La teoría atómico-molecular de la materia



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LA TEORÍA ATÓMICO-MOLECULAR DE LA MATERIA



La materia. Sus propiedades.

A-1: Enumerar cosas materiales y cosas que no sean materiales.

A-2: ¿ Qué propiedades tienen en común las cosas materiales?

A-3: Da una posible definición de materia.
La materia es todo aquello que tiene masa y ocupa un volumen. La masa y el volumen son propiedades de la materia. Otras propiedades son el peso, la densidad…
A-4: Define cada una de estas propiedades e indica su unidad en el S.I.

A-5: En el laboratorio disponemos de una probeta de 250 cm3. ¿ Cómo medirías con ella 1 litro de agua?.

A-6: La densidad del agua es de 1g.cm-3. ¿ Qué cantidad de masa hay en 100 ml de agua?

A-7: Un trozo de metal desconocido tiene una forma irregular, ¿cómo podemos determinar su densidad?.
Estados de agregación de la materia. Cambios de estado.

A-8: Enumera los estados físicos en que se presenta la materia que nos rodea. Indica alguna propiedad que los diferencie.

En condiciones ordinarias, los cuerpos presentan un estado físico determinado; pero si se modifican las condiciones que existen sobre el cuerpo, éste puede pasar a un estado diferente.



A-9: Completa el siguiente esquema, indicando el nombre que recibe cada proceso y las condiciones necesarias para que se produzca.


sólido

gas
Fusión




A-10: Comentario de texto. (anexo 1)
Modelo corpuscular de la materia:

A continuación vamos a abordar el estudio de un problema que se planteó hace más de dos mil años por los filósofos griegos. Éste era el de averiguar cómo está formada la materia internamente. Existían dos hipótesis una que consideraba que la materia estaba formada por partículas individuales, de tamaño extraordinariamente pequeño y en un número enorme de unidades que a simple vista no pudiesen distinguirse, mientras que otros consideraban que no existían tales partículas y que la materia era continua. Los defensores de esta hipótesis se basaban en considerar que admitir la existencia de partículas conlleva necesariamente considerar que entre éstas existirían huecos lo que supone admitir la existencia de vacío. Como la materia por dentro no podemos verla debemos acudir a elaborar un modelo que sea capaz de predecir su comportamiento. De los tres estados en que se presenta la materia es el estado gaseoso el que más datos nos aporta para poder elaborar el modelo.


A-11: Una botella abierta nunca está vacía pues contiene aire. Pero, ¿qué espacio ocupa el aire dentro de la botella?

A-12: Llena dos jeringas una con aire y otra con agua. Tapa la salida y empuja con el émbolo. ¿Crees que se observará un comportamiento distinto en cada caso?

A-13: En el otro extremo de la clase se destapa el frasco de un perfume. ¿Qué observas?.

A-14: Elige el modelo sobre la estructura de la materia que creas conveniente y que justifique las propiedades de los gases antes señaladas.
Las propiedades de los gases sugieren la naturaleza corpuscular de la materia. En efecto, fue el estudio de los gases lo que condujo en gran medida a la comprensión de la estructura corpuscular de la materia.
A-15: Dibuja las partículas constituyentes de la materia que contiene el recipiente en los tres estados.


Sólido Líquido Gas
A-16: Aplica el modelo corpuscular para explicar lo que sucede cuando el agua en estado líquido se calienta.
Clasificación de la materia: Elemento, compuesto y mezcla.

La materia que nos rodea se presenta formada por una sola sustancia o por una mezcla de varias. Las sustancias pueden ser elementos o compuestos. Boyle definió los elementos químicos como sustancias que no pueden separarse en diferentes componentes por ningún medio y añadió que en una mezcla los componentes que intervienen conservan cada uno sus propiedades y son fáciles de separar unos de otros, mientras que en un compuesto los componentes que los constituyen pierden sus propiedades y son inseparables por procedimientos físicos. Llamamos mezcla heterogénea cuando su composición y propiedades no son uniformes y mezcla homogénea o disolución cuando sus propiedades son uniformes en toda la muestra.


A-17: Clasificar las sustancias en elementos y compuestos y las mezclas en homogéneas y heterogéneas.

  1. agua; b) aire; c) agua de mar; d) sal común; e) agua con aceite.

A-18: Sugerir procedimientos para separar los componentes de las siguientes mezclas.

  1. vino; b) agua con aceite; c) agua de mar con arena.


Transformaciones químicas.

La materia puede experimentar transformaciones físicas o transformaciones químicas.


A-19: Indicar cómo se puede decidir si una transformación es o no de tipo químico.
Una sustancia es una forma de materia que tiene propiedades físicas y químicas características. Las propiedades físicas son aquéllas que pueden ser detectadas cuando dicha sustancia se estudia aislada de las demás. Las propiedades químicas son las que se comprueban cuando una sustancia reacciona con otra bajo unas condiciones determinadas.
A-20: Toda sustancia tiene una serie de propiedades características que la distinguen de las demás. A continuación se da información sobre distintas propiedades de algunas sustancias. ¿ Cuáles de entre ellas son físicas y cuales son químicas?.

  1. El punto de ebullición del agua es de 100ºC a 1 atm de presión.

  2. La densidad del cobre es 8,94 g/cm3.

  3. Cuando se quema magnesio con oxígeno de forma óxido de magnesio.

  4. La solubilidad del cloruro sódico (sal común ) en agua a 25ºC es 36g/100g de agua

A-21: Un alumno coloca una masa medida de una sustancia química naranja en un tubo de ensayo y señala la altura que alcanza. A continuación calienta el tubo y lo deja enfriar. Sus observaciones antes y después de calentarlo son las siguientes:

Antes: Después:

masa: 10 g masa: 7 g

color: naranja color: azul

3 cm 6cm


El alumno dice que ha tenido lugar un cambio químico. Escribe tres observaciones que apoyen esta conclusión.



A-22: De los procesos que se indican señala los que son físicos y los que son químicos.

  1. Evaporación del agua

  2. La combustión del alcohol

  3. La oxidación de un trozo de hierro

  4. La disolución de sal en agua

  5. Filtrar agua sucia.

Aunque las propiedades de los gases y las leyes físicas que describen su comportamiento aportan suficiente base para suponer la existencia de partículas en la constitución de la materia, habría ahora que preguntarse, ¿cómo son esas partículas?, ¿Cómo se encuentran distribuidas? …Durante el s. XVIII las técnicas de trabajo experimental se perfeccionaron mucho. Se debe a Lavoisier reconocer la importancia de la precisión y la sistematización en la obtención de datos cuantitativos en las reacciones químicas. Fueron precisamente las leyes químicas deducidas experimentalmente de las reacciones químicas (leyes ponderales) la prueba fundamental que llevó a Dalton a su concepto de átomo.


Ley de conservación de la masa.

A-23: En la figura se representa una balanza. En el platillo de la derecha hay un vaso con agua, y a su lado una aspirina. La balanza está en equilibrio debido a las pesas que se han colocado en el platillo de la izquierda.

Se coge la aspirina y se introduce en el vaso. In-

dica qué pasará con la aguja de la balanza.
A-24: En un erlenmeyer se introducen 50 ml de disolución de nitrato de plata y en el interior de un tubito, colocado dentro del erlenmeyer como indica la figura, una disolución de yoduro potásico. Cerramos el erlenmeyer con un tapón. Mediante una balanza obtenemos la masa del sistema. Ahora vertemos la disolución de yoduro potásico que hay dentro del tubito sobre la disolución de nitrato de plata, cuidando siempre que el erlenmeyer siga cerrado. Entonces notamos un cambio, se ha formado un precipitado blanco amarillento, lo que indica que ha habido una reacción química. Cuidadosamente volvemos a medir la masa del sistema aislado después del cambio químico. Comparamos los valores de la masa obtenidos antes y después de la reacción. ¿ A qué conclusión llegamos?








Muchas experiencias como éstas permitieron a Lavoisier deducir la siguiente ley: “En un sistema aislado, cualquiera que sea el cambio químico que tiene lugar, no hay variación de la masa” o bien: “ La suma de las masas de las sustancias antes de la reacción es igual a la suma de las masas de las sustancias después de la reacción”. En definitiva, no es mas que un caso particular, aplicado a las reacciones química, del principio de conservación de la masa: “ La masa ni se crea ni se destruye, se conserva”.
A-25: Se queman 0,81 g de magnesio recogiéndose 1,34 g de cenizas. ¿Cuál es la masa de oxígeno que ha reaccionado con el magnesio?.
Ley de las proporciones definidas.

Vamos a estudiar ahora qué relación hay entre las masas de dos elementos que se combinan para dar un compuesto. Veamos los resultados obtenidos en diferentes experiencias con reacciones químicas y tratemos de sacar conclusiones.


A-26: En la preparación de trióxido de azufre se obtuvieron los siguientes datos en un conjunto de experimentos:



Masa de azufre

m1



Masa de oxígeno

m2



Relación m1/m2

Exp. 1ª

0,723 g

1,084 g




Exp. 2ª

1,212 g

1,818 g




Exp. 3ª

2,146 g

3,252 g




Exp. 4ª

3,813 g

5,720 g



Completa la tabla.



A-27: En la obtención de amoniaco a partir de sus elementos se obtienen los siguientes datos.





Masa (en g ) de nitrógeno

Masa (en g ) de hidrógeno




Exp. 1

5,56

1,19




Exp. 2

10,88

2,33




Exp. 3

19,85

4,25




Exp. 4

29,98

6,42



¿ Qué podemos decir acerca de la relación entre las masas de nitrógeno y de hidrógeno?


El químico francés Proust (que estuvo algunos años trabajando en España) realizó muchas reacciones de este tipo y llegó a la siguiente conclusión: Si dos elementos se unen para formar un compuesto determinado la relación entre sus masas es constante.
A-28: Se hacen reaccionar, en condiciones cuidadosamente controladas, 10 g de cloro con 10 g de sodio y se comprueba experimentalmente que los 10 g de cloro no reaccionan con todo el sodio, sino con una porción de él, 6,48 g exactamente, quedando el exceso sin reaccionar. ¿ Qué cantidad de cloruro sódico se obtiene? ¿ Cuál es la composición centesimal ( el % en masa de cada elemento en el compuesto ) del compuesto?

Teoría atómica de Dalton


Dalton, en 1805, tratando de dar una explicación de los hechos conocidos (las leyes ponderales) formula la primera teoría atómica de la materia que se puede resumir en las siguientes hipótesis:
A-29: Tratar de explicar mediante las hipótesis de Dalton, las leyes de conservación de la masa y de las proporciones definidas.

A-30: Indicar la validez de las hipótesis de Dalton teniendo en cuenta los conocimientos actuales.
La ciencia no es algo cerrado ya que los acontecimientos van provocando la constante evolución de las ideas que son utilizadas en un momento determinado y que experiencias posteriores obligan a modificar. Un claro ejemplo de esto es la modificación que sufre la teoría de Dalton..

Masas atómicas.

Como los átomos son tan sumamente pequeños no es posible medir directamente su masa, por lo que los primeros resultados son de masas moleculares relativas y masas atómicas relativas.


A-31: Un recipiente contiene 1,16 g de un gas A. Otro recipiente, de igual volumen, medido en las mismas condiciones de presión y temperatura, contiene 0,61 g de otro gas B. ¿ Cuál es la relación entre la masa de una molécula de gas A y una de gas B?. NOTA: Admitamos que volúmenes iguales de gases diferentes medidos en iguales condiciones de P y T contienen igual número de moléculas como afirma la hipótesis de Avogadro, confirmada experimentalmente, por lo que puede denominarse ley de Avogadro.

La primera escala de masas atómicas relativas se establece eligiendo como unidad de masa atómica la masa del átomo de hidrógeno. A partir de 1920 gracias a la construcción de un aparato que se llamó espectrógrafo de masa, fue posible determinar masas atómicas con gran precisión. Uno de los primeros resultados de la utilización de esta técnica fue la comprobación de que no todos los átomos de un mismo elemento tenían la misma masa, recibiendo el nombre de isótopos a los átomos que perteneciendo al mismo elemento tienen masas diferentes. En la actualidad (desde 1960 ) se ha conseguido un acuerdo internacional para expresar las masas atómicas utilizando como unidad la correspondiente a 1/12 de la masa del isótopo 12 del C.


A-32: El hidrógeno tiene tres isótopos que reciben nombres diferentes. Busca en la bibliografía sus nombres y su abundancia relativa.
Dado que los elementos se presentan en la naturaleza como mezcla de sus isótopos, la masa atómica relativa de un elemento se calcula haciendo la media ponderada de los isótopos que lo forman.
A-33: El magnesio está formado por tres isótopos cuyas masas y abundancias relativas en la naturaleza se expresan en la tabla:



Isótopo

abundancia

Masa relativa

24

78,6%

23,993

25

10,11%

24,994

26

11,29%

25,991


A-34: El cobre natural está compuesto sólo de dos isótopos de masa relativas 62,929 y 64,928. Determinar la abundancia relativa de cada isótopo, sabiendo que la masa atómica del cobre es 63,54.
Concepto de mol.

Como sabemos la materia está formada por partículas (átomos, moléculas) por lo que resulta conveniente conocer el número de ellas presentes en una muestra. Dado que el tamaño de éstas es extremadamente pequeño, el número existente es enormemente elevado lo que obliga a definir una unidad que represente una cantidad significativa que nos permita conocer las unidades existentes sin tener que acudir a contarlas. Esta unidad de cantidad de sustancia recibe el nombre de mol y se define como la cantidad de sustancia que contiene tantas partículas como átomos hay en 0,012 Kg de 12C.


A-35: Justifica que en 12 g de 12C hay los mismos átomos que en 1 g de H. ¿ Cuánto es por tanto un mol de átomos de H?

A-36: ¿ Cuál es la masa de 1 mol de hierro? ¿Y la masa de 1mol de agua?¿ La masa de 1 mol de oxígeno son 16g ó 32 g?
El número de partículas existentes en un mol fue determinado experimentalmente por distintos investigadores y utilizando técnicas diversas resultando ser 6,023. 1023 y se conoce como número de Avogadro.
A-37: Calcular el número de moléculas de agua que hay en 250 g de esa sustancia.

A-38: Calcular el número de átomos de cada clase que hay en 2 g de mármol ( carbonato de calcio, CaCO3 )

A-39: ¿ En qué cantidad hay mayor número de átomos, en 1 g de hierro o en 1 g de cobre?

A-40: Un balón de vidrio vacío pesa 150,300 g. Se llena con oxígeno, pesando, entonces, 151, 050 g. Se elimina el oxígeno y se vuelve a llenar con un gas desconocido en las mismas condiciones de presión y de temperatura que el oxígeno. El balón mas el nuevo gas pesa ahora 152,360 g. Calcular la masa molecular del gas desconocido.
Fórmula empírica y fórmula molecular. Deducción de fórmulas.

La fórmula empírica de una sustancia expresa las clases de átomos de que está formada y su número relativo. La fórmula molecular nos indica el número de átomos diferentes que hay en la molécula, puede ser la misma que la empírica o un múltiplo de ella.

Las fórmulas de los compuestos se deducen experimentalmente.
A-41: Experimentalmente se comprueba que la relación en que se combinan el carbono y el oxígeno para formar un óxido de carbono es 0,375. Sabiendo, además, que la masa atómica relativa del C es 12 y la del O es 16, deduce la fórmula del óxido.

A-42: 70 g de hierro reaccionan exactamente con 30 g oxígeno dando un óxido de hierro. Sabiendo que las masas atómicas relativas del hierro y del oxígeno son respectivamente 55,8 y 16, deduce la fórmula del óxido.

A-43: Durante la actividad muscular se forma en el cuerpo ácido láctico. Un análisis del mismo indica que consta del 40% de carbono, el 6,71% de hidrógeno y el 53,29% de oxígeno. ¿ Cuál es su fórmula empírica?

A-44: El ácido ascórbico (vitamina C) contiene únicamente C, H y O. Cuando se produce la combustión de 4 mg del mismo se obtienen 6 mg de CO2 y 1,632 mg de H2O. a) ¿ Cuál es su fórmula empírica?


  1. Sabiendo que su masa molar es de 176 g/mol. ¿Cuál es su fórmula molecular?.

El conocimiento de las fórmulas de los compuestos nos proporciona información útil.



A-45: ¿ Qué información proporciona la fórmula del amoniaco, NH3?. Hallar la composición porcentual de cada elemento en el compuesto.

A-46: Deducir cuál de estos dos minerales, que corresponden a las fórmulas Cu2O (cuprita) y Cu FeS2 (calcopirita), es más rico en cobre.

A-47: ¿ De qué forma puedes representar la reacción de formación del agua a partir de sus elementos? ¿Y la reacción de combustión del butano?.

ACTIVIDADES DE REFUERZO

1.- ¿ En cuál de estas cantidades hay mas cantidad de sustancia: a) 10 g de mármol ( CaCO3 ); b) 10 g de sosa ( NaOH ); c) 10 g de cal ( CaO )?. Justificar la respuesta.

Datos: Las masas atómicas del H, C, O y Ca son rspectivamente: 1; 12; 16 y 40.
2.- El azufre en determinadas condiciones en estado sólido está formado por moléculas S8. Calcular: a) El número de moles que hay en 21,8 g de azufre; b) Los gramos que hay en 0,56 moles de moléculas de azufre; c) el número de átomos que hay en 0,001 g de azufre.
3.- Una gota de agua tiene una masa de 0,6 mg. Calcular el número de moléculas que contiene. ¿ Cuántos gramos de agua serán necesarios para disponer de mil millones de moléculas de agua?.
4.- El gas butano tiene la fórmula C4H10. Completar la tabla siguiente.


moles

moléculas

gramos

átomos de C

átomos de H

0,25



















50










1023









5.- Una pieza de aluminio tiene las dimensiones 0,50x1,65x1,80 cm. Sabiendo que la densidad del aluminio es 2,69 g/cm3 y que la masa atómica del aluminio es 27, calcula el número de átomos de aluminio que contiene la pieza.


6.- Las tolerancias de emisión de CO para un automóvil son aproximadamente de 5 g/Km. Supongamos que en una ciudad no muy grande hay 100.000 automóviles que recorren una media de 35 Km/día.

  1. Suponiendo que todos los coches obedecen a la tolerancia y el volumen de aire alrededor de la zona urbana fuera de 5600 Km3, calcular si las emisiones diarias de CO superarán el nivel de concentración máxima permisible ( 4,5.10-7 mol/l )

  2. Calcular el número de moléculas de CO que debe haber en los gases procedente del tubo de escape de un automóvil para que se alcance una concentración letal ( 2,38.10-4 g.l-1 ) en el interior de un garaje de 165 m3 de volumen.


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