La materia y la teoria atomico molecular(cole)

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La materia y la teoria atomico molecular(cole)

  1. 1. La materia.La materia.11
  2. 2. La materia. Clasificación.
  3. 3. Leyes Ponderales:Ley de Conservación de la Masa (o de Lavoisier):Ley de las Proporciones Definidas (o de Proust):Ley de las Proporciones Múltiples (o de Dalton):Son las leyes generales que rigen lascombinaciones químicas. Se basan en laexperimentación y miden cuantitativamente lacantidad de materia que interviene en lasreacciones químicasEn cualquier reacción química que ocurra en un sistema cerrado, la masatotal de las sustancias existentes se conserva. En una reacción química lamasa de los reactivos es la misma masa que la de los productos.Cuando se combinan químicamente dos o más elementos para dar undeterminado compuesto, siempre lo hacen en una proporción fija, conindependencia de su estado físico y forma de obtención.Dos elementos pueden combinarse entre sí en más de una proporción paradar compuestos distintos. En ese caso, determinada cantidad fija de uno deellos se combina con cantidades variables del otro elemento, de modo quelas cantidades variables del 2º elemento guardan entre sí una relación denúmeros enteros sencillos.
  4. 4. Leyes ponderales.El azufre y el cinc se combinan en la relación 16 g de S con 32’7 g de Zn.¿Qué cantidad de sulfuro de cinc se obtendrá al combinar químicamente20 g de S con 20 g de Zn?Los datos del problema nos dan:16 g S32’7 g Zn48’7 g ZnSLey de Lavoisier:16 + 32’7 = 48’7Ley de Proust (proporción definida)Tomamos una de las dos sustancias y le aplicamos la ley de Proust:20 g S32’7 g Zn16 g S= 40’875 g Zn > 20 g Zn que realmente tengo, luego me faltaZn pues necesito más de lo que tengo. Nopuedo seguir.20 g Zn16 g S32’7 g Zn= 9’786 g S < 20 g S que realmente tengo, luego tengo todolo que necesito y además me sobra.Tomamos la otra sustancia
  5. 5. Leyes ponderales.9’786 g S20 g Zn29’786 g ZnSLey de Lavoisier:9’786 + 20 = 29’786Ley de Proust (proporción definida)Teniendo en cuenta lo dicho:Y además podríamos decir que sobran:20 g S – 9’786 g S = 10’214 g S
  6. 6. Leyes ponderales.Supongamos que reaccionan dos elementos (X e Y) de forma que lasrelaciones de las masas combinadas de los mismos son:Experimento X Y1º 2’50 1’202º 2’50 0’603º 5’00 2’404º 2’50 0’405º 5’00 1’60Comprobamos si la proporción es definida para ello dividimos X/YX/Y2’08334’16672’08336’253’125Son el mismocompuesto,pues cumplenla ley deProustVeamos si el resto de compuestos cumplen la ley de Dalton o de las proporcionesmúltiples
  7. 7. Leyes ponderales.Experimento X Y1º 2’50 1’202º 2’50 0’603º 5’00 2’404º 2’50 0’405º 5’00 1’60X/Y2’08334’16672’08336’253’125div. / 2’083312131’5Para ello dividimos todos por la proporción más pequeña* 224263Como buscamos una relación de números enteros sencillos probamos a ver simultiplicando por algún número la obtenemos, en este caso por 2Con lo cual, SI hemos obtenido la relación de números enteros sencillos entre lasdistintas sustancias, y por lo tanto, se cumple la ley de Dalton. Entre lassustancias 1, 2, 4 y 5, pues 1 y 3 son la misma y cumplían la ley de Proust.
  8. 8.  John Dalton (1808): Cada elemento está compuesto por átomos Todos los átomos de un elemento son idénticos Los compuestos se forman cuando se combinan los átomos dedos o más elementos. En una reacción química los átomos no cambian. Los átomos seredistribuyen en una reacción químicaEsta teoría permitió explicar las TRES LEYES BÁSICAS de laQuímica, es decir, LAS LEYES PONDERALESTeoría Atómica de Dalton
  9. 9. Masas atómicas.Escala de masa (o peso) atómica1H pesa 1,6735 x 10-24g y 16O 2,6560 x 10-23g.Se define la masa del isótopo 12C como equivalente a 12 unidades demasa atómica (umas) el 12C pesa 12 veces 1 umauma (u): 1/12 de la masa del isótopo carbono-121 uma = 1.66054 x 10-24g1 g = 6.02214 x 1023umasDe esta forma puede construirse una escala relativa de pesosatómicos, que suele aparecer en la Tabla Periódica.1H pesa 1,00797 veces 1 uma y 16O pesa 15,9994 veces 1 umaIUPAC. Escala de masas atómicas relativas cuyo patrón de referenciaes el átomo de carbono-12
  10. 10. XXAA A – Número másico Nº Total Protones y NeutronesZZZ – Número atómico Nº Total Protones o de ElectronesCCC – Carga iónica Valores + o -Dos isótopos son dos átomos de un mismo elemento que difieren enel número másico A.Isótopo Z A Nº Protones Nº NeutronesUranio 235 92 235 92 143Uranio 238 92 238 92 146Isótopos y número másico.Isótopo: especie química de un mismo elemento que sediferencia en el número de neutrones del núcleo y por lotanto en su masa. Cada elemento puede tener varios isótoposque aparecen en la naturaleza con una frecuencia relativadistinta y característicaA - Z
  11. 11. Masas atómicas y abundancia isotópica• El isótopo 12C pesa 12 umas, pero el carbono presenta tresisótopos en la Naturaleza: 12C, 13C y 14C.• La masa atómica de un elemento es la media ponderada de lamasa de sus distintos isótopos.• Cuando existen más de un isótopo de un elemento, la masaatómica del elemento es la media proporcional de las masasde los isótopos que lo componen:Masa atómica(umas)Abundancia (%)35Cl 34.97 75.5337Cl 36.97 24.47Luego la masa atómica del cloro es:34.97 x + 36.97 x =75.5310024.4710035.46 umasM= ∑(masa atómica relativa del isótopo * frecuencia relativa %)/100
  12. 12. Masas molecularesLa masa molecular se define como: ∑(subíndice * Masa atómica relativa)H2SO4 M = 2 · M(H) + 1 · M(S) + 4 · M(O)En el Sistema periódico nos aparece:M(H) = 1 uM(S) = 32’1 uM(O) = 16 uLa masa (o peso) molecular (M) es igual a la suma de las masas (en umas)de los átomos de la fórmula de dicha sustanciaCon lo cual: M(H2SO4) = 2·1+32’1+4·16 = 98’1 u
  13. 13. Número de AvogadroUna muestra de cualquier elemento cuya masa en gramos sea igual a sumasa atómica contiene el mismo número de átomos NA,independientemente del tipo de elemento. A este número se le conocecomo Número de AvogadroNA = 6.022 x 1023Masa atómica de H: 1.008 umas NA = 6.022 x 1023át de HMasa atómica de He: 4.003 umas NA = 6.022 x 1023át de HeMasa atómica de S: 32.07 umas NA = 6.022 x 1023át de SEl número de átomos de Carbono que hay en 12 g de 12C son NA
  14. 14. MoléculaNúmero deAvogadrodemoléculasEl molMol (n): cantidad de sustancia que contiene tantas partículas como lasque hay en 12 g de 12C, es decir, NA de partículas. (cuando se usa elmol hay que especificar a que particulas nos referimos)1 NA  = 1 mol de 
  15. 15. El mol y la Masa MolarUn mol de cualquier sustancia es la cantidad en gramos que contieneel Número de Avogadro de esa sustancia:Un mol de He 6.022 x 1023át de HeUn mol de H2O 6.022 x 1023moléculas de H2OUn mol de CH4 6.022 x 1023moléculas de CH4Luego la masa de un mol de H2SO4 es 98’1 gramos (98’1 grs/mol) o la de laglucosa es:M(C6H12O6) = 6(12.0 u) + 12(1.0 u) + 6(16.0 u) = 180 umas 180 grs/molLa masa molar es la masa de un mol de átomos, moléculas, iones, etc. Serepresenta mediante la letra M y se expresa en g/mol.Podemos constatar que el valor numérico de la masa atómica o molecularrelativa coincide con el valor numérico de la masa molar
  16. 16. Conversiones mol-gramoPara convertir en moles (n) los gramos (m) de cualquier sustancia sólohay que dividir por la masa molecular (M) de dicha sustancia o utilizar unfactor de conversión:n =mM¿Cuántos moles hay en 24.5 grs de ácido sulfúrico (H2SO4)?Ya sabemos que la masa molar del ácido sulfúrico es de 98 grs/mol,por lo que24,5 g de H2SO4 x1 mol de H2SO498 g de H2SO4= 0.25 mol de H2SO4M =Nº molesmasa=mn
  17. 17. Conversiones gramos-átomos¿Cuántos átomos de Carbono hay en 0’88 g de propano?m nMasamolarmolecNAát.subíndiceEl propano tiene como fórmula molecular C3H8con lo cual M(C3H8) = 3 · 12 + 8 · 1 = 44 g/mol1. Pasamos los gramos a moles con la masa molar.0’88 g C3H81 mol C3H844 g C3H80’022. Pasamos los moles a moléculas con el número de Avogadro.1 mol C3H86’022 · 1023moléc. C3H81’2 · 10223. Multiplicamos el número de moléculas por el subíndice del carbono en lamolécula de propano (3) para obtener el número de átomos.1 moléc. C3H83 át. C= 3’61 · 1022át. C
  18. 18. Composición centesimalEsta magnitud especifica los porcentajes en masa de cada unode los elementos presentes en un compuesto.% elemento =Subíndice * masa del elementomasa total del compuestox 100Ejemplo: H2SO4Masa molar = 98 g/molH : 2 · M(H) = 2 · 1 = 2O : 4 · M(O) = 4 · 16 = 64S : 1 · M(S) = 1 · 32 = 32% H =298x 100 = 2’04 % de H% O =6498x 100 = 65’3 % de O% S =3298x 100 = 32’65 % de S
  19. 19. Fórmula empíricaA partir de la composición de un compuesto (que puede obtenersemediante un analizador elemental), es posible deducir su fórmulamás simple, o fórmula empírica, que es una relación simple denúmeros enteros entre los átomos que lo componen.Ejemplo: calcular la fórmula empírica para un compuesto que contiene 6.64g de K, 8.84 g de Cr y 9.52 g de O.6.64 g de K x1 mol de K39.1 g de K= 0.170 mol de K8.84 g de Cr x1 mol de Cr52.0 g de Cr= 0.170 mol de Cr9.52 g de O x1 mol de O16.0 g de O= 0.595 mol de Oa) Se calcula el número de moles de cada elemento: b) Y se divide por el menor número de moles/ 0.170 mol K/ 0.170 mol K/ 0.170 mol K= 1 mol K /mol K= 1 mol Cr /mol K= 3.5 mol O /mol K1 K : 1 Cr: 3.5 O 2 K: 2 Cr: 7 O K2Cr2O7Se multiplica para obtener una relación de números enteros simples. En este caso *2
  20. 20. Fórmula molecularLa fórmula empírica no tiene necesariamente que coincidir con lafórmula molecular. Por ejemplo, la fórmula empírica del benceno esCH, que no tiene correspondencia con ninguna molécula real,mientras que su fórmula molecular es C6H6. (molécula real)“CH”fórmula empíricaCCCCCCHHHHHHC6H6fórmula molecularPara poder calcular la fórmula molecular es preciso conocer la fórmulaempírica y la masa molecular de la sustancia, ya que la fórmula molecularpesa n veces la fórmula empírica.Ejemplo: la fórmula empírica de la glucosa es CH2O, y su masa molar es180 g/mol. Escribir su fórmula molecular.Fórmula molecular = (CH2O)nMasa (CH2O) = 12 + 2 + 16 = 30,n =180 grs/mol glucosa30 grs de CH2O= 6 (CH2O)6C6H12O6n =Masa molar realMasa molar empíricaFórmulaempírica
  21. 21. Fórmula empírica y molecularUn hidrocarburo contiene 85’63 % de C y 14’37 % de H. Sisu masa molar es 28 g/mol, cálcula su fórmula molecular:Primero calculamos la fórmula empírica de este hidrocarburo:85’63 g de C12 g/mol= 7’14 mol de C14’37 g de H1 g/mol= 14’37 mol de H7’147’14= 1 átomo de C14’377’14= 2 átomo de HPor lo tanto, la fórmula empírica es CH2Y su masa es: 12 + 2 = 14Con lo cual n valdrá: n =Masa molar realMasa molar empírican =2814= 2La fórmula molecular del compuesto quedará como: (CH2)2 , es decir, C2H4Se dividen todos por el nº menor de moles
  22. 22. Fórmula empírica y molecularUna muestra de 2’028 g de un determinado azúcar se quema encorriente de oxígeno y produce 2’974 g de CO2 y 1’217 g de vaporde H2O. Sabiendo que el azúcar sólo contiene carbono, hidrógenoy oxígeno, calcula su fórmula empírica.Azúcar ( C H O ) + O2 CO2 + H2O2’028 g 2’974 g 1’217 g2’974 g CO21 mol CO244 g CO21 mol C1 mol CO2=> 0’06759 mol C12 g C1 mol C= 0’8111 g C1’217 g H2O1 mol H2O18 g H2O2 mol H1 mol H2O=> 0’1352 mol H1 g H1 mol H= 0’1352 g HSi tenemos el C y el H del azúcar entonces podemos obtener el oxígeno: C H OCHO – C – H = O 2’028 g azúcar – 0’1352 g H – 0’8111 g C = 1’0817 g Oxig.=> 1’0817 g Oxig.1 mol Oxig.16 g Oxig.= 0’06761 mol Oxig.
  23. 23. 0’06759 mol C0’1352 mol H0’06761 mol Oxig.0’067590’067590’13520’067590’067610’06759= 1= 2= 1CH2OPor lo tanto, la fórmula empírica es CH2O Y su masa es: 12 + 2 + 16 = 30Con lo cual n valdrá: n =Masa molar realMasa molar empírican =9030= 3La fórmula molecular del compuesto quedará como: (CH2O)3 , es decir, C3H6O3Si su masa molar es 90 g/mol, cálcula su fórmula molecular:Fórmula empírica y molecular

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