Transcript LA MATERIA - Departamento de Física y Química

LA MATERIA
LEYES
PONDERALES
DEFINICIÓN
Todo aquello que
tiene masa y ocupa un
lugar en el espacio.
LA MATERIA
PROPIEDADES:
Comunes y características
CLASIFICACIÓN
SUSTANCIAS PURAS
Cada sustancia reúne un conjunto de propiedades que
permite distinguirlas de todas las demás.
Elemento: Sustancia que no puede descomponerse en
otras sustancias más sencillas por medio de una
reacción química.
Metales: Tienen brillo y conducen bien el
calor y la electricidad. Mg, Fe, Pb, etc.
No metales: No tienen brillo y no conducen
bien el calor ni la electricidad. S8, O2, P4, etc.
Compuesto: Sustancia formada por dos o más
elementos diferentes en una proporción constante o
fija.
Orgánicos: Forman parte de los seres vivos
o son elaborados por ellos, aunque pueden
obtenerse artificialmente.
Inorgánicos: No forman, en general, parte
de la constitución de los seres vivos, aunque
algunos como el agua y ciertas sales se
encuentran de forma abundante en el interior
de estos seres.
-Evaporación
-Destilación
-Licuación
-Solidificación
-Cristalización
-Cromatografía
-Electrólisis
TRANSFORMACIONES
MEZCLAS
Materiales formados por dos o más
sustancias puras. Su composición puede
variar.
Homogéneas: Tienen la
misma
composición
y
propiedades en cualquier punto,
son uniformes. No se puede
observar a simple vista ni con
microscopio las sustancias que
la forman. También se llaman
disoluciones. Ej: agua del mar y
acero inoxidable.
Heterogéneas: Mezclas en
las que se pueden distinguir
muchos de sus componentes a
simple vista. No son uniformes,
es decir, la composición y
propiedades físicas difieren
entre sus puntos. Ej: aceite en
agua, una roca.
MÉTODOS DE SEPARACIÓN
FÍSICAS
Modifican
algunas
propiedades
de la
sustancia
pero no su
composición
química.
-Disolución
-Sedimentación
-Filtración
-Separación magnética
-Decantación
-Flotación
QUÍMICAS
Tiene lugar una
modificación
profunda de
todas las
propiedades de
las sustancias,
formándose por
lo tanto otras
nuevas.
LEYES PONDERALES.
Se refieren a las masas de las sustancias que
entran en juego en las reacciones químicas.
Son cuatro:
LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA
LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS
LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES
LEY DE LAS PROPORCIONES RECÍPROCAS
3
LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA
• Esta ley fue enunciada por Lavoisier en 1.785, y dice:
• “La materia ni se crea ni se destruye, sino que se
transforma”
• Es decir, en un sistema cerrado (no hay intercambio de
materia con el exterior), la masa total de las sustancias
existentes no cambia aunque se produzca cualquier
reacción
química
entre
ellas,
por
tanto:
Masa (reactivos) = Masa (productos)
• En las reacciones nucleares hay que hablar de
conservación del conjunto masa-energía
IK
+
Pb(NO3)2
PbI2 + KNO3
LEY DE LAS PROPORCIONES
DEFINIDAS
• Esta ley fue enunciada por Proust en 1.801, y dice:
• “Cuando dos o más elementos se unen para formar un
compuesto determinado, lo hacen siempre en una relación
de masa invariable, es decir en una proporcion fija o
definida”
10,00 g de cloro
10,00 g de sodio
16,484 g de sal
3,516 g de sodio
Siempre reaccionan el cloro con el sodio en la proporción
de 10 g de cloro con 6,484 g de sodio
Sabiendo que 10 g de Cu reaccionan exactamente con 5,06 g de S, ¿cuánto
CuS se formará cuando se hagan reaccionar 20 g de Cu con 7 g de S?
• La proporción en que reaccionan es:
10g Cu
g Cu
 1,98
5,06g S
gS
• La proporción en que se mezclan es:
20g Cu
g Cu
 2,86
7g S
gS
• SOBRA COBRE. El reactivo limitante es el azufre,
el que se gasta por completo y el que marca la
cantidad de producto que se va a formar
• Planteamos una proporción entre el S y el CuS:
5,06g S
7g S

; x  20,83 g CuS
15,06g CuS
x
También se puede resolver calculando la
masa de Cu que reacciona y sumándola a la
de S:
5,06g S
7g S

; x 13,83g Cu
10,0 g Cu
x
7 gS  13,83gCu  20,83gCuS
¿QUÉ EJERCICIOS PODEMOS
HACER YA?
ESPERA QUE
MIRE
APUNTA: DE LA
PÁGINA 6 el 1 y
de la 9 el 2,3 y 4
LEY DE LAS PROPORCIONES
MULTIPLES
• Fue enunciada por Dalton en 1.803,
• y dice:"Las cantidades (masa) de un mismo elemento que se
combinan con una cantidad fija de otro para formar compuestos
distintos, están en una relación de números enteros sencillos"
(como 1:2; 3:1 ; 2:3 ; 4:3 , etc.)
16 g
63,54 g
Se cumple que
de cobre
63,54 g
127,08 g
oxígeno
127,08 g
de cobre
Es 1: 2
• Ejemplo:
•
•
•
Un óxido de hierro (A) contiene 16 g de oxígeno por 55,6 g de hierro
Otro óxido de hierro (B) contiene 48 g de oxígeno por 112 g de hierro
¿Cumplen la ley de las proporciones definidas?
• Compuesto A
• Compuesto B
55,6 g Fe
 3,475 g Fe / g O
16 g O
112 g Fe
 2,33 g Fe / g O
48 g O
•
No la cumplen. Están en distinta proporción. Son compuestos distintos.
•
•
¿Cumplen la ley de las proporciones múltiples?
Conocemos las masas de hierro, de cada compuesto, que se combinan con la
misma de oxígeno, 1 g. A partir de ellas buscamos en que relación están:
3,475 g Fe
3
 1,5 
2,33 g Fe
2
• Si se cumple la ley de las proporciones múltiples, las masas de
hierro que se combinan con una misma cantidad de otro elemento
están en la proporción 3 es a 2
LEY DE LAS PROPORCIONES
RECIPROCAS
• Fue enunciada por Ritcher en 1792,
y dice: "Los pesos (masas) de elementos diferentes
que se combinan con un mismo peso (masa) de un
elemento dado, son los pesos relativos de aquellos
elementos cuando se combinan entre sí o bien
múltiplos o submúltiplos de estos pesos",
• es decir, que los pesos de diferentes sustancias que se
combinan con un mismo peso de otra, dan la relación
en que ellos se combinan entre sí (o multiplicada por un
número sencillo).
• El H se combina con el O para dar agua y
con el Ca para formar hidruro de calcio en
la siguiente proporción:
•
8 g de O
• 1 g de H
•
20 g de Ca
• Según esta ley cuando se combinen el O y el
Ca para dar óxido de calcio lo harán en la
proporción 8 g de O por cada 20 g de calcio,o
bien, en una proporción múltiple de esta.
• EJEMPLO:
• 32 g de azufre + 2 g de hidrógeno dan lugar
a 34 g de sulfuro de hidrógeno.
• 32 g de azufre + 63,55 g de cobre dan lugar
a 95,55 g de sulfuro de cobre.
• Según esta ley el hidrógeno y el cobre
cuando reaccionen entre sí, lo harán en la
proporción de 2g de hidrógeno por 63,55 g
de cobre, o en un múltiplo o submúltiplo de
esa proporción.
• El PESO EQUIVALENTE de un elemento (o compuesto) es
la cantidad del mismo que se combina, reemplaza u origina
- equivale químicamente- a 8,000 partes de oxígeno o 1,008
partes de hidrógeno. Se denomina también EQUIVALENTE
QUÍMICO o peso de combinación.
EJEMPLO: Si 5,99 g de fósforo se combinan con 0,58 g de
hidrógeno. Averiguar el peso equivalente del fósforo.
5,99 g P
Peq P
=
0,58 g H
Peq P= 10,41 g
1,008 g H
• Debido a que un elemento puede combinarse con otro en
distintas proporciones para formar compuestos diferentes,
determinados elementos muestran más de un peso de
combinación o peso equivalente.
• Esto ocurre cuando un elemento puede actuar con más de
una valencia.
• En general Peq =Mat / V siendo V la valencia
•
•
•
•
•
Ejemplo:
El compuesto A tiene: 13,232 g de S + 0,832 g de H
El compuesto B tiene: 2,572 g de S + 9,016 g de Cd
¿Cuál es el peso equivalente del Cd?
Tenemos que encontrar una proporción entre las masas del H y del
Cd.
• Averiguamos que cantidad de H se combina con 1 g de S y que
cantidad de Cd se combina también con 1 g de S:
0,832 g H
 0,06287g H / g S
13,232 g S
9,016 g Cd
 3,505 g Cd / g S
2,572 g S
• Como ya sabemos los gramos de H y los gramos de Cd que se
combinan con la misma cantidad de S, según la ley de las
proporciones recíprocas, ellos se combinarán en esa proporción.
Proporción que la vamos a utilizar para calcular el peso equivalente
del Cd
0,06287 g H 1,008 g H

;
3,505 g Cd
PeqCd
PeqCd  13,739g
APUNTA: de la página 11 del 5 al 8 y de la 13 del 9 al 12
Que felicidad
Con la teoría de Dalton es fácil explicar algunas
leyes ponderales:
Ley de Proust
Ley de Dalton
LEYES VOLUMÉTRICAS
•
Muchos de los elementos y compuestos son gaseosos:
• Elementos: O2, Cl2, H2 , etc.
• Compuestos: NH3, CO2, CH4, etc.
• En los gases resulta más fácil medir volúmenes que masas.
• Al estudiar las combinaciones entre sólidos y líquidos, no se encontró
ninguna relación entre sus volúmenes.
• Pero sí cuando se experimentó con sustancias que eran gaseosas.
1º LEYES DE LOS VOLÚMENES DE COMBINACIÓN DE GAY-LUSSAC
• 1ª.- En cualquier reacción química los volúmenes de todas
las sustancias gaseosas (medidos en las mismas
condiciones de P y T) que intervienen en la misma, están
en una relación de números enteros sencillos.
•
1 LITRO DE NITRÓGENO + 3 LITROS DE HIDRÓGENO
•
1/3, 1/2 ,
2 LITROS DE AMONÍACO
3,2
• 2ª.- En toda reacción química en estado gaseoso, la suma
de los volúmenes de los productos es inferior o igual a la
suma de los volúmenes de los reactivos.
1 LITRO DE NITRÓGENO + 3 LITROS DE HIDRÓGENO
2 LITROS DE AMONÍACO
Para la reacción:
1 LITRO DE OXÍGENO + 2 LITROS DE HIDRÓGENO
2 LITROS DE AGUA
La masa se conserva pero el volumen disminuye
2º LEY DE AVOGADRO
• Con la teoría atómica de Daltón, resultaba complicado
poder explicar las leyes volumétricas, debido al concepto
existente de molécula.
• El problema lo solucionó Avogadro
• al llegar a las siguientes dos conclusiones:
• 1ª Algunos elementos están formados por moléculas
diatómicas. Las moléculas de los elementos gaseosos
excepto los gases nobles son diatómicas.
• El hidrógeno
El oxígeno
• 2ª Volúmenes iguales de todos los gases medidos
en las mismas condiciones de presión y
temperatura, contienen el mismo número de
moléculas. Es decir, un mismo número de
moléculas de cualquier gas ocupa siempre el
mismo volumen en idénticas condiciones. Este
enunciado se conoce con el nombre de Ley de
Avogadro.
¿QUÉ EJERCICIOS PODEMOS
HACER YA?
ESPERA QUE
MIRE
APUNTA: de la
página 17 el 13,de la
página 18 el 14 y 15
y de la 19 el 16
MASAS ATÓMICAS Y MOLECULARES
• Los átomos son muy pequeños. El de Ca tiene un radio de 2.10-8cm, lo que
significa que hacen falta 50 millones de átomos seguidos para tener una
distancia de 1 cm.
• Sus masas son muy pequeñas, del orden de 10-23g, y no se pueden medir
en un laboratorio, donde las balanzas más exactas alcanzan los 10-5g.
• Por eso los químicos se las tuvieron que ingeniar para encontrar las masas
de los átomos.
• Basándose en la hipótesis de Avogadro, observaron que 1 litro de oxígeno
O2 era 16 veces más pesado que 1 litro de hidrógeno H2, medidos con
iguales P y T. Como sabían que ambos contenían igual número de
moléculas, plantearon las siguientes proporciones:
masa de 1 moléculade O2 x n moléculas masa de 1 átomode O x 2
masa de 1 litro oxígeno
 16 

 16
masa de 1 litro hidrógeno
masa de 1 moléculade H 2 x n moléculas masa de 1 átomode H x 2
• Dedujeron que la masa del átomo de oxígeno es 16 veces mayor que la del
átomo de hidrógeno.
MASAS ATÓMICAS Y MOLECULARES.
ASI, Dalton estableció la primera escala de masas
atómicas relativas, tomando como referencia el átomo
de hidrógeno que era el más ligero. Es decir, estas
masas atómicas relativas se hallaban como una relación
de masa entre un átomo y el átomo patrón. Debido a
que son el cociente entre dos masas son números sin
dimensiones, y por tanto, no tienen unidades. Así
podían decir: el átomo de carbono es 12 veces más
pesado que el de hidrógeno y el oxígeno es 16 veces
más pesado que el hidrógeno.
MASAS ATÓMICAS Y MOLECULARES
En 1828 Berzelius estableció la segunda escala de masas
atómicas relativas, tomando como patrón el átomo de óxigeno.
En 1961, la IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y
Aplicada),establece la definitiva escala tomando como patrón el
isótopo C12 (isótopo más abundante de C), al que se le asigna un
valor exacto de 12. Con este cambio de patrón la masa atómica
relativa de un elemento, “Ar”, se define como el número de
veces que la masa de uno de sus átomos contiene la doceava
parte de la masa de un átomo de C12. Así, si un elemento tiene
una masa atómica relativa de 40 (Ar=40), quiere decir que sus
átomos tienen una masa cuarenta veces mayor que la doceava
parte del átomo de C12 .
Ar Na = 23.
MASAS ATÓMICAS Y MOLECULARES
Para establecer una escala de masas atómicas absolutas se creó una
unidad de masa que coincidía con la doceava parte de la masa del átomo de
C-12 , y que se denominó u ( o uma , iniciales de unidad de masa atómica).
1 u = 1/12 m (C-12)
con lo que se pudo establecer:
masa de 1 átomo de carbono-12 = 12 u.
masa de 1 átomo de hidrógeno = 1 u.
masa de 1 átomo de oxígeno
= 16 u .
Para que esta unidad de masa sea útil es necesario relacionarla
con otras unidades más manejables en el laboratorio (Kg, g, etc.);
esto es, encontrar una equivalencia entre gramos y u.
1 gramo = 6,023.1023 u
de donde se deduce que
1 u = 1,66.10-24gramos
MASA ATÓMICA MEDIA
• Dado que los elementos se presentan en la
naturaleza como mezclas de sus isótopos, la
masa de un determinado número de átomos de
un elemento depende de la abundancia relativa
de los isótopos en la muestra. La masa atómica
de un elemento se calcula asÍ:
masa de 100 átomos % isótopo1  Ar (isot .1)  % isótopo 2  Ar (isot .2)  .......

100
100
EJEMPLO
• La plata natural está constituida por una mezcla de
dos isótopos de números másicos 107 y 109.
Sabiendo que abundancia isotópica es la siguiente:
•
107Ag
=56% y 109Ag =44%.
• Deducir el masa atómica media de la plata.
•
Ar ( Ag ) 
107 .56  109 .44
 107 ,88
100
EJEMPLO
• ¿Cuál es la masa en gramos de 1 átomo de sodio?
• Datos:Ar(Na) = 23. 1 u = 1,66.10-24gramos
La masa de un átomo es 23 U:
Hacemos la transformación:
24
1,66.10
23u.
1u
g
 23
 3,82,10
g.
EJEMPLO
• ¿Cuántos átomos de cobre hay en 20 g de metal?
• Datos:Ar(Cu) = 63,55. 1 u = 1,66.10-24gramos
• Calculamos la masa en g de un átomo de Cu
1,66.1024 g
63,55u.
 1,05.1022 g.
1u
• Y ahora calculamos los átomos que hay en 20 g
1átom o
x
23

; x  1,9.10 átom os
 22
1,05.10 g 20g
Masa molecular (M)
• En un compuesto, la masa molecular es la suma de
las masas de los átomos que forman su molécula. Al
igual que estas se mide en u.
• La masa molecular relativa de un compuesto Mr,
representa el número de veces que dicha masa es
mayor que la unidad de masa atómica. Para calcularla
debemos saber la Ar de los elementos que forman la
molécula y la fórmula del compuesto.
• Si la Ar del H es 1 y la Ar del O es 16,
• la Mr (H2O) = 18 y
• la M (H2O) = 18 u.
Átomo-gramo
• Se llama átomo-gramo de un elemento químico
a la masa, expresada en gramos, de dicho
elemento cuyo valor coincide con su masa
atómica relativa.
• Ar (Na) = 23.
• A (Na) =23 u.
• Átomo-gramo (Na)= 23 g
Molécula-gramo
• Se llama molécula-gramo de un compuesto a la
masa de compuesto, expresada en gramos,
cuyo valor coincide con su masa molecular
relativa.
• Mr (CO2) =44
• M (CO2) =44 u
• Molécula-gramo (CO2)=44 g.
La masa de partícula azul es tres veces la masa de la partícula amarilla
Si conocemos la relación que existe entre las masas de dos átomos diferentes
y tomamos dos muestras de esos elementos, de manera que estén en la
misma relación que las masas de los átomos:
Muestra de bolas azules 15 g
Muestra de bolas amarillas 5 g
podemos asegurar, que en ambas muestras existe el mismo número de
partículas.
Luego, como la Ar(Na)=23 y la Ar(K)=39, si tenemos una cantidad de 23 g de
Na y otra cantidad de 39 g de K, podemos afirmar que en ambas masas hay el
mismo número de átomos.
• El número de átomos que contiene un átomogramo de un elemento o el número de
moléculas que contiene una molécula- gramo
de un compuesto de llama NÚMERO DE
AVOGADRO NA
• su valor es 6,023.1023
• Se define MOL, para una sustancia cualquiera,
como la cantidad de sustancia que contiene el
número de Avogadro de partículas, ya sean
átomos, moléculas o iones.
¿Cómo es de grande el número de
Avogadro?
El número de Avogadro, 6,023.1023 es el
número aproximado de mililitros de agua
que hay en el Océano Pacífico que tiene
7.108 km3 ó 7.1023 ml
¿Por qué sólo se usa para átomos,iones y
moléculas?
No hay en la Tierra objetos que se
tengan que contar utilizando el número
de
Avogadro,
excepto
átomos,
moléculas, etc.
Para que te hagas una idea
• El profesor que veis se ha decidido a
contar los átomos que hay en la cabeza
de un alfiler de hierro (50 mg). Cuenta
muy deprisa, 1.000.000 átomos cada
segundo.¿Cuanto
tiempo
tardará?
Ar(Fe)=56.
• 1 átomo-gramo de Fe = 1 mol de Fe = 56g
56 g de Fe
50.103 g de Fe

; x  5,38.1020 átomosde Fe
23
contienen6,023.10 átomosde Fe
x
Si en 1s
x

; x  5,38.1014 s 
20
cuenta1000000átom os 5,38.10 átom os
8,96.1012 min  1,49.1011 horas  6,23.109 días  17.060.000 años
¿Cuántos átomos de cobre hay en 20 g de metal?
Datos:Ar(Cu) = 63,55.NA= 6,023.1023
El mismo ejercicio que el de la ficha 35
En 63,55 g
En 20g

;
23
hay 6,023.10 átom os
x
x  1,9.10 átom os
23
Ejemplo con el ácido sulfúrico
•
•
•
•
•
Si Ar (H)=1; Ar(O)=16; Ar(S)=32. La masa molecular del H2SO4 será
Mr(H2SO4)=2x1+1x32+4x16=98.
La masa de 1 molécula de H2SO4 es de 98 u.
La molécula-gramo de ácido sulfúrico son 98 g
La masa de 1 mol de moléculas es de 98 g.
•
•
De 49 g de ácido sulfúrico diremos:
A) Son 1 m ol
x
98 g
•

49 g
; x  0,5 m oles
B) Contiene
6,023.1023 moléculas
x

; x  3,0115.1023 moléculas
1 mol
0,5 moles
¿QUÉ EJERCICIOS PODEMOS
HACER YA?
ESPERA QUE
MIRE
APUNTA: de la
página 24 el 6,7,8,y 9
y de la 25 10,11,12 y
13
Volumen molar
• Es el volumen ocupado por un mol de cualquier
sustancia, ya se encuentre en estado sólido,
líquido o gaseoso y bajo cualesquiera
condiciones de presión y temperatura.
• En sólidos y líquidos depende de la densidad.
Volumen molar
• Según ya se ha estudiado, un mol de cualquier
sustancia contiene igual número de partículas.
Por otra parte, si atendemos al caso particular
de sustancias gaseosas, del principio de
Avogadro se deduce que un mol de cualquier
sustancia gaseosa (igual número de moléculas)
ocupará idéntico volumen, siempre que las
condiciones de presión y temperatura sean las
mismas.
Volumen molar
Este volumen resulta ser de 22,4 l cuando el
gas se encuentra en condiciones normales (o
c.n.) de presión y temperatura (1 atmósfera y 0
ºC). Este valor es lo que se conoce como
volumen molar normal de un gas
Volumen molar normal de un gas = 22,4 l
Si es
gas y
está en
c.n.
ocupa
22,4 l
Contiene
6,023.1023
1 mol
Es la masa atómica o molecular
expresada en gramos, según sea un
elemento o un compuesto
partículas
Composición centesimal
• A partir de la fórmula de un compuesto
podemos deducir la composición centesimal de
cada elemento que contiene aplicando simples
proporciones.
• Sea el compuesto AaBb.
M (masa molecular) = a·Mat(A) + b·Mat(B)
• M (AaBb)
a·Mat(A)
b·Mat(B)
———— = ———— = ————
100
% (A)
% (B)
• La suma de las proporciones de todos los
elementos que componen una sustancia debe
dar el 100 %.
Calcular la composición centesimal nitrato de plata
• M (AgNO3) = 107,9 u +14,01 u + 16,00 u • 3 = 169,91 u ;
• M (AgNO3) = 169,91 g/mol
•
107,9 g (Ag) · 100
% Ag = ———————— = 63,50 % de Ag
169,91 g (AgNO3)
•
14,01 g (N) · 100
% N = ———————— = 8,25 % de N
169,91 g (AgNO3)
•
48,0 g (O) ·100
% O = ———————— = 28,25 % de O
169,91 g (AgNO3)
Tipos de fórmulas
• Molecular.
– Indica el nº de átomos existentes en cada molécula.
• Empírica.
– Indica la proporción de átomos existentes en una
sustancia.
– Está siempre reducida al máximo.
• Ejemplo: El peróxido de hidrógeno está formado por
moléculas con dos átomos de H y dos de O.
– Su fórmula molecular es H2O2.
– Su fórmula empírica es HO.
Calcular la fórmula empírica de un compuesto orgánico
cuya composición centesimal es la siguiente: 34’8 %
de O, 13 % de H y 52’2 % de C.
•
34,8 g
———— = 2,175 mol O;
16 g/mol
13 g
———— = 13 mol H
1 g/mol
52,2 g
———— = 4,35 mol C
12 g/mol
• Dividiendo todos por el menor (2,175) obtenemos
• 1 mol de O, 6 moles de H y 2 moles de C lo que da
una fórmula empírica:
C 2H 6O
Ejercicio: La Mr del propano ( C3H8) = 44.
Completa la siguiente tabla:
Moles
Moléculas
Gramos
Átomos de
carbono
0,12
5.1022
28
2.1024