2. la materia

LA MATERIA
1.
2.
3.
4.
5.
6.
Teoría atómica de Dalton.
La materia.
Leyes químicas.
El mol.
Leyes de los gases ideales.
Símbolos y fórmulas.
Química 1º bachillerato
La materia
1
1. TEORÍA ATÓMICA DE DALTON
El átomo es la parte más pequeña e indivisible de la materia.
La teoría atómica de Dalton se puede resumir en los siguientes postulados:
•
Las sustancias químicas están formadas por pequeñas partículas indivisibles
e intransformables llamadas átomos.
•
Los átomos de un mismo elemento tienen igual masa y propiedades.
•
Los átomos de distintos elementos tienen distinta masa y propiedades.
•
Los átomos son indestructibles y retienen su identidad en los cambios
químicos
•
Los átomos se unen entre sí mediante una relación sencilla para formar
moléculas.
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La materia
2
2. LA MATERIA
La materia está formada por partículas muy
pequeñas, denominadas átomos, en movimiento
continuo. Está caracterizada por la masa.
Los tres estados de agregación de la materia
son:
•Sólido (s).
•Líquido (l).
•Gaseoso (g).
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2. LA MATERIA
Los cambios de estado son:
•Fusión-solidificación.
•Vaporización-licuación (condensación).
•Sublimación-sublimación inversa (o regresiva).
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La materia
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2. LA MATERIA
MATERIA
Todo aquello que tiene masa.
ELEMENTO
Sustancia básica que puede combinarse con otros elemento para formar un compuesto,
no se puede descomponer en otras sustancias más simples.
COMPUESTO
Sustancia formada por la combinación de diversos elementos.
SUSTANCIA
Diversas clases de materia
MEZCLA
SUSTANCIA PURA
Adición de sustancias puras, sin unión química
Composición química fija e invariable (se pueden separar por procedimientos físicos)
HOMOGENEA
Una sola fase
SUSTANCIA SIMPLE
Formada por un único elemento químico
SUSTANCIA COMPUESTA
Formada por más de un elemento químico
ÁTOMO
Parte más pequeña de un elemento,
Puede combinarse quimicamente para formar compuestos.
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HETEROGENEA
Varias fases
MOLÉCULA
Porción más pequeña de una sustancia,
Puede existir independientemente conservando sus propiedades
La materia
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2. LA MATERIA
La materia es todo aquello que tiene masa y las sustancias son cada una de las
diversas materias que podemos encontrarnos.
Las sustancias de la materia se clasifican en:
•
Sustancia pura:
Formado por un solo tipo de componentes (composición definida y
constante).
Son siempre homogéneas.
Puede ser:
–
–
•
Sustancia simple (o elemento): formadas por un solo tipo de átomos.
Sustancia compuesta (o compuesto): formadas por una combinación de elementos.
Mezcla:
Formada por varios componentes distintos (composición variable).
Pueden ser:
–
–
Homogénea (o disoluciones): una sola fase.
Heterogénea (o mezcla): varias fases. Una dispersión coloidal necesita de un microscopio para
distinguir las fases.
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2. LA MATERIA
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La materia
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2. LA MATERIA
Cambios en la materia:
•
Cambios físicos.
En los cambios físicos no se altera la identidad de las
sustancias que lo experimentan. Tengo los mismos compuestos
al inicio y al final.
•
Cambios químicos.
En los cambios químicos sí se altera la identidad de las
sustancias que lo experimentan. Paso de unos compuestos
reactivos a unos compuestos productos.
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2. LA MATERIA
La masa de la materia puede ser:
•
Masa atómica.
La masa atómica es la masa de un átomo en unidades de masa
atómica (uma) y que coincide numéricamente con la masa de un mol de
ese átomo en gramos (masa molar).
•
Masa molecular.
La masa molecular es la masa de una molécula en unidades de
masa atómica (uma) y que coincide numéricamente con la masa de un
mol de esa molécula en gramos (masa molar).
•
Masa molar.
La masa, expresada en gramos, de un mol de partículas de una
sustancia.
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La materia
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2. LA MATERIA
La unidad de masa atómica (u ó uma) se define como la
doceava parte de la masa de un átomo de carbono12.
Ha sido elegida como la masa de referencia para definir
las masas atómicas relativas.
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3. LEYES QUÍMICAS
Las leyes químicas principales son:
• Leyes ponderales (relaciones entre masas):
– Ley de conservación de la materia (o de Lavoisier).
– Ley de las proporciones definidas (o de Proust).
– Ley de las proporciones múltiples (o de Dalton).
• Leyes volumétricas (relaciones entre volúmenes):
– Ley de volúmenes de combinación (o de Gay-Lussac).
– Ley de Avogadro.
– Ley de las presiones parciales (o de Dalton).
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3. LEYES QUÍMICAS
Ley de conservación de la materia (o de
Lavoisier):
En una reacción química la masa de los reactivos
que se combinan es igual a la masa de los
productos que se forman.
La masa total inicial (de reactivos más
productos) es igual a la masa total final (de
reactivos más productos).
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3. LEYES QUÍMICAS
+
15,06 g CuS
5,06 g S
10,0 g Cu
+
10,0 g Cu
7,06 g S
15,06 g CuS
2,00 g S
5,06 g S
15,06 g CuS
10,0 g Cu
+
20,0 g Cu
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3. LEYES QUÍMICAS
Ley de las
Proust):
proporciones
definidas
(o
de
Cuando dos elementos se combinan para formar
un compuesto determinado siempre lo hacen
con una relación de masas constante
(diferente muestras de un compuesto puro
siempre contienen los mismos elementos en la
misma proporción).
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3. LEYES QUÍMICAS
Átomos del
elemento 1
Atomos del
elemento 2
(a)
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Mezcla de los
elementos 1 y 2
(b)
La materia
Compuesto de los
elementos 1 y 2
(c)
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3. LEYES QUÍMICAS
Ley de las proporciones múltiples (o de
Dalton):
Cuando al combinarse dos elementos
pueden resultar distintos compuestos se
cumple que una cantidad constante de
uno se una con cantidades variables del
otro que forman entre sí (las cantidades
variables) una relación de números
enteros sencillos.
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3. LEYES QUÍMICAS
Ley de volúmenes de combinación (o de
Gay-Lussac):
Los volúmenes de los gases que reaccionan
entre sí a la misma presión y
temperatura guardan una relación
constante de números enteros sencillos.
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3. LEYES QUÍMICAS
HH
HH
+
OO
O
H
H
+
2 volúmenes de H2
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1 volumen de O2
La materia
2 volúmenes de H2O gaseosa
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3. LEYES QUÍMICAS
Química 1º bachillerato
La materia
19
3. LEYES QUÍMICAS
Química 1º bachillerato
La materia
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3. LEYES QUÍMICAS
Ley de Avogadro:
Volúmenes iguales de gases diferentes
contienen el mismo número de moléculas
bajo las mismas condiciones de presión y
temperatura
(mismo
número
de
moléculas de distintos gases ocupan el
mismo volumen bajo las mismas
condiciones de presión y temperatura)
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3. LEYES QUÍMICAS
Química 1º bachillerato
La materia
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3. LEYES QUÍMICAS
Ley de las presiones parciales (o de
Dalton):
La presión total de una mezcla de gases es
igual a la suma de las presiones parciales
de cada uno de los gases de manera
independiente
ocupando
el
mismo
volumen bajo las mismas condiciones de
temperatura .
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La materia
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3. LEYES QUÍMICAS
Química 1º bachillerato
La materia
24
RELACIÓN DE EJERCICIOS
LEYES QUÍMICAS
Química 1º bachillerato
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4. EL MOL
Un mol de una entidad elemental (átomos, moléculas, iones,
electrones,…) es la cantidad de esa entidad elemental
que contiene 6.022 1023 partículas de dicha entidad
elemental (coincide con 0.12 gr de C12).
Algunas características son:
•
Es una cantidad de sustancia (no de masa).
•
La masa de un mol varía según la sustancia.
•
El número de entidades de un mol siempre es la misma.
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4. EL MOL
El
número que expresa la masa en
unidades de masa atómica coincide
numéricamente con la masa del mol en
gramos.
El número de moles se calcula con la
siguiente fórmula:
N m( g )
n

NA
pm
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RELACIÓN DE EJERCICIOS
MOL
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La materia
28
5. LEYES DE LOS GASES
IDEALES
La teoría que explica las propiedades de los gases es la teoría cinéticomolecular de la materia. Se basa en los postulados siguientes:
•
•
•
•
•
•
•
Todas las partículas están en continuo movimiento (gas>liq>sol).
Las moléculas gaseosas son muy pequeñas y están muy alejadas entre
sí, la mayor parte del volumen es espacio vacío.
El movimiento constante de las partículas gaseosas está al azar
(todas las direcciones son equiprobables) siendo más rápidas la
moléculas de menor masa (y viceversa). No es revisable.
Las moléculas chocan entre sí y con las paredes (el choque con
paredes es la presión).
Los choque son perfectamente elásticos (no hay pérdida de energía
cinética, solo cambian su dirección).
La velocidad media aumenta al subir la temperatura.
No existen fuerzas (ni atractivas ni repulsivas) entre las moléculas
(excepto en choques) moviéndose en línea recta..
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La materia
29
5. LEYES DE LOS GASES
IDEALES
V
Ley de transformación isobárica (o de Charles).
P  cte 
1
V2

T1
T2
A presión constante para una masa de gas dada el volumen (en litros) de
un gas varía directamente proporcional a su temperatura (en kelvin).
Ley de transformación isotérmica (o de Boyle).
T  cte  P1 V1  P2 V2
A temperatura constante para una masa de gas dada el volumen (en litros)
varía inversamente proporcional a la presión (en atmósferas).
Ley de transformación isócora (o de Gay-Lussac).
V  cte 
P1 T1

P2 T2
A volumen constante para una masa de gas dada la presión (en
atmósferas) varía directamente proporcional a la temperatura (en
kelvin).
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30
5. LEYES DE LOS GASES
IDEALES
Química 1º bachillerato
La materia
31
5. LEYES DE LOS GASES
IDEALES
Ley general de los gases.
Las tres leyes anteriores se pueden
combinar en la ley general de los gases
ideales.
PV  nRT
P V  n  R  T
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La materia
P nR

T V
V nR

T
P
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5. LEYES DE LOS GASES
IDEALES



1
 P V
m  cte  T  cte  V  K B   K B  V  P  V1  P1  V2  P2 
 K  n  R  PV  nRT
P
 T
P P P

m  cte  V  cte  P  K C  T  K C   1  2

T T1 T2

m  cte  P  cte  V  K A  T  K A 
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V V1 V2
 
T T1 T2
La materia
33
5. LEYES DE LOS GASES
IDEALES
El volumen molar es el volumen que ocupa
un mol bajo las condiciones dadas (las
condiciones normales –cn- son de 0ºC y 1
atm y las condiciones estándar –cs- son
de 25ºC y 1 atm).
En condiciones normales un mol
cualquier sustancia ocupa 22.4 l.
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La materia
de
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5. LEYES DE LOS GASES
IDEALES
La densidad de un
gas es su relación
entre la masa que
contiene
y
el
volumen que ocupa,
se puede obtener a
partir
de
la
ecuación
de
los
gases ideales:
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La materia
m P  pm
 
V
R T
35
5. LEYES DE LOS GASES
IDEALES
Ley de mezcla de gases (o de Amagat).
En los gases ideales el volumen de la
mezcla es igual a la suma de los
volúmenes parciales que ocuparían cada
uno
de
los
gases
de
manera
independiente
bajo
las
mismas
condiciones de presión y temperatura.
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EJERCICIO-EJEMPLO
Se encierran 50 gr de gas nitrógeno en una
bala de 5 L y se calienta hasta alcanzar una
temperatura de 250 ºC. Determinar:
a) El volumen molar del gas en las
condiciones del problema.
b) La presión alcanzada por la bala.
c) La densidad del gas bajo las condiciones
iniciales.
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37
RELACIÓN DE EJERCICIOS
GASES IDEALES
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38
6. SÍMBOLOS Y FÓRMULAS
Los símbolos son representaciones de los
elementos.
Está formado por una o dos letras (la
primera en mayúscula y la segunda en
minúscula) sacadas de su nombre en
latín.
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39
6. SÍMBOLOS Y FÓRMULAS
Moléculas diatómicas:
H2
N2
O2
F2
Cl2
Br2
I2
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La materia
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6. SÍMBOLOS Y FÓRMULAS
Las fórmulas son representaciones de las
moléculas.
Está formada por los símbolos de los
elementos seguidos de un número en
subíndice indicando el número de
átomos de cada elemento que forma la
molécula.
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La materia
41
6. SÍMBOLOS Y FÓRMULAS
diatómico: H2 , N2 , O2 , F2 , Cl2 , Br2 , I2
(cada molécula tiene 2 átomos)
un elemento
 Molécula de ...
monoatómico: las del resto de elementos
(cada molécula tiene 1 átomo)
un compuesto. Por ejemplo: Al2(SO4)3 
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La materia
2 átomos de aluminio
3 átomos de azufre
12 átomos de oxígeno
42
6. SÍMBOLOS Y FÓRMULAS
• Fórmula empírica.
Es la relación más sencilla en que se encuentran relacionados los átomos.
Indica los átomos y su relación.
• Fórmula molecular.
Es la cantidad total de cada uno de los átomos que forman la molécula.
Indica los átomos y su cantidad.
• Fórmula estructural.
Indica los átomos de una molécula y la manera en la que están unidos
entre sí. Indica los átomos y sus uniones.
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La materia
43
6. SÍMBOLOS Y FÓRMULAS
• Fórmula empírica.
C2H5
• Fórmula molecular.
(C2H5)n
C4H10
• Fórmula estructural.
H
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H
H
H
H
C
C
C
C
H
H
H
H
La materia
H
44
EJERCICIO-EJEMPLO
Determinar la fórmula empírica de un
compuesto
químico
gaseoso
ideal
formado
por
carbono
(24.24%),
hidrógeno (4.05%) y cloro (71.71%).
Indicar su fórmula molecular si 0.942 g de
dicho compuesto ocupan un volumen de
213 mL medidos a 1 atm y 0ºC.
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45
RELACIÓN DE EJERCICIOS
FÓRMULAS
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