LOS ESTADOS DE LA MATERIA

Transcripción

1 LOS ESTADOS DE LA MATERIA Como ya hemos estudiado, la materia se presenta en cuatro estados físicos: sólido, líquido, gas y plasma. El plasma es el estado de la materia en las estrellas.

2 SUSTANCIAS EN LA NATURALEZA MEZCLAS Tienen composición y propiedades variables. Pueden separarse en sustancias más simples por procesos físicos Técnicas (procesos físicos) de separación MEZCLAS HETEROGÉNEAS Suspensiones Emulsiones Coloides No pasan los filtros ordinarios. Sus propiedades y composición varían de un punto a otro. MEZCLAS HOMOGÉNEAS SUSTANCIAS PURAS Pasan a través de los filtros ordinarios. Sus propiedades y composición son iguales en todos los puntos. Heterogéneas al cambio de estado. Tienen composición y propiedades constantes. NO pueden separarse en sustancias más simples por procesos físicos

3 Las propiedades características Las propiedades características nos permiten distinguir las diferentes sustancias puras. Una sustancia pura tiene siempre las mismas propiedades características y éstas no dependen de la cantidad de sustancia.

4 SUSTANCIAS PURAS ELEMENTOS Síntesis Análisis COMPUESTOS No pueden ser descompuestos en sustancias más simples. El descubrir qué sustancias puras son elementos ha sido una larga tarea realizada por los químicos. Hoy sabemos que en la naturaleza hay (aproximadamente) 90 elementos y 20 más han sido fabricados artificialmente. Símbolo y nombre de los elementos. Tabla Periódica de los elementos Pueden ser descompuestos o sintetizados a partir de sustancias más simples por procesos o cambios químicos. Cuántas sustancias se conocen? Formulación y nomenclatura química.

5 Cuántas sustancias se conocen? Es posible que alguna vez te hayas preguntado cuántas sustancias se conocen. Puede que hayas pensado que quizá algunos millones. Pues bien, el Chemical Abstracts indica el número que hay en el día de la fecha. Para que te hagas una idea de cómo evoluciona la identificación de nuevos compuestos, te facilitamos datos de esa misma página en fechas recientes: 12 de octubre de 2009: sustancias 13 de octubre de 2008: sustancias 18 de febrero de 2006: sustancias 14 de diciembre de 2004: sustancias 7 de septiembre de 2003: sustancias No tienes más que analizar un momento los datos para darte cuenta de que se registran varios millones cada año y la velocidad va creciendo! (en un año justo, casi 12 millones de sustancias).

6 Proceso físico H 2 O(l) H 2 O(g) Proceso químico Reacción química 2 H 2 (g)+ O 2 (g) 2 H 2 O(l) Ecuación química Zn (s) + 2 HCl (aq) ZnCl 2 (aq) + H 2 (g) Coeficientes estequiométricos

7 Leyes clásicas de las reacciones químicas Leyes ponderales Relativas a la masa de reactivos y productos en un reacción química. Instrumento de medida. La balanza - Ley de conservación de la masa. Lavoisier (1787) - Ley de proporciones (composición) constante. Proust (1801) - Ley de proporciones múltiples. Dalton (1803) Leyes volumétricas Medida del volumen de los gases que intervienen en una reacción química. - Ley de los volúmenes de combinación. Gay Lussac (1808)

8 Ley de conservación de la masa. Lavoisier (1787) "La masa de las sustancias reaccionantes (reactivos) es igual a la masa de las sustancias resultantes (productos). Objeción: No es cierta con rigurosidad matemática: puesto que todo cambio exige energía y esto supone una variación en la masa del sistema (Einstein 1905 E = m c² ), puesto de manifiesto en las reacciones nucleares. Sin embargo, en las reacciones químicas ordinarias, aún en el caso de las reacciones de combustión (muy exotérmicas, 100 Kcal/mol) la pérdida de masa (transformada en energía) es inapreciable para los aparatos químicos (cálculo según la ecuación de 1, Kg), cuyo límite de sensibilidad es 1, gramos (1, Kg). Ley de conservación de la masa-energía. En la práctica, por tanto la ley conserva su validez.

9 Ley de proporciones (composición) constante. Proust (1801) Proust (1801) evidenció que cualquier compuesto químico mantenía siempre la misma composición centesimal. "Cuando varios elementos se unen para formar una sustancia determinada lo hacen siempre en proporciones fijas y constantes en masa." Objeciones: 1.- Existencia de isótopos de los elementos. Ejemplos. Pero en una combinación química normal, los elementos intervienen en una composición isotópica fija, (masa isotópica y masa atómica) por lo que la desviación de la ley es mínima. 2.- Existencia de compuestos no estequiométricos "bertólidos", de composición variable. Ej. óxidos y sulfuros de los metales de transición, semiconductores, etc. Estas desviaciones de la ley son debidas a defectos de la red cristalina de estos compuestos.

10 Ley de proporciones múltiples. Dalton (1803) Hay elementos que al reaccionar entre sí pueden formar varios compuestos. Ej. óxidos de cloro, óxidos de nitrógeno "Si dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, las masas de un elemento que se combinan con una masa fija de otro elemento se encuentran en las relaciones expresadas por números enteros y sencillos." COMPUESTO Porcentaje del elemento Cl Porcentaje del elemento O gramos de O por 1 g de Cl Proporción relativa * Monóxido de Cloro 81,59 18,41 0,225 1 Trióxido de Cloro 59,63 40,36 0,680 3 Pentóxido de cloro 46,99 53,01 1,128 5 Heptóxido de cloro 38,77 61,23 1,57 7 Ácido hipocloroso 80,66 18,19 0,225 1 Ácido cloroso 68,24 30,79 0,452 2 Ácido clórico 59,13 40,02 0,680 3 Ácido perclórico 52,17 47,08 0,909 4 * Proporción relativa de los cocientes O/Cl al dividir todos ellos por el menor.

11 Composición centesimal Fórmula empírica Relación mínima de átomos en la molécula Masa molar Fórmula molecular Número exacto de átomos en la molécula

12 Composición centesimal Partimos de 100 g del compuesto Masa / g Cantidad de sustancia / moles Relación en moles Relación en átomos (números enteros y sencillos) Fórmula empírica

13 Teoría (modelo) atómico de Dalton (1808). Evidencias experimentales Postulados - Los elementos no pueden descomponerse. - Las muestras de un elemento o compuesto tienen siempre las mismas propiedades características. - En la formación de un compuesto, los elementos no desaparecen, pues pueden volverse a recuperar por descomposición del compuesto. - La masa se conserva en las reacciones químicas. - La proporción de los elementos que forman parte de un compuesto es constante. 1.- Los elementos están constituidos por átomos, partículas discretas de materia, que son indivisibles e inalterables. 2.- Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos en masa y propiedades. Los átomos de distintos elementos tienen diferente masa y propiedades. 3.- Los compuestos se forman por la unión de átomos de los correspondientes elementos en una relación constante y sencilla en número.

14 Este modelo corpuscular permite explicar las diferencias entre elementos, compuestos y mezclas Hechos experimentales Las sustancias puras presentan las mismas propiedades características. Las propiedades características de cada sustancia pura son diferentes. Los compuestos pueden descomponerse y los elementos no. Las mezclas pueden separarse en sus componentes más fácilmente que los compuestos. Modelo corpuscular Las partículas (átomos o moléculas) de una sustancia pura deben ser todas iguales. Las partículas (átomos o moléculas) de cada sustancia pura deben ser diferentes. Los compuestos deben estar formados por partículas (moléculas) compuestas de otras más sencillas. Los elementos deben estar formados por partículas no divisibles (átomos). Las fuerzas que mantienen unidos los átomos en una molécula deben ser muy fuertes, en comparación, por ej., con las fuerzas que mantienen unidas las partículas de una mezcla homogénea. La importancia de la teoría atómica para la química fue extraordinaria y trascendente. Cabría señalar como aportaciones fundamentales: - A partir de Dalton hay una diferencia fundamental entre átomo simple y compuesto y entre compuesto puro y mezcla. - Su teoría es capaz de dar un significado físico a las leyes ponderales que se habían deducido experimentalmente, a la vez que al desarrollo de su teoría se debe la generalización de la ley de las proporciones múltiples y su interpretación física. Explicación de las leyes ponderales.

15 Ley de los volúmenes de combinación. Gay Lussac (1808) Las leyes ponderales, se refieren a los pesos (masas) de las sustancias que reaccionan. Si se trabaja con gases es preferible la medida de volúmenes en las mismas condiciones de P y T. amoníaco(g) + cloruro de hidrógeno(g) cloruro de amonio(s) 20 ml 20 ml 25 ml 25 ml 1 v. 1 v. oxígeno (g) + hidrógeno (g) agua (g) 1 v. 2 v. 2 v. cloro (g) + hidrógeno (g) cloruro de hidrógeno (g) 1 v. 1 v. 2 v. nitrógeno(g) + hidrógeno (g) amoníaco(g) 1 v. 3 v. 2 v.

16 "Los volúmenes medidos en las mismas condiciones, de las sustancias gaseosas que intervienen en una reacción química están en una relación de números enteros y sencillos." Esta ley empírica de Gay-Lussac mas que un apoyo a la teoría atómica de Dalton, puso un obstáculo. Controversia Reacción hidrógeno cloro cloruro de hidrógeno Gay-Lussac (experimental) 1 v. 1 v. 2 v. Dalton Avogadro (modelo máxima simplicidad) Avogadro

17 Para 1 mol = volumen molar Ocupan el mismo volumen en C.N. (1atm, 0 º C ) 22,4 l/mol Medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura Volúmenes iguales de gases distintos Gases distintos con el mismo número de partículas Medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura Contienen el mismo número de partículas

18 Mol Unidad de la magnitud cantidad de sustancia "Un mol es una cantidad de sustancia, de fórmula química determinada, que contiene el mismo número de unidades de fórmula (átomos, moléculas, iones, cuantos u otras entidades) que los átomos que hay exactamente en 12 gramos de carbono 12". (Definición aprobada por la I.U.P.A.C. en 1971) El número de partículas (átomos, moléculas, iones...) contenidas en un mol de sustancia es el NUMERO DE AVOGADRO. N A = 6, (moléculas, átomos,...)/mol las dimensiones del número de Avogadro son (MOL) -1

19 Diagrama de fases Los elementos químicos y las sustancias formadas por ellos salvo algunas excepciones, pueden existir en tres estados diferentes: sólido, líquido y gaseoso en dependencia de las condiciones de presión y temperatura en las que se encuentren. El diagrama que representa el tránsito entre estos estados, se conoce como diagrama de fases.

20 Gráfica de calentamiento de una sustancia pura

21 Leyes de los gases

22 Propiedades de los líquidos Tensión superficial es la cantidad de energía necesaria para estirar o aumentar la superficie de un líquido por unidad de área Fuerza intermolecular grande Alta tensión superficial

23 Propiedades de los líquidos Capilaridad 11.3

24 Propiedades de los líquidos Viscosidad es una medida de la resistencia de los líquidos a fluir Fuerza intermolecular fuerte Alta viscosidad

25

26 Estructura tridimensional del hielo El agua es una sustancia única Máxima densidad 4 0 C Densidad del agua El hielo es menos denso que el agua Densidad (g/ml) Temperatura

27 Servirá el modelo cinético de los gases para los líquidos? Propiedad observada Mayor densidad que los gases. Tienen volumen propio. Presentan tensión superficial. No tienen forma propia. Se obtienen por comprensión de un vapor. Se obtiene por enfriamiento de un gas. Se difunden los líquidos miscibles. Interpretación Las distancias intermoleculares son menores. Las distancias intermoleculares son fijas. Existen fuerzas de atracción entre las moléculas del líquido por lo que el penetrar implica tener que vencer una fuerza. Las fuerzas intermoleculares no impiden que unas moléculas deslicen sobre otras. la fuerza gravitatoria es mayor que las fuerzas intermoleculares, lo que hace que las moléculas se acumulen en la parte baja del recipiente tomando la forma de éste. Al comprimir acercamos las moléculas, las fuerzas intermoleculares se hacen más intensas por lo que se produce la condensación. Al enfriar un gas disminuye la energía cinética de sus moléculas, lo cual facilita que se unan y en consecuencia el gas licua. Las moléculas del líquido están en continuo movimiento y las fuerzas intermoleculares son equivalentes.

28 Sólidos Forma y volumen definido, son rígidos, presentan dureza y prácticamente resultan incompresibles. Las partículas se encuentran ordenadas geométricamente de un modo periódico formando redes cristalinas tridimensionales. Esta estructura geométrica interna se manifiesta a veces externamente (cristales, sistemas de cristalización, el tamaño de los cristales depende del tiempo de cristalización). Sólidos cristalinos y sólidos amorfos (anisotropía e isotropía).

29 Sólidos Un sólido cristalino posee un ordenamiento estricto y regular. En un sólido cristalino, los átomos, moléculas o iones ocupan posiciones específicas (predecibles). Un sólido amorfo no posee un ordenamiento bien definido ni un orden molecular repetido. Una celda unitaria es la unidad estructural esencial repetida de un sólido cristalino. Punto reticular En los puntos reticulares: Átomos Moléculas Iones Celda unitaria Celda unitaria en 3 dimensiones

30 Un modelo para el estado sólido. Propiedades Volumen fijo. Forma invariable. Algunos tienen forma regular. Interpretación Existen fuerzas de atracción para las moléculas. Las fuerzas entre las moléculas son lo suficientemente intensas para impedirles el movimiento de traslación. Las moléculas tienen distribución ordenada.

31 Vidrios y cristales líquidos: Vidrios: Ciertas sustancias, en estado líquido y por enfriamiento rápido, presentan un progresivo e importante aumento de viscosidad que, sin originar cristales, a temperatura definida dan lugar a la formación de una masa dura, rígida y resistente al corte, ópticamente isótropa, que recibe el nombre de vidrio. Es un estado intermedio entre los estados sólido y líquido. Tiene propiedades mecánicas propias del sólido y una estructura interna semejante a la de un líquido del tipo del agua. Cristales líquidos: Sustancias que se caracterizan por presentar una tendencia tan grande a disponerse de modo ordenado que al fundir no originan directamente un líquido ordinario (isótropo), sino que pasan a una forma de transición (mesoforma o forma paracristalina) con características intermedias entre las del sólido y las del líquido ordinario. Al elevarse la temperatura llega un punto en que la mesoforma se transforma en un líquido isótropo. Estas sustancias en estado mesomórfico recibieron el nombre de cristales líquidos. La denominación se extendió posteriormente a las sustancias capaces de presentar estas formas paracristalinas. (Aplicaciones den pantallas de lectura, e indicadores, cambios de color al cambiar la temperatura).

32 DISOLUCIONES Una disolución es una mezcla homogénea de dos o mas sustancias y cuya composición puede variarse. Las disoluciones son una aspecto particular de los sistemas dispersos. Los sistemas dispersos se producen por interposición de las partículas de una sustancia (fases dispersa) entre los de otra (fase dispersante). Podemos clasificar los sistemas dispersos atendiendo al tamaño de la partícula dispersa: * DISOLUCIONES VERDADERAS: m Aspecto claro y transparente. Las partículas no sedimentan ni son visibles al microscopio ni perceptibles con el ultramicroscopio. * DISOLUCIONES COLOIDALES o COLOIDES: m Aspecto claro. Las partículas no sedimentan ni son visibles al microscopio, pero son perceptibles con el ultramicroscopio. * SUSPENSIONES o FALSAS DISOLUCIONES: m Aspecto turbio. Las partículas suspendidas sedimentan y además son visibles a simple vista o con lupa. En este curso estudiaremos solamente las disoluciones verdaderas. Existen diversos tipos de disoluciones, aunque trataremos solamente las más comunes: sólidos en líquidos o líquidos en líquidos.

33 CONCENTRACIÓN DE DE UNA DISOLUCIÓN. Relación entre la cantidad de soluto y de disolución (o disolvente) contenidos en una disolución Porcentaje en masa Indica los gramos de soluto en 100 gramos de disolución % masa = g soluto g disolución x 100 Molaridad Indica los moles de soluto en 1 litro de disolución M = moles de soluto litros de disolución Molalidad Indica los moles de soluto en 1 kg de disolvente m = moles de soluto kg de disolvente Fracción molar Relaciona los moles de un componente y los moles totales X i = n i n T