Clase 1
- 1. QUIMICA GENERAL II/2011 Dra. Sandra Madariaga
- 2. ¿¿Qué deben Comprender el comportamiento lograr los químico de la materia a nivel molecular a través de los principios y estudiantes??? leyes que la gobiernan.
- 3. Química, ciencia que estudia la materia Ciencia método científico (sistema ordenado y sistemático)
- 4. Observación mundo macroscópico Interpretación
- 5. AREAS ambiental medicina forense industria farmacológica (fármacos, drogas) industria alimentos biotecnología (vacunas)
- 6. Características del científico honesto ordenado organizado riguroso
- 7. Mediciones Instrumentos (bureta, probeta, pipeta, regla, etc.) Incerteza
- 8. INCERTEZA: Parámetro asociado con el resultado de una medida Ejemplo Incerteza Cifras significativas 9.0 +/- 0.1 2 9.5 +/- 0.1 2 10.2 +/- 0.1 3 5 +/- 1 1 100 +/- 1 1,2 ó 3 0.0015 +/- 0.0001 2 10.0 +/- 0.1 3 10.00 +/- 0.01 4
- 9. 0.0000128 Cifras no Cifras significativas significativas = 3 1.28 x 10-5
- 10. Incerteza asociada a las medidas Incertidumbre: valor medio entre las divisiones de una escala de un determinado instrumento de medida (lo que se puede estimar) Probetas, buretas, pipetas, termómetros, reglas
- 11. Probeta de 10 mL. con divisiones de escala igual a 0.1 INCERTIDUMBRE = 0.05 valores a informar con dos decimales 9 mL 9.00 9.1 mL 9.10
- 12. Instrumento con división de escala que se observa y que permite medir hasta 10 mL. ¿ Cuál es la división de escala ? 2 ¿ Cuál es la incertidumbre ? 1
- 13. 1.- ¿Las medidas tendrán las mismas cifras significativas? 2.- Las medidas tendrán la misma incerteza.
- 15. Exactitud: proximidad de una medida a su valor real (referencia) Precisión: concordancia entre dos ó más valores (reproducibilidad)
- 16. Rigurosidad científica Litro(s) L nunca lt ó lts Gramo(s) g nunca gr ó grs.
- 17. Prefijos unidades de medida 1d = 1x 10 -1 1 dL = 1 x 10-1 L 1 µ = 1 x 10-6 1 µ mol = 1 x 10-6 mol
- 18. Materia “Todo lo que ocupa un lugar en el espacio y tiene volumen”
- 19. Materia Sustancia pura Mezcla
- 20. Sustancia pura Elemento: una sola clase de átomos, a la forma atómica o a la Compuesto: dos o más forma molecular. clases de átomos, sólo a la forma molecular. Mezcla dos o mas sustancias puras, contenidas en un determinado espacio
- 21. Características de la materia composición propiedades estructura cambios
- 22. Composición: identidad y cantidad de los átomos de los elementos que conforman la sustancia pura o la identidad y cantidad de las sustancias puras que conforman la mezcla. Aire de Santiago Aire de Santiago Aire de Puerto Montt Aire de Puerto Montt Monosacárido de fórmula Monosacárido de fórmula C66H12O6 C H12O6
- 23. Monosacáridos de fórmula C6H12O6
- 24. Agar-Agar//carragenano (polímeros): hidrato de carbono constituyente de algas marinas. Se usa como espesante. Unidad básica del polímero: galactosa Glicógeno (polímero): reserva de energía en las células animales Unidad básica del polímero: glucosa
- 25. Estructura: disposición espacial de los elementos o grupos de elementos que forman la sustancia Importancia en procesos enzimáticos (principio llave-cerradura)
- 26. “Disposición espacial diferente, propiedades químicas diferentes” R: cadena hidrocarbonada
- 27. des Cambios de estado pi eda Pro y ios sólido camb solidificación sublimación fusión evaporación líquido gaseoso Condensación (licuación)
- 28. Muestra de agua bajo las balsas jaulas Sólidos disueltos y sólidos no disueltos
- 29. Sólidos totales sólidos que permanecen en un recipiente luego del calentamiento en estufa a 103-105ºC. Evaporación del agua (cambio físico) H2O(l) H2O(g)
- 31. sólidos suspendidos o particulados: sólidos que son retenidos por un filtro 0.45 µ y permanecen luego del secado en estufa a 103-105ºC Sólidos disueltos: Sólidos que pasan a través de un filtro 0.45 µ y permanecen luego del secado en estufa a 103-105ºC
- 32. ¿Qué proceso ocurre si una muestra de sólidos totales, se somete a una temperatura en el rango de 400-600 ºC?
- 33. Combustión (cambio químico) Materia orgánica (s) + O2(g) CO2(g) + H2O(g) Sólidos totales 400 - 600ºC Sólidos Sólidos volátiles no-volátiles
- 34. En los seres vivos, la materia se ordena en los llamados niveles de organización biológica. Cada nivel tiene propiedades particulares que surgen de la interacción entre sus componentes. Átomos y partículas subatómicas moléculas macromoléculas complejos de macromoléculas
- 35. El átomo y sus partículas sub-atómicas Protones Electrones neutrones
- 36. Si todos los elementos están constituídos por átomos, ¿Qué hace que un elemento sea diferente a otro? A Z C A (número másico): nº de protones + neutrones Z (número atómico): nº de protones Átomo neutro: nº de protones = nº de electrones Catión: nº de protones es mayor al número de electrones Anión: nº de protones es menor al número de electrones
- 37. Isótopos • átomos con igual número atómico pero diferentes número másico • presentan la misma reactividad química (electrones involucrados en los cambios químicos) • isótopos radioactivos neutrones (inestables) diagnóstico/tratamiento enfermedades
- 38. Ejemplos de isótopos 1 2 3 1 H 1 H 1 H HIDRÓGENO DEUTERIO TRITIO
- 39. Distribución electrónica al interior de un átomo Niveles de energía orbitales
- 40. Orbitales p Orbital s Orbitales d
- 41. Nivel de energía Forma del orbital Número de orientaciones (n) (ℓ) del orbital número cuántico principal número cuántico (m) secundario Número cuántico magnético n=1∞ ℓ = 0 n-1 m = 2 ℓ +1 n=1 ℓ=0 m=1 (s) n=2 ℓ = 0, 1 ℓ=0 m=1 (s) (p) ℓ=1 m=3 n=3 ℓ = 0, 1, 2 ℓ=0 m=1 (s) (p) (d) ℓ=1 m=3 ℓ=2 m=5
- 42. Cada orientación del orbital acepta como máximo 2 electrones n=1 ℓ=0 para ℓ = 0 2 electrones 2 electrones n=2 ℓ = 0, 1 para ℓ = 0 2 electrones 8 electrones para ℓ = 1 6 electrones n = 3 ℓ = 0,1,2 para ℓ = 0 2 electrones para ℓ = 1 6 electrones 18 electrones 10 electrones para ℓ = 2
- 43. Distribución electrónica en orbitales, niveles de energía y Configuración electrónica
- 44. TABLA PERIODICA Y ENLACE QUIMICO
- 45. Tabla Periódica.
- 47. Capacidad para atraer electronegatividad electrones en un enlace químico Ubicación en la tabla periódica
- 48. ELECTRONEGATIVIDAD Mayor Menor
- 49. Transferencia de electrones compartición de electrones Enlace Fuerzas Químico Interatómica Enlace Enlace Iónico Covalente
- 50. Enlace iónico transferencia de electrones alta diferencia de electronegatividad entre los átomos que reaccionan. formación de una carga total (anión//catión) sustancia en estado sólido o líquido (fuerzas electrostáticas) acción del agua sobre sustancias iónicas genera la separación de átomos o grupos de átomos cargados.
- 51. NaCl(s) + H2O (l) Na+(ac) + Cl –(ac) Na+ Cl- - δ+ δ+ δ+ δ+ - Cl- Na+ Proceso de solvatación
- 52. Enlace covalente Fuerza entre átomos con baja diferencia de E.N Se forma carga parcial en cada átomo (dipolo positivo/dipolo negativo) cuando la diferencia de E.N entre los átomos es mayor a cero. Se clasifican en sustancias polares y apolares Polares: solubles en agua. Apolares: insolubles en agua. Algunas moléculas apolares pequeñas (máximo 5 átomos totales) y fundamentalmente en estado gaseoso son medianamente solubles en agua. La acción del agua en sustancias polares puede generar ionización (ejemplo: ácidos y bases).
- 53. Momento dipolar COMPUESTO % Carácter iónico total () Debye CH4 20.8 0 HCl 27.0 1.08 H2O 41.6 1.85 NaCl 45.1 ----
- 54. Enlace covalente Enlace covalente polar Enlace covalente apolar Molécula polar ( 0) Molécula apolar ( 0) Molécula apolar ( = 0)
- 55. Número mas frecuente Número de enlaces en sustancias Elemento Grupo orgánicas máximo de enlaces Hidrógeno I 1 1 Oxígeno VI 6 2 Carbono IV 4 4 (simple, doble, triple) Fósforo V 5 5 Nitrógeno V 5 3 Halógenos VII 7 1