2014

1

- Estructura- Composición- Propiedades- Transformaciones

Ciencia básica

La MATERIA

TEORÍA EXPERIMENTACIÓN

QUÍMICA

Relación constante

OBSERVACIÓN

REPRESENTACIÓN

INTERPRETACIÓN

TEORÍA EXPERIMENTACIÓN

mundo macroscópico mundo microscópico (hipótesis teoría)

•Observación•Datos•Ley•Hipótesis•Teoría

Técnica sistemáticaMETODO CIENTÍFICO

(hipótesis,teoría)

DEFINICIONES BÁSICAS

MATERIA : componente común de todos los cuerpos

extensivas (V )

intensivas Propiedades (V, masa ) (densidad, Tfusion)

p

Estados de agregación

LÍQUIDO

GASEOSOSÓLIDO

2014

2

MATERIA

MEZCLA SUSTANCIA PURA

COMPUESTO ELEMENTO

heterogénea (granito) Formulas y símboloshomogénea

(solución)

(H2O, CO2) (Fe, S)

LEYES DE LA QUÍMICA

“ En toda reacción química ordinaria la masa no se crea ni se destruye”Mg + ½ O2 → MgO

1.- Ley de Conservación de masa

2.- Ley de las Proporciones definidas o composición constante

“Distintas muestras de un mismo compuesto, siempre contienen los mismos elementos en la misma proporción de masa”

H2O mH 1 9 g 1 g H2m O 8 8 g O2

2. Ley de las Proporciones definidas o composición constante

3.- Ley de las proporciones múltiples

“Diferentes compuestos formados por los mismos elementos, difieren en el número de átomos de casa clase”

ej: C y O forman CO proporción de O es 1:2CO2

2014

3

TEORIA ATÓMICA DE DALTON (1808)

• Un elemento esta formado por partículas pequeñas indivisibles: ÁTOMOS

• Todos los átomos de un elemento tienen las mismas propiedades ( y son ≠de las propiedades de átomos de otro elemento)

• En toda reacción química se produce un reordenamiento de átomos (pasan de una combinación a otra)

H2 + ½ O2 → H2O

• Cuando se combinan átomos de 2 elementos se forma un compuesto siendo constante y definido el número de átomos de cada clase.

ATOMO Unidad fundamental de un elemento

Partícula más pequeña de 1 elemento que mantiene su identidad química a través de todos los cambios físicos y químicos.

MOLÉCULA Partícula más pequeña de 1 elemento o compuesto que tiene existencia estable e independiente

2014

4

SIMBOLOS, FÓRMULAS, ECUACIONES QUÍMICAS

Los elementos se representanmediante

símbolos Au (oro) Fe (Ferrum)símbolos Au (oro), Fe (Ferrum),Ca (calcio), C (carbono)

Fórmula de un compuesto indica su

composición química CO2

Ecuación química describe las

reacciones químicas

aA + bB → cC + dDreactivos productos

2 H2 + O2 → 2 H2O coeficiente estequiométrico

1º Escribir las sustancias como existen 2º Balancear

Formas alotrópicas

formas distintas del mismo elemento en el mismo estado físico

Carbono grafito Oxígeno O2O3 (ozono)

gases

diamante

2014

5

Los átomos y moléculas son tan pequeñosno se puede determinar su masa individual

Existe una Escala relativa de masas atómicas

MASA ATÓMICA

Existe una Escala relativa de masas atómicas

Masa atómica de un elemento

Es un número que nos dice cual es la masa del átomo de un elemento en comparación con el átomo de otro elemento

= = =MX = 10 m de 1 at. X MX 10 = 2MY = 5 m de 1 at. Y MY 5

La masa del átomo de X es 2 veces la del átomo de Y

1

Masas en (uma) u.m.a unidad de masa atómica

TABLA DE MASAS ATÓMICAS RELATIVAS

Una masa exactamente igual a 1/12 de1H

1,00794

C12 patrón ( 6 protones y 6 neutrones)

¿Cuál es la masa de un átomo individual?

S i tid d d d l i l t i l l M ti

Una masa exactamente igual a 1/12 dela masa de un átomo de carbono

12.

N° de AVOGADRO = 6,022. 1023 átomos

Se vio que cantidades de masa de cualquier elemento igual a las MA, tienen en común el mismo n° de átomos:

2014

6

Cada muestra consiste en 1 mol de átomos de cada elemento

32 g de azufre12 g de carbono gcarbono

64 g de cobre 201 g de 

mercurio

En 32,06 g de S hay 6,022 1023 átomos de S

En 64 g de Cu hay 6,022 1023 átomos de Cu

2014

7

Conociendo MA y NAvogadro se puede determinar la masareal de 1 átomo

Ejemplo: ¿Cuál es la masa de 1 átomo de Na?

1 átomo Na x 23,0 g Na 3,82.10-23 g= 1 átomo Na x 23,0 g Na 3,82.10 g6,022 1023 at Na

MOL

cantidad de sustancia que contiene el n° de Avogadro de partículas

1 mol de átomos de H ⇒ 6,022. 1023 átomos de H

1 mol de moléculas de H2 ⇒ 6,022. 1023 moléculas de H2

MASA MOLECULAR Y MASA MOLAR

MASA MOLECULAR suma de las masas atómicas enuna molécula

Ejemplo: H2O 2 MAH + MAO = 2 x1,01 + 16,0 = 18,02 uma

2014

8

Las dos muestras tienen la misma masa

Las dos muestras tienen el mismo número de moles de átomos

MASA MOLAR indica el n° de gramos que hay en 1 MOL de sustancia

MM H2O = 18,02 g MM NaCl = 23 + 35,5 = 58,5 g

Problema Calcular el n° de moles de 300 g de NaCl.

1 mol NaCl = 58,5 g

300 g NaCl x 1 mol NaCl = 5,13 moles de NaCl300 g aC o aC 5, 3 o es de aC58,5 g NaCl

2014

9

Uso de la Masa Molar

Cada muestra contiene

1 mol de moléculas de un compuesto.

18 g de H2O

46g de etanol 342g de 

sacarosa

100 g de(CaCO3

),

58 g de NaCl

2014

10

FÓRMULA EMPÍRICA, FÓRMULA MOLECULAR

Fórmula molecular indica el número exacto de átomos de cada elemento en una molécula

Ejemplo:

Fórmula empírica o fórmula mínima

fórmulamolecular

fórmula mínima

Indica la relación mínima entre los átomos de los elementos que componen una molécula.

Butano C4H10 C2H5 (C2H5)2Peróxido de hidrógeno H2O2 HO (HO)2

fórmula molecular = (fórmula mínima)n

Agua H2O fórmula molecular = fórmula mínima

Composición porcentual

Porcentaje en masa de cada elemento presente en un compuesto

Es posible determinar la fórmula empírica

ESTEQUIOMETRÍA

Cálculos a partir de las ecuaciones químicasCálculos a partir de las ecuaciones químicas

Relaciones cuantitativas entre las sustancias que participan en una reacción química.

2014

11

En las ecuaciones químicas siempre corresponde a muestras puras

Pureza de las muestras

La mayoría de las muestras no se presentan con una pureza 100%.

Ejemplo: ¿Qué masa de sal se produce cuando reacciona el KOH con 20 g de HCl al 30 % (en masa) de pureza?

KOH + HCl → KCl + H2O

20 g HCl x 30 g HCl puro x 74,5 g sal = 12,24 g KClg g p , g , g100 g HCl 36,5 g HCl

Reactivo limitanteAquel que en una reacción seconsume en su totalidad

Rendimiento teórico máxima cantidad de productoque se puede obtener, si la reacciónquímica se completa.

Rendimiento

rendimiento porcentual = rendimiento real x 100

q p

2014

12

Factor de conversión

Para pasar 2 litros a cm3 hacemos:2 L x 1000 cm3  =   2 x 1000  cm3  = 2000 cm3

1 L 1