Tema 1: La Materia.

Tema 1: La Materia

La química, Clasificación de la materia
La química: Es la ciencia que estudia la materia, su estructura y sus transformaciones. Los procesos (cambios) que puede sufrir un sistema o un determinado material pueden ser: Procesos físicos: Son aquellos en los que no cambia la naturaleza de las sustancias (no aparecen nuevas sustancias y desaparecen otras). Ej: movimiento, evaporación, fusión, imanación, electrización, aumento de temperatura, filtración, Procesos químicos: Son aquellos en los que cambia la naturaleza de las sustancias. (aparecen nuevas sustancias y desaparecen otras). Ej: son las reacciones químicas, combustión

Ejercicio: De los siguientes procesos indica cual es un proceso físico y cual es químico: Combustión de carbón Aumento de temperatura del agua líquida Descomponer agua en hidrógeno y oxígeno Caída de un objeto desde una cierta altura Paso de la corriente eléctrica por una bombilla Evaporación de agua. Ebullición de hielo seco en agua Descomposición de un metal por el ataque de un ácido Desatascar una tubería usando un ácido (o una base) Otros Fotosíntesis Respiración celular Desinfectar una herida con agua oxigenada

En estos procesos las propiedades de la materia cambian y se pueden detectar, estudiar y medir esos cambios. Las propiedades pueden ser: Propiedades físicas: Son aquellas que tiene la materia y que se pueden observar sin necesidad de que cambie la composición. Ej: dureza, color, temperatura, tamaño (volumen), puntos de fusión y ebullición… Propiedades químicos: Son aquellas que presenta la materia cuando cambia su composición, es decir en las reacciones químicas. Ej: Calor de reacción, acidez, polaridad, que tipo de reacciones sufre una sustancia…

Estados de agregación de la materia
Estado líquido: Moléculas a mayor distancia que en los sólidos las fuerzas de cohesión son pequeñas. Las moléculas pueden “viajar”. Ocupan un volumen propio, pero no tienen una forma definida, sino que se adaptan al recipiente que los contiene. Estado sólido: Moléculas muy cerca unas de otras fuerzas de cohesión entre moléculas muy intensas. Las moléculas ocupan una posición fija en el sólido no pueden “viajar”, (sólo vibrar) Poseen una forma definida y ocupen un volumen propio. a) b) c) Estado gaseoso: Distancia grande entre las moléculas. Fuerzas de cohesión práctica-mente nulas. Presentan tendencia a ocupar el mayor volumen posible al poder expan-dirse con facilidad. No tienen ni volumen ni forma definidos Animación estados agreg

La química, Estados de agregación
Existen tres estados de agregación de la materia: Sólido: Volumen y forma definida Las partículas (átomos moléculas) que lo forman no viajan. Pueden vibrar pero no desplazarse. Están fijas en una posición Líquido: Volumen definido, forma no definida (se adaptan al recipiente que los contiene) Las partículas (átomos moléculas) que lo forman pueden viajar (pero chocan e interactúan mucho entre ellos). Gaseoso: Volumen definido y forma no definidos (se adaptan al recipiente que los contiene y lo ocupan totalmente) Las partículas (átomos moléculas) que lo forman pueden viajar.

La química, Estados de agregación
Existen un cuarto estado de agregación: El plasma (no lo estudiamos). Actividad: Buscad en internet (Wikipedia) las temperaturas de fusión de: Fe, Si, O2, CO2, Alcohol etílico, butano, Hg, y las ebullición de O2, CO2, Alcohol etílico, butano, Hg,

Elementos Compuestos Sustancias puras Mezcla Homogénea Heterogénea Suspensión Mezcla coloidal Emulsión Sistema material disolución

Clasificación de la materia: Mezclas
Sustancia formada por la unión de 2 o más sustancias que no reaccionan entre si. Se pueden separar mediante procesos físicos. Su composición y propiedades pueden variar de un punto a otro. Ejem: Granito, hormigón (beton), zumo de frutas,

Mezclas y disoluciones
Métodos físicos de separación: Decantación Filtración Cristalización Destilación Extracción con disolvente Cromatografía Centrifugado

Existen 2 tipos de mezclas: Una mezcla homogénea presenta las mismas propiedades en cualquier parte. Las mezclas heterogéneas presentan propiedades y aspectos diferentes en las distintas partes de las misma.

Existen 2 tipos de mezclas: Mezclas Heterogéneas: Aquélla en la que las partículas de sus diferentes constituyentes se pueden distinguir a simple vista (o con la ayuda de una lupa o microscopio ordinario) A veces presentan distintas fases (gas, líquido). Ejem: agua+arena, la leche, el hormigón, agua+aceite, granito, mármol, mahonesa, zumo de frutas,….. Mezclas Homogéneas o disoluciones: Aquellas cuyos componentes no pueden ser distinguidos ni siquiera con un microscopio ordinario, Ejem: aire, agua del mar, bronce (aleaciones), sal+agua, azucar+agua.

Clasificación de la materia: Sustancias puras
Está formada por un único tipo de sustancia que no puede descomponerse en otras más simples mediante métodos físicos (filtración, decantación, destilación, …) Ejem: alcohol, el agua, la sal común, azúcar, …

Clasificación de la materia: Sustancias puras
Existen 2 tipos de de sustancias puras: Elementos químicos: no pueden descomponerse en otras más sencillas mediante procedimientos físico-químicos normales. Son los constituyentes básicos de la materia Ejem: cobre, oxígeno, el carbono, plata Compuestos: sustancias puras que pueden descompo-nerse en otras más sustancias más sencillas (elementos) mediante métodos químicos Están formados por dos o más elementos químicos. Ejem: el agua, la sal, el azúcar,

Clasificación de la materia: Mezclas heterogéneas
el tamaño de las particulas es >0,001μm, presentan varias fases (partes que son mezclas homogéneas). Ejemplos: cerveza, polvo en aire, leche, clara del huevo, tinta, arena y agua, etc. Algunos tipos: Emulsión (<0,001 μm) Coloide (>0,001 μm y <0,1μm) Suspension (>0,1μm)

Clasificación de la materia: Mezclas heterogéneas
Coloides (fuente wikipedia) Fase dispersa Gas Líquido Sólido Fase continua No es posible porque todos los gases son solubles entre sí Aerosol líquido, Ejemplos: niebla, bruma Aerosol sólido, Ejemplos: Humo, polvo en suspensión Espuma, Ejemplos: Espuma de afeitado Emulsión, Ejemplos: Leche, salsa mayonesa, crema de manos, sangre Sol, Ejemplos: Pinturas, tinta china Espuma Sólida, Ejemplos: piedra Pómez, Aerogeles Gel, Ejemplos: Gelatina, gominola, queso Sol sólido, Ejemplos: Cristal de Rubí

Clasificación de la materia: Mezclas homogéneas
Mezclas hemogéneas: el tamaño de las particulas es <0,001μm, En el caso de ser líquidas las partículas no sedimentan y atraviesan todos los filtros). Ejemplos: agua+sal. agua+alcohol, aleaciones La Disoluciones son mezclas homogéneas a nivel molecular de dos o más sustancias

Clasificación de la materia: Disoluciones

Reacciones químicas, leyes clásicas
Leyes clásicas de las reacciones: Ley de conservación de la masa (Lavoisier 1789): “En cualquier reacción química la masa total de las sustancias que reaccionan es igual a la masa total de los productos de reacción” Ejemplo: Descomponemos 100gr de Bromuro de Potasio (BrK) y se obtienen 32,9gr de K ¿Qué masa de potasio habremos obtenido? Ley de Lavoisier:

Leyes clásicas de las reacciones: Ley de las proporciones constantes (Proust 1799): “Muestras diferentes de un mismo compuesto químico (puro) siempre contienen los mismos elementos químicos en una relación de masas constante, idependiéntemente del proceso seguido en su preparación” Ejemplo: Descomponemos 100gr de Bromuro de Potasio (BrK) y se obtienen 32,9gr de K ¿Qué masa de potasio habremos obtenido? b) Calcula la masa de de Bromuro de K, necesaria para obtener 40gr de K Ley de proust (proporción):

Leyes clásicas de las reacciones: Ley de las proporciones múltiples (Dalton 1799): “Cuando dos elementos se combinan entre sí para formar distintos compuestos, las masas de uno de esos elementos que se combinan con una misma masa del otro elemento para dar diferentes compuestos tienen una relación de números enteros sencillos” Ejemplo: Observa la siguiente tabla con las medidas de la descomposición de dos compuestos de H y O. comprueba la ley de las proporciones multiples Masa elemento Compuesto 1 Compuesto2 H 4gr O 32gr 64gr Masa elemento Compuesto 1 Compuesto2 Compuesto 3 N 14gr O 16gr 32gr 8gr

Leyes clásicas de las reacciones: Ley de conservación de la masa (Lavoisier 1789): “En cualquier reacción química la masa total de las sustancias que reaccionan es igual a la masa total de los productos de reacción” Ley de las proporciones constantes (Proust 1799): “Muestras diferentes de un mismo compuesto químico (puro) siempre contienen los mismos elementos químicos en una proporción de masas constante, idependiéntemente del proceso seguido en su preparación” Ley de las proporciones múltiples (Dalton 1799): “Cuando dos elementos se combinan entre sí para formar distintos compuestos, las masas de uno de esos elementos que se combinan con una misma masa del otro elemento para dar diferentes compuestos tienen una relación de números enteros sencillos”

Leyes clásicas de las reacciones: Ley de los volúmenes de combinación (L.J Gay-Lussac 1808): “Los volúmenes de las sustancias gaseosas que intervienen en una reacción química, medidos en las mismas condiciones de Presión y Temperatura, guardan entre si una relación de números enteros sencillos” Ejemplos: + 1 v(l) de Hidrogeno 1 v(l) de Cloro 2 v(l) Cloruro de H (HCl) + 2 v(l) de Hidrogeno 1 v(l) de Oxigeno 2 v(l) agua (vapor)

Teoría de Atómica de Dalton (1808) Hipotesis de Dalton: Los elementos químicos están constituidos por átomos, partículas materiales (con masa), indivisibles y separadas. Los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y propiedades Los átomos de distintos elementos tienes masa y propiedades diferentes. Los compuestos químicos se forman por la unión de átomos de los correspondientes elementos en una relación de números enteros sencillos. Los “átomos de compuestos” (=moléculas) de un mismo compuesto son también idénticos entre sí. las propiedades del compuesto dependen del número y de la clase de átomos que tengan sus moleculas. Las reacciones químicas se producen por la “ruptura” de estas moléculas y la recombinación (se separa y vuelven a combinar de forma diferente) de estos átomos formando moléculas diferentes

Módelo atómico de Dalton: Limitaciones de la teoría
No hablaba de la estrúctura del átomo. No se conocían el electrón, núcleo, protones, etc. La idea de Dalton de que los átomos de cada elemento son todos iguales es falsa, pues la mayor parte de los elementos están formados por isótopos (Dalton lo desconocía). Tampoco se hablaba de cargas eléctricas y no podía explicar las experien-cias de electrólisis o la pila de volta Igualmente, cuando se combinan en reacciones normales los átomos no se alteran, pero hoy sabemos que se producen reacciones nucleares que rompen o transmutan los átomos. Dalton no podía conocer estos avances. La Ley de Lavoisier no es totalmente cierta, porque toda reacción química lleva consigo un intercambio de energía y la producción de energía supone pérdida de masa, según la ecuación de Einstein: E = m×c2 Pero esta pérdida de masa en los procesos normales, escapa a toda medida experimental con la balanza.

Leyes clásicas de las reacciones: Ley de los volúmenes de combinación (L.J Gay-Lussac 1808): “Los volúmenes de las sustancias gaseosas que intervienen en una reacción química, medidos en las mismas condiciones de Presión y Temperatura, guardan entre si una relación de números enteros sencillos” Principio de Avogadro (A. Avogadro 1811): “Volúmenes iguales de gases diferentes, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contiene el mismo número de partículas” Avogadro consideró que estas partículas en la mayoría de los gases eran grupos de átomos a los que llamo moléculas . Más tarde se estableció cual era dicho número de particulas para un mol de gas en condiciones normales (P=1atm, T=273K). Ya lo conocéis, a este número se le llamó número de avogadro: NA=6,023·1023

Principio de Avogadro (A. Avogadro 1811): “Volúmenes iguales de gases diferentes, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contiene el mismo número de partículas” Avogadro consideró que estas partículas en la mayoría de los gases eran grupos de átomos a los que llamo moléculas . Más tarde se estableció cual era dicho número de partículas para un mol de gas en condiciones normales (P=1atm, T=273K). Ya lo conocéis, a este número se le llamó número de avogadro: NA=6,023·1023 + 1 v(l) de Cl2 1 v(l) de H2 2 v(l) Cloruro de H (HCl) + 2 v(l) de H2 1 v(l) de O2 2 v(l) agua (vapor)

Reacciones químicas, Ppo de Avogadro

Reacciones químicas, Pesando átomos

Masas atómicas, moles y el número de Avogadro
Masa atómica de un elemento: Es la masa media de un átomo de este elemento expresado en unidades de masa atómica.. Unidad de masa atómica: (“u”, antiguamente uma). equivale aproximadamente la masa del átomo más pequeño que hay, el hidrogeno (o aprox. la masa de un protón o un neutrón)1 . Ej1: Busca en la tabla periódica las masas atómicas del He, H, O, C, B, Cl, Li, N Masa molecular: Es la masa media de una molécula de un compuesto químico expresado en “u”. Ej2: Calcular las masa moleculares de: Helio, Neón, oxígeno gaseoso, nitrógeno gaseoso, agua, dióxido de carbono, etano. Ej3: Calcular las “masa-formula” del cloruro de sodio. 1 Actualmente 1u se define como duodécima (1/12) parte de la masa de un átomo de carbono-12 (12C). 1u (o uma)≈1,661·10–27 kg= 1,661·10–24 g

Mol: Es una cantidad de materia que contiene 6,022·1023 elementos, (estos elementos pueden ser cualquier cosa átomos, moléculas…) (NA=6,022·1023 se llama número de Avogadro). Nota: se dice un mol de moléculas de H2O ó un mol de átomos de H, por ejemplo. Un trío de estudiantes: Una decena de estudiantes: Una docena de estudiantes: Un mol de estudiantes=6,022·1023 :

Mol de una sustancia: Es una cantidad de esa sustancia que contiene el mismo numero de partículas elementales (átomos, moléculas, iones, etc) como átomos hay en 0,012Kg (12g) de carbono-12 (12C), esto es, el número de Avogadro. Número de Avogadro (NA): Es el número de átomos que hay en 12g de carbono-12 (12C), NA=6,022·1023 particulas/mol. Masa molar de una sustancia: Es la masa de un mol de esa sustancia, es decir la masa de 6,022·1023 partículas de esa sustancia. Si expresamos la masa molar en gramos, su valor coincide numéricamente (el mismo número) con la masa molecular (o atómica si es un solo elemento) de la sustancia. Coincide con la masa molecular expresada en gramos!!.

Ejemplos: masa de 1 átomo de carbono: masa de 6,022·1023 átomos de C: masa de 1 mol de átomos de C: masa de 6,022·1023 átomos de hidrogeno: masa de 6,022·1023 átomos de oxígeno: masa 6,022·1023 de moleculas de oxígeno gaseoso (O2): ma(C)=12u mmol(C)=12,0 gr mmol(C)=12,0gr (es lo mismo que antes) mmol(H)=1,0 gr mmol(O)=16,0 gr mmol(O2)=32,0 gr La masa …………… del cloro es ……………u b. La masa …………… del carbono es ………u c. Un átomo de Na tiene una masa ………..……. igual a …….. ……… d. Una molécula de C2H6 tiene una masa …………… igual a ……… …….. e. La masa ………………….. del H2O es …………. u f. Una molécula de Oxigeno gaseoso tiene una masa …………. Igual a ………….. u

Ejemplos: En 1 mol de Na hay ……………………. átomos de Na b. En 2 moles de H2O hay ………………………………. moléculas de H2O c. En 2 moles de H2O hay ………………………………. átomos de H. d. 18, 055·1023 átomos de “lo que sea” son …………………………….. moles de “eso.” e. En 3 moles de oxigeno gaseoso hay ………………………………. moléculas biatómicas de oxigeno y ………………………… ……átomos de oxígeno La masa molar del H2O es ………………… …….. b. Un mol de C2H6 tiene una masa de ……… ….. c. 3,5 moles de oxigeno gaseoso tienen una masa de ……….. ……. d. 5 moles de Na tienen una masa de ………. … e. 88 gr de CO2 son ………………..moles de CO2 y, en ellos, hay ………………………. moléculas y ……………………………. Átomos de O

Ejercicio: Cuantos moles son: ·28,02 g de gas N2 ·144 g de CO2 ·80g de NaCl Ejercicio: ¿Cuantas moléculas hay en cada una de las muestras del ejercicio anterior? ¿Y cuantos átomos de cada elemento? (Nota: NA=6,022·1023 particulas/mol)

Reacciones químicas, Repaso de conceptos
Ejercicio: Cuantos moles son: ·69 gr de Na ·69 gr de Fe ·50 gr de gas Ne ·28,02 g de gas N2 ·144 g de CO2 ·80g de NaCl Ejercicio: ¿Cuantas moléculas hay en cada una de las muestras del ejercicio anterior? ¿Y cuantos átomos de cada elemento? (Nota: NA=6,022·1023 particulas/mol)

Ejercicio: Obtener la composición centesimal del ácido carbónico (H2CO3) (el porcentaje de masa de cada elemento respecto de la masa total) ·Sol: La masa de un mol de H2CO3 es 62,0 g. Esos 62,0 g, se distribuyen de la siguiente manera: 2,0 g de H 12,0 g de C 48,0 g de O H : 1,0 . 2 = 2,0 H2 CO3 C: 12,0 .1 = 12,0 O: 16,0 .3 = 48,0 62,0

Ejercicio: ¿Qué compuesto es más rico en oxígeno el KClO3 o el N2O4? K ClO3 K : 39,1 . 1 = 39,1 Cl: 35,5 .1 = 35,5 O: 16,0 .3 = 48,0 122,6 N2 O4 N : 14,0 . 2 = 28,0 O: 16,0 .4 = 64,0 92,0 En el K ClO3 : En el N2O4 : de O en KClO3 , en N2O4

Disoluciones. Concentración
Concentración de disoluciones: (% adimensional) Porcentaje en masa (% adimensional) Porcentaje en volumen Molaridad (concentración molar) (mol/l, también se dice Molar, M) Molalidad (concentración molal) (mol/Kg, también se dice molal, m) (tanto por uno adimensional) Fracción molar

Ejemplo 1: Calcula la concentración de NaCl en tanto por ciento en masa al disolver 80g de cloruro en 1l de agua. Datos: ρ(agua)=1Kg/l Sol:7,4% (% adimensional) Porcentaje en masa Ejemplo 2: Mezclamos 100ml de aceite y 12l de gasolina y obtenemos 12,1l de mezcla. Calcula el porcentaje en volumen de aceite Sol:0,83% (% adimensional) Porcentaje en volumen

Ejemplo 3: Calcula la molaridad de una disolución que contiene 12gr de trioxocarbonato (IV) de Calcio (Carbonato cálcico, CaCO3) en agua formando un volumen total de 1,3l de disolución. Sol: 0,087M (ó mol/l) Molaridad (concentración molar) (mol/l, también se dice Molar, M) Ejemplo 4: Calcula la molalidad de una disolución formada por 30gr de cloruro de sodio de sodio en 500g de agua Sol: 1,03 m (o mol/kg) Molalidad (concentración molal) (mol/Kg, también se dice molal, m)

Ejemplo 5: Calcula la fracción molar de una disolución formada por 30gr de cloruro de sodio de sodio y 500g de agua. (tanto por uno adimensional) Fracción molar Sol: , Ejemplo 6: Calcula el porcentaje en masa y en volumen de cada componente de una disolución formada por 25g de agua y 82g de alcohol etílico, si suponemos que el volumen es aditivo. (dato: d(alcohol) = 780 Kg·m-3) Sol.: agua (23,4% m/m y 19,2% v/v); alcohol (76,6% m/m y 80,8% v/v)

Ejemplo 6b: Una botella de Slivovice tiene una concentración de 45% en volumen. Sabiendo que la densidad del alcohol es d(alcohol) = 780 Kg·m-3 y suponiendo que el volumen es aditivo. Calcula el volumen y la masa de alcohol que te tomarías si ingieres media botella (V=0,75l) Nota: En humanos (adultos) la dosis letal de alcohol está entre 5 y 8g/kg de peso corporal (una persona de 60Kg podría ingerir una dosis mortal a partir de los 300gr)

Ejemplo 7: Disolvemos 7,2g de sacarosa, C12H22011, en 103,5g de agua. Calcula el porcentaje de sacarosa en masa, su molaridad y su molalidad, y la fracción molar de cada componente, si el volumen de la disolución es igual al volumen inicial de agua. (Ar (C) = 12 u; Ar (H) = 1 u; Ar (O) = 16 u) Sol: 6,5% en masa; 0,2 M; 0,2 m; X (sacarosa) = 0,004; X (agua) = 0,996 Ejemplo 8: Calcula la molaridad de 300 mL de una disolución acuosa que contiene 12g de ácido sulfúrico, H2S04, disueltos. (A, (H) = 1 u; A, (S) = 32 u; A, (O) = 16 u) Sol.: 0,41 mol/l

Ejemplo 9: Calcula la molalidad y la fracción molar de etanol en una disolución de 20g de etanol, C2H60, en 100 g de agua. (Ar (C) = 12 u; Ar (H) = 1 u; A, (O) = 16 u) Ejemplo 10: Disponemos de una disolución acuosa de ácido clorhídrico (HCl) al 10% en masa. Si su densidad es 1056Km/m3, calcula: a)La molaridad del soluto b)La molalidad. c) Las fracciones molares del soluto y del disolvente Solución: a) Molaridad(soluto)=2,89 mol/l (M), b) 3,04 moles/kg (m) c) X(HCl)=0,052, X(H2O)=1-0,052=0,948 Sol.: 4,3 m; X (C2H60) = 0,07

Disoluciones. Solubilidad
Disolución saturada: Es aquella en la que ya no se disuelve más soluto a una temperatura dada Se mide como la máxima cantidad de soluto que se puede disolver en una determinada cantidad de disolvente. Normalmente, se expresa como la cantidad máxima de soluto que es capaz de disolverse en 100 g de disolvente o mediante la molaridad del soluto en este caso límite (disolución saturada). La solubilidad varía con la temperatura (ver curvas de solubilidad). Como se ve en la gráfica, la solubilidad no aumenta siempre con la temperatura, ni varía de manera lineal. Curvas de solubilidad: Ejercicios del libro: 21,22 y ejemplo 17, pag 218. ejer 53 pag 227

Disoluciones. Solubilidad
Ejemplo 1: Calcula la concentración en tanto por ciento en masa de una disolución saturada de Cloruro de Sodio (NaCl), en agua. La solubilidad del cloruro de sodio en agua a 20ºC es 36gr de NaCl por 100gr de Agua. Calcula la masa de NaCl necesaria para preparar una disolución saturada a 20ºC con 5l de agua

Propiedades coligativas de las disoluciones
Propiedades coligativas: Son propiedades que sólo dependen de la concentración de soluto en la disolución, de la cantidad de partículas de soluto, pero no de la naturaleza de estas partículas (de que tipo sean). Existen 2 más importantes: Presión de Vapor Temperatura de ebullición y congelación. Estudiamos esta última: Descenso crioscópico: La disminución de la temperatura a la que se congela la disolución es directamente proporcional a la molalidad de la disolución: Kc=constante crioscópica depende del tipo de disolvente Aumento ebulloscópico: El aumento de la temperatura a la que se ebulle la disolución es directamente proporcional a la molalidad de la disolución. Ke=constante ebulloscópica depende del tipo de disolvente

Problemas Propiedades coligativas
Ejemplo 1: ¿Cuántos gramos de sal común por litro de agua hay que echar si queremos que el agua no se congele hasta los -10ºC? Datos: ΔT=-10ºC Kc=1,86ºC·Kg/mol Como por cada mol de NaCl hay 2 moles de iones (1mol de Na+ y 1mol de Cl-), se necesitan sólo la mitad de moles de NaCl  n=5,376/2=2,688moles

Problemas Propiedades coligativas
Ejemplo 2: ¿A que temperatura se congelará una disolución de alcohol (etílico) en agua al 40% en volumen (slivovice)? Nota: Supón que el volumen es aditivo Datos: ΔT? Kc=1,86ºC·Kg/mol ρ(agua)=1Kg/l ρ(alcohol)=0,780Kg/l 40% vol

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