CLASE 2-QUIMICA.pdf

QUÍMICA
FACULTAD DE INGENIERÍA Y CIENCIAS APLICADAS
INGENIERÍA CIVIL
Realizado por:
ING. VICTOR ALFONSO TAIPE DEFAZ MSc
JUNIO 2023

ÍNDICE:
1. Presentación
2. Desarrollo de clase magistral:
TEMA: EL ÁTOMO
OBJETIVO: Conocer la estructura de la materia, en base a estructura del
átomo, sus propiedades y constantes, distribución electrónica.
QUIMICA- ING. VICTOR ALFONSO TAIPE DEFAZ MSc

QUÍMICA- ING. VICTOR ALFONSO TAIPE DEFAZ MSc
FILOSOFOS GRIEGOS
(Cero experimentación)
La materia es discontinua y esta formada por PARTÍCULAS sumamente
pequeñas e indivisibles
(sin estructura) ATOMOS (significa indivisible)
a= sin
Tomos= división

Química experimental
Principios del siglo XIX
(1800)
Dalton: Teoría atómica de Dalton
Para explicar ciertas leyes fundamentales de la Química
(observaciones experimentales), ley de la conservación de la
masa ó LEY DE LAVOISIER
Ley de las proporciones definidas o ley de Proust.

Postulados de la T. Atómica de
Dalton
- Todo elemento químico esta formado por partículas
sumamente pequeñas, indivisibles, ATOMOS.
- Los átomos de un mismo elemento son idénticos en tamaño,
peso, sus propiedades químicas.
- Los átomos son indestructibles (explica la ley de LAVOISIER)
- ÁTOMOS de varios elementos se combinan en relaciones
numéricas sencillas formando ÁTOMOS COMPUESTOS
(compuestos químicos)
Fines del siglo XIX (1850)
- Una serie de experimentos QUE REACCIONAN MATERIA con
electricidad, demuestran que los átomos son divisibles.
- Los átomos están formados por partículas Materiales más
PEQUEÑAS
partículas Materiales más PEQUEÑAS
- Partículas fundamentales ó
- Partículas subátomicas, que
Poseen carga eléctrica (Q)

Parte + del átomo se
hallaba distributiva
uniformemente por
todo el volumen de
este.

Demostró que
Demócrito, Dalton
estaban equivocados
Hasta aquí se conocía
que el átomo esta
formado por e-, p+ y
n

Propuso la existencia
del núcleo

1926

Materia con
electricidad
Inventos/
experimentos
- Tubos de rayos catódicos
- Tubos de rayos canales
- Experimento de gota de aceite
- Radioactividad
Faraday, Crookes,
Thomson, Goldstein,
Millikan, Rutherford
Partículas Subatómicas
Partículas dentro del átomo son varias
Protones
Carga +
P+
Electrones
Carga –
e-
Neutrones
Sin carga
n°
Para comprender la
estructura del
átomo
Su distribución dentro del átomo es explicada mediante MODELOS ATÓMICOS

Su distribución dentro del átomo es explicada mediante MODELOS ÁTOMICOS:
- THOMSON (modelo del pan de pasas)
- RUTHERFORD (modelo nuclear- modelo planetario)
- BOHR
- SOMMERFIELD
- MODELO MECANO CUANTICO

Partícula
Subatómica
Q coulomb (C) Unidades
electrostáticas de
carga (ues)
Masa (g)
Protón +1,6x10^-19 +4,8x10^-10 1,673x10^-24
Neutrón -------- ---------- 1,675x10^-24
Electrón -1,6x10^-19 -4,8x10^-10 9,109x10^-28
Sumamente liviana
núcleo
Girando alrededor del
núcleo en un# igual a p+
1 C= 3x10^9 ues
CARGA NUCLEAR (CN): es la carga de todos los protones de un núcleo, en C, en ues
CARGA ELECTRONICA (CE): es la carga de todos los electrones que giran alrededor de un núcleo
dado en C, en ues

El átomo de un elemento se identifica mediante 2 números:
- Número atómico (Z)
- Número de masa (A)
Número Atómico
Para cierto elemento x , 𝑋𝑧 , 𝑧𝑋
Z es un número entero positivo
Z indica el número de protones en un núcleo dado de un átomo
Z =N° p+
Para átomos neutros:
Z es característico de cada elemento, así por ejemplo:

Número de masa (A)
- A es diferente al peso atómico de elemento
- A es un N° entero y +
- A indica el N° total de partículas en el núcleo (las más pesadas p+ y n°)
ISÓTOPOS
Son átomos de un mismo elemento que tienen distinta masa debido a que tienen
distinto N° de n°.
- Mismo Z y distinto A
Todo elemento químico tiene cierto N° de ISÓTOPOS
- Unos son naturales y otros son radiactivos
LOS ISÓTOPOS NATURALES DEL H:
PROTIO
DEUTERIO
TRITIO
Los isotopos naturales de otros elementos, se
identifican por su N° de A
Ej : ISOTOPO 12 de

IONES
Son partículas materiales que tienen carga eléctrica:
si es positiva =ION POSITIVO ó CATIÓN
si es negativa = IÓN NEGATIVO ó ANIÓN
Si el ión tiene:
1 átomo = IÓN MONOATÓMICO
Varios átomos= IÓN POLIATOMICO
Ejemplos : Cationes Aniones
monoatómicos
poliatómicos
Ión oxido
Ión o radical
AMONIO
Son sumamente muy inestables, no se hallan libres en la naturaleza

Formación de Iones Monoatómicos
Cationes
Se forman cuando el átomo neutro respectivo de un elemento, PIERDE 1 o más electrones (de
valencia) los más alejados del núcleo, quedando un exceso de cargas positivas. (que
determina la carga del catión)
Catión monovalente
ó ión monovalente
positivo

ANIONES
Se forman cuando el átomo neutro respectivo del elemento, GANA 1 o más electrones, quedando un
exceso de cargas negativas (que determina la carga del anión)
Anión divalente ó ión
divalente negativo
Átomos y iones del mismo elemento
tienen:
- Mismo N° p+ por los tanto mismo Z
- Distinto N° de e-
CN≠CE

UNIDADES DE MASA (Ó PESO) para átomos, moléculas, elementos, compuestos
Elementos: formados por átomos por lo tanto un elemento químico tiene Peso atómico (PA)
PESO ATÓMICO (PA)
Es el peso o masa de 1 solo átomo de un elemento en
- Dado que el tamaño y peso de 1 átomo es extremadamente pequeño, no hay como medir el peso de un solo
átomo.
- Por lo tanto los PA son relativos:
es decir se han determinado en relación al peso de 1 átomo de cierto elemento elegido como referente
ISOTOPO 12 del CARBONO
1 átomo de C= 12 uma
1 𝑢𝑚𝑎 =
𝑝𝑒𝑠𝑜 1 á𝑡𝑜𝑚𝑜 𝑑𝑒 𝐶
12
Unidades químicas de masa
Unidades de masa átomica ó
Dalton (uma, u)

Los PA tabulados para los elementos químicos:
Son el peso promedio de los ISOTOPOS NATURALES de un elemento químico dado.
Para calcular PA elemento:
Datos:
Dado que los átomos y las moléculas son extremadamente pequeñas para determinar el peso de ese
N° elevado de partículas se usa:
Mol (unidad química de masa).
1 mol= masa de 6,022x10^23 unidades de materia.
- Masas atómicas de c/u de los isotopos naturales del elemento (P1,P2,P3)
- Porcentajes de abundancia en la naturaleza de c/u de los isotopos del
elemento (X1,X2,X3)
𝑃𝐴 𝑒𝑙𝑒𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜 =
𝑃1 𝑋1+𝑃2𝑋2+𝑃3𝑋3
100
(en uma)
N° de Avogadro
NA
Átomos, moléculas, iones,
p+,e-, n°
1 mol de átomos=átomo gramo=1 at-g= 6,022x10^23 átomos
1 mol de moléculas= 1 mol= 6,022x10^23 moleculas

MASA MOLAR DE UN ELEMENTO
- Es el peso de 1 mol de átomos del elemento
- Es el peso de 6,022x10^23 átomos del element
- Numéricamente el PA elemento = masa molar del elemento
En gramos (g)
Uma/ átomo g/mol de átomos ó
g/at-g
Ejemplo:
PA del O =16
1 átomo de O =16 uma
1 mol de átomos de O= 1 at-g O= 16 g
6,022x10^23 átomos de O=16 g
Para elementos:
1 at-g del elemento= peso de 1 mol de átomos del elemento= PA elemento en gramos= peso de 6,022x10^23
átomos del element. Equivalencias, factor unitario 1 𝑎𝑡 − 𝑔 𝑂
16 𝑔 𝑂
=
16 𝑔 𝑂
6,022x10^23 átomos 𝑂

COMPUESTOS QUÍMICOS
Formados por moléculas, por lo tanto un compuesto Químico tiene Peso Molecular.
Moléculas: partículas materiales formadas por 2 o más átomos combinados en proporciones fijas definidas.
- Si son 2 átomos= molécula diatómica EJ: O2, CO, HCl.
- Si son mas de 2 átomos= molécula poliatómica EJ: H2O, CH4, H2SO4, O3, S8
- Si los átomos son de un mismo elemento= MOLECULA ELEMENTAL Ej: O2, O3, S8
- Si los átomos son de distintos elementos==MOLECULA DE UN COMPUESTO Ej: CO, HCl, H2O, CH4, H2SO4
PESO MOLECULAR (PM):
Es el peso en uma de 1 molécula
Masa molar de un compuesto --------------------------------es el peso en gramos de
- 1 mol de compuesto
- 6,022x10^23 moleculas del
compuesto
- Numéricamente el PM compuesto = masa molar del compuesto
Uma/ molécula g/mol de moleculas ó
g/mol

Ejemplo:
PM del H2O =18
1 molécula de H2O =18 uma
1 mol de H2O= 18 g H2O
6,022x10^23 molécula de H2O = 18 g H2O
Para compuestos:
1 moléculas gramo del compuesto= 1 mol-g del compuesto = peso de 1 mol de moléculas del compuesto=PM del
compuesto en gramos = peso de 6,022x10^23 moleculas del compuesto. Equivalencias, factor unitario
Calculo de PM
Ej: PA (uma) H=1, O=16, N=14, C=12

Ley de las proporciones fijas o definidas o ley de PROUST
Un compuesto puro contiene siempre---- los mismos elementos en las mismas proporciones de peso
Por lo tanto los átomos de los elementos del compuesto se combinan en proporciones fijas.
Los pesos de dichos átomos también se combinan en proporciones fijas.
Ej: compuesto puro H2O
1 molécula de H2O contiene------- 2 átomos de H y 1 átomo de O (átomos combinados en proporciones fijas)
(18 uma)
1 (6,022x10^23) molécula de H2O------- 2 (6,022x10^23) átomos de H y 1 (6,022x10^23) átomo de O
1 mol de molécula de H2O (ó 1 mol de H2O) contiene------- 2 moles de átomos de H (2 at-g H) y 1mol
de átomos de O (1 at-g O) (átomos combinados en proporciones fijas)
18 g de H20-----2 g H y 16 g O (pesos en proporciones fijas)

Composición Química de los compuestos ó composición centesimal del compuesto
- Es una composición ponderal (ó en peso) que indica el % en W de cada elemento del compuesto
- Dada la formula del compuesto:
% 𝑊 𝑑𝑒𝑙 𝑒𝑙𝑒𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜 =
𝑝𝑒𝑠𝑜 𝑑𝑒𝑙 𝑒𝑙𝑒𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑐𝑜𝑛𝑡𝑒𝑛𝑖𝑑𝑜 𝑒𝑛 1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒𝑙 𝑐𝑜𝑚𝑝𝑢𝑒𝑠𝑡𝑜
𝑝𝑒𝑠𝑜 𝑑𝑒 1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒𝑙 𝑐𝑜𝑚𝑝𝑢𝑒𝑠𝑡𝑜 (𝑃𝑀 𝑑𝑒𝑙 𝑐𝑜𝑚𝑝. )
% 𝑊 𝑑𝑒𝑙 𝑂 =
16 𝑔 𝑂
18 𝑔 𝐻2𝑂
𝑥100 = 98.9% 𝑝𝑒𝑠𝑜 𝑑𝑒 𝑂
% 𝑊 𝑑𝑒𝑙 𝐻 =
2 𝑔 𝐻
18 𝑔 𝐻2𝑂
𝑥100 = 11,11% 𝑝𝑒𝑠𝑜 𝑑𝑒 𝐻
% = 100 %
𝐻2𝑂
% 𝑊 𝑑𝑒𝑙 𝑒𝑙𝑒𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜 =
𝑝𝑒𝑠𝑜 𝑑𝑒𝑙 𝑒𝑙𝑒𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜
𝑝𝑒𝑠𝑜 𝑑𝑒𝑙 𝑐𝑜𝑚𝑝𝑢𝑒𝑠𝑡𝑜
𝑥 100

FORMULAS EMPIRICAS (FE) Y FORMULAS MOLECULARES (FM) DE LOS COMPUESTOS
FE:
- Obtenida experimentalmente, haciendo el experimento, usando datos experimentales
- Ó formula mínima porque indica el N° mínimo (entero) de átomos ó de moles de átomos de c/ elemento del
compuesto.
- Es la fórmula más sencilla del compuesto.
FM:
- Obtenida a partir del conocimiento de la FE
- Es la formula verdadera del compuesto
- Indica el N° real (enteros) de átomos, de moles de átomos, de at-g, de c/ elemento del compuesto.
𝐹𝑀 = 𝑋 𝐹𝐸 ; 𝑋 =
𝑃𝑀𝑑𝑒𝑙 𝑐𝑜𝑚𝑝𝑢𝑒𝑠𝑡𝑜
𝑝𝑒𝑠𝑜 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝐹𝐸
N° entero

Agua oxigenada
Glucosa
Acetileno
Benceno
Determinación de FE y FM
1) Pesos en g de cada uno de los elementos del compuesto presentes o contenidos en un peso dado
del compuesto.
Generalmente es 100 g compuesto (si se conoce la composición centesimal del compuesto).
2) Los at-g de c/elemento del compuesto a partir de los pesos (en g) de c/elemento.
3) La relación mínima de átomos, de moles de átomos, de at-g, de cada elemento del compuesto.
4) La FE
5) La FM previo conocimiento de X FM=X (FE)

Cuál de las siguientes sustancias contienen la mayor cantidad de Cl
a) 5 g de ClK
b) 60 g NaClO3
c) 30 g MgCl2
Que sustancia contiene mayor número de átomos de oxígeno: a)18 g de C6H12O6, b)4,48x10^24 moléculas
de CO2, c) 0,5 cm3 de H2O en estado liquido (densidad del agua =1g/cm3), 7 lt de O3 a condiciones
normales.
Para el compuesto AB2O3, se conoce que: 3x10^18 atómos del elemento A tienen una masa de 0,0002 g, el
porcentaje en peso del elemento B en el compuesto es de 39,1%. Determine en 500 g de compuesto.
a) La masa de A
b) Los moles de oxígeno.
La molécula de cierto compuesto usado en agricultura (roca fosfórica) se puede representar por la formula
X2Y5, si se conoce que 30 átomos de X pesan 1,544x10^-21 gramos y 0,1875 at-g de Y pesa 3 gramos.
Determinar el número de moles de compuesto presente en 67,45 g de X2Y5.

Encontrar: a) el peso de 1 átomo de C en gramos b) la equivalencia entre uma y g
Una muestra de 2 g de una sustancia elemental X reaccionó con oxígeno y se formaron 2,5392 g del
compuesto X02 ¿Cuál es el peso átomico de la sustancia X y cuántas moléculas de compuesto XO2 se
obtienen con 6,60 g de X?

Cuales serán las masas en gramos de tiosulfato de sodio (Na2S2O3) que contienen a)24,09x10^23 átomos de
S b) 1,2 moles de O2 c)5 at-g de sodio.
La composición centesimal de cierto compuesto binario oxigenado del Hierro, es 70% de Fe y 30% O en peso,
determine la formula empírica del compuesto.
El estimulante cafeína es un solido blanco que contiene 49,5% de C, 5,2% de H, 28,9% de N y 16,5% de O, si la
molecula de la cafeína pesa 3,223x10-22g , determinar la FE y la FM
Los isotopos estables del carbono son 6C^12 y 6C^13 sus masas son 12 y 13,003 uma. Si el peso atómico del
elemento es 12,011 uma, calcule cuantos atomos del isotopo mas liviano existe en 25 g de C.

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