Estequiometria.

Esto se refiere al cálculo de cantidades de sustancias que participan en reacciones químicas. Cuando se conoce la cantidad de una sustancia que toma parte de una reacción química, y la ecuación química está bien balanceada, se puede conocer las cantidades de otros reactivos o productos.

Se pueden establecer las relaciones molares que existen entre los elementos presentes en una reacción, por ejemplo:

N2 + 3 H 2 ___ 2 NH2

Existe un mol de N2 por cada 3 moles de H2, o también se expresa:

o

También existe un mol de N2 por cada 2 moles de NH2

o

De manera similar, existen 3 moles de H2 por cada 2 moles de NH2

o

Cálculos Estequiométricos de Mol a Mol

Mediante la estequiometría podemos saber, cuando se conoce la ecuación química y también el número de moles de uno o de cualquiera de los reactivos o productos, el número proporcional de moles necesarios para dicha reacción.

Para ello se siguen éstos pasos

• Obtener la ecuación química balanceada

• Anotar la cantidad conocida de una sustancia química (expresada en éste caso en moles) Puede ser cualquier reactivo o producto de la reacción. (Ésta será la sustancia de partida)

• Anotar la relación molar apropiada con base de la ecuación química como sigue:

Moles de la sustancia deseada

Moles de la sustancia de partida

• Multiplicar el número conocido de moles de la sustancia química de partida (paso 2) por la relación molar apropiada (paso 3) para obtener los moles de la sustancia deseada.

Ejemplo:

Obtener el número de moles de Oxígeno gaseoso necesario para quemar 1.20 moles de alcohol etílico C2H5OH, cuya ecuación química es:

C2H5OH + 3O2 ___ 2CO2 + 3H2O

• 1.2 moles C2H5OH

• 1.2 mol C2H5OH * = 3.6 mol de O2

Cálculos Estequiométricos con Moles y Masas

En ocasiones las cantidades de sustancias químicas en una reacción se expresan en gramos o kilogramos. Para realizar cálculos estequiométricos se requiere primero que la sustancia se convierta de gramos a moles. Para ello:

• Obtener la ecuación química balanceada

• Anotar la cantidad conocida de una sustancia química en “gramos de A”

• Convertir los “gramos de A” a “moles de A”

• Convertir los “moles de A” a “moles de B” usando la relación molar apropiada, como se vio en el cálculo de mol a mol.

• Convertir los “moles de B” en “gramos de B”

Ejemplo:

Obtener cuántos gramos de Oxígeno gaseoso se requieren para quemar 10 g de alcohol etílico C2H5OH, cuya ecuación química es:

C2H5OH + 3O2 ___ 2CO2 + 3H2O

• Obtener la ecuación balanceada

• 10g de C2H5OH

• 10g de C2H5OH *

• 10g de C2H5OH * *

• 10g de C2H5OH * * *

• R = 20.9 g de O2

Reacciones Químicas.

Una reacción química, cambio químico o fenómeno químico, es todo proceso termodinámico en el cual una o más sustancias (llamadas reactantes), por efecto de un factor energético, se transforman, cambiando su estructura molecular y sus enlaces, en otras sustancias llamadas productos. Esas sustancias pueden ser elementos o compuestos. Un ejemplo de reacción química es la formación de óxido de hierro producida al reaccionar el oxígeno del aire con el hierro de forma natural, o una cinta de magnesio al colocarla en una llama se convierte en óxido de magnesio, como un ejemplo de reacción inducida.

A la representación simbólica de las reacciones se les llama ecuaciones químicas.

Para escribir una reacción, se ponen de un lado los compuestos que van a reaccionar, seguidos de una flecha, y por último el resultado. Existen diferentes tipos:

Síntesis: A + B ___ AB

K Cl + O3 ___! K Cl O3

Cloruro de Potasio + Ozono Clorato de Potasio

Descomposición: AB ___ A + B

K Cl O3 ___! K Cl + O3

Clorato de Potasio Cloruro de Potasio + Ozono

Sustitución Simple: AB + C ___ AC + B

2Al + 3H2 SO4 ___! Al2 (SO4)3 + 3H2

Aluminio + Ácido Sulfúrico Sulfato de Aluminio + Dihidrógeno

Sustitución Doble: AB + CD ___ AD + BC

Fe2 (SO4)3 + 6NaOH ___! 2Fe(OH)3 + 3Na2SO4

Sulfato Férrico + Hidróxido de Sodio Hidróxido Férrico + Sulfato de Sodio

Balanceo de Ecuaciones

El balanceo de ecuaciones pretende que en una ecuación química exista el mismo número de átomos tanto reactivos como productos. Para ello se agregan coeficientes que indican el número de moles que se están usando de determinada sustancia. Los subíndices en una fórmula química indican el número de elementos presentes de un compuesto.

Por tanteo:

Se trata de buscar que tanto la parte que reacciona como la resultante tengan el mismo número de átomos. Para ello agregamos coeficientes a las fórmulas (nunca se agregan subíndices)

N2 + O2 ___ NO2

Primero se escriben todos los Elementos que se tengan y se cuentan cuántos átomos están presentes de cada lado de la flecha:

2 - N - 1

2 - O - 2

Se puede ver que al lado derecho le falta un N para estar igual que al izquierdo, entonces se pone un 2 en el lado derecho para tener dos N de ese lado:

N2 + O2 ___ 2NO2

Se vuelven a contar los átomos presentes:

2 - N - 2

2 - O - 4

Ahora se tienen más O del lado derecho que del izquierdo, por lo que se trata de igualar el lado izquierdo agregando dos O:

N2 + 2O2 ___ 2NO2

Se vuelven a contar los átomos:

2 - N - 2

4 - O - 4

Como ya existen igual número de átomos en ambos lados de la flecha, se dice que la reacción está balanceada.

Ejemplo 2:

Fe2(SO4)3 + NaOH ___ Fe(OH)3 + Na2SO4

2 - Fe - 1

3 - S - 1

12 - O - 7

1 - Na - 2

1 - H - 3

Fe2(SO4)3 + NaOH ___ 2Fe(OH)3 + Na2SO4

2 - Fe - 2

3 - S - 1

12 - O - 10

1 - Na - 2

1 - H - 6

Fe2(SO4)3 + NaOH ___ 2Fe(OH)3 + 3Na2SO4

2 - Fe - 2

3 - S - 3

12 - O - 18

1 - Na - 6

1 - H - 6

Fe2(SO4)3 + 6NaOH ___ 2Fe(OH)3 + 3Na2SO4

2 - Fe - 2

3 - S - 3

18 - O - 18

6 - Na - 6

6 - H - 6

Balanceo Por Redox:

• Todos los elementos solos tienen por número de Oxidación 0

• Siempre hay uno que se oxida y otro que se reduce

• Por lo general el Hidrógeno trabaja con valencia +1 y el Oxígeno con valencia -2

• Se identifica el número de valencia de todos los átomos presentes

• El número de valencia será igual al de oxidación

• Se compara el número de oxidación de los átomos de un mismo elemento del lado izquierdo de la flecha con los del lado derecho

• Si el número de oxidación aumentó de izquierda a derecha, se dice que se Oxida, es decir, que pierde electrones.

• Si el número de oxidación disminuyó de izquierda a derecha, se dice que se Reduce, es decir, que gana electrones.

• Se busca que el número de electrones ganados sea igual al número de electrones perdidos, por lo que se multiplica por diferentes coeficientes como sigue:

N de Oxidación 1 3 -2 0 2 1 0

AgNO3 + Cu ___ Cu(NO3)2 + Ag

1 - Ag - 0 (Se Redujo)

0 - Cu - 2 (Se Oxidó)

Cu0 +2e ___ Cu+2

Ag1 - 1e ___ Ag0

Aquí es donde se multiplica por algún número, para que el número de electrones ganados y perdidos sea igual:

Cu0 +2e ___ Cu+2

2[Ag1 - 1e ___ Ag0] =

Cu0 +2e ___ Cu+2

2Ag2 - 2e ___ 2Ag0

Aquí ya quedaron iguales el número de electrones ganados y el número de electrones perdidos.

• Se rescribe la ecuación, poniendo los coeficientes obtenidos en su lugar correspondiente

2AgNO3 + Cu ___ Cu(NO3)2 + 2Ag

Nomenclatura.

Es un conjunto de reglas o fórmulas que se utilizan para nombrar todos los elementos y los compuestos químicos. Actualmente la IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada, en inglés International Union of Pure and Applied Chemistry) es la máxima autoridad en materia de nomenclatura química, la cual se encarga de establecer las reglas correspondientes.

Formación de Compuestos:

• Se escriben los símbolos de los elementos a combinarse

• Se intercambian las valencias (si es 1 no se escribe)

• Se simplifica si es posible

(2) Be Cl (-1)

Be-1 Cl2

BeCl2

Óxidos

Metal + Oxígeno __________ Óxido Metálico

Se forman cuando se combinan un metal con el ión óxido. Se les nombra indicando primero la palabra óxido, y luego el nombre del metal correspondiente.

Ej:

Sodio + Oxígeno __________ Óxido de Sodio (Na2O)

Magnesio + Oxígeno __________ Óxido de Magnesio (MgO)

Si un elemento tiene dos valencias, con la menor se le agrega la terminación oso al compuesto, y con la mayor se le agrega la terminación ico. Por ejemplo, el hierro tiene dos valencias, +2 y +3. Al combinarse con el oxígeno se tiene:

FeO ___ (Valencia Menor) Óxido Ferroso

Fe2O3 ___ (Valencia Mayor) Óxido Férrico

Anhídridos

No Metal + Oxígeno _____________ Anhídrido

Se forman cuando se combinan un no metal mas oxígeno. También se les conoce como óxidos ácidos u oxiácidos. Se nombran poniendo primero óxido, con el prefijo que indique el número de átomos de oxígeno presentes y el nombre del elemento que los acompaña.

CO ___ Monóxido de Carbono

N2O5 ___ Pentaóxido de Dinitrógeno

Hidróxidos:

Se forman cuando un óxido reacciona con el agua. Contienen el grupo oxhidrilo o hidroxilo, que tiene valencia de -1.

NaOH ___ Hidróxido de Sodio

Ba (OH)2 ___ Hidróxido de Bario

Oxiácidos

Se forman de la reacción de un anhídrido con el agua. Su fórmula se escribe poniendo el Hidrógeno, luego el no metal, y por útlimo el oxígeno.

HNO2 ___Ácido Nitroso

HNO3 ___ Ácido Nítrico

Hidruros

Son compuestos que resultan de la unión de un compuesto químico con el hidrógeno.

Metálicos: Unión de un metal y el hidrógeno. Primero se pone el metal y luego el hidrógeno, seguido por un subíndice que indique el número de oxidación de el meta:

MgH2 ___ Hidruro de Magnesio

CuH ___ Hidruro Cuproso

CuH2 ___ Hidruro Cúprico

No Metálicos: Se sigue el mismo proceso que en los metálicos, solo que usando elementos no metálicos. También se pueden nombrar poniendo primero la palabra “ácido”, seguido por el nombre del elemento y terminando con “hídrico”

CH4 ___ Hidruro de Carbono o Ácido Carbonhídrico.

SH4 ___ Hidruro de Azufre o Ácido Sulfhídrico

Sales

Se forman de la reacción de un ácido y un hidróxido.

Sales Binarias: Están formadas entre un metal y un no metal. La fórmula se escribe poniendo primero el metal y después el no metal. Se nombra poniendo primero el no metal con la terminación “uro” y después el nombre del metal.

CaBr ___ Bromuro de Calcio

FeCl2 ___ Cloruro Ferroso

FeCl3 ___ Cloruro Férrico

NaCl ___ Cloruro de Sodio

BaF2 ___ Fluoruro de Bario

Halógenos Combinados con Cualquier elemento:

                                                             X = Na y Y = Cl

YX               Xuro de Y                          Cloruro de Sodio

YXO          Hipo X ito de Y                  Hipoclorito de Sodio

YXO2           X ito de Y                          Clorito de Sodio

YXO3           X ato de Y                         Clorato de Sodio

YXO4       Per X ato de Y                     Perclorato de Sodio

Halógenos Combinados con Hidrógeno:

                                                                               X = Cl

HX (-1)        Ácido X hídrico               Ácido Clorhídrico

HX (+1)      Ácido hipo X oso              Ácido Hipocloroso

HX (+3)          Ácido X oso                   Ácido Cloroso

HX (+5)          Ácido X ico                   Ácido Clórico

HX (+7)       Ácido per X ico               Ácido Perclórico

Halógenos Combinados con Hidrógeno y Oxígeno:

                                                                            X = Cl

HXO           Ácido Hipo X oso             Ácido Hipocloroso

HXO2             Ácido X oso                   Ácido Cloroso

HXO3             Ácido X ico                   Ácido Clórico

HXO4          Ácido Per X ico              Ácido Perclórico

Iones Comunes

Éstos se nombran poniendo primero el nombre del ión y luego del elemento que lo acompaña, como en CaCO3, se nombra Carbonato de Calcio

Peróxido O2 (-2)

Hidróxido OH (-1)

Carbonato Ácido HCO3 (-1)

Cianuro CN (-1)

Acetato CH3COO (-1)

Nitrato NO3 (-1)

Nitrito NO2 (-1)

Óxido O (-2)

Carbonato CO3 (-2)

Oxalato C2O4 (-2)

Cromato CrO4 (-2)

Dicromato Cr2O7 (-2)

Sulfato SO4 (-2)

Sulfito SO3 (-2)

Fosfato PO4 (-3)


Fosfito PO3 (-3)

Enlaces.

Los átomos se entrelazan entre si para formar compuestos.

Enlace Iónico: Es cuando hay transferencia completa de un átomo a otro. El átomo que pierde electrones se convierte en un ión positivo o catión, y el que gana se convierte en ión negativo o catión. Es más común encontrar enlaces covalentes entre los elementos de los primeros tres grupos. Cuando un átomo pierde electrones se dice que se oxida, y cuando gana se dice que se reduce.

Enlace Covalente: Es cuando los átomos que se combinan comparten electrones. Se forma con facilidad entre átomos semejantes. El hidrógeno siempre forma enlaces covalentes. Hay diversos tipos de enlaces covalentes:

Polar: Entre dos elementos distintos Si**C

No Polar: Entre elementos iguales C**C

Coordinado: El enlace se forma con dos electrones del mismo átomo

Sencillo: Comparten un par de electrones

Doble: Comparten dos pares de electrones

Triple: Comparten tres pares de electrones

Electronegatividad: Es una medida de la tendencia que muestra un átomo de in enlace covalente de atraer hacia sí los electrones compartidos.

Estructura de Lewis: Es una representación de una molécula, en donde solo se indican los electrones de valencia de los átomos. Se utiliza un guión para representar un enlace covalente, y puntos para los electrones no compartidos.

Configuración Electrónica.

La configuración electrónica es la manera en la cual los electrones se estructuran o se modifican en un átomo, molécula o en otra estructura físico-química, de acuerdo con el modelo de capas electrónico, en el cual las funciones de ondas del sistema se expresa como un producto de orbitales antisimetrizadas. Cualquier conjunto de electrones en un mismo estado cuántico deben cumplir el principio de exclusión de Pauli. Por ser fermiones (partículas de espín semientero) el principio de exclusión de Pauli nos dice que esto es función de onda total (conjunto de electrones) debe ser antisimétrica. Por lo tanto, en el momento en que un estado cuántico es ocupado por un electrón, el siguiente electrón debe ocupar un estado cuántico diferente.
De acuerdo con este modelo, los electrones pueden pasar de un nivel de energía orbital a otro ya sea emitiendo o absorbiendo un cuanto de energía, en forma de fotón. Debido al principio de exclusión de Pauli, no más, de dos electrones pueden ocupar el mismo orbital y, por tanto, la transición se produce a un orbital en el cual hay una vacante.

Cromo 24

!! !! !! !! !! !! !! !! !! !! ! !

1s 2s 2px 2py 2pz 3s 3px 3py 3pz 4s 3dxy 3dxz

! ! !

3dyz 3dx2-y2 3dz2

Hierro 87

!! !! !! !! !! !! !! !! !! !! !! !!

1s 2s 2px 2py 2pz 3s 3px 3py 3pz 4s 3d 3d

!! !! !! !! !! !! !! !! !! !! !! !!

3d 3d 3d 4px 4py 4pz 5s 4d 4d 4d 4d 4d

!! !! !! !! !! !! !! !! !! !! !! !!

5px 5py 5pz 6s 4f 4f 4f 4f 4f 4f 4f 5d

!! !! !! !! !! !! !! !

5d 5d 5d 5d 6px 6py 6pz 7s

También se puede escribir la configuración de una manera más sintetizada, omitiendo el tipo de spin:

Cesio 55


1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s2 4d10 5p6 | 6s1

Principio de Pauli.

<< Ningún electrón de un mismo átomo tiene sus cuatro números cuánticos iguales.>>

Llenado de Orbitales:

Para los primeros 18 elementos, los electrones van ocupando los orbitales empezando por el más bajo nivel de energía, y van llenando su capacidad antes de empezar el siguiente.

Regla de Hund: Para cualquier conjunto de orbitales, se llena primero con electrones que tienen su número spin positivo, y luego los que tienen spin negativo.


El llenado de los orbitales se sigue como representa el siguiente diagrama, que se conoce como “Diagrama de AUFBAU”:

Números Cuánticos.

Número Cuántico Principal

Los electrones de los átomos se encuentran en niveles de energía o capas, las cuales aumentan de energía a medida que aumenta la distancia de éstos al núcleo del átomo. Por ello, entre más cercano esté el electrón al centro del átomo, más pequeña es su energía. Éstos números cuánticos se designan con números enteros o con letras. El número máximo de electrones que puede alojar un nivel está dado por la función 2n2:

Nivel de energía            Máximo de electrones

      1(K)                          2 (1)2 = 2

     2 (L)                          2 (2)2 = 8

       3 (M)                         2 (3)2 = 18

           4 (N)                         2 (4)2 = 32...

El número cuántico principal determina la energía de un orbital.

Los electrones que llenan el último nivel de energía de un átomo se conocen como electrones de valencia. El máximo número de electrones que pueden ser admitidos en el último nivel es de ocho electrones, a excepción de los átomos de Hidrógeno y Helio, cuyo máximo número de electrones de valencia es 2.

Los electrones de valencia son importantes porque éstos son los que participan en las reacciones químicas.

Número Atómico Asimutal


Los niveles de energía se dividen a su vez en subniveles, que se designan por las letras s, p, d y f. Después del subnivel f siguen en orden alfabético. Éste número cuántico determina la forma del lugar en el que probablemente se encuentra el electrón. Cada subnivel puede alojar cierto número de electrones:

Subnivel    Máximo de electrones

S                        2

P                        6

 D                       10

  F                       14 

Número Cuántico Magnético:

Los subniveles de energía a su vez están divididos en orbitales, que representa una nube electrónica con forma determinada. . El número cuántico magnético representa la orientación del orbital. El subnivel s tiene 1 orbital, el p tiene 3, el d tiene 5 y el f tiene 7. Cada subnivel puede aceptar dos electrones como máximo. Representa el lugar en donde nos sería posible encontrar un electrón. Las formas de algunos de los orbitales son las siguientes:

Orbitales S

 

Orbitales P

Px : Py : Pz

Los Orbitales d y f tienen formas más complejas que sería difícil representar en papel, pero existen modelos tridimensionales que permiten su fácil interpretación.

Número Cuántico Spin:

Éste número se representa con una flecha, ya sea señalando hacia arriba o hacia abajo. Nos indica el sentido hacia donde se gira el electrón dentro del orbital.

Así, los números cuánticos nos representa el lugar en el que encontraremos un electrón, y si por ejemplo tenemos 4px !, quiere decir que el electrón está en el nivel de energía 4, se encuentra en el orbital p girando sobre el eje de las x con un giro hacia arriba o positivo.

Ley de las proporciones constantes y múltiples.

Ley de las proporciones constantes.

La ley de las proporciones constantes o ley de las proporciones definidas es una de las leyes estequiométricas, según la cual «Cuando se combinan dos o más elementos para dar un determinado compuesto, siempre lo hacen en una relación de masas constantes». Fue enunciada por Louis Proust, basándose en experimentos que llevó a cabo a principios del siglo XIX por lo que también se conoce como Ley de Proust.
Para los compuestos que la siguen, por tanto, proporción de masas entre los elementos que los forman es constante. En términos más modernos de la fórmula molecular, esta ley implica que siempre se van a poder asignar subíndices fijos a cada compuesto. Hay que notar que existe una clase de compuestos, denominados compuestos no estequiométricos (también llamados bertólidos), que no siguen esta ley. Para estos compuestos, la razón entre los elementos pueden variar continuamente entre ciertos límites. Naturalmente, otras sustancias como las aleaciones o los coloides, que no son propiamente compuestos sino mezclas, tampoco siguen esta ley.

Ley de las proporciones múltiples.

La ley de Dalton o ley de las proporciones múltiples formulada en 1808 por el físico, químico y matemático británico John Dalton, es una de las leyes estequiométricas más básicas. Fue demostrada por el químico y físico francés Louis Joseph Gay-Lussac.
«Cuando dos o más elementos se combinan para dar más de un compuesto, la masa de uno de ellos, se une a una masa fija del otro, tienen como relación números enteros y sencillos».

Esta ley afirma que cuando dos elementos se combinan para originar distintos compuestos, dada una cantidad fija de uno de ellos, las diferentes cantidades del otro que se combinan con dicha cantidad fija para dar como producto los compuestos, están en relación de números enteros sencillos. Esta fue la última de las leyes ponderales en postularse. Dalton trabajó en un fenómeno del que Proust no se había percatado, y es el hecho de que existen algunos elementos que pueden relacionarse entre sí en distintas proporciones para formar distintos compuestos. Así, por ejemplo, hay dos óxidos de cobre, el CuO y el Cu2O, que tienen un 79,89% y un 88,82% de cobre, respectivamente, y que equivalen a 3,973 gramos de cobre por gramo de oxígeno en el primer caso y 7,945 gramos de cobre por gramo de oxígeno en el segundo. La relación entre ambas cantidades es de 1:2 como se expresa actualmente con las fórmulas de los compuestos derivados de la teoría atómica.

Modelos Atómicos.

Modelo atómico de Dalton.

El modelo atómico de Dalton surgido en el contexto de la química, fue el primer modelo atómico con bases científicas, formulado en 1808 por John Dalton. El siguiente modelo fue el modelo atómico de Thomson.
El modelo permitió aclarar por primera vez por qué las sustancias químicas reaccionaban en proporciones estequiométrícas fijas (Ley de las proporciones constantes), y por qué cuando dos sustancias reaccionan para formar dos o más compuestos diferentes, entonces las proporciones de estas relaciones son números enteros (Ley de las proporciones múltiples). Por ejemplo 12 g de carbono (C), pueden reaccionar con 16 g de oxígeno (O2) para formar monóxido de carbono (CO) o pueden reaccionar con 32 g de oxígeno para formar dióxido de carbono (CO2). Además el modelo aclaraba que aun existiendo una gran variedad de sustancias diferentes, estas podían ser explicadas en términos de una cantidad más bien pequeña de constituyentes elementales o elementos. En esencia, el modelo explicaba la mayor parte de la química de fines del siglo XVIII y principios del siglo XIX, reduciendo una serie de hechos complejos a una teoría combinatoria realmente simple.

Postulados de Dalton.

Dalton explicó su teoría formulando una serie de enunciados simples:

• La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son indivisibles y no se pueden destruir.
• Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen la misma masa y propiedades. Los átomos de diferentes elementos tienen masas diferentes. Comparando las masas de los elementos con los del hidrógeno tomado como la unidad propuso el concepto de peso atómico relativo.
• Los átomos permanecen sin división, aún cuando se combinen en las reacciones químicas.
• Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones simples.
• Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto.
• Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos distintos.

Modelo atómico de Thomson.

El modelo atómico de Thomson es una teoría sobre la estructura atómica propuesta en 1904 por Joseph John Thomson, quien descubrió el electrón en 1898, mucho antes del descubrimiento del protón y del neutrón. En dicho modelo, el átomo está compuesto por electrones de carga negativa en un átomo positivo, como un budín de pasas (o un panque). Se pensaba que los electrones se distribuían uniformemente alrededor del átomo. En otras ocasiones, en lugar de una nube de carga negativa se postulaba con una nube de carga positiva.

Conceptos Básicos.

Compuesto: Sustancias puras formadas por uno o más elementos combinados en proporciones fijas

Difusión: Es la propiedad de los gases de mezclarse fácilmente entre ellos

Elemento: Sustancias fundamentales con las que se constituyen todas las cosas materiales. Están formados por átomos

Masa: Cantidad de materia que contiene un cuerpo

Materia: Es de lo que están hechas todas las cosas en el Universo

Mezcla: Composición de dos o más sustancias en composición variable

Mezcla Heterogénea: No presenta propiedades uniformes, se pueden distinguir sus componentes a simple vista

Mezcla Homogénea: Composición uniforme por la combinación de sustancias

Miscibilidad: Propiedad de los líquidos mezclarse homogéneamente

Peso: Es la atracción gravitacional de un cuerpo a otro

Solución: Es una mezcla uniforme, tiene una composición y apariencia uniforme

Sustancia Pura: Sustancia química individual que se compone íntegramente de una sola clase de materia

Viscosidad: Resistencia de los líquidos de fluir fácilmente.

Ramas de la Química.

• Q. Orgánica: Estudio de sustancias que contienen Carbono

• Q. Inorgánica: Estudia las sustancias que no contienen Carbono

• Q. Analítica: Estudia la composición de la materia

• Fisico-Química: Estudia la estructura de las sustancias y la rapidez de sus cambios

• Bioquímica: Estudia las reacciones químicas de los seres vivos

Método Científico.

El método científico es un método de investigación usado principalmente en la producción de conocimiento en las ciencias. Para ser llamado científico, un método de investigación debe basarse en la empírica y en la medición, sujeto a los principios específicos de las pruebas de razonamiento. El Oxford English Dictionary, dice que el método científico es: "un método o procedimiento que ha caracterizado a la ciencia natural desde el siglo 17, que consiste en la observación sistemática, medición y experimentación, y la formulación, análisis y modificación de las hipótesis."

Pasos del Método Científico.

• Identificar y enunciar el problema

• Reunir datos concernientes al problema

• Realizar experimentos

• Analizar los datos y proponer soluciones posibles (hipótesis)

• Realizar el plan o efectuar experimentos

• Evaluar resultados (Formular hipótesis, teorías o leyes)
•