La materia 1bach

LA MATERIA (I)

FÍSICA Y QUÍMICA 1º BACHILLERATO

Concepción Daza Santos

LA MATERIA (I)

1. Leyes ponderales de las reacciones químicas- Ley de conservación de la masa o ley de Lavoisier- Ley de las proporciones definidas o ley de Proust.- Ley de las proporciones múltiples o ley de Dalton2. Teoría atómica de Dalton. Limitación de la teoría atómica.3. Leyes volumétricas.- Ley de los volúmenes de combinación o ley de Gay-Lussac. - Principio de Avogadro.4. Masa atómica y masa molecular. Concepto de mol. Masa molar.

5. Estado gaseoso.-Leyes de los gases. Ecuación de estado y volumen molar.- Mezcla de gases. Presión parcial de un gas.- Teoría cinético-molecular de los gases.

LA MATERIA (I)

LA MATERIA (II)

1. Disoluciones-Clasificación.-Formas de expresar la concentración de una disolución: molaridad, molalidad, fracción molar.-Solubilidad2. Propiedades coligativas de las disoluciones.-Presión de vapor. Ley de Raoult.-Aumento ebulloscópico y descenso crioscópico.-Presión osmótica.

1. Leyes ponderales de las reacciones químicas

Carácter experimental

miden cuantitativamente la cantidad de materia que interviene en ellas

Finales del siglo XVIII, momento en el que comienza el desarrollo de la química, que hasta entonces no había

alcanzado el nivel que la física al no disponer de la instrumentación adecuada.

¿Cuándo?

Ley de la conservación de la masa o Ley de Lavoisier

• Los ensayos preliminares hechos por Robert Boyle en 1673 parecían indicar lo contrario: la pesada meticulosa de varios metales antes y después de su oxidación mostraba un notable aumento de peso. Pero estos experimentos se llevaban a cabo en recipientes abiertos.

• Lavoisier en 1773 al calentar un metal (estaño o plomo) con una cierta cantidad de aire en un recipiente cerrado, pudo comprobar que la masa del conjunto (recipiente, metal calcinado y aire) pesaba lo mismo que antes de producirse la calcinación (reacción), y en 1774 enunció lo que se considera la primera ley de la Química: En una reacción química la suma de la masa de los reactivos es igual a la suma de la masa de los productos.

• Según Lavoisier, la reacción del cobre con el azufre para originar sulfuro de cobre (II), se puede traducir como Cu + S → CuS , resultando que 4,00 g de Cu reaccionan con 2,02 g de S y producen 6,02 g de CuS.

• En su aporte al conocimiento científico Lavoisier diferenció compuestos químicos de elementos químicos y además contribuyó a la formulación de un tratado sobre nomenclatura química.

Ley de la conservación de la masa o Ley de Lavoisier

Ley de las proporciones definidas o Ley de Proust.

• Proust, trabajando con carbonato de cobre (II) comprobó que contenía 5,3 partes de cobre, 1 parte de carbono y 4 partes de oxígeno. Y esto era siempre así, independientemente de cómo se hubiera obtenido la sustancia.

• Comprobada en 1788 y publicada en 1806, dice que “Cuando se combinan dos o más elementos para dar un determinado compuesto siempre lo hacen en una relación de masas constantes”.

• Lo que está diciendo es que siempre va a haber un porcentaje igual de cada uno de aquellos elementos, sin importar si solo se combinan 10g o 100 g para formar el compuesto.

Ley de las proporciones definidas o Ley de Proust.

Aplicación: El cloro y el sodio se combinan para dar cloruro de sodio en la siguiente relación: 71 g de cloro y 46 g de sodio. Calcula:a) La cantidad necesaria de sodio para que se combine totalmente con 30 g de cloro.b) La cantidad de cloruro de sodio que se formará al mezclar 50 g de cloro con 80 de sodio. *Proust desarrolló su trabajo en España, a salvo de los avatares de la Revolución Francesa y en Madrid el rey Carlos IV le hizo construir un laboratorio dotado con los mejores medios de la época que estuvo funcionando desde 1791 hasta 1808, año en que fue destruido a causa de las revueltas contra el ejército francés. Pincha para saber más

http://www.biografiasyvidas.com/biografia/p/proust_joseph_louis.htm

Ley de las proporciones múltiples o Ley de Dalton

• Puede ocurrir que dos elementos se combinen entre sí para dar lugar a varios compuestos (en vez de uno solo, caso que contempla la ley de Proust). Dalton en 1808 concluyó que:

• “Los pesos de uno de los elementos combinados con un mismo peso del otro guardan entren sí una relación, expresable generalmente por medio de números enteros sencillos”.

Ley de las proporciones múltiples o Ley de Dalton

Actividad de aplicación: El cobre reacciona con el cloro para formar dos compuestos diferentes. El compuesto 1 contiene 64.20g de cobre y 35.80g de cloro. El compuesto 2 contiene 47.27g de cobre y 52.73g de cloro. ¿Cuál es la relación de masa de cobre a la masa de cloro para cada compuesto e indique si se cumple ley de las proporciones múltiples.

Solución: - En el compuesto 1 la masa de cobre por gramo de cloro es 1.793g de cloro- En el compuesto 2 la masa de cobre por gramo de cloro es 0.896Entonces dividimos la razón de masa del compuesto 1 entre la razón de masa del compuesto 2 y obtenemos que la primera es el doble de la segunda. ¿Qué quiere decir esto? las masas de cobre en los dos compuestos se combinan con una masa fija de cloro en una relación 2:1 por lo tanto sí se cumple la ley de las proporciones múltiples en este caso.

2. Teoría atómica de DaltonPasamos a enunciar los postulados de esta teoría, publicada en 1808:1. La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que

son indivisibles y no se pueden destruir.2. Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen su propio

peso y cualidades propias. Los átomos de los diferentes elementos tienen pesos diferentes.

3. Los átomos permanecen sin división, aun cuando se combinen en las reacciones químicas.

4. Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones simples.

5. Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto.

6. Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos distintos.

Limitaciones de la teoría atómica de Dalton

• Esta teoría surgió por la necesidad de un modelo teórico que explique el comportamiento químico de la materia descrito por las leyes ponderales.

• Pero tenía algunas limitaciones, ya que no se disponía aún de las herramientas e instrumentos necesarios para un estudio experimental más profundo.

1. Dalton dijo que la materia estaba formada por átomos, es decir, por partículas indivisibles e inalterables. Pero al descubrirse la existencia de las partículas subatómicas, se comprobó que el átomo no era indivisible

Limitaciones de la teoría atómica de Dalton

2. Otro error de la teoría de Dalton fue al considerar que si de la combinación de dos elementos sólo podía obtenerse un compuesto, la relación de sus átomos debía ser 1:1. Así, supuso que la molécula de agua estaba formada por un átomo de hidrógeno y uno de oxígeno:

3. Leyes volumétricas.

1. Ley de los volúmenes de combinación o ley de Gay-Lussac.

Hacen referencia a los volúmenes de las sustancias gaseosas que intervienen en una reacción química

Al descomponer eléctricamente el agua, Gay- Lussac observó que por cada volumen de oxígeno se obtenían dos volúmenes de hidrógeno.

• Esta relación sencilla entre los volúmenes de estos cuerpos gaseosos reaccionantes no era un caso fortuito pues GAY-LUSSAC mostró que se cumplía en todas las reacciones en que intervienen gases tal como muestran los esquemas siguientes:


“En cualquier reacción química los volúmenes de todas las sustancias gaseosas que intervienen en la misma, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, están en una relación de números enteros sencillos.”

• Pero, ¿Cómo interpretar estos datos experimentales desde el punto de vista de la teoría atómica?

• En 1811 Amadeo Avogadro dio la clave, aunque hubo que esperar 50 años a que Stanislao Cannizaro la demostrara y elevara esta hipótesis a rango de ley.


• Podemos utilizar diversos gases para llenar los neumáticos de nuestros coches o más interesante aún para llenar globos aerostáticos.

• Ahora ya sabemos que para llenar un globo es mejor usar un gas que tenga sus moléculas muy pequeñas. De esa manera conseguimos presión sin que el gas pese mucho.

• El gas que mejor cumple esas condiciones es el hidrógeno pero tiene el grave problema que forma una mezcla explosiva con el oxígeno del aire. Se abandonó su uso con los primeros graves accidentes que provocó.

• El gas que utilizamos cuando el precio no es un grave problema es el helio. El Helio tiene moléculas que pesan el doble de las del hidrógeno pero 7 veces menos que las del aire.

• Hoy en día nadie duda de que la presión se logra con muchas moléculas aunque sean ligeras en vez de con pocas moléculas pesadas. Pero no siempre fue así.


2. Ley de Avogadro (también Hipótesis de Avogadro o Principio de Avogadro)• "Volúmenes iguales de distintas sustancias gaseosas,

medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de partículas"

• Por partículas debemos entender aquí moléculas, ya sean éstas poliatómicas (formadas por varios átomos, como O2, CO2 o NH3) o monoatómicas (formadas por un solo átomo, como He, Ne o Ar).



• Según Dalton y sus moléculas sencillas:

Cl + H → HClEn el primer miembro tenemos 2 partículas y por lo tanto debe haber 2 unidades de volumen y en el segundo miembro 1 partícula y por tanto 1 unidad de volumen.

• Según las medidas de Gay Lussac:

1 de cloro + 1 de hidrógeno → 2 de cloruro de hidrógeno

Esta hipótesis, aunque parece razonable, no fue aceptada por la comunidad científica.

• Contradicción: O bien la hipótesis de Avogadro es falsa, o bien las moléculas sencillas de Dalton son erróneas.

• Unos pocos científicos apostaron por la que a la larga iba a demostrarse correcta. Avogadro, Gay-Lussac, Ampère indicaron que las moléculas de las sustancias podrían no ser tan sencillas como había propuesto Dalton. Indicaron nuevas fórmulas para las sustancias:



4. La cantidad de sustancia.

4.1. Fórmulas químicas.• Berzelius sugirió que cada elemento tuviese un símbolo que

sirviese para representar tanto a dicho elemento en general como a un átomo de dicho elemento y que consistiría en la inicial de su nombre latino. Si dos o más elementos coincidían en inicial, se podría añadir una de las siguientes letras. Con un subíndice se iniciaría el número de átomos.

4.2. Masas atómicas y moleculares.

Dalton elaboró una primera tabla de masas atómicas que contenía muchos errores, debido a En aquella época no había manera de conocer cuántos átomos de un elemento se combinaban

con un solo átomo del otro elemento. Dalton supuso, equivocadamente, que si de la combinación de dos elementos solo podía

obtenerse un único tipo de compuesto, la relación sería de 1:1. Posteriormente, en 1828 Berzelius publicó una tabla sin demasiados errores, en la que las

masas no eran números enteros.

• Más tarde se eligió como patrón al oxígeno, al que le fue asignado una masa atómica de 16,0000 (al hidrógeno le correspondía una de 1,008)

• La unidad de masa atómica (u) se define como 1/12 de la masa del isótopo de carbono-12.

• Ejemplo: si la masa del sodio decimos que es 23 u, esto significa que un átomo de sodio tiene una masa 23 veces mayor que la doceava parte de la de un isótopo de carbono-12.


4.3. Concepto de mol y masa molar.Las leyes volumétricas de Gay-Lussac y la hipótesis de Avogadro sobre la existencia de moléculas nos conducen al concepto de mol. Los conceptos de molécula y mol son básicos en los cálculos químicos.El concepto de mol que permite relacionar proporciones existentes entre moléculas y átomos con cantidades mensurables de esas sustancias, es decir, relaciona el micromundo con el macromundo.

Mol como la cantidad de sustancia que contiene tantas partículas, átomos, moléculas, etc. como las que hay en 12 g de carbono-12.

A lo largo del s XX se realizaron diversas medidas experimentales que permitieron comprobar que dicho número es 6,02204 10∙ 23

Así, el número de partículas existentes en 1 mol es 6,02204 10∙ 23 y se conoce como número de Avogadro, NA

Masa molar es la masa de un mol de átomos, moléculas, iones, etc de una especie, que se representa por la letra M y se expresa generalmente en g/mol.


4.4. Composición centesimal.La composición centesimal de un compuesto no es más que el porcentaje en masa de un elemento en ese compuesto. Podemos aplicar directamente la fórmula:


100)()(% compuestogmasaelementogmasaelemento

4.5. Determinación de la fórmula empírica y molecular de un compuesto Una aplicación muy importante es el cálculo de la fórmula molecular de un compuesto en el caso de que ésta no se conozca.

Fórmula empírica: aquella que indica la relación más sencilla en que están combinados los átomos de cada uno de los compuestos.

Fórmula molecular: expresa la relación existente entre los números de los diferentes átomos que forman parte de la molécula real de un compuesto.


Ejemplo: El análisis de una muestra de un compuesto puro presenta el siguiente resultado: 52,17% de carbono, 13,04% de hidrógeno y 34,78% de oxígeno. Calcula la fórmula empírica de dicho compuesto puro.Una forma de realizar este ejercicio de forma esquemática y ordenada es completando la siguiente tabla:


Elemento g del elemento en 100g de compuesto

Cantidad en moles (g del elemento/masa atómica)

Relación más sencilla (dividimos la cantidad en moles entre la más pequeña)

Número de átomos del elemento en la fórmula empírica

C 52,17 = 4,35 ≈ 2 2H 13,04 = 13,04 ≈ 6 6O 34,78 = 2,17 = 1 1

• La fórmula empírica es: (C2H6O)n

• Si dispusiésemos de la masa molar del compuesto, que se puede hallar por ejemplo si es un gas a partir de datos de presión, volumen y temperatura, podríamos hallar la fórmula molecular sin más que aplicar:


mpíricamasamolareealmasamolarrn

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