LEYES FUNDAMENTALES DE LA QUÍMICA

1º Bachillerato Unidad 1

CONTENIDOS1.- Clasificación de la materia

Sustancias puras y mezclasMétodos físicos de separación

2.- Estudio de la reacciones químicas. Leyes ponderalesLey de conservación de la masaLey de las proporciones definidasLey de las proporciones múltiples

3.- Teoría atómica de DaltonInterpretación de las leyes ponderalesLimitaciones de la teoría. La obra de Dalton

CONTENIDOS

4.- Ley de los volúmenes de combinación de Gay-Lussac

Ley de AvogadroInterpretación de las reacciones entre gases: teoría atómico-molecular

5.- Medida de cantidades en QuímicaMasa atómica y masa molecular, relativas: masa atómtica promedio,

masa molecular, masa fórmula, número de AvogadroLa cantidad de sustancia: el mol.Masa molar y masa-fórmulaRelación entre masa-cantidad de sustanciaVolumen molar

Contenidos6.- Fórmulas químicas: cálculos

Composición centesimalDeterminación de fórmulas empíricas y moleculares

7.- Los gasesTeoría cinético-molecular de los gasesLas leyes de los gasesEcuación de estado de los gases ideales. Gases reales.Mezcla de gases: ley de las presiones parciales

8.- Técnicas espectroscópicas de análisis químicoInteracción entre luz y materia (espectro electromagnético)Espectroscopia atómica e IREspectrometría de masas: isótopos

1. Clasificación de la materiaREPASO

2. Leyes ponderales

• Ley de conservación de la masa (Lavoisier).• Ley de proporciones definidas (Proust).• Ley de proporciones múltiples (Dalton).

TEORÍA ATÓMICA DE DALTON

Ley de conservación de la masa (Lavoisier)

“En toda transformación química la masa se conserva, es decir, la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos de la reacción”.

Ejemplo: 3 g de cloro y 2 g de sodio producen 5 g de cloruro de sodio

Sin embargo, 4 g de cloro y 2 g de sodio también dan 5 g de cloruro de sodio. ¿Por qué?

Ley de proporciones definidas (Proust)

“Los elementos se combinan para formar compuestos en una proporción de masa fija y definida”.

• Ejemplo: El azufre y el hierro se combinan para formar sulfuro de hierro(II) en la siguiente proporción: 4 gramos de azufre por cada 7 gramos de hierro.

Ley de proporciones definidas (Proust). Ejemplos

I• Azufre + Hierro Sulfuro de hierro• 4 g 7 g 0 g Inicial• 11 g Final• 4 g 10 g 0 g Inicial • 3 g 11 g Final• 8 g 7 g 0 g Inicial • 4 g 11 g Final

Ley de proporciones definidas (Proust). Ejemplos

II• Azufre + Hierro Sulfuro de hierro• 12 g 30 g 0 g Inicial • 9 g 33 g Final• 25 g 35 g 0 g Inicial • 5 g 55 g Final• 13’5 g 24’9 g 0 g Inicial • 1’275 g 37’125 g Final

EjemploEjemplo:: Se sabe que 8 g de azufre reacciona con con 12 g de oxígeno para dar 20 g de trióxido de azufre: a)a) ¿Cuántos gramos de oxígeno reaccionarán con 1 g de azufre y qué cantidad de trióxido de azufre se obtendrá; b)b) si se descompo-nen 100 g de trióxido de azufre ¿cuántos gramos de azufre y de oxígeno se obtendrán?

a)a) Azufre + Oxígeno Trióxido 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 g8 g 8 g

b)b) 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

Ley de proporciones múltiples (Dalton)

“Cuando dos elementos se combinan entre sí para dar compuestos diferentes, las diferentes masas de uno de ellos que se combinan con una masa fija de otro, guardan entre sí una relación de números sencillos”.

Ley de proporciones múltiples (Dalton). Ejemplo

• Óxidos de cobre % cobre % oxígeno• I 88’83 11’17• II 79’90 20’10• masa cobre

masa oxígeno• I 7’953 (masa de cobre que • II 3’975 se combina con 1g de oxígeno)

7’953 / 3’975 2 / 1

Ejemplo: Dependiendo de las condiciones experimentales 14 g de nitrógeno pueden reaccionar con 8 g, 16 g, 24 g, 32 g y 40g de oxígeno para dar cinco óxidos diferentes. Comprobar que se cumple la ley de Dalton.

• Sean los óxidos 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

3. Teoría atómica de Dalton. Postulados

• Los elementos químicos están constituidos por partículas llamadas átomos, que son indivisibles e inalterables en cualquier proceso físico o químico.

• Los átomos de un elemento son todos idénticos en masa y en propiedades.

• Los átomos de diferentes elementos son diferentes en masa y en propiedades.

• Los compuestos se originan por la unión de átomos de distintos elementos en una proporción constante.

Ley de Dalton

Ley de Proust

Explicación visual de las leyes ponderales a partir

de la Teoría atómica

Limitaciones de la teoría de Dalton

Dalton no podía conocer el número de átomos de cada elemento para formar un compuesto. Así, erronéamente, supuso que la fórmula del agua seria HO.

Fue gracias a la HIPÓTESIS (YA LEY) DE AVOGADRO quien cuestionó las fórmulas.

Hoy en día, sabemos Sun las hipótesis propuestas por Dalton no son exactamente válidas:

1ª hipótesis. El átomo está constituido por protones, electrones y neutrones.

2ª hipótesis. Existen isótoposo, átomos de un mismo elemento con distinta masa.

4ª hipótesis. Existen procesos como las reacciones nucleares en los Sun se crean átomos a partir de otros.

La obra de DaltonPropuso una simobología basada en círculos

para representar distintos tipos de átomos

4. Ley de volúmenes de combinación de Gay-

Lussac“A temperatura y presión constantes, los volúmenes de

los gasesgases que participan en una reacción química guardan entre sí relaciones de números sencillos”.

Ejemplo de la ley de volúmenes de combinación (Gay-Lussac)

• 1 litro de hidrógeno se combina con 1 litro de cloro para dar 2 litros de cloruro de hidrógeno.

• 1 litro de nitrógeno se combina con 3 litros de hidrógeno para dar 2 litros de amoniaco.

• 1 litro de oxígeno se combina con 2 litros de hidrógeno para dar 2 litros de agua (gas).

5. Medidas de cantidades en Química

Masas atómicas y moleculares• La masa atómica de un átomo se calcula hallando la masa

media ponderada de la masa de todos los isótopos del mismo (usando la unidad de masa atómica, u, como patrón, que equivale a 1/12 parte de la masa del C-12

• La masa molecular (M) se obtiene sumando la masas atómicas de todos los átomos que componen la molécula.

• Ejemplo: Calcular la masa molecular del H2SO4

• Mr (H2SO4) = 1,008 u · 2 + 32,06 u · 1 + 16,00 u · 4 = 98,076 uque es la masa de una molécula.

• Normalmente, suele expresarse comoM (H2SO4) = 98,076 g·mol-1 (masa molar)

REPASO

Concepto de mol y Número de Avogadro

• Es un número de Avogadro (NA= 6,022 · 1023) de átomos o moléculas.

• En el caso de un NA de átomos también suele llamarse átomo-gramo.

• Es, por tanto, la masa atómica o molecular expresada en gramos.

• Definición actual: El mol es la cantidad de sustancia de un sistema que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas, iones...) como átomos hay en 0,012 kg de carbono-12 (12C).

REPASO

Masa Fórmula. Fórmula empírica

Los compuestos químicos pueden ser de dos tipos: MOLÉCULAS o REDES CRISTALINAS (covalente, redes iónica y redes metálicas)

Para el caso de las redes cristalinas, no podemos hablar de masa molecular sino de MASA FÓRMULA, qu es la suma de las masas de los átomos que aparecen en su unidad o fórmula empírica.

Cloruro de sodio Cloruro de sodio

Cálculo del número de moles• Si en M (masa atómica o molecular)(g) hay 1 mol

en m (g) habrá n moles.

m (g)n (mol) = —————

M (g·mol-1)

Ejemplo: Calcular cuantos moles de CO2 habrá en 100 g de dicha sustancia.

1 mol 100 g CO2 · ————— = 2,27 mol CO2

44 g

REPASO

Volumen molarEl VOLUMEN MOLAR es el volumen que ocupa

un mol de una determinada sustancia Para sólidos y líquidos es propio de cada

sustancia. Para gases el valor coincide siempre que se

encuentren en las mismas condicioens de P y T. Por ejemplo, a 0º C(273 K) y 1 atm (llamadas condiciones normales, c.n., 1 mol de cualquier gas ocupa un volumen de 22,4 L

Ejercicio: ¿ Cuántas moléculas de Cl2 hay en 12g de cloro molecular? Si todas las moléculas de Cl2 se disociaran para dar átomos de cloro, ¿Cuántos átomos de cloro atómico se obtendrían?

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 mol de Cl2 70,9 g·mol-1

Teniendo en cuenta que en un mol 6,02 · 1023 moléc. 0,169 moles contienen:0,169 moles · 6,02 ·1023 moléculas/mol = 1,017 · 1023 moléculas Cl2

2 át. Cl1,017·1023 moléc. Cl2 · = 2,034·1023 át. Cl 1moléc. Cl2

REPASO

6. Fórmulas químicasComposición centesimal

• A partir de la fórmula de un compuesto podemos deducir la composición centesimal de cada elemento que contiene aplicando simples proporciones.

• Sea el compuesto AaBb. M (masa molecular) = a·Mat(A) + b·Mat(B)

• M (AaBb) a·Mat(A) b·Mat(B) ———— = ———— = ————

100 % (A) % (B)• La suma de las proporciones de todos los elementos

que componen una sustancia debe dar el 100 %.

Ejemplo: Calcular el % de plata, nitrógeno y oxígeno 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/mol

• 169,91 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)

Fórmula molecular y fórmula empírica

• MolecularMolecular.– Indica el nº de átomos existentes en cada molécula.

• Empírica. Empírica. – Indica la proporción de átomos existentes en una

sustancia.– Está siempre reducida al máximo.

• Ejemplo: El peróxido de hidrógeno está formado por moléculas con dos átomos de H y dos de O.– Su fórmula molecular es H2O2.

– Su fórmula empírica es HO.

Ejercicio: Escribir las fórmulas empíricas de: a) Glucosa, conocida también como dextrosa, cuya fórmula molecular es C6H12O6; Óxido de nitrógeno (I), gas usado como anestésico, de fórmula molecular N2O.

a) Los subíndices de la fórmula empírica son los números enteros más pequeños que expresan la relación correcta de átomos. Dichos números se obtendrán dividiendo los subíndices da la fórmula molecular por su máximo común divisor, que en este caso es 6. La fórmula empírica resultante es CH2O.

b) Los subíndices en N2O son ya los enteros más bajos posibles. Por lo tanto, la fórmula empírica coincide con la molecular.

Cálculo de la fórmula empírica

• Supongamos que partimos de 100 g de sustancia.• Si dividimos el % de cada átomo entre su masa

atómica (A), obtendremos el nº de moles (átomos-gramo) de dicho átomo.

• La proporción en moles es igual a la que debe haber en átomos en cada molécula.

• Posteriormente, se divide por el que tenga menor nº de moles.

• Por último, si quedan números fraccionarios, se multiplica a todos por un mismo nº con objeto de que queden números enteros.

Ejemplo: Calcular la fórmula empírica de un compuesto orgánico cuya composición centesimal es la siguiente: 34’8 % de O, 13 % de H y 52’2 % de C.

34,8 g 1 mol O 13 g· 1 mol ——— = 2,175 mol O; ——— = 13 mol H

16 g O 1 g H

52,2 g· 1 mol C———— = 4,35 mol C

12 g C

Dividiendo todos por el menor (2,175) obtenemos1 mol de O, 6 moles de H y 2 moles de C lo que da una

fórmula empírica: C2H6O