T1.materia y teoría atómico molecular. 1º bachillerato

1
Física y Química 1º Bachillerato
Tema: La Materia y la Teoría Atómico-Molecular Eric Calvo Lorente

2

P m.g

Apéndice:
Algunos alumnos suelen asociar el término Volumen al de
Masa. Las definiciones de ambas magnitudes, así como sus
diferentes patrones muestran claramente que se trata de
conceptos diferentes.

Sí existe una relación entre Volumen y Capacidad (o volumen
máximo de un recipiente):
1 ml ( mililitro ) 1cm 3
1 l (litro) 1dm 3 o también 1000cm 3 1l
3
1000 l 1m

m
V
ρ

3

10 3 Kg
x gr / cm 3 x. x.10 3 Kg / m 3
10 6 m 3

10 3 Kg
x gr / litro x. x Kg / m 3
10 3 m 3

4

5

6

.

.

.C

7

En el caso de reacciones nucleares, lo que permanece constante es la suma de
masa y energía, puesto que una y otra están relacionadas por la ecuación
E=m.c2, descubierta por Einstein

Ejemplo: Dada la reacción
Cu S CuS
, 4´00 gr de Cu se combinan con 2´02 gr de S, para formarse 6´02 gr de CuS

Ejemplo: Dada la reacción
Cl 2 Na ClNa (sin ajustar )
, la relación entre cloro y sodio, para formar dicho compuesto es siempre:
Cl 35´5
Na 23

8

Ejemplo: El nitrógeno puede combinarse con el oxígeno para dar lugar
a diferentes óxidos, entre los que se encuentran

Compuesto Masa de N (gr) Masa de O (en gr)
Óxido de dinitrógeno 28 16
Trióxido de dinitrógeno 28 48
Pentaóxido de dinitrógeno 28 80

Como fácilmente puede verse, las relaciones entre las distintas masas de
oxígeno que intervienen son relaciones de números enteros sencillos:
16 1 48 3 16 1
48 3 80 5 80 5

Teoría Atómica de Dalton

1) Cualquier elemento químico está formado por un conjunto de partículas, iguales
entre sí, a las que llamaremos ÁTOMOS, cuyas características es la de ser
indivisibles e inalterables.

2) Todos los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y resto de
propiedades

3) Los átomos de distintos elementos son distintos en masa y resto de propiedades.

4) Los compuestos químicos están formados por la unión de átomos de distintos
elementos, combinándose estos átomos en una relación de números enteros
sencillos. Se formarán lo que Dalton conoció como ÁTOMOS COMPUESTOS.

5) En una reacción química, los átomos no se crean ni se destruyen; tan sólo se
distribuyen de distinto modo

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Si podían formarse dos compuestos distintos, las relaciones entre átomos
debían ser 1:1 y 2:1. Y, por último, si podían formarse tres compuestos, las
relaciones atómicas deberían ser 1:1, 2:1 y 1:2
Por ello, los conceptos átomo compuesto y molécula no son iguales

“Los volúmenes de los gases que reaccionan o se forman en una reacción
química determinada se hallan en una relación de números enteros y sencillos”

Ejemplo: En la formación de vapor de agua a partir de los gases
constituyentes, sucede que:
2 litros de gas hidrógeno+1 litro de gas hidrógeno=2 litros de vapor de agua

Otros ejemplos similares:
1 litro de gas cloro+1 litro de gas hidrógeno=2 litros de cloruro de hidrógeno

1 litro de gas nitrógeno+1 litro de gas oxígeno=1 litro de óxido nítrico

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EJEMPLO: La molécula de H2SO4 (ácido sulfúrico) está
constituida por 2 átomos de hidrógeno, uno de azufre y cuatro de
oxígeno

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Se denomina masa atómica a la masa relativa de un
determinado elemento tomando como patrón la doceava parte
del átomo 12C. Este patrón recibe el nombre de UNIDAD DE
MASA ATÓMICA (uma).

Igualmente, llamaremos masa molecular a la masa de una
molécula en comparación con el patrón anterior, y equivaldrá a
la suma de las masas atómicas de todos los átomos que la
constituyan

Para ser más rigurosos, los ISÓTOPOS son átomos de un
mismo elemento (con igual número de protones), pero con un
número diferente de neutrones.
Más brevemente, átomos con igual Z, pero distinto A, siendo Z
el número atómico (nº protones) y A el nº másico (protones +
neutrones)

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,
m
n
M

Mol:

m
n
M

m 120
n n 1´22 moles
M 98

moléculas
1´22 moles 6´022.10 23 7´35.10 23 moléculas
mol

H : 7´35.10 23 moléculas 2 14´7.10 23
S : 7´35.10 23 moléculas 1 7´35.10 23
O : 7´35.10 23 moléculas 4 29´4.10 23

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Ejemplo: Determinar la composición centesimal de la glucosa, cuya
fórmula es C6H12O6.
Datos:
Masas Atómicas: C: 12, O: 16, H: 1

La masa molar de la glucosa será de:
6 (12) 12 (1) 6 (16) 180 gr / mol
La participación de cada elemento es, por cada mol de glucosa:
C : 6 12 72 gr
H: 1 12 gr
O : 6 16 96 gr
Determinar ahora los porcentajes resulta sencillísimo:
72
%C .100 40%
180
12
%H .100 6´67%
180
96
%O .100 53´33%
180

Fórmula Empírica: es aquella que nos indica la relación más
simple entre los elementos que conforman la molécula.
Fórmula Molecular: aporta la verdadera relación entre los
elementos que constituyen la molécula. Es decir, nos indica el
número de átomos de cada elemento que posee una
determinada molécula.
Ejemplo:
La fórmula empírica de la glucosa es CH2O. Indica tan sólo que el nº
de átomos de C y O será el mismo, y el de H, el doble que de estos.
Su fórmula molecular es C6H12O6. Es decir, la molécula de glucosa
posee 6 átomos de C y O, y 12 átomos de H
Nota: En ciertos casos ambas fórmulas resultan ser la misma

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mt 16´83 3´168 19´998 gr
16´83gr
%C .100
19´998 gr
3´168 gr
%H
19´998 gr

84´16
C: 7´01
12
15´84
H: 15´84
1

7´01
C: 1
7´01
15´84
H: 2´26
7´01

114
57.n 114 n 2
57

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