¡¡¡Bienvenido a la química!!!

1. ¡¡¡Bienvenido a la química!!! • Una ciencia de observación • Una ciencia experimental • Una ciencia de laboratorio • Una ciencia interesante • Una ciencia importante • Una ciencia “dura”

2. 2H2 (g) + O2 (g) = 2 H2O (g) + Energía • ¡El hidrógeno y el oxígeno son gases diatómicos! • ¡El agua puede ser un gas! • ¡Se liberó energía!– ¡Esto es característico de una reacción Exotérmica • ¡Ésta es una reacción química balanceada!

3. QUÍMICA Es el estudio de la materia y sus propiedades, los cambios que experimenta esta materia, y la energía asociada a estos cambios

4. La química como la ciencia central Ciencias Atmosféricas Física Oceanografía Medicina Economía Gobierno Química Gente Geología Biología Política Astronomía Antropología

5. Capítulo # 1 : Conceptos clave para el estudio de la química 1.1 Algunas definiciones fundamentales 1.2 Artes químicas y los orígenes de la química moderna 1.3 El enfoque científico: Desarrollo de un modelo 1.4 Solución de problemas de química 1.5 Mediciones en el estudio científico 1.6 Incertidumbre en las mediciones: Cifras significativas

6. Definiciones-I Materia– Son las “cosas” del universo: libros, planetas, árboles, profesores – cualquier cosa que tenga masa y volumen. Composición – Es el tipo y la cantidad de las sustancias más simples que constituyen una muestra. Propiedades – Son las características que cada sustancia tiene y que le dan su identidad única. Propiedades físicas – Son las que la materia muestra por sí misma, sin cambiar o interactuar con otra sustancia (color, punto de fusión, punto de ebullición, densidad, etc.). Propiedades químicas – Son las que muestra una sustancia a medida que que cambia o interactúa con otra(s) sustancia(s) (inflamabilidad, corrosividad, etc.).

7. Estados de la materia y el mundo que nos rodea • SÓLIDO – La tierra • LÍQUIDO – El agua • GAS – La atmósfera

8. Los estados físicos de la materia Gas Líquido Sólido Fig. 1.2

9. Energía involucrada en cambios de fase Libera energía Gas Ebullición Condensación Líquido Fusión Congelamiento Sólido Requiere energía

10. Definiciones - II Energía – ¡La habilidad para realizar trabajo! Energía Potencial – Es la energía de un objeto como resultado de su posición. O la energía de una reacción química. Energía Cinética – Es la energía de un objeto debida a su movimiento.

11. La energía potencial se convierte en energía cinética Menos estable Estirado El cambio de energía potencial es igual a la energía cinética Menos estable El cambio de energía potencial es igual a la energía cinética Energía potencial Energía potencial Relajado Más estable Más estable A. Sistema gravitacional. La Ep adquirida al levantar una pesa se convierte en Ec al caer la pesa B. Sistema de dos esferas unidas por un resorte. La Ep adquirida cuando se estira el resorte se convierte en Ec de las esferas en movimiento al liberar el resorte. Menos estable Menos estable El cambio de energía potencial es igual a la energía cinética El cambio de energía potencial es igual a la energía cinética Energía potencial Energía potencial gases de escape Más estable Más estable C. Sistema de partículas con cargas opuestas. La Ep adquirida cuando las cargas se encuentran separadas se convierte en Ec al unirse por la fuerza de atracción. D. Sistema de combustible y gases de escape. Un combustible tiene mayor Ep química que los gases residuales. Al quemarse el combustible, parte de su Ep se convierte en Ec del automóvil en movimiento. Fig. 1.3

12.  La cal de mercurio se acumula durante el calentamiento  Al inicio se determina el volumen total del aire Cuatro quintos del volumen original de aire se conservan al final  Se calienta el mercurio líquido Agua Horno Experimento de Lavoisier para probar su propuesta de que en la combustión se requiere de un componente del aire. Fig. 1.6

13. El enfoque científico: Desarrollo de un modelo Observaciones : Fenómenos naturales y eventos medidos; aquellos universalmente consistentes pueden ser establecidos como una ley natural. Hipótesis: Propuesta tentativa que explica las observaciones. Experimento: Procedimiento para probar la hipótesis; mide una variable a la vez. Modelo (Teoría): Conjunto de postulados que explican los datos obtenidos en experimentos acumulados; predice fenómenos relacionados. Experimento posterior: Prueba las predicciones basadas en el modelo.

14. Unidades usadas en los cálculos Longitud : ¡El largo de un coche es “12 pies”, no “12”! ¡La altura de una persona es “6 pies”, no “6”! Área : Una alfombra que mide en pies 3 (ft) por 4 (ft) tiene un área de: ( 3 x 4 )( ft x ft ) = 12 ft2 Velocidad y distancia : Un coche que viaja 350 millas(mi) en 7 horas(hr) alcanza una velocidad de: 350 mi / 7 hr = 50 mi / hr En 3 horas el coche viaja: 3 hr x 50 mi / hr = 150 mi

15. Cómo resolver problemas de química 1) Problema: Plantea todos los datos necesarios para resolver el problema. 2) Plan: Aclare lo conocido y lo desconocido. Sugiera los pasos necesarios para encontrar la solución. Presente un “esquema” de solución. 3) Solución: Los pasos aparecen en el mismo orden general en que fueron planeados. 4) Revisión: ¿El resultado es el esperado o al menos está en el mismo orden de magnitud? 5) Comentario: Información adicional cuando ésta es necesaria.

16. Factores de conversión : Factores de Unidad-I Los factores equivalentes pueden ser transformados en factores de conversión dividiendo un lado de la ecuación entre el otro: 1 mi = 5280 ft o1 = 1 mi / 5280 ft = 5280 ft / 1 mi 1 in = 2.54 cm o1 = 1 in / 2.54 cm = 2.54 cm / 1 in Al convertir un conjunto de unidades en otras, la unidad deseada está en el numerador del factor de conversión , y la unidad “vieja” se cancela: convertir 29,141 pies en millas 29,141 ft x 1 mi / 5280 ft = 5.519 mi

17. Factores de Conversión - II 1.61 km = 1 mi o 1 = 1.61 km / 1 mi Convertir 5.519 miles en kilómetros 5.519 mi x 1.61 km / mi = 8.89 km Las conversiones en el sistema métrico son fáciles, como: 1 km = 1000 m y 1 metro (m) = 100 centímetros(cm) y 1 cm = 10 milímetros(mm) Por lo tanto en m y cm: 8.89 km x 1000m / 1 km = 8,890 m 8890 m x 100 cm / m = 889,000 cm

18. Factores de conversión - III • Factores de conversión múltiple • Convertir 3.56 lbs/hr en unidades de miligramos/seg • 3.56 lbs/hr x (1kg/2.205 lbs) x(1000g/1kg) x (1000mg/1g) x (1hr/60 min) x (1min/60 seg) = 448 mg/seg

19. Factores de conversión - IVVolumen métrico a volumen métrico • 1.35 x 109 km3 = Volumen de los océanos del mundo • 1.35 x 109 km3 x (103 m/1 km )3 x ( 103 litros/1m3) = 1.35 x 1021 litros • Factores de conversión: 1000m = 1km 1000 l = 1m3

20. Factores de Conversión - V Calcular la masa de 1.00 ft3 de Plomo (densidad=11.4g/ml) • 1.00 ft3 x (12 in/ft)3 x (2.54 cm/in)3 = 28,316.84659 cm3 • 2.83 x 104 cm3 x 11.4 g/cm3 = 322,620.0000 g • Resp. = 3.23 x 105 g = 3.23 x 102 kg

21. Tabla 1. 2 (p. 17) Unidades básicas SI Cantidad física (dimensión) Nombre de la unidad Abreviatura Masa kilogramo kg Longitud metro m Tiempo segundo s Temperatura kelvin K Corriente eléctrica amper A Cantidad de sustancia mol mol Intensidad luminosa candela cd

22. Tabla 1.3Prefijos decimales comunes usados con las unidades SI. Prefijo Prefijo Número Palabra Notación Símbolo Exponencial tera T 1,000,000,000,000 trillón 1012 giga G 1,000,000,000 billón 109 mega M 1,000,000 millón 106 kilo k 1,000 mil 103 hecto h 100 cien 102 deca da 10 diez 101 ----- --- 1 uno 100 deci d 0.1 décimo 10-1 centi c 0.01 centésimo 10-2 mili m 0.001 milésimo 10-3 micro  millonésimos 10-6 nano n 0.000000001 billonésimos 10-9 pico p 0.000000000001 trillonésimos 10-12 femto f 0.000000000000001 cuadrillonésimos 10-15

23. Unidades derivadas SI Cantidad Definición de Cantidad Unidad SI Área Longitud cuadrada m2 Volumen Longitud cúbica m3 Densidad Masa por unidad de volumen kg/m3 Velocidad Distancia recorrida por unidad m/s de tiempo Aceleración Velocidad cambiada por unidad de m/s2 tiempo Fuerza Masa por aceleración del objeto kg * m/s2 ( = newton, N) Presión Fuerza por unidad de area kg/(ms2) ( = pascal, Pa) Energía Fuerza por distancia recorrida kg * m2/s2 ( = joule, J)

24. Tabla 1.4Equivalencias comunes entre el Sistema Inglés y el SI Equivalentes CantidadUnidad SIEquivalentes SI ingleses Longitud 1 kilómetro (km) 1000 (103) metros 0.62 millas (mi) 1 metro (m) 100 (102 ) centímetros 1.094 yardas (yd) 1000 (103) millímetros 39.37 pulgadas (in) 1 centímetro (cm) 0.01 (10-2) metros 0.3937 pulgadas Volumen 1 metro cúbico (m3) 1,000,000 (106) 35.2 pies cúbicos centímetros cúbicos (ft3) 1 decímetro cúbico 1000 centímetros cúbicos 0.2642 galones (gal) (dm3) 1.057 cuartos (qt) 1 centímetro cúbico 0.001 dm3 0.0338 onzas líquidas (cm3) Masa 1 kilogramo (kg) 1000 gramos 2,205 libras (lb) 1 gramo (g) 1000 miligramos 0.03527 onzas (oz)

25. Tabla 1.4 (cont.)Equivalencias comunes entre el Sistema Inglés y el SI CantidadEquivalente inglés a SI Longitud 1 milla = 1.61 km 1 yarda = 0.9144 m 1 pie (ft) = 0.3048 m 1 pulgada = 2.54 cm (¡exactamente!) Volumen 1 pie cúbico = 0.0283 m3 1 galón = 3.785 dm3 1 cuarto = 0.9464 dm3 1 cuarto = 946.4 cm3 1 onza líquida = 29.6 cm3 Masa 1 libra (lb) = 0.4536 kg 1 libra (lb) = 453.6 g 1 onza = 28.35 g

26. Algunas relaciones de volumen en el SI Fig. 1.9

27. Material volumétrico de vidrio común en el laboratorio Fig. 1.10A

28. Distancia de la tierra al sol Océanos y mares de l mundo Atmósfera terresetre hasta 2500 km Trasatlántico Altura del monte Everest Elefante de la India Sangre en un humano normal Humano promedio 1.0 litro de agua Respiración normal de un adulto Pelota de béisbol Nivel del mar Grueso promedio Grano de sal de mesa de un cabello humano Célula bacteriana típica Diámetro promedio de una partícula de tabaco Diámetro del átomo no radiactivo más grande (cesio) Proteína típica Átomo de carbono Átomo de uranio Diámetro del átomo más pequeño (Hidrógeno) Molécula de agua Longitud Volumen Masa Algunas cantidades interesantes Fig 1. 11

29. Ejemplo 1.3 El volumen de un sólido irregular se puede determinar por la cantidad de agua que desplaza. Una probeta graduada contiene 19.9 ml. de agua. Cuando se agrega una pequeña pieza de galena, un mineral de plomo, se hunde y el volumen del agua aumenta a 24.5 ml. ¿Cuál es el volumen de la pieza de galena en cm3 y en litros. Vol (ml) = 24.5 ml – 19.9 ml = 4.6 ml Vol (cm3) = 4.6 ml x 1 cm3/ 1 ml = 4.6 cm3 Vol (litros) = 4.6 ml x 10 –3 litros/ml = 4.6 x 10 -3 litros (p. 20)

30. Problema del principio de Arquímedes Problema: Calcule la densidad de un objeto de metal de forma irregular que tiene una masa de 567.85 g si cuando es puesto en una probeta graduada de 2.00 litros conteniendo 900.00 ml de agua, el volumen final del agua en la probeta es 1,277.56 ml. Plan: Calcule el volumen de acuerdo a los distintos datos descritos en el problema , y calcule la densidad usando la masa dada . Solución: Volumen = 1,277.56 ml - 900.00 ml = 377.56 ml masa 567.85 g Densidad = = = 1. 50 g / ml volumen 377.56 ml

31. Definiciones - Masa y peso Masa – Es la cantidad de materia que contiene un objeto. kilogram - ( kg ) – Unidad básica de masa en el SI, es un cilindro de platino-iridio resguardado en París como un estándar. Peso – Depende de la masa de un objeto y de la fuerza del campo gravitacional que lo atrae.

32. Masa (lb) de Fibra Masa (lb) de Cable Ejemplo 1.4 - I (p.22) Las comunicaciones internacionales por computadora podrán transmitirse dentro de poco por cables de fibra óptica en el fondo del mar. Si un hilo de fibra óptica pesa 1.19 x 10 -3 lbs/m, ¿cuál es la masa (en kg) de un cable hecho de 6 hilos de fibra óptica, cada una lo suficientemente larga para unir Nueva York y París (8.84 x 103 km)?. Masa (kg) de cable Longitud (km) de Fibra 1 km = 103 m Longitud (m) de Fibra 2.205 lb = 1 kg 1m = 1.19 x 10 -3 lb 6 fibras = 1 cable

33. Ejemplo 1.4 - II Longitud (m) de fibra = 8.84 x 103 km x 103m / km = 8.84 x 106 m Masa (lb) de fibra = 8.84 x 106 m x 1.19 x 10-3 lb / 1m = 1.05 x 104 lb Masa (lb) de cable = 1.05 x 104 lb / 1 fibra x 6 fibras / 1 cable = 6.30 x 104 lb / cable Masa (kg) de cable = 6.30 x 104 lb / 1 cable x 1kg / 2.205 lb = 2.86 x 104 kg / cable

34. Densidades de algunas sustancias comunes Sustancia Estado físico Densidad (g/cm3) Hidrógeno Gas 0.000089 Oxígeno Gas 0.0014 Alcohol de grano Líquido 0.789 Agua Líquido 1.0 Sal de mesa Sólido 2.16 Aluminio Sólido 2.70 Plomo Sólido 11.3 Oro Sólido 19.3 Tabla 1.5 (p. 23)

35. Longitud (mm) de los lados Masa (mg) de Li Longitud (cm) de los lados Masa (g) de Li Volumen (cm3) Ejemplo 1.5 - I El litio (Li) es un sólido suave y gris que tiene la menor densidad de los metales. Si un pequeño bloque de litio pesa 1.49 x 103 mg y sus lados miden 20.9 mm by 11.1 mm por 11.9 mm, ¿cuál es la densidad del litio en g/ cm3 ? Densidad (g/cm3) de Li (p. 23)

36. Ejemplo 1.5 - II 1 g Masa (g) de Li = 1.49 x 103 mg x = 1.49 g Longitud (cm) de un lado = 20.9 mm x 1cm/10 mm = 2.09 cm Similarmente, los otros lados miden 1.11 cm y 1.19 cm Volumen (cm3) = 2.09 cm x 1.11 cm x 1.19 cm = 2.76 cm3 Densidad del Li = = 0.540 g/cm3 103 mg 1.49 g 2.76 cm3

37. Problema de aplicación - Densidad de un Metal Problema: El cesio es el metal más reactivo de la tabla periódica, ¿cuál es su densidad si un cubo de 3.4969 kg de Cs tiene lados de 125.00 mm cada uno? Plan: Calcule el volumen de las dimensiones del cubo, y calcule la densidad a partir de la masa y el volumen. Solución: longitud = 125.00 mm = 12.500 cm masa = 3.4969 kg x 1000g/kg = 3,496.9 g Volumen = (longitud)3 = (12.500 cm)3 = 1,953.125 cm3 masa 3496.9 g densidad = = =1.7904 g/ml volumen 1,953.125 cm3

38. 6 x103: Superficie solar (interior = 107 K) 3 683: Punto de fusión máximo de un metal (tungsteno) 1 337 punto de fusión del oro 600: Punto de fusión del plomo 373: Ebullición del H2O 370: Día lunar 273: Fusión del H2O 140: Nube externa de júpiter 120: Noche lunar 90: Punto de ebullición del oxígeno 27: Punto de ebullición del neón Cero absoluto (la mínima temperatura alcanzada  10-6 K) Algunas temperaturas interesantes Fig 1.12

39. 180 Grados Fahrenheit 100 Grados Celsius 100 Grados Kelvin Temperaturas de congelamiento y ebullición del agua Punto de ebullición del agua Punto de congelamiento del agua Fig 1.13

40. Escalas de temperatura e interconversiones Kelvin ( K ) - La “escala absoluta de temperatura” comienza en el cero absoluto y sólo tiene valores positivos. Celsius ( oC ) – La escala de temperatura usada en las ciencias, formalmente llamada centígrada, es la escala más comúnmente usada en el mundo, el agua se congela a 0oC, y hierve a 100oC. Fahrenheit ( oF ) – La escala usada comúnmente en Estados Unidos para los reportes del clima; el agua se congela a 32oF, y hierve a 212oF. T (en K) = T (en oC) + 273.15 T (en oC) = T (en K) - 273.15 T (en oF) = 9/5 T (en oC) + 32 T (en oC) = [ T (en oF) - 32 ] 5/9

41. Conversiones de temperatura El punto de ebullición del Nitrógeno líquido es - 195.8 oC, ¿cuál es la temperatura en grados Kelvin y Fahrenheit? T (en K) = T (en oC) + 273.15 T (en K) = -195.8 + 273.15 = 77.35 K = 77.4 K T (en oF) = 9/5 T (en oC) + 32 T (en oF) = 9/5 ( -195.8oC) +32 = -320.4 oF La temperatura normal del cuerpo humano es 98.6oF, ¿cuál es ésta en grados Celsius y Kelvin? T (en oC) = [ T (en oF) - 32] 5/9 T (en oC) = [ 98.6oF - 32] 5/9 = 37.0 oC T (en K) = T (en oC) + 273.15 T (en K) = 37.0 oC + 273.15 = 310.2

42. El número de cifras significativas en una medida depende del instrumento de medición Fig 1.15A

43. Reglas para determinar cuáles dígitos son significativos Todos los dígitos son significativos, excepto los ceros que se usan sólo para posicionar el punto decimal. 1. Asegúrese de que la cantidad medida tenga un punto decimal. 2. Inicie a la izquierda del número y siga a la derecha hasta encontrar el primer dígito que no sea cero. 3. A partir inclusive de ese dígito, todos los dígitos a la derecha son significativos. Los ceros que terminan un número y están antes o después del punto decimal son significativos; por tanto 1.030 ml tiene cuatro cifras significativas, y 5300. L tiene también cuatro cifras significativas. Debería asumirse que números como 5300 L tienen sólo dos cifras significativas. Un punto decimal terminal es a menudo utilizado para clarificar la situación, ¡pero la notación científica es la mejor!

44. Ejemplos de dígitos significativos en números Número - dígitos sig. Número - dígitos sig. 0.0050 L dos 1.34000 x 107 nm seis 18.00 g cuatro 5600 ng dos 0.00012 kg dos 87,000 L dos 83.0001 L cinco 78,002.3 ng seis 0.006002 g cuatro 0.000007800 g cuatro 875,000 oz tres 1.089 x 10 -6L cuatro 30,000 kg uno 0.0000010048 oz cinco 5.0000 m3 cinco 6.67000 kg seis 23,001.00 lbs siete 2.70879000 ml nueve 0.000108 g tres 1.0008000 kg ocho 1,470,000 L tres 1,000,000,000 g uno

45. Reglas para cifras significativas en los resultados 1. Para multiplicación y división. El número con la menor certeza limita la certeza del resultado. Por lo tanto, el resultado contiene el mismo número de cifras significativas que haya en la medida que tenga menos cifras significativas. Multiplique los siguientes números: 9.2 cm x 6.8 cm x 0.3744 cm = 23.4225 cm3 = 23 cm3 2. Para suma y sustracción. El resultado tiene el mismo número de decimales que la medición con el menor número de decimales. Ejemplo sumando dos volúmenes 83.5 ml + 23.28 ml = 106.78 ml = 106.8 ml Ejemplo sustrayendo dos volúmenes: 865.9 ml - 2.8121393 ml = 863.0878607 ml = 863.1 ml

46. Reglas para redondear números: 1. Si el dígito eliminado es mayor que 5, el número que le precede sube uno: 5.379 se redondea a 5.38 si quieren conservarse tres cifras significativas y a 5.4 si se requieren sólo dos. 2. Si el dígito que se elimina es menor que 5, el número que le precede queda sin cambio : 0.2413 se redondea a 0.241 si se requieren tres cifras y a 0.24 si se requieren dos. 3. Si el dígito eliminado es 5, el número precedente sube 1 si es impar y permanece sin cambio si es par: 17.75 se redondea a 17.8, pero 17.65 se redondea a 17.6. Si el 5 es seguido únicamente de ceros, se sigue la regla 3; si el 5 no está seguido de ceros, se sigue la regla 1: 17.6500 se redondea a 17.6, pero 17.6513 se redondea a 17.7 4. Asegúrese de conservar una o dos cifras significativas adicionales a lo largo de un cálculo que requiera varios pasos y redondéelas únicamennte en el resultado final. (En los problemas de aplicación y ejemplos de este libro redondeamos en los pasos intermedios del cálculo para mostrar el número correcto de cifras significativas.)

47. Errores de precisión y exactitud en mediciones científicas Precisión –Se refiere a la reproducibilidad o cuán cerca están unas de otras las mediciones de una serie . Exactitud –Se refiere a qué tan próxima está la medida del valor real. Error Sistemático -Produce valores que son o bien todos mayores o todos menores que el valor real. Error Aleatorio -En ausencia de error sistemático, produce algunos valores mayores y menores que el valor real.

48. La precisión y la exactitud en la calibración de laboratorio Masa (g) de agua Masa (g) de agua Número de prueba Número de prueba Masa (g) de agua Masa (g) de agua Número de prueba Número de prueba Fig. 1.17