Modelos de Parciales de Fisica

Primer Parcial 2004.

Primer Parcial 2004.

Primer Parcial 2004.

Primer Parcial 2002.

Segundo Parcial 2004.

Segundo Parcial 2002.

Segundo Parcial 1999.

Final 2003.

Final 2002.

Final 2002.

Final 2000.

Resumen unidad 4 y 5 de IPC.

Debido a que se nos dificulta la busqueda de material que es muy poco en esta materia les alcanzamos un link con un resumen de la unidad 4 y 5 de IPC.

Concepto de Ley Científica

LA CIENCIA Y EL CONOCIMIENTO. ALGUNAS DISTINCIONES CONCEPTÚALES.

Existen 3 tipos de conocimientos:
Conocimiento Directo: Es el que obtenemos cuando observamos un hecho, presenciamos un acontecimiento, oímos algo, en definitiva, cuando utilizamos los sentidos. Por ejemplo, si hemos estado en algún lugar, hemos visto un accidente, etc.

Conocimiento por habilidad: Es el saber hacer o conocimiento que tenemos acerca de cómo realizar una operación o cumplir un procedimiento. Es caracterizado como "saber cómo", es decir, por ejemplo, cuando poseemos una habilidad, tal como puede ser del manejo de una Computadora, etc.

Conocimiento Proposicional: Se caracteriza por un " Saber que", esto se refiere a 2 cosas; en la primera a que un sujeto sabe algo de otro ( estos sujetos son representados por letras: por ejemplo, "X sabe que P"), y en segundo lugar se refiere al conocimiento que tenemos en relación con una proposición o afirmación de la cual sabemos que es verdadera o falsa.

La ciencia es un conocimiento Proposicional. Esto significa que las teorías científicas se presentan como un conjunto de proposiciones o afirmaciones.
Es importante mencionar que existe una vinculación entre los anteriores conocimientos, todo conocimiento Proposicional, en parte, informa acerca de algún conocimiento directo; y en general, suele traer aparejada alguna aplicación práctica, por lo que se vincula con cierta forma de habilidad. Por ejemplo, quien maneja un automóvil posee conocimiento Proposicional ya que se llevaría una gran sorpresa si al sentarse en él la persona advirtiera que el auto carece de volante.

Proposición y oración
Oración: Además de tener un significado, afirma, niega, ruega, etc.
Proposición: Llamamos así al sentido de una oración declarativa que brinda información acerca de un hecho, en otras palabras, al significado de la oración.

Si al menos inicialmente aceptamos esta distinción, veremos que pueden emplearse oraciones distintas que sin embargo expresen la misma proposición, por ejemplo, "el calor dilata los metales" y " los metales se dilatan al calor" ;en este caso las 2 oraciones expresan la misma proposición. Este ejemplo se repite cuando hablamos en otro idioma, por ejemplo: "El avión esta demorado" y "The flight is delayed".

También puede usarse una misma oración para expresar diferentes proposiciones, caso que se da cuando la misma oración tiene doble significado, es decir, cuando es ambigua.
Por ejemplo: " El señor alquila una casa". Podría significar que una persona renta una casa para vivir dado a que no es el propietario, o bien que tiene para alquilar una propiedad a cambio de una remuneración. En este caso habría que recurrir al contexto en el que se formula la oración para determinar cuál es la proposición a la que se refiere.
No hay que olvidar que las proposiciones expresan información, por ende cuando una oración esta en exclamación o interrogación y ésta cumple el requisito de "informar", nos encontramos frente a una proposición.
Por ejemplo: "¿O acaso no es verdad que todos defendemos la libertad?" Esta pregunta esta más dirigida a informar que todos defendemos la libertad, que al conocer la respuesta del interlocutor. Este tipo de preguntas reciben el nombre de " preguntas retóricas".

La verdad en las proposiciones
Condiciones del Conocimiento Proposicional: Existen 3 condiciones, "DE VERDAD; CREENCIA Y DE PRUEBA", es decir, quien afirma algo debe creer en lo que dice, que ello sea cierto, y que esa persona pueda probarlo. Dicho en otros términos:
"X sabe que P sí, y sólo sí, X cree que P es verdadera y X tiene pruebas de que P".

La principal condición de verdad es estar seguro.

Si lo que se afirma no es verdad, en ese caso tenemos una "creencia falsa".
Por ejemplo: "Córdoba es una ciudad costera"

¿EN QUÉ CONSISTE LA VERDAD?

Hay muchas teorías, pero la más popular es la teoría correspondentista; ésta dice que existe la verdad si hay correspondencia con un hecho. Por ejemplo:
- La proposición " El pizarrón es verde" es verdadera sí, y sólo sí, existe un pizarrón que es verde.
- La proposición " El pizarrón es verde" es falsa sí y sólo sí el pizarrón no es verde.

La teoría de la verdad como correspondencia nos dice que una proposición es verdadera si lo que ella afirma coincide con hechos observables; motivo por el cual esta concepción no depende de nosotros, sino de cómo es el mundo.

Una proposición SIEMPRE ES VERDADERA O FALSA, por ejemplo; la proposición que afirma " En este mismo momento 2 mochileros toman mate en Bariloche ", puede ser Verdadera o Falsa según halla 2 mochileros o no, es decir, según se de el hecho correspondiente o no, pero eso podemos saberlo o desconocerlo.

Volviendo a lo anteriormente dicho, podemos afirmar que no vasta con CREER para que halla conocimiento, puesto que muchas veces estamos seguros de cuestiones falsas; tampoco alcanza con que nuestra creencia sea verdadera, debemos estar en condiciones para probarlo.

CREENCIA JUSTIFICADA: Se denomina así a una creencia que es verdadera por casualidad. Por ejemplo:
-Pensemos en un niño a quien se le explica la siguiente ecuación:

X +3= 7

Y se le dice que el valor de X es 4. A continuación se le pide que encuentre el valor de X en las siguientes ecuaciones:

X +1 = 2
X +1= 3
X +1 = 4
X +1= 5

En cada uno de los casos el niño cree que la respuesta es 4. El niño cree que el valor de X en el último caso es 4. Pero evidentemente él no sabe, sólo hubo una feliz coincidencia. Su creencia a pesar de ser verdadera es una creencia injustificada.
Otros casos de creencia injustificada pueden ser cuando hablamos de las predicciones de astrólogos o adivinos, en el caso de que se cumplan, ellos pretenden que sabían que iba a suceder y dan como prueba el hecho de que la predicción se cumplió, pero las pruebas tienen que darse antes de que ocurra el hecho; o como también suele suceder cuando las personas dicen acontecimientos futuros sin fundamentos y luego éstos se cumplen, aquí sólo tiene que ver la coincidencia, y no el hecho de tener conocimiento.

Muchas veces sucede que creemos tener una creencia justificada, como puede ser el siguiente ejemplo:"Pedro sabe que Juan es Médico" ..pero ¿Cómo sabe Pedro que Juan es Médico?
Él lo sabe porque además de ser amigo de Juan, él fue a su consultorio, en algunas ocasiones Juan se ausentó para ir a algún congreso de su especialidad, vio el diploma colgado en su consultorio, etc. Éstos son algunos elementos que permiten justificar la creencia de Pedro, pero sin embargo estas pruebas no son concluyentes, porque siempre existe la posibilidad de que nos hallamos equivocado.
Una variante de este ejemplo puede ser si alguno de nosotros fue a un Hospital reconocido por un problema de salud y es atendido por un médico que tiene mucha antigüedad, otros profesionales a cargo, etc, y mientras realiza su trabajo observamos los diplomas colgados en la pared. En este contexto afirmamos "Fulano es médico".Nuestra creencia esta justificada, pero grande es nuestra sorpresa cuando leemos en el diario, a los pocos días, que esa persona nunca se había recibido y que su título era falso.

EXISTEN 2 TIPOS DE CONOCIMIENTO PROPOCIOSIONAL:

Conocimiento en sentido FUERTE: Se da cuando se ofrecen pruebas concluyentes en apoyo de una proposición o conjunto de proposiciones. ESTE CONOCIMIENTO ES PROPIO DE LAS CIENCIAS FORMALES.

Conocimiento en sentido DÉBIL: Se da cuando las pruebas no son concluyentes, sino provisorias. ESTE CONOCIMIENTO ES PROPIO DE LAS CIENCIAS FÁCTICAS.

Ciencias Formales: Son aquellas cuyas teorías están constituidas por proposiciones analíticas( son proposiciones en las que basta con analizar el significado de los términos o palabras que las componen para determinar si son verdaderas o falsas). 2 ejemplos de esta ciencia son la matemática y la lógica..

Ciencias Fácticas: Son aquellas cuyas teorías están constituidas mayormente por proposiciones sintéticas ( son proposiciones en las que NO basta con analizar el significado de los términos o palabras que las componen para determinar si son verdaderas o falsas porque hacen referencia a casos observables) . El tipo de conocimiento que brindan estas ciencias dependen de la experiencia.

Aquí surgen 2 cosas, la primera es que hay creencias falsas justificadas y la segunda es el "conocimiento empírico", el cual se basa en nuestra experiencia; en este no hay pruebas concluyentes, y tampoco se pueden pedir, ya que nos quedaríamos sin conocimiento, por lo tanto lo único que podemos hacer es tratar de debilitar la condición de prueba.
Las PRUEBAS CONCLUYENTES son las de carácter deductivo, y éstas se dan solamente en la matemática y la lógica.

Modelos de Parciales de IPC

Primer Parcial 2006 (8 modelos).

Lamentablemente no contamos con la posibilidad de alcanzarles mas modelos debido a que hubo un cambio de programas y seria en vano que les mostraramos examanes que no tratan lo actual. Proximamente les haremos llegar los respectivos resumenes

Video sobre Sistemas Gaseosos

Apunte teorico sobre Gases, teoría cinética, fórmulas, etc.

La materia puede presentarse en tres estados: sólido, líquido y gaseoso. En este último estado se encuentran las sustancias que denominamos comúnmente "gases".

Ley de los gases Ideales

Según la teoría atómica las moléculas pueden tener o no cierta libertad de movimientos en el espacio; estos grados de libertad microscópicos están asociados con el concepto de orden macroscópico. Las libertad de movimiento de las moléculas de un sólido está restringida a pequeñas vibraciones; en cambio, las moléculas de un gas se mueven aleatoriamente, y sólo están limitadas por las paredes del recipiente que las contiene.

Se han desarrollado leyes empíricas que relacionan las variables macroscópicas en base a las experiencias en laboratorio realizadas. En los gases ideales, estas variables incluyen la presión (p), el volumen (V) y la temperatura (T).

La ley de Boyle - Mariotte relaciona inversamente las proporciones de volumen y presión de un gas, manteniendo la temperatura constante: P₁. V₁ = P₂ . V₂

La ley de Gay-Lussac afirma que el volumen de un gas, a presión constante, es directamente proporcional a la temperatura absoluta: *

La ley de Charles sostiene que, a volumen constante, la presión de un gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta del sistema: *

* En ambos casos la temperatura se mide en kelvin (273 ºK = 0ºC) ya que no podemos dividir por cero, no existe resultado.

De las tres se deduce la ley universal de los gases:

Teoría Cinética de los Gases

El comportamiento de los gases, enunciadas mediante las leyes anteriormente descriptas, pudo explicarse satisfactoriamente admitiendo la existencia del átomo.

El volumen de un gas: refleja simplemente la distribución de posiciones de las moléculas que lo componen. Más exactamente, la variable macroscópica V representa el espacio disponible para el movimiento de una molécula.

La presión de un gas, que puede medirse con manómetros situados en las paredes del recipiente, registra el cambio medio de momento lineal que experimentan las moléculas al chocar contra las paredes y rebotar en ellas.

La temperatura del gas es proporcional a la energía cinética media de las moléculas, por lo que depende del cuadrado de su velocidad.

La reducción de las variables macroscópicas a variables mecánicas como la posición, velocidad, momento lineal o energía cinética de las moléculas, que pueden relacionarse a través de las leyes de la mecánica de Newton, debería de proporcionar todas las leyes empíricas de los gases. En general, esto resulta ser cierto.

La teoría física que relaciona las propiedades de los gases con la mecánica clásica se denomina teoría cinética de los gases. Además de proporcionar una base para la ecuación de estado del gas ideal. La teoría cinética también puede emplearse para predecir muchas otras propiedades de los gases, entre ellas la distribución estadística de las velocidades moleculares y las propiedades de transporte como la conductividad térmica, el coeficiente de difusión o la viscosidad.

Densidad de un gas

En un determinado volumen las moléculas de gas ocupan cierto espacio. Si aumenta el volumen (imaginemos un globo lleno de aire al que lo exponemos al calor aumentando su temperatura), la cantidad de moléculas (al tener mayor espacio) se distribuirán de manera que encontremos menor cantidad en el mismo volumen anterior. Podemos medir la cantidad de materia, ese número de moléculas, mediante una magnitud denominada masa. La cantidad de moléculas, la masa, no varía al aumentar o disminuir (como en este caso) el volumen, lo que cambia es la relación masa - volumen. Esa relación se denomina densidad (d). La densidad es inversamente proporcional al volumen (al aumentar al doble el volumen , manteniendo constante la masa, la densidad disminuye a la mitad) pero directamente proporcional a la masa (si aumentamos al doble la masa, en un mismo volumen, aumenta al doble la densidad).

Hipótesis de Avogadro

Esta hipótesis establece que dos gases que posean el mismo volumen (a igual presión y temperatura) deben contener la misma cantidad de moléculas.

Cada molécula, dependiendo de los átomos que la compongan, deberán tener la misma masa. Es así que puede hallarse la masa relativa de un gas de acuerdo al volumen que ocupe. La hipótesis de Avogadro permitió determinar la masa molecular relativa de esos gases.

Analicemos el orden lógico que siguió:

1. La masa de 1 litro de cualquier gas es la masa de todas las moléculas de ese gas.

2. Un litro de cualquier gas contiene el mismo número de moléculas de cualquier otro gas

3. Por lo tanto, un litro de un gas posee el doble de masa de un litro otro gas si cada molécula del primer gas pesa el doble de la molécula del segundo gas.

4. En general las masas relativas de las moléculas de todos los gases pueden determinarse pesando volúmenes equivalentes de los gases.

En condiciones normales de presión y temperatura (CNPT) [ P = 1 atm y T = 273 ºK ] un lito de hidrógeno pesa 0,09 g y un litro de oxígeno pesa 1,43 g. Según la hipótesis de Avogadro ambos gases poseen la misma cantidad de moléculas. La proporción de los pesos entre ambos gases es: 1,43 : 0,09 = 15,9 (aproximadamente) 16. Es la relación que existe entre una molécula de oxígeno e hidrógeno es 16 a 1. Las masas atómicas relativas que aparecen en la tabla periódica están consideradas a partir de un volumen de 22,4 litros en CNPT.

Ley de los Gases Generalizada

Como consecuencia de la hipótesis de Avogadro puede considerarse una generalización de la ley de los gases. Si el volumen molar (volumen que ocupa un mol de molécula de gas) es el mismo para todos los gases en CNPT, entonces podemos considerar que el mismo para todos los gases ideales a cualquier temperatura y presión que se someta al sistema. Esto es cierto por que las leyes que gobiernan los cambios de volumen de los gases con variaciones de temperatura y presión son las mismas para todos los gases ideales. Estamos relacionando proporcionalmente el número de moles (n), el volumen, la presión y la temperatura: P.V ~ n T. Para establecer una igualdad debemos añadir una constante (R) quedando:

P.V = n . R . T

El valor de R podemos calcularlo a partir del volumen molar en CNPT:

Por definición n (número de moles) se calcula dividiendo la masa de un gas por el Mr (la masa molecular relativa del mismo).

Que es otra forma de expresar la ley general de gases ideales.

Apunte teorico sobre Ar, Mr, nomenclatura, fórmulas etc.

Conceptos elementales:

Los "objetos" con que trabaja la química se denominan “elementos” que no son otra cosa que los átomos. Su utiliza distintos signos (letras en mayúscula) abreviados para identificar estos elementos en lugar de sus nombres completos.

Ejemplo: En vez de carbono se utiliza la letra C; En vez de oxígeno se utiliza la letra O.

nitrógenoN;

hidrógeno H;

cloro Cl;

azufre S;

magnesio Mg;

aluminio Al;

cobre Cu;

plata Ag;

oro Au;

hierro Fe.

La mayoría de los símbolos químicos derivan de las letras del propio nombre del elemento, pero no siempre de un mismo idioma, puede ser español, inglés; inclusive algunos de ellos, conocidos desde la antigüedad, proceden normalmente de sus nombres en latín: Cu de cuprum (cobre), Ag de argentum (plata), Au de aurum (oro) y Fe de ferrum (hierro).

Para no confundirse a los elementos que comienzan con la misma letra, se ha convenido escribir la primera letra del símbolo con mayúscula, y la segunda (si la hay) con minúscula. Evidentemente el conjunto de símbolos de los elementos químicos es universal.

Número atómico y número másico

Todo átomo tiene un núcleo cargado positivamente que contiene el 99,9 % de la masa total de la partícula. Su estructura presenta dos clases diferentes de partículas llamadas genéricamente nucleones: los protones, con carga positiva, y los neutrones, sin carga. Por lo tanto, la carga total de un núcleo es igual al número de protones multiplicado por la carga de un protón (1,6 x 10 ^{– 19} C).

Los átomos de todos los isótopos de un elemento cualquiera tienen el mismo número de protones. Este número "z", se llama número atómico y es característico del elemento. Sin embargo, los núcleos de los diferentes isótopos de un mismo elemento difieren en la cantidad de neutrones, lo que varía el total de nucleones por núcleo. El número de nucleones (protones + neutrones) define el número de masa ó número másico representado por la letra "A" .

Ejemplo: A = 35 Z = 17

Protones: 17 (como estamos hablando de un átomo que es eléctricamente neutro, tenemos la misma cantidad de protones y electrones)

Electrones: 17

Neutrones: A – Z = 35 – 17 = 18

Isótopos

En la teoría atómica, propuesta por Dalton en 1805, todos los átomos de un elemento dado se consideran idénticos. Posteriormente se fijó la tarea de determinar sus masas, lo que permitió se reconoce el hecho de que no todos los átomos de un elemento poseían el mismo valor en sus masas. Entonces, fue necesario hacer una subdivisión en los átomos de un mismo elemento y se llamó isótopo a los que poseían igual valor de masa atómica. Resumiendo: todos los elementos pueden existir en varias formas isotópicas, pero todas las masas los átomos del mismo isótopo son idénticas.

Masa atómica relativa

Las proporciones de los isótopos en la naturaleza hacen que el número másico no sea un valor exacto sino aproximado. Se calcula sumando los productos entre los A de cada isótopo y sus porcentajes en la naturaleza.

Ar = (n₁ % A₁ + n₂ % A₂ … + n_n % A_n) / 100

Entonces, los átomos tienen masas fijas que no coinciden, en valor numérico, exactamente con las masas atómicas relativas pertenecientes a los elementos químicos.

Concepto de Mol

Por la existencia de los isótopos los átomos poseen masas fijas que no coinciden, en valor numérico, exactamente con las denominadas masas atómicas relativas pertenecientes a los elementos químicos. Pero existe otro problema, un átomo es tan pequeño que es imposible de manipular en laboratorio. Por cuanto los valores numéricos de su masa relativa representan la masa corresponde a 6,0221367 x 10²³ partículas. Esta cantidad recibe el nombre de número de avogadro.

El mol, unidad básica del Sistema Internacional de unidades, está definida como la cantidad de una sustancia que contiene 6,02 .10²³ entidades elementales.

Así un mol de moléculas tendrá 6,02 x 10²³ moléculas, un mol de átomos posee 6,02 x 10²³ átomos y un mol de zapatos contiene 6,02 x 10²³ zapatos . . .

La masa de un mol de átomos es lo que denominamos masa atómica relativa (Ar),

que es la masa de 6,02 10²³ átomos de un mismo elemento.

Ar _C = 1 mol de átomos de C = 6,0221367 .10²³ átomos de C ~ 12 g

Masa molecular relativa

Análogamente a lo que ocurre con los átomos, podemos determinar la masa de un mol de moléculas, masa molecular relativa (Mr), que es la masa de 6,02 10²³ moléculas de una misma sustancia.

Mr _HCl = Ar _H + Ar _Cl = 1 g + 35,5 g = 36,5 g

Concepto de anión y catión:

Los átomos (elementos) son neutros, si un elemento gana o pierde electrones deja de llamarse elemento para llamarse ión. En el caso de perder electrones, la carga neta queda positiva y el ión recibe el nombre de catión. La carga del catión es la diferencia entre protones y electrones. En el caso de ganar electrones, la carga neta queda negativa (por la diferencia entre protones y electrones) y el ión recibe el nombre de anión.

Leyes Ponderales (gravimetricas):

Ley de la conservación de la masa (o de Lavoisier): La masa de un sistema permanece invariable cualquiera que sea la transformación que ocurra dentro de él. Traduciendo a términos químicos, quiere decir que: la masa de los cuerpos reaccionantes es igual a la masa de los productos de la reacción.

Si bien la ley de la conservación de la materia no es absolutamente exacta, ya que la teoría de la relatividad ha eliminando él dualismo existente en la física clásica entre la materia ponderable y la energía imponderable, podemos aplicarla tranquilamente ya que las velocidades de los elementos involucrados no superan la velocidad de la luz.

Ley de las proporciones definidas (o de Proust): Cuando dos o más elementos se combinan para formar un determinado compuesto lo hacen en una relación en peso constante independientemente del proceso seguido para formarlo. Esta ley también se puede traducir a términos químicos: Para cualquier muestra pura de un determinado compuesto los elementos que lo conforman mantienen una proporción fija en peso, es decir, una proporción ponderal constante.

Así, por ejemplo, en el agua los gramos de hidrógeno y los gramos de oxígeno están siempre en la proporción 1/8, independientemente del origen del agua.

Ley de las proporciones múltiples (o de Dalton): Las cantidades de un mismo elemento que se unen con una cantidad fija de otro elemento para formar en cada caso un compuesto distinto están en la relación de números enteros sencillos.

La ley de Proust no impide que dos o más elementos se unan en varias proporciones para formar varios compuestos. Así, por ejemplo, el oxígeno y el cobre se unen en dos proporciones y forman dos óxidos de cobre que contienen 79,90 % y 88,83 % de cobre. Si calculamos la cantidad de cobre combinado con un mismo peso de oxígeno, tal como 1g, se obtiene en cada caso:

79,90 g de cobre / 20,10 g de oxígeno = 3,975 ≈ 4

88,83 g de cobre / 11,17 g de oxígeno = 7,953 ≈ 8

Las dos cantidades de cobre son, muy aproximadamente, una doble de la otra y, por tanto, los pesos de cobre que se unen con un mismo peso de oxígeno para formar los dos óxidos están en la relación de 1 es a 2.

Composición Centesimal: Analizando la proporción de las masas se puede conocer la fórmula de un compuesto ya su composición química se expresa como el porcentaje en peso de cada uno de los elementos que la componen.

Por ejemplo: Imaginemos que tenemos 16 g de metano (CH₄), gas compuesto por carbono e hidrógeno, de los que 12 g pertenecen al carbono y el resto al hidrógeno.

Si dividimos la masa de carbono por la masa total del compuesto: 12/16 = 0,75 → 75 % C (simplemente multiplicamos por 100)

Peso equivalente:

El peso equivalente de un elemento o compuesto es la cantidad del mismo que se combina o reemplaza a 8.000 partes de oxigeno o 1.008 partes de hidrogeno.

Lo expuesto en la definición del peso equivalente desde el punto de vista teórico, pero prácticamente, el peso equivalente de un elemento o compuesto se determina de acuerdo a los números totales de equivalentes de los cationes o aniones, si se trata de una sal, ácido o base, de acuerdo al numero de electrones ganados o perdidos por las sustancias de una reacción o si es un metal de acuerdo al peso que es necesario para producir.

Para calcular el peso equivalente de divide la masa molar por la masa de las cargas (generalmente hidrógenos)

Ejemplo: el peso molecular del H₃PO₄ es 98, desprende tres hidrógenos (cuya masa es 3) por lo tanto su equivalente en gramos debe ser: 98/3 eq-g.

Fórmulas Químicas :

La mayoría de las sustancias son compuestos formados por combinaciones de átomos, las que no se combinan al azar sino bajo estrictas reglas que dependen de la energía que posea cada elemento. La fórmula del agua, H₂O, indica que por cada dos átomos de hidrógeno está presente un átomo de oxígeno. La fórmula muestra así mismo que el agua es eléctricamente neutra, e indica también que (debido a que las masas atómicas son H = 1,01, O = 16,00) 2,02 unidades de masa de hidrógeno se combinan con 16,00 unidades de masa de oxígeno para producir 18,02 unidades de masa de agua. Puesto que las masas relativas permanecen constantes, las unidades de masa pueden ser expresadas en toneladas, kilogramos, libras o cualquier otra unidad siempre que la masa de todas las sustancias sea expresada en las mismas unidades.

Los subíndices (dado por supuesto que significa 1 si no aparece ningún subíndice) muestran el número relativo de átomos de cada elemento que interviene en la formación de la sustancia. Por ejemplo, el CO₂ tiene un Carbono (C) por cada dos oxígenos (O₂), y el CH₄ tiene un carbono carbono por cada cuatro hidrógenos.

Pero, ¿por qué escribir O₂ y C₈H₁₈ en lugar de escribir simplemente O y C₄H₉, que indican las mismas relaciones atómicas y de masas? Los experimentos demuestran que el oxígeno atmosférico no consiste en átomos individuales (O), sino en moléculas formadas por parejas de átomos (O₂); la relación entre el carbono y el hidrógeno en las moléculas de octano es de C ₈ y H ₁₈ y no otra combinación de átomos de carbono y de hidrógeno. Las fórmulas del oxígeno atmosférico y del octano son ejemplos de fórmulas moleculares. El agua está formada por moléculas de H₂O, y el dióxido de carbono por moléculas de CO₂. Por eso el H₂O y el CO₂ son fórmulas moleculares. Sin embargo, la cera de las velas (CH₂), por ejemplo, no está formada por moléculas que contienen un átomo de carbono y dos átomos de hidrógeno, sino que en realidad consiste en cadenas muy largas de átomos de carbono, en las cuales la mayoría de éstos están unidos a dos átomos de hidrógeno además de estar unidos a los dos átomos de carbono vecinos en la cadena. Estas fórmulas, que expresan la composición atómica relativa correcta, pero no la fórmula molecular, se llaman fórmulas empíricas.

Se puede decir que todas las fórmulas que son múltiplos de proporciones más simples, representan moléculas: las fórmulas H₂O₂ y C₂H₆ representan a los compuestos peróxido de hidrógeno y etano. Y a su vez puede decirse que las fórmulas que presentan relaciones atómicas simples son fórmulas empíricas, a menos que la evidencia muestre lo contrario. Por ejemplo, las fórmulas NaCl y Fe₂O₃ son empíricas; la primera representa al cloruro de sodio (sal común) y la última al óxido de hierro (orín), pero en esos compuestos no están presentes moléculas individuales de NaCl o Fe₂O³.

Nomenclatura Química.

Son las reglas y regulaciones que rigen la designación de las sustancias químicas.

Se escribe siempre en primer lugar el símbolo del elemento o radical menos electronegativo (menor capacidad de atraer electrones) y a continuación el del elemento o radical más electronegativo (mayor capacidad de atraer electrones). Se nombran en orden inverso.

Se intercambian las valencias de los elementos o los radicales, colocándolas en forma de subíndices. Estos subíndices se simplifican, si se puede, teniendo en cuenta que deben ser números enteros y que el 1 no se escribe.

Nomenclatura Tradicional:

Óxidos: es la combinación de un metal o un no – metal con oxígeno.

Se nombra óxido ........ indicando el nombre del segundo elemento según la valencia (ó el número de oxidación) que este en juego.

Óxido Hipo ...... oso (la menor valencia de todas, cuando se tiene 4 valencias posibles para el elemento)

...... oso (la menor valencia, cuando se tiene 2 valencias posibles para el elemento)

...... ico (la mayor valencia, cuando se tiene 2 valencias posibles para el elemento )

Per ...... ico (la mayor valencia cuando se tiene 4 valencias posibles para el elemento)

Ejemplo: Fe₂ O₃ ® 2 Fe ^{+ 3} + 3 O ^{- 2 *}

El hierro posee dos valencias: 2 y 3, en este caso trabaja con la mayor, así que llamaremos al compuesto: Óxido férrico.

Otro ejemplo: Cl₂ O ® 2 Cl ^{+ 1} + O ^{– 2 *}

El cloro posee cuatro valencias: 1, 3, 5 y 7, en este caso trabaja con la menor, así que llamaremos al compuesto: Óxido Hipocloroso.

Hidróxidos: es la combinación de un metal con oxidrilo (OH ^–)

Se nombra hidróxido de ... indicando el nombre del segundo elemento si tiene un solo valor de valencia, si tiene más de uno utilizamos el mismo esquema que se utilizó en los óxidos.

Hidróxido ...... oso (la menor valencia, cuando se tiene 2 valencias posibles para el elemento)

...... ico (la mayor valencia, cuando se tiene 2 valencias posibles para el elemento )

Ejemplo: Al (OH)₃ ® Al ^{+ 3} + OH ^{– 1 *}

El aluminio tiene un único valor de valencia por lo tanto denominamos al compuesto hidróxido de aluminio.

Otro ejemplo: Fe (OH)₂ ® Fe ^{+ 2} + 2 OH ^{- 1 *}

El hierro posee dos valencias: 2 y 3, en este caso trabaja con la menor, así que llamaremos al compuesto: Hidróxido ferroso.

Sales: Combinación de metales con no metales.

No metales: Hipo ....ito (la menor valencia de todas, cuando se tiene 4 posibles para el elemento)

...... ito (la menor valencia, cuando se tiene 2 posibles para el elemento)

...... ato (la mayor valencia, cuando se tiene 2 posibles para el elemento)

Per ...... ato (la mayor valencia de todas,, cuando se tiene 4 posibles para el elemento)

Metales: Hipo ..... oso (la menor valencia de todas, cuando se tiene 4 posibles para el elemento)

..... oso (la menor valencia, cuando se tiene 2 posibles para el elemento)

..... ico (la mayor valencia, cuando se tiene 2 posibles para el elemento)

Per ..... ico (la mayor valencia de todas, cuando se tiene 4 posibles para el elemento)

Ejemplo: Al₂ (SO₄)₃ ® 2 Al ^{+ 3} + 3 (SO₄) ^{– 2 *}

El azufre no puede separarse del oxígeno, en el radical, este elemento trabaja con valencia 6, la mayor de las dos valencias que posee (4 y 6) por lo tanto debemos llamarlo "sulfato". El aluminio tiene una única valencia por lo tanto al compuesto lo llamamos: sulfato de aluminio.

Otro ejemplo: Fe (ClO)₂ ® Fe ^{+ 2} + 2 (ClO) ^{– 1*}

El cloro no puede separarse del oxígeno, en el radical, este elemento trabaja con su mínima valencia, 1, de las cuatro que tiene (1, 3, 5, 7), por lo tanto debemos llamarlo "hipoclorito". El hierro está trabajando con la menor valencia de las dos que posee (2, 3), por lo que lo llamaremos ferroso. De esta manera Fe (ClO)₂ debe llamarse según la nomenclatura tradicional "Hipoclorito ferroso".

^* No es la ecuación de la reacción, sólo una forma de expresar las valencias.

Nomenclatura IUPAC:

La Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) recomienda el uso de la nomenclatura sistemática, la más extendida, y la de Stock o funcional, utilizada sobre todo para nombrar óxidos, hidruros y hidróxidos.

En la nomenclatura sistemática de los óxidos la palabra genérica ‘óxido’ va precedida de los prefijos griegos mono-, di-, tri-, tetra-, penta-, hexa- o hepta-, según el número de oxígenos que existan; a continuación se indica, de la misma forma, la proporción del segundo elemento. Por ejemplo, N₂O₅, pentaóxido de dinitrógeno. En algunas ocasiones se puede prescindir del prefijo mono- (CaO, óxido de calcio).

En la nomenclatura de Stock no se utilizan prefijos. Los óxidos se nombran con la palabra ‘óxido’ seguida del nombre del otro elemento y su valencia entre paréntesis; siguiendo con el ejemplo: N₂O₅, óxido de nitrógeno (V). Si el elemento que se combina con el oxígeno tiene valencia única, no es necesario indicarla; así, Li₂O es óxido de litio.

En los hidruros metálicos el hidrógeno actúa con valencia –1 y se nombran con la palabra genérica ‘hidruro’ seguida del nombre del metal. El número de átomos de hidrógeno se indica mediante prefijos numerales; por ejemplo, AuH₃, trihidruro de oro. En la nomenclatura funcional se nombran con la palabra ‘hidruro’ seguida del nombre del metal y su valencia correspondiente, salvo que la valencia sea única (AuH₃, hidruro de oro (III)).

En los hidruros no metálicos el hidrógeno actúa con valencia +1 y los no metales con sus respectivas valencias negativas; se nombran añadiendo el sufijo -uro al no metal. Por ejemplo, HCl, cloruro de hidrógeno.

Los hidróxidos se nombran con la palabra ‘hidróxido’ seguida del nombre del metal, indicando con prefijos numerales sus proporciones; por ejemplo, Mg(OH)₂, dihidróxido de magnesio. En la nomenclatura de Stock no se utilizan los prefijos: al nombre del metal se le añade su valencia, aunque ésta se omite cuando es única; por ejemplo, Mg(OH)₂, hidróxido de magnesio.

En la nomenclatura sistemática, los ácidos oxoácidos se nombran como compuestos binarios en los que el constituyente negativo (anión) es poliatómico; se utiliza el sufijo -ato para el anión y se especifica la valencia del elemento central mediante números romanos entre paréntesis, seguida de la palabra ‘hidrógeno’; por ejemplo, HClO, oxoclorato (I) de hidrógeno. Para estos ácidos, la IUPAC admite la nomenclatura tradicional (HClO, ácido hipocloroso).