Curso de Química I para Q y TQ Semestre Abril - Julio 2016 Semana 2: teoría atómico molecular precuántica Facultad de Ciencias Naturales y Exactas Departamento.

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1 Curso de Química I para Q y TQ Semestre Abril - Julio 2016 Semana 2: teoría atómico molecular precuántica Facultad de Ciencias Naturales y Exactas Departamento de Química Profesor: Danny Balanta Créditos a: Raymond Chang y Julian Patiño

2 Introducción 2 / 81 Conceptos básicos 1. Materia es todo lo que ocupa un lugar en el espacio y tiene masa. 2. Una substancia es una forma de materia que tiene una composición dada y propiedades específicas que la distinguen de otras. Ejemplo: agua, amoniaco, sacarosa, oro, oxígeno. 3.La Energía se puede definir como la habilidad o capacidad para realizar un trabajo.

3 Introducción Sistemas homogeneos:Sistemas heterogeneos: Una sola fase, propiedades similares. Misma composición en cualquier punto Dos o mas fases, propiedades diferentes. Composición no es igual en cualquier punto 3 / 43 Conceptos básicos

4 Introducción Mezcla: Combinación: Unión de 2 o + sustancias en forma heterogenea, en proporciones variables. No se absorbe o desprende energía, retienen sus propiedades ¡Componentes separables! Unión de 2 o + sustancias en forma homogénea y en proporciones fijas. Se absorbe o desprende energía. Componentes no se pueden separar, pierden sus propiedades particulares + 4 / 43 Conceptos básicos

5 Introducción Técnicas o métodos físicos de separación Filtración Decantación Destilación Centrifugación Extracción Utilizados para separar una mezcla en sus componentes puros 5 / 43 Sublimación Cromatografía Apenas usados:

6 Elementos La definición moderna de elemento formulada por Boyle (1627-1691) plantea que “es una sustancia que no se puede separar en sustancias más simples por medios químicos” En 2016 se han identificado 118 elementos, de los cuales se encuentran naturalmente 84 elementos (Au, Al, O, C) y 34 elementos de forma sintética (Am, Po)

7 Elementos Constan de un solo átomo Ej: C, Fe; o de varios átomos (Cl 2 ) Algunos elementos presntan alotropía. Consiste en que pese a tener el mismo tipo de átomos, su ordenamiento estructural es diferente y generalmente ocurre en sólidos. Ej: Carbono Diamante

8 Elementos: simbología

9 Compuestos Sustancia formada por átomos de dos o más elementos unidos químicamente en proporciones definidas. Los compuestos sólo pueden separarse en sus componentes puros (elementos) por medios químicos. Agua (H 2 O)Glucosa (C 6 H 12 O 6 ) Amoniaco (NH 3 )

10 Clasificación de la materia

11 Estados de la materia La materia se presenta en los siguientes estados físicos: Sólido Líquido Gaseoso Plasma y condensados

12 ¿Cambios físicos o químicos? Un cambio físico no altera la estructura o la identidad de una substancia. Un cambio químico altera la estructura o la identidad de las substancias involucradas. La fusión del hielo Ázucar disuelta en agua El hidrógeno arde en el aire para formar agua

13 Propiedades extensivas e intensivas Una propiedad extensiva de una substancia depende de la cantidad total de materia considerada. Una propiedad intensiva de un material no depende de la cantidad total de materia considerada. Masa, longitud, volumen Densidad, temperatura, color

14 Ley de conservación de la masa y de la energía Lavoisier entendió con base en su resultado experimental (vaso sellado con aire y plomo pesaba lo mismo que el producto metálico, más exceso en polvo) “La materia no se crea ni se destruye”, sino que sufre cambios de una u otra forma. De igual modo, Joule, Van Mayer y Helmholtz comprobaron que en una reacción la energía no se crea ni se destruye.

15 Ley de conservación de la masa y de la energía 16 X + 8 Y  8 X 2 Y Lavoisier formuló la Ley de la conservación de la masa: “Durante un cambio químico no se producen cambios (observables) de masa”

16 Leyes ponderales Ley de las proporciones definidas: [1801 Proust (1754- 1826)]. “En un compuesto dado, los elementos constituyentes se combinan siempre en las mismas proporciones (de masa), prescindiendo del origen y del modo de preparación del compuesto”. Ley de las proporciones múltiples: [1804 Dalton (1766- 1844)]. “Si dos elementos forman más de un compuesto, las diferentes masas de uno de ellos que se combinan con la misma masa del otro, están en una razón de números enteros y pequeños”. Ejemplo: El H 2 O siempre tiene un 11.1 % de H y 88.9 % de O en peso.

17 Ejemplo Ley proporciones múltiples El Carbono y el Oxígeno se combinan en diferente proporción para formar CO y el CO. que tienen relación 1:1 y 1:2. 2/1

18 Leyes ponderales Ley de las proporciones equivalentes: [Richter (1762- 1807)]. “Los pesos de dos elementos que reaccionan con un peso fijo de un tercer elemento, reaccionan entre sí según una relación de números enteros de dichos pesos”.

19 Ejemplo Ley proporciones equivalentes.

20 Leyes volumétricas Ley de volúmenes de los gases reaccionantes: [1809 Gay-Lussac (1778-1850)]. “Cuando dos gases se combinan, existe una relación simple entre su volumen medido en las mismas condiciones de presión y temperatura. Si la combinación obtenida es también gaseosa, su volumen está también en relación simple con la de los reaccionantes”. Principio de Avogadro: [1811 Avogadro (1776-1856)]. “Volúmenes iguales de gases diferentes en iguales condiciones de presión y temperatura contienen igual número de partículas del gas”, a las que Avogadro llamaba moléculas. Avogadro supuso que había elementos cuyas partículas estaban formadas por más de un átomo.

21 Composición Se entiende como el número y tipo de átomos en un compuesto. Los subíndices de los símbolos elementales en una fórmula, hablan del número de átomos de ese elemento presentes en la fórmula. Ej: molécula de agua (H 2 O) se sabe que hay dos átomos de hidrógeno por cada átomo de oxígeno. Si se tiene un mol de moléculas de agua, se tendrán dos moles de átomos de hidrógeno y un mol de átomos de oxígeno.

22 Masa atómica Es la masa de un átomo en unidades de masa atómica (uma). Actualmente se le conoce como Dalton (Da). Se ha categorizado como una unidad no SI compatible con el uso del Sistema Internacional de Unidades. Una unidad de masa atómica se define como una masa exactamente igual a un doceavo de la masa de un átomo de Carbono-12. Al fijar la masa del Carbono-12 como 12 uma se tiene el átomo que se utiliza como referencia para medir la masa atómica de los demas elementos

23 Masa atómica Ejemplo: experimentalmente el H tiene solo 8.400 % de la masa del átomo de Carbono-12. De modo que la masa atómica del H debe ser de 1.008 uma, y así de manera similar se sabe que la masa atómica del Oxigeno es 16.00 uma, y la del hierro 55.85 uma. Experimentalmente se mide usando un espectrómetro de masas

24 E k = 1/2 x m x v 2 v = (2 x E k /m) 1/2 F = q x v x B Ligero Pesado Espectrómetro de masas (MS)

25 Masa molar y mol La masa molar es la masa átomica de un elemento expresada en gramos. El mol es la cantidad de una sustancia que contiene tantas unidades elementales (átomos, moléculas u otras partículas) como átomos hay exactamente en 12 g del Carbono-12. El número real de átomos en 12 g de Carbono-12 lo determinó experimentalmente el científico italiano Amadeo Avogadro (1870). El valor conmumente aceptado es: N A = 6.0221367 x 10 23

26 1 mol de átomos 12 C es = 6.022 x 10 23 átomos = 12.00 g 1 átomo 12 C = 12.00 uma 1 mol de átomos 12 C = 12.00 g 12 C 1 mol de átomos de litio = 6.941 g de Li Para cualquier elemento masa atómica (uma) = masa molar (gramos)

27 Un mol de: C S Cu Fe Hg

28 1 uma = 1.66 x 10 -24 g ó 1 g = 6.022 x 10 23 uma 1 átomo 12 C 12.00 uma x 12.00 g 6.022 x 10 23 átomos 12 C = 1.66 x 10 -24 g 1 uma M = masa molar en g/mol N A = Número de Avogadro (partículas/mol)

29 x 6.022 x 10 23 átomos K 1 mol K = ¿Cuántos átomos hay en 0.551 g de potasio (K) ? 1 mol K = 39.10 g K 1 mol K = 6.022 x 10 23 átomos K 0.551 g K 1 mol K 39.10 g K x 8.49 x 10 21 átomos K

30 Masa molecular (o peso molecular) es la suma de masas atómicas (en uma) de los elementos de una molécula. SO 2 1S32.07 uma 2O+ 2 x 16.00 uma SO 2 64.07 uma Para cualquier molécula masa molecular (uma) = masa molar (gramos) 1 molécula SO 2 = 64.07 uma 1 mol SO 2 = 64.07 g SO 2

31 ¿Cuántos átomos de H hay en 72.5 g de C 3 H 8 O ? 1 mol C 3 H 8 O = (3 x 12) + (8 x 1) + 16 = 60 g C 3 H 8 O 1 mol H = 6.022 x 10 23 átomos H 5.82 x 10 24 átomos de H 1 mol C 3 H 8 O moléculas = 8 mol de átomos de H 72.5 g C 3 H 8 O 1 mol C 3 H 8 O 60 g C 3 H 8 O x 8 mol átomos H 1 mol C 3 H 8 O x 6.022 x 10 23 átomos H 1 mol átomos H x =

32 La masa molar es la suma de las masas atómicas (en uma) en una fórmula unitaria de un compuesto iónico. 1Na22.99 uma 1Cl + 35.45 uma NaCl 58.44 uma Para cualquier compuesto iónico masa de la fórmula (uma) = masa molar (gramos) 1 fórmula unitaria NaCl = 58.44 uma 1 mol NaCl = 58.44 g NaCl 3.3 NaCl

33 ¿Cuál es la masa molar de Ca 3 (PO 4 ) 2 ? 1 fórmula unitaria de Ca 3 (PO 4 ) 2 3 Ca 3 x 40.08 2 P2 x 30.97 8 O + 8 x 16.00 310.18 uma

34 Composición porcentual: es el porcentaje en masa de cada elemento presente en un compuesto o en una especie química. n x masa molar del elemento masa molar del compuesto x 100% n es el número de moles del elemento en 1 mol del compuesto Ej: C 2 H 6 O %C = 2 x (12.01 g) 46.07 g x 100% = 52.14%H = 6 x (1.008 g) 46.07 g x 100% = 13.13%O = 1 x (16.00 g) 46.07 g x 100% = 34.73% 52.14% + 13.13% + 34.73% = 100.0%

35 EJERCICIO La calcopirita, es muy común en la industria minera, y es el principal mineral de cobre, que además contiene hierro y azufre. Su fórmula química es CuFeS. Si de una mina se extraen 4.5 x 10 3 kg de mineral, ¿Cuánto cobre y cuánto hierro se puede extraer?

36 Fórmulas químicas Son entidades empleadas para expresar la composición (definida) de las moléculas (fórmula molecular) o de los compuestos iónicos. Por ello se pueden conocer las proporciones relativas de los átomos que constituyen el compuesto y además obtener la masa molar de un compuesto. Los compuestos iónicos no forman moléculas, ya que constituyen cristales formados por iones positivos y negativos.

37 Fórmulas químicas Una fórmula molecular muestra el número exacto de átomos de cada elemento que están presentes en la unidad más pequeña de una sustancia. Una fórmula minima o empírica indica cuáles elementos están presentes y la relación mínima, en número entero, entre sus átomos. es la reducción de una fórmula molecular a su mínima expresión entera.

38 Fórmulas químicas

39 Cálculo de la Fórmula Empírica Para determinar la fórmula mínima a partir de la composición elemental de un compuesto, se pueden seguir los siguientes pasos: a. Cuando no se indica la masa de la muestra, se debe suponer una masa total de compuesto. Lo más conveniente es que la masa total sea igual a 100 g. b. Calcular la masa de cada elemento presente en el compuesto a partir del porcentaje. Este paso no es necesario cuando se conoce la masa de cada elemento presente en el compuesto.

40 c. Calcular la cantidad de sustancia de cada elemento presente en el compuesto, para lo cual se utilizan las masas molares como razones unitarias. d. Si la cantidad de sustancia de cada elemento en el compuesto no es un número entero, dividir entre el más pequeño de los valores. e. Si aún así no todos los números son enteros, multiplicar por un común múltiplo a todos los valores, para obtener números enteros. Cálculo de la Fórmula Empírica

41 Composición porcentual y fórmulas empíricas Ej: determine la fórmula de un compuesto que tiene la siguiente composición porcentual en peso: 24.75 % K, 34.77 % Mn, y 40.51 de % O n K = 24.75 g K x = 0.6330 mol K 1 mol K 39.10 g K n Mn = 34.77 g Mn x = 0.6329 mol Mn 1 mol Mn 54.94 g Mn n O = 40.51 g O x = 2.532 mol O 1 mol O 16.00 g O

42 K : ~ ~ 1.0 0.6330 0.6329 Mn : 0.6329 = 1.0 O : ~ ~ 4.0 2.532 0.6329 n K = 0.6330, n Mn = 0.6329, n O = 2.532 KMnO 4 Composición porcentual y fórmulas empíricas

43 g CO 2 mol CO 2 mol Cg C g H 2 O mol H 2 Omol Hg H g de O = g muestra – (g de C + g de H) 11.5 g de etanol se queman produciendo 22.0 g CO 2 y 13.5 g H 2 O 6.0 g C = 0.5 mol C 1.5 g H = 1.5 mol H 4.0 g O = 0.25 mol O Fórmula empírica C 0.5 H 1.5 O 0.25 Dividiendo entre el subíndice más pequeño (0.25) Fórmula empírica expresada en enteros: C 2 H 6 O

44 Átomos, moléculas e iones Dalton (1808) postuló que los elementos están formados por partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos, tienen igual tamaño, masa y propiedades químicas. Los átomos de un elemento son diferentes a los átomos de todos los demás elementos. Una reacción química implica sólo la separación, combinación o reordenamiento de los átomos; nunca supone la creación o destrucción de los mismos.

45 Átomos, moléculas e iones

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48 IonNombreIonNombre CO 3 2- CarbonatoSO 3 2- Sulfito HCO 3 - BicarbonatoNO 3 - Nitrato CIO 3 - CloratoNO 2 - Nitrito Cr 2 O 7 2- DicromatoSCN - Tiocianato NH 4 + AmonioSO 4 2- Sulfato

49 Átomos, moléculas e iones Los compuestos iónicos son una combinación de cationes y aniones. La fórmula siempre es la misma que la fórmula empírica y la suma de las cargas en el catión(es) y anión(es) en cada una de las fórmulas debe ser igual a cero. Ej: NaCl

50 Átomos, moléculas e iones Fórmulas en compuestos iónicos

51 ¡Muchas gracias por su atención!