Naturaleza de la materia. La Química

1. Naturaleza de la materia. La Química

3. SUSTANCIAS PURAS Procesos físicos Procesos Químicos Cambia la naturaleza de las sustancias No hay cambios en la composición de las sustancias. REACCIONES QUÍMICAS Partiendo de la observación y experimentación se establecieron hipótesis que llevaron a las teorías que explican la composición de la materia y su comportamiento. Es decir, las teorías sobre la composición de la materia se elaboraron aplicando el método científico.

4. Hasta finales del XVIII y principios del XIX no se sabía casi nada acerca de la composición de la materia y lo que sucedía cuando reaccionaban. Precisamente en esta época se empiezan a enunciar algunas leyes básicas sobre las transformaciones de la materia que culminan con la Teoría Atómica de Dalton Estas leyes enunciadas por orden cronológico pueden resumirse así:

5. 1. LEYES PONDERALES. 1789. Ley de Lavoisier de la conservación de la masa. Lavoisier comprobó que en cualquier reacción química, la suma de las masas de los productos que reaccionan la suma de las masas de los productos obtenidos = Esto significa que:

6. En una reacción química,la materia no se crea ni se destruye, sólo se transforma. Por ejemplo, si 10 gramos de Calcio se combinan con 8 gramos de azufre, se obtienen 18 gramos de compuesto. Antoine Lavoisier: 1743-1794 Considerado el padre de la Química, en sus trabajos contó con la colaboración de su esposa Murió guillotinado en 1794 “La República no necesita sabios”, decía la sentencia

7. 10 g 30 g 40 g

8. 1799. Ley de Proust de las proporciones definidas. Afirma que: Cuando dos o más elementos se combinan entre sí para formar un determinado compuesto, lo hacen siempre en una proporcionde masa constante. Joseph LouisProust, (1754-1826) Su ley es fruto de su trabajo en Segovia, donde impartió clases de química y metalurgia

9. Pieza Simple = 50% tuerca y 50% tornillo

10. Así, por ejemplo, el agua (H2O) siempre tendrá un 88.89 % en peso de oxígeno y un 11,11 % en peso de hidrógeno En otras palabras: la proporción de los elementos en un compuesto es invariable e independiente del método de síntesis empleado. La ley de las proporciones definidas es fundamental para determinar la composición de los compuestos químicos.

11. La experiencia muestra que dos o más elementos se pueden unir en distintas proporciones para formar compuestos diferentes

12. Dalton 1766-1844 1805. Ley de Dalton de las proporciones múltiples. Cuando dos elementos A y B, se combinan para dar diferentes compuestos, existe una relación numérica sencilla entre las distintas cantidades de B que se combinan con una cantidad fija de A. Su daltonismo provocaba que en sus experimentos a menudo confundiera los reactivos

13. 10g 30g Pieza A 30g 20g Pieza B 10g 20g Tuercas en Pieza_A Tuercas en Pieza_B =

14. 1805. Ley de Dalton de las proporciones múltiples. Óxido y dióxido de carbono Ambos compuestos están formados por carbono y oxígeno al formar el óxido: 4.0 g de oxígeno reaccionan con 3.0 g de carbono al formar el dióxido: 8.0 g de oxígeno reaccionan con 3.0 g de carbono la proporción de la masa de oxígeno por gramo de carbono entre los dos compuestos es de 1:2 Es decir: el segundo compuesto contiene doble masa de oxígeno que el primero. Si la fórmula del primero fuera CO la del segundo sería CO2

15. TEORÍA ATÓMICA DE DALTON 1808 Para explicar las leyes ponderales John Dalton enunció su teoría atómica, al tiempo que establecía un sistema de símbolos para representar los elementos

16. Los elementos están compuestos por partículas indivisibles e inalterables llamadas átomos. Todos los átomos de un elemento son iguales entre sí y diferentes de los de otros elementos. Los compuestos se forman por la unión de átomos de los correspondientes elementos en una relación numérica sencilla. En una reacción química los átomos se agrupan en forma diferente a la de partida pero ni se crean ni se destruyen.

17. Símbolos y fórmulas. En 1820 los símbolos de Daltos el químico sueco Berzelius propuso un sistema racional de representación basada en el nombre latino del elemento. Es el sistema usado actualmente. proceden del latín símbolos relacionados con el nombre de un país

18. Lay de Lavoisier según la Teoría de Dalton 6 átomos de oxígeno 3 átomos de azufre 3 “átomos compuestos” de óxido de azufre

19. Lay de Proust según la Teoría de Dalton 4 átomos de oxígeno 2 átomos de azufre 2 “átomos compuestos” de óxido de azufre 4 átomos de oxígeno 3 átomos de azufre 2 “átomos compuestos” de óxido de azufre y 1 átomo de azufre sobrante

20. Ley de Dalton según la Teoría de Dalton 1 “átomo compuesto” de óxido de azufre (IV) 2 átomos de oxígeno 1 átomo de azufre 3 átomos de oxígeno 1 átomos de azufre 1 “átomo compuesto” de óxido de azufre (VI) Proporción de oxígeno en cada compuesto 2 : 3

21. Leyes Volumétricas. Hipótesis de Avogadro

22. Las leyes ponderales permiten relacionar masas de sustancias reaccionantes, y resultaron útiles para Establecer algunas fórmulas empíricas. Calcular masas atómicas relativas. determinar, Las composiciones de los compuestos químicos

23. Dalton llegó a su teoría a partir de sus estudios sobre meteorología y propiedades de los gases. Su teoría atómica explica las leyes ponderales de las reacciones químicas pero…. No era capaz de explicar completamente las reacciones entre gases.

24. Gay-Lussacestudiando las reacciones entre gases dedujo que: Además de en las ciencias, destacó en política siendo designado senador En iguales condiciones de presión y temperatura, los volúmenes de los gases que intervienen en una reacción química guardan entre si una relación numérica sencilla.

25. Es decir, según Gay Lussac 2 volúmenes de Cloruro de hidrógeno 1 volumen de gas Cloro 1 volúmen de gas Hidrógeno + O también… 2 volúmenes de amoniaco 3volúmenes de gas Hidrógeno 1 volumen de gas Nitrógeno + Según Dalton esto no era posible 3H+N → 2NH3 H+Cl→2HCl (Para Dalton el agua era HO)

26. Dalton no aceptó esta ley, pues la teoría atómica no era capaz de explicarla. No podía explicar la formación del agua o del amoníaco Según Gay Lussac un volumen de O se combinan con dos de H y da lugar a dos volúmenes de agua. según Dalton la combinación de un átomo de hidrógeno y uno de oxígeno daba lugar a una partícula de agua de fórmula HO Pero estas leyes eran ciertas: faltaba algo en la teoría.

27. Amadeo Avogadro, (1776-1856) El italiano Amadeo Avogadro (1811), analizando la ley de Gay-Lussac, buscó una explicación lógica a los resultados de este científico. Su hipótesis tardó 50 años en admitirse como válida En las mismas condiciones de presión y temperatura volúmenes iguales de cualquier gas contienen el mismo número de partículas. Los gases de elementos no están formados por átomos sino por moléculas.

28. Avogadro introduce el concepto de Molécula Molécula es la cantidad más pequeña que puede existir de un compuesto que conserva las propiedades de dicho compuesto. imaginémonos 1 cm3 de agua (H20) que se va dividiendo sucesivamente en mitades Si esto pudiera hacerse Llegaríamos a una sola molécula de agua la mínima cantidad de agua posible Si rompemos la molécula… Ahora no tendríamos agua sino átomos de hidrógeno y oxigeno, pero entonces dejaría de ser agua para convertirse, en sus elementos (hidrógeno y oxigeno). LAS MOLÉCULAS DE LOS COMPUESTOS SE REPRESENTAN POR FÓRMULAS.

29. H Cl Cl H H Cl H Cl Aplicando estas ideas podemos escribir 1volúmende gas Hidrógeno 1 volumen de gas Cloro 2 volúmenes de cloruro de hidrógeno + O lo que es lo mismo: +

30. N N N N H H H H H H Y también… 3 volúmenes de gas Nitrógeno 1 volumen de gas Oxígeno 2 volúmenes de amoniaco + H H H + H H H

31. Cl2 + H2 2 HCl 3H2 + N2 2 NH3 La teoría de Avogadro junto a la teoría de Dalton permitieron explicar el comportamiento de la materia y se conoce como la teoría atómico-molecular

32. Midiendo cantidades: Masa atómica Masa molecular

33. La teoría atómico molecular permite calcular masas atómicas y establecer un sistema de fórmulas para representar los compuestos Según Dalton hidrógeno y oxígeno se combinaban en la proporción en masa de 1 a 8, y formaban agua (HO), por tanto la masa de los átomos de oxígeno era 8 veces la del hidrógeno Si tomamos la masa del hidrógeno como unidad podemos decir que la masa de un átomo de oxígeno es 8. Masa atómica del oxígeno 8

34. Pero la hipótesis de Avogadro y las experiencias de Gay Lussac mostraban que el agua estaba formada por 2 átomos de hidrógeno y uno de oxígeno. El cálculo es fácil: 1 átomos de oxígeno 16 g de oxígeno Masa 1 átomo de O es igual a 16 veces la masa de 1 átomo de H 2 átomos de hidrógeno 2 g de hidrógeno En un principio las masas se calcularon en relación a la masa de hidrógeno Actualmente la unidad de masa atómicas (uma) se define como la masa de la doceava parte de un átomo de 12C.

35. Por ejemplo sabemos que el hidrógeno y el azufre se combinan para dar un compuesto cuyas moléculas están formadas por dos átomos de hidrógeno y uno de azufre. La proporción en la que reaccionan es de 1:16. ¿Cuál será la relación de las masas de los átomos de azufre e hidrógeno? La proporción en masa es 1g de hidrógeno por cada 16 de azufre Y en átomos es de 2 átomos de hidrógeno por cada 1 de azufre Aplicamos la ley de proporciones definidas MS·1 átomos de Azufre 16 g de S = MH·2 átomos de Hidrógeno 1 g de H MS = 16·2· MH = 32 u

36. La tuerca es la unidad de masa ¿Cuál es la masa del tornillo sabiendo que se unen en la proporción de masas 9 g de tornillo (T) por cada 1g de tuerca (R) ? MT· 1 tornillo 9 g de T = Mr·2 tuercas 1 g de H MT = 9·2· MR = 18 El tornillo es 18 veces más pesado que la tuerca

37. Actualmente las masas atómicas se definen en función de un isótopo de carbono, el carbono-12 Masa atómica: Es la relación entre la masa del átomo de un elemento y la doceava parte de la masa de un átomo del isótopo de 12C. Masa molecular: Es la relación entre la masa de una molécula y la doceava parte de la masa de un átomo del isótopo de 12C.

38. Isótopos y masa atómica Los isótopos difieren en el número de neutrones. La abundancia en la naturaleza de cada uno de los isótopos de un mismo elemento es diferente Cálculo de la masa atómica promedio Suma de (Abundacias x masa isótopo) 100 Masas atómicas son una media ponderada de las masas isotópicas

39. CONCEPTO DE MOL. Número de Avogadro. Si la materia está formada por entes elementales indivisibles, lo natural para medir la cantidad de materia sería contar esos entes. Pero contar entes tan infinitamente pequeños no es posible ni práctico, serían números enormes por eso se creó una unidad mas adecuada, el mol

40. EL MOL La definición de mol es: la cantidad de entes elementales (átomos, moléculas o iones) que hay en 12g de 12C. O sea cuando hablamos de moles hablamos de conjuntos de moléculas, átomos o iones. El mol es una unidad de medida de cantidad de entes elementales. Podemos contar los huevos que hay en un gallinero por unidades o por docenas. Pues algo similar.

41. Este número recibe el nombre de número de Avogadro EL MOL Mediante diversos experimentos científicos se ha determinado que el número de átomos que hay en 12g de 12C es 6.0221367 ·1023

42. En definitiva: un mol contiene 6.022·1023 (el número de Avogadro) de unidades de entes elementales( átomos, moléculas o iones) El número de Avogadro es tan grande que es difícil imaginarlo. Si esparciéramos 6.02·1023 canicas sobre toda la superficie terrestre, ¡formaríamos una capa de casi 5Km de espesor!

43. Formulas empíricas y moleculares. Deducción de formulas.

44. H O H2O2 DEDUCCIÓN DE FORMULAS Fórmulas EMPÍRICAS Proporciones de átomos en la molécula Cantidad de átomos en una molécula Fórmulas MOLECULARES

45. Conocer la composición porcentual Conocer la fórmula empírica Gramos de cada elemento % en masa de elementos Partimos de 100g del compuesto Masa molecular empírica x Usar pesos atómicos Masa molecular real Moles de cada elemento Fórmula empírica Calcular relación molar Fórmula molecular

46. Determinar masas atómicas del H y O con los datos de la tabla en la pág 208 Determinar la composición centesimal del agua H2O pag 213 Actividades 11 y 12 Ácido butanóico Etanol Cr2(SO4)3 Sulfato de Cromo (III) Página 216: Ejercicios 33 y 34