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1. QUIMICA
GENERAL
II/2011
Dra. Sandra Madariaga

2. ¿¿Qué deben Comprender el comportamiento
lograr los químico de la materia a nivel
molecular a través de los principios y
estudiantes??? leyes que la gobiernan.

3. Química, ciencia que estudia la materia
Ciencia método científico
(sistema ordenado y sistemático)

4. Observación mundo macroscópico
Interpretación

5. AREAS
ambiental
medicina forense
 industria farmacológica (fármacos,
drogas)
 industria alimentos
 biotecnología (vacunas)

6. Características del científico
 honesto
 ordenado
 organizado
 riguroso

7. Mediciones
Instrumentos
(bureta, probeta, pipeta,
regla, etc.)
Incerteza

8. INCERTEZA: Parámetro asociado con el
resultado de una medida
Ejemplo Incerteza Cifras
significativas
9.0 +/- 0.1 2
9.5 +/- 0.1 2
10.2 +/- 0.1 3
5 +/- 1 1
100 +/- 1 1,2 ó 3
0.0015 +/- 0.0001 2
10.0 +/- 0.1 3
10.00 +/- 0.01 4

9. 0.0000128
Cifras no Cifras
significativas significativas = 3
1.28 x 10-5

10. Incerteza asociada a las medidas
Incertidumbre: valor medio entre las
divisiones de una escala de un
determinado instrumento de medida
(lo que se puede estimar)
Probetas, buretas, pipetas, termómetros, reglas

11. Probeta de 10 mL. con divisiones
de escala igual a 0.1
INCERTIDUMBRE = 0.05
valores a informar con dos decimales
9 mL 9.00
9.1 mL 9.10

12. Instrumento con división de escala que se observa y
que permite medir hasta 10 mL.
¿ Cuál es la
división de escala ?
2
¿ Cuál es la
incertidumbre ?
1

13. 1.- ¿Las medidas tendrán las mismas cifras
significativas?
2.- Las medidas tendrán la misma incerteza.

14. PRECISION Y EXACTITUD

15. Exactitud: proximidad de una medida a
su valor real (referencia)
Precisión: concordancia entre dos ó más
valores (reproducibilidad)

16. Rigurosidad científica
Litro(s) L nunca lt ó lts
Gramo(s) g nunca gr ó grs.

17. Prefijos unidades de medida
1d = 1x 10 -1
1 dL = 1 x 10-1 L
1 µ = 1 x 10-6
1 µ mol = 1 x 10-6 mol

18. Materia
“Todo lo que ocupa un lugar
en el espacio y tiene
volumen”

19. Materia
Sustancia pura Mezcla

20. Sustancia pura
Elemento: una sola
clase de átomos, a la
forma atómica o a la Compuesto: dos o más
forma molecular. clases de átomos, sólo a
la forma molecular.
Mezcla
dos o mas sustancias puras,
contenidas en un
determinado espacio

21. Características de la materia
composición
propiedades estructura
cambios

22. Composición: identidad y cantidad de los átomos
de los elementos que conforman la sustancia pura
o la identidad y cantidad de las sustancias puras
que conforman la mezcla.
Aire de Santiago
Aire de Santiago
Aire de Puerto Montt
Aire de Puerto Montt
Monosacárido de fórmula
Monosacárido de fórmula
C66H12O6
C H12O6

23. Monosacáridos de fórmula C6H12O6

24. Agar-Agar//carragenano (polímeros):
hidrato de carbono constituyente de
algas marinas. Se usa como espesante.
Unidad básica del polímero: galactosa
Glicógeno (polímero): reserva de energía en las células animales
Unidad básica del polímero: glucosa

25. Estructura: disposición espacial de los
elementos o grupos de elementos que forman la
sustancia
Importancia en procesos enzimáticos (principio
llave-cerradura)

26. “Disposición espacial diferente, propiedades químicas
diferentes”
R: cadena hidrocarbonada

27. des Cambios de estado
pi eda
Pro
y
ios sólido
camb
solidificación sublimación
fusión
evaporación
líquido gaseoso
Condensación
(licuación)

28. Muestra de agua bajo las balsas jaulas
Sólidos disueltos y sólidos no disueltos

29. Sólidos totales
sólidos que permanecen en un
recipiente luego del calentamiento
en estufa a 103-105ºC.
Evaporación del agua (cambio físico)
H2O(l) H2O(g)

31. sólidos suspendidos o particulados: sólidos que
son retenidos por un filtro 0.45 µ y permanecen
luego del secado en estufa a 103-105ºC
Sólidos disueltos: Sólidos que pasan a través de un
filtro 0.45 µ y permanecen luego del secado en
estufa a 103-105ºC

32. ¿Qué proceso ocurre si
una muestra de sólidos
totales, se somete a una
temperatura en el rango
de 400-600 ºC?

33. Combustión (cambio químico)
Materia orgánica (s) + O2(g)  CO2(g) + H2O(g)
Sólidos
totales
400 - 600ºC
Sólidos Sólidos
volátiles no-volátiles

34. En los seres vivos, la materia se ordena en los
llamados niveles de organización biológica.
Cada nivel tiene propiedades particulares que
surgen de la interacción entre sus componentes.
Átomos y partículas subatómicas
moléculas
macromoléculas
complejos de macromoléculas

35. El átomo y sus partículas
sub-atómicas
Protones
Electrones
neutrones

36. Si todos los elementos están constituídos por átomos,
¿Qué hace que un elemento sea diferente a otro?
A
Z C
A (número másico): nº de protones + neutrones
Z (número atómico): nº de protones
Átomo neutro: nº de protones = nº de electrones
Catión: nº de protones es mayor al número de electrones
Anión: nº de protones es menor al número de electrones

37. Isótopos
• átomos con igual número atómico pero diferentes
número másico
• presentan la misma reactividad química (electrones
involucrados en los cambios químicos)
• isótopos radioactivos
neutrones (inestables)
diagnóstico/tratamiento enfermedades

38. Ejemplos de isótopos
1 2 3
1 H 1 H 1 H
HIDRÓGENO DEUTERIO TRITIO

39. Distribución electrónica al interior de un
átomo
Niveles de energía
orbitales

40. Orbitales p
Orbital s
Orbitales d

41. Nivel de energía Forma del orbital Número de orientaciones
(n) (ℓ) del orbital
número cuántico principal número cuántico (m)
secundario Número cuántico
magnético
n=1∞ ℓ = 0  n-1 m = 2 ℓ +1
n=1 ℓ=0 m=1
(s)
n=2 ℓ = 0, 1 ℓ=0 m=1
(s) (p) ℓ=1 m=3
n=3 ℓ = 0, 1, 2 ℓ=0 m=1
(s) (p) (d) ℓ=1 m=3
ℓ=2 m=5

42. Cada orientación del orbital acepta como máximo 2
electrones
n=1 ℓ=0 para ℓ = 0 2 electrones 2 electrones
n=2 ℓ = 0, 1 para ℓ = 0 2 electrones
8 electrones
para ℓ = 1 6 electrones
n = 3 ℓ = 0,1,2 para ℓ = 0 2 electrones
para ℓ = 1 6 electrones 18 electrones
10 electrones
para ℓ = 2

43. Distribución electrónica en orbitales, niveles de
energía y Configuración electrónica

44. TABLA PERIODICA
Y
ENLACE QUIMICO

45. Tabla Periódica.

46. Enlace Químico
Fuerzas interatómicas

47. Capacidad para
atraer
electronegatividad electrones en un
enlace químico
Ubicación
en la
tabla periódica

48. ELECTRONEGATIVIDAD
Mayor
Menor

49. Transferencia de electrones
compartición de electrones
Enlace Fuerzas
Químico Interatómica
Enlace Enlace
Iónico Covalente

50. Enlace iónico
 transferencia de electrones
 alta diferencia de electronegatividad entre los átomos
que reaccionan.
 formación de una carga total (anión//catión)
 sustancia en estado sólido o líquido (fuerzas
electrostáticas)
 acción del agua sobre sustancias iónicas genera la
separación de átomos o grupos de átomos cargados.

51. NaCl(s) + H2O (l) Na+(ac) + Cl –(ac)
Na+ Cl-
-
δ+ δ+ δ+ δ+
-
Cl-
Na+
Proceso de solvatación

52. Enlace covalente
 Fuerza entre átomos con baja diferencia de E.N
 Se forma carga parcial en cada átomo (dipolo positivo/dipolo
negativo) cuando la diferencia de E.N entre los átomos es
mayor a cero.
 Se clasifican en sustancias polares y apolares
 Polares: solubles en agua.
 Apolares: insolubles en agua.
 Algunas moléculas apolares pequeñas (máximo 5 átomos
totales) y fundamentalmente en estado gaseoso son
medianamente solubles en agua.
 La acción del agua en sustancias polares puede generar
ionización (ejemplo: ácidos y bases).

53. Momento dipolar
COMPUESTO % Carácter iónico total ()
Debye
CH4 20.8 0
HCl 27.0 1.08
H2O 41.6 1.85
NaCl 45.1 ----

54. Enlace covalente
Enlace covalente polar
Enlace covalente apolar
Molécula polar (  0)
Molécula apolar (  0)
Molécula apolar ( = 0)

55. Número mas frecuente
Número de enlaces en sustancias
Elemento Grupo orgánicas
máximo de
enlaces
Hidrógeno I 1 1
Oxígeno VI 6 2
Carbono IV 4 4 (simple, doble,
triple)
Fósforo V 5 5
Nitrógeno V 5 3
Halógenos VII 7 1