Principios básicos de la química general (Presentación PowerPoint)
Sistemas de Unidades En Química normalmente se usan 2
sistemas de unidades: el sistema métrico (SM) y el sistema
internacional de unidades (SI) que es una variación del
SM. En ambos sistemas se usan prefijos para designar
múltiplos o submultiplos (fracciones) de las unidades
basicas.
Los Prefijos comunes son: Tabla 1
Unidades Básicas o Fundamentales: Se llaman así a
las unidades a partir de las cuales todas las otras han sido
construidas. Tabla 2
Masa: 1 kg = 103 g = 104 dg = 105 cg = 106 mg = 1012 ng Ejemplo:
¿cuántos mg son 1 g? Longitud: 1 km = 1000 m ;1 m =
100 cm ; 1 mm = 10-3 m Tiempo: 1 hr = 60 min; 1 min = 60 s
Temperatura: Las temperaturas se mencionan en las escalas Celsius
(ºC), Fahrenheit (ºF) y Kelvin (K) que es la escala
científica más conocida:las relaciones entre ellas
son las siguientes: Cantidad de Sustancia: 1 mol = 1000 mmol
(milimoles) ; 1 mol = 106 ?mol (micromoles) En todas las unidades
básicas hay múltiplos y submultiplos. Para entender
mejor esto, consideremos los siguientes ejemplos 103g 106mg 1g X
;X=103mg
Unidades derivadas: son aquellas unidades que combinan las
unidades básicas (o fundamentales). Por ejemplo el Volumen
es una unidad derivada. Se muestran otros ejemplos:Tabla 3 * 1
cal=4,187 J o 1 kcal=4,187kJ
Relaciones con unidades Inglesas (algunos ejemplos en tabla
4)Tabla 4
Conversión de Unidades: Para transformar un conjunto de
unidades en otro debemos conocer las equivalencias
correspondientes y establecer proporciones o utilizar factores de
conversión. Este método consiste en lo
siguiente:“Se empieza con el número y sus unidades,
y luego se multiplica por una serie de factores que expresan,
cada uno, una relación entre unidades”Ejemplo:
Convertir 59,32 km/h a cm/sDatos: 1 km = 1000 m ; 1 m = 100 cm ;
1 hr = 3600 s
Notación CientíficaEn Química, muchas veces
hay números demasiado grandes o extremadamente
pequeños. Como el manejo de estos números es muy
engorroso se usa la llamada “notación
científica” en donde todos los números se
pueden expresar de la forma Nx10n en que N es un número
mayor que 1 y menor que 10 y n es un exponente positivo o
negativo. Así siempre habrá un dígito (1 al
9) hacia la izquierda de los decimales.Consideremos los
siguientes ejemplos:
Ejemplo 1: Expresar los siguientes números en
notación científica correcta. (a) 150 (b) 0,00486
(c) 56×109 (d) 29,8×10-7 (e)679,873 = 1,5×102 = 4,86×10-3 =
5,6×1010 = 2,98×10-6 = 6,79873×102
En las sumas o restas usando la notación científica
primero se escribe cada una de las cantidades con el mismo
exponente n. Entonces se suman o restan los valores
N.Consideremos el ejemplo 2: (a)
(5,42×105)+(4,1×104)=(5,42×105)+(0,41×105)=5,83×105 (b)
(3,33×10-3)-(5,2×10-4)=(3,33×10-3)-(0,52×10-3)=2,81×10-3
En el caso de las multiplicaciones y divisiones usando la
notación científica se multiplican los
números N y los exponentes n se suman. Para la
división los números N se dividen y los exponentes
n se restan, todo de acuerdo con el álgebra de potencias
estudiada en la educación media. Ejemplo 3 (a)
(4,0×10-5)x(7,0×103) = (4,0×7,0)x(10-5+3) = = 28×10-2 = 2,8×10-1
(b)
La Química estudia las transformaciones profundas que
sufre la Materia Materia es todo lo que ocupa espacio y tiene
masa. Las sustancias son una determinada clase de materia. Masa
es una medida de la cantidad de materia. La masa es constante y
físicamente corresponde a M = V x d dondeM = Masa (g); V =
Volumen (mL); d = densidad o M = F/a donde F = Fuerza (dina); a =
aceleración (cm/seg2) Peso es la fuerza con que la
aceleración de gravedad de la Tierra atrae a una masa
determinada. El Peso es variable y físicamente corresponde
a P = m • a donde m es masa y a es aceleración de
gravedad Introducción a la Química
La materia en sus estados de agregación (sólido,
líquido o gas) se puede clasificar de acuerdo al esquema
siguiente (Gp:) Métodosmecánicos (Gp:)
Métodosfísicos (Gp:) Átomos distintos
millones (Gp:) Métodos Químicos (Gp:) Átomos
iguales 109 (Gp:) (*) Alótropos: Son formas diferentes de
un mismo Elemento que están en el mismo estado
físico. Ej.: O2 y O3 (Gp:) Solido Liquido Gas
Estequiometría: se denomina así al estudio de las
relaciones cuantitativas que existen entre las sustancias que
intervienen en las reacciones químicas. Las sustancias
están constituidas por átomos. Atomo: es la menor
cantidad de materia que puede reaccionar con otras
partículas de materia. Está constituido por un
núcleo central (donde se encuentran varias
partículas subatómicas) y una envoltura de
electrones. Partículas subatómicas:
Número Atómico (Z): corresponde al n° de
protones que tiene un átomo, que es igual al N° de e-.
El átomo es neutro: Z = p = e- Número Másico
(A): corresponde a la suma de protones más neutrones que
tiene un átomo: A = p + n o A = Z + n(Su valor corresponde
al N° entero más cercano a Masa Atómica.) (Gp:)
*Atomos se designan (Gp:) o
Isótopos: “átomos que tienen el mismo Z y
distinto A” protio deuterio tritio (Gp:) Z=1 A=1 (Gp:) Z=1
A=2 (Gp:) Z=1 A=3 (Gp:) ISOTOPOS DEL HIDROGENO (Gp:) * Los
elementos son mezclas de ISOTOPOS (Gp:) Núcleo
Masa Atómica o Peso Atómico (PA): es la masa
promedio ponderada de los Isótopos de un elemento,
respecto a la masa del isótopo 12C. (escogido como
estándar) Unidad de masa atómica (uma): Al
isótopo 12C se le asignó una masa de 12 uma y por
medio de un espectrómetro de masas se determinó la
masa del átomo de 12C. Entonces: espectrómetro
masas 12C = 12 uma 1,99 ? 10-23 g 1 uma X X = 1 uma = 1,66 ?
10-24 g ? 1 g = 6,02 ? 1023 uma (Gp:) NA
Relación de Masa Real y Masa Atómica PAX = Masa
Atómica de X (en uma) MX = Masa Real de 1 átomo X
(en g) Unidades de la Masa Atómica: Como es un valor
relativo podemos no asignarle ninguna unidad física.
Podemos asignarle la uma como unidad Masa Molecular o Peso
Molecular (PM): “es la masa relativa de 1 molécula
comparada con la masa de 1 átomo de 12C”. Se calcula
sumando las masas atómicas (multiplicadas por sus
respectivos subíndices) presentes en la fórmula de
una molécula. Hacer Ej.
Mol: es la cantidad de sustancia que contiene el Número de
Avogadro (NA) de cualquier partícula. (átomos,
moléculas, electrones, etc. …) NA = 6,02 ? 1023 =
Número de Avogadro o Constante de Avogadro También
podemos decir que: “1 mol corresponde a la Masa
Atómica (PA) expresada en g “o a la Masa Molecular
(PM) expresada en g” Ejs: PA (O) = 16 …………… 1 mol
de átomos de O = 16 g PM (H2O) = 18 …………… 1 mol
de moléculas H2O = 18 g • También: 1 mol de
átomos = se puede decir 1 at-g = 6,02 ? 1023
átomos
Masa Molar: “ es la masa en g de 1 mol de
átomos” o “la masa en g de 1 mol de
moléculas” Hay 2 relaciones útiles: n =
n° moles (de átomos o moléculas) m = masa en g
o MMat = Masa Molar de 1 mol de átomos MMmolec = Masa
Molar de 1 mol de moléculas Reacción
Química: es un proceso en el que, por una
redistribución de los átomos, los elementos o
compuestos iniciales producen otros distintos. Se llaman
Reaccionantes (o Reactantes) las sustancias iniciales que total o
parcialmente desaparecen en la reacción y Productos a las
sustancias nuevas que aparecen. Las reacciones químicas se
representan gráficamente mediante las Ecuaciones
Químicas las cuales son igualdades algebraicas en cuyo
primer miembro se escriben los símbolos o fórmulas
de los Reaccionantes y en el 2° miembro se escriben los
símbolos o fórmulas de los Productos.
Representación esquemática de una ecuación
química: Reactantes Productos 2 A2B(ac) + 4 C(s) 4 AC(s) +
_B2 (g) ? ; ? Hr o ? Gr coeficientes Subíndices (n° de
átomos) (n° de moles) estado (s) : sólido
físico (l) : líquido (g) : gas (también ? )
(ac) o (aq) : solución acuosa o pp : precipitado ? : calor
? Hr : cambio de contenido calórico o entalpía de
la reacción ?G : cambio de energía libre de la
reacción : reacción reversible : reacción
irreversible (Gp:) ?
LEY CONSERVACION DE LAS MASAS (Lavoisier, 1785): “La suma
de las masas de las sustancias que reaccionan es igual a la suma
de las masas de las sustancias que se obtienen” mR = masa
Reactantes ?mR = ?mP mP = masa Productos Ej.: CuO + 2HCl CuCl2 +
H2O ? Si se conocen PA: 79,5 g + 2(36,45) g = 134,3 g + 18 g
152,3 g = 152,3 g Ver Balance de Ecuaciones (Ej. Balance
Algebraico) (Gp:) R (Gp:) P
LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS (JL Proust 1808): “Cuando
2 sustancias se combinan para formar un compuesto, las masas de
cada una de ellas que interviene lo hace en una proporción
fija y determinada. Si hay exceso de una de las sustancias,
ésta no reacciona”. PA: H = 1 ; O = 16 Ej.: H2 +
½ O2 H2O relación sobran H : O Datos de
ecuación: 2 g 16 g 18 g 1 : 8 – 4 g 32 g 36 g 1 : 8 – 2 g
32 g 18 g 1 : 8 16 g O 2 g 8 g 9 g 1 : 8 1 g H Hacer problema: 3
g 9 g ? 1 : 8 ?
Para hacer estos problemas se debe determinar el Reactivo
Limitante (sustancia en menor proporción) en base al cual
se hacen los cálculos. La determinación del R.L. se
hace con el cálculo de q: q = ; El valor más
pequeño de q corresponde al R.L. Prob: ?El Reactivo
Limitante (RL) es el O2
Reacciones Redox o de Oxidación-Reducción: Son
procesos en que hay transferencia de e-. La Oxidación y la
Reducción son fenómenos simultáneos. En
estas reacciones “redox” los átomos en los
Reactantes sufren un cambio en el N° Oxidación al
formar los Productos. n+m- Ej.: A°red + B°ox AmBn ; Hay 2
semireacciones: A°red – ne- •/m Semireacción
Oxidación Reductor B°ox + me- •/n
Semireacción Reducción Oxidante mA°red +
nB°ox m + n Reacción Redox En otras palabras:
Oxidación: reductor 1 – ne- oxidante 1
Reducción: oxidante 2 + ne- reductor 2 Luego
Reacción redox: reductor1 + oxidante2 oxidante1 +
reductor2
Reacción redox: reductor1 + oxidante2 oxidante1 +
reductor2 o 2+ o 2+ Ej. Detallado: Fe + CuSO4 Cu + FeSO4 o
Oxidación Fe – 2e- Fe2+; también: Fe° Fe2+ +
2e- reductor Reducción: Cu2+ + 2e- Cu° Oxidante
Fe° + Cu2+ Fe2+ + Cu° Nota: Al reductor se le llama
también sustancia oxidada. Al oxidante se le llama
también sustancia reducida. * ANOX : Oxidación
ocurre en el ÁNODO. RED CAT: Reducción ocurre en el
CÁTODO.
Métodos para balancear ecuaciones redox: A. Método
del Cambio en N° de Oxidación 1° Se determinan los
N°OX de todos los elementos de la ecuación. 2° Se
observa cuales son los elementos en que cambia su N°OX. (de
Reactantes a Productos). 3° Se escriben las semireacciones
con los elementos que cambian su N°OX., colocando los e- que
se ganan y los que se pierden. 4° Se igualan los e- en las 2
semireacciones multiplicando por un factor. 5° Se suman las 2
semireacciones y se colocan los coeficientes obtenidos en
ecuación original.
+1 +5 -2 +1 -2 +1 -2 +2 -2 o Ej. (1) HNO3 + H2S H2O + NO + S N+5
+ 3e- N+2 x 2 S-2 – 2e- S° x 3 2 N+5 + 3S-2 2N+2 + 3S° ?
2HNO3 + 3H2S 4H2O + 2NO + 3S (el H2O se arregla por diferencia)
Ej. (2) PbO2 + HCl PbCl2 + Cl2 + H2O TAREA
SOLUCIONES O DISOLUCIONES “Mezclas homogéneas
monofásicas formadas por 2 o más componentes y de
composición variable”
Solución=Soluto+Solvente Soluto: Componente que se
encuentra en menor proporcion relativa (es el “medio
disperso”) Solvente: Componente que se encuentra en mayor
proporción relativa (es el “medio
dispersante”) No es totalmente cierto….¡caso del
azúcar! Ej: azúcar(s)+H2O(l) solución(l) 1g
0,5g ? El azúcar seria solvente Por eso también se
define al solvente como el componente cuyo estado fisico coincide
con el de la solución obtenida, el agua es el
solvente…… H2O(l)……… solución(l)
Concentración: Cantidad de soluto contenida en una
determinada cantidad de solvente o solución. Se expresa
como: soluto/solvente o soluto/solución
Expresiones de Concentración 1.- Expresiones que emplean
unidades físicas: %p/p: g de soluto que hay en 100g
solución %p/v: g de soluto que hay en 100mL
solución %v/v: mL de soluto que hay en 100mL
solución g/L: g de soluto que hay en 1L solución
ppm: partes de soluto en 106 partes solución; 1ppm=1mg/L
(soluciones acuosas)
2.- Expresiones que emplean unidades químicas: Molaridad
(M): Moles de soluto que hay en 1L solución Normalidad
(N): Eq-g de soluto que hay en 1L solución Molalidad (m):
Moles de soluto que hay en 1kg. Solvente Fracción Molar
(x):