QUÍMICA ELEMENTAL

Ing. Lucas G. Mateo A.

¿QUÉ ES LA QUÍMICA?

La química es la ciencia que describe en qué forma la materia (que no es otra cosa que todos

aquellos materiales observables que constituyen nuestro universo) está

estructurada, de qué está compuesta, como cambia, y cuáles son las razones de su cambio.La ciencia, a su vez puede definirse como un

conocimiento sistematizado. La química es entonces, el conocimiento sistematizado de las

cosas del universo.

QuímicaParte de la ciencia que se ocupa del estudio de la

composición, estructura, propiedades y transformaciones de la materia.

Materia

es cualquier cosa

que tenga masa y

ocupa espacio

Ejemplos:

•Aire

•Alimentos

•Rocas

•Vidrio

La química se interrelaciona con otras ramas de la

ciencia como la física y la biología. La física tiene

que ver con la materia y movimiento y con los

fenómenos de la materia que no presenten

cambios en la composición química. La biología se

interesa por la naturaleza de la vida y por ello

abarca el estudio de los procesos químicos de los

organismos vivos. Muchas otras áreas también

tienen que ver con la química, por ejemplo: la

medicina, agricultura, la ingeniería y las

matemáticas.

EL METODO CIENTIFICO

• Observación

• Experimentación

• Ley

• Hipótesis

• Teoría

LAS RAMAS DE LA QUIMICA

• La química general

• La química analítica

• La química orgánica

• La química inorgánica

• La fisicoquímica

• La bioquímica

•El Sistema Métrico y

la Medición Científica

MASA Y PESO

• El peso cambia de un lugar a otro ya que varía

con la gravedad o con la ausencia de ella. Un

astronauta cuya peso es de 90 kilos en la

tierra, pesará solamente 15 kilos en la luna, sitio

en el cual la gravedad es 6 veces menor que la

de la tierra ( y nada en el espacio

exterior, donde la gravedad no existe).

EL SISTEMA METRICO

UNIDADES METRICAS

LONGITUD milimetro mm = 0.001 m

centimetro cm = 0.01 m

decimetro dm = 0.1 m

metro m = 1.0 m

kilometro km = 1000 m

VOLUMEN mililitro ml = 0.001 litro

litro l = 1.0 litro

MASA microgramo ug = 0.000001 g

miligramo mg = 0.001 g

gramo g = 1.0 g

kilogramo kg = 1000 g

CONVERSIONES METRICAS

• Conversión de unidades de longitud

• Conversión de unidades de volumen

• Conversión de unidades de masa

• Relaciones entre longitud y volumen

EL SISTEMA INGLES

CONVERSIONES DEL SISTEMA METRICO - INGLES

1 pulg = 2.54 cm

1.06 qt = 1.00 litro

1.000 lb = 453.6 g

UNIDADES INGLESAS

LONGITUD 12 pulg = 1 pie

3 pies = 1 yd

5280 pies = 1 milla

VOLUMEN 2 pt = 1 qt

4 qt = 1 gal

MASA 16 oz = 1 lb

2000 lb = 1 ton

DENSIDAD

•

DENSIDADES DE ALGUNAS SUSTANCIAS

Solidos y Liquidos Gases

g/ml a 20°C g/litro a 0°C

1 presión atmosferica

platino 21.45 cloro 3.17

oro 19.30 bióxido de carbono 1.96

mercurio 13.55 oxigeno 1.43

plomo 11.34 aire 1.29

hierro 7.86 nitrógeno 1.25

aluminio 2.70 neon 0.90

magnesio 1.74

agua 1.00

alcohol etilico 0.79

eter 0.71

EXACTITUD DE LAS MEDICIONES Y

CIFRAS SIGNIFICATIVAS

¿Qué es la notación científica?

• Una forma de escribir las cifras que dice cuantos

lugares hay que mover el decimal del coeficiente para

obtener el número original.

• 0.0065 cm = 6.5 x10E-3 cm

• 334000000000000 = 3.34 x 10E14

• Escribir en notación científica:

• 93000000

• 0.000000000000234

• Cambiar a notación decimal:

• 5.8 x10E5

• 6.2 x 10E-6

¿Qué es medir?

Es un proceso de comparación en el cual una cantidad

desconocida se compara con algún patrón conocido y donde el

valor medido se expresa en términos de la unidad patrón.

Mediciones directas: es aquella que se obtiene directamente de

las distintas escalas de los instrumentos de medición Ej.:

Cuando medimos con una longitud con un metro, la temperatura

en un termómetro, la velocidad en un velocímetro ,etc.

1 2 3 4 5

Las lecturas serán: 3.5 3.4 3.6 etc. Si observamos las

mediciones tienen cifras en común que es el 3 y es la cifra en la

que todos estamos de acuerdo y se llama cifras correctas. La

otra cifra 5 , 4, 6 en la que no todos estamos de acuerdo se

llama cifra dudosa o estimada.

Cifras significativas

• Las cifras significativas son aquellas que aparecen solo en mediciones directas o indirectas

• Son el conjunto que esta formado por las cifras correctas y la cifra dudosa o estimada

0 1 2 3 4 5 6 7

En la gráfica anterior la cifra correcta corresponde a 6 cm y la cifra estimada podría ser 0.2 cm, por lo tanto la longitud sería 6.2 cm, teniendo este número 2 cifras significativas. Cualquier dígito después del estimado es desconocido y no tiene sentido escribirlo 6.25 cm (incorrecto)

¿Cómo se las identifica?

• Cualquier dígito diferente de cero es significativo. 1234.56 6 cifras significativas

• Ceros entre dígitos distintos de cero son significativos.1002.5 5 cifras significativas

• Ceros a la izquierda del primer dígito distinto de cero no son significativos.000456 3 cifras significativas0.0056 2 cifras significativas

• Si el número es mayor que (1), todos los ceros a la derecha del punto decimal son significativos.457.12 5 cifras significativas400.00 5 cifras significativas

• Si el número es menor que uno, entonces únicamente los ceros que están al final del número y entre los dígitos distintos de cero son significativos.0.01020 4 cifras significativas

• Para los números que contengan puntos decimales, los ceros que se arrastran pueden o no pueden ser significativos. En este curso suponemos que los dígitos son significativos a menos que se diga los contrario.1000 1, 2, 3, o 4 cifras significativas. Supondremos 4 en nuestros cálculos0.0010 2 cifras significativas1.000 4 cifras significativas

• Supondremos que cantidades definidas o contadas tienen un número ilimitado de cifras significativas

NOTE: Es mucho más fácil contar y encontrar las cifras significativas si el número está escrita en notación significativa.

Identificación de cifras significativas

• Cuando se escribe un dato usando cifras significativas,

• todas las cifras escritas comprendidas entre 1-9 son significativas,

• los ceros a la izquierda nunca son significativos, independientemente de que estén en la parte entera o en la

parte decimal del número (p. ej. los dos primeros ceros de 0.082058 no son significativos,)

• los ceros intermedios (0.082058) son significativos

• los ceros finales de un dato real (14.00) son significativos

• los ceros finales de un dato entero (300) no son significativos; si se desea expresar que son significativos, se convierte el dato en real añadiendo un punto (300.) o se expresa en notación de mantisa y potencias de diez (3.00 x 102).

Reglas de redondeo

Cuando la cifra eliminada sea mayor que 5 la cifra retenida se incrementa

en 1

3.56 redondear a 2 c.s respuesta 3.6

Cuando la cifra eliminada es menor que 5 la cifra retenida no varia

3 . 3 3 Redondear a 2 c.s respuesta 3.3

Si la cifra eliminada es igual a 5 seguida únicamente de ceros o sin

ceros, si la cifra retenida es impar se aumenta en 1, si la cifra retenida es

par o cero permanece no varia

3 . 2 5 0 0 0 0 Redondear a 2 c.s respuesta 3.2

4.3500000 redondear a 2 c.s respuesta 4.4

Si la cifra eliminada es igual a 5 seguida de algún digito diferente de cero

.la cifra retenida aumenta en 1 sea par, impar o cero.

Ejemplo: redondear a 2 c.s las siguientes mediciones.

4.05002 resp 4.1 3.350001 resp 3.4 6.450002 resp 6.5

NOTACION EXPONENCIAL

Prefijo Símbolo Factor de multiplicación

tera T 1 000 000 000 000 1012

giga G 1 000 000 000 109

mega M 1 000 000 106

hecto h 100 102

deca da 10 101

_ _ 1 100

NOTACION EXPONENCIAL

Prefijo Símbolo Factor de multiplicación

deci d 1 / 10 10 -1

centi c 1 / 100 10 -2

mili m 1 / 1 000 10 -3

micro µ 1 / 1 000 000 10 -6

nano n 1 / 1 000 000 000 10 -9

pico p 1 / 1 000 000 000 000 10 -12

CALOR Y TEMPERATURA

El calor es una forma de energía. La energía

puede ser convertida de una forma a otras.

La unidad de energía calorifica que utilizaremos es

la caloría. Una caloría es la cantidad de calor

necesario para elevar 1°C la temperatura de un

gramo de agua. (Específicamente de 14.5°C a

15.5°C)

UNIDADES DE MEDICIÓN

•ELEMENTOS, ATOM

OS Y MOLES

Compuesto es cualquier sustancia pura que se pueden descomponer por medios químicos en dos o más

sustancias diferentes y más simples.

Elemento es cualquier sustancia pura que no se puede descomponer en algo más simple. Tiene un solo tipo de

átomo

Sustancia pura materia con composición física y propiedades características.

Átomo de

hidrógeno

Átomo de

hidrógeno

ESTADOS DE LA MATERIA

Estado Forma Volumen Partículas Compresibilidad

Sólido Definida Definido

Unidas

rígidamente;

muy

empacadas

Muy pequeña

Líquido Indefinida DefinidoMóviles,

unidasPequeña

Gaseoso Indefinida Indefinido

Independientes

y

relativamente

lejanas entre sí

Alta

ESTADOS DE LA MATERIA

PROPIEDADES DE LA MATERIA:

FISICAS Y QUIMICAS

Una propiedad es una característica por medio de

la cual una sustancia puede ser identificada y

descrita.

Las propiedades físicas pueden ser determinadas

sin que ocurra ningún cambio en la composición del

material. Son propiedades físicas comunes de las

sustancias, su estado de agregación (sólido, líquido

ó gaseoso), su color, olor y sabor, su densidad y su

temperatura de fusión y ebullición.

• Propiedades físicas: se pueden observar sin cambiar la composición de la sustancia- color, olor, sabor, densidad, punto de fusión y punto de ebullición.

Las propiedades químicas describen el

comportamiento de una sustancia cuando ésta

experimenta cambios en su composición.

Si colocamos una gota sobre un trozo de sodio

metálico se produce un cambio químico. La

materia que aparece después de la interacción del

sodio y el agua no es sodio ni agua. Las dos

sustancias han cambiado.

• Propiedades químicas: se observan sólo cuando la sustancia sufre un cambio en su composición. - Cuando el hierro se oxida, al quemar un papel.

CAMBIOS DE LA MATERIA: FISICOS

Y QUIMICOS• Los cambios físicos ocurren sin que se

produzca alteración en la composición química

de la materia.

• Los cambios químicos siempre alteran la

composición de la materia.

CAMBIOS FISICOS

Cambios químicos o reacciones químicas:

*Se forman nuevas sustancias. Las propiedades de las nuevas sustancias son diferentes de las sustancias

anteriores.

En un cambio químico

- puede producirse un gas,

- puede haber desprendimiento de calor,

- puede ocurrir un cambio de color o

- puede aparecer una sustancia insoluble.

Los elementos pueden sufrir cambio químico para producir compuestos nuevos:

Ejemplo:

Cl + Na (NaCl)

Son modificaciones que se pueden observar solo cuando se presenta un cambio en la composición de una

sustancia

FORMAS DE LA MATERIA:

HETEROGENIAS Y HOMOGENEAS

• En la materia heterogénea se puede detectar

mas de una parte y cada una de ellas tiene

propiedades diferentes. El granito por

ejemplo, es sólido heterogéneo constituido por

tres partes distintas apreciables a simple vista:

cuarzo, feldespato y mica. Cada una de estas

partes es de por sí homogénea.

Clasificación de la Materia

ATOMOS, MOLECULAS Y

COMPUESTOSSi tomamos como ejemplo una sustancia pura, y

lo dividimos en partículas mas pequeñas

podemos identificar cada una de esas partes; en

virtud de sus propiedades químicas y físicas. Sin

embargo llegamos a un punto en que la sustancia

no puede dividirse más sin que se destruyan sus

propiedades características. Hemos llegado a la

parte más pequeña de la materia que mantiene

ciertas propiedades de la sustancia pura; esta

parte más pequeña se denomina molécula.

Cada molécula de azúcar está constituida por tres clases diferentes de ladrillos de construcción: carbono, hidrógeno y oxigeno. Estos ladrillos se denominan elementos. Las partículas mas pequeñas de cada una de estas tres sustancias (o elementos) que mantienen ciertas propiedades de la sustancia se conocen con el nombre de átomos. El azúcar está constituido por moléculas, cada una de las cuales contiene 22 átomos de H, 12 átomos de C y 11 átomos de O, para un total de 45 átomos por molécula.

ELEMENTOS

Los elementos son sustancias puras compuestas

de una sola clase de átomos.

NOMBRE Y SIMBOLOS DE LOS ELEMENTOS

Nombre

Actual Simbolo

Nombre

Antiguo

Antimonio Sb Stibium

Cobre Cu Cuprum

Oro Au Aurum

Hierro Fe Ferrum

Plomo Pb Plumbum

Mercurio Hg Hydrargyrum

Potasio K Kalium

Plata Ag Argentum

Sodio Na Natrium

Estaño Sn Stannum

Tungsteno W Wolfram

SIMBOLOS DE ELEMENTOS

DERIVADOS DE SUS NOMBRES

ANTIGUOS

NOMBRES Y SIMBOLOS DE LOS ELEMENTOS MAS COMUNES

ELEMENTO SIMBOLO ELEMENTO SIMBOLO ELEMENTO SIMBOLO

Aluminio Al Fluor F Fósforo P

Antimonio Sb Oro Au Platino Pt

Argón Ar Helio He Potasio K

Arsénico As Hidrógeno He Radio Ra

Bario Ba Yodo I Silicio Si

Bismuto Bi Hierro Fe Plata Ag

Boro B Plomo Pb Sodio Na

Bromo Br Litio Li Estroncio Sr

Cadmio Cd Magnesio Mg Azufre S

Calcio Ca Manganeso Mn Estaño Sn

Carbono C Mercurio Hg Titanio Ti

Cloro Cl Neón Ne Tungsteno W

Cromo Cr Niquel Ni Uranio U

Cobalto Co Nitrógeno N Zinc Zn

Cobre Cu Oxigeno O

MASAS RELATIVAS DE LOS

ATOMOSEn 1826 el químico sueco Jons Jakob Berzeliusutilizando técnicas analíticas calculó las masas relativas de la mayoría de los elementos conocidos actualmente. Para completar esa lista tuvo que asignar un valor dado a la masa de uno de los elementos y luego calcular las masas de los otros elementos en relación al patrón asignado. Berzelius escogió el oxígeno como patrón y le asignó a su masa atómica un valor arbitrario de 100 para luego calcular los valores de masa de los átomos simples de los otros elementos en relación al átomo de oxigeno.

MASAS ATOMICAS RELATIVAS TABULADAS POR BERZELIUS EN 1826

(AL ATOMO DE OXIGENO SE LE HA ASIGNADO UN ESTANDAR DE 100.000)

ELEMENTO SIMBOLO

MASA

ATOMICA ELEMENTO SIMBOLO

MASA

ATOMICA

Aluminio Al 171.161 Nitrógeno N 88.518

Calcio Ca 256.019 Oxígeno O 100.000

Carbono C 76.437 Potasio K 489.916

Cloro Cl 221.325 Silicio Si 277.478

Oro Au 1.243.013 Plata Ag 1.351.607

Hidrógeno H 62.398 Sodio Na 290.897

Hierro Fe 339.213 Azufre Si 201.165

Plomo Pb 1.265.822 Estaño Sn 735.294

Francis William Aston (1877-1945). Químico y Físico inglés.

Recibió el premio Nobel de Química en 1922 por el desarrollo del

Espectrómetro de Masas.

Con un espectrógrafo se pueden tabular las masas de todos los elementos por comparación con un patrón arbitrario. En lugar de utilizar oxígeno con un valor de 100, como lo hizo Berzelius, el patrón moderno es la masa del tan común átomo de Carbono el cual se le ha asignado el valor exacto de 12. Esta lista de masas relativas es conocida como la escala de masas atómicas (escala de pesos atómicos). Dada la forma como fueron determinados, los valores de masa atómica carecen de unidades. Es conveniente sin embargo, hablar de estas masas relativas en términos de unidades de masa atómica, cuya abreviatura es uma.

MASAS ATOMICAS DE LOS ELEMENTOS MAS COMUNES

Nombre Simbolo

Masa

atómica Nombre Símbolo

Masa

atómica

Aluminio Al 26.98154 Litio Li 6.939

Antimonio Sb 121.75 Magnesio Mn 24.312

Argón Ar 39.948 Manganeso Mg 54.938

Arsénico As 74.9216 Mercurio Hg 200.59

Bario Ba 137.34 Neón Ne 20.183

Bismuto Bi 208.9804 Níquel Ni 58.71

Boro Bo 10.811 Nitrógeno N 14.0067

Bromo Br 79.909 Oxigeno O 15.9994

Cadmio Cd 112.40 Fósforo Pl 30.97376

Calcio Ca 40.08 Platino Pt 195.09

Carbono C 12.01115 Potasio K 39.098

Cloro Cl 35.453 Radio Ra (226)

Cromo Cr 51.996 Silicio Si 28.086

Cobalto Co 58.933 Plata Ag 107.870

Cobre Cu 63.542 Sodio Na 22.9877

Fluor F 18.99840 Estroncio Sr 87.62

Oro Au 196.967 Azufre S 32.064

Helio He 4.0026 Estaño Sn 118.69

Hidrógeno H 1.0079 Titanio Ti 47.90

Iodo I 126.9044 Tungsteno W 183.85

Hierro Fe 55.847 Uranio U 238.03

Plomo Pb 207.19 Zinc Zn 65.38

ISOTOPOS

• Durante el periodo comprendido entre 1907 y

1931, varios científicos encontraron que los

valores de la masa atómica del plomo variaban

de 206.4 a 208.4. Ahora sabemos que todos los

elementos pueden tener átomos de diferentes

masas. Cada uno de estos átomos se denomina

isótopo.

El espectro de masas de los tres isótopos del neón.

MOL. Cantidad de sustancia que contiene el mismo número de unidades elementales (átomos, moléculas, iones, etc.) que el número de átomos presentes en 12 g de carbono 12.

Cuando hablamos de un mol, hablamos de un número específico de materia. Por ejemplo si decimos una docena sabemos que son 12, una centena 100. Si compramos azúcar lo hacemos por kg, cualquier liquido por adquirimos por litros, es decir cada artículo tiene una unidad fundamental de medida. Así, en química la unidad fundamental para designar la cantidad de átomos, partículas, moléculas, o iones. Es el “mol” y equivale a 6.022 x 1023. Este número se conoce como Número de Avogadro.

1 MOL de un elemento = 6.022 x 10 átomo

NUMERO DE AVOGADROEl número de átomos contenidos en una mol de un

elemento ha sido determinado por más de una

docena de métodos y puede ser expresado con una

exactitud de seis cifras significativas. Esta

cantidad, se denomina número de Avogadro, como

reconocimiento al famoso físico italiano Amadeo

Avogadro, (1776 – 1856) quién formuló una

hipótesis que condujo a la determinación de éste

número.

Un mol de azufre, contiene el mismo número de átomos que un mol de plata, el mismo número de átomos que un mol de calcio, y el mismo número de átomos que un mol de cualquier otro elemento.

1 MOL de un elemento = 6.022 x 1023 átomos

Si tienes una docena de canicas de vidrio y una docena de pelotas de ping-pong, el número de canicas y pelotas es el mismo, pero ¿pesan lo mismo? NO. Así pasa con las moles de átomos, son el mismo número de átomos, pero la masa depende del elemento y está dada por la masa atómica del mismo.

Para cualquier ELEMENTO:

1 MOL = 6.022 x 1023 ÁTOMOS = MASA ATÓMICA (gramos)

TAMAÑO DE LOS ATOMOS

Según la tabla 2-4 sabemos que la densidad del

oro es 19.3 g/ml. Además sabemos que 197 g de

una mol de oro contiene 6.02 x 1023 átomos. A

partir de estos datos podemos hallar el valor del

volumen que ocupa un átomo de oro en estado

sólido.

CLASIFICACION DE LOS ATOMOS:

LA TABLA PERIODICAMuchos científicos en los años 1860 encontraron que una carta de los elementos ordenados ascendementecon relación a sus masas atómicas presentaban una repetición en las propiedades químicas y físicas de los elementos. Dos científicos, Julius Lothan Meyer (1830-1895) y Dmitri Ivanovich Mendelev (1834-1907) establecieron un arreglo o distribución de los elementos en forma casi simultanea en 1869. Sin embargo, teniendo en cuenta que Mendelevcontribuyó un poco más al entendimiento de la carta periódica, formuló la ley que dice: Las propiedades de los elementos son una función periódica de sus pesos atómicos (masas atómicas).