quimica general e inorganica facultad de agronomia unne

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QUÍMICA GENERAL e INORGÁNICA
QUÍMICA GENERAL e INORGÁNICA
UNIDAD 1
UNIDAD 1
Química: Definición y objetivos. Materia y cuerpo. Concepto de masa y
peso. Unidades. Relación entre masa y peso. Densidad absoluta y peso
específico. Unidades. Propiedades intensivas y extensivas. Sistemas
homogéneos y heterogéneos. Átomo. Partículas fundamentales del
átomo. Número atómico. Isótopos. Molécula. Sustancias simples y
compuestas. Elementos químicos. Símbolos. Peso atómico. Unidad de
masa atómica (uma). Peso molecular. Número de Avogadro. Mol. Mol de
átomos. Mol de moléculas. Volumen molar. Ideas modernas sobre la
estructura de los átomos.
CONCEPTOS FUNDAMENTALES
QUIMICA GENERAL E INORGÁNICA
QÍMICA. Definición: La química como ciencia estudia, la estructura y propiedades
físicas y químicas de la MATERIA, las transformaciones que experimenta y los cambios
energéticos que acompañan a las transformaciones.
La química como ciencia abarca un amplio campo del conocimiento, por eso para
estudiarla y comprenderla se la divide en capítulos que tienen nombres específicos:
Química General, Química Inorgánica, Química Orgánica y Bioquímica, Química
Analítica y Agrícola, etc.
La Química General se ocupa de analizar las leyes, teorías y principios que se aplican
en las transformaciones químicas. Es la llamada química básica porque en ella se
aprende el lenguaje científico adecuado.
La Química Inorgánica, en cambio se ocupa de analizar las propiedades físicas y
químicas de los elementos, los compuestos que forman y la forma en que se presentan
en la naturaleza.

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LA MATERIA
LA MATERIA
Se clasifica en
Mezclas Sustancias
Homogéneas
Heterogéneas
Simples
Compuestas
Posee
Propiedades
Físicas Químicas
Intensivas Extensivas
Experimenta
Cambios
Físicos Químicos
Cambios de
estado
Reacciones
químicas
MATERIA: Es todo aquello de lo cual está hecho el mundo y el universo.
La materia tiene masa y volumen. Ejemplos:
PROPIEDADES INTENSIVAS: Son propiedades físicas que no dependen de la
cantidad de materia que contenga el sistema material en estudio. Ejemplos: punto
de fusión, punto de ebullición, densidad, etc.
PROPIEDADES EXTENSIVAS: Son propiedades físicas que dependen de la cantidad
de materia que contiene el sistema material en estudio. Ejemplos: peso, masa,
volumen de un cuerpo.
Estas propiedades físicas son aditivas.
MEZCLA: Es un agregado o reunión de dos o mas sustancias en proporciones
variables, las cuales conservan sus propiedades físicas.
Por ejemplo: limadura de hierro y polvo de azufre, azúcar disuelta en agua, alcohol
y agua, etc.

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SISTEMAS DE UNIDADES
MEZCLA HOMOGÉNEA: Es un sistema material en el cual las propiedades intensivas
son constantes, es decir, en todos los puntos del sistema material tienen el mismo
valor.
Se caracterizan por presentar una sola fase. Ejemplos: nitrógeno mas oxígeno, sal
disuelta en agua, alcohol y agua.
SUSTANCIA: es una porción homogénea de materia que tiene una composición
química invariable.
Las sustancias simples están formadas por átomos del mismo elemento. Ejemplos: F2
; Fe ; Hg; H2 ; Na, O3.
Las sustancias compuestas o compuestos están formadas por átomos de elementos
diferentes. Ejemplos: NaCl ; HNO3 ; KOH. MgO.
Un sistema de unidades está constituido por un número determinado de propiedades
físicas, llamadas unidades básicas o fundamentales.
Una propiedad física es aquella que puede ser observada y medida experimentalmente.
Ejemplos: masa, peso y volumen de un cuerpo, temperatura, tiempo, longitud.
Hay cuatro sistemas de unidades: I) Sistema Internacional de Unidades (SI), II) MKS,
III) cgs y IV) Técnico.
Sistema
SI
Sistema
MKS
Sistema
cgs
Sistemas
de
Unidades
Sistema
Técnico
Longitud m
Masa kg
Tiempo s
Longitud m
Fuerza kgr
Tiempo s
Longitud cm
Masa g
Tiempo s
Longitud Metro m
Masa Kilogramo kg
Tiempo Segundo s
Temperatura Kelvin K
Cantidad de sustancia Mol mol
Corriente eléctrica Ampere A
Intensidad luminosa Candela cd

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Prefijos empleados en el sistema SI
Factor Prefijo Símbolo Factor Prefijo Símbolo
1012 tera T 10-12 pico p
109 giga G 10-9 nano n
106 mega M 10-6 micro µ
103 kilo k 10-3 mili m
102 hecto h 10-2 centi c
101 deca da 10-1 deci d
Empleando los prefijos adecuados como factor unitario realice las siguientes
conversiones:
1.- 90 km a m:
2.- 2600 m a km:
3.- 7,8 mg a kg
4.- 600 nm a m:
5.- 9.10-8 L a µL :
6.- 8,5 µs a s :
7.- 159 g a ng :
8.- 60 Gv a v(voltio):

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9.- 300 hm a m:
10.- 2000 mL a L:
11.- 7500 m a Mm:
12.- 2000 MB( bytes) a GB:
13.- 468 pm a m:
14.- 4890 cg a g:
UNIDADES DERIVADAS: Son aquellas cantidades físicas que se forman a partir de una
o varias unidades fundamentales o básicas.
Ejemplos:
Superficie: longitud por longitud (longitud2)
SI: m2 cgs: cm2
Volumen: base, altura, profundidad ( longitud3)
SI: m3 cgs: cm3
Velocidad: espacio / tiempo
SI: m/s cgs: cm/s
Aceleración: velocidad / tiempo ( espacio / tiempo2)
SI: m/ s2 cgs: cm/ s2
Peso: masa x longitud / tiempo2
SI: kg m/ s2 = N cgs: g cm/ s2 = dyna

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Masa
Masa de
de un
un cuerpo
cuerpo (m)
(m) :
: Es la cantidad de materia que contiene un cuerpo.
Es una cantidad física invariable, es decir constante. No depende de la posición
que tenga el cuerpo en la superficie terrestre. Está definida por un número y
una unidad
Las masas de los cuerpos se determinan en forma experimental mediante el uso
de una balanza.
Unidades
SI : kg MKS: kg cgs: g
Sistema Técnico: kgr s2/m = UTM
Peso
Peso de
de un
un cuerpo
cuerpo (P)
(P) :
:Es la fuerza de atracción que ejerce la tierra hacia su
centro sobre todo cuerpo situado en la superficie.
Un cuerpo tiene peso debido a que posee una masa determinada. Como es una
fuerza el peso de un cuerpo es una magnitud vectorial.
El peso de los cuerpos se determina mediante el uso de un dinamómetro.
Unidades
Sistema Técnico: kgr o kg
SI y MKS : N = kg.m/s2 cgs: dina = g.cm/s2
g Normal : 9,80 m/s2 ; g Polo: 9,83 m/s2 ; g Ecuador: 9,78 m/s2
RELACION ENTRE PESO Y MASA
P
P = m g
 g
ACELERACIÓN DE LA GRAVEDAD (g): Es la aceleración que adquieren los cuerpos
dejados caer libremente.
El valor de la aceleración no es constante, depende de la posición que tenga el cuerpo,
por eso cuando se determina su valor hay que tener en cuenta la latitud y la altitud.
La aceleración normal de la gravedad se determina a 45º de latitud y a nivel del mar
VALORES:
Experimentalmente está demostrado que el peso de un cuerpo es directamente
proporcional a la aceleración de la gravedad.

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Densidad absoluta (  )
Es una propiedad física de las sustancias. Por definición representa la masa
de sustancia contenida en la unidad de volumen
En símbolos
 = masa/volumen = m / v
Unidades
SI y MKS= kg/m3 cgs = g/cm3 ≡ g/mL
Peso específico ( ): Es una propiedad física que indica el peso de sustancia
contenido en la unidad de volumen.
En símbolos
 = peso/volumen = p/v
Unidades
SI y MKS= N/m3 cgs = dyn/cm3 Técnico = kgr/m3 ; gr/cm3
ÁTOMO.
DEFINICIÓN: Es la menor porción de un elemento químico que interviene en las
reacciones químicas.
También se lo define como la menor porción de materia.
PARTÍCULAS SUBATÓMICAS: Son las partículas que forman parte del átomo, algunas
de las cuales tienen carga eléctrica. Por esta razón comúnmente se dice que el átomo
es de naturaleza eléctrica, lo que implica establecer de que la materia también es de
naturaleza eléctrica.
ELECTRÓN (e-): Es una partícula subatómica que transporta carga eléctrica negativa.
Descubierto en el año 1897. Por diversos métodos indirectos se ha determinado la
carga eléctrica y la masa del electrón. Fuera del átomo, el electrón es una partícula
estable.
Numerosos experimentos demostraron de que el átomo es divisible, debido a que
se sabe como está constituido. Todo átomo está formado por tres partículas
fundamentales.

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La unidad de carga eléctrica en el Si es el coulombio y en el cgs la unidad es el ues
(unidad electrostática de carga ).
PROTÓN (p+ o H+): Es una partícula subatómica que transporta carga eléctrica
positiva. Descubierto en 1900. La carga eléctrica del protón tiene el mismo valor que
la del electrón, con signo cambiado. La masa del protón es 1836 veces mayor que la
masa del electrón. El protón fuera del átomo es una partícula estable. El átomo es
eléctricamente neutro, es decir el número de protones es igual al número de
electrones.
NEUTRÓN (N): es una partícula subatómica que no posee carga eléctrica. Fue
descubierto en 1932.
Fuera del átomo el neutrón es inestable. Aproximadamente a los 20 minutos se
descompone, se desintegra en un protón y un electrón.
ÁTOMO
ÁTOMO
Protón Electrón Neutrón
Partícula
Carga
Masa (kg)
Coulomb (C ) cuanto
Electrón 1,602177.10-19 - 1 9,10939. 10-31
Protón 1,602177.10-19 + 1 1,67262. 10-27
Neutrón 0 0
1,67493. 10-27

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Número atómico (Z)
El número atómico de un elemento indica el número de protones que tiene el átomo del
elemento.
El valor de Z para cada elemento se saca de la Tabla Periódica.
Número másico (A)
Es un número entero que indica el número de protones mas el número de neutrones
que tiene un determinado elemento
En símbolos: A = Nº DE PROTONES + Nº DE NEUTRONES
A = Z + N
Isótopos
Son átomos de un mismo elemento que tienen igual número atómico y diferentes
números másicos
N = A - Z
Número de neutrones (N)
Representación nuclear de un isótopo del sodio
Los números que figuran en la tabla corresponden a los números másicos.
1.- En base a la tabla escriba los símbolos nucleares de los isótopos del carbono
encerrados en círculos. Determine el número de protones, electrones y neutrones, para
cada uno.
TABLA DE ISOTOPOS

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2.- En base a la siguiente representación escriba los símbolos nucleares de los isótopos
del hidrógeno.
4.-Calcule el número de electrones y neutrones que hay en el átomo cuyo Z=11 y A=23.
3.-¿ Cuál es el número másico y el número atómico de un elemento que contiene 14
protones y 13 neutrones ?
5.- ¿ Qué información se puede extraer de la notación: ?
6.- Determine el número de protones, electrones y neutrones que tienen los
siguientes isótopos del boro:
4.-Calcule el numero de electrones y neutrones que hay en el átomo cuyo Z=11 y
A=23.
5.- ¿ Qué información se puede extraer de la notación: ?
34
78Se
3.- ¿ Cuál es el número másico y el número atómico de un elemento que contiene
14 protones y 13 neutrones ?
6.- Determine el número de protones, electrones y neutrones que tienen los
siguientes isótopos del boro: 10B
5
11B
5

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DALTON (1803)
THOMSON (1904)
RUTHERFORD (1911)
BOHR (1913)
SCHRÖDINGER (1926)
MODELOS ATÓMICOS
MODELO ATÓMICO DE THOMSON: Considera que el átomo es como una esfera con
carga eléctrica positiva la cual se halla distribuida uniformemente con un número igual
de electrones ,los cuales se hallan incrustados en la esfera, de manera que la esfera es
eléctricamente neutra.
Es un modelo estático debido a que los electrones no tienen movimiento.
MODELO ATÓMICO DE DALTON. Introduce la idea de la discontinuidad de la materia,
es decir, esta es la primera teoría científica que considera que la materia está dividida
en átomos. Postuló: a)La materia está dividida en unas partículas indivisibles e
inalterables, que se denominan átomos ; b) Todos los átomos de un mismo elemento
son idénticos entre sí (presentan igual masa e iguales propiedades) ; c) Los átomos de
distintos elementos tienen distinta masa y distintas propiedades.
MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD: Rutherford realizó una experiencia para
comprobar el modelo atómico propuesto por Thomson. Experiencia que demostró
que el modelo era incorrecto. Propuso un nuevo modelo atómico que consistía en
que los protones se hallan concentrados en un espacio muy pequeño en el centro del
átomo estando los electrones girando alrededor del mismo a altas velocidades.
Sin embargo los físicos consideraban que este modelo debería ser inestable debido
a que toda partícula cargada eléctricamente pierde energía en forma continua, de
acuerdo a ciertas leyes físicas. Sin embargo posteriormente se demostró que dichas
leyes de la física no se cumplen para partículas pequeñas como el electrón.

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MODELO ATÓMICO DE BOHR: Bohr postuló que el átomo está formado por un
núcleo en el cual se encuentran los protones y los electrones se mueven en órbitas
circulares , llamados también estados estacionarios. En un átomo hay infinitas
órbitas circulares permitidas. Cada una de las cuales tienen su propia energía,
cuando esto ocurre se dice que la energía de cada órbita circular está cuantizada o
cuantificada. En general una magnitud está cuantizada cuando tiene valores
definidos, determinados y no cualquier valor.
Cuando un electrón se halla en una órbita permitida es estable, es decir, no gana ni
pierde energía. De alguna manera, Bohr justificó el modelo atómico propuesto por
Rutherford, de que los electrones se mueven alrededor del núcleo.
MODELO ATÓMICO DE SCHRÖDINGER: El modelo atómico moderno, es decir el
aceptado actualmente está formado por un núcleo atómico constituido por protones
y que los electrones se disponen alrededor del núcleo en capas o niveles energéticos
y no en órbitas circulares como propuso Bohr. Las capas se enumeran de adentro
hacia fuera con las letras K, L, M, N, O, P, Q. Lo mas importante es que cada capa
contiene un número determinado de orbitales atómicos, es decir que el modelo
atómico moderno postula de que el átomo está formado por un núcleo atómico que
contiene a los protones y que los electrones se distribuyen en orbitales atómicos.
Posteriormente con el descubrimiento del neutrón se comprobó que esta partícula
subatómica también se halla formando parte del núcleo atómico.
Cuantifica la materia Masa atómica, masa atómica
relativa, peso atómico relativo,
peso atómico: Ar
Masa molecular, peso molecular
relativo, peso molecular: Mr
Masa Molar: M
Volumen Molar: Vm
ESTEQUIOMETRÍA
Emplea
conceptos
tales como
También
emplea
magnitudes
como
MOL
6,022 . 1023
partículas
Es un conjunto
que contiene
NUMERO DE
AVOGADRO
Es un número
conocido como
Las partículas
pueden ser
- Átomos
- Moléculas
- Electrones
- Iones
- Protones
La estequiometría se ocupa del cálculo de las relaciones de masas de los elementos que
forman los compuestos y de las relaciones de masas de las sustancias que intervienen en
una reacción química

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Masa atómica, masa atómica relativa, peso atómico relativo, peso atómico (Ar) de
un elemento, es un número adimensional (sin unidades) que indica cuántas veces
es mayor la masa del elemento en relación a la masa de otro elemento que se toma
como referencia.
Las masas atómicas relativas de los elementos figuran en la Tabla Periódica.
Ejemplos: El Ar del plomo = 207, 21 ; Ar aluminio = 26, 98 ; Ar Níquel = 58,71
Masa molecular relativa, peso molecular relativo, peso molecular (Mr) de una
sustancia, es un número adimensional que indica cuántas veces es mayor la masa
de la sustancia en relación a otra tomada como referencia.
Las masas moleculares relativas se calculan sumando las masas atómicas relativas
de los átomos que componen una fórmula química.
Ejemplos:
Mr CaO = Ar (Ca) + Ar (O) = 40, 08 + 16 = 56, 08
Mr HCl = Ar (H) + Ar (Cl) = 1+ 35,45 = 36,45
Mr Fe(OH)3= Ar (Fe) + 3 Ar (O) + 3 Ar (H) = 55,85 + 3 x 16 + 3x 1 = 106, 85
Número de Avogadro (NA): es el número de átomos de carbono individuales que
hay en exactamente 12 g del isótopo doce del carbono ( )
Su valor determinado por distintos métodos es: 6,0221367.1023 mol-1.
Para los cálculos por simplicidad se trabaja con el valor, NA = 6,022.1023 mol-1.
12C
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MOL: es la cantidad de materia que contiene tantos entes elementales (átomos,
moléculas o partículas) como átomos de carbono hay en exactamente en 12 g de
12C.
Como el número de átomos de carbono que hay en exactamente 12 g del isótopo 12
del carbono es el número de Avogadro, podemos decir que MOL es la cantidad de
materia que contiene 6,022.1023 átomos, moléculas, iones y otras partículas.
Masa molar (M) es la masa expresada en gramos de un mol de átomos o de un mol
de moléculas.
M = Ar (g / mol) para un mol de átomos
M = Mr (g / mol) para un mol de moléculas
Ejercicios. Calcule: 1) La masa molar de un mol de átomo de cadmio; 2) La masa
molar de un mol de moléculas de ácido sulfúrico.
1) M (Cd) = 112, 40 g/ mol
2) M (H2SO4) = ?
Mr = 2 x Ar (H) + Ar (S) + 4 x Ar (O) = 2x 1 + 32, 06 + 4 x 16 = 98, 06
M (H2SO4) = 98, 06 g / mol
Volumen molar (Vm): es el volumen que ocupa un mol de un gas en condiciones
normales de presión y temperatura (CNPT) Vm = 22,414 L/ mol
CNPT para los gases Presión: 1 atmósfera: 1 atm o 760 mm Hg
Temperatura: 0ºC = 273 K