TEMA-1 ¿QUÉ ES LA QUÍMICA?.

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1 TEMA-1 ¿QUÉ ES LA QUÍMICA?

2 ¿Qué es la química?: Parte de la ciencia que se ocupa: - del estudio de la composición, estructura, propiedades y transformaciones de la materia. - de los cambios energéticos que tienen lugar en las dichas transformaciones

3 Definición de materia Materia, en ciencia, término general que se aplica a todo aquello que ocupa un espacio. La cantidad de materia de un cuerpo viene medido por su masa que vamos a diferenciar del peso Peso, medida de la fuerza gravitatoria ejercida sobre una masa. En las proximidades de la Tierra, y mientras no haya una causa que lo impida, todos las masas caen animadas de una aceleración, g = 9.81 m/s2, por lo que están sometidos a una fuerza constante, que es el peso. P= m · g

4 PROPIEDADES DE LA MATERIA
FÍSICAS ( SON PERCEPTIBLES A TRAVES DE LOS SENTIDOS) y será una propiedad que tiene una muestra de materia mientras no cambie su composición. QUÍMICAS( SON AQUELLAS QUE SE PONEN DE MANIFIESTO CUANDO EL SISTEMA SE TRANSFORMA EN OTRO DE NATURALEZA DIFERENTE) una o mas muestras de materia se convierten en nuevas muestras de composición diferente. Actividad: De las siguientes propiedades del agua indica cuáles pueden ser químicas: La densidad. El color La electrólisis del agua El cambio de estado de líquido a gas al calentarla

5 TRANSFORMACIONES DE LA MATERIA
TRANSFORMACIÓN FÍSICA. Se dice que se ha producido una transformación física cuando una muestra de materia cambia alguna de sus propiedades físicas, aspecto físico, pero su composición permanece inalterada. Eje. Paso de agua sólida a agua líquida. TRANSFORMACIÓN QUÍMICA. Se dice que se ha producido una transformación QUÍMICA cuando una muestra de materia se transforma en otra muestra de composición diferente. Eje. C2H5OH + 3O2 → 2CO2 +3H2O

6 CLASIFICACIÓN DE LOS SISTEMAS MATERIALES:
HOMOGÉNEOS: Formados por una sóla fase. SUSTANCIAS PURAS: ELEMENTOS YCOMPUESTOS DISOLUCIONES: son mezclas homogéneas de dos o más sustancias HETEROGÉNEOS: Formados por dos o más fases. Se reconocen porque se pueden apreciar las distintas partes que componen el sistema. La separación entre dos fases distintas se denomina INTERFASE. Por ejemplo, Si a un vaso de agua le agregamos una cucharada de arena y virutas de hierro, los componentes se distinguirán fácilmente.

7 Sustancia pura, forma de materia HOMOGÉNEA de composición uniforme e invariable y cuyas propiedades físicas y químicas son idénticas. Las sustancias puras a su vez las clasificamos en: elementos y compuestos Elemento químico, sustancia formada por un solo tipo de átomos (unidades que forman la materia) que no puede ser descompuesta o dividida en sustancias más simples por medios químicos ordinarios. Una ordenación especial y una lista completa de los elementos en forma de tabla la encontramos en la Tabla Periódica de los elementos. b) Compuesto químico, sustancia formada por dos o más elementos que se combinan en proporción invariable y están unidos firmemente mediante enlaces químicos.

8 Tabla Periódica DE LOS ELEMENTOS

9 Ejemplos de compuestos químicos

10 MASA ATÓMICA (A) Masa Molecular (M)
Masa atómica, A, también llamada peso atómico de un elemento, es la masa de uno de sus átomos expresada en unidades de masa atómica. 1 uma = kg P.e. A(Cl) = 35.5 uma Masa Molecular (M) Como las moléculas son consecuencia de la unión de átomos, es lógico que la masa molecular de una sustancia sea igual a la suma de las masas atómicas de los átomos que la componen. P.e. M(HCl) = 36.5 uma

11 Concepto de mol, Número de Avogadro
1.- Es una unidad de cantidad de sustancia que nos indica el número de entidades elementales (átomos, moléculas, iones) que la forman: mol = entidades elementales Nº de Avogadro: NA = entidades/mol Masa molar (Mm) Mm: 1.- Es la masa en gramos de un número de entidades elementales (átomos, moléculas, iones) igual al Número de Avogadro. 2.- Su cantidad numérica coincide con la de la masa atómica (A) o la de la masa molecular (M), según la sustancia de que se trate. 3.- Su unidad es gramo/mol. P.e. Mm(Cl) = 35.5 g/mol y contiene un NA de átomos de Cl Mm(HCl) = 36.5 g/mol y contiene un NA de moléculas HCl

12 Cálculo del número de moles de una sustancia X. Ecuación general
N = Número de entidades elementales. NA = Número de Avogadro. m(X) = masa, en gramos, de la sustancia X Mm(X) = masa molar de la sustancia X en g/mol. Actividad: Determina la masa en kg que corresponde a moléculas de glucosa C6H12O6. A(C) = 12 uma;;; A(H) = 1 uma;;; A(O) = 16 uma

13 Formulas Químicas. Son la representación abreviada de un compuesto y expresa los distintos átomos que la componen. TIPOS DE FÓRMULAS EMPÍRICAS Nos indican la menor proporción entre los átomos que forman la molécula. CH MOLECULARES Nos informa del nº exacto de átomos de cada especie que constituyen la molécula. C2H2 ESTRUCTURALES Nos informan de los enlaces que aparecen entre los distintos átomos en dicha molécula. El compuesto es el ETINO O ACETILENO.

14 COMPOSICIÓN CENTESIMAL DE UNA SUSTANCIA
Se determina a partir de su fórmula. Para calcular el porcentaje en peso en que interviene cada elemento en la constitución de la sustancia: Actividad: Calcula la composición centesimal de los distintos elementos que forman la glucosa.

15 DEDUCCIÓN DE LA FÓRMULA EMPÍRICA Y MOLECULAR
Obtener el número de moles de cada elemento a partir de su masa o de su composición centesimal. Dividir los moles anteriores por la menor cantidad para así obtener una relación entre los átomos de números enteros sencillos (es decir, la fórmula empírica FE) Determinar la masa molecular de la fórmula empírica: M(FE) Si se conoce la masa molecular de la fórmula molecular, calcular el subíndice x: Finalmente, Determinar la fórmula molecular como: FM = (FE)x Actividad: Una muestra de ácido ascórbico de gramos contiene: gramos de carbono, gramos de hidrógeno y el resto es oxígeno. Determina la fórmula molecular del ácido ascórbico si su masa molecular es 176 uma. A(C) = 12 uma;;; A(H) = 1 uma;;; A(O) = 16 uma (Sol: C6H8O6)

16 Volumen molar de un gas. 1.- Es el volumen ocupado por un mol de gas. 2.- La hipótesis de Avogadro nos dice que en iguales condiciones de presión y temperatura un mol de cualquier gas ocupará siempre el mismo volumen, Vm. 3.- En el caso de que la presión sea de 1 atmósfera y la temperatura de 0ºC (273 K) llamadas condiciones normales (c.n.) el volumen del gas se conoce como Volumen molar normal y se ha comprobado experimentalmente que es igual a 22.4 litros.

17 Medidas en gases Un gas queda definido por cuatro variables: moles
Cantidad de sustancia Volumen Presión Temperatura moles l, m3, … atm, mm Hg o torr, Pa ºC, K Unidades: 1 atm = 760 mm Hg = 760 torr = Pa T(K) =t(ºC) + 273 1l = 1dm3 =1000 cm3

18 Transformación isotérmica
Ley de Boyle – Mariotte El volumen de un gas es inversamente proporcional a la presión que soporta (a temperatura y cantidad de materia constantes). V α 1/P (a n y Tctes) Transformación isotérmica P1 V1 = P2 V2

19 Transformación isobárica
Ley Gay-Lussac (1ª) El volumen de un gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta (a presión y cantidad de materia constantes). V α T (a n y P ctes) Transformación isobárica El volumen se hace cero a 0 K

20 Transformación isócora
Ley Gay-Lussac (2ª) La presión de un gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta (a volumen y cantidad de materia constantes). P a T (a n y V ctes) Transformación isócora

21 Ecuación general de los gases ideales
T P.V = T´ P´. V´ Combinación de las tres leyes: Cálculo de una constante R para el siguiente estado: n = 1 mol P’ = 1 atm V’ = 22,4 l T’ = 273 K R = atm L/ mol K = 8.31 J/ mol K = cal /mol K Ley de los gases ideales: PV = nRT Para n moles de gas ideal Actividad: Un compuesto orgánico dio los siguientes porcentajes en su composición: 71,7 % de cloro y 4,1 % de hidrógeno. Además, 1 litro de dicho compuesto en estado gaseoso medido a 745 mm Hg y 110 ºC tiene una masa de 3,12 g. Halla su fórmula empírica y su fórmula molecular.(Sol; FE = CH2Cl;;; FM = C2H4Cl2)

22 Disoluciones Disolución = mezcla homogénea de varis componentes
Disolución (D) = disolvente (d) + soluto (s) 1) Masas → m(D) =m(d) + m(s) 2) Volúmenes → V(D) ≈ V(d) + V(s) 3) Densidades →

23 Formas de expresar las concentraciones de las disoluciones
Porcentaje en peso Porcentaje en volumen Molaridad Molalidad Concentración (g/L) Fracción molar Partes por millón

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25 Cuatro son las propiedades coligativas:
Disminución de la presión de vapor Disminución del punto de congelación Aumento del punto de ebullición Presión osmótica

26 e Tf Tfo Teo Te

27 DISMINUCIÓN DEL PUNTO DE CONGELACIÓN DE UN DISOLVENTE PURO
Cuando se agrega un soluto no volátil a un disolvente puro, el punto de congelación de éste disminuye. T congelación solución < Tº congelación disolvente puro Tf = - Kc • m Donde: Tf = Disminución del punto de congelación Kc = Constante Crioscópica m = molalidad de la solución Tf = Tf solución - Tfo disolvente

28 AUMENTO DEL PUNTO DE EBULLICIÓN DE UN DISOLVENTE PURO
Cuando se agrega un soluto no volátil a un disolvente puro, el punto de ebullición de éste aumenta. T ebullición solución > Tº ebullición disolvente puro Te = Ke • m Donde: Te = Aumento del punto de congelación Ke = Constante ebulloscópica m = molalidad de la solución Te = Te solución - Teo disolvente

29 Algunas propiedades de disolventes comunes
Tebull. (ºC) Ke (ºCKg/mol) Tcong. (ºC) Kc (ºCKg/mol) Agua 100 0.512 1.86 Benceno 80.1 2.53 5.48 5.12 Alcanfor 207.42 5.61 178.4 40.0 fenol 182 3.56 43 7.40 Ácido acético 118.1 3.07 16.6 3.90 Tetracloruro de carbono 76.8 5.02 - 22.3 29.8 etanol 78.4 1.22 1.99

30 PRESIÓN OSMÓTICA (p) P  < P  > P
Es el proceso, por el que el disolvente pasa a través de una membrana semipermeable que separa un disolvente puro de la disolución, o dos disoluciones de concentraciones diferentes. P  < P  > P Agua pura Disolución Agua pura Disolución Osmosis Normal Osmosis inversa

31  = M • R • T Se expresa como: R = 0.0821 atm L / (mol K)
Como n/V es molaridad (M), entonces:  = M • R • T Actividad: Una disolución contiene 1 g de hemoglobina disuelto en suficiente agua para formar 100 mL de disolución. La presión osmótica a 20ºC es 2.72 mm Hg. Calcular: a) La molaridad de la hemoglobina.(1,488x10-4 M) b) La masa molecular de la hemoglobina.(67165,8 g/mol)

32 Ley de las presiones parciales en los gases