3. ESTADOS DE LA MATERIA
GASEOSO
LÍQUIDO
SÓLIDO
SOLIDIFICACION LICUEFACCION
FUSION VAPORIZACION
ABSORBE ENERGIA
SUBLIMACIÓN
Estados de la materia
SUBLIMACIÓN
4. Propiedades de la materia
Químicas: si producen cambios en la materia.
Físicas: no producen cambios en la materia.
A su vez las propiedades físicas pueden ser:
Intensivas: no dependen de la cantidad o extensión
de materia.
Extensivas: si dependen de la cantidad o extensión de
materia.
6. Clasificación de sistemas
materiales
Según sus propiedades intensivas:
Homogéneos
Heterogéneos
Fase: cada parte de un sistema heterogéneo en el que
sus propiedades son constantes.
Según el número de componentes:
Sustancia
Mezcla
7. Métodos de separación y
fraccionamiento
SISTEMA
MATERIAL
HOMOGÉNEO HETEROGÉNEO
SOLUCION SUSTANCIA
Métodos de separación
Métodos de
fraccionamiento
8. METODOS DE SEPARACIÓN separamos las fases de un sistema
heterogéneo
SISTEMA HETEROGÉNEO
Imantación
Tamización
Filtración
Decantación
Flotación
Levigación
Disolución
10. Sustancia
pura
Ejemplo NaCl puede separarse mediante electrólisis
Átomo: mínima unidad en que se divide la materia que
mantiene su identidad química.
Elemento, compuesto y mezcla
Mezcla: está formado por varias sustancias en
cantidades variables.
SIMPLE o
ELEMENTO
COMPUESTA o
COMPUESTO
ATOMOS
IGUALES
POLIATOMICAS
MONOTOMICAS
ATOMOS DIFERENTES
12. LEYES PONDERALES
Son generalizaciones que surgen de un gran número de
experimentos. Permiten deducir la relación entre las masas con
que se combinan los elementos para formar compuestos.
1. Leyes fundamentales de la Química
1.1. Ley de conservación de la masa (Lavoisier)
1.2. Ley de las proporciones definidas (Proust)
1.3. Ley de proporciones múltiples (Dalton)
2. Teoría atómica de Dalton (postulados)
13. Ley de conservación de la
masa (Lavoisier).
“La masa total de todo sistema aislado permanece constante
cualquiera sea la transformación física y química que se produzca”.
A + B + C → D + E
m(A+B+C) = m (D +E)
hidrógeno + oxigeno = agua
m hidrogeno +m oxígeno = m agua
14. Aplicaciónde laLeyde Lavoisier
Al combinarse 23 g de una sustancia A con 44 g de
otra sustancia B, se obtienen 59 g de sustancia C y
el resto es de sustancia D. Calcular la masa de D
que se ha formado.
A + B ----------- C + D
mA + mB = mC + mC
23g + 44g = 59 g + m D
23g + 44g - 59 g= m D
15. Ley de las proporciones
definidas(Proust)
“Cuando dos elementos se combinan para formar un compuesto
siempre la relación de masas entre elementos que se combinan es
constante”.
𝑚𝐴
𝑚𝐵
= K(cte)
hidrogeno + oxigeno → agua
2g + 16g 18g
4g + 32g 36g
2
16
=
1
8
4
32
=
1
8
16. Aplicación de la Ley de Dalton
o delasproporcionesmúltiples
EJEMPLO:
O2(g) + H2(g) →H2O2
32 + 2 g m*O2/mH2 = 16/1= 16
½ O2(g) + H2 (g) →H2O
16 g + 2 g m*O2/mH2 = 8/1 = 8
16/8= 2/1
17. Ley combinaciones
gaseosas Gay Lussac
Cuando se combinan dos gases lo hacen en
relaciones sencillas de volúmenes
Entre el volumen del gas obtenido y el volumen de los
componentes existe una relación sencilla
Si los volúmenes de los gases que se combinan son
iguales , el volumen del gas obtenido es la suma de
los volúmenes de los componentes
Si los volúmenes de los gases que se combinan son
deiguales , el volumen del gas obtenido es siempre
menor que la suma de los volúmenes de los
componentes
18. Teoría Atómica de Dalton
(1807)
La materia es discontinua y está formada por partículas
muy pequeñas e indestructibles llamadas ÁTOMOS, que
no pueden ser creadas, ni divididas, ni destruidas.
Los átomos de un mismo elemento son iguales entre si .
Los átomos de elementos distintos tiene propiedades
distintas y en particular, distinta masa.
Los compuestos se forman cuando los átomos de más de
un elemento se combinan en relaciones numéricas
simples.
En un compuesto químico el numero relativo de átomos y
clases de ellos es constante.
19. Excepciones de la teoría de
Dalton
Reacciones nucleares: los átomos pueden dividirse y
formar otros átomos.
Isótopos: átomos de distintas masas que tiene
propiedades químicas iguales.
La teoría de Dalton no explicó ciertos hechos
experimentales……
21. Teoría de Avogadro -
Ampere
La materia está formada por partículas pequeñas
llamadas MOLÉCULAS, que están constituidas por uno o
más átomos. El número de átomos que forma parte de la
molécula se llama atomicidad.
Un sustancia pura y simple tiene todas sus moléculas
iguales entre sí, en especial su masa y está formada por
el mismo número de átomos iguales.
Un sustancia pura y compuesta tiene todas sus moléculas
iguales entre sí, en especial su masa y está formada por
el mismo número de átomos , de los cuales, por lo menos
dos provienen de distintos elementos.
Volúmenes iguales de distintos gases medidos a igual
presión y temperatura tienen el mismo número de
moléculas.
22. Átomo
Molécula varios átomos
-→ sustancia pura simple : átomos iguales
→ sustancia pura compuesta: átomos distintas
Sodio existe en forma atómica
Oxigeno existen en forma molecular O2
Atomicidad
23. u.m.a., peso atómico y peso
molecular
Los átomos son partículas pequeñas y por lo tanto sus
masas son pequeñas.
Por ejemplo C: 1 átomo de C = 1,66 x 10 -24 g
Como resultaba difícil trabajar con masas de átomos, se
define a la unidad de masa atómica (u.m.a.)
24. Unidad de masa atómica
1 uma = 1/12 la masa del 12C = 1,66054 x 10-24 g
De esta forma puede construirse una escala relativa de
masas atómicas, que suele aparecer en la Tabla Periódica.
Masas relativas: Ar Y Mr
25. Ar (peso atómico) o masa atómica relativa, de un
elemento es un número que indica cuantas veces la
masa de un elemento es mayor que la unidad de masa
atómica.
Mr: (peso molecular) masa molecular relativa, de una
molécula es el número que indica cuantas veces la
masa de esa molécula es mayor que la unidad de masa
atómica.
26. MOL
La cantidad más pequeña de materia puede
contener un enorme número de átomos…..
Para poder referirnos a estas cantidades de
materia se definió el MOL.
MOL indica cantidad de sustancia.
Así como: 1 docena de latas ………..12 latas
1 decena de lápices………10 lápices
1 mol………………6,02 x 10 23
partículas
27. 1 mol de átomos de sodio = 6,02 x 10 23 átomos
de sodio
1 mol de átomos de cloro = 6,02 x 10 23
átomos de cloro
1 mol de moléculas de agua = 6,02 x 10
23 moléculas de agua
28. MOL
El mol indica la cantidad de sustancia que
contiene tantas partículas (átomos, moléculas,
iones) como átomos hay exactamente en 12 g
de átomos puros de carbono – 12.
6,02 x 1023 se denomina número de Avogadro
(NA).
La masa de un mol se denomina Masa Molar y se
expresa en gramos y es numéricamente igual a la
masa relativa.
29. MOL
A o A: es la masa molar de un mol de átomos y se expresa en gramos
g/mol.
Ar Na = 23 ; Ar Ca = 40
ANa: 23 g/mol ; ACa: 40 g/mol
AAl: 27 g/mol ; AZn: 65 g/mol
ArCr = 52 ; Ar In = 114
32. Un mol de agua, un mol de cloruro de
sodio y un mol de N2
33.
34.
35. Ar Na=23
A=23g/mol
MrNH3= 14+3*1,008=17
MNH3= 17g/mol
36. Ejercicio 6 B) Para las siguientes oraciones
seleccione la opción correcta
Paralassiguientesoracionesseleccionelaopcióncorrecta:
a. En40,08gdeCahay:
i. 1moldeátomosdeCay6,02x1023
átomosdeCa.
ii. 1átomodeCay1,66x10-24
molesdeátomosdeCa.
iii. 0,5molesdeátomosdeCalcioy3,02x1023
átomosdeCa.
iv. 2molesdeátomosdeCay12,04x1023
átomosdeCa.
37. Ar Ca = 40
1 mol de calcio
ACa= 40 g/mol
6,02 10 23 átomos
calcio
i)
38. Cuando se conoce la fórmula de un compuesto, su
composición química puede expresarse como la masa porcentual de
cada elemento en el compuesto, esto se conoce como fórmula
porcentual o composición porcentual.
Matemáticamente la composición porcentual se expresa:
Composición porcentual de un elemento en un compuesto=
atomicidad xmasa del l elemento en la muestra x 100%
masa molar del compuesto
donde n es la atomicidad
COMPOSICIÓN PORCENTUAL.
40. FORMULA MOLECULAR
La FórmulaMolecular
▪Tiene la verdadera relación atómica que hay entre los
elementos que integran la molécula.
▪Indica el número real de átomos que hay en la molécula.
(HO)n-→(HO)2
H2O2
