CURSO PROPEDEÚTICO QUÍMICA

Presentación del tema: "CURSO PROPEDEÚTICO QUÍMICA"— Transcripción de la presentación:

1 CURSO PROPEDEÚTICO QUÍMICA
PROFR. ALFREDO SALGADO VARÓN

2 1 OBJETO DE ESTUDIO DE LA QUÍMICA
La Química es una ciencia que estudia las propiedades, la composición, la estructura y los cambios que experimenta la materia.

3 Relación entre materia, energía y cambio
La materia tiene masa y ocupa un lugar en el espacio significa que es cuantificable, es decir, que se puede medir. Todo cuanto podemos imaginar, desde un libro, un auto, la computadora, la silla en que nos sentamos y el agua que bebemos, o incluso algo intangible como el aire que respiramos, está hecho de materia. Los planetas del Universo, los seres vivos como los insectos y los objetos inanimados como las rocas, están también hechos de materia. Nosotros mismos somos materia

4 CONCEPTO DE MATERIA MATERIA: Todo aquello que ocupa un lugar en el espacio en cierto tiempo y manifiesta energía

5 Eejem Ejemplos de reactivo

6 Ejemplo de reactivo:

7 CAMBIO FÍSICO Y CAMBIO QUÍMICO
CAMBIO FÍSICO: es aquél que tiene lugar sin transformación de materia. Cuando se conserva la sustancia original. CAMBIO QUÍMICO: es aquél que tiene lugar con transformación de materia. Cuando no se conserva la sustancia original.

8 Al encender una vela, se observan cambios físicos y químicos de la materia. Clasifícalos relacionando las columnas: MATERIA 1. Parafina dura 2. Parafina derretida 3. Dióxido de carbono ESTADO DE AGREGACION a) Sólido b) Líquido c) Gaseoso a) 1a,2b,3c b) 1a,2c,3b c) 1b,2c,3a d) 1c,2a,3b

9 A la materia la podemos encontrar comúnmente en tres estados de agregación.

10

11 ESTADO SÓLIDO Presentan forma definida.
Son incompresibles, no cambian su volumen al aplicar presión. Aumentan su volumen con la temperatura.

12 ESTADO LÍQUIDO No tienen forma definida, adoptan la del recipiente.
No alteran su volumen al comprimirlos. Aumentan su volumen con la temperatura.

13 ESTADO GASEOSO No tienen forma definida, se difunden ocupando todo el espacio disponible. Se pueden comprimir, cambiando su volumen sin afectar su masa. Aumentan su volumen con la temperatura.

14 Ejemplos de reactivos:

15 TRANSFORMACIONES DE FASE

16 LAS TRANSFORMACIONES DE FASE QUE SE PUEDEN PRESENTAR SON LAS SIGUIENTES:

17 ELEMENTO, COMPUESTO, MEZCLA

18

19

20

21

22

23

24

25 La Materia Mezclas Sustancias puras Compuestos Elementos Sales iónicos
se clasifica en Mezclas Sustancias puras se clasifican en se clasifican en Compuestos Elementos heterogéneas homogéneas Metales No metales Gases nobles se clasifican en se clasifican en llamadas covalentes iónicos disoluciones como son como son Anhídridos Ácidos Óxidos ejemplos Hidróxidos ejemplo Sales agua y azúcar NaCl

26 Sustancias Compuestas
Sustancias simples Formadas por átomos pertenecientes al mismo elemento Sustancias Compuestas Formadas por la unión de átomos de diferentes elementos

27 Sustancias simples Bromo: moléculas diatómicas Br2
Están formadas por átomos de igual Z átomos Bromo: moléculas diatómicas Br2 Diamante: átomos de C Mercurio: átomos Hg Oro: átomos Au Cloro: moléculas diatómicas Cl2

28 Sustancias Compuestas
Están formados por la unión de átomos de diferente Z Agua Moléculas H2O Sal común: cloruro de sodio NaCl Red cristalina de iones Cl- y Na+ Cuarzo SiO2 Red cristalina de átomos de Si y O Amoníaco Moléculas NH3 Cloruro de hidrógeno Moléculas HCl

29

30 Ejemplo reactivo:

31 ¿Cómo está formada la materia?

32 Demócrito, filósofo griego que vivió en el siglo IV a. C
Demócrito, filósofo griego que vivió en el siglo IV a. C. propuso que, si se dividía la materia en trozos cada vez más pequeños, debería llegarse a una porción que ya no podría dividirse más. Por ello, llamó a estas partículas átomos, que en griego quiere decir "indivisible". Demócrito atribuyó a los átomos las cualidades de ser eternos, inmutables e indivisibles.

33 John Dalton La imagen del átomo expuesta por Dalton en su teoría atómica, para explicar las leyes de la Quimica, es la de minúsculas partículas esféricas, indivisibles e inmutables. Hay distintas clases de átomos que se distinguen por su masa y sus propiedades. Todos los átomos de un elemento poseen las mismas propiedades químicas.

34 1897 J.J. Thomson Demostró que dentro de los átomos hay unas partículas diminutas, con carga eléctrica negativa, a las que se llamó electrones. De este descubrimiento dedujo que el átomo debía de ser una esfera de materia cargada positivamente, en cuyo interior estaban incrustados los electrones.

35 1911 E. Rutherford Demostró que los átomos no eran macizos, como se creía, sino que están vacíos en su mayor parte y en su centro hay un diminuto núcleo. Dedujo que el átomo debía estar formado por una corteza con los electrones girando alrededor de un núcleo central cargado positivamente.

36 1913 Niels Bohr Explica los espectros discontinuos originados por la radiación emitida por los átomos excitados de los elementos en estado gaseoso. Propuso un nuevo modelo atómico, según el cual los electrones giran alrededor del núcleo en unos niveles bien definidos.

37 Modelo atómico de Bohr PROTONES NÚCLEO NEUTRONES ELECTRONES

38 Los electrones giran alrededor del núcleo en regiones del espacio denominados orbitales.
Los átomos de elementos más pesados albergan a varias capas de electrones. El orbital más externo determina cuantos enlaces puede formar un átomo al unirse a otros átomos

39 A es la suma del número de protones + neutrones Todos los átomos de un elemento químico tienen en el núcleo el mismo número de protones. Este número, que caracteriza a cada elemento y lo distingue de los demás, es el número atómico y se representa con la letra Z. NÚMERO MÁSICO E A NÚMERO ATÓMICO Z SÍMBOLO DEL ELEMENTO

40 PARA EL ELEMENTO QUE CONTIENE
Neutrones =Numero de masa – Protones = =118 Numero atómico =Cantidad de protones en el núcleo = 79 Numero de masa = Suma Protones + Neutrones= 197 Cantidad de electrones= Cantidad de protones= 79 Recordemos que el átomo es eléctricamente neutro

41 Ejemplo reactivo

42 ISOTOPOS DEL HIDROGENO: Protio, Deuterio y Tritio
Aunque todos los átomos de un mismo elemento se caracterizan por tener el mismo número atómico, pueden tener distinto número de neutrones. Llamamos isótopos a las formas atómicas de un mismo elemento que se diferencian en su número de masa. ISÓTOPOS ISOTOPOS DEL HIDROGENO: Protio, Deuterio y Tritio

43 Para el ejemplo anterior ¿DE QUE ELEMENTO SE TRATA?
En la tabla periódica encontramos esta información para cada elemento Los elementos se ubican en orden creciente de su numero atómico en la tabla periódica

44 Clasificación de Mendeleiev
La clasificación de Mendeleiev es la mas conocida y elaborada de todas las primeras clasificaciones periódicas. Clasificó lo 63 elementos conocidos hasta entonces utilizando el criterio de masa atómica usado hasta entonces. Hasta bastantes años después no se definió el concepto de número atómico puesto que no se habían descubierto los protones. Dejaba espacios vacíos, que él consideró que se trataba de elementos que aún no se habían descubierto.

45 “D. Mendeleev y L. Meyer 1869.” Mendeleev “al estudiar las propiedades químicas y físicas de los elementos, se dió cuenta de que al acomodar los elementos por orden creciente según su masa atómica, aparentemente los elementos con propiedades similares seguían un patrón regular. Es decir, observó una periodicidad o repetición periódica de las propiedades de los elementos.” (Kotz, J & Treichel, P , p. 65) Mendeleev clasificó los elementos en filas o períodos y en columnas o grupos (familias). Reservó lugares para elementos desconocidos hasta entonces, de los cuales predijo sus propiedades.

46

47 Si EJERCICIO Encuentra 28 14 Número atómico Número de masa
Cantidad de electrones y protones Número de Neutrones Grupo y periodo del elemento en la Tabla ¿Cómo se distribuyen sus electrones?

48 TIPOS DE ENLACES Enlace metálico Enlace iónico Enlace covalente
Los distintos elementos químicos se unen, combinan, entre si y forman las distintas sustancias que conocemos. Las diferentes estructuras que conforman cuando se unen entre si, determinan las distintas propiedades o características que posee la materia, es decir, que propiedades tendrá una sustancia en la naturaleza. Enlace metálico Enlace iónico Enlace covalente

49 El cristal de cloruro de sodio (sal) está formado por una red cúbica de iones sodio y cloruro.
ión de cloro Cl - ión de sodio Na+ Micrografía electrónica de cristales de cloruro de sodio (sal) Sustancias iónicas Una de las sustancias mas abundantes en nuestro planeta: la sal común. Su nombre químico es cloruro de sodio. En los compuestos iónicos no existen moléculas aisladas, sino redes cristalinas. En este ejemplo, cada catión Na+ está rodeado por 6 aniones Cl- y viceversa. Se forma así una red cristalina cúbica. Lewis propuso representar las uniones mediante un diagrama punteado, similar al que acá se presenta:

50 Sustancias covalentes
Estructura de Lewis: dos pares de electrones compartidos Otra de las sustancias mas abundantes en nuestro planeta es el agua. Su molécula está formada por 1 átomos de oxígeno y 2 de hidrógeno que comparten pares de electrones. Fórmula molecular: los pares de electrones se reemplazan por guiones Otro ejemplo: molécula de Flúor (F2). Un par de electrones compartidos.

51 Sustancias metálicas Sus propiedades características pueden explicarse si se tiene en cuenta su estructura: Iones positivos Electrones móviles

52 Ejemplo reactivo

53 Ejemplo reactivo

54 Na2SO4 (s) FÓRMULA QUÍMICA Indica el numero relativo de átomos de cada
Elemento en una sustancia En este caso vemos que existen en el compuesto 3 tipos diferentes de elementos: Sodio (Na) Azufre (S) Oxígeno (O) Tipos de átomos Na2SO4 (s) Estado No. de átomos

55 Na2SO4 (s) En este compuesto existen: 2 átomos de Sodio (Na)
Pasos para encontrar el peso fórmula 1. Determinar cuantos átomos de cada elemento hay en la formula En este compuesto existen: 2 átomos de Sodio (Na) 1 átomo de Azufre (S) 4 átomos de Oxígeno (O) 2. Multiplicamos el número de átomos con su respectivo peso atómico (el peso atómico aparece en la tabla periódica) Na2SO4 (s) No. de átomos

56 Na2SO4 142.05 g es el peso formula o peso molecular.
En este compuesto existen: 2 átomos de Sodio (Na) y el peso atómico del sodio es de g 1 átomo de Azufre (S) y el peso atómico del Azufre es de g 4 átomos de Oxígeno (O) y el peso atómico del Oxigeno es de 16 g Calculamos 2 átomos Sodio (Na) * g = g 1 átomo de Azufre (S) * g = g 4 átomos de Oxígeno (O) * 16 g = 64 g Sumando los resultados anteriores 45.98 g 32.07 g 64 g g es el peso formula o peso molecular.

57 SOLUCIONES SOLUCIONES

58 COMPONENTES DE UNA SOLUCIÓN
SOLUTO: Es el componente menos abundante en una solución, a menudo es un sólido. SOLVENTE: Es el componente mas abundante de una solución, normalmente es líquido.

59 Ejemplos de disoluciones importantes
Agua de Mar El agua de mar se evapora para obtener sal común (cloruro de sodio, NaCl) y otros solutos que contienen. En las partes secas del mundo se utiliza para obtener agua potable y de riego El agua de mar se destila, o separa por un proceso llamado Ósmosis.

60 Representación de cambios químicos: REACCIÓN QUÍMICA.

61 ECUACIONES QUÍMICAS Muestran las sustancias que inician una reacción, las cuales se denominan REACTIVOS. Muestran las sustancias que se forman debido a la reacción, las cuales se denominan PRODUCTOS. Muestran la dirección a la cual progresa una reacción mediante una FLECHA (no es una igualdad).

62 reactivo 1 + reactivo 2 → producto 1+ producto 2
Símbolo Significado + Separa 2 o más reactivos o productos → Separa reactivos de productos (s) Identifica el estado sólido (l) Identifica el estado líquido (g) Identifica el estado gaseoso (ac) Identifica la solución en agua

63 PRINCIPIO DE CONSERVACIÓN DE LA MASA.
KI Pb(NO3) PbI2 + KNO3

64 Tipos de ecuaciones químicas:
Ecuaciones con palabras hierro (s) + cloro (g) → cloruro de hierro (III) (s) “El hierro en estado sólido reacciona con cloro en estado gaseoso para producir el sólido cloruro de hierro (III).”

65 Ecuaciones químicas Fe (s) + Cl2 (g) → FeCl3 (III) (s) 1 Fe Cl → 1 Fe 3 Cl ¿de dónde salió un átomo de cloro? Todas las ecuaciones químicas deben mostrar que la materia se conserva, según la ley de la conservación de la masa, debe indicar que el número de átomos a ambos lados de la ecuación es el mismo.

66 EJEMPLOS DE REACTIVOS

67 FÓRMULAS QUÍMICAS Reglas simples para escritura
Saber simbología Cargas contrarias se atraen Primero se escribe el + Se cruzan las cargas para que la suma de 0

68 ÁCIDOS Y BASES Ácido Base

69 Combustión Reacción entre un combustible y el oxígeno, por ejemplo cuando se quema la gasolina o el gas doméstico

70 REACCIONES DE OXIDACIÓN REDUCCIÓN
Oxidación: Perdida de electrones Reducción: Ganancia de electrones

71 Ejemplo de reactivo