Transcript QUÉ ES LA QUÍMICA?

TEMA-1
¿QUÉ ES LA QUÍMICA?
¿Qué es la química?:
Parte de la ciencia que se ocupa:
- del estudio de la composición, estructura,
propiedades y transformaciones de la materia.
- de los cambios energéticos que tienen lugar en las
dichas transformaciones
Definición de materia

Materia, en ciencia, término general que se aplica a todo aquello que ocupa
un espacio.

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 una masa.

En las proximidades de la Tierra, y mientras no haya una causa que lo
impida, todos las masas caen animadas de una aceleración, g = 9.81 m/s2,
por lo que están sometidos a una fuerza constante, que es el peso.
P= m · g
PROPIEDADES DE LA MATERIA

FÍSICAS

QUÍMICAS( SON AQUELLAS QUE SE PONEN DE MANIFIESTO
( SON PERCEPTIBLES A TRAVES DE LOS SENTIDOS) y será
una propiedad que tiene una muestra de materia mientras no cambie su
composición.
CUANDO EL SISTEMA SE TRANSFORMA EN OTRO DE NATURALEZA
DIFERENTE) una o mas muestras de materia se convierten en nuevas
muestras de composición diferente.
Actividad: e las siguientes propiedades del agua indica cuáles pueden ser
químicas:
a)
La densidad.
b)
El color
c)
La electrólisis del agua
d)
El cambio de estado de líquido a gas al calentarla
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
CLASIFICACIÓN DE LOS SISTEMAS MATERIALES:

HOMOGÉNEOS: Formados por una sóla fase.

SUSTANCIAS PURAS: ELEMENTOS Y COMPUESTOS

DISOLUCIONES: son mezclas homogéneas de
dos o más sustancias

HETEROGÉNEOS: Formados por dos o más fases. Se reconocen
porque se pueden apreciar las distintas partes que componen el
sistema.
La separación entre dos fases distintas se denomina INTERFASE.
Por ejemplo, Si a un vaso de agua le agregamos una cucharada de
sal, una cucharada de arena y virutas de hierro, los componentes se
distinguirán fácilmente.

Sustancia pura, forma de materia HOMOGÉNEA de composición
uniforme e invariable y cuyas propiedades físicas y químicas son idénticas.

Las sustancias puras a su vez las clasificamos en: elementos y
compuestos
a)
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.
Una ordenación especial y una lista completa de los elementos en forma de
tabla la encontramos en la Tabla Periódica de los elementos.
b) Compuesto químico, sustancia formada por dos o más elementos que se
combinan en proporción invariable y están unidos firmemente mediante
enlaces químicos.
Tabla Periódica DE LOS ELEMENTOS
Ejemplos de compuestos químicos
MASA ATÓMICA (A)
Masa atómica, A, también llamada peso atómico de un
elemento, es la masa de uno de sus átomos
expresada en unidades de masa atómica.
1 uma = 1.6605655.10 -27 kg
P.e. A(Cl) = 35.5 uma
Masa Molecular (M)
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.
P.e. M(HCl) = 36.5 uma
Concepto de mol, Número de Avogadro
Mol:
1.- Es una unidad de cantidad de sustancia que nos indica el número de
entidades elementales (átomos, moléculas, iones) que la forman:
2.1 mol =6.022 1023 entidades elementales
Nº de Avogadro: NA = 6.022 1023 entidades/mol
Masa molar (Mm)
Mm:
1.- Es la masa en gramos de un número de entidades elementales
(átomos, moléculas, iones) igual al Número de Avogadro.
2.- Su cantidad numérica coincide con la de la masa atómica (A) o la
de la masa molecular (M), según la sustancia de que se trate.
3.- Su unidad es gramo/mol.
P.e. Mm(Cl) = 35.5 g/mol y contiene un NA de átomos de Cl
Mm(HCl) = 36.5 g/mol y contiene un NA de moléculas HCl
Cálculo del número de moles de una sustancia X.
Ecuación general
N
m( X )
n( X ) 

N A Mm( X )
N = Número de entidades elementales.
NA = Número de Avogadro.
m(X) = masa, en gramos, de la sustancia X
Mm(X) = masa molar de la sustancia X en g/mol.
Actividad: Determina la masa en kg que corresponde a 35 1023 moléculas
de glucosa C6H12O6.
A(C) = 12 uma;;; A(H) = 1 uma;;; A(O) = 16 uma
Formulas Químicas. Son la representación abreviada de un
compuesto y expresa los distintos átomos que la componen.

TIPOS DE FÓRMULAS

EMPÍRICAS Nos indican la menor proporción entre los átomos que forman la
molécula.
CH

MOLECULARES Nos informa del nº exacto de átomos de cada especie que
constituyen la molécula.
C2H2

ESTRUCTURALES Nos informan de los enlaces que aparecen entre los
distintos átomos en dicha molécula.
El compuesto es el ETINO O ACETILENO.
COMPOSICIÓN CENTESIMAL DE UNA SUSTANCIA
Se determina a partir de su fórmula.
Para calcular el porcentaje en peso en que interviene
cada elemento en la constitución de la sustancia:
N º de´´atomos  A
%
100
M
Actividad: Calcula la composición centesimal de los distintos elementos
que forman la glucosa.
DEDUCCIÓN DE LA FÓRMULA EMPÍRICA Y MOLECULAR




Obtener el número de moles de cada elemento a partir de su masa o de su
composición centesimal.
Dividir los moles anteriores por la menor cantidad para así obtener una
relación entre los átomos de números enteros sencillos (es decir, la fórmula
empírica FE)
Determinar la masa molecular de la fórmula empírica:
M(FE)
Si se conoce la masa molecular de la fórmula molecular, calcular el
subíndice x:
M ( FM )
x
M ( FE)

Finalmente, Determinar la fórmula molecular como:
FM = (FE)x
Actividad: Una muestra de ácido ascórbico de 1.298 gramos contiene: 0.531 gramos
de carbono, 0.059 gramos de hidrógeno y el resto es oxígeno. Determina la
fórmula molecular del ácido ascórbico si su masa molecular es 176 uma.
A(C) = 12 uma;;; A(H) = 1 uma;;; A(O) = 16 uma (Sol: C6H8O6)
Volumen molar de un gas.
1.- Es el volumen ocupado por un mol de gas.
2.- La hipótesis de Avogadro nos dice que en iguales condiciones
de presión y temperatura un mol de cualquier gas ocupará
siempre el mismo volumen, Vm.
3.- En el caso de que la presión sea de 1 atmósfera 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.
Medidas en gases
Un gas queda definido por cuatro variables:

Cantidad de sustancia

moles

Volumen

l, m3, …

Presión

atm, mm Hg o torr, Pa

Temperatura

ºC, K
Unidades:

1 atm = 760 mm Hg = 760 torr = 101.325 Pa

T(K) =t(ºC) + 273

1l = 1dm3 =1000 cm3
Ley de Boyle – Mariotte
El volumen de un gas es
inversamente proporcional a la presión que
soporta (a temperatura y cantidad de
materia constantes).
V α 1/P (a n y Tctes)
Transformación isotérmica
P1 V1 = P2 V2
Ley Gay-Lussac (1ª)
El volumen de un gas es directamente
proporcional a la temperatura absoluta (a
presión y cantidad de materia constantes).
V α T (a n y P ctes)
El volumen se hace cero a 0 K
Transformación isobárica
V1 V2

T1 T2
Ley Gay-Lussac (2ª)
La
presión
de
un
gas
es
directamente proporcional a la temperatura
absoluta (a volumen y cantidad de materia
constantes).
P a T (a n y V ctes)
Transformación isócora
P1 P2

T1 T2
Ecuación general de los gases ideales
Combinación de las tres leyes:
P.V
=
T
P´. V´
T´
Cálculo de una constante R para el siguiente estado:
n = 1 mol
P’ = 1 atm
V’ = 22,4 l
R = 0.082 atm L/ mol K= 8.31 J/ mol K = 1.987 cal /mol K
T’ = 273 K
Para n moles de gas ideal
Ley de los gases ideales:
PV = nRT
Actividad: Un compuesto orgánico dio los siguientes porcentajes en su composición:
71,7 % de cloro y 4,1 % de hidrógeno. Además, 1 litro de dicho compuesto en
estado gaseoso medido a 745 mm Hg y 110 ºC tiene una masa de 3,12 g. Halla su
fórmula empírica y su fórmula molecular.(Sol; FE = CH2Cl;;; FM = C2H4Cl2)
Disoluciones
Disolución = mezcla homogénea de varis componentes
Disolución (D) = disolvente (d) + soluto (s)
1) Masas → m(D) =m(d) + m(s)
2) Volúmenes → V(D) ≈ V(d) + V(s)

m( D )
d
(
D
)


V ( D)


m( d )
3) Densidades → d ( d ) 
V (d )


m( s )
d
(
s
)


V ( s)

Formas de expresar las concentraciones de las
disoluciones
1)
1)
2)
3)
4)
5)
m( s )
100
Porcentaje en peso
m( D )
Porcentaje en volumen %(s )  V ( s ) 100
V ( D)
n( s )
M

Molaridad
V ( D) en litros
n( s )
Molalidad
m
m(d ) en kg
m( s )
con
(
g
/
L
)

Concentración (g/L)
V ( D) en L
n( s )
n( d )
Fracción molar
 ( s) 
 (d ) 
n( s )  n( d )
n( s )  n( d )
%(s ) 
 ( s)   (d )  1
DISMINUCIÓN DEL PUNTO DE CONGELACIÓN DE UN
DISOLVENTE PURO
Cuando se agrega un soluto no volátil a un disolvente puro, el
punto de congelación de éste disminuye.
T congelación solución < Tº congelación disolvente puro
Tf = - Kc • m
Donde:
Tf = Disminución del punto de congelación
Kfc = Constante Crioscópica
m =
molalidad de la solución
Tf = Tf solución - Tfo disolvente
AUMENTO DEL PUNTO DE EBULLICIÓN DE UN
DISOLVENTE PURO
Cuando se agrega un soluto no volátil a un disolvente puro, el
punto de ebullición de éste aumenta.
T ebullición solución > Tº ebullición disolvente puro
Te = Ke • m
Donde:
Te = Aumento del punto de congelación
Ke = Constante ebulloscópica
m = molalidad de la solución
Te = Te solución - Teo disolvente
Algunas propiedades de disolventes
Ke
Kc
Disolvente
Tebull. (ºC) comunes Tcong. (ºC)
(ºCKg/mol)
(ºCKg/mool
Agua
100
0.512
0
1.86
Benceno
80.1
2.53
5.48
5.12
Alcanfor
207.42
5.61
178.4
40.0
fenol
182
3.56
43
7.40
Ácido
acético
118.1
3.07
16.6
3.90
Tetracloruro
de carbono
76.8
5.02
- 22.3
29.8
etanol
78.4
1.22
- 114.6
1.99
PRESIÓN OSMÓTICA (p)
Es el proceso, por el que el disolvente pasa a través de una
membrana semipermeable que separa un disolvente puro de
la disolución, o dos disoluciones de concentraciones
diferentes.
P
p< P
p> P
Agua pura
Disolución
Osmosis Normal
Agua pura
Disolución
Osmosis inversa
Se expresa como:
nRT
π
V
R = 0.0821 atm L / (mol K)
Como n/V es molaridad (M), entonces:
p=M•R•T
Actividad: Una disolución contiene 1 g de hemoglobina disuelto en suficiente
agua para formar 100 mL de disolución. La presión osmótica a 20ºC es
2.72 mm Hg. Calcular:
a)
La molaridad de la hemoglobina.(1,488x10-4 M)
b)
La masa molecular de la hemoglobina.(67165,8 g/mol)
Ley de las presiones parciales en los gases
n A RT
PA
nA
V


 A
PT nT RT nT
V
Pi  PT  i