Title: TEMA I INTRODUCCION' CONCEPTO Y LEYES FUNDAMENTALES DE LA QUIMICA'
1- TEMA I- INTRODUCCION. CONCEPTO Y LEYES
FUNDAMENTALES DE LA QUIMICA. - INTRODUCCION Y ANTECEDENTES HISTÓRICOS. Concepto
de Ciencia. Objeto, importancia y clasificación
de la Química. La materia. Clases de Materia -
Sustancias puras Elementos y compuestos.-
Mezclas. Estados de agregación de la materia.
Cambios de Estado. Transformaciones físicas y
químicas. Aspectos energéticos de estas. - LEYES Y CONCEPTOS FUNDAMENTALES Leyes
fundamentales de las transformaciones químicas.
Teoría atómica de Dalton. Hipótesis de Avogadro.
Símbolos y fórmulas. Formulación y nomenclatura
de los compuestos inorgánicos. Masa atómica y
masa molecular. Concepto de mol, número de
Avogadro, volumen molar, equivalente químico.
Determinación de fórmulas empíricas y
moleculares Cálculos estequiométricos. Reactivo
limitante. Rendimiento en los procesos químicos.
2CONCEPTO DE QUÍMICAQuímica Parte de la
ciencia que se ocupa del estudio de la
composición, estructura, propiedades y
transformaciones de la materia, de la
interpretación teórica de las mismas, de los
cambios energéticos que tienen lugar en las
citadas transformaciones y de los efectos
producidos sobre ellas al añadir o extraer
energía en cualquiera de sus formas.
3Definición de materia
- Materia, en ciencia, término general que se
aplica a todo aquello que ocupa un espacio y
posee los atributos de gravedad e inercia. - La cantidad de materia de un cuerpo viene medido
por su masa que vamos a diferenciar del peso - Peso, medida de la fuerza gravitatoria ejercida
sobre un objeto. En las proximidades de la
Tierra, y mientras no haya una causa que lo
impida, todos los objetos caen animados de una
aceleración, g, por lo que están sometidos a una
fuerza constante, que es el peso. - Los objetos diferentes son atraídos por fuerzas
gravitatorias de magnitud distinta. La fuerza
gravitatoria que actúa sobre un objeto de masa m
se puede expresar matemáticamente por la
expresión - P m g
- La aceleración de la gravedad, g, es la misma
para todas las masas situadas en un mismo punto,
pero varía ligeramente de un lugar a otro de la
superficie terrestre.
4PROPIEDADES DE LA MATERIA
- FÍSICAS ( SON PERCEPTIBLES A TRAVES DE LOS
SENTIDOS) y será una propiedad que tiene una
muestra de materia mientras no cambie su
composición. - EXTENSIVAS (DEPENDEN DEL TAMAÑO DE LOS CUERPOS)
- INTENSIVAS O ESPECÍFICAS (SON CARACTERÍSTICAS DEL
CUERPO QUE SE CONSIDERE E INDEPENDIENTES DE SU
FORMA Y TAMAÑO. EJ color, olor, p. de fusión..) - QUÍMICAS( SON AQUELLAS QUE SE PONEN DE MANIFIESTO
CUANDO EL SISTEMA SE TRANSFORMA EN OTRO DE
NATURALEZA DIFERENTE) una o mas muestras de
materia se convierten en nuevas muestras de
composición diferente.
5CLASIFICACIÓN DE LOS SISTEMAS MATERIALESPartes
aisladas de la materia que a su vez se pueden
comportar como Estables (con el tiempo no
experimenta modificación) Metaestables Inestable
s (tienden a transformarse espontáneamente)
- CLASIFICACIÓN
- HOMOGENEOS Presenta en todas sus partes las
mismas propiedades intensivas - SUSTANCIAS PURAS ELEMENTOS Y COMPUSTOS
- DISOLUCIONES son mezclas homogéneas de dos o
- más sustancias
- HETEROGENEOS Presentan propiedades intensivas
que varían de unas zonas a otra. Cada conjunto de
zonas con propiedades intensivas iguales recibe
el nombre de fase. La superficie de separación
entre ellas se llama interfase. Ej el granito,
mica, cuarzo
6- Sustancia pura, forma de materia HOMOGÉNEA de
composición uniforme e invariable y cuyas
propiedades físicas y químicas son idénticas, sea
cual sea su procedencia. - Las sustancias puras se identifican por sus
propiedades características, es decir, poseen una
densidad determinada y unos puntos de fusión y
ebullición propios y fijos que no dependen de su
historia previa o del método de preparación de
las mismas. Por ejemplo, el agua pura, tanto si
se destila del agua del mar, se toma de un
manantial o se obtiene en una reacción química
por unión del hidrógeno y el oxígeno, tiene una
densidad de 1.000 kg/m3, su punto de fusión
normal es 0 C y su punto de ebullición normal es
100 C. - Las sustancias puras a su vez las clasificamos
en elementos y compuestos
7- Elemento químico, sustancia formada por un solo
tipo de átomos (unidades que forman la materia)
que no puede ser descompuesta o dividida en
sustancias más simples por medios químicos
ordinarios. - Se conocen actualmente 112 tipos de átomos
diferentes luego existiran 112 elementos
químicos. Podemos obtener aproximadamente 90 de
esos elementos a partir de fuentes naturales. El
resto no aparecen de forma natural y solamente
los podemos obtener de forma artificial,
bombardeando los núcleos atómicos de otros
elementos con núcleos cargados o con partículas
nucleares. Dicho bombardeo puede tener lugar en
un acelerador de partículas (como el ciclotrón),
en un reactor nuclear o en una explosión nuclear. - Una ordenación especial y una lista completa de
los elementos en forma de tabla la encontramos en
la Tabla Periódica de los elementos. La
estudiaremos en un tema posterior y la
utilizaremos a lo largo de la mayor parte del
temario.
8- Compuesto químico, sustancia formada por dos o
más elementos que se combinan en proporción
invariable y unidos firmemente mediante enlaces
químicos. Se han identificado millones de
compuestos químicos diferentes. En algunos casos
podemos aislar una molécula de un compuesto. - Una molécula es la entidad mas pequeña posible en
la que se mantienen las mismas proporciones de
los átomos constituyentes que en el compuesto
químico. - El agua, por ejemplo, está formada por tres
átomos dos de hidrógeno unidos a un solo átomo
de oxígeno. Hay otras moléculas mocho mas grandes
por ejemplo la gammaglobulina, proteina de la
sangre, formada por 19996 átomos sólo de cuatro
tipos carbono, hidrógeno, oxígeno y nitrógeno.
9Símbolos y fórmulas químicas.
- los símbolos químicos son los distintos signos
abreviados que se utilizan para identificar los
elementos químicos en lugar de sus nombres
completos. Como por ejemplo carbono, C
oxígeno, O nitrógeno, N hidrógeno, H cloro,
Cl azufre, S magnesio, Mg aluminio, Al cobre,
Cu plata, Ag oro, Au hierro, Fe. - La mayoría de los símbolos químicos se derivan de
las letras del nombre del elemento,
principalmente en español, pero a veces en
inglés, alemán, francés, latín o ruso. La primera
letra del símbolo se escribe con mayúscula, y la
segunda (si la hay) con minúscula. Los símbolos
de algunos elementos conocidos desde la
antigüedad, proceden normalmente de sus nombres
en latín. Por ejemplo, Cu de cuprum (cobre), Ag
de argentum (plata), Au de aurum (oro) y Fe de
ferrum (hierro). Este conjunto de símbolos que
denomina a los elementos químicos es universal. - Los símbolos de los elementos pueden ser
utilizados como abreviaciones para nombrar al
elemento, pero también se utilizan en fórmulas y
ecuaciones para indicar una cantidad relativa
fija del mismo. El símbolo suele representar un
átomo del elemento. Sin embargo, los átomos
tienen unas masas fijas, denominadas masas
atómicas relativas, así que los símbolos
representan a menudo una masa atómica del
elemento o mol.
10Formulas Químicas. Son la representación
abreviada de un compuesto y expresa los distintos
átomos que la componen. A partir de ella se
puede determinar- los elementos de que está
formado y el número de átomos de cada tipo que
contiene su molécula.- Su composición centesimal
- El estado de oxidación de los elementos que lo
forman.- Su peso molecular.
- TIPOS DE FÓRMULAS
- EMPÍRICAS Nos indica el nº relativo de átomos de
cada elemento que entran en el mismo. - MOLECULARES Nos informa del nº exacto de átomos
de cada especie que constituyen la molécula - La mayoría de las sustancias son compuestos
formados por combinaciones de átomos. 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. - En forma similar, la fórmula del dióxido de
carbono es CO2 la del octano, C8H18 la del
oxígeno, O2 y la de la cera de velas (parafina)
CH2. En cada caso, los subíndices (dado por
supuesto que significa 1 si no aparece ningún
subíndice) muestran el número relativo de átomos
de cada elemento en la sustancia. El CO2 tiene 1
C por cada 2 O, y el CH2 tiene 1 C por cada 2 H. -
11 12(No Transcript)
13- 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
14CALCULO DE LA COMPOSICIÓN CENTESIMAL DE UNA
SUSTANCIA
- Se determina a partir de su fórmula que como
sabemos nos expresa su composición cualitativa y
cuantitativa. Para determinar el porcentaje en
peso en que interviene cada elemento en la
constitución de la sustancia, el producto del
número de átomos que aparece en la fórmula por su
masa atómica se divide entre la masa atómica y se
multiplica por 100.
15DEDUCCIÓN DE LA FÓRMULA EMPÍRICA Y MOLECULAR
- Las etapas para la obtención de la fórmula
empírica son - Composición elemental (puede ser en ) se divide
entre la masa atómica? Obtenemos la relación en
moles se divide entre el nº de moles mas pequeño?
Obtenemos la relación entre los átomos en números
sencillos?Fórmula empírica masa molecular ?
Fórmula molecular
16TRANSFORMACIONES DE LA MATERIA
- TRANSFORMACIÓN FÍSICA. Se dice que se ha
producido una transformación física cuando una
muestra de materia cambia alguna de sus
propiedades físicas, aspecto físico, pero su
composición permanece inalterada. Eje. Paso de
agua sólida a agua líquida. - TRANSFORMACIÓN QUÍMICA. Se dice que se ha
producido una transformación QUÍMICA cuando una
muestra de materia se transforma en otra muestra
de composición diferente. Eje. C2H5OH 3O2 ?
2CO2 3H2O
17LEYES EXPERIMENTALES DE LAS TRANSFORMACIONES
QUÍMICAS
- PONDERALES (Se refieren a las masas de las
sustancias que intervienen en la reacción) - LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MAS (LAVOISIER)
- LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS O DE LA
COMPOSICIÓN CONSTANTE (PROUST) - LEY DE LAS PROPORCIONES MULTIPLES (DALTON)
- LEY DE LOS PESOS DE COMBINACIÓN.(RICHTER-WENZEL
- VOLUMETRICAS (se refieren a los volúmenes de las
sustancias gaseosas) - LEY DE LOS VOLÚMENES DE COMBINACIÓN
- LEY DE AVOGADRO
18LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA (LAVOISIER)
- En un sistema cerrado, sin intercambio con el
exterior, la masa contenida en él permanece
constante aunque se produzcan reacciones químicas
en su interior. (en una reacción química, la
cantidad de materia es la misma al final y al
comienzo de la reacción)
19LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS O DE LA
COMPOSICIÓN CONSTANTE (PROUST)(ley de la
composición constante)
- Cuando dos o más sustancias se combinan para
formar un compuesto, lo hacen siempre en una
proporción en masa fija, constante. - ejemplo en el agua, el oxígeno y el hidrógeno se
combinan según la relación en masa 8/1. Calcula
la cantidad de hidrógeno y oxígeno necesaria para
formar 25g de agua - 8 g de oxígeno se combinan con 1g de hidrógeno
(proporciones definidas) y forman de acuerdo con
la ley de la conservación de la masa. 9 g de
agua - 8g de O / 9 g de agua x / 25 g agua x 22,22
g de oxígeno - 1 g de H / 9 g de agua y / 25 g de agua y
2,78 g de hidrogeno
20LEY DE LAS PROPORCIONES MULTIPLES (DALTON)
- Cuando de la unión de dos elementos se puede
formar más de un compuesto, se cumple que para
una cantidad fija de uno de los elementos la
relación en que se encuentra el otro es una
relación numérica sencilla (2/1 3/1 3/2..) - Se hacen reaccionar 2.23 g de Fe con oxígeno.
Dependiendo de las condiciones, esa cantidad de
Fe se combinan con 0.64 g o 0.96 g de oxígeno.
Comprueba si se cumple la ley de las proporciones
multiples. - 2.23 g de Fe, 0.96g de O/0.64 g de O 1.5 3/2
luego se cumple
21LEY DE LOS PESOS DE COMBINACIÓN (RICHTER-WENZEL)
- La masa de elementos diferentes que se combinan
con una misma masa de un elemento dado nos dan la
relación con la aquellos se combinan entre sí, o
bien múltiplos o submúltiplos de dichas masas.
También se deriva de esta ley que las sustancias
reaccionan entre sí equivalente a equivalente. - Eje. 1 g de hidrógeno se combina con 8 g de
oxígeno para formar agua, y con 23 g de sodio
para formar hidruro de sodio - 1g de H?8 g de oxígeno
- ?23 g de sodio
- El oxígeno se combina con el sodio para formar un
Oxido de sodio en la proporción 8/23. - Peso equivalente (peso de combinación) de un
elemento es la masa de dicho elemento que se
combina con 1.008 g de hidrógeno o con una
cantidad equivalente a esta, como 8 g de oxígeno
- Peso equivalente masa atómica/valencia
22LEYES VOLUMETRICAS (se refieren a los volúmenes
de las sustancias gaseosas) LEY DE LOS VOLÚMENES
DE COMBINACIÓN (GAY-LUSSAC) Los volúmenes de los
gases que intervienen en una reacción química
están en una relación sencilla de números
enteros. LEY DE AVOGADRO.
23MASA ATÓMICA Los átomos de los distintos
elementos difieren unos de otros no sólo en el
número atómico (número de protones de su núcleo),
sino también en la masa.La masa de los átomos es
tan pequeña, que si se midiera utilizando como
unidad el kilogramo, resultarían números
excesivamente pequeños y por tanto de difícil
manejo.Para evitar este inconveniente lo más
sencillo es elegir como unidad de masa para los
átomos la masa de uno cualquiera de ellos. Se
eligió el átomo de carbono de número másico 12.
- Una unidad de masa atómica (u) es la doceava
parte de la masa del átomo (isótopo) de carbono
de número másico 12 equivale a 1.6605655.10 -27
kg - Masa atómica, A, también llamada peso atómico de
un elemento, es la masa de uno de sus átomos
expresada en unidades de masa atómica. - Masa atómica relativa de un elemento es el número
de veces que la masa media de sus átomos contiene
a la doceava parte de la masa de un átomo de
C-12. Esta es adimensional. Y representa la media
de las masas isotópicas ponderadas, de acuerdo a
las abundancias en la naturaleza de los isótopos
del elemento.
24- El número atómico, la masa atómica y el símbolo
químico de cada uno de los elementos conocidos
vienen dados en el sistema periódico o tabla
periódica. - Cuando dos átomos tienen el mismo número atómico,
pero diferentes números másicos, se llaman
isótopos. Algunos elementos tienen varios
isótopos naturales, mientras que otros sólo
existen en una forma isotópica. Se han producido
cientos de isótopos sintéticos. Varios isótopos
naturales y algunos sintéticos son inestables. - Métodos para obtener la masa atómica
- a) Ley de Doulong y Petit. Para un elemento
sólido se cumple que Masa atómica(A).Ce(A) 6.3
(Ce calor específico en (cal/g) ºC) - b) A partir del peso equivalente (valencia . Peq
Masa atómica) - C) Por espectroscopía de masas.
- Eje. Con los datos del espectro de masas se
determina la razón de la masa del 16O y el átomo
de 12C que es 1.33291. Cuál es la masa de un
átomo de 16O? - Solución La razón de las masas es 16O/ 12C
1.33291 - masa de 16O 1.33291 x 12 u 15.9949 u
25Masa MolecularAl igual que sucedía con la masa
de los átomos, el kilogramo no resulta adecuado
como unidad de masa para las moléculas. Por eso
se sigue tomando como unidad de masa la doceava
parte de la masa de un átomo de C-12
- Masa molecular relativa, M, también llamada peso
molecular de una sustancia, es el número de veces
que la masa de una de sus moléculas contiene a la
doceava parte de la masa de un átomo de C-12. - Como las moléculas son consecuencia de la unión
de átomos, es lógico que la masa molecular de una
sustancia sea igual a la suma de las masas
atómicas de los átomos que la componen,
26Concepto de mol, Número de Avogadro y Volumen
molar de un gas
- Mol es una unidad de cantidad de sustancia. Se
define como la cantidad de sustancia que contiene
tantas entidades elementales como átomos hay en
0.012kg de carbono 12. Tendremos que especificar
a que entidades elementales se refiere (átomos,
moléculas, iones, electrones.) - Nº de Avogadro. Representa el número de átomos
existentes en 0.012kg de C-12 y por consiguiente,
el número de entidades elementales presentes en
un mol de cualquier sustancia. Se representa por
N0 6.022045 .1023 . - Volumen molar de un gas. Volumen ocupado por un
mol de gas, a partir de la hipótesis de Avogadro
se deduce que en iguales condiciones de presión y
temperatura un mol de cualquier gas ocupará
siempre el mismo volumen, Vm. En el caso de que
la presión sea de 1 atmosfera y la temperatura de
0ºC (273 K) llamadas condiciones normales (c.n.)
el volumen del gas se conoce como Volumen molar
normal y se ha comprobado experimentalmente que
es igual a 22.4 litros.
27Ecuación química.
- La ecuación química ajustada simboliza la
naturaleza y cantidades de las sustancias que
participan en un proceso o cambio químico. La
relación entre las cantidades de las sustancias
que intervienen en la ecuación química se
denomina estequiometría. - Una ecuación química ajustada es una ecuación
algebraica, en la que se ponen las sustancias
reaccionantes en el primer miembro y los
productos de la reacción en el segundo, separados
ambos miembros por un signo igual o por una
flecha cuya punta indica el sentido en el que se
produce la reacción. Cuando la reacción es
reversible se pone una doble flecha. Las
condiciones de la reacción se suelen poner por
encima o debajo de la o las flechas.
28Relaciones estequiométricas
- Relaciones moleculares.
- Relaciones en peso.
- Relaciones peso-volumen y volumen - volumen
29Formas de expresar las concentraciones de las
disoluciones
- Molaridad, M
- Molalidad, m
- Normalidad, N
- Fracción molar