1. QUÍMICA GENERAL
Gestión Ambiental

2. Bibliografía Básica
BURNS, Ralph A. FUNDAMENTOS DE
QUÍMICA. Quinta Edición. Editada por
PEARSON México. 2011.

3. QUÉ ES QUÍMICA?

4. Ciencia que estudia:
La composición, estructura y
propiedades de la MATERIA así
como los cambios que ésta
experimenta durante las reacciones
químicas y su relación con la
ENERGÍA.

5. QUÍMICA INORGÁNICA
Se encarga del estudio integrado de la
formación,
composición,
estructura
y
reacciones de los elementos y compuestos
inorgánicos; es decir, los que no poseen
enlaces carbono-hidrógeno.
QUÍMICA ORGÁNICA
Química del carbono

6. ¿Por qué estudiar Química?
La química es básica para la comprensión de
muchos campos:
- Agricultura
- Astronomía
- Ciencia animal
- Geología
- Farmacia
- Ciencia de los materiales, etc.
Todos utilizamos
química en
nuestra vida
diaria
Aprender los
beneficios y los
riesgos asociados
a los productos
químicos

7. Relación de la Química con otras ciencias y la
industria

8. 1.1 MATERIA
 Sustancia de la que están hechas todas las
cosas materiales del universo.
 Es todo aquello que tiene MASA, INERCIA,
VOLUMEN y ocupa un lugar en el espacio.
Ejemplos:
•Aire
•Alimentos
•Rocas
•Vidrio
•Gases

9. MASA Y VOLUMEN
PROPIEDADES GENERALES

10. MASA:

Es una medida de la cantidad de
materia que posee un cuerpo. Incluso el
aire tiene masa

Unidad en el SI: kg

1 kg = 1000 g = 1 x 103 g

Se mide con balanza.

11. PESO:
Es la acción de la fuerza de la gravedad
sobre la masa de un objeto en particular
peso = G x masa
Una barra de 9 kg pesará
en la tierra, G = 9,8 m/s2
88,2 kg en la tierra
en la luna, G = 1,62 m/s2
15,87 kg en la luna

12. Un astronauta tiene una MASA de 65 Kg,
que pasa con la masa y el peso en:
a.
La Luna con gravedad de 0,17 veces
que la tierra.
b.
La Tierra.
c.
El Espacio.
d.
En Marte con una gravedad de 0,38
veces que en la tierra.

13. MASA: No cambia
PESO:
a.
Luna: Después de la Tierra y de
Marte.
b.
Tierra: El peso es el mas grande.
c.
Espacio: Carece de peso
d.
Marte: En segundo lugar

14. Cuanto pesaría usted en Marte?

15. VOLUMEN
Propiedad general de la materia.
El lugar que ocupa un cuerpo en el
espacio.
Unidad en el SI: m3

16. Ejercicio
¿Cuál es la masa de una sustancia que
tiene un volumen de 350 litros y una
densidad de 1,22 kg/m3?
¿Qué volumen ocupará 300 g de una
sustancia cuya densidad es 2,7 g/cm3?

17. ESTADOS DE LA MATERIA

SÓLIDO.- Tiene forma y volumen definido, es
rígido.

LÍQUIDO.- No tiene forma adopta la del
recipiente,
tiene
volumen
definido,
movimiento con fluidos.

GASEOSO.- No tiene ni forma ni volumen.
Adopta forma y volumen de recipiente.

19. Identifique el estado de los siguientes
materiales:

Oxígeno

Vapor de agua

Cera de vela

Alcohol

20. RESPUESTA

Gas

Oxígeno

Vapor de agua  Gas

Cera de vela

Sólido

Alcohol

Líquido

21. ESTADOS DE LA MATERIA

22. CAMBIOS FISICOS Y CAMBIOS QUÍMICOS
Fusión
Vaporización
Sólido
Líquido
Solidificación
Sublimación
Gaseoso
Condensación

23. ESTADOS FÍSICOS DE LA MATERIA
Estado
Sólido
Líquido
Forma
Definida
Indefinida
Gaseoso Indefinida
Volumen
Propiedades
submicroscópicas
Compresibilidad
Definido
Partículas en
contacto y
estrechamente
empaquetadas
Insignificante
Definido
Partículas en
contacto, pero
móviles
Muy poca
Indefinido
Partículas muy
separadas e
independientes
unas de otras
Alta

24. 1.3 ELEMENTOS Y COMPUESTOS

25. ELEMENTO.- Es la sustancia más fundamental, con
las cuales se construye todas las cosas materiales.
La partícula más pequeña que conserva las
propiedades del elemento es el átomo.
• Se encuentran naturalmente en la Tierra un total
de 85 elementos. Por ejemplo: oro, aluminio,
oxígeno, carbono.
• 34 elementos han sido creados por científicos,
como por ejemplo: el Americio, el Polonio.

26. Estado natural de algunos elementos. En el sentido de las agujas del
reloj, de arriba a la izquierda: (a) los líquidos bromo (Br2) y mercurio
(Hg); y (b) los sólidos iodo (I2), cadmio (Cd); fósforo (rojo) y cobre
(Cu).
26

28. P
er
io
d
1
IA
1A
1
H
2
Group**
1
1.008
3
Li
6.941
3
11
4
12
19
20
K
24.31
Ca
39.10
5
40.08
37
38
Rb
Sr
85.47
6
87.62
55
56
Cs
132.9
7
87
Fr
(223)
Ba
137.3
88
Ra
(226)
Lanthanide
Series*
Actinide
Series~
14
IVA
4A
6
15
VA
5A
7
16
VIA
6A
8
17
VII
A
9
7A
10.8
1
13
12.0
1
14
14.0
1
15
16.0
0
16
19.0
0
17
26.9
8
31
28.0
9
32
30.9
7
33
32.0
7
34
35.4
5
35
39.9
5
36
78.9
6
52
79.9
0
53
83.8
0
54
127.
6
84
126.
9
85
(210)
(210)
B
Be
9.012
Mg
A
2
8A
13
IIIA
3A
5
2
IIA
2A
Na
22.99
4
18
VIII
3
IIIB
3B
4
IVB
4B
5
VB
5B
6
VIB
6B
21
22
23
24
Sc
Ti
44.9
6
39
47.8
8
40
88.9
57
1
91.2
2
72
Y
La
*
138.
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9
Zr
Hf
178.
5
104
V
50.9
4
41
Nb
92.9
1
73
Ta
180.
9
105
Ac
~
Rf
(257)
Db
58
59
60
(227)
Ce
140.
1
90
Th
232.
0
Pr
140.
9
91
Pa
(231)
(260)
Nd
144.
2
92
U
(238)
Cr
52.0
42
0
7
VII
B
25
7B
M
n
54.9
4
43
8
Fe
55.8
5
44
Tc
Ru
W
Re
Os
95.9
74
4
183.
9
106
Sg
(263)
61
P
m
(147)
93
Np
(237)
186.
2
107
Bh
(262)
62
101.
1
76
190.
2
108
58.4
7
45
Rh
102.
9
77
Ir
Ni
58.6
9
46
Pu
A
m
(243)
C
m
(247)
63.5
5
47
Zn
65.3
9
48
Hg
64
157.
3
96
Cu
Au
63
152.
0
95
30
Pt
()
Gd
29
Cd
(266)
Mt
12
IIB
2B
Ag
106.
4
78
(265)
Hs
11
IB
1B
Pd
195.
1
110
Eu
(242)
Co
190.
2
109
S
m
150.
4
94
10
------- VIII ------27
28
------- 8 -------
26
M
o
(98)
75
9
---
65
Tb
158.
9
97
Bk
(247)
107.
9
79
197.
0
111
--()
66
Dy
162.
5
98
Cf
(249)
Al
Se
In
Sn
Sb
Te
Tl
Pb
204.
4
---
(254)
72.5
9
50
118.
7
82
207.
2
114
74.9
2
51
121.
8
83
Bi
209.
0
---
()
Es
S
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200.
5
112
164.
9
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P
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2
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4
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3
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(253)
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T
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168.
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(256)
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---
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70
173.
0
102
(254)
F
Cl
Br
He
4.00
3
10
Ne
20.1
8
18
Ar
Kr
I
Xe
At
Rn
131.
3
86
(222)
118
--()
71
Lu
175.
0
103
Lr
(257)
28

29. COMPUESTOS.- Son sustancias puras constituidas
por átomos de dos o más elementos químicos
combinadas unos con otros en proporciones fijas
definidas.
Agua (H2O)
Glucosa (C6H12O6)
Amoniaco (NH3)

31. 1.4 SUSTANCIAS PURAS Y
MEZCLAS

32. Sustancia pura materia con composición física y
propiedades características.
Átomo de
hidrógeno
Átomo de
hidrógeno
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

34. SUSTANCIAS PURAS SIMPLES
UN SOLO TIPO DE ÁTOMO
Mercurio (l)
átomo de Hg
Cloro(g)
átomo de Cl

36. Mezclas: son combinaciones de dos o más sustancias en las que cada una
conserva su propia identidad química y sus propiedades.
La composición de la mezcla puede variar. Ejemplo Taza de café con
azúcar
Mezclas homogéneas: conservan su composición en
todas sus partes y se forman por dos o más sustancias
puras. Uniformes en todos sus puntos.
Ejemplo: aire, solución de azúcar en agua, agua
carbonatada y vinagre.
Mezclas Heterogéneas: .no tienen la misma
composición, propiedades y aspecto en todos sus
puntos.
Ejemplo: aceite y agua, avena y agua.

37. Separación de mezclas
Para obtener una sustancia pura es
necesario separarla de una mezcla.
 Está separación se basa en las diferencias
de las propiedades físicas y químicas de los
componentes de la mezcla.
 Existen distintas separaciones:
- Decantación
- Filtración
- Destilación
- Tamizado


38. METODOS DE SEPARACIÓN DE
MEZCLAS

MEZCLAS HETEROGÉNEAS
1.-MEZCLAS SÓLIDO-LÍQUIDO:
Centrifugación
Filtración
Sedimentación
2.-MEZCLAS SÓLIDO-SÓLIDO:
Separación magnética
3.-MEZCLAS LÍQUIDO-LIQUIDO
Decantación

39. Tipos de separación:
Imán
Tamizado
Separación magnética Decantación
Filtración

40. METODOS DE SEPARACIÓN DE
MEZCLAS

MEZCLAS HOMOGÉNEAS:
1.-MEZCLAS SÓLIDO-LÍQUIDO:
Cristalización
Calentamiento a sequedad
Evaporación
2.-MEZCLAS LÍQUIDO-LÍQUIDO
Destilación

41. MATERIA
SUSTANCIAS PURAS
Dos o mas
componentes
Un solo componente
Simples
Un solo tipo de
átomo.
Cl,Fe, O2 ,Ca,Na…
MEZCLAS
Compuestas
Dos o mas tipos de
átomos.
H 2O , CH4 , NH3
Homogénas
Una sola fase:
Sal+agua
Azucar+agua
Alcohol+agua
Heterogénas
Dos o mas fases:
Arena+agua
Aceite+agua

42. DEBER

¿Cómo separar?
◦
◦
◦
◦

Agua + Perlas de vidrio o granallas
Agua + Aceite de vaselina
Agua + Alcohol
Agua + Azúcar + Alcohol
De las sustancias que siguen, indique las que son
compuestos y las que son mezclas, distinga entre
mezclas homogéneas y heterogéneas
◦
◦
◦
◦
◦
Tinta de bolígrafo
Sopa de champiñones
Agua
Agua azucarada
Sal

43. 1.5 PROPIEDADES DE LA
MATERIA

Propiedades físicas: se pueden observar sin
cambiar la composición de la sustancia
- color, olor, sabor, densidad, punto de fusión y
punto de ebullición.

44. PROPIEDADES FISICAS PUEDEN SER:
◦ 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..)

45. 
Propiedades químicas: se observan sólo cuando la
sustancia sufre un cambio en su composición.
- Cuando el hierro se oxida, al quemar un
papel.

46. Ejemplos: Propiedades
Físicas







Brillo
Volatilidad
Sabor, dureza
Maleabilidad
(láminas)
Ductibilidad (hilos)
Viscosidad
Conductibilidad





Químicas
Arde en el aire
Hace explosión
Reacc. con ciertos
ácidos
Reacc. con ciertos
metales
Es toxico

47. CAMBIOS FISICOS Y CAMBIOS QUÍMICOS
CAMBIOS QUÍMICOS
Se dice que se ha producido una transformación
QUÍMICA cuando una muestra de materia se
transforma en otra muestra de composición
diferente.
- Alteran la composición
-
química de la materia.
Origen a otras sustancias.
Ejemplo:
Cl + Na
(NaCl)

48. Los cambios químicos
Un cambio
químico se
produce cuando
las propiedades y
la composición de
la materia han
cambiado y han
aparecido otras
materias
diferentes.
La cantidad de masa
total no varía.

49. CAMBIOS FISICOS Y CAMBIOS QUÍMICOS
CAMBIOS FISICOS
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.
-No
se forman nuevas sustancias.
Ejemplo:
hielo
agua
vapor

50. 1.6 ENERGÍA
La Energía puede manifestarse de
diferentes maneras: en forma de
movimiento (cinética), de posición
(potencial), de calor, de electricidad,
de radiaciones electromagnéticas, etc.
Según sea el proceso, la energía se
denomina:

51. Energía
térmica
Energía
eléctrica
Energía
radiante
Energía
química
Energía
nuclear

52. DEBER DE CONSULTA
Consulte y defina a cada una de las formas de
energía

53. 2. Mediciones fundamentales
2.1. Unidades métricas y SI.
2.2. Cifras significativas.
2.3. Notación científica.
2.4. Densidad y densidad relativa.
2.5. Medición de la temperatura.

54. Mediciones

Frecuentemente
necesitamos
realizar
mediciones que se utilizan en cálculos.

Existen diferentes instrumentos que nos
permiten medir las propiedades de una
sustancia: longitud, volumen, masa y
temperatura. Éstas proporcionan medidas
macroscópicas (se toman de manera
directa)
y
microscópicas
métodos
indirectos

55. 2.1 UNIDADES MÉTRICAS Y SI

Un valor de medición se compone de la
cantidad métrica y la unidad.

Las unidades empleadas son las de sistema
métrico, desarrollado en Francia.

Las unidades empleadas en mediciones
científicas son las del Sistema Internacional
(SI).

58. UNIDADES DE MEDICIÓN
LONGITUD: Unidad fundamental (m).
MASA: Unidad fundamental kilogramo (kg).
Medida de la cantidad de material que hay en un
objeto.
PESO: Es la fuerza que la masa ejerce debido a
la gravedad.

59. UNIDADES DE MEDICIÓN
Unidades del SI derivadas
VOLUMEN: Unidad fundamental m3. Es la cantidad de espacio
que ocupa la materia.
El volumen de una caja se obtiene multiplicando la longitud (l) por
el ancho (a) por la altura (h) de la caja.
DENSIDAD: se define como la cantidad de masa en una unidad
de volumen de la sustancia. Se expresa en gramos/centímetro
cúbico (g/cm3)
Densidad = masa /volumen

60. 2.2 CIFRAS SIGNIFICATIVAS

Cualquier dígito diferente de cero es significativo.
1234.56

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

(6 cifras significativas)
(3 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 )

61. 2.3 NOTACIÓN CIENTÍFICA

Al manejar cifras extremadamente
grandes o pequeñas se comenten
errores.
Por ello es aconsejable
manejar notación científica.
N x 10n
N= número de 1 a 10
n= exponente entero
negativo
positivo
o

62. 2.4 DENSIDAD

La densidad, relaciona la masa de la
sustancia con el volumen que ocupa.
D= m/v

UNIDADES :
Sólidos: Kg / m3
Líquidos: g / ml
g / cm3

63. DENSIDAD
corcho
1000 cm3
de volumen
Masa por unidad de volumen del corcho:
240 : 1000 = 0,24 g /cm3
 Masa por unidad de volumen del plomo:
11290 : 1000 = 11,29 g /cm3

plomo

64. DENSIDAD
Densidades de algunas sustancias (g/cm3)
Aire
0,012
Cobre 8,9
Alcohol
0,8
Plata 10,5
Agua
1
Plomo 11,3
Aluminio 2,7
Mercurio 13,6
Hierro
Oro
7,8
19,3

65. Un recipiente lleno con un volumen de 25 ml, contiene
27.42 g de una solución de sal y agua. Cuál es la
densidad de esta solución?

66. D= m / V
D= 27.42g / 25 ml
D= 1.0968 g/ml

67. DENSIDAD RELATIVA (DR)
DR de una sustancia = Densidad de la
sustancia
Densidad del Agua
UNIDADES : NO TIENE UNIDADES

68. La densidad de una sustancia es de 1.5
g/mL. Calcular la DR ?

69. 1.5 g/mL / 1.0 g/mL = 1.5

70. 2.5 MEDICIÓN DE LA TEMPERATURA
TEMPERATURA: Es una
medida de la intensidad del
calor
“Calor” es una forma de
energía asociada con el
movimiento de las partículas
pequeñas de materia, indica
cantidad de energía.
K= °C + 273.15
°C= 5/9 (°F – 32)
°F= 9/5 (°C + 32)