TEMA 1. LA TEORÍA ATÓMICO – MOLECULAR

Presentación del tema: "TEMA 1. LA TEORÍA ATÓMICO – MOLECULAR"— Transcripción de la presentación:

1 TEMA 1. LA TEORÍA ATÓMICO – MOLECULAR
DE LA MATERIA Dpto. Física y Química I.E.S. Orden de Santiago Aránzazu González Mármol

2 Materia: todo lo que ocupa un lugar y tiene masa
1. La Ciencia y la materia Materia: todo lo que ocupa un lugar y tiene masa Física: estudia los cambios de la materia sin alterar su naturaleza Química: estudia los cambios de la materia en los que se altera su Naturaleza, así como la composición de la materia. Cuando hacemos arder la madera, ésta desaparece y se forman nuevos productos. Es un proceso químico. Cuando nos movemos, la materia sigue siendo la misma, no cambiamos. Es un proceso físico.

3 1.1. Propiedades de la materia
Prop. generales: toman cualquier valor y no identifican la materia. Ej: masa, volumen, temperatura…. Propiedades que identifican la materia Prop. específicas: valor propio y característico para la sustancia, identificándola. Ej: densidad, punto de ebullición…. Prop. extensivas: sí dependen de la cantidad de materia. Ej: masa y volumen. Propiedades que dependen de la cantidad de materia Prop. intensivas: no dependen de la cantidad de materia. Ej: densidad y temperatura.

4 1.2. La densidad Propiedad intensiva y específica, que mide la relación entre la masa y el volumen de un cuerpo. En el S.I. se mide en kg/m3, aunque también es frecuente utilizar g/L; g/cm3; g/mL. Recuerda: para los cambios de unidades Observa que la densidad depende de la masa (directamente proporcional) y del volumen (inversamente proporcional) A su vez, la masa es constante siempre, no depende ni de la presión ni de la tª. Sin embargo, el volumen sí depende de la presión y de la tª. Por eso, cuando se da un dato de densidad hay que especificar las condiciones de presión y tª para los que es válido. Cuando no se indique lo contrario, serán las condiciones estándar (c.e.): 25ºC y 1 atm

5 Repaso: cambio de unidades
Hay que utilizar siempre factores de conversión, que son fracciones por las que se multiplica de forma que la unidad que quiero que desaparezca se pone en el lado contrario, y la nueva en su lado correspondiente. A continuación, indico la relación entre ambas unidades y opero las unidades por un lado y los números por otro. Si no recuerdas bien esto de los cambios de unidades, visita la página web y ve a la carpeta 4º ESO / páginas web de interés/ Cambios de unidades. Recordemos……

6 Intensidad de corriente eléctrica
Las siete magnitudes fundamentales del S.I. Magnitud Unidad Símbolo Masa Kilogramo kg Tiempo Segundo s Longitud Metro m Temperatura Kelvin K Intensidad de corriente eléctrica Amperio A Intensidad luminosa Candela cd Cantidad de sustancia Mol mol Múltiplos y submúltiplos de las magnitudes MÚLTIPLOS SUBMÚLTIPLOS Nombre Símbolo Equivalencia Giga G 109 Nano n 10-9 0, Mega M 106 Micro 10-6 0,000001 Kilo k 103 1.000 Mili m 10-3 0,001 Hecto h 102 100 Centi c 10-2 0,01 Deca da 101 10 Deci d 10-1 0,1

7 Otras unidades también muy utilizadas:
- Masa: la tonelada: 1 t = 1000 kg - Tiempo: - Temperatura: 1 año = 365 días 1 día = 24 h 1 h = 60 min 1 min = 60 s T(K)= T(ºC) + 273,15

8 2. Cómo se presenta la materia: ve hasta la sección “Clasificación
De la materia y haz el ejercicio interactivo. MATERIA Sistema heterogéneo Sistema homogéneo Sustancia pura Elemento o sustancia simple Compuesto Disolución ¿Apariencia homogénea? NO SI ¿Separación sustancias? (métodos físicos) SI NO ¿Separación elementos? (métodos químicos) NO SI

9 Sustancia pura: la composición no cambia sean cuales sean las condiciones físicas.
Una sóla fórmula química. Pueden ser: - elementos: un único tipo de átomos (Fe, H2, …) No se puede descomponer en otras más simples por ningún método. - compuestos: varios tipos de átomos (NaCl, H2O….) Se descomponen en más simples por métodos químicos (alteran su naturaleza) Mezcla: combinación de varias sustancias puras. Se pueden separar cada una de las sustancias que la forman por métodos físicos (no alteran su naturaleza). Pueden ser: - heterogénea: se distinguen sus componentes por medios ópticos (pizza, granito…) - homogénea: no se distinguen. Cualquier proporción tiene la misma composición y propiedades. Se llaman disoluciones. Ej: agua con azúcar, infusión….

10 2.1. Técnicas para separar mezclas
Son métodos físicos, es decir, no alteran la naturaleza de la sustancia. Dependen de si nos encontramos con mezclas homogéneas o heterogéneas. Separar mezclas heterogéneas: Criba: separar sólidos entre sí, cuando los tamaños de las partículas son muy diferentes. 2. Separación magnética (imantación): cuando una de las sustancias es ferromagnética, siendo atraída por un imán. 3. Filtración: separar líquido y sólido no disuelto en él. Se pueden utilizar diferentes filtros, según el tamaño de la partícula sólida a separar. 4. Centrifugación: sólidos en suspensión. Se gira la mezcla a grandes velocidades, consiguiendo que los sólidos se separen por orden de densidad. 5. Decantación: para líquidos inmiscibles (que no se disuelven el uno en el otro) Se utilizan unos embudos de decantación, en los que se van a separar por densidad.

11 Separar mezclas homogéneas:
Destilación: separa líquidos miscibles (sí se disuelven entre sí) con diferente punto de ebullición o un sólido disuelto en un líquido. 2. Liofilización: elimina el agua de una mezcla desecándola al vacío. En alimentación, el alimento se congela y después se sublima el agua, consiguiendo que éste no pierda sus propiedades organolépticas y nutritivas. 3. Cristalización: para purificar un sólido, primero se disuelve en un disolvente caliente que después dejaremos enfriar, apareciendo el sólido cristalizado. Se utilizan para ello cristalizadores, que son recipientes con una superficie grande para favorecer la evaporación. 4. Cromatografía: separa distintos componentes de acuerdo a su diferente afinidad o apetencia por un soporte o disolvente. 5. Electroforesis: separa moléculas con cargas distintas. 6. Adsorción: uno de los componentes quedan adsorbidos en una superficie

12 3. Estudio científico de la materia
3.1. Leyes ponderales Se refieren a las leyes establecidas a partir del estudio de la masa de las sustancias 1. Ley de conservación de la masa o ley de Lavoisier Visitemos la página web: 2. Ley de las proporciones definidas o ley de Proust Los elementos se combinan para formar compuestos, y siempre lo hacen en proporciones fijas y definidas. 3. Ley de las proporciones múltiples o ley de Dalton Cuando dos elementos se combinan entre sí para formar compuestos diferentes, las diferentes masas de uno de ellos que se combina con una masa fija de otro, guardan entre sí una relación de números enteros sencillos

13 3.2. Teoría atómica de Dalton
Dalton, en 1803, tomando como partida las creencias de antiguos griegos como Demócrito y Leucipo, postuló su Teoría atómica, que acabaría con siglos donde se impuso las creencias de Aristóteles (continuidad de la materia. Cuatro elementos: agua, fuego, aire y tierra). Ve al siguiente enlace. 3.3. Leyes volumétricas Al estudiar reacciones donde intervienen los gases es más sencillo trabajar con volúmenes que Con masa. De ahí, del estudio de las relaciones entre los volúmenes de gases reaccionantes, Joseph Louis Gay – Lussac (1778 – 1850) establecería la ley de los volúmenes de combinación, que establece que: “En las reacciones en las que intervienen gases, los volúmenes que intervienen de los reactivos y de los productos, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, guardan entre sí una relación numérica sencilla” Ve al siguiente enlace.

14 Hipótesis de Avogadro La ley de Gay – Lussac había sido comprobada experimentalmente, sin embargo, no podía ser explicada en base a la teoría atómica de Dalton. Por ello Amadeus Avogadro (1776 – 1856) buscó su explicación, estableciendo su hipótesis: “En iguales condiciones de presión y temperatura, volúmenes iguales de gases diferentes contienen el mismo número de moléculas” Para Dalton, los elementos sólo podía estar formados por un átomo y los compuestos estaban formados por relaciones 1:1 (OH, en el caso del agua), sin embargo esto no encajaba con la Ley de las combinaciones de volúmenes. Para ello, Avogadro admitió la existencia de moléculas, agrupaciones de átomos en una proporción definida, completando así la Teoría atómico - molecular Ve al siguiente enlace.

15 4. La medida de la cantidad de sustancia
Cuando miras alrededor tuya, todo lo que te rodea está formado por átomos unidos entre sí formando conjuntos llamados moléculas. Valga decir que cuando en este tema nos referimos a moléculas no se hace referencia fiel al concepto del enlace covalente exclusivamente, sino que las sustancias iónicas o metálicas, representadas a través de sus fórmulas empíricas, también entrarán dentro de esta denominación. Pero recuerda que son estructuras distintas. Pero, ¿átomos, moléculas, moles? Veamos uno a uno estos conceptos.

16 ÁTOMO Es la unidad más pequeña de un elemento químico que mantiene su identidad o sus propiedades y que no es posible dividir mediante procesos químicos. Para que nos entendamos, un núcleo con los electrones girando alrededor. Los elementos de la tabla periódica son átomos. La masa de un átomo viene determinada, aproximadamente, como la suma de la Masa de sus protones y sus neutrones, ya que la masa de los electrones es Despreciable. Si recordarás, la masa de un protón y de un neutrón son prácticamente iguales Y su valor es de 1, kg. A esta unidad se le denomina u (uma: unidad de masa atómica) En las tablas periódicas vienen reflejadas las masas atómicas de los elementos en u.

17 Busca en la tabla periódica de tu libro, las masas atómicas de los siguientes
elementos: H 1 u Cl 35,45 u C 12 u O 16 u N 14 u Na 22,9 u Fíjate: las masas atómicas se parecen mucho al número atómico, A, de los elementos. ¿Por qué será?

18 Es una agrupación de átomos, enlazados por enlaces covalentes.
MOLÉCULA Es una agrupación de átomos, enlazados por enlaces covalentes. Aquí podemos observar una molécula formada por tres tipos de átomos: las bolas de color rojo, las blancas y las negras. Construye átomos pinchando aquí. Ahora, la masa molecular de una molécula, se calculará como la suma de la masa atómicas de todos los átomos que la forman. Así, la molécula de agua, de fórmula H2O, al estar formada por dos átomos De Hidrógeno y uno de oxígeno, su masa molecular se calculará como: M(H2O)= 2 M(H) + 1 M(O) = u u = 18 u

19 Ahora calcula tú, la masa molecular de:
M(H2) = 2 . M(H) = 2 . 1u = 2 u NH3 M(NH3) = 1 . M(N) M(H) = u u = 17 u NaCl M(NaCl)= 1 . M(Na) M(Cl) = u ,5 u = 58,5 u H2SO4 M(H2SO4)= 2 . M(H) M(S) M(O) = 2 . 1 u u u = 98 u

20 MOL El problema es que cada molécula es tan pequeña, que es imposible de verla y menos trabajar con ella en el laboratorio. Pero cuando cientos de moléculas se encuentran juntas, podrían estar en forma de un vaso de agua, una silla de clase, tu profesor, tu casa…. Imagina un grano de arena y que tuvieras con él que construir un castillo de arena. Difícil, ¿verdad? Pues imagínate si para estudiar o hacer una reacción química tuviésemos que trabajar con átomos o moléculas. ¿Cómo hacerlo? Si en vez de tener un grano de arena tuvieses cien millones de granos de arena, seguramente tu tarea fuera más fácil. Pues con los átomos y moléculas pasa lo mismo. Se necesita coger un número muy grande de ellas, de forma que ya sí puedan ser utilizadas fácilmente y a eso lo denominó mol

21 La siguiente pregunta es: ¿qué número se estableció?
aproximadamente, seiscientos mil trillones Teniendo en cuenta que en la Tierra existen seis mil millones de personas, Podemos darnos cuenta de la grandeza de este número. Es decir, el número de Avogadro, NA, es cien billones de veces mayor que el número de habitantes en nuestro planeta. En un mol de cualquier sustancia (átomo o molécula) siempre hay el mismo número de partículas, es decir, el Número de Avogadro.

22 Además, un mol de átomos o de moléculas es la cantidad de un elemento
o compuesto equivalente a la que representa su masa atómica o molecular en gramos. Así, el mol es una unidad de cantidad de sustancias y es una de las siete Magnitudes fundamentales del S.I. Observa esta tabla: 1 átomo de H= 1 u 1 mol de hidrógeno = 1 g 1 g de hidrógeno contiene 6, átomos de hidrógeno 1 átomo de O = 16 u 1 mol de oxígeno = 16 g 16 g de oxígeno contiene 6, átomos de oxígeno 1 molécula de H2O = 18 u 1 mol de agua = 18 g 18 g de agua contienen 6, moléculas de agua

23 ¡Justamente un número de Avogadro!
Ahora podemos entender un poco más el Número de Avogadro: ¿Cuántos átomos necesitaríamos para tener no 12 u sino 12 gramos de carbono? Si te fijas la masa atómica del Carbono es de 12 u y hemos definido u como 1, kg, así se puede establecer: ¡Justamente un número de Avogadro!

24 Pincha sobre el enlace y ve al apartado 4. El Mol
Da a continuación al botón Continuar y observa qué pasa. Lee detenidamente la página y da a Siguiente para realizar esa actividad Interactiva.

25 Ejemplo Tenemos 30 g de NH3: ¿Cuántos moles tenemos de amoniaco?
¿Cuántas moléculas hay? ¿Cuántos átomos de H? ¿Cuántos moles de átomos de H? ¿Cuántos átomos de N? ¿Cuántos moles de átomos de N? ¿Cuántos g de NH3 necesitamos para tener moléculas de NH3?

26 a) ¿Cuántos moles de NH3 tenemos?
Para conocer la relación entre la masa y el número de moles debemos calcular primero la masa molar de la sustancia, para después, establecer una relación:

27 b) ¿Cuántas moléculas de NH3 hay?
El Número de Avogadro, NA, nos dice el número de partículas que hay por cada mol de sustancia. En este caso la sustancia, NH3, es una molécula, por lo que se puede establecer la relación: c) ¿Cuántos átomos de H hay? Como la sustancia problema no es un átomo sino una molécula, el NA establece el número de moléculas por mol de sustancia. Así que para hallar el número de átomos en este caso, debo fijarme en la Fórmula del compuesto, la cual me dice que cada molécula de amoniaco posee tres átomos de hidrógeno, por lo que:

28 d) ¿Cuántos moles de átomos de H?
Ya conozco el número de átomos de H que tengo. Ahora, al hablar de la sustancia átomo de H, el NA me establecerá el número de moles de estas partículas: Fíjate: teníamos 1,76 moles de moléculas de NH3, en las cuales hay 5,28 moles de átomos de H (1,76 x 3 = 5,28) e) ¿Cuántos átomos de N? Análogamente a antes, pero teniendo en cuenta que hay un átomo de N en cada molécula de NH3

29 f) ¿Cuántos moles de átomos de N?
Lógicamente, al haber tantos átomos de nitrógeno como moléculas de amoniaco, debe haber tantos moles de átomos de N como de moléculas de NH3 g) ¿Cuántos g de NH3 necesitamos para tener moléculas de NH3? Primero calculamos la cantidad de sustancia en mol de NH3 que suponen esas moléculas para después establecer la relación entre moles y masa:

30 5. Fórmulas de las sustancias
Una fórmula me da la información de los elementos que forman el compuesto, así como la proporción de estos. Se define dos conceptos: Fórmula empírica: es la mínima relación existente entre los elementos que forman un compuesto. Fórmula molecular: es la relación real de los elementos que forman el compuesto. Así, por ejemplo, en el dióxido de carbono, CO2, ambas fórmulas coinciden ya que la relación existente entre sus átomos es 1 : 2 y es la mínima posible. Sin embargo, en las moléculas orgánicas es más común que estas dos sean diferentes. Por ejemplo, el caso del butano: CH3 – CH2 – CH2 – CH3, su fórmula molecular será C4H10, mientras que su fórmula empírica sería C2H5. Otro concepto muy importante en las fórmulas de los compuestos, es su composición porcentual, es decir, el % que corresponde a cada elemento del compuesto, hallándose:

31 Hallar la fórmula empírica y molecular de un compuesto
Las relaciones existentes en las fórmulas de los compuestos se corresponden con las relaciones molares, por lo que los cálculos estarán basados en calcular los moles de cada elemento dentro de la fórmula. Hay dos métodos: A partir de su composición porcentual o la masa de cada elemento en el compuesto: Si nos dan como dato la composición porcentual de cada elemento, suponemos que tenemos 100 g del compuesto inicial, pasando los % a gramos de elemento. En el caso de que no nos den % sino directamente masa de los elementos del compuesto se empezará por el siguiente paso. 2. Una vez obtenida la masa de los diferentes elementos, calcula los moles de éstos, dividiendo por su masa atómica. 3. Ya tenemos nuestra primera relación de moles en la fórmula. Como debemos obtener números enteros sencillos, divide todos los números de moles por el más pequeño. En caso de no obtener aún números enteros multiplica por el factor necesario. Así habrás obtenido la fórmula empírica. 4. Para obtener la fórmula molecular debes comparar la masa de la fórmula empírica, con la masa de la fórmula molecular, ya que esta debe ser n veces la anterior. Multiplica la fórmula empírica por n y obtendrás la molecular.

32 Ejemplo El butano es un hidrocarburo que tiene un 82,76%de carbono y el resto es hidrógeno. Determina su fórmula molecular, sabiendo que la masa molar es de 58g/mol. Supongo que tengo 100 g del hidrocarburo inicialmente, pasando los % a gramos. A continuación, hallo el número de moles de átomos de cada uno de los elementos: Así establezco que la fórmula del compuesto es tipo: Pero los subíndices deben ser números enteros sencillos, por lo que para hallarlos divido por el número más pequeño:

33 Al no obtenerse números enteros sencillos, multiplicamos ambos subíndices por el mínimo
factor para lograrlo, en este caso, por 2, hallando así la fórmula empírica: Por último, para hallar la fórmula molecular, divido la masa molar del compuesto entre la masa molar de la fórmula empírica, obteniendo el factor por el que debo multiplicar ésta para obtener la fórmula final:

34 b) A partir de la combustión del compuesto (en el caso de orgánicos):
Los hidrocarburos son compuestos formados exclusivamente por carbono e hidrógeno. Su fórmula general es de CXHY. La combustión es una reacción con oxígeno molecular, O2. En las combustiones de los hidrocarburos siempre se obtiene como productos dióxido de carbono y agua, según la reacción general: Fíjate: todo el carbono del hidrocarburo pasa a formar parte del dióxido de carbono, y todo el hidrógeno pasa al agua formada. En eso nos basaremos en los cálculos. Lo primero que haremos será hallar la masa de carbono que hay en el CO2 obtenido (regla de tres) y la masa de hidrógeno que hay en el H2O. Luego, una vez obtenidas las masas ya se sigue como en el caso a) anteriormente visto.

35 Ejemplo En la combustión de un hidrocarburo de masa molar aproximada de 78 g/mol, se producen 17,347 g de dióxido de carbono y 3,556 g de agua. Formule dicho compuesto. Toda combustión de un hidrocarburo dan como productos el dióxido de carbono y el agua, de acuerdo con la reacción general: Como se puede observar, todo el carbono del hidrocarburo pasa a formar parte del dióxido de carbono y todo el hidrógeno del agua, por lo que hallamos las masas de estos dos elementos en el hidrocarburo inicial para poder hallar su fórmula: Relaciones entre las masas del elemento en el compuesto en cada una de las fórmulas.

36 Una vez halladas las masas en el hidrocarburo, hallamos el número de moles de cada uno de
los elementos dividiendo por su masa atómica, obteniendo la relación numérica más sencilla de la fórmula empírica dividiendo por el factor más pequeño: Por último, hallamos la fórmula molecular del compuesto dividiendo la masa molar de la empírica entre la masa molar del compuesto: