( https://drive.google.com/file/d/1Ab4w6nwGSTuHWjumuLqYSvOzoyfbs2LI/view )
DEFINICIONES -Materia: todo aquello que tiene masa y ocupa un lugar (volumen). -La física estudia los cambios que experimenta la materia sin que se vea afectada la naturaleza de los cuerpos. -La química estudia la composición, estructura y propiedades de la materia, y los cambios que ésta experimenta durante las reacciones químicas. -Atendiendo a estos dos conceptos podemos clasificar las propiedades específicas de la naturaleza en propiedades físicas y químicas. -Propiedades físicas son aquellas que muestran los cuerpos materiales cuando no se altera su composición. Ejemplos: color, olor, brillo, la dureza, la densidad, punto de fusión y ebullición, etc... -Propiedades químicas son aquellas que únicamente se ponen de manifiesto cuando unas sustancias se transforman en otras. Ejemplos: mayor o menor grado de oxidación que puede sufrir una sustancia, la facilidad o dificultad de ser atacadas por otras sustancias, etc... Mezclas -Agrupación de sustancias puras sin que exista unión química entre ellas. -Composición variable. -Se pueden separar sus componentes por procedimientos físicos: Filtración, evaporación... -La temperatura a que se realizan los cambios de estado es variable. -Homogéneas o heterogéneas. Sustancias puras -Combinación de sustancias con unión química entre ellas. -Composición fija. -Se pueden separar sus componentes por procedimientos químicos: reacciones... -La temperatura a la que se realizan los cambios de estado son siempre los mismos. -Sustancias simples o compuestas. LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA O LEY DE LAVOISIER En una reacción química que ocurra en un sistema cerrado la masa permanece constante. Esto es, la masa de los reactivos es igual a la masa de los productos” S + Cu → Cu S Mg + O = Mg O 2gr + 4gr → 6gr 48g + 32g = 80g LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS O LEY DE PROUST Ésta solo se aplica cuando estemos comparando masas de dos elementos para formar el mismo compuesto. 10 gr Cu + 5 ́06 gr S = 15 ́06 gr Cu S 10 gr Cu + 7 ́06 gr S = 15 ́06 gr Cu S + 2 gr S 10grCu/5,04grS = 63,5grCu/32grS=1,98grCu/grS → por cada gramo de S necesitamos 1 ́98 gr de Cu para formar CuS. LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES, O DE DALTON -Dos elementos pueden combinarse entre sí en más de una proporción para dar compuestos distintos. -Las cantidades de un mismo elemento que se combinan con una cantidad fija de otro para formar compuestos distintos, están en una relación de números enteros sencillos. Como se deduce de la lectura de la ley de Dalton, esta solo se aplica cuando estemos comparando masas de dos elementos para formar distintos compuestos 1 gr oxígeno + 3 ́979 gr Cu = óxido1 de cobre 1 gr oxígeno + 7 ́958 gr Cu = óxido2 de cobre 7 ́958 gr Cu / 3 ́979 gr Cu= 2 TEORÍA ATÓMICA DE DALTON • Los elementos químicos están formados por pequeñísimas partículas, llamadas átomos, que permanecen inalterables y son indivisibles. • Todos los átomos de un mismo elemento son iguales y, por tanto, tienen la misma masa y propiedades. • Los átomos de diferentes elementos tienen distinta masa y propiedades. • Los compuestos químicos están formados por la unión de átomos de diferentes elementos, y estos átomos se combinan entre sí en una relación de números enteros sencillos. • Los átomos no se crean ni se destruyen en una reacción química, solo se redistribuyen. Aunque en sus puntos fundamentales sigue siendo correcta, es incompleta y contiene ideas que se han ido modificando: • El átomo sí es divisible y se puede modificar su composición (formado por protones, neutrones y electrones). • Los átomos de un mismo elemento no tienen por qué ser iguales (existen los isótopos: átomos del mismo elemento que tienen distinta masa). • Establece una medida de masas atómicas relativas errónea. • No es aplicable a los gases, en el sentido de que en los gases la unidad fundamental es la molécula, una agrupación de átomos. (los gases son diatómicos, excepto los gases nobles). LEY DE LOS VOLÚMENES DE COMBINACIÓN O DE GAY – LUSSAC “Cuando los gases se combinan para formar compuestos gaseosos, los volúmenes de los gases que reaccionan y los volúmenes de los gases que se forman, medidos ambos en las mismas condiciones de presión y temperatura, mantienen una relación de números enteros y sencillos” En toda reacción química en estado gaseoso, la suma de los volúmenes de los productos es inferior o igual a la suma de los volúmenes de los reactivos. HIPÓTESIS DE AVOGADRO • Volúmenes iguales de gases diferentes, en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de partículas. • Los elementos gaseosos pueden tener como entidades más pequeñas agrupaciones de átomos a las que denominaremos “moléculas”. MASAS ATÓMICAS Y MOLECULARES. CONCEPTO DE MOL -ÁTOMO.- Es la mínima parte de un elemento que interviene en un fenómeno químico. “Es la menor cantidad de una sustancia que interviene en una reacción química”. -MOLÉCULA.- Es la parte más pequeña de una sustancia que podemos separar sin alterar su composición química. “Es la parte más pequeña de la masa que conserva las propiedades de la sustancia original”. Los compuestos iónicos no forman moléculas, sino grandes agregados de iones o cristales. -La fórmula química es la representación abreviada de una sustancia y expresa su composición. Consta de los símbolos de los elementos que la forman, afectados de unos subíndices que indican la proporción en que los átomos están combinados. -La fórmula molecular expresa el número real de átomos de cada elemento que forman la molécula del compuesto. Masa fórmula molec/ masa Fórm.empírica=n -La fórmula empírica indica la relación mas sencilla en la que se encuentran los átomos de cada elemento. -Masa atómica de un elemento (Mat): Masa de un átomo del elemento(en u), es debida fundamentalmente a las partículas que forman el núcleo (protones y neutrones). -Masa molecular de un compuesto (Mm): Masa (en u) correspondiente a una molécula (o entidad elemental) del compuesto. Se calcula a partir de la fórmula química, sumando las masas de todos los átomos que aparecen en ella. -Mol: 1-Mol se define como la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades (átomos, moléculas, iones) como el número de átomos existentes en 0,012 Kg de carbono-12 puro. 2-Mol es la cantidad de materia que contiene el número de Avogadro (6,022·1023), N, de partículas unitarias o entidades fundamentales (ya sean éstas moléculas, átomos, iones, electrones, etc.). El mol no es una unidad de masa sino de cantidad de sustancia. -La masa de un mol de cualquier sustancia es el número de gramos de esa sustancia igual en valor a su masa molecular. A esta masa se la denomina Masa molar y se mide en g/mol. COMPOSICIÓN CENTESIMAL DE UN COMPUESTO A partir de la ley de Proust, podemos expresar la composición de un compuesto indicando el porcentaje de la masa molecular que corresponde a cada elemento. Por ejemplo el H2O tiene una masa molecular de 18u. % de O= 16u O / 18u H2O ·100= 88,89% de O → 100-88,89=11,11% de H FÓRMULAS EMPÍRICA Y MOLECULAR DE UN COMPUESTO 1º) Dividir la composición centesimal entre la masa atómica. 2º) Dividimos el resultado por el más pequeño. 3º) Si tenemos decimales los ponemos en fracciones o multiplicamos por números enteros. ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA. CAMBIOS DE ESTADO
|
|
Estados
de la materia
|
||
|
Propiedad
|
Sólido
|
Líquido
|
Gas
|
|
Forma
|
definida
|
del
recipiente
|
del
recipiente
|
|
Volumen
|
propio
|
propio
|
del
recipiente
|
|
Rigidez
|
duro
y resistente
|
fluido
|
fluido
|
|
Dilatación
|
pequeña
|
pequeña
|
ilimitada
|
|
Comprensibilidad
|
casi
nula
|
prácticamente
nula
|
elevada
|
|
Fuerzas
de cohesión
|
grandes
|
menos
intensas que en los sólidos
|
no
hay
|
|
Densidad
|
elevada
|
media
|
baja
|
Las partículas de un gas se mueven con total libertad y tienden a separarse, aumentando la distancia entre ellas hasta ocupar todo el espacio disponible (expansibilidad). Por esto los gases tienden a ocupar todo el volumen del recipiente que los contiene. Las partículas de un gas se encuentran en constante movimiento en línea recta y cambian de dirección cuando chocan entre ellas y con las paredes del recipiente. Estos choques de las partículas del gas con las paredes del recipiente que lo contiene son los responsables de la presión del gas. Las colisiones son rápidas y elásticas (la energía total del gas permanece constante). -Plasma: gas ionizado, compuesto iones con carga negativa y positiva es un excelente conductor. -Cambios de estado: ·Cambios de estado progresivos: Se producen cuando se aporta energía al cuerpo. ·Cambios de estado regresivos: Se producen cuando el cuerpo cede energía. -Evaporación: proceso físico que consiste en el paso lento y gradual de un estado líquido hacia un estado gaseoso, tras haber adquirido suficiente energía para vencer la tensión superficial. Se puede producir a cualquier temperatura, siendo más rápido cuanto más elevada sea esta. -Ebullición es el proceso físico en el que la materia pasa a estado gaseoso. Se realiza cuando la temperatura de la totalidad del líquido iguala al punto de ebullición del líquido a esa presión . Si se continúa calentando el líquido, éste absorbe el calor, pero sin aumentar la temperatura: el calor se emplea en la conversión de la materia en estado líquido al estado gaseoso, hasta que la totalidad de la masa pasa al estado gaseoso. LEYES DE LOS GASES. Indican la relación entre las magnitudes P, V y T cuando realizamos una transformación en el gas LEY DE AVOGADRO • Volúmenes iguales de gases diferentes, en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de partículas. Es decir si p y T son constantes el volumen es directa mente proporcional al no de moléculas o no de moles (n) si p yT son constantes ⇒ V = K.n LEY DE BOYLE -MARIOTTE A temperatura constante, el volumen que ocupa una masa de gas es inversamente proporcional a la presión que ejerce dicho gas sobre las paredes del recipiente que lo contiene. si n y T son constantes ⇒ V = K ́ p ⇒ p.V = k ́ P1 ⋅ V1 = P2 ⋅ V2 k ́es la constante de proporcionalidad. T cte → p y V inversamente proporcionales. LEYES DE CHARLES Y GAY – LUSSAC Si se mantiene constante la presión, el gas se dilata según la expresión V= V0+V0 t Si se mantiene constante el volumen, la presión del gas varía siendo V0 y p0 los valores de la presión y el volumen a 0ºC. CERO ABSOLUTO DE TEMPERATURAS (0 Kelvin) A presión constante, el volumen de una masa de gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta si p es constante ⇒ V = K ́T A volumen constante, la presión de una masa de gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta. si V es constante ⇒ p = K ́T n y p ctes= V1/T1=V2/T2 n y V ctes=p1/T1=p2/T2 V cte → T y p directamente proporcionales. P cte → V y T directamente proporcionales. LEY COMBINADA DE LOS GASES n cte: p1·V1/T1=p2·V2/T2 ECUACIÓN DE ESTADO DE LOS GASES IDEALES Si p y T = constante ⇒ V = k1·n Si n y T es constante ⇒ p.V = k2 Si n y p = constante ⇒ V = k 3.T Si n y V = constante ⇒ p = k 4.T PV=nRT → R=0,082 1 mol de gas en C.N.(1 atm, 0ºC(273ºK)) = 22,4 L gas = 6,022 ·1023 partículas del gas MEZCLA DE GASES -Presión parcial, pi, es la presión que ejerce cada gas dentro del recipiente como si estuviera solo en el a la misma temperatura de la mezcla. pi.V = ni.R.T -Fracción molar, de cada componente en la mezcla, es la fracción del número de moles de un determinado componente respecto al número total de moles de todos los componentes de la mezcla χi = ni/nT Presión parcial, pi = χi pT TEORÍA CINÉTICO – MOLECULAR En esencia podemos resumir esta teoría en los siguientes postulados: • Los gases están formados por partículas (átomos o moléculas). El tamaño de estas es despreciable en relación con las distancias que las separan, por lo que el volumen realmente ocupado por las moléculas es despreciable frente al volumen total, es decir, la mayor parte del volumen ocupado por un gas es espacio vacío. • Las moléculas del gas se mueven de forma continua en línea recta y al azar chocando entre sí y con las paredes del recipiente que las contiene. • Los choques que se originan son completamente elásticos, es decir, no hay variación de energía cinética, en el choque una molécula puede ganar energía y la otra perderla, pero la energía total permanece constante. • Las fuerzas atractivas de cohesión entre las moléculas, o fuerzas intermoleculares, son muy débiles o nulas. • La energía cinética media de las moléculas gaseosas es directamente proporcional a la temperatura absoluta del gas. ESPECTROMETRÍA DE MASAS Estudia la interacción de especies cargadas con campos magnéticos y/o eléctricos, dando lugar a un espectro de masas. Separa las partículas. No utiliza ninguna radiación del espectro electromagnético para irradiar la muestra y observar la absorción de dicha radiación. Es una técnica de análisis: -Cualitativa permite determinar los isotopos de un elemento, los elementos que integran un compuesto o los compuestos de una muestra. -Cuantitativa mide la abundancia de cada isótopo, elemento o compuesto. ESPECTROSCOPÍA Estudio de la interacción entre la radiación electromagnética y la materia, con absorción o emisión de energía radiante. -Si es un espectro de absorción (electrón se mueve a una capa más interna), se muestran colores con unas franjas negras. -Si es un espectro de emisión (electrón se mueve a una capa más externa), se muestra negro con franjas de colores. Las líneas del espectro de emisión son las que faltan en el de absorción pues la energía para pasar de un nivel a otro es la misma suba o baje el electrón. -La espectroscopia mide la cantidad de energía absorbida o emitida por un sistema químico en función de la longitud de onda. -Espectroscopia atómica: Análisis de elementos. Estudia la interacción de la materia con la radiación electromagnética de alta energía UV – visible. De absorción atómica (UV–visible). -Espectroscopia molecular Análisis de compuestos. Estudia la respuesta de las moléculas a una radiación electromagnética de baja energía (infrarroja). De absorción molecular (infrarrojo - visible).
No hay comentarios:
Publicar un comentario