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Naturaleza y propiedades de la materia.

Conceptos básicos.

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Naturaleza y propiedades de la materia. Conceptos básicos.� Introducción� Composición de la materia� Átomos y moléculas� Pesos atómicos y concepto de mol� Ecuaciones químicas� Cálculos estequiométricos

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1. Materia es cualquier cosa que ocupa un espacio y que tiene masa.

QUÍMICAEs el estudio de la materia, sus propiedades, los cambios que experimenta y la energíaasociada con estos cambios.

2. Energía es la capacidad para realizar un trabajo o transferir calor.- Cinética: movimiento- Potencial: posición, condición o composición

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TRANSFORMACIONES DE LA MATERIA

• FÍSICAS: Se modifican algunas propiedades de las sustancias, pero sin formar otras nuevas.

• QUÍMICAS: Se producen alteraciones en la composición química de las sustancias que reaccionan dando lugar a unas sustancias distintas de las iniciales.

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LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASANo hay cambio apreciable en la cantidad de materia en una reacción química o transformación física

LEY DE CONSERVACIÓN DE LA ENERGÍALa energía no puede crearse ni destruirseen una reacción química o proceso físico, sólo puede convertirse de una forma a otra

LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MATERIA Y LA ENERGÍA (E = m c 2)La cantidad combinada de materia y energía en el universo es fija

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Materia

MezclaSustancia

pura

MezclasHomogéneas

(agua salada)

MezclasHeterogéneas

(agua + aceite)

Compuestos Elementos

Separación pormétodos físicos

Separación pormétodos químicos

Combinación de dos o mássustancias en la cual lassustancias conservan suspropiedades características

Clasificación de la materia

Composiciónuniforme

Separación: métodos físicos

(extracción , destilación,…)

Composición no uniforme

Separación: mecánica(decantación, filtración,

centrifugación)

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MATERIA

MEZCLAS:-Composición variable.-Los componentes retienen sus propiedades características.-Pueden separarse en sustancias puras por métodos físicos.-Propiedades muy diferentes mezclas de diferente composición.

SUSTANCIAS PURAS:-Composición fija.-No pueden separarse en sustancias más simples por métodos físicos.- Sólo pueden cambiar de identidad y propiedades por métodos químicos.-Las propiedades no varían.

Homogéneas:-Misma composición en todas sus partes.-Los componentes son indistinguibles.

Heterogéneas:-No misma composición en todas sus partes.-Componentes distinguibles.

Compuestos: Descomponerse en sustancias más simples por métodos químicos (composición constante)

Elementos: No pueden descomponerse en sustancias más simples por métodos químicos

Cam

b ios

f ísi

cos

Cambios químicos

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Un elemento es una sustancia que no se puedeseparar en sustancias más simples por mediosquímicos.

• 115 elementos identificados

• 83 se encuentran en forma natural en la Tierra

• 32 sintetizados artificialmente

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Un compuesto es una sustancia formada porátomos de dos o más elementos unidosquímicamente en proporciones definidas.

Los compuestos sólo pueden separarse en suscomponentes puros (elementos) por mediosquímicos.

Agua (H2O) Glucosa (C6H12O6)

Amoniaco (NH3)

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Algunas propiedades del sodio, cloro y cloruro sódico

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ÁTOMO: Es la partícula más pequeña de un elemento que mantiene su identidad química a través de todos los cambios químicos y físicos.

MOLÉCULA : Es la partícula más pequeña de un elemento o compuesto que puede tener una existencia independiente estable.

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0

+1.602177 x 10-19

-1.602177 x 10-19

culombios

Carga

1.008664

1.007276

5.485799 x 10-4

uma *

01.674929 x 10-24Neutrón

+11.672623 x 10-24Protón

-19.109390 x 10-28Electrón

egramosPartícula

Masa

PARTÍCULAS FUNDAMENTALES DE LA MATERIA

* 1 UMA = 1.6605 x 10 -24 gramos

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Número atómico (Z) = nº de protones en el núcleo

Número másico (A) = nº de protones + nº de neutrones =

= nº atómico (Z) + nº de neutrones = Z + N

XAZ

H11 H (D)2

1 H (T)31

U23592 U238

92

Número másico

Número atómicoSímbolo del elemento

Isótopos son átomos de un mismo elemento (X) con diferente número de neutrones en su núcleo

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Por definición:1 átomo 12C “pesa” 12 uma

unidad de masa atómica (uma)

1 uma = 1,66 × 10-24 g 1 g = 6,023 × 1023 uma

1H = 1.008 amu

16O = 16.00 amu

1H = 1,6735 × 10-24 g

16O = 2,6568 × 10-23 g

Masa atómica: es la masa de un átomo en uma.

Unidad de masa atómica (uma): es la masa correspondiente a 1/12 de la masa de un átomo del isótopo C-12.

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Li:

7.42% 6Li (6.015 uma)

92.58% 7Li (7.016 uma)

7.42 x 6.015 + 92.58 x 7.016100

= 6.941 uma

masa atómica promedio (peso atómico)

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masa atómica promedio (6.941)

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El mol es la cantidad de una sustancia que contienetantas entidades elementales como átomos hay exactamente en 12 g de 12C

1 mol = NA = 6.0221367 x 1023

Número de Avogadro (NA)

1 docena 1 par

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MOL:- Es la cantidad de materia que contiene tantas entidades (átomos, moléculas u otras partículas) como átomos hay exactamente en 0.012 Kg de C-12 puro.

1 mol = 6.022 x 1023 partículas

-La masa de un mol de átomos de un elemento puro en gramos es numéricamente igual al peso atómico de ese elemento en uma (masa molar; g/mol).

- Para las moléculas, su peso molecular es la suma de los pesos atómicos de los elementos en la fórmula, contando cada uno el número de veces que aparece en ella.

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1 mol átomos 12C = 6.022 x 1023 átomos = 12.00 g

1 12C átomo = 12.00 uma

Para cualquier elemento

masa atómica (uma) = masa molar (gramos)

es la masa de 1 mol de en gramos

huevosalumnos

sillasátomos

moléculas

masa molar

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Masa Molecular (o peso molecular) es la suma delas masa atómicas (en uma) de una molécula.

SO2

1S 32.07 uma

2O + 2 x 16.00 umaSO2 64.07 uma

Para cualquier molécula

masa molecular (uma) = molar molar (gramos)

1 molécula SO2 = 64.07 uma1 mol SO2 = 64.07 g SO2

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CaCO3100.09 g

Óxigeno32.00 g

Cobre63.55 g

Agua18.02 g

1 mol de algunas sustancias

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Moléculas.Tipos de fórmulas

•• MolecularMolecular .– Indica el nº de átomos existentes en cada molécula.

•• EmpEmp íírica. rica. – Indica la proporción de átomos existentes en una

sustancia.– Está siempre reducida al máximo.

• Ejemplo: El peróxido de hidrógeno está formado por moléculas con dos átomos de H y dos de O.– Su fórmula molecular es H2O2.– Su fórmula empírica es HO.

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HIDRÓGENO AGUA AMONIACO METANO

FORMULA MOLECULAR

FORMULA DESARROLADA PLANA

FORMULA ESTRUCTURAL: BOLAS- VARILLA

FORMULA ESTRUCTURAL: BOLAS- ESPACIO LLENO

Moléculas. Fórmula

La fórmula indica la composición: elementos y propo rción relativa de átomos de cada elemento.

En las moléculas todos los átomos que la forman.

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Fórmula empírica

CH2(hidrocarburos insaturados) C 2H4 , C3H6 , C4H8

OH ó HO H2O2

S S8

P P4

Cl Cl2

CH2O (carbohidratos) C 6H12O6

Fórmula molecular

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Proceso en el cual una o más sustancias cambian para formarotras nuevas.

Reacción química

H2(g) 2H2O(g)O2(g)+

Ecuación química:

reactivos productos

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Ecuaci ón qu ímica

2C2H6 + 7O2 4CO2 + 6H2O

• Conservación de la masa: masa de los reactivos igua l a masa de los productos

• Conservación del número y naturaleza de los átomos

• Los coeficientes indica la proporción relativa ent re el nº de moles de reactantes y productos :

2 / 7 = n(C2H6)/ n(O2) , 7 / 7 = n(O2)/ n(CO2) , etc.

Cl2 + 2OH- ClO- + Cl- + H2O

•En las reacciones iónicas se conserva la carga: ca rga neta de los iones reactantes igual a la carga neta de los iones de los productos

Productos de reacciónreactantes

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Interpretación de una ecuación química

+ O2 (g)2 Mg (s) 2 MgO (s)

48.6 g 80.6 g+ 32 g

2 átomos 2 unidades fórmula+ 1 molécula

2 moles 2 moles+ 1 mol

2 g + 1 g 2 g ¡ Mal !

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Balance de ecuaciones químicas. Cálculosestequiométricos

1. Escribir correctamente las fórmulas de reactivos y productos.

La combustión del etano produce dióxido de carbono y agua

C2H6 + O2 CO2 + H2O

2. Probar diferentes coeficientes para igualar el número de átomos de cada elemento a ambos lados de la ecuación. No cambiar los subíndices.

2C2H6 NO C4H12

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3. Primero se balancean los elementos queaparecen una sola vez a cada lado de la ecuación.

C2H6 + O2 CO2 + H2O Comenzamos con el C o el H pero no con el O

2 carbonos 1 carbono multiplicamos el CO2 por 2

C2H6 + O2 2CO2 + H2O

6 hidrógenos 2 hidrógenos

multiplicamos el H2O por 3

C2H6 + O2 2CO2 + 3H2O

Balance de ecuaciones químicas

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4. Balanceamos entonces los elementos queaparecen en dos o más reactivos o productos.

2 O 4 O(2x2)

C2H6 + O2 2CO2 + 3H2O

+ 3 O(3x1)

multiplicamos el O2 por 72

= 7 O

C2H6 + O2 2CO2 + 3H2O72 eliminamos la fracción

multiplicando ambos lados por 22C2H6 + 7O2 4CO2 + 6H2O

Balance de ecuaciones químicas

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5. Verificamos que hay el mismo número total de cada tipo de átomos en ambos lados de la ecuación.

2C2H6 + 7O2 4CO2 + 6H2O

Reactivos Productos

4 C12 H14 O

4 C12 H14 O

4 C (2 x 2) 4 C12 H (2 x 6) 12 H (6 x 2)14 O (7 x 2) 14 O (4 x 2 + 6)

Balance de ecuaciones químicas

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• Por:

Dr. J.A. Organero Gallegowww.quimicafisica.es

Universidad de Castilla la-ManchaUCLM