R.I.E.S. JOVELLANOS DEPARTAMENTO DE FÍSICA Y QUÍMICA.

QUÍMICA. 1º BACHILLER INTERNACIONAL. TEMA 1.la materia y las leyes ponderales.

LA MATERIA Y LAS LEYES PONDERALES INTRODUCCIÓN PROPIEDADES FÍSICAS Y QUÍMICAS LA MATERIA SUSTANCIAS PURAS MEZCLAS DE SUSTANCIAS PURAS LEYES PONDERALES PRINCIPIO DE AVOGADRO TEORÍA TÓMICA DE DALTON ÁTOMOS Y MOLÉCULAS FÓRMULAS QUÍMICAS FÓRMULAS MOLECULARES FORMULAS EMPÍRICAS ELEMENTOS DE LA TABLA PERIÓDICA

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INTRODUCCIÓN La palabra Física proviene del griego fisis y se traduce por "naturaleza". Cuando hablamos de la Física hablamos de la ciencia que estudia la naturaleza en su aspecto más amplio. La palabra Química proviene del griego khemeia que significa "jugo, esencia, sustancia". Según esto, la Química estudia la esencia de la materia, sus elementos constitutivos, sus propiedades y sus transformaciones. Los fenómenos que ocurren en la naturaleza se pueden clasificar en dos grandes grupos: físicos y químicos. Fenómenos físicos son aquellos cambios que experimentan las sustancias en los que no se altera la composición fundamental o la naturaleza de la misma. Son cambios en su estado o en su movimiento, en su color o en su energía, pero no en su estructura interna.

Fenómenos químicos son los cambios que experimentan las sustancias en los que se altera su naturaleza o composición fundamental, se producen cambios permanentes en la estructura del cuerpo.

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Veamos algunos ejemplos: CAMBIOS FÍSICOS - Un imán atrae a unos clavos de hierro - La Luna gira alrededor de la Tierra - Un trozo de hielo se derrite en agua líquida.

CAMBIOS QUÍMICOS - Combustión de papel. - La oxidación de una puerta de hierro. - Quemar madera.

PROPIEDADES FÍSICAS Y QUÍMICAS Las sustancias puras se caracterizan por sus propiedades individuales y algunas veces únicas. El color, el punto de fusión, el punto de ebullición y la densidad son algunos ejemplos de propiedades físicas Las propiedades físicas son aquellas que se pueden medir y observar sin modificar la composición o identidad de la sustancia. Por ejemplo, para determinar el punto de fusión del hielo basta con calentar un trozo de él y registrar la temperatura a la cual se transforma en agua. Pero el hielo sólo difiere del agua en la apariencia, la composición es la misma: H2O. El punto de fusión es, pues, una propiedad física. Por otro lado, cuando se quema hidrógeno gas en presencia de oxígeno gas para formar agua, describe una propiedad química del hidrógeno porque para observar esta propiedad se debe de realizar un cambio químico, en este caso, la combustión. LA MATERIA. Se llama materia a todo aquello que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio, es decir, materia es todo lo que tiene densidad. La densidad es el cociente entre la masa del cuerpo y el volumen que ocupa el cuerpo. Es decir, d 

m kg ( en unidades S.I.) V m3

En la figura 1 se resumen los posibles cambios en los estados de agregación de la materia. Cada uno de esos cambios recibe un nombre tal y como se indica.

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La materia se presenta ante nosotros bajo dos formas: sustancias puras y mezclas de sustancias puras. SUSTANCIAS PURAS: Una sustancia pura es una forma de materia que tiene composición constante o definida y propiedades distintivas, no se puede descomponer en otras materias por métodos físicos. Son ejemplos de sustancias puras el oro, la plata, el cobre, el agua, el azúcar, el mercurio, etc.

GAS Vaporización Licuación Sublimación

LIQUIDO

Sublimación regresiva

Fusión Solidificación

SOLIDO Figura 1. Diagrama que muestra los cambios de estado. El esquema general de la materia queda perfectamente resumido en la figura 2. MATERIA

Sustancia pura

Elemento s

Mezcla de sustancia pura

Compuestos

Disoluciones

Figura 2. Estructura general de la materia.

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Mezclas

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Las sustancias difieren entre sí por su composición y pueden identificarse por el aspecto, color, olor, sabor y otras propiedades (puntos de fusión y ebullición, densidad, etc.) Son sistemas materiales formados por varios componentes. Algunos ejemplos cotidianos son la coca- cola, el vino, la leche, la limonada, el petróleo, etc. Las sustancias puras se dividen en dos grandes grupos: - Elementos: Son sustancias puras que no se pueden descomponer en otras más sencillas por medios químicos. Así, son elementos la plata, el oro, el hierro y en general, todos los que aparecen en la tabla periódica. Son los constituyentes más sencillos de la materia. Hasta la fecha se han identificado 110 elementos de los cuáles 83 se encuentran de forma natural en la Tierra. Los demás han sido producidos de modo artificial por los científicos mediante reacciones nucleares. - Compuestos: Son sustancias puras formadas por átomos de dos o más elementos que si se pueden descomponer por métodos químicos. De esta forma, el agua es un compuesto porque se puede descomponer en hidrógeno y oxígeno, o la sal, que es el cloruro de sodio, se puede descomponer en cloro y sodio. La composición del agua, H2O, no cambia sin importar si el agua se encuentra en Marte o en EEUU. Otros ejemplos de sustancias puras y compuestos son el amoníaco (NH3), el octano(C8H18), la glucosa(C6H12O6), etc. MEZCLAS DE SUSTANCIAS PURAS: Es una combinación de dos o más sustancias puras en la cual estas mantienen su identidad. No existe una unión química entre las diversas moléculas. Son ejemplos de mezclas el aire, las bebidas gaseosas, el cemento, la leche, etc. El aire es una mezcla de nitrógeno gas, oxígeno, agua, dióxido de carbono y gases nobles. La proporción de las sustancias no es constante, según el lugar de la atmósfera donde estemos puede haber mayor o menor proporción de algunos de los gases constituyentes. 5

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Las mezclas de sustancias puras se pueden dividir también en dos grandes grupos: -

Mezclas homogéneas, llamadas más comúnmente disoluciones; que son los sistemas materiales que tienen las mismas propiedades y composición. El agua con azúcar es un ejemplo muy representativo de una disolución. Son las mezclas en las que no se distinguen los componentes que la forman, ni tan siquiera al microscopio. El tamaño de las partículas es inferior a 0,001 µm. En una disolución se distinguen siempre dos componentes a los que se les llama soluto y disolvente. Cuando uno de los componentes es el agua, se suele decir que es el disolvente y su acompañante el soluto. Sin embargo una definición más genérica de soluto y disolvente es aquella que establece que: El soluto es el componente minoritario y el disolvente es el componente mayoritario. Las aleaciones también son ejemplos de disoluciones. Una aleación es una disolución en la que el soluto y el disolvente son sólidos. Quizá la más conocida es el acero, disolución formada por carbono y hierro. A la cantidad de soluto que hay en una disolución se le llama concentración de la disolución. LAS DISOLUCIONES SERÁN OBJETO DE ESTUDIO MÁS ADELANTE.

-

Mezclas heterogéneas, llamadas comúnmente mezclas, y que son los sistemas materiales que tienen diferentes propiedades y composición. El ejemplo más representativo de mezcla es el agua con aceite, sistema en el cuál se aprecian los dos componentes. Son las mezclas en que es posible observar los distintos compuestos que la constituyen. El tamaño de las partículas es superior a 0,001 µm. Si se colocan juntas arena y virutas de hierro resulta una mezcla heterogénea pues los componentes individuales permanecen físicamente separados y se pueden ver como tales.

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CUALQUIER MEZCLA, HOMOGÉNEA O HETEROGÉNEA, SE PUEDE SEPARAR EN SUS COMPONENTES PUROS POR MEDIOS FÍSICOS SIN CAMBIAR LA IDENTIDAD DE SUS COMPONENTES. Mediante una curva de calentamiento se puede distinguir una sustancia pura de otra que no lo es. Las sustancias puras tienen curvas de calentamiento con tramos horizontales que se corresponden con las temperaturas de ebullición y de fusión de la sustancia. En una sustancia que no es pura, no habría tramos horizontales, ya que esas sustancias al hervir no mantienen la temperatura constante. T (ºC)

T(ºC)

(a)

(b)

Figura 3. Curvas de calentamiento de sustancias puras (a)

y de una mezcla de

sustancias puras (b). Vamos a construir la curva de cambio de estado para el agua. En un diagrama de este tipo, la idea clave es que cuando se produce un cambio de estado en una sustancia pura como el agua, la temperatura no cambia, es decir, se mantiene constante. En palabras más sencillas, en la gráfica habrá tramos horizontales. En la figura se muestra la curva de calentamiento del agua. Supongamos que tenemos una muestra de agua a – 40ºC. Se han representado en dos ejes: el eje horizontal muestra el cambio en el tiempo, en minutos. El eje vertical mide la temperatura en grados centígrados. En la gráfica se observan dos tramos horizontales, a 0ºC y a 100 ºC . esto quiere decir que se producen dos cambios de estado, entre el minuto 5 y 8 , fusión, y entre el minuto 11 y 14, vaporización.

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T(ºC)

VAPORIZACION 100ºC

0ºC

FUSION 5

8

11

14

t(min)

- 40ºC Muestra inicial de agua sólida Figura 2.2. Curva de calentamiento del agua. La muestra de agua está originalmente a –40ºC, luego está en estado sólido. A 0ºC se produce la fusión, minuto 5 hasta minuto 8. En el minuto 8 la muestra está totalmente en estado líquido ya que ha finalizado la fusión. Entre el minuto 8 y el 11, sube la temperatura, y cuando van 11 minutos, se comienza a producir la vaporización, hasta el minuto 14 en que cesa la vaporización y la muestra de agua se encontrará completamente en estado de vapor. LEYES CLÁSICAS DE LAS REACCIONES QUÍMICAS: LEY DE LAVOISIER, LEY DE PROUST, LEY DE DALTON. A finales del siglo XVIII y principios del siglo XIX, el estudio de las reacciones químicas condujo a enunciar las llamadas leyes clásicas de las reacciones químicas. Una reacción química es el proceso por el cual una o varias sustancias iniciales llamadas REACTIVOS se transforman en otras sustancias finales llamadas productos. El estudio de estas reacciones condujo a las siguientes leyes:

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Ley de Lavoisier: Fue comprobada experimentalmente y enunciada por el químico francés A. Lavoisier (1743 – 1794). Establece que: En toda reacción química la masa total de los reactivos que reaccionan es igual a la masa total de los productos de la reacción. Ejemplo 1: Óxido de mercurio (II) → mercurio + oxígeno (gas) 25,62 g

23,73 g

1,89 g

Es el principio de conservación de la masa, en el transcurso de una reacción no se destruye masa, “la masa no se crea ni se destruye, sólo se transforma”. Observa en el ejemplo como la suma de la masa de los productos (mercurio y oxígeno gas) es la masa de los reactivos (óxido de mercurio). Este principio de conservación de la masa se cumple en toda reacción química, sin excepciones. Ley de Proust o de las proporciones definidas: Comprobada experimentalmente en 1788 y publicada por el químico J. L. Proust (1754 – 1826) establece que: Cuando dos o más elementos se combinan para formar un determinado compuesto lo hacen en una relación de masa invariable independientemente del procedimiento empleado para formar el compuesto. O en otras palabras: Las cantidades de masa de ambos elementos que se combinan para formar un determinado compuesto lo hacen en una relación de números sencillos. En el ejemplo 1, cuando el oxígeno y el mercurio se combinan lo hacen en una relación constante que sería:

g de Hg 23,73 2373 791 113       12,55 (Relación de números sencillos 113:9) g deO 1,89 189 63 9

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Ejemplo 2. Experimentalmente se ha comprobado en el laboratorio que el hierro y el azufre se combinan de la siguiente manera: Azufre + hierro ==== Sulfuro ferroso 2g

3,5 g

5,5 g

Observa la relación entre gramos de azufre y gramos de hierro:

g de S 2 4    0,571428 (Relación de números sencillos 4:7) g de Fe 3,5 7 Hoy en día utilizamos las masas atómicas de los átomos como referente para casi todos los cálculos químicos. La masa atómica del azufre es A(S)=32 y la del hierro es A(Fe)= 55,8. Observa que:

A(S ) 32   0,5818 A( Fe) 55 Fíjate como la relación de masas atómicas es casi idéntica a la relación de masa de azufre y hierro que se combinan. Ley de Dalton de las proporciones múltiples. Fue formulada por John Dalton en 1803. Establece que: Cuando dos elementos se combinan entre sí para formar más de un compuesto, las masas de uno de ellos que se combinan con una misma masa del otro para dar diferentes compuestos, están en una relación de números enteros sencillos. Ejemplo 3. El nitrógeno y el oxígeno se combinan de la siguiente manera: EXPERIMENTO A

EXPERIMENTO B

EXPERIMENTO C

Masa de nitrógeno

7g

7g

7g

Masa de oxígeno

4g

8g

12 g

Es decir, una misma masa de nitrógeno, 7 g, se combina con cantidades diferentes de oxígeno dando compuestos diferentes. La relación entre las masas de oxígeno que se combinan con los 7 g de nitrógeno sería:

g deO en A 4  g deO en B 8

g deO enC 12 3   g deO en B 8 2

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g deO en A 4 1   g deO enC 12 3

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Por tanto, existen tres compuestos diferentes de nitrógeno y oxígeno, pero para una cantidad fija de nitrógeno, las cantidades de oxígeno en los tres compuestos guardan entre sí una relación de nº enteros sencillos. Ley de los volúmenes de combinación: 2 + 1 =2. Las leyes hasta ahora enunciadas se denominan leyes ponderales dado que tienen en cuenta exclusivamente la cantidad de materia. Gay Lussac (1778 – 1850) dio a conocer en 1808 la Ley de los volúmenes de combinación, según la cual: Los volúmenes de las sustancias gaseosas que intervienen en una reacción química, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, guardan entre sí una relación de números enteros sencillos. Gay Lussac encontró esta relación cuando inició una serie de experimentos con vistas a establecer el volumen de oxígeno contenido en el aire. Mezcló hidrógeno gas y oxígeno gas con la finalidad de obtener agua y se encontró con la sorpresa de que el hidrógeno y el oxígeno se combinaban en la proporción dos volúmenes de hidrógeno con un volumen de oxígeno. 2 vol hidrógeno + 1 vol de oxígeno ===== 2 volúmenes de agua Es decir, 2 L de hidrógeno se combinan con 1 L de oxígeno y se forman 2 L de agua, es decir, 2 + 1 = 2.

Vol de H 2  Vol deO 1 PRINCIPIO DE AVOGADRO. A pesar de la simplicidad de la Ley de Gay – Lussac, no pudo ser interpretada con la teoría atómica de Dalton. Por ello, supuso un duro revés para dicha teoría tómica. En 1811, el químico italiano Amadeo Avogadro (1776 – 1856) propuso en 1811 la siguiente hipótesis, hoy llamada principio de Avogadro: Volúmenes iguales de gases diferentes, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de partículas.

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Este principio supone que las partículas de algunos gases no son átomos, sino agregados de átomos, a lo que Avogadro llamó moléculas. Vamos a considerar la reacción del hidrógeno gas con el oxígeno gas para dar agua. H2 + O2 → H2 O Utilizamos un esquema de bolas, los átomos de hidrógeno con bolas negras y los átomos de oxígeno con bolas blancas. De esta forma la reacción sería:

Observar que la reacción no está ajustada, ya que mientras que a la izquierda hay dos bolas blancas (dos átomos de oxígeno), a la derecha hay una bola blanca. Los átomos de hidrógeno (bolas negras), no obstante, si están ajustados. En principio, bastaría con sumar una bola blanca a la derecha para que hubiera dos a la derecha y dos a la izquierda; pero no se pueden sumar bolas sueltas. A la derecha sólo podemos sumar moléculas de agua, es decir, dos bolas negras y una bola blanca. De esta forma:

Notar que ahora las bolas blancas están ajustadas, hay tantas a la derecha como a la izquierda. Sin embargo, al sumar la molécula de agua a la derecha hemos desajustado las bolas negras, ya que hay dos a la izquierda y cuatro a la derecha: nos faltan dos a la izquierda. Pues las sumamos.

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Esta última reacción está ajustada. En términos de átomos de hidrógeno y de oxígeno quedaría:

2 H2 + O2 → 2 H2O

Figura 3. Principio de Avogadro. La combinación del principio de Avogadro y de la ley de las proporciones definidas permitió conocer las fórmulas de las moléculas, comparar las masas de los átomos y de las moléculas y hallar sus masas relativas. TEORÍA ATÓMICA DE DALTON. En el siglo XIX Dalton enunció los siguientes puntos que constituyen que constituyen la base de su teoría atómica: 1.- La materia está constituida por átomos que son partículas indestructibles. 2.- Los elementos están formados por átomos de forma que los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y en otras cualidades. 3.- Los átomos de distintos elementos tienen diferente masa y propiedades. 4.- Los átomos se unen unos con otros para formar “átomos – compuestos”. Según estos postulados, el hidrógeno y el oxígeno se unirían para formar el agua según la reacción H + O → HO Agua 13

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Evidentemente esta reacción no puede ser correcta ya que todos conocemos la auténtica fórmula del agua, H2O. No obstante, según Dalton sería correcta y de idéntica forma la reacción de formación del metano sería: C + H → CH Metano Esta última reacción tampoco es correcta ya que la fórmula química del metano es CH4. Por tanto, concluimos que las ideas de Dalton tal vez no sean del todo ciertas. La teoría atómica de Dalton introduce la idea de una materia discontinua formada por partículas inmutables, los átomos, y considera las reacciones químicas como una redistribución de estos átomos. Para calcular masas atómicas se necesitan las fórmulas de los compuestos, como éstas no se conocían, Dalton formuló su hipótesis de máxima simplicidad: - Los átomos son monoatómicos, O, H, etc… - Si dos elementos forman juntos un solo compuesto, éste tendrá un átomo de cada elemento. Así el agua será HO, el amoníaco será NH, el metano CH, etc… La necesidad del momento, llevó a una hipótesis falsa. ÁTOMOS Y MOLÉCULAS Átomo (voz griega que significa indivisible) es la parte más pequeña de un elemento que puede entrar en combinación química para formar un compuesto químico. Es mayor el número de átomos diferentes que el número de elementos, porque hay elementos que poseen isótopos. Molécula (diminutivo de la voz latina moles que significa mole), es la porción más pequeña de una sustancia química pura que puede existir con carácter independiente conservando sus propiedades características. Las moléculas de los elementos se llaman sustancias simples como oxígeno, cloro, nitrógeno, etc. Están constituidos por átomos de la misma especie. Las moléculas

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de las sustancias compuestas, como ácido nítrico, HNO3, cloruro de hidrógeno, HCl, carbonato de calcio, CaCO3, están constituidas por átomos diferentes. Elementos: H, Cl, N, etc... sustancias simples Moléculas

Gases diatómicos: Cl2; F2; O2, etc... sustancias compuestas(compuestos): HNO3; HCl; CaCO3

Según el número de átomos, de uno o varios elementos, que constituyen la molécula, éstas pueden ser diatómicas (formadas por dos átomos), triatómicas (formadas por tres átomos), poliatómicas (formadas por varios átomos). FÓRMULAS QUÍMICAS Las fórmulas químicas expresan la composición de un compuesto por medio de los símbolos de los elementos de los átomos participantes. Es, por tanto, la representación escrita de una molécula. La fórmula H2O representa una molécula de agua e indica que la molécula está formada por dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno.

Los dos tipos de fórmulas químicas con las que es necesario familiarizarse son las fórmulas moleculares y empíricas. FÓRMULA MOLECULAR Una fórmula molecular indica el nº exacto de átomos de cada elemento en una molécula. El tipo más sencillo de molécula tiene dos átomos y se llama molécula diatómica: H2; O2; Cl2; N2; etc... Por supuesto las moléculas diatómicas pueden estar constituidas por dos elementos diferentes: HCl; CO; HF; etc... 15

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Cuando un químico dice "hidrógeno" no siempre queda claro si se refiere a hidrógeno atómico, H, o a la molécula de hidrógeno, H2. Para evitar confusiones se usan los términos "hidrógeno atómico" para átomos de hidrógeno"; "hidrógeno molecular" para moléculas de hidrógeno, H2. En general, para moléculas de más de dos átomos se emplea el término poliatómicas Amoníaco NH3

Ozono O3

Metano

CH2(OH)-CHO hidroxi etanal (glicoaldehido)

CH4

El glicolaldehído ha sido identificado en gas y polvo cerca del centro de la Vía Láctea. Ha sido descubierto a 26000 años luz de la Tierra. Nótese que tanto el oxígeno (O2) como el ozono(O3) son formas del mismo elemento, oxígeno. A las formas diferentes de un elemento se les llama alótropos Las dos formas alotrópicas del carbono se llaman diamante y grafito. En este punto conviene aclarar la diferencia entre compuesto y molécula. Un compuesto es una sustancia pura formada por dos átomos de dos o más

elementos.

El símbolo F2 representa una molécula pero no es un compuesto; porque hay sólo tipo de elemento presente, el flúor. Molécula es una unidad de sustancia formada por dos o más átomos del mismo elemento o de diferentes elementos. El símbolo NH3 representa una molécula porque hay cuatro átomos diferentes y es un compuesto porque hay dos elementos diferentes.

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FÓRMULAS EMPÍRICAS La fórmula molecular del peróxido de hidrógeno es H2O2 (agua oxigenada). Es una sustancia utilizada como antiséptico, blanqueador de textiles y decolorante del cabello. La fórmula indica que la relación entre átomos de hidrógeno y oxígeno es 2:2 ó 1:1. La fórmula empírica es HO. La fórmula empírica indica los elementos que están presentes y la relación mínima de nº enteros entre sus átomos. MOLECULAR

EMPÍRICA

NOMBRE

N2H4

NH2

Hidracina

H2O

H2O

Agua

NH3

NH3

Amoníaco

C6H6

CH

Benceno

C6H12O6

CH2O

Glucosa

C2H2

CH

Acetileno

ELEMENTOS Y LA TABLA PERIÓDICA En el siglo XIX se inició la organización sistemática de los elementos cuando se empezó a observar que muchos elementos presentaban grandes similitudes entre sí, y demostraron la regularidad en el comportamiento de las propiedades físicas y químicas de los elementos. Este conocimiento condujo al desarrollo de la tabla periódica: una disposición tabular de los elementos. Los elementos de una columna de la tabla periódica se conocen como grupo o familia. Cada línea horizontal de la tabla periódica se llama periodo. Los elementos que se han sombrado son metaloides. Los elementos de la tabla periódica se clasifican en tres grandes categorías: metales, no metales y metaloides.

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PERIODOS

Halógenos

B Al Ga In Tl

C Si Ge Sn Pb

N P As Sb Bi

O S Se Te Po

F Cl Br I At

Gases nobles

Anfígenos ó calcógenos

Sc Ti Y Zr La Hf

METALES DE TRANSICIÓN V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd Ta W Re Os Ir Pt Au Hg

Nitrogenoideos

Be Mg Ca Sr Ba Ra

Carboboideos

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Térreos

H Li Na K Rb Cs Fr

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Alcalinotérreos

Alcalinos

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He Ne Ar Kr Xe Rn

GRUPOS

Los metales tienen las siguientes características: - Aspecto y brillo metálico. - Densidad elevada. -Son dúctiles y maleables. - Son buenos conductores térmicos y eléctricos. - Son todos sólidos a temperatura ambiente excepto el mercurio que el líquido. - Son poco electronegativos, es decir, tienen tendencia a perder electrones originando iones positivos (cationes). Al proceso por el cuál el metal pierde electrones recibe el nombre de oxidación, se dice que el metal se oxida.

CONSEJO JEDAY: La tabla periódica se estudia con posterioridad, pero tal vez es buen momento para empezar a estudiársela.

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