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Tema 12

Introducción a la estructura microscópica

de la materia

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12.1 Clases de materia.12.2 Clasificación de la materia. 12.3 Átomos. 12.4 Clasificación de los elementos. 12.5 Moléculas, iones y compuestos iónicos.12.6 Fórmulas químicas.12.7 Ácidos, bases y sales .12.8 Reacciones químicas y ecuaciones: Predicción y tipos de reacciones.12.9 Unidades y medidas.

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12.1. Clases de materia

Materia = Todo aquello que tiene masa y ocupa espacio

Estados de Agregación de la Materia mas usuales

SólidosForma y volumen no

dependen del recipiente que los contiene

Líquidos La forma depende del recipiente que los

contiene pero el volumen no

Gases Forma y volumen sí dependen del recipiente

que los contiene

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12.2 Clasificación de la materia

Materia

Sustancias

Compuesto Elemento

Mezcla

Homogénea Heterogénea

¿Puede separarse por un proceso físico?

No Si

¿Puede descomponerse por un proceso

químico?

¿Es totalmenteuniforme?

No NoSi Si

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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 totalde las sustancias después de la reacción. Es decir, la materia no puede crearse ni destruirse en una reacción química.

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Ejemplo:

aire aireO2

CO2combustión

Al final del proceso las campanas pesan lo mismo

campanas cerradas

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LEY DE LA COMPOSICIÓN CONSTANTE ODE 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.

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Ejemplo:

Composición de diferentes muestras de agua

Muestra I (10 g)

1.119 g de H8.881 g de O

Muestra II (27 g)

3.021 g de H23.979 g de O

11.19 % H88.81 % O

Misma composición en ambos casos

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LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES

Si dos elementos forman más de un compuesto, las masas de los elementos que se combinancon una masa fija de un segundo elemento estánen una relación de números enteros sencillos

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Ejemplo:

Monóxido de carbono: 12 g de C16 g de O

Dióxido de carbono: 12 g de C32 g de O

g de O en el dióxido de C

g de O en el monóxido de C=

32

16= 2

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Estructura del átomo

Partículas subatómicas Símbolo Carga masa ( g )

•electrones e- -1 9.109××××10-28

•protones p +1 1.673 ××××10-24

•neutrones n 0 1.673 ××××10-24

Las cargas se dan como múltiplos de la carga del protón, que en unidades del SI es 1.6 ×××× 10-19 C

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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

ZH=1, ZC=6, ZO=8, …, Z ≈≈≈≈ 100

Número de masa, A = nº total de protones y neutrones Presentes en el núcleo de un átomo de un elemento.

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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 = 1.67××××10-24 g = 1 u.m.a.

masa del átomo de C = 1.99××××10-23 g = 12 u.m.a.

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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.

Espectro de masas de Ne

20Ne

21Ne 22Ne

Los isótopos de un mismoelemento tienen las mismas propiedades químicas

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Elemento Símbolo Z A %

Hidrógeno 1H 1 1 99.985

Deuterio 2H o D 1 2 0.015

Tritio 3H o T 1 3 (radioactivo)

Carbono-12 12C 6 12 98.90

Carbono-13 13C 6 13 1.10

Oxígeno-16 16O 8 16 99.76

Ejemplo:

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12.4 Clasificación de los elementos

Li (Z=3)

Ne(Z=10)

Be (Z=4)

F (Z=9)

B (Z=5)

C (Z=6)

N (Z=7)

O (Z=8)

He(Z=2)

Las propiedades químicasdependen de Z, pero NOvarían monótonamente alaumentar Z, sinoPERIÓDICAMENTE

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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

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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.

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

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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

12.5 Moléculas, iones y compuestos iónicos

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Moléculas Iones

conjunto de átomos enlazados entre sí de una forma bien definida y eléctricamente neutro

átomo o grupo de átomos enlazados con carga eléctrica positiva o negativa

Compuestos Moleculares Compuestos Iónicos

Compuestos

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El agua, un ejemplo de compuesto molecular

H2O

Agua líquida: Hielo:

10 e,10 p

Carga=0

O

H

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e-Na11 e + 11 p

Na+

10 e + 11 p

Cl17 e + 17 p

Cl-18 e + 17 p

El cloruro sódico, un ejemplo de compuesto iónico

NaCl

Na+

Cl-

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OC

El ión carbonato, CO3-2

32 e + 30 pcarga = -2

Carbonato cálcico

CaCO3

CO3-2

Ca+2

Iones poliatómicos

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Fórmula empírica indica el número relativo de átomos o de moles de átomos en un compuesto.

Fórmula molecular indica el número de átomos en una molécula de un compuesto.

12.6 Fórmulas químicas

(C3H4O3)n

Si n = 2 C6H8O6 Vitamina C

Ejemplo:

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Compuestos solubles en agua

Electrolitos No electrolitos

Producen iones al disolverse en agua

No se disocian al disolverse en agua

ÁcidosBasesSales solubles

Fuertes Débiles

Ej: CH3OH

12.7 Ácidos, bases y sales

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Concepto ácido-base

Arrhenius (1890): un ácido es una sustancia quese disocia en disolución dando iones H+. Una base esuna sustancia que se disocia dando iones OH-

HCl →→→→ H+(aq) + Cl-(aq)

NaOH(aq) →→→→ Na+(aq) + OH-

(aq)

Ácido:

Base:

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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 conjugadasusceptible de aceptar protones. Toda base tiene unácido conjugado susceptible de ceder protones

HA + B →→→→ BH+ + A-

Ácido Base Ácidoconjugado

Baseconjugada

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Concepto ácido-base

Lewis (1923): un ácido es una sustancia que acepta pares de electrones. Una base es un dador de pares de electrones.

A + B: →→→→ B:A Ácido Base Aducto de Lewis

Bases de Lewis: NH3,OH-

Ácidos de Lewis: H+, BF3

par de electrones

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Ácidos fuertesEn disoluciones diluidas,

están completamente ionizados en aguaHCl →→→→ H+

(aq) + Cl-(aq)

HCl + H2O →→→→ H3O+(aq) + Cl-(aq)

Otros ejemplos: HBr, HI, HNO3, HClO4, HClO3

Ácidos débiles

Están parcialmente disociados en aguaCH3COOH(aq) →→→→ H+

(aq) + CH3COO-(aq)

CH3COOH(aq) + H2O →→→→ H3O+(aq) + CH3COO-

(aq)

Otros ejemplos: HF, HCN, H2CO3, H3PO4, (COOH)2

→→→→

→→→→

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Bases fuertesEn disoluciones diluidas,

están completamente ionizadas en aguaNaOH(aq) →→→→ Na+

(aq) + OH-(aq)

Ejemplos: MOH (M=Li, Na, K, Rb, Cs)

M(OH)2 (M=Ca, Sr, Ba)

Bases débiles

Están parcialmente ionizadas en agua

NH3(aq) + H2O →→→→ NH4+(aq) + OH-

(aq)←

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Sales Solubles

Se disocian totalmente en agua

CuSO4 →→→→ Cu+2(aq) + SO4

-2(aq)

H2O

Pb(NO3)2 →→→→ Pb+2(aq) + 2 NO3

-(aq)

H2O

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Solubilidad de los Compuestos Inorgánicos

Compuestos Solubles Compuestos NO Solubles

•Compuestos de los elementos del grupo 1

•Compuestos de amonio, NH4+

•Cloruros, bromuros y Yoduros, excepto los de Ag+, Hg2

+2 y Pb+2

•Nitratos, acetatos, cloratos (ClO3

-) y percloratos (ClO4-)

•Sulfatos, excepto los de Ca+2, Sr+2, Ba+2, Pb+2, Hg2

+2

y Ag+

•Carbonatos (CO3-2), cromatos

(CrO4-2), oxalatos (C2O4

-2) y fosfatos (PO4

-3) excepto los que se unen con los cationes del grupo 1 y el NH4

+

•Sulfuros (S-2) excepto los de los grupos 1 y 2 y los de NH4

+

•Hidróxidos (OH-) y óxidos excepto los de los grupos 1 y 2

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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

12.8 Reacciones químicas

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Reacciones de precipitación

Reacción iónica completa:

Ag+(aq)+NO3

-(aq)+Na+

(aq)+Cl-(aq) →→→→ AgCl(s) +Na+(aq)+NO3

-(aq)

Reacción iónica neta:

Ag+(aq) + Cl-(aq) →→→→ AgCl(s)

AgNO3(aq) + NaCl(aq) →→→→ AgCl(s) + NaNO3(aq)

Producen un sólido que precipita

producto precipitado

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HCl(aq) + NaOH(aq) →→→→ NaCl(aq) + H2O(l)

2 HNO3(aq) + Mg(OH)2(s) →→→→ Mg(NO3)2(aq) + 2 H2O(l)

Reacciones ácido-base

Neutralización: ácido + base →→→→ sal + agua

CaCO3(s) + H2SO4(aq) →→→→ CaSO4(s) + H2 O(l) + CO2(g)

Formación de gases

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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 númerode oxidación) o reducirse (disminuyéndolo)

NO tiene porqué ser entero. NO tiene nada quever con la valencia

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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 H2O2 y KO2. 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 +2.

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Ejemplos: n.o. S

H2S -2

SO2 4

SO4-2 6

2 Mg(s) + O2(g) →→→→ 2 MgO(s)

Fe2O3(s) + 3CO(g) →→→→ Fe(s) + 3CO2(g)

0 0 +2 -2 Números de oxidación

+3 -2 +2 -2 0 +4 -2

El Fe se reduce

El C se oxida

Oxidación: Aumenta n.o.

Reducción: Disminuye n.o.

El O ni se oxida ni se reduce

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Reacciones de formación de complejos

Un complejo es cualquier especie en que un compuesto denominado ligando cede electrones a un metal central

Cu2+ + 2H2O + 4 NH3 →→→→ [Cu (H2O)2(NH3)4]2+

ligandos

Los complejos pueden ser neutros, negativos o positivos

[Co Cl3(NH3)3] [Co Cl4(NH3)2]2- [ Ag(NH3)2]+

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12.9 Unidades y medidas en química: el mol

Mol = número de partículas que hay exactamente en

12 g de 12C.

= 6.022 x 1023NA

1 mol de O2 tiene 6.022 x 1023 moléculas de oxígeno

1 mol de O tiene 6.022 x 1023 átomos de oxígeno

Ese número de partículas es el número

de Avogadro.

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Un mol de cualquier sustancia tiene siempre el mismo

número de partículas

En las reacciones interesa operar con moles, porqueson cantidades fijas de átomos, independientementede la masa

2 Mg(s) + O2(g) →→→→ 2 MgO(s)

No importa que el Mg tenga mayor masa que el O2, se combinan en relación 1:1 átomos o moles

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La masa de un mol de sustancia es su masa molar.Es lo que pesa un número de Avogadro de unidadesde esa sustancia

Masa molar de O = masa de NA O = 16 g

Masa molar de O2 = masa de NA O2 = 32 g

La masa molar es proporcional a la masa de una unidad. P. Ej. La masa molar del O es proporcionala la masa de un átomo de O

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Repaso de unidades de concentración

Molaridad =Moles de soluto

Volumen de la disoluciónen litros

Molalidad =Moles de soluto

Kilogramos de disolvente

M

m

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Repaso de unidades de concentración

Fracción molar de A =Moles de A

xA

Moles totales

Ley de las diluciones

Sirve para hacer disoluciones diluidas a partirde concentradas

V1 C1 = V2 C2concentrada diluida