Química General I + Laboratorio

Átomos, reacciones, enlaces, gases y energía, con tres laboratorios prácticos. Gratis, a tu ritmo y ligado a trabajo real que ayuda al planeta.

NASA/Frank Michaux (KSC-20210707-PH-FMX01_0146)NASA/Frank Michaux (KSC-20210707-PH-FMX01_0262)NASA/Michael DeMocker (MAF20210116_GR0006)NASA/GSFC/Jeff Schmaltz/MODIS Land Rapid Response Team

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Sobre este curso

Este es el esquema de un curso gratuito de autoestudio escrito por Saving Planets. No es un curso universitario, no otorga créditos académicos y ninguna institución participa.

Su alcance sigue el primer semestre de química general universitaria tal como se enseña en materiales abiertos como OpenStax Chemistry 2e y MIT OpenCourseWare, que enlazamos a lo largo del curso. Esas organizaciones no respaldan esta página.

Avanza en orden. Cada unidad tiene objetivos, ideas clave, ecuaciones, ejemplos paso a paso, práctica con respuestas, errores comunes, tarjetas y un cuestionario. Tu progreso se guarda solo en este navegador.

Cómo ayuda este curso a salvar el planeta

La química está detrás de muchas de las soluciones de Saving Planets: medir gases de efecto invernadero desde la órbita, analizar el agua, convertir el CO₂ en piedra y crear combustibles y cohetes más limpios.

Cada unidad termina con una breve sección con fuentes que muestra cómo sus ideas ayudan a las personas y a la naturaleza.

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Antes de empezar

Requisitos previos

  • Álgebra: despejar una incógnita, reorganizar fórmulas, proporciones y porcentajes.
  • Notación científica y logaritmos (base 10). Usarás log para el pH y la absorbancia.
  • Unidades: convertir gramos a kilogramos, mL a L y °C a K.
  • Una calculadora científica. Sirve la del teléfono en modo científico.

Cómo estudiar

  • Lee la unidad, ciérrala e intenta los ejemplos resueltos por tu cuenta antes de comprobar cada paso.
  • Haz cada problema en papel antes de abrir la respuesta. Equivocarte primero y corregirlo es lo que fija el método.
  • Arrastra siempre las unidades en el cálculo. Si no se simplifican hasta la respuesta que buscas, el planteamiento está mal.
  • Revisa las cifras significativas: tu respuesta no debe ser más precisa que tu medida menos precisa.
  • Usa las tarjetas 10 minutos al día (la práctica espaciada supera a un largo atracón de estudio).
  • Haz el cuestionario de la unidad solo cuando creas que estás listo. Por debajo del 80 por ciento, repasa las ideas erróneas y vuelve a intentarlo mañana.
  • Explica una idea en voz alta cada día, como si la enseñaras. Si te atascas, eso es lo que debes repasar.

Material de laboratorio (para los laboratorios presenciales)

  • Balanza digital (hasta 0.001 g)
  • pH-metro o sonda de pH
  • Espectrofotómetro o colorímetro con cubetas
  • Bureta, pipetas aforadas y matraces aforados
  • Crisol, tapa, triángulo de arcilla y mechero
  • Gafas de seguridad, guantes y bata

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Calendario sugerido de 15 semanas

Unas 6 a 9 horas por semana: lectura, problemas de práctica y, en las semanas de laboratorio, el laboratorio.

SemanaUnidadTemasLectura
1Teoría atómica y números cuánticosÁtomos, isótopos y masa atómica mediaOpenStax 2.2–2.3
2Teoría atómica y números cuánticosLuz, fotones y el modelo de Bohr del hidrógenoOpenStax 6.1–6.2
3Teoría atómica y números cuánticosNúmeros cuánticos, configuraciones electrónicas, tendencias periódicasOpenStax 6.3–6.5
4EstequiometríaEl mol, la masa molar y las fórmulasOpenStax 3.1–3.2
5EstequiometríaBalanceo de ecuaciones y estequiometría · Laboratorio AOpenStax 4.1, 4.3
6EstequiometríaReactivo limitante, rendimiento, molaridad y dilución · Laboratorio BOpenStax 3.3, 4.4–4.5
7Geometría molecular y enlaceEnlaces iónicos y covalentes, electronegatividad, estructuras de LewisOpenStax 7.1–7.4
8Geometría molecular y enlaceFormas VSEPR y polaridad molecularOpenStax 7.6
9Geometría molecular y enlaceFuerzas intermoleculares · Serie de práctica de mitad de cursoOpenStax 10.1
10Estados de la materia: gases y disolucionesLeyes de los gases y ley de los gases idealesOpenStax 9.1–9.3
11Estados de la materia: gases y disolucionesMezclas de gases, presión parcial, teoría cinético-molecularOpenStax 9.3–9.5
12Estados de la materia: gases y disolucionesDisoluciones y solubilidad de gases · Laboratorio COpenStax 11.1–11.3
13TermodinámicaEnergía, calor, calor específico y calorimetríaOpenStax 5.1–5.2
14TermodinámicaEntalpía, ley de Hess, introducción a la entropía y la energía de GibbsOpenStax 5.3, 16.1–16.4
15RepasoRepaso, tarjetas de estudio y serie de práctica finalTodas las unidades

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Tu progreso

Marca las unidades y los laboratorios al terminarlos y haz los cuestionarios. El progreso y las puntuaciones se guardan solo en este navegador y nunca se nos envían.

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Unidad 1 · Semanas 1–3

Teoría atómica y números cuánticos

De qué están hechos los átomos, cómo se ordenan los electrones y por qué cada elemento emite sus propios colores de luz.

Objetivos de aprendizaje

Al terminar esta unidad podrás:

  • Hallar protones, neutrones y electrones a partir del símbolo de un isótopo, y calcular una masa atómica media.
  • Usar c = λν y E = hν para pasar entre longitud de onda, frecuencia y energía del fotón.
  • Hallar la longitud de onda de la luz emitida cuando un electrón del hidrógeno baja de un nivel a otro.
  • Enumerar los números cuánticos permitidos (n, l, mₗ, mₛ) y detectar conjuntos imposibles.
  • Escribir configuraciones electrónicas y diagramas de orbitales, incluidos iones y la notación abreviada del gas noble.
  • Explicar las tendencias periódicas del radio atómico y la energía de ionización.

Conceptos clave

  • Un átomo tiene un núcleo diminuto de protones y neutrones con electrones a su alrededor. El número atómico Z cuenta los protones; el número másico A cuenta protones más neutrones.
  • Los isótopos son átomos del mismo elemento con distinto número de neutrones. La masa atómica de la tabla periódica es una media ponderada de los isótopos presentes en la naturaleza.
  • La luz se comporta como una onda (longitud de onda λ, frecuencia ν) y como partículas llamadas fotones, cada una con energía E = hν.
  • Los electrones de un átomo solo pueden tener ciertas energías. Cuando un electrón baja a un nivel inferior emite un fotón cuya energía es igual a la diferencia, así que cada elemento tiene su propio espectro de líneas.
  • Cuatro números cuánticos describen cada electrón: n (capa, 1, 2, 3…), l (forma de la subcapa, de 0 a n − 1, llamada s, p, d, f), mₗ (orientación, de −l a +l) y mₛ (espín, +½ o −½).
  • Principio de exclusión de Pauli: dos electrones de un átomo no pueden compartir los cuatro números cuánticos, así que un orbital admite como máximo dos electrones, con espines opuestos.
  • Principio de Aufbau: llena primero los orbitales de menor energía (1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p…). Regla de Hund: en orbitales de igual energía, coloca los electrones de uno en uno con espines paralelos antes de aparearlos.
  • A lo largo de un período, los átomos se hacen más pequeños y la energía de ionización suele aumentar porque crece la carga nuclear que sienten los electrones externos. Al bajar por un grupo, los átomos se hacen más grandes y la energía de ionización disminuye.

Ecuaciones clave

c=λνc=\lambda\nu
Velocidad de la luz = longitud de onda × frecuencia (c = 2.998 × 10⁸ m/s)
E=hν=hcλE=h\nu=\frac{hc}{\lambda}
Energía de un fotón (h = 6.626 × 10⁻³⁴ J·s)
En=−kn2,k=2.179×10−18 JE_n=-\frac{k}{n^2},\qquad k=2.179\times10^{-18}\ \text{J}
Niveles de energía de Bohr del átomo de hidrógeno
∣ΔE∣=k(1nlow2−1nhigh2)|\Delta E|=k\left(\frac{1}{n_\text{low}^2}-\frac{1}{n_\text{high}^2}\right)
Energía del fotón para un salto entre dos niveles del hidrógeno
mˉ=∑i(fractioni)(mi)\bar{m}=\sum_i (\text{fraction}_i)(m_i)
Masa atómica media a partir de las abundancias isotópicas

Ejemplos resueltos paso a paso

Ejemplo 1.1 ¿Qué longitud de onda emite un átomo de hidrógeno cuando su electrón baja de n = 3 a n = 2?

Ver los pasos
  1. Diferencia de energía: |ΔE| = k(1/2² − 1/3²) = 2.179 × 10⁻¹⁸ J × (1/4 − 1/9) = 2.179 × 10⁻¹⁸ J × 5/36 = 3.026 × 10⁻¹⁹ J.
  2. Despeja E = hc/λ como λ = hc/E.
  3. λ = (6.626 × 10⁻³⁴ J·s × 2.998 × 10⁸ m/s) ÷ 3.026 × 10⁻¹⁹ J = 6.564 × 10⁻⁷ m.
  4. Convierte: 6.564 × 10⁻⁷ m = 656 nm.

Respuesta: 656 nm, luz roja. Es la línea roja brillante del espectro del hidrógeno que los astrónomos usan para detectar hidrógeno gaseoso en el espacio.

Ejemplo 1.2 Escribe la configuración electrónica del hierro (Fe, Z = 26) y del ion Fe²⁺. ¿Cuántos electrones desapareados tiene el Fe?

Ver los pasos
  1. Llena en orden con 26 electrones: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶.
  2. Notación abreviada: el argón tiene 18 electrones, así que Fe = [Ar] 4s² 3d⁶.
  3. Regla de Hund para 3d⁶: los cinco orbitales d reciben un electrón cada uno y luego uno se aparea. Quedan 4 electrones desapareados.
  4. Los metales de transición pierden primero sus electrones 4s al formar iones, así que Fe²⁺ = [Ar] 3d⁶.

Respuesta: Fe = [Ar] 4s² 3d⁶ con 4 electrones desapareados; Fe²⁺ = [Ar] 3d⁶.

Ejemplo 1.3 El cloro es 75.76% cloro-35 (34.969 u) y 24.24% cloro-37 (36.966 u). ¿Cuál es su masa atómica media?

Ver los pasos
  1. Convierte los porcentajes en fracciones: 0.7576 y 0.2424.
  2. Multiplica cada masa por su fracción: 0.7576 × 34.969 u = 26.49 u; 0.2424 × 36.966 u = 8.961 u.
  3. Add: 26.49 u + 8.961 u = 35.45 u.

Respuesta: 35.45 u, que coincide con el valor de la tabla periódica para el cloro.

Problemas de práctica

Resuelve cada uno primero en papel y luego comprueba.

  1. ¿Cuántos protones, neutrones y electrones hay en un átomo de carbono-14?

    Ver la respuesta

    6 protones, 8 neutrones (14 − 6) y 6 electrones.

  2. Un láser verde tiene una longitud de onda de 532 nm. Halla su frecuencia y la energía de un fotón.

    Ver la respuesta

    ν = c/λ = (2.998 × 10⁸ m/s) ÷ (532 × 10⁻⁹ m) = 5.64 × 10¹⁴ Hz. E = hν = 6.626 × 10⁻³⁴ J·s × 5.64 × 10¹⁴ Hz = 3.73 × 10⁻¹⁹ J.

  3. Indica los valores permitidos de mₗ cuando l = 2.

    Ver la respuesta

    −2, −1, 0, +1, +2 (cinco orbitales d).

  4. ¿Qué conjunto de números cuánticos es imposible: (a) n = 2, l = 1, mₗ = −1; (b) n = 2, l = 2, mₗ = 0; (c) n = 3, l = 0, mₗ = 0?

    Ver la respuesta

    (b). l debe ser menor que n, así que n = 2 solo permite l = 0 o 1.

  5. ¿Cuál es el número máximo de electrones en la capa n = 3?

    Ver la respuesta

    2n² = 2 × 3² = 18 (3s admite 2, 3p admite 6, 3d admite 10).

  6. Escribe la configuración del azufre (Z = 16) y cuenta sus electrones desapareados.

    Ver la respuesta

    [Ne] 3s² 3p⁴. Los cuatro electrones 3p se colocan ↑↓ ↑ ↑, así que 2 están desapareados.

  7. ¿Cuál es más grande, un átomo de sodio o uno de cloro? ¿Por qué?

    Ver la respuesta

    El sodio. Ambos están en el período 3, pero el cloro tiene 6 protones más que atraen más cerca la misma capa de electrones.

Ideas erróneas comunes

  • Mito: Los electrones giran alrededor del núcleo en círculos perfectos, como planetas.

    En realidad: Un orbital es una región donde es probable encontrar un electrón, no una trayectoria. Los círculos del modelo de Bohr solo funcionan para los niveles de energía del hidrógeno.

  • Mito: Los electrones 4s se quedan en su sitio cuando un metal de transición forma un ion, porque el 4s se llenó primero.

    En realidad: Los metales de transición pierden los electrones 4s antes que los 3d. El Fe²⁺ es [Ar] 3d⁶, no [Ar] 4s² 3d⁴.

  • Mito: La luz de mayor frecuencia tiene una longitud de onda más larga.

    En realidad: Frecuencia y longitud de onda son inversamente proporcionales (c = λν). Mayor frecuencia significa menor longitud de onda y más energía por fotón.

  • Mito: La masa atómica de la tabla periódica es la masa de cada átomo de ese elemento.

    En realidad: La tabla muestra una media ponderada de los isótopos naturales. Cada átomo tiene la masa de su propio isótopo.

Tarjetas de estudio

  • Número atómico (Z)

    Número de protones del núcleo; define el elemento.

  • Isótopo

    Átomos de un mismo elemento con diferentes números de neutrones.

  • E = hν

    La energía de un fotón es igual a la constante de Planck por su frecuencia.

  • Principio de exclusión de Pauli

    Dos electrones de un átomo nunca tienen los mismos cuatro números cuánticos; máximo dos por orbital.

  • Regla de Hund

    Llenar los orbitales de igual energía de uno en uno, con espines paralelos, antes de aparear.

  • Valores de l permitidos

    de 0 a n − 1 (s = 0, p = 1, d = 2, f = 3).

  • Energía de ionización

    Energía necesaria para quitar un electrón a un átomo gaseoso; aumenta a lo largo de un período.

  • Espectro de líneas

    El conjunto de longitudes de onda que emite un elemento; una huella que sirve para identificarlo.

Cuestionario de autoevaluación

1. ¿Qué fotón transporta más energía?

Ver la respuesta

Luz ultravioleta, 250 nm. E = hc/λ, así que la longitud de onda más corta (250 nm) tiene más energía.

2. ¿Cuántos orbitales hay en una subcapa p?

Ver la respuesta

3. l = 1 da mₗ = −1, 0, +1: tres orbitales.

3. ¿Cuál es la configuración del oxígeno (Z = 8) en estado fundamental?

Ver la respuesta

1s² 2s² 2p⁴. 2 + 2 + 4 = 8 electrones, que llenan 1s, luego 2s y luego 2p.

4. A lo largo del período 3, de Na a Ar, la primera energía de ionización en general…

Ver la respuesta

aumenta. La carga nuclear crece mientras la capa sigue siendo la misma, así que los electrones están más sujetos.

5. ¿Qué conjunto de números cuánticos está permitido?

Ver la respuesta

n = 4, l = 3, mₗ = +2. Para l = 3, mₗ puede ir de −3 a +3, y l = 3 es menor que n = 4.

Cómo ayuda esto a salvar el planeta

Cada gas absorbe y emite luz en sus propias longitudes de onda, la idea detrás de los espectros atómicos de líneas. Los espectrómetros de los satélites usan esas huellas para medir gases desde la órbita.

El instrumento EMIT de la NASA, en la Estación Espacial Internacional, usa espectroscopía de imágenes para encontrar grandes columnas de metano, lo que ayuda a localizar y reparar fugas. Eso protege el clima para las personas y la naturaleza.

El satélite OCO-2 de la NASA mide el dióxido de carbono según cuánta luz solar absorbe el CO₂ en longitudes de onda específicas.

En Saving Planets: EMIT: metano desde la órbita · OCO-2: medir el CO₂

Fuentes: Ciencias de la Tierra de la NASA: cambio climático (en inglés)

Recursos de aprendizaje gratuitos

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Unidad 2 · Semanas 4–6

Estequiometría

Las matemáticas de las reacciones químicas: contar átomos pesando, balancear ecuaciones y predecir cuánto producto se obtiene. Lo usarás más adelante para la combustión y la propulsión de cohetes.

Objetivos de aprendizaje

Al terminar esta unidad podrás:

  • Convertir entre masa, moles y número de partículas usando la masa molar y el número de Avogadro.
  • Balancear ecuaciones químicas por tanteo, incluidas las de combustión.
  • Usar proporciones molares para hallar la masa de un producto o reactivo.
  • Identificar el reactivo limitante y calcular el rendimiento teórico y porcentual.
  • Calcular la molaridad y resolver problemas de dilución.

Conceptos clave

  • Un mol son 6.02214076 × 10²³ partículas (número de Avogadro, exacto por definición). La masa molar en g/mol es igual a la masa fórmula en unidades de masa atómica.
  • Una ecuación balanceada tiene el mismo número de átomos de cada tipo en ambos lados. Cambia solo los coeficientes, nunca los subíndices.
  • Los coeficientes dan proporciones molares, no de masa. Convierte siempre los gramos a moles antes de usarlos.
  • El reactivo limitante se agota primero y fija la cantidad máxima de producto (el rendimiento teórico). El rendimiento porcentual compara lo que obtuviste realmente con ese máximo.
  • La molaridad (M) son los moles de soluto por litro de disolución. Al diluir, los moles de soluto no cambian, así que M₁V₁ = M₂V₂.
  • En la combustión completa, un hidrocarburo reacciona con oxígeno para dar dióxido de carbono y agua. El oxígeno viene del aire, por eso el CO₂ producido pesa más que el combustible quemado.

Ecuaciones clave

n=mMn=\frac{m}{M}
Moles = masa ÷ masa molar
N=n NA,NA=6.02214076×1023 mol−1N=n\,N_A,\qquad N_A=6.02214076\times10^{23}\ \text{mol}^{-1}
Número de partículas
percent yield=actual yieldtheoretical yield×100%\text{percent yield}=\frac{\text{actual yield}}{\text{theoretical yield}}\times100\%
Rendimiento porcentual
M=nsoluteVsolution (L)M=\frac{n_\text{solute}}{V_\text{solution}\ (\text{L})}
Molaridad
M1V1=M2V2M_1V_1=M_2V_2
Dilución

Ejemplos resueltos paso a paso

Ejemplo 2.1 El metano arde: CH₄ + O₂ → CO₂ + H₂O. Balancéala y luego halla la masa de CO₂ que produce quemar 1.00 kg de metano.

Ver los pasos
  1. Balancea C: 1 CH₄ da 1 CO₂. Balancea H: 4 H necesitan 2 H₂O. Balancea O: 2 (en CO₂) + 2 (en 2 H₂O) = 4 átomos de O, así que 2 O₂.
  2. Balanceada: CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O.
  3. Moles de CH₄: 1000 g ÷ 16.04 g/mol = 62.34 mol.
  4. Proporción molar CO₂ : CH₄ = 1 : 1, así que 62.34 mol de CO₂.
  5. Masa de CO₂: 62.34 mol × 44.01 g/mol = 2744 g.

Respuesta: Unos 2.74 kg de CO₂ por 1.00 kg de metano. La masa extra es oxígeno tomado del aire.

Ejemplo 2.2 Los motores cohete de hidrógeno–oxígeno funcionan con 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O. Si 10.0 g de H₂ reaccionan con 64.0 g de O₂, ¿cuál es el limitante, cuánta agua se forma y qué sobra?

Ver los pasos
  1. Moles: H₂ = 10.0 g ÷ 2.016 g/mol = 4.960 mol; O₂ = 64.0 g ÷ 32.00 g/mol = 2.000 mol.
  2. Para usar los 2.000 mol de O₂ necesitas 2 × 2.000 = 4.000 mol de H₂. Tienes 4.960 mol, así que el O₂ se agota primero: el O₂ es el limitante.
  3. Agua: 2 mol de H₂O por mol de O₂, así que 4.000 mol de H₂O × 18.02 g/mol = 72.1 g.
  4. Sobrante: 4.960 − 4.000 = 0.960 mol H₂ × 2.016 g/mol = 1.94 g de H₂.
  5. Comprobación: 72.1 g + 1.94 g = 74.0 g, igual que 10.0 g + 64.0 g. La masa se conserva.

Respuesta: El O₂ es el limitante; se forman 72.1 g de agua y sobran 1.94 g de H₂.

Ejemplo 2.3 ¿Cómo preparas 250.0 mL de NaOH 0.100 M a partir de una disolución madre 1.00 M?

Ver los pasos
  1. Usa M₁V₁ = M₂V₂ con M₁ = 1.00 M, M₂ = 0.100 M, V₂ = 250.0 mL.
  2. V₁ = (0.100 M × 250.0 mL) ÷ 1.00 M = 25.0 mL.
  3. Mide 25.0 mL de solución madre con una pipeta aforada, pásalos a un matraz aforado de 250.0 mL y añade agua hasta el aforo.

Respuesta: 25.0 mL de solución madre, diluidos hasta 250.0 mL.

Problemas de práctica

Resuelve cada uno primero en papel y luego comprueba.

  1. Balancea: C₃H₈ + O₂ → CO₂ + H₂O (combustión del propano).

    Ver la respuesta

    C₃H₈ + 5 O₂ → 3 CO₂ + 4 H₂O.

  2. Balancea la combustión del octano, C₈H₁₈.

    Ver la respuesta

    2 C₈H₁₈ + 25 O₂ → 16 CO₂ + 18 H₂O.

  3. ¿Cuál es la masa molar del octano, C₈H₁₈?

    Ver la respuesta

    8 × 12.011 + 18 × 1.008 = 114.23 g/mol.

  4. ¿Cuántas moléculas hay en 18.02 g de agua?

    Ver la respuesta

    18.02 g ÷ 18.02 g/mol = 1.000 mol, es decir, 6.022 × 10²³ moléculas.

  5. ¿Cuál es la molaridad de 5.844 g de NaCl disueltos hasta 250.0 mL de disolución?

    Ver la respuesta

    5.844 g ÷ 58.44 g/mol = 0.1000 mol; 0.1000 mol ÷ 0.2500 L = 0.4000 M.

  6. 25.0 mL de HCl 6.00 M se diluyen hasta 150.0 mL. ¿Cuál es la nueva concentración?

    Ver la respuesta

    M₂ = (6.00 M × 25.0 mL) ÷ 150.0 mL = 1.00 M.

  7. El rendimiento teórico de una reacción es 72.1 g, pero obtienes 65.0 g. ¿Cuál es el rendimiento porcentual?

    Ver la respuesta

    65.0 ÷ 72.1 × 100% = 90.2%.

Ideas erróneas comunes

  • Mito: El reactivo con menos masa es el limitante.

    En realidad: Compara los moles con la proporción molar. En el ejemplo del cohete, el H₂ tenía menos masa pero el O₂ era el limitante.

  • Mito: Puedes balancear una ecuación cambiando subíndices, como escribir H₂O₂ en vez de H₂O.

    En realidad: Los subíndices definen la sustancia. Cambiarlos da otra sustancia. Cambia solo los coeficientes.

  • Mito: Quemar 1 kg de combustible no puede producir más de 1 kg de productos.

    En realidad: El oxígeno del aire se une al combustible, así que los productos pesan más que el combustible solo (la masa total se sigue conservando).

  • Mito: La molaridad usa el volumen de agua añadido.

    En realidad: La molaridad usa el volumen final de la disolución; por eso se llena el matraz aforado hasta el aforo.

Tarjetas de estudio

  • Mol

    6.02214076 × 10²³ partículas (valor exacto).

  • Masa molar

    Masa de un mol de una sustancia, en g/mol.

  • Reactivo limitante

    El reactivo que se consume primero; fija el rendimiento teórico.

  • Rendimiento teórico

    Máxima cantidad de producto prevista a partir del reactivo limitante.

  • Molaridad

    Moles de soluto por litro de disolución (mol/L).

  • Dilución

    M₁V₁ = M₂V₂; los moles de soluto no cambian.

  • Combustión completa de un hidrocarburo

    Combustible + O₂ → CO₂ + H₂O.

  • Proporción molar

    Proporción de los coeficientes en una ecuación balanceada.

Cuestionario de autoevaluación

1. ¿Cuántos moles hay en 88.0 g de CO₂ (44.01 g/mol)?

Ver la respuesta

2.00 mol. 88.0 g ÷ 44.01 g/mol = 2.00 mol.

2. En C₃H₈ + 5 O₂ → 3 CO₂ + 4 H₂O, ¿cuántos moles de O₂ reaccionan con 2 mol de C₃H₈?

Ver la respuesta

10. La proporción es 5 O₂ por cada C₃H₈, así que 2 × 5 = 10 mol.

3. ¿Qué mantiene constante M₁V₁ = M₂V₂?

Ver la respuesta

Moles de soluto. Añadir disolvente cambia el volumen y la concentración, pero no los moles de soluto.

4. El rendimiento teórico lo fija…

Ver la respuesta

el reactivo limitante. El producto deja de formarse cuando se agota el reactivo limitante.

5. ¿Cuál es la masa molar del H₂O?

Ver la respuesta

18.02 g/mol. 2 × 1.008 + 16.00 = 18.02 g/mol.

Cómo ayuda esto a salvar el planeta

La estequiometría es cómo ingenieros y climatólogos convierten el consumo de combustible en emisiones. Como muestra el ejemplo resuelto, quemar 1 kg de metano libera unos 2.74 kg de CO₂.

Las mismas matemáticas sirven para dimensionar la carga de propelente de un cohete, comparar combustibles más limpios y comprobar cuánto CO₂ elimina un proyecto de captura.

La Agencia de Protección Ambiental de EE. UU. señala que el dióxido de carbono entra en la atmósfera sobre todo por la quema de combustibles fósiles, residuos sólidos y madera. Contarlo con precisión es el primer paso para reducirlo, lo que protege a las personas y a los ecosistemas.

En Saving Planets: Carbfix: convertir el CO₂ en piedra · Programa Artemis

Fuentes: EPA de EE. UU.: panorama de los gases de efecto invernadero (en inglés) · NASA Glenn: el empuje de un cohete (para estudiantes, en inglés)

Recursos de aprendizaje gratuitos

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Unidad 3 · Semanas 7–9

Geometría molecular y enlace

Por qué se enlazan los átomos, cómo dibujar moléculas, qué formas adoptan y las fuerzas entre moléculas que deciden si algo es gas, líquido o sólido.

Objetivos de aprendizaje

Al terminar esta unidad podrás:

  • Clasificar enlaces como iónicos, covalentes polares o covalentes apolares usando la electronegatividad.
  • Dibujar estructuras de Lewis y comprobarlas con la carga formal.
  • Predecir la geometría de pares de electrones y la geometría molecular con la teoría VSEPR.
  • Decidir si una molécula es polar según sus enlaces y su forma.
  • Ordenar sustancias por punto de ebullición usando las fuerzas intermoleculares.

Conceptos clave

  • Los enlaces iónicos se forman cuando se transfieren electrones entre átomos de electronegatividades muy distintas (por ejemplo Na y Cl). Los enlaces covalentes comparten pares de electrones.
  • La electronegatividad es la atracción de un átomo sobre los electrones compartidos. Compartirlos de forma desigual crea un enlace polar con cargas parciales δ+ y δ−.
  • Las estructuras de Lewis muestran los electrones de valencia como enlaces y pares solitarios. La mayoría de los átomos de los grupos principales terminan con ocho electrones a su alrededor (regla del octeto); el hidrógeno termina con dos.
  • La carga formal ayuda a elegir la mejor estructura de Lewis: la mejor tiene cargas formales lo más cercanas a cero posible.
  • VSEPR: los grupos de electrones (enlaces y pares solitarios) alrededor de un átomo central se separan lo más posible. 2 grupos: lineal, 180°. 3: trigonal plana, 120°. 4: tetraédrica, 109.5°. 5: bipirámide trigonal. 6: octaédrica.
  • Los pares solitarios ocupan más espacio que los enlaces y cierran los ángulos de enlace: el agua es angular a unos 104.5° y el amoníaco es pirámide trigonal a unos 107°.
  • Una molécula es polar si sus dipolos de enlace no se anulan. El CO₂ tiene enlaces polares pero es lineal, así que en conjunto es apolar; el H₂O es angular, así que es polar.
  • Fuerzas intermoleculares, de la más débil a la más fuerte para tamaños similares: dispersión de London (todas las moléculas, mayor con más electrones), dipolo–dipolo (moléculas polares), puentes de hidrógeno (H unido a N, O o F). Fuerzas más intensas implican puntos de ebullición más altos.

Ecuaciones clave

FC=V−N−B2\text{FC}=V-N-\frac{B}{2}
Carga formal: V = electrones de valencia, N = electrones no enlazantes, B = electrones enlazantes
Δχ=∣χA−χB∣\Delta\chi=|\chi_A-\chi_B|
Diferencia de electronegatividad; cuanto mayor, más polar el enlace

Ejemplos resueltos paso a paso

Ejemplo 3.1 Dibuja la estructura de Lewis del CO₂ y predice su forma y su polaridad.

Ver los pasos
  1. Cuenta los electrones de valencia: el C tiene 4 y cada O tiene 6: 4 + 2 × 6 = 16.
  2. Pon el C en el centro y une cada O con un enlace doble: O=C=O usa 8 electrones.
  3. Coloca los 8 restantes como dos pares solitarios en cada O. Ahora cada átomo tiene un octeto.
  4. Cargas formales: C = 4 − 0 − 8/2 = 0; cada O = 6 − 4 − 4/2 = 0. Una buena estructura.
  5. Dos grupos de electrones en el C y ningún par solitario: lineal, 180°. Los dos dipolos C=O apuntan en sentidos opuestos y se anulan.

Respuesta: O=C=O, lineal y apolar en conjunto, aunque cada enlace sea polar.

Ejemplo 3.2 Predice la forma, el ángulo de enlace y la polaridad del agua.

Ver los pasos
  1. Electrones de valencia: 2 × 1 + 6 = 8.
  2. Dos enlaces O–H usan 4 electrones; los otros 4 son dos pares solitarios en el O.
  3. Cuatro grupos de electrones: geometría electrónica tetraédrica. Con dos pares solitarios, la forma molecular es angular.
  4. Los pares solitarios acercan los enlaces: ángulo de unos 104.5°, menor que 109.5°.
  5. En una forma angular los dipolos de enlace no se anulan, así que el agua es polar y puede formar puentes de hidrógeno.

Respuesta: Angular, unos 104.5°, polar.

Ejemplo 3.3 ¿Cuál tiene el punto de ebullición más alto: el metano (CH₄) o el octano (C₈H₁₈)? ¿Por qué?

Ver los pasos
  1. Ambos son hidrocarburos apolares, así que la fuerza principal es la dispersión de London.
  2. El octano tiene muchos más electrones y una forma más alargada, así que sus fuerzas de dispersión son mucho más fuertes.

Respuesta: El octano. Por eso el octano es líquido a temperatura ambiente y el metano es un gas.

Problemas de práctica

Resuelve cada uno primero en papel y luego comprueba.

  1. Predice la forma y el ángulo de enlace del NH₃.

    Ver la respuesta

    Cuatro grupos de electrones con un par solitario: pirámide trigonal, unos 107°.

  2. Predice la forma del CH₄ y di si es polar.

    Ver la respuesta

    Tetraédrica, 109.5°. Los cuatro dipolos C–H se anulan, así que es apolar.

  3. ¿Es polar el BF₃?

    Ver la respuesta

    No. Es trigonal plana, con tres enlaces B–F idénticos cuyos dipolos se anulan.

  4. ¿Cuál es la forma del SF₆?

    Ver la respuesta

    Octaédrica (seis grupos enlazantes, sin pares solitarios en el S), ángulos de enlace de 90°.

  5. Halla la carga formal del N en el ion amonio, NH₄⁺.

    Ver la respuesta

    FC = 5 − 0 − 8/2 = +1.

  6. ¿Por qué el H₂O hierve a 100 °C mientras que el H₂S, más pesado, hierve a una temperatura mucho menor?

    Ver la respuesta

    Las moléculas de agua forman puentes de hidrógeno entre sí; el H₂S no puede formarlos tan fuertes, así que hace falta menos energía para separar sus moléculas.

  7. ¿Es el SO₂ polar o apolar?

    Ver la respuesta

    Polar. El azufre tiene un par solitario, así que el SO₂ es angular y sus dipolos de enlace no se anulan.

Ideas erróneas comunes

  • Mito: Una molécula con enlaces polares tiene que ser polar.

    En realidad: La forma importa. El CO₂ y el CCl₄ tienen enlaces polares pero formas simétricas, así que son apolares.

  • Mito: La ebullición rompe los enlaces dentro de las moléculas.

    En realidad: Hervir agua separa las moléculas de H₂O unas de otras. Los enlaces O–H dentro de cada molécula siguen intactos.

  • Mito: Los pares solitarios no afectan a la forma porque no se ven en la fórmula.

    En realidad: Los pares solitarios repelen más que los enlaces y doblan la forma, como en H₂O y NH₃.

  • Mito: Los puentes de hidrógeno son enlaces con átomos de hidrógeno en cualquier molécula.

    En realidad: Necesitan un H unido a N, O o F, atraído por un par solitario de otro N, O o F.

Tarjetas de estudio

  • Electronegatividad

    La fuerza con que un átomo atrae hacia sí los electrones compartidos.

  • Regla del octeto

    Los átomos de los grupos principales tienden a terminar con ocho electrones de valencia.

  • Carga formal

    CF = V − N − B/2; las mejores estructuras la mantienen cerca de cero.

  • VSEPR, 4 grupos

    Tetraédrica, 109.5°.

  • La forma del agua

    Angular, unos 104.5°.

  • Puente de hidrógeno

    Atracción entre un H unido a N/O/F y un par solitario de otro N/O/F.

  • Dispersión de London

    Atracción débil por dipolos temporales; aumenta con más electrones.

  • Molécula polar

    Los dipolos de enlace no se anulan por su forma.

Cuestionario de autoevaluación

1. ¿Cuál es la forma molecular de un átomo central con 3 enlaces y 1 par solitario?

Ver la respuesta

Pirámide trigonal. Cuatro grupos de electrones, uno de ellos un par solitario: pirámide trigonal, como el NH₃.

2. ¿Qué molécula es apolar?

Ver la respuesta

CO₂. En el CO₂ lineal, los dipolos de enlace opuestos se anulan.

3. ¿Qué fuerza intermolecular está presente en todas las moléculas?

Ver la respuesta

Dispersión de London. Toda molécula tiene electrones que pueden formar dipolos temporales.

4. ¿Cuál es el ángulo de enlace ideal en una molécula tetraédrica?

Ver la respuesta

109.5°. Cuatro grupos repartidos en 3D a 109.5°.

5. ¿Cuántos electrones de valencia hay en la estructura de Lewis del CO₂?

Ver la respuesta

16. 4 del C más 6 de cada O.

Cómo ayuda esto a salvar el planeta

La forma molecular explica el efecto invernadero. Moléculas como CO₂, CH₄ y H₂O pueden doblarse o estirarse cambiando su dipolo, así que absorben el calor infrarrojo que irradia la Tierra. El N₂ y el O₂, que forman la mayor parte del aire, no pueden.

Los puentes de hidrógeno hacen que el hielo sea menos denso que el agua líquida, así que flota. Los lagos se congelan de arriba abajo, y los peces y demás seres vivos sobreviven el invierno en el agua de debajo.

Las fuerzas intermoleculares también orientan las limpiezas: el petróleo es apolar y no se mezcla con el agua, por eso los derrames se extienden como manchas en la superficie.

En Saving Planets: GOSAT-GW: gases de efecto invernadero desde el espacio · Centro de Lagos

Fuentes: EPA de EE. UU.: panorama de los gases de efecto invernadero (en inglés)

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Unidad 4 · Semanas 10–12

Estados de la materia: gases y disoluciones

Cómo responden los gases a la presión y la temperatura, cómo funcionan las mezclas de gases y cómo se disuelven las sustancias (incluidos el oxígeno y el CO₂) en el agua.

Objetivos de aprendizaje

Al terminar esta unidad podrás:

  • Usar las leyes de Boyle y de Charles y la ley combinada de los gases, siempre en kelvin.
  • Resolver problemas con la ley de los gases ideales, PV = nRT, incluida la masa molar a partir de la densidad.
  • Usar la ley de Dalton de las presiones parciales.
  • Explicar el comportamiento de los gases con la teoría cinético-molecular.
  • Describir la solubilidad y usar la ley de Henry para gases que se disuelven en líquidos.

Conceptos clave

  • Las leyes de los gases requieren la temperatura absoluta: T(K) = T(°C) + 273.15.
  • A temperatura constante, presión y volumen son inversamente proporcionales (Boyle). A presión constante, el volumen es proporcional a la temperatura en kelvin (Charles).
  • La ley de los gases ideales, PV = nRT, relaciona presión, volumen, moles y temperatura. A 0 °C y 1 atm, un mol de gas ideal ocupa 22.4 L.
  • En una mezcla de gases, cada gas ejerce su propia presión parcial, y la suma da la total (ley de Dalton). El aire seco tiene alrededor de 20.95% de oxígeno en volumen.
  • Teoría cinético-molecular: las partículas de gas se mueven rápido y al azar, chocan elásticamente y su energía cinética media es proporcional a la temperatura en kelvin.
  • Una disolución es una mezcla uniforme. «Lo semejante disuelve a lo semejante»: los disolventes polares como el agua disuelven sustancias polares e iónicas.
  • La cantidad de un gas que se disuelve en un líquido aumenta con su presión parcial (ley de Henry) y suele disminuir cuando el agua se calienta.

Ecuaciones clave

PV=nRTPV=nRT
Ley de los gases ideales
R=0.08206 L⋅atmmol⋅K=8.314 Jmol⋅KR=0.08206\ \frac{\text{L·atm}}{\text{mol·K}}=8.314\ \frac{\text{J}}{\text{mol·K}}
Constante de los gases
P1V1T1=P2V2T2\frac{P_1V_1}{T_1}=\frac{P_2V_2}{T_2}
Ley combinada de los gases (cantidad de gas fija)
Ptotal=PA+PB+…,PA=xA PtotalP_\text{total}=P_A+P_B+\dots,\qquad P_A=x_A\,P_\text{total}
Ley de Dalton; x es la fracción molar
M=dRTPM=\frac{dRT}{P}
Masa molar a partir de la densidad d del gas
Cg=kH PgC_g=k_H\,P_g
Ley de Henry: concentración del gas disuelto

Ejemplos resueltos paso a paso

Ejemplo 4.1 ¿Qué volumen ocupa 1.00 mol de gas ideal a 25.0 °C y 1.00 atm?

Ver los pasos
  1. Convierte la temperatura: 25.0 + 273.15 = 298.2 K.
  2. V = nRT/P = 1.00 mol × 0.08206 L·atm/(mol·K) × 298.2 K ÷ 1.00 atm.
  3. V = 24.5 L.

Respuesta: 24.5 L, algo más que los 22.4 L a 0 °C, porque el gas más caliente se expande.

Ejemplo 4.2 Un globo meteorológico contiene 2.00 L de helio a 1.00 atm y 300 K. Sube hasta donde la presión es 0.500 atm y la temperatura 250 K. ¿Cuál es su nuevo volumen?

Ver los pasos
  1. Ley combinada de los gases despejada para V₂: V₂ = V₁ × (P₁/P₂) × (T₂/T₁).
  2. V₂ = 2.00 L × (1.00/0.500) × (250/300).
  3. V₂ = 2.00 L × 2 × 0.8333 = 3.33 L.

Respuesta: 3.33 L. La menor presión lo expande más de lo que el frío lo contrae.

Ejemplo 4.3 Estima cuánto oxígeno se disuelve en agua a 25 °C expuesta al aire a 1.00 atm. La constante de Henry del O₂ es de unos 1.3 × 10⁻³ mol/(L·atm).

Ver los pasos
  1. Presión parcial del O₂: 0.2095 × 1.00 atm = 0.21 atm.
  2. C = k_H × P = 1.3 × 10⁻³ mol/(L·atm) × 0.21 atm = 2.7 × 10⁻⁴ mol/L.
  3. Convierte a masa: 2.7 × 10⁻⁴ mol/L × 32.00 g/mol = 8.7 × 10⁻³ g/L = 8.7 mg/L.

Respuesta: Unos 9 mg de oxígeno por litro: una cantidad pequeña, y es todo lo que tienen los peces y demás vida acuática para respirar.

Problemas de práctica

Resuelve cada uno primero en papel y luego comprueba.

  1. Convierte 25 °C y −40 °C a kelvin.

    Ver la respuesta

    298 K y 233 K (suma 273.15).

  2. ¿Cuántos moles de gas llenan 10.0 L a 0 °C (273.15 K) y 1.00 atm?

    Ver la respuesta

    n = PV/RT = (1.00 × 10.0) ÷ (0.08206 × 273.15) = 0.446 mol.

  3. A temperatura constante, ¿qué le pasa al volumen de un gas si la presión se duplica?

    Ver la respuesta

    Se reduce a la mitad (ley de Boyle).

  4. Un gas tiene una densidad de 1.25 g/L a 0 °C y 1.00 atm. Halla su masa molar.

    Ver la respuesta

    M = dRT/P = 1.25 × 0.08206 × 273.15 ÷ 1.00 = 28.0 g/mol (coherente con N₂).

  5. Un tanque contiene 2.0 mol de N₂ y 0.50 mol de O₂ a 5.0 atm en total. ¿Cuál es la presión parcial del O₂?

    Ver la respuesta

    x(O₂) = 0.50 ÷ 2.5 = 0.20; P(O₂) = 0.20 × 5.0 atm = 1.0 atm.

  6. ¿Por qué un refresco pierde el gas más rápido cuando está caliente?

    Ver la respuesta

    La solubilidad de los gases baja al subir la temperatura, así que el CO₂ disuelto escapa más rápido.

Ideas erróneas comunes

  • Mito: Puedes usar °C en las leyes de los gases.

    En realidad: Usa siempre kelvin. A 0 °C el volumen no es cero; a 0 K lo sería.

  • Mito: 22.4 L/mol vale para cualquier gas en cualquier condición.

    En realidad: Solo se aplica a un gas ideal a 0 °C y 1 atm. A 25 °C son unos 24.5 L.

  • Mito: A la misma temperatura, las moléculas de gas más pesadas se mueven más rápido.

    En realidad: A la misma temperatura todos los gases tienen la misma energía cinética media, así que las moléculas más pesadas se mueven más despacio.

  • Mito: Los gases se disuelven mejor en agua caliente, como el azúcar.

    En realidad: La mayoría de los gases son menos solubles en agua más cálida.

Tarjetas de estudio

  • Ley de los gases ideales

    PV = nRT.

  • R

    0.08206 L·atm/(mol·K) o 8.314 J/(mol·K).

  • Ley de Boyle

    P₁V₁ = P₂V₂ a n y T constantes.

  • Ley de Charles

    V₁/T₁ = V₂/T₂ a n y P constantes.

  • Ley de Dalton

    La presión total es la suma de las presiones parciales.

  • Ley de Henry

    Concentración del gas disuelto = k_H × presión parcial.

  • Kelvin

    T(K) = T(°C) + 273.15.

  • Volumen molar

    22.4 L/mol para un gas ideal a 0 °C y 1 atm.

Cuestionario de autoevaluación

1. ¿Qué escala de temperatura deben usar los cálculos con las leyes de los gases?

Ver la respuesta

Kelvin. Las leyes de los gases son proporcionales a la temperatura absoluta.

2. A presión constante, un gas se calienta de 200 K a 400 K. Su volumen…

Ver la respuesta

se duplica. Ley de Charles: V es proporcional a T en kelvin.

3. El aire a 1.00 atm tiene alrededor de 21% de O₂. La presión parcial del O₂ es de unos…

Ver la respuesta

0.21 atm. P(O₂) = 0.21 × 1.00 atm.

4. ¿Qué le pasa al oxígeno disuelto cuando un lago se calienta?

Ver la respuesta

Disminuye. La solubilidad de los gases en agua suele disminuir con la temperatura.

5. ¿Cuánto vale R en L·atm/(mol·K)?

Ver la respuesta

0.08206. 8.314 es el valor en J/(mol·K).

Cómo ayuda esto a salvar el planeta

Los gases disueltos deciden qué puede vivir en el agua. Como el agua cálida retiene menos oxígeno, el calentamiento de lagos y ríos puede estresar a los peces, y los equipos de calidad del agua miden el oxígeno disuelto para protegerlos.

La ley de Henry también explica la acidificación del océano. Al aumentar el CO₂ del aire, se disuelve más en el agua de mar y forma ácido carbónico. La NOAA informa que el océano absorbe alrededor del 30% del CO₂ liberado a la atmósfera y que el pH de la superficie del océano ha bajado unos 0.1 desde la revolución industrial, un aumento de acidez de aproximadamente el 30%.

Esto importa a las personas tanto como a los arrecifes: la NOAA señala que ostras, corales y otros organismos con concha lo pasan mal en agua más ácida, y muchas pesquerías y empleos costeros dependen de ellos.

En Saving Planets: Centro de Océanos · PACE: color del océano y plancton

Fuentes: NOAA: acidificación del océano (educación, en inglés)

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Unidad 5 · Semanas 13–14

Termodinámica

Energía química: calor, entalpía, por qué algunas reacciones liberan energía y un primer vistazo a la entropía y la energía libre de Gibbs.

Objetivos de aprendizaje

Al terminar esta unidad podrás:

  • Usar q = mcΔT y la calorimetría para hallar el flujo de calor y el calor específico.
  • Clasificar procesos como exotérmicos o endotérmicos y dar el signo de ΔH.
  • Usar la ley de Hess y las entalpías estándar de formación para hallar el ΔH de una reacción.
  • Enunciar la primera ley de la termodinámica con el convenio de signos de la química.
  • Usar ΔG = ΔH − TΔS para juzgar si un proceso es espontáneo.

Conceptos clave

  • La energía se conserva (primera ley): ΔU = q + w. En química, q es el calor añadido al sistema y w el trabajo realizado sobre el sistema.
  • Las reacciones exotérmicas liberan calor al entorno (ΔH < 0); las endotérmicas absorben calor (ΔH > 0).
  • El calor específico c es el calor necesario para calentar 1 g en 1 °C. El del agua es alto, 4.184 J/(g·°C), y por eso océanos y lagos se calientan y se enfrían despacio.
  • La entalpía es una función de estado, así que ΔH solo depende del inicio y del final. Por eso funciona la ley de Hess: puedes sumar reacciones y sumar sus valores de ΔH.
  • La entalpía estándar de formación (ΔH°f) es el cambio de entalpía al formar 1 mol de un compuesto a partir de sus elementos en su estado estándar. Para un elemento en su estado estándar, ΔH°f = 0.
  • La entropía (S) mide cuán dispersas están la energía y la materia. El cambio de energía libre de Gibbs, ΔG = ΔH − TΔS, es negativo para un proceso espontáneo a temperatura y presión constantes.

Ecuaciones clave

q=mcΔTq=mc\Delta T
Calor para un cambio de temperatura
qlost=−qgainedq_\text{lost}=-q_\text{gained}
Calorimetría: el calor que pierde el objeto caliente es igual al que gana el frío
ΔU=q+w,w=−PΔV\Delta U=q+w,\qquad w=-P\Delta V
Primera ley (convenio de signos en química)
ΔHrxn∘=∑n ΔHf∘(products)−∑n ΔHf∘(reactants)\Delta H^\circ_\text{rxn}=\sum n\,\Delta H^\circ_f(\text{products})-\sum n\,\Delta H^\circ_f(\text{reactants})
Entalpía de reacción a partir de las entalpías de formación
ΔG=ΔH−TΔS\Delta G=\Delta H-T\Delta S
Energía libre de Gibbs

Ejemplos resueltos paso a paso

Ejemplo 5.1 ¿Cuánto calor se necesita para calentar 250.0 g de agua de 20.0 °C a 100.0 °C?

Ver los pasos
  1. ΔT = 100.0 − 20.0 = 80.0 °C.
  2. q = mcΔT = 250.0 g × 4.184 J/(g·°C) × 80.0 °C = 83,680 J.
  3. En kilojulios: 83.7 kJ.

Respuesta: 83.7 kJ.

Ejemplo 5.2 Halla ΔH° de la combustión del metano, CH₄(g) + 2 O₂(g) → CO₂(g) + 2 H₂O(l), con los valores de ΔH°f: CH₄(g) −74.6, CO₂(g) −393.5, H₂O(l) −285.8 kJ/mol; O₂(g) 0.

Ver los pasos
  1. Productos: −393.5 + 2 × (−285.8) = −965.1 kJ.
  2. Reactivos: −74.6 + 2 × 0 = −74.6 kJ.
  3. ΔH° = −965.1 − (−74.6) = −890.5 kJ.

Respuesta: Unos −890 kJ por mol de metano: fuertemente exotérmica.

Ejemplo 5.3 Compara el calor liberado por gramo de metano y de hidrógeno. Para H₂(g) + ½ O₂(g) → H₂O(l), ΔH° = −285.8 kJ.

Ver los pasos
  1. Metano: 890.5 kJ ÷ 16.04 g = 55.5 kJ/g.
  2. Hidrógeno: 285.8 kJ ÷ 2.016 g = 141.8 kJ/g.
  3. Productos: el metano produce CO₂; el hidrógeno solo produce agua.

Respuesta: El hidrógeno libera unas 2.6 veces más calor por gramo, y quemarlo no produce CO₂. Que el hidrógeno sea limpio en conjunto depende de cómo se produjo.

Ejemplo 5.4 Una reacción tiene ΔH = +40.0 kJ y ΔS = +120 J/K. ¿Es espontánea a 298 K? ¿Por encima de qué temperatura se vuelve espontánea?

Ver los pasos
  1. Usa las mismas unidades: ΔS = 0.120 kJ/K.
  2. A 298 K: ΔG = 40.0 − 298 × 0.120 = 40.0 − 35.8 = +4.2 kJ. Positivo, así que no es espontánea.
  3. Set ΔG = 0: T = ΔH/ΔS = 40.0 ÷ 0.120 = 333 K.

Respuesta: No es espontánea a 298 K; es espontánea por encima de unos 333 K (60 °C).

Problemas de práctica

Resuelve cada uno primero en papel y luego comprueba.

  1. ¿Cuánto calor eleva 1.00 kg de agua en 10.0 °C?

    Ver la respuesta

    q = 1000 g × 4.184 × 10.0 = 41,840 J = 41.8 kJ.

  2. ¿La fusión del hielo es endotérmica o exotérmica? ¿Cuál es el signo de q para el hielo?

    Ver la respuesta

    Endotérmico; q es positivo porque el hielo absorbe calor.

  3. Un metal de 50.0 g a 100.0 °C se sumerge en 100.0 g de agua a 20.0 °C. Ambos terminan a 22.0 °C. Halla el calor específico del metal.

    Ver la respuesta

    Calor ganado por el agua = 100.0 × 4.184 × 2.0 = 836.8 J. Metal: 836.8 = 50.0 × c × 78.0, así que c = 0.215 J/(g·°C).

  4. Usa la ley de Hess: C(s) + O₂ → CO₂, ΔH = −393.5 kJ; CO + ½ O₂ → CO₂, ΔH = −283.0 kJ. Halla ΔH de C(s) + ½ O₂ → CO.

    Ver la respuesta

    Invierte la segunda y suma: −393.5 + 283.0 = −110.5 kJ.

  5. ¿Cuánto vale ΔH°f del O₂(g)?

    Ver la respuesta

    Cero: es un elemento en su estado estándar.

  6. Un proceso tiene ΔH < 0 y ΔS > 0. ¿Cuándo es espontáneo?

    Ver la respuesta

    A cualquier temperatura, porque ΔG = ΔH − TΔS es siempre negativo.

Ideas erróneas comunes

  • Mito: El calor y la temperatura son lo mismo.

    En realidad: La temperatura mide la energía media de las partículas; el calor es energía transferida. Una bañera de agua tibia contiene más calor que una taza de agua hirviendo.

  • Mito: Las reacciones exotérmicas siempre ocurren por sí solas.

    En realidad: La espontaneidad depende de ΔG, que incluye la entropía. Algunas reacciones exotérmicas no son espontáneas a altas temperaturas.

  • Mito: Una reacción espontánea es una reacción rápida.

    En realidad: «Espontáneo» indica la dirección, no la velocidad. El diamante que se convierte en grafito es espontáneo, pero demasiado lento para notarlo.

  • Mito: Romper enlaces libera energía.

    En realidad: Romper enlaces siempre requiere energía. La energía se libera cuando se forman enlaces nuevos más fuertes.

Tarjetas de estudio

  • q = mcΔT

    Calor = masa × calor específico × cambio de temperatura.

  • Exotérmico

    Libera calor; ΔH < 0.

  • Endotérmico

    Absorbe calor; ΔH > 0.

  • Ley de Hess

    El ΔH de una suma de reacciones es la suma de sus valores de ΔH.

  • ΔH°f de un elemento

    Cero en su estado estándar.

  • Primera ley

    ΔU = q + w; la energía se conserva.

  • Energía de Gibbs

    ΔG = ΔH − TΔS; negativo significa espontáneo.

  • Calor específico del agua

    4.184 J/(g·°C).

Cuestionario de autoevaluación

1. El signo de ΔH en una reacción exotérmica es…

Ver la respuesta

negativo. El sistema pierde calor hacia el entorno.

2. El calor específico del agua es…

Ver la respuesta

4.184 J/(g·°C). 4.184 J calientan 1 g de agua en 1 °C.

3. La ley de Hess funciona porque la entalpía es…

Ver la respuesta

una función de estado. ΔH solo depende de los estados inicial y final.

4. Una reacción es espontánea cuando…

Ver la respuesta

ΔG < 0. Un cambio de energía de Gibbs negativo significa que el proceso puede avanzar por sí solo.

5. Por gramo, ¿qué combustible libera más calor al quemarse hasta agua líquida?

Ver la respuesta

Hidrógeno. Unos 142 kJ/g para el hidrógeno frente a 55.5 kJ/g para el metano.

Cómo ayuda esto a salvar el planeta

La termoquímica es la contabilidad detrás de la energía limpia. Comparar kilojulios por gramo y CO₂ por kilojulio, como en los ejemplos resueltos, muestra por qué el hidrógeno producido con energía limpia puede reducir las emisiones.

El Departamento de Energía de EE. UU. señala que el hidrógeno usado en una pila de combustible solo produce agua, y que puede obtenerse de muchas fuentes, entre ellas la energía solar y la eólica.

El alto calor específico del agua permite a los océanos almacenar enormes cantidades de calor, lo que estabiliza los climas costeros para las personas y la fauna.

En Saving Planets: Sentinel-6B: seguimiento del nivel del mar · Centro de Observación de la Tierra

Fuentes: Departamento de Energía de EE. UU.: conceptos básicos del hidrógeno como combustible (en inglés)

Recursos de aprendizaje gratuitos

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El laboratorio (CHEM 110L)

El laboratorio es la parte práctica del curso, un componente de 1 crédito en un plan universitario típico. Aquí es gratuito y solo para practicar.

Pones en práctica las ideas de clase con sensores digitales, medidores y material de vidrio de precisión. Haz las versiones de laboratorio solo en un laboratorio escolar o universitario supervisado; cada ejercicio tiene también una versión segura en casa o virtual.

Referencia de seguridad: American Chemical Society: seguridad química (en inglés)

Laboratorio A: fórmula empírica del óxido de magnesio

Semana 5

Objetivo: Calienta magnesio al aire, pesa el producto y calcula la proporción más simple en números enteros entre magnesio y oxígeno.

nMgnO=mMg/24.31mO/16.00\frac{n_\text{Mg}}{n_\text{O}}=\frac{m_\text{Mg}/24.31}{m_\text{O}/16.00}
Divide cada cantidad de moles entre la menor y redondea a números enteros

Procedimiento

  1. Calienta un crisol vacío con su tapa hasta masa constante; deja enfriar y pesa.
  2. Añade una tira enrollada de cinta de magnesio limpia y vuelve a pesar.
  3. Calienta con la tapa un poco abierta para que entre aire pero no escape el humo, hasta que el metal deje de brillar.
  4. Deja enfriar, añade unas gotas de agua y calienta otra vez suavemente (esto convierte el posible nitruro de magnesio en óxido); luego calienta con fuerza.
  5. Deja enfriar y pesa. Repite el calentamiento hasta que dos pesadas coincidan dentro de 0.002 g.

Tabla de datos

MedidaMasa (g)
Crisol + tapa25.120
Crisol + tapa + Mg25.360
Crisol + tapa + producto25.520
Mg (por diferencia)0.240
Oxígeno ganado0.160

Datos de ejemplo solo para practicar.

Cálculo de ejemplo

  1. Moles de Mg = 0.240 g ÷ 24.31 g/mol = 9.87 × 10⁻³ mol.
  2. Moles de O = 0.160 g ÷ 16.00 g/mol = 1.00 × 10⁻² mol.
  3. Divide entre el menor: Mg 1.00, O 1.01, que se redondea a 1 : 1.
  4. Fórmula empírica: MgO.

Seguridad

  • El magnesio al arder emite una luz muy intensa, incluida radiación ultravioleta. No la mires fijamente.
  • Usa pinzas; los crisoles siguen calientes mucho después de dejar de brillar.
  • Nunca lo intentes en casa: los incendios de magnesio son difíciles de apagar y el agua los empeora.

Alternativa en casa o virtual

  • Haz el mismo cálculo a partir de una composición porcentual, como en la serie final (40.0% C, 6.71% H, 53.3% O da CH₂O).
  • La sección 3.2 de OpenStax Chemistry 2e tiene más problemas de fórmula empírica con respuestas (en inglés).

OpenStax 3.2 Determining Empirical and Molecular Formulas (en inglés)

Vínculo con el planeta: Hallar la fórmula de un compuesto desconocido es un primer paso para identificar un contaminante, un mineral o un material nuevo.

Laboratorio B: valoración ácido–base y diluciones

Semana 6

Objetivo: Hallar la concentración de una disolución de ácido clorhídrico valorándola con hidróxido de sodio de concentración conocida.

MaVa=MbVb(1 : 1 acid–base)M_aV_a=M_bV_b\quad(\text{1 : 1 acid–base})
Para HCl + NaOH → NaCl + H₂O, moles de ácido = moles de base en el punto de equivalencia

Procedimiento

  1. Enjuaga la bureta con un poco del NaOH 0.1000 M, luego llénala y anota la lectura inicial con precisión de 0.01 mL.
  2. Pipetea 25.00 mL del HCl en un matraz y añade 2–3 gotas de indicador fenolftaleína.
  3. Añade el NaOH mientras agitas. Cerca del final, añádelo gota a gota.
  4. Detente en el primer rosa tenue que dure 30 segundos. Anota la lectura final.
  5. Repite hasta que dos ensayos coincidan dentro de 0.10 mL. Con una sonda de pH, representa también el pH frente al volumen para ver el salto brusco en el punto de equivalencia.

Tabla de datos

EnsayoLectura inicial (mL)Lectura final (mL)NaOH usado (mL)
1 (aproximado)0.5023.1022.60
20.2022.6522.45
31.0523.5222.47

Datos de ejemplo solo para practicar. Promedia los ensayos que coinciden (2 y 3).

Cálculo de ejemplo

  1. Volumen medio de NaOH: (22.45 + 22.47) ÷ 2 = 22.46 mL = 0.02246 L.
  2. Moles de NaOH = 0.1000 mol/L × 0.02246 L = 2.246 × 10⁻³ mol.
  3. La reacción es 1 : 1, así que moles de HCl = 2.246 × 10⁻³ mol.
  4. Concentración de HCl = 2.246 × 10⁻³ mol ÷ 0.02500 L = 0.08984 M.

Seguridad

  • Usa gafas: el NaOH y el HCl pueden dañar ojos y piel aunque estén diluidos.
  • Si alguno toca la piel, enjuaga con abundante agua y avisa al responsable.
  • Llena la bureta por debajo del nivel de los ojos con un embudo, y retira el embudo antes de leer.

Alternativa en casa o virtual

  • Las simulaciones PhET Acid-Base Solutions y pH Scale te permiten probar ácidos y bases fuertes y débiles con un pH-metro virtual.
  • Indicador casero: el jugo de col lombarda se vuelve rojo-rosado en ácidos como el vinagre y verde en bases como una disolución de bicarbonato. Es solo cualitativo.

PhET: Acid-Base Solutions · PhET: pH Scale · PhET: Molarity

Vínculo con el planeta: El pH es una de las medidas más importantes de la calidad del agua. El Servicio Geológico de EE. UU. señala que la lluvia normal tiene un pH de alrededor de 5.6 y que el agua que drena de una mina de carbón abandonada puede llegar a pH 2, lo bastante ácida para matar peces río abajo. USGS Water Science School: el pH y el agua (en inglés)

Laboratorio C: análisis espectrofotométrico de una disolución de colorante

Semana 12

Objetivo: Hacer una curva de calibración con patrones de colorante y usarla para hallar la concentración de una muestra desconocida, con la ley de Beer–Lambert.

A=εbc,A=−log⁡10TA=\varepsilon bc,\qquad A=-\log_{10}T
A = absorbancia, ε = absortividad molar, b = longitud del trayecto (cm), c = concentración (mol/L), T = fracción de luz transmitida

Procedimiento

  1. Deja calentar el espectrofotómetro el tiempo que indique su manual.
  2. Haz un barrido de un patrón para hallar la longitud de onda en que el colorante absorbe más (λmax).
  3. Pon a cero el instrumento con una cubeta del blanco (el disolvente, aquí agua).
  4. Prepara cinco patrones a partir de una disolución madre por dilución (M₁V₁ = M₂V₂).
  5. Mide la absorbancia de cada patrón a λmax, enjuagando la cubeta con la siguiente disolución cada vez. Sujeta las cubetas por las caras esmeriladas.
  6. Mide la muestra desconocida del mismo modo.
  7. Representa la absorbancia (y) frente a la concentración (x), ajusta una recta que pase por el origen y usa la pendiente para hallar la concentración desconocida.

Tabla de datos

PatrónConcentración (µM)Absorbancia
12.000.130
24.000.261
36.000.389
48.000.522
510.000.650
Desconocida?0.455

Datos de ejemplo solo para practicar, no un valor publicado de ningún colorante real.

Cálculo de ejemplo

  1. Pendiente de la recta que pasa por el origen: unos 0.0650 por µM (por ejemplo 0.650 ÷ 10.00 µM).
  2. Con b = 1.00 cm, ε = 0.0650 µM⁻¹ cm⁻¹ = 6.50 × 10⁴ M⁻¹ cm⁻¹.
  3. Desconocida: c = A ÷ (εb) = 0.455 ÷ 0.0650 µM⁻¹ = 7.00 µM.
  4. Fracción de luz que transmite la muestra desconocida: T = 10^(−0.455) = 0.351, o 35.1%.

Seguridad

  • Usa gafas; muchos colorantes manchan la piel y la ropa.
  • Limpia los derrames de inmediato y mantén los líquidos lejos del instrumento.
  • Desecha las disoluciones según indique tu responsable de laboratorio.

Alternativa en casa o virtual

  • PhET Beer’s Law Lab: cambia la concentración, la longitud del trayecto y la longitud de onda, y anota la absorbancia para construir tu propia curva de calibración.
  • Versión casera: prepara una serie de diluciones de colorante alimentario en vasos transparentes idénticos y ordénalas a ojo sobre una tarjeta blanca. Muestra la idea, pero no da valores reales de absorbancia.

PhET: Beer’s Law Lab · PhET: Concentration

Vínculo con el planeta: La misma idea ayuda a los satélites a evaluar la salud de océanos y lagos. Las misiones de color del océano de la NASA miden los colores de la luz que sale del agua para estimar la clorofila, señal de plancton. NASA Ocean Color (en inglés)

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Series de práctica para exámenes

Cronométrate: unos 10 minutos por problema. Luego compara con las soluciones completas.

Serie de práctica de mitad de curso (unidades 1–3)

  1. Un electrón de hidrógeno baja de n = 4 a n = 2. Halla la longitud de onda de la luz.

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    1. |ΔE| = 2.179 × 10⁻¹⁸ J × (1/4 − 1/16) = 2.179 × 10⁻¹⁸ J × 0.1875 = 4.086 × 10⁻¹⁹ J.
    2. λ = hc/E = (6.626 × 10⁻³⁴ × 2.998 × 10⁸) ÷ 4.086 × 10⁻¹⁹ = 4.862 × 10⁻⁷ m.

    Respuesta: 486 nm (azul verdoso).

  2. Escribe la configuración del cobre (Z = 29) en estado fundamental.

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    1. El orden de llenado simple predice [Ar] 4s² 3d⁹, pero una subcapa 3d llena es más estable.
    2. Un electrón 4s pasa a 3d.

    Respuesta: [Ar] 4s¹ 3d¹⁰, una excepción conocida.

  3. ¿Cuánto CO₂ se produce al quemar 1.00 kg de octano (C₈H₁₈, 114.23 g/mol)?

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    1. Balanceada: 2 C₈H₁₈ + 25 O₂ → 16 CO₂ + 18 H₂O, es decir, 8 mol de CO₂ por mol de octano.
    2. Moles de octano = 1000 g ÷ 114.23 g/mol = 8.754 mol.
    3. CO₂ = 8 × 8.754 = 70.04 mol × 44.01 g/mol = 3082 g.

    Respuesta: Unos 3.08 kg de CO₂.

  4. 28.0 g de N₂ reaccionan con 9.00 g de H₂: N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃. Halla el reactivo limitante y la masa de NH₃.

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    1. N₂: 28.0 ÷ 28.02 = 0.999 mol. H₂: 9.00 ÷ 2.016 = 4.46 mol.
    2. El N₂ necesita 3 × 0.999 = 3.00 mol de H₂; hay 4.46 mol, así que el N₂ es el limitante.
    3. NH₃ = 2 × 0.999 = 2.00 mol × 17.03 g/mol = 34.0 g.

    Respuesta: El N₂ es el limitante; 34.0 g de NH₃.

  5. Indica la forma y la polaridad del SO₂ y del CCl₄.

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    1. SO₂: el S tiene dos grupos enlazantes y un par solitario, así que es angular y los dipolos no se anulan.
    2. CCl₄: cuatro enlaces idénticos, tetraédrica, los dipolos se anulan.

    Respuesta: SO₂ angular y polar; CCl₄ tetraédrica y apolar.

  6. Ordena por punto de ebullición, del más bajo al más alto: H₂O, He, CH₄.

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    1. He: solo dispersión débil, muy pocos electrones.
    2. CH₄: fuerzas de dispersión, más electrones que el He.
    3. H₂O: puentes de hidrógeno.

    Respuesta: He < CH₄ < H₂O.

Serie de práctica final (todas las unidades)

  1. ¿Qué volumen ocupan 88.0 g de CO₂ a 25.0 °C y 1.00 atm?

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    1. n = 88.0 ÷ 44.01 = 2.00 mol.
    2. V = nRT/P = 2.00 × 0.08206 × 298.15 ÷ 1.00.

    Respuesta: 48.9 L.

  2. ¿Cuántos gramos de metano hay que quemar (ΔH = −890.5 kJ/mol) para calentar 500.0 g de agua de 15.0 °C a 85.0 °C, si todo el calor va al agua?

    Ver la solución completa
    1. q = 500.0 × 4.184 × 70.0 = 146,440 J = 146.4 kJ.
    2. Moles de CH₄ = 146.4 ÷ 890.5 = 0.1644 mol.
    3. Masa = 0.1644 × 16.04 = 2.64 g.

    Respuesta: 2.64 g de metano.

  3. 20.00 mL de ácido sulfúrico se neutralizan con 31.60 mL de NaOH 0.1000 M. Halla la molaridad del ácido.

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    1. H₂SO₄ + 2 NaOH → Na₂SO₄ + 2 H₂O (dos hidrógenos ácidos).
    2. Moles de NaOH = 0.1000 × 0.03160 = 3.160 × 10⁻³ mol, así que moles de H₂SO₄ = 1.580 × 10⁻³ mol.
    3. M = 1.580 × 10⁻³ ÷ 0.02000 L.

    Respuesta: 0.07900 M. Un error común es olvidar la proporción 1 : 2 y obtener 0.1580 M.

  4. Un colorante tiene ε = 1.20 × 10⁴ M⁻¹ cm⁻¹. Una muestra en una cubeta de 1.00 cm da A = 0.300. Halla su concentración.

    Ver la solución completa
    1. c = A ÷ (εb) = 0.300 ÷ (1.20 × 10⁴ × 1.00).

    Respuesta: 2.50 × 10⁻⁵ M.

  5. Un compuesto tiene en masa 40.0% de C, 6.71% de H y 53.3% de O, y una masa molar de 180.16 g/mol. Halla sus fórmulas empírica y molecular.

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    1. En 100 g: C 40.0 ÷ 12.011 = 3.33 mol; H 6.71 ÷ 1.008 = 6.66 mol; O 53.3 ÷ 16.00 = 3.33 mol.
    2. Divide entre 3.33: 1 : 2 : 1, así que CH₂O (30.03 g/mol).
    3. 180.16 ÷ 30.03 = 6.

    Respuesta: Empírica CH₂O; molecular C₆H₁₂O₆ (glucosa).

  6. Usa la ley de Hess para hallar ΔH de C(s) + ½ O₂ → CO, dados C + O₂ → CO₂ (−393.5 kJ) y CO + ½ O₂ → CO₂ (−283.0 kJ).

    Ver la solución completa
    1. Conserva la primera reacción; invierte la segunda (+283.0 kJ).
    2. Súmalas; el CO₂ se cancela.

    Respuesta: −110.5 kJ.

  7. Para un proceso con ΔH = −10.0 kJ y ΔS = −50.0 J/K, halla la temperatura por debajo de la cual es espontáneo.

    Ver la solución completa
    1. ΔG < 0 cuando ΔH − TΔS < 0. Ambos son negativos, así que funciona a T baja.
    2. T = ΔH/ΔS = −10.0 kJ ÷ −0.0500 kJ/K = 200 K.

    Respuesta: Espontáneo por debajo de 200 K.

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Hoja de fórmulas

c=λνc=\lambda\nu
E=hν=hc/λE=h\nu=hc/\lambda
En=−2.179×10−18 J/n2E_n=-2.179\times10^{-18}\ \text{J}/n^2
n=m/Mn=m/M
M=n/VM=n/V
M1V1=M2V2M_1V_1=M_2V_2
PV=nRTPV=nRT
P1V1/T1=P2V2/T2P_1V_1/T_1=P_2V_2/T_2
PA=xAPtotP_A=x_AP_\text{tot}
Cg=kHPgC_g=k_HP_g
q=mcΔTq=mc\Delta T
ΔU=q+w\Delta U=q+w
ΔH∘=∑nΔHf∘(prod)−∑nΔHf∘(reac)\Delta H^\circ=\sum n\Delta H^\circ_f(\text{prod})-\sum n\Delta H^\circ_f(\text{reac})
ΔG=ΔH−TΔS\Delta G=\Delta H-T\Delta S
A=εbcA=\varepsilon bc
FC=V−N−B/2\text{FC}=V-N-B/2

Constantes

ConstanteValor
Constante de Planck, h6.62607015 × 10⁻³⁴ J·s (exacta)
Velocidad de la luz, c2.99792458 × 10⁸ m/s (exacta)
Constante de Avogadro, N_A6.02214076 × 10²³ mol⁻¹ (exacta)
Constante de los gases, R8.314 J/(mol·K) = 0.08206 L·atm/(mol·K)
Constante de energía del hidrógeno, k2.179 × 10⁻¹⁸ J
Calor específico del agua4.184 J/(g·°C)
Presión estándar1 atm = 101.325 kPa = 760 mmHg
Cero absoluto0 K = −273.15 °C

Fuente: NIST: constantes físicas fundamentales (en inglés)

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Tabla periódica

Usa una de estas tablas interactivas gratuitas junto con el curso.

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Glosario

Absorbancia
Cuánta luz absorbe una muestra; A = −log₁₀T.
Número de Avogadro
6.02214076 × 10²³, el número de partículas en un mol.
Calorimetría
Medir el flujo de calor a partir de cambios de temperatura.
Configuración electrónica
La distribución de los electrones de un átomo en orbitales.
Fórmula empírica
La proporción más simple en números enteros de los átomos de un compuesto.
Punto final
El momento de una valoración en que el indicador cambia de color.
Entalpía (H)
Contenido de calor de un sistema a presión constante.
Entropía (S)
Una medida de cuán dispersas están la energía y la materia.
Punto de equivalencia
El punto en que se ha añadido justo el valorante necesario para reaccionar con la muestra.
Energía libre de Gibbs (G)
G = H − TS; su cambio predice la espontaneidad.
Puente de hidrógeno
Atracción fuerte entre un H unido a N, O o F y un par solitario de otro N, O o F.
Gas ideal
Un gas modelo cuyas partículas no tienen volumen ni atracciones.
Isótopo
Átomos de un mismo elemento con distinto número de neutrones.
Reactivo limitante
El reactivo que se agota primero.
Molaridad
Moles de soluto por litro de disolución.
Mol
La unidad SI de cantidad de sustancia.
Orbital
Una región donde es probable encontrar un electrón.
Presión parcial
La presión que ejercería solo un gas de una mezcla.
Rendimiento porcentual
Rendimiento real ÷ rendimiento teórico × 100%.
Fotón
Una partícula de luz con energía E = hν.
Números cuánticos
n, l, mₗ, mₛ: los cuatro valores que describen un electrón.
Calor específico
Calor necesario para elevar 1 °C la temperatura de 1 g de una sustancia.
Estequiometría
Las relaciones cuantitativas entre cantidades en las reacciones.
Valoración
Añadir una disolución de concentración conocida para hallar la concentración de otra.
VSEPR
Repulsión de pares de electrones de la capa de valencia: los grupos de electrones se separan y fijan la forma de la molécula.

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Rúbrica de autoevaluación

No se otorga nota ni crédito. Úsala para valorar con honestidad dónde estás en cada unidad.

NivelCómo se ve
4 · DominioResuelve bien problemas nuevos, explica por qué funciona cada paso y detecta sus propios errores.
3 · CompetenteResuelve los problemas de práctica con unidades y cifras significativas correctas; algún descuido ocasional.
2 · En desarrolloSigue los ejemplos resueltos pero se atasca en problemas nuevos o confunde unidades.
1 · InicialReconoce los términos pero aún no sabe plantear los cálculos.

Ponderación sugerida si quieres una nota

PartePeso
Problemas de práctica30%
Informes de laboratorio (o laboratorios virtuales)20%
Serie de práctica de mitad de curso20%
Serie de práctica final30%

Apunta al nivel 3 o superior en cada unidad antes de pasar al siguiente curso.

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