Tema 12. Introducción a la estructura microscópica de la materia

Transcripción

1 Tema 12 Introducción a la estructura microscópica de la materia

2 12.1 Clases de materia Clasificación de la materia Átomos Clasificación de los elementos Moléculas, iones y compuestos iónicos Fórmulas químicas Ácidos, bases y sales Reacciones químicas y ecuaciones: Predicción y tipos de reacciones Unidades y medidas. 2

3 12.1. Clases de materia Materia = Todo aquello que tiene masa y ocupa espacio Estados de Agregación de la Materia mas usuales Sólidos Líquidos Gases Forma y volumen no dependen del recipiente que los contiene La forma depende del recipiente que los contiene pero el volumen no Forma y volumen sí dependen del recipiente que los contiene 3

4 12.2 Clasificación de la materia Materia No Si Sustancias Puede separarse por un proceso físico? Mezcla Si Compuesto Puede descomponerse por un proceso químico? No Elemento Si Homogénea Es totalmente uniforme? No Heterogénea 4

5 12.3 Átomos LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA (Lavoisier, 1774) La masa total de las sustancias presentes antes de una reacción química es la misma que la masa total de las sustancias después de la reacción. Es decir, la materia no puede crearse ni destruirse en una reacción química. 5

6 Ejemplo: campanas cerradas aire O 2 combustión CO 2 aire Al final del proceso las campanas pesan lo mismo 6

7 LEY DE LA COMPOSICIÓN CONSTANTE O DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS (Proust, 1799) Todas las muestras de un compuesto tienen la misma composición, es decir, las mismas proporciones en masa de los elementos constituyentes. 7

8 Ejemplo: Composición de diferentes muestras de agua Muestra I (10 g) Muestra II (27 g) g de H g de O % H % O g de H g de O Misma composición en ambos casos 8

9 LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES Si dos elementos forman más de un compuesto, las masas de los elementos que se combinan con una masa fija de un segundo elemento están en una relación de números enteros sencillos 9

10 Ejemplo: Monóxido de carbono: 12 g de C 16 g de O Dióxido de carbono: 12 g de C 32 g de O g de O en el dióxido de C g de O en el monóxido de C = = 2 10

11 Estructura del átomo Partículas subatómicas Símbolo Carga masa ( g ) electrones e protones p neutrones n Las cargas se dan como múltiplos de la carga del protón, que en unidades del SI es C 11

12 Número Atómico, Z = número de protones en el núcleo = número de electrones en el átomo Las propiedades químicas de un elemento dependen del número atómico Algunos números atómicos Z H =1, Z C =6, Z O =8,, Z 100 Número de masa, A = nº total de protones y neutrones Presentes en el núcleo de un átomo de un elemento. 12

13 Masa Atómica = masa total del átomo = nº de protones x (masa del protón) + nº de neutrones x (masa del neutrón) Normalmente se expresa en unidades de masa del protón (u.m.a) masa del átomo de H = g = 1 u.m.a. masa del átomo de C = g = 12 u.m.a. 13

14 Isótopos = Átomos con el mismo valor de Z y distinto nº atómico, A, es decir, con el mismo número de protones (y electrones) y distinto número de neutrones. 20 Ne Espectro de masas de Ne Los isótopos de un mismo elemento tienen las mismas propiedades químicas 21 Ne 22 Ne 14

15 Ejemplo: Elemento Símbolo Z A % Hidrógeno 1 H Deuterio 2 H o D Tritio 3 H o T 1 3 (radioactivo) Carbono C Carbono C Oxígeno O

16 12.4 Clasificación de los elementos He(Z=2) Ne(Z=10) Li (Z=3) Be (Z=4) B (Z=5) C (Z=6) N (Z=7) O (Z=8) F (Z=9) Las propiedades químicas dependen de Z, pero NO varían monótonamente al aumentar Z, sino PERIÓDICAMENTE 16

17 Los METALES son sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio. Los metales son maleables, (capaces de ser estirados en laminas) y dúctiles (capaces de ser estirados en hilos) Son buenos conductores del calor y la electricidad 17

18 Los NO METALES tienen propiedades opuestas a los metales, tales como son malos conductores del calor y la electricidad Los METALOIDES tienen algunas propiedades metálicas y otras no metálicas. 18

19 Posición de los elementos metaloides en la tabla periódica. A veces otros elementos como Be, B y Bi se incluyen dentro de este grupo. 19

20 12.5 Moléculas, iones y compuestos iónicos Compuesto = sustancia formada por dos o más elementos combinados en proporciones bien definidas Los átomos en un compuesto no están simplemente mezclados al azar, sino que se unen entre ellos de formas bien definidas. Los átomos se unen para formar moléculas o para formar iones 20

21 Compuestos Moléculas conjunto de átomos enlazados entre sí de una forma bien definida y eléctricamente neutro Compuestos Moleculares Iones átomo o grupo de átomos enlazados con carga eléctrica positiva o negativa Compuestos Iónicos 21

22 El agua, un ejemplo de compuesto molecular H 2 O O H 10 e,10 p Carga=0 Agua líquida: Hielo: 22

23 El cloruro sódico, un ejemplo de compuesto iónico Na 11 e + 11 p Na + 10 e + 11 p e- Cl 17 e + 17 p Cl - 18 e + 17 p Na + NaCl Cl - 23

24 Iones poliatómicos El ión carbonato, CO e + 30 p carga = -2 C O Ca +2 Carbonato cálcico CO 3-2 CaCO 3 24

25 12.6 Fórmulas químicas Fórmula empírica indica el número relativo de átomos o de moles de átomos en un compuesto. Ejemplo: (C 3 H 4 O 3 ) n Fórmula molecular indica el número de átomos en una molécula de un compuesto. Si n = 2 C 6 H 8 O 6 Vitamina C 25

26 12.7 Ácidos, bases y sales Compuestos solubles en agua Electrolitos Producen iones al disolverse en agua Ácidos Bases Sales solubles No electrolitos No se disocian al disolverse en agua Ej: CH 3 OH Fuertes Débiles 26

27 Concepto ácido-base Arrhenius (1890): un ácido es una sustancia que se disocia en disolución dando iones H +. Una base es una sustancia que se disocia dando iones OH - Ácido: Base: HCl H + (aq) + Cl - (aq) NaOH (aq) Na + (aq) + OH - (aq) 27

28 Concepto ácido-base Brønsted (1932): un ácido es una sustancia que cede iones H +. Una base es una sustancia que acepta iones H +. Todo ácido tiene una base conjugada susceptible de aceptar protones. Toda base tiene un ácido conjugado susceptible de ceder protones HA + B BH + + A - Ácido Base Ácido conjugado Base conjugada 28

29 Concepto ácido-base Lewis (1923): un ácido es una sustancia que acepta pares de electrones. Una base es un dador de pares de electrones. par de electrones A + B: B:A Ácido Base Aducto de Lewis Bases de Lewis: NH 3,OH - Ácidos de Lewis: H +, BF 3 29

30 Ácidos fuertes En disoluciones diluidas, están completamente ionizados en agua HCl H + (aq) + Cl - (aq) HCl + H 2 O H 3 O + (aq) + Cl - (aq) Otros ejemplos: HBr, HI, HNO 3, HClO 4, HClO 3 Ácidos débiles Están parcialmente disociados en agua CH 3 COOH (aq) H + (aq) + CH 3 COO - (aq) CH 3 COOH (aq) + H 2 O H 3 O + (aq) + CH 3 COO - (aq) Otros ejemplos: HF, HCN, H 2 CO 3, H 3 PO 4, (COOH) 2 30

31 Bases fuertes En disoluciones diluidas, están completamente ionizadas en agua NaOH (aq) Na + (aq) + OH - (aq) Ejemplos: MOH (M=Li, Na, K, Rb, Cs) Bases débiles M(OH) 2 (M=Ca, Sr, Ba) Están parcialmente ionizadas en agua NH + H 3(aq) 2 O NH 4 + (aq) + OH - (aq) 31

32 Sales Solubles Se disocian totalmente en agua H 2 O CuSO 4 Cu +2 (aq) + SO -2 4 (aq) H 2 O Pb(NO 3 ) 2 Pb+2 (aq) + 2 NO 3 - (aq) 32

33 Solubilidad de los Compuestos Inorgánicos Compuestos Solubles Compuestos de los elementos del grupo 1 Compuestos de amonio, NH 4 + Cloruros, bromuros y Yoduros, excepto los de Ag +, Hg 2 +2 y Pb +2 Nitratos, acetatos, cloratos (ClO 3- ) y percloratos (ClO 4- ) Sulfatos, excepto los de Ca +2, Sr +2, Ba +2, Pb +2, Hg 2 +2 y Ag + Compuestos NO Solubles Carbonatos (CO 3-2 ), cromatos (CrO 4-2 ), oxalatos (C 2 O 4-2 ) y fosfatos (PO 4-3 ) excepto los que se unen con los cationes del grupo 1 y el NH 4 + Sulfuros (S -2 ) excepto los de los grupos 1 y 2 y los de NH 4 + Hidróxidos (OH - ) y óxidos excepto los de los grupos 1 y 2 33

34 12.8 Reacciones químicas Tipos de reacciones Reacciones de precipitación: entre electrolitos fuertes para formar compuestos poco solubles Reacciones ácido-base: neutralización o intercambio de H + o de OH - entre ácidos o bases Reacciones de oxidación-reducción (redox): cambios de estado de oxidación de elementos Reacciones de formación de complejos 34

35 Reacciones de precipitación Producen un sólido que precipita AgNO 3(aq) + NaCl (aq) AgCl (s) + NaNO 3(aq) Reacción iónica completa: producto precipitado Ag + (aq)+no 3 - (aq) +Na + (aq)+cl - (aq) AgCl (s) +Na + (aq)+no 3 - (aq) Reacción iónica neta: Ag + (aq) + Cl - (aq) AgCl (s) 35

36 Reacciones ácido-base Neutralización: ácido + base sal + agua HCl (aq) +NaOH (aq) NaCl (aq) + H 2 O (l) 2 HNO 3(aq) + Mg(OH) 2(s) Mg(NO 3 ) 2(aq) + 2 H 2 O (l) CaCO 3(s) + H 2 SO 4(aq) CaSO 4(s) + H 2 O (l) + CO 2(g) Formación de gases 36

37 Reacciones red-ox Hay un cambio en los números de oxidación de los reactivos debido a una transferencia de e - El número de oxidación nos dice si un átomo en un compuesto puede oxidarse (aumentando su número de oxidación) o reducirse (disminuyéndolo) NO tiene porqué ser entero. NO tiene nada que ver con la valencia 37

38 Cálculo de números de oxidación El número de oxidación de un elemento que no está combinado con otro elemento es cero La suma de números de oxidación de los átomos en un compuesto es igual a su carga total El número de oxidación de H es +1 cuando se combina con un no metal y -1 cuando se combina con un metal El número de oxidación del oxígeno es -2 en la mayoría de sus compuestos. La excepción a esta regla aparece en los compuestos donde los átomos de O están unidos entres sí, como en el H 2 O 2 y KO 2. El nº de oxidación en estos ejemplos es 1 y 1/2, respectivamente. El número de oxidación de los compuestos del grupo 1 es siempre +1 y el de los del Grupo 2 es

39 Ejemplos: n.o. S H 2 S -2 SO 2 4 SO Oxidación: Aumenta n.o. Reducción: Disminuye n.o Números de oxidación 2 Mg (s) + O 2(g) 2MgO (s) El C se oxida Fe 2 O 3(s) + 3CO (g) Fe (s) + 3CO 2(g) El Fe se reduce El O ni se oxida ni se reduce 39

40 Reacciones de formación de complejos Un complejo es cualquier especie en que un compuesto denominado ligando cede electrones a un metal central Cu H 2 O + 4 NH 3 [Cu (H 2 O) 2 (NH 3 ) 4 ] 2+ ligandos Los complejos pueden ser neutros, negativos o positivos [Co Cl 3 (NH 3 ) 3 ] [Co Cl 4 (NH 3 ) 2 ] 2- [ Ag(NH 3 ) 2 ] + 40

41 12.9 Unidades y medidas en química: el mol Mol = número de partículas que hay exactamente en 12 g de 12 C. Ese número de partículas es el número de Avogadro. N A = x mol de O 2 tiene x moléculas de oxígeno 1 mol de O tiene x átomos de oxígeno 41

42 Un mol de cualquier sustancia tiene siempre el mismo número de partículas En las reacciones interesa operar con moles, porque son cantidades fijas de átomos, independientemente de la masa 2 Mg (s) + O 2(g) 2MgO (s) No importa que el Mg tenga mayor masa que el O 2, se combinan en relación 1:1 átomos o moles 42

43 La masa de un mol de sustancia es su masa molar. Es lo que pesa un número de Avogadro de unidades de esa sustancia Masa molar de O = masa de N A O = 16 g Masa molar de O 2 = masa de N A O 2 = 32 g La masa molar es proporcional a la masa de una unidad. P. Ej. La masa molar del O es proporcional a la masa de un átomo de O 43

44 Repaso de unidades de concentración Molaridad = Moles de soluto Volumen de la disolución en litros M Molalidad = Moles de soluto Kilogramos de disolvente m 44

45 Repaso de unidades de concentración Fracción molar de A = Moles de A Moles totales x A Ley de las diluciones Sirve para hacer disoluciones diluidas a partir de concentradas concentrada V 1 C 1 = V 2 C 2 diluida 45