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CURSO MÓDULO DE QUÍMICA

Renato Garcia

Created on January 2, 2024

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CURSO DE INGRESOMÓDULO: QUÍMICA

Prepárate para reforzar tus conocimientos y conocer las estrategias necesarias para tener éxito en este módulo.

Bienvenid@

Renato Garcia

Conoce el examen

SECCIÓN 01

Recordemos un poco antes de partir...

¿Lo recuerdas?

¿Qué estudia la Química?
¿Qué es la materia?
¿Qué es un elemento / compuesto?
¿Qué es una mezcla?
¿Qué es un átomo?
¿Cuáles son las partículas de un átomo?
¿Cuáles son las partes de la tabla periódica?

¡Recordemos juntos!

¿Qué estudia la Química? Estudia la composición, estructura y propiedades (mayormente internas) de la materia junto con los cambios de esta al interactuar con energía.
¿Qué es la materia? Es definida como todo lo que ocupa un lugar en el espacio (volumen) y que tiene masa.

¡Recordemos juntos!

¿Qué es un elemento / compuesto? Ambas son SUSTANCIAS PURAS

Elemento: Sustancia más simple de la materia formada por átomos similares, solo se puede separar por procesos nucleares. (H) (C) (O) (Na) Compuesto: Combinación química de dos o más elementos, son separables por medios químicos. Su unidad es la molécula. (NaCl) (NH3)

¡Recordemos juntos!

¿Qué es una mezcla? Combinación de dos o más sustancias puras, son separables por medios físicos. Homogénea y heterogénea.

¡Recordemos juntos!

¿Qué es un átomo? Es la partícula más pequeña existente de la materia.
¿Cuáles son las partículas de un átomo? Núcleo (Protones, Neutrones) Orbitales (Electrones)

¡Recordemos juntos!

Hagamos más ejemplos...

¿Qué pasa con los Cationes y Aniones?

Hagamos más ejemplos...

Tu turno!

¡Bien hecho! Después de haber revisado las generalidades de la Química podemos seguir avanzando:)

ENLACES QUÍMICOS Y ELECTRONEGATIVIDAD

ENLACE QUÍMICO

Un enlace químico es la fuerza de atracción que mantiene unidos a dos átomos. Existen tres tipos de enlaces químicos. IÓNICO, COVALENTE (Polar y no polar) y METÁLICO.

ELECTRONEGATIVIDAD

Es la fuerza de un átomo para atraer los electrones de valencia de otro átomo. Existe una tabla de electronegatividad para determinarla.

ENLACE IÓNICO

Es formado al unirse un elemento no. metal con un metal, este último transfiere sus electrones al no metal. Diferencia de electronegatividad MAYOR a 1.7.

ENLACE COVALENTE

Es formado al unirse dos elementos no metálicos, estos comparten sus electrones entre sí. -Covalente NO POLAR: Dos mismos elementos no metales. Diferencia de electronegatividad 0.5 o menor. H2 O2 -Covalente POLAR: Dos elementos diferentes no metales. Diferencia de electronegatividad mayor a. 0.5 y menor a 1.7.

ENLACE METÁLICO

Es formado al unirse dos elementos metálicos, al ser metales ambos pierden. electrones con facilidad quedandose entre los espacios atómicos creando una nube electrónica que los mantiene unidos.

Es hora de practicar con la diferencia de electronegatividades !

¿Cuál de las siguientes combinaciones de elementos formaría un enlace iónico? a) H y O b) Na y Cl c) C y N d) O y F Indica cuál de las siguientes moléculas tiene enlaces covalentes no polares. a) H2O b) CO2 c) NH3 d) HCl ¿Cuál de las siguientes opciones representa un par de elementos con una diferencia de electronegatividad que sugiere la formación de un enlace iónico? a) Na y K b) Cl y F c) C y O d) N y S

Identifica la molécula que contiene un enlace polar. a) CO2 b) H2 c) HF d) CH4 ¿Cuál de los siguientes elementos es más propenso a formar enlaces metálicos? a) O b) Al c) N d) Cl ¿Qué tipo de enlace se forma entre el oxígeno y el hidrógeno en la molécula de agua (H2O)? a) Enlace covalente polar b) Enlace covalente no polar c) Enlace iónico d) Enlace metálico

Indica cuál de las siguientes moléculas es polar debido a la presencia de un enlace polar. a) CH4 b) O2 c) NH3 d) CO ¿Cuál de las siguientes parejas de elementos tiene la mayor diferencia de electronegatividad? a) Mg y Cl b) C y O c) Na y F d) N y H Selecciona el elemento que tiende a formar enlaces metálicos en sus compuestos. a) Cl b) Mg c) O d) S

SOLUCIONES (Tipos, Ppm y molaridad)

SOLUCIÓN

Una solución química (o disolución) es la mezcla homogénea de una o más sustancias disueltas en otra de mayor proporción. Está compuesta por solutos, que son las sustancias que se disuelven, y solventes, que son las sustancias que disuelven los solutos

TIPOS DE SOLUCIÓN

- Según el grado de solubilidad.

Las soluciones insaturadas, las cuales se dividen en:

Soluciones diluidas, que presentan un porcentaje bajo de soluto respecto al solvente; y Soluciones concentradas, que tienen un gran porcentaje de soluto en el solvente.

Las soluciones saturadas, que son aquellas que no admiten más soluto en el solvente. A partir de este límite, la solución será heterogénea y presentará por lo menos dos fases.
Las soluciones sobresaturadas, que son las que poseen más soluto de lo que admite el solvente y, por lo tanto, se puede apreciar una mezcla heterogénea.

TIPOS DE SOLUCIÓN

- Según el tipo de solvente usado.

Soluciones acuosas, en las que el solvente utilizado es el agua. Son el tipo más abundante de soluciones químicas.
Soluciones alcohólicas, las cuales emplean alcoholes como solvente. Los más populares son el etanol y metanol.
Soluciones salinas, que poseen sal y agua destilada como solvente de otros componentes. La mezcla de sal en agua destilada se utiliza para fines médicos, pero también sirve como solvente de glucosa y algunos polisacáridos.
Aleaciones de metal, que son mezclas homogéneas de dos metales en estado sólido. Algunos ejemplos son el acero (hierro y carbono), el latón (cobre y zinc) o el oro blanco (oro mezclado con níquel, plata o paladio, entre otros).

CONCENTRACIÓN EN UNA SOLUCIÓN

El conocimiento de la concentración en una solución química es importante. Ello determinará la cantidad de soluto y solvente presentes para determinar los factores de cambio y así recrear la solución para su uso o estudio posterior. (EJEMPLO AGUA DE LIMÓN). La concentración química determinará, en unidades físicas de peso, volumen o partes por millón (ppm), el porcentaje de soluto presente en la solución. La concentración de soluto en las soluciones se suele expresar en: Molaridad: determina la concentración de soluto en moles, dividido en el volumen del solvente. Se suelen utilizar los moles y litros como unidades, es decir, mol (soluto) / l (solvente). Partes por millón (ppm): es la unidad usada frecuentemente para medir el volumen que ocupan pequeñas cantidades de elementos dentro de una mezcla.

Veamos algunos ejemplos

1. Calcule la M de 0.2 mol de Ácido Nítrico (HNO3) en 2500 ml de solución.

2. Calcule la M de 124 g de Óxido de sodio (NA2O) en 4 L de solución. 3. Calcula las partes por millón del anterior reactivo.

Veamos algunos ejemplos

4. Si tenemos 5mg de Ácido Nítrico (HNO3) en una solución de 10kg. ¿Cuál es la concentración en partes por millón?

5. Calcule la molaridad (M) de 36 g de cloruro de sodio (NaCl) en 1.5 L de solución. (Considerando que la masa molar del NaCl es de 58g/mol) a) 41.33 M b)4.13 M c) 0.41 M d) 24 M

Tu turno!

TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS EN ECUACIONES BALANCEADAS

REACCIÓN QUÍMICA

Es un proceso químico, donde dos o más sustancias (reactivos) se unen para dar origen a sustancias nuevas (productos) con características diferentes a las originales. Se clasifican en:

REACCIÓN DE SÍNTESIS O ADICIÓN

Dos o más sustancias se unen para dar origen a un producto.

REACCIÓN DE DESCOMPOSICIÓN

Un compuesto se descompone para formar dos o más sustancias, lo opuesto a una reacción de síntesis.

REACCIÓN DE SUSTITUCIÓN/DESPLAZAMIENTO SIMPLE

Un elemento toma el lugar de otro en el compuesto original, creándose un compuesto nuevo.

REACCIÓN DE SUSTITUCIÓN/DESPLAZAMIENTO DOBLE

Se cambian dos elementos de dos compuestos.

Oxígeno suficiente que forma dióxido de carbono

REACCIÓN DE COMBUSTIÓN

Una sustancia orgánica reacciona con el oxígeno desprendiendo luz y calor.

Oxígeno insuficiente que forma monóxido de carbono

REACCIÓN DE NEUTRALIZACIÓN

Se da cuando se mezcla un ácido fuerte (H) con una base fuerte o hidróxido (OH) y dentro del resultado tendremos agua.

REACCIÓN DE ÓXIDO REDUCCIÓN (REDOX)

Existe una transferencia de electrones

COEFICIENTES DE REACTIVOS Y PRODUCTOS (BALANCEO)

BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS

Consiste en igualar el número de átomos de cada elemento tanto en los reactivos como en los productos, y sirve para verificar la Ley de la Conservación de la Materia (La materia no se crea ni se destruye solo se transforma).

MÉTODOS DE BALANCEO

Existen 3 métodos principales para balancear ecuaciones. por tanteo, método algebraico y redox (# de oxidación)En el balanceo los coeficientes los obtenemos con el número de átomos. Método por tanteo. Balancear en el siguiente orden:1. Metales2. No metales 3. Hidrógeno 4. Oxígeno.Método Algebraico. Coloca una incógnica (a,b,c,d...) a cada compuesto de la ecuación y crea una ecuación algebraica, resuelve con el fundamento matemático habitual.

PRACTIQUEMOS UN POCO

Realizar por tanteo y por método algebraico.

PRACTIQUEMOS UN POCO

Realizar por tanteo y por método algebraico.

PRACTIQUEMOS UN POCO

Realizar por tanteo y por método algebraico.

PRACTIQUEMOS UN POCO

Realizar por tanteo y por método algebraico.

PRACTIQUEMOS UN POCO

Realizar por tanteo y por método algebraico.

Ecuaciones químicas que resultan de experimentos científicos

REACCIÓN QUÍMICA

Es el proceso en el cual los enlaces químicos entre átomos se rompen y se forman nuevos enlaces, dando lugar a sustancias diferentes. (EJECUCIÓN)

ECUACIÓN QUÍMICA

Es la representación simbólica de. los productos y reactivos que intervienen en una reacción. química así como los fenómenos que ocurren en la misma.

SIMBOLOGÍA EN UNA ECUACIÓN QUÍMICA

IMPORTANTE: Para los reactivos de tu examen una manera sencilla de descartar las opciones es confirmando que las ecuaciones se encuentren balanceadas / En caso de que no exista opción balanceada es por medio de la simbología

Practiquemos un poco!

Se mezcla sulfato de cobre y carbonato de sodio en solución acuosa, se forma un sólido azul y la liberación de dióxido de carbono. ¿Cuál es la ecuación química que representa la anterior reacción?

A) CuSO4 + 2Na2CO3 → CuCO3 (s) +2Na2SO4B) CuSO4 + 2Na2CO3 → CuCO3 (ac) +2Na2SO4 + CO2 ↑C) CuSO4 + Na2CO3 → CuCO3 (S) +Na2SO4 + CO2 ↑ D) CuSO4 + Na2CO3 → CuCO3 (S) +Na2SO4 + CO2 ↓

Tu turno!

ÁTOMOS DE ELEMENTOS Y COMPUESTOS EN ECUACIONES QUÍMICAS

Recordemos un poco...

Elemento / Compuesto / Átomo /Molecula

Para conocer el número de átomos que hay en un compuesto

Recordemos un poco...

Sulfato de Aluminio

Número de moléculas

Número de átomos

Para conocer el número de átomos que hay en un compuesto o elemento, siempre hay que considerar el número de moléculas de este.

# de átomos2 1 x 3: 3 4 x 3: 12

ElementoAl S O

# de átomos totales6 6 36

# de moléculas3 3 3

Practiquemos un poco!

En el compuesto Fe2(SO4)3 hay ___ átomos de ________.a) 6, hierro b) 12, azufre c) 6, oxígeno d) 12, oxígenoCalcula el número de átomos de cada reactivo de la siguiente ecuación:

C 8 H 18 +12.5O 2 →8CO 2 +9H 2 O

Tu turno!

RELACIÓN ESTEQUIOMÉTRICA ENTRE REACTIVOS Y COMPUESTOS

¿Qué es la estequiometría?

La estequiometria es calcular la cantidad de reaccionantes y los productos de una reacción química, entonces su importancia debe ser verificar que lo que reacciona sea la misma cantidad que se produce en la reacción

Para cuantificar las sustancias involucradas en una reacción química se hace uso de los siguientes tipos de relaciones estequiométricas: • Relación mol-mol • Relación masa-masa • Relación mol-masa

Relaciones estequiométricas

Para recordar...

Mol: es la unidad de medida de la materia en el S.I. y es igual a 6.022x1023 átomos, moléculas, iones o partículas, este valor se conoce como el número de Avogadro.Masa molar/Peso molar: corresponde a la cantidad de masa de un mol de partículas, átomos o moléculas. (Se mide en gramos) Recuerda que para sacar la masa molar de un compuesto hay que sumar su masa atómica de sus átomos multiplicado por el número de moléculas.

NOTA: Para realizar cualquier cálculo es importante verificar que la ecuación este balanceada.

Cálculo mol-mol

De la siguiente reacción, indica la cantidad de moles que se necesitan de cloro para hacer reaccionar 3 moles de sodio al formar la sal de mesa. (Recuerda que el coeficiente numérico de cada molécula indica la cantidad de moles)

Identifica el número de moles en toda tu ecuación.

Realiza regla de 3

Practiquemos un poco!

NOTA: Para realizar cualquier cálculo es importante verificar que la ecuación este balanceada.

Cálculo masa-masa

Calcula la cantidad de sal resultante al hacer reaccionar 30 gramos de sodio de acuerdo con la siguiente reacción balanceada:

Calcula la masa molar de las sustancias involucradas

Realiza regla de 3

Practiquemos un poco!

NOTA: Para realizar cualquier cálculo es importante verificar que la ecuación este balanceada.

Cálculo mol-masa

¿Cuántos moles de cloruro de sodio, se necesitan para producir 355 g de cloro? Según la ecuación química:

Primero debemos sabes a cuantos moles equivalen los 355g de CL2, por lo que calculamos la masa molar de CL2

Masa atómica de Cl: 35(2): 70 g/mol

1 mol - 70 gx mol - 355g

(355)(1) / 70: 5 moles

Realiza regla de 3

2 mol de NaCl - 1 mol de Cl2 x - 5 mol de Cl2

(5)(2) / 1: 10 moles

Practiquemos un poco!

Tu turno!

EJEMPLOS DE PROCESOS ENDOTÉRMICOS Y EXOTÉRMICOS

PROCESO / REACCIÓN EXOTÉRMICA

PROCESO / REACCIÓN ENDOTÉRMICA

Es una reacción química que libera energía en forma de luz o calor.

Es una reacción química que absorbe energía en forma de luz o calor. (Utiliza luz o calor para llevarse acabo)

PROCESO / REACCIÓN EXOTÉRMICA

PROCESO / REACCIÓN ENDOTÉRMICA

Practiquemos un poco!

Tu turno!

VALOR DE ENTALPÍA EN REACCIONES DE SÍNTESIS Y COMBUSTIÓN

Entalpía es la cantidad de calor que un objeto libera o absorbe del entorno que lo rodea cuando está a una presión constante. Se representa con la letra ΔH y se mide en kJ.

ENTALPÍA

Es la energía que se requiere para formar un mol de una sustancia a partir de los elementos que la componen. (Ya existen los valores) *Sig diapositiva

ENTALPÍA DE FORMACIÓN (ΔHf)

Es la energía que libera una reacción química sometida a una presión constante. (Es la entalpía a calcular)

ENTALPÍA DE REACCIÓN (ΔHr)

ENTALPÍA DE FORMACIÓN (Hf)

Nota: Estos valores ya se te proporcionarán en el examen.Nota 2: La ΔHf de los compuestos puros (que solo tienen un tipo de átomo es 0) H2 , O2 etc

ENTALPÍA DE REACCIÓN (Hr)

Donde:n y m: Coeficientes estequiometricos de cada compuesto.

Practiquemos esta fórmula con un ejemplo:

ENTALPÍA DE REACCIÓN (Hr)

Calcule la entalpía de la siguiente reacción considerando los valores de las entalpías de formación.

ΔHf (CaCO3(s)): -1206.9 kJ ΔHf (CaO(s)) : -635.6 kJ ΔHf (CO2(g)): -393.5 kJ