quimica materia
DESCRIPTION
qui1TRANSCRIPT
Química 1
Capítulo 1
Introducción al estudio de la materia
Clasificación de la Materia
Materia
¿Es uniforme en
todas sus partes? Si No
Homogénea Heterogénea
¿Se puede separar con procedimientos físicos?
Si No
Sustancia pura
Mezcla homogénea (Solución)
¿Se puede descomponer
en otras sustancias
usando procesos químicos? No Si
Elemento (sustancia constituida por
un solo tipo de átomo)
Compuesto (sustancia constituida por
más de un tipo de átomo)
Clasificación de la materia
Materia heterogénea:
Mezcla heterogénea
Materia homogénea:
Mezcla homogénea = solución
Compuesto (2 o más tipos de átomos)
se representan mediante fórmulas
Elemento (1 sólo tipo de átomo)
se representan mediante símbolos (ver Tabla Periódica)
Cambios físicos y químicos
Cambios físicos
No hay transformación de la estructura de la
materia. Ejemplos: pulverizado, evaporación,
congelamiento, filtración.
Cambios químicos
Hay transformación de la materia, una(s)
sustancia(s) se convierte(n) en otra(s).
Ejemplos: combustión, oxidación, electrólisis.
Estructura del átomo
Núcleo central: está concentrada la masa del
átomo.
se encuentran los nucleones:
protones (p+)
neutrones (n°)
Alrededor del núcleo:
electrones (e-), masa muy pequeña.
Número atómico y Número de masa
Número atómico (Z): indica el número de
protones en el núcleo. Es característico para
los átomos de un determinado elemento.
ZX : 1H; 6C; 8O; 11Na; 29Cu
Número de masa (A): indica el número de
nucleones (protones + neutrones). Puede
variar en átomos de un mismo elemento.
AX: 12C, 13C; 63Cu, 65Cu
Isótopos
Átomos de un mismo elemento con diferente número de masa
Para el hidrógeno H:
1H 2H 3H
protio deuterio tritio
H-1 H-2 H-3
A 1 2 3
Z 1 1 1
n° 0 1 2
Masa atómica
Masa de un átomo
suma de las masas de protones, neutrones y
electrones del átomo
Se utiliza la unidad de masa atómica (uma)
1 uma = 1,67x10-24 g Se define también la uma como la doceava
parte de la masa de un átomo de C-12
1 átomo de C-12 pesa 12 uma
Masa atómica
Masa del protón = 1,67252x10-24 g
Masa del neutrón = 1,67495x10-24 g
Masa del electrón = 9,1095x10-28 g
La masa de un átomo de Cu-63 será:
la suma de las masas de 29 protones, 34 neutrones y 29 electrones del átomo =
29x1,67252x10-24 g + 34x1,67495x10-24 g + 29x9,1095x10-28 g
= 1,054777976x10-22 g
Para reportar el valor de la masa en unidades de masa atómica (uma), utilizando la equivalencia se tiene una masa aproximada de 63,27 uma,
luego, un átomo del isótopo Cu-63 pesa 63,27 uma
Determinación de la masa atómica promedio
Como todos los átomos de un elemento no tienen la misma masa (por la existencia de isótopos de un elemento, que no tienen la misma abundancia natural), en la Tabla Periódica de los Elementos se reportan valores promedio.
Masa atómica promedio = ( % xmasa) / 100
Por lo general se obtiene valores no enteros, aunque se suele aproximar. Ejm.
Para el hidrógeno: 1,008 1
Para el oxigeno: 15,9999 16
Ejercicios
1. El oxígeno tiene 3 isótopos con las siguientes
abundancias relativas y masas atómicas:
16O: 99,759 % y 15,9949 uma; 17O: 0,037 % y 17,0003 uma; 18O: 0,204 % y 18,0057 uma,
determine:
la masa atómica promedio del oxígeno
el número de protones y de neutrones presentes
en cada átomo del isótopo de 17O
Solución:
la masa atómica promedio del oxígeno
= (99,759x15,9949 uma + 0,037x17,0003 uma +
0,204 x 18,0057 uma) /100
= 15,9994 uma
Para cada átomo del isótopo de 17O :
número de protones = 8
número de neutrones = 9
Ejercicios
número de
protones
número de
electrones
número de
neutrones 50Cr+2 52Cr+3 53Cr
2. El cromo tiene cuatro isótopos estables naturales 50Cr, 52Cr
(51,9405 uma), 53Cr (52,9406 uma) y 54Cr (53,9389). Los
porcentajes de abundancia de los isótopos son 4,35%, 83,79%,
9,50% y 2,36%, respectivamente.
a. Determine la masa del isótopo más ligero del cromo, si se
sabe que la masa atómica promedio este elemento es
51,9962 uma.
b. Complete los espacios en blanco de la siguiente tabla:
En la Tabla Periódica
Cada elemento:
se representa por su símbolo
Tiene un determinado número atómico (Z),
que es un número entero, que indica el
número de protones.
Tiene una determinada masa (por lo general
valor no entero con alguna cifra decimal), que
al expresarse en uma, se refiere a la masa
promedio de los átomos del elemento.
Magnitudes fundamentales SI
Magnitud unidad símbolo o
abreviatura
Longitud metro m
Masa kilogramo kg
tiempo segundo s
temperatura Kelvin K
cantidad de
sustancia
mol mol
corriente eléctrica amperio A
intensidad luminosa candela cd
Múltiplos y submúltiplos
Múltiplos
Se utilizan prefijos
giga G 109
mega M 106
kilo k 103
Submúltiplos
Se utilizan prefijos
deci d 10-1
centi c 10-2
mili m 10-3
micro 10-6
área (L2)
volumen (L3)
densidad = masa / volumen (M/L3)
considere M = masa L = longitud
Magnitudes derivadas
Notación científica
La notación científica (o notación índice estándar) es una
manera rápida de representar un número utilizando
potencias de base diez. Esta notación se utiliza para poder
expresar muy fácilmente números muy grandes o muy
pequeños.
Los números se escriben como un producto: a x 10n
siendo:
a = número real mayor o igual que 1 y menor que 10
n = número entero (exponente)
La notación científica utiliza la coma para separar la parte
entera de la parte decimal.
Concepto de mol
Hace referencia a un número de unidades,
conocido como Número de Avogadro (NA)
NA = 602 200 000 000 000 000 000 000
= 6,022 x 1023
(notación científica)
es decir,
1 mol de partículas = 6,022 x 1023 partículas
Así un mol de átomos equivale a tener
6,022 x 1023 átomos
Concepto de mol
un mol de electrones equivale a tener
6,022 x 1023 electrones
Definición de mol (unidad de cantidad de sustancia):
Número de unidades igual al número de átomos presentes en 12 g de C-12
Como 1 mol de átomos = 6,022 x 1023 átomos
Así un mol de átomos de C-12, que equivale a tener
6,022 x 1023 átomos, pesará 12 g
Concepto de mol
Para cualquier elemento:
1 mol de átomos del elemento tendrá una masa
numéricamente igual a su masa atómica
(expresada en gramos)
Este valor en gramos se conoce como
MASA MOLAR
= masa de 1 mol de átomos
= masa de 6,022 x 1023 átomos
6,022 x 1023 átomos de H pesarán 1,008 g
6,022 x 1023 átomos de Cu-63 pesarán 63,27 g
Ejercicios
1. ¿Cuántos moles de Fe representan 25 g de este metal? Rpta. 0,448 moles
2. ¿Cuántos átomos de Mg hay en 5,0 g de este elemento?
Rpta. 1,24x1023 átomos
3. ¿Cuál es la masa (en mg) de un átomo de carbono?
Rpta. 1,99x10-20 mg
4. ¿Cuál es la masa (en kg) de 3,01x1025 átomos de Na? Rpta. 1,15 kg
Datos:
masas atómicas (uma): C 12 Na 23 Mg 24,3 Fe 55,8
NA = 6,022x1023
Masa molecular o peso-fórmula
Todos los compuestos se representan mediante
fórmulas:
Agua: H2O
Dióxido de carbono: CO2
Benceno: C6H6
Al utilizar las masas atómicas (en uma), se obtienen
las masas moleculares o peso-fórmula de los
compuestos
H2O: 2x1 + 1x16 = 18 uma
CO2: 1x12 + 2x16 = 44 uma
C6H6 : 6x12 + 6x1 = 78 uma
Masa molecular o peso-fórmula
Para cualquier tipo de compuesto (molecular
o iónico) se utiliza el término peso-fórmula.
Para sustancias moleculares se utiliza el
término masa molecular
Para el H2O: su masa molecular es 18 uma,
es decir, una molécula de H2O pesa 18 uma
Para el CO2 , su masa molecular es 44 uma
Para el C6H6, su masa molecular es 78 uma
Masa molecular o peso-fórmula
Para sustancias iónicas se debe utilizar el
término peso-fórmula o masa de la unidad-
fórmula
Para el NaCl: (23 + 35,5) su peso-fórmula es
58,5 uma, es decir, una unidad de NaCl pesa
58,5 uma
Para el CaCO3: (40 + 12 + 3x16) su peso-
fórmula es 100 uma
Para el Na2SO4: (2x23 + 32 + 4x16) su peso-
fórmula es 142 uma
Masa molar de un compuesto
Para cualquier tipo de compuesto (molecular o iónico) se utiliza el término masa molar
Masa molar = masa de 1 mol de unidades (moléculas o unidades-fórmula) del compuesto.
La masa molar es numéricamente igual al peso fórmula o masa molecular expresado en gramos.
Así se tiene que:
Para el H2O: su masa molecular es 18 uma, y la masa molar del H2O es 18 g
Para el CaCO3 , su peso-fórmula es 100 uma y su masa molar es 100 g
Masa molar de un compuesto
También se deduce que:
Para el H2O: si su masa molar es 18 g,
6,022 x 1023 moléculas de H2O pesan 18 g
o que en 18 g de agua hay 6,022 x 1023
moléculas
Para el CaCO3 , si su masa molar es 100 g,
6,022 x 1023 unidades-fórmula de CaCO3 pesan
100 g,
o que en 100 g de CaCO3 hay 6,022 x 1023
unidades-fórmula
Ejercicios
1. ¿Cuántos moles de NaOH hay en 1 g de este compuesto? Rpta. 0,025 moles
2. ¿Cuántas moléculas hay en 3,2 mg de H2O2?
Rpta. 5,67x1019 moléculas
3. ¿Cuál es la masa (en g) de 0,25 mol de ácido sulfúrico
H2SO4?
4. ¿Cuál es el volumen (en L) de 12,83x1024 moléculas de
C2H5 OH? (densidad C2H5 OH = 0,798g/cm3)
Datos:
masas atómicas (uma): H 1 C 12 O 16 Na 23
Mg 24,3 S 32 Fe 55,8
NA = 6,022x1023
Rpta. 24,5g
Rpta. 1,23 L
Fórmulas
Fórmula empírica
Relación mínima entre átomos de cada elemento que conforman el compuesto.
Fórmula molecular (o verdadera)
Indica el número de átomos que conforman una unidad-fórmula o molécula del compuesto.
Fórmula estructural
Presenta información adicional de la unión entre átomos.
Fórmulas
Fórmula estructural Fórmula molecular
C8 H9 O2 N
Fórmula empírica
C8 H9 O2 N
acetaminofén
Fórmulas
Fórmula estructural Fórmula molecular
C6 H6
Fórmula empírica
CH
Composición porcentual (en masa)
Cada compuesto posee una determinada
composición porcentual (en masa)
La composición porcentual está referida a los
porcentajes en masa de cada elemento que forma un
compuesto.
Si un compuesto está formado por los elementos X y
Z, para indicar su composición porcentual se deberá
señalar los % en masa de X y Z, es decir:
Composición porcentual:
% en masa de X =
% en masa de Z =
Composición porcentual (en masa)
Así, por ejemplo:
Para el agua, H2O, su composición
porcentual estará referida a los % de H y O
Composición porcentual del agua:
% en masa de H = = 11,19%
% en masa de O = = 88,81 %
1000154,18
9994,15x
1000154,18
008,12x
x
Ejercicios
Una muestra de óxido
de zinc que contiene
1,63 g de Zn y 0,40 g
de oxígeno.
Rpta.
% Zn = 80,3 %
% O = 19,7 %
Una muestra de 66,75
g de cloruro de
aluminio que contiene
13,5 g de aluminio.
Rpta.
% Al = 20,22 %
% Cl = 79,78 %
Determine la composición porcentual en:
Determinación de la fórmula empírica
y fórmula molecular
Para hallar la fórmula empírica se requiere de
la composición porcentual (en masa)
Para hallar la fórmula molecular o verdadera
se requiere un dato adicional (masa
molecular, número de átomos de uno de los
elementos en el compuesto, etc.)
Determinación de la fórmula empírica
y fórmula molecular
Hallar la fórmula empírica y la fórmula molecular o
verdadera de un compuesto que contiene
54,53 % de carbono; 9,15 % de hidrógeno y 36,32 %
de oxígeno (% en masa).
Se sabe que la masa molecular del compuesto es de
88,11 uma.
Ejemplo
Solución:
Para hallar la fórmula de este compuesto se debe
determinar los subíndices de CxHyOz
Tomando como base 100 g del compuesto:
nC: 54,53 g x (1 mol/12g) = 4,54 mol de C
nH: 9,15 g x (1 mol/1g) = 9,15 mol H
nO: 36,32 g x (1 mol / 16g) = 2,27 mol O
Determinando la relación mínima:
C: 4,54 / 2,27 = 2
H: 9,15 / 2,27 = 4,03
O: 2,27 / 2,27 = 1
Fórmula empírica : C2H4O1
masa de la fórmula empírica: 2 x 12 + 4 x 1 + 1x 16 = 44 g
masa molecular = 88 uma masa molar = 88 g 88 / 44 = 2
Fórmula molecular: C4H8O2
Por ejemplo, para la sustancia anterior, C4H8O2
Reacción de combustión completa
Si la sustancia contiene carbono, se produce
CO2(g); y si contiene hidrógeno, se produce H2O(l).
C4H8O2 + 5 O2 (g) 4 CO2 (g) + 4 H2O (l)
La ecuación de su combustión será:
Una reacción de combustión es aquella en la que una
sustancia se quema en presencia de oxígeno, O2(g).
sustancia + O2 (g) productos de combustión
Ejercicio
El ácido tereftálico es un compuesto que contiene
57,83 % de C, 38,55% de O y el resto de
hidrógeno.
a. Determine su fórmula molecular y la fórmula
empírica del si sabe que un recipiente que
contiene 7,98 x 1029 moléculas de este ácido
pesa 2,2 x108 g (descontado ya el peso del
recipiente).
b. Determine el número de moles de CO2 que se
puede producir con la combustión de 15 moles
de ácido tereftálico.