LA MATERIA

CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA

MATERIA

MEZCLASPropiedades físicas no definidas

ELEMENTO(sustancia simple)

SUSTANCIAS PURASPropiedades físicas definidas

COMPUESTOHOMOGÉNEAS

Composición uniformeHETEROGÉNEAS

Composición no uniforme

Descomposición

Cambio Químico

Separación

Cambio físico

LOS TRES ESTADOS DE AGREGACIÓN: TEORÍA CINÉTICO-MOLECULAR

Las partículas están unidas por fuerzas muy intensas que no les permiten dejar sus posiciones fijas. Solo pueden vibrar ligeramente

Las fuerzas entre partículas son más débiles que en el sólido, por lo que pueden moverse con mayor facilidad

Las partículas están muy separadas unas de otras y se mueven a gran velocidad. Las fuerzas de atracción son casi nulas

Las partículas que constituyen la materia se atraen entre sí por fuerzas de tipo eléctrico

SOLIDO LIQUIDO GAS

CAMBIOS FÍSICOS Y QUÍMICOS

SACAROSA(Azúcar de caña)

SACAROSA(Azúcar de caña)

CARBONOCARBONO AGUAAGUA+

Cambio químico

Cambios físicos

son aquellos en los que no se altera la identidad de las sustancias que lo experimentan

Ejemplo: Al disolver sacarosa en agua, las partículas de azúcar mantienen su capacidad edulcorante. Aunque cambian su estado de agregación, conservan su identidad

Cambios químicos

son aquellos en los que se altera la identidad de las sustancias que lo experimentan

Los cambios químicos son más profundos que los físicos, y no es posible valerse de manipulaciones físicas como la filtración, destilación, cromatografía, … para recuperar la sacarosa

Si calentamos fuertemente la sacarosa, se transforma en un sólido negro e insípido y se desprende vapor de agua

SEPARACIÓN DE COMPONENTES DE UNA DISOLUCIÓN.

DESTILACIÓN

El agua del grifo es una disolución de varias sustancias en agua

Un método para purificar el agua es la destilación. Durante la destilación, el líquido se calienta hasta que hierve. El vapor desprendido

se condensa después a líquido nuevamente

Destilación = evaporación + condensación

Cada mezcla requiere una técnica de separación diferente: filtración, decantación,

destilación, cromatografía, etc. en función del tipo de mezcla: homogénea o

heterogénea, y de las propiedades de las sustancias que forman la mezcla.

Los componentes del petróleo se separan en las refinerías mediante destilación fraccionada.

COMPUESTOS Y ELEMENTOS

Compuesto o sustancia compuesta

Sustancia simple (Elemento)

OxígenoHidrógeno

PILA

Al hacer pasar una corriente eléctrica a través del agua, ésta se descompone en dos gases: hidrógeno y oxígeno. El agua ha perdido su identidad (cambio químico)

Es aquella sustancia pura que puede descomponerse en otras más sencillas por medio de cambios químicos. Ejemplo: la sacarosa, el agua, ...

Es aquella sustancia pura que no puede descomponerse en otras más sencillas, ni siquiera utilizando cambios químicos. Ejemplo: el hidrógeno, el oxígeno, ...

Leyes ponderales ( I )

Ley de conservación de la masa

Durante un cambio químico no se produce ningún cambio detectable en la masa total

El fiel de la balanza, permanece en el mismo lugar, antes y después de la reacción

Cuando una vela arde en un contenedor herméticamente cerrado, no se produce ningún cambio detectable en la masa

Reacciones químicas

Leyes ponderales ( II )

Ley de las proporciones definidas

Diferentes muestras de un compuesto puro siempre contienen los mismos elementos en la misma proporción

10,0 g Cu

10,0 g Cu

20,0 g Cu

5,06 g S

7,06 g S

En 1799 J. L. Proust probó que cuando varios elementos se combinan entre sí para formar un compuesto determinado, siempre lo hacen en una relación de masa definida

+

+

+

15,06 g CuS

2,00 g S15,06 g CuS

10,0 g Cu5,06 g S 15,06 g CuS

Reacciones químicas

Leyes ponderales ( II )

Cuando el cobre y el azufre reaccionan para dar CuS siempre lo hacen en esta proporción 10,0 g de Cu por cada 5,06 g de S.

10,0 g Cu

10,0 g Cu

20,0 g Cu

5,06 g S

7,06 g S

+

+

+

15,06 g CuS

2,00 g S15,06 g CuS

10,0 g Cu5,06 g S 15,06 g CuS

El reactivo en exceso queda sin reaccionar

LA TEORÍA ATÓMICA DE DALTON

Para explicar las leyes ponderales, J Dalton, en 1803, hizo una serie de suposiciones que se conocen como la teoría atómica de Dalton

1 Los elementos químicos están formados por partículas muy pequeñas e indivisibles llamadas átomos

2 Todos los átomos de un elemento químico dado son idénticos en su masa y demás propiedades

3 Los átomos de diferentes elementos químicos son distintos, en particular sus masas son diferentes

4 Los átomos son indestructibles y retienen su identidad en los cambios químicos

5 Los compuestos se forman cuando átomos de diferentes elementos químicos se combinan entre sí, en una relación de números sencilla, formando entidades definidas (hoy llamadas moléculas)

Explicación de la ley de las proporciones definidas según Dalton

( c )( b )( a )

Átomos del elemento 1

Mezcla de los elementos 1 y 2

Compuesto de los elementos 1 y 2

Las mezclas ( b ) no implican las interacciones íntimas entre átomos que se encuentran en los compuestos ( c )

Dado que una muestra de un compuesto está formada por un conjunto de moléculas iguales, la proporción en masa de sus elementos en la muestra, es la misma que una molécula individual cualquiera del compuesto, es decir, fija

Átomos del elemento 2

Dalton, pudo explicar entre otras, la ley de la conservación de la masa y la ley de las proporciones definidas.

Si la sustancia fuera otra, estaría formada por otro tipo de átomos o estos estarían en otra proporción, lo que explica que la proporción en masa fuera distinta para cada sustancia.

Ley de los volúmenes de combinación de Gay-

Lussac

Según la ley de los volúmenes de combinación o de Gay-Lussac, en la que intervienen gases, los

volúmenes de las sustancias que reaccionan y los volúmenes de las que se obtienen de la

reacción están en una relación de números enteros sencillos, siempre y cuando todos ellos

estén a la misma presión y la temperatura.

Reacciones químicas

Ley de los volúmenes de combinación de Gay-Lussac

La Teoría Atómica de Dalton

no podía explicar la ley de los

volúmenes de combinación

encontrada por Gay-Lussac.

HIPÓTESIS DE AVOGADRO. CONCEPTO DE MOLÉCULA

El italiano Amedeo Avogadro, consideró que las partículas de algunos elementos gaseosos estaban formadas por dos átomos. A estas agrupaciones de átomos las llamó moléculas

En 1811 interpretó los resultados experimentales de Gay-Lussac, y enunció la llamada “HIPÓTESIS DE AVOGADRO”:

VOLÚMENES IGUALES DE TODOS LOS GASES, SEAN DIFERENTES O NO, MEDIDOS EN LAS MISMAS CONDICIONES DE PRESIÓN Y TEMPERATURA, CONTIENEN EL MISMO NÚMERO DE MOLÉCULAS

2 volúmenes de H2O gaseosa

OH H

2 volúmenes de H2

H H H H

1 volumen de O2

+

O O+

MOLÉCULAS DIATÓMICAS

Cl2

F2

Br2

I2

N2 O2

H2

Elementos comunes que existen como moléculas diatómicas a temperatura ambiente

MASAS ATÓMICAS

Se toma como referencia, la masa de un átomo de carbono, a la que se asigna el valor de 12 u (unidades de masa atómica).

Así la masa de un átomo de hidrógeno resulta 1 u; y la de un átomo de oxígeno, 16 u

Se llama masa atómica de un elemento a la masa de uno de sus átomos medida en unidades de masa atómica (u)

La masa molecular de un compuesto es la masa de una de sus moléculas medida en unidades de masa atómica (u)

Concepto de mol

Un mol de una sustancia es la cantidad de esa sustancia que contiene 6,02 . 1023 de sus partículas representativas

La masa de un mol será proporcional a la masa de sus partículas representativas

La masa en gramos de un mol de un elemento o compuesto, es un número igual a su masa atómica o molecular, respectivamente. Si M es la masa atómica (o molecular) del elemento (o compuesto) A :

1 mol de A = M gramos de A

Nº de moles = molecularMasa

)mos(gram

1 molde carbono

1 molde cobre

12 gNA átomosde C

En un mol de distintas muestras hay el mismo número de partículas (NA)

Los átomos de Cu son más pesados que los de C

Relación entre átomo, molécula y mol

diatómico: H2 , N2 , O2 , F2 , Cl2 , Br2 , I2

monoatómico: las del resto de elementos

(cada molécula tiene 2 átomos)

(cada molécula tiene 1 átomo)Molécula de ...

un elemento

un compuesto.

1 mol de átomos de Cu es 1 át-g de Cu. En 1 mol hay 6,02 . 1023 átomos de Cu

En 1 mol de átomos de Cu hay 63,55 g de Cu

En 1 mol de moléculas de Al2(SO4)3 hay . . . 2 . 6,02 . 1023 átomos de aluminio3 . 6,02 . 1023 átomos de azufre12 . 6,02 . 1023 átomos de oxígeno

En 1 mol de moléculas de Al2(SO4)3 hay 342,17 g de sustancia

2 átomos de aluminio3 átomos de azufre12 átomos de oxígeno

Por ejemplo: Al2(SO4)3

FÓRMULA EMPÍRICA Y MOLECULAR

Fórmula molecular y representación de algunas moléculas sencillas

O

H HH2O

OOH

HH2O2

O OCCO2

O OO2

OO

O

O3

C OCO

Las fórmulas moleculares indican el tipo y el número real de átomos que forman la molécula de una sustancia

Las fórmulas que indican solamente el número relativo de átomos de cada tipo presente en una molécula se llaman fórmulas empíricas. Sus subíndices son siempre los números enteros más bajos posibles

A veces ambas fórmulas coinciden

Las hipótesis de Avogadro han permitido:

•Explicar la ley de los volúmenes de combinación de Gay-Lussac

•Establecer fórmulas de compuestos

•Calcular las masas atómicas relativas

Actividad de ampliación

1.La fórmula del monóxido de dinitrógeno es N2O. Indicar la proporción en volumen en que se deben combinar el gas N2 y el gas O2 en la formación de dicho compuesto.

2.Un sistema utilizado frecuentemente para obtener hidrógeno a gran escala en una planta portátil exige la siguiente reacción en fase gaseosa: 1 volumen de alcohol tratado con 1 volumen de vapor de agua produce 1 volumen de dióxido de carbono y 3 volúmenes de gas hidrógeno. Deducir la fórmula molecular del alcohol.

3.En las mismas condiciones de presión y temperatura un volumen V de oxígeno tiene una masa 16 veces superior a la del mismo volumen de hidrógeno. ¿Qué relación hay entre las masas atómicas de estos elementos?