LA MATERIA.

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1 LA MATERIA

2 Propiedades físicas no definidas
CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA MATERIA Separación Cambio físico SUSTANCIAS PURAS Propiedades físicas definidas MEZCLAS Propiedades físicas no definidas Descomposición Cambio Químico ELEMENTO (sustancia simple) COMPUESTO HOMOGÉNEAS Composición uniforme HETEROGÉNEAS Composición no uniforme

3 LOS TRES ESTADOS DE AGREGACIÓN: TEORÍA CINÉTICO-MOLECULAR
Las partículas que constituyen la materia se atraen entre sí por fuerzas de tipo eléctrico SOLIDO LIQUIDO GAS Las partículas están unidas por fuerzas muy intensas que no les permiten dejar sus posiciones fijas. Solo pueden vibrar ligeramente Las fuerzas entre partículas son más débiles que en el sólido, por lo que pueden moverse con mayor facilidad Las partículas están muy separadas unas de otras y se mueven a gran velocidad. Las fuerzas de atracción son casi nulas

4 + CAMBIOS FÍSICOS Y QUÍMICOS Cambio químico Cambios físicos
 Cambios físicos son aquellos en los que no se altera la identidad de las sustancias que lo experimentan Ejemplo: Al disolver sacarosa en agua, las partículas de azúcar mantienen su capacidad edulcorante. Aunque cambian su estado de agregación, conservan su identidad  Cambios químicos son aquellos en los que se altera la identidad de las sustancias que lo experimentan SACAROSA (Azúcar de caña) Si calentamos fuertemente la sacarosa, se transforma en un sólido negro e insípido y se desprende vapor de agua Cambio químico Los cambios químicos son más profundos que los físicos, y no es posible valerse de manipulaciones físicas como la filtración, destilación, cromatografía, … para recuperar la sacarosa + CARBONO AGUA

5 SEPARACIÓN DE COMPONENTES DE UNA DISOLUCIÓN.
DESTILACIÓN El agua del grifo es una disolución de varias sustancias en agua   Un método para purificar el agua es la destilación.  Durante la destilación, el líquido se calienta hasta que hierve. El vapor desprendido se condensa después a líquido nuevamente Destilación = evaporación + condensación Los componentes del petróleo se separan en las refinerías mediante destilación fraccionada. Cada mezcla requiere una técnica de separación diferente: filtración, decantación, destilación, cromatografía, etc. en función del tipo de mezcla: homogénea o heterogénea, y de las propiedades de las sustancias que forman la mezcla.

6 COMPUESTOS Y ELEMENTOS
 Compuesto o sustancia compuesta Es aquella sustancia pura que puede descomponerse en otras más sencillas por medio de cambios químicos. Ejemplo: la sacarosa, el agua, ...  Sustancia simple (Elemento) Es aquella sustancia pura que no puede descomponerse en otras más sencillas, ni siquiera utilizando cambios químicos. Ejemplo: el hidrógeno, el oxígeno, ... Oxígeno Hidrógeno PILA Al hacer pasar una corriente eléctrica a través del agua, ésta se descompone en dos gases: hidrógeno y oxígeno. El agua ha perdido su identidad (cambio químico)

7 Leyes ponderales ( I ) Reacciones químicas
 Ley de conservación de la masa  Cuando una vela arde en un contenedor herméticamente cerrado, no se produce ningún cambio detectable en la masa  El fiel de la balanza, permanece en el mismo lugar, antes y después de la reacción Durante un cambio químico no se produce ningún cambio detectable en la masa total

8 + + + Leyes ponderales ( II ) Reacciones químicas 10,0 g Cu 5,06 g S
 Ley de las proporciones definidas  En 1799 J. L. Proust probó que cuando varios elementos se combinan entre sí para formar un compuesto determinado, siempre lo hacen en una relación de masa definida  Diferentes muestras de un compuesto puro siempre contienen los mismos elementos en la misma proporción 10,0 g Cu + 5,06 g S 15,06 g CuS 10,0 g Cu 7,06 g S + 15,06 g CuS 2,00 g S 20,0 g Cu 10,0 g Cu + 5,06 g S 15,06 g CuS

9 El reactivo en exceso queda sin reaccionar
Leyes ponderales ( II )  Cuando el cobre y el azufre reaccionan para dar CuS siempre lo hacen en esta proporción 10,0 g de Cu por cada 5,06 g de S. 10,0 g Cu + 5,06 g S 15,06 g CuS El reactivo en exceso queda sin reaccionar 10,0 g Cu 7,06 g S + 15,06 g CuS 2,00 g S 20,0 g Cu 10,0 g Cu + 5,06 g S 15,06 g CuS

10 LA TEORÍA ATÓMICA DE DALTON
 Para explicar las leyes ponderales, J Dalton, en 1803, hizo una serie de suposiciones que se conocen como la teoría atómica de Dalton 1 Los elementos químicos están formados por partículas muy pequeñas e indivisibles llamadas átomos 2 Todos los átomos de un elemento químico dado son idénticos en su masa y demás propiedades 3 Los átomos de diferentes elementos químicos son distintos, en particular sus masas son diferentes 4 Los átomos son indestructibles y retienen su identidad en los cambios químicos 5 Los compuestos se forman cuando átomos de diferentes elementos químicos se combinan entre sí, en una relación de números sencilla, formando entidades definidas (hoy llamadas moléculas)

11 Explicación de la ley de las proporciones definidas según Dalton
 Dado que una muestra de un compuesto está formada por un conjunto de moléculas iguales, la proporción en masa de sus elementos en la muestra, es la misma que una molécula individual cualquiera del compuesto, es decir, fija Átomos del elemento 1 Átomos del elemento 2 Mezcla de los elementos 1 y 2 Compuesto de los elementos 1 y 2 ( a ) ( b ) ( c )  Las mezclas ( b ) no implican las interacciones íntimas entre átomos que se encuentran en los compuestos ( c )

12 Dalton, pudo explicar entre otras, la ley de la conservación de la masa y la ley de las proporciones definidas. Si la sustancia fuera otra, estaría formada por otro tipo de átomos o estos estarían en otra proporción, lo que explica que la proporción en masa fuera distinta para cada sustancia.

13 Ley de los volúmenes de combinación de Gay-Lussac
Reacciones químicas Según la ley de los volúmenes de combinación o de Gay-Lussac, en la que intervienen gases, los volúmenes de las sustancias que reaccionan y los volúmenes de las que se obtienen de la reacción están en una relación de números enteros sencillos, siempre y cuando todos ellos estén a la misma presión y la temperatura.

14 Ley de los volúmenes de combinación de Gay-Lussac
La Teoría Atómica de Dalton no podía explicar la ley de los volúmenes de combinación encontrada por Gay-Lussac.

15 + HIPÓTESIS DE AVOGADRO. CONCEPTO DE MOLÉCULA 1 volumen de O2 O
 El italiano Amedeo Avogadro, consideró que las partículas de algunos elementos gaseosos estaban formadas por dos átomos. A estas agrupaciones de átomos las llamó moléculas  En 1811 interpretó los resultados experimentales de Gay-Lussac, y enunció la llamada “HIPÓTESIS DE AVOGADRO”:  VOLÚMENES IGUALES DE TODOS LOS GASES, SEAN DIFERENTES O NO, MEDIDOS EN LAS MISMAS CONDICIONES DE PRESIÓN Y TEMPERATURA, CONTIENEN EL MISMO NÚMERO DE MOLÉCULAS 1 volumen de O2 + O 2 volúmenes de H2O gaseosa O H 2 volúmenes de H2 H

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18 MOLÉCULAS DIATÓMICAS Cl2 F2 Br2 I2 N2 O2 H2
Elementos comunes que existen como moléculas diatómicas a temperatura ambiente

19 MASAS ATÓMICAS  Se toma como referencia, la masa de un átomo de carbono, a la que se asigna el valor de 12 u (unidades de masa atómica). Así la masa de un átomo de hidrógeno resulta 1 u; y la de un átomo de oxígeno, 16 u Se llama masa atómica de un elemento a la masa de uno de sus átomos medida en unidades de masa atómica (u)  La masa molecular de un compuesto es la masa de una de sus moléculas medida en unidades de masa atómica (u) 

20 Concepto de mol Un mol de una sustancia es la cantidad de esa sustancia que contiene 6, de sus partículas representativas  En un mol de distintas muestras hay el mismo número de partículas (NA)  La masa de un mol será proporcional a la masa de sus partículas representativas 1 mol de carbono de cobre Los átomos de Cu son más pesados que los de C  La masa en gramos de un mol de un elemento o compuesto, es un número igual a su masa atómica o molecular, respectivamente. Si M es la masa atómica (o molecular) del elemento (o compuesto) A : 1 mol de A = M gramos de A Nº de moles = 12 g NA átomos de C

21 Relación entre átomo, molécula y mol
Molécula de ... un elemento un compuesto.  diatómico: H2 , N2 , O2 , F2 , Cl2 , Br2 , I2 monoatómico: las del resto de elementos (cada molécula tiene 2 átomos) (cada molécula tiene 1 átomo) 2 átomos de aluminio 3 átomos de azufre 12 átomos de oxígeno Por ejemplo: Al2(SO4)3  1 mol de átomos de Cu es 1 át-g de Cu. En 1 mol hay 6, átomos de Cu  En 1 mol de átomos de Cu hay 63,55 g de Cu  En 1 mol de moléculas de Al2(SO4)3 hay 2 . 6, átomos de aluminio 3 . 6, átomos de azufre 12 . 6, átomos de oxígeno  En 1 mol de moléculas de Al2(SO4)3 hay 342,17 g de sustancia 

22 A veces ambas fórmulas coinciden
FÓRMULA EMPÍRICA Y MOLECULAR Las fórmulas moleculares indican el tipo y el número real de átomos que forman la molécula de una sustancia  Fórmula molecular y representación de algunas moléculas sencillas O C CO2 O H H2O C O CO O H H2O2 O O2 O O3 Las fórmulas que indican solamente el número relativo de átomos de cada tipo presente en una molécula se llaman fórmulas empíricas. Sus subíndices son siempre los números enteros más bajos posibles  A veces ambas fórmulas coinciden 

23  Actividad de ampliación
Las hipótesis de Avogadro han permitido: Explicar la ley de los volúmenes de combinación de Gay-Lussac Establecer fórmulas de compuestos Calcular las masas atómicas relativas  Actividad de ampliación La fórmula del monóxido de dinitrógeno es N2O. Indicar la proporción en volumen en que se deben combinar el gas N2 y el gas O2 en la formación de dicho compuesto. Un sistema utilizado frecuentemente para obtener hidrógeno a gran escala en una planta portátil exige la siguiente reacción en fase gaseosa: 1 volumen de alcohol tratado con 1 volumen de vapor de agua produce 1 volumen de dióxido de carbono y 3 volúmenes de gas hidrógeno. Deducir la fórmula molecular del alcohol. En las mismas condiciones de presión y temperatura un volumen V de oxígeno tiene una masa 16 veces superior a la del mismo volumen de hidrógeno. ¿Qué relación hay entre las masas atómicas de estos elementos?