Todo lo que existe en el universo está compuesto de Materia. La Materia se clasifica en Mezclas y Sustancias Puras. Las Mezclas son combinaciones de sustancias puras en proporciones variables, mientras que las sustancias puras comprenden los compuestos y los elementos. Los compuestos están formados por una combinación de elementos en una proporción definida.

Si se hace reaccionar Sodio (Na) con Cloro (Cl₂) se obtendrá Na₁Cl₁ exclusivamente y no sustancias tales como Na_0.5Cl_2.3 o mezclas raras.

Las Mezclas se clasifican en Mezclas Homogéneas (Soluciones) y mezclas Heterogéneas. En una Mezcla Heterogénea pueden distinguirse con facilidad las diferentes fases que forman la Mezcla, mientras que en una Mezcla Homogénea no hay distinción de fases.

Las Mezclas se separan en sus componentes por procesos físicos, mientras que los Compuestos se separan en sus constituyentes por procesos químicos .

Hay dos tipos de propiedades que presenta la Materia, Propiedades Extensivas y Propiedades Intensivas. Las Propiedades Extensivas dependen de la cantidad de Materia, por ejemplo, el peso, volumen, longitud, energía potencial, calor, etc. Las Propiedades Intensivas no dependen de la Cantidad de Materia y pueden ser una relación de propiedades, por ejemplo: Temperatura, Punto de Fusión, Punto de Ebullición, Indice de Refracción, Calor Específico, Densidad, Concentración, etc.

Las Propiedades Intensivas pueden servir para identificar y caracterizar una sustancia pura

 Estados de Agregacion de la Materia

La Materia se presenta basicamente en tres estados, los cuales son: solido, li­quido y gaseoso

Reacciones Químicas y Estequiometría

 

Si se busca en la Literatura el peso atómico del Carbono se encontrará que es igual a 12.011, lo cual no parece concordar con el concepto de Peso Atómico.

La explicación es la siguiente: Existen dos “especies” diferentes de átomos de Carbono, cuyas propiedades son idénticas, pero que difieren en el peso. Una de ellas es Carbono 12, cuya abundancia relativa al total de “especies” de Carbono es del 99 %. Para calcular el Peso Atómico del Carbono se suman las contribuciones de cada “especie” de Carbono, ésto es:

Peso Atómico de carbono = (12)x(0.99) + (13)x(0.01) = 12.01

Estas “especies” de átomos son conocidas como isótopos.

Nota: 1 Mol de un gas a 0 °C y 1 Atmósfera de Presión tiene un volumen de 22.4 Litros

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Determinación de Fórmulas Empíricas y Moleculares:

Ejemplo: Determine la Formula Empirica y la formula 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.

Cuando los datos se expresan como porcentaje, se pueden considerar 100 gramos del compuesto para realizar los calculos. Los pesos atomicos son: C = 12.0, O = 16.0 y H = 1.0

El primer paso para el calculo es determinar el numero 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 mas 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 numeros enteros mas pequeños y la formula empirica sera: C₁H₂O₁ o bien, CH₂O.

Para obtener la Formula Molecular, calculemos el peso de la Formula empirica:

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 Formula Empirica

180/30 = 6

La Formula Molecular sera igual a 6 veces la Formula empirica:

C₆H₁₂O₆

En los casos en que una formula empírica de una fraccion, como por ejemplo:

PO_2.5

habra que multiplicar por un numero entero que nos proporcione la relacion buscada, por ejemplo 2

P₂O₅

Los cálculos estequiométricos se basan en las relaciones fijas que hay entre las especies (átomos, iones, moleculas) involucradas en las reacciones químicas. Estas relaciones son expresadas por medio de fómulas y ecuaciones químicas. Una fórmula expresa las relaciones atómicas de los elementos que forman los compuestos.

Una ecuación química balanceada nos proporcionará las relaciones molares y másicas entre reactivos y productos.

En una reacción no hay pérdida de masa; como consecuencia, una ecuación química balanceada se asocia a un balance de materia (masa de reactivos = masa de productos). En este experimento se investigará la estequiometría de la descomposición térmica del clorato de potasio y se usarán los resultados para analizar una mezcla de KBrO₃ - KBr. El KBrO₃ es un sólido blanco de gran poder oxidante y se prepara de acuerdo con la siguiente reacción:

El bromato de potasio se descompone, a una temperatura ligeramente superior a su punto de fusión, en cloruro de potasio y oxígeno.

Entre los siglos XVIII y XIX Bernoulli, Krönig, Clausius, Maxwell y Boltzmann desarrollaron la Teoría Cinética de los Gases para explicar el comportamiento de los mismos. Los postulados de la Teoría Cinética de los Gases son los siguientes:

• Los Gases consisten en Moléculas muy separadas en el espacio. El Volumen real de las Moléculas individuales es despreciable en comparación con el volumen total del Gas como un todo (En esta teoría se considera como Moléculas a las partículas que forman el Gas las cuales en algunos casos son Moléculas Monoatómicas, Diatómicas, Triatómicas, etc...).
• Las Moléculas de los Gases están en constante movimiento caótico, chocan entre sí elásticamente (no pierden energía cinética debido a los choques) y pueden transmitir la energía de una Molécula a otra.
• La Temperatura se considera como una medida de la Energía Cinética Promedio de todas las Moléculas. Es decir, que a una Temperatura dada, las Moléculas de todos los gases tienen el mismo promedio de energía cinética.
• Las fuerzas de atracción entre las Moléculas son Despreciables
• La Presión de un gas es consecuencia de los choques de las Moléculas del Gas con las paredes del recipiente que las contiene resultando en una fuerza por unidad de superficie (Presión).