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QUÍMICA

QUÍMICA. ESCUELA : GESTION AMBIENTAL. NOMBRE : Ing. Verónica Cueva. FECHA : Abril – Agosto 2009. MEDICIONES FUNDAMENTALES. PRIMEROS PATRONES DE MEDIDA. Rápido Lento. Cerca - lejos. Pesado Liviano. Grande- Pequeño. Frío - caliente. MEDICIONES FUNDAMENTALES.

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Presentation Transcript

  1. QUÍMICA ESCUELA: GESTION AMBIENTAL NOMBRE: Ing. Verónica Cueva FECHA: Abril – Agosto 2009

  2. MEDICIONES FUNDAMENTALES

  3. PRIMEROS PATRONES DE MEDIDA Rápido Lento Cerca - lejos Pesado Liviano Grande- Pequeño Frío - caliente

  4. MEDICIONES FUNDAMENTALES

  5. SISTEMA INTERNACIONAL (S.I) • Sistema de unidades que utilizan la mayoría de países actualmente. • Se basa en el sistema decimal, distinto del Sistema anglosajón que utiliza fracciones. • Las magnitudes pueden ser de dos clases: Fundamentales y Derivadas.

  6. SISTEMA INTERNACIONAL (S.I) • Magnitudes Fundamentales: aquellas que no dependen de otras unidades como masa en Kilogramos o longitud en metros. • Magnitudes Derivadas: dependen de la intervención de dos o más unidades como: d, F.

  7. MAGNITUDES FUNDAMENTALES

  8. MAGNITUDES DERIVADAS

  9. PREFIJOS - MULTIPLOS

  10. PREFIJOS - SUBMULTIPLOS

  11. MEDICIONES METRICAS • LONGITUD: METRO • MASA: KILOGRAMO (1000g) • VOLUMEN: LITRO (1000ml) • TEMPERATURA: °C • TIEMPO: HORA

  12. MEDICIÓN METRICA DE LONGITUD

  13. MEDICIÓN METRICA DE MASA

  14. MEDICIÓN METRICA DE CAPACIDAD

  15. MEDICIÓN METRICA DE VOLUMEN

  16. FACTORESDECONVERSIÓN Fracción que permite resolver problemas que tienen diferentes unidades pero con la misma magnitud. Cantidad conocida y unidad(es) x Factor(es) de conversión = Cantidad en las unidades deseadas.

  17. Por ejemplo • 1 pulgada (in) < > 25,4 milímetros (mm) • 1 pie (ft) < > 0,3048 metros (m) • 1 yarda (yd) < > 0,914 metros (m) • 1 milla (mi) < > 1,61 kilómetros • 1 metro (m) < > 39,37 pulgadas (in)

  18. Ejemplos: • pasar 15 pulgadas a cm (factor de conversión: 1 pulg (in) = 2,54 cm) 15 in × (2,54 cm / 1 in) = 15 × 2,54 cm = 38,1 cm • pasar 25 m por s a km por h (factores de conversión: 1 km = 1000 ms, 1 h = 3600 s) 25 m/s × (1 km / 1000 m ) × (3600 s / 1 h) = 90 km/h

  19. Incertidumbre de Mediciones Ninguna medición es exacta al 100% • Precisión se refiere a la cercanía de una serie de medidas entre si. • Exactitud se refiere a que tan cerca del valor real se encuentra el valor medido. Dicho de otra manera exactitud tiene que ver con el grado de coincidencia de las mediciones con el valor verdadero.

  20. PRECISIÓN • La precisión se refiere a cuántoconcuerdan dos o másmediciones de unamismacantidad. 1

  21. EXACTITUD • La exactitudindicacuáncercaestáunamedición del valor real de la cantidadmedida. 1

  22. MEDICIONES FUNDAMENTALES

  23. CIFRAS SIGNIFICATIVAS (REGLAS) • Todos los enteros diferentes de cero son significativos. 2. Todos los ceros a la izquierda del (o que preceden al) primer dígito diferente de cero no son significativos. 0,00567 (3) 0,0089 (2) 3. Todos los ceros situados entre dígitos diferentes de cero son significativos. 207,08 (5) 0,0401 (3)

  24. CIFRAS SIGNIFICATIVAS (REGLAS) 4. Todos los ceros al final de un número con punto decimal son significativos 0,0670 (3) 400,00 (3) 5. En la multiplicación y división el número resultante no tiene más cifras significativas que el número menor de cifras significativas usadas en la operación. Ejemplo: ¿Cuál es el área de un rectángulo de 1,23 cm de ancho por 12,34cm de largo?. La calculadora nos da 15,1783 cm2 pero como el ancho sólo tiene tres cifras significativas escribiremos 15,2cm2.

  25. NOTACIÓN CIENTÍFICA • Suma y resta: • (7,4 x 103) + ( 2,1 x 10 3)= 9,5 x 10 3 • ( 4,31 x 104) + ( 3,9 x 103) = • ( 4,31 x 10 4) + ( 0,39 x 10 4) = 4,70 x 10 4 • (2,22 x 10-2)-(4,10 x 10-3)= (2,22 x 10-2)-(0,41 x 10-2) = 1,81 x 10-2 • Multiplicación y división • (8,0 x 10 4)x(5,0 x 10 2) = 40 x 10 6= 4 x 10 7 • 6,9 x 10 7/ 3,0 x 10 -5= 2,3 x 1012

  26. ELEMENTOS, ATOMOS Y LA TABLA PERIODICA

  27. NOMBRES Y SIMBOLOS

  28. LA TABLA PERIODICA 1. Clasificación y ubicación de los elementos: Metales, no metales y metaloides. 2. Se clasifica en: períodos (1 al 7) y grupos (I al VIII A y B) 3. Distribución de le elementos en la tabla periódica. 4. La tabla periódica actual

  29. PROPIEDADES FISICAS DE LOS ELEMENTOS

  30. GENERALIDADES DEL ATOMO Toda la materiaqueconocemosestáconstituidaporparticulasmuypequeñas, los átomos.

  31. GENERALIDADES DEL ATOMO z Número atómico

  32. ISÓTOPOS

  33. MASA ATOMICA Y MOLECULAR • La masa atómica de un átomo se calcula hallando la masa media ponderada de la masa de todos los isótopos del mismo. • La masa molecular (M) se obtiene sumando la masas atómicas de todos los átomos que componen la molécula.

  34. MASA MOLECULAR Ejemplo:Calcular la masa molecular del H2SO4 M (H2SO4) : H = 1,008 u · 2 S = 32,06 u · 1 O = 16,00 u · 4 = 98,076 u que es la masa de una molécula. Normalmente, suele expresarse comoM (H2SO4) = 98,076 g/mol

  35. ESTRUCTURA ATOMICA

  36. CONFIGURACION ELECTRONICA – ESTRUCTURA DE LEWIS

  37. NOMBRES Y FORMULAS

  38. IONES MONOATOMICOS ANIONES CATIONES F− ion fluoruro Cl− ion cloruro Br− ion bromuro I− ion ioduro S2− ion sulfuro Li+ ion litio Ca2+ion calcio Na+ ionsodio Fe2+hierro(II) o ferroso Fe3+hierro(III) o férrico Co2+ Co3+,Cu+ Cu2+

  39. IONES POLIATOMICOS

  40. NOMBRES - FORMULAS DE COMPUESTOS IÓNICOS Y SALES catión anión NaNO3Nitratode sodio FeCl2Clorurode hierro (II) o cloruroferroso K2MnO4 Manganato(VI) de potasio o manganato de potasio Na2CO3 Carbonatode sodio

  41. Mono 1 Di 2 Tri 3 Tetra 4 Hepta 7 Octa 8 COMPUESTOS BINARIOS DE NO METALES USO DE PREFIJOS SF6 hexafluoruro de azufre CO2 dióxido de carbono CCl4 tetracloruro de carbono CS2 disulfuro de carbono Mono 1 Di 2 Tri 3 Tetra 4 Hepta 7 Octa 8

  42. NUMERO DE OXIDACION EN COMPUESTOS POLIATOMICOS Anotar los números de oxidación mas conocidos de los elementos del compuestos. Multiplicar el número de oxidación de cada elemento por el subíndice apropiado. Escribir la ecuación. +2 +X -8 =0 X = +8-2 X = 6 N.O = 6 Na2SO4

  43. ENLACES QUIMICOS

  44. SON LAS FUERZAS QUE MANTIENEN JUNTOS A LOS ÁTOMOS EN UNA MOLÉCULA O IONES

  45. TIPOS DE ENLACES Enlace Iónico Enlace covalente polar Enlace covalente no polar Enlace metálico

  46. ENLACE IONICO Metal (electropositivo) + No-metal (electronegativo) CationAnion Na+ Cl- Enlace ionico NaCl

  47. ENLACE COVALENTE No-metal (electronegativo) + No-metal (electronegativo) En los dos elementos se tienden compartirdos o mas pares de electrones H· · Cl Enlace covalente H- Cl

  48. ENLACE COVALENTE POLAR Los átomos no compartenequitativamente los electrónes. • ·· ·· ·· :Cl ·x H:Cl · x H; :Cl–H HCl·· ·· ·· • ·· ·· ·· · O ·2x H Hx·O · x H; H–O–H H2O·· ·· ·· • ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· · O · +2xCl: :Clx·O ·x Cl: ; :Cl–O–Cl: Cl2O·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ··

  49. ENLACE COVALENTE NO POLAR • Puede ser: • Enl. covalente simple: Se comparten una pareja de electrones. • Enl. covalente doble: Se comparten dos parejas de electrones. • Enl. covalente triple: Se comparten tres parejas de electrones.

  50. SIMPLE 2 átomos de hidrógeno, c/u con un protón, comparten 2 electrones en un enlace covalente molecular hydrogen (H2) H—H

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