naturaleza de la materia. la química
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Naturaleza de la materia. La Química. SUSTANCIAS PURAS. Procesos físicos. Procesos Químicos. Cambia la naturaleza de las sustancias. No hay cambios en la composición de las sustancias. REACCIONES QUÍMICAS. - PowerPoint PPT PresentationTRANSCRIPT
Naturaleza de la materia.
La Química
REACCIONES QUÍMICAS
Procesos físicos
Procesos QuímicosCambia la naturaleza de las sustancias
SUSTANCIAS PURAS
No hay cambios en la composición de las sustancias.
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.
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 DaltonEstas leyes enunciadas por orden cronológico pueden resumirse así:
1789. Ley de Lavoisier de la
conservación de la masa. Lavoisier comprobó que en cualquier
reacción química,
1. LEYES PONDERALES.
la suma de las masas de los productos que
reaccionan
la suma de las masas de los productos
obtenidosEsto significa que:
=
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-
1794Considerado el padre de la Química, en sus trabajos contó con la
colaboración de su esposaMurió guillotinado en 1794
“La República no necesita sabios”, decía la sentencia
10 g 30 g 40 g
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 proporcion de masa constante.
Joseph Louis Proust, (1754-1826)
Su ley es fruto de su trabajo en Segovia, donde impartió clases
de química y metalurgia
Pieza Simple = 50% tuerca y 50% tornillo
el agua (H2O)siempre tendrá
Así, por ejemplo,
un 88.89 % en peso de oxígenoy 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.
La experiencia muestra que dos o más elementos se
pueden uniren distintas proporciones
para formar compuestos diferentes
1805. Ley de Dalton de las proporciones múltiples.
Dalton 1766-1844
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
10g
20g
30g
30gTuercas en Pieza_A
Tuercas en Pieza_B
10g
20g=
Pieza A
Pieza B
1805. Ley de Dalton de las proporciones múltiples.
Óxido y dióxido de carbonoAmbos 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
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
2. Todos los átomos de un elemento son iguales entre sí y diferentes de los de otros elementos.
3. Los compuestos se forman por la unión de átomos de los correspondientes elementos en una relación numérica sencilla.
1. Los elementos están compuestos por partículas indivisibles e inalterables llamadas átomos.
4. En una reacción química los átomos se agrupan en forma diferente a la de partida pero ni se crean ni se destruyen.
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.
nitrógeno Nhidrógeno Hcarbono Cferrum, hierro Feaurum, oro Aunatrium sodio Nakalium, potasio
K
francio Frgermanio Gepolonio Po
proceden del latín
símbolos relacionados con el nombre de un país
6 átomos de oxígeno 3 átomos de azufre
3 “átomos compuestos” de óxido de azufre
Lay de Lavoisier según la Teoría de Dalton
4 átomos de oxígeno 2 átomos de azufre 2 “átomos compuestos” de óxido de azufre
Lay de Proust según la Teoría de Dalton
4 átomos de oxígeno 3 átomos de azufre 2 “átomos compuestos” de óxido de azufre y 1
átomo de azufre sobrante
2 átomos de oxígeno 1 átomo de azufre 1 “átomo compuesto” de óxido de azufre (IV)
Ley de Dalton según la Teoría de Dalton
3 átomos de oxígeno 1 átomos de azufre 1 “átomo compuesto” de óxido de azufre (VI)
Proporción de oxígeno en cada compuesto 2 : 3
Leyes Volumétricas. Hipótesis de
Avogadro
Las leyes ponderales permiten relacionar masas de sustancias reaccionantes, y
resultaron útiles para
determinar, Las composiciones de
los compuestos químicos
Establecer algunas fórmulas empíricas.
Calcular masas atómicas relativas.
Dalton llegó a su teoría a partir de sus estudios sobre
meteorología y propiedades de los gases.
No era capaz de explicar completamente las
reacciones entre gases.
Su teoría atómica explica las leyes ponderales de las
reacciones químicas pero….
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.
Gay-Lussac estudiando las
reacciones entre gases dedujo que: Además de en las ciencias,
destacó en política siendo designado senador
Es decir, según Gay Lussac
3volúmenes de gas Hidrógen
o
1 volumen de gas
Nitrógeno
2 volúmene
s de amoniaco
+
O también…
1volúmen de gas
Hidrógeno
1 volume
n de gas
Cloro
2 volúmenes de Cloruro
de hidrógeno
+
H+Cl→2HCl 3H+N → 2NH3
Según Dalton esto no era posible
(Para Dalton el agua era HO)
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 Dalton la combinación de un
átomo de hidrógeno y uno de oxígeno daba
lugar a una partícula de agua de fórmula HO
Según Gay Lussac un volumen de O se
combinan con dos de H y da lugar a dos
volúmenes de agua.
Pero estas leyes eran ciertas: faltaba algo en la teoría.
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 válidaEn 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.
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
una sola molécula de agua la mínima cantidad de agua posible
Si esto pudiera hacerse Llegaríamos a
Ahora no tendríamos agua sinoátomos 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.
Si rompemos la molécula…
Avogadro introduce el concepto de Molécula
Aplicando estas ideas podemos escribir
O lo que es lo mismo:
HH
Cl
Cl
H
H
Cl
Cl
+
1volúmen de gas
Hidrógeno
1 volume
n de gas
Cloro
2 volúmenes de cloruro
de hidrógeno
+
3 volúmenes de gas
Nitrógeno
1 volume
n de gas
Oxígeno
2 volúmene
s de amoniaco
+
HH
HH
N
N+
H
H
H
N
N
Y también…
HH
HH
H
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
Midiendo cantidades:Masa atómica Masa molecular
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
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:
En un principio las masas se calcularon en relación a la
masa de hidrógeno
2 átomos de hidrógeno
1 átomos de oxígeno
2 g de hidrógeno
16 g de oxígeno Masa 1 átomo de O es igual a 16 veces la masa de 1 átomo de H
Actualmente la unidad de masa atómicas (uma) se define como la masa de la doceava parte de un
átomo de 12C.
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 azufreY en átomos es de 2 átomos de hidrógeno por cada 1 de azufre
Aplicamos la ley de proporciones definidas
MH·2 átomos de Hidrógeno 1 g de H
MS·1 átomos de Azufre 16 g de S=
MS = 16·2· MH = 32 u
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) ?
Mr·2 tuercas 1 g de H
MT· 1 tornillo 9 g de T=
MT = 9·2· MR = 18
El tornillo es 18 veces más pesado que la tuerca
Actualmente las masas atómicas se definen en función de un isótopo de carbono, el
carbono-12Masa 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.
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
Masas atómicas son una media
ponderada de las masas isotópicas
Isótopos y masa atómica
Suma de (Abundacias x masa isótopo)
100
Cálculo de la masa atómica promedio
CONCEPTO DE MOL. Número de Avogadro.
Pero contar entes tan infinitamente pequeños no es posible ni práctico, serían números enormes por eso se creó una unidad mas
adecuada, el mol
Si la materia está formada por entes elementales
indivisibles, lo natural para medir la cantidad de
materia sería contar esos entes.
EL MOLLa 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.
EL MOLMediante diversos experimentos científicos
se ha determinado que el número de átomos que hay en 12g de 12C es 6.0221367 ·1023
Este número recibe el nombre de
número de Avogadro
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!
En definitiva:
Formulas empíricas y moleculares.
Deducción de formulas.
DEDUCCIÓN DE FORMULAS
Fórmulas MOLECULARE
S
Proporciones de átomos
en la molécula
Cantidad de átomos en
una molécula
H O
H2O2
FórmulasEMPÍRICAS
Conocer la composición porcentual
% en masa de
elementos
Partimos de 100g del compuesto
Gramos de cada
elemento
Usar pesos atómicos
Moles de cada
elementoCalcular relación
molarFórmula empírica
Conocer la fórmula empírica
Fórmula molecular
Masa molecular empíricaMasa molecular
real
x
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 213Actividades 11 y 12
EtanolÁcido butanóico
Cr2(SO4)3 Sulfato de Cromo (III)
Página 216: Ejercicios 33 y 34