Quimica power point

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.

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..)
 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.

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
Inestables (tienden a transformarse
espontáneamente)
CLASIFICACIÓN:
 HOMOGENEOS: Presenta en todas sus partes las mismas propiedades
intensivas
 SUSTANCIAS PURAS: ELEMENTOS Y COMPUSTOS
 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…

 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

 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
existiran 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.

 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.
 Una molécula es la entidad mas pequeña posible en la que se
mantienen las mismas proporciones de los átomos constituyentes
que en el compuesto químico.
 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, proteina de la
sangre, formada por 19996 átomos sólo de cuatro tipos: carbono,
hidrógeno, oxígeno y nitrógeno.

Símbolos y fórmulas químicas.
 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.
 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. Por ejemplo, Cu de cuprum (cobre), Ag de argentum (plata), Au de aurum (oro) y Fe de
ferrum (hierro). Este conjunto de símbolos que denomina a los elementos químicos es universal.
 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.

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.
 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.

 Pero, ¿por qué escribir O2 y C8H18 en lugar de escribir simplemente O y C4H9, que
indican las mismas relaciones atómicas y de masas? Los experimentos demuestran
que el oxígeno atmosférico no consiste en átomos individuales (O), sino en moléculas
formadas por parejas de átomos (O2); la relación entre el carbono y el hidrógeno en
las moléculas de octano es de C 8 y H 18 y no otra combinación de átomos de
carbono y de hidrógeno. Las fórmulas del oxígeno atmosférico y del octano son
ejemplos de fórmulas moleculares. El agua está formada por moléculas de H2O, y el
dióxido de carbono por moléculas de CO2. Por eso el H2O y el CO2 son fórmulas
moleculares. Sin embargo, la cera de las velas (CH2), por ejemplo, no está formada
por moléculas que contienen un átomo de carbono y dos átomos de hidrógeno, sino
que en realidad consiste en cadenas muy largas de átomos de carbono, en las cuales
la mayoría de éstos están unidos a dos átomos de hidrógeno además de estar unidos
a los dos átomos de carbono vecinos en la cadena. Estas fórmulas, que expresan la
composición atómica relativa correcta, pero no la fórmula molecular, se llaman
fórmulas empíricas.
 Se puede decir que todas las fórmulas que son múltiplos de proporciones más
simples, representan moléculas: las fórmulas H2O2 y C2H6 representan a los
compuestos peróxido de hidrógeno y etano. Y a su vez puede decirse que las
fórmulas que presentan relaciones atómicas simples son fórmulas empíricas, a
menos que la evidencia muestre lo contrario. Por ejemplo, las fórmulas NaCl y Fe2O3
son empíricas; la primera representa al cloruro de sodio (sal común) y la última al
óxido de hierro (orín), pero en esos compuestos no están presentes moléculas
individuales de NaCl o Fe2O3

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
×
=

DEDUCCIÓN DE LA FÓRMULA EMPÍRICA Y
MOLECULAR
 Las etapas para la obtención de la fórmula
empírica son:
 Composición elemental (puede ser en %) sedivide
entrelamasaatómica→
Obtenemos la relación en moles sedivide
entreelnºdemolesmaspequeño
→ Obtenemos la relación entre
los átomos en números sencillos→Fórmula
empírica masamolecular
→ Fórmula molecular

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

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

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)

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

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 multiples.
 2.23 g de Fe, 0.96g de O/0.64 g de O = 1.5 = 3/2 luego se
cumple

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

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.

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.
Para evitar este inconveniente lo más sencillo es elegir como
unidad de masa para los átomos la masa de uno cualquiera de ellos.
Se eligió el átomo de carbono de número másico 12.Una unidad de masa atómica (u) es la doceava parte de la
masa del átomo (isótopo) de carbono de número másico
12; equivale a 1.6605655.10 -27
kg
 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

El número atómico, la masa atómica y el símbolo químico de cada uno de los
elementos conocidos vienen dados en el sistema periódico o tabla periódica.
 Cuando dos átomos tienen el mismo número atómico, pero diferentes
números másicos, se llaman isótopos. Algunos elementos tienen varios
isótopos naturales, mientras que otros sólo existen en una forma isotópica.
Se han producido cientos de isótopos sintéticos. Varios isótopos naturales y
algunos sintéticos son inestables.
 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.
 Eje. Con los datos del espectro de masas se determina la razón de la masa del
16
O y el átomo de 12
C que es 1.33291. ¿Cuál es la masa de un átomo de 16
O?
 Solución: La razón de las masas es: 16
O/ 12
C = 1.33291
masa de 16
O = 1.33291 x 12 u = 15.9949 u

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,

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 12. Tendremos que especificar a que entidades elementales se
refiere (átomos, moléculas, iones, electrones….)
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.

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 estequiometría.
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.

Relaciones estequiométricas
 Relaciones moleculares.
 Relaciones en peso.
 Relaciones peso-volumen y volumen -
volumen

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
=
=
=

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