Tema 1 . Introducción a la estructura de la materia.

1. Tema 1. Introducción a la estructura de la materia. 1.1. Partículas fundamentales: protón neutrón y electrón. 1.2. Número atómico. Número másico. Isótopos. Iones 1.3. Masa atómica y molecular. Concepto de mol. Número de Avogadro. Masa molar. Gases ideales: leyes y ecuación de estado. Volumen molar. Páginas web relacionadas con este tema: Materia interactiva En esta página siguiendo el menú que aparece a la izquierda de la página podemos ver la materia y sus propiedades (masa, volumen, temperatura, densidad), su clasificación y sus estados, los átomos y su estructura, con un constructor de átomos muy ilustrativo, moléculas e iones. También podemos ver la Tabla Periódica y propiedades atómicas, que veremos en nuestro tema 2, y el enlace químico, que veremos en el tema 3. Leyes de los gases Magnífica página que nos ilustra del comportamiento de los gases y sus leyes y los conceptos de masa molar y mol (cantidad de gas), con una balanza virtual para medir cantidades de distintos gases. IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

2. 1.1.Introducción a la estructura de la materia.Sistemas materiales Sistema material en el que a simple vista se observan partes diferenciadas (con propiedades intensivas diferentes). Está formado por un conjunto de sistemas homogéneos. Sistemas heterogéneos Tanto las heterogéneas como las homogéneas se caracterizan porque tienen composición y propiedades variables ya que las sustancias puras que las forman se añaden en cantidades arbitrarias. Sistema homogéneo que puede separarse por procedimientos físicos en dos o más sustancias puras diferentes. Mezclas Sistemas materiales Disoluciones cualquier porción de materia Pueden descomponerse por procedimientos químicos (descomposición eléctrica o térmica,..) en dos o más sustancias puras diferentes entre sí y diferente de la original. www.cas.org Sistemas homogéneos Susutancias puras compuestas o compuestos Sistema material en el que a simple vista no se observan partes diferenciadas (con propiedades intensivas diferentes). Sustancias puras Susutancias puras simples Sistema homogéneo que no puede separarse en otros más simple por procedimientos físicos ( destilación, cristalización, filtración, …) Tienen una composición y propiedades constantes. o elementos No pueden descomponerse por ningún tipo de procedimientos (físicos o químicos) en otras. En la naturaleza hay unos 90 elementos y conocemos una veintena más artificiales. Están en la Tabla Periódica. IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

3. Sistemas heterogéneos Sistemas homogéneos Sustancias puras compuestas IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

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5. Otra clasificación de las sustancias materiales Es aquella que no puede separarse en otras más simples por procedimentos físicos y tienen una composición y propiedades constantes Es una porción de materia formada por dos o más sustancias que no reaccionan entre sí. Su composición es variable y se pueden separar por procedimientos físicos La materia puede ser Mezclas Sustancias puras pueden ser pueden ser S. Simples (Elementos) Compuestos Heterogéneas Homogéneas por ejemplo por ejemplo No se distinguen sus componentes ni con el microscopio, aparentando ser una sustancia pura A simple vista se ven sus componentes •Agua salada Arena y agua Las disoluciones Por procedimientos químicos (descomposición térmica o electrolisis) desaparecen y dan lugar a otras sustancias más simples Por procedimientos químicos no pueden descomponerse en otras más simples. •Vino se separan se separan • Decantación • Filtración • Destilación • Cristalización • Calentamiento a sequedad Están constituidas por moléculas iguales formadas por 1 o varios átomos de la misma clase Están constituidas por moléculas iguales formadas por 2 o más átomos de distinta clase Ejemplo: Ejemplo: dan lugar Oxígeno O2 Agua H2 O IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

6. Representación de las moléculas de algunas sustancias puras Metano CH4 Peróxido de hidrógeno H2O2 IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

7. 1.2. Partículas fundamentales: protón neutrón y electrón. – – – + + + + + + + + + ¿Cómo son los átomos? átomo CORTEZA donde describen órbitas los electrones vacío Su número nos permite identificar a los átomos protones 1 cm NÚCLEO neutrones 1 km (7 nucleones:neutrones y protones) Li 7 Este átomo se conoce como: (3 protones) 3 Los átomos son neutros pues tienen el mismo número de protones (carga positiva) en su núcleo que de electrones (carga negativa) en su corteza. IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

8. 1.2. Partículas fundamentales: protón neutrón y electrón (cont). Tabla resumen del átomo Tabla resumen partículas fundamentales IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

9. 1.3.Número atómico. Número másico. Cada átomo queda definido por dos características o magnitudes atómicas: ■ Su número atómico Z Número de protones que tiene en su núcleo. Determina el elemento de que se trata. Es el DNI de los átomos En la Tabla Periódica los elementos aparecen ordenados en orden creciente de su número atómico. ■ Su número másico A Número de nucleones que tiene en su núcleo (suma de neutrones y protones). Determina el isótopo del elemento del que se trate. Representaremos a los átomos de un elemento mediante el simbolismo siguiente: donde X es el símbolo químico del elemento 7 2 8 8 1 1 1 92 Protones Neutrones 7 2 8 9 0 1 2 146 7 2 8 8 1 1 1 92 Electrones IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

10. 1.3.Isótopos S1 + + + + + + S2 + + + + + + + Fuente de iones Campo magnético B + Placa fotográfica – Mediante el espectrógrafo de masas se encontró que había átomos de un mismo elemento que presentaban entre sí diferente masa. Los isótopos son átomos de un mismo elemento que tienen distinto número de neutrones y por tanto masas diferentes. Los isótopos de un mismo elemento tienen todos el mismo número atómico Z , pero diferente número másico A. Consta de los siguientes elementos: • Fuente emisora de iones (para electrones puede ser un simple filamento caliente). •S1 y S2 = rendijas estrechas, a una diferencia de potencial V, por las que pasan los iones para ser acelerados. • Placa fotográfica donde se registra el impacto del ión. Por debajo de las rendijas existe un campo magnético uniforme, perpendicular al plano del papel, y dirigido hacia el observador. IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

11. 1.3.Isótopos (Cont.) + + + Sólo unos veinte elementos químicos tiene un único isótopo estable, como el Be o el Na. Los demás elementos presentan más de uno; el estaño tiene 10. Existen tres tipos de átomos de hidrógeno 1 2 3 H H H 1 1 1 protio deuterio tritio Nombre: (estable) (radiactivo) (estable) Núcleo: 1 protones 1 protones 1 protones 2 neutrones 1 neutrones 0 neutrones 0,00 % 0,015 % 99,985 % Abundancia: IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

12. 1.3.Isótopos (Cont.) + + + + + + + + + + + + + + + + + + Existen tres tipos de átomos de carbono 14 12 13 C C C 6 6 6 Nombre: Carbono 12 Carbono 13 Carbono 14 (estable) (radiactivo) (estable) Núcleo: 6 protones 6 protones 6 protones 8 neutrones 7 neutrones 6 neutrones < 10-10 % 1,11% 98,89% Abundancia: IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

13. 1.3.Isótopos (Cont.) Isótopos naturales y abundancia de algunos elementos Nitrógeno Carbono Cloro Silicio IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

14. Completa la tabla siguiente: Actividad 1 3 4 3 7 3 26 56 26 30 26 20 20 20 ? 20 ? ? 40 ? 20 18 40 20 20 18 17 ? 17 17 35 ? ? ? 18 17 17 18 35 IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

15. 1.3.Iones Son átomos o agrupaciones de átomos que han perdido o ganado electrones y por tanto tienen carga eléctrica positiva o negativa. No son neutros. Se pueden clasificar en dos grupos: A) Cationes : tienen carga positiva ( se ha producido una pérdida de electrones ) B) Aniones : tienen carga negativa ( se ha producido una ganancia de electrones ) También distinguiremos entre iones monoatómicos ( formados por un solo átomo) e iones poliatómicos (formados por 2 o más átomos) Nomenclatura y formulación de los iones monoatómicos: A) Cationes La fórmula del catión será el símbolo del elemento con un superíndice igual a la carga positiva que tiene . Ejemplos: El nombre del catión se forma con la palabra ión seguida del nombre del elemento, con la valencia expresada en números romanos y entre paréntesis, que se omite cuando ese elemento sólo tenga un nº de oxidación. Ejemplos: ión calcio (II) ión sodio (I) ión hierro (II) ión hierro (III) ión platino (IV) Los metales forman, generalmente, cationes. IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

16. Nomenclatura y formulación de los iones monoatómicos (Cont): B) Aniones Son átomos de no metales que han ganado uno o más electrones, presentando valencia negativa. La fórmula del anión será el símbolo del no metal con un superíndice igual a la carga negativa que tiene. Ejemplo: Para nombrar el anión se utiliza la palabra ión y el nombre del no metal terminado en uro, con las excepciones que vimos en los compuestos binarios. Ejemplos: ión cloruro ión nitruro ión sulfuro ión ioduro ión carburo IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

17. 1.4.Fórmulas empírica y molecular. En Química se utilizan las formulas químicas para expresar la composición de las moléculas y los compuestos iónicos, por medio de los símbolos químicos. Composición significa no solamente los elementos presentes, sino también la proporción en la cual se combinan los átomos. Es necesario familiarizarse con dos tipos de fórmulas: fórmulas moleculares y fórmulas empíricas. Una fórmula molecular indica el número exacto de átomos de cada elemento que están presentes en la unidad más pequeña de una sustancia, su molécula. Así el H2 es la fórmula molecular del hidrógeno, O2 representa al oxígeno, O3 es el ozono y H2O representa al agua. El subíndice numérico indica el número de átomos de cada elemento que están presentes. En el caso del H2O no aparece un subíndice para el O debido a que solamente hay un átomo de oxígeno en una molécula de agua; de esta manera se omite el subíndice "uno" de las formulas. Las moléculas son demasiado pequeñas como para poder observarlas de manera directa. Una forma efectiva para visualizarlas es mediante el uso de modelos moleculares. agua metano amoníaco hidrógeno Fórmula molecuar Fórmula estructural Como la molecular, indicando además cómo se unen entre sí todos los átomos que forman la molécula. Modelo de esferas y barras Modelo espacial IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

18. 1.4.Fórmulas empírica y molecular. (Cont.) La fórmula molecular del peróxido de hidrógeno (agua oxigenada), sustancia que se utiliza como antiséptico y como agente blanqueador para fibras textiles y decolorante del cabello, es H2O2 Esta fórmula indica que cada molécula de peróxido de hidrógeno contiene dos átomos de hidrógeno y dos átomos de oxígeno. La relación de átomos de hidrógeno a átomos de oxígeno en esta molécula es 2 : 2 o 1 : 1. La fórmula empírica de peróxido de hidrógeno es HO. En consecuencia: la fórmula empírica indica cuáles elementos están presentes y la relación mínima, en número entero, entre sus átomos, pero no necesariamente indica el número real de átomos en una molécula determinada. etino peróxido de hidrógeno eteno butano Fórmula molecuar Fórmula empírica Las fórmulas empíricas son las fórmulas químicas más sencillas, se escriben de manera, que los subíndices de las fórmulas moleculares se reduzcan a los números enteros más pequeños que sea posible. Las fórmulas moleculares son las fórmulas verdaderas de las moléculas. Para muchas moléculas, la formula molecular y la fórmula empírica son la misma. Algunos ejemplos lo constituyen el agua (H2O), el amoniaco (NH3) y el metano (CH4). Esto es más frecuente en los compuestos inorgánicos. En el tema 3 veremos los enlaces químicos y los compuestos covalentes, iónicos y metálicos. Los compuestos covalentes forman moléculas individuales y los representaremos por su fórmula molecular. Los compuestos iónicos y metálicos no forman moléculas individuales y los representaremos mediante fórmulas empíricas. IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

19. 1.5.Masa atómica y molecular. Concepto de mol. Número de Avogadro Los átomos son partículas diminutas y su masa es muy pequeña. Así la masa de un átomo de hidrógeno es: Y uno muy pesado como el de uranio: Por tanto el gramo, y menos el kilogramo, no son unidades adecuadas para medir la masa de los átomos. Es más cómodo usar una unidad mucho más pequeña. 1.Masa atómica relativa. Unidad de masa atómica. Pero el mg o el microg son todavía muy grandes. Se pensó que lo mejor sería comparar la masa del átomo con la de otro átomo, que tomaríamos como referencia, y así obtendremos la masa atómica relativa de los átomos Ar. Al principio, como referencia, se tomó al átomo mas sencillo, el de hidrógeno , cuya masa se tomó como la unidad de masa atómica , de símbolo u. Pero desde el año 1962 se tomó como referencia el carbono-12. La unidad de masa atómica u es la doceava parte de la masa de un átomo de carbono-12 Átomo 12C De esta manera la masa atómica relativa del C-12 es 12 u. Lo expresamos así: Ar (C-12) = 12 u Nos dicen que la masa atómica relativa del calcio es 40 u : Ar (Ca)= 40 u ¿Qué significa esto? Que la masa de un átomo de calcio es 40 veces mayor que la doceava parte de la masa de un átomo de C-12 IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

20. Ar (K) = 19 u ; Ar (Cu) = 63,5 u ; Ar (Cl) = 35,5 u ; Ar (Fe) = 56 u ; Ar (U) = 238 u Utilizaremos la TablaPeriódica para ver la masa atómica relativa de todos los elementos, aunque con el uso memorizaremos las más frecuentes como : Ar (H) = 1 u ; Ar (O) = 16 u ; Ar (C) = 12 u ; Ar (N) = 14 ; 2.Masa molecular relativa. Las sustancias puras están formadas por moléculas y las moléculas esta formada por átomos . Podemos calcular la masa molecular relativa Mrde una sustancia sumando las masas atómicas relativas de los átomos que componen sus moléculas. ¿Cómo calculamos la masa molecular relativa de las siguientes sustancias? Oxígeno Agua Acido sulfúrico 1º.. Necesitamos conocer la fórmula molecular de cada sustancia O2 H2O H2SO4 2º.. Necesitamos conocer las masa atómicas relativas de los átomos que forman cada molécula Ar (O) = 16 u ; Ar (H) = 1 u ; Ar (H) = 1 u ; Ar (S) = 32 u ; Ar (O) = 16 u ; Ar (O) = 16 u ; 3º.. Con estos datos procedemos a calcular la masa molecular relativa de cada sustancia: H = 1 u · 2 = 2 u H = 1 u · 2 = 2 u O = 16 u · 2= 32 u O = 16 u · 1 = 16 u S = 32 u · 1 = 32 u O = 16 u · 4 = 64 u 18 u Lo expresamos así: 98 u Mr (O2) = 32 u Mr (H2O) = 18 u Mr (H2SO4 ) = 98 u IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

21. Actividad 2 ¿Qué porcentaje (%) de la masa de una molécula de agua corresponde al hidrógeno y cuál al oxígeno? Datos: Ar (H) = 1 u ; Ar (O) = 16 u ; Hemos calculado en la diapositiva anterior la masa molecular del agua, esto es, la masa de una molécula de agua: H = 1 u · 2 = 2 u O = 16 u · 1 = 16 u 18 u Vemos que de los 18 u de la masa de una molécula de agua, 2 u corresponden al hidrógeno y 16 u al oxígeno. A partir de estos datos podemos calcular qué porcentaje corresponde a cada elemento. IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química 21 15/10/2014

22. Determinar la fórmula molecular del agua sabiendo que su composición centesimal en masa es 11,11% de hidrógeno y 88,89% de oxígeno y que su masa molar son 18 g. Actividad 3 Ar (H) = 1 u ; Ar (O) = 16 u ; Datos: En la actividad anterior nos daban la fórmula del agua H2O y nos pedían que halláramos su composición centesimal. Esta es justo lo contrario, nos dan la composición centesimal y nos piden la fórmula molecular. Si nos fijamos en los cálculos anteriores, podemos obtener esta expresión para calcular el tanto por ciento: Como ahora queremos calcular el número de átomos de cada elemento que compone el compuesto, despejamos de la expresión anterior: Aplicando esta ecuación para el H y el O obtendremos la fórmula del agua: La fórmula del agua: IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química 22 15/10/2014

23. Determinar la fórmula molecular de la glucosa sabiendo que su composición centesimal en masa es 40% de carbono, 6,67% de hidrógeno y 53,33% de oxígeno y que su masa molar son 180 g. Actividad 4 Ar (H) = 1 u ; Ar (O) = 16 u ; Ar (C) = 12 u ; Datos: Utilizamos la misma expresión anterior: aplicada a cada uno de los elementos que constituyen la glucosa: La fórmula de la glucosa: IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química 23 15/10/2014

24. Determinar la fórmula empírica del agua sabiendo que su composición centesimal en masa es 11,11% de hidrógeno y 88,89% de oxígeno . Actividad 5 Ar (H) = 1 u ; Ar (O) = 16 u ; Datos: Esta actividad es parecida a la actividad 3, con la diferencia que nos piden la fórmula empírica y no nos dan el dato de la masa molar. En estos casos ( sin el dato de la masa molar) sólo podemos calcular el número relativo de átomos de cada elemento. Al no disponer de la masa molar Mr, la expresión anterior nos queda así:. Aplicamos esta ecuación para el H y el O: La fórmula empírica del agua: Para reducir a la unidad, dividimos ambos números por el menor de ellos. IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química 24 15/10/2014

25. Determinar la fórmula empírica de la glucosa sabiendo que su composición centesimal en masa es 40% de carbono, 6,67% de hidrógeno y 53,33% de oxígeno. Actividad 6 Ar (H) = 1 u ; Ar (O) = 16 u ; Ar (C) = 12 u ; Datos: Esta actividad es parecida a la actividad 4, con la diferencia que nos piden la fórmula empírica y no nos dan el dato de la masa molar. En estos casos ( sin el dato de la masa molar) sólo podemos calcular el número relativo de átomos de cada elemento, como hemos hecho en la actividad 5, es decir, la fórmula empírica. Aplicamos esta ecuación para el C, el H y el O: La fórmula empírica de la glucosa: Para reducir a la unidad, dividimos sendos números por el menor de ellos. IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química 25 15/10/2014

26. Masa atómica relativa y masa atómica de un isótopo No debemos confundir la masa atómica de un elemento ( la que aparece en la Tabla Periódica ) con la masa atómica de uno de sus isótopos (masa isotópica) En la naturaleza y en concreto en el mar existen muchos átomos de Cloro, formando parte del cloruro de sodio (sal común) y se han encontrado dos tipos de átomos de cloro, es decir, dos isótopos: Si pudiéramos ir al mar y coger un solo átomo de cloro y hallar su masa, en u, estaríamos obteniendo únicamente la masa correspondiente al isótopo que hemos cogido. Esto es, habremos calculado la masa atómica de ese isótopo. Imaginemos que el valor obtenido ha sido 34,9689 u (la masa atómica de los isótopos es muy parecida a su número másico) Pero esta no es la masa atómica del elemento cloro, que está formado por átomos no solo de este isótopo sino también del otro isótopo más pesado, cuya masa isotópica es 36,9659 u. La masa atómica del elemento cloro que aparece en la Tabla Periódica, 35,488 u , es el promedio de las masas isotópicas de los isótopos del cloro que existen en la naturaleza. ¿Cómo se ha calculado ese valor promedio? Si la mitad (50%) de los átomos de cloro fueran de uno de los isótopos y la otra mitad (50%) del otro, bastaría con calcular la media aritmética de las dos masas anteriores. IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

27. 34,9689 u 36,9659 u Pero esto no es así, la abundancia de los dos isótopos no es del 50% cada uno: De cada 100 átomos de cloro de la naturaleza, 75,53 son de Cl-35 y 24,47 son de Cl-37 34,9689 u En realidad, de cada 10 000 átomos de cloro de la naturaleza, 7 553 son de Cl-35 y 2 447 son de Cl-37 ya que no podemos coger fracciones de átomos 36,9659 u Debemos tener en cuenta este hecho a la hora de calcular la masa promedio: IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

28. La plata natural está constituida por una mezcla de dos isótopos de números másicos 107 y 109. Conociendo la abundancia isotópica (Ver tabla), obtener la masa atómica de la plata natural. Actividad 7 La masa atómica es la masa ponderada de los isótopos: A veces , no conocemos la masa isotópica. En estos casos podemos calcular la masa atómica del elemento, la plata en esta caso, a partir de los números másicos. IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

29. a) Determinar la masa atómica del galio, sabiendo que existen dos isótopos 69Ga y 71Ga, cuya abundancia relativa es, respectivamente, 60,2% y 39,8%. b) Indica la composición de los núcleos de ambos isótopos sabiendo que el número atómico del galio es 31. Actividad 8 a) La masa atómica del galio es la masa ponderada de sus isótopos: b) Los núcleos de los isótopos tienen: Protones: = 40 = 38 Neutrones: – – IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

30. Actividad 9 La masa atómica del boro B es 10,8 u y sabemos que en la naturaleza existen dos isótopos de este elemento, 10B y 11B. ¿Cuál es la abundancia de cada isótopo? Llamamos x a la abundancia de isótopo boro-10 e y a la del boro-11 , y aplicamos la misma ecuación de las actividades anteriores: Como tenemos dos incógnitas , x e y, necesitamos una segunda ecuación. En este caso sabemos que: , y sustituimos en la de arriba: Si despejamos de esta segunda: Y la del otro isótopo: IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

31. 3.Concepto de mol. Número de Avogadro. Masa molar Toda reacción química sólo es una redistribución de los átomos de los reactivos, como consecuencia de la cual, éstos desaparecen y aparecen en su lugar los productos. Lo que al químico le interesa es conocer cúantos átomos hay de cada elemento para poder entender bien la nueva distribución, más que cuántos gramos de masa hay de cada elemento, ya que como cada elemento tiene una masa atómica diferente, en una determinada masa, por ejemplo, 100 g de hidrógeno , hay un número de átomos diferente a los que habría si esos 100 g fuesen oxígeno o cualquier otro elemento. + + + + Si nos fijamos , el mecanismo de estas dos reacciones es el mismo ( idéntica redistribución del mismo número de átomos) sin embargo las masas de las sustancias que intervienen es diferente ya que los átomos son diferentes. Por esta razón para medir (cuantificar) los fenómenos químicos ( las reacciones químicas) la magnitud masa (unidad S.I. kilogramo) , que es muy fácil de medir con una balanza, no es la más adecuada , ya que lo que nos interesa saber es cuántas moléculas de cada clase hay en los reactivos para así poder determinar los que habrá en los productos de la reacción. IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

32. Para comprenderlo mejor, fijémosnos en las siguientes reacciones: En estas reacciones, si nos fijamos en elnúmero de átomosque reaccionan, la relación es la misma para las tres y muy sencilla: 1 : 1 Sin embargo, la relación entre lasmasases diferente para cada reacción y no sencilla. Be + O  BeO 1 1 9 g + 16 g  1 Ba + S  CaS 1 137,3 g + 32 g  En definitiva , para el conocimiento y cuantificación de las reacciones químicas, lo que nos interesa conocer es el número de átomos (moléculas) de cada especie presentes en los reactivos, ya que éste número, determinará la cantidad de producto. 1 1 Fe + Te  FeTe 56 g + 127,6 g  Más adelante veremos que la primera ecuación correctamente se escribe así: 2 Be + O2 2 BeO pero la relación entre los átomos seguirá siendo 1:1 IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

33. Por todo ello, para el estudio de los fenómenos químicos, es necesario introducir otra magnitud fundamental, la cantidad de sustancia , que tiene que ver con el número de partículas ( átomos, moléculas, ….) presentes en una muestra de una sustancia. Unidad en el S.I. Magnitud fundamental Nombre Símbolo mol mol cantidad de sustancia Definición de mol Un mol es una cantidad de sustancia que contiene tantas unidades elementales (átomo, moléculas, electrones, …..) como átomos hay en 0,012 kg (12 g ) de carbono 12. Se ha determinado experimentalmente que el número de átomos que hay en 12 g de 12C es: ( expresión decimal ) Seiscientos dos mil doscientos cuatro trillones quinientos mil billones ( expresión científica ) ( aproximación para facilitar los cálculos ) A este número se le conoce con el nombre de Número de Avogadro o constante de Avogadro, en honor del químico italiano y lo representamos así N A N A IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

34. Como la masa de los átomos es muy pequeña, el Número de Avogadro tiene que ser un número muy grande, pero ¿por qué ese número tan raro? ¿por qué no un número más redondo ? 1023 o 1024, por ejemplo. De la definición que acabamos de dar demol : Si recordamos la definición que dimos de la unidad de masa atómicau : 1 mol de átomos de 12C tiene una masa de 12 g 1 átomo de 12C tiene una masa de 12 u 6,022·1023 átomos de 12C 1 átomo de 12C 12 g 12 u Masa de 1 mol de átomos: masa molar Masa de 1 átomo: masa atómica relativa De esta manera podemos relacionar el número de átomos presentes en una muestra ( muy difícil de medir por nosotros) con una determinada masa del mismo ( muy fácil de medir con una balanza). IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

35. Pero ocurre así no sólo para el carbono , sino para todos los otros átomos. Esto es, el valor del Número de Avogadro se ha obtenido de tal manera que la masa de 1 átomo de un elemento, expresada en u , coincide numéricamente con la masa de 6,022·1023 átomos ( 1 mol) de ese mismo elemento, expresada en g. Es decir, la masa atómica relativa y la masa molar de un elemento se expresan con el mismo número aunque distinta unidad ( u y g , respectivamente) En definitiva, el mol nos permite contabilizar partículas microscópicas a partir de medidas macroscópicas, como es el caso de la masa. Completa la tabla siguiente: Actividad 10 Masa atómica relativa de: nº de átomos Masa de 1 mol de átomos de: nº de átomos 1 átomo Ar (Na) = 23 u Na ……… 23 g 6,022·1023 Ar (Cl) = 35,5 u Cl …….… 35,5 g 1 átomo 6,022·1023 1 átomo Ar (Fe) = 56 u Fe …….. 56 g 6,022·1023 TablaPeriódica Como las moléculas de cualquier compuesto está formada por átomos, la equivalencia anterior también se cumple para ellas: IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

36. Vimos anteriormente que la masa molecular relativa del agua es de 18 u 1 molécula de H2O tiene una masa de 18 u 1 mol de moléculas de H2O tiene una masa de 18 g 6,022·1023 moléculas de H2O 1 molécula de H2O 18 g 18 u Masa de 1 mol de moléculas: masa molar Masa de 1 molécula: masa molecular relativa Concepto de mol en internet Video en youtube IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

37. Actividad 11 La composición centesimal de un compuesto o de una mezcla nos indica que tanto por ciento de la masa total del compuesto o de la mezcla corresponde a cada uno de sus componentes. Conocida la fórmula de un compuesto químico y las masas atómicas relativa de los átomos que lo forman, podemos calcular su composición centesimal. Como ejemplo de lo que decimos vamos a calcular la composición centesimal del agua. H = 1 u · 2 = 2 u Calculamos su masa molecular relativa: O = 16 u · 1 = 16 u 18 u Esto significa que en 1 mol de agua (18 g) hay 2 g de hidrógeno y 16 g de oxígeno. IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

38. Actividad 12 ¿ Cuál es la masa de 1 molécula de amoniaco NH3 , expresada en gramos ? Datos: la masa atómica relativa del nitrógeno: Ar (N) = 14 u la masa atómica relativa del hidrógeno: Ar (H) = 1 u El número de Avogadro NA = 6,022·1023 Calculamos la masa molecular relativa de la molécula de amoniaco NH3 N = 14 u · 1 = 14 u H = 1 u · 3 = 3 u 17 u A partir de este resultado, sabemos que la masa de 1 mol de moléculas (masa molar) de amoniaco NH3 es 17 g y contiene un número de Avogadro de moléculas. Ya podemos calcular la masa en gramos de 1 molécula: También podemos hacer este cálculo planteando una proporcionalidad directa: IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

39. Actividad 13 a) Calcular la composición centesimal del nitrato de sodio NaNO3 , b) ¿qué cantidad de nitrógeno habrá en 500 g del compuesto anterior? Datos: masas atómicas relativas : Ar (Na) = 23 u ; Ar (N) = 14 u ; Ar (O) = 16 u a) Calculamos la masa molecular relativa de la molécula de nitrato de sodio NaNO3 Na = 23 u · 1 = 23 u N = 14 u · 1 = 14 u O = 16 u · 3 = 48 u 85 u A partir de este resultado, sabemos que la masa de 1 mol de nitrato de sodio es de 85 g y contiene 23 g de Na , 14 g de N y 48 g de O. b) Como hemos calculado el porcentaje de N que hay en el compuesto, el 16,47 % de los 500 g serán de N: También podemos proceder así: IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

40. 6.. Gases ideales:leyes y ecuación de estado. Volumen molar. La teoría cinético-molecular de la materia nos explica cómo se encuentran las moléculas de las sustancias sólidas, líquidas y gases, lo que determina su comportamiento físico y propiedades: Materia interactiva: Estados de la materia Tbaja Talta Las magnitudes que determinan el estado de un gas son: • el número de moles n , que determina cuántas moléculas hay del gas • el volumen que ocupa V , que viene determinado por el volumen del recipiente • la temperatura absoluta T a la que se encuentra, que determina la velocidad de las moléculas • la presión p que ejerce sobre las paredes del recipiente Leyes de los gases IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

41. 6.. El estado gaseoso (Cont.) El estudio del comportamiento de los gases en el laboratorio, durante los siglos XVII-XVIII-XIX nos ha permitido conocer cómo se relacionan entre sí estas magnitudes, lo que se conoce como LEYES DE LOS GASES Nombre Constantes Enunciado Fórmulas Para una masa de gas a temperatura constante, el producto de la presión p por el volumen V es una cantidad constante k1 Ley de Boyle-Mariotte T, n Ley de Charles (1ª ley de Gay-Lussac ) p , n Para una masa de gas a presión constante, el volumen V que ocupa es directamente proporcional a su temperatura absoluta T 2ª Ley de Gay-Lussac V , n Para una masa de gas a volumen constante, la presión p que ejerce es directamente proporcional a su temperatura absoluta T A presión y temperatura constante, el volumen V que ocupa un gas es directamente proporcional al número de moles n Ley de Avogadro p , T ---- Para un gas ideal, el producto de la presión p por el volumen V es directamente proporcional al producto del número de moles n por la temperatura absoluta T Ecuación de estado de los gases ideales IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

42. A partir de las tres primeras leyes anteriores podemos obtener la ley completa (generalizada) de los gases, cuando ni la temperatura ni la presión ni el volumen permanecen constante: Para una masa de gas , el producto de la presión p que ejerce por el volumen V que ocupa dividido por la temperatura absoluta T es una cantidad constante k4 Si tenemos una determinada masa de gas en un recipiente en una condiciones de presión y temperatura: Si varían estas condiciones iniciales: • Variando la temperatura (calentar o enfriar) • Variando la presión • Variando el volumen Aplicando la ley completa de los gases podemos escribir la siguiente expresión: La hemos llamado ley completa de los gases porque contiene a las otras tres: ■ Si se mantiene constante la temperatura:T1 = T2 (L. de Boyle) ■ Si se mantiene constante la presión:p1 = p2 (L. de Charles) ■ Si se mantiene constante el volumen:V1 = V2 (L. de Gay_Lussac) IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

43. Observa la animación : al disminuir el volumen que ocupa el gas es menor la superficie de choque y hay más choques por unidad de tiempo (las partículas deben recorrer menos espacio hasta llegar a las paredes del recipiente), por lo que la presión es mayor. Es decir, se cumple la ley de Boyle: al hacerse la presión doble, el volumen se reduce a la mitad. IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

44. Observa la animación : al aumentar la temperatura , manteniendo la presión constante (las pesas de color verde) el volumen que ocupa el gas aumenta . Es decir, se cumple la ley de Charles (1ª ley de Gay-Lussac): al hacerse la temperatura absoluta doble, el volumen también se duplica. IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

45. Volumen molar de los gases Es el volumen que ocupa 1 mol de cualquier gas. Frecuentemente, los trabajos teóricos y experimentales se efectúan en condiciones normalesCN de presión y temperatura : • 1 atm ( 760 mm de Hg) de presión • 273 K ( 0 °C ) de temperatura Se ha determinado experimentalmente que 1 mol de cualquier gas en condiciones normales ocupa un volumen de 22,4 L (Volumen molar normal de un gas) Nº de Nº de presión y temperatura Gas moles Volumen moléculas Masa Condiciones normales 1 atm (760 mm Hg) 273 K ( 0 °C ) IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

46. 6.3. Mezcla de gases. Presión parcial Se ha comprobado experimentalmente, que si tenemos una mezcla de gases en un recipiente, cada uno se comporta como si ocupase él solo la totalidad del recipiente. Este descubrimiento se debe a Dalton y se conoce con el nombre de ley de las presiones parciales: = Volumen del recipiente En una mezcla de gases contenida en un recipiente, la presión que ejerce cada gas (presión parcial) es la misma que ejercería ese gas si él estuviese solo en el recipiente y a la misma temperatura = Temperatura absoluta = nº de moles gas rojo = nº de moles gas azul La presión que ejerce el gas rojo p1 (presión parcial) la calculamos aplicando la ecuación de estado de los gases ideales, sin tener en cuenta la presencia del otro gas: La presión que ejerce el gas azul p2 (presión parcial) la calculamos aplicando la ecuación de estado de los gases ideales, sin tener en cuenta la presencia del otro gas: La presión total que ejerce la mezcla de gases sobre las paredes del recipiente será la suma de las presiones parciales ejercida por cada gas. = presión total Si hay más de dos gases: IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

47. 6.3. Mezcla de gases. Presión parcial ( Cont.) También podemos calcular directamente la presión total, aplicando la ecuación de estado de los gases ideales. Vimos que: = + También podemos calcular la presión total así: = + IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

48. Actividad 14: En una bombona de 90 L de volumen existen 880 g de propano C3 H8 y 2088 g de butano C4 H10 a la temperatura de 27 °C. ¿Cuántos moles hay de cada gas? Ar (C) = 12 u ; Ar (H) = 1 u Para calcular los moles necesitamos conocer la masa molar de cada gas. Para ello, calculamos su masa molecular relativa: C = 12 u · 3 = 36 u C = 12 u · 4 = 48 u H = 1 u · 8 = 8 u H = 1 u · 10 = 10 u 44 u 58 u Ya podemos calcular los moles que hay de cada gas, dividiendo su masa entre la masa molar: Calcular la presión parcial que ejerce cada gas sobre las paredes de la bombona. Teniendo en cuenta la ley de Dalton, aplicaremos la ecuación de estado de los gases ideales: ¿Cuál es la presión total que soporta la bombona? Según la ley de Dalton, la suma ambas: IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

49. Un gas encerrado en un recipiente de 60 L , ejerce una presión sobre las paredes del recipiente de 2 atm. ¿Qué presión ejercerá, si reducimos el volumen del recipiente a 30 L, manteniendo constante la temperatura? Actividad 15: Estado inicial Estado inicial Se trata de una aplicación de la ley de Boyle-Mariotte: Despejamos p2 y la calculamos: IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

50. FIN IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química