BLOQUE I

Introducción a la Química

Materia y Energía. Ley de conservación de la masa y la energía. Cuerpo y Sustancia. Estados y

Propiedades de la materia.. Cambios físicos y químicos. Constitución de la materia: átomo.

Estructura del átomo. Moléculas. Masa de átomos y moléculas. Mol. Elementos Químicos.

Clasificación. Propiedades.

Química

Es la ciencia que describe la materia, sus propiedades físicas y químicas, los cambios

químicos que sufre y las variaciones de energía que acompañan estos procesos.

Se apoya en las bases de la Matemática y la Física y a su vez es base para ciencias de la

vida como la Biología y la Medicina.

Para su estudio se la divide en varias ramas, como Química Inorgánica, Química Orgánica,

Química Física, Bioquímica, entre otras.

Materia y Energía

Materia: es todo lo que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio.

Cuerpo: es toda porción limitada de materia.

Sustancia: son las distintas clases de materia.

Energía: se define como la capacidad de realizar trabajo o transferir calor.

La energía puede clasificarse en dos tipos principales: energía cinética y potencial. La

energía cinética es la energía que posee un cuerpo a causa de su movimiento. La energía

potencial es la energía que posee un cuerpo a causa de su posición o composición.

Los procesos físicos y químicos están acompañados de variaciones de energía,

habitualmente en forma de calor. Aquellos que liberan energía a los alrededores se

denominan exotérmicos, como la combustión. Cuando absorben energía de sus

alrededores se denominan endotérmicos.

Ley de Conservación de la Masa

“ No hay cambio en la cantidad de materia durante una reacción química o una

transformación física”

Esta ley exceptúa a las reacciones nucleares

Ley de Conservación de la Energía

“la energía no se crea ni se destruye en una reacción química o un proceso físico, solo

puede convertirse de una forma a otra”

Ley de Conservación de la Materia y la Energía

En las reacciones nucleares la materia se transforma en energía. La relación entre materia

y energía está dada por la famosa ecuación de Albert Einstein:

E = M x c2

La cantidad de energía liberada cuando la materia se transforma en energía es el

producto de la masa de materia transformada por el cuadrado de la velocidad de la luz.

Conociendo la equivalencia entre materia y energía puede expresarse que:

“ la cantidad combinada de materia y energía en el universo es constante”

Estados de Agregación de la Materia

Sólido

Presentan forma y volumen constante. Esto se debe a que las fuerzas de cohesión entre

las moléculas son muy intensas y carecen de movimiento de traslación.

Las moléculas constituyentes ocupan posiciones fijas y solo realizan movimientos

vibratorios alrededor de un punto fijo.

En los sólidos cristalinos, las moléculas o partículas están distribuidas en formas

ordenadas, forman estructuras cristalinas

TIPOS DE SOLIDOS

Sólidos cristalinos: se caracterizan por un ordenamiento regular de las partículas que los

forman, es decir, forman cuerpos geométricos denominados cristales.

Sólidos amorfos: sus partículas se muestran desordenadas o con solo un ordenamiento

parcial. Por ejemplo, el vidrio y los plásticos.

Líquido

Tienen volumen constante debido a que las fuerzas de cohesión entre las moléculas no

permite que estas se separen.

No presentan forma propia, sino que adoptan la forma del recipiente que los contiene.

Cuando están en reposo su superficie libre es horizontal.

Las moléculas pueden deslizarse unas sobre otras, por lo cual los líquidos fluyen y se

derraman modificando su forma.

Son prácticamente incompresibles.

Gaseoso

Carecen de forma y volumen propios, adaptándose a la forma y al volumen del recipiente

que los contiene.

Las moléculas están en continuo movimiento de traslación rectilíneo y de rotación sobre

su eje.

Las fuerzas de cohesión son muy débiles por lo que las moléculas se separan fácilmente

unas de otras. Son Expansibles.

Se comprimen con facilidad.

Cambios de Estado

Evaporación: se produce en la superficie del líquido

Ebullición: se produce en toda la masa del líquido.

Propiedades de la Materia

Propiedades Intensivas: estas propiedades no dependen de la masa que se dispone,

puesto que para una misma sustancia son iguales tanto en una pequeña porción como en

una cantidad mayor. Así, 10g de agua pura, a 4°C, tienen una densidad de 1 g/ml, igual que

100 g en las mismas condiciones.

Estas se clasifican en:

Caracteres organolépticos: son aquellas que se pueden percibir por medio de los sentidos.

Ej color, sabor, sensación al tacto, emisión de sonido, etc.

Constantes físicas: son determinadas a través de mediciones experimentales, bajo

condiciones predeterminadas. Ej: puntos de fusión, puntos de ebullición, densidad,

solubilidad, etc.

Punto de fusión: temperatura de equilibrio solido-liquido (°C, °K)

Punto de ebullición: temperatura de equilibrio liquido-gaseoso.

Densidad: cantidad de masa por unidad de volumen (g/ml; g/cm3; kg/m3)

Peso específico: peso de una sustancia por unidad de volumen (N/m3)

Los caracteres organolépticos, si bien son fáciles de percibir, presentan el inconveniente

de que no permiten distinguir claramente dos sustancias. En cambio las constantes físicas

son específicas para cada sustancia lo que permite caracterizarlas diferenciándolas de

otras.

Otras propiedades intensivas:

Dureza y fragilidad: condiciones que determinan a que fuerzas se pueden someter a los

materiales.

Ductilidad y maleabilidad: capacidad de un material de estirarse como hilos o láminas,

respectivamente.

Capacidad de conducir el calor y la electricidad (conductores y aislantes).

Propiedades Extensivas: estas propiedades si dependen de la cantidad de sustancia

considerada. Ej: volumen (ml, l, cm3, m3); peso (N), superficie (cm2, m2); longitud (km, m,

dm, cm, mm); masa (kg, g), etc.

Estas no permiten identificar una sustancia diferenciándola de otras.

Cambios Químicos y Físicos

Físicos: son transformaciones en las cuales no se produce una modificación permanente y

definitiva de las propiedades de las sustancias. Ejemplos: cambios de estado, movimiento

de un cuerpo, disolución de sustancias, etc.

Químicos: son cambios que alteran de modo definitivo las propiedades de las sustancias

porque se originan otras nuevas con propiedades diferentes. Ejemplos: combustión de la

leña, fotosíntesis, oxidación del hierro, etc.

Sistema Material

Es toda porción del universo que se aísla en forma real o imaginaria para su estudio experimental

Sistema Heterogéneo

Formado por dos o más fases.

Propiedades intensivas diferentes en partes distintas del sistema.

Sistema Homogéneo

Formado por una sola fase.

Propiedades intensivas iguales en todas partes del sistema.

Fase: porción del sistema cuya composición y propiedades son uniformes.

Constitución de la Materia

(átomos y moléculas)

La materia está constituida por átomos.

Átomo es la menor porción de materia capaz de combinarse químicamente.

Para Dalton el átomo era indivisible e indestructible. Experiencias posteriores

demostraron que el átomo es divisible porque sabemos como esta constituido.

Está formado por tres partículas fundamentales, llamadas partículas subatómicas:

Protón, Electrón y Neutrón

Electrón (e-): es una partícula subatómica que transporta carga eléctrica negativa.

Protón (p+): es una partícula subatómica positiva.

Neutrón (N): es una partícula subatómica sin carga.

El neutrón fuera del núcleo es inestable. Aproximadamente a los 20` se desintegra en un

p+ y un e-.

Los p+ y N se hallan ubicados en el centro del átomo, en un espacio muy reducido

llamado NUCLEO ATOMICO. En este se concentra la masa del átomo.

Alrededor se disponen los e-, que se mueven a altas velocidades en regiones del espacio

denominadas ORBITALES ATOMICOS, donde es máxima la probabilidad de hallar al e-.

Nº Atómico (Z): representa el nº de p+ en el núcleo. También se lo llama carga nuclear.

Nº Másico (A): representa la suma de p+ y N que tiene un átomo en su núcleo.

Entonces:

Z = p+

A = N + p+

N = A – Z

Isótopos

Son átomos de un mismo elemento que tienen el mismo número atómico y diferente

número másico.

Todos los átomos de un elemento dado tienen en común el mismo nº de p+. Pero dentro

de este conjunto puede haber átomos que tengan distinto nº de N. Estas distintas

variedades de un mismo elemento se denominan isótopos.

Ej:

1 2 3 12 13 14

H H H C C C

1 1 1 6 6 6

Protio deuterio tritio

Los Elementos Químicos

Son el conjunto de átomos de una misma especie.

Son las unidades químicas fundamentales a partir de las cuales se forman las sustancias

simples y compuestas.

Los elementos químicos conocidos son alrededor de 114, de los cuales 92 son naturales y

el resto artificiales.

Los elementos se representan por medio de abreviaturas, denominadas símbolos, que se

inician por su nombre en mayúscula. Ej O (oxigeno), N (nitrógeno), C (carbono), etc.

Muchas veces se agrega una letra en minúscula para distinguirlo de otro con la misma

inicial. Ej: Ni (níquel), Ca (calcio), etc.

Clasificación de los Elementos

Basándose en sus propiedades pueden clasificarse en Metales, No metales y Gases

Inertes.

Entre los metales se pueden mencionar: sodio (Na), potasio (K), aluminio (Al), hierro (Fe),

plata (Ag), oro (Au), mercurio (Hg), platino (Pt), etc.

Entre los no metales se puede mencionar al: carbono (C ), nitrógeno (N), azufre (S), fosforo

(P), silicio (Si), cloro (Cl), arsénico (As), yodo (I), etc.

Los gases inertes, también llamados gases raros o nobles, son: helio He, neón, Ne, argón

Ar, criptón, Kr, xenón Xe y radón Ra.

Gases inertes. Usos: refrigerantes criogénicos (He liquido). El helio se utiliza como componente

de los gases respirables para sustituir al nitrógeno, gracias a su baja solubilidad en fluidos,

especialmente en lípidos. El helio ha sustituido al hidrógeno como gas de sustentación en los

dirigibles y globos, gracias a su ligereza e incombustibilidad. El helio es utilizado como medio

portador en la cromatografía de gases, como gas de relleno en los termómetros, y en aparatos

para medir la radiación, como el contador Geiger y la cámara de burbujas. Se usan

habitualmente para la iluminación debido a su falta de reactividad química. El argón, mezclado

con nitrógeno, se utiliza como gas de relleno de las bombillas incandescentes. El kriptón se usa

en bombillas de alto rendimiento. Lucen con colores característicos cuando se les utiliza en

lámparas de descarga, como los faros de neón.

Alotropía

Es la propiedad que poseen algunos elementos químicos de formas dos o más sustancias

simples diferentes.

Un caso de alotropía lo constituye el oxígeno O2 y el ozono O3, que son dos sustancias

simples, gaseosas, con propiedades diferentes, pero ambas formadas por átomos de

oxígeno.

Otro caso de alotropía lo constituyen el diamante, el grafito y el fullereno. Estas

sustancias simples están formadas por carbono. Su diferencia radica en el número de

átomos de carbono y la disposición espacial de los mismos. Esto le confiere a cada uno

propiedades diferentes.

También el azufre presenta dos variedades alotrópicas que son el azufre prismático y el

azufre octaédrico, al igual que el fosforo que se encuentra en forma de fosforo blanco o

como fosforo rojo.

Azufre Rómbico u octaédrico Azufre monoclínico o prismático Fullereno

Diamante

TABLA PERIODICA

Periodos

(8 periodos) Grupos (18 grupos)

Los elementos están ordenados por su nº atómico creciente.

A cada elemento le corresponde un casillero donde figura su nombre y símbolo y datos

tales como Z, A, etc.

Las filas horizontales se denominan periodos y las columnas verticales se denominan

grupos.

Los elementos del grupo 1 se denominan metales alcalinos.

Los elementos del grupo 2 se denominan metales alcalinotérreos.

Los elementos del grupo 17 se denominan halógenos.

Los elementos del grupo 18 se denominan gases inertes

Molécula es la menor porción de materia, formada por átomos, que puede existir libre.

Las moléculas pueden clasificarse en:

Simples: constituidas por átomos iguales.

1. Monoatómicas: formadas por un solo átomo. Ej los gases inertes ( He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn)

2. Diatómicas: constituidas por dos átomos. Ej los gases simples (H2, O2, N2, F2, etc.).

3. Poliatómicas: constituidas por más de dos átomos. Ej P4, S8, O3, etc.

Compuestas: constituidas por átomos diferentes. Ej Agua H2O, cloruro de sodio (NaCl),

oxido de calcio (CaO), dióxido de carbono (CO2)

Representación de las moléculas

Formulas químicas

Moléculas de sustancias simples:

La representación de la molécula de hidrogeno es H2. El símbolo H representa un átomo de

hidrogeno y el subíndice 2 indica la cantidad de átomos de hidrogeno.

Otros ejemplos: N2, molécula de nitrógeno.

P4, molécula de fosforo blanco.

Moléculas de sustancias compuestas:

La molécula de agua está formada por dos átomos de hidrogeno y uno de oxigeno por lo cual

puede representarse así: H2O

Otros ejemplos: CO2, dióxido de carbono

NH3, amoníaco

NaCl, cloruro de sodio

Masa Atómica “Ar”

No puede medirse directamente la masa de un átomo tal como se haría con un objeto en una

balanza, pero si existen técnicas experimentales que permiten obtener un valor de masa relativa,

es decir, la relación que existe entre la masa de dicho átomo y la de otro átomo que se toma como

referencia.

El átomo elegido en la actualidad es el isótopo C-12. A este se le asigna arbitrariamente una

masa de 12 unidades, cada una de las cuales se denomina uma (unidad de masa atómica).

Entonces:

Se define 1 uma como la doceava parte de la masa del isótopo C-12:

12

uma = masa del 6 C

12

Experimentalmente se determina la masa de cada uno de los isótopos de cada elemento en

relación a la del C-12.

En la Tabla Periódica aparece el valor de la masa atómica promedio del elemento y se calcula

teniendo en cuenta la masa de cada isótopo y su abundancia natural. Por ej:

Masa atómica Promedio

Ar= (0,7553x34,968) + (0,2447x36,954)Ar= 35,454 uma

Valor de la TP

La masa atómica no debe confundirse con el número másico:

La masa atómica es un índice de la cantidad de materia que posee un átomo se expresa

en decimales.

El numero másico indica el nº de p+ y N que hay en un núcleo, por lo tanto es un numero

entero.

Masa Molecular “Mr”

Es la suma de las masas atómicas de los átomos que componen la molécula.

Ejemplos:

Masa Atómica Masa Molecular

Cl Ar= 35,45 H2O Mr= 1x2 + 16 = 18

S Ar= 32,02 CO2 Mr= 12 + 16x2 = 44

HCl Mr= 1+ 35,45= 36,45

Unidad de cantidad de sustancia: el Mol

En el trabajo de laboratorio resulta imposible separar un átomo o una molécula para

estudiar su comportamiento, debido a su extrema pequeñez. Para resolver este problema

los científicos buscaron una cantidad de sustancia que contenga un número conocido de

moléculas o átomos y que sea fácil de medir o pesar.

Así surgió el mol, que puede definirse así:

Mol es la cantidad de sustancia que contiene exactamente 6,02x1023 partículas elementales.

Partículas elementales puede referirse a átomos, moléculas, iones, etc.

El número 6,02x1023 se denomina número de Avogadro, por ser dicho investigador quien

procedió a investigarlo.