Conceptos fundamentales sobre la materia
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Átomo
La materia está constituida por átomos. Estos están constituidos por el núcleo y la corteza. El núcleo lo forman protones (p+) y neutrones (n). La corteza está formada por electrones (e-).
Iones
Un átomo puede transformarse en un Ion por ganancia o pérdida de electrones. Si gana electrones se produce un anion (Ion con carga negativa). Si pierde electrones se produce un cation (Ion con carga positiva).
Numero atómico (z)
El número atómico es el número de protones que hay en el núcleo de un átomo. Identifica los átomos de un elemento. Coincide con el número de electrones ya que el átomo es neutro. Se representa por Z.
Numero másico (a)
El numero másico es el numero total de partículas que constituyen el núcleo (número de protones + numero de neutrones). Se representa por A.
Isótopos
Los isótopos son variedades de átomos de un mismo elemento (igual Z) que se diferencian en el número de neutrones (diferente A).
A X= Símbolo del elemento
Se representan por X donde Z= Número atómico
Z A= Número másico
Masa atomica relativa de un elemento (ar,en u)
La masa atómica relativa de un elemento es la media ponderada de las masas de los diferentes isótopos que forman el elemento.
La unidad de masa atómica (u) se define como la doceava parte de la masa del isótopo de carbono -12-.
Molécula
Una molécula es un conjunto de átomos iguales o diferentes, que constituyen la mínima cantidad de una sustancia que mantiene sus propiedades químicas. La composición de una molécula se indica mediante las fórmulas químicas.
Masa molecular (mr,en u)
La masa molecular es la suma de las masas atómicas relativas de los átomos que forman una molécula.
Mol. Masa molar (m,en g)
El mol es la cantidad de sustancia que contiene 6,023x
partículas. Este número se conoce como Número de Avogadro (Na).
Si las partículas son átomos, la masa en gramos de un mol coincide numéricamente con la masa atómica.
Si las partículas son moléculas, la masa en gramos de un mol (masa molar) coincide numéricamente con su masa molecular.
Fórmula empírica
La fórmula empírica indica la proporción más sencilla que hay entre los átomos de los elementos que forman la molécula.
Por ejemplo, en la molécula de CH O hay un átomo de carbono por cada dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno.
La fórmula molecular indica el número de átomos presentes de cada elemento en la molécula. La fórmula molecular es un múltiplo de la fórmula empírica
Fórmula molecular = n x Fórmula empírica
Por ejemplo, la fórmula empírica CH O corresponde a una fórmula molecular C H O
C H O = 2 x ( CH O)
Estados de la materia
Las propiedades de los tres estados de la materia pueden explicarse a partir de la teoría cineticomolecular. Esta teoría postula que la materia está formada por partículas que están en constante movimiento chocando entre ellas elásticamente ( no se pierde energía cinética).
Estado sólido
Los sólidos tienen forma propia y volumen constante. Son incomprensibles.
Sus partículas prácticamente no tienen movilidad, están muy próximas entre sí, de manera que solamente pueden vibrar.
Estado líquido
Los líquidos tienen volumen constante y éste tiene poca variación con la temperatura. Se adapta a la forma del recipiente que los contiene.
Tienen comprensibilidad casi nula.
Sus partículas están próximas unas a otras pero no ocupan posiciones fijas, ya que tienen cierta movilidad, que crece con la temperatura. Golpean las paredes del recipiente que los contiene ejerciendo la presión hidrostática.
Presión de vapor de un líquido
La presión de vapor de un líquido es la presión que ejerce el vapor de un líquido, en un recipiente cerrado, cuando se ha conseguido el equilibrio entre este líquido y su vapor a una temperatura determinada.
A una temperatura determinada, la presión de vapor nos da una idea de la tendencia de los líquidos a pasar a estado gaseoso. Según el valor de la presión de vapor más o menos elevado, se dice que los líquidos son más o menos volátiles.
La unidad en el SI es el pascal (Pa). También se usan la atmósfera (atm) y el milímetro de mercurio (Hg). Las equivalencias entre estas unidades son:
1,01 x 10 Pa = 1 atm = 760 mmHg.
Estado gaseoso
Los gases se adaptan a la forma del recipiente que los contiene ocupando todo su volumen. Los cambios de temperatura producen variaciones importantes del volumen. Son fácilmente comprensibles y tienen densidad muy baja.
La distancia entre las partículas es mucho mayor que en los otros estados. Las partículas, cuyo volumen es despreciable respecto al volumen total ocupado por un gas, se mueven continuamente al azar en todas las direcciones sin que haya fuerzas de atracción entre ellas. Chocan contra las paredes del recipiente que los contiene ejerciendo la presión gaseosa.
Los gases así descritos son los llamados gases ideales o perfectos. Cualquier gas real, en condiciones de presión muy baja, se puede considerar un gas ideal.
Velocidad de difusión
La difusión molecular es el transporte de materia producido por el movimiento al azar de las moléculas del gas.
Según la teoría cineticomolecular, los choques entre las moléculas son elásticos, no se pierde energía cinética, 1/2mv = constante, y por lo tanto, los gases con menor masa molecular tienen mayor velocidad y también mayor velocidad de difusión.
Leyes de las gases
Ley general de los gases
La ley general de los gases ideales relaciona las variables presión ( p en Pa o en atm ), volumen ( V 
0 L ) y temperatura absoluta ( T en K ) en diferentes estados (1,2.... ) para una misma masa de un determinado gas.
( T= temperatura en ºC 
273 )
Si el paso del estado inicial 1 al estado final 2 se realiza manteniendo alguna de las variables p, V o T constante, se obtienen las expresiones:
A T constante 
= Constante Ley de Boyle y Mariotte
A p constante 
Ley de Ga-Lussac
A V constante 
Ley de Gay-Lussac
Ecueación general de los gases ideales
La ecuación general de los gases ideales relaciona las variables p, V, T con la cantidad ( número de moles n ) de un gas.
pV = n R T
donde:
R = La constante universal de los gases.
0,082 
= 8,31 
= 8.31 
De la ecuación general de los gases ideales puede deducirse que, volúmenes iguales de gases distintos en las mismas condiciones de presión y temperatur tienen el mismo número de moles y, por tanto, el mismo número de moléculas.
Un gas se encuentra en condiciones normales (CN) cuando su temperatura es 273 K (0º C) y su presión 1,01xPa (1atm). En estas condiciones, el volumen ocupado por un mol ( volumen molar, 
) de cualquier gas es 22,.4 L.
Otras expresiones de la ecuación de los gases son:
p V = 
R T donde m= masa del gas (g)
M = masa molar del gas ( g/mol)
p= 
d = densidas (g/L o g/)
Ley de dalton
La presión total (
) de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales (
) de todos los gases que forman la mezcla.
Ley de Dalton
La presión parcial que ejerce cada compnente de la mezcla depende del número de moles que ese gas representa respecto al número de moles total (fracción molar 
)
La presión parcial de cada componente también se puede obtener usando la ecuación general de los gases ideales, considerando que el volumen ocupado por cada componente es el volumen total del recipiente.
Cambios de estado
La Ebullición es una forma de vaporización que se de en toda la masa del líquido y a una temperatura característica ( temperarura de ebullición 
). La evaporación sucede a cualquier temperatura y se localiza en la superficie del líquido.
Cuando la presión de vapor del líquido es igual a la presión exterior se produce la ebullición. Por lo tanto, la temperatura de ebullición depende de la presión exterior. Así, si la presión atmosférica dismiunye, disminuye también la temperaatura de ebullición.
En una sustancia pura, mientras se produce un proceso de cambio de estado, la temperatura permanece invariable y es característica de esa sustancia.
Como resolver un problema:
1.- En problemas de cantidad de materia( mol, moléculas, etc.):
- Osbtener las relaciones entre mol/gramos de sustancia/número de partícula, utilizando la masa molecular y el número de Avogadro.
- Partiendo de los datos iniciales, aplicar las relaciones anteriores en forma de factores de conversión.
2.- En problemas de gases:
- Deducir que ecuación hay que aplicar:
Para una misma cantidad de gas en diferentes condiciones: Ley general de los gases.
Para obtener una de las variables n, p, T o V conociendo tres de ellas: Ecuación general
Para obtener o utilizar la densidas (d) o masa molecular(M): 
Para obtener las presiones parciales en mezclas de gases: 
- Sustituir las variables por su valor numérico y resolver la ecuación.
3.- En problemas de fórmulas empíricas y moleculares:
A partir de los datos (por ejemplo, composición centesimal), obtener los datos de cada elemento.
´Dividir cada cantidad entre la masa atómica del elemento correspondiente. Así obtenemos el número de mole
que hay de cada elemento.
Dividir cada cantidad obtenida entre la más pequeña de ellas. Así obtenemos la relación más sencilla de
números enteros. Ésta es la proporción entre los átamos que forman el compuesto.
Con la relación anterior escribir la fórmula empírica.
Calcular la masa molecular del compuesto, si no la proporciona el enunciado.
Dividir la masa molecular entre la masa de la fórmula empírica. Si multiplicamos la fórmula empírica por el
valor obtenido, obtenemos la fórmula molecular.
4.- Para relacionar los moles con la masa (g) se utiliza la masa molecular. Para relacionar los moles con el número de
partículas se utiliza el número de Avogadro.
5.- En los problemas de gases, siempre hay que utilizar la temperatura absoluta (K) y elegir la R adecuada:
6.- Para calcular las presiones parciales que ejercen los gases de una mezcla, se considera que cada componente
ocupa el volumen total (no existse el volumen paracial).
7.- Si al calcular la fórmula empírica, se obtienen subíndices no aproximables a un número entero, hay que modificar
todos los subíndices multiplicándolos por el número entero adecuado.
Tema 2
Clasificación de la materia:
Mezclas y disoluciones
Suntancias puras:
Las sustancias puras son aquellas de composición fija y propiedades constantes y características (temperaturas de cambios de estado, presión de vapor, conductividad eléctrica, etc.). No se pueden separar en otras sustancias más simples mediante procesos físicos. Las sustancias puras se clasifican en elementos y compuestos.