Curso Qumica General y Orgnica QUI 001 Profesora

Curso Química General y Orgánica QUI 001 Profesora Elisa Villarroel elisavillarroel@gmail. com

Evaluación • Solemne 1 (S 1): • Solemne 2 (S 2): • Solemne 3 (S 3): (28%): Temas 3. 1 – 3. 3 (28%): Temas 3. 4 – 3. 5 (28%): Temas 3. 6 – 3. 7 Controles de Ayudantía Semanales (Ay) 16% (Minimo 6 controles) Examen: (30%): Temas 3. 1 – 3. 7 Nota Presentación (NP) (S 1+S 2+S 3)*0. 28+Ay*0, 16 Nota final=NP*0, 7+Ex*0, 3 *Si NP ≥ 5, 0 el alumno se puede eximir del examen. (Articulo 39)

Fechas de solemnes -Sábado 17 de Abril Solemne 1 -Sábado 15 de Mayo Solemne 2 -Sábado 26 de junio Solemne 3 -Miercoles 7 de Julio Examen

Objetivos Generales –Estructura de la materia (Distinguir entre propiedades físicas y químicas) -Átomos, moléculas y iones (Comprender la estructura del átomo, número atómico, número de masa, la Tabla periódica y símbolos químicos) –Estequiometria (relaciones de masa e información de ecuaciones químicas). –Gases y sus propiedades (Comprender, manejar y aplicar correctamente las leyes de los gases ideales). –Soluciones y reacciones en medio acuoso (estequiometria aplicada a soluciones acuosas y diluciones) –Equilibrio químico -Introducción a la Química Orgánica (Conocer y describir principios básicos que gobiernan la química de los compuestos orgánicos)

Bibliografía • Química. Chang, 7ª Edición, Mc Graw-Hill, Mexico. 2002. • Química. La Ciencia Central. T. L. Brown , H. E. Lemay and B. Bursten. 9ª Edición, Pearson Education, 2004. • Química General. K. W. Whitten, R. E. Davis y M. L. Peck, Mc Graw-Hill, 5ª Edición, 1998. • Química General. D. Ebbing, Mc Graw-Hill, 5ª Edición, 1996. Bibliografía Complementaria • • • Chemistry. The Central Science. T. L. Brown, H. E. Lemay and B. Bursten. 7 th Edition, 1997. Chemistry. S. Zumdahl. D. C. Heath and Co. 1986 General Chemistry. Edition. D. A. Mc. Quarrie and P. A. Rock. W. H. Freeman and Co. 1987.

Unidad 1 Materia y Medición ¿Por qué …el hielo se derrite? …el agua se evapora? …las baterías generan electricidad? …congelamos los alimentos? …hay plásticos mas resistentes que otros? …tomamos medicamentos cuando nos enfermamos? …las hojas de los árboles se ponen rojas en otoño? …ESTUDIAR QUIMICA?

QUIMICA Disciplina científica que estudia las propiedades de la materia y los cambios que ésta experimenta Es una CIENCIA CENTRAL, ya que se relaciona con varias otras disciplinas básicas y aplicadas Proporciona antecedentes para entender la materia en términos de átomos

CLASIFICACION DE LA MATERIA La materia se puede clasificar según su estado físico o su composición Sólido Líquido Gas Sustancia pura Mezcla de Sustancias

CLASIFICACION DE LA MATERIA La Química es la ciencia que estudia la composición, estructura, propiedades y cambios de la materia. Los estados de la materia se pueden clasificar principalmente en tres: MATERIA Estado Sólido Fusión Solidificación Estado Líquido Evaporación Condensación Sublimación EK ( sólido) < EK ( líquido) < EK ( gas) Estado Gaseoso

CLASIFICACION DE LA MATERIA La materia se puede clasificar según su estado físico o su composición Sólido Líquido Gas Sustancia pura Mezcla de Sustancias

Sustancia pura es materia que tiene propiedades y composición definidas Por ejemplo: Agua (H 2 O) Sal (Na. Cl) Amoniaco (NH 3) “ Compuestos” “Elementos” Mercurio (Hg) Cobre (Cu) Oxigeno (O 2) “Todas las sustancias puras son elementos o compuestos”

Una sustancia pura es materia que tiene una composición y propiedades físicas características. Elemento Son sustancias que no pueden descomponerse en sustancias mas simples por medios químicos y están formados solo por una clase de átomos. Compuesto Son sustancias que se componen de dos o mas elementos, es decir, dos o mas clases de átomos. El oxigeno se combina con el hidrogeno para formar agua H 2 O Na. Cl - O 2 - Cu

Hg - Mercurio elementos Los conocidos en la actualidad son 116, los que varían en su abundancia. El 90% de la corteza terrestre consta de 5 elementos, oxígeno (O 2), silicio (Si), aluminio (Al), hierro (Fe), y calcio (Ca). Los elementos poseen abreviaturas llamadas símbolos químicos y están organizados en la tabla periódica de los elementos P - Fósforo Ni - Niquel

Compuestos : sustancias formadas por la unión de dos o más elementos. Pueden descomponerse en sus elementos constituyentes Por ejemplo el agua líquida se descompone por acción de la corriente eléctrica en hidrógeno y oxígeno, siendo el volumen del hidrógeno generado el doble que él del oxígeno El agua pura, cualquiera que sea su origen, siempre consiste de un 11% de H y un 89 % de O Corresponde a dos átomos de H y uno de O por molécula de agua “La composición elemental de un compuesto puro siempre es la misma, independiente de su origen “ La ley de la composición constante o ley de las proporciones definidas

Ni SO 4 Fulereno Benceno

La materia que nos rodea no es químicamente pura AIRE (gas) - GASOLINA (líquido) - CONCRETO (sólido) Las mezclas son combinaciones de dos o mas sustancias en las que cada sustancia mantiene sus propiedades e identidad química. Las sustancias que componen una mezcla se denominan componentes de la mezcla. Mezclas Homogéneas Son mezclas que son uniformes en todos sus puntos. Estas mezclas son denominadas SOLUCIONES. (Aire N 2 y O 2, Salmuera, Soldadura (Sn y Pb) Heterogéneas Son mezclas que carecen de una composición y aspecto uniforme en todos sus puntos. Agua y Aceite

Separación de las Mezclas Heterogéneas - Filtración - Decantación Mezclas Homogéneas o Soluciones - Destilación - Cromatografía

Diagrama de clasificación de la materia Materia NO Mezcla Heterogénea SI ¿Es uniforme en todas sus partes? Mezcla Homogénea - Leche NO - Vino tinto - Agua de Mar - Azufre ¿Se puede separar con procedimientos físicos? Sustancia Pura Mezcla Homogénea Solución - Acero - Pintura en Spray Elemento ¿Se puede descomponer en otras sustancias usando NO procesos químicos? SI SI Compuesto

Propiedades de la Materia Cada sustancia posee un conjunto único de propiedades características que permiten distinguirlo de otras sustancias. - Físicas Propiedades de la Materia Estas propiedades se pueden medir sin cambiar la identidad ni la composición de la sustancia. Ejemplos: Color, densidad, pto. Fusión, pto. Ebullición, etc. - Químicas Describen la forma en que una sustancia puede reaccionar para formar otras sustancias. Ejemplo: Inflamabilidad, que es la Capacidad de arder en presencia de O 2

Otra forma de clasificar las propiedades de las sustancias es en propiedades extensivas e intensivas. Las propiedades Intensivas no dependen de la cantidad de muestra que estemos analizando, por ejemplo, temperatura, punto de fusión, densidad, etc. Las propiedades Extensivas dependen de la cantidad de muestra, por ejemplo, la masa y el volumen. Cambios Físicos y Cambios Químicos Los cambios físicos varían la apariencia física de una sustancia, pero no su composición, por ejemplo, en el paso del agua del estado líquido al estado gaseoso existe un cambio de estado pero el agua no cambia su composición. Todos los cambios de estado de la materia representan cambios físicos

En los Cambios Químicos una sustancia se transforma en una sustancia químicamente distinta, es decir, ocurre una reacción química. Por ejemplo, al encender una mezcla de Hidrogeno y Oxígeno generamos Agua. Una vista a nivel molecular. Arder Mezcla de O 2 e H 2 Agua – H 2 O

UNIDADES DE MEDICION Sistema Internacional de unidades -XI Conferencia General de Pesas y Medidas (celebrada en París en 1960), unificó las unidades de medida, basado en el sistema mks (metrokilogramo-segundo). Este sistema se conoce como SI, iniciales de Sistema Internacional. Magnitud Nombre de la unidad Símbolo Longitud metro m Masa kilogramo kg Tiempo segundo s Intensidad de corriente eléctrica amperio A Temperatura termodinámica kelvin K Cantidad de sustancia mol Intensidad luminosa candela cd

UNIDADES DE MEDICION • Longitud es una medida de la distancia o dimensión de un cuerpo • Masa es una medida de la cantidad de materia que posee un cuerpo (no confundir con peso) • Tiempo. En 1967 se redefinió el segundo a partir de la frecuencia en que el átomo de cesio absorbe energía. Ésta es igual a 9. 192. 631. 770 Hz (1/s) o ciclos por segundo.

Factores de Conversión de Unidades

Prefijos y Ordenes de magnitud Orden de MAGNITUD EJEMPLO PREFIJO SÍMBOLO giga G 109 1 Gm = 1 x 109 m mega M 106 1 Mm = 1 x 106 m kilo k 103 1 Km = 1000 m deci d 10 -1 1 dm = 0, 1 m centi c 10 -2 1 cm = 0, 01 m mili m 10 -3 1 mm = 0, 001 m micro µ 10 -6 1 µm = 1 x 10 -6 m nano n 10 -9 1 nm = 1 x 10 -9 m pico p 10 -12 1 pm = 1 x 10 -12 m femto f 10 -15 1 fm = 1 x 10 -15 m Estos prefijos pueden agregarse a la mayoría de las unidades métricas para aumentar o disminuir su cuantía. Por ejemplo, un kilómetro es igual a 1. 000 metros. Ejemplos: nombre de a. 10 -9 g b. 10 -6 s c. 10 -3 m

Escalas de Temperatura • La Temperatura es una medida de la calidez o frialdad de un objeto. Para determinar la temperatura usamos termómetros graduados en 3 diferentes escalas Kelvin, Celsius o Fahrenheit K = ˚C + 273, 15 ¿A cuanto equivalen 27˚C y 0 ˚F en las otras escalas?

Otras Unidades • El Volumen es la cantidad de espacio que ocupa un cuerpo. En mks su unidad es m 3, ya que es un volumen muy grande se utiliza el cm 3. Otra unidad de medida de volumen que NO es mks es el litro (L), compuesto por 1000 m. L. 1 m. L = 1 cm 3 = 1 cc 1 m 3 = 1000000 cc = 1 x 106 m. L 1 L = 1000 cc = 1000 m. L Algunos aparatos para medir volúmenes en el laboratorio son: 1. Jeringa 2. Probeta 3. Bureta 4. Matraz de aforo 1 2 3 4

La Densidad es la cantidad de masa por unidad de volumen de la sustancia Densidad = masa . ( g ) volumen (cm 3 ó m. L) Las densidades están referidas al agua, la que posee d=1 g/cm 3, es decir, 1 g de agua ocupa 1 cm 3 de volumen. Sustancia Densidad (g/cm 3) Aire 0, 001 Balsa de madera 0, 16 Agua 1 Sal de mesa 2, 16 Hierro 7, 9 Oro 19, 32 ¿Qué densidad tiene el Hg si 1, 00 x 102 g ocupan un volumen de 7, 36 cm 3? ¿Cuánta masa de mercurio hay en 65, 0 cm 3?

Análisis dimensional El análisis dimensional es el empleo correcto de factores de conversión para transformar una unidad en otra. Un factor de conversión es una fracción cuyo numerador y denominador son la misma cantidad expresada en diferentes unidades. Por ejemplo, 2, 54 cm = 1 pulg. Lo que nos permite escribir dos factores de conversión: 2, 54 cm 1 pulg y 1 pulg 2, 54 cm El primero de estos factores se emplea cuando queremos convertir pulgadas en centímetros y el otro para la operación inversa.

En general las unidades se multiplican como sigue: Unidad dada x unidad deseada = unidad deseada unidad dada Ejemplo: Transformar 115 lb a gramos. Dato: 1 lb = 453. 6 g Masa en gramos =(115 lb) (453. 6 g) = 5. 22 x 104 g 1 lb ¿Cuántas pulgadas son 8 m?

Cifras Significativas Todas las mediciones en los trabajos científicos son informadas con una cierta cantidad de dígitos, -¿Cuántos dígitos debo informar? . -¿Cuál es la incertidumbre en cada medición? En una balanza que es capaz de medir hasta 0, 0001 g se masa una moneda, la expresión de su resultado es 2, 2405 ± 0, 00005 g El valor 2, 2405 corresponde al número de cifras significativas informadas, ± 0, 00005 corresponde a la incertidumbre. En este caso el 5 es un dígito incierto debido a que está en la escala de incertidumbre de la balanza.

Cifras Significativas Son los dígitos que indican la exactitud de una medición. Para determinar el número de cifras significativas en una medida, se utilizan las siguientes pautas: 1. - Los dígitos o cifras distintos de cero, son significativos. 96 cm tiene 2 cifras significativas 61. 4 mm tiene 3 cifras significativas 2. - Los ceros que estan entre dígitos distintos de cero son significativos 1005 g tiene 4 cifras significativas 1, 03 ms tiene 3 cifras significativas 3. - Los ceros al pirncipio de un número decimal NO son significativos; solo indican la posición del punto decimal 0, 00745 tiene 3 cifras significativas 0, 02 m. L tiene 1 cifra significativa 4. - Los ceros, utilizados después del punto decimal, son significativos. 4, 7200 tiene 5 cifras significativas

5. Cuando un número termina en cero pero no contiene punto decimal, los ceros podrían ser significativos o no 130 cm (2 o 3 cifras significativas) 10300 g (3, 4 o 5 cifras significativas) Ambiguo!!! Para eliminar esta ambigüedad escribimos en notación científica 1, 03 x 104 g (3 cifras significativas) 1, 030 x 104 g (4 cifras significativas) 1, 0300 x 104 g (5 cifras significativas) La notación exponencial no aumenta en número de cifras significativas -¿Qué diferencia hay entre 4, 0 g y 4, 00 g? Una balanza tiene una precisión de 0, 01 g (± 0, 005 g). Si un cuerpo de aproximadamente 25 g es masa en esta balanza, ¿Cuantas cifras significativas debemos informar? ¿Cuántas cifras significativas tiene a)403 b) 500 c) 6, 020 x 1023 d) 5 x 10 -3 e) 0, 00134

Cálculo con cifras significativas La precisión de los resultados está limitado por la precisión de las mediciones. En las multiplicaciones y divisiones el resultado debe informarse con el mismo número de cifras significativas que la medición que tiene menos cifras significativas. Si el resultado tiene mas dígitos que el número correcto de cifras significativas, debe redondearse. Ejemplo: Calcule el área de un rectángulo cuyos lados miden 6, 221 cm y 5, 2 cm Área= (6, 221 cm)(5, 2 cm)=32, 3492 cm 2 32 cm 2 Al redondear tenga presente que: Si el digito mas a la izquierda que va a quitar es menor que 5, no se modifica el número precedente. Si redondeamos 7, 348 a 2 cifras significativas da 7, 3. Si el dígito mas a la izquierda que va a quitar es mayor que 4, el número precedente se incrementa en 1. Si redondeamos 4, 735 a 3 cifras significativas da 4, 74.

En las sumas y restas el resultado no puede tener mas dígitos a la derecha de la coma que los números originales. Este número limita la cantidad de cifras significativas en el resultado. Se redondea a 105 Un gas a 25˚C ocupa un recipiente cuyo volumen es 1, 05 x 103 cm 3. Se pesó el recipiente mas el gas lo que arrojó una masa de 837, 6 g. Si se extrae todo el gas del recipiente se obtiene una masa de 836, 2 g. Calcule la densidad del gas.