CURSO
PROPEDEÚTICO
QUÍMICA
1 OBJETO DE ESTUDIO DE LA QUÍMICA
La Química es una
ciencia que
estudia las
propiedades, la
composición, la
estructura y los
cambios que
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.
CONCEPTO DE MATERIA
MATERIA:
Todo
aquello que ocupa
un lugar en el
espacio en cierto
tiempo y
Eejem
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
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
A la materia la podemos encontrar
ESTADO SÓLIDO
•
Presentan forma
definida.
•
Son
incompresibles, no
cambian su
volumen al aplicar
presión.
•
Aumentan su
ESTADO LÍQUIDO
•
No tienen forma
definida, adoptan
la del recipiente.
•
No alteran su
volumen al
comprimirlos.
•
Aumentan su
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
homogéneas heterogéneas
NaCl
La Materia
Mezclas Sustancias puras
se clasifica en
Metales No metales
Gases nobles
se clasifican en
disoluciones
llamadas se clasifican en
covalentes iónicos
se clasifican en
Óxidos
Hidróxidos
Sales
agua y azúcar
ejemplos como son Anhídridos Ácidos ejemplo como son Compuestos Elementos
Sustancia
s simples
Sustancias
Compuest
as
Formadas por átomos pertenecientes al mismo elementoSustancias simples
Diamante: átomos de C
Oro: átomos Au
Bromo: moléculas diatómicas Br2
Cloro: moléculas diatómicas Cl2 Mercurio: átomos Hg
Sustancias Compuestas
Agua Moléculas
H2O
Amoníaco
Moléculas NH3 Cloruro de hidrógeno Moléculas HCl
Sal común: cloruro de sodio NaCl
Red cristalina de iones Cl- y Na+
Cuarzo SiO2
Red cristalina de átomos de Si y O
¿Cómo
está
formada
la
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".
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.
1808 John Dalton
Hay distintas clases de
átomos que se distinguen por su masa y sus propiedades. Todos los átomos de un
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
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
• 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
Modelo atómico de
Bohr
NÚCLEO
PROTONES
NEUTRONES
•
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
•
Los electrones giran
alrededor del núcleo
en regiones del
•
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
.
SÍMBOLO DEL ELEMENTO NÚMERO ATÓMICO NÚMERO MÁSICO
E
A Z APARA EL ELEMENTO
QUE CONTIENE
• Numero
atómico =Cantidad de protones en el
núcleo = 79
• Numero de
masa = Suma Protones +
Neutrones= 197
• Neutrones
=Numero de masa – Protones
= 197-79=118
• Cantidad de electrones=
Cantidad de protones= 79
Recordemos que el átomo es eléctricamente neutro
ISÓ
TO
PO
S
Aunque todos los
átomos de un m
ismo elemento se carac
terizan p
or tener el mismo n
úmero atómico,
pueden tener
distinto
número de neutrones.
Llamamos
isótopos
a las formas a
tómicas de un mismo e
lemento
que se diferenc
ian en su
número de masa.
ISOTOPOS DEL HIDROGENO:
Protio, Deuterio
Para el ejemplo anterior
¿DE QUE ELEMENTO SE TRATA?
• 79 p
• 118n
• 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
Los elementos se ubican en orden creciente de su numero
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.
“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. 2003, p. 65)
EJERCICIO
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?
Si
2814
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 iónico
TIPOS DE ENLACES
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:
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
Sustancias covalentes
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. Estructura de Lewis: dos pares de electrones compartidos Fórmula molecular: los pares de electrones se reemplazan por guiones
Otro ejemplo: molécula de Flúor (F2). Un par de
Sustancias metálicas Sus propiedades características
pueden explicarse si se tiene en cuenta su estructura:
Iones positivos
•
FÓRMULA QUÍMICA
Indica el numero relativo de átomos de cada
Elemento en una sustancia
Na
2
SO
4 (s)
No. de átomosTipos de átomos
Estado
En este caso vemos que existen en el compuesto 3 tipos
diferentes de elementos: Sodio (Na) Azufre (S)
Na
2
SO
4 (s)
No. de átomosPasos 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 este compuesto existen:
• 2 átomos de Sodio (Na) y el peso atómico del sodio es de 22.99 g
• 1 átomo de Azufre (S) y el peso atómico del Azufre es de 32.07 g
• 4 átomos de Oxígeno (O) y el peso atómico del Oxigeno es de 16 g
Calculamos
2 átomos Sodio (Na) * 22.99 g = 45.98 g
1 átomo de Azufre (S) * 32.07 g = 32.07 g
4 átomos de Oxígeno (O) * 16 g = 64 g
Sumando los resultados anteriores 45.98 g
32.07 g 64 g
142.05 g es el peso formula o peso molecular.
SOLUCIONES
SO
LU
CI
ON
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,
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
Representación de cambios
ECUACIONES QUÍMICAS
I. Muestran las sustancias que inician una
reacción, las cuales se denominan REACTIVOS.
II. Muestran las sustancias que se forman debido a la reacción, las cuales se denominan
PRODUCTOS.
III. Muestran la dirección a la cual progresa
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
PRINCIPIO DE CONSERVACIÓN
DE LA MASA.
KI + Pb(NO
3)
2PbI
2Tipos de ecuaciones químicas:
1. 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
Ecuaciones químicas
Fe (s) + Cl2 (g) → FeCl3 (III) (s) 1 Fe + 2 Cl → 1 Fe 3 Cl
¿de dónde salió un átomo de cloro?
Todas las ecuaciones químicas deben
