que es quimica
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(materia y energia)

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  • 1. QUÍMICA GENERAL Bioquímica y Farmacia Ingeniería en Industrias Biología
  • 2. Bibliografía Básica BURNS, Ralph A. FUNDAMENTOS DE QUÍMICA. Quinta Edición. Editada por PEARSON México. 2011.
  • 3. QUÉ ES QUÍMICA?
  • 4. Ciencia que estudia: La composición, estructura y propiedades de la MATERIA así como los cambios que ésta experimenta durante las reacciones químicas y su relación con la ENERGÍA.
  • 5. QUÍMICA INORGÁNICA Se encarga del estudio integrado de la formación, composición, estructura y reacciones de los elementos y compuestos inorgánicos; es decir, los que no poseen enlaces carbono-hidrógeno. QUÍMICA ORGÁNICA Química del carbono
  • 6. ¿Por qué estudiar Química? La química es básica para la comprensión de muchos campos: - Agricultura - Astronomía - Ciencia animal - Geología - Farmacia - Ciencia de los materiales, etc. Todos utilizamos química en nuestra vida diaria Aprender los beneficios y los riesgos asociados a los productos químicos
  • 7. Relación de la Química con otras ciencias y la industria
  • 8. 1. Materia y Energía 1.1. Materia. 1.2. Estados de la materia. 1.3. Elementos y compuestos. 1.4. Sustancias puras y mezclas. 1.5. Propiedades y cambios físicos y químicos. 1.6. Unidades métricas y SI. 1.7. Factores de conversión. 1.8. Cifras significativas. 1.9. Notación científica.
  • 9. 1.1 MATERIA  Sustancia de la que están hechas todas las cosas materiales del universo.  Por definición, la materia es todo aquello que tiene MASA e inercia, y ocupa un lugar en el espacio.  Ejemplos: Aire (caminar contra el viento), Alimentos, Rocas, Vidrio, Gases, estrellas….etc.  La Química es la ciencia que estudia la materia y los cambios que ésta experimenta.
  • 10. ¿MASA = PESO?  MASA. Es una medida de la cantidad de materia que posee un cuerpo. Incluso el aire tiene masa.  En el SI: kg ( se mide con una balanza)  PESO. Es la acción de la fuerza de la gravedad sobre la masa de un objeto en particular. (es la fuerza con la que es atraído un cuerpo por la gravedad).  En el SI: Newton (la fuerza necesaria para proporcionar una aceleración de 1m/s2 a un objeto de 1 kg de masa)
  • 11. PESO = GRAVEDAD x MASA Una barra de 9 kg pesará: en la tierra, G = 9,8 m/s2 88,2 N en la tierra en la luna, G = 1,62 m/s2 15,87 N en la luna
  • 12. Cierta persona tiene una MASA de 73 Kg. ¿qué pasa con la masa y el peso en?: a. La Luna con gravedad de 0,17 veces que la tierra. b. La Tierra. c. El Espacio. d. En Marte con una gravedad de 0,38 veces que en la tierra.
  • 13. MASA: No cambia PESO: a. Luna: Después de la Tierra y de Marte. b. Tierra: El peso es el mas grande. c. Espacio: Carece de peso d. Marte: En segundo lugar
  • 14. Cuanto pesaría usted en Marte?
  • 15. VOLUMEN Es el lugar que ocupa un cuerpo en el espacio. Unidad en el SI: m3
  • 16. Ejercicios ¿Cuál es la masa de una sustancia que tiene un volumen de 350 litros y una densidad de 1,22 kg/m3? ¿Qué volumen ocupará 300 g de una sustancia cuya densidad es 2,7 g/cm3?
  • 17. DEBER DE CONSULTA Consulte cómo se mide el volumen en:   Sólidos regulares Sólidos irregulares
  • 18. 1.2. ESTADOS DE LA MATERIA   Según su temperatura, una muestra de materia, puedo ser un Solidos, Líquido o un Gas. Estas tres formas de materia se conoce como estados de la materia, o estados físicos. Fusión Agua sólida gaseosa (hielo) agua) Ebullición Agua líquida Agua (vapor de
  • 19. En el ESTADO SOLIDO las moléculas están muy juntas y se mueven oscilando alrededor de unas posiciones fijas; las fuerzas de cohesión son muy grandes En el ESTADO LIQUIDO las moléculas están más separadas y se mueven de manera que pueden cambiar sus posiciones, pero las fuerzas de cohesión, aunque son menos intensas que en el estado sólido, impiden que las moléculas puedan independizarse En el ESTADO GASEOSO las moléculas están totalmente separadas unas de otras y se mueven libremente; no existen fuerzas de cohesión. Las fuerzas de cohesión son las fuerzas que atraen y mantienen unidas las moléculas
  • 20. Identifique el estado de los siguientes materiales:  Oxígeno  Vapor de agua  Cera de vela  Alcohol
  • 21. RESPUESTA  Gas  Oxígeno  Vapor de agua  Gas  Cera de vela  Sólido  Alcohol  Líquido
  • 22. CAMBIOS DE ESTADOS DE LA MATERIA
  • 23. Propiedades de los sólidos, líquidos y gases Estado Sólido Líquido Forma Definida Indefinida Gaseoso Indefinida Volumen Propiedades submicroscópicas Compresibilidad Definido Partículas en contacto y estrechamente empaquetadas Insignificante Definido Partículas en contacto, pero móviles Muy poca Indefinido Partículas muy separadas e independientes unas de otras Alta
  • 24. 1.3 ELEMENTOS Y COMPUESTOS
  • 25. Sustancia pura. Es aquel elemento o compuesto formado de la misma clase de materia, con partículas del mismo tipo en toda su extensión. ELEMENTO.- Es la sustancia más fundamental, con las cuales se construye todas las cosas materiales. La partícula más pequeña que conserva las propiedades del elemento es el átomo. - Se encuentran naturalmente en la Tierra un total de 92 elementos. Por ejemplo: oro, aluminio, oxígeno, carbono. - 26 elementos han sido creados por científicos, como por ejemplo: el Americio, el Polonio. - La mayoría son poco comunes, tan sólo unos 10 elementos componen el 99% de todo lo que hay
  • 26.  Los átomos de un elemento sólido están organizados con un arreglo a un patrón regular y son del mismo tipo. ◦ Ejemplo: todos los átomos de un trozo de cobre son átomos de cobre, átomos de un trozo plata será de plata.  Los átomos de un elemento en particular no se pueden dividir en átomos más simples. 26
  • 27. P er io d 1 IA 1A 1 H 2 Group** 1 1.008 3 Li 6.941 3 11 4 12 19 20 K 24.31 Ca 39.10 5 40.08 37 38 Rb Sr 85.47 6 87.62 55 56 Cs 132.9 7 87 Fr (223) Ba 137.3 88 Ra (226) Lanthanide Series* Actinide Series~ 14 IVA 4A 6 15 VA 5A 7 16 VIA 6A 8 17 VII A 9 7A 10.8 1 13 12.0 1 14 14.0 1 15 16.0 0 16 19.0 0 17 26.9 8 31 28.0 9 32 30.9 7 33 32.0 7 34 35.4 5 35 39.9 5 36 78.9 6 52 79.9 0 53 83.8 0 54 127. 6 84 126. 9 85 (210) (210) B Be 9.012 Mg A 2 8A 13 IIIA 3A 5 2 IIA 2A Na 22.99 4 18 VIII 3 IIIB 3B 4 IVB 4B 5 VB 5B 6 VIB 6B 21 22 23 24 Sc Ti 44.9 6 39 47.8 8 40 88.9 57 1 91.2 2 72 Y La * 138. 89 9 Zr Hf 178. 5 104 V 50.9 4 41 Nb 92.9 1 73 Ta 180. 9 105 Ac ~ Rf (257) Db 58 59 60 (227) Ce 140. 1 90 Th 232. 0 Pr 140. 9 91 Pa (231) (260) Nd 144. 2 92 U (238) Cr 52.0 42 0 7 VII B 25 7B M n 54.9 4 43 8 Fe 55.8 5 44 Tc Ru W Re Os 95.9 74 4 183. 9 106 Sg (263) 61 P m (147) 93 Np (237) 186. 2 107 Bh (262) 62 101. 1 76 190. 2 108 58.4 7 45 Rh 102. 9 77 Ir Ni 58.6 9 46 Pu A m (243) C m (247) 63.5 5 47 Zn 65.3 9 48 Hg 64 157. 3 96 Cu Au 63 152. 0 95 30 Pt () Gd 29 Cd (266) Mt 12 IIB 2B Ag 106. 4 78 (265) Hs 11 IB 1B Pd 195. 1 110 Eu (242) Co 190. 2 109 S m 150. 4 94 10 ------- VIII ------27 28 ------- 8 ------- 26 M o (98) 75 9 --- 65 Tb 158. 9 97 Bk (247) 107. 9 79 197. 0 111 --() 66 Dy 162. 5 98 Cf (249) Al Se In Sn Sb Te Tl Pb 204. 4 --- (254) 72.5 9 50 118. 7 82 207. 2 114 74.9 2 51 121. 8 83 Bi 209. 0 --- () Es S As 200. 5 112 164. 9 99 P O Ge 69.7 2 49 114. 8 81 Ho Si N Ga 112. 4 80 67 C Er 167. 3 100 F m (253) 69 () T m Yb M d No 168. 101 9 (256) 116 --- () 68 Po 70 173. 0 102 (254) F Cl Br He 4.00 3 10 Ne 20.1 8 18 Ar Kr I Xe At Rn 131. 3 86 (222) 118 --() 71 Lu 175. 0 103 Lr (257) 28
  • 28. COMPUESTOS.- Son sustancias puras constituidas por átomos de dos o más elementos químicos combinadas unos con otros en proporciones fijas. - Cada compuesto tiene una fórmula química que indica las proporciones en que se combinan cada elemento por ejemplo. NH3. - Las propiedades de los compuestos son diferentes de las propiedades de los elementos individuales que lo forman. Agua (H2O) Glucosa (C6H12O6) Amoniaco (NH3)
  • 29. 1.4 SUSTANCIAS PURAS Y MEZCLAS Clasificación de la materia. Materia Sustancias puras Elementos Compuestos Mezclas Homogéneas Heterogéneas Elementos. Tienen un solo tipo de átomos, 92 naturales y 26 artificiales, 118 en la tabla periódica. Están caracterizados por su número atómico. H=1 y U=92 Ejemplos: Fe, Cu, C, Ne, Au… Metales, no metales y gases nobles.
  • 30. Compuestos. Combinación de dos o más tipos de átomos. Existen por millones, por ejemplo el carbono.
  • 31. Mezclas: son combinaciones de dos o más sustancias puras en las que cada una conserva su propia identidad química y sus propiedades. Pueden ser elementos o compuestos Mezclas homogéneas: conservan su composición en todas sus partes y se forman por dos o más sustancias puras. Uniformes en todos sus puntos. Contienen una sola fase. Ejemplos. • Líquido-líquido. Gasolina (hidrocarburo), Aguardiente (etanol y agua) • Gas-gas. Aire, gas natural. • Sólido-sólido. Aleaciones por ejemplo el bronce (cobre y estaño)
  • 32. Mezclas Heterogéneas: .no tienen la misma composición, propiedades y aspecto en todos sus puntos. Contienen dos o más fases. Ejemplo: Líquido-líquido. aceite y agua, etanol agua, hexano y acetato. ◦ - Emulsión. Leche, mayonesa. Líquido-sólido. ◦ - suspensión. Avena preparada, agua sucia.
  • 33. Separación de mezclas Para obtener una sustancia pura es necesario separarla de una mezcla.  Está separación se basa en las diferencias de las propiedades físicas y químicas de los componentes de la mezcla.  Existen distintas separaciones: - Decantación - Filtración - Destilación - Tamizado 
  • 34. DECANTACIÓN TAMIZAJE DESTILACIÓN
  • 35. METODOS DE SEPARACIÓN DE MEZCLAS  MEZCLAS HETEROGÉNEAS 1.-MEZCLAS SÓLIDO-LÍQUIDO: Centrifugación Filtración Sedimentación 2.-MEZCLAS SÓLIDO-SÓLIDO: Separación magnética 3.-MEZCLAS LÍQUIDO-LIQUIDO Decantación
  • 36. Tipos de separación: Separación magnética Centrifugación
  • 37. METODOS DE SEPARACIÓN DE MEZCLAS  MEZCLAS HOMOGÉNEAS: 1.-MEZCLAS SÓLIDO-LÍQUIDO: Cristalización Calentamiento a sequedad Evaporación 2.-MEZCLAS LÍQUIDO-LÍQUIDO Destilación
  • 38. MATERIA SUSTANCIAS PURAS Dos o mas componentes Un solo componente Simples Un solo tipo de átomo. Cl,Fe, O2 ,Ca,Na… MEZCLAS Compuestas Dos o mas tipos de átomos. H 2O , CH4 , NH3 Homogénas Una sola fase: Sal+agua Azucar+agua Alcohol+agua Heterogénas Dos o mas fases: Arena+agua Aceite+agua
  • 39. DEBER  ¿Cómo separar? ◦ ◦ ◦ ◦  Agua + Perlas de vidrio o granallas Agua + Aceite de vaselina Agua + Alcohol Agua + Azúcar + Alcohol De las sustancias que siguen, indique las que son compuestos y las que son mezclas, distinga entre mezclas homogéneas y heterogéneas ◦ ◦ ◦ ◦ ◦ Tinta de bolígrafo Sopa de champiñones Agua Agua azucarada Sal
  • 40. 1.5 PROPIEDADES DE LA MATERIA  Propiedades físicas: se pueden observar sin cambiar la composición de la sustancia - color, olor, sabor, densidad, punto de fusión y punto de ebullición.
  • 41. PROPIEDADES FISICAS PUEDEN SER: ◦ 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..)
  • 42.  Propiedades químicas: se observan sólo cuando la sustancia sufre un cambio en su composición. - Cuando el hierro se oxida, al quemar un papel.
  • 43. Ejemplos: Propiedades Físicas        Brillo Volatilidad Sabor, dureza Maleabilidad (láminas) Ductibilidad (hilos) Viscosidad Conductibilidad      Químicas Arde en el aire Hace explosión Reacc. con ciertos ácidos Reacc. con ciertos metales Es toxico
  • 44. CAMBIOS FISICOS Y CAMBIOS QUÍMICOS CAMBIOS QUÍMICOS Se dice que se ha producido una transformación QUÍMICA cuando una muestra de materia se transforma en otra muestra de composición diferente. - Alteran la composición - química de la materia. Origen a otras sustancias. Ejemplo: Cl + Na (NaCl)
  • 45. Los cambios químicos Un cambio químico se produce cuando las propiedades y la composición de la materia han cambiado y han aparecido otras materias diferentes. La cantidad de masa total no varía.
  • 46. CAMBIOS FISICOS Y CAMBIOS QUÍMICOS CAMBIOS FISICOS 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. -No se forman nuevas sustancias. Ejemplo: hielo agua vapor
  • 47. 1.6 ENERGÍA La Energía puede manifestarse de diferentes maneras: en forma de movimiento (cinética), de posición (potencial), de calor, de electricidad, de radiaciones electromagnéticas, etc. Según sea el proceso, la energía se denomina:
  • 48. Energía térmica Energía eléctrica Energía radiante Energía química Energía nuclear
  • 49. DEBER DE CONSULTA Consulte y defina a cada una de las formas de energía
  • 50. 2. Mediciones fundamentales 2.1. Unidades métricas y SI. 2.2. Cifras significativas. 2.3. Notación científica. 2.4. Densidad y densidad relativa. 2.5. Medición de la temperatura.
  • 51. Mediciones  Frecuentemente necesitamos realizar mediciones que se utilizan en cálculos.  Existen diferentes instrumentos que nos permiten medir las propiedades de una sustancia: longitud, volumen, masa y temperatura. Éstas proporcionan medidas macroscópicas (se toman de manera directa) y microscópicas métodos indirectos
  • 52. 2.1 UNIDADES MÉTRICAS Y SI  Un valor de medición se compone de la cantidad métrica y la unidad.  Las unidades empleadas son las de sistema métrico, desarrollado en Francia.  Las unidades empleadas en mediciones científicas son las del Sistema Internacional (SI).
  • 53. UNIDADES DE MEDICIÓN LONGITUD: Unidad fundamental (m). MASA: Unidad fundamental kilogramo (kg). Medida de la cantidad de material que hay en un objeto. PESO: Es la fuerza que la masa ejerce debido a la gravedad.
  • 54. UNIDADES DE MEDICIÓN Unidades del SI derivadas VOLUMEN: Unidad fundamental m3. Es la cantidad de espacio que ocupa la materia. El volumen de una caja se obtiene multiplicando la longitud (l) por el ancho (a) por la altura (h) de la caja. DENSIDAD: se define como la cantidad de masa en una unidad de volumen de la sustancia. Se expresa en gramos/centímetro cúbico (g/cm3) Densidad = masa /volumen
  • 55. 2.2 CIFRAS SIGNIFICATIVAS  Cualquier dígito diferente de cero es significativo. 1234.56  Ceros entre dígitos distintos de cero son significativos. 1002.5  (5 cifras significativas) Ceros a la izquierda del primer dígito distinto de cero no son significativos. 000456  (6 cifras significativas) (3 cifras significativas) Si el número es menor que uno, entonces únicamente los ceros que están al final del número y entre los dígitos distintos de cero son significativos. 0.01020 (4 cifras significativas )
  • 56. 2.3 NOTACIÓN CIENTÍFICA  Al manejar cifras extremadamente grandes o pequeñas se comenten errores. Por ello es aconsejable manejar notación científica. N x 10n N= número de 1 a 10 n= exponente entero negativo positivo o
  • 57. 2.4 DENSIDAD  La densidad, relaciona la masa de la sustancia con el volumen que ocupa. D= m/v  UNIDADES : Sólidos: Kg / m3 Líquidos: g / ml g / cm3
  • 58. DENSIDAD corcho 1000 cm3 de volumen Masa por unidad de volumen del corcho: 240 : 1000 = 0,24 g /cm3  Masa por unidad de volumen del plomo: 11290 : 1000 = 11,29 g /cm3  plomo
  • 59. DENSIDAD Densidades de algunas sustancias (g/cm3) Aire 0,012 Cobre 8,9 Alcohol 0,8 Plata 10,5 Agua 1 Plomo 11,3 Aluminio 2,7 Mercurio 13,6 Hierro Oro 7,8 19,3
  • 60. Un recipiente lleno con un volumen de 25 ml, contiene 27.42 g de una solución de sal y agua. Cuál es la densidad de esta solución?
  • 61. D= m / V D= 27.42g / 25 ml D= 1.0968 g/ml
  • 62. DENSIDAD RELATIVA (DR) DR de una sustancia = Densidad de la sustancia Densidad del Agua UNIDADES : NO TIENE UNIDADES
  • 63. La densidad de una sustancia es de 1.5 g/mL. Calcular la DR ?
  • 64. 1.5 g/mL / 1.0 g/mL = 1.5
  • 65. 2.5 MEDICIÓN DE LA TEMPERATURA TEMPERATURA: Es una medida de la intensidad del calor “Calor” es una forma de energía asociada con el movimiento de las partículas pequeñas de materia, indica cantidad de energía. K= °C + 273.15 °C= 5/9 (°F – 32) °F= 9/5 (°C + 32)