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CURSO PROPEDEÚTICO QUÍMICA
PROFR. ALFREDO SALGADO VARÓN
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1 OBJETO DE ESTUDIO DE LA QUÍMICA
La Química es una ciencia que estudia las propiedades, la composición, la estructura y los cambios queexperimenta la materia.
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Relación entre materia, energía y cambio
La materia tiene masa y ocupa un lugar en el espacio significa que es cuantificable, es decir, que se puede medir.
Todo cuanto podemos imaginar, desde un libro, un auto, la computadora, la silla en que nos sentamos y el agua que bebemos, o incluso algo intangible como el aire que respiramos, está hecho de materia.
Los planetas del Universo, los seres vivos como los insectos y los objetos inanimados como las rocas, están también hechos de materia.
Nosotros mismos somos materia
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CONCEPTO DE MATERIA
MATERIA: Todo aquello que ocupa un lugar en el espacio en cierto tiempo y manifiesta energía
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Eejem
Ejemplos de reactivo
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Ejemplo de reactivo:
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CAMBIO FÍSICO Y CAMBIO QUÍMICO
• CAMBIO FÍSICO: es aquél que tiene lugar sin transformación de materia. Cuando se conserva la sustancia original.
• CAMBIO QUÍMICO: es aquél que tiene lugar con transformación de materia. Cuando no se conserva la sustancia original.
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Al encender una vela, se observan cambios físicos y químicos de la materia. Clasifícalos relacionando las columnas: MATERIA 1. Parafina dura 2. Parafina derretida 3. Dióxido de carbono ESTADO DE AGREGACION a) Sólido b) Líquido c) Gaseoso a) 1a,2b,3c b) 1a,2c,3b c) 1b,2c,3a d) 1c,2a,3b
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A la materia la podemos encontrar comúnmente en tres estados de agregación.
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ESTADO SÓLIDO
• Presentan forma definida.
• Son incompresibles, no cambian su volumen al aplicar presión.
• Aumentan su volumen con la temperatura.
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ESTADO LÍQUIDO
• No tienen forma definida, adoptan la del recipiente.
• No alteran su volumen al comprimirlos.
• Aumentan su volumen con la temperatura.
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ESTADO GASEOSO
• No tienen forma definida, se difunden ocupando todo el espacio disponible.
• Se pueden comprimir, cambiando su volumen sin afectar su masa.
• Aumentan su volumen con la temperatura.
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Ejemplos de reactivos:
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TRANSFORMACIONES DE FASE
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LAS TRANSFORMACIONES DE FASE QUE SE PUEDEN PRESENTAR SON LAS SIGUIENTES:
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ELEMENTO, COMPUESTO, MEZCLA
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homogéneasheterogéneas
NaCl
La Materia
Mezclas Sustancias puras
se clasifica en
Metales No metales
Gases nobles
se clasifican en
disoluciones
llamadas
se clasifican en
covalentes iónicos
se clasifican en
Óxidos
Hidróxidos
Salesagua y azúcar
ejemplos
como son
Anhídridos Ácidos
ejemplo
como son
Compuestos Elementos
se clasifican en
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Sustancias simples
Sustancias Compuestas
Formadas por átomos
pertenecientes al mismo elemento
Formadas por la unión de
átomos de diferentes elementos
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Sustancias simples
Diamante: átomos de C
Oro: átomos Au
Bromo: moléculas diatómicas Br2
Cloro: moléculas diatómicas Cl2
Mercurio: átomos Hg
Están formadas por átomos de igual Z átomos
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Sustancias Compuestas
AguaMoléculas
H2O
AmoníacoMoléculas NH3
Cloruro de hidrógeno
Moléculas HCl
Sal común: cloruro de sodio NaCl
Red cristalina de iones Cl- y Na+
Cuarzo SiO2
Red cristalina de átomos de Si y O
Están formados por la unión de átomos de diferente Z
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Ejemplo reactivo:
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¿Cómo está formada la materia?
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Demócrito, filósofo griego que vivió en el siglo IV a. C. propuso que, si se dividía la materia en trozos cada vez más pequeños, debería llegarse a una porción que ya no podría dividirse más.Por ello, llamó a estas partículas átomos, que en griego quiere decir "indivisible". Demócrito atribuyó a los átomos las
cualidades de ser eternos, inmutables e indivisibles.
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La imagen del átomo expuesta por Dalton en su teoría atómica, para explicar las leyes de la Quimica, es la de minúsculas partículas esféricas, indivisibles e inmutables.
1808 John Dalton
Hay distintas clases de átomos que se distinguen por su masa y sus propiedades. Todos los átomos de un elemento poseen las mismas propiedades químicas.
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1897 J.J. Thomson • Demostró que dentro de
los átomos hay unas partículas diminutas, con carga eléctrica negativa, a las que se llamó electrones.
De este descubrimiento dedujo que el átomo debía de ser una esfera de materia cargada positivamente, en cuyo interior estaban incrustados los electrones.
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1911 E. Rutherford • Demostró que los
átomos no eran macizos, como se creía, sino que están vacíos en su mayor parte y en su centro hay un diminuto núcleo.
• Dedujo que el átomo debía estar formado por una corteza con los electrones girando alrededor de un núcleo central cargado positivamente.
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• 1913 Niels Bohr
• Explica los espectros discontinuos originados por la radiación emitida por los átomos excitados de los elementos en estado gaseoso.
• Propuso un nuevo modelo atómico, según el cual los electrones giran alrededor del núcleo en unos niveles bien definidos.
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Modelo atómico de Bohr
NÚCLEO
PROTONES
NEUTRONES
ELECTRONES
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• Los átomos de elementos más pesados albergan a varias capas de electrones.
• El orbital más externo determina cuantos enlaces puede formar un átomo al unirse a otros átomos
• Los electrones giran alrededor del núcleo en regiones del espacio denominados orbitales.
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• Todos los átomos de un elemento químico tienen en el núcleo el mismo número de protones. Este número, que caracteriza a cada elemento y lo distingue de los demás, es el número atómico y se representa con la letra Z.
SÍMBOLO DEL ELEMENTO
NÚMERO ATÓMICO
NÚMERO MÁSICO
EA
Z
A es la suma del número de
protones + neutrones
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PARA EL ELEMENTO QUE CONTIENE
• Numero atómico =Cantidad
de protones en el núcleo = 79
• Numero de masa = Suma
Protones + Neutrones= 197
• Neutrones =Numero de masa –
Protones= 197-79=118
• Cantidad de electrones= Cantidad de protones= 79
Recordemos que el átomo es eléctricamente neutro
79 p118n
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Ejemplo reactivo
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ISÓTOPOS
Aunque todos los átomos
de un mismo elemento
se caracterizan por tener
el mismo número atómico, pueden tener
distinto número de neutrones. Llamamos isótopos a las
formas atómicas de un
mismo elemento que se
diferencian en su número
de masa.
ISOTOPOS DEL HIDROGENO:
Protio, Deuterio y Tritio
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Para el ejemplo anterior¿DE QUE ELEMENTO SE TRATA?
• 79 p• 118n
• En la tabla periódica encontramos esta información para cada elemento
Los elementos se ubican en orden creciente de su numero atómico en la tabla periódica
Los elementos se ubican en orden creciente de su numero atómico en la tabla periódica
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Clasificación de Mendeleiev • La clasificación de Mendeleiev es la mas
conocida y elaborada de todas las primeras clasificaciones periódicas.
• Clasificó lo 63 elementos conocidos hasta entonces utilizando el criterio de masa atómica usado hasta entonces.
• Hasta bastantes años después no se definió el concepto de número atómico puesto que no se habían descubierto los protones.
• Dejaba espacios vacíos, que él consideró que se trataba de elementos que aún no se habían descubierto.
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“D. Mendeleev y L. Meyer 1869.”
Mendeleev “al estudiar las propiedades químicas y físicas de los elementos, se dió cuenta de que al acomodar los elementos por orden creciente según su masa atómica, aparentemente los elementos con propiedades similares seguían un patrón regular. Es decir, observó una periodicidad o repetición periódica de las propiedades de los elementos.” (Kotz, J & Treichel, P. 2003, p. 65)
Mendeleev clasificó los elementos en filas o
períodos y en columnas o grupos (familias). Reservó lugares para elementos desconocidos hasta entonces, de los cuales predijo sus propiedades.
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EJERCICIO
Número atómico• Número de masa• Cantidad de electrones y protones• Número de Neutrones • Grupo y periodo del elemento en la
Tabla• ¿Cómo se distribuyen sus
electrones?
Si28
14
Encuentra
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Los distintos elementos químicos se unen, combinan, entre si y forman las distintas sustancias que conocemos.
Las diferentes estructuras que conforman cuando se unen entre si, determinan las distintas propiedades o
características que posee la materia, es decir, que propiedades tendrá una sustancia en la naturaleza.
Enlace iónico
TIPOS DE ENLACES
Enlace metálico Enlace covalente
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En los compuestos iónicos no existen moléculas aisladas, sino redes cristalinas. En este ejemplo, cada catión Na+ está rodeado por 6 aniones Cl- y viceversa. Se forma así una red cristalina cúbica.
Lewis propuso representar las uniones mediante un diagrama punteado, similar al que acá se presenta:
El cristal de cloruro de sodio (sal) está formado por una red cúbica de iones sodio y cloruro.
ión de cloro Cl -
ión de sodio Na+
Micrografía electrónicade cristales de cloruro
de sodio (sal)
Sustancias iónicas
Una de las sustancias mas abundantes en nuestro planeta: la sal común. Su nombre químico es cloruro de sodio.
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Sustancias covalentes
Otra de las sustancias mas abundantes en nuestro planeta es el agua. Su molécula está formada por 1 átomos de oxígeno y 2 de hidrógeno que comparten pares de electrones.
Estructura de Lewis: dos pares de electrones compartidos
Fórmula molecular: los pares de electrones se reemplazan por guiones
Otro ejemplo: molécula de Flúor (F2). Un par de electrones compartidos.
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Sustancias metálicas Sus propiedades características pueden explicarse si se tiene en cuenta su estructura:
Iones positivos
Electrones móviles
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Ejemplo reactivo
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Ejemplo reactivo
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• FÓRMULA QUÍMICA Indica el numero relativo de átomos de cadaElemento en una sustancia
Na2SO4 (s)
No. de átomos
Tipos de átomos
Estado
En este caso vemos que existen en el compuesto 3 tipos diferentes de elementos:
Sodio (Na)
Azufre (S)
Oxígeno (O)
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Na2SO4 (s)
No. de átomos
Pasos para encontrar el peso fórmula
1. Determinar cuantos átomos de cada elemento
hay en la formula
• En este compuesto existen:
• 2 átomos de Sodio (Na)
• 1 átomo de Azufre (S)
• 4 átomos de Oxígeno (O)
2. Multiplicamos el número de átomos con su respectivo peso atómico (el peso atómico aparece
en la tabla periódica)
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• En este compuesto existen:
• 2 átomos de Sodio (Na) y el peso atómico del sodio es de 22.99 g
• 1 átomo de Azufre (S) y el peso atómico del Azufre es de 32.07 g
• 4 átomos de Oxígeno (O) y el peso atómico del Oxigeno es de 16 g
Calculamos 2 átomos Sodio (Na) * 22.99 g = 45.98 g 1 átomo de Azufre (S) * 32.07 g = 32.07 g 4 átomos de Oxígeno (O) * 16 g = 64 g
Sumando los resultados anteriores
45.98 g
32.07 g
64 g
142.05 g es el peso formula o peso molecular.
Na2SO4
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SOLUCIONES
SOLUCIONES
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COMPONENTES DE UNA SOLUCIÓN• SOLUTO: Es el componente
menos abundante en una solución, a menudo es un sólido.
• SOLVENTE: Es el componente
mas abundante de una solución, normalmente es líquido.
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Ejemplos de disoluciones importantes
Agua de Mar
El agua de mar se evapora para obtener sal común (cloruro de sodio, NaCl) y otros solutos que contienen.
En las partes secas del mundo se utiliza para obtener agua potable y de riego
El agua de mar se destila, o separa por un proceso llamado Ósmosis.
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Representación de cambios químicos: REACCIÓN QUÍMICA.
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ECUACIONES QUÍMICASI. Muestran las sustancias que inician una
reacción, las cuales se denominan REACTIVOS.II. Muestran las sustancias que se forman debido
a la reacción, las cuales se denominan PRODUCTOS.
III. Muestran la dirección a la cual progresauna reacción mediante una FLECHA (no es una igualdad).
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reactivo 1 + reactivo 2 → producto 1+ producto 2
Símbolo Significado+ Separa 2 o más reactivos o productos→ Separa reactivos de productos(s) Identifica el estado sólido(l) Identifica el estado líquido(g) Identifica el estado gaseoso(ac) Identifica la solución en agua
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PRINCIPIO DE CONSERVACIÓN DE LA MASA.
KI + Pb(NO3)2 PbI2 + KNO3
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Tipos de ecuaciones químicas:
1. Ecuaciones con palabras
hierro (s) + cloro (g) → cloruro de hierro (III) (s)
“El hierro en estado sólido reacciona con cloro en estado gaseoso para producir el sólido cloruro de hierro (III).”
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Ecuaciones químicas Fe (s) + Cl2 (g) → FeCl3 (III) (s) 1 Fe + 2 Cl → 1 Fe 3 Cl¿de dónde salió un átomo de cloro?
Todas las ecuaciones químicas deben mostrar que la materia se conserva, según la ley de la conservación de la masa, debe indicar que el número de átomos a ambos lados de la ecuación es el mismo.
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EJEMPLOS DE REACTIVOS
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FÓRMULAS QUÍMICASReglas simples para escritura
• Saber simbología• Cargas contrarias se
atraen• Primero se escribe el
+• Se cruzan las cargas
para que la suma de 0
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ÁCIDOS Y BASES
Ácido
Base
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Combustión
• Reacción entre un combustible y el oxígeno, por ejemplo cuando se quema la gasolina o el gas doméstico
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REACCIONES DE OXIDACIÓN REDUCCIÓN
Oxidación: Perdida de electrones
Reducción: Ganancia de electrones
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Ejemplo de reactivo