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QUÍMICA GENERAL y ORGÁNICA Facultad De Ciencias De La Salud

QUÍMICA GENERAL y ORGÁNICA Facultad De Ciencias De La Salud. Prof. M.Sc. Luis Humberto González 2008. BIENVENIDOS : Al ESTUDIO DE LA CIENCIA CENTRAL Y EXPERIMENTAL: La Química. EQUIPO DOCENTE 2008. Prof. Cátedra: Prof. M.Sc. Luis Humberto González

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QUÍMICA GENERAL y ORGÁNICA Facultad De Ciencias De La Salud

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Presentation Transcript

  1. QUÍMICA GENERAL y ORGÁNICAFacultad De Ciencias De La Salud Prof. M.Sc. Luis Humberto González 2008

  2. BIENVENIDOS: Al ESTUDIO DE LA CIENCIA CENTRAL Y EXPERIMENTAL: La Química

  3. EQUIPO DOCENTE 2008 Prof. Cátedra: Prof. M.Sc. Luis Humberto González Prof. Seminarios: Prof. M.Sc. Luis Humberto González Prof. Laboratorios: Prof. M.Sc. Danilo Vargas L. Coordinador Asignatura: Dr. Gastón Bocaz B. Ciencia del conocimiento metódico y ordenado

  4. OBJETIVOS GENERALES: A) Reconoce y domina conocimientos relativos a elementos, moléculas y compuestos químicos inorgánicos y orgánicos; sus principales propiedades y reacciones químicas características, lo que le permite una mejor comprensión de la naturaleza y el mundo tecnológico actual.

  5. OBJETIVOS GENERALES: B) Maneja los conceptos de teoría atómica, enlace químico, estados de agregación, estequiometría de las reacciones químicas, soluciones, cinética y equilibrio químico, entalpía, entropía, energía libre, ácidos y bases, pH y pOH, reacciones de oxido reducción y propiedades de los principales compuestos químico orgánicos.

  6. OBJETIVOS GENERALES C) Identifica la terminología específica de las ciencias químicas en sus áreas básicas inorgánica y orgánica.

  7. CONTENIDOSDE LA ASIGNATURA I) Unidad: Introducción al estudio de la Química II) Unidad: Estructura atómica y propiedades de los elementos III) Unidad: Estados de la Materia IV) Unidad: Reacciones y Ecuaciones Químicas V) Unidad: Leyes de la Termodinámica y Termoquímica VI) Unidad: Cinética y Equilibrio Químico VII) Unidad: Aplicaciones de la Química en el ámbito Biomédico y ciencias de la salud humana.

  8. NORMAS GENERALES ASISTENCIA: Cátedras: 80% Seminarios: 100% Laboratorios: 100% REGLAMENTO LABORATORIO • RESPONSABILIDAD • PUNTUALIDAD • RESPETO

  9. QUÍMICA • Es la Ciencia que estudia la composición, estructura, propiedades y cambios de la materia (material físico del Universo). • Es una Ciencia práctica y eminentemente dinámica. • Permite obtener un entendimiento de nuestro mundo y su funcionamiento. • Es una Ciencia de importancia en nuestro quehacer diario, con múltiples aplicaciones.

  10. APLICACIONES DE LA QUÍMICA • Salud y Medicina. Identificación de agentes etiológicos, procedimientos quirúrgicos, uso de vacunas y antibióticos. Terapia génica. • Energía y ambiente. Identificación de nuevas fuentes de energía • Materiales y Tecnologías. Síntesis de polímeros (caucho, nailon), la cerámica, cristales líquidos (pantallas electrónicas), los adhesivos y pinturas. Diseño y síntesis de superconductores y chip de silicio (microprocesadores). • Alimentos y Agricultura. Síntesis de plaguicidas, fertilizantes, Biotecnología (transgénicos, síntesis de feromonas).

  11. Breve Recuento Históricode las Ciencias Químicas Una mirada a todos aquellos grandes hombres y mujeres, que han hecho crecer esta ciencia en el tiempo …

  12. LOS GRIEGOS.- ANAXÁGORAS (500-428 a. C.) Las cosas están formadas por mezclas 450 a 50 a. C. LEUCIPO (460-370 a. C.) Los cuerpos visibles se componen de átomos DEMÓCRITO (460-370 a. C.) Los átomos (a tome) son partículas indivisibles

  13. PLATÓN (428-347 a. C.) ARISTÓTELES (384-322 a. C.) RECHAZAN LA TEORÍA DE LOS ÁTOMOS: “LAS SUSTANCIAS SON HOMOGENEAS”

  14. En el Renacimiento: DANIEL BERNOULLI (1700-1782) Presión causada por el movimiento molecular 1738 MIKHAIL LOMOSSONOV (1711-1765) Ley de la conservación de la masa 1760

  15. LAS LEYES PONDERALES: JOSEPH PROUST (1754-1826) Ley de las proporciones definidas 1799 ANTOINE LAVOISIER (1743-1794) La conservación de la masa 1782

  16. 1801 La teoría atómica de: JOHN DALTON (1766-1844) • Todas las sustancias están formadas por átomos. • Los elementos son sustancias formadas por un solo tipo de • átomos. • Los átomos de un elemento son iguales entre sí, pero distintos a • los átomos de otros elementos. • Los compuestos están formados por la unión de átomos de • diferentes elementos.

  17. JOSEPH GAY-LUSSAC (1778-1850) Ley de Combinación de Volúmenes de Gases 1805 “Volúmenes iguales de gases distintos en las mismas condiciones de temperatura y presión, contienen el mismo número de partículas”.

  18. AMEDEO AVOGADRO (1776-1856) La solución: La molécula 1811 • Un gas está formado por partículas individuales, de volumen insignificante para el volumen ocupado por el gas. • Los gases no son partículas individuales, son grupos de 2 o más átomos.

  19. LOS PESOS ATÓMICOS JÖNS JACOB BERZELIUS (1779-1848) Determinó pesos atómicos de 50 elementos 1826 PIERRE DULONG (1785-1838) y ALEXIS PETIT (1791-1820) Relación del peso específico con el peso atómico 1819

  20. LA GRAN CONFUSIÓN EN LA DÉCADA DEL 1850 Los químicos orgánicos e inorgánicos empleaban sistemas diferentes de pesos atómicos, muchos de ellos eran equivalentes, pero otros eran erróneos. Fue Stanislao Cannizzaro (1826-1910), quien ayudó a aclarar algunos sorprendentes problemas del siglo XIX. Reconociendo los trabajos de Berzelius presentó en 1860 una escala mejorada de pesos atómicos y la hipótesis de Avogadro.

  21. CÁLCULOS DEL NÚMERO DE AVOGADRO JOSEPH LOSCHMIDT(1821-1895) Presenta el 1er método de cálculo del número de Avogadro (1865). WILLIAM THOMPSON (LORD KELVIN) (1824-1907) En la revista Nature presenta 4 métodos para calcular el NA (1884-1890).

  22. CONTINÚA LA BÚSQUEDA: WILHELM OSTWALD (1853-1932) Introduce el concepto de MOL.1900 JEAN PERRIN (1870-1942) Determina NO = 2.8 x 10 19 a fines del siglo XIX JEAN PERRIN DETERMINA EL NÚMERO DE MOLÉCULAS EN UN MOL Y SUGIERE SE LE LLAME: “EL NÚMERO DE AVOGADRO”

  23. OSTWALD INTRODUCE EL CONCEPTO DE MOL 1900 LOS ACUERDOS INTERNACIONALES: 1963. ACADEMIA DE CIENCIAS ACUERDO DEL NÚMERO DE AVOGADRO COMO: 6.02250.00028 x 1023 mol -1 1961. IUPAC DESIGNA: UN ÁTOMO DE 12C= 12.000 g UMA = 1g / 6.023 X 1023 SE DEFINE MOL COMO CANTIDAD DE SUSTANCIA 1969. La 14a CONF. DE POIDS ET MESURES: “UN MOL ES LA CANTIDAD DE SUSTANCIA DE UN SISTEMA QUE CONTIENE TANTAS ENTIDADES ELEMENTALES COMO ÁTOMOS HAY EN 0.012 kg DE 12C; SU SÍMBOLO ES mol”.

  24. NOMENCLATURA INORGÁNICA • La palabra nomenclatura deriva del Latín “nomen” (nombre), “calare” (llamar). • Inicialmente los compuestos se asignaban por su aspecto físico, propiedades, origen o aplicaciones. Ej: piedra caliza. • Actualmente se conocen 13 millones de compuestos que se diferencian en orgánicos e inorgánicos.

  25. Compuestos orgánicos • Inicialmente se asociaban a los sistemas biológicos (plantas y animales). • Compuestos constituidos por carbono, C, y por lo regular combinado con H, O, N, S. Compuestos inorgánicos • Inicialmente se asociaban a materia inerte. • Ejemplos son agua (H20), amoniaco (NH3).

  26. Clasificación Compuestos inorgánicos • Compuestos iónicos • Compuestos moleculares • Ácidos y Bases • Hidratos

  27. Compuestos iónicos • Formados por cationes (iones positivos) y aniones (iones negativos). • A excepción del ión amonio (NH4+) los cationes derivan de átomos Metálicos. Ej: Sodio. Na

  28. Compuestos iónicos binarios • Formados por dos elementos. • Primero se nombra el anión no metálico seguido del catión metálico. Ej: NaCl: Cloruro de sodio. • El sufijo “uro” se utiliza para un grupo de aniones que contiene elementos diferentes como el cianuro (CN). Ej: KCN. • Abundantes son los compuestos del tipo terciario. Ej: NaHCO3

  29. Compuestos iónicos metales de transición • Pueden formar más de un tipo de catión. Ej: Fe2+, Fe3+ . • Los sufijos “oso” e “ico” (que identifican el catión con menor y mayor carga positiva, respectivamente) NO proporcionan información real de la carga de los cationes. Actualmente, se usa la nomenclatura de Stock. • Ejemplos: Mn2+ : MnO óxido de manganeso (II). Mn3+ : Mn2O3 óxido de manganeso (III). Mn4+ : MnO2 óxido de manganeso (IV).

  30. Compuestos Moleculares • Formado por unidades moleculares discretas y generalmente no metálicos. • La mayor parte son compuestos binarios. • Se nombra primero el segundo elemento de la formula, adicionando el sufijo “uro” a la raíz del nombre del elemento y después se nombra el primer elemento. Ej: HCl, cloruro de hidrógeno. CO2, dióxido de carbono. N2O4, tetróxido de dinitrógeno.

  31. Compuestos Moleculares • La excepción son los compuestos que contienen H. Generalmente, se asignan por sus nombres comunes no sistemáticos y que no indican el número de átomos de H. • Ejemplos: B2H6 :Boruro(Hexahidruro de di-Boro) CH4 : Metano SiH4 : Silano (Tetrahidruro de Silicio) H2O : Agua

  32. Ácidos y Bases • Un ácido se describe como una sustancia que libera hidrógeno (H+) cuando se disuelve en agua. • Los aniones cuyo nombre terminan en “uro” forman ácidos cuyo nombre termina en hídrico. • Ejemplo: HCl : Cloruro de hidrógeno HCl : Ácido clorhídrico H2S : Sulfuro de hidrógeno H2S : Ácido sulfhídrico

  33. Los Oxiácidos • Son ácidos que contienen hidrógeno, oxígeno y otro elemento (elemento central). • Ejemplos: HNO3 : Ácido nítrico H2CO3 : Ácido carbónico HClO3 : Ácido clórico

  34. Nomenclatura de los Oxiácidos • Al adicionar un átomo de oxígeno al ácido “ico”, el ácido se llamará ácido “per...ico”. Ej: O + HClO3 , el ácido clórico cambia a ácido perclórico HClO4. • Al quitar un átomo de oxígeno al ácido “ico”, el ácido se llamará ácido “oso. Ej: ácido nitrico, HNO3, se transforma en ácido nitroso, HNO2. • Al extraer dos átomos de oxígeno al ácido “ico”, el ácido se llamará ácido “hipo...oso”. Así cuando, el ácido bromohídrico (HBrO3), se convierte en HBrO, se llamará ácido hipobromoso.

  35. Nomenclatura de los Oxianiones • Cuando se extraen todos los iones de H del ácido “ico”, el nombre del anión es “ato”. Ej: el anión CO3, derivado del H2CO3, se llama carbonato. • Cuando se extraen todos los iones de H del ácido “oso”, el nombre del anión termina en “ito”. Así, el anión ClO2 , derivado del HClO2, se llamará clorito. • Cuando se extraen parcialmente iones de H, se debe indicar el número de iones de H presentes. Ej: H3PO4, ácido fosfórico. H2PO4, Dihidrógeno fosfato. HPO42-, hidrógeno fosfato. PO43- fosfato.

  36. Nomenclatura de las bases • Una base se describe como una sustancia que libera iones hidroxilo (OH-1), cuando se disuelve en agua. Ej: NaOH, hidróxido de sodio; Ba(OH)2, hidróxido de bario. • No es requisito que la molécula esté constituida por iones OH, sino más bien, que los libere cuando ésta reaccione con el agua. Ej: Amoníaco (NH3) en agua genera el ión amonio (NH4+1).

  37. Hidratos • Son compuestos que tienen unidos un número específico de moléculas de agua. Ej: Sulfato de cobre II en estado normal se une a cinco moléculas de agua. Se asigna como sulfato de cobre II pentahidratado (CuSO4 . 5H2O). • Si las moléculas de agua se eliminan por calentamiento, el compuesto se asignará como anhídrido. • Ejemplos: Hielo seco : CO2 (dióxido de carbono sólido). Mármol, Greda : CaCO2 (carbonato de calcio). Yeso : CaSO4 . 2H2O

  38. Elemento • Es una sustancia que no se puede separar en formas más simples por medios químicos. • En la actualidad se han identificado 115 elementos, de los cuales 83 son de origen natural. • Se representan por símbolos de una o dos letras. Ej: Co, cobalto. • Algunos nombres derivan del latín. Ej: Au, aurum (oro). • Pueden interactuar con otros para formar compuestos.

  39. Compuesto • Sustancia formada por átomos de dos o más elementos unidos químicamente en proporciones definidas. Mezcla • Son combinaciones de dos o más sustancias en las que cada sustancia conserva su identidad y propiedades químicas. • En las mezclas homogéneas las sustancias se distribuyen homogéneamente (soluciones). Ej: el aire mezcla homogénea de gases. • En las mezclas heterogéneas las sustancias presentan diferentes composición, propiedades y aspectos. Ej: Arena, roca, madera.

  40. Separación de mezclas • En este proceso cada componente de la mezcla retiene sus propiedades y por tanto es posible de separar. • Existen diversos métodos, tales como: 1. tratamiento químico. 2. Filtración. 3. Ebullición. 4. Destilación. 5. Cromatografía.

  41. Mediciones • Existen diferentes instrumentos que permiten medir las propiedades de una sustancia a nivel: 1.- Macroscópico, es decir, que pueda ser determinada directamente 2.- Microscópico, es decir, nivel atómico o subatómico.

  42. Magnitud y medir • Magnitud:Son las propiedades físicas que se pueden medir • Medir: es comparar una magnitud con otra, tomada de manera arbitraria como referencia (patrón) y expresar cuántas veces la contiene. Al resultado de medir lo llamamos Medida. • Las medidas que se hacen a las magnitudes macroscópicas o a las magnitudes microscópicas requieren técnicas totalmente diferentes.

  43. Unidades Al patrón de medir le llamamos también Unidad de Medida. Debe cumplir estas condiciones: • Ser inalterable, esto es, no ha de cambiar con el tiempo ni en función de quién realice la medida. • Ser universal, es decir, pueda ser utilizada por todos los países. • Ha de ser fácilmente reproducible. • Reuniendo las unidades patrón que los científicos han estimado más convenientes, se han creado los denominados Sistemas de Unidades (SU).

  44. Sistema Internacional (SI) Este nombre se adoptó en el año 1960 en la XI Conferencia General de Pesos y Medidas, celebrada en París, buscando en el un sistema universal, unificado y coherente que toma como Magnitudes: • Longitud • Masa • Tiempo • Intensidad de corriente eléctrica • Temperatura termodinámica • Cantidad de sustancia • Intensidad luminosa

  45. Magnitud Nombre de la unidad Símbolo de la unidad Longitud metro m Masa kilogramo kg Tiempo segundo s Intensidad de corriente amperio A Temperatura kelvin K Cantidad de sustancia mol mol Intensidad luminosa candela cd Sistema Internacional

  46. Masa y peso • La masa es una medida de la cantidad de masa de materia en un objeto. • El peso, es la fuerza que ejerce la gravedad sobre el objeto. • La unidad de masa S.I. Es el Kg., pero en química es más utilizada y conveniente la unidad más pequeña, el gramo (gr.) 1kg = 1000 gr = 1x 103g.

  47. Volumen • La unidad SI del volumen es el metro cúbico (m3). • En Química es común el uso del cm3 y dm3. 1 cm3 = (1x 10-2m)3 = 1x10-6 m3 1 dm3 = (1x 10-4m)3 = 1x10-3 m3 • Otra unidad es el litro. Se define como el volumen que ocupa un decímetro cúbico. 1 Lt = 1000 ml = 1000 cm3 1ml = 1 cm3

  48. Densidad • Es una propiedad intensiva y no depende de la cantidad de masa presente, para un material determinado. • La relación de masa a volumen siempre es la misma. Es decir, el V aumenta conforme aumenta m. • Su formula es: d = m V D = 1g/Lt = 0,001 g/ml

  49. Escala de Temperatura • Unidades de grados Fahrenheit: El punto de congelación del agua es 32° y el de ebullición 212°. Sistema ampliamente utilizado en USA. • Unidades de grado Celsius: El punto de congelación del agua es 0° y el de ebullición 100°. • Unidades de grado Kelvin: Es la unidad del SI. Es la escala de T° absoluta y que significa que el cero es la escala de Kelvin (0°) es la T° teórica más baja que puede obtenerse. °K = (°C + 273,15°C)x1°K/1°C

  50. Manejo de los Números 1.- Notación Científica. Se utiliza para la determinación de cantidades muy grandes o pequeñas, sin importar su magnitud. Todos los números se pueden presentar en la forma de: N x 1010 Ejemplo: 568,762 en NC es 5,68762 x 102

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