INTRODUCCIÓN

Naturaleza y propiedades de la materia.

LA QUÍMICA, es la ciencia que estudia las sustancias o especies químicas, existentes en la naturaleza o que puedan obtenerse en el laboratorio. Esta ciencia incluye en lugar muy destacado el estudio de las transformaciones de unas sustancias en otras, es decir, las reacciones químicas.

Materia es cualquier cosa que ocupa espacio y tiene masa.

Una sustancia es una forma de materia que tiene una composición definida y propiedades características.

• Salud y medicina

• Sistemas sanitarios

• Cirugía con anestesia

• Vacunas y antibióticos

• Energía y medio ambiente

• Combustibles fósiles

• Energía solar

• Energía nuclear

La Química proporciona nuevos materiales a la industria, nuevos

medicamentos, contribuye al conocimiento, preparación y

conservación de alimentos, y al conocimiento de los procesos

químicos que ocurren en los seres vivos. Su contribución al

desarrollo técnico, a la salud y al bienestar humano es muy

grande.

La Química: una ciencia para el siglo XXI • Materiales y tecnología

• Polímeros, cerámicos y cristales líquidos

• Superconductores de alta temperatura

• Nanotecnología

• Computación molecular • Agricultura y alimentos

• Cultivos modificados genéticamente

• Pesticidas “naturales”

• Fertilizantes especializados

Introducción

¿Cómo está formada la materia en su interior?

Desde los tiempos de la antigua Grecia, los pensadores venían haciéndose una pregunta, ¿cómo estaba constituida la materia en su interior?

Demócrito (S.V a.C.) introduce el término de átomo como la parte mas pequeña de la materia.

Lavoisier en 1787 utilizando una balanza, empezó a calcular el peso atómico de los elementos, distinguiendo entre elementos y compuestos. Fue el punto de partida de la Química como Ciencia.

John Dalton (1808) enunció unos postulados que le han valido el título de "padre de la teoría atómica-molecular". Dalton trató de buscar la explicación de las leyes ponderales que experimentalmente habían comprobado él y otros químicos europeos. Para él tenía que cumplirse que, ante todo, los átomos de cada elemento debían tener la misma masa.

Ley de la conservación de la masa (o de Lavoisier).

La masa de un sistema permanece invariable cualquiera que sea la

transformación que ocurra dentro de él;

esto es, en términos químicos,

la masa de los cuerpos reaccionantes es igual a la masa de los productos

de la reacción.

Ley de las proporciones definidas (o de Proust).

Cuando dos o más elementos se combinan para formar un determinado

compuesto lo hacen en una relación en peso constante independientemente

del proceso seguido para formarlo.

Esta ley también se puede enunciar desde otro punto de vista

Para cualquier muestra pura de un determinado compuesto los elementos que

lo conforman mantienen una proporción fija en peso, es decir, una proporción

ponderal constante.

Ejemplo: Así, por ejemplo, en el agua los gramos de hidrógeno y los gramos

de oxígeno están siempre en la proporción 1/8, independientemente del

origen del agua.

Ley de las proporciones múltiples (o de Dalton).

Las cantidades de un mismo elemento que se unen con una cantidad fija de

otro elemento para formar en cada caso un compuesto distinto están en la

relación de números enteros sencillos.

La ley de Proust no impide que dos o más elementos se unan en varias

proporciones para formar varios compuestos. Así, por ejemplo, el oxígeno y

el cobre se unen en dos proporciones y forman dos óxidos de cobre que

contienen 79,90 % y 88,83 % de cobre. Si calculamos la cantidad de cobre

combinado con un mismo peso de oxígeno, tal como 1g, se obtiene en cada

caso:

Ley de las proporciones recíprocas (0 de Richter).

Los pesos de diferentes elementos que se combinan con un mismo peso de

un elemento dado, dan la relación de pesos de estos Elementos cuando se

combinan entre sí o bien múltiplos o submúltiplos de estos pesos.

Así, por ejemplo, con 1g de oxígeno se unen: 0,1260 g de hidrógeno, para

formar agua; 4,4321 g de cloro, para formar anhídrido hipocloroso; 0,3753 g de

carbono para formar gas carbónico, 1,0021 g de azufre, para formar gas

sulfuroso, y 2,5050 g de calcio, para formar óxido cálcico. Pero los elementos

hidrógeno, cloro, carbono, azufre y calcio pueden a su vez combinarse

mutuamente y cuando lo hacen se encuentra, sorprendentemente, que estas

cantidades, multiplicadas en algún caso por números enteros sencillos, son las

que se unen entre sí para formar los correspondientes compuestos.

Los pesos de diferentes sustancias que se combinan con un mismo peso de

otra, dan la relación en que ellos se combinan entre sí (o multiplicada por un

número sencillo).

POSTULADOS DE LA TEORÍA

ATÓMICA DE DALTON

La materia está formada por

átomos, pequeñas partículas

indivisibles que no se pueden crear

ni destruir.

Todos los átomos de un elemento

tienen la misma masa y

propiedades.

Los átomos de diferentes

elementos tienen distinta masa y

propiedades.

Distintos átomos se combinan

entre sí en una relación numérica

sencilla y dan lugar a un

compuesto, siendo los átomos de

un mismo compuesto iguales.

Los protones en un núcleo son partículas con carga positiva, de manera

que se repelen entre sí. La fuerza que vence esa repulsión y las

mantiene unidas se llama fuerza nuclear fuerte, una fuerza que actúa

entre neutrones y protones en un núcleo, pero sólo a una distancia muy

corta.

Si el núcleo tiene una relación demasiado alta o demasiado baja de

neutrones y protones, por lo general será inestable y por lo tanto

radiactivo.

Las partículas alfa/beta y los rayos gamma son las tres formas más

comunes de radiación emitida por isótopos inestables o radiactivos. Las

tres fueron nombradas por un físico nacido en Nueva Zelanda llamado

Ernest Rutherford en la primera parte del siglo XX. Los tres tipos de

radiactividad son potencialmente peligrosos para la salud humana.

Átomos, protones, neutrones y partículas

Sustancia radiactiva (compuesto de uranio)

Cámara de plomo

Tipos de rayos emitidos por los elementos radiactivos

En las sustancias radiactivas los núcleos se descomponen emitiendo partículas α, β y radiaciones ɤ

la radiación beta recorre en el aire una distancia de un metro y es detenida por pocos centímetros de madera o una lámina de metal

la radiación gamma recorre cientos de metros en el aire y solo es detenida por una pared gruesa de hormigón o plomo

la radiación alfa recorre una distancia muy pequeña en el aire y son detenidas por una hoja de papel o por la piel

INTERACCIÓN DE LA RADIACIÓN CON LA MATERIA

Magnitudes atómicas

■ Número atómico Z

■ Número másico A

Número de protones que tiene en su núcleo. Determina el elemento de que se trata.

Número de nucleones que tiene en su núcleo (suma de neutrones y protones). Determina el isótopo del elemento del que se trate.

14

7 N 4

2He 17

8 O 2

1 H1

1H3

1H16

8 O 238

92 U

Representaremos a los átomos de un elemento mediante el simbolismo siguiente:

Z

A X

Protones

Neutrones

Electrones

donde X es el símbolo químico del elemento

7 2 8 8 1 1 1 92

7 2 8 9 0 1 2 146

7 2 8 8 1 1 1 92

Número másico (A) = Número atómico (Z) + Número de neutrones

A = Z + N

Z

A X donde X es el símbolo químico del elemento

Atomgewicht, peso atómico

Atomkern, núcleo atómico

Suele ser mayor que el número atómico, dado que los

neutrones del núcleo proporcionan a éste la cohesión

necesaria para superar la repulsión entre los protones

El número másico es además el indicativo de los distintos isótopos de un elemento. Dado

que el número de protones es idéntico para todos los átomos del elemento, sólo el

número másico, que lleva implícito el número de neutrones en el núcleo, indica de qué

isótopo del elemento se trata.

Magnitudes atómicas

Número de Número de l

Número de AX protonesZ

nucleonesA

neutronesN

Isót s = ≠ ≠ZAX

Isótopos = ≠ ≠

Isótonos ≠ ≠ =Isótonos ≠ ≠

Isóbaros ≠ = ≠≠ ≠

ISÓTOPOS DEL ÁTOMO

DE HIDRÓGENO

Protio Deuterio Tritio

Lig

ero

Pesado

ESPECTRÓMETRO DE MASAS

El espectrómetro de masas es un aparato que permite analizar con gran

precisión la composición de diferentes elementos químicos

e isótopos atómicos, separando los núcleos atómicos en función de su

relación carga-masa (z/m). Puede utilizarse para identificar los diferentes

elementos químicos que forman un compuesto, o para determinar el

contenido isotópico de diferentes elementos en un mismo compuesto.

El espectrómetro de masas mide razones carga/masa de iones, calentando

un haz de material del compuesto a analizar hasta vaporizarlo e ionizar los

diferentes átomos, el haz de iones produce un patrón específico en el

detector, que permite analizar el compuesto.

Lig

ero

Pesado

ESPECTRÓMETRO DE MASAS

Ligero

Pesado

Peso atómico del Ne = 20.1797g/mol

Lorenzo Romano Amadeo Carlo Avogadro (1776-1856)

Un mol de átomos de cualquier elemento contiene 6,02214x1023 átomos del elemento. Lo mismo es cierto de un mol de cualquier objeto (átomos, iones, moléculas).

Constante de Avogadro NA

1 mol de átomos de carbono = 12 gramos

Masa de 1 átomo de carbono 12 = 12 gramos/6.02214x1023 atómos (NA) =

1,9925x10-23 g

Cada muestra consiste en un mol de átomos del elemento.

32 g de

azufre

201 g de

mercurio

207 g de

plomo 64 g de

cobre

12 g de

carbono

Escribir la ecuación química ajustada

Pasar los datos a cantidad de sustancia (moles) n

Si es masa

molar

masan

M p V

nR T

Si es volumen de un gas

Si es volumen de una disolución

n M V

DATOS (expresados en moles)

Molaridad ·Volumen ( en Litros)

RESULTADOS (expresados en moles)

Mediante la proporción estequiométrica

Expresamos los resultados en las magnitudes que nos interesen

Si es masa

molarmasanM nRTV

p

Si es volumen de un gas

Si es volumen de una disolución

nV

M

Molaridad

METODOLOGÍA PARA RESOLVER LOS EJERCICIOS DE CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS

1

2

3

4

5

Unidades de concentración

La concentración de una disolución es la cantidad de soluto presente en una cantidad de disolvente o disolución.

Porcentaje de Masa (peso)

Fracción molar (x)

xA = moles de A

suma de moles de todos los componentes

100disolución de masa

soluto de masa

100disolvente de masa soluto de masa

soluto de masa masa de

=

=+

=

Formas de expresar la concentración de las disoluciones

M = moles de soluto

litro de disolución

Molaridad (M)

Molalidad (m)

m = moles de soluto

masa de disolvente (kg)

Normalidad (N)

N = equivalentes de soluto

litro de disolución

Las concentraciones muy bajas se expresan como:

ppm: partes por millón (g/g, mg/L)

ppb: partes por billón (ng/g, g/L)

Disolución concentrada

Disolución diluida

¿Cómo se hace una disolución?

Tabla 1.2 Unidades base del SI

Magnitud básica o fundamental

Nombre de la unidad Símbolo

Longitud metro m

Masa kilogramo kg

Tiempo segundo s

Intensidad de corriente eléctrica

amperio A

Temperatura kelvin K

Cantidad de sustancia

mol mol

Intensidad lumínica candela cd

FACTOR PREFIJO SÍMBOLO FACTOR PREFIJO SÍMBOLO

1024 yotta Y 10-1 deci d

1021 zetta Z 10-2 centi c

1018 exa E 10-3 milli, mili m

1015 peta P 10-6 micro

1012 tera T 10-9 nano n

109 giga G 10-12 pico p

106 mega M 10-15 femto f

103 kilo k 10-18 atto a

102 hecto h 10-21 zepto z

101 deka, deca

d 10-24 yocto y

Prefijos usados con las unidades del SI

Se queman 10 kg de pirita con una riqueza del 65% en exceso de oxígeno y transformado en H2SO4 con un rendimiento del 70%. Calcular el volumen y la masa de la disolución obtenida de H2SO4 si su densidad es 1.5 g/cm3 y su riqueza del 60%.

2 FeS2 + ½ O2 → Fe2O3 + 4SO2

½ O2 + SO2 → SO3

SO3 + H2O → H2SO4

10.000 g x 65/100 x 1/119,8g/mol = 54.257 moles de FeS2

2

2

2

2

FeS moles54.257

SO moles x

FeS moles 2

SO moles 4= X = 108,514moles de SO2

Moles de SO2 = moles de H2SO4 = 108,514 moles..

108.514 moles × 98 g/mol = 10634.36 g de H2SO4

10634.36 x 70/100 = 7444.06 g H2SO4

7444.06 × 100/60 = 12406.76 g de disolución de H2SO4

Volumen de disolución = =d

m12406,76 g/1.5 g cm-3= 8271.18 cm3

V = 8,271 litros

Para calcular M y N del sulfúrico

M = moles soluto / 1 litro de Disolución = = 9.18 M (7444.06 / 98) moles

8.271 litros

Normalidad = Molaridad Valencia = 9.18 x 2 =18.36 N