Introducción Química General

1. CAPÍTULO 1
Introducción
Átomos, moléculas e iones

2. Es el estudio de la materia y los cambios que ocurren en
ella.
Salud y medicina
Energía y ambiente
Materiales
y tecnología
Alimentos y
agricultura
Química
Aplicaciones en:
2

3. Es una CIENCIA
Química
Método Científico!!!
3

4. Materia
Todo lo que ocupa un espacio (Volumen) y tiene masa.
Composición definida
y propiedades
distintivas.
Combinación de dos o
más sustancias que
conservan sus
propiedades
Sustancia que no se
puede separar en
unidades mas
sencillas
Tabla Periódica
Átomos unidos
químicamente en
proporciones fijas
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5. Estados de (agregación de) la Materia
Temperatura
Moléculas
juntas,
ordenadas, con
escasa libertad
de movimiento.
Volumen
definido
Forma definida
Moléculas cerca unas de otras, sin una posición
rígida, pueden moverse.
Volumen definido
Forma no definida Moléculas muy
separadas,
pueden
desplazarse
libremente.
Volumen no
definido
Forma no
definida
punto de
fusión. punto de
ebullición
Atracción intermolecular
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6. ÁTOMO
TEORÍA ATÓMICA:
• “Partículas pequeñas e indivisibles que constituyen la materia” (Demócrito, siglo V
a.C.)
• Definición precisa realizada por Dalton en 1808:
1. Se define que los elementos están formados por partículas extremadamente pequeñas
llamadas átomos
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7. • Definición precisa realizada por Dalton en 1808:
2. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos. Los átomos de un
elemento son diferentes a los átomos de todos los demás elementos.
3. Los compuestos están formados por átomos de más de un elemento.
4. Una reacción química implica sólo la separación, combinación o
reordenamiento de los átomos. Nunca se supone la creación o destrucción de
los mismos.
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8. • Ley de las proporciones definidas de Proust: establece que muestras diferentes de
un mismo compuesto siempre contienen los mismos elementos y en la misma
proporción de masa.
• Ley de las proporciones múltiples: si dos elementos pueden combinarse para formar
más de un compuesto, la masa de uno de los elementos se combina con una masa
fija del otro mantiene una relación de números enteros pequeños.
• Ley de la conservación de la masa: la materia no se crea ni se destruye.
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9. ESTRUCTURA DEL ÁTOMO
Átomo: la unidad básica de un elemento que puede intervenir en una combinación
química.
Los átomos se encuentran formados por partículas subatómicas:
- Electrones
- Protones
- Neutrones
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10. ELECTRÓN
• Tipo de partícula subatómica que presenta carga
eléctrica negativa y que orbita activamente en el núcleo
atómico.
• Los electrones juegan un papel importante en
determinadas fuerzas y fenómenos físicos de la
naturaleza, como la electricidad, el magnetismo o la
conductividad térmica.
• Los electrones generan campos eléctricos que afectan a
las partículas cargadas a su alrededor.
• Electrones “libres”, se desplazan de un átomo a otro,
generando flujos eléctricos o campos magnéticos,
dependiendo de la T a la que se encuentren.
• Masa del electrón: 9,11x10-28 g
• Carga de un electrón: -1,6022x10-19 C (coulombs)
* (1 C = 6,24x1018 electrones)
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11. PROTÓN Y EL NÚCLEO
• Thomson: “modelo del pudín de
pasas”  esfera uniforme cargada
positivamente dentro de la cual se
entontraban los electrones como si
fueran pasas en un pastel.
• Rutherford: la mayor parte de los
átomos debe ser espacio vacío.
Propuso que las cargas positivas de
los átomos estaban concentradas
en un denso conglomerado central
dentro del átomo (núcleo)
• Las párticulas del núcleo que tienen carga + reciben el nombre de Protones.
• Protones  misma carga que un electrón y su masa es de 1,67262x10-24 g (1840 la masa del
electrón)
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12. NEUTRÓN
• Partículas eléctricamente neutras con
una masa ligeramente mayor a la de
los protones  neutrones
• Masa neutrón: 1,67493x10-24 g
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13. NÚMERO ATÓMICO (Z)
• Es el número de protones en el núcleo de un átomo de un elemento.
• Por ejemplo:
Z para el Flúor es 9  9 protones y 9 electrones
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14. NÚMERO DE MASA (A)
• Es el número total de neutrones y protones presentes en el núcleo de un átomo de
un elemento.
• Número de masa = número de protones + número de neutrones
= número atómico + número de neutrones
Número de neutrones = A – Z
Por ejemplo: para el Boro el número de masa (A) es 12 y su número atómico (Z) es 5,
el número de neutrones (12-5) es 7.
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15. NOTACIÓN
• No todos los átomos de un elemento dterminado tienen la misma masa.
• Isótopos: átomos que tienen el mismo número atómico pero diferente número de
masa.
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16. EJEMPLO
• Indique el número de protones, neutrones y electrones para las siguientes especies:
a) 11
20
𝑁𝑎
b) 11
22
𝑁𝑎
c) 17
𝑂
d) Carbono 14
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17. TABLA PERIÓDICA17

18. MOLÉCULAS
• Es un agregado de, por lo menos, dos átomos en una colocación definida que se
mantienen unidos a través de fuerzas químicas (enlaces químicos).
• Una molécula no siempre es un compuesto.
• Una molécula es eléctricamente neutra
• Moléculas diatómicas (dos atómos)
• Moléculas poliatómicas (más de dos átomos)
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19. IONES
• Un ión es un átomo o grupo de átomos que tienen una carga neta positiva o
negativa.
• Catión: un ión con carga neta + (pierde electrones)
• Anión: ión con carga neta – (gana electrones)
Ejemplo:
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20. FÓRMULAS QUÍMICAS
• Permiten expresar la composición de las moléculas y los compuestos iónicos por
medio de los símbolos químicos.
TIPOS DE FÓRMULAS:
• Fórmulas Moleculares
• Fórmulas Empíricas
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21. FÓRMULA MOLECULAR
• Indica el número exacto de átomos de cada elemento que están presentes en la
unidad más pequeña de una sustancia.
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22. FÓRMULA EMPÍRICA
• Indica cuáles elementos están presentes y la proporción mínima, en número
enteros, entre sus átomos, pero no necesariamente indica el número real de átomos
en una molécula determinada.
H2O2  HO
N2H4  NH2
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23. 23

24. FÓRMULAS DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS
• Por lo general son las mismas que las fórmulas empíricas.
• En una fórmula de un compuesto iónico no se muestra la carga del catión ni del
anión
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25. EJEMPLOS
• Escribir la fórmula del Nitruro de magnesio, que contenga los iones Mg2+ y N3-
• Escriba la fórmula de los siguiente compuestos iónicos:
a) Sulfato de cromo (que contiene los iones Cr3+ y 𝑆𝑂4
2−
)
b) Óxido de Titanio (que contiene los iones Ti4+ y O2-)
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26. NOMENCLATURA DE LOS COMPUESTOS
• Compuestos Orgánicos
• Compuestos Inorgánicos
• Compuestos iónicos
• Compuestos moleculares
• Ácidos y Bases
• Hidratos
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27. COMPUESTOS IÓNICOS
• Formados por cationes (iones+) y aniones (iones-)
• Todos los cationes se derivan de átomos metálicos (Excepción NH4
+)
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28. • Compuestos binarios (formados por 2 elementos)
• Se nombra primero el anión no metálico seguido por el catión metálico
NaCl  Cloruro de Sodio
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29. 29

30. 30

31. 31

32. EJEMPLOS
• Nombre los siguientes compuestos:
a) Cu(NO3)2
b) KH2PO4
c) NH4ClO3
• Escriba las fórmulas químicas de:
a) Nitrito de mercurio (I)
b) Sulfuro de cesio
c) Fosfato de calcio
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33. COMPUESTOS MOLECULARES
• Formados por unidades moleculares discretas.
• Por lo general formados por elementos no metálicos.
• Muchos son Compuestos binarios  se nombra primero el segundo elemento de la
fórmula, a cuya raíz se añade el sufijo –uro y después se nombra el primer
elemento.
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34. 34

35. Excepciones:
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36. EJEMPLOS
• Nombre los siguientes compuestos moleculares:
a) SiCl4
b) P4O10
c) NF3
d) Cl2O7
• Escriba las fórmulas químicas para los siguientes compuestos moleculares:
a) Disulfuro de carbono
b) Hexabromuro de disilicio
c) Tetrafluoruro de azufre
d) Pentóxido de dinitrógeno
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37. ÁCIDOS Y BASES
• Ácido: sustancia que libera iones hidrógeno (H+) cuando se disuelve en
agua.
• Nomenclatura de un ácido:
• Las fórmulas de los ácidos contienen uno o más átomos de hidrógeno,
asi como un grupo aniónico.
• Los aniones cuyo nombre termina en “uro” forman ácidos cuyo nombre
termina en ”hídrico”.
HCl  cloruro de hidrógeno  ácido clorhídrico
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38. • Los oxiácidos (ácidos que contienen hidrógeno, óxigeno y otro elemento) por lo
general se escriben con el H en primer lugar seguido por el elemento central y al
final el O.
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39. • Con frecuencia 2 oxiácidos tienen el mismo átomo central pero diferente
número de átomos de O.
1. Al agregar 1 átomo de O al ácido ”–ico”, el ácido se llamará “per…ico”. Por
ejemplo: si agregamos 1 O al HClO3, cambia el nombre de ácido clórico a
ácido perclorico  HClO4
2. Al quitar 1 átomo de O al ácido ”–ico”, el ácido se llamará “-oso”. Por
ejemplo: si quitamos 1O al ácido nítrico HNO3, se transforma en ácido
NitrosoHNO2
3. Al quitar 2 átomos de O al ácido ”–ico”, el ácido se llamará “hipo…oso”. Por
ejemplo: si quitamos 2 O al HBrO3, se convierte en HBrO  ácido
hipobromoso
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40. 40

41. • Reglas para nombrar los oxianiones, que son los aniones de los oxiácidos:
1. Cuando se quitan todos los iones H del ácido “-ico”, el nombre del anión termina
en “-ato”. por ejemplo, el anión CO3
2–, derivado de H2CO3, se llama carbonato.
2. cuando se quitan todos los iones H del ácido “-oso”, el nombre del anión termina
en “-ito”. Así, el anión ClO2
–, derivado de HClO2, se llama clorito.
3. Los nombres de los aniones a los cuales se han quitado uno o más iones
hidrógeno, pero no todos, deben indicar el número de iones H presentes.
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44. EJEMPLO
• Nombre los siguientes oxiácidos y oxianiónes:
a) H3PO3
b) IO4
-
c) HBrO
d) HSO4
-
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45. • Base: sustancia que libera iones hidróxido (OH-) cuando está
disuelta en agua.
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46. HIDRATOS
• Son compuestos que tienen un número específico de moléculas de agua unidas a
ellos.
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48. COMPUESTOS ORGÁNICOS
• Contienen carbono, comunmente combinado con elementos como hidrógeno,
oxígeno, nitrógeno y azufre.
• El tipo más sencillo son los Hidrocarburos: contienen solo átomos de C y H
• La química de los compuestos orgánicos está determinada por los grupos
funcionales, los cuales constan de uno o varios átomos enlazados en forma
específica
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