Naturaleza y propiedades de la materia. Conceptos básicos.
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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