QUIMICA

1. QUIMICA Profesor Juan Francisco Silva Lab de Electrocatalisis Facultad de Quimica y biologia USACH juan.silva.r@usach.cl 7181136

2. Curso de QUIMICA INFORMACION GENERAL DEL CURSO Química General Ma 01-02 Vi 5-6 (sala 306) Ponderación de evaluaciones: Nota de teoría Primera PEP 33 % Segunda PEP 33 % EJERCICIOS33 % DE LA ASISTENCIA A CLASES La asistencia a clases de una asignatura será obligatoria en el porcentaje de 75% que establezca la unidad académica que la ofrece, a proposición del profesor, de acuerdo con la naturaleza de dicha asignatura. El incumplimiento de esta disposición, será sancionado por el departamento que dicte la asignatura, en lo que a implicancia en la evaluación final de la misma se refiere. Profesor Juan Francisco Silva Juan.silva.r@usach.cl -lab de Electrocatalisis Facultad de Quím y Biol

3. BIBLIOGRAFIA Curso de Química General: USACH. Facultad de Química y Biología.Varios Autores Química Chang R. Ed. Mc Graw Hill, 6a ó 7a Edición. Química La Ciencia Central BROWN – LeMAY – BURSTEN. Ed. Prentice Hall.  Química J.L.Ganuza-Ma. Pilar Casas-Ma. Pilar Queipo, Ed. MacGraw Hill

4. Química: el estudio de los cambios Comentarios previos Que es un Segundo Termodinámica G= H + T S Concepto de entropía

5. Clasificación de la materia La materia se clasifica en: Mezclas y sustancias A) Mezclas: Combinación de dos o más sustancias sin composición fija que conservan su identidad. Pueden separarse por métodos físicos. Ej: aire, bebida. Se clasifican en:

6. M. Homogéneas: Tienen una sola fase física cuya composición y propiedades son uniformes en todas partes del sistema, pudiendo variar de una muestra a otra. Ej: una solución acuosa de azúcar, el aire. M. Heterogéneas: Tienen más de una fase con sus componentes físicamente separados. Su composición y propiedades físicas varían de una parte a otra de la mezcla. Ej: barro.

7. B) Sustancias: Materia de composición constante y definida y propiedades que son distintivas. Sustancias como agua, azúcar, cobre difieren en su composición y propiedades como aspecto, olor, sabor, textura, etc., las identifican. Se clasifican en: Elemento: Sustancia formada por un solo tipo de átomos, y que no se descompone en otras más simples por métodos químicos.

8. Se conocen 105 elementos que se ordenan en la tabla o sistema periódico. Unos 90 se obtienen de fuentes naturales y el resto, artificialmente. Se abrevian mediante SIMBOLOS de una o dos letras (la segunda en minúscula) derivados de sus nombres griegos o latinos (los conocidos de la antigüedad). Los símbolos se deletrean. Ej: C, Ca, Cd, Ce, Cf, Cl, Cm, Co, Cr, Cs, Cu

9. Compuesto: Sustancia pura formada por dos o más elementos en proporciones fijas y unidos por enlaces químicos. Los compuestos tienen propiedades totalmente diferentes de las propiedades de los elementos constituyentes. Se representan mediante FORMULAS que corresponden a una molécula de sustancia, e incluyen los símbolos de cada elemento afectados de subíndices que indican el número de átomos.

10. Estados de la materia Existe en tres estados físicos: Sólido: átomos o moléculas en íntimo contacto. Forma estructuras ordenadas y rígidas llamadas cristales. Tiene forma y volumen definido. Líquido: separación de átomos o moléculas mayor que en sólidos. El movimiento de sus partículas confiere al líquido una de sus propiedades más distintivas: su capacidad de fluir. Tiene volumen definido pero su forma depende del recipiente. Gas: distancias entre átomos o moléculas mucho mayores que en líquidos. Siempre se expanden llenando completamente el recipiente que lo contiene. No tienen ni forma ni volumen definido.

12. LEYES PONDERALES Se refieren a las relaciones de pesos o masas entre los cuerpos que se combinan. • Ley de Conservación de la Masa (Lavoisier) • Ley de las Proporciones Definidas (Ley de Proust) • Ley de las Proporciones Múltiples (Ley de Dalton) Teoría Atómica de Dalton

13. Teoría Atómica de Dalton Esta teoría da explicación a las leyes ponderales. Sus postulados originales fueron:  La materia está constituida por unidades discretas e indivisibles llamadas átomos.  Un elemento es una forma de materia que no puede descomponerse en otras más simples por métodos ordinarios. Los elementos están formados por átomos de la misma especie,iguales en masa, tamaño y propiedades químicas.  Los átomos de distintos elementos tienen diferente masa, tamaño y propiedades químicas.  Los átomos son las unidades de los cambios químicos que involucran la combinación o el reordenamiento de átomos.

14. La teoría atómica de Dalton define: átomo: partícula más pequeña e indivisible de una sustancia que conserva todas sus propiedades y que forma parte de las combinaciones químicas. molécula: partícula más pequeña de un compuesto que existe en estado libre. Se mantienen las mismas proporciones de sus átomos constituyentes que en el compuesto y se conservan sus propiedades físicas y químicas. Las moléculas resultan de la unión de uno o más átomos.

15. Atomos y moléculas Microscopía de fuerza atómca

16. REACCION QUIMICA : Los compuestos se forman por la combinación de átomos en proporciones definidas Al2Br6 (AlBr3) + Al Br2

21. LEYES PONDERALES Se refieren a las relaciones de pesos o masas entre los cuerpos que se combinan. • Ley de Conservación de la Masa (Lavoisier) • Ley de las Proporciones Definidas (Ley de Proust) • Ley de las Proporciones Múltiples (Ley de Dalton) Teoría Atómica de Dalton

22. 1) Ley de Conservación de la Masa (Lavoisier) "En toda reacción química la masa es invariable”, “la materia no se crea ni se destruye, solo se transforma“. CuO + 2 HCl CuCl2 + H2O Oxido de Cobre (II) Cloruro de Hidrógeno Cloruro de Cobre (II) Agua Oxido Cúprico Acido Clorhídrico Cloruro Cúprico 79,5 g 72,8 g 134,3 g 18 g 152,3 g 152,3 g masa reactantes = masa de productos

23. mA Proust: = constante mB 2) Ley de las Proporciones Definidas (Ley de Proust) La relación entre las masas de los elementos que forman un compuesto determinado es constante. A B mA mB mAB AB

24. Razón de masas de un compuesto AB (Ley de Proust): Cloruro de sodio (NaCl) Sal común obtenido de sal de mar o sal de mina: 39% Na y 61% Cl 39% Na / 61% Cl = 0,639

25. Oxido de calcio (CaO) contiene 71,43% de calcio y 28.57% de oxigeno Agua (H2O) contiene 11.11% de hidrógeno y 88.89 % de oxígeno CaO H2O

26. 3) Ley de las Proporciones Múltiples (Ley de Dalton) “Si dos elementos forman más de un compuesto, los diferentes pesos de uno de ellos que se combinan con el mismo peso del otro, están en una razón de números enteros y pequeños”. Elementos A y Bforman Dalton: Compuesto 1 Compuesto 2 Pero nunca p/q = 1, pues se trataría del mismo compuesto!! mB p 1/2, 2/1, 3/2, 2/3, 1/3, ..., etc = = mA + mB mA + m’B m’B q

27. Oxido de cobre (I) Cu2O: 88,82% Cu 11,18% O Oxido de cobre (II) CuO: 79,88% Cu 20,12% O Compuesto 1: Compuesto 2:

28. Estructura atómica El átomo es eléctricamente neutro y la mayor parte es espacio vacío. Casi toda la masa atómica y toda su carga positiva reside en una región muy pequeña y densa, el núcleo, que contiene protones y neutrones. En torno al núcleo se mueven los electrones de carga negativa.

29. Partículas subatómicas fundamentales

30. Número atómico (Z): Indica el número de protones, que es igual al de electrones, cuando el átomo es neutro. Los átomos de un mismo elemento tienen el mismo Z. Masa atómica o peso atómico (A): o Es la suma de protones y neutrones. Entonces el número de neutrones = A - Z ó Nomenclatura:

31. El núcleo atómico permanece inalterado en una reacción química, pero el átomo puede ganar o perder electrones. ION Es una especie cargada formada a partir de átomos o moléculas neutras que han ganado o perdido electrones producto de un cambio químico. Un ion cargado positivamente es un catión. Un ion cargado negativamente es un anión.

32. ESCALA DE MASA ATÓMICAS Las masas atómicas son relativas, o sea, están referidas a un patrón tomado como unidad. Al principio la unidad fue la masa de hidrógeno pues era el más liviano y luego el oxígeno por su capacidad de combinación. Actualmente el patrón es uno de los isótopos del carbono (C-12), al que se asigna una masa igual a 12,00 unidades, llamada unidad de masa atómica (uma).

33. Las moléculas de un compuesto son iguales. Las moléculas de compuestos diferentes son distintas. La masa de una molécula (masa molecular) es la suma de las masas de los átomos (masas atómicas) que la forman. Ej: Determine la masa molecular de: H2O agua Fe2(SO4)3 sulfato de hierro (III) o sulfato férrico

34. Para poder manejar las partículas de materia, conviene expresarlas en unidades suficientemente grande. ¿Qué significa mol? El mol es la unidad básica del SI utilizada para medir cantidad de sustancia. Número de Avogadro 1 mol = 6.02 x 10 23 partículas representativas

35. 6.02 x 10 23 partículas representativas Moléculas Iones Átomos Electrones Número de Avogadro

36. MOL: Cantidad de sustancia que contiene 6.02 x 1023 partículas. Es una de las magnitudes básicas del Sistema Internacional (SI) de medidas. 1 mol de partículas contiene 6,02 x 1023 partículas 1 mol de átomos de C contiene 6,02 x 1023átomos de C 1 mol de moléculas de H2O contiene 6,02 x 1023moléculas de H2O.

37. Relación Matemática (regla de tres)

38. Determina el número de átomos en 2.50 moles de Zinc. Ejemplo. ¿Cuál es el número de moléculas dados en 11.5 moles de agua?

39. MASA MOLAR (MM) Masa que corresponde a un mol de sustancia y se expresa en g / mol. La masa molar del sodio es 23 g, es decir, 1 mol de átomos de sodio pesa 23 g. La masa molar del agua es 18 g, es decir, 1 mol de moléculas de agua pesan 18 g. La cantidad de sustancia (n) se relaciona con la masa (m) por la expresión:

40. ¿Cuántos gramos de Mn existen en 3.00moles de este elemento? Ejemplo

41. Determina la masa en gramos de 0.0450 moles de Cromo • Determina los moles de calcio en una muestra que contiene 25g. Ejercicios

42. La Fórmula Química Fórmula molecular : Notaciónquemuestra el tipo y número real de átomosdentro de unamolécula. Fórmula Molecular : C2H4 (etileno), C3H6 (propano), or C4H8 (butano) Formula EmpíricaNotaciónquemuestra el número y tipo de átomos en el númeroenteromáspequeñodentro de unamolécula. Para C2H4 (etileno), C3H6 (propano), or C4H8 (butano) F. Empírica : CH2 FórmulaEstructural Es unafórmulaquemuestra no sólo el númeronitipo de átomos, sinoquetambién la manera en la que los átomos se encuentranconectados entre sí.

43. 1 CH3CH2OH + O2 CO2 + H2O 3 2 3 ESTEQUIOMETRIA : Ajuste o balance de reacciones Las ecuaciones químicas deben estar ajustadas, de forma que se cumpla la ley de conservación de la masa: debehaber el mismo número de átomos de cada elemento a ambos lados de la ecuación, en los reactivos y en los productos. • Los coeficientes de una ecuación química representan el número de moléculas o el número de moles de reactivos y productos. Así: 1 mol de CH3CH2OH reaccionan con 3 moles de O2 para dar 2 moles de CO2 3 moles de H2O y RELACIÓN MOLAR

44. 1 CH3CH2OH + O2 CO2 + H2O CH3CH2OH + O2 CO2 + H2O 3 2 3 BALANCE DE ECUACIONES QUÍMICAS

45. NaCl + SO2 + H2O + O2 → Na2SO4 + HCl ? NaCl + ? SO2 + ? H2O + ? O2 → 1 Na2SO4 + HCl 2 NaCl + 1 SO2 + ? H2O + ? O2 → Na2SO4 + HCl 2 NaCl + SO2 + ? H2O + ? O2 → Na2SO4+ 2 HCl 2 NaCl + SO2+ 1H2O + ? O2 → Na2SO4 + 2 HCl 2 NaCl + SO2 + 1 H2O + 1/2 O2 → Na2SO4 + 2 HCl EcuaciónBalanceada (Remover coeficientesfraccionales): 4 NaCl + 2 SO2 + 2 H2O + 1 O2 → 2 Na2SO4 + 4 HCl

46. 1 CH3CH2OH + O2 CO2 + H2O 3 2 3 Fórm. molecular ________ _________ _________ _________ moles ________ _________ _________ _________ MM ________ _________ _________ ________ masa ________ _________ _________ _________

47. 1 CH3CH2OH + O2 CO2 + H2O 3 2 3 estequiometría 1 3 2 3 MM 46 g/mol 32 g/mol 44 g/mol 18 g/mol masa 200 g _________ _________ _________ moles ________ _________ _________ _________ Moles = masa MM Masa = moles × MM

48. 1 CH3CH2OH + O2 CO2 + H2O 3 2 3 ESTEQUIOMETRIA : Ajuste o balance de reacciones Las ecuaciones químicas deben estar ajustadas, de forma que se cumpla la ley de conservación de la masa: debehaber el mismo número de átomos de cada elemento a ambos lados de la ecuación, en los reactivos y en los productos. • Los coeficientes de una ecuación química representan el número de moléculas o el número de molesde reactivos y productos. Así: 1 mol de CH3CH2OH reaccionan con 3 moles de O2 para dar 2 moles de CO2 3 moles de H2O y RELACIÓN MOLAR

49. Análisis por combustión TREN DE COMBUSTIÓN