La masa atómica de un átomo se calcula hallando la masa media ponderada de la masa de todos los isótopos del mismo.

1. QUÍMICA
ESCUELA: GESTION AMBIENTAL
NOMBRE: Ing. Verónica Cueva
FECHA: Abril – Agosto 2009
1

2. MEDICIONES
FUNDAMENTALES

3. PRIMEROS PATRONES DE MEDIDA
Rápido
Lento
Cerca - lejos
Pesado
Liviano
Grande- Pequeño Frío - caliente

4. MEDICIONES FUNDAMENTALES
4

5. SISTEMA INTERNACIONAL (S.I)
 Sistema de unidades que utilizan la
mayoría de países actualmente.
 Se basa en el sistema decimal, distinto
del Sistema anglosajón que utiliza
fracciones.
 Las magnitudes pueden ser de dos
clases: Fundamentales y Derivadas.

6. SISTEMA INTERNACIONAL (S.I)
 Magnitudes Fundamentales: aquellas
que no dependen de otras unidades
como masa en Kilogramos o longitud en
metros.
 Magnitudes Derivadas: dependen de la
intervención de dos o más unidades
como: d, F.

7. MAGNITUDES FUNDAMENTALES
MAGNITUD NOMBRE SIMBOLO
Longitud metro m
Masa kilogramo kg
Tiempo segundo s
Intensidad de corriente ampere A
eléctrica
Temperatura kelvin K
termodinámica
Cantidad de sustancia mol mol
Intensidad luminosa candela cd

8. MAGNITUDES DERIVADAS
MAGNITUD NOMBRE SIMBOLO
2
m
Superficie metro cuadrado
3
m
Volumen metro cúbico
m/s
Velocidad metro por segundo
2
m/s
metro por segundo
Aceleración cuadrado
rad/s
Velocidad angular radián por segundo
2
N (Kg.m/s )
Fuerza Newton
Pa (N/m)
Presión Pascal
8

9. PREFIJOS - MULTIPLOS
Prefijo Símbolo Factor de multiplicación
1012
Tera T 1 000 000 000 000
109
Giga G 1 000 000 000
106
Mega M 1 000 000
102
Hecto h 100
101
Deca Da 10
100
_ _ 1

10. PREFIJOS - SUBMULTIPLOS
Prefijo Símbolo Factor de multiplicación
10 -1
Deci d 1 / 10
10 -2
Centi c 1 / 100
10 -3
Mili m 1 / 1 000
10 -6
Micro µ 1 / 1 000 000
10 -9
Nano n 1 / 1 000 000 000
10 -12
Pico p 1 / 1 000 000 000 000

11. MEDICIONES METRICAS
 LONGITUD: METRO
 MASA: KILOGRAMO (1000g)
 VOLUMEN: LITRO (1000ml)
 TEMPERATURA: °C
 TIEMPO: HORA
11

12. MEDICIÓN METRICA DE
LONGITUD
NOMBRE SIMBOLO EQUIVALENCIA
Kilometro Km 1.000 m
hectómetro hm 100 m
decámetro dam 10 m
METRO m 1m
decímetro dm 0.1m
centímetro cm 0.01m
milímetro Mm 0.001m

13. MEDICIÓN METRICA DE
MASA
NOMBRE SIMBOLO EQUIVALENCIA
Kilogramo Kg 1.000 g
hectogramo hg 100 g
decagramo dag 10 g
gramo g 1g
decigramo dg 0.1 g
centigramo cg 0.01 g
milígramo mg 0.001 g

14. MEDICIÓN METRICA DE
CAPACIDAD
NOMBRE SIMBOLO EQUIVALENCIA
Kilolitro Kl 1.000 L
hectolitro hl 100 L
decalitro dal 10 L
LITRO L 1L
decilitro dl 0.1 L
centilitro cl 0.01 L
milílitro ml 0.001 L

15. MEDICIÓN METRICA DE
VOLUMEN
NOMBRE SIMBOLO EQUIVALENCIA
Kilómetro cúbico Km3 1.000.000.000 m3
hectómetro cúbico hm3 100.000 m3
decámetro cúbico dam3 100 m3
METRO CUBICO m3 1 m3
decímetro cúbico dm3 0.001 m3
centímetro cúbico cm3 0.000001 m3
milílmetro cúbico mm3 0.0000000001 m3

16. FACTORES DE CONVERSIÓN
Fracción que permite resolver
problemas que tienen diferentes
unidades pero con la misma magnitud.
Cantidad conocida y unidad(es) x
Factor(es) de conversión = Cantidad en
las unidades deseadas.

17. Por ejemplo
 1 pulgada (in) < > 25,4 milímetros (mm)
 1 pie (ft) < > 0,3048 metros (m)
 1 yarda (yd) < > 0,914 metros (m)
 1 milla (mi) < > 1,61 kilómetros
 1 metro (m) < > 39,37 pulgadas (in)

18. Ejemplos:
1. pasar 15 pulgadas a cm
(factor de conversión: 1 pulg (in) = 2,54 cm)
15 in × (2,54 cm / 1 in) = 15 × 2,54 cm = 38,1 cm
2. pasar 25 m por s a km por h
(factores de conversión: 1 km = 1000 ms, 1 h = 3600 s)
25 m/s × (1 km / 1000 m ) × (3600 s / 1 h) = 90
km/h

19. Incertidumbre de Mediciones
Ninguna medición es exacta al 100%
 Precisión se refiere a la cercanía de una
serie de medidas entre si.
 Exactitud se refiere a que tan cerca del
valor real se encuentra el valor medido.
Dicho de otra manera exactitud tiene que
ver con el grado de coincidencia de las
mediciones con el valor verdadero.

20. PRECISIÓN
 La precisión se
refiere a cuánto
concuerdan dos
o más
mediciones de
1
una misma
cantidad.

21. EXACTITUD
 La exactitud
indica cuán
cerca está una
medición del
valor real de la
1
cantidad
medida.

22. MEDICIONES FUNDAMENTALES
ESTUDIANTE # 1 ESTUDIANTE # 2 ESTUDIANTE # 3
2.65 2.87 3.01
2.76 2.86 3.00
2.68 2.87 2.99

23. CIFRAS SIGNIFICATIVAS
(REGLAS)
1. Todos los enteros diferentes de cero son significativos.
2. Todos los ceros a la izquierda del (o que preceden al)
primer dígito diferente de cero no son significativos.
0,00567 (3)
0,0089 (2)
3. Todos los ceros situados entre dígitos diferentes de cero
son significativos.
207,08 (5)
0,0401 (3)

24. CIFRAS SIGNIFICATIVAS
(REGLAS)
4. Todos los ceros al final de un número con punto decimal
son significativos
0,0670 (3)
400,00 (3)
5. En la multiplicación y división el número resultante no
tiene más cifras significativas que el número menor de
cifras significativas usadas en la operación.
Ejemplo:
¿Cuál es el área de un rectángulo de 1,23 cm de ancho por
12,34cm de largo?. La calculadora nos da 15,1783 cm2
pero como el ancho sólo tiene tres cifras significativas
escribiremos 15,2cm2.

25. NOTACIÓN CIENTÍFICA
Suma y resta:
(7,4 x 103) + ( 2,1 x 10 3)= 9,5 x 10 3
( 4,31 x 104) + ( 3,9 x 103) =
( 4,31 x 10 4) + ( 0,39 x 10 4) = 4,70 x 10 4
(2,22 x 10-2)-(4,10 x 10-3)= (2,22 x 10-2)-
(0,41 x 10-2) = 1,81 x 10-2
Multiplicación y división
(8,0 x 10 4)x(5,0 x 10 2) = 40 x 10 6= 4 x 10
7
6,9 x 10 7/ 3,0 x 10 -5= 2,3 x 1012

26. ELEMENTOS,
ATOMOS Y LA
TABLA PERIODICA

27. NOMBRES Y SIMBOLOS

28. LA TABLA PERIODICA
1. Clasificación y ubicación de los elementos: Metales, no metales y
metaloides.
2. Se clasifica en: períodos (1 al 7) y grupos (I al VIII A y B)
3. Distribución de le elementos en la tabla periódica.
4. La tabla periódica actual

29. PROPIEDADES FISICAS DE
LOS ELEMENTOS
29

30. GENERALIDADES DEL ATOMO
Toda la materia que conocemos está
constituida por particulas muy
pequeñas, los átomos.

31. GENERALIDADES DEL ATOMO
z
Número atómico

32. ISÓTOPOS

33. MASA ATOMICA Y MOLECULAR
 La masa atómica de un átomo se calcula
hallando la masa media ponderada de la
masa de todos los isótopos del mismo.
 La masa molecular (M) se obtiene sumando
la masas atómicas de todos los átomos que
componen la molécula.

34. MASA MOLECULAR
Ejemplo: Calcular la masa molecular del H2SO4
M (H2SO4) : H = 1,008 u · 2
S = 32,06 u · 1
O = 16,00 u · 4 = 98,076 u
que es la masa de una molécula.
Normalmente, suele expresarse como
M (H2SO4) = 98,076 g/mol

35. ESTRUCTURA
ATOMICA

36. CONFIGURACION ELECTRONICA
– ESTRUCTURA DE LEWIS
36

37. NOMBRES
Y
FORMULAS

38. IONES MONOATOMICOS
ANIONES CATIONES
Li+ ion litio F− ion fluoruro
Ca2+ ion calcio Cl− ion cloruro
Na+ ion sodio Br− ion bromuro
Fe2+ hierro (II) o ferroso
I− ion ioduro
Fe3+ hierro (III) o férrico
S2− ion sulfuro
Co2+ Co3+,Cu+ Cu2+

39. IONES POLIATOMICOS
39

40. NOMBRES - FORMULAS DE
COMPUESTOS IÓNICOS Y SALES
catión anión
NaNO3 Nitrato de sodio
FeCl2 Cloruro de hierro (II) o cloruro ferroso
K2MnO4 Manganato (VI) de potasio o manganato
de potasio
Na2CO3 Carbonato de sodio

41. COMPUESTOS BINARIOS DE
NO METALES
USO DE PREFIJOS
SF6 hexafluoruro de azufre
Mono 1
Di
Mono 1 2
CO2 dióxido de carbono
Tri 2 3
Di
Tetra 3 4
Tri
Tetra 4
CCl4 tetracloruro de carbono
Hepta7 7
Hepta
Octa 8 8
Octa
CS2 disulfuro de carbono

42. NUMERO DE OXIDACION EN
COMPUESTOS POLIATOMICOS
Anotar los números de
oxidación mas conocidos de
Na2SO4
los elementos del
compuestos.
Elemento Nº oxidación
Sodio +1
Multiplicar el número de
oxidación de cada elemento Azufre Desconocido
por el subíndice apropiado. oxígeno -2
Escribir la ecuación.
+2 +X -8 =0
X = +8-2
X=6 N.O = 6

43. ENLACES QUIMICOS

44. SON LAS FUERZAS QUE MANTIENEN
JUNTOS A LOS ÁTOMOS EN UNA
MOLÉCULA O IONES

45. TIPOS DE ENLACES
Enlace Iónico
Enlace covalente polar
Enlace covalente no polar
Enlace metálico
45

46. ENLACE IONICO
Metal (electropositivo) + No-metal (electronegativo)
Cation Anion
Na+ Cl-
Enlace ionico
NaCl
46

47. ENLACE COVALENTE
No-metal (electronegativo) + No-metal (electronegativo)
En los dos elementos se tienden compartir dos
o mas pares de electrones
H· · Cl
Enlace covalente
- Cl
H
47

48. ENLACE COVALENTE POLAR
Los átomos no comparten
equitativamente los electrónes.
·· ·· ··
HCl
:Cl · :Cl · x H ; :Cl–H
xH
·· ·· ··
·· ·· ··
H2O
·O· 2 Hx ·O · x H ; H–O–H
xH
·· ·· ··
·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ··
Cl2O
· O · + 2 x Cl: :Clx ·O ·x Cl: ; :Cl–O–Cl:
·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ··
48

49. ENLACE COVALENTE NO POLAR
 Puede ser:
 Enl. covalente simple: Se comparten una
pareja de electrones.
 Enl. covalente doble: Se comparten dos
parejas de electrones.
 Enl. covalente triple: Se comparten tres
parejas de electrones.
49

50. SIMPLE
2 átomos de
hidrógeno, c/u
con un
protón, compar
ten 2
electrones en
un enlace molecular hydrogen (H2)
covalente H—H

51. DOBLE
2 átomos de
oxígeno, cada
uno con 8
protones,
comparten 4
electrones en
molecular oxygen (O2)
un doble
O=O
enlace

52. TRIPLE
2 átomos N
N
comparten
N
N
tres pares de
o
enlace triple
electrones

53. ENLACE METALICO
Metal (electropositivo) + Metal (electropositivo)
Todos los átomos tienden a ceder electrones
Na· Na· Na· Na·
Enlace metálico
(núcleo positivo)
Na+Na+
Na+Na+
53

54. 54