TEORÍA ATÓMICALEYES COMBINACIÓN QUÍMICA

TEORÍA ATÓMICALEYES COMBINACIÓN QUÍMICA

Física y química 1º BachilleratoFísica y química 1º Bachillerato

• Compuesto: sustancia formada por la unión de átomos diferentes

• Elemento: sustancia formada por átomos iguales

OxígenoHidrógeno

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)

Es aquella sustancia pura que puede descomponerse en otras más sencillas por medio de cambios químicos. Ejemplo: la sacarosa, el agua, ...

Es aquella sustancia pura que no puede descomponerse en otras más sencillas, ni siquiera utilizando cambios químicos. Ejemplo: el hidrógeno, el oxígeno, ...

• Mezcla

• Mezcla heterogénea

• Mezcla homogénea

Consta de dos o más sustancias físicamente unidas

Es aquella cuyos componentes se observan a simple vista o con ayuda de un microscopio óptico

Tienen una composición no uniforme

Tiene una composición uniforme, incluso si se observa al microscopio

Ejemplos: el granito, la sangre, ...

Es aquella cuyos elementos no pueden distinguirse ni siquiera con ayuda de un microscopio óptico

La proporción de sus distintos componentes, puede variar de forma arbitraria

DISOLUCIONESDISOLUCIONES

• Una disolución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias cuya composición es variable

• Se llama disolvente o medio dispersante al componente que no cambia de estado al formarse la disolución.

Si tras la disolución todos los componentes mantienen su estado físico, el disolvente es el que se encuentra en mayor proporción

•

• El resto de componentes se llaman solutos o sustancias dispersas

• Las disoluciones más comunes son las acuosas (su disolvente es el agua)

TIPOS COMUNES DE DISOLUCIONES

Estado de ladisolución

Disolvente Soluto Ejemplo

GasLíquidoLíquidoLíquidoSólido

GasLíquidoLíquidoLíquidoSólido

GasGas

LíquidoSólidoSólido

AireCava

VinagreAgua de mar

Latón

LEYES PONDERALES LEYES PONDERALES

Durante un cambio químico no se produce ningún cambio detectable en la masa total

• El fiel de la balanza, permanece en el mismo lugar, antes y después de la reacción

• Cuando una vela arde en un contenedor herméticamente cerrado, no se produce ningún cambio detectable en la masa

"En toda reacción química la suma de las masas de las sustancias reaccionantes es igual a la suma de las masas de los productos resultandes de la reacción."

• LAVOISIER: Ley de conservación de la masa

La consecuencia más importante de la ley de conservación de la masa es la necesidad de AJUSTAR LAS ECUACIONES QUÍMICAS para que realmente reflejen lo que ocurre en la reacción.La ecuación química ha de estar ajustada, es decir, tener el mismo número de átomos de cada elemento en los reactivos y en los productos.

• Ley de las proporciones definidas

• Diferentes muestras de un compuesto puro siempre contienen los mismos elementos en la misma proporción

10,0 g Cu

10,0 g Cu

20,0 g Cu

5,06 g S

7,06 g S

• 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

+

+

+

15,06 g CuS

2,00 g S15,06 g CuS

10,0 g Cu5,06 g S 15,06 g CuS

"Cuando varios elementos se unen para formar una sustancia determinada lo hacen siempre en una relación ponderal constante, independientemente del proceso seguido para su formación".

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)

LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES . Dalton "Cuando se combinan dos elementos y de su unión pueden resultar varios compuestos distintos, se cumple que una cantidad constante de uno de ellos se une con cantidades variables del otro que forman entre sí una relación de números sencillos".

EXPLICACIÓN DE LA LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS SEGÚN DALTON

( c )( b )( a )

Átomos del elemento 1

Mezcla de los elementos 1 y 2

Compuesto de los elementos 1 y 2

• Las mezclas ( b ) no implican las interacciones íntimas entre átomos que se encuentran en los compuestos ( c )

• 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

Atomos del elemento 2

HIPÓTESIS DE AVOGADRO. HIPÓTESIS DE AVOGADRO.

• El italiano Amadeo 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 gases diferentes, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas

2 volúmenes de H2O gaseosa

OH H

2 volúmenes de H2

HH HH

1 volumen de O2

+

O O+

MOLÉCULAS DIATÓMICAS

Cl2

F2

Br2

I2

N2 O2

H2

Elementos comunes que existen como moléculas diatómicas a temperatura ambiente

MASAS ATÓMICASMASAS 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). Corresponde a la suma de la masa de sus átomos.

•

Masa atómica es la doceava parte de la masa del carbono doce

Al 2(CO3) 3 Al=27umasC=12 umasO=16 umas luego M =27x2+(12+(16x3))x3=100 umasHCl : H=1 uma Cl=35,5 umas luego M=1+35,5=36,5 umasH2SO4 : H=1 uma S=32 umas O=16 umas luego M=(1x2) +32 +(16x4)=98 umas

FÓRMULA EMPÍRICA Y MOLECULARFÓRMULA EMPÍRICA Y MOLECULAR

Fórmula molecular y representación de algunas moléculas sencillas

O

H HH2O

O

OHH

H2O2

O OCCO2

O OO2

OO

O

O3

C OCO

Las fórmulas moleculares indican el tipo y el número real de átomos que forman la molécula de una sustancia

•

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•

TIPOS DE FÓRMULAS: -FÓRMULA EMPÍRICA solo indica el tipo de elementos que forman la molécula con su símbolo y la proporción en que se encuentran pero no su número exacto.

-FÓRMULA MOLECULAR indica el tipo de elementos que forman la molécula con su símbolo y su número exacto.

-FÓRMULA ESTRUCTURAL indica el tipo de elementos que forman la molécula con su símbolo , su número exacto y los enlaces que hay .

Por ejemplo para el etano su fórmula estructural resumida es CH3-CH3 , su fórmula molecular es C2H6 y su fórmula empírica es (CH3)n

En una molécula, formada por distintos átomos no todos contribuyen igual a la masa total de la molécula, por ejemplo en el ácido clorhídrico( HCl) el átomo de cloro (35,5 umas) contribuye más a la masa molecular (36,5 umas) que el hidrógeno (1 uma). Estas contribuciones se pueden expresar en forma de % y es lo que se llama COMPOSICIÓN CENTESIMAL de una molécula.

100M

nMe=E% .

. Me=masa del elemento n=subíndice del elemento en la fórmulaM=masa molecular o peso fórmula.

En el HCl queda: 74,21005,36

1 ==H 26,971005,36

5,35 ==Cl

APLICACIÓN AL CÁLCULO DE LAS FÓRMULAS EMPÍRICA Y MOLECULARAPLICACIÓN AL CÁLCULO DE LAS

FÓRMULAS EMPÍRICA Y MOLECULAR

El análisis de cierto compuesto revela que su composición en masa es 30,435 % de N y 69,565 % de O. Si la masa molecular del compuesto es 92, hallar su fórmula empírica y su fórmula molecular.

DATO: masas atómicas relativas N = 14u ; O = 16u

a) Cálculo de la fórmula empírica

b) Cálculo de la fórmula molecular

La fórmula molecular será un múltiplo de la empírica: (NO2)n

n . (14 + 2 . 16) = 92 ⇒ n = 2 luego la fórmula molecular es N2O4

ElementoMasa

relativa delelemento

Masaatómica

(M)

Nº relativo de átomos(se divide la masa por m)

Relación más sencilla(se divide por el menor)

Fórmulaempírica

Nitrógeno 30,435 1430,435

14 = 2,1742,1742,174 = 1

Oxígeno 69,565 1669,565

16 = 4,3484,3482,174 = 2

NO2

Si los resultados no fueran redondeables se multiplican TODOS por dos o por 3