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. - de la rapidez a la que se producen 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 no debemos confundir con el peso El peso es una medida de la fuerza de atracción gravitatoria ejercida sobre una masa. En química no se hace diferencia entre masa y peso al estar todas las masas sujetas a la misma aceleración gravitatoria en la superficie de La Tierra

4 PROPIEDADES DE LA MATERIA
FÍSICAS (LOGRAN CAMBIAR LA FORMA Y LA POSICIÓN DE LA MATERIA SIN ALTERAR SU COMPOSICIÓN). QUÍMICAS (SE PONEN DE MANIFIESTO CUANDO LA MATERIA SE TRANSFORMA EN OTRA DE NATURALEZA DIFERENTE). Actividad: De las siguientes propiedades del agua indica cuáles pueden ser químicas: La densidad. El punto de congelación La electrólisis del agua El cambio de estado La reacción con el sodio metálico.

5 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.

6 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 lista completa de los elementos 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.

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8 Ejemplos de compuestos químicos

9 MASA ATÓMICA (A) Masa Molecular (M)
Masa atómica, A, 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

10 Concepto de mol, Número de Avogadro
1.- Es una unidad de cantidad de sustancia que nos indica el número de unidades elementales (átomos, moléculas, iones) que la forman: mol = unidades elementales Nº de Avogadro: NA = unidades/mol Masa molar (Mm) Mm: 1.- Es la masa en gramos de un número de unidades 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

11 Cálculo del número de moles de una sustancia X. Ecuación general
N = Número de unidades 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

12 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.

13 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.

14 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)

15 Volumen molar de un gas. 1.- Es el volumen ocupado por un mol de gas en unas condiciones determinadas de presión y temperatura 2.- La hipótesis de Avogadro nos dice que en las mismas condiciones de presión y temperatura, volúmenes iguales de gases distintos tendrán el mismo número de moléculas. 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 de un mol de gas se conoce como Volumen molar normal y se ha comprobado experimentalmente que es igual a 22.4 litros. Actividad: Consideremos las mismas condiciones de P y T y que en un mismo volumen de gas hidrógeno y de gas cloro tenemos 5 moléculas: ? 1V(hidrógeno) V(cloro) → ¿Volúmenes de cloruro de hidrógeno?

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

17 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). Transformación isotérmica P1 V1 = P2 V2

18 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). Transformación isobárica

19 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). Transformación isócora

20 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 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, 4,1 % de hidrógeno y el resto carbono. 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). Datos: A(C)=12uma; A(H)= 1 uma; A(Cl)=35.5 uma

21 Ley de las presiones parciales en los gases o LEY DE DALTON
La presión de una mezcla de gases, que no reaccionan químicamente, es igual a la suma de las presiones parciales que ejercería cada uno de ellos si ocupase todo el volumen de la mezcla, sin variar la temperatura HCl(dis) H2(g) +H2O(v) h T Patm ACTIVIDAD: Cuando reacciona el cinc con el HCl, se forma gas hidrógeno, el cual se recoge en una probeta invertida llena de agua, tal como se muestra en la figura. El gas hidrógeno y el vapor de agua arrastrado desplazan un volumen de agua en la probeta. Si la presión atmosférica es de 750 mmHg y la presión de vapor de agua a 20ºC es de mmHg, ¿cuál será la presión de hidrógeno en el interior de la probeta?

22 Disoluciones Disolución = mezcla homogénea de varios 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