1.Materia y Energía. Estructura atómica. (Primera parte) PDF

Preview

Summary

Química inorgánica teoría1. Unidad Nº 1: Materia y Energía. Estructura atómica. (Módulo de Articulación) Materia y Energía: 1.1. Materia: Es el componente común a todos los cuerpos. Todo ente material ocupa un lugar en el espacio y posee masa.1.1. Energía: Se define como la capacidad de realizar un ...

Description

Química inorgánica teoría 1. Unidad Nº 1: Materia y Energía. Estructura atómica. (Módulo de Articulación)

1.1. Materia y Energía: 1.1.1. Materia: Es el componente común a todos los cuerpos. Todo ente material ocupa un lugar en el espacio y posee masa. 1.1.2. Energía: Se define como la capacidad de realizar un trabajo o transferir calor. 1.2. Propiedades de la materia: La materia presenta 2 propiedades fundamentales, propiedad física y propiedad química. 1.2.1. Propiedad física: Es aquella que se puede medir y observar sin que cambie la composición o identidad de la materia por ejemplo es posible determinar el punto de fusión del hielo calentando un trozo de él y registrado la temperatura a la cual se transforma en agua. 1.2.2. Propiedad química: Es aquella que solamente puede ser observada a través de cambios o transformaciones que experimenta la materia en su composición, es decir a través de reacciones químicas. Todas las propiedades de la materia que se pueden medir, pertenecen a las siguientes categorías: Propiedades extensivas y propiedades intensivas. 1.2.3. Propiedad extensiva: Es aquella que depende de la cantidad de materia considerada, por ejemplo masa, volumen, etc. 1.2.4. Propiedad intensiva: Es aquella que no depende de la cantidad de materia considerada, por ejemplo temperatura, densidad, punto de ebullición, etc. 1.3. Sistemas materiales: Es una porción de materia aislada del medio circundante con fines de estudio.

Cuando se estudia un sistema material debe tenerse en cuenta que entre este y el medio que lo rodea, existe una superficie de contacto que permite o no el pasaje de materia y o energía al medio o viceversa. Según esto se clasifican en abiertos, cerrados o aislados. 1.3.1. Sistema abierto: Son aquellos donde hay intercambio de materia y energía, entre el sistema y el medio. Ejemplo: Agua hirviendo en una olla sin tapa. 1.3.2. Sistema cerrado: Son aquellos donde solo hay intercambio de energía, entre el sistema y el medio. Ejemplo: Agua hirviendo en una olla cerrada herméticamente. 1.3.3. Sistema aislado: Son aquellos donde no hay intercambio ni de materia ni de energía, entre el sistema y el medio. Ejemplo: Un termo. Si se tiene en cuenta las propiedades de cada sistema se establecen 2 categorías: Sistemas homogéneos y sistemas heterogéneos. 1.3.4. Sistema homogéneo (solución o sustancia): Posee propiedades intensivas iguales en todos los puntos de su masa. Por ejemplo agua salada, alcohol, etc. 1.3.5. Sistema heterogéneo (presenta 2 o más fases): Presenta variación en los valores de las propiedades intensivas en por lo menos 2 zonas del sistema. Por ejemplo agua con hielo, aceite y vinagre.

1.4. Métodos de separación: 1.4.1. Métodos mecánicos: Son aquellos que nos sirven para separar las distintas fases de un sistema heterogéneo, los cuales son: Tamización, filtración, levigación y decantación. 1.4.1.1. Tamización: Sirve para separar 2 solidos cuyas partículas tengan diferente tamaño, mediante tamices de diversos poros. 1.4.1.2. Filtración: Sirve para separar un sólido insoluble de un líquido, mediante filtros de diversos poros.

1.4.1.3. Levigación: Sirve para separar partículas sólidas de diferentes pesos por arrastre con una corriente de agua o de aire. 1.4.1.4. Decantación: Sirve para separar por diferencia de sus densidades 2 líquidos no miscibles. 1.4.2. Métodos de fraccionamiento: Sirven para separar las diferentes sustancias presentes en una solución, los cuales son: Destilación simple, Destilación fraccionada y Cristalización. 1.4.2.1. Destilación simple: Sirve para separar en sus componentes un sistema que contenga líquidos volátiles con diferentes puntos de ebullición, se emplea cuando esta diferencia es grande. También se emplea para separar un líquido de los sólidos disueltos en él. 1.4.2.2. Destilación Fraccionada: Sirve para separar en sus componentes un sistema que contenga líquidos volátiles con diferentes puntos de ebullición, se emplea cuando esta diferencia es pequeña. 1.4.2.3. Cristalización: Sirve para separar solidos disueltos en un líquido siempre que tengan la propiedad de cristalizar. Se evapora el líquido y se deja el sistema concentrado en reposo. Al cabo de un tiempo aparecen los cristales en el fondo del recipiente.

1.4.3. Métodos químicos: Son aquellos que sirven para separar los elementos presentes en un compuesto. 1.5. Característica de sólidos, líquidos y gases: 1.5.1. Estado sólido: En este estado la materia es rígida y conserva su forma aun cuando es sometida a la acción de grandes fuerzas. Tampoco varía considerablemente su volumen ante los cambios de presión y temperatura. Las moléculas se unen entre sí, porque las fuerzas de atracción y cohesión son mayores que las del movimiento. Las partículas ocupan posiciones definidas determinando un estado altamente ordenado.

1.5.2. Estado líquido: En este estado la materia fluye con facilidad y adopta la forma del recipiente que lo contiene, pero tiene un volumen definido y es prácticamente incompresible. Las moléculas en un líquido están unidas pero no en una posición tan rígida y se pueden mover libremente entre ellas. En la superficie del líquido, algunas moléculas poseen una energía mayor para vencer las fuerzas de cohesión que las une a sus vecinas y escapan al estado gaseoso. 1.5.3. Estado gaseoso: En este estado la materia fluye con libertad, puede expandirse indefinidamente y se comprime con facilidad, de esta manera los gases no tienen forma ni volumen definido y ocupan todo el recipiente que los contiene. Las moléculas están separadas por distancias que son grandes en comparación con el tamaño de las mismas. La fuerza de atracción entre las moléculas es prácticamente despreciable, lo que permite un estado muy desordenado. 1.6. Cambios de estado: Cada materia presenta un estado de agregación propio en las condiciones de presión y temperatura. Pero si modificamos esas condiciones de modo que se aumente o disminuya la energía cinética de las moléculas, se producirán los cambios de estado. Los cambios de estado se pueden esquematizar de la siguiente manera:

1.7. Diagrama de fases: El diagrama de fases es un gráfico en el que se muestran los puntos de equilibrio entre los distintos estados de agregación de una sustancia para distintas condiciones de presión y temperatura. Veamos el grafico:

Se pueden distinguir tres zonas diferenciadas, la del sólido (celeste), el líquido (amarillo) y el gas (rosa), separadas por líneas o curvas que representan los correspondientes equilibrios entre estas fases. La línea A-B, correspondiente al equilibrio líquido-vapor se extiende desde el punto triple donde coexisten en equilibrio los tres estados de agregación, hasta el punto crítico a partir del cual no se puede distinguir el líquido del vapor. Esta línea representa los puntos de ebullición de la sustancia a las distintas presiones. A presiones y temperaturas superiores a las correspondientes al punto crítico (Presión y temperatura crítica) se habla de fluido supercrítico. Diferencia gas-vapor: En este punto es importante establecer la diferencia entre los términos gas y vapor. Hemos definido el estado gaseoso como aquel estado de agregación de la materia caracterizado por no poseer ni forma ni volumen propio y ser compresible. El vapor es un caso particular de dicho estado que tiene la característica de poder licuarse, es decir convertirse en líquido, a temperaturas menores a la temperatura crítica aumentando la presión hasta llegar a la curva correspondiente al equilibrio líquido-gas. La línea A-D representa los puntos de equilibrio entre el sólido y el líquido, o dicho de otra forma, muestra los puntos de fusión de la sustancia a

distintas presiones. El punto de fusión a la presión de 1 atm se llama punto de fusión normal. Debajo del punto triple, la sustancia no puede existir en estado líquido y la línea A-C representa los estados de equilibrio entre el sólido y el vapor, es decir los puntos de volatilización a distintas presiones. 1.8. Gases ideales y reales: 1.8.1. Gas ideal: Un gas ideal es un gas hipotético, el cual se definió como un fluido no licuable que satisface exactamente las leyes de GayLussac y de Charle, y que obedece exactamente la ley de BoyleMariotte a cualquier temperatura. Aunque el gas ideal no existe todos los gases reales a bajas presiones lo aproximan muy bien. 1.8.2. Gas real: Un gas real es aquel que tiene un comportamiento termodinámico que no sigue la ecuación de estado de los gases ideales. 1.9. Leyes: 1.9.1. Ley de Boyle-Mariotte: Establece que el volumen de una determinada cantidad de gas, cuando la temperatura se mantiene constante, es inversamente proporcional a la presión que se ejerce sobre el gas. Matemáticamente esto se puede expresar como: V α 1/P Introduciendo una constante de proporcionalidad K, tenemos: V = K.1/P por lo tanto P.V = K La relación matemática se puede ampliar para mostrar dos estados del gas: P1.V1 = P2.V2 Esta ecuación se representa gráficamente:

1.9.2. Ley de Charles: Establece que a presión constante, el volumen de una masa dada de gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta. Matemáticamente esto se puede expresar como: VαT Introduciendo una constante de proporcionalidad K, tenemos: V = K.T por lo tanto V/T = K La relación matemática se puede ampliar para mostrar dos estados del gas: V1/T1 = V2/T2 Esta ecuación se expresa gráficamente:

1.9.3. Ley de Gay-Lussac: Establece que a volumen constante, la presión de un gas varía proporcionalmente con la temperatura absoluta. Matemáticamente esto se puede expresar como: PαT

Introduciendo una constante de proporcionalidad K, tenemos: P = K.T por lo tanto P/T = K La relación matemática se puede ampliar para mostrar dos estados del gas: P1/T1 = P2/T2 Esta ecuación se expresa gráficamente:

1.9.4. Ley combinada de los gases: Las leyes anteriores pueden combinarse para formular una sola ecuación matemática que permite predecir el comportamiento de un gas bajo diversas condiciones de presión, temperatura y volumen. Esta ecuación se conoce como ley combinada o Ecuación general de los gases. Matemáticamente esto se puede expresar como: P.V/T = K La relación matemática se puede ampliar para mostrar dos estados del gas: P1.V1/T1 = P2.V2/T2 1.9.5. Ley de los gases ideales o ecuación de estado: Como: P.V/T = K (constante) para un mol Para n moles, introduciendo la constante de proporcionalidad R, conocida como constante universal de los gases: P.V/T = n.R por lo tanto P.V = n.R.T Esta ecuación recibe el nombre de ley de los gases ideales o ecuación de estado. El valor de la constante universal de los gases R, se puede encontrar partiendo del hecho experimental de que 1 mol de un gas (n=1), en condiciones normales, ocupa 22,4 litros. Resolviendo la ecuación P.V = n.R.T para R y sustituyendo los valores conocidos, tenemos:

R= (P.V) / (n.T) = (1atm. 22,4L) / (1mol.273K) = 0,0821 atm.L / mol.K Entonces R = 0,0821 atm.L / mol.K 1.9.5.1. La masa y la masa molecular de los gases a partir de la ecuación de estado: Se puede obtener otra ecuación útil de la ley de los gases si la masa de cualquier sustancia química, m, se divide por el peso molecular, M, dando como resultado el número de moles: .m / M = gramos / gramos.mol = moles = n Sustituyendo este valor m/M en la ecuación de los gases ideales, tenemos: P.V = n.R.T Entonces P.V = (m/M).R.T De donde m = P.V.M / R.T o M = m.R.T / P.V De esta manera se puede calcular la masa expresada en gramos de un gas o la masa molecular del mismo expresado en g/mol. 1.9.5.2. Densidad y masa molecular de los gases a partir de la ecuación de estado: La densidad de un gas está dada por la relación de su masa y su volumen: d = m/v. Pero el volumen de un gas depende de su temperatura y presión. Utilizando la ecuación de estado de los gases, obtenemos: d = m / V = M.P / R.T Por lo tanto, en condiciones normales, la densidad de un gas es directamente proporcional a su peso molecular M. En consecuencia, si conocemos la densidad de un gas a una determinada presión y temperatura, podemos calcular su peso molecular. 1.9.6. Ley de las presiones parciales de Dalton-Mezcla de gases: Dalton estableció que en una mezcla de gases que no reaccionan químicamente, la presión total es la suma de las presiones parciales. Definió a la presión parcial de un gas en una mezcla como la presión que dicho gas ejercería si ocupara el recipiente él solo. La presión parcial de cada componente es independiente de las presiones parciales de los otros componentes. Esta ley se conoce como la ley de Dalton de las presiones parciales y se expresa matemáticamente: Ptotal = P1 + P2 + P3…. + Pn

La presión parcial de cualquier componente en una mezcla se encuentra multiplicando la presión total por la fracción del número total de moles representados por ese componente. Esta relación se expresa mediante la ecuación: Pa = Xa.Ptotal Donde el subíndice a se refiere al componente a y X es la fracción molar. La fracción molar se define como el número de moles de un componente dividido por el número total de moles de todos los componentes: Xa = moles del componente a / moles de a + moles de b + moles de c Xa = moles de a / moles totales. 1.10. Ecuación de Van der Waals: La ecuación de Van der Waals es una modificación de la ecuación de estado de un gas ideal en la que se tiene en cuenta tanto el volumen de las moléculas como las interacciones entre ellas. Cuya ecuación tiene la forma: [p + a. (n2/V2)]. (V - n.b) = n.R.T Las constantes a y b de Van der Waals se eligen para cada gas a fin de obtener la mayo congruencia posible entre la ecuación y el comportamiento observado de un gas partículas. El valor de a indica que tan fuerte se atraen las moléculas de un gas determinado, también existe una correlación entre b y el tamaño molecular, por lo que el valor de b se relaciona con este último. 1.11. Isotermas de Andrews: Las isotermas de Andrews representan la presión en función del volumen a distintas temperaturas. Veamos el grafico:

La isoterma representada en rojo se denomina isoterma crítica (y su temperatura, la temperatura crítica). Esta isoterma separa dos comportamientos: cuando una sustancia se encuentra a una temperatura superior a su temperatura crítica, siempre está en estado gaseoso, por muy alta que sea la presión. Por el contrario, cuando está a una temperatura inferior a la crítica, puede estar en estado sólido, líquido o vapor (en la gráfica se han representado solamente las zonas de líquido y vapor). Los puntos representados con las letras A y B corresponden respectivamente a los estados denominados vapor saturado y líquido saturado. Ambos están sobre una curva (representada en línea punteada) denominada curva de saturación. Por debajo de ella, todos los estados son una mezcla de líquido y vapor. En la figura también se observa que la zona de las isotermas que se encuentra por debajo de la curva de saturación es una recta horizontal. Por tanto, cuando el cambio de fase líquido - vapor se produce a presión constante, se produce también a temperatura constante. Para que una sustancia cambie de fase, es necesario suminístrale o extraerle una cierta cantidad de calor. Si el cambio de fase se produce a presión constante, este calor no se traduce en un incremento de temperatura, y se denomina calor latente. 1.12. Teoría atómico – molecular: Demócrito fue quien expresó la idea de que toda la materia estaba formada por muchas partículas pequeñas e

indivisibles que llamo átomos. Pero fue el trabajo de Dalton el que marco el principio de la química moderna. El concepto de Dalton sobre un átomo es mucho más detallado y específico que el concepto de Demócrito. Dalton propuso 3 hipótesis: #Establece que los átomos de un elemento son diferentes de los átomos de todos los demás elementos. #Sugiere que para formar un determinado compuesto no solamente se necesitan los átomos de los elementos correctos, sino que es indispensable un número específico de dichos átomos. #Sugiere que debido a que la materia está formada por átomos, que no cambian en una reacción química, concluye que también la masa se debe conservar. 1.13. Leyes ponderales: 1.13.1. Leyes gravimétricas: Los fenómenos de combinación, descomposición y en general todas las reacciones químicas se rigen por leyes, que surgieron experimentalmente. Las fundamentales son: Ley de las proporciones definidas de Proust, ley de las proporciones múltiples de Dalton, ley de la conservación de la masa de Lavoisier y ley de las proporciones reciprocas de Richter 1.13.1.1. Ley de las proporciones definidas de Proust: Establece que cuando dos o más elementos se combinan para formar un compuesto, lo hacen siempre en una relación constante de masas. La representación matemática de la ley es, para la siguiente reacción general: A + B  AB entonces ma/mb = K 1.13.1.2. Ley de las proporciones múltiples de Dalton: Establece que si dos elementos pueden combinarse para formar más de un compuesto, la masa de uno de los elementos que se combina con una masa fija del otro, mantiene una relación de números enteros y pequeños. 1.13.1.3. Ley de la conservación de la masa de Lavoisier: Establece que en un sistema químicamente cerrado, la masa permanece constante, cualesquiera sean las transformaciones físicas o químicas que en el ocurran. Para una reacción química: A + B  C

La representación matemática de la ley es: ma + mb = mc 1.13.1.4. Ley de las proporciones reciprocas de Richter: Establece que las masas de los elementos A y B que se combinan con una masa fija de un tercer elemento C, son también las masas, un múltiplo o un submúltiplo, con que estos elementos (A y B), se combinan entre sí. La representación matemática de la ley es: A + C = AC B + C = BC A + B = AB .ma/mb = K2 remplazando (ma/mc) / (mb/mc) = K1 Por lo tanto: K1=K2 o K1=n.K2 o K1= (1/n).K2 1.13.2. Leyes volumétricas: 1.13.2.1. Ley de Gay Lussac: Estableces que cuando los gases se combinan a presión y temperatura constantes, sus volúmenes están siempre en una relación de números enteros sencillos. Por ejemplo: 2 H2 (g) + O2 (g)  2 H2O (g) Significa que por 2 volúmenes de H consumido, se consume un volumen de oxigeno obteniéndose 2 volúmenes de agua. Al final de la reacción el volumen debe ser menor que al comienzo. 1.14. Magnitudes químicas: 1.14.1. Masa y peso: Masa es la cantidad de materia que posee un cuerpo y el peso es el valor de dicha masa multiplicado por la aceleración de la gravedad (P = m.g). El peso de un cuerpo es variable y la masa no varía. 1.14.2. Volumen: Es la cantidad de espacio que ocupa una sustancia. Las unidades son en el SI en m3 y en el laboratorio en L o mL. 1.14.3. Densidad: Es la relación entre la masa de la sustancia y su volumen. Densidad (d) = masa (m) / volumen (v). Sus unidades son: gr/cm3 en solidos; gr/cm3 o gr/ml en líquidos; gr/L en gases; Kg en SI. 1.15. Estructura del átomo: A partir de la teoría atómica de Dalton se puede definir al átomo como la unidad básica de un elemento que puede

intervenir en una combinación química. Dalton imaginó un átomo como una partícula extremadamente pequeña e indivisible. Sin embargo, una serie de investigaciones posteriores demostraron que los átomos tienen una estructura interna, es decir, están formados por partículas aún más pequeñas, denominadas partículas subatómicas. Estas investigaciones condujeron al descubrimiento de tres partículas: electrones, protones y neutrones. Los protones poseen carga positiva (+), los electrones carga negativa (-) y los neutrones no tienen carga. El átomo posee un núcleo, donde se localizan los protones y los neutrones que son las partículas subatómicas de mayor masa. En el núcleo se concentra prácticamente toda la masa del átomo. Los electrones se encuentran en la parte exterior del átomo, rodeando al núcleo, y se mueven en regiones definidas del espacio llamadas orbitales. Todo átomo se identifica por 2 números: Numero atómico (Z) y Número másico (A). 1.15.1. Numero atómico (Z): Es el número de protones que tiene un átomo. Como el átomo es eléctricamente neutro, el número de protones (Z) señala también el número de electrones. El número atómico define al átomo. Z significa: número de protones = número de electrones. 1.15.2. Numero másico (A): ...