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):