Introducción Química
-
Upload
david-gonzalez-rosillo -
Category
Documents
-
view
7 -
download
1
description
Transcript of Introducción Química
LA QUÍMICA, es la ciencia que estudia las sustancias o especies químicas, existentes en la naturaleza o que puedan obtenerse en el laboratorio. Esta ciencia incluye en lugar muy destacado el estudio de las transformaciones de unas sustancias en otras, es decir, las reacciones químicas.
Materia es cualquier cosa que ocupa espacio y tiene masa.
Una sustancia es una forma de materia que tiene una composición definida y propiedades características.
• Salud y medicina
• Sistemas sanitarios
• Cirugía con anestesia
• Vacunas y antibióticos
• Energía y medio ambiente
• Combustibles fósiles
• Energía solar
• Energía nuclear
La Química proporciona nuevos materiales a la industria, nuevos
medicamentos, contribuye al conocimiento, preparación y
conservación de alimentos, y al conocimiento de los procesos
químicos que ocurren en los seres vivos. Su contribución al
desarrollo técnico, a la salud y al bienestar humano es muy
grande.
La Química: una ciencia para el siglo XXI • Materiales y tecnología
• Polímeros, cerámicos y cristales líquidos
• Superconductores de alta temperatura
• Nanotecnología
• Computación molecular • Agricultura y alimentos
• Cultivos modificados genéticamente
• Pesticidas “naturales”
• Fertilizantes especializados
Introducción
¿Cómo está formada la materia en su interior?
Desde los tiempos de la antigua Grecia, los pensadores venían haciéndose una pregunta, ¿cómo estaba constituida la materia en su interior?
Demócrito (S.V a.C.) introduce el término de átomo como la parte mas pequeña de la materia.
Lavoisier en 1787 utilizando una balanza, empezó a calcular el peso atómico de los elementos, distinguiendo entre elementos y compuestos. Fue el punto de partida de la Química como Ciencia.
John Dalton (1808) enunció unos postulados que le han valido el título de "padre de la teoría atómica-molecular". Dalton trató de buscar la explicación de las leyes ponderales que experimentalmente habían comprobado él y otros químicos europeos. Para él tenía que cumplirse que, ante todo, los átomos de cada elemento debían tener la misma masa.
Ley de la conservación de la masa (o de Lavoisier).
La masa de un sistema permanece invariable cualquiera que sea la
transformación que ocurra dentro de él;
esto es, en términos químicos,
la masa de los cuerpos reaccionantes es igual a la masa de los productos
de la reacción.
Ley de las proporciones definidas (o de Proust).
Cuando dos o más elementos se combinan para formar un determinado
compuesto lo hacen en una relación en peso constante independientemente
del proceso seguido para formarlo.
Esta ley también se puede enunciar desde otro punto de vista
Para cualquier muestra pura de un determinado compuesto los elementos que
lo conforman mantienen una proporción fija en peso, es decir, una proporción
ponderal constante.
Ejemplo: Así, por ejemplo, en el agua los gramos de hidrógeno y los gramos
de oxígeno están siempre en la proporción 1/8, independientemente del
origen del agua.
Ley de las proporciones múltiples (o de Dalton).
Las cantidades de un mismo elemento que se unen con una cantidad fija de
otro elemento para formar en cada caso un compuesto distinto están en la
relación de números enteros sencillos.
La ley de Proust no impide que dos o más elementos se unan en varias
proporciones para formar varios compuestos. Así, por ejemplo, el oxígeno y
el cobre se unen en dos proporciones y forman dos óxidos de cobre que
contienen 79,90 % y 88,83 % de cobre. Si calculamos la cantidad de cobre
combinado con un mismo peso de oxígeno, tal como 1g, se obtiene en cada
caso:
Ley de las proporciones recíprocas (0 de Richter).
Los pesos de diferentes elementos que se combinan con un mismo peso de
un elemento dado, dan la relación de pesos de estos Elementos cuando se
combinan entre sí o bien múltiplos o submúltiplos de estos pesos.
Así, por ejemplo, con 1g de oxígeno se unen: 0,1260 g de hidrógeno, para
formar agua; 4,4321 g de cloro, para formar anhídrido hipocloroso; 0,3753 g de
carbono para formar gas carbónico, 1,0021 g de azufre, para formar gas
sulfuroso, y 2,5050 g de calcio, para formar óxido cálcico. Pero los elementos
hidrógeno, cloro, carbono, azufre y calcio pueden a su vez combinarse
mutuamente y cuando lo hacen se encuentra, sorprendentemente, que estas
cantidades, multiplicadas en algún caso por números enteros sencillos, son las
que se unen entre sí para formar los correspondientes compuestos.
Los pesos de diferentes sustancias que se combinan con un mismo peso de
otra, dan la relación en que ellos se combinan entre sí (o multiplicada por un
número sencillo).
POSTULADOS DE LA TEORÍA
ATÓMICA DE DALTON
La materia está formada por
átomos, pequeñas partículas
indivisibles que no se pueden crear
ni destruir.
Todos los átomos de un elemento
tienen la misma masa y
propiedades.
Los átomos de diferentes
elementos tienen distinta masa y
propiedades.
Distintos átomos se combinan
entre sí en una relación numérica
sencilla y dan lugar a un
compuesto, siendo los átomos de
un mismo compuesto iguales.
Los protones en un núcleo son partículas con carga positiva, de manera
que se repelen entre sí. La fuerza que vence esa repulsión y las
mantiene unidas se llama fuerza nuclear fuerte, una fuerza que actúa
entre neutrones y protones en un núcleo, pero sólo a una distancia muy
corta.
Si el núcleo tiene una relación demasiado alta o demasiado baja de
neutrones y protones, por lo general será inestable y por lo tanto
radiactivo.
Las partículas alfa/beta y los rayos gamma son las tres formas más
comunes de radiación emitida por isótopos inestables o radiactivos. Las
tres fueron nombradas por un físico nacido en Nueva Zelanda llamado
Ernest Rutherford en la primera parte del siglo XX. Los tres tipos de
radiactividad son potencialmente peligrosos para la salud humana.
Átomos, protones, neutrones y partículas
Sustancia radiactiva (compuesto de uranio)
Cámara de plomo
Tipos de rayos emitidos por los elementos radiactivos
En las sustancias radiactivas los núcleos se descomponen emitiendo partículas α, β y radiaciones ɤ
la radiación beta recorre en el aire una distancia de un metro y es detenida por pocos centímetros de madera o una lámina de metal
la radiación gamma recorre cientos de metros en el aire y solo es detenida por una pared gruesa de hormigón o plomo
la radiación alfa recorre una distancia muy pequeña en el aire y son detenidas por una hoja de papel o por la piel
INTERACCIÓN DE LA RADIACIÓN CON LA MATERIA
Magnitudes atómicas
■ Número atómico Z
■ Número másico A
Número de protones que tiene en su núcleo. Determina el elemento de que se trata.
Número de nucleones que tiene en su núcleo (suma de neutrones y protones). Determina el isótopo del elemento del que se trate.
14
7 N 4
2He 17
8 O 2
1 H1
1H3
1H16
8 O 238
92 U
Representaremos a los átomos de un elemento mediante el simbolismo siguiente:
Z
A X
Protones
Neutrones
Electrones
donde X es el símbolo químico del elemento
7 2 8 8 1 1 1 92
7 2 8 9 0 1 2 146
7 2 8 8 1 1 1 92
Número másico (A) = Número atómico (Z) + Número de neutrones
A = Z + N
Z
A X donde X es el símbolo químico del elemento
Atomgewicht, peso atómico
Atomkern, núcleo atómico
Suele ser mayor que el número atómico, dado que los
neutrones del núcleo proporcionan a éste la cohesión
necesaria para superar la repulsión entre los protones
El número másico es además el indicativo de los distintos isótopos de un elemento. Dado
que el número de protones es idéntico para todos los átomos del elemento, sólo el
número másico, que lleva implícito el número de neutrones en el núcleo, indica de qué
isótopo del elemento se trata.
Magnitudes atómicas
Número de Número de l
Número de AX protonesZ
nucleonesA
neutronesN
Isót s = ≠ ≠ZAX
Isótopos = ≠ ≠
Isótonos ≠ ≠ =Isótonos ≠ ≠
Isóbaros ≠ = ≠≠ ≠
ISÓTOPOS DEL ÁTOMO
DE HIDRÓGENO
Protio Deuterio Tritio
Lig
ero
Pesado
ESPECTRÓMETRO DE MASAS
El espectrómetro de masas es un aparato que permite analizar con gran
precisión la composición de diferentes elementos químicos
e isótopos atómicos, separando los núcleos atómicos en función de su
relación carga-masa (z/m). Puede utilizarse para identificar los diferentes
elementos químicos que forman un compuesto, o para determinar el
contenido isotópico de diferentes elementos en un mismo compuesto.
El espectrómetro de masas mide razones carga/masa de iones, calentando
un haz de material del compuesto a analizar hasta vaporizarlo e ionizar los
diferentes átomos, el haz de iones produce un patrón específico en el
detector, que permite analizar el compuesto.
Lorenzo Romano Amadeo Carlo Avogadro (1776-1856)
Un mol de átomos de cualquier elemento contiene 6,02214x1023 átomos del elemento. Lo mismo es cierto de un mol de cualquier objeto (átomos, iones, moléculas).
Constante de Avogadro NA
1 mol de átomos de carbono = 12 gramos
Masa de 1 átomo de carbono 12 = 12 gramos/6.02214x1023 atómos (NA) =
1,9925x10-23 g
Cada muestra consiste en un mol de átomos del elemento.
32 g de
azufre
201 g de
mercurio
207 g de
plomo 64 g de
cobre
12 g de
carbono
Escribir la ecuación química ajustada
Pasar los datos a cantidad de sustancia (moles) n
Si es masa
molar
masan
M p V
nR T
Si es volumen de un gas
Si es volumen de una disolución
n M V
DATOS (expresados en moles)
Molaridad ·Volumen ( en Litros)
RESULTADOS (expresados en moles)
Mediante la proporción estequiométrica
Expresamos los resultados en las magnitudes que nos interesen
Si es masa
molarmasanM nRTV
p
Si es volumen de un gas
Si es volumen de una disolución
nV
M
Molaridad
METODOLOGÍA PARA RESOLVER LOS EJERCICIOS DE CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS
1
2
3
4
5
Unidades de concentración
La concentración de una disolución es la cantidad de soluto presente en una cantidad de disolvente o disolución.
Porcentaje de Masa (peso)
Fracción molar (x)
xA = moles de A
suma de moles de todos los componentes
100disolución de masa
soluto de masa
100disolvente de masa soluto de masa
soluto de masa masa de
=
=+
=
Formas de expresar la concentración de las disoluciones
M = moles de soluto
litro de disolución
Molaridad (M)
Molalidad (m)
m = moles de soluto
masa de disolvente (kg)
Normalidad (N)
N = equivalentes de soluto
litro de disolución
Las concentraciones muy bajas se expresan como:
ppm: partes por millón (g/g, mg/L)
ppb: partes por billón (ng/g, g/L)
Tabla 1.2 Unidades base del SI
Magnitud básica o fundamental
Nombre de la unidad Símbolo
Longitud metro m
Masa kilogramo kg
Tiempo segundo s
Intensidad de corriente eléctrica
amperio A
Temperatura kelvin K
Cantidad de sustancia
mol mol
Intensidad lumínica candela cd
FACTOR PREFIJO SÍMBOLO FACTOR PREFIJO SÍMBOLO
1024 yotta Y 10-1 deci d
1021 zetta Z 10-2 centi c
1018 exa E 10-3 milli, mili m
1015 peta P 10-6 micro
1012 tera T 10-9 nano n
109 giga G 10-12 pico p
106 mega M 10-15 femto f
103 kilo k 10-18 atto a
102 hecto h 10-21 zepto z
101 deka, deca
d 10-24 yocto y
Prefijos usados con las unidades del SI
Se queman 10 kg de pirita con una riqueza del 65% en exceso de oxígeno y transformado en H2SO4 con un rendimiento del 70%. Calcular el volumen y la masa de la disolución obtenida de H2SO4 si su densidad es 1.5 g/cm3 y su riqueza del 60%.
2 FeS2 + ½ O2 → Fe2O3 + 4SO2
½ O2 + SO2 → SO3
SO3 + H2O → H2SO4
10.000 g x 65/100 x 1/119,8g/mol = 54.257 moles de FeS2
2
2
2
2
FeS moles54.257
SO moles x
FeS moles 2
SO moles 4= X = 108,514moles de SO2
Moles de SO2 = moles de H2SO4 = 108,514 moles..
108.514 moles × 98 g/mol = 10634.36 g de H2SO4
10634.36 x 70/100 = 7444.06 g H2SO4
7444.06 × 100/60 = 12406.76 g de disolución de H2SO4
Volumen de disolución = =d
m12406,76 g/1.5 g cm-3= 8271.18 cm3
V = 8,271 litros
Para calcular M y N del sulfúrico
M = moles soluto / 1 litro de Disolución = = 9.18 M (7444.06 / 98) moles
8.271 litros
Normalidad = Molaridad Valencia = 9.18 x 2 =18.36 N