Fundamentos de Química

Fundamentos de QUÍMICA

Morris Hein • Susan Arena • Cary Willard

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Fundamentos de QUÍMICA

Fundamentos de QUÍMICA

Morris Hein • Susan Arena • Cary Willard

Traducción

Rosa Díaz Sandoval

Doctora en Ciencias y traductora profesional

Revisión técnica

Jorge Juárez Gómez

Universidad Autónoma Metropolitana

Anel Viviana Cruz Castillo

UNITEC Campus Querétaro

Claudia Irene Calvario Rivera

Universidad Iberoamericana Puebla

Dora Ivonne Martínez Valdez

Universidad Autónoma de Nuevo León

Edienne Serrano Quezadas

UNITEC Campus Toluca

Esperanza González Quezada

Centro Universitario de Ciencias Exactas e Ingenierías

Héctor Pulido González

Universidad de Guadalajara

Imelda Luz Lembrino Pérez

Benemérita Universidad Autónoma de Puebla

Luz del Carmen Martín del Campo Canales Colegio Miraflores

María Isabel Leyva González

Universidad Autónoma de Nuevo León

Mariza Cantú Garza

Universidad Anáhuac México Norte

Martha Patricia Falcón León

Universidad Politécnica de Pachuca

Maura Inés Saavedra González

UNITEC Campus Querétaro

Maximino Santiago Hernández

UNITEC Campus Atizapán

Roberto Carlos Vázquez Fletes

Centro Universitario de Ciencias Exactas e Ingenierías

Rosa Buces Escalante

Colegio Miraflores

Susana Ulloa Arellano

Universidad La Salle México

Fundamentos de química

Primera edición

Morris Hein, Susan Arena, Cary Willard

Directora Higher Education

Latinoamérica:

Lucía Romo Alanís

Gerente editorial Latinoamérica:

Jesús Mares Chacón

Editora:

Cinthia Chávez Ceballos

Coordinador de manufactura: Rafael Pérez González

Diseño de portada: Karla Paola Benítez García

Imagen de portada: © Ondrej Prosicky / Shutterstock.com

Composición tipogr ca: Karen Stephanie Medina Ramírez

© D.R. 2023 por Cengage Learning Editores, S.A. de C.V., una Compañía de Cengage Learning, Inc

A . Andrés Molina Enrí ue 3 , rimer piso, cina A , Colonia Ampliación Sinatel, Delegación Iztapalapa, Ciudad de México, C.P. 09479. Cengage Learning® es una marca registrada usada bajo permiso.

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Traducido del libro: Foundations of college chemistry, 16th Edition de Morris Hein, Susan Arena y Cary Willard. Publicado en inglés por John Wiley & Sons, Inc. © 2022

ISBN 978-1-119-76815-9

Datos para catalogación bibliográ ca: Hein, Morris, Susan Arena y Cary Willard Fundamentos de química. Primera edición.

ISBN: 978-607-570-161-5

Visite nuestro sitio web en: latam.cengage.com

Acerca de los autores

MORRIS HEIN obtuvo su doctorado en la University of Colorado, Boulder. Fue profesor emérito de química en el Mt. San Antonio College, donde impartía regularmente el curso preparatorio de química y química orgánica. Fue el autor original de Fundamentos de química, y su nombre se ha convertido en sinónimo de claridad, precisión meticulosa y un enfoque paso a paso que los estudiantes pueden seguir. Morris falleció a nes de y traba ó activamente en nuestros te tos hasta el nal. charemos de menos su visión aguda y su atención al detalle.

SUSAN ARENA obtuvo una licenciatura y una maestría en química en la California State University-Fullerton. Ha enseñado ciencias y matemáticas en todos los niveles, incluyendo secundaria, preparatoria, colegio comunitario y universidad. n la University of llinois desarrolló un programa para aumentar la retención de minorías y mu eres en ciencias e ingeniería. ste programa se centró en el uso del aprendi a e activo y la enseñan a por pares para alentar a los estudiantes a sobresalir en ciencias. Ha coordinado y dirigido talleres y programas para profesores de ciencias desde la primaria hasta la universidad que fomentan y apoyan el aprendi a e activo y las técnicas creativas de enseñan a de las ciencias. urante varios años fue directora de un centro educativo del nstitute for Chemical ducation C en el sur de California. Además de Fundamentos de química, es coautora de Introduction to General, Organic and Biochemistry, th dition. A Susan le gusta leer, te er, via ar, los autos clásicos y la ardinería en su tiempo libre cuando no está ugando con sus nietos.

CARY WILLARD recibió su licenciatura en química del California State olytechnic nstitute, omona, y su doctorado de la University of California, avis. nseñó química en el rossmont College en l Ca on, California durante más de años. Sus mayores é itos son los estudiantes que se enfrentan a la química con miedo a la materia y que van descubriendo que la química es realmente divertida. Su interés en compartir la emoción de la ciencia con la comunidad dio como resultado que el rossmont College organi ara un Festival de Ciencias, múltiples decatlones de Ciencias, modelos de vuelo en aviones y competencias de robótica. Cary también es miembro del comité directivo B iS por sus siglas en inglés, Better Education for Women in Science and Engineering, que signi ca Me or ducación para Mu eres en Ciencia e ngeniería y traba a con el grupo para compartir la emoción de la investigación cientí ca con una nueva generación de mu eres óvenes. Cary actualmente es decano de instrucción en os Angeles rade echnical College. n su tiempo libre a Cary le gusta explorar el sur de California tanto a pie como en su kayak.

Contenido breve

1 Una introducción a la química 1

2 Estándares de medición 14

3 Elementos y compuestos 49

4 Propiedades de la materia 69

5 Teoría atómica temprana y estructura 89

6 Nomenclatura de compuestos inorgánicos 107

7 Composición cuantitativa de los compuestos 130

8 Ecuaciones químicas 155

9 Cálculos a partir de ecuaciones químicas 184

10 Teoría atómica moderna y la tabla periódica 207

11 Enlaces químicos: la formación de compuestos a partir de átomos 229

APÉNDICES 550

GLOSARIO 578

ÍNDICE 585

1 Una introducción a la química 1

1.1 La naturaleza de la química 2

Pensando como un químico 2

1.2 Un enfoque científico para la resolución de problemas 3

El método científico 4

Química en acción Egipcios, los primeros químicos medicinales 5

1.3 La naturaleza de partículas de la materia 5

Estados físicos de la materia 6

1.4 Clasificación de la materia 7

Distinguir mezclas de sustancias puras 9

Capítulo 1 Revisión 10

Preguntas de repaso 11

Ejercicios en pares 12

Ejercicios adicionales 12

Respuestas a los ejercicios de práctica 13

2 Estándares de medición 14

2.1 Notación científica 15

2.2 Medición e incertidumbre 16

2.3 Cifras significativas 18

Redondeo de números 19

2.4 Cifras significativas en los cálculos 20

Multiplicación o división 20

Suma o resta 21

2.5 El sistema métrico 23

Medición de la longitud 24

Conversiones de unidades 24

Medición de la masa 26

Química en acción Seguimiento de unidades 27

Medición de volumen 27

2.6 Análisis dimensional: un método de resolución de problemas 29

2.7 Porcentaje 32

2.8 Medición de temperatura 35

2.9 Densidad 37

Estudio de caso | Un googol de átomos 40

Capítulo 2 Revisión 41

Preguntas de repaso 43

Ejercicios en pares 43

Ejercicios adicionales 46

Ejercicios de reto 48

Respuestas a los ejercicios de práctica 48

3 Elementos y compuestos 49

3.1 Elementos 50

Estados naturales de los elementos 50

Distribución de elementos 51

Nombres de los elementos 52

Símbolos de los elementos 52

Química en acción Nombrando elementos 54

3.2 Introducción a la tabla periódica 54

Metales, no metales y metaloides 55

Elementos diatómicos 56

Química en acción Elementos de teléfonos inteligentes 57

3.3 Compuestos y fórmulas 58

Compuestos iónicos y moleculares 58

Escritura de fórmulas de compuestos 60

Composición de compuestos 61

Capítulo 3 Revisión 63

Preguntas de repaso 65

Ejercicios en pares 65

Ejercicios adicionales 67

Ejercicios de reto 68

Respuestas a los ejercicios de práctica 68

4 Propiedades de la materia 69

4.1 Propiedades de las sustancias 70

Química en acción Elaboración de dinero 71

4.2 Cambios físicos y químicos 72

4.3 Aprendiendo a resolver problemas 75

4.4 Energía 75

Energía en cambios químicos 76

Conservación de energía 77

4.5 Calor: medición cuantitativa 77

4.6 Energía en el mundo real 79

Química en acción Hacer palomitas de maíz 80

Estudio de caso | Un vaso de agua fría: un misterio 81

Capítulo 4 Revisión 83

Preguntas de repaso 84

Ejercicios en pares 85

Ejercicios adicionales 86

Ejercicios de reto 87

Respuestas a los ejercicios de práctica 88

5 Teoría atómica temprana y estructura 89

5.1 Modelo del átomo de Dalton 90

5.2 Carga eléctrica 91

Descubrimiento de iones 91

5.3 Partes subatómicas del átomo 92

5.4 El átomo nuclear 94

Disposición general de partículas subatómicas 95

Números atómicos de los elementos 96

5.5 Isótopos de los elementos 96

Química en acción Detectives de isótopos 98

5.6 Masa atómica 98

Estudio de caso | Pensando dentro de La Caja 100

Capítulo 5 Revisión 101

Preguntas de repaso 102

Ejercicios en pares 102

Ejercicios adicionales 104

Ejercicio de reto 106

Respuestas a los ejercicios de práctica 106

6 Nomenclatura de compuestos inorgánicos 107

6.1 Nombres comunes y sistemáticos 108

6.2 Elementos y iones 108

Química en acción ¿Qué hay en un nombre? 110

6.3 Escritura de fórmulas a partir de los nombres de compuestos iónicos 112

6.4 Nomenclatura de compuestos binarios 114

Compuestos iónicos binarios que contienen un metal que forma solo un tipo de catión 114

Compuestos iónicos binarios que contienen un metal que pueden formar dos o más tipos de cationes 115

Compuestos binarios que contienen dos no metales 117

6.5 Nomenclatura de compuestos que contienen iones poliatómicos 119

6.6 Ácidos 120

Ácidos binarios 120

Nomenclatura de oxiácidos 122

Capítulo 6 Revisión 124

Preguntas de repaso 125

Ejercicios en pares 126

Ejercicios adicionales 127

Ejercicios de reto 129

Respuestas a los ejercicios de práctica 129

7 Composición cuantitativa de los compuestos 130

7.1 El mol 131

7.2 Masa molar de compuestos 135

7.3 Composición porcentual de los compuestos 138

Composición porcentual de la fórmula 139

Composición porcentual a partir de datos experimentales 141

Química en acción ¿Sintiendo el calor molecular? 141

7.4 Cálculo de fórmulas empíricas 142

7.5 Cálculo de la fórmula molecular a partir de la fórmula empírica 145

Estudio de caso | Avogadro va a la corte 147

Capítulo 7 Revisión 148

Preguntas de repaso 149

Ejercicios en pares 150

Ejercicios adicionales 152

Ejercicios de reto 154

Respuestas a los ejercicios de práctica 154

8 Ecuaciones químicas 155

8.1 La ecuación química 156

Conservación de la masa 157

8.2 Escribir y balancear ecuaciones químicas 157

Información en una ecuación química 162

8.3 ¿Por qué ocurren las reacciones químicas? 163

8.4 Tipos de ecuaciones químicas 164

Reacción de síntesis (combinación) 164

Reacción de combustión 164

Química en acción Envenenamiento por CO: un asesino silencioso 165

Reacción de descomposición 166

Reacción de desplazamiento simple 166

Reacción de doble desplazamiento 167

8.5 Calor en reacciones químicas 170

8.6 Cambio climático: el efecto invernadero 173

Capítulo 8 Revisión 175

Preguntas de repaso 177

Ejercicios en pares 177

Ejercicios adicionales 181

Ejercicios de reto 182

Respuestas a los ejercicios de práctica 183

9 Cálculos a partir de ecuaciones químicas 184

9.1 Introducción a la estequiometría 185

Una breve revisión 185

9.2 Cálculos mol–mol 187

9.3 Cálculos mol-masa 190

9.4 Cálculos masa-masa 191

Química en acción Una tecnología de encogimiento 193

9.5 Reactivo limitante y cálculos de rendimiento 194

Capítulo 9 Revisión 199

Preguntas de repaso 200

Ejercicios en pares 201

Ejercicios adicionales 203

Ejercicios de reto 205

Respuestas a los ejercicios de práctica 206

10 Teoría atómica moderna y la tabla periódica 207

10.1 Radiación electromagnética 208

Radiación electromagnética 208

Química en acción Iluminas mi vida 209

10.2 El átomo de Bohr 209

10.3 Niveles de energía de los electrones 211

Química en acción Relojes atómicos 213

10.4 Estructuras atómicas de los primeros

18 elementos 214

10.5 Estructuras electrónicas y la tabla periódica 217

Química en acción Recolectando los elementos 218

Capítulo 10 Revisión 223

Preguntas de repaso 224

Ejercicios en pares 224

Ejercicios adicionales 227

Ejercicios de reto 228

Respuestas a los ejercicios de práctica 228

11 Enlaces químicos: la formación de compuestos a partir de átomos 229

11.1 Tendencias periódicas en las propiedades atómicas 230

Metales y no metales 230

Radio atómico 231

Energía de ionización 231

11.2 El enlace iónico: transferencia de electrones de un átomo a otro 233

11.3 Predicción de fórmulas de compuestos iónicos 238

11.4 El enlace covalente: compartición de electrones 239

11.5 Electronegatividad 241

Química en acción Transformando grasas 243

11.6 Estructuras de Lewis de compuestos 244

Química en acción ¿Lo suficientemente fuerte como para detener una bala? 248

11.7 Estructuras de Lewis complejas 248

11.8 Compuestos que contienen iones poliatómicos 250

11.9 Forma molecular 250

El modelo de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (VSEPR) 251

Estudio de caso | Un análisis de moléculas marcianas 254

Capítulo 11 Revisión 256

Preguntas de repaso 258

Ejercicios en pares 259

Ejercicios adicionales 261

Ejercicios de reto 263

Respuestas a los ejercicios de práctica 263

12 El estado gaseoso de la materia 265

12.1 Propiedades de los gases 266

Medir la presión de un gas 266

Dependencia de la presión con el número de moléculas y la temperatura 268

Química en acción Lo que sabe la nariz 269

12.2 Ley de Boyle 270

12.3 Ley de Charles 273

12.4 Ley de Avogadro 276

12.5 Ley combinada de los gases 278

Relaciones mol-masa-volumen de los gases 280

12.6 Ley del gas ideal 281

La teoría cinético-molecular 283

Gases reales 284

12.7 Ley de las presiones parciales de Dalton 284

Química en acción Calidad del aire 286

12.8 Densidad de los gases 287

12.9 Estequiometría de los gases 288

Cálculos mol-volumen y masa-volumen 288

Cálculos de volumen-volumen 290

Estudio de caso | Deflategate: una aplicación real de la ley del gas ideal 291

Capítulo 12 Revisión 294

Preguntas de repaso 296

Ejercicios en pares 297

Ejercicios adicionales 299

Ejercicios de reto 301

Respuestas a los ejercicios de práctica 302

13 Líquidos 303

13.1 Estados de la materia: una revisión 304

13.2 Propiedades de los líquidos 304

Tensión superficial 304

Evaporación 305

Presión de vapor 306

13.3 Punto de ebullición y punto de fusión 307

Química en acción Dulce químico para los ojos 309

13.4 Cambios de estado 309

13.5 Fuerzas intermoleculares 311

Atracciones dipolo-dipolo 311

El puente de hidrógeno 312

Química en acción ¡Qué dulce es! 314

Fuerzas de dispersión de London 315

13.6 Agua, un líquido único 316

Propiedades físicas del agua 316

Estructura de la molécula de agua 317

Fuentes de agua para un mundo sediento 317

Química en acción ¿Ósmosis inversa? 318

Estudio de caso | Cocinar bajo presión 319

Capítulo 13 Revisión 320

Preguntas de repaso 322

Ejercicios en pares 323

Ejercicios adicionales 324

Ejercicios de reto 326

Respuestas a los ejercicios de práctica 327

14 Soluciones 328

14.1 Propiedades generales de las soluciones 329

14.2 Solubilidad 330

La naturaleza del soluto y el solvente 331

El efecto de la temperatura en la solubilidad 332

El efecto de la presión sobre la solubilidad 333

Soluciones saturadas, no saturadas y sobresaturadas 333

14.3 Tasa de disolución de sólidos 334

14.4 Concentración de soluciones 335

Soluciones diluidas y concentradas 336

Solución de porcentaje en masa 336

Porcentaje en masa/volumen (m/v) 338

Porcentaje en volumen 338

Molaridad 338

Problemas de dilución 342

14.5 Propiedades coligativas de las soluciones 343

Química en acción La cucharada del helado 347

14.6 Ósmosis y presión osmótica 348

Estudio de caso | ¿El agua puede matar? Explorando los efectos de la ósmosis 350

Capítulo 14 Revisión 352

Preguntas de repaso 354

Ejercicios en pares 355

Ejercicios adicionales 358

Ejercicios de reto 360

Respuestas a los ejercicios de práctica 360

15 Ácidos, bases

15.1 Ácidos y bases 362

y

sales 361

Química en acción Administración de fármacos: un problema ácido-base 365

Reacciones ácidas 366

Reacciones básicas 366

15.2 Sales 366

Química en acción Una efervescencia fresca 367

15.3 Electrolitos y no electrolitos 368

Disociación e ionización de electrolitos 368

Electrolitos fuertes y débiles 370

Ionización del agua 372

15.4 Introducción al pH 373

15.5 Neutralización 375

15.6 Escritura de ecuaciones iónicas netas 378

Química en acción Los corales oceánicos amenazados por el aumento de los niveles de CO2 atmosférico 380

Capítulo 15 Revisión 381

Preguntas de repaso 382

Ejercicios en pares 383

Ejercicios adicionales 385

Ejercicios de reto 386

Respuestas a los ejercicios de práctica 386

16 Equilibrio químico 387

16.1 Velocidades de reacción 388

16.2 Equilibrio químico 389

Reacciones reversibles 389

16.3 Principio de Le Châtelier 391

Efecto de la concentración sobre el equilibrio 391

Efecto del volumen sobre el equilibrio 393

Efecto de la temperatura sobre el equilibrio 395

Efecto de los catalizadores sobre el equilibrio 396

Química en acción Nuevas formas de combatir las caries y evitar el taladro 397

16.4 Constantes de equilibrio 398

16.5 Constante de producto iónico para el agua 399

16.6 Constantes de ionización 401

16.7 Constante del producto de solubilidad 403

16.8 Amortiguadores químicos: el control del pH 406

Química en acción Intercambio de oxígeno y dióxido de carbono en la sangre 408

Estudio de caso | Ácidos, pH y amortiguadores 409

Capítulo 16 Revisión 411

Preguntas de repaso 412

Ejercicios en pares 413

Ejercicios adicionales 415

Ejercicios de reto 417

Respuestas a los ejercicios de práctica 418

17 Oxidación-reducción 419

17.1 Número de oxidación 420

Oxidación-reducción 423

17.2 Balanceo de ecuaciones de oxidaciónreducción 424

17.3 Balanceo de ecuaciones redox iónicas 428

17.4 Serie de actividad de los metales 431

17.5 Celdas electrolíticas y voltaicas 433

Estudio de caso | Breaking Bad: ¿Ciencia real o ciencia de Hollywood? 437

Capítulo 17 Revisión 438

Preguntas de repaso 440

Ejercicios en pares 441

Ejercicios adicionales 443

Ejercicios de reto 445

Respuestas a los ejercicios de práctica 446

18 Química nuclear 447

18.1 Descubrimiento de la radiactividad 448

Radiactividad natural 449

18.2 Partículas alfa, partículas beta y rayos gamma 451

Partículas alfa 451

Partículas beta 452

Rayos gamma 452

18.3 Serie de desintegración radiactiva 454

Transmutación de elementos 455

Radiactividad artificial 456

Elementos transuránicos 456

18.4 Medición de la radiactividad 456

18.5 Energía nuclear 458

Fisión nuclear 458

La energía nuclear 459

La bomba atómica 461

Fusión nuclear 461

18.6 Relación masa-energía en las reacciones

nucleares 462

18.7 Efectos biológicos de la radiación 463

Daño agudo por radiación 464

Daños por radiación a largo plazo 464

Efectos genéticos 464

Química en acción Una ventana a los organismos

vivos 464

Estudio de caso | La hamburguesa benigna 465

Capítulo 18 Revisión 467

Preguntas de repaso 469

Ejercicios en pares 470

Ejercicios adicionales 471

Ejercicios de reto 472

Respuestas a los ejercicios de práctica 472

19 Introducción a la química orgánica 473

19.1 Los comienzos de la química orgánica 474

19.2 ¿Por qué carbono? 474

Hidrocarburos 476

19.3 Alcanos 477

Fórmulas estructurales e isomería 478

Nomenclatura de los alcanos 480

19.4 Alquenos y alquinos 484

Nomenclatura de los alquenos y alquinos 484

Reacciones de alquenos 487

Adición 487

19.5 Hidrocarburos aromáticos 488

Nomenclatura de compuestos aromáticos 489

Bencenos monosustituidos 489

Bencenos disustituidos 489

Bencenos tri- y polisustituidos 490

19.6 Derivados de los hidrocarburos 491

Haluros de alquilo 492

19.7 Alcoholes 493

Metanol 494

Etanol 495

Nomenclatura de alcoholes 496

19.8 Éteres 497

Nomenclatura de éteres 498

19.9 Aldehídos y cetonas 499

Nomenclatura de aldehídos 500

Nomenclatura de cetonas 500

19.10 Ácidos carboxílicos 502

19.11 Ésteres 504

Química en acción ¡Limpiando la ropa con CO2! 505

19.12 Polímeros: macromoléculas 506

Estudio de caso | Polvo eres 508

Capítulo 19 Revisión 510

Preguntas de repaso 513

Ejercicios en pares 514

Ejercicios adicionales 517

Respuestas a los ejercicios de práctica 519

20 Introducción a la bioquímica 520

20.1 Química en los organismos vivos 521

20.2 Carbohidratos 521

Monosacáridos 521

Disacáridos 523

Polisacáridos 525

20.3 Lípidos 526

20.4 Aminoácidos y proteínas 530

Química en acción El sabor umami 534

20.5 Enzimas 535

20.6 Ácidos nucleicos, ADN y genética 537 ADN y genética 541

Estudio de caso | ¿Un almuerzo ligero? 543

Capítulo 20 Revisión 545

Preguntas de repaso y ejercicios 547

Respuestas a los ejercicios de práctica 549

APÉNDICES 550

1 Revisión de matemáticas 550

2 Unidades de medida 559

3 Presión de vapor de agua a varias temperaturas 561

4 Tabla de solubilidad 562

5 Respuestas a ejercicios seleccionados 563

GLOSARIO 578

ÍNDICE 585

Prefacio

Fundamentos de química presenta la química como un tema moderno y vital, y se diseñó para hacer accesible la química introductoria a todos los estudiantes principiantes. l enfoque central es hacer que la química sea interesante y comprensible para los estudiantes, y enseñarles las habilidades de resolución de problemas que requerirán. Al preparar esta nueva edición consideramos los comentarios y sugerencias de estudiantes e instructores para diseñar el contenido refor ando las explicaciones claras y la resolución de problemas paso a paso. Hemos tratado especialmente de relacionar la química con la vida real de nuestros estudiantes a medida que desarrollamos los principios que forman la base del estudio posterior de la química y para brindarles las habilidades para resolver problemas y la práctica necesaria en sus estudios futuros. Hemos agregado studios de caso a muchos de los capítulos para alentar a los instructores a involucrar a sus alumnos en este estilo de aprendi a e.

Fundamentos de química, a edición, está destinada a estudiantes que nunca han tomado un curso de química o aquellos que han tenido una interrupción signi cativa en sus estudios pero planean continuar con la secuencia de química general. esde sus inicios este libro ha ayudado a de nir el curso preparatorio de química y ha desarrollado una audiencia mucho más amplia. Además de la química preparatoria, nuestro texto se usa ampliamente en cursos de propósito general de un semestre como los de campos de la salud aplicada y en cursos para carreras no cientí cas.

Desarrollo de habilidades para resolver problemas

Todos queremos que nuestros estudiantes desarrollen habilidades reales para resolver problemas. Creemos que una clave para el éxito de este texto es el hecho de que nuestro enfoque de resolución de problemas funciona para los estudiantes. s un proceso paso a paso que enseña el uso de unidades y muestra la conversión de una unidad a la siguiente. Hemos utili ado este enfoque de resolución de problemas en nuestros e emplos a lo largo del texto para alentar a los estudiantes a pensar durante cada problema. n esta edición usamos e emplos para incorporar habilidades matemáticas fundamentales, notación cientí ca y cifras signi cativas. ncluimos recuadros de estrategia de resolución de problemas en el texto para resaltar los pasos necesarios para resolver problemas de química. Se ha tenido mucho cuidado para mostrar cada paso en el proceso de resolución de problemas y utili ar estos pasos para resolver los problemas de e emplo. Continuamos usando cuatro cifras signi cativas para las masas atómica y molar por consistencia y para redondear las respuestas adecuadamente. Hemos sido meticulosos al brindar respuestas correctamente redondeadas para los estudiantes que tienen di cultades con las matemáticas.

Fomentar las habilidades de los estudiantes La actitud uega un papel fundamental en la resolución de problemas. Alentamos a los estudiantes a aprender que un enfoque sistemático para resolver problemas es me or que la simple memori ación. A lo largo del libro enfati amos el uso de nuestro enfoque para la resolución de problemas a n de animar a los estudiantes a pensar cada problema. Una ve que hemos sentado las bases de los conceptos, destacamos los pasos para que los estudiantes puedan locali arlos fácilmente. Las reglas y ecuaciones importantes se destacan para enfati ar y facilitar la referencia.

Práctica del estudiante Los problemas de práctica siguen los e emplos del texto con las respuestas al nal del capítulo. Al terminar cada capítulo aparece una Revisión del capítulo y una sección de Preguntas de repaso que ayudan a los estudiantes a repasar términos y conceptos clave, así como el material presentado en las tablas y guras. A estas secciones le siguen Ejercicios en pares que cubren conceptos y e ercicios numéricos donde se presentan dos e ercicios similares uno al lado del otro. La sección titulada Ejercicios adicionales incluye más problemas de práctica presentados en un orden más aleatorio. La sección nal de e ercicios se titula Ejercicios de reto y contiene problemas diseñados para ampliar la comprensión de los conceptos por parte del estudiante e integrar conceptos de otros capítulos.

PRÁCTICA 7.7

Calcule la composición porcentual de Ca(NO3)2

PRÁCTICA 7.8

Determine la composición porcentual de K2CrO4

Problemas de práctica

Estrategia de resolución de problemas

Para calcular la composición porcentual de la fórmula

1. Calcule la masa molar (sección 7.2).

2. Divida la masa total de cada elemento en la fórmula entre la masa molar y multiplique por 100. Esto da la composición porcentual:

masa total del elemento masa molar × 100 = porcentaje del elemento

Estrategia de resolución de problemas

Organización

nfati amos los aspectos menos teóricos de la química al principio del libro, de ando la teoría más abstracta para más adelante. sta secuencia parece especialmente apropiada en un curso donde los estudiantes se encuentran con la química por primera ve . Los átomos, las moléculas y las reacciones son parte integral de la naturale a química de la materia. Un sólido entendimiento de estos temas le permite al estudiante desarrollar una comprensión básica de las propiedades químicas y el vocabulario.

Los capítulos a presentan las matemáticas básicas y el lengua e de la química, incluyendo una explicación del sistema métrico y las cifras signi cativas. n el capítulo presentamos las propiedades químicas: la capacidad de una sustancia para formar nuevas sustancias. nseguida, en el capítulo , los estudiantes se encuentran con la historia y el lengua e de la teoría atómica básica.

Presentamos material a un nivel apropiado para el estudiante principiante al enfati ar la nomenclatura, la composición de los compuestos y las reacciones en los capítulos 6 a 9 antes de pasar a los detalles de la teoría atómica moderna. Algunas aplicaciones de la tabla periódica se muestran en los primeros capítulos y se anali an en detalle en los capítulos y . Los estudiantes adquieren con an a en su propia habilidad para identi car y traba ar con productos químicos en el laboratorio antes de abordar los modelos moleculares de la materia. Como químicos practicantes tenemos pocas di cultades para conectar modelos moleculares y propiedades químicas. Los estudiantes, especialmente aquellos sin experiencia previa en química, pueden no compartir esta habilidad para conectar los modelos moleculares y las propiedades macroscópicas de la materia. Aquellos instructores que sientan que es esencial enseñar la teoría atómica y los enlaces al principio del curso pueden cubrir los capítulos y inmediatamente después del capítulo

Novedades en esta edición

n esta edición hemos tratado de construir sobre las fortale as de las ediciones anteriores. Hemos revisado los materiales de nal del capítulo y cambiamos un porcenta e de los e ercicios. Continuamente nos esfor amos por mantener el material al mismo nivel para que los estudiantes puedan leer y usar fácilmente el texto y el material complementario para aprender química. Con un enfoque en la resolución de problemas, el compromiso de los estudiantes y la claridad, algunos de los cambios especí cos se destacan a continuación:

EJEMPLO 7.6

¿Cuántos átomos de oxígeno hay en 1.00 mol de moléculas de oxígeno?

Solución

Planear El oxígeno es una molécula diatómica con la fórmula O2. Por lo tanto, una molécula de oxígeno contiene 2 átomos de oxígeno: 2 átomos de O 1 molécula de O2

Mapa de solución: mol de O2 → moléculas de O2 → átomos de O

Los factores de conversión necesarios son y

6.022 × 1023moléculas de O2

1 mol de O2

2 átomos de O

1 molécula de O2

de instrucción para sus estudiantes. stos estudios de caso brindan una oportunidad para que los estudiantes traba en en equipos y apliquen los conceptos y la información que han estudiado a una nueva situación.

Las fotos se han actuali ado a lo largo del texto.

Ayudas de aprendizaje

Para ayudar al estudiante principiante a ganar la con an a necesaria para dominar el material técnico, hemos perfeccionado y me orado una serie de ayudas de aprendi a e:

Objetivos de aprendizaje resaltan el concepto que se enseña en cada sección. stos ob etivos están vinculados a Ejemplos, Problemas de práctica, Ejercicios de revisión y Ejercicios para ayudar al estudiante a dominar cada módulo de concepto y ob etivo.

Los términos importantes se resaltan en negritas donde se de nen. Todos los términos clave listados en la Revisión del capítulo también se de nen en el Glosario

Los ejemplos resueltos muestran a los estudiantes cómo resolver problemas utili ando Estrategias de resolución de problemas y Mapas de soluciones antes de que se les pida que aborden los problemas por su cuenta.

Los Problemas de práctica permiten el refuer o inmediato de una habilidad que se muestra en los problemas de e emplo. Las respuestas se proporcionan al nal del capítulo para alentar a los estudiantes a veri car su resolución de problemas de inmediato.

Las anotaciones al margen ayudan a los estudiantes a comprender los conceptos básicos y las técnicas de resolución de problemas. stas se destacan con la palabra TA en un recuadro a ul para distinguirlas claramente del texto principal.

Ayudas para el aprendizaje: Habilidades matemáticas Para estudiantes que puedan necesitar ayuda con los aspectos matemáticos de la química, las siguientes ayudas para el aprendi a e están disponibles:

Una Revisión de matemáticas que cubre las funciones básicas se proporciona en el apéndice .

Suplementos

(1.00mol de O2) 6.022 × 1023moléculas de O2

Calcular ( )( 2 átomos de O ) 1 mol de O2

1 molécula de O2

PRÁCTICA 7.2

= 1.20 × 1024átomos de O

¿Cuál es la masa de 2.50 mol de helio (He)?

PRÁCTICA 7.3

¿Cuántos átomos hay en 0.025 mol de hierro?

Se han actuali ado los recuadros de uímica en acción.

Se han agregado nuevos casos de estudio a los capítulos para permitir que los instructores utilicen este método

Para el instructor Banco de preguntas. ncluye exámenes de capítulos con preguntas de examen adicionales y respuestas a todas las preguntas del examen.

Diapositivas de PowerPoint: stas diapositivas contienen esquemas de clase y temas clave de cada capítulo del texto, unto con ilustraciones y guras de apoyo del texto.

Para obtener mayor información acerca de estos recursos contactar a su representante local de Cengage.

Agradecimientos

Los libros son el resultado del esfuer o colaborativo de muchas personas talentosas y dedicadas. n particular, queremos agradecer a nuestra editora sénior, Jennifer Yee, quien condu o el proyecto con paciencia y perseverancia, y a nuestra editora gerente, Trish McFadden, quien nos guio día con día. Agradecemos a Ran ith atara an, nuestro editor de fotografías, por encontrar nuevas fotos para agregar interés a las páginas de nuestro texto. También agradecemos a nuestra especialista sénior en operaciones de producción del curso, Ashley Patterson, quien nos mantuvo encaminados y logró que la producción

Revisores

e frey Allison, Austin Community College

Jeanne Arquette, Phoenix College

Rebecca Broyer, University of Southern California

Michael Byler, Community College of Philadelphia

Kevin Cannon, Penn State Abington

Rong Cao, Community College of Allegheny City

Ken Capps, College of Central Florida

Charles Carraher, Florida Atlantic University

Jing Yi Chin, Su fol County Community College

Loretta orn, Fort Hays State University

Robert ves, Southern Utah University

Mitchel Fedak, Duquesne University

Paul Fox, Danville Community College

rick Fuoco, Richard J. Daley College

Amy Grant, El Camino College

Tamara Hanna, exas ech ubboc

Chris Hamaker, Illinois State University

Claudia Hein, Diablo Valley College

onna annotti, Brevard Community College

Crystal Jenkins, Santa Ana College

Jodi Kreiling, University of ebras a at Omaha

Kara Kuvakas, Brandman University

Julie Larson, Bemidji State University

Anne Lerner, Santa Fe College

Lauren McMills, Ohio University-Main Campus

Mitchel Millan, Casper College

Timothy Minger, Mesa Community College

Ralph Morasch, Pierce College

Ra iv arula, SUNY Canton

Alexander a arenko, SUNY Bu falo State

Franklin , East LA City College

funcionara sin problemas. os gustaría agradecer a Lumina por apoyar nuestras revisiones en esta edición. Agradecemos al ational Center for Case Study Teaching in Science por proporcionarnos los estudios de caso originales que pudimos adaptar para usar en nuestro texto.

stamos agradecidos por los muchos comentarios útiles de colegas y estudiantes que a lo largo de los años han hecho posible este libro. speramos que continúen compartiendo sus ideas de cambio con nosotros, ya sea directamente o a través de nuestro editor. uestro más sincero agradecimiento a los siguientes revisores que tuvieron la amabilidad de leer y brindar sus comentarios profesionales.

thel April usu- ukunya, Santa Fe College

Fumin Pan, Moha Valley Community College

avid Peit , Wayne State College

Sharadha Sambasivan, Su fol Community College

Hussein Samha, Southern Utah University

Mary Shoemaker, Pennsylvania State University-University Par

Lee Silverberg, Penn State-Schuyl ill

Gabriela Smeureanu, Hunter College

Anne Marie Sokol, SUNY Bu falo State

Sunanda Sukumar, Albany College of Pharmacy

Paris Svoronos, QCC of Cuny

Susan Thomas, University of Texas-San Antonio

Sergey Trusov, Oxnard College

laine ickers, Southern Utah University

Loretta ogel, Ocean County College

Li en Yu, Inver Hills Community College

Karl allace, University of Southern Mississippi

Alan Zombeck, Delta College

Arumugasamy langovan, Pierce College Puyallup

audi Bogonko, College of the Sequoias

ra e ad, Mt. San Antonio College

Jeannine Christensen, Moraine Valley Community College

Laurie Lemons, Atlantic Cape Community College

Murali Panen, Luzerne County Community College

Sharadha Sambasivan, Su fol Community College

Somnath Sarkar, University of Central Missouri

Tara Hayes, Sheridan College-Davis

Timothy Su, City College of San Francisco

Yiyan Bai, Houston Community College, Central Campus

También deseamos agradecer a los instructores del Colegio Comunitario Central de Piedmont, campus Central y campus Levine; del Colegio Grossmont y de la Universidad de Ha ái Manoa, por su ayuda y comentarios.

Una introducción a la química

¿Sabe cómo se crean los hermosos y complicados espectáculos de fuegos arti ciales ¿Alguna vez se ha preguntado cómo una pequeña plántula puede convertirse en un tallo de maíz más alto que usted en una sola temporada uizá le hayan fascinado las llamas de una chimenea en una velada romántica mientras cambian de color y de forma. Los colores espectaculares de la aurora boreal que se muestran en la ilustración superior son el resultado de la química en nuestra atmósfera. Y piense además en su consuelo cuando de ó caer un recipiente y descubrió que era de plástico, no de vidrio. stos fenómenos son el resultado de la química que ocurre a nuestro alrededor todo el tiempo. Los cambios químicos nos traen hermosos colores, calidez, luz y productos para que nuestras vidas funcionen me or. Comprender, explicar y utilizar la diversidad de materiales que encontramos a nuestro alrededor es de lo que se trata la química.

CONTENIDO DEL CAPÍTULO

1.1 La naturaleza de la química

1.2 Un enfoque científico para la resolución de problemas

1.3 La naturaleza de partículas de la materia

1.4 Clasificación de la materia

Nataliia Korzhenevska/Shutterstock

Nota Los términos clave están resaltados en negritas para alertarle sobre nuevos términos de nidos en el texto.

La naturaleza de la química

OBJETIVO DE APRENDIZAJE: Establecer la definición de química y por qué el estudio de la química es importante.

l conocimiento de la química es útil para prácticamente todos, vemos que la química ocurre a nuestro alrededor todos los días. La comprensión de la química es útil para ingenieros, maestros, profesionales de la salud, abogados, amas de casa, empresarios, bomberos y ambientalistas, solo por nombrar algunos. ncluso si no planea traba ar en alguno de estos campos, la química es importante y la gente la usa todos los días. Aprender acerca de los bene cios y riesgos asociados con los productos químicos lo ayudará a ser un ciudadano informado, capaz de tomar decisiones inteligentes sobre el mundo que lo rodea. studiar química le enseña a resolver problemas y comunicarse con los demás de manera organizada y lógica. stas habilidades serán útiles en la universidad y a lo largo de su carrera (ver nota).

¿ ué es la química Un diccionario da esta de nición: La química es la ciencia de la composición, estructura, propiedades y reacciones de la materia, especialmente de los sistemas atómicos y moleculares . Una de nición más simple es: La química es la ciencia que se ocupa de la composición de la materia y los cambios en la composición que sufre la materia . Ninguna de estas de niciones es del todo adecuada. La química y la física forman una rama fundamental del conocimiento. La química también está estrechamente relacionada con la biología, no solo porque los organismos vivos están hechos de sustancias materiales, sino también porque la vida misma es esencialmente un sistema complicado de procesos químicos interrelacionados (ver foto).

l campo de la química es bastante amplio. ncluye el universo entero y todo, animado e inanimado, en él. La química se ocupa de la composición y los cambios en la composición de la materia, así como también de la energía y los cambios de energía asociados con la materia. A través de la química buscamos aprender y comprender los principios generales que rigen el comportamiento de toda la materia.

Un profesional de la salud debe comprender la química para poder administrar la dosis correcta de medicamento.

l químico, como otros cientí cos, observa la naturaleza e intenta comprender sus secretos: ¿qué hace que un tulipán sea ro o ¿Por qué el azúcar es dulce ¿ ué ocurre cuando el hierro se oxida ¿Por qué es venenoso el monóxido de carbono Problemas como estos, algunos de los cuales se han resuelto, algunos están aún por resolverse, forman parte de lo que llamamos química.

Un químico puede interpretar fenómenos naturales, diseñar experimentos que revelen la composición y estructura de sustancias comple as, estudiar métodos para me orar procesos naturales o sintetizar sustancias. n última instancia, los esfuerzos de los químicos exitosos hacen avanzar las fronteras del conocimiento y al mismo tiempo contribuyen al bienestar de la humanidad.

Pensando como un químico

Los químicos tienen una visión especial de las cosas para comprender la naturaleza de los cambios químicos que tienen lugar. Los químicos miran dentro de los ob etos cotidianos para ver cómo se comportan los componentes básicos. Para entender este enfoque, consideremos un lago. Cuando vemos el lago desde la distancia, obtenemos una imagen general del agua y de la costa. Esta vista general se llama imagen macroscópica A medida que nos acercamos al lago, comenzamos a ver más detalles: rocas, playa de arena, plantas sumergidas en el agua y vida acuática. Nos volvemos cada vez más curiosos. ¿ e qué se forman las rocas y la arena ¿ ué tipo de organismos viven en el agua ¿Cómo sobreviven las plantas ba o el agua ¿ ué hay escondido en el agua Podemos usar un microscopio para encontrar las respuestas a algunas de estas preguntas. Dentro del agua y las plantas podemos ver células individuales, y dentro de ellas organelos que traba an para mantener vivos a los organismos. Para obtener respuestas a otras preguntas, debemos profundizar aún más en el interior del lago.

Una gota de agua de un lago puede convertirse en una imagen microscópica misteriosa y fascinante llena de moléculas y movimiento ( gura ). Un químico examina el

Juanmonino/E+/Getty Images

FIGURA 1.1 Dentro de una gota de agua de un lago encontramos moléculas de agua y algunas sustancias disueltas.

lsantilli/123 RF

mundo de los átomos y las moléculas y sus movimientos. La química establece la conexión entre el mundo microscópico de las moléculas y el mundo macroscópico de los objetos cotidianos. Piense en el agua del lago. En la super cie tiene belleza y colores y acaricia suavemente la orilla del lago. ¿Cuál es la naturaleza microscópica del agua Está compuesto de pequeñas moléculas representadas como

En este caso H representa un átomo de hidrógeno y un átomo de oxígeno. La molécula de agua se representa por H2 , ya que está formada por dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno.

EJEMPLO

1 . 1

Le dan ocho átomos de oxígeno y 1 átomos de hidrógeno. ¿Cuántas moléculas de agua puede formar con ellos

Solución

Del modelo que se muestra arriba para una molécula de agua, puede ver que una molécula de agua contiene un átomo de oxígeno y dos átomos de hidrógeno. Usando este modelo como referencia, puede formar ocho moléculas de agua a partir de ocho átomos de oxígeno. Pero solo puede formar siete moléculas de agua a partir de 1 átomos de hidrógeno con un átomo de H y un átomo de sobrantes. La respuesta es siete moléculas de agua.

PRÁCTICA

1 . 1

Le dan diez átomos de hidrógeno y ocho átomos de oxígeno. ¿Cuántas moléculas de agua puede formar con ellos

1.2 Un enfoque científico para la resolución de problemas

OBJETIVO DE APRENDIZAJE: Describir los pasos involucrados en el método científico.

Una de las cosas más comunes e importantes que hacemos todos los días es resolver problemas. Por ejemplo:

Si tiene dos exámenes y un informe de laboratorio para el lunes. ¿Cómo debería dividir su tiempo

Al dirigirse a su escuela se entera por la radio que hay un gran accidente en la autopista. ¿Cuál es su ruta alternativa más rápida para evitar el problema de trá co

Necesita comprar alimentos, enviar algunos paquetes, asistir al partido de futbol de su hijo y recoger la ropa de la tintorería. ¿Cuál es la secuencia de eventos más e ciente

Todos enfrentamos este tipo de problemas y decisiones. Un enfoque lógico puede ser útil para resolver problemas cotidianos:

De nir el problema. Primero necesitamos reconocer que tenemos un problema y exponerlo con claridad, incluyendo toda la información conocida. Cuando hacemos esto en ciencia, lo llamamos realizar una observación.

Proponer posibles soluciones al problema. En ciencia esto se llama establecer una hipótesis.

Decidir cuál es la mejor manera de proceder o solucionar el problema. En la vida diaria usamos nuestra memoria de experiencias pasadas para ayudarnos. En el mundo de la ciencia realizamos un experimento

ale la pena utilizar un enfoque cientí co para la resolución de problemas. Ayuda en todos los aspectos de su vida, ya sea que planee ser cientí co, médico, empresario o escritor.

El método científico

Los químicos trabajan juntos y también con otros cientí cos para resolver problemas. A medida que los cientí cos realizan estudios, hacen muchas preguntas, y sus preguntas con frecuencia los conducen en direcciones que no son parte del problema original. Los asombrosos desarrollos de la química y la tecnología por lo general involucran lo que llamamos el método cientí co, que de manera general se puede describir de la siguiente forma:

Recolectar ec os o datos que son relevantes para el problema o pregunta en cuestión. Esto por lo general se hace mediante experimentación plani cada. A continuación se analizan los datos para encontrar tendencias o regularidades que sean pertinentes al problema. ormular una ipótesis que explique los datos y pueda probarse con más experimentación.

Plani car realizar e perimentos adicionales para probar la ipótesis

Modi car la ipótesis según sea necesario para que sea compatible con todos los datos pertinentes.

A veces surge confusión con respecto a los signi cados exactos de las palabras hipótesis, teoría y ley. Una ipótesis es una explicación tentativa de ciertos hechos que proporciona una base para una mayor experimentación. Una hipótesis bien establecida a menudo se denomina teoría o modelo. Así, una teoría es una explicación de los principios generales de ciertos fenómenos con considerable evidencia o hechos para apoyarla. Las hipótesis y teorías explican los fenómenos naturales, mientras que las le es cientí cas son simples enunciados de fenómenos naturales de los que no se conocen excepciones con las condiciones dadas (ver foto).

Estos cuatro pasos son un esquema del procedimiento general que se sigue en la mayoría del trabajo cientí co, pero no son una receta para hacer química o cualquier otra ciencia ( gura ). Sin embargo, la química es una ciencia experimental, y gran parte de su progreso se debe a la aplicación del método cientí co a lo largo de la investigación sistemática.

Estudiamos muchas teorías y leyes en química; esto facilita nuestra tarea como estudiantes porque las teorías y las leyes resumen aspectos importantes de las ciencias. Ciertas teorías y modelos propuestos por grandes cientí cos en el pasado han sido sustancialmente alterados y modi cados desde entonces. Tales cambios no signi can que los descubrimientos del pasado sean menos signi cativos. La modi cación de teorías y modelos existentes a la luz de nueva evidencia experimental es esencial para el crecimiento y evolución del conocimiento cientí co. La ciencia es dinámica.

Los cientí cos emplean el método cientí co todos los días en su trabajo de laboratorio.

Westend61/Getty Images

Química en acción Egipcios, los primeros químicos medicinales

bserve cualquier imagen de los antiguos egipcios y note el delineador de ojos negro que se usaba por lo común en ese tiempo. Cuando los químicos analizaron la composición de una muestra de este delineador en la colección de antig edades en el Museo del Louvre en París, se horrorizaron al descubrir la alta concentración de plomo en las muestras. En la actualidad el plomo se elimina de forma rutinaria de la mayoría de los productos de consumo, porque es bastante tóxico, incluso en bajas concentraciones. Es tóxico para muchos órganos y puede causar síntomas como dolor abdominal, demencia, anemia, convulsiones e, incluso, la muerte. Resulta que los compuestos de plomo detectados en el delineador de ojos egipcio no se encuentran en la naturaleza sino que deben sintetizarse. La síntesis de estas sales de plomo es complicada y los

productos no son lustrosos. Esto llevó a los químicos a preguntarse por qué los egipcios agregarían estos compuestos a su delineador de ojos. La respuesta se reveló después de leer algunos de los manuscritos antiguos de esa época. Las sales de plomo se sintetizaron para su uso en el tratamiento de dolencias oculares, cicatrices y decoloraciones. Entonces, incluso si las sales de plomo no fueran los mejores ingredientes para la belleza, se agregaron por los bene cios percibidos para la salud.

Dado que hoy sabemos que los compuestos de plomo son tóxicos, Christian Amatore, químico analítico de la Ecole Normale Supérieure de París, se preguntó si los compuestos de plomo del delineador de ojos egipcio podrían haber conferido algún bene cio para la salud. l introdujo sales de plomo en muestras de tejido humano que crecían en el laboratorio y observó que las células comenzaban a formar compuestos que desencadenaban una respuesta inmunitaria. uizá los antiguos egipcios sabían, después de todo, algo sobre química médica. Entonces, ¿debemos seguir el ejemplo de los egipcios y agregar plomo a nuestros cosméticos Tal vez no sea una buena idea, porque los riesgos asociados con la exposición prolongada al plomo superan a los bene cios.

1.3 La naturaleza de partículas de la materia

OBJETIVO DE APRENDIZAJE: Describir las características de la materia, incluidos los estados de la materia.

Todo el universo consiste en materia y energía. Todos los días entramos en contacto con innumerables tipos de materia. El aire, la comida, el agua, las rocas, la tierra, el vidrio y este libro son todos tipos diferentes de materia. En términos generales, la materia es cualquier cosa que tenga masa y ocupe un espacio.

La materia puede ser bastante invisible. Por ejemplo, si un tubo de ensayo en apariencia vacío se sumerge con la boca hacia abajo en un vaso de precipitados con agua, el agua sube solo un poco hacia el interior del tubo. El agua no puede subir más porque el tubo está lleno de materia invisible: aire ( gura ).

Para el ojo macroscópico, la materia parece ser continua e ininterrumpida. Estamos impresionados por la gran diversidad de la materia. Dadas sus muchas formas, es difícil creer que a nivel microscópico toda la materia esté compuesta de partículas fundamentales discretas y diminutas llamadas átomos ( gura ). Es en realidad sorprendente comprender que las partículas fundamentales del helado son bastante similares a las partículas del aire que respiramos. La materia es, en realidad, discontinua y está compuesta de partículas diminutas y discretas llamadas átomos

Escultura en terracota de Nefertiti.

FIGURA 1.3 Un tubo de ensayo en apariencia vacío se sumerge en agua con la boca hacia abajo. Solo un pequeño volumen de agua sube al tubo, que en realidad está lleno de materia invisible: aire.

FIGURA 1.4 Los átomos de silicio en un chip de silicio produjeron esta imagen usando un microscopio de efecto túnel.

FIGURA 1.5 Los tres estados de la materia. (a) Sólido: las moléculas de agua se mantienen juntas de forma rígida y están bastante cerca unas de otras. (b) Líquido: las moléculas de agua están más juntas pero son libres de moverse y deslizarse una sobre otra. (c) Gas: las moléculas de agua están separadas y se mueven de manera libre y aleatoria.

Estados físicos de la materia

La materia existe en tres estados físicos: sólido, líquido y gas ( gura ). Un sólido tiene una forma y un volumen de nidos con partículas que se adhieren de manera rígida unas a otras. La forma de un sólido puede ser independiente de su contenedor. En la gura 1. a observamos agua en su forma sólida. tro ejemplo, un cristal de azufre tiene la misma forma y volumen si se coloca en un vaso de precipitados o solo sobre una placa de vidrio.

Los sólidos más comunes, como la sal, el azúcar, el cuarzo y los metales son cristalinos. Las partículas que forman los materiales cristalinos existen en patrones geométricos tridimensionales regulares y repetitivos ( gura ). Algunos sólidos como los plásticos, el vidrio y los geles no tienen ningún patrón geométrico interno regular. Tales sólidos se llaman sólidos amor os (amorfo signi ca sin gura o forma ) (ver fotos).

Un líquido tiene un volumen de nido pero no una forma de nida, con partículas que se adhieren rme pero no rígidamente. Aunque las partículas se mantienen unidas por fuertes fuerzas de atracción y están en estrecho contacto entre sí, pueden moverse de forma libre. La movilidad de las partículas le da uidez a un líquido y hace que tome la forma del recipiente en el que se almacena. bserve en la gura 1. b cómo se ve el agua como líquido.

Un gas tiene volumen inde nido y forma no ja con partículas que se mueven de manera independiente unas de otras. Las partículas en estado gaciente energía para vencer las fuerzas de atracción que las mantenían unidas como líquidos o sólidos. Un gas presiona de modo continuo en todas direcciones sobre las paredes de cualquier recipiente. Debido a esta cualidad, un gas llena por completo un recipiente. Las partículas de un gas están relativamente separadas en comparación con las de los sólidos y los líquidos. El volumen real de las partículas del gas es bastante pequeño en comparación con el volumen del espacio ocupado por el gas. Observe el gran espacio entre las moléculas de agua de la gura 1. c, en comparación con el hielo y el agua líquida. Por lo tanto, un gas puede comprimirse en un volumen pequeño o expandirse casi de manera inde nida. Los líquidos no se pueden comprimir en gran medida, y los sólidos son aún menos compresibles que los líquidos.

Si se abre una botella de solución de amoniaco en un rincón del laboratorio, pronto podemos percibir su olor familiar en todas las partes de la habitación. El gas amoniaco que escapa de la solución demuestra que las partículas gaseosas se mueven libre y rápidamente, y tienden a penetrar toda el área en la que se liberan.

Sólido (hielo) (a)

Líquido (agua)

Carlos Alvarez/iStockphoto (b)

Gas (vapor) (c)

Sólido cristalino Sólido amorfo

Charles D. Winters/Science Source

Aunque la materia es discontinua, existen fuerzas de atracción que mantienen unidas las partículas y le dan a la materia su apariencia de continuidad. Estas fuerzas atractivas son más fuertes en los sólidos, lo que les da rigidez; son más débiles en líquidos pero aún lo su cientemente fuertes como para contener líquidos en volúmenes de nidos. En los gases las fuerzas de atracción son tan débiles que las partículas de un gas son casi independientes entre sí. La tabla enlista los materiales comunes que existen como sólidos, líquidos y gases. La tabla compara las propiedades de sólidos, líquidos y gases.

TABLA 1.1 Materiales comunes en los estados sólido líquido gaseoso de la materia

SólidosLíquidosGases

AluminioAlcoholAcetileno

CobreSangreAire

OroGasolinaButano

PolietilenoMielDióxido de carbono

SalMercurioCloro

ArenaAceiteHelio

AceroJarabeMetano

AzúcarVinagreNitrógeno

AzufreAguaOxígeno

TABLA 1.2

Propiedades ísicas de sólidos líquidos gases

Estado ormaVolumenPartículasCompresibilidad

SólidoDe nidaDe nidoAferrándose rígidamente, empacamiento estrecho Muy leve

LíquidoInde nidaDe nidoMóviles, adheridasLeve

GasInde nidaInde nido Independientes unas de otras y relativamente aparte Alta

1.4 Clasificación de la materia

OBJETIVO DE APRENDIZAJE: Distinguir entre una sustancia pura, una mezcla homogénea y una mezcla heterogénea.

El término materia se re ere a todos los materiales que componen el universo. Existen muchos miles de tipos distintos de materia. Una sustancia es un tipo particular de materia con una composición de nida y ja. A veces conocidas como sustancias puras, las sustancias son elementos o compuestos. Ejemplos familiares de elementos son el cobre, el oro y el oxígeno. Los compuestos familiares son la sal, el azúcar y el agua. Hablaremos de elementos y compuestos con más detalle en el capítulo 3.

Clasi camos una muestra de materia como homogénea o heterogénea al examinarla. La materia omogénea es uniforme en apariencia y tiene las mismas propiedades en todas partes. La materia que consta de dos o más fases físicamente distintas es eterogénea. Una ase es una parte homogénea de un sistema separada de otras partes por límites físicos. Un sistema es simplemente el cuerpo de materia bajo consideración. Siempre que tengamos un sistema en el que existan límites visibles entre las partes o componentes, ese sistema tiene más de una fase y es heterogéneo. No importa si estos componentes están en estado sólido, líquido o gaseoso.

Una sustancia pura puede existir como diferentes fases en un sistema heterogéneo. El hielo que ota en el agua, por ejemplo, es un sistema bifásico formado por agua sólida y agua líquida. El agua en cada fase es de composición homogénea, pero debido a que están presentes dos fases el sistema es heterogéneo.

1 Una introducción a la química

Una mezcla es un material que contiene dos o más sustancias y puede ser heterogénea u homogénea. Las mezclas son de composición variable. Si añadimos una cucharada de azúcar a un vaso de agua, de inmediato se forma una mezcla heterogénea. Las dos fases son un sólido (azúcar) y un líquido (agua). Pero al revolver, el azúcar se disuelve para formar una mezcla o solución homogénea (ver foto). Ambas sustancias aún están presentes: todas las partes de la solución son dulces y húmedas. Las proporciones de azúcar y agua se pueden variar con solo agregar más azúcar y revolviendo para disolver. Las soluciones no tienen que ser líquidas. Por ejemplo, el aire es una mezcla homogénea de gases. También existen soluciones sólidas. El latón es una solución homogénea de cobre y zinc.

Nota Los diagramas de ujo pueden ayudarlo a visualizar las conexiones entre conceptos.

(a) El agua es el líquido en el vaso de precipitado y el sólido blanco en la cuchara es el azúcar.

(b) El azúcar se puede disolver en el agua para producir una solución.

Muchas sustancias no forman mezclas homogéneas. Si mezclamos azúcar y arena blanca y na, se forma una mezcla heterogénea. Puede ser necesario un examen cuidadoso para decidir si la mezcla es heterogénea, porque las dos fases (azúcar y arena) son sólidos blancos, pero un análisis más detallado revelará que, de hecho, son diferentes tipos de cristales. La materia ordinaria existe sobre todo como mezclas. Si examinamos el suelo, el granito, el mineral de hierro uotros depósitos minerales anulares naturales, encontramos que son mezclas heterogéneas. La gura ilustra las relaciones de sustancias y mezclas (ver nota).

Materia

Sustancias puras (composición homogénea)

Elementos

Compuestos

Mezclas de dos o más sustancias

Soluciones (composición homogénea, una fase)

Mezclas heterogéneas (dos o más fases)

FIGURA 1.7 Clasi cación de la materia. Una sustancia pura siempre tiene una composición homogénea, mientras que una mezcla siempre contiene dos o más sustancias y puede ser homogénea o heterogénea.

(a)

(b)

Richard Megna/Fundamental Photographs

Richard Megna/Fundamental Photographs

Distinguir mezclas de sustancias puras

Las sustancias individuales, elementos o compuestos rara vez se encuentran de forma natural en estado puro. El aire es una mezcla de gases; el agua de mar es una mezcla de una variedad de minerales disueltos; el suelo ordinario es una mezcla compleja de minerales y diversos materiales orgánicos.

MezclaSustancia pura

Una mezcla siempre contiene dos o más sustancias que pueden estar presentes en cantidades diferentes.

Los componentes de una mezcla no pierden su identidad y pueden separarse por medios físicos.

PRÁCTICA 1 . 2

Una sustancia pura (elemento o compuesto) siempre tiene una composición de nida por su masa.

Los elementos de un compuesto pierden su identidad y solo pueden separarse por medios químicos.

¿Cuál de las siguientes es una mezcla y cuál es una sustancia pura Explique su respuesta.

a vinagre ( de ácido acético y 96 de agua)

b solución de cloruro de sodio (sal)

c oro

d leche

¿Cómo se distingue una mezcla de una sustancia pura Una mezcla siempre contiene dos o más sustancias que pueden estar presentes en concentraciones variables. Consideremos dos ejemplos.

Mezcla omogénea Las mezclas homogéneas (soluciones) que contienen o 1 de sal en agua se pueden preparar mezclando solo las cantidades correctas de sal y agua. Estas mezclas se pueden separar hirviendo el agua, dejando la sal como residuo.

Mezcla eterogénea La composición de una mezcla heterogénea de cristales de azufre y limaduras de hierro puede variar mezclando solo más azufre o más limaduras de hierro. Esta mezcla se puede separar de manera física usando un imán para atraer el hierro (ver foto).

(a) Cuando el hierro y el azufre existen como sustancias puras, solo el hierro es atraído por un imán. (b) Una mezcla de hierro y azufre se puede separar utilizando la diferencia de atracción magnética.

Capítulo 1 Revisión

1.1 La naturaleza de la química

TÉRMINO CLAVE: química

La química es importante para todos porque ocurre a nuestro alrededor en nuestra vida diaria. La química es la ciencia que se ocupa de la materia y los cambios en la composición que sufre la materia. Los químicos buscan comprender los principios generales que gobiernan el comportamiento de toda la materia.

La química mira dentro de los objetos ordinarios para estudiar cómo se comportan sus componentes. La química conecta los mundos macroscópico y microscópico.

1.2 Un enfoque científico para la resolución de problemas

TÉRMINOS CLAVE: método científico | hipótesis | teoría | leyes científicas

El pensamiento cientí co nos ayuda a resolver problemas en nuestra vida diaria. Los pasos generales para resolver problemas incluyen:

De nir el problema

Proponer posibles soluciones

Resolver el problema

El método cientí co es un procedimiento de procesamiento de información en el que:

Recopilamos los hechos

Formulamos una hipótesis

Planeamos y hacemos experimentos

Modi camos la hipótesis si es necesario

1.3 La naturaleza de partículas de la materia

TÉRMINOS CLAVE: materia | sólido | amorfo | líquido | gas

La materia es cualquier cosa con las siguientes dos características:

Tiene masa

Ocupa espacio

A nivel macroscópico, la materia parece continua.

A nivel microscópico, la materia es discontinua y está compuesta de átomos.

Sólido: sustancia rígida con una forma de nida

Líquido: sustancia uida con un volumen de nido que toma la forma de su contenedor

Gas: toma la forma y el volumen de su contenedor

1.4 Clasificación de la materia

TÉRMINOS CLAVE: sustancia | homogénea | fase | heterogénea | sistema | mezcla

La materia se puede clasi car como sustancia pura o mezcla.

Una mezcla tiene composición variable: Las mezclas homogéneas tienen las mismas propiedades en todas partes. Las mezclas heterogéneas tienen diferentes propiedades en diferentes partes del sistema.

Una sustancia pura siempre tiene la misma composición. Hay dos tipos de sustancias puras:

Elementos

Compuestos

Preguntas de repaso

Explique la diferencia entre

a una hipótesis y una teoría

b una teoría y una ley cientí ca

Sustancias puras (composición homogénea)

Compuestos Elementos

Materia

Mezclas de dos o más sustancias

Soluciones (composición homogénea, una fase)

Mezclas heterogéneas (dos o más fases)

Considere cada una de las siguientes declaraciones y determine si representa una observación, una hipótesis, una teoría o una ley cientí ca:

a La pila de mi reloj debe estar descargada porque ya no da la hora.

b Mi computadora debe tener un virus ya que no está funcionando de forma correcta.

c El aire se siente fresco.

d La vela arde con más intensidad en oxígeno puro que en aire porque el oxígeno favorece la combustión.

e Mi hermana viste de rojo a menudo.

Una sustancia pura tiene una composición de nida y ja.

Determine si cada una de las siguientes a rmaciones se re ere a un sólido, un líquido o un gas:

a Tiene un volumen de nido pero no una forma de nida.

b Tiene un volumen inde nido y alta compresibilidad.

c Tiene una forma de nida.

d Tiene una forma inde nida y ligera compresibilidad.

Algunos sólidos tienen una estructura cristalina, mientras que otros tienen una estructura amorfa. Para cada una de las cinco descripciones siguientes, determine si se re ere a un sólido cristalino o a un sólido amorfo:

a tiene un patrón regular repetitivo

b plástico

c no tiene un patrón regular repetitivo

d vidrio

e oro

De na una fase.

¿Cuántas fases hay en el cilindro graduado que se muestra (ver foto)

¿ ué otro nombre recibe una mezcla homogénea

¿ ué líquidos listados en la tabla 1.1 no son mezclas

¿Cuáles de los gases listados en la tabla 1.1 no son sustancias puras

Cuando se quita el tapón de una botella parcialmente llena que contiene ácido acético sólido y líquido a 16. C, de inmediato se percibe un fuerte olor a vinagre. ¿Cuántas fases de ácido acético deben estar presentes en la botella Explique.

¿El sistema contenido en la botella de la pregunta 1 es homogéneo o heterogéneo Explique.

¿Es necesariamente homogéneo un sistema que contiene una sola sustancia Explique.

¿Es necesariamente heterogéneo un sistema que contiene dos o más sustancias Explique.

Distinga entre mezclas homogéneas y heterogéneas.

¿Cuáles de las siguientes son sustancias puras

a azúcar

b arena

c oro

d jarabe de maple

e huevos

Use los pasos del método cientí co para ayudar a determinar la razón por la que su teléfono celular ha dejado de funcionar de forma repentina:

a observación

b hipótesis

c experimento

d teoría

Richard Megna/ Fundamental Photographs

Ejercicios en pares

Todos los ejercicios con números azules tienen respuestas en el apéndice Consulte la ilustración y determine qué estado(s) de la materia está(n) presente(s).

Consulte la ilustración y determine qué estados de la materia están presentes.

Observe la foto y determine si representa una mezcla homogénea o heterogénea.

Observe la siguiente hoja de arce y determine si representa una mezcla homogénea o heterogénea.

Para cada una de las siguientes mezclas, indique si es homogénea o heterogénea:

a agua de la llave c aderezo de ensalada de aceite y vinagre

b bebida carbonatada d gente en un estadio de futbol

Ejercicios adicionales

En casa, revise los gabinetes de su cocina y baño en busca de cinco sustancias diferentes; enseguida lea las etiquetas y liste el primer ingrediente de cada una.

Durante la primera semana de un nuevo semestre, considere que se ha inscrito en cinco clases diferentes, cada una de las cuales se reúne durante 3 horas por semana. Por cada hora que se pasa en clase, se requiere un mínimo de 1 hora fuera de clase para completar las tareas y estudiar para los exámenes. Usted también trabaja 2 horas a la semana y le toma 1 hora conducir hasta el lugar de trabajo y regresar a casa. Los viernes por la noche socializa con sus amigos. Está bastante seguro de que podrá completar con éxito el semestre con buenas cali caciones. Muestre cómo los pasos del método cientí co pueden ayudarlo a predecir el resultado del semestre.

Para cada una de las siguientes mezclas, indique si es homogénea o heterogénea:

a acero inoxidable c suelo

b aceite de motor d un árbol

Utilice la siguiente etiqueta de alimentos para responder los ejercicios 9 y 10.

Declaración nutricional Promedio/raciones

Tamaño de la porción 1 taza (249 g)

Porciones alrededor de 3

Calorías 250

Cal. de grasa 110

*El porcentaje de los valores diarios (VD) se basa en una dieta de 2000 calorías

Promedio/raciones %VD* %VD*

Grasa total 12 g

Grasa saturada 6g

Grasa monoinsat. 2.5 g

Colest. 60 mg .

Sodio 940 mg

Carbohid. tot. 24 g

Grasa poliinsat. 1.5 g Fibra diet. 1 g

Azúcares 1 g

18% 30% 39% 8% 4% 20% 20%

Proteínas 10 g

Vitamina A 0% • Vitamina C 0% • Calcio 6% • Hierro 8%

INGREDIENTES: AGUA, CALDO DE POLLO, PASTA ENRIQUECIDA (SÉMOLA DE TRIGO, SÓLIDOS DE CLARA DE HUEVO, NIACINA, HIERRO, MONONITRATO DE TIAMINA [VITAMINA B1], RIBOFLAVI- NA [VITAMINA B2] Y ÁCIDO FÓLICO), CREMA (DERIVADA DE LA LECHE), POLLO, CONTIENE MENOS DEL 2% DE: QUESOS (GRANULARES, PARMESANO Y PASTA ROMANO [LECHE DE VACA PASTEURIZADA, CULTIVOS, SAL, ENZIMAS], AGUA, SAL, ÁCIDO LÁCTICO, ÁCIDO CÍTRICO Y FOSFATO DISÓDICO), MANTEQUILLA (NATA DULCE PASTEURIZADA [DERIVADA DE LA LECHE] Y SAL), ALMIDÓN DE MAÍZ MODIFICADO, SAL, SÓLIDOS DE HUEVO ENTERO, AZÚCAR, ALMIDÓN DE ARROZ, AJO, ESPECIAS, GOMA XANTANA, HARINA DE MOSTAZA, AISLAMIEN- TO DE PROTEÍNA DE SOYA Y FOSFATO DE SODIO.

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Justin Horrocks/iStockphoto

Identi que los siguientes ingredientes como una sustancia pura o una mezcla.

a agua

b caldo de pollo (el líquido que queda en la olla después de cocinar el pollo)

c sal

d harina de mostaza

Utilizando la etiqueta del alimento, elabore una hipótesis sobre la calidad nutricional de este alimento. Proponga una forma de determinar si su hipótesis es válida.

Lea el siguiente pasaje (de Science News) e identi que la observación y la hipótesis.

¿Podría existir en realidad una capa de invisibilidad como la que usa Harry Potter Para los cientí cos de Cambridge, Massachusetts, esto puede ser una realidad. Investigadores del MIT han desarrollado una capa de invisibilidad para objetos pequeños como una hormiga o un grano de arena. Los cristales de calcita tienen la capacidad de re ejar la luz alrededor de un objeto, haciéndolo invisible, o al menos imperceptible . Si se usara un cristal más grande, debería poder ocultar objetos más grandes. La capa de invisibilidad solo funciona con luz láser dirigida de forma directa al cristal. El trabajo futuro mejorará la e cacia de estas capas de invisibilidad.

Utilice estas imágenes para responder la pregunta 12.

a ¿ ué imagen describe mejor una mezcla homogénea

b ¿Cómo clasi caría el contenido de los otros contenedores

c ¿ ué imagen contiene un compuesto Explique cómo hizo su elección.

Se muestran varios elementos químicos. Para cada uno también se muestra una vista microscópica. Determine el número de fases para cada sustancia siguiente e identifíquelas.

a yodo

Respuestas a los ejercicios de práctica

cinco moléculas de agua: H2O, H2O, H2O, H2O, H2O a mezcla; la concentración se puede cambiar agregando más ácido acético o más agua. b mezcla; la concentración se puede cambiar aña-

diendo más o menos sal. c sustancia pura; el oro es 1 oro. d mezcla; la leche contiene varias sustancias.

Richard Megna/ Fundamental Photographs

b bromo

Richard Megna/ Fundamental Photographs c azufre

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Revisión de matemáticas

Multiplicación

La multiplicación es un proceso de sumar cualquier número o cantidad dado a sí mismo un cierto número de veces. Por lo tanto, 4 por 2 signi ca 4 sumado dos veces, o 2 sumado cuatro veces, para dar el producto de 8. Varias formas de expresar la multiplicación son ab a b a b a(b) (a)(b)

Cada una de estas expresiones signi ca a por b, o a multiplicada por b, o b multiplicada por a

Cuando a = 16 y b = 24, tenemos 16 × 24 = 384.

La expresión °F = (1.8 × °C) + 32 signi ca que debemos multiplicar 1.8 por los grados Celsius y sumar 32 al producto. Cuando °C es igual a 50,

°F = (1.8 × 50) + 32 = 90 + 32 = 122°F

El resultado de multiplicar dos o más números juntos se conoce como producto

División

La palabra división tiene varios signi cados. Como expresión matemática, es el proceso de encontrar cuántas veces un número o cantidad está contenido(a) en otro. Varias formas de expresar la división son

a ÷ b a b a/b

Cada una de estas expresiones signi ca dividir a entre b.

Cuando a = 15y b = 3, 15 3 = 5.

El número sobre la línea se llama numerador; el número debajo de la línea es el denominador. Tanto los signos de división horizontales como la diagonal (/) también signi can “entre”. Por ejemplo, en la expresión de densidad, determinamos la masa por unidad de volumen:

densidad = masa/volumen = masa volumen = g/mL

En este caso, la última diagonal se re ere a una división de gramos entre el número de mililitros que ocupa esa masa. El resultado de dividir un número entre otro se llama cociente.

Fracciones y decimales

Una fracción es una expresión de división, que muestra que el numerador se divide entre el denominador. Una fracción propia es aquella en la que el numerador es menor que el denominador. En una fracción impropia, el numerador es el número mayor. Un decimal o una fracción decimal es una fracción propia en la que el denominador es alguna potencia de 10. La fracción decimal se determina realizando la división de la fracción propia. En la tabla adjunta se muestran ejemplos de fracciones propias y sus equivalentes en fracciones decimales.

Suma de números con decimales

Para sumar números con decimales, usamos el mismo procedimiento para sumar números enteros, pero siempre alineamos los puntos decimales en la misma columna. Por ejemplo, sume

Al sumar números que expresan unidades de medida, debemos estar seguros de que los números sumados tienen todos las mismas unidades. Por ejemplo, ¿cuál es la longitud total de tres tubos de vidrio: 10.0 cm, 125 mm y 8.4 cm? Si simplemente sumamos los números, obtenemos un valor de 143.4, pero no estamos seguros de cuál es la unidad de medida. Para sumar estas longitudes correctamente, primero cambie 125 mm a 12.5 cm. Ahora todas las longitudes se expresan en las mismas unidades y se pueden sumar:

Resta de números con decimales

Para restar números con decimales, usamos el mismo procedimiento para restar números enteros, pero siempre alineamos los puntos decimales en la misma columna. Por ejemplo, reste 20.60 de 182.49:

Al restar números que son medidas, asegúrese de que las medidas estén en las mismas unidades. Por ejemplo, reste 22 cm de 0.62 m. Primero cambie m a cm, luego haga la sustracción.

Multiplicación de números con decimales

Para multiplicar dos o más números que contienen decimales, primero los multiplicamos como si fueran números enteros. Luego, para ubicar el punto decimal en el producto, sumamos el número de dígitos a la derecha del decimal en todos los números multiplicados entre sí. El producto debe tener este mismo número de dígitos a la derecha del punto decimal.

Multiplique 2.05 × 2.05 = 4.2025 (un total de cuatro dígitos a la derecha del punto decimal).

Aquí hay más ejemplos:

14.25 × 6.01 × 0.75 = 64.231875 (seis dígitos a la derecha del punto decimal)

39.26 × 60 = 2355.60 (dos dígitos a la derecha del punto decimal)

División de números con decimales

Para dividir números que contienen decimales, primero reubicamos los puntos decimales del numerador y el denominador moviéndolos a la derecha tantos lugares como sea necesario para tener un

Nota Si un número es una medida, la respuesta debe ajustarse al número correcto de cifras signicativas.

número entero en el denominador. (Mueva el decimal tanto del numerador como del denominador la misma cantidad y en la misma dirección.) Por ejemplo,

El ajuste del punto decimal en este ejemplo equivale a multiplicar tanto el numerador como el denominador por 10. Ahora realizamos la división normalmente, ubicando el punto decimal inmediatamente arriba de su posición en el dividendo:

Estos ejemplos son guías de los principios utilizados para realizar las diversas operaciones matemáticas ilustradas. El uso de una calculadora ahorrará muchas horas de cálculos tediosos. Después de resolver un problema, el estudiante debe veri car si hay errores y evaluar la respuesta para ver si es lógica y consistente con los datos dados.

Ecuaciones algebraicas

Muchos problemas matemáticos que se encuentran en química son de las siguientes formas algebraicas. Las soluciones a estos problemas se simpli can aislando primero el término deseado en un lado de la ecuación. Este reordenamiento se logra tratando ambos lados de la ecuación de manera idéntica hasta que se aísle el término deseado.

(a) a = b c

Para despejar b, multiplique ambos lados de la ecuación por c :

a × c = b c × c

b = a × c

Para despejar c, multiplique ambos lados de la ecuación por c a :

a × c a = b c × c a

c = b a

(b) a b = c d

Para despejar a, multiplique ambos lados de la ecuación por b:

a b × b = c d × b

a = c × b d

Para despejar b, multiplique ambos lados de la ecuación por b × d c :

a b × b × d c = c d × b × d c

a × d c = b

(c) a × b = c × d

Para despejar a, divida ambos lados de la ecuación entre b:

a × b b = c × d b

a = c × d b

(d) b − c a = d

Para despejar b, primero multiplique ambos lados de la ecuación por a:

a(b − c) a = d × a

b − c = d × a

Entonces sume c a ambos lados de la ecuación:

b − c + c = d × a + c

b = (d × a) + c

Cuando a = 1.8, c = 32 y d = 35,

b = (35 × 1.8) + 32 = 63 + 32 = 95

Expresiones de números grandes y pequeños

En mediciones y cálculos cientí cos a menudo encontramos números muy grandes y muy pequeños, por ejemplo, 0.00000384 y 602 000 000 000 000 000 000 000. Estos números son difíciles de escribir y difíciles de manejar, especialmente en los cálculos. Un método conveniente para expresar estos números grandes y pequeños en una forma simpli cada es por medio de exponentes o potencias de 10. Este método de expresar números se conoce como notación cientíca o exponencial.

Un exponente es un número escrito como un superíndice después de otro número. Los exponentes a menudo se conocen como potencias de números. El término potencia indica cuántas veces se usa el número como factor. En el número 102, 2 es el exponente, y signi ca que el número 10 está al cuadrado, o es 10 a la segunda potencia, o 10 × 10 = 100. Otros tres ejemplos son

32 =3 × 3 = 9

34 =3 × 3 × 3 × 3 = 81

103 =10 × 10 × 10 = 1000

Para facilitar el manejo, los números grandes y pequeños se expresan en potencias de 10. Las potencias de 10 se usan porque multiplicar o dividir por 10 coincide con mover el punto decimal de un número un lugar. Así pues, un número multiplicado por 101 movería el punto decimal un lugar a la derecha; 102, dos lugares a la derecha; 10 2, dos lugares a la izquierda. Para expresar un número en potencias de 10, movemos el punto decimal del número original a una nueva posición, colocándolo de manera que el número sea un valor entre 1 y 10. Este nuevo número decimal se multiplica por 10 elevado a la potencia adecuada. Por ejemplo, para escribir el número 42 389 en forma exponencial, se coloca el punto decimal entre el 4 y el 2(4.2389), y se multiplica el número por 104; por lo tanto, el número es 4.2389 × 104:

42 389 4.2389 104

El exponente de 10(4) nos dice el número de lugares que el punto decimal se ha movido de su posición original. Si el punto decimal se mueve hacia la izquierda, el exponente es un número positivo; si se mueve a la derecha, el exponente es un número negativo. Para expresar el número 0.00248 en notación exponencial (como potencia de 10), el punto decimal se mueve tres lugares a la derecha; el exponente de 10 es 3 y el número es 2.48 × 10 3

0.00248 = 2.48 × 10 3

123

Estudie los siguientes ejemplos de cómo cambiar un número a notación cientí ca.

1237=1.237 × 103

988=9.88 × 102

147.2=1.472 × 102

2 200 000=2.2 × 106

0.0123=1.23 × 10−2

0.00005=5 × 10−5

0.000368=3.68 × 10−4

Exponentes en multiplicación y división El uso de potencias de 10 en la multiplicación y la división simpli ca enormemente la ubicación del punto decimal en la respuesta. En la multiplicación, primero cambie todos los números a potencias de 10, luego multiplique la parte numérica de la forma habitual, y nalmente sume los exponentes de 10 algebraicamente,

expresándolos como una potencia de 10 en el producto. En la multiplicación, los exponentes (potencias de 10) se suman algebraicamente.

102 × 103 = 10(2+3) = 105

102 × 102 × 10−1 = 10(2+2−1) = 103

Multiplique:

Cambie a potencias de 10:

Reordene:

(40 000)(4200)

(4 × 104)(4.2 × 103)

(4 × 4.2)(104 × 103)

16.8 × 10(4+3)

16.8 × 107 o1.68 × 108 (Respuesta)

Multiplique:

(380)(0.00020)

(3.80 × 102)(2.0 × 10−4)

(3.80 × 2.0)(102 × 10−4)

7.6 × 10(2−4)

7.6 × 10−2 o0.076(Respuesta)

Multiplique:

(125)(284)(0.150)

(1.25 × 102)(2.84 × 102)(1.50 × 10−1)

(1.25)(2.84)(1.50)(102 × 102 × 10−1)

5.325 × 10(2+2−1)

5.33 × 103 (Respuesta)

En la división, después de cambiar los números a potencias de 10, mueva el 10 y su exponente del denominador al numerador, cambiando el signo del exponente. Realice la división de la manera usual y evalúe la potencia de 10. Cambie el (los) signo(s) del (de los) exponente(s) de 10 en el denominador, y mueva el 10 y su(s) exponente(s) al numerador. Luego sume todos los exponentes de 10 juntos. Por ejemplo,

105

103 = 105 × 10−3 = 10(5−3) = 102

103 × 104 10−2 = 103 × 104 × 102 = 10(3+4+2) = 109

Cifras significativas en los cálculos

El resultado de un cálculo basado en mediciones experimentales no puede ser más preciso que la medida que presenta la mayor incertidumbre. (Vea la sección 2.4 para una discusión adicional.)

Adición y sustracción El resultado de una adición o sustracción no debe contener más dígitos a la derecha del punto decimal que los que contiene la cantidad que tiene el menor número de dígitos a la derecha del punto decimal.

Realice la operación indicada y luego redondee el número al número adecuado de cifras signi cativas:

(a)142.8g

36.42g

198.1g(Respuesta)

(b)

−18.0mL

75.5mL(Respuesta)

a) La respuesta solo contiene un dígito después del punto decimal, ya que 142.8 contiene solo un dígito después del punto decimal.

b) La respuesta solo contiene un dígito después del punto decimal, ya que 18.0 contiene un dígito después del punto decimal.

Multiplicación y división En los cálculos que involucran multiplicación o división, la respuesta debe contener el mismo número de cifras signi cativas que la medida que tenga la menor cantidad de cifras signi cativas. En la multiplicación o división, la posición del punto decimal no tiene nada que ver con el número de cifras signi cativas en la respuesta. Estudie los siguientes ejemplos:

(2.05)(2.05) = 4.2025

= 96.096

× 10−2)(2.0 × 10−2)=

Análisis dimensional

Muchos problemas de la química pueden resolverse fácilmente mediante el análisis dimensional utilizando el método de la etiqueta del factor o del factor de conversión. El análisis dimensional involucra el uso de unidades apropiadas de dimensiones para todos los factores que se multipliquen, dividan, sumen o resten al establecer y resolver un problema. Las dimensiones son cantidades físicas como la longitud, la masa y el tiempo, que se expresan en unidades como centímetros, gramos y segundos, respectivamente. Al resolver un problema, tratamos matemáticamente estas unidades como si fueran números, lo que nos da una respuesta que contiene las unidades dimensionales correctas.

Una medida o cantidad dada en un tipo de unidad se puede convertir a cualquier otro tipo de unidad que tenga la misma dimensión. Para convertir de un tipo de unidad a otro, la cantidad o medida original se multiplica o divide por un factor de conversión. La clave del éxito radica en elegir el factor de conversión correcto. Este método general de cálculo se ilustra en los siguientes ejemplos.

Supongamos que queremos cambiar 24 pies a pulgadas. Necesitamos multiplicar 24 pies por un factor de conversión que contenga pies y pulgadas. Dos de estos factores de conversión se pueden escribir relacionando pulgadas con pies:

o 1 ft 12 in. 12 in. 1 ft

Elegimos el factor que matemáticamente cancela pies y dejamos la respuesta en pulgadas. Observe que las unidades se tratan de la misma manera que tratamos los números, multiplicando odividiendo según sea necesario. Surgen entonces dos posibilidades para convertir 24 pies a pulgadas:

( ft)( 1 ) o ( )( )

En el primer caso (el método correcto), los pies en el numerador y el denominador se cancelan, dándonos una respuesta de 288 pulgadas. En el segundo caso, las unidades de la respuesta son ft2/in., siendo la respuesta 2.0 ft2/in. En el primer caso, la respuesta es razonable, porque está expresada en unidades que tienen las dimensiones adecuadas. Es decir, la dimensión de la longitud expresada en pies se ha convertido a longitud en pulgadas según la expresión matemática

ft × in. ft = in.

En el segundo caso, la respuesta no es razonable, porque las unidades (ft2/in.) no corresponden a unidades de longitud. Por lo tanto, la respuesta es incorrecta. Las unidades son el factor decisivo para la conversión correcta.

La razón por la que podemos multiplicar 24 pies por 12 in./ft y no cambiar el valor de la medida es que el factor de conversión se deriva de dos cantidades equivalentes. Por lo tanto, el factor de conversión de 12 in./ft es igual a la unidad. Cuando se multiplica cualquier factor por 1, no cambia el valor:

y = 1

Convierta 16 kg a miligramos. En este problema, es mejor proceder de esta manera: kg g mg

Los posibles factores de conversión son:

1 kg 1000 g 1 g 1000 mg 1000 mg 1 g 1000 g 1 kg oo

Usamos el factor de conversión que deja la unidad adecuada en cada paso para la siguiente conversión. El cálculo es

= 1.6 × 107 (16 kg)mg 1 kg 1000 g 1 g 1000 mg

Independientemente de la aplicación, la base del análisis dimensional es el uso de factores de conversión para organizar una serie de pasos en la búsqueda de una cantidad especí ca con una unidad en particular.

Representación gráfica de los datos

Una grá ca suele ser la forma más conveniente para presentar o mostrar un conjunto de datos. Se han ideado varios tipos de grá cas, pero el tipo más común utiliza un conjunto de coordenadas horizontales y verticales para mostrar la relación de dos variables. Se llama grá ca x y porque los datos de una variable se representan en el eje horizontal o x (abscisas) y los datos de la otra variable se representan en el eje vertical o y (ordenadas). Figura I.1

Como ejemplo especí co de una grá ca simple, representemos grá camente la relación entre las escalas de temperatura Celsius y Fahrenheit. Supongamos que inicialmente solo tenemos la información de la tabla al lado de la gura I.2

En un conjunto de coordenadas horizontales y verticales (papel cuadriculado), con escalas de al menos 100 grados Celsius en el eje x y al menos 212 grados Fahrenheit en el eje y. Localice y marque los tres puntos correspondientes a las tres temperaturas dadas y dibuje una línea que conecte estos puntos (ver gura I.2).

Así es como se ubica un punto en la grá ca: usando los datos (50°C, 122°F), trace una línea vertical hacia arriba desde los 50°C en el eje x y una línea horizontal desde 122°F en el eje y, y marque el punto donde las dos líneas se crucen. Este proceso se llama gra cación. Los otros dos puntos

se gra can de la misma manera. (Nota: el número de grados por división de escala se eligió para dar una grá ca de tamaño conveniente. En este caso, hay 5 grados Fahrenheit por división de escala y 2 grados Celsius por división de escala.)

La grá ca de la gura I.2 muestra que la relación entre la temperatura Celsius y Fahrenheit es la de una línea recta. La temperatura Fahrenheit correspondiente a cualquier temperatura Celsius dada entre 0 y 100° se puede determinar a partir de la grá ca. Por ejemplo, para encontrar la temperatura en grados Fahrenheit correspondiente a 40°C, trace una línea perpendicular desde 40°C en el eje x hasta la línea trazada en la grá ca. Ahora trace una línea horizontal desde este punto en la línea trazada hasta el eje y, y lea la temperatura Fahrenheit correspondiente (104°F). Vea las líneas discontinuas de la gura I.2. A su vez, la temperatura en grados Celsius correspondiente a cualquier temperatura en grados Fahrenheit entre 32° y 212° se puede determinar a partir de la grá ca trazando una línea horizontal desde la temperatura en grados Fahrenheit hasta la línea trazada y leyendo la temperatura correspondiente en la escala Celsius directamente debajo del punto de intersección.

La relación matemática de las temperaturas en grados Fahrenheit y Celsius se expresa mediante la ecuación °F = (1.8 × °C) + 32. La gura I.2 es una grá ca de esta ecuación. Debido a que la grá ca es una línea recta, se puede extender inde nidamente en cualquier extremo. Cualquier temperatura Celsius deseada puede gra carse contra la temperatura Fahrenheit correspondiente extendiendo las escalas a lo largo de ambos ejes según sea necesario.

La gura I.3 es una grá ca que muestra la solubilidad del clorato de potasio en agua a varias temperaturas. La curva de solubilidad de esta grá ca se trazó a partir de los datos de la tabla junto a la grá ca.

En contraste con la relación de temperatura Celsius-Fahrenheit, no existe una ecuación matemática simple que describa la relación exacta entre la temperatura y la solubilidad del clorato de potasio. La grá ca de la gura I.3 se construyó a partir de solubilidades determinadas experimentalmente a las seis temperaturas que se muestran. Estas solubilidades determinadas experimentalmente están todas ubicadas en la curva suave trazada por la porción de línea continua de la grá ca. Por lo tanto, estamos seguros de que la línea continua representa una muy buena aproximación a los datos de solubilidad del clorato de potasio en el rango de temperatura de 10 a 80°C. Todos los puntos

en la curva trazada representan la composición de soluciones saturadas. Cualquier punto debajo de la curva representa una solución no saturada.

Las porciones de línea discontinua de la curva son extrapolaciones, es decir, extienden la curva por encima y por debajo del rango de temperatura realmente cubierto por los datos de solubilidad trazados. Las curvas como esta a menudo se extrapolan una distancia corta más allá del intervalo de los datos conocidos, aunque las partes extrapoladas pueden no ser muy precisas. La extrapolación se justi ca solo en ausencia de información más con able.

La grá ca de la gura I.3 se puede usar con con anza para obtener la solubilidad del KClO3 a cualquier temperatura entre 10° y 80°C, pero las solubilidades entre 0° y 10°C y entre 80° y 100°C son menos con ables. Por ejemplo, ¿cuál es la solubilidad del KClO3 a 55°C, a 40°C y a 100°C?

Primero dibuje una línea perpendicular desde cada temperatura a la curva de solubilidad trazada. Ahora trace una línea horizontal hacia el eje de solubilidad desde cada punto de la curva y lea las solubilidades correspondientes. Los valores que leemos de la grá ca son

40°C 14.2 g de KClO3/100 g de agua

55°C 22.0 g de KClO3/100 g de agua

100°C 59 g de KClO3/100 g de agua

De estas solubilidades, la de 55°C es probablemente la más con able porque los puntos experimentales se gra can a 50° y 60°C. El valor de solubilidad a 40°C es un poco menos able porque los puntos trazados más cercanos están a 30°C y 50°C. La solubilidad a 100°C es el menos able de los tres valores porque se tomó de la parte extrapolada de la curva y el punto más cercano trazado es 80°C. Los valores reales de solubilidad de las tablas son 14.0 y 57.0 g de KClO3/100 g de agua a 40°C y 100°C, respectivamente.

La grá ca de la gura I.3 también se puede usar para determinar si una solución está saturada o no saturada. Por ejemplo, una solución contiene 15 g de KClO3/100 g de agua y está a una temperatura de 55°C. ¿La solución es saturada o no saturada? Respuesta: La solución no es saturada porque el punto correspondiente a 15 g y 55°C en la grá ca está debajo de la curva de solubilidad; todos los puntos debajo de la curva representan soluciones no saturadas.

Unidades de medida

Unidades del SI y factores de conversión LongitudMasa

1 metro= 1.0936 yardas1 kilogramo= 1000 gramos = 100 centímetros= 2.20 libras = 1000 milímetros1 gramo= 1000 miligramos

1 centímetro= 0.3937 pulgadas1 libra= 453.59 gramos

1 pulgada= 2.54 centímetros= 0.45359 kilogramos (exactamente)= 16 onzas

1 kilómetro= 0.62137 millas1 ton= 2000 libras

1 milla= 5280 pies= 907.185 kilogramos = 1.609 kilómetros1 onza= 28.3 gramos

1 angstrom = 10 10 metros 1 unidad de masa atómica = 1.6606 × 10 27 kilogramos

Volumen

Unidad del SI: metro cúbico (m3)

1 litro = 10 3 m3 = 1 dm3 = 1.0567 cuartos = 1000 milímetros

1 galón = 4 cuartos = 8 pintas = 3.785 litros

1 cuarto = 32 onzas de uido = 0.946 litros

1 onza de uido = 29.6 milímetros

Energía

Unidad del SI: joule (J)

1 joule = 1 kg m2/s2 = 0.23901 calorías

1 caloría = 4.184 joules

Temperatura

Unidad del SI: kelvin (K)

0 K

=−273.15°C =−459.67°F

K=°C + 273.15

°C= °F − 32 1.8

°F=1.8(°C) + 32

°C= 5 9 (°F − 32)

Presión

Unidad del SI: pascal (Pa)

1 pascal = 1 kg/m s2

1 atmósfera = 101.325 kilopascales = 760 torr (mm Hg) = 14.70 libras por pulgada cuadrada (psi)

Presión de vapor de agua a varias temperaturas

Tabla de solubilidad

H+ acacacacacsl.acacacsl.acacac

Na+ acacacacacacacacacacac

K+ acacacacacacacacacacac

NH4+ acacacac—acacacacacac

Ag+ acIIIII—acIII

Mg2+ IacacacIdIacIacac

Ca2+ IacacacIdIacIIac

Ba2+ Iacacacsl.acdsl.acacIIac

Fe2+ sl.acacacacIIIacsl.acacac

Fe3+ Iacac—IIIacIacI

Co2+ acacacacIIIacIacac

Ni2+ sl.acacacacIIIacIacac

Cu2+ sl.acacac—IIIacIacac

Zn2+ sl.acacacacIIIacIacac

Hg2+ dacIIIIIacIdac

Cd2+ sl.acacacacIIIacIacac

Sn2+ acacacsl.acIIIacIacac

Pb2+ IIIIIIIacIIac

Mn2+ sl.acacacacIIIacIacac

Al3+ IacacacIdIac—acac

Claves:ac = soluble en agua

sl.ac = poco soluble en agua

I = insoluble en agua (menos de 1 g/100 g de H2O)

d = se descompone en agua

Grupo

Tabla periódica de los elementos

ACS (Sociedad Norteamericana de Química) e IUPAC actuales Preferidos de Estados Unidos

Número atómico

Símbolo

Nombre

Masa atómica

Las masas atómicas se basan en el carbono-12. Los elementos marcados con † no tienen isótopos estables. La masa atómica dada es la del isótopo con la mayor vida media conocida.

Para uso práctico, las masas atómicas se redondearon a cuatro cifras significativas.

Gases nobles

* Serie de los lantánidos 6 * Serie de los actínidos 7

Elementos de transición internos

los colores indican la ubicación de los electrones más externos

orbitales s orbitales d orbitales p orbitales f

†Este elemento no tiene isótopos estables. La masa atómica dada es para el isótopo del elemento cuya vida media es más larga.

Masas atómicas de los elementos

Con base en la tabla de masas atómicas de la IUPAC de 2005

*Este elemento no tiene isótopos estables. La masa atómica dada es la del isótopo con la vida media más larga conocida.

Nombres, fórmulas y cargas de iones comunes

Iones positivos (cationes)

AmonioNH4+

Cobre(I) Cu+ (Cuproso)

Hidrógeno H+

Potasio K+

Plata Ag+

Sodio Na+

Bario Ba2+

Cadmio Cd2+

Calcio Ca2+

Cobalto(II) Co2+

Cobre(II Cu2+ (Cúprico)

Hierro(II) Fe2+ (Ferroso)

Plomo(II) Pb2+

Magnesio Mg2+

Manganeso(II) Mn2+

Mercurio(II) Hg2+ (Mercúrico)

Níquel (II) Ni2+

Estaño(II) Sn2+ (Estanoso)

Zinc Zn2+

Aluminio Al3+

Antimonio(III) Sb3+

Arsénico(III) As3+

Bismuto(III) Bi3+

Cromo(III) Cr3+

Hierro(III) Fe3+ (Férrico)

Titanio (III) Ti3+ (Titanoso)

Manganeso(IV) Mn4+

Estaño(IV) Sn4+ (Estánico)

Titanio (IV) Ti4+ (Titánico)

Antimonio(V) Sb5+

Arsénico (V) As5+

Iones negativos (aniones)

AcetatoC2H3O2

BromatoBrO3

BromuroBr

CloratoClO3

Cloruro Cl CloritoClO2

Cianuro CN

Fluoruro F

HidruroH

Carbonato de hidrógenoHCO3 (Bicarbonato)

Sulfato de hidrógenoHSO4 (Bisulfato)

Sulfito de hidrógenoHSO3 (Bisulfito)

Hidróxido OH

Hipoclorito ClO

Yodato IO3

Yoduro I

Nitrato NO3

Nitrito NO2

Perclorato ClO4

Permanganato MnO4

Tiocianato SCN

Carbonato CO32−

Cromato CrO42−

Dicromato Cr2O72−

Oxalato C2O42−

Óxido O2−

Peróxido O22−

Silicato SiO32−

Sulfato SO42−

Sulfuro S2−

Sulfito SO32−

Arseniato AsO43−

Borato BO33−

Fosfato PO43−

Fosfuro P3−

Fosfito PO33−

Prefijijos y valores numéricos para las unidades del SI

Unidades del SI y factores de conversión

Unidad del SI: metros (m)Unidad del SI: kilogramos (kg)Unidad del SI: metros cúbicos (m3)

1metro= 1000milímetros = 1.0936yardas

1centímetro= 0.3937pulgadas

1pulgada= 2.54centímetros (exactamente)

1kilómetro= 0.62137millas

1milla= 5280pies = 1.609kilómetros

1angstrom =10−10 metros

1kilogramo= 1000gramos = 2.20libras

1gramo= 1000miligramos

1libra= 453.59gramos = 0.45359kilogramos = 16onzas

1ton = 2000libras = 907.185kilogramos

1onza= 28.3gramos

1unidad de masa atómica= 1.6606×10−27 kilogramos

1litro= 1000mililitros =10−3 m3 = 1dm3 = 1.0567cuartos

1galón= 4cuartos = 8pintas = 3.785litros

1cuarto= 32onzas de fluido = 0.946litros = 4tazas

1onza de fluido= 29.6mL

TemperaturaEnergíaPresión

Unidad del SI: kelvin (K)Unidad del SI: joule (J)Unidad del SI: pascal (Pa)

0K = −273.15°C = −459.67°F

K = °C+273.15

°C = (°F−32)

1.8

°C = 5 9 (°F−32)

°F = 1.8(°C)+32

1joule = 1kgm2/s2 = 0.23901calorías

1caloría= 4.184joules

1pascal = 1kg(ms2)

1atmósfera= 101.325kilopascales = 760torr = 760mm =14.70 libras por pulgada cuadrada (psi)