Unidad 1

QUÍMICA FUNDAMENTAL

INTRODUCCIÓN

Química es el estudio de la materia y de los cambios que esta experimenta. Sus fundamentos modernos se remontan al siglo XIX. Importancia de la química  Salud y medicina: Obtención de vacunas, antibióticos y anestésicos. También fármacos para cáncer, mecanismos de envejecimiento y recientemente sida.  Energía y medio ambiente: se trabaja en encontrar nuevas fuentes de energía como la energía solar. Otra fuente es la fisión nuclear, pero, los riesgos con la protección del medio ambiente son grandes por las dificultades para eliminar los desechos. La fusión nuclear, genera energía de manera más controlada sin producir demasiados desechos radiactivos peligrosos.  Materiales y tecnología: La química ha permitido la producción de materiales que han mejorado la calidad de vida (polímeros, cerámicas, cristales líquidos, adhesivos, recubrimientos, etc.).Para un futuro estarán los superconductores a temperatura ambiente que sustituirán a los cables eléctricos actuales ya que en estos se pierde alrededor del 20% de la energía. Otro avance tecnológico mejorará el diseño de las computadoras. La calidad de los microprocesadores depende de la pureza del silicio. Se explora la posibilidad de la computación molecular en la cual se remplazará al silicio con moléculas.  Alimentos y agricultura: Los granjeros dependen de los fertilizantes y herbicidas. Estos materiales, a largo plazo, producen efectos dañinos en el medio ambiente. Ante esto surgió la biotecnología, con la que se pueden alcanzar cultivos más abundantes y de mejor calidad. Por ejemplo: un tipo de bacteria produce una proteína que es tóxica para las orugas; al incorporarse en los cultivos el gen que codifica la toxina, permite que la planta se proteja a sí misma y ya no sea necesario el uso de herbicidas. También se han encontrado métodos para combatir las plagas de insectos: Los insectos se comunican entre sí al producir y reaccionar a moléculas llamadas feromonas. Con la identificación de las feromonas involucradas en el apareamiento, es posible interferir el ciclo reproductivo normal, induciendo a un apareamiento temprano o engañar a las hembras para que se apareen con machos estériles.

UNIDAD 1 QUÍMICA : Una ciencia experimental

Uno de los objetivos de las ciencias, en general, es resolver problemas. La mayoría de las decisiones que se toman durante el día van encaminadas a la resolución de problemas. Para resolver problemas, existen varios pasos que casi todas las personas siguen (aunque muchas veces no lo hagan conscientemente). A esta serie de pasos se le denomina método científico que consiste en:

Examinar un problema y presentarlo con claridad. OBSERVACIÓN

Plantear posibles soluciones FORMULAR HIPÓTESIS

Comprobar la(s) mejor(es) alternativa(s) de solución mediante la EXPERIMENTACIÓN

1.1 MATERIA Y ENERGÍA

En la descripción del universo se puede comenzar por dos categorías fundamentales: materia y energía. Materia es todo lo que ocupa espacio y tiene masa. Energía es capacidad para producir trabajo.

1.1.1

LEYES FUNDAMENTALES

Antoine Lavoisier efectuó varios experimentos sobre la materia. Al calentar estaño encontró que una parte de este se convertía en un polvo blanco y que la mezcla pesaba más que el estaño original. Efectuó el mismo ensayo en un vaso de vidrio con aire y cerrado. El ensayo lo llevó a concluir que la materia no se crea ni se destruye, solo se transforma (ley de la conservación de la materia). Con relación a la energía, en 1840, Joule, Mayer y Helmholtz, mediante experimentación, comprobaron que la energía no se crea ni se destruye, solo se transforma (ley de la conservación de la energía). 1.1.2

CLASES DE MATERIA Y ENERGÍA

Ver figura 1.1

2

CLASES DE MATERIA Y ENERGÍA

UNIVERSO Energía Materia CINÉTICA POTENCIAL Mecánica Eléctrica Química Radiante Atómica Electrónica Translacional rotacional Vibracional Etc..

MEZCLAS

HETEROGÉNEAS

SUSTANCIAS PURAS

HOMOGÉNEAS

COMPUESTO

ELEMENTO

Métodos físicos Métodos Químicos

Fig. 1.1

3

1.1.3

CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA

Sustancia: es una forma de materia que tiene composición constante y propiedades distintivas: agua, amoníaco, sal común, etc. Mezcla: Combinación de dos o más sustancias, en la que las sustancias conservan sus propiedades: aire, gaseosas, leche, etc. Las mezclas se dividen en homogéneas y heterogéneas. Homogéneas: la composición de la mezcla es la misma en toda la materia (azúcar disuelto en agua. Heterogénea: la composición no es uniforme en toda la materia (arena y sal). Las sustancias pueden ser elementos o compuestos. Elemento: Sustancia que no se puede separar en otra más simple por medios químicos. Se han identificado 112 elementos de los cuales 83 se encuentran en forma natural. Los elementos se unen para formar compuestos. Compuesto: sustancia formada por átomos de dos o más elementos en proporciones definidas. Los elementos, a diferencia de las mezclas, solo pueden separarse en sus elementos puros por medios químicos.

1.1.4

LOS ESTADOS DE LA MATERIA

Las sustancias pueden existir en uno de cuatro estados: sólido, líquido y gaseoso y plasma. Los gases difieren de los líquidos y sólidos (fig. 1.2) en la separación de sus moléculas. Un sólido pasa a líquido mediante un proceso físico que se llama fusión y la temperatura a la que ocurre el fenómeno se llama punto de fusión. Igualmente un líquido pasa a gas en el punto de ebullición. El plasma es un estado semejante al gaseoso pero sus partículas son iones.

Sólido

Liquido

Gaseoso

Plasma

Fig. 1.2

4

1.1.5

PROPIEDADES FÍSICAS Y QUÍMICAS

El color, punto de ebullición, punto de fusión, son propiedades físicas. Propiedad física: Es aquella que se puede medir y observar sin que cambie la composición e identidad de la sustancia. Propiedad química: para observar esta propiedad es necesario un cambio químico. Todas las propiedades mensurables pertenecen a dos categorías: extensivas o intensivas. Extensiva: depende de la cantidad de materia considerada (masa, volumen). Intensiva: no depende de la cantidad de materia (temperatura, densidad). 1.2 MEDICIONES

Una cantidad de medida es la combinación de un número con una unidad específica. El sistema de medida más usado en la actualidad es el Sistema Internacional de medidas (SI). Consta de siete unidades fundamentales. Cantidad fundamental

Nombre

Símbolo

Longitud Masa Tiempo Corriente eléctrica Temperatura Cantidad de sustancia Intensidad luminosa

metro kilogramo segundo amperio grados Kelvin mol candela

m kg. s A K mol cd

Para cantidades mayores o menores se utilizan los siguientes prefijos Prefijos utilizados en SI

Tera Giga Mega Kilo Deci Centi Mili Micro Nano Pico

T G M k d c m  n p

1012 109 106 103 10-1 10-2 10-3 10-6 10-9 10-12

5

1.2.1

MASA Y PESO

Masa y peso no son equivalentes: Masa: es la medida de la cantidad de materia. Peso: Es la fuerza ejercida por la gravedad sobre la materia. Con las anteriores están relacionados el volumen y la densidad. La unidad para el volumen es el metro cúbico pero en química se usa mucho el litro. La densidad es la relación entre la masa y el volumen: ( m/v). En sistema internacional sería (kg/m3) lo que nos daría una cantidad muy grande para la mayoría de las sustancias. Por esta razón en química se mantienen las unidades (g/cm3) o lo que es lo mismo (g/ml). 1.2.2 TEMPERATURA Actualmente se utilizan tres sistemas de medida: Grados Celsius (oC), grados Fahrenheit (oF) y grados Kelvin (K). Para convertir de unas unidades a otras se utilizan las siguientes ecuaciones: o

C =(OF-32)*5/9

O

F =OC*9/5+32

K =273.15 + OC

o

373.15

100

212 F

o

273.15

0 oC

32 oF

Punto de ebullición del agua

Punto de fusión del agua

6

1.2.3 INCERTIDUMBRE EN LA MEDICIÓN

En toda medición siempre hay una estimación. Experimentalmente se presenta algún nivel de error, por lo tanto, se deben emplear técnicas de manejo de datos experimentales. 1.2.4 NOTACIÓN CIENTÍFICA

Es corriente trabajar con números muy grandes o muy pequeños. Por ejemplo: en un (1) gramo de hidrógeno hay aproximadamente 602 200 000 000 000 000 000 000 átomos y cada átomo pesa aproximadamente 0.00000000000000000000000166 gramos. Como se puede observar esto es muy engorroso y propenso a errores. Este tipo de cantidades se puede expresar en notación científica: Nx10n N: número de entre 1 y 10 y n: exponente entero positivo o negativo En el ejemplo anterior se habría escrito mejor: 6.022x1023 átomos 1.66x10-24 g Ejemplos: 6389.572 = 6.389572x103 0.0000314 =3.14x10-5 Para sumar y restar se colocan las cantidades con el mismo exponente de 10. 4.31x104 +3.9x103 =4.31x104 + 0.39x104 =4.70x104 2.22x10-2 – 4.10x10-3= 2.22x10-2 –0.410x10-2 =1.81x10-2 En la multiplicación y división 8.5x104 x(5x102)= (8.5x5)(104+2)=42.5x106 =4.25x107 4.0x10-5 x(7.0x103)=(4.0x7.0)x(10-5+3)=28x10-2 =2.8x10-1 6.9x107/(3.0x10-5)=6.9/3x(107-(-5))=2.3x1012 8.5x104/(5.0x109)=8.5/5x(104-9)=1.7x10-5 1.2.5

CIFRAS SIGNIFICATIVAS

Es imposible obtener el valor exacto de una cantidad física excepto cuando los números corresponden a variables discretas. Cifras significativas son los dígitos significativos en una cantidad medida o calculada. Se supone que el último dígito de esa cantidad es incierto. Para determinar el número de cifras significativas en una cantidad se siguen las siguientes reglas: 1) Cualquier dígito diferente de cero es significativo. Ej. : 462 tres cifras significativas 3.1416 cinco C.S 2) Los ceros colocados entre dígitos son significativos. Je: 60.256 5 C.S 908 3 C.S 1) Los ceros a la izquierda del primer dígito diferente de cero no son significativos. Ej: 0.08 1 C.S 0.0000686 3 C.S 2) Si un número es mayor de uno (1) todos los ceros a la derecha son significativos 7

Ej: 3.0 2 C.S 39.073 5 C. S 8.0060 5 C. S 3) Si un número es menor de uno (1) solo son significativos los ceros al final del número o entre dígitos distintos de cero. Ej: 0.090 2C.S 0.00420 3 C.S 6) Para números enteros los ceros colocados después del último dígito distinto de cero pueden ser o no cifras significativas. 400 1 C.S (4) o 2 C.S (40) o 3C.S (400) para aclarar es mejor escribirlos en notación científica 4x102 1C.S 4.0x102 2C.S 4,00x102 3C.S 1.2.6

REGLAS PARA USAR CIFRAS SIGNIFICATIVAS EN CÁLCULOS

En la suma y en la resta 86.425 3c.s a la derecha del punto decimal +2.2 1c.s a la derecha del punto decimal ---------88.625 88.6 redondeando con una c.s decimal. 2.067 -0.12 ------1.947

3c.s a la derecha del punto decimal 2 c.s a la derecha del punto decimal 1.95 redondeando a 2 c.s

En la multiplicación y división el número de cifras significativas del resultado será determinado por la cantidad que tenga el menor número de cifras significativas. 2.8x4.05039=12.61092= 13 6.85/112.04=0.0611388789=0.0611 En el caso de números enteros exactos estos pueden considerarse con una cantidad infinita de c.s. 0.2786x8=2.229 4c.s 1.2.7 MÉTODO DE FACTOR UNITARIO PARA LA RESOLUCIÓN DE PROBLEMAS

Este método se utiliza en conversión de unidades: 1 pulg=2.54 cm 1pulg/2.54 cm =1 o 2.54 cm/1 pulg =1 146 cm?pulgadas 146 cm x 1 pulg/2.54 cm =57.5 pulg 22 pulg? cm 22 pulg x 2.54 cm/ 1pulg =56.9 cm La necesidad de glucosa diaria de una persona es de 0.0833 lb. ¿Cuál es la cantidad en mg?. 1 lb =453.6 g 8

1 lb/453.6g=1 o 453.6g/1 lb = 1 0.0833 lb x 453.6g/lb =37.8 g 1 g = 1000 mg 1g/1000 mg =1 o 1000 mg/1g =1 37.8g x 1000 mg/g=37800 mg 3.78 x 104 mg 1.3

LOS ELEMENTOS

Son los ladrillos básicos en la construcción de la materia. Se clasifican en tres grandes grupos generales: metales, no-metales y metaloides.  Elementos metálicos: Se encuentran localizados en el lado izquierdo de la tabla periódica. Entre ellos se encuentra el sodio (Na), Calcio (Ca), Cobalto (Co), Plata (Ag) y se caracterizan por su brillantez y buena conductividad eléctrica y calórica.  Elementos no metálicos: Se encuentran en el lado derecho de la tabla periódica. Entre ellos tenemos: Cloro (Cl), Oxígeno (O), Carbono (C), Yodo (I), Bromo (Br), Fluor (F). No tienen brillo ni conducen bien el calor y la electricidad.  Metaloides: Poseen propiedades intermedias: Arsénico (As), Germanio (Ge), Silicio (Sí. Este último es muy importante porque constituye la base de la construcción de computadores.  1.3.1 EL ÁTOMO

Los elementos están constituidos por partículas muy pequeñas que no se pueden dividir sin afectar sus propiedades físicas y químicas denominadas átomos. Son tan pequeños que se requieren billones de billones de átomos para formar una capa fina que pueda ser detectada en el microscopio. 1.4 COMPUESTOS

Están constituídos por dos o más elementos combinados químicamente en proporciones definidas. Ej.: H2O contiene Hidrógeno y Oxígeno: 11.1% de Hidrógeno y 88.9% de Oxígeno. Los compuestos se descomponen en sus elementos por medios químicos. 1.4.1

LA MOLÉCULA

Cuando un compuesto se divide sin que sus propiedades físicas y químicas se afecten se llega finalmente a la molécula.

9

1.5

MASA ATÓMICA

De acuerdo con Dalton cada clase de átomo posee una masa característica. Como era imposible pesar los átomos midió sus masas relativas con respecto al hidrógeno, elemento más liviano. Dalton conocía que la proporción en peso entre el Oxígeno y el Hidrógeno era aproximadamente 16. Experimentalmente había encontrado que 1g de Hidrógeno gaseoso se reaccionaba con 7.9367 g de Oxígeno para formar agua. Como no conocía la fórmula planteó la más simple, HO pero en este caso la proporción hubiera sido de 16 g de O2 por cada gramo de H2. Esto lo llevó a reformular la composición como H2O con la cual se tiene una relación de 16/2=8 muy cercano al 7.9367 hallado experimentalmente. La escala se cambió por otra basada en el Oxígeno y desde 1961 en el Carbono 12. Los espectrómetros de masa inventados a comienzos del siglo 20 determinan la masa a partir de las desviaciones de los iones atómicos en presencia de campos eléctricos.

Se encontró que la mayoría de los elementos constan de átomos con más de una masa (isótopos). Por ejemplo el carbono natural es una mezcla de Carbono 12 y Carbono 13 Al 12C que pesa 1.99268x10-23 g de masa atómica se le asignó arbitrariamente una masa igual a 12 unidades de masa atómica (u.m.a), por lo tanto 1 uma = 1.99268x10-23 g/12. 1.6 PESO ATÓMICO-GRAMO

Peso atómico –gramo es la masa atómica expresada en gramos. Para el oro su peso atómico-gramo es 197g. Alrededor de 1870 los científicos encontraron cuantos átomos eran necesarios para obtener un peso atómico-gramo de cualquier elemento: 6.023x1023 átomos (número de Avogadro).Este número, por ser difícil de manejar no se usa tanto como la unidad mol. Un mol de átomos de Hidrógeno pesa 1.0 g Un mol de átomos de Carbono pesa 12 g. Ejemplos: a) Hallar el peso en gramos de 1.5 moles de Sc. b) Hallar el peso en gramos de 0.2 moles de Mn. c) Hallar el peso en gramos de 4.0 moles de Fe. d) ¿Cuantos moles de átomos de sodio pesan 80.0 g? e) ¿Cuantos moles de átomos en 0.1082 g de B? f) ¿Cuantos moles de átomos en 78.2 g de K? g) ¿Cuantos moles de átomos en 13.89 g de La? h) Cuantos moles de átomos en 3.098 g de P? 10

1.7 FÓRMULAS EMPÍRICAS

Para encontrar la fórmula empírica el químico mide experimentalmente el porcentaje en peso de cada elemento. Posteriormente determina el número de moles de átomos de cada elemento y finalmente la relación de los moles de átomos. Ej. :Un compuesto tiene la siguiente composición: H:2.04% S:32.70% O:65.26% R/ Primero se toma como base de cálculo 100 g de compuesto Moles de H: 2.04/1 =2.04 mol Moles de S: 32.70/32.01=1.02 Moles de O: 65.26/16=4.038 Finalmente se dividen todos por el menor valor (correspondiente a los moles de S) H: 2.04/1.02=2 S: 1.02/1.02=1 O:4.038/1.02=4 La fórmula empírica es H2SO4 Ej: Un compuesto tiene la siguiente composición: C:30.57% 30.57/12 =2.55 mol 2.55/1.27=2 H:3.82% 3.82/1=3.82 mol 3.82/1.27=3 Cl:45.22% 45.22/35.5 =1.27 mol 1.27/1.27=1 O: 20.38% 20.38/16=1.27 1.27/1.27=1 Fórmula empírica: C2H3OCl. 1.8

FÓRMULAS MOLECULARES Y PESO MOLECULAR

La fórmula molecular expresa el número de átomos de cada elemento que hay en la molécula. El peso molecular es la suma de los pesos atómicos de los elementos que la constituyen. Ej: P2O5 El peso molecular =2x31+ 5x16 = 142. Un compuesto tiene 40% de carbono, 6.6% de hidrógeno y 53.4 % de oxígeno y peso molecular igual a 180. ¿Calcular su fórmula molecular? 1.9

PESO MOLECULAR GRAMO

Es el peso molecular del compuesto expresado en gramos y corresponde al peso de 6.023x1023 moléculas. El peso de un mol de moléculas de agua es de 18 g. El peso de un mol de moléculas de NO2 es de 46 g. Ejercicios: hallar el número de moles de moléculas de los siguientes compuestos. a) 76.5 g de NH3 b) 9.8 g de H3PO4 c) 0.9 g de C2H5O 11

d) 88 g d CO2 Encontrar también el número de moléculas de los compuestos anteriores. 1.10 LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES

Los elementos se combinan en proporciones definidas, como en el caso del agua: H: 11.1% y O: 88.9%. Sin embargo es posible que se puedan combinar en otras proporciones, como en el caso del peróxido de hidrógeno (H2O2). El nitrógeno y el oxígeno lo hacen en 5 proporciones diferentes: 14 g de N y 8 g de O 14 g de N y 16 g de O 14 g de N y 24 g de O 14 g de N y 32 g de O 14 g de N y 40 g de O La ley establece que “cuando los elementos se combinan para formar más de un compuesto, los diferentes pesos de uno de ellos que se combinan con un peso fijo del otro, están en relación de números enteros”. (N2O, NO, N2O3, NO2, N2O5. 1.11

COMPOSICIÓN EN PORCENTAJE EN PESO

A partir de las fórmulas moleculares se puede obtener el porcentaje en peso de cada elemento en un compuesto. En cada mol de agua hay 2 g de H y 16 g de O, por consiguiente %H: (2/18)*100=11.1% %O: (100-11.1)=88.9% Ejercicios: Calcular el porcentaje en peso de los siguientes compuestos CaO, HNO3, C5H12, AgCl

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PROBLEMAS DE LA UNIDAD I 1. Establecer la diferencia entre: a) Sustancia homogénea y sustancia heterogénea b) Cambio físico y cambio químico c) Mezcla y solución d) Elemento y átomo e) Elemento y compuesto f) Atomo y molécula g) Peso atómico y mol 2. Efectuar las siguientes conversiones a) 5 moles de ácido sulfúrico a moléculas b) 2x1023 moléculas de HF a moles de moléculas c) 0.2 moles de C6H6 a gramos d) 1023 moléculas de agua a gramos 3. Determine el número de cifras significativas de las siguientes mediciones: 24 ml, 3001 g, 0.0320 m, 6.4 x 105 moléculas, 560 kg 4. Efectuar las siguientes operaciones: 254.1 + 0.1983, 66.39 – 3.114, 8.16 x 5.1478, 0.0154 /88.3, 264 x 103 + 3.27 x 102 5. Una persona promedio ingiere 0.0833 lb de glucosa por día. ¿Cuánto es esta masa en mg. 6. Calcular las fórmulas empíricas de para cada sustancia: a) 14.9 % P, 85.1 % Cl b) 24.7 % K, 34.8 % Mn, 40.5 % O c) 26.5 % K, 35.4 % Cr, 38.1 % O d) 27.1 % C, 3.4 % H, 40.1 % Cl, 18.1 % O 7. una molécula de un compuesto dado contiene 3 átomos de A y 2 átomos de B. Si 1.5x1023 átomos de A pesan 23 g y un mol de B pesa 52 g, Calcular: a) peso atómico de A b) peso molecular del compuesto 8. se tienen 133 g de (NH4)2SO4 , calcular: a) moles de sulfato de amonio b) átomos de hidrógeno c) moles de átomos de azufre d) gramos de nitrógeno 9. Expresar la composición porcentual de: a) Ácido sulfúrico b) Cloruro de plata c) Carbonato de potasio y sodio 10. Indicar la respuesta correcta explicar: Una molécula de H2SO4 Contiene 2 g de hidrógeno Pesa 98 g Contiene 32 g de azufre Contiene un átomo de azufre

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