TEMA I- INTRODUCCION. CONCEPTO Y LEYES FUNDAMENTALES DE LA QUIMICA.

1. TEMA I- INTRODUCCION. CONCEPTO Y LEYES FUNDAMENTALES DE LA QUIMICA. • INTRODUCCION Y ANTECEDENTES HISTÓRICOS. Concepto de Ciencia. Objeto, importancia y clasificación de la Química. La materia. Clases de Materia - Sustancias puras: Elementos y compuestos.- Mezclas. Estados de agregación de la materia. Cambios de Estado. Transformaciones físicas y químicas. Aspectos energéticos de estas. • LEYES Y CONCEPTOS FUNDAMENTALES Leyes fundamentales de las transformaciones químicas. Teoría atómica de Dalton. Hipótesis de Avogadro. Símbolos y fórmulas. Formulación y nomenclatura de los compuestos inorgánicos. Masa atómica y masa molecular. Concepto de mol, número de Avogadro, volumen molar, equivalente químico. Determinación de fórmulas empíricas y moleculares Cálculos estequiométricos. Reactivo limitante. Rendimiento en los procesos químicos.

2. CONCEPTO DE QUÍMICAQuímica: Parte de la ciencia que se ocupa del estudio de la composición, estructura, propiedades y transformaciones de la materia, de la interpretación teórica de las mismas, de los cambios energéticos que tienen lugar en las citadas transformaciones y de los efectos producidos sobre ellas al añadir o extraer energía en cualquiera de sus formas.

3. Definición de materia • Materia, en ciencia, término general que se aplica a todo aquello que ocupa un espacio y posee los atributos de gravedad e inercia. • La cantidad de materia de un cuerpo viene medido por su masa que vamos a diferenciar del peso • Peso, medida de la fuerza gravitatoria ejercida sobre un objeto. En las proximidades de la Tierra, y mientras no haya una causa que lo impida, todos los objetos caen animados de una aceleración, g, por lo que están sometidos a una fuerza constante, que es el peso. • Los objetos diferentes son atraídos por fuerzas gravitatorias de magnitud distinta. La fuerza gravitatoria que actúa sobre un objeto de masa m se puede expresar matemáticamente por la expresión • P = m · g • La aceleración de la gravedad, g, es la misma para todas las masas situadas en un mismo punto, pero varía ligeramente de un lugar a otro de la superficie terrestre.

4. PROPIEDADES DE LA MATERIA • FÍSICAS( SON PERCEPTIBLES A TRAVES DE LOS SENTIDOS) y será una propiedad que tiene una muestra de materia mientras no cambie su composición. • EXTENSIVAS (DEPENDEN DEL TAMAÑO DE LOS CUERPOS) • INTENSIVAS O ESPECÍFICAS (SON CARACTERÍSTICAS DEL CUERPO QUE SE CONSIDERE E INDEPENDIENTES DE SU FORMA Y TAMAÑO. EJ: color, olor, p. de fusión..) • QUÍMICAS( SON AQUELLAS QUE SE PONEN DE MANIFIESTO CUANDO EL SISTEMA SE TRANSFORMA EN OTRO DE NATURALEZA DIFERENTE) una o mas muestras de materia se convierten en nuevas muestras de composición diferente.

5. CLASIFICACIÓN DE LOS SISTEMAS MATERIALES:Partes aisladas de la materia que a su vez se pueden comportar como: Estables (con el tiempo no experimenta modificación)Metaestables Inestables (tienden a transformarse espontáneamente) CLASIFICACIÓN: • HOMOGENEOS: Presenta en todas sus partes las mismas propiedades intensivas • SUSTANCIAS PURAS: ELEMENTOS Y COMPUSTOS • DISOLUCIONES sonmezclas homogéneas de dos o más sustancias • HETEROGENEOS:Presentan propiedades intensivas que varían de unas zonas a otra. Cada conjunto de zonas con propiedades intensivas iguales recibe el nombre de fase. La superficie de separación entre ellas se llama interfase. Ej: el granito, mica, cuarzo…

6. Sustancia pura, forma de materia HOMOGÉNEA de composición uniforme e invariable y cuyas propiedades físicas y químicas son idénticas, sea cual sea su procedencia. • Las sustancias puras se identifican por sus propiedades características, es decir, poseen una densidad determinada y unos puntos de fusión y ebullición propios y fijos que no dependen de su historia previa o del método de preparación de las mismas. Por ejemplo, el agua pura, tanto si se destila del agua del mar, se toma de un manantial o se obtiene en una reacción química por unión del hidrógeno y el oxígeno, tiene una densidad de 1.000 kg/m3, su punto de fusión normal es 0 °C y su punto de ebullición normal es 100 °C. • Las sustancias puras a su vez las clasificamos en: elementos y compuestos

7. Elemento químico, sustancia formada por un solo tipo de átomos (unidades que forman la materia) que no puede ser descompuesta o dividida en sustancias más simples por medios químicos ordinarios. • Se conocen actualmente 112 tipos de átomos diferentes luego existiran 112 elementos químicos. Podemos obtener aproximadamente 90 de esos elementos a partir de fuentes naturales. El resto no aparecen de forma natural y solamente los podemos obtener de forma artificial, bombardeando los núcleos atómicos de otros elementos con núcleos cargados o con partículas nucleares. Dicho bombardeo puede tener lugar en un acelerador de partículas (como el ciclotrón), en un reactor nuclear o en una explosión nuclear. • Una ordenación especial y una lista completa de los elementos en forma de tabla la encontramos en la Tabla Periódica de los elementos. La estudiaremos en un tema posterior y la utilizaremos a lo largo de la mayor parte del temario.

8. Compuesto químico, sustancia formada por dos o más elementos que se combinan en proporción invariable y unidos firmemente mediante enlaces químicos. Se han identificado millones de compuestos químicos diferentes. En algunos casos podemos aislar una molécula de un compuesto. • Una molécula es la entidad mas pequeña posible en la que se mantienen las mismas proporciones de los átomos constituyentes que en el compuesto químico. • El agua, por ejemplo, está formada por tres átomos dos de hidrógeno unidos a un solo átomo de oxígeno. Hay otras moléculas mocho mas grandes por ejemplo la gammaglobulina, proteina de la sangre, formada por 19996 átomos sólo de cuatro tipos: carbono, hidrógeno, oxígeno y nitrógeno.

9. Símbolos y fórmulas químicas. • los símbolos químicosson los distintos signos abreviados que se utilizan para identificar los elementos químicos en lugar de sus nombres completos. Como por ejemplo : carbono, C; oxígeno, O; nitrógeno, N; hidrógeno, H; cloro, Cl; azufre, S; magnesio, Mg; aluminio, Al; cobre, Cu; plata, Ag; oro, Au; hierro, Fe. • La mayoría de los símbolos químicos se derivan de las letras del nombre del elemento, principalmente en español, pero a veces en inglés, alemán, francés, latín o ruso. La primera letra del símbolo se escribe con mayúscula, y la segunda (si la hay) con minúscula. Los símbolos de algunos elementos conocidos desde la antigüedad, proceden normalmente de sus nombres en latín. Por ejemplo, Cu de cuprum (cobre), Ag de argentum (plata), Au de aurum (oro) y Fe de ferrum (hierro). Este conjunto de símbolos que denomina a los elementos químicos es universal. • Los símbolos de los elementos pueden ser utilizados como abreviaciones para nombrar al elemento, pero también se utilizan en fórmulas y ecuaciones para indicar una cantidad relativa fija del mismo. El símbolo suele representar un átomo del elemento. Sin embargo, los átomos tienen unas masas fijas, denominadas masas atómicas relativas, así que los símbolos representan a menudo una masa atómica del elemento o mol.

10. Formulas Químicas. Son la representación abreviada de un compuesto y expresa los distintos átomos que la componen. A partir de ella se puede determinar:- los elementos de que está formado y el número de átomos de cada tipo que contiene su molécula.- Su composición centesimal - El estado de oxidación de los elementos que lo forman.- Su peso molecular. • TIPOS DE FÓRMULAS • EMPÍRICAS Nos indica el nº relativo de átomos de cada elemento que entran en el mismo. • MOLECULARES Nos informa del nº exacto de átomos de cada especie que constituyen la molécula • La mayoría de las sustancias son compuestos formados por combinaciones de átomos. La fórmula del agua, H2O, indica que por cada dos átomos de hidrógeno está presente un átomo de oxígeno. La fórmula muestra así mismo que el agua es eléctricamente neutra, e indica también que (debido a que las masas atómicas son H = 1,01, O = 16,00) 2,02 unidades de masa de hidrógeno se combinan con 16,00 unidades de masa de oxígeno para producir 18,02 unidades de masa de agua. Puesto que las masas relativas permanecen constantes, las unidades de masa pueden ser expresadas en toneladas, kilogramos, libras o cualquier otra unidad siempre que la masa de todas las sustancias sea expresada en las mismas unidades. • En forma similar, la fórmula del dióxido de carbono es CO2; la del octano, C8H18; la del oxígeno, O2 y la de la cera de velas (parafina) CH2. En cada caso, los subíndices (dado por supuesto que significa 1 si no aparece ningún subíndice) muestran el número relativo de átomos de cada elemento en la sustancia. El CO2 tiene 1 C por cada 2 O, y el CH2 tiene 1 C por cada 2 H.

13. Pero, ¿por qué escribir O2 y C8H18 en lugar de escribir simplemente O y C4H9, que indican las mismas relaciones atómicas y de masas? Los experimentos demuestran que el oxígeno atmosférico no consiste en átomos individuales (O), sino en moléculas formadas por parejas de átomos (O2); la relación entre el carbono y el hidrógeno en las moléculas de octano es de C 8 y H 18 y no otra combinación de átomos de carbono y de hidrógeno. Las fórmulas del oxígeno atmosférico y del octano son ejemplos de fórmulas moleculares. El agua está formada por moléculas de H2O, y el dióxido de carbono por moléculas de CO2. Por eso el H2O y el CO2 son fórmulas moleculares. Sin embargo, la cera de las velas (CH2), por ejemplo, no está formada por moléculas que contienen un átomo de carbono y dos átomos de hidrógeno, sino que en realidad consiste en cadenas muy largas de átomos de carbono, en las cuales la mayoría de éstos están unidos a dos átomos de hidrógeno además de estar unidos a los dos átomos de carbono vecinos en la cadena. Estas fórmulas, que expresan la composición atómica relativa correcta, pero no la fórmula molecular, se llaman fórmulas empíricas. • Se puede decir que todas las fórmulas que son múltiplos de proporciones más simples, representan moléculas: las fórmulas H2O2 y C2H6 representan a los compuestos peróxido de hidrógeno y etano. Y a su vez puede decirse que las fórmulas que presentan relaciones atómicas simples son fórmulas empíricas, a menos que la evidencia muestre lo contrario. Por ejemplo, las fórmulas NaCl y Fe2O3 son empíricas; la primera representa al cloruro de sodio (sal común) y la última al óxido de hierro (orín), pero en esos compuestos no están presentes moléculas individuales de NaCl o Fe2O3

14. CALCULO DE LA COMPOSICIÓN CENTESIMAL DE UNA SUSTANCIA Se determina a partir de su fórmula que como sabemos nos expresa su composición cualitativa y cuantitativa. Para determinar el porcentaje en peso en que interviene cada elemento en la constitución de la sustancia, el producto del número de átomos que aparece en la fórmula por su masa atómica se divide entre la masa atómica y se multiplica por 100.

15. DEDUCCIÓN DE LA FÓRMULA EMPÍRICA Y MOLECULAR • Las etapas para la obtención de la fórmula empírica son: • Composición elemental (puede ser en %) se divide entre la masa atómica→ Obtenemos la relación en moles se divide entre el nº de moles mas pequeño→ Obtenemos la relación entre los átomos en números sencillos→Fórmula empírica masa molecular → Fórmula molecular

16. TRANSFORMACIONES DE LA MATERIA • TRANSFORMACIÓN FÍSICA. Se dice que se ha producido una transformación física cuando una muestra de materia cambia alguna de sus propiedades físicas, aspecto físico, pero su composición permanece inalterada. Eje. Paso de agua sólida a agua líquida. • TRANSFORMACIÓN QUÍMICA. Se dice que se ha producido una transformación QUÍMICA cuando una muestra de materia se transforma en otra muestra de composición diferente. Eje. C2H5OH + 3O2→ 2CO2 +3H2O

17. LEYES EXPERIMENTALES DE LAS TRANSFORMACIONES QUÍMICAS • PONDERALES (Se refieren a las masas de las sustancias que intervienen en la reacción) • LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MAS (LAVOISIER) • LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS O DE LA COMPOSICIÓN CONSTANTE (PROUST) • LEY DE LAS PROPORCIONES MULTIPLES (DALTON) • LEY DE LOS PESOS DE COMBINACIÓN.(RICHTER-WENZEL • VOLUMETRICAS (se refieren a los volúmenes de las sustancias gaseosas) • LEY DE LOS VOLÚMENES DE COMBINACIÓN • LEY DE AVOGADRO

18. LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA (LAVOISIER) • En un sistema cerrado, sin intercambio con el exterior, la masa contenida en él permanece constante aunque se produzcan reacciones químicas en su interior. (en una reacción química, la cantidad de materia es la misma al final y al comienzo de la reacción)

19. LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS O DE LA COMPOSICIÓN CONSTANTE (PROUST)(ley de la composición constante) • Cuando dos o más sustancias se combinan para formar un compuesto, lo hacen siempre en una proporción en masa fija, constante. • ejemplo: en el agua, el oxígeno y el hidrógeno se combinan según la relación en masa 8/1. Calcula la cantidad de hidrógeno y oxígeno necesaria para formar 25g de agua: • 8 g de oxígeno se combinan con 1g de hidrógeno (proporciones definidas) y forman de acuerdo con la ley de la conservación de la masa. 9 g de agua: • 8g de O / 9 g de agua = x / 25 g agua; x = 22,22 g de oxígeno • 1 g de H / 9 g de agua = y / 25 g de agua; y = 2,78 g de hidrogeno

20. LEY DE LAS PROPORCIONES MULTIPLES (DALTON) • Cuando de la unión de dos elementos se puede formar más de un compuesto, se cumple que para una cantidad fija de uno de los elementos la relación en que se encuentra el otro es una relación numérica sencilla (2/1; 3/1; 3/2;..) • Se hacen reaccionar 2.23 g de Fe con oxígeno. Dependiendo de las condiciones, esa cantidad de Fe se combinan con 0.64 g o 0.96 g de oxígeno. Comprueba si se cumple la ley de las proporciones multiples. • 2.23 g de Fe, 0.96g de O/0.64 g de O = 1.5 = 3/2 luego se cumple

21. LEY DE LOS PESOS DE COMBINACIÓN (RICHTER-WENZEL) • La masa de elementos diferentes que se combinan con una misma masa de un elemento dado nos dan la relación con la aquellos se combinan entre sí, o bien múltiplos o submúltiplos de dichas masas. También se deriva de esta ley que las sustancias reaccionan entre sí equivalente a equivalente. • Eje. 1 g de hidrógeno se combina con 8 g de oxígeno para formar agua, y con 23 g de sodio para formar hidruro de sodio • 1g de H→8 g de oxígeno • →23 g de sodio • El oxígeno se combina con el sodio para formar un Oxido de sodio en la proporción 8/23. • Peso equivalente (peso de combinación) de un elemento es la masa de dicho elemento que se combina con 1.008 g de hidrógeno o con una cantidad equivalente a esta, como 8 g de oxígeno: • Peso equivalente = masa atómica/valencia

22. LEYES VOLUMETRICAS (se refieren a los volúmenes de las sustancias gaseosas) • LEY DE LOS VOLÚMENES DE COMBINACIÓN (GAY-LUSSAC) • Los volúmenes de los gases que intervienen en una reacción química están en una relación sencilla de números enteros. • LEY DE AVOGADRO.

23. MASA ATÓMICA Los átomos de los distintos elementos difieren unos de otros no sólo en el número atómico (número de protones de su núcleo), sino también en la masa.La masa de los átomos es tan pequeña, que si se midiera utilizando como unidad el kilogramo, resultarían números excesivamente pequeños y por tanto de difícil manejo.Para evitar este inconveniente lo más sencillo es elegir como unidad de masa para los átomos la masa de uno cualquiera de ellos. Se eligió el átomo de carbono de número másico 12. Una unidad de masa atómica (u) es la doceava parte de la masa del átomo (isótopo) de carbono de número másico 12; equivale a 1.6605655.10 -27 kg • Masa atómica, A, también llamada peso atómico de un elemento, es la masa de uno de sus átomos expresada en unidades de masa atómica. • Masa atómica relativa de un elemento es el número de veces que la masa media de sus átomos contiene a la doceava parte de la masa de un átomo de C-12. Esta es adimensional. Y representa la media de las masas isotópicas ponderadas, de acuerdo a las abundancias en la naturaleza de los isótopos del elemento.

24. El número atómico, la masa atómica y el símbolo químico de cada uno de los elementos conocidos vienen dados en el sistema periódico o tabla periódica. • Cuando dos átomos tienen el mismo número atómico, pero diferentes números másicos, se llaman isótopos. Algunos elementos tienen varios isótopos naturales, mientras que otros sólo existen en una forma isotópica. Se han producido cientos de isótopos sintéticos. Varios isótopos naturales y algunos sintéticos son inestables. • Métodos para obtener la masa atómica: • a) Ley de Doulong y Petit. Para un elemento sólido se cumple que: Masa atómica(A).Ce(A) ≈6.3 (Ce= calor específico en (cal/g) ºC) • b) A partir del peso equivalente (valencia . Peq =Masa atómica) • C) Por espectroscopía de masas. • Eje. Con los datos del espectro de masas se determina la razón de la masa del 16O y el átomo de 12C que es 1.33291. ¿Cuál es la masa de un átomo de 16O? • Solución: La razón de las masas es: 16O/ 12C = 1.33291 masa de 16O = 1.33291 x 12 u = 15.9949 u

25. Masa MolecularAl igual que sucedía con la masa de los átomos, el kilogramo no resulta adecuado como unidad de masa para las moléculas. Por eso se sigue tomando como unidad de masa la doceava parte de la masa de un átomo de C-12 • Masa molecular relativa, M, también llamada peso molecular de una sustancia, es el número de veces que la masa de una de sus moléculas contiene a la doceava parte de la masa de un átomo de C-12. Como las moléculas son consecuencia de la unión de átomos, es lógico que la masa molecular de una sustancia sea igual a la suma de las masas atómicas de los átomos que la componen,

26. Concepto de mol, Número de Avogadro y Volumen molar de un gas Mol es una unidad de cantidad de sustancia. Se define como la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales como átomos hay en 0.012kg de carbono 12. Tendremos que especificar a que entidades elementales se refiere (átomos, moléculas, iones, electrones….) Nº de Avogadro. Representa el número de átomos existentes en 0.012kg de C-12 y por consiguiente, el número de entidades elementales presentes en un mol de cualquier sustancia. Se representa por N0 = 6.022045 .1023 . Volumen molar de un gas. Volumen ocupado por un mol de gas, a partir de la hipótesis de Avogadro se deduce que en iguales condiciones de presión y temperatura un mol de cualquier gas ocupará siempre el mismo volumen, Vm. En el caso de que la presión sea de 1 atmosfera y la temperatura de 0ºC (273 K) llamadas condiciones normales (c.n.) el volumen del gas se conoce como Volumen molar normal y se ha comprobado experimentalmente que es igual a 22.4 litros.

27. Ecuación química. La ecuación química ajustada simboliza la naturaleza y cantidades de las sustancias que participan en un proceso o cambio químico. La relación entre las cantidades de las sustancias que intervienen en la ecuación química se denomina estequiometría. Una ecuación química ajustada es una ecuación algebraica, en la que se ponen las sustancias reaccionantes en el primer miembro y los productos de la reacción en el segundo, separados ambos miembros por un signo igual o por una flecha cuya punta indica el sentido en el que se produce la reacción. Cuando la reacción es reversible se pone una doble flecha. Las condiciones de la reacción se suelen poner por encima o debajo de la o las flechas.

28. Relaciones estequiométricas • Relaciones moleculares. • Relaciones en peso. • Relaciones peso-volumen y volumen - volumen

29. Formas de expresar las concentraciones de las disoluciones • Molaridad, M • Molalidad, m • Normalidad, N • Fracción molar