TEMA 2. ESTRUCTURA DE LA MATERIA. GUIÓN DEL TEMA 1. LEYES PONDERALES. 1.1. LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA O LEY DE LAVOISIER. 1.2. LEY DE LAS PROPORCIONES.

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1 TEMA 2. ESTRUCTURA DE LA MATERIA

2 GUIÓN DEL TEMA 1. LEYES PONDERALES. 1.1. LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA O LEY DE LAVOISIER. 1.2. LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS O LEY DE PROUST. 1.3. LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES O LEY DE DALTON. 2. TEORÍA ATÓMICA DE DALTON. 3. LEY DE LOS VOLÚMENES DE COMBINACIÓN O LEY DE GAY-LUSSAC. 4. HIPÓTESIS DE AVOGADRO. 5. MASAS ATÓMICAS Y MOLECULARES. 6. EL MOL.

3 1. LEYES PONDERALES. Una reacción química es una transformación de una o varias sustancias, presentes inicialmente, llamadas sustancias reaccionantes o reactivos, en otras de naturaleza diferente, llamadas productos. Las leyes ponderales (referentes al peso) recogen una serie de resultados experimentales sobre las cantidades de sustancias que participan en las reacciones químicas, y que condujo a Dalton, a su teoría atómica de la materia.

4 1.1. LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA O LEY DE LAVOISIER. Lavoisier en 1789, publica la ley de conservación de la masa en las reacciones químicas, después de haberla comprobado experimentalmente. ”En las reacciones químicas, las suma de los reactivos es igual a la suma de los productos”. La ley se cumple en la mayoría de las reacciones químicas, sin embargo, no ocurre así en las reacciones nucleares en las que se observa una transformación de masa en energía.

5 1.1. LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA O LEY DE LAVOISIER. EJERCICIO 1. Cuando se oxida un trozo de hierro pesa más después de la oxidación que antes. ¿Se trata de una excepción a la ley de conservación de la masa? Indica una posible explicación y cómo se podría comprobar. EJERCICIO 2. Calentamos 25,62 g de óxido de mercurio (II) y obtenemos 23,73 g de mercurio y gas oxígeno. ¿Qué masa de oxígeno se obtiene?

6 1.2. LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS O LEY DE PROUST. Fue comprobada en 1801 por Proust. “En un compuesto químico, la proporción en la que se encuentran los elementos es constante, independientemente de la forma en la que se haya obtenido”. Actualmente, se conocen compuestos químicos que no la cumplen. Se conocen como compuestos no estequiométricos o bertólidos (Berthollet criticó a Proust). Esto se debe a defectos en sus estructuras cristalinas.

7 1.2. LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS O LEY DE PROUST. Por ejemplo, si preparamos sulfuro de hierro (II), se necesita aproximadamente una proporción de 7 g de hierro por cada 4 g de azufre. Podemos expresarlo así: Si hacemos reaccionar una proporción diferente a ésta, sobraría el componente que se encuentre en exceso.

8 1.2. LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS O LEY DE PROUST. EJERCICIO 3. Se hacen reaccionar 28 g de hierro con 28 g de azufre. ¿Cuántos gramos de cada elemento reaccionan? ¿Qué sustancia está en exceso? ¿Cuántos gramos de sulfuro de hierro (II) se obtienen? EJERCICIO 4. Mirando el ejercicio 2, indica la cantidad de óxido de mercurio (II) que se necesita para obtener 20 g de mercurio. EJERCICIO 5. Tenemos 10 g de cloruro de plata puro y los analizamos. Se observan 2,476 g de cloro y 7,524 g de plata. A continuación, hacemos reaccionar la plata de una moneda de 4,836 g, obteniendo 1,146 g de cloruro de plata. Calcula el porcentaje de plata de la moneda.

9 1.3. LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES O LEY DE DALTON Dalton la enunció en 1803. “Las diferentes cantidades de un determinado elemento que se combinan con una misma cantidad de otro elemento, para formar distintos compuestos, están en una relación de números enteros sencillos”. EJEMPLO. Un óxido de níquel tiene un 21,4 % de O y un 78,6 % de Ni. Otro óxido diferente tiene un 29 % de O y un 71 % de Ni.

10 1.3. LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES O LEY DE PROUST. Óxido A: Óxido B: Como se puede comprobar las diferentes cantidades de Ni que se combinan con la misma cantidad de oxígeno (1 g) en compuestos distintos están en una relación de 2:3.

11 1.3. LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES O LEY DE PROUST. EJERCICIO 6. Dos óxidos de cobre contienen un 79,884% y un 88,817% de dicho elemento, respectivamente. Justifica que esos dos compuestos cumplen la ley de las proporciones múltiples.

12 2. TEORÍA ATÓMICA DE DALTON. Dalton en 1808 publicó la teoría atómica que permitía explicar por qué las leyes ponderales se cumplían. Sus ideas principales son: - Los elementos están formados por átomos, partículas indivisibles e inalterables. - Los átomos de un mismo elemento tienen propiedades y masa iguales, y diferentes de los de otros elementos. - Los compuestos se forman por la unión de átomos de diferentes elementos.

13 3. LEY DE LOS VOLÚMENES DE COMBINACIÓN O LEY DE GAY-LUSSAC. “Los volúmenes de los gases que intervienen en una reacción química (en las mismas condiciones de P y T) están en una relación de números enteros sencillos” Veamos alguno de los resultados obtenidos por Gay- Lussac:

14 3. LEY DE LOS VOLÚMENES DE COMBINACIÓN O LEY DE GAY-LUSSAC.

15 La teoría atómica de Dalton no podía explicar este resultado. Según la teoría cinética, las partículas de gas son demasiado pequeñas comparadas con el espacio vacío entre ellas, por lo que el volumen ocupado no depende del tamaño de las partículas, sino del número de partículas de gas. La solución al problema vino de la mano de Amedeo Avogadro, quien propuso algo muy interesante sobre las partículas de los gases.

16 4. HIPÓTESIS DE AVOGADRO. “Volúmenes iguales de diferentes gases, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de partículas (moléculas)” La novedad consiste en considerar que una molécula de gas puede estar formada por más de un átomo. Así, indicó que los gases elementales como el hidrógeno, oxígeno, nitrógeno, flúor, cloro, bromo y yodo estaban formados por moléculas diatómicas. Veamos nuestro ejemplo anterior. Si las moléculas no fuesen diatómicas ocurriría esto:

17 4. HIPÓTESIS DE AVOGADRO.

18 Como ya indicamos en su momento, Gay-Lussac demostró experimentalmente que se obtenían 2 volúmenes de HCl y no uno. Pero si suponemos que las moléculas de los gases elementales son diatómicas, ocurrirá lo siguiente:

19 4. HIPÓTESIS DE AVOGADRO.

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21 5. MASAS ATÓMICAS Y MOLECULARES. Se toma como unidad de masa atómica (u) la doceava parte de un átomo de carbono-12. Su equivalencia es 1 u = 1,66 ·10 -24 g La masa atómica relativa de un elemento está expresada referida a dicha unidad de masa atómica. Es la masa promedio de los diferentes isótopos del elemento. La masa molecular se obtiene sumando las diferentes masas atómicas de los elementos que forman el compuesto.

22 5. MASAS ATÓMICAS Y MOLECULARES.

23 6. EL MOL. Es la unidad del SI, para medir cantidades de sustancia. Es la cantidad de sustancia formada por 6,022·10 23 unidades elementales (moléculas, átomos, electrones, …) de dicha sustancia. Este número se conoce como número de Avogadro. La masa de un mol en gramos coincide en número con la de la masa molecular relativa, en u. Ejemplo: 1 mol de H 2 O = 18 g de H 2 O

24 6. EL MOL.

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