QUÍMICA: es la ciencia estudia la materia. Dra. Ing. Mercedes Marta Elsa Ferreyra

que

Qué es la materia?  MATERIA:

es lo que constituye todo el universo

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Qué estudia de la materia? Su composición y estructura  Sus propiedades: a) Físicas. b) Químicas.  Transformaciones: físicas y químicas.  Como también los cambios energéticos involucrados en los mismos. 

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Qué perciben los instintos?  Cuerpo:

porción de materia limitado por superficie, estimula nuestros sentidos y ocupa un lugar en el espacio, tienen peso, masa y son impenetrables.

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SUSTANCIAS: son las diferentes clases de materia que constituyen los cuerpos. Clasificación de las sustancias.  Las sustancias pueden clasificarse en:

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SUSTANCIAS SIMPLES o

elementos químicos : son las que están formadas por un solo tipo de átomos y no se pueden descomponer en otras más simples. Ejemplos: Al, Fe, Na, O2 , N2 , Cl2 , O3 , cuyas moléculas están constituidas por átomos de la misma especie química.

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Sustancias Compuestas :  son

las que están formadas por átomos de distintos elementos químicos y se pueden descomponer en otras sustancias más simples. Ejemplos: FeCl2, H2O, H2SO4 , NaCl, MgCl2 , HNO3 , K2SO4

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PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS SE CLASIFICAN SEGÚN SI DEPENDEN DE LA CANTIDAD DE MATERIA EN : INTENSIVAS. EXTENSIVAS.

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Intensivas o específicas:  son

aquellas totalmente independientes de la cantidad de materia, tales como: densidad, punto de fusión, punto de ebullición, color, olor, etc.

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Extensivas:  son

aquellas que dependen de la cantidad de materia, tales como: volumen, peso, energía interna, capacidad calorífica, etc.

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Clasificación propiedades de las sustancias  Propiedades

físicas: se manifiestan sin cambio en la composición: Tc, Te, viscosidad (η), densidad (d).

 Propiedades

Químicas: se manifiestan con cambio en la composición. Ejemplo: el magnesio es atacado por acido.

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ESTADOS DE AGREGACION DE LA MATERIA: La materia puede presentarse en tres estados de agregación : Sólido , Líquido y vapor(gas)

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Estado sólido 

Estado más ordenado, fuerzas intermoleculares grandes. Tiene forma y volumen determinado.

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Estado líquido estado de orden intermedio. Fuerzas intermoleculares más fuertes que en gases y más débiles que en los sólidos. Tienen volumen propio pero no forma.

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Estado gaseoso gaseoso: Fuerzas interacción débiles, no tienen ni forma ni volumen propio. Ejemplo: hielo, agua líquida y vapor.

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Transformaciones físicas: son aquellas en las que no se producen cambios de su composición sino solamente varía su estado de agregación sublimación

fusión Sólido

vaporización

Líquido Vapor solidificación condensación deposición

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Transformaciones o cambios químicos:  son

aquellas en las que la materia experimenta un cambio permanente en su composición. Mg(s) + 2 HCl (ac) MgCl2 (s) + H2 Los productos finales no se parecen en absoluto a los de origen

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Transformaciones o cambios Físicos  Se

manifiestan sin cambio en la composición:

 Agua(liquida)agua

vapor

H2O(l)H2O(v)

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SISTEMA MATERIAL:  es

la porción del universo que es separada del resto en forma real o imaginaria, para ser objeto de estudios. Un sistema puede estar formado por una o varias sustancias.

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Sistema y entorno

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Clasificación de los sistemas: Según la observación de sus propiedades específicas. Homogéneo. Heterogéneo. Inhomogeneo

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Homogéneo:  cuando

tomadas pequeñas porciones de volumen en cualquier punto del sistema éstas presentan las mismas propiedades específicas.

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Clases de sistemas homogéneos  Sustancia

pura en un solo estado de agregación. Ej. : Agua líquida.

 Mezcla

homogénea: solución disuelta en agua.

de

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sal

Heterogéneo:  cuando

tomadas pequeñas porciones de volumen en diferentes puntos del sistema éstas presentan distintas propiedades específicas.

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Clases de sistemas heterogéneos  Pueden

ser sustancias puras en distintos estados de agregación: I2(s)+I2(v).

 Mezclas

heterogéneas: Fe(s) + S(s)

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Inhomogéneo:  cuando

algunas de las propiedades presentan una gradual variación en determinadas direcciones. Ejemplo: la atmósfera, que a medida que aumenta la altura con respecto al nivel del mar , presenta una disminución progresiva de su densidad.

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Todo sistema heterogéneo está constituido por dos o más sistemas homogéneos.  Cada

uno de estos sistemas homogéneos recibe el nombre de “fase”. Las diferentes fases de un sistema heterogéneo se separan por superficies o interfases.

clasificación de sistemas según el intercambio de masa :  Sistema

abierto: es aquel que intercambia masa con el medio ambiente. Ejemplo: una olla destapada conteniendo un líquido en ebullición.

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Sistema cerrado:  es

aquel donde no entra ni sale masa, pero puede haber intercambio energía con el medio que lo rodea. Ejemplo: una olla a presión, un foco.

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Sistema aislado:  aquel

donde no entran ni salen: masa, tampoco energía. Ejemplo: un termo ideal.

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clasificación de sistemas según el intercambio de masa :

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ambiente

AMBIENTE

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Ambiente o entorno

AMBIENTE O ENTORNO

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ambiente o entorno

AMBIENTE O ENTORNO

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MEZCLAS Conjunto de varias sustancias da origen a lo que se denomina una mezcla: Mezclas Homogéneas. Mezclas Heterogéneas.

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Mezcla solución:

homogénea

o

 es

la que está formada por dos o más componentes, cuya composición varía dentro de ciertos límites.  Se revelan propiedades uniformes en cualquier parte del sistema y el todo constituye una sola fase Ejemplo: azúcar disuelto en agua, alcohol en agua.

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Mezcla heterogénea:  formada

por dos o más componentes, y dos o mas fases perfectamente separables y con diferentes propiedades específicas cada una: granos de café y de azúcar, agua y aceite.

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SOLUCIONES MEZCLAS HOMOGENEAS Soluto/s + Solvente = Solución Las propiedades de las soluciones surgen de las características propias del solvente y de los solutos. El límite de la homogeneidad es la solubilidad.

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Las propiedades de las mezclas heterogéneas Tienen carácter aditivo. Surgen de la sumatoria de la propiedad considerada respetando la proporción de cada componente en la mezcla. Prop. media=( w1 prop1+ w2 .prop2+…+wn .Propn)/100

W son los % de cada componente 1, 2,…, n

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Calcular la densidad promedio de una mezcla formada por 75% nitrato de potasio+ 12, 5% de C+ 12, 5% de S

75 12,5 12,5 d d KNO 3  d  dS  100 100 C 100 s d  0,75 x1,950 g / mL  0,125 x 2,110 g / mL  0,125 x 2,070 g / mL 

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Composición centesimal o composición porcentual de componentes de una mezcla Son los gramos de componente que hay por cada 100 g de mezcla. Ejemplo: una mezcla heterogénea está constituida por 10g de S+15 g de Fe+ 25 g de arena ¿cuál es su composición centesimal?

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gM=10g S+15 g Fe+25 g aren=50 g

En 50 g mezcla 100 g mezcla

x= 100g. 10g/50g %S=20%

10 g de S

x

x=20 g de S

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Composición centesimal o composición porcentual

%comp= (g componente. 100%)/g mezcla

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%Fe y % arena gM=10g S+ 15 g Fe+ 25 g arena=50 g %Fe=15g.100%/50 g %Fe=30%

%arena=25g.100%/50g=50% %arena= 100% - 20% S-30%Fe %arena=50%

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Composición centesimal de elementos en una sustancia compuesta Se tiene 142 g de sulfato de sodio formado por: 46 g Na + 32g S + 64 g O= 142g 142 g sulfato de sodio ................... hay 46 g de Na 100 g sulfato de sodio ................... hay x = 32,4 g o sea 32,4% de Na Dra. Ing. Mercedes Marta Elsa Ferreyra

de Na

Composición centesimal de elementos en una sustancia compuesta 

46 g Na + 32g S

+

64 g O= 142g

142 g de sulfato de sodio ....... hay 32 g de S 100 g de sulfato de sodio.......... hay x x= 22,5 g de S o sea 22,5% de S 142 g de sulfato de sodio ...... hay 64 g de O 100 g de sulfato de sodio .....hay x = 45,1 g de O o sea 45,1% de O

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Composición centesimal de elementos en un compuesto %elemento=(gelem / gcompuesto). 100%

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NOCIONES DE ATÓMICA

ESTRUCTURA

Postulados de Dalton :  El átomo es la partícula mas pequeña de la materia con identidad propia.  Los

átomos no pueden destruirse, se conservan.

 Los

crearse

átomos son indivisibles.

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ni

Postulados de Dalton : 

Los átomos de un determinado elemento químico son todos iguales en masa tamaño y propiedades , pero diferentes a los de los otros elemento .



Cuando se forma un compuesto los átomos de diferentes elementos se combinan de acuerdo a una relación numérica sencilla.



Todos los compuestos químicos tienen una relación numérica entre átomos de diferentes elementos químicos que es invariable para cada sustancia.

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Los elementos químicos están ordenados en la tabla periódica por su numero atómico Z

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Avanzar por el periodo es aumentar electrones en la misma capa. Bajar en el grupo es aumentar capas de electrones. Ver grupos A

Los protones y neutrones en el núcleo y los electrones en orbitas. Los electrones externos son los de valencia

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El átomo aumenta tamaño hacia la izquierda en el periodo y hacia abajo en el grupo

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Se representa el elemento químico con numero atómico Z que es el numero de electrones y también de protones Dos electrones y dos protones

NUMERO MASICO es la suma de protones y neutrones (nucleones) que hay en el núcleo

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Z=1 se trata del hidrógeno. 1electron y 1 protón Z=6 es el carbono. 6electrones y 6 protones

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Z=3 litio: 3 electrones y tres protones. Z=10 neón: 10 electrones y 10 protones

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El numero de masa= P + n Z=P A=Z + n n=A-Z 12C tiene 6 e-, 6 P+ y 12-6=6 no 6 No confundir el número másico con la masa atómica

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Cuántos electrones, protones y neutrones tienen?  612C

6e-, 6 P+ y 6 n0  614C 6e-, 6 P+ y 8 n0

LOS ÁTOMOS QUE TIENEN EL MISMO Z Y

DIFIEREN EN EL NUMERO DE NEUTRONES SE LLAMAN ISÓTOPOS.

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Los elementos aparecen en casilleros en la tabla periódica

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Masa atómica = masa de protones + masa de neutrones + masa de electrones Masa relativa Masa Partícula aproxima exacta (uma) da

Masa exacta (g)

protón

1

1,0073

1,673.10-24

+1

+1,602.10-19

neutrón

1

1,0087

1,675.10-24

0

0

0,000548

9,109.10-28

electrón

1/ 1834

Carga Carga eléctr. eléctri. relativa Coulombios

-1

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-1,602 x 10-19

1uma=(masa de 1 at de 126 C )/12  Las

masas de los átomos son sumamente pequeñas y se expresan en una unidad llamada unidad de masa atómica o uma.  La uma como unidad de masa es equivalente a 1,66 x 10-24 g.

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Masa Atómica relativa o peso atómico( A)  Es

las veces que un átomo tiene mas masa que 1uma. No tiene unidad y se encuentra en la tabla periódica de los elementos químicos.

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Masa Atómica relativa o peso atómico  Es

la masa promedio de la masa de los isótopos de cada elemento químico, respetando el % de cada uno en la naturaleza.

Isótopos

80 34 Abundancia en la naturaleza

A

Se 46%

78 34

Se

23%

76 34

Se 11%

82 34

Se 9%

77 34

Se 11%

46 23 11 9 11 x80  x78  x76  x82  x77  100 100 100 100 100

Se aproxima el valor entero del numero másico a la masa atómica relativa de cada isotopo, porque cada protón y neutrón aportan aproximadamente 1 uma.

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La masa atómica relativa es un promedio de la masas de los isótopos  Los

únicos isótopos naturales del cloro son el Cl35 y Cl37 cuyas masas nuclídicas son: 34,9689 y 36,9659 respectivamente. Calcular la distribución porcentual que le corresponde a cada isótopo considerando que se conoce que el peso atómico es de 35,4527. 35,4527= =[w1. 34,9689+ (100-w1).36,9659)]/100

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Masa atómica relativa 34,9689=[w1. 34,9689+ W2.36,9659)]/100 W1 y W2 son % atomo/atomo Prop media=( w1 prop1+ w2 .prop2+…+wn .Propn)/100

W son los % at/at componente 1, 2,…, n

de

cada

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Ejemplos  Masa

atómica de 1 átomo de K A= 39, 0983  Masa atómica de 1 átomo H= A=1,008  Masa atómica de 1 átomo de C A= 12,01 Sin unidad o en uma

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Mol de átomos o átomo- gramo  Es

la masa de 6,023 .1023 átomos.  Es la masa atómica relativa expresada en gramos:  A O= 16 --------------1 átomo de O  1At-g

O=16 g-------6,023. 1023 átomos de O  1At-g O=16 g-------1 mol de átomos de O  16g=

1 mol de O------ 6,023. 1023 átomos O  X------------------------------1 átomo de O Dra. Ing. Mercedes Marta Elsa Ferreyra

Átomo- gramo o mol de átomos  Masa

atómica de 1 átomo de K = 39, 0983 1mol de átomo=39,0983g  Masa

atómica de 1 átomo de C = 12,01 1mol de átomo=12,01 g

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

Cuando hablamos del átomo gramo o del mol de átomos nos referimos a 6,023.1023 átomos.



se conoce como Número de Avogadro, al valor de 6,023 x 1023y se representa con el símbolo: NA



Si el átomo-gramo del oxígeno es 16 g, ese valor no corresponde a la masa de un solo átomo sino al de un mol de átomos de oxígeno, o sea 6,023 x 1023 átomos.

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Molécula  Las

sustancias químicas no se encuentran en la naturaleza como átomos individuales, sino siempre formando moléculas.

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Molécula  Se

puede definir entonces a la molécula como un conjunto de átomos iguales o diferentes, unidos entre sí por enlaces químicos y que constituyen una unidad.

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Enlace covalente simple, doble y triple

Cada átomo aporta un electrón a otro y lo comparten ambos

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Enlace covalente simple no polar y polar

No polar comparten los electrones átomos del mismo elemento químico y polar lo comparten átomos de distintos elementos químicos, por lo general. Dra. Ing. Mercedes Marta Elsa Ferreyra

Enlace covalente coordinado o dativo

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Enlace iónico Na + Cl → [ Na+ ] [ Cl-]

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Moléculas de  Sustancias

simples: Ar – Ne – Xe - O2 - N2 - O3 - H2 - Cl2 - S8 - P4 – Fe - Cu Sustancias compuestas:  H2SO4 Na Cl - K3PO4 - Na2 S2O3 HNO3 - Cu O - FeSO4

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Molécula  Tiene

toda las propiedades sustancia.  Es estable.  Eléctricamente neutra.

de

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la

Masa molecular: es las veces que una molécula es más pesada o tiene mayor masa que 1 uma

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Masa Molecular o peso molecular (M)  La

sumatoria de las masas atómicas relativas de todos los átomos que forman una molécula.

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M se obtiene por suma de las A de todos los átomos de la molécula  Calcular

H 2O

la masa molecular del agua:

M agua = 2 x AH + Ao = 2 x 1 + 1 x 16 = 18  Calcular

la masa molecular del ácido sulfúrico: H2SO4 M ácido = 2 AH + As + 4 Ao 2.1 + 1 . 32 + 4 . 16 = 98

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Mol de moléculas, moléculagramo o mol  Es

la masa molecular expresada en gramos.

 Es

la masa en gramos de 1 mol de moléculas.  Es la masa en gramos de 6,023.1023 moléculas.

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Volumen molar  Es

el volumen que ocupa 1 mol de sustancia gaseosa en condiciones normales de temperatura y presión. VM=22,4L a T=273 K y 101,3 kpa

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Volumen molar  44g

 2g

de CO2 =1mol-----------22,4 dm3 a C. N.

H2 =1mol------------------ 22,4 dm3 a C. N.

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EQUIVALENTE QUÍMICO

 Se

define como las partes en peso de un elemento que se combinan con 8 partes en peso de oxígeno.

Eq 

Valor

Masa atomica A  absoluto del numero de oxidación 

 Para

el O es 16/2=8  Para el S en H2S es 32/2= 8

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El equivalente-gramo →

SO2

 es

el equivalente químico expresado en gramos. Eq  g 

Eq  g 

Eq  g 

16g  8g 2

32g  5,33g 6

23g  23g 1

Para el O Para el S en el ácido sulfúrico

Para el Na

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Equivalente Químico y Equivalente-gramo El equivalente químico de un elemento es la masa en uma que acepta, cede o comparte 1 electrón. El equivalente gramo de un elemento es la masa en gramos que acepta, cede o comparte 1mol o 6,02 x 1023 electrones. Dra. Ing. Mercedes Marta Elsa Ferreyra