QUÍMICA La MATERIA Relación constante TEORÍA EXPERIMENTACIÓN Ciencia básica - Estructura - Composición - Propiedades - Transformaciones REPRESENTACIÓN OBSERVACIÓN mundo macroscópico Técnica sistemática METODO CIENTÍFICO INTERPRETACIÓN mundo microscópico (hipótesis,teoría) teoría) Observación Datos Ley Hipótesis Teoría DEFINICIONES BÁSICAS MATERIA : componente común de todos los cuerpos extensivas Propiedades intensivas (V, masa ) (densidad, T fusion ) Estados de agregación LÍQUIDO SÓLIDO GASEOSO 1
MATERIA MEZCLA SUSTANCIA PURA COMPUESTO ELEMENTO heterogénea (granito) homogénea (solución) (H 2 O, CO 2 ) (Fe, S) Formulas y símbolos LEYES DE LA QUÍMICA 1.- Ley de Conservación de masa En toda reacción química ordinaria la masa no se crea ni se destruye Mg + ½ O 2 MgO 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 H 2 O mh 1 9 g 1 g H 2 m O 8 8 g O 2 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 1:2 CO 2 2
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) H 2 + ½ O 2 H 2 O 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 3
SIMBOLOS, FÓRMULAS, ECUACIONES QUÍMICAS Los elementos se representan mediante símbolos Au (oro), Fe (Ferrum), Ca (calcio), C (carbono) Fórmula de un compuesto indica su composición química CO 2 Ecuación química describe las reacciones químicas aa + bb reactivos cc + dd productos 2 H 2 + O 2 2 H 2 O 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 O 2 O 3 (ozono) gases diamante 4
MASA ATÓMICA Los átomos y moléculas son tan pequeños no se puede determinar su masa individual 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 M X = 10 m de 1 at. X M = = X 10 = 2 = M Y = 5 m de 1 at. Y M Y 5 La masa del átomo de X es 2 veces la del átomo de Y TABLA DE MASAS ATÓMICAS RELATIVAS Masas en (uma) u.m.a unidad de masa atómica 1 H 1,00794 Una masa exactamente igual a 1/12 de la masa de un átomo de carbono 12. patrón ( 6 protones y 6 neutrones) C 12 Cuál es la masa de un átomo individual? Se vio que cantidades d de masa de cualquier elemento igual a las M A, tienen en común el mismo n de átomos: N de AVOGADRO = 6,022. 10 23 átomos 5
Cada muestra consiste en 1 mol de átomos de cada elemento 12 g de carbono 32 g de azufre 64 g de cobre 201 g de mercurio En 32,06 g de S hay 6,022 10 23 átomos de S En 64 g de Cu hay 6,022 10 23 átomos de Cu 6
Conociendo M A y N Avogadro se puede determinar la masa real de 1 átomo Ejemplo: Cuál es la masa de 1 átomo de Na? 1átomoNa x 23,0 g Na = 3,82.10-23 g 6,022 10 23 at Na MOL cantidad de sustancia que contiene el n de Avogadro de partículas 1 mol de átomos de H 6,022. 10 23 átomos de H 1 mol de moléculas de H 2 6,022. 10 23 moléculas de H 2 MASA MOLECULAR Y MASA MOLAR MASA MOLECULAR suma de las masas atómicas en una molécula Ejemplo: H 2 O 2 MA H + MA O = 2 x1,01 + 16,0 = 18,02 uma 7
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 H2 O = 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 NaCl 58,5 g NaCl 8
Uso de la Masa Molar Cada muestra contiene 18 g de H2O 46g de etanol 1 mol de moléculas de un compuesto. 342g de sacarosa 58 g de NaCl 100 g de(caco 3 ), 9
FÓRMULA EMPÍRICA, FÓRMULA MOLECULAR Fórmula molecular indica el número exacto de átomos de cada elemento en una molécula Fórmula empírica o fórmula mínima Indica la relación mínima entre los átomos de los elementos que componen una molécula. Ejemplo: fórmula molecular fórmula mínima Butano C 4 H 10 C 2 H 5 (C 2 H 5 ) 2 Peróxido de hidrógeno H 2 O 2 HO (HO) 2 fórmula molecular = (fórmula mínima) n Agua H 2 O 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 químicas Relaciones cuantitativas entre las sustancias que participan en una reacción química. 10
Pureza de las muestras La mayoría de las muestras no se presentan con una pureza 100%. En las ecuaciones químicas siempre corresponde a muestras puras 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 + H 2 O 20 g HCl x 30 g HCl puro x 74,5 g sal = 12,24 g KCl 100 g HCl 36,5 g HCl Reactivo limitante Aquel que en una reacción se consume en su totalidad Rendimiento Rendimiento teórico máxima cantidad de producto que se puede obtener, si la reacción química se completa. rendimiento porcentual = rendimiento real x 100 11
Factor de conversión Para pasar 2 litros a cm 3 hacemos: 2 L x 1000 cm 3 = 2 x 1000 cm 3 = 2000 cm 3 1 L 1 12