MATERIA Y ENERGÍA

  MATERIA

La materia es todo aquello que nos rodea, ocupa un lugar en el espacio y tiene masa,
 

• PROPIEDADES DE LA MATERIA

Todo lo que nos rodea y que sabemos como es se le llama materia. Aquello que existe pero no sabemos como es se le llama no-materia o antimateria.

Al observar la materia nos damos cuenta que existen muchas clases de ella porque la materia tiene propiedades generales y propiedades particulares.

• Propiedades generales

Las propiedades generales son aquellas que presentan características iguales para todo tipo de materia. Dentro de las propiedades generales tenemos:

• Propiedades Especificas
  

Todas las sustancias al formarse como materia presentan unas propiedades que las distinguen de otras y esas propiedades reciben el nombre de especificas y dichas propiedades reciben el nombre de color, olor, sabor, estado de agregación, densidad, punto de ebullición, solubilidad, etc.

El color, olor y sabor demuestra que toda la materia tiene diferentes colores, sabores u olores.
El estado de de agregación indica que la materia se puede presentar en estado sólido, liquido o gaseoso.
La densidad es la que indica que las sustancias tienen diferentes pesos y que por eso no se pueden unir fácilmente .

• CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA

• CAMBIOS DE LA MATERIA

CAMBIOS    DE    ESTADO

CARACTERÍSTICAS DE LOS DIFERENTES ESTADOS DE LA MATERIA

• REPRESENTACIÓN DE LOS COMPUESTOS

Símbolo :  es la letra o letras que se emplean para representar elementos químicos. EJEMPLO:  Al (aluminio)

Molécula :  se forman por enlaces químicos de dos o más átomos y siempre en proporciones definidas y constantes. Son la estructura fundamental de un compuesto.

Fórmula:

• UNIDADES QUÍMICAS:

  Mol:	Es el número de partículas igual al número de Avogadro
  Nùmero de Avogadro	6.023 x 1023 partículas
  Peso Atómico:	Es el peso de una mol de átomos de un elemento. EJEMPLO:  En un mol de Fe (hierro) hay 6.023 x 1023 átomos de hierro y estos pesan en total 55.8 g 1MOL = 6.023 x 1023 = peso atómico del elemento Unidades de Masa Atómica   u.m.a La unidad de masa atómica uma es en realidad una unidad de peso y se define exactamente como 1/2 de la masa del átomo de 12C. Su tamaño extremadamente pequeño es cómodo para la descripción del peso de los átomos. Por ejemplo, el peso real de un átomo de hidrogeno es 1.67 x 10-24 g 0 1.008 uma. Como todos los pesos atómicos se basan en el mismo patrón, todos ellos pueden utilizarse para comparar los pesos de dos átomos cualesquiera. Así , el peso atómico del azufre, 32.06 uma, indica que: El cobre tiene un peso atómico de 63.54 uma. Por consiguiente, en consecuencia:
  Peso Molecular:	Es el peso de una mol de moléculas de un compuesto. Se obtiene sumando el peso atómico de todos los átomos que forman la molécula. 1 MOL = 6.023 x 1023 moléculas = peso molecular (peso fórmula) EJEMPLO:   En un mol de H2SO4 (ácido sulfúrico) hay 6.023 x 1023 moléculas de ácido y estas pesan 98 g. Este resultado se obtiene teniendo en cuenta el número de átomos y sus pesos atómicos, así::   hidrógeno 2 x 1 = 2 azufre 1 x 32 = 32 oxígeno 4 x 16 = 64
  Relación entre mol, peso molecular y número de partículas:

   

• DETERMINACIÓN DE FORMULAS EMPÍRICAS Y MOLECULARES

EJEMPLO: Determine la Fórmula Empírica  y la Fórmula Molecular de un compuesto que contiene 40.0 % de C, 6.67 % de H y 53.3 % de O y tiene un  peso molecular de 180.2 g/mol .

PARA DETERMINAR LA FORMULA EMPÍRICA:

Cuando los datos se expresan como porcentaje, se pueden considerar 100 gramos del compuesto para realizar los cálculos. Los pesos atómicos son:

C = 12.0,     O = 16.0 y     H = 1.0

El primer paso para el cálculo es determinar el número de moles de cada elemento.

# moles de C = 40/12.0 = 3.33

# moles de O = 53.3/16.0 = 3.33

# moles de H = 6.67/1.0 = 6.67

El siguiente paso consiste en dividir cada valor entre el valor más pequeño.

C = 3.33/3.33 = 1

O = 3.33/3.33 = 1

H = 6.67/3.33 = 2

Puede apreciarse que los valores obtenidos son los números enteros más pequeños y la fórmula empírica será: C₁H₂O₁ o bien, CH₂O.

PARA DETERMINAR LA FORMULA MOLECULAR:

Para obtener la Fórmula Molecular, calculemos el peso de la Fórmula empírica:

C = (12.0)x(1) = 12.0

H = (1.0)x(2) = 2.0

O = (16.0)x(1) = 16.0

          Suma    = 30.0

Ahora se divide el Peso Molecular entre el Peso de la Fórmula Empírica

180/30 = 6

La Fórmula Molecular será igual a 6 veces la Fórmula empírica:

C₆H₁₂O₆

En los casos en que una fórmula empírica dé una fracción, como por ejemplo: PO_2.5

habrá que multiplicar por un número entero que nos proporcione la relación buscada, por ejemplo 2 : P₂O₅

EJEMPLO:

• Calcule el Peso Fórmula del BaCl₂ (Cloruro de Bario).

Primero deben consultarse los Pesos Atómicos del Bario y del Cloro. Estos son:

EJEMPLO:

• Cuántos moles de Aluminio hay en 125 gramos de Aluminio?

Primero se consulta el Peso Atómico del Aluminio, el cual es 27 g/mol. En seguida hacemos el planteamiento:

27 gramos de Al ------ 1 Mol de Aluminio

125 gramos de Al ----- ?

Moles de Aluminio = 49.25 Moles de Aluminio

También es posible determinar al composición porcentual utilizando factores de conversión;

EJEMPLO:

• Un hidrocarburo contiene 85.63% de carbono y 14.37% de hidrogeno. Deducir su formula empírica.

La solución del problema cuando se aplica a 100 g del compuesto es como sigue :

Peso del C= 85.63 g                                              peso del H = 14.37 g

La formula empírica es CH₂. La formula molecular puede ser CH₂, C₂H₄, C₃H₆, etc, puesto que cualquiera de estas formulas tienen una composición porcentual igual a la de CH₂.

EJEMPLO:

• Un compuesto contiene 63.53% de hierro y 36.47 % de azufre . Deducir su formula empírica.( Para facilidad de los cálculos tómese por pesos atómicos Fe= 55.8 y S=32.1)

La fórmula empírica expresa solamente el número relativo de los átomos de cada elemento y todo lo que se dice acerca de los números relativos de los átomos de cada elemento se pude aplicar a los numero relativos de moles de átomos. Por tanto el calculo del numero relativo de moles de hierro y de azufre conducirá a la formula empírica. La solución, cuando se aplica a 100 g del compuesto, es como sigue:

La formula empírica del sulfuro es FeS

EJEMPLO:

• Deducir la fórmula empírica de un compuesto formado por 9.6 x 10²³ átomos de carbono, 2.888 x 10²⁴ átomos de hidrogeno y 4.816 x 10²³ átomos de oxígeno.

La manera más conveniente de resolver el problema es conocer el número relativo de átomos ; para lograrlo, dividimos por el número menor, es decir, 4.816 x 10²³

Por cada átomo de O, tenemos de 2 de C y 6 de H. Así, fórmula empírica es C₂H₆O

• ESTRUCTURAS DE LEWIS  Y FÓRMULA ESTRUCTURAL

EJEMPLO:

• Escribir la fórmula de lewis para a) Be, b) O, c) F, d) Li

Si representamos con puntos los electrones de valencia ( los que participan en el enlace químico) tenemos:

a)		Dos electrones s, puesto que su configuración electrónica 1s2 2s2 indica que haya dos electrones en el nivel de valencia.
b)		Dos electrones s y cuatro electrones p, de acuerdo con su configuración electrónica 1s2 2s2 2p4; en total, 6 electrones de valencia.
c)		Dos electrones s y cinco electrones  p ( configuración electrónica 1s2 2s2 2p4)
d)		Un electrón s ( configuración electrónica 1s2 2s1).

EJEMPLO:

• De acuerdo con la regla del octeto , escribir las formulas electrónicas y estructurales de a) HF, b) CH₄ ,  c) H₂S.

Se acostumbra usar una línea para representar un par compartido de electrones entre dos átomos.

ENERGÍA

La Energía es la capacidad para realizar un trabajo. Se presenta en diferentes formas: potencial, cinética, eléctrica, calórica, lumínica, nuclear y química.

• EQUIVALENCIAS DE LAS UNIDADES DE ENERGÍA

• LEYES DE CONSERVACIÓN DE LA MASA Y LA ENERGÍA