo en cuenta lo desarrollado hasta el momento, completa el siguiente cuadro: elemento A Z N protones N electrones N neutrones 2- Ahora completa los datos faltantes: elemento Z N A N electrones 2 4 Fósforo 31 Rubidio Qué son los isótopos, los isóbaros y los nucleidos? Los isótopos son átomos de un mismo elemento que presentan el mismo número atómico pero distinto número másico. Esto quiere decir que se diferencian en el número de neutrones. Tienen propiedades químicas idénticas, es decir que el número de neutrones no afecta el comportamiento químico, pero presentan propiedades físicas diferentes. En general, los isótopos no tienen nombres especiales, se los denomina nombrando al elemento y a su número de masa correspondiente. Por ejemplo: 12 C y 14 C. Solamente en el caso del hidrógeno los isótopos reciben distintos nombres: 32

35 Programa de Ingreso - Química Los isóbaros son átomos de distintos elementos que tienen igual número másico pero distinto numero atómico, por lo tanto, tienen propiedades diferentes. Por ejemplo: Un nucleido es todo átomo caracterizado por valores determinados del número atómico (Z) y número de masa (A). Por ejemplo el nucleido 23 Na es un átomo de Na que tiene número atómico 11 y número de masa 23. Tiempo de fijar conceptos 1- Determina cuáles de los siguientes elementos son isótopos y cuáles son isóbaros: 2- Calcule la masa en gramos de un átomo de cada uno de los siguientes isótopos: 33

36 Programa de Ingreso - Química 2. Magnitudes atómico-moleculares En el punto anterior vimos que los átomos están constituidos por protones, electrones y neutrones, partículas cuyas masas son muy pero muy pequeñas (del orden de g). Esto hace que sea engorroso trabajar con ellas. Por eso los químicos prefieren trabajar con masas atómicas relativas (A r ), que indican el peso de los átomos de un elemento comparado con los átomos de un elemento tomado arbitrariamente como patrón de referencia. En un principio se consideró al hidrógeno como patrón, por ser el elemento más liviano, y se le adjudicó arbitrariamente el peso unidad. A la masa correspondiente se la denominó unidad de masa atómica (u.m.a.). Debido al difícil manejo del hidrógeno y, sobre todo, a que con él se obtenían pesos moleculares no enteros para muchos elementos, se adoptó como nuevo patrón al oxígeno, ya que éste se combina con una gran cantidad de elementos. Al átomo de oxígeno se le asignó, también arbitrariamente, una masa atómica de 16 u.m.a. A partir del año 1961, la International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC) acordó la utilización de un nuevo patrón: el isótopo del carbono, de número másico 12 (que se representa como C 12 o como C-12), al que se le otorgó la masa atómica exacta de 12 u.m.a. Estudios posteriores comprobaron que esta unidad difiere muy poco de la masa real de un átomo de hidrógeno. 1 u (u.m.a.) = masa del átomo de 12 C 12 De esta manera, por ejemplo, que el calcio tenga un peso atómico de 40, significa que sus átomos son cuarenta veces más pesados que 1/12 del átomo de C 12. Las masas que se encuentran en todas las tablas periódicas representan la masa atómica de cada elemento expresada en uma. No es la masa de un átomo en particular, sino que es un promedio de la masa de los distintos isótopos que se encuentran en la naturaleza, que tienen una abundancia determinada. El promedio que se realiza para determinar la masa atómica de un elemento es un promedio pesado o ponderado (dando mayor importancia cuanto mayor es la abundancia de ese isótopo). Por ejemplo, si consideramos que el carbono natural es una mezcla de tres isótopos (98,892% de 12 C, 1,108% de 13 C y una cantidad despreciable de 14 C), podremos calcular la masa atómica relativa del átomo de carbono en la naturaleza: (98,892) x (12 u.m.a.) + (1,108) x (13,00335 u.m.a.) = 12,011 u.m.a. 100 Una vez conocidas las masas atómicas relativas de cada uno de los elementos que forman un determinado compuesto podremos definir su masa molecular relativa, que es un número que indica cuántas veces mayor resulta la masa de una molécula (o la fórmula empírica de una sustancia 34