El documento resume conceptos clave de la teoría atómica y química, incluyendo las propiedades de la materia, métodos de separación de mezclas, leyes ponderales, la teoría atómica de Dalton, leyes volumétricas, medidas de cantidades como masa atómica y molecular, y el uso de fórmulas químicas.

1. TEMA 1 LA TEORÍA ATÓMICO - MOLECULAR FÍSICA Y QUÍMICA 1º BACHILLERATO

2. LA MATERIA LEYES PONDERALES TEORÍA ATÓMICA DE DALTON LEY DE LOS VOLÚMENES DE COMBINACIÓN MEDIDA DE CANTIDADES EN QUÍMICA FÓRMULAS QUÍMICAS ÍNDICE

3. Def. de materia  todo aquello que ocupa un espacio y tiene una determinada masa. 1. LA MATERIA Def.  todas aquellas características a las que podemos dar un valor. Clasificación: Si sirven para identificar a la sustancia: p. generales: cualquier valor (m, v…) p. características (d, T f , dureza…) Si el valor de la prop. depende de la cantidad de sustancia: p. extensivas: depende de la cant. de materia (m, v) p. intensivas: no depende de la cant. de materia (densidad) PROPIEDADES DE LA MATERIA

4. Mezcla  combinaciones de dos o más sustancias puras, cada una de las cuales mantiene su propia composición y propiedades. Mezcla Homogénea (los componentes forma una única fase) Mezcla Heterogénea (los componentes forma dos o más fases) MÉTODOS FÍSICOS Sustancia pura  Materia que no puede separarse en otros tipos de materia mas simples por ningún proceso físico. Compuestos (H 2 O)  Procedimientos químicos Sustancias simples (H 2 y O 2) CLASIFIACIÓN DE LA MATERIA

5. 1. Criba: separar mezclas sólidas con distinto tamaño. Métodos físicos de separación A) Métodos físicos para separar mezclas heterogéneas 2. Separación magnética: componente ferromagnético en la mezcla. 3. Filtración: separar un sólido de un líquido. 4. Centrifugación: separar sólidos en suspensión. Cuando el sólido es poco denso. 5. Decantación: separar dos líquidos inmiscibles con distinta densidad (agua y aceite).

6. CRIBA

7. SEPARACIÓN MAGNÉTICA

8. FILTRACIÓN

9. CENTRIFUGACIÓN

10. DECANTACIÓN

11. Métodos físicos de separación B) Métodos físicos para separar mezclas homogéneas 1. Destilación: separar dos líquidos con diferentes puntos de ebullición. 2. Cristalización: purificar un sólido.

12. DESTILACIÓN

13. CRISTALIZACIÓN

14. CLASIFIACIÓN DE LA MATERIA

15. 2. LEYES PONDERALES LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA (LEY DE LAVOISIER) LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS (LEY DE PROUST) LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES (LEY DE DALTON) 2. LEYES PONDERALES

16. En una reacción química, la materia ni se crea ni se destruye, sino que se transforma. Es decir, el peso total de las sustancias que reaccionan coincide con el peso total de las sustancias que se forman. A. LEY DE LAVOISIER

17. Cuando dos o más elementos químicos se combinan entre sí para dar un determinado compuesto, lo hacen siempre en una proporción de masa constante. B. LEY DE PROUST

19. Cuando dos elementos, A y B, se combinan entre sí dando compuestos diferentes, existe una relación numérica simple de números enteros entre las distintas cantidades del elemento B que se combinan con una cantidad fija de A. APLICACIÓN C. LEY DE DALTON

22. POSTULADOS DE LA TEORÍA EXPLICACIÓN DE LAS LEYES PONDERALES 3. TEORÍA ATÓMICA DE DALTON

23. Los elementos químicos están formados por partículas pequeñísimas  átomos. Todos los átomos de un mismo elemento son iguales  igual masa y propiedades. Los compuestos químicos están formados por la unión de átomos de diferentes elementos, y estos se combinan entre sí en una relación de nº enteros sencillos. Los átomos ni se crean ni se destruyen en una rx química, sólo se redistribuyen. POSTULADOS DE LA TH. ATÓMICA

24. Explicación de las leyes ponderales LEY DE LAVOISIER LEY DE PROUST LEY DE DALTON

25. LEY DE LOS VOLÚMENES DE COMBINACIÓN (LEY DE GAY-LUSSAC) HIPÓTESIS DE AVOGADRO 4. LEYES VOLUMÉTRICAS

26. En iguales condiciones de presión y temperatura, los volúmenes de las sustancias gaseosas que intervienen en una rx química guardan entre sí una relación numérica sencilla 1 Vol O 2 + 2 Vol H 2  2 Vol H 2 O Ejemplo A. LEY DE GAY-LUSSAC

28. A igualdad de presión y temperatura, volúmenes iguales de cualquier gas contienen el mismo número de moléculas. Hipótesis de Avogadro B. HIPÓTESIS DE AVOGADRO

29. Masa Atómica  La unidad de masa atómica es la doceava parte de la masa de un átomo de carbono 12. Símbolo: u Masa atómica relativa: Ca=40  40 veces mayor que la doceava parte de la masa de 1 átomo de C12. 5. MEDIDA DE LAS CANTIDADES A. MASA ATÓMICA

30. B. MASA MOLECULAR Masa Molecular  La suma de las masas atómicas de los átomos que lo constituyen. Ejemplo: CO2 = 44 u

31. El mol  la cantidad de sustancia que contiene tantas partículas (átomos, moléculas, iones, etc) como las que hay en 0,012 kg (12g) de carbono-12. El número de partículas existentes en 1 mol de sustancia es 6,022 . 10 23  cte de Avogadro (N A ). Vídeo Ejemplos C. EL MOL

32. Ejemplos “El mol”

33. Representa los elementos que contiene, así como la relación en la que se encuentran los átomos de dichos elementos (composición química). Fórmula empírica : indica la relación más sencilla en que están combinados los átomos de cada uno de los elementos. Ejemplo: HO (f. empírica del agua oxigenada) Fórmula molecular : expresa el número real de átomos de cada clase que forma la molécula de un compuesto. Ejemplo: H 2 O 2 (f. molecular del agua oxigenada) Composición centesimal: indica el porcentaje de masa de cada elemento que forma parte de un compuesto 6. FÓRMULAS QUÍMICAS

34. EJERCICIOS