TEMA I INTRODUCCION' CONCEPTO Y LEYES FUNDAMENTALES DE LA QUIMICA'

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• 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.

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CONCEPTO 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.
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Definición 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.

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PROPIEDADES 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.

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CLASIFICACIÓN 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

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• 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

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• 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.

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• 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.

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Símbolos 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.

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Formulas 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 101 O
  1600) 202 unidades de masa de hidrógeno se
  combinan con 1600 unidades de masa de oxígeno
  para producir 1802 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.

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(No Transcript)
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• 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

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CALCULO 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.

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DEDUCCIÓN 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
  sencillosFórmula empírica masa molecular
  Fórmula molecular

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TRANSFORMACIONES 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

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LEYES 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

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LEY 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)

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LEY 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 2222
  g de oxígeno
• 1 g de H / 9 g de agua y / 25 g de agua y
  278 g de hidrogeno

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LEY 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

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LEY 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 H8 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

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LEYES 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.
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MASA 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.

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• 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

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Masa 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

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Concepto 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.

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Ecuación 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.

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Relaciones estequiométricas

• Relaciones moleculares.
• Relaciones en peso.
• Relaciones peso-volumen y volumen - volumen

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Formas de expresar las concentraciones de las
disoluciones

• Molaridad M
• Molalidad m
• Normalidad N
• Fracción molar