1. Introducción a la Química

La Materia

La materia es todo lo que tiene masa y volumen.

Estados de la Materia

• Sólido: Los cuerpos poseen una forma definida y un volumen propio.
• Líquido: Los cuerpos se adaptan al recipiente que los contiene y tienen la propiedad de fluir. Tienen volumen propio y son difícilmente compresibles.
• Gaseoso: Los cuerpos no tienen ni forma ni volumen propios. Ocupan el recipiente que los contiene, es decir, se expanden. Son fácilmente compresibles.
• Plasma: Está compuesto por gases ionizados, es decir, son compuestos en los que se ha aplicado un campo eléctrico a gases.

Cambios de Estado

(Contenido sobre cambios de estado no proporcionado en el texto original)

Clasificación de Sistemas Materiales

1. Heterogéneos: Sus propiedades varían de unas partes a otras. Cada parte homogénea y físicamente separable de las demás se denomina fase. Se pueden separar por medios físicos (filtración, destilación, decantación…).
2. Homogéneos: Presentan las mismas propiedades físico-químicas en todas sus partes.
   • Sustancias puras
     • Elementos: Sustancias que no pueden descomponerse en otras más simples por métodos químicos. Todos los átomos de un elemento tienen el mismo número atómico.
     • Compuestos: Combinaciones de átomos que pueden descomponerse en sus elementos mediante medios químicos.
   • Disoluciones: Mezclas homogéneas de dos o más componentes y de composición variable. Se pueden separar por medios físicos.

2. Leyes Fundamentales de la Química

1. Ley de la conservación de la masa o ley de Lavoisier
   • “En una mezcla o disolución, las sustancias químicas puestas en contacto permanecen inalterables y la masa de la mezcla es igual a la suma de las masas de las sustancias componentes.”
   • “La suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos.”
   • “La masa de un sistema permanece invariable aunque haya una reacción en ella.”
2. Ley de Proust o ley de las proporciones definidas
   • “Cuando dos o más elementos se combinan para formar un compuesto, lo hacen siempre en proporciones de peso definidas y constantes.”
3. Ley de las proporciones múltiples
   • “Las distintas cantidades de un mismo elemento que se combinan con una cantidad fija de otro para formar diferentes compuestos están en una relación de números enteros sencilla.”
4. Teoría atómica de Dalton:
   1. Toda la materia está constituida por átomos. Estos son partículas fundamentales, indivisibles e inalterables.
   2. Todos los átomos del mismo elemento son iguales entre sí, tanto en masa como en propiedades químicas.
   3. Los átomos de elementos diferentes tienen masas y propiedades químicas diferentes.
   4. Los átomos de elementos diferentes pueden combinarse en números enteros sencillos para formar compuestos.
5. Ley de los volúmenes de combinación (Gay-Lussac)
   • “Cuando los gases reaccionan o en una reacción en la que se forman productos gaseosos, los volúmenes medidos a la misma presión y temperatura guardan entre sí una relación de números enteros sencillos.”
6. Ley de Avogadro
   • “Volúmenes iguales de gases medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura contienen el mismo número de moléculas.”

3. Definiciones Clave

• Unidad de masa atómica (u.m.a): Es la doceava parte de la masa del isótopo de carbono de número másico 12. 1 u = 1.66 x 10^-27 kg.
• Masa atómica: Es la masa de uno de sus átomos expresada en unidades de masa atómica.
• Masa molecular: La masa molecular de una sustancia es el número de veces que la masa media de su molécula contiene a la unidad de masa atómica. La obtenemos sumando las masas atómicas de cada átomo.
• Mol: 1 mol representa la cantidad de sustancia que tiene tantas partículas (átomos, moléculas, etc.) como hay en 12 gramos de carbono 12. Este número coincide con el número de átomos de oxígeno que hay en 16 gramos de O₂ y con el número de moléculas que hay en 18 g de H₂O. A este número se le llama número de Avogadro. N_A = 6.023 x 10²³. Un mol es la cantidad de sustancia que contiene un número de Avogadro de partículas. Estas partículas pueden ser átomos, moléculas, iones, electrones…
• Masa molar: Es la masa de un mol.
• Volumen molar: Es el volumen de un mol. En condiciones normales (c.n.), este volumen es de 22.4 L para todos los gases.

4. Fórmulas Químicas

1. Fórmula empírica: Es la más sencilla o simplificada. Representa la proporción en la que se encuentran los átomos (ej. CH).
2. Fórmula molecular: Nos indica la proporción y el número exacto de átomos que tiene la molécula. En química inorgánica coincide con la empírica (Ej. C₆H₆).
3. Composición centesimal: Es el porcentaje de cada elemento en un compuesto.

5. El Estado Gaseoso

Los Gases Ideales

Se caracterizan por tener gran fluidez y compresibilidad. Tienen tendencia a expansionarse ocupando todo el volumen disponible. Sus moléculas están muy separadas, dejando entre ellas espacios que son mucho mayores que en el estado sólido o líquido.

La Teoría Cinético-Molecular

1. Los gases están formados por moléculas a grandes distancias entre sí.
2. Estas moléculas están en continuo movimiento, colisionando entre sí y con las paredes del recipiente. Los choques de las moléculas con la superficie del recipiente es lo que da lugar a la presión del gas: a mayores choques, mayor presión.
3. A mayor temperatura, mayor será la velocidad de movimiento de las partículas y mayor será su energía cinética. Todos los gases cumplen la ley de Avogadro: a una temperatura y presión determinadas, el número de moléculas de cualquier gas que hay en un volumen permanece constante.

Leyes de los Gases

1. Ley de Boyle-Mariotte: “Para una masa dada de un gas, la presión es inversamente proporcional al volumen si la temperatura permanece constante, es decir, si es un proceso isotérmico (T cte) y adiabático (no hay intercambio de calor con el exterior).”
2. Ley de Charles: “En todo proceso isobárico (presión constante), el volumen ocupado por un gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta.”
3. Ley de Gay-Lussac: Si el proceso es isocórico (volumen constante), la presión será directamente proporcional a la temperatura.
4. Ley de los gases ideales: Describe el comportamiento de un gas ideal cuando ninguna de las variables (presión, volumen, temperatura) es constante. (La fórmula PV=nRT no está en el texto original, solo se menciona la ley).

Mezclas de Gases

Cuando se mezclan varios gases y no reaccionan entre sí, cada uno de ellos ocupa todo el volumen del recipiente, de forma que:

A la presión que ejerce cada gas se le llama presión parcial. La presión total es la suma de todas las presiones parciales.

Ley de Dalton de las Presiones Parciales

Si llamamos fracción molar a los moles de un elemento entre los moles totales, la relación entre la presión parcial y la presión total es la siguiente: P_parcial = X_molar * P_total.

Presión de Vapor

Cuando se recoge un gas, se le hace borbotear a través del agua. El gas arrastra vapor y lo que en realidad se recoge es una mezcla de gas y vapor de agua.

Cuando la presión del vapor se iguala con la presión atmosférica, el líquido se encuentra en su punto de ebullición, pues el vapor, al vencer la presión exterior, puede formarse en toda la masa del líquido y no solo en la superficie. Esto significa que la temperatura de ebullición depende de la presión.