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Universidad del Sagrado Corazón
Departamento de Ciencias Naturales
QUI – 108 Principios de Química
General 1
INTRODUCCION AL CURSO
Preparado por: Prof. Verónica Castro
08/13/08
1
Universidad del Sagrado Corazón
Departamento de Ciencias Naturales
Propósitos
 Definir en términos generales: química, materia, energía
(energía cinética y energía potencial), método científico.
 Presentar las clasificaciones de la materia: compuestos,
elementos,
mezclas
homogéneas
y
mezclas
heterogéneas.
 Conocer las propiedades de la materia: propiedades
físicas, propiedades químicas, propiedades extensivas y
propiedades intensivas.
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QUIMICA
 Definición de química
 Es el estudio de la materia, sus propiedades
químicas y físicas, los cambios químicos y físicos que
esta sufre, y los cambios de energía que acompañan
esos procesos.
 El estudio de la química involucra materia, energía, y su
interrelación.
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MATERIA y ENERGIA
 Definición de Materia
 Todo lo que tenga masa y ocupe espacio
 Los cambios que la materia sufre involucran
ganancia o perdida de energía.
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MATERIA y ENERGIA
 Definición de Energía
o Es la habilidad para hacer trabajo y lograr un cambio
o dos (2) categorías:
 Energía cinética – energía de movimiento o energía del
proceso
 Energía potencial – energía de posición o energía
almacenada
o La energía se clasifica por la forma. Las formas principales de
energía son: luz, calor, energía eléctrica, energía mecánica y
energía química.
 La materia y la energía son el corazón de la química.
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METODO CIENTIFICO
 Definición
 Es un acercamiento sistemático para
descubrir nueva información.
 Método organizado para resolver problemas
científicos.
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METODO CIENTIFICO
 Características del proceso científico
1. Observación de un fenómeno
2. Formulación de pregunta
3. Reconocer patrón
4. Hipótesis (respuesta potencial)
5. Experimentación
6. Analizar data
7. Se desarrolla teoría que conlleva mas
experimentación o se establece una nueva hipótesis
y se comienza en proceso nuevamente.
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CLASIFICACIONES DE LA MATERIA
Materia
Sustancia
Pura
Mezcla
Elemento
(Molécula)
monoatómico
diatómico
Compuesto
iónico
Homogénea
Heterogénea
covalente
poliatómico
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CLASIFICACIONES DE LA MATERIA
 Sustancia pura – tiene un solo componente; ej. Agua pura
 Elemento – sustancia pura que no puede convertirse a formas mas
simples de materia por una reacción química
 Molécula – partícula mas pequeña de una sustancia pura que
retiene la composición y propiedades de esta y puede existir de
forma independiente.
• Monoatómica – un átomo manifiesta todas sus propiedades
• Diatómica – dos átomos manifiestan todas sus propiedades
• Poliatómica – mas de dos átomos manifiestan todas sus
propiedades
 Compuesto – es una sustancia resultando de una combinación de
dos o mas elementos en una forma reproducible y definida; ej. Agua
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CLASIFICACIONES DE LA MATERIA
 Mezcla - es una combinación de dos o mas sustancias puras en
cual cada sustancia retiene su propia identidad
 Mezcla homogénea – tiene composición uniforme; sus partículas
estaban bien mezcladas; este tipo de mezcla se le llaman
soluciones; ej. Aire, mezcla de gases, es un ejemplo de solución
gaseosa
 Mezcla heterogénea – tiene una composición no uniforme; ej.
concreto
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EJERCICIO
Clasifica entre sustancia pura, mezcla homogénea y
mezcla heterogénea.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
Alcohol etílico
Sangre
Alka-Seltzer disuelta en agua
Oxigeno en tanque de oxigeno de un hospital
Aire
Pintura
Perfume
Monóxido de carbono
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RESPUESTAS DE EJERCICIO:
Clasifica entre sustancia pura, mezcla homogénea y
mezcla heterogénea.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
Alcohol etílico – sustancia pura
Sangre - mezcla heterogénea
Alka-Seltzer disuelta en agua – mezcla homogénea
Oxigeno en tanque de oxigeno de un hospital – sustancia pura
Aire - mezcla homogénea
Pintura - mezcla heterogénea
Perfume - mezcla heterogénea
Monóxido de carbono – sustancia pura
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PROPIEDADES DE LA MATERIA
 Propiedades – son características de la materia
 Clasificaciones de propiedades: propiedades físicas o
propiedades químicas
 Propiedades físicas – pueden ser observadas o medidas
sin cambiar la composición o la identidad de la sustancia
 Propiedades químicas – resultan en un cambio en
composición y solo pueden observarse a través de
reacciones químicas
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PROPIEDADES FISICAS
 Existen 3 estados de la materia: sólido, liquido y gas
 Gas
 hecho de partículas que están bien separadas
 Pueden expandirse para llenar un contenedor
 No tiene forma ni volumen definido
 Baja fuerza de atracción entre las partículas
 Máximo espacio intermolecular y energía potencial
 Líquido
 Las partículas se encuentran más cercas unas de otras que en un gas
 Tienen volumen definido pero no forma definida
 Adopta la forma de un contenedor
 Intermedio espacio intermolecular y energía potencial
 Sólido
 Tiene ambos forma y volumen definidos
 Alta fuerza de atracción entre las partículas
 Minimo espacio intermolecular y energía potencial
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CAMBIOS DE LA MATERIA
 Existen 2 tipos de cambios: químicos y físicos
 Cambio físico – produce una diferencia reconocible en la apariencia
de una sustancia sin causar cualquier cambio en su composición o
identidad
 Cambio químico – ocurre a través de reacciones químicas
 Reacción química – proceso de rearreglar, remover, reemplazar
o añadir átomos para producir nuevas sustancias
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EJERCICIO
Clasifica entre propiedad química o propiedad física:
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
color
flamabilidad
dureza
olor
sabor
Agua bullendo se convierte en vapor
Combustión de madera
Fusión de hielo
Caimiento de hojas en el otoño
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RESPUESTAS DE EJERCICIO:
Clasifica entre propiedad química o propiedad física:
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
Color - F
Flamabilidad - Q
Dureza - F
Olor - F
Sabor - F
Agua bullendo se convierte en vapor - F
Combustión de madera - Q
Fusión de hielo - F
Caimiento de hojas en el otoño - F
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PROPIEDADES FISICAS INTENSIVAS Y
EXTENSIVAS
 Propiedades intensivas – es una propiedad de materia
que es independiente de la cantidad de la sustancia; Ej.
Densidad, puntos de ebullición o fusión, temperatura
 Propiedades extensivas - es una propiedad de materia
que es depende de la cantidad de la sustancia; Ej.
Masa, volumen
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Medidas en la
Química
involucran…
Unidades métricas
Longitud
Masa
(metros)
(gramos)
Volumen
Temperatura
(Litros)
(Celsius)
prefijos
Cambian el tamaño de
las unidades métricas
para obtener
igualdades usadas para
factores de conversión
para cambiar unidades
en la solución de
problemas
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Unidades de
medidas
Tienen figuras
significativas que
requieren respuestas
redondeadas
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MEDIDAS EN LA QUIMICA
 Dado que la química es una ciencia cuantitativa, esta se
puede medir y comparar a un estándar que se conoce
como el valor de la propiedad.
 Datos – resultado de un experimento científico
 Resultados – lo que se obtiene de un experimento
 Unidad – define la cantidad básica de masa, volumen,
tiempo o cualquier cantidad que sea medida; indica el
estándar contra una medida de cantidad
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MEDIDAS EN LA QUIMICA (Cont.)
 Sistema métrico y Sistema Internacional (SI) de medidas
–sus unidades básicas de peso, longitud y volumen son
respectivamente:





Masa - gramos (g)
Longitud - metros (m)
Volumen - litros (L)
Tiempo - Segundos (s)
Temperatura - Celsius (oC)
 Cualquier subunidad o unidades múltiples contiene una
de estas unidades precedidas por un prefijo indicando la
potencia de 10 por la cual la unidad base es multiplicada
para formar la subunidad o unidades múltiples
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MEDIDAS EN LA QUIMICA (Cont.)
Tabla: Unidades de medidas
Medida
Métrico
SI
Longitud
Metro(m)
Metro (m)
Volumen
Litro (L)
Metro cubico (m3)
Masa
Gramo (g)
Kilogramo (kg)
Tiempo
Segundos (s)
Segundo (s)
Temperatura
Celsius (oC)
Kelvin (K)
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MEDIDAS EN LA QUIMICA (Cont.)
Tabla: Algunos prefijos comunes usados en el sistema métrico
Prefijo
Múltiplo
mega
106
1,000,000.
kilo
103
1,000.
deka
101
10.
deci
10-1
0.1
centi
10-2
0.01
mili
10-3
0.001
micro
10-6
0.000001
nano
10-9
0.000000001
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Decimal
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Sistema ingles de medidas
 Una característica especial del sistema métrico de
unidades es que un prefijo puede unirse a cualquier
unidad para aumentar o disminuir su tamaño por algún
factor de 10.
 Si utilizamos el metro como unidad estándar:
1cm = 102 m
igualdad
1 + abreviación del prefijo+unidad estándar = valor del múltiplo de
la tabla de prefijos que representa centi +la unidad estandar
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Ejercicios: Igualdades
1. Utilizando el metro como unidad estándar: determine
las igualdades de deci, kilo, mega, mili, micro, mega.
2. Utilizando el gramo como unidad estándar: determine
las igualdades de decí, kilo, mega, mili, micro, mega.
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Sistema ingles de medidas
 conjunto de unidades no relacionadas funcionalmente;
este sistemas es utilizado en US en los negocios y en la
industria; sus unidades básicas de peso, longitud y
volumen son respectivamente:
 libras (lb)
 yardas (yd)
 galón (gal)
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MEDIDAS EN LA QUIMICA (Cont.)
Tabla: Algunas relaciones comunes usadas en el sistema ingles
Unidad Base
Conversión
Peso
1 libra = 16 onzas
1 tonelada = 2000 libras
Longitud
1 pie = 12 pulgadas
1 yarda = 3 pies
1 milla = 5280 pies
Volumen
1 galón = 4 cuartos
1 cuarto = 2 pintas
1 cuarto = 32 onzas fluidas
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MEDIDAS EN LA QUIMICA (Cont.)
Tabla: Otras igualdades
Unidad Base
Conversión
Peso
1 libra = 454 gramos
2.2 libras = 1 kilogramo
Longitud
1 pulgada = 2.54 centímetros
1 yarda = 0.91 metros
Volumen
1 galón = 4 cuartos
1 galón = 2 pintas
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Factores de Conversión
1.
2.
3.
4.
Utilizados para convertir de una unidad a otra o
pasar de un sistema de medicion a otro.
Convertir 10 mg a g.
Convertir 5 mL a litros.
Convertir 15 metros a millas.
Convierte 1.5 metros2 a centrimetros2.
1.5 m2 x
102cm
1m
2
= 1.5 m2 x 104 cm2 = 1.5 x 104 cm2
1m2
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Figuras Significativas
• cifras significativas (también dígitos
significativos) al número de todos los dígitos
conocidos reportados en una medida, más el
último dígito que es incierto (estimado).
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Reglas de Figuras Significativas
1. Los números diferentes de 0 siempre son
significativos.
Ejemplo: 32.2356g tiene 6 cifras
2. Los ceros entre números siempre son significativos.
Ejemplo: 208.3g tiene 4 cifras
3. Todos los ceros finales a la derecha del punto decimal
son significativos.
Ejemplo: 7.30 g tiene 3 cifras
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Reglas de Figuras Significativas
4.
Los ceros que sirven para ubicar el punto decimal no se cuentan.
Ejemplo: 0.0345g tiene 3 cifras y 5630g también tiene 3 cifras
Conviértelos en notación científica y lo verás. Números que resultan
de contar o constantes definidas, tienen infinitas cifras significativas.
Ejemplo: contaste 24 estudiantes, esa medida tiene infinitas cifras
porque es un número exacto
5.
El numero de dígitos significativos es independiente de la
posición del punto decimal. Ejemplo: 73.14 tiene 4 dígitos
significativos al igual que 7.314.
6.
Todos los ceros finales al final de un numero son no
significativos si el numero no contiene un punto decimal y son
significativos si el punto decimal es indicado. Ejemplo: 100 tiene 1
cifra significativa; 100. tiene 3 cifras significativas
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Cifras Significativas en cálculos de resultados
• Al multiplicar o dividir, la respuesta tendrá el mismo número
de cifras significativas que el factor que tenga menos cifras.
En este caso el volumen tenía 3 cifras y la masa 4 cifras por
lo tanto el resultado tendrá 3 cifras.
• En las sumas y restas, alinea por punto decimal los números
y el resultado tendrá tantos lugares decimales como el dato
menos exacto (con menos lugares después del punto). Mira
el ejemplo:
• 30.47
23.2
← menos exacto, menos lugares después del punto
+ 5.455
59.125
• Respuesta correcta: 59.1
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Cifras Significativas en cálculos de resultados
•
•
•
•
•
Densidad = m/V
= 33.79 g / 38.4 cm³
= 0.87994791666666666666666666666667
= 0.880 g/cm³
Se redondea al número menor de cifras significativas
que es 3
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Notación Científica
 Notación científica – proceso por el cual cualquier
numero se puede escribir en potencias de base diez
como producto de sus factores; siendo el primer factor
un numero entre el 1-9 y el segundo la potencia de base
diez
 Sirve para expresar números grandes en números
pequeños
Ej. 5.7 x 106 = 5700000
Ej. 6.5 x 10-3 = 0.0065
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Reglas de Notación Científica
 Para convertir un # mayor que 1 a notación científica, el
pto decimal se mueve x espacios hacia la izquierda y el
# resultante es multiplicado por 10X.
 El exponente x es un # positivo (+) igual al # de lugares que se
movió el pto decimal
 Para convertir un # menor que 1 a notación científica, el
pto decimal se mueve x espacios hacia la derecha y el #
resultante es multiplicado por 10X.
 El exponente x es un # negativo (-) igual al # de lugares que se
movió el pto decimal
 Ej. 0.0062 = 6.2 x 1/1000 = 6.2 x 1/ 103 = 6.2 x 10-3
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Errores
 Toda medida tiene un error (o incertidumbre)
asociado(a)
 Error- es la diferencia entre el valor verdadero y nuestra
estimación, o medida, del valor
 Cuando se minimiza este error, los datos que se
obtienen son reproducibles y validos. Para lograr esto,
se deben encontrar las posibles fuentes de error.
 Existen 2 tipos de errores: aleatorios y sistemáticos
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Error Aleatorio
•
•
•
•
Siempre presente no se puede evitar
Se puede minimizar promediando
Están presentes en toda medida
Se manifiesta en dos direcciones
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Error Sistemático
• Solo se puede controlar experimentalmente
• No se puede minimizar promediando
• Produce valores por encima o por debajo del valor
aceptado o verdadero.
• Ej. Balanza no calibrada, mal funcionamiento de los
instrumentos de medición, deficiencia en técnicas
experimentales, el no controlar variables
importantes
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Incertidumbre absoluta (Ia)
 La Ia de una lectura de volumen hecha con una bureta
de 25mL es aproximadamente la mitad del intervalo
graduado mas pequeño.
05/28/08
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Incertidumbre relativa (Ir)
 La Ir de una medida es:
Ir =
Ia
valor medido
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Precisión y Exactitud
 Precisión – medida de cuan cerca se encuentra los
valores
 Exactitud – medida de cuan se encuentra el valor
medido del valor aceptado
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Redondeo de números
 Cuando el numero a ser eliminado es menor que 5, el
numero que le precede no cambiara.
 Cuando el numero a ser eliminado es mayor que 5 o
mayor, el numero que le precede aumenta por una
unidad.
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Medidas de la materia
 Peso – considera la fuerza de gravedad; se mide
utilizando balanzas
 Tiempo – se mide en varias unidades como: segundos,
minutos, horas,…
 Temperatura
 Para establecer una escala de temperatura arbitrariamente set
ciertos puntos fijos e incrementos de temperaturas llamados
grados. Ej. Temperatura a la que se derrite el hielo
 Existen tres escalas: Farenheit, Celsius (centigrados) y escala
Kelvin (SI).
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Medidas de la materia
• T(K) = T(oC) + 273.15
• T(oC) = 5/9 [T(oF) – 32]
• T(oF) = 9/5 [T(oC) + 32]
Puntos fijos de
temperatura
Fahrenheit
Celsius
Kelvin
Punto de
fusion hielo
32oF
0oC
273.15
Punto de
ebullicion hielo
212oF
100oC
373.15
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