LEYES FUNDAMENTALES DE LA QUMICA

Unidad 1

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Contenidos (1)1.-La Qumica en la antigedad. La Alquimia.2.-Sustancias homogneas y heterogneas. Elementos y compuestos. (Repaso).3.-Leyes fundamentales de la Qumica.3.1.Ley de conservacin de la masa.3.2.Ley de las proporciones definidas.3.3.Ley de proporciones mltiples.3.4.Ley de proporciones recprocas.4.-Teora atmica de Dalton (postulados).

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Contenidos (2)

5.-Evolucin de la Teora atmica de Dalton.5.1.Relaciones volumtricas de Gay-Lussac.5.2.Hiptesis de Avogadro.6.-Masas atmicas y moleculares (repaso).7.-Concepto de mol.8.-Composicin centesimal.9.-Frmula emprica y molecular.

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Teora de los cuatro elementos (Empdocles)

Teora atomstica (Leucipo y Demcrito)Teora de materia continua (Aristteles)Un poco de historia

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Un poco de historiaAlquimia : Azufre, mercurio y sal Piedra filosofalElixir de la vida.Siglo XVIII: anlisis gravimtrico cuantitativoLeyes de la qumica.

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Sustancias qumicas (clasificacin)REPASO

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Leyes fundamentales de la Qumica.Ley de conservacin de la masa (Lavoisier).Ley de proporciones definidas (Proust).Ley de proporciones mltiples (Dalton).Ley de proporciones recprocas (Ritcher)Ley de volmenes de combinacin (Gay-Lussac). Hiptesis de Avogadro TEORA ATMICA DE DALTON

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Ley de conservacin de la masa (Lavoisier).

En toda transformacin qumica la masa se conserva, es decir, la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos de la reaccin.Ejemplo:2 gramos de cloro y 3 gramos de sodio producen 5 gramos de cloruro de sodio.

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Ley de proporciones definidas (Proust).

Los elementos se combinan para formar compuestos en una proporcin de masa fija y definida.Ejemplo: El azufre y el hierro se combinan para formar sulfuro de hierro (II) en la siguiente proporcin: 4 gramos de azufre por cada 7 gramos de hierro.

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Ley de proporciones definidas (Proust). Ejemplos.Azufre + Hierro Sulfuro de hierro 4 g 7 g 0 gInicial11 gFinal 4 g 10 g 0 gInicial 3 g 11 g Final 8 g 7 g 0 gInicial 4 g11 gFinal

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Ley de proporciones definidas (Proust). Ejemplos.Azufre + Hierro Sulfuro de hierro12 g 30 g 0 gInicial 9 g33 gFinal25 g 35 g 0 gInicial 5 g55 gFinal 135 g 249 g 0 gInicial 1275 g 37125 gFinal

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Ejemplo: Se sabe que 8 g de azufre reacciona con 12 g de oxgeno para dar 20 g de trixido de azufre: a) Cuntos gramos de oxgeno reaccionarn con 1 g de azufre y qu cantidad de trixido de azufre se obtendr; b) si se descompo-nen 100 g de trixido de azufre cuntos gramos de azufre y de oxgeno se obtendrn?a)Azufre + Oxgeno Trixido de azufre 8 g 12 g 20 g 1 g m(O2) m(SO3) 1g 12 g 1 g 20 g m(O2) = = 1,5 g ; m(SO2) = = 2,5 g 8 g 8 gb) m(S) m(O2) 100 g 100 g 8 g 100 g 12 g m(S) = = 40 g ; m(O2) = = 60 g 20 g 20 g

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Ley de proporciones mltiples (Dalton).

Cuando dos elementos se combinan entre s para dar compuestos diferentes, las diferentes masas de uno de ellos que se combinan con una masa fija de otro, guardan entre s una relacin de nmeros sencillos.

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Ley de proporciones mltiples (Dalton). Ejemplo.xidos de cobre % cobre% oxgeno I 8883 1117 II 7990 2010 masa cobre masa oxgeno I7953 (masa de cobre que II3975 se combina con 1g de oxgeno) 7953 / 3975 2 / 1

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Ejemplo: Dependiendo de las condiciones experimentales 14 g de nitrgeno pueden reaccionar con 8 g, 16 g, 24 g, 32 g y 40g de oxgeno para dar cinco xidos diferentes. Comprobar que se cumple la ley de Dalton.Sean los xidos I, II, III, IV y V respectivamente.Las distintas masas de O que se combinan con una cantidad fija de N (14 g) guardan las relaciones: m Ox. (V) 40g 5 m Ox. (IV) 32 g 4 = = ; = = m Ox. (I) 8 g 1 m Ox. (I) 8 g 1

m Ox. (III) 24g 3 m (II) Ox. 16 g 2 = = ; = = m Ox. (I) 8 g 1 m (I) Ox. 8 g 1

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Ley de proporciones recprocas (Ritcher)

Las masas de dos elementos que se combinan con una masa de un tercero, guardan la misma relacin que las masas de los dos cuando se combinan entre s.

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Ley de proporciones recprocas (Ritcher). Ejemplo.

Si 2 g de hidrgeno se combinan con 16 g de oxgeno para dar agua, y 6 g de carbono se combinan tambin con 16 gramos de oxgeno para dar dixido de carbono, entonces 2 g de hidrgeno se combinarn con 6 g de carbono al formar metano.

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Hiptesis de Avogadro.A una presin y a una temperatura determinados en un volumen concreto habr el mismo nmero de molculas de cualquier gas.

Ejemplo: Un mol de cualquier gas, es decir, 6,022 x 1023 molculas, ocupa en condiciones normales (p = 1 atm; T = 0 C) un volumen de 224 litros.

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Ley de volmenes de combinacin (Gay-Lussac).

A temperatura y presin constantes, los volmenes de los gases que participan en una reaccin qumica guardan entre s relaciones de nmeros sencillos.

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Ejemplo de la ley de volmenes de combi-nacin (Gay-Lussac).1 litro de hidrgeno se combina con 1 litro de cloro para dar 2 litros de cloruro de hidrgeno.1 litro de nitrgeno se combina con 3 litros de hidrgeno para dar 2 litros de amoniaco.1 litro de oxgeno se combina con 2 litros de hidrgeno para dar 2 litros de agua (gas).

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Postulados de la teora atmica de Dalton.Los elementos qumicos estn constituidos por partculas llamadas tomos, que son indivisibles e inalterables en cualquier proceso fsico o qumico.Los tomos de un elemento son todos idnticos en masa y en propiedades.Los tomos de diferentes elementos son diferentes en masa y en propiedades.Los compuestos se originan por la unin de tomos de distintos elementos en una proporcin constante.

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Ley de DaltonLey de ProustExplicacin visual de las leyes de Proust y Dalton a partir de la Teora atmica

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Masas atmicas y molecularesLa masa atmica de un tomo se calcula hallando la masa media ponderada de la masa de todos los istopos del mismo.La masa molecular (M) se obtiene sumando la masas atmicas de todos los tomos que componen la molcula.Ejemplo: Calcular la masa molecular del H2SO4 M (H2SO4) = 1,008 u 2 + 32,06 u 1 + 16,00 u 4 = 98,076 u que es la masa de una molcula.Normalmente, suele expresarse como M (H2SO4) = 98,076 g/molREPASO

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Concepto de molEs un nmero de Avogadro (NA= 6,022 1023) de tomos o molculas.En el caso de un NA de tomos tambin suele llamarse tomo-gramo.Es, por tanto, la masa atmica o molecular expresada en gramos.Definicin actual: El mol es la cantidad de sustancia de un sistema que contiene tantas entidades elementales (tomos, molculas, iones...) como tomos hay en 0,012 kg de carbono-12 (12C).REPASO

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Clculo del nmero de moles.Si en M (masa atmica o molecular)(g) hay 1 mol en m (g) habr n moles. m (g) n (mol) = M (g/mol)Ejemplo: Calcular cuantos moles de CO2 habr en 100 g de dicha sustancia. m (g) 100 g n = = = 2,27 moles CO2 M (g/mol) 44 g/mol

REPASO

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Ejercicio: Cuntas molculas de Cl2 hay en 12g de cloro molecular? Si todas las molculas de Cl2 se disociaran para dar tomos de cloro, Cuntos tomos de cloro atmico se obtendran?

La masa molecular de Cl2 es 35,45 2 =70,9 u. Luego un mol de Cl2 son 70,9 g. En los 12 g de Cl2 hay: 12 g = 0,169 moles de Cl2 70,9 g/molTeniendo en cuenta que en un mol 6,02 1023 molc. 0,169 moles contienen:0,169 moles 6,02 1023 molculas/mol = = 1,017 1023 molculas Cl2 2 t. Cl 1,0171023 molc. Cl2 = 2,0341023 t. Cl molc. Cl2REPASO

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Composicin centesimalA partir de la frmula de un compuesto podemos deducir la composicin centesimal de cada elemento que contiene aplicando simples proporciones.Sea el compuesto AaBb. M (masa molecular) = aMat(A) + bMat(B)M (AaBb) aMat(A) bMat(B) = = 100 % (A) % (B)La suma de las proporciones de todos los elementos que componen una sustancia debe dar el 100 %.

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Ejemplo: Calcular el % de plata, nitrgeno y oxgeno que contiene el nitrato de plata.

M (AgNO3) = 107,9 u +14,01 u + 16,00 u 3 = 169,91 u ; M (AgNO3) = 169,91 g/mol169,91 g (AgNO3) 107,9 g (Ag) 14,01 g (N) 48,0 g O = = = 100 % Ag % N % O 107,9 g (Ag) 100 % Ag = = 63,50 % de Ag 169,91 g (AgNO3) 14,01 g (N) 100 % N = = 8,25 % de N 169,91 g (AgNO3) 48,0 g (O) 100 % O = = 28,25 % de O 169,91 g (AgNO3)

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Tipos de frmulasMolecular.Indica el n de tomos existentes en cada molcula.Emprica. Indica la proporcin de tomos existentes en una sustancia.Est siempre reducida al mximo.Ejemplo: El perxido de hidrgeno est formado por molculas con dos tomos de H y dos de O.Su frmula molecular es H2O2.Su frmula emprica es HO.

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Ejercicio: Escribir las frmulas empricas de: a) Glucosa, conocida tambin como dextrosa, cuya frmula molecular es C6H12O6; xido de nitrgeno (I), gas usado como anestsico, de frmula molecular N2O.a) Los subndices de la frmula emprica son los nmeros enteros ms pequeos que expresan la relacin correcta de tomos. Dichos nmeros se obtendrn dividiendo los subndices da la frmula molecular por su mximo comn divisor, que en este caso es 6. La frmula emprica resultante es CH2O.b) Los subndices en N2O son ya los enteros ms bajos posibles. Por lo tanto, la frmula emprica coincide con la molecular.

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Clculo de la frmula emprica.Supongamos que partimos de 100 g de sustancia.Si dividimos el % de cada tomo entre su masa atmica (A), obtendremos el n de moles (tomos-gramo) de dicho tomo.La proporcin en moles es igual a la que debe haber en tomos en cada molcula.Posteriormente, se divide por el que tenga menor n de moles.Por ltimo, si quedan nmeros fraccionarios, se multiplica a todos por un mismo n con objeto de que queden nmeros enteros.

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Ejemplo: Calcular la frmula emprica de un compuesto orgnico cuya composicin centesimal es la siguiente: 348 % de O, 13 % de H y 522 % de C.

34,8 g13 g = 2,175 mol O; = 13 mol H 16 g/mol 1 g/mol 52,2 g = 4,35 mol C 12 g/mol

Dividiendo todos por el menor (2,175) obtenemos1 mol de O, 6 moles de H y 2 moles de Clo que da una frmula emprica: C2H6O

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Masa equivalenteEs la masa de un elemento que se combina con 8 g de oxgeno (o aproximadamente con 1 g de hidrgeno) Masa atm. Masa molec. Masa equiv. = valencia valencia

En una reaccin qumica siempre reaccionan equivalente a equivalente.

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Masa equivalente Masa (g) Nmero de equivalentes = masa equivalenteEn el ejemplo anterior podemos ver como el nmero de equivalentes tanto de reactivos como de productos es el mismo:

809 g/mol mequil(HBr) = = 809 g/eq 1 eq/mol

558 g/mol mequil(Fe) = = 186 g/eq 3 eq/mol

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6 HBr +2 Fe 2 FeBr3 + 3 H2 435 g 10 g 529 g 054 g Mequil (g/equil)nequil HBr809435/809 = 054 Fe18610/186 = 054 FeBr3985525/985= 054 H2 1 054/1 = 054

*Agregar Elementos y compuestos