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El Estudio De La QuíMica (97 2003)

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El Estudio De La QuíMica (97 2003)

  1. 1. INSTITUCIÓN EDUCATIVA “JULIO CÉSAR GARCIA” PROFESOR: EDUARDO JAIME VANEGAS LONDOÑO LA QUÍMICA “Construyendo convivencia, formamos personas con visión empresarial”
  2. 2. QUÍMICA : EL ESTUDIO DEL CAMBIO
  3. 3. <ul><ul><li>Materiales y tecnología </li></ul></ul><ul><ul><li>Polímeros, cerámicos y cristales líquidos </li></ul></ul><ul><ul><li>Superconductores a temperatura ambiente? </li></ul></ul><ul><ul><li>¿Computación molecular? </li></ul></ul><ul><li>Agricultura y alimentos </li></ul><ul><li>Cultivos modificados genéticamente </li></ul><ul><li>Pesticidas “naturales” </li></ul><ul><li>Fertilizantes especializados </li></ul>
  4. 4. EL ESTUDIO DE LA QUÍMICA Macroscópico Microscópico
  5. 5. EL MÉTODO CIENTÍFICO ES UN PROCEDIMIENTO PARA LLEVAR A CABO UNA INVESTIGACIÓN. Una hipótesis es una explicación tentativa para un conjunto de observaciones.
  6. 6. Una teoría es un principio unificador que explica un conjunto de hechos y/o aquellas leyes que se basan en ellos. Una ley es un enunciado conciso de una relación entre fenómenos que es siempre válido bajo las mismas condiciones. Teoría atómica Fuerza = masa x aceleración
  7. 7. <ul><li>Materia es todo lo que ocupa un lugar en el espacio y tiene masa. </li></ul><ul><li>Una substancia es una forma de materia que tiene una composición dada y propiedades específicas que la distinguen de otras. </li></ul>La química es el estudio de la materia, sus cambios y comportamiento. Azúcar Agua Oro
  8. 8. Una mezcla es una combinación de dos o más substancias puras en la que cada una conserva sus propiedades particulares. <ul><ul><li>Una mezcla homogénea – la composición de la mezcla es la misma en cualquier punto. </li></ul></ul><ul><li>Mezcla heterogénea – su composición no es igual en cualquier punto de la misma </li></ul>refresco, leche, soldadura cemento, limadura de hierro en arena
  9. 9. Los componentes de una mezcla pueden ser separados mediante procesos físicos. Imán
  10. 10. <ul><li>Un elemento es una substancia que no puede ser separada en substancias más simples por medios químicos. </li></ul><ul><ul><li>Se han identificado en total 114 elementos </li></ul></ul><ul><ul><li>Se encuentran naturalmente en la Tierra un total de 82 elementos. Por ejemplo: oro, aluminio, oxigeno, carbono. </li></ul></ul><ul><ul><li>32 elementos han sido creados por científicos, como por ejemplo: el Americio, el Polonio. </li></ul></ul>
  11. 13. Un compuesto es una substancia constituida por átomos de dos o más elementos químicos unidos en proporciones fijas definidas. Los compuestos sólo pueden ser separados en los elementos químicos que los forman mediante medios químicos. Agua (H 2 O) Glucosa (C 6 H 12 O 6 ) Amoniaco (NH 3 )
  12. 15. Clasificación de la materia
  13. 16. ¿Cómo determinaría si una muestra de materia es una mezcla, substancia pura, compuesto o elemento?
  14. 17. Los tres estados de la materia Sólido Líquido Gas
  15. 18. Un cambio físico no altera la estructura o la identidad de una substancia. Un cambio químico altera la estructura o la identidad de las substancias involucradas. ¿CAMBIOS FÍSICOS O QUÍMICOS? La fusión del hielo Ázucar disuelta en agua El hidrógeno arde en el aire para formar agua
  16. 19. Una propiedad extensiva de una substancia depende de la cantidad total de materia considerada. Una propiedad intensiva de un material no depende de la cantidad total de materia considerada. <ul><li>masa </li></ul><ul><li>longitud </li></ul><ul><li>volumen </li></ul><ul><li>densidad </li></ul><ul><li>temperatura </li></ul><ul><li>color </li></ul>PROPIEDADES EXTENSIVAS E INTENSIVAS
  17. 20. Materia - todo lo que ocupa un lugar en el espacio y tiene masa . Masa – medida de la cantidad de materia en el SI, la unidad de masa es el kilogramo (kg) 1 kg = 1000 g = 1 x 10 3 g Peso – es el resultado de la fuerza que la gravedad ejerce sobre la masa de un objeto peso = c x masa en la tierra, c = 1.0 en la luna, c ~ 0.1 Una barra de 1 kg pesará 1 kg en la tierra 0.1 kg en la luna
  18. 22. LOS PRIMEROS DESCUBRIMIENTOS QUÍMICOS Lavoisier 1774 Ley de conservación de la masa. Proust 1799 Ley de la composición constante Dalton 1803-1888 Teoría atómica.
  19. 23. LA TEORÍA ATÓMICA DE DALTON <ul><li>Cada elemento se compone de partículas diminutas denominadas átomos. </li></ul><ul><li>Los átomos no pueden ni crearse ni destruirse durante una transformación química. </li></ul><ul><li>Todos los átomos de un elemento son semejantes. </li></ul><ul><li>Los compuestos se forman cuando se combinan átomos de diferentes elementos. </li></ul>
  20. 24. Consecuencias de la teoría de Dalton <ul><li>En la formación de monóxido de carbono, 1,33 g de oxígeno se combina con 1,0 g de carbono. </li></ul><ul><li>Ley de las proporciones definidas: las combinaciones de elementos están en una relación de números enteros sencillos. </li></ul><ul><li>En la formación de dióxido de carbono, 2,66 g de oxígeno se combina con 1,0 g de hidrógeno </li></ul>
  21. 25. Una reacción química es un proceso en el que una o más substancias se transforman en una o más nuevas substancias
  22. 26. Una ecuación química emplea símbolos químicos para mostrar lo que ocurre en una reacción química
  23. 27. Cómo “ leer ” ecuaciones químicas 2 Mg + O 2 2 MgO 2 átomos de Mg + 1 molécula de O 2 forman 2 fórmulas unitarias de MgO 48.6 gramos de Mg + 32.0 gramos de O 2 forman 80.6 g MgO 2 moles de Mg + 1 mol de O2 forman 2 moles de MgO 2 gramos Mg + 1 gramo O 2 forman 2 g MgO NO SE LEE
  24. 28. Por definición: 1 átomo 12 C “pesa” 12 uma En esta escala: 1 H = 1.008 uma 16 O = 16.00 uma La masa atómica es la masa de un átomo en unidades de masa atómica (uma) Micro-mundo Átomos y moléculas Macro-mundo gramos
  25. 29. Un mol es la cantidad de sustancia que contiene tantos átomos como hay en exactamente 12.00 gramos de 12 C. 1 mol = N A = 6.0221367 x 10 23 El número de Avogadro ( N A ) 1 uma = 1.66 x 10 -24 g o 1 g = 6.022 x 10 23 uma La masa molar es la masa atómica o molecular expresada en gramos 1 mol de átomos 12 C = 12.00 g 12 C 1 mol de átomos de litio = 6.941 g de Li Para cualquier elemento masa atómica (uma) = masa molar (gramos)
  26. 30. Para cualquier molécula masa molecular (uma) = masa molar (gramos) 1 molécula SO 2 = 64.07 uma 1 mol SO 2 = 64.07 g SO 2 Masa molecular (o peso molecular) es la suma de masas atómicas (en uma) de los elementos de una molécula. SO 2 1S 32.07 uma 2O + 2 x 16.00 uma SO 2 64.07 uma
  27. 31. ¿Cuántos átomos de H hay en 72.5 g of C 3 H 8 O ? 1 mol C 3 H 8 O = (3 x 12) + (8 x 1) + 16 = 60 g C 3 H 8 O 1 mol H = 6.022 x 10 23 átomos H 5.82 x 10 24 átomos de H 1 mol C 3 H 8 O moléculas = 8 mol átomos de H 72.5 g C 3 H 8 O 1 mol C 3 H 8 O 60 g C 3 H 8 O x 8 mol átomos H 1 mol C 3 H 8 O x 6.022 x 10 23 átomos H 1 mol átomos H x =
  28. 32. La masa formular es la suma de las masas atómicas (en uma) en una fórmula unitaria de un compuesto iónico. Para cualquier compuesto iónico masa de la fórmula (uma) = masa molar (gramos) 1 fórmula unitaria NaCl = 58.44 uma 1 mol NaCl = 58.44 g NaCl NaCl 1Na 22.99 uma 1Cl + 35.45 uma NaCl 58.44 uma
  29. 33. Ec = 1/2 x m x v 2 v = (2 x Ec/m) 1/2 F = q x v x B Ligero Ligero Pesado Pesado
  30. 34. Composición porcentual de un elemento en un compuesto = n es el número de moles del elemento en 1 mol del compuesto 52.14% + 13.13% + 34.73% = 100.0% n x masa molar del elemento masa molar del compuesto x 100% C 2 H 6 O %C = 2 x (12.01 g) 46.07 g x 100% = 52.14% %H = 6 x (1.008 g) 46.07 g x 100% = 13.13% %O = 1 x (16.00 g) 46.07 g x 100% = 34.73%
  31. 35. Composición porcentual y fórmulas empíricas Determine la fórmula de un compuesto que tiene la siguiente composición porcentual en peso: 24.75 % K, 34.77 % Mn, 40.51 % O n K = 24.75 g K x = 0.6330 mol K 1 mol K 39.10 g K n Mn = 34.77 g Mn x = 0.6329 mol Mn 1 mol Mn 54.94 g Mn n O = 40.51 g O x = 2.532 mol O 1 mol O 16.00 g O
  32. 36. KMnO 4 Composición porcentual y fórmulas empíricas n K = 0.6330, n Mn = 0.6329, n O = 2.532 K : ~ ~ 1.0 0.6330 0.6329 Mn : 0.6329 0.6329 = 1.0 O : ~ ~ 4.0 2.532 0.6329
  33. 37. Balanceo de ecuaciones químicas <ul><li>Escriba la(s) fórmula(s) correctas para los reactivos en el lado izquierdo de la ecuación y la(s) fórmula(s) correcta(s) de los productos del lado derecho </li></ul>El etano reacciona con oxígeno y produce dióxido de carbono y agua <ul><li>Cambie los números antecediendo las fórmulas ( coeficientes ) para igualar el número de átomos en ambos lados de la ecuación. No cambie los subíndices. </li></ul>C 2 H 6 + O 2 CO 2 + H 2 O 2C 2 H 6 NO ES IGUAL A C 4 H 12
  34. 38. <ul><li>Comience balanceando los elementos que aparecen en sólo un reactivo y un producto. </li></ul>Comience con C o H pero no con O multiplique CO 2 por 2 multiplique H 2 O por 3 C 2 H 6 + O 2 CO 2 + H 2 O 2 carbonos en el lado izquierdo 1 carbono en el lado derecho C 2 H 6 + O 2 2 CO 2 + H 2 O 6 hidrógenos en el lado izquierdo 2 hidrógenos en el lado derecho C 2 H 6 + O 2 2 CO 2 + 3 H 2 O
  35. 39. <ul><li>Balancee los elementos que aparecen en dos o más reactivos o productos </li></ul>Multiplique O 2 por = 7 oxígenos en el lado derecho Quite la fracción multiplicando ambos lados por 2 <ul><li>Revise que tenga el mismo número de cada tipo de átomos en ambos lados de la ecuación </li></ul>2 oxígenos en el lado izquierdo 4 oxígenos (2x2) C 2 H 6 + O 2 2 CO 2 + 3 H 2 O + 3 oxígenos (3x1) 7 2 C 2 H 6 + O 2 2 CO 2 + 3 H 2 O 7 2 2 C 2 H 6 + 7 O 2 4 CO 2 + 6 H 2 O
  36. 40. <ul><li>Escriba la ecuación química balanceada. </li></ul><ul><li>Convierta cantidades conocidas de sustancias en moles. </li></ul><ul><li>Use los coeficientes estequiométricos para calcular el número de moles de la cantidad buscada. </li></ul><ul><li>Convierta los moles de la cantidad buscada en las unidades deseadas. </li></ul>Cantidad de reactivos y productos
  37. 41. El Metanol hace combustión en el aire según la siguiente ecuación: Si 209 g de metanol se consumen en la combustión, ¿qué masa de agua es producida? Masa molar CH 3 OH Coeficientes en la ecuación Masa molar H 2 O 209 g CH 3 OH 235 g H 2 O 2CH 3 OH + 3O 2 2CO 2 + 4H 2 O gramos CH 3 OH moles CH 3 OH moles H 2 O gramos H 2 O 1 mol CH 3 OH 32.0 g CH 3 OH x 4 mol H 2 O 2 mol CH 3 OH x 18.0 g H 2 O 1 mol H 2 O x =
  38. 42. Reactivo limitante NO es el reactivo limitante O 2 es el reactivo en exceso 2NO + O 2 2NO 2
  39. 43. En un proceso,124 g de Al reaccionan con 601 g de Fe 2 O 3 Calcule la masa de Al 2 O 3 que se forma. g Al mol Al moles Fe 2 O 3 necesarios g Fe 2 O 3 necesarios g Fe 2 O 3 mol Fe 2 O 3 moles Al necesarios g Al necesarios 124 g Al 367 g Fe 2 O 3 Como tiene más Fe 2 O 3 (601 g), Al es el reactivo limitante Se usa el reactivo limitante (Al) para calcular la cantidad de producto que se puede formar 124 g Al 234 g Al 2 O 3 2Al + Fe 2 O 3 Al 2 O 3 + 2Fe 1 mol Al 27.0 g Al x 1 mol Fe 2 O 3 2 mol Al x 160. g Fe 2 O 3 1 mol Fe 2 O 3 x = Para 124 g Al necesita 367 g Fe 2 O 3 1 mol Al 27.0 g Al x 1 mol Al 2 O 3 2 mol Al x 102. g Al 2 O 3 1 mol Al 2 O 3 x =
  40. 44. El rendimiento teórico es la cantidad de producto que resultaría si todo el reactivo limitante reaccionara. El rendimiento real es la cantidad de producto que realmente se obtiene de la reacción. [%] = Resultado real Resultado teórico x 100 Rendimiento de una reacción Rendimiento porcentual de la reacción
  41. 45. La química en acción El 9/23/99, $125,000,000 Mars Climate Orbiter entered Mar’s atmosphere 100 km (62 miles) lower than planned and was destroyed by heat. 1.7 1 lb = 1 N 1 lb = 4.45 N “ This is going to be the cautionary tale that will be embedded into introduction to the metric system in elementary school, high school, and college science courses till the end of time.”
  42. 46. 1.- Describa como determinaría que una pieza de joya es realmente oro y no una mezcla u otro metal recubierto. 2.- Una premisa importante en ciencia es que existe un orden subyacente en la naturaleza. Einstein describió esta creencia con las siguientes palabras: “Dios es astuto pero no malvado”. Que cree que quiso decir con esta frase? 3.- Si desea comprobar una teoría, describa las características necesarias de un experimento adecuado.
  43. 47. Nomenclatura química <ul><li>Compuestos iónicos </li></ul><ul><ul><li>Normalmente son de un metal con un no metal </li></ul></ul><ul><ul><li>Al nombre del anión (no metal), se agrega la terminación “uro” </li></ul></ul>BaCl 2 Cloruro de bario K 2 O Óxido de potasio Mg(OH) 2 Hidróxido de magnesio KNO 3 Nitrato de potasio
  44. 48. <ul><li>Compuestos iónicos, metales de transición </li></ul><ul><ul><li>Indica con números romanos la carga en el metal </li></ul></ul>FeCl 2 2 Cl - -2 entonces Fe es +2 Cloruro de fierro II FeCl 3 3 Cl - -3 entonces Fe es +3 Cloruro de fierro III Cr 2 S 3 3 S -2 -6 entonces Cr es +3 (6/2) Sulfuro de cromo III
  45. 49. HI Yoduro de hidrógeno NF 3 Trifluoruro de nitrógeno SO 2 Dióxido de azufre N 2 Cl 4 Tetracloruro de dinitrógeno NO 2 Dióxido de nitrógeno N 2 O Monóxido de dinitrógeno Compuestos moleculares
  46. 50. Una fórmula molecular muestra el número exacto de átomos de cada elemento en la menor cantidad posible en la substancia. La fórmula empírica muestra la relación más simple entre los elementos que forman el compuesto. La fórmula de un compuesto iónico es siempre igual a la fórmula empírica. Molecular Empírica H 2 O H 2 O C 6 H 12 O 6 CH 2 O N 2 H 4 NH 2 O 3 O NaCl CuSO4

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