Tema 1: La teoría atómico-molecular de la
materia
1.1. La ciencia y la materia
1.2. Cómo se presenta la materia
1.3. Estudio científico de la materia
1.4. La medida de la cantidad de sustancia
1.5. La fórmula de las sustancias
1.1. La ciencia y la materia
•
Materia
es todo lo que ocupa un lugar en el espacio y tiene
masa.
•
La
física
estudia los cambios que experimenta la materia en
los que no se altera su naturaleza.
•
La
química
estudia la composición de la materia y los
cambios en los que se altera su naturaleza.
•
Propiedades de la materia
:
a) Generales: no dependen del tipo de sustancia: masa, volumen, temperatura, …
•
Densidad:
Es una propiedad que mide la relación entre la masa
y el volumen de una sustancia:
d = m/V
En el Sistema Internacional se mide en kg/m
3.
La
masa
y el
volumen
son propiedades extensivas, es decir,
dependen de la cantidad de sustancia.
1.2. Cómo se presenta la materia
Materia
Sistema heterogéneo
Sistema homogéneo
Disoluciones Sustancias puras
Elementos Compuestos
¿Tiene aspecto homogéneo?
No Sí
¿Se separan las sustancias por métodos físicos?
Sí No
¿Se separan por métodos químicos?
•
Técnicas para separar mezclas:
a) Mezclas heterogéneas:
Separación magnética: Cuando un material de la mezcla es ferromagnético puede separarse mediante un imán. (Limaduras de hierro + arena)
Filtración: Permite separar un sólido de un líquido en el que no está disuelto. (Arena + agua)
Decantación: Se utiliza para separar dos líquidos inmiscibles que tienen distinta densidad. (Agua + aceite)
b) Mezclas homogéneas:
Destilación: Se utiliza para separar dos líquidos con distinto punto de ebullición. (Alcohol + agua)
Cristalización: Permite separar un sólido de un líquido en el que está disuelto. (Sal + agua)
1.3. Estudio científico de la materia
•
Leyes ponderales:
Son un conjunto de leyes acerca de las
masas que intervienen en una reacción química.
a) Ley de conservación de la masa (Lavoisier): En una reacción química la masa de las sustancias de partida (reactivos) es igual a la masa de las sustancias que se obtienen (productos).
b) Ley de las proporciones definidas (Proust): Siempre que dos o más elementos se combinan para formar un mismo compuesto, lo hacen en una proporción en masa constante.
•
Teoría atómica de Dalton:
Surgió en 1803 para explicar las
leyes ponderales. Postulados:
a) Todos los elementos están formados por pequeñas partículas indivisibles e indestructibles llamadas átomos.
b) Todos los átomos de un mismo elemento son iguales en sus propiedades, y distintos de los átomos de cualquier otro elemento.
c) Un compuesto está formado por átomos de distintos elementos que se combinan en una relación de números enteros sencillos.
d) En una reacción química los átomos se recombinan, y así unas sustancias se transforman en otras diferentes.
•
Explicación de las leyes ponderales:
1. Ley de conservación de la masa: En una reacción química los átomos no se crean ni se destruyen, sólo se recombinan, por eso la masa de todos ellos es la misma en los reactivos que en los productos.
2. Ley de las proporciones definidas: Los átomos se combinan en la misma proporción para formar el mismo compuesto, por eso la relación entre sus masas es fija.
•
Leyes volumétricas:
Surgen para estudiar las reacciones
químicas con gases, en las que es más difícil medir su masa.
1. Ley de los volúmenes de combinación (Gay-Lussac): Volúmenes de gases que reaccionan en las mismas condiciones de presión y temperatura guardan una relación de números enteros sencillos.
Ejemplos: Hidrógeno + Oxígeno Agua
2 L 1 L 2 L
Nitrógeno + Hidrógeno Amoníaco
1 L 3 L 2 L
2. Hipótesis de Avogadro: En iguales condiciones de presión y temperatura, volúmenes iguales de gases diferentes contienen el mismo número de partículas.
1.4. La medida de la cantidad de sustancia
•
Masa atómica relativa de un elemento:
Es la masa de un átomo
de dicho elemento en relación a la doceava parte de la masa de
un átomo de carbono-12, el cuál se toma como referencia.
1 unidad de masa atómica (u) = 1/12 (masa de carbono-12) =
1,66·10-
27kg
•
Masa molecular relativa:
La fórmula de un compuesto nos
indica los átomos de cada elemento que forman su molécula.
La masa molecular relativa se obtiene sumando las masas
atómicas de los todos los átomos que intervienen en la
molécula.
•
Concepto de mol:
1 mol es la cantidad de sustancia que hay en
12 g de carbono-12.
1 átomo de carbono-12 tiene una masa de 12 u.
1 mol de carbono-12 tiene una masa de 12 g.
La masa de un átomo o molécula de una sustancia en unidades
de masa atómica pesa numéricamente lo mismo que la masa de
un mol en gramos de dicha sustancia.
Ejemplos:
1 molécula de agua pesa 18 u. 1 mol de agua pesa 18 g.
1 átomo de cromo pesa 24 u. 1 mol de cromo pesa 24 g.
•
Número de Avogadro:
Es el número de partículas que contiene
un mol de cualquier sustancia:
1.5. La fórmula de las sustancias
•
Todos los compuestos químicos se pueden representar
mediante una fórmula. Según la clase de compuesto, la
fórmula puede ser de dos tipos:
a) Fórmula empírica: Mediante símbolos se representan los elementos que forman parte del compuesto, y los subíndices indican la proporción en la que estos elementos se combinan.
b) Fórmula molecular: Los subíndices indican el número de átomos de cada elemento en el compuesto.
•
Composición centesimal
:
Se utiliza para calcular el tanto por
ciento en masa de cada elemento que forma el compuesto.
Ejemplo:
H
2O
Anexo: Formulación y Nomenclatura inorgánicas
•
Concepto de valencia:
La
valencia
de un elemento es la
capacidad que tiene para combinarse con los demás y formar
compuestos químicos. Excepto los gases nobles todos los
elementos del sistema periódico tienen una o más valencias:
A. Óxidos
•
Los óxidos son compuestos binarios que llevan oxígeno
(valencia -2) y otro elemento.
•
Formulación:
Se escribe a la izquierda el símbolo del elemento y a la derecha el del oxígeno. Se intercambian las valencias en forma de subíndices y se simplifican si es posible.•
Nomenclatura:
Utilizaremos dos tipos de nomenclatura para nombrarlos: la sistemática, que utiliza de prefijos (di-, tri-, tetra-,…) que indican el número de átomos de cada elemento en la fórmula, y la de Stock, que utiliza números romanos para indicar la valencia del elemento que acompaña al oxígeno en caso de que tuviera más de una posibles.Fórmula
N. sistemática
N. de Stock
Na
2O
Óxido de disodio
Óxido de sodio
B. Peróxidos
•
Los peróxidos llevan el grupo O
2(valencia -2) junto a otro
elemento.
•
Formulación:
Se escribe el símbolo del elemento a la izquierda y el grupo O2 a la derecha. Se intercambian las valencias en forma de subíndices y se simplifican si es posible.•
Nomenclatura:
Utilizaremos la nomenclatura sistemática y la de Stock.Fórmula
N. sistemática
N. de Stock
Na2O2 Peróxido de disodio Peróxido de sodio
C. Hidruros
•
Los
hidruros
son compuestos binarios que llevan hidrógeno y
otro elemento (metal o no metal).
•
Formulación de
hidruros metálicos
:
Se escribe el símbolo del
metal a la izquierda y el del hidrógeno (valencia -1) a la
derecha. Se intercambian las valencias en forma de subíndices
y se simplifica cuando sea posible.
Fórmula
N. sistemática
N. de Stock
FeH2 Dihidruro de hierro Hidruro de hierro (II)
KH Hidruro de potasio Hidruro de potasio
AgH Hidruro de plata Hidruro de plata (I)
•
Formulación de hidruros no metálicos (grupos 13-15):
Se escribe el
símbolo del no metal a la izquierda (valencia positiva) y el del
hidrógeno a la derecha (valencia -1). Se intercambian las valencias
en forma de subíndices y se simplifica cuando sea posible.
Fórmula
N. sistemática
N. tradicional
NH3 Trihidruro de nitrógeno Amoníaco
PH3 Trihidruro de fósforo Fosfina
CH4 Tetrahidruro de carbono Metano SiH4 Tetrahidruro de silicio Silano
•
Formulación de hidruros no metálicos (grupos 16-17):
Se escribe el
símbolo del hidrógeno a la izquierda (valencia +1) y el del no metal
a la derecha (valencia negativa). Se intercambian las valencias en
forma de subíndices y se simplifica cuando sea posible.
Fórmula
N. sistemática
N. tradicional
HCl
Cloruro de hidrógeno
Ácido clorhídrico
H
2S
Sulfuro de dihidrógeno Ácido sulfhídrico
D. Hidróxidos
•
Los
hidróxidos
son compuestos que llevan un elemento y el grupo
OH
(valencia -1).
•
Formulación:
Se escribe el símbolo del elemento a la izquierda y el
grupo OH a la derecha. Se intercambian las valencias en forma de
subíndices y se simplifica cuando sea posible.
•
Nomenclatura:
Se nombran anteponiendo la palabra hidróxido
delante del nombre del elemento, tanto en la nomenclatura
sistemática como en la de Stock.
Fórmula
N. sistemática
N. de Stock
E. Sales binarias
•
Las
sales binarias
son compuestos que llevan un
metal
(valencia positiva)
y un no metal
(valencia negativa).
•
Formulación:
Se escribe el símbolo del metal a la izquierda y
el del no metal a la derecha. Se intercambian las valencias en
forma de subíndices y se simplifica cuando sea posible.
•
Nomenclatura:
Se escribe el nombre del no metal terminado en
–uro
seguido del nombre del metal, tanto en la nomenclatura
sistemática como en la de Stock.
Fórmula
N. sistemática
N. de Stock
NaCl Cloruro de sodio Cloruro de sodio
F. Oxoácidos
•
Los
oxoácidos
son compuestos que llevan
hidrógeno
(valencia +1),
un
no metal
(valencia positiva) y
oxígeno
(valencia -2).
•
Formulación:
Se escribe el símbolo del hidrógeno a la izquierda, el
no metal en el centro y el oxígeno a la derecha:
Se deducen los subíndices a, b y c o la valencia con la que actúa el
no metal teniendo en cuenta que:
a·1 + b·(valencia del no metal) + c·(-2) = 0
Ejemplos:
1. En la fórmula H2SO4, la valencia con la que actúa el azufre es: 2·1 + x + 4·(-2) = 0. Entonces x = 6.
2. Para el compuesto,
sabes que la valencia del cloro es 7. Entonces a=1, b=1, c=4 (1·1 + 7·1 + 4·(-2) = 0).
c b
a
X
O
H
•
Nomenclatura:
Utilizaremos la sistemática y la tradicional.
Fórmula
N. sistemática
N. tradicional
HClO Oxoclorato (I) de hidrógeno Ácido hipocloroso
G. Oxisales
•
Las
oxisales
son compuestos que derivan de los oxoácidos, donde
se sustituye el hidrógeno por un metal:
M
aX
bO
c•
Formulación:
Se formulan como los oxoácidos, el lugar del
hidrógeno lo ocupa el metal.
Fórmula
N. sistemática
N. tradicional
NaClO Oxoclorato (I) de sodio Hipoclorito de sodio
KClO2 Dioxoclorato (III) de potasio Clorito de potasio Mg(ClO3)2 Bis-trioxoclorato (V) de magnesio Clorato de magnesio NaClO4 Tetraoxoclorato (VII) de sodio Perclorato de sodio FeSO4 Tetraoxosulfato (VI) de hierro (II) Sulfato de hierro (II)
