Presentaciones en base a introducción de la química y los componentes de estudio en ella

1. INTRODUCCION. CONCEPTO Y LEYES
FUNDAMENTALES DE LA QUIMICA.

2. CONCEPTO DE QUÍMICA
Parte de la ciencia que se ocupa del estudio de la composición, estructura,
propiedades y transformaciones de la materia, de la interpretación teórica de
las mismas, de los cambios energéticos que tienen lugar en las citadas
transformaciones y de los efectos producidos sobre ellas al añadir o extraer
energía en cualquiera de sus formas.

3. Definición de materia
• Materia, en ciencia, término general que se aplica a todo aquello que ocupa
un espacio y posee los atributos de gravedad e inercia.
• La cantidad de materia de un cuerpo viene medido por su masa que vamos
a diferenciar del peso
• Peso, medida de la fuerza gravitatoria ejercida sobre un objeto. En las
proximidades de la Tierra, y mientras no haya una causa que lo impida,
todos los objetos caen animados de una aceleración, g, por lo que están
sometidos a una fuerza constante, que es el peso.
• Los objetos diferentes son atraídos por fuerzas gravitatorias de magnitud
distinta. La fuerza gravitatoria que actúa sobre un objeto de masa m se
puede expresar matemáticamente por la expresión
• P = m · g
• La aceleración de la gravedad, g, es la misma para todas las masas
situadas en un mismo punto, pero varía ligeramente de un lugar a otro de la
superficie terrestre.

4. PROPIEDADES DE LA MATERIA
• FÍSICAS: ( Son perceptibles a traves de los sentidos) y será
una propiedad que tiene una muestra de materia mientras no
cambie su composición.
 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..)

5. • QUÍMICAS: (Son aquellas que se ponen de manifiesto cuando el sistema se
transforma en otro de naturaleza diferente) una o mas muestras de materia se
convierten en nuevas muestras de composición diferente.

6. CLASIFICACIÓN DE LOS SISTEMAS MATERIALES:
Partes aisladas de la materia que a su vez se pueden comportar como:
Estables: (con el tiempo no experimenta modificación)
Metaestables: (neutralidad)
Inestables: (tienden a transformarse espontáneamente)
CLASIFICACIÓN:
• HOMOGENEOS: Presenta en todas sus partes las mismas propiedades
intensivas
 SUSTANCIAS PURAS: Elementos y compuestos
 DISOLUCIONES: son mezclas homogéneas de dos o
más sustancias
• HETEROGENEOS: Presentan propiedades intensivas que varían de
unas zonas a otra. Cada conjunto de zonas con propiedades intensivas
iguales recibe el nombre de fase. La superficie de separación entre ellas se
llama interfase. Ej: el granito, mica, cuarzo…

7. • Sustancia pura, forma de materia HOMOGÉNEA de
composición uniforme e invariable y cuyas propiedades
físicas y químicas son idénticas, sea cual sea su
procedencia.
• Las sustancias puras se identifican por sus propiedades
características, es decir, poseen una densidad
determinada y unos puntos de fusión y ebullición propios y
fijos que no dependen de su historia previa o del método
de preparación de las mismas. Por ejemplo, el agua pura,
tanto si se destila del agua del mar, se toma de un
manantial o se obtiene en una reacción química por unión
del hidrógeno y el oxígeno, tiene una densidad de 1.000
kg/m3, su punto de fusión normal es 0 °C y su punto de
ebullición normal es 100 °C.
• Las sustancias puras a su vez las clasificamos en:
elementos y compuestos

8. • Elemento químico
Sustancia formada por un solo tipo de átomos (unidades que
forman la materia) que no puede ser descompuesta o dividida
en sustancias más simples por medios químicos ordinarios.
• Se conocen actualmente 112 tipos de átomos diferentes luego
existirán 112 elementos químicos. Podemos obtener
aproximadamente 90 de esos elementos a partir de fuentes
naturales.
• El resto no aparecen de forma natural y solamente los podemos
obtener de forma artificial, bombardeando los núcleos atómicos de
otros elementos con núcleos cargados o con partículas nucleares.
Dicho bombardeo puede tener lugar en un acelerador de partículas
(como el ciclotrón), en un reactor nuclear o en una explosión nuclear.
• Una ordenación especial y una lista completa de los elementos en
forma de tabla la encontramos en la Tabla Periódica de los
elementos. La estudiaremos en un tema posterior y la utilizaremos a
lo largo de la mayor parte del temario.

9. • El agua, por ejemplo, está formada por tres átomos dos
de hidrógeno unidos a un solo átomo de oxígeno. Hay
otras moléculas mocho mas grandes por ejemplo la
gammaglobulina, proteína de la sangre, formada por 1996
átomos sólo de cuatro tipos: carbono, hidrógeno, oxígeno
y nitrógeno.
Compuesto químico
Sustancia formada por dos o más elementos que se combinan en
proporción invariable y unidos firmemente mediante enlaces químicos.
Se han identificado millones de compuestos químicos diferentes. En
algunos casos podemos aislar una molécula de un compuesto.
Molécula
Es la entidad mas pequeña posible en la que se mantienen las mismas
proporciones de los átomos constituyentes que en el compuesto
químico.

10. Símbolos y fórmulas químicas.
• .
Nota: La mayoría de los símbolos químicos se derivan de las letras del nombre del
elemento, principalmente en español, pero a veces en inglés, alemán, francés, latín o
ruso. La primera letra del símbolo se escribe con mayúscula, y la segunda (si la hay)
con minúscula. Los símbolos de algunos elementos conocidos desde la antigüedad,
proceden normalmente de sus nombres en latín.
Los símbolos químicos
Son los distintos signos abreviados que se utilizan para identificar los
elementos químicos en lugar de sus nombres completos. Como por
ejemplo : carbono, C; oxígeno, O; nitrógeno, N; hidrógeno, H; cloro, Cl;
azufre, S; magnesio, Mg; aluminio, Al; cobre, Cu; plata, Ag; oro, Au;
hierro, Fe
• Los símbolos de los elementos pueden ser utilizados como abreviaciones
para nombrar al elemento, pero también se utilizan en fórmulas y
ecuaciones para indicar una cantidad relativa fija del mismo.
• El símbolo suele representar un átomo del elemento. Sin embargo, los
átomos tienen unas masas fijas, denominadas masas atómicas relativas,
así que los símbolos representan a menudo una masa atómica del
elemento o mol.

11. Formulas Químicas.
Son la representación abreviada de un compuesto y expresa los distintos átomos que
la componen. A partir de ella se puede determinar:
- los elementos de que está formado y el número de átomos de cada tipo que contiene
su molécula.
- Su composición centesimal
- El estado de oxidación de los elementos que lo forman.
- Su peso molecular.
TIPOS DE FÓRMULAS
 EMPÍRICAS: Nos indica el nº relativo de átomos de cada elemento que entran en el mismo.
 MOLECULARES: Nos informa del nº exacto de átomos de cada especie que constituyen la
molécula
• La mayoría de las sustancias son compuestos formados por combinaciones de átomos.
• La fórmula del agua, H2O, indica que por cada dos átomos de hidrógeno está presente un
átomo de oxígeno.
• La fórmula muestra así mismo que el agua es eléctricamente neutra, e indica también que
(debido a que las masas atómicas son H = 1,01, O = 16,00) 2,02 unidades de masa de
hidrógeno se combinan con 16,00 unidades de masa de oxígeno para producir 18,02 unidades
de masa de agua. Puesto que las masas relativas permanecen constantes, las unidades de
masa pueden ser expresadas en toneladas, kilogramos, libras o cualquier otra unidad siempre
que la masa de todas las sustancias sea expresada en las mismas unidades.

12. •
En forma similar, la fórmula del dióxido de carbono es CO2; la del octano,
C8H18; la del oxígeno, O2 y la de la cera de velas (parafina) CH2. En cada
caso, los subíndices (dado por supuesto que significa 1 si no aparece ningún
subíndice) muestran el número relativo de átomos de cada elemento en la
sustancia. El CO2 tiene 1 C por cada 2 O, y el CH2 tiene 1 C por cada 2 H.

14. CALCULO DE LA COMPOSICIÓN CENTESIMAL DE UNA
SUSTANCIA
Se determina a partir de su fórmula que como
sabemos nos expresa su composición cualitativa y
cuantitativa.
Para determinar el porcentaje en peso en que
interviene cada elemento en la constitución de la
sustancia, el producto del número de átomos que
aparece en la fórmula por su masa atómica se divide
entre la masa atómica y se multiplica por 100.
º ´´
% 100
N de atomos A
M



15. DEDUCCIÓN DE LA FÓRMULA EMPÍRICA Y
MOLECULAR
• Las etapas para la obtención de la fórmula empírica son:
• Composición elemental (puede ser en %)
se divide entre la masa atómica→ Obtenemos la relación en moles se divide entre el nº de
moles mas pequeño→ Obtenemos la relación entre los átomos en números
sencillos→ Fórmula empírica masa molecular → Fórmula molecular

16. TRANSFORMACIONES DE LA MATERIA
• TRANSFORMACIÓN FÍSICA: 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. Eje. Paso de agua
sólida a agua líquida.
• TRANSFORMACIÓN QUÍMICA: Se dice que se ha
producido una transformación QUÍMICA cuando una muestra
de materia se transforma en otra muestra de composición
diferente. Eje. C2H5OH + 3O2 → 2CO2 +3H2O

17. LEYES EXPERIMENTALES DE LAS TRANSFORMACIONES
QUÍMICAS
• PONDERALES: (Se refieren a las masas de las sustancias
que intervienen en la reacción)
 LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MAS (LAVOISIER)
 LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS O DE LA
COMPOSICIÓN CONSTANTE (PROUST)
 LEY DE LAS PROPORCIONES MULTIPLES (DALTON)
 LEY DE LOS PESOS DE COMBINACIÓN.(RICHTER-WENZEL
• VOLUMETRICAS: (se refieren a los volúmenes de las
sustancias gaseosas)
 LEY DE LOS VOLÚMENES DE COMBINACIÓN
 LEY DE AVOGADRO

18. LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA
(LAVOISIER)
• En un sistema cerrado, sin intercambio con el exterior, la
masa contenida en él permanece constante aunque se
produzcan reacciones químicas en su interior. (en una
reacción química, la cantidad de materia es la misma al
final y al comienzo de la reacción)

19. LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS O DE LA
COMPOSICIÓN CONSTANTE (PROUST) (ley de la
composición constante)
• Cuando dos o más sustancias se combinan para formar un
compuesto, lo hacen siempre en una proporción en masa
fija, constante.
• ejemplo: en el agua, el oxígeno y el hidrógeno se
combinan según la relación en masa 8/1. Calcula la
cantidad de hidrógeno y oxígeno necesaria para formar
25g de agua:
• 8 g de oxígeno se combinan con 1g de hidrógeno
(proporciones definidas) y forman de acuerdo con la ley de
la conservación de la masa. 9 g de agua:
• 8g de O / 9 g de agua = x / 25 g agua; x = 22,22 g de
oxígeno
• 1 g de H / 9 g de agua = y / 25 g de agua; y = 2,78 g de
hidrogeno

20. LEY DE LAS PROPORCIONES MULTIPLES
(DALTON)
• Cuando de la unión de dos elementos se puede
formar más de un compuesto, se cumple que
para una cantidad fija de uno de los elementos la
relación en que se encuentra el otro es una
relación numérica sencilla (2/1; 3/1; 3/2;..)
• Se hacen reaccionar 2.23 g de Fe con oxígeno.
Dependiendo de las condiciones, esa cantidad
de Fe se combinan con 0.64 g o 0.96 g de
oxígeno. Comprueba si se cumple la ley de las
proporciones múltiples.
• 2.23 g de Fe, 0.96g de O/0.64 g de O = 1.5 = 3/2
luego se cumple

21. LEY DE LOS PESOS DE COMBINACIÓN
(RICHTER-WENZEL)
• La masa de elementos diferentes que se combinan con una misma masa de un
elemento dado nos dan la relación con la aquellos se combinan entre sí, o bien
múltiplos o submúltiplos de dichas masas. También se deriva de esta ley que las
sustancias reaccionan entre sí equivalente a equivalente.
• Eje. 1: g de hidrógeno se combina con 8 g de oxígeno para formar agua, y con 23 g
de sodio para formar hidruro de sodio
• 1g de H→8 g de oxígeno → 23 g de sodio
• El oxígeno se combina con el sodio para formar un Oxido de sodio en la proporción
8/23.
• Peso equivalente (peso de combinación) de un elemento es la masa de dicho
elemento que se combina con 1.008 g de hidrógeno o con una cantidad equivalente
a esta, como 8 g de oxígeno:
• Peso equivalente = masa atómica/valencia

22. LEYES VOLUMETRICAS: (se refieren a los volúmenes de las sustancias
gaseosas)
LEY DE LOS VOLÚMENES DE COMBINACIÓN (GAY-LUSSAC): Los
volúmenes de los gases que intervienen en una reacción química están en
una relación sencilla de números enteros.
LEY DE AVOGADRO: Esta ley, descubierta por Avogadro a principios del
siglo XIX, establece la relación entre la cantidad de gas y su volumen cuando
se mantienen constantes la temperatura y la presión. Recuerda que
la cantidad de gas y la medimos en moles.

23. MASA ATÓMICA
Los átomos de los distintos elementos difieren unos de otros no sólo en el
número atómico (número de protones de su núcleo), sino también en la
masa.
La masa de los átomos es tan pequeña, que si se midiera utilizando
como unidad el kilogramo, resultarían números excesivamente pequeños
y por tanto de difícil manejo.
CARACTERÍSTICAS
• Masa atómica, A, también llamada peso atómico de un elemento,
es la masa de uno de sus átomos expresada en unidades de masa
atómica.
• Masa atómica relativa de un elemento es el número de veces que
la masa media de sus átomos contiene a la doceava parte de la
masa de un átomo de C-12. Esta es adimensional. Y representa la
media de las masas isotópicas ponderadas, de acuerdo a las
abundancias en la naturaleza de los isótopos del elemento.

24. MÉTODOS PARA OBTENER LA MASA ATÓMICA:
• a) Ley de Doulong y Petit. Para un elemento sólido se cumple que: Masa
atómica(A).Ce(A) ≈6.3 (Ce= calor específico en (cal/g) ºC)
• b) A partir del peso equivalente (valencia . Peq =Masa atómica)
• C) Por espectroscopía de masas.
• Ejemplo:
Con los datos del espectro de masas se determina la razón de la masa del
16O y el átomo de 12C que es 1.33291. ¿Cuál es la masa de un átomo de 16O?
• Solución: La razón de las masas es: 16O/ 12C = 1.33291
masa de 16O = 1.33291 x 12 u = 15.9949 u

25. Masa Molecular
Al igual que sucedía con la masa de los átomos, el kilogramo no
resulta adecuado como unidad de masa para las moléculas. Por
eso se sigue tomando como unidad de masa la doceava parte de
la masa de un átomo de C-12
• Masa molecular relativa, M, también llamada peso
molecular de una sustancia, es el número de veces
que la masa de una de sus moléculas contiene a la
doceava parte de la masa de un átomo de C-12.
• Como las moléculas son consecuencia de la unión
de átomos, es lógico que la masa molecular de una
sustancia sea igual a la suma de las masas
atómicas de los átomos que la componen,

26. Concepto de mol, Número de Avogadro y
Volumen molar de un gas
Mol: es una unidad de cantidad de sustancia. Se define como la
cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales
como átomos hay en 0.012kg de carbono
Nº de Avogadro: Representa el número de átomos existentes en
0.012kg de C-12 y por consiguiente, el número de entidades
elementales presentes en un mol de cualquier sustancia. Se
representa por N0 = 6.022045 .1023 .
Volumen molar de un gas: Volumen ocupado por un mol de gas, a
partir de la hipótesis de Avogadro se deduce que en iguales
condiciones de presión y temperatura un mol de cualquier gas
ocupará siempre el mismo volumen, Vm.
En el caso de que la presión sea de 1 atmosfera y la temperatura de
0ºC (273 K) llamadas condiciones normales (c.n.) el volumen del gas
se conoce como Volumen molar normal y se ha comprobado
experimentalmente que es igual a 22.4 litros.

27. Ecuación química.
La ecuación química ajustada simboliza la naturaleza y
cantidades de las sustancias que participan en un proceso
o cambio químico. La relación entre las cantidades de las
sustancias que intervienen en la ecuación química se
denomina estequiometria.
Una ecuación química ajustada es una ecuación algebraica,
en la que se ponen las sustancias reaccionantes en el
primer miembro y los productos de la reacción en el
segundo, separados ambos miembros por un signo igual o
por una flecha cuya punta indica el sentido en el que se
produce la reacción.
Cuando la reacción es reversible se pone una doble flecha.
Las condiciones de la reacción se suelen poner por
encima o debajo de la o las flechas.

28. Formas de expresar las concentraciones de las
disoluciones
• Molaridad, M
• Molalidad, m
• Normalidad, N
• Fracción molar
º ´´
N de moles de soluto
M
volumen de disolucion

º ´´
log
º ´´
º ´´
i
N de moles de soluto
m
ki ramos de disolvente
N de equivalentes de soluto
N
volumen de disolucion
N de moles de i
x
numero total moles




29. ANEXOS