Profesor Juan Francisco Silva Lab de Electrocatalisis

Presentación del tema: "Profesor Juan Francisco Silva Lab de Electrocatalisis"— Transcripción de la presentación:

1 Profesor Juan Francisco Silva Lab de Electrocatalisis
QUIMICA Profesor Juan Francisco Silva Lab de Electrocatalisis Facultad de Quimica y biologia USACH

2 Curso de QUIMICA INFORMACION GENERAL DEL CURSO
Al final del curso el alumno podrá: 1.- Relacionar conceptos, leyes y teorías de la Química con la resolución de problemas tecnológicos y científicos. 2.- Desarrollar habilidades que contribuyan a su formación analítica como ingeniero, comprendiendo fenómenos asociados a la Química, lo cual le permita formular adecuadamente problemas reales. 3.- Aplicar los conocimientos adquiridos en la resolución matemática de los problemas planteados. 4.- Dimensionar el impacto de aplicación de la Química y su relación directa con la generación y manipulación de la tecnología. Química General Ma Vi 5-6 (sala 306)    Ponderación de evaluaciones: Nota de teoría Primera PEP % Segunda PEP % EJERCICIOS % DE LA ASISTENCIA A CLASES La asistencia a clases de una asignatura será obligatoria en el porcentaje de 75% que establezca la unidad académica que la ofrece, a proposición del profesor, de acuerdo con la naturaleza de dicha asignatura. El incumplimiento de esta disposición, será sancionado por el departamento que dicte la asignatura, en lo que a implicancia en la evaluación final de la misma se refiere. Profesor Juan Francisco Silva -lab de Electrocatalisis Facultad de Quím y Biol

3  Curso de Química General:
BIBLIOGRAFIA  Curso de Química General: USACH. Facultad de Química y Biología.Varios Autores  Química Chang R. Ed. Mc Graw Hill, 6a ó 7a Edición.  Química La Ciencia Central BROWN – LeMAY – BURSTEN. Ed. Prentice Hall.  Química J.L.Ganuza-Ma. Pilar Casas-Ma. Pilar Queipo, Ed. MacGraw Hill

4 Química: el estudio de los cambios
Comentarios previos Que es un Segundo Termodinámica G= H + T S Concepto de entropía

5 Clasificación de la materia
La materia se clasifica en: Mezclas y sustancias A) Mezclas: Combinación de dos o más sustancias sin composición fija que conservan su identidad. Pueden separarse por métodos físicos. Ej: aire, bebida. Se clasifican en:

6 M. Homogéneas: Tienen una sola fase física cuya composición y propiedades son uniformes en todas partes del sistema, pudiendo variar de una muestra a otra. Ej: una solución acuosa de azúcar, el aire. M. Heterogéneas: Tienen más de una fase con sus componentes físicamente separados. Su composición y propiedades físicas varían de una parte a otra de la mezcla. Ej: barro.

7 B) Sustancias: Materia de composición constante y definida y propiedades que son distintivas. Sustancias como agua, azúcar, cobre difieren en su composición y propiedades como aspecto, olor, sabor, textura, etc., las identifican. Se clasifican en: Elemento: Sustancia formada por un solo tipo de átomos, y que no se descompone en otras más simples por métodos químicos.

8 Se conocen 105 elementos que se ordenan en la tabla o sistema periódico. Unos 90 se obtienen de fuentes naturales y el resto, artificialmente. Se abrevian mediante SIMBOLOS de una o dos letras (la segunda en minúscula) derivados de sus nombres griegos o latinos (los conocidos de la antigüedad). Los símbolos se deletrean. Ej: C, Ca, Cd, Ce, Cf, Cl, Cm, Co, Cr, Cs, Cu

9 Compuesto: Sustancia pura formada por dos o más elementos en proporciones fijas y unidos por enlaces químicos. Los compuestos tienen propiedades totalmente diferentes de las propiedades de los elementos constituyentes. Se representan mediante FORMULAS que corresponden a una molécula de sustancia, e incluyen los símbolos de cada elemento afectados de subíndices que indican el número de átomos.

10 Estados de la materia Existe en tres estados físicos:
Sólido: átomos o moléculas en íntimo contacto. Forma estructuras ordenadas y rígidas llamadas cristales. Tiene forma y volumen definido. Líquido: separación de átomos o moléculas mayor que en sólidos. El movimiento de sus partículas confiere al líquido una de sus propiedades más distintivas: su capacidad de fluir. Tiene volumen definido pero su forma depende del recipiente. Gas: distancias entre átomos o moléculas mucho mayores que en líquidos. Siempre se expanden llenando completamente el recipiente que lo contiene. No tienen ni forma ni volumen definido.

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12 CAMBIO FÍSICO Deposición Vaporización Sublimación Condensación Fusión
Solificación

13 Teoría Atómica de Dalton
LEYES PONDERALES Se refieren a las relaciones de pesos o masas entre los cuerpos que se combinan. Ley de Conservación de la Masa (Lavoisier) Ley de las Proporciones Definidas (Ley de Proust) Ley de las Proporciones Múltiples (Ley de Dalton) Teoría Atómica de Dalton

14 Teoría Atómica de Dalton
Esta teoría da explicación a las leyes ponderales. Sus postulados originales fueron:  La materia está constituida por unidades discretas e indivisibles llamadas átomos.  Un elemento es una forma de materia que no puede descomponerse en otras más simples por métodos ordinarios. Los elementos están formados por átomos de la misma especie, iguales en masa, tamaño y propiedades químicas.  Los átomos de distintos elementos tienen diferente masa, tamaño y propiedades químicas.  Los átomos son las unidades de los cambios químicos que involucran la combinación o el reordenamiento de átomos.

15 La teoría atómica de Dalton define:
átomo: partícula más pequeña e indivisible de una sustancia que conserva todas sus propiedades y que forma parte de las combinaciones químicas. molécula: partícula más pequeña de un compuesto que existe en estado libre. Se mantienen las mismas proporciones de sus átomos constituyentes que en el compuesto y se conservan sus propiedades físicas y químicas. Las moléculas resultan de la unión de uno o más átomos.

16 Atomos y moléculas Microscopía de fuerza atómca

17 REACCION QUIMICA : Los compuestos se forman por la combinación de átomos en proporciones definidas
Al2Br6 (AlBr3) Br2 Al

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22 Teoría Atómica de Dalton
LEYES PONDERALES Se refieren a las relaciones de pesos o masas entre los cuerpos que se combinan. Ley de Conservación de la Masa (Lavoisier) Ley de las Proporciones Definidas (Ley de Proust) Ley de las Proporciones Múltiples (Ley de Dalton) Teoría Atómica de Dalton

23 masa reactantes = masa de productos
1) Ley de Conservación de la Masa (Lavoisier) "En toda reacción química la masa es invariable”, “la materia no se crea ni se destruye, solo se transforma“. CuO HCl  CuCl H2O Oxido de Cobre (II) Cloruro de Hidrógeno Cloruro de Cobre (II) Agua Oxido Cúprico Acido Clorhídrico Cloruro Cúprico 79,5 g ,8 g ,3 g g 152,3 g ,3 g masa reactantes = masa de productos

24 2) Ley de las Proporciones Definidas (Ley de Proust)
La relación entre las masas de los elementos que forman un compuesto determinado es constante. A B mA mB Proust: mA mB = constante mAB AB

25 Cloruro de sodio (NaCl) Sal común
Razón de masas de un compuesto AB (Ley de Proust): Cloruro de sodio (NaCl) Sal común obtenido de sal de mar o sal de mina: 39% Na y 61% Cl 39% Na / 61% Cl = 0,639

26 CaO H2O Oxido de calcio (CaO) contiene
71,43% de calcio y 28.57% de oxigeno Agua (H2O) contiene 11.11% de hidrógeno y % de oxígeno CaO Ca /O =2.505; O /2=7.999 H2O

27 3) Ley de las Proporciones Múltiples (Ley de Dalton)
“Si dos elementos forman más de un compuesto, los diferentes pesos de uno de ellos que se combinan con el mismo peso del otro, están en una razón de números enteros y pequeños”. Elementos A y B forman Dalton: mB m’B = p q 1/2, 2/1, 3/2, 2/3, 1/3, ..., etc Compuesto 1 Compuesto 2 Pero nunca p/q = 1, pues se trataría del mismo compuesto!! mA + mB mA + m’B

28 Oxido de cobre (I) Cu2O: 88,82% Cu 11,18% O
Oxido de cobre (II) CuO: 79,88% Cu 20,12% O Compuesto 1: Compuesto 2:

29  El átomo es eléctricamente neutro y la mayor parte es espacio vacío.
Estructura atómica  El átomo es eléctricamente neutro y la mayor parte es espacio vacío.  Casi toda la masa atómica y toda su carga positiva reside en una región muy pequeña y densa, el núcleo, que contiene protones y neutrones.  En torno al núcleo se mueven los electrones de carga negativa.

30 Partículas subatómicas fundamentales
Masa relativa Carga Ubicación Protón (p+) 1 +1 Núcleo Neutrón (nº) Electrón (e-) 1 / 1836 -1 Fuera del núcleo

31 Los átomos de un mismo elemento tienen el mismo Z.
Número atómico (Z): Indica el número de protones, que es igual al de electrones, cuando el átomo es neutro. Los átomos de un mismo elemento tienen el mismo Z. Masa atómica o peso atómico (A): o Es la suma de protones y neutrones. Entonces el número de neutrones = A - Z Nomenclatura: ó

32 El núcleo atómico permanece inalterado en una reacción química, pero el átomo puede ganar o perder electrones. ION Es una especie cargada formada a partir de átomos o moléculas neutras que han ganado o perdido electrones producto de un cambio químico. Un ion cargado positivamente es un catión. Un ion cargado negativamente es un anión.

33 ESCALA DE MASA ATÓMICAS
Las masas atómicas son relativas, o sea, están referidas a un patrón tomado como unidad. Al principio la unidad fue la masa de hidrógeno pues era el más liviano y luego el oxígeno por su capacidad de combinación. Actualmente el patrón es uno de los isótopos del carbono (C-12), al que se asigna una masa igual a 12,00 unidades, llamada unidad de masa atómica (uma).

34  Las moléculas de un compuesto son iguales.
 Las moléculas de compuestos diferentes son distintas.  La masa de una molécula (masa molecular) es la suma de las masas de los átomos (masas atómicas) que la forman. Ej: Determine la masa molecular de: H2O agua Fe2(SO4)3 sulfato de hierro (III) o sulfato férrico

35 Para poder manejar las partículas de materia, conviene expresarlas en unidades suficientemente grande. ¿Qué significa mol? El mol es la unidad básica del SI utilizada para medir cantidad de sustancia. Número de Avogadro 1 mol = 6.02 x partículas representativas

36 Número de Avogadro Moléculas Iones Átomos Electrones
6.02 x partículas representativas Moléculas Iones Átomos Electrones

37 1 mol de partículas contiene 6,02 x 1023 partículas
Cantidad de sustancia que contiene 6.02 x 1023 partículas. Es una de las magnitudes básicas del Sistema Internacional (SI) de medidas. 1 mol de partículas contiene 6,02 x 1023 partículas 1 mol de átomos de C contiene 6,02 x átomos de C 1 mol de moléculas de H2O contiene 6,02 x moléculas de H2O.

38 Relación Matemática (regla de tres)

39 Ejemplo. Determina el número de átomos en 2.50 moles de Zinc.
¿Cuál es el número de moléculas dados en 11.5 moles de agua?

40 MASA MOLAR (MM) Masa que corresponde a un mol de sustancia y se expresa en g / mol. La masa molar del sodio es 23 g, es decir, 1 mol de átomos de sodio pesa 23 g. La masa molar del agua es 18 g, es decir, 1 mol de moléculas de agua pesan 18 g. La cantidad de sustancia (n) se relaciona con la masa (m) por la expresión:

41 Ejemplo ¿Cuántos gramos de Mn existen en 3.00moles de este elemento?

42 Ejercicios Determina la masa en gramos de 0.0450 moles de Cromo
Determina los moles de calcio en una muestra que contiene 25g.

43 La Fórmula Química Fórmula molecular : Notación que muestra el tipo y número real de átomos dentro de una molécula. Fórmula Molecular : C2H4 (etileno), C3H6 (propano), or C4H8 (butano) Formula Empírica Notación que muestra el número y tipo de átomos en el número entero más pequeño dentro de una molécula. Para C2H4 (etileno), C3H6 (propano), or C4H8 (butano) F. Empírica : CH2 Fórmula Estructural Es una fórmula que muestra no sólo el número ni tipo de átomos, sino que también la manera en la que los átomos se encuentran conectados entre sí.

44 ESTEQUIOMETRIA : Ajuste o balance de reacciones
Las ecuaciones químicas deben estar ajustadas, de forma que se cumpla la ley de conservación de la masa: debe haber el mismo número de átomos de cada elemento a ambos lados de la ecuación, en los reactivos y en los productos. CH3CH2OH O CO H2O 3 2 1 Los coeficientes de una ecuación química representan el número de moléculas o el número de moles de reactivos y productos. Así: 1 mol de CH3CH2OH reaccionan con 3 moles de O2 para dar 2 moles de CO2 3 moles de H2O y RELACIÓN MOLAR

45 BALANCE DE ECUACIONES QUÍMICAS
CH3CH2OH O CO H2O CH3CH2OH O CO H2O 3 2 1

46 NaCl + SO2 + H2O + O2 → Na2SO4 + HCl
Ecuación Balanceada (Remover coeficientes fraccionales): 4 NaCl + 2 SO2 + 2 H2O + 1 O2 → 2 Na2SO4 + 4 HCl

47 CH3CH2OH + O2 CO2 + H2O 3 2 1 Fórm. molecular
________ _________ _________ _________ moles ________ _________ _________ _________ MM ________ _________ _________ ________ masa ________ _________ _________ _________

48 Moles = masa Masa = moles × MM MM CH3CH2OH + O2 CO2 + H2O 3 2 1
estequiometría MM g/mol g/mol g/mol g/mol masa g _________ _________ _________ moles ________ _________ _________ _________ Masa = moles × MM

49 ESTEQUIOMETRIA : Ajuste o balance de reacciones
Las ecuaciones químicas deben estar ajustadas, de forma que se cumpla la ley de conservación de la masa: debe haber el mismo número de átomos de cada elemento a ambos lados de la ecuación, en los reactivos y en los productos. CH3CH2OH O CO H2O 3 2 1 Los coeficientes de una ecuación química representan el número de moléculas o el número de moles de reactivos y productos. Así: 1 mol de CH3CH2OH reaccionan con 3 moles de O2 para dar 2 moles de CO2 3 moles de H2O y RELACIÓN MOLAR

50 Análisis por combustión
TREN DE COMBUSTIÓN

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52 Áreas de la Química Química Orgánica, Química Inorgánica,
Química Analítica Físico-Química Química Teórica Áreas de la Química