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La teoría atómico-molecular de la materia

1. LA CIENCIA Y A MATERIA.

  • Materia: es todo aquello que ocupa un lugar en el espacio y tiene masa.
  • Física: estudia los cambios que experimente la materia en los que no alteran su naturaleza.
  • Química: estudia la composición de la materia y los cambios en los que alteran su composición.

1.1. Tipos de propiedades que identifica sustancias:

  • Propiedades generales: pueden ser cualquier valor para una muestra de matera y no sirven para identificar a una sustancia. Ej: masa, volumen, temperatura,…
  • Propiedades características: son aquellas que tienen un valor propio y característico de cada sustancia; sirven para identificar el tipo de sustancia. Ej: densidad, punto de ebullición, punto de fusión, dureza, solubilidad,…

1.2. Tipos de propiedades que dependen de la cantidad de materia:

  • Propiedades extensivas: son aquellas cuyo valor depende de la cantidad de materia que forme la muestra. Ej: masa, volumen,…
  • Propiedades intensivas: son aquellas cuyo valor no depende de la cantidad de materia que forme la muestra. Ej: densidad,….

1.3. Tipos de propiedades:

  • Propiedades físicas: son aquellas propiedades que muestran as sustancias en situaciones en las que no se altera su composición.
  • Propiedades químicas: son aquellas propiedades que se muestran cuando se altera la composición.
  • Densidad: es una propiedad intensiva que mide la relación que existe entre la masa y el volumen de un cuerpo. En el SI se mide en Kg/m3.

d= m/V

 

2. COMO SE PRESENTA LA MATERIA.

  • Sustancia pura: es aquella cuya composición no cambia cualesquiera que sean las condiciones físicas en las que se encuentre. Pueden ser compuestos o elementos.
  • Compuestos: son sustancias puras formadas por átomos de varios tipos. Se pueden descomponer en sustancias simples por procedimientos físicos.
  • Elementos: son sustancias puras formadas por un único tipo de átomos. No se pueden descomponer en otras más simples por ningún procedimiento.
  • Mezcla: es aquella que resulta de la combinación de varias sustancias puras. Los componentes de una mezcla se pueden separar utilizando procedimientos físicos. Puede ser heterogénea u homogénea.
  • Mezcla heterogénea: mezcla cuyos componentes se pueden distinguir por procedimientos óptimos.
  • Mezcla homogénea o disolución: mezcla cuyos componentes no se pueden distinguir por procedimientos óptimos convencionales. Cualquier porción de la disolución tienen la misma composición y propiedades.

2.1. Técnicas para separar mezclas

2.1.1. Técnicas para separar mezclas heterogéneas:

  • Criba: se utiliza para separar mezclas sólidas en las que uno de los componentes de la mezcla tiene un tamaño de partícula muy distinto del otro.
  • Separación magnética: cuando uno de los componentes de la mezcla es un metal ferromagnético se puede separa del resto utilizando un imán.
  • Filtración: se utiliza para separar un sólido de un líquido en el que no está disuelto. Las placas filtrantes separan los componentes de una mezcla según el tamaño de la partícula.
  • Centrifugación: se utiliza para separar sólidos en suspensión cuando el sólido es muy poco denso, tarda mucho en irse al fondo. Para que esto sea más rápido, se coloca la mezcla en una centrifugadora (hace girar la mezcla). Al girar, los componentes sólidos de la mezcla se depositan en el fondo por orden decreciente de densidad.
  • Decantación: se usa para separar dos líquidos que tienen distinta densidad. Para esto se usa un embudo especial llamado embudo de decantación.

2.1.2. Técnicas para separar mezclas homogéneas:

  • Destilación: se usa para separar líquidos con diferente punto de ebullición o un líquido de un sólido que este disuelto en él. La mezcla se mete en un recipiente y se calienta, cuando se alcanza la temperatura a la que hierve el primer líquido, sus vapores se escapan de la mezcla y se hacen pasar por un refrigerante en el que se enfrían y salen en estado líquido.
  • Liofilización: consiste en eliminar el agua de una mezcla desecándola a vacío.
  • Cristalización: se utiliza para purificar un sólido. La sustancia que se purifica se disuelve mejor en un líquido en caliente. Llegará un momento en el que el exceso de sólido disuelto formará cristales que se separaran del líquido.
  • Cromatografía: se usa para separar los distintos componentes de una mezcla homogénea aprovechando su distinta afinidad o apetencia por un disolvente.

3. ESTUDIO CIENTÍFICO DE LA MATERIA.

a. Leyes ponderales:

  • Ley de la conservación de la masa o ley de Lavoisier: la materia no se crea ni se destruye, solo se transforma. En una reacción química: la masa de las sustancias de partida es la misma que la masa de las sustancias que se obtienen.
  • Ley de las proporciones definidas o ley de Proust: siempre que dos o más elementos se combinan para formar un mismo compuesto, lo hacen en una proporción en masa constante.
  • Ley de las proporciones múltiples o ley de Dalton: cuando dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, las cantidades de uno de los elementos que se combinan con una cantidad fija de otro guardan entre sí una relación de número enteros sencillos.

b. Teoría atómica de Dalton:

  • Todos los elementos están formados por átomos pequeñísimos, que son partículas indivisibles e indestructibles.
  • Todos los átomos de un elemento son exactamente iguales en masa y en las demás propiedades, y distintos de los átomos de cualquier otro elemento.
  • Un compuesto químico está formado por átomos de compuesto, todos iguales entre sí. Cada átomo de compuesto está constituido por átomos de distintos elementos que se combinan en una relación de números enteros sencillos.
  • En una reacción química los átomos se recombinan, y así unas sustancias se transforman en otras diferentes.

c. Leyes volumétricas:

  • Ley de los volúmenes de combinación o ley de Gay-Lussac: en las reacciones entre gases los volúmenes de las sustancias que reaccionan y los de los productos, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, guardan una relación de números enteros y sencillos.
  • Hipótesis de Avogadro: en iguales condiciones de presión y temperatura, volúmenes iguales de gases diferentes contienen el mismo número de partículas.

d. Teoría atómico-molecular:

  • Toda materia está formada por átomos pequeñísimos indivisibles e indestructibles (hoy sabemos que esto no es correcto).
  • Todos los átomos de un elemento son exactamente iguales en masa y en las demás propiedades, y distintos de los átomos de cualquier otro elemento (excepción→isótopos).
  • Todas las sustancias, simples y compuestas, están formadas por moléculas que resultan de la unión de átomos del mismo o distintos elementos.
  • Todas las moléculas de una misma sustancia son iguales entre sí. Y son distintas a cualquier otra que forma otra sustancia.
  • Las moléculas de las sustancias simples están formadas por átomos del mismo elemento. Si la molécula está formada por un solo átomo, se identifica con el átomo; si está formada por más de uno, se indica cuántos átomos están enlazados en una molécula. Ej: H2, P4,…
  • Las moléculas de las sustancias compuestas están formadas por átomos de dos o más elementos diferentes que se combinan en relaciones numéricas sencillas. Ej: 1:1 →HCl; 2:1→H2O; 1:3 → NH3,…
  • En una relación química los átomos se recombinan, y así unas sustancias se transforman en otras diferentes.

4. LA MEDIDA DE LA CANTIDAD DE SUSTANCIA.

 

  • Masa atómica relativa: es la masa de sus átomos con relación a la doceava parte de la masa del átomo de carbono-12. Es un número adimensional.

 

  • Uma (unidad de masa atómica, u): es una cantidad de materia igual a la doceava parte de un átomo del isótopo de carbono-12. Una uma equivale a 1,66•10-27 Kg.

Mol:

  • Un mol de átomos es la cantidad de un elemento químico que contiene tantos átomos como hay en 0,012 Kg de carbono-12. La masa de un mol de átomos equivale a su masa atónica relativa expresada en gramos y contiene hay el número de Avogadro de átomos (6,022•1023 átomos).
  • Un mol de un compuesto es la cantidad de ese compuesto equivale a su masa molecular relativa expresada en gramos. Hay el número de Avogadro de moléculas.

5. LA FÓRMULA DE LAS SUSTANCIAS.

 

  • Fórmula empírica: indica los elementos que forman un compuesto y en qué proporción se combinan sus átomos, expresada con los números enteros más sencillos. A veces es la fórmula abreviada de su la molecular.

 

  • Fórmula molecular: indica los elementos que forman un compuesto y cuántos átomos de cada uno hay en una molécula del compuesto.

La composición centesimal de una sustancia indica el tanto por ciento en masa de cada uno de los elementos que la integran.

Formulación inorgánica

FORMULACIÓN

En química existen 3 tipos de formulaciones, que son:

1-. Nomenclatura Clásica o Tradicional.
2-. Nomenclatura sistemática o de IUPAC.
3-. Nomenclatura de Stock.

Reglas generales de la Nomenclatura Tradicional.

1-. Si un elemento tiene una valencia se le nombra con el nombre del elemento o el nombre acabado en –ico.

2-. Si un elemento tiene 2 valencias:

– Mínimo acabado en -oso
– Mayor acabado en -ico

3-. Si un elemento tiene 3 valencias:

– Mínimo con prefijo hipo y sufijo oso (hipo – nombre – oso)
– Medio acabado en -oso
– Máximo acabado en –ico

4-.Si un elemento tiene 4 valencias:

– Minima con prefijo hipo y sufijo oso (hipo – nombre – oso)
– Medio inferior acabado en –oso
– Medio superior acabado en -ico
– Máximo con prefijo per y sufijo -ico (per – nombre – ico)

5-.Si un elemento tiene 5 o más valencias sigue la formulación de Stock

Reglas generales de la Nomenclatura Sitemática.

1-. Se nombran los elementos con el prefijo correspondiente al número que halla en la fórmula.

2-. Los prefijos más importantes son:

1- Mono
2- Di
3- Tri
4- Tetra
5- Penta
6- Hexa
7- Hepta

Reglas generales de la Nomenclatura de Stock.

1-. Se nombra el elemento y a continuación se pone la valencia con la que actúa el elemento en la fórmula en números romanos y entre paréntesis.

2-. Cálculo de las valencias en las fórmulas:

A-. Todas las valencias son neutras.
B-. En oxígeno en siempre forma con carga –2
C-. El hidrógeno en fórmula formula actúa con 1

Ejemplos -.

SO2 – S+4 O2-4 4
H2SO4 – H+2 S+6 O2-8 6
HNO3 – H+1 N+5 O3-6 5
Cl2O7 – Cl2+14 O7-14 7
NH3 – N-2 N3+3 -3

COMPUESTOS MÁS IMPORTANTES

ÓXIDOS

Se denomina oxido a la combinación de un elemento con el oxígeno. Para su formulación se coloca el elemento y el oxígeno y se intercambian las valencias.

ElementoValencia O2 — E2 OValencia

Oxidos en la Nomenclatura de Tradicional.

1-. A la combinación de un metal con el oxígeno se denomina oxido. Para su formulación se comienza con la palabra oxido y siguen las reglas generales de esta formulación.

Ejemplos -.

Óxido férrico Fe2O3
Óxido sódico Na2O

2.- A la combinación de un no metal con el oxígeno se denomina anhídrido. Para su formulación se empieza con la palabra anhídrido y siguen las reglas generales de esta formulación.

Ejemplos -.

Anhídrido carbónico C2O = C4 O2
Anhídrido sulfúrico S2O6=SO3

Oxidos en la Nomenclatura de Sistemática.

Son todos óxidos.
Siguen las reglas generales de esta formulación.

Ejemplos -.

Dióxido de carbono CO2
Trióxido de dihierro Fe2O3
Oxido de cobalto CoO
Heptaóxido de dicloro Cl2O7

Oxidos en la Nomenclatura de Stock.

Son todos óxidos.
Siguen las reglas generales de esta formulación.

Óxido de carbono (IV) CO2
Óxido de hierro (III) Fe2O3
Oxido de cobalto (II) CoO
Óxido de cloro (VII) Cl2O7

PERÓXIDOS

Son compuestos que contienen el grupo O2.
Son los únicos que no se pueden simplificar.
Solo forman peróxido los elementos que tengan una valencia y los de valencias 1 y 2.
Se formulan igual en las tres formulaciones.

Ejemplos -.

VALENCIA I

H2O2 Peróxido de dihidrógeno (Agua oxigenada)
Na2O2 Peróxido de sodio
K2O2 Peróxido de potasio

VALENCIA II

BeO2 Peróxido de beridio
MgO2 Peróxido de magnesio
ZnO2 Peróxido de cinc

HIDRUROS

Se determina Hidruro a la combinación de un elemento con en hidrógeno. Para su formulación se coloca el elemento y el hidrógeno y se cambian las valencias.

En los grupos 6A y 7A de la tabla periódica se coloca antes el hidrógeno que el elemento. Los no metales solo forman Hidruro con su valencia mínima mas estable.

tabla

Hidruros en la Nomenclatura de Clásica.

1-. A la combinación de un metal con el hidrógeno en la formulación clásica se denomina Hidruro. Para su formulación se comienza por la palabra Hidruro y siguen las reglas generales de esta formulación.

Ejemplos -.

Hidruro potásico KH
Hidruro férrico FeH3
Hidruro auroso AuH
Hidruro niqueloso NiH2

2-. A la combinación de un no metal con el hidrógeno en la formulación se denomina Ácido hidrácido. Para su formulación se comienza con la palabra ácido y a continuación el nombre del elemento acabado en hídrico.

Ejemplos -.

Ácido clohídrico HCl
Ácido sulfídrico H2S

HIDRUROS ESPECIALES

Se formula igual en las tres formulaciones, y son :

NH3 Amoniaco
PH3 Fosfina
ArH3 Arsina o arsenina
SbH3 Estibina
CH4 Metano
SH4 Silano
BH4 Borano

Hidruros en la Nomenclatura de Sistemática.

1-.Son todos hidruros
2-.El elemento de la derecha de la fórmula acaba en –uro.
3-.Siguen las reglas generales de esta formulación.

Ejemplos -.

KH Hidruro de potasio
FeH3 Trihidruro de hierro
AuH Hidruro de oro
NiH2 Dihidruro de niquel
HCl Cloruro de hidrógeno
H2S Sulfuro de dihidrógeno

Hidruros en la Nomenclatura de Stock.

1-.Son todos hidruros
2-.El elemento de la derecha de la fórmula acaba en –uro.
3-.Siguen las reglas generales de esta formulación.

Ejemplos -.

KH Hidruro de potasio
FeH3 Hidruro de hierro (III)
AuH Hidruro de oro (I)
NiH2 Hidruro de niquel (II)
HCl Cloruro de hidrógeno
H2S Sulfuro de hidrógeno

HIDRÓXIDOS

Se denomina hidróxido a la combinación de un metal + un elemento del grupo 0H.
El grupo 0H actúa siempre con la valencia 1.

Para su formulación se coloca el metal y el grupo 0H y se cambian las valencias.

Hidróxidos en la Nomenclatura de Clásica.

Se comienza con la palabra hidróxido y siguen las reglas generales de esta formulación.

Ejemplos -.

NaOH Hidróxido de sodio
MgOH Hidróxido de magnesio
Fe(OH) 3 Hidróxido férrico
Co(OH) 2 Hidróxido cobaltoso

Hidróxidos en la Nomenclatura de Sistemática.

Siguen las reglas generales de esta formulación.

Ejemplos -.

NaOH Hidróxido de sodio
MgOH Hidróxido de magnesio
Fe(OH) 3 Hidróxido de hierro
Co(OH) 2 Hidróxido de cobalto

Hidróxidos en la Nomenclatura de Stock.

Siguen las reglas generales de esta formulación.

Ejemplos -.

NaOH Hidróxido de sodio
MgOH Hidróxido de magnesio
Fe(OH) 3 Hidróxido de hierro (III)
Co(OH) 2 Hidróxido de cobalto (II)

ÁCIDOS OXÁCIDOS

Se denomina ácido a la reacción de un anhídrido + agua (H2O)
ANHÍDRIDO + H2O = ÁCIDO

Ejemplos -.

CO2 + H2O H2CO3
SO3 + H2O H2SO4
N2O3 + H2O H2N2O4 = HNO2

Ácidos en la Nomenclatura de Clásica.

Se comienza con la palabra ácido y a continuación nombre del anhídrido del que procede.

Ejemplos -.

H2CO3 Ácido carbónico
H2SO4 Ácido sulfúrico
HNO2 Ácido nitroso

El P, As, Sb, B, Al tienen gran avidez por el agua, entonces pueden sumar 1, 2 o 3 moléculas de agua dependiendo del agua que halla en la reacción.
Si suman 1 molécula de agua comienza por la palabra –meta.
Si suman 2 molécula de agua comienza por la palabra –pito.
Si suman 3 molécula de agua comienza por la palabra -orto.

P2O5 + H2O H2P2O6 = HPO3 Ácido metacarbónico
P2O5 + 2H2O H4 P2O7 Ácido pirofosfórico
P2O5 + 3H2O H6 P2O8 Ácido ortofosfórico

El carbono y el silicio pueden sumar 1 o 2 moléculas de agua.

Si suman 1 molécula de agua se les comienza por meta- el cual se puede eliminar.

CO2 + H2O H2CO3 Ácido metacarbónico

Si suman 2 moléculas de agua se les comienza por orto.

CO2 + 2HO H4CO4 Ácido ortocarbónico

Ácidos en la Nomenclatura de Sistemática.

Se formulan de la siguiente forma:

1-.Números de oxígenos con el prefijo correspondiente.
2-.Nombre del elemento central acabado de –ato y con el prefijo correspondiente.
3-.Valencia del elemento central en números romanos y entre paréntesis.

H2 CO3 Trioso carbonato (IV) de hidrógeno
HClO3 Trioso clorato (V) de hidrógeno
H2 SO4 Tetraoso sulfato (VI) de hidrógeno
HNO3 Trioso nitrato (V) de hidrógeno
H4P2 O2 Heptaoso de sulfato (V) de hidrógeno

Ácidos en la Nomenclatura de Stock.

1-.Números de oxígenos con el prefijo correspondiente.
2-.Nombre del elemento central acabado de –ico.
3-.Valencia del elemento central en números romanos y entre paréntesis.

H2 CO3 Ácido trioso carbónico (IV)
HClO3 Ácido trioso clórico (V)
H2 SO4 Ácido tetraoso sulfúrico (VI)
HNO3 Ácido trioso nítrico (V)
H4P2 O2 Ácido heptaoso difosfórico (V)

SALES

Se denomina sal a la reacción entre un ácido + hidróxido.
ÁCIDO + HIDRÓXIDO = SAL + H2O

Ejemplos -.

HCl + NaOH NaCl + H2O
HNO3 + KOH KNO3 + H2O
H2SO4+ Mg(OH) 2 MgSO4+ H2O
HclO2 + RbOH RbSO2 + H2O

Sales en la Nomenclatura de Clásica.

1-.Cuando el ácido del que procede la sal termina en –hídrico, la sal acaba en -uro
HCl + NaOH NaCl + H2O Cloruro de sodio

2-.Cuando el ácido del que proviene la sal acaba en –oso la sal correspondiente acaba en –ito.
HclO2 + RbOH RbSO2 + H2O Clorito de rubidio

3-.Cuando el ácido del que proviene la sal acaba en –ico, la sal correspondiente acaba en –ato.
HNO3 + KOH KNO3 + H2O Nitrato de potasio

Sales en la Nomenclatura de Stock y Sistemática.

1-.Las sales binarias se formulan igual que en la clásica.
2-.Las sales terciarias se nombran de la siguiente manera.
– Número de oxígenos con el prefijo correspondiente
– Nombre del elemento central acabado en –ato
– Valencia del elemento central en números romanos entre paréntesis
– Nombre del elemento a la izquierda de la fórmula
– Valencia del elemento de la izquierda de la fórmula en números romanos y entre paréntesis

nota

RbClO2 Dioso clorato (V) de rubidio (I)
KNO3 Trioso nitrato (V) de potasio (I)
MgSO4 Tetraoso sulfato (VI) de magnesio (II)

TABLA DE ANIONES

Sirve para formular ácidos oxácidos y sales como si fueran óxidos.

ANIONES DE VALENCIA I

ClO Hipoclorito BrO Hipobromito IO Hipoyodito
ClO2 Clorito BrO2 Bromito IO2 Yodito
ClO3 Clorato BrO3 Bromato IO3 Yodato
ClO4 Perclorato BrO4 Perbromato IO4 Peryodato

NO2 Nitrito AsO2 Metaarsenito
NO3 Nitrato AsO3 Metaarseniato

PO2 Metafosfito SbO2 Metaantimonito
PO3 Metafosfato SbO3 Metaantimonato

BO2 Metaborato

Al2 Metaaluminato

MnO4 Permanganato

ANIONES DE VALENCIA II

SO2 Hiposulfito SeO2 Hiposelenito TeO2 Hipotelurito
SO3 Sulfito SeO3 Selenito TeO3 Telurito
SO4 Sulfato SeO4 Seleniato TeO4 Telurato
S2O3 Tiosulfato

CO2 Carbonito SiO2 Silicito CrO4 Cromato
CO3 Carbonato SiO3 Silicato Cr2O7 Dicromato

MnO4 Manganato

ANIONES DE VALENCIA III

PO3 Fosfito AsO3 Arsenito SbO3 Antimonito BO3 Borato
PO4 Fosfato AsO4 Arseniato SbO4 Antimonato AlO3 Aluminato

ANIONES DE VALENCIA IV

P2O5 Pirofosfito As2O5 Piroarsenito Sb2O5 Piroantimonito CO4 Ortocarbonato
P2O7 Pirofosfato As2O7 Piroarserato Sb2O7 Piroantimoniato SiO4 Ortosilicato

Ejemplo -.

Sulfato de Aluminio Al2 (SO4) 3
-ico

3-. Si un elemento tiene 3 valencias:

– Mínimo con prefijo hipo y sufijo oso (hipo – nombre – oso)

– Medio acabado en -oso

– Máximo acabado en –ico

4-.Si un elemento tiene 4 valencias:

– Minima con prefijo hipo y sufijo oso (hipo – nombre – oso)

– Medio inferior acabado en –oso

– Medio superior acabado en -ico

– Máximo con prefijo per y sufijo -ico (per – nombre – ico)

5-.Si un elemento tiene 5 o más valencias sigue la formulación de Stock


Reglas generales de la Nomenclatura Sitemática.

1-. Se nombran los elementos con el prefijo correspondiente al número que halla en la fórmula.

2-. Los prefijos más importantes son:

1- Mono

2- Di

3- Tri

4- Tetra

5- Penta

6- Hexa

7- Hepta


Reglas generales de la Nomenclatura de Stock.

1-. Se nombra el elemento y a continuación se pone la valencia con la que actúa el elemento en la fórmula en números romanos y entre paréntesis.

2-. Cálculo de las valencias en las fórmulas:

A-. Todas las valencias son neutras.

B-. En oxígeno en siempre forma con carga –2

C-. El hidrógeno en fórmula formula actúa con 1

Ejemplos -.

SO2 S+4 O2-4 4

H2SO4 H+2 S+6 O2-8 6

HNO3 H+1 N+5 O3-6 5

Cl2O7 Cl2+14 O7-14 7

NH3 N-2 N3+3 -3

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Leyes de las combinaciones químicas

a ) Ley de la conservación de la materia (Laviosier): En toda reacción química la suma de la masa de la materia y la masa de la energía que intervienen en la misma, es una cantidad constante.
b) Ley de las proporciones definidas (Prust): Cuando los elementos se combinan para formar un compuesto determinado, lo hacen siempre en una proporción ponderal constante, independientemente del proceso que se halla requerido para su formación.
c) Ley de las proporciones múltiples (Dalton): cuando se combinan dos elementos entre sí y de su unión pueden resultar varios compuestos, se cumple que una cantidad de uno de ellos, en peso, se una con cantidades variables del otro, que varían según una relación simple.
d) Ley de las proporciones recíprocas (Richter): Los pesos de los elementos diferentes que se combinan con un mismo peso de un elemento dado, son los pesos relativos de aquellos elementos que se combinan entre sí, o bien múltiplos o submúltiplos de estos pesos  Peso equivalente.