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Clase 1  Diploma 2009
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Clase 1 Diploma 2009

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  • 1. D I P L O M A EN CIENCIAS DE LA ACTIVIDAD FISICA UNIVERSIDAD DE CHILE Fundamentos físico-químicos y moleculares Prof. BQ Jorge Soto Labbé FACULTAD DE MEDICINA UNIVERSIDAD DE CHILE Materia y energía Electronegatividades y enlace químicos Medición de la masa atómica: concepto de mol BIOQUÍMICA ENERGÉTICA Sistema periódico de los elementos Soluciones y medidas de la concentración 2009 Reacciones químicas y leyes ponderales El agua, pH y tampones Estructura atómica Configuraciones electrónicas
  • 2. CH aa AUTÓTROFO HETERÓTROFO CO 2 H O 2 N 2 NH 3 NO 2 - NO 3 - O 2
  • 3. MATERIA SUSTANCIA MOLÉCULAS ÁTOMOS Sólido Líquido Gas SUSTANCIAS PURAS MEZCLAS Elementos Compuestos Soluciones Suspensiones Moléculas o iones Moléculas o iones O 2 N 2 Na + Cl - Fe +2 (Homogéneas) (Heterogéneas) CO 2 HCO 3 - Métodos químicos Métodos físicos Métodos mecánicos forma de materia con una composición constante combinaciones de dos o más sustancias en las que éstas conservan sus propiedades características todo aquello que tiene masa y ocupa espacio (formada por más de un centenar de elementos) sustancias formada por dos o más átomos iguales o diferentes partícula más pequeña de un elemento que conserva las características de éste Sustancias que no pueden ser descompuestas en otras más simples mediante una reacción química Sustancias formadas por la unión de dos o más elementos en una razón fija Una sustancia (soluto) se disuelve en otra (solvente) formando una sola fase El soluto no se disuelve en el solvente, sino que se dispersa en pequeñas partículas ESTADOS DE LA MATERIA
  • 4. átomo de hidrógeno protón (H + ) ión hidruro (H - ) átomo de deuterio X A Z Símbolo del elemento Número másico (masa atómica) Número atómico Número de protones = Número de electrones Número de protones + Número de neutrones isótopo He 4 2
  • 5. Energía 1s 2s 2px 2py 2pz 3s 3px 3py 3pz 4s 3d x2-y2 3d xy 3d yz 3d xz 3d x2 e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e -
  • 6. SISTEMA PERIÓDICO DE LOS ELEMENTOS * Serie Lantánidos Serie Actínidos G R U P O S P E R Í O D O S IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB
  • 7. etc.
  • 8. TABLA DE ELECTRONEGATIVIDADES
  • 9. Electronegatividades
  • 10. Na Cl + - Cl Cl Cl 2 ENLACE IÓNICO ENLACE COVALENTE Na + Cl -
  • 11. C 12 6 12 unidades de masa atómica (1 uma = 1u) 1,66 . 10 - 24 g 1 u 1g X X = 6,02 . 10 23 u N A = número de Avogadro ESPECTRÓMETRO DE MASAS 1 u = 1/12 parte de la masa atómica del 12 C 1 mol de átomos de carbono tiene una masa de 12 g. 1 mol de átomos es igual a la masa atómica expresada en gramos. 1 mol de moléculas es igual a la masa molecular expresada en gramos. 1 mol de unidades de masa atómica equivale a 6,02 . 10 23 unidades de masa atómica = 1 mol de u 1 mol de átomos de cualquier elemento equivale a 6,02 . 10 23 átomos 1 mol de moléculas de cualquier compuesto equivale a 6,02 . 10 23 moléculas 1 mol de moléculas de CO 2 tiene una masa de 44 g. El número de Avogadro es el número de átomos de 12 C contenidos en 12 g de este elemento. 1 mol es la cantidad de sustancia equivalente a un número de Avogadro de átomos o moléculas de esa sustancia” 12 1,99 . 10 - 23 g 1 u = = 1,66 . 10 - 24 g
  • 12. SOLUCIONES Concentración: Cantidad de soluto contenida en una determinada cantidad de solución o solvente. PORCENTAJES Concentración = [ Sustancia ] % p/p % v/v g/L ppm partes de soluto en 10 6 partes solución Molaridad (M) Normalidad (N) Molalidad (m) Fracción molar (x) % p/v 1ppm = 1mg/L (soluciones acuosas) eq-g de soluto que hay en 1L de solución moles de soluto que hay en 1Kg de solvente X solvente = moles de solvente/moles totales X soluto = moles de soluto/moles totales X soluto + X solvente = 1 g de soluto que hay en 100 mL solución g de soluto que hay en 100 g solución mL de soluto que hay en 100 mL solución g de soluto que hay en 1L solución moles de soluto que hay en 1L de solución [ HCl ] [ Na + ] [ Cl - ] [ ácido láctico ] [ glucosa ]
  • 13. REACCIONES QUÍMICAS CH 4 + O 2 CO 2 + H 2 O 2 2 Σ m R = Σ m P 1 mol de moléculas 6,02 · 10 23 moléculas 5 moles de átomos 5 · (6,02 ·10 23 ) átomos 16 g 22,4 L 2 moles de moléculas 2 · 6,02 · 10 23 moléculas 4 moles de átomos 4 · (6,02 ·10 23 ) átomos 64 g 44,8 L 1 mol de moléculas 6,02 · 10 23 moléculas 3 moles de átomos 3 · (6,02 ·10 23 ) átomos 44 g 22,4 L 2 moles de moléculas 2 · 6,02 · 10 23 moléculas 6 moles de átomos 6 · (6,02 ·10 23 ) átomos 36 g 44,8 L LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MATERIA LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES
  • 14. 104.5 ° H H O H 2 O 0.0965 nm 1S 1 1S 2 2S 2 2px 2 2pz 1 2py 1 PM = 18 d = 1g/ml (1000 g/1litro) moles = gramos / PM 1000 18 55,5 [ H 2 O ] = 55,5 M moles/litro Electronegatividades O = 3.5 H = 2.1 0.177 nm O H H + + - -  +  +  -
  • 15. H 2 O H + + OH - K’ eq = [H + ] [ OH - ] [ H 2 O ] K’ eq = [H + ] [ OH - ] [ H 2 O ] [ H 2 O ] = 55,5 M K’ eq = [H + ] [ OH - ] [ 55,5 ] K’ eq = 1,8 x 10 -16 1,8 x 10 -16 [ 55,5 ] = 1,0 x 10 -14 K w = [H + ] [ OH - ] 1,0 x 10 -14 = [H + ] [ OH - ] 1,0 x 10 -14 = [H + ] 2 1,0 x 10 -14 = [H + ] 1,0 x 10 -14 = [H + ] [ OH - ] 10 -7 = = - log [H + ] - log 10 -7 = pH = 7 - log [OH - ] - log 10 -7 = pOH = 7 pH + pOH = 14
  • 16. ácido base HCl H 2 CO 3 H + + Cl - H + + HCO 3 - NaOH NH 4 OH Na + + OH - NH 4 + + OH -
  • 17.  
  • 18. Base: NaOH Ácido: HCl CH 3 -COOH CH 3 -COO - Ácido débil Base conjugada Agua H + H + H + H + H + Agua OH - OH - OH - OH - [H + ] pH [H + ] pH [OH - ] CH 3 - COOH + OH - CH 3 - COO - + H 2 O CH 3 - COO - + H + CH 3 - COOH ácido base
  • 19. HA H + + A - = [H + ] [HA] [A - ] [H + ] = K a [HA] [A - ] K a - log [H + ] = - log K a - log [HA] [A - ] pH = pK a + log [HA] [A - ] Ecuación de Henderson-Hasselbach
  • 20. ácido básico 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 agua pura ácido batería sangre jugo de limón bicarbonato tomates limpia hornos vino agua lluvia detergentes café negro blanqueadores
  • 21. pK a = 4.76 pH 1 2 3 4 5 6 7 8 9 NaOH 0 1 0.5 =
  • 22. CO 2(g) CO 2(d) H 2 CO 3 HCO 3 - H 2 O H + +

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