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UNIDAD

Naturaleza de la materia7

ntes de iniciar el estudio de la Química es conveniente que sepas cómo piensa un químico.

Se observan fenómenos y propiedades que se pueden medir en un mundo macroscópicopero las explicaciones se encuentran en lo que no se ve, en un mundo microscópico formado por

átomos y moléculas que no podemos ver y que debemos imaginar.

Continuamente haremos este ejercicio de justificar propiedades y fenómenos observables a

partir del comportamiento de pequeñas partículas microscópicas.

Los objetivos que pretendemos alcanzar en esta Unidad son los siguientes:

1. Conocer las característica de los diferentes estados físicos en que se presenta la materia.

2. Diferenciar entre sustancias puras y mezclas, conociendo métodos de separación de mezclas.

3. Conocer las diferentes leyes ponderales, así como su aplicación a la realización de cálculos

químicos.

4. Realizar cálculos con gases y disoluciones.

5. Conocer y saber utilizar el concepto de mol.

A

141

1. ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1421.1. Estados de la materia . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 142

1.2. Cambios de estado . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 142

2. CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1432.1. Sustancias puras: elementos y compuestos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 144

2.2. Mezclas: homogéneas y heterogéneas . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 144

2.3. Separación de los componentes de una mezcla . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 145

3. DISOLUCIONES . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1463.1. Componentes de una disolución . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 146

3.2. Tipos de disoluciones . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 146

4. CAMBIOS EN LA MATERIA . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1474.1. Cambios físicos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 147

4.2. Cambios químicos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 147

5. LEYES PONDERALES . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1485.1. Ley de conservación de la masa . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 149

5.2. Ley de las proporciones definidas . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 149

5.3. Teoría atómica de Dalton . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 150

6. LEY DE LOS VOLÚMENES DE COMBINACIÓN . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1516.1. Ley de los volúmenes de combinación . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 151

6.2. Hipótesis de Avogadro . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 151

7. MASAS ATÓMICAS . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1527.1. Masas atómicas . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 152

7.2. Concepto de mol . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 152

7.3. Concentración de las disoluciones . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 154

8. LEYES DE LOS GASES . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1558.1. Magnitudes más importantes . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 155

8.2. Ley de Boyle . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 155

8.3. Ley de Charles . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 156

8.4. Ley de Gay-Lussac . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 156

8.5. Presión de vapor. Ecuación de Clapeyron . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 157

8.6. Ecuación general de los gases . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 157

9. MEZCLA DE GASES . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1599.1. Características de las mezclas de gases . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 159

9.2. Ley de Dalton para las presiones parciales . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 159

Í N D I C E D E C O N T E N I D O S

La materia

SustanciasPuras Mezclas Físicos Químicos

Elementos CompuestosHomogéneas.Disoluciones Heterogéneas

Sólido

Líquido

Gas

Leyes de los gasesCaracterísticas Concentración

Leyesponderales

Clasificación Estados de agregación Cambios

142

1. Estados de agregación de la materiaSe entiende como materia todo aquello que ocupa un lugar en el espacio y que tiene masa.

1.1. Estados de la materiaLa materia la podemos encontrar en tres estados físicos diferentes: sólido, líquido y gas. Estos

estados físicos los identificaremos a partir de una serie de propiedades fácilmente observables.

Sólido: forma y volumen fijos.

Líquido: volumen fijo y forma variable.

Gas: forma y volumen variables.

A nivel microscópico, lo que diferencia a los tres estados es la separación y movilidad de las

pequeñas partículas que forman la materia.

Sólido: las partículas están unidas de forma organizada y apenas tienen movilidad, tan solo

un pequeño movimiento vibratorio en torno a su posición fija, relacionado con la temperatura y

que se conoce como vibraciones térmicas.

Líquido: las partículas están unidas pero no tienen posiciones rígidas, tienen movilidad.

Gas: las partículas están separadas y gozan de total libertad de movimientos.

1.2. Cambios de estadoSe puede pasar de un estado físico a otro sin que cambie la composición de la materia. En

general, cualquier sustancia se puede encontrar en cualquiera de los tres estados físicos, que se

encuentre en uno o en otro va a depender de las condiciones de presión y temperatura. Un ejemplo

que seguramente conoces es el caso del agua.

Para temperaturas inferiores a 0 ºC y a la presión atmosférica a la que nos solemos encontrar,

el agua se presenta en estado sólido, le llamamos hielo. Cuando aumenta la temperatura, las

Sólido

Líquido

Figura 1: Estados de la materia a nivel microscópico

NATURALEZA DE LA MATERIA

7UNIDAD

143

partículas se agitan más y se separan, a temperaturas superiores a 0 ºC el hielo pasa a agua

líquida (deshielo de la nieve), que es como conocemos el agua en el margen de temperaturas en

el que solemos estar, pero si se sigue aumentando la temperatura las partículas se agitan más

y se separan totalmente y el agua líquida pasa a gas, lo que conocemos como vapor de agua.

También conocemos los cambios inversos. El vapor de agua se condensa cuando se enfría

y pasa a líquido (cuando se empañan los cristales). Si baja mucho la temperatura el agua se

solidifica (formación de hielo en las carreteras en invierno).

Cuando en lenguaje cotidiano decimos “el cobre es sólido”, “el oxígeno es un gas” o “el alcohol

es un líquido”, nos estamos expresando incorrectamente desde el punto de vista científico.

Para que fuera correcto deberíamos añadir “a temperatura ambiente”.

En el siguiente esquema se indica el nombre que reciben los cambios de estado.

2. Clasificación de la materiaSegún su composición y propiedades se distinguen diferentes tipos de materia. Una primera

clasificación nos permite distinguir entre sustancias puras y mezclas.

2.1. Sustancias puras: elementos y compuestosLa palabra sustancia en lenguaje cotidiano se utiliza como sinónimo de materia pero en lenguaje

científico tiene un significado muy concreto, el que se indica a continuación.

1. ¿Puede existir hierro líquido? ¿Y nitrógeno sólido?

A c t i v i d a d e s

144

Las sustancias puras tienen una composición constante que se puede representar por una fórmula

y tienen una serie de propiedades características que permiten identificarlas, como la densidad, los

puntos de fusión y de ebullición, el calor específico, la conductividad eléctrica, el carácter oxidante...

Nos vamos a centrar en las tres primeras mencionadas que te resultarán más conocidas.

Una sustancia pura como el cobre se puede identificar por: su densidad d = 8,96 g/cm

3

;

por su punto de fusión p.f.= 1083 ºC y por su punto de ebullición p.eb.= 2595 ºC.

Otra sustancia pura, el agua, se puede identificar por su densidad d = 0,998 g/cm

3

; por su punto

de fusión p.f.= 0 ºC y por su punto de ebullición p.eb.= 100 ºC.

A su vez, las sustancias puras se pueden clasificar en elementos y compuestos.

Elementos: están formados por un solo tipo de átomos, no se pueden descomponer en sustancias

más simples. Ejemplos: el oxígeno O

2

, el nitrógeno N

2

, la plata Ag, el aluminio Al...

Compuestos: están formados por diferentes tipos de átomos. Por métodos químicos se pueden

separar en los elementos que lo forman. Ejemplos: el agua H

2

O, que se puede descomponer en

hidrógeno H

2

y oxígeno O

2

; la sal común o cloruro sódico que se puede descomponer en cloro Cl

2

y sodio Na.

2.2. Mezclas: homogéneas y heterogéneasEstán formadas por dos o más sustancias puras que conservan sus propiedades características,

es decir, las propiedades de las mezclas participan de las propiedades de las sustancias que

las forman. Una mezcla de agua y azúcar conserva el estado físico del agua y el sabor dulce

del azúcar.

A diferencia de las sustancias puras, las mezclas no tienen una composición fija, por lo que

tampoco sus propiedades son constantes. No tienen una densidad constante sino que ésta depende

de las densidades de sus componentes y de la proporción en que éstos se encuentren. Tampoco

tienen, como tienen las sustancias puras, puntos de fusión y de ebullición característicos.

Las mezclas, a su vez, pueden ser homogéneas o heterogéneas.

Mezclas homogéneas: tienen aspecto uniforme y su composición es la misma en toda la mezcla.

Se les llama disoluciones. Ejemplos: el agua del mar, el vino, el acero inoxidable...

Mezclas heterogéneas: a simple vista se pueden apreciar partes diferenciadas. La composición

no es igual en toda la mezcla. Ejemplos: arena con azúcar, el granito...

2.3. Separación de los componentes de una mezclaEn cualquier mezcla se puede separar las sustancias que la forman utilizando procedimientos

físicos, basándonos en propiedades que son diferentes para los distintos componentes de la mezcla.

Para separar una mezcla de arena y azúcar nos basaríamos en la diferente solubilidad de estas

sustancias en agua. Añadiríamos agua a la mezcla y el azúcar se disolvería pero la arena no.

Filtrando tendríamos la arena y si queremos recuperar el azúcar, la separaríamos del agua


7UNIDAD

145

basándonos en que estas sustancias pasan a estado gaseoso a diferentes temperaturas. Dejaríamos

que se evaporase el agua y nos quedaría el azúcar en el fondo del recipiente.

3. DisolucionesLas mezclas homogéneas se producen a nivel microscópico, no se distinguen partes diferentes.

En el agua del mar sabemos que hay sales pero no las vemos. Son tan importantes estas mezclas

en química que merecen un estudio detenido y tienen un nombre especial, disoluciones.

3.1. Componentes de una disoluciónUno de los componentes de una disolución, el que se encuentra en mayor proporción y que

conserva su estado físico al producirse la mezcla, se llama disolvente. Los demás componentes

que están en menor proporción se llaman soluto.

MATERIA

MEZCLAS SUSTANCIASPURAS

Mezclas

homogéneas

Mezclas

heterogéneas

Separación por

procedimientos físicos

Compuestos Elementos

Separación

Proc. químicos

2. Clasifica las siguientes materias en: mezclas heterogéneas, disoluciones y sustancias puras.

Justifica tu respuesta.

a) El mercurio de un termómetro. b) Un trozo de granito. c) El vino. d) El aire. e) El contenido

de una bolsa de basura.

3. Indica qué procedimiento emplearías para separar y recuperar los componentes de una mezcla

de trocitos de vidrio, sal y limaduras de hierro.

¿En qué propiedades te basas para realizar la separación?


146

Puesto que las disoluciones son mezclas, sus componentes se pueden encontrar en diferentes

proporciones. La cantidad de soluto que admite una determinada cantidad de disolvente es limitada.

Se dice que una disolución está saturada cuando contiene la máxima cantidad posible de soluto.

Por encima de este límite, si añadimos más soluto, éste no se disuelve, no se mezcla, queda

separado del resto de la disolución.

3.2. Tipos de disolucionesHay diferentes tipos de disoluciones en función de los estados físicos iniciales de los

componentes de la disolución y del estado físico de la disolución. Aquí tienes algunos ejemplos:

● Aleaciones. Son sólidas (a temperatura ambiente) y sus componentes son también sólidos.

El bronce es una disolución de estaño y cobre y el latón es una disolución de cobre y cinc.

● Aire. Es un gas y sus componentes también son gases, nitrógeno, oxígeno, dióxido de

carbono...

● Vino. Es líquido y sus componentes son líquidos y sólidos inicialmente, agua, alcohol, sales...

Las disoluciones más utilizadas son las disoluciones acuosas en las que el disolvente es el

agua. La disolución es líquida y el soluto puede ser sólido, líquido o gas. Si no se indica lo contrario,

nos referiremos siempre a este tipo de disoluciones.


7UNIDAD

o b ` r b o a^

T La materia la podemos encontrar en tres estados físicos diferentes: sólido, líquido y gas. Se

puede pasar de un estado físico a otro sin que cambie la composición de la materia.

T Las sustancias puras tienen una composición constante que se puede representar por una fórmula

y tienen una serie de propiedades características que permiten identificarlas.

T Las sustancias puras se pueden clasificar en elementos y compuestos. Los elementos están

formados por un solo tipo de átomos y los compuestos están formados por diferentes tipos de

átomos.

T Las mezclas están formadas por dos o más sustancias puras que conservan sus propiedades

características, es decir, las propiedades de las mezclas participan de las propiedades de

las sustancias que las forman.

T Las mezclas pueden ser homogéneas o heterogéneas. En las mezclas heterogéneas a sim-

ple vista se pueden apreciar partes diferenciadas. La composición no es igual en toda la mez-

cla. Las mezclas homogéneas tienen aspecto uniforme y su composición es la misma en

toda la mezcla. Se les llama disoluciones.

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4. Cambios en la materia

4.1. Cambios físicosSi tenemos café en grano y lo molemos seguimos teniendo café, ahora en polvo. Si tenemos

agua sólida y la calentamos tendremos agua líquida. Cuando disolvemos azúcar en agua seguimos

teniendo azúcar y agua que podemos separar fácilmente según vimos anteriormente.

Cuando la materia se somete a un cambio físico no cambian las sustancias que forman esa

materia. En muchos casos se puede volver fácilmente por procedimientos físicos a la situación

inicial.

4.2. Cambios químicosCuando el vino se avinagra o un trozo de madera se quema sí cambian las sustancias. El etanol

del vino desaparece y se forma el ácido acético del vinagre. Los componentes de la madera

desaparecen, se forman gases y queda un resto carbonoso sólido que llamamos ceniza.

Cuando se altera la composición de la materia que experimenta el cambio, cuando se altera

la naturaleza de las sustancias que la forman, nos encontramos ante un cambio químico. Son

sencillos de reconocer pues se forman nuevas sustancias y desaparecen las que teníamos al

principio.

Estos cambios químicos se llaman reacciones químicas y serán objeto de un estudio detenido

en otros capítulos.

4. Ahora vas a realizar una serie de pequeños experimentos con materiales que seguro tienes en

casa. En cada uno de ellos debes seguir los siguientes pasos:

1. Observa la sustancia o sustancias que tienes inicialmente y anota qué aspecto tienen, cuál es

su color, su estado físico...

2. Realiza el experimento que se te indica.

3. Observa qué ha pasado, qué sustancias tienes ahora, ¿es igual que al principio o ahora hay

sustancias diferentes?. Anota todo lo que hayas observado.

4. Basándote en lo que has observado explica si ha tenido lugar un cambio físico o un cambio

químico.

Experimento 1: En un vaso pequeño pon un poco de zumo de limón o de vinagre y le añades

un poco de bicarbonato.

Experimento 2: En un recipiente pequeño que se pueda poner al fuego calienta un poco de


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5. Leyes ponderalesLas leyes ponderales se corresponden con los primeros estudios científicos sobre los cambios

químicos en la segunda mitad del siglo XVIII. Para comprender la dificultad de estos primeros

pasos de la química como ciencia hay que tener en cuenta que entonces no se conocía, como

conocemos ahora, la naturaleza atómica de la materia. Para justificar estas leyes Dalton elaboró

a principios del siglo XIX la primera teoría atómica de carácter científico.

5.1. Ley de conservación de la masaLos primeros químicos compartieron un interés especial por conocer la relación entre las cantidades

de las sustancias iniciales y finales que intervienen en un cambio químico. Fue Lavoisier, considerado

el padre de la Química, quien, tras una utilización sistemática de la balanza, establece a finales del

siglo XVIII la primera ley de las combinaciones químicas, la ley de conservación de la masa:

Durante un cambio químico la masa del sistema permanece invaria-ble o dicho de otra forma: la masa de los cuerpos reaccionantes (sus-tancias iniciales) es igual a la masa de los productos de la reacción

(sustancias finales).


7UNIDAD

o b ` r b o a^

T Cuando la materia se somete a un cambio físico no cambian las sustancias que forman esa

materia.

T Un cambio químico se reconoce fácilmente pues se forman nuevas sustancias y desaparecen

las que teníamos al principio.

manteca de cerdo o de cera de las velas, en cuanto observes algún cambio deja de calentar y

deja enfriar.

Experimento 3: Repite el experimento anterior ahora con azúcar y deja de calentar cuando veas

que cambia el color.

Experimento 4: Coge un trocito de tela de color que no te sirva y empapa bien una parte con

lejía, deja que se seque. Si no tienes lejía hazlo con agua oxigenada. La lejía es tóxica e irrita

la piel, procura llevar cuidado.

Nota: En los experimentos en los que tienes que calentar no utilices el microondas.

5. Indica si los siguientes procesos son cambios físicos o cambios químicos y justifica tu respuesta.

a) El gas butano arde. b) Un charco se seca. c) Hacer serrín con un trozo de madera. d) Un ser

vivo respira. e) Una barra de hierro se oxida.

149

5.2. Ley de las proporciones definidasProust, al igual que Lavoisier, utilizando sistemáticamente la balanza y el método científico

llegó a la conclusión de que todo compuesto contiene siempre los mismos elementos en las

mismas proporciones. En 1801 dio a conocer la ley de las proporciones definidas:

Siempre que el hidrógeno y el oxígeno se combinan para formar agua lo hacen en una relación

mO

/mH

= 8. Podemos saber qué cantidad de oxígeno se combina con 100 gr. de hidrógeno para

formar agua. Si mO

/100 = 8, la masa de oxígeno será 800gr.

5.3. Teoría atómica de DaltonNo obstante, estas leyes ponderales no se pudieron justificar hasta que Dalton formula en 1803

su teoría atómica, cuyos postulados son los siguientes:

1. Los elementos químicos están constituidos por partículas muy pequeñas e indestructibles

llamadas átomos.

2. Todos los átomos de un elemento químico son iguales en masa y demás propiedades.

3. Los átomos de diferentes elementos tienen diferente masa y propiedades.

4. Los compuestos se forman por la unión de átomos de diferentes elementos, en una relación

numérica sencilla.

Dalton utilizó símbolos para representar los átomos, algunos de los cuales se reproducen a

continuación:

Cuando dos o más elementos se combinan para formar un determi-nado compuesto lo hacen en una relación de peso constante.

6. En la erupción de los volcanes se emiten grandes cantidades de sulfuro de hidrógeno H

2

S, gas

que reacciona con el oxígeno O

2

del aire formándose agua H

2

O y dióxido de azufre SO

2

. Si 102

Kg. de H

2

S reaccionan con 144 Kg. de oxígeno y se forman 54 Kg. de agua. ¿Cuántos Kg. se

forman de SO

2

?


7. Una muestra de ácido ascórbico (vitamina C) preparada en el laboratorio contiene 90 g. de carbono

y 120 g. de oxígeno. Otra muestra de vitamina C procedente de naranjas contiene 12,6 g. de carbono.

¿Qué cantidad de oxígeno contiene esta segunda muestra?


150

Los postulados de la teoría de Dalton permiten explicar fácilmente, por ejemplo, la ley de

conservación de la masa. Al ser los átomos indivisibles, una reacción química no cambia ni la

cantidad ni el tipo de átomos, simplemente se agrupan de forma diferente. Por tanto al no cambiar

los átomos no cambia la masa.

La teoría atómica de Dalton, aunque supuso un gran avance al permitir justificar lo que ocurría

en las reacciones químicas, contiene algunos errores como veremos en la siguiente unidad.

6. Ley de los volúmenes de combinación

6.1. Ley de los volúmenes de combinaciónMuchos elementos y compuestos son gases y ya que en un gas resulta más fácil medir el

volumen que la masa, Gay Lussac estudió las relaciones entre los volúmenes de los gases iniciales

y finales de un cambio químico y, en 1808, formuló la ley de los volúmenes de combinación:

En cualquier reacción química los volúmenes de todas las sustancias gaseosasque intervienen en la reacción guardan una relación de números sencillos.

Oxígeno Hidrógeno Nitrógeno Azufre

Carbono Hierro Plomo Fósforo

Figura 2: Símbolos atómicos de Dalton

+H id r ó gen oOx ígen o A gua

Figura 3: Conservación de la masa en una reacción, según Dalton


7UNIDAD

151

1 litro de nitrógeno + 3 litros de hidrógeno → 2 litros de amoniaco

1 litro de oxígeno + 2 litros de hidrógeno → 2 litros de agua

Esto no se podía justificar a partir de la teoría de Dalton.

6.2. Hipótesis de AvogadroFue Avogadro en 1811 quien introdujo el concepto de molécula, sugiriendo que las últimas

partículas de gases elementales (hidrógeno, oxígeno, nitrógeno) no son átomos sino agrupaciones

de átomos a las que llamó moléculas. Además, para justificar el comportamiento de los volúmenes

de los gases en las reacciones químicas introduce su hipótesis, que dice así:

De ahí que el volumen de cualquier gas deba ser proporcional al número de moléculas.

En tres litros de gas CO

2

hay el mismo número de moléculas que en tres litros de gas NH

3

,

siempre que midamos estos volúmenes en las mismas condiciones de presión y temperatura.

Si aplicamos la hipótesis de Avogadro a una reacción entre gases, por ejemplo:

N2 + 3H2 → 2NH3

Esta ecuación química nos indica en qué proporción reaccionan las moléculas de gas N

2

y

de gas H

2

para formar gas NH

3

. Si multiplicamos por un número “n” cualquiera esta ecuación.

nN2 + 3nH2 → 2nNH3 se siguen respetando las proporciones.

En igualdad de condiciones de presión y temperatura el volumen de cada gas es proporcional

al número de moléculas. Si llamamos V al volumen correspondiente a n moléculas, podemos

escribir:

1VdeN2 +3VdeH2 → 2VdeNH3

Se justifica así la ley de Gay-Lussac de los volúmenes de combinación.

Esta aplicación de la hipótesis de Avogadro a las reacciones entre gases se verá en el apartado

6.3. del tema 10.

En volúmenes iguales de gases diferentes, medidos en las mismas condicionesde presión y temperatura, existe el mismo número de moléculas.

8. En el laboratorio se observa que 2 litros de gas nitrógeno N

2

reaccionan con 6 litros de gas hidrógeno

H

2

y se forman 4 litros de gas amoniaco NH

3

, si mantenemos constantes las condiciones de presión

y temperatura. ¿Cuántos litros de N

2

reaccionarán con 9 litros de H

2

y cuántos litros de NH

3

se

formarán?


152

7. Masas atómicas

7.1. Masas atómicasLa masa de un átomo depende del número de partículas subatómicas que lo forman. El

conocimiento de la masa atómica es importante en el trabajo de laboratorio pero, si tenemos en

cuenta que los átomos son extremadamente pequeños (una mota de polvo puede contener

10

18

átomos), no se dispone de balanzas que midan la masa de un átomo. Al no poderse utilizar las

unidades de masa habituales (g., Kg.), se mide la masa de un átomo en relación con la masa de

otro átomo (medir es comparar). Se establece como unidad de medida de las masas de los átomos

la u.m.a., unidad de masa atómica, que es la doceava parte de la masa de un átomo de carbono12.

Si decimos que la masa atómica del sodio Na es 23 u.m.a., esto quiere decir que la masa de

un átomo de sodio es 23 veces la doceava parte de la masa de un átomo de carbono12.

7.2. Concepto de molEn el laboratorio nunca vamos a trabajar con un átomo o una molécula o unos pocos átomos

sino que siempre trabajaremos con cantidades macroscópicas de materia. Por tanto, hemos de

contar con una unidad especial para describir una gran cantidad de átomos. Esta unidad es el mol.

Nosotros manejamos con cierta frecuencia conceptos como par, trío, docena..., que representan:

Un par → 2 unidades Un trío → 3 unidades

Una docena → 12 unidades

El concepto de mol es similar.

Un mol → 6,022.10

23

unidades.

Una docena de huevos son 12 huevos. Un mol de átomos de hierro Fe son 6,022.10

23

átomos

de Fe. Un mol de agua H

2

O son 6,022.10

23

moléculas de H

2

O.

Este número tan grande, 6,022.1023, que indica las unidades que contiene un mol se llama

número de Avogadro y se suele representar por la letra N.

No es un número arbitrario puesto que nos va a facilitar nuestro trabajo con masas en el

laboratorio, ya que el número que nos indica la masa de un átomo en u.m.a. va a coincidir con

el número que nos indica la masa de un mol en gramos.

La masa de un átomo de calcio es 40 u.m.a. La masa de un mol de átomos de calcio es 40

gramos.

6,022.10

23

átomos de Ca

Un mol de Ca

40 g. de Ca

Podemos relacionar fácilmente las masas en gramos y el número de átomos.


7UNIDAD

153

7.3. Concentración de las disolucionesLas propiedades de las disoluciones dependen de las propiedades de sus componentes y

de la proporción en que éstos se encuentran. La concentración de una disolución nos indica la

proporción de soluto en una disolución. Se llama solubilidad a la concentración de una disolución

saturada.

La concentración de una disolución se puede expresar utilizando unidades físicas (masa y

volumen) o unidades químicas (nº de moles y volumen).

%. Tanto por ciento en masa. Indica los gramos de soluto que hay en 100 gramos de disolución.

g./ l. Gramos por litro. Indica los gramos de soluto que hay en un litro de disolución.

M. Molaridad. Indica el número de moles de soluto que hay en un litro de disolución.

Una disolución que contiene 2,5 moles/litro de NaCl se dice que es 2,5 molar, que su molaridades 2,5 o simplemente se escribe 2,5 M.

9. a) Busca en el libro las masas atómicas que necesites y halla la masa de un mol de las

siguientes sustancias:

H

2

O, HCl; KOH, H

2

SO

4

, CO

2

, NaOH, K

2

CO

3

, Fe

2

O

3

, HNO

3

y Ca(OH)

2

.

b) Halla el número de moles que hay en:

- 10 g. de KOH - 2 kg. de H

2

O

- 20 g. de NaOH - 1,2 g. de Fe

2

O

3

- 34,5 g. de K

2

CO

3

c) Completa, en cada caso, la cantidad que falta:

- 100 g. de H

2

son ........... moles de H

2

- 5 moles de CO

2

equivalen a ...........g. de CO

2

- En 7 moles de HCl hay ............ moléculas de HCl

- 2 moles de H

2

SO

4

son...........g. de H

2

SO

4

- 25,2 g. de HNO

3

son ............ moles de HNO

3

y contienen ............... moléculas de HNO

3

.


o b ` r b o a^

T Mol es la cantidad de sustancia que contiene 6,022 · 10

23

partículas. El número que indica la

masa de un mol en gramos coincide con el que indica la masa de un átomo o una molécula en

u.m.a.

154

8. Leyes de los gasesHay cantidad de sustancias químicas de gran importancia que, a temperatura ambiente, son

gases. Vivimos inmersos en una mezcla de gases, el aire, que contiene N

2

, O

2

, CO

2

..., todos ellos

gases. Todos los días respiramos, debido al tráfico en las ciudades, gases contaminantes. Es

necesario que estudiemos con más detalle las características de este estado físico.

Recuerda que los gases los imaginamos formados por partículas separadas entre si y en

continuo movimiento.

8.1. Magnitudes más importantesTres son las magnitudes que van a influir fundamentalmente en su comportamiento: el volumen,

la temperatura y la presión.

● El volumen: los gases tienden a ocupar el máximo volumen disponible. Adoptan la forma

y el volumen del recipiente que los contiene. El volumen de un gas se suele expresar en

litros y en cm

3

.

● La temperatura: está directamente relacionada con el estado de agitación o de movimiento

de las partículas. Cuanto mayor es la temperatura mayor es la energía cinética de las partículas

del gas. Se utiliza la escala absoluta o escala Kelvin de temperaturas. Recuerda su relación

con la escala centígrada que es la que utilizamos cotidianamente: T ºK = t ºC + 273.

● La presión: es la relación que existe entre una fuerza y la superficie sobre la que se aplica

dicha fuerza, P = F/S. La presión de un gas sobre las paredes del recipiente que lo contiene

se debe a la fuerza que las partículas del gas, en continuo movimiento, ejercen al chocar


7UNIDAD

10. Se prepara una disolución con 50 gr. de azúcar y 350 gr. de agua. Calcula el % de soluto en la

disolución. ¿Qué cantidad de azúcar será necesaria para preparar 3 Kg. de disolución con esta

concentración?

11. Se prepara una disolución con 18 g. de azúcar y se añade agua hasta que el volumen de la diso-

lución es 750 cm

3

. ¿Cuál es la concentración de la disolución en g/litro.? ¿Qué cantidad de azú-

car se necesitará para preparar 2,5 litros de disolución con esta concentración?

12. Calcula la molaridad de la disolución que se obtiene al disolver 12 g. de NaOH en agua hasta

obtener 250 ml. de disolución.

13. ¿Cuántos moles de HNO

3

habrá en 2,5 litros de una disolución 0,8 M de dicha sustancia? ¿Cuál

es la concentración de esta disolución expresada en g./l.?

14. ¿Qué masa de glucosa (C

6

H

12

O

6

) debe disolverse en agua para preparar 300 cm

3

de una diso-

lución 0,2 M?. De la disolución resultante ¿qué volumen se debe tomar para tener 0,04 moles

de glucosa?


155

contra las paredes de dicho recipiente. La presión de un gas se suele expresar en atmósferas,

mm de Hg o pascales (N/m

2

).

Para estudiar la relación entre estas magnitudes, presión, volumen y temperatura, se deja una

fija y se estudia la relación entre las otras dos. Mediante este procedimiento se obtuvieron una

serie de conclusiones que fueron recogidas en las siguientes leyes.

8.2. Ley de BoyleBoyle en el siglo XVII estudió la relación existente entre la presión y el volumen de una muestra

de gas, manteniendo constante la temperatura.

Observó que el volumen del gas disminuye cuando la presión aumenta y al contrario, si la

presión disminuye el volumen aumenta.

Matemáticamente se expresa así:

Al aumentar la presión sobre un gas éste se comprime, reduce su volumen. Al disminuir la

presión sobre un gas, éste se expande, aumenta su volumen.

8.3. Ley de CharlesCharles estudió la relación entre la temperatura y el volumen, fijando la presión. Observó

que al calentar el gas, éste se expande y al enfriarlo se contrae. Esto mismo ocurre con cualquier

cuerpo al margen de su estado físico, pero en los gases, al modificar la temperatura, las variaciones

de volumen son mucho más acusadas.


Puedes realizar una sencilla práctica para comprobar esta ley.

V1 / V2 = T1 / T2 o V1 / T1 = V2 / T2

La ley de Charles establece que el volumen de una cantidad fija de gas,mantenida a presión constante, es directamente proporcional a la

temperatura absoluta del gas.

P1 · V1 = P2 · V2 = constante

La ley de Boyle establece que el volumen de una cantidad fija de un gasmantenido a temperatura constante es inversamente proporcional a la presión

del gas.

Una atm.= 760 mm de Hg = 1,013.105 Pa.

156

8.4. Ley de Gay- LussacNos queda por ver la relación entre la presión y la temperatura si dejamos el volumen constante.

Cuando tenemos un gas encerrado en un recipiente, al elevar la temperatura aumenta la

agitación y la velocidad de las partículas, éstas al chocar contra las paredes del recipiente ejercen

una mayor fuerza y por tanto una mayor presión.

Gay-Lussac estudió el comportamiento de un gas en estas condiciones y enunció la siguiente ley:


8.5. Presión de vapor. Ecuación de ClapeyronCuando un líquido se evapora, las moléculas que han pasado a gas ejercen una presión que

se llama “presión de vapor”.

¿Qué sucede a nivel microscópico durante la evaporación? Algunas moléculas escapan del

líquido y se forma la fase de vapor. Cuando la concentración de las moléculas en la fase de vapor

aumenta, algunas moléculas chocan con la superficie del líquido y quedan atrapadas por él, es

decir, algunas moléculas se condensan. Se establece un equilibrio entre el proceso de evaporación

y el de condensación. Cuando se alcanza este equilibrio, la presión que ejerce el vapor a una

temperatura determinada se llama “presión de vapor de equilibrio”.

En cualquier líquido se alcanza la temperatura de ebullición cuando la presión de vapor se

iguala a la presión atmosférica. Los líquidos que a temperatura ambiente tienen presión de vapor

elevada, se dice que son volátiles, pasan fácilmente a gas.

Clasius y Clapeyron estudiaron la relación existente entre esta presión de vapor y la temperatura,

entre ellas existe una relación exponencial. Ellos establecieron que el logaritmo de la presiónde vapor es inversamente proporcional a la temperatura. Su ecuación se puede utilizar

para calcular la presión de vapor de un líquido a temperaturas distintas.

C es una constante para cada sustancia y K depende del calor de vaporización de la sustancia.

8.6. Ecuación general de los gasesHemos visto la relación entre las variables P, V y T cuando dejábamos una de ellas constante.

Veamos la relación entre ellas cuando ninguna permanece constante.

log P = C – K / T

P1 / P2 = T1 / T2 o P1 / T1 = P2 / T2

La presión de una cantidad fija de gas, manteniendo el volumen constante, esdirectamente proporcional a la temperatura absoluta del gas.


7UNIDAD

157

Supongamos que se tiene una determinada cantidad de un gas en unas condiciones iniciales

P0

, V0

y T0

y se va a llevar a unas condiciones finales P1

, V1

y T1

.

En primer lugar, variamos la temperatura hasta el valor T1

, dejando P0

constante. El volumen

tomará el valor V ’.

V ’/V0

= T1

/T0

; V ’= V

0

·T1

/T

0

A continuación variamos la presión hasta el valor P

1

, dejando ahora fija la temperatura T

1

. El

volumen tomará ahora el valor V1

.

P0

· V ’= P1

·V1

; V1

= P0

·V ’/P1

Si sustituimos V’ por el valor calculado anteriormente: V1

= P0

· (V0

·T1

/T0

) /P1

.

Organizando esta ecuación nos queda:

Esta es la ecuación de estado de los gases. Nos permite relacionar las variables del estado

inicial de una determinada cantidad de gas y las de su estado final.

Ya vimos en el apartado 6.2 de este tema que el mismo número de moléculas de gases

diferentes, en las mismas condiciones de presión y temperatura, ocupan el mismo volumen. Se

fijan como “condiciones normales” para la temperatura el valor de 0 ºC y para la presión 1 atmósfera.

Si en estas condiciones normales medimos un mol de cualquier gas, nos dará siempre un valor

próximo a 22,4 litros. Este volumen es el volumen molar normal.

Puesto que las variables P, V y T están relacionadas con el número de moléculas del gas,

vamos a establecer una ecuación que ponga de manifiesto esta relación.

P ·V /T=P0

·V0

/T0

Se supone que el estado inicial coincide con las condiciones normales:

P0

= 1 atm.; T0

= 273 ºK y V0

= n · 22,4 litros.

Sustituimos: P ·V /T=1 ·n ·22,4 /273 = n ·0,082, que se puede escribir como

Donde R = 0,082 atm. litros / ºK mol, es una constante de proporcionalidad que se conoce

como constante de los gases.

Esta ecuación se conoce como ecuación general de los gases ideales.

Un gas ideal es un gas hipotético en el que las moléculas no ejercen entre si ninguna interacción

y el volumen de estas moléculas es despreciable frente al volumen del recipiente. Aunque en la

naturaleza no existen gases ideales, el comportamiento de los gases reales se describe bien con

esta ecuación, sin apenas error, para unos márgenes amplios de temperatura y presión.

P · V = n · R · T

Un mol de cualquier gas, en condiciones normales, ocupa 22,4 litros

P1 · V1 / T1= P0 · V0 / T0

158

9. Mezcla de gases

9.1. Características de las mezclas de gasesEs frecuente encontrarse con mezclas de gases y no con gases puros. Un ejemplo claro lo tenemos

en el aire que contiene varios gases. Haremos algunas precisiones para abordar su estudio.

● Los gases se mezclan completamente y de manera uniforme (forman disoluciones).

● Puesto que el volumen de las moléculas de un gas se considera despreciable, podemos

decir que cada uno de los gases de la mezcla ocupa o dispone para moverse de todo el

volumen del recipiente.

● Las partículas de cada gas chocan contra las paredes del recipiente y ejercen, por tanto,

una presión que denominamos presión parcial.

9.2. Ley de Dalton para las presiones parcialesDalton, estudiando las mezclas de gases, estableció la siguiente ley:

La presión total de una mezcla de gases es en realidad la suma de laspresiones que cada gas ejercería si estuviera solo.


7UNIDAD

15. Mediante un compresor se introducen en una bombona de 20 litros, 50 litros de aire medidos a la

presión de 1 atm. Si la temperatura no varía ¿a qué presión está el aire en la bombona?

16. Un neumático de un automóvil contiene aire a la presión de 1,3 atm. La temperatura del aire es

20 ºC. Después de recorrer unos cuantos kilómetros, debido al rozamiento de la rueda con el

suelo, el aire del neumático se calienta a 50 ºC. Calcula la presión del aire en estas condiciones

suponiendo que el volumen del neumático no varía.

17 a) ¿Qué volumen ocuparán 13,2 g. de CO

2

, si la temperatura es 27 ºC y la presión 1.5 atm.?

b) Si esta misma cantidad de gas se encontrara a una temperatura de 127 ºC y a una presión

de 4 atm. ¿Qué volumen ocuparía?

R = 0,082 atm.litro / ºK.mol, Masas atómicas: C: 12 y O: 16.

18. Una determinada cantidad de gas nitrógeno N

2

ocupa un volumen de 875 cm

3

a 27 ºC y una P

= 680 mm de Hg. ¿Cuántos gramos de N

2

hay? ¿Qué volumen ocupará esa misma cantidad de

gas N

2

si se mide en condiciones normales?

19. En un matraz de 2 litros de capacidad, en el que se ha hecho el vacío, se introducen 20 g. de ace-

tona. Se calienta hasta 97 ºC. A esta temperatura toda la acetona está vaporizada y la presión en

el interior del matraz es 5,23 atm. Calcula la masa molar de la acetona.


159

PT

= P1

+ P2

+ P3

+...

P

1

, P

2

, P

3

...son las presiones parciales de los gases que forman la mezcla.

Se puede aplicar la ecuación de los gases a cada uno de los componentes de la mezcla o a

la mezcla en su totalidad.

PT

·V = nT

·R ·T ; P1

·V = n1

·R ·T ; P2

·V = n2

·R ·T

A partir de estas ecuaciones podemos obtener, dividiendo unas entre otras, nuevas ecuaciones:

P1

/PT

= n1

/nT

; P2

/PT

= n2

/nT

,

puesto que V, T y R son comunes a todos los gases de la mezcla.

o b ` r b o a^

Leyes de los gases

T El volumen de una cantidad fija de un gas mantenido a temperatura constante es inversamenteproporcional a la presión del gas.

T El volumen de una cantidad fija de gas, mantenida a presión constante, es directamenteproporcional a la temperatura absoluta del gas.

T La presión de una cantidad fija de gas, manteniendo el volumen constante, es directamenteproporcional a la temperatura absoluta del gas.

T Un mol de cualquier gas, en condiciones normales, ocupa 22,4 litros.

T La presión total de una mezcla de gases es en realidad la suma de las presiones que cada gasejercería si estuviera solo.

20. En un recipiente de 10 litros se encierran 8,4 g. de gas N

2

y 8,8 g. de gas CO

2

. Si esta mezcla

de gases se mantiene a 27 ºC. Determina: a) la presión parcial de cada gas y b) la presión total

de la mezcla de gases.

21. En un recipiente de 20 litros se introducen 12,8 g. de O

2

y una determinada cantidad de gas CO

2

. Se

eleva la temperatura a 127 ºC y la presión total en el recipiente es 1,312 atm. Determina la presión

parcial de cada gas y el número de moles de CO

2

que se han introducido en el recipiente.


cubierta delantera f y q:portadafyq.qxd diferencia de las sustancias puras, las mezclas no tienen...

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