Leyes fundamentales

LAS PRIMERAS LEYES DE LA QUÍMICA

Unidad 9

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Contenidos (1)1.-

Sustancias homogéneas y heterogéneas. Elementos y compuestos. (Repaso).

2.- Leyes fundamentales de la Química.

2.1. Ley de conservación de la masa.

2.2. Ley de las proporciones definidas.

2.3. Ley de proporciones múltiples.

3.-Teoría atómica de Dalton (postulados).

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Contenidos (2)

4.- Evolución de la Teoría atómica de Dalton.

4.1. Hipótesis de Avogadro.

5.- Masas atómicas y moleculares (repaso).

6.- Concepto de mol.

7.- Composición centesimal.

8.- Fórmula empírica y molecular.

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Sustancias químicas (clasificación)REPASO

REPASO

E lem en tos C om p u es tos

S u s tan c ias p u ras D iso lu c ion es

H om og é n eas H eterog é n eas

S U S TA N C IA S Q U ÍM IC A S

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Leyes fundamentales de la Química.

• Ley de conservación de la masa (Lavoisier).

• Ley de proporciones definidas (Proust).• Ley de proporciones múltiples (Dalton).

• Hipótesis de AvogadroTEORÍA ATÓMICA DE DALTON

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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: 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 proporción de masa fija y definida”.

Ejemplo: El azufre y el hierro se combinan para formar sulfuro de hierro (II) en la siguiente proporción: 1 gramos de azufre por cada 2 gramos de hierro. ¿Cuántos gramos de FeS obtendremos si mezclamos 20g de azufre con 20g de hierro?

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Ley de proporciones definidas (Proust). Ejemplos.

Solución del ejemplo: Calculamos los gramos de Fe, necesarios para que reaccionen con los 20g de S, según la proporción 2 g de Fe por 1 g de S

masa Fe ———— = constante masa S

2g Fe m (g) Fe ———— = ———— → m (g) Fe= 40 g de Fe, pero sólo tenemos 20g 1g S 20g S que se agotan

2g Fe 20 g Fe ———— = ———— → m (g) S= 10 g de S, pero tenemos 20g se consume 1g S m (g) S los 10g (los que necesitamos) y nos sobra otros 10g

Calculamos los gramos de S, necesarios para que reaccionen con los 20g de Fe, según la misma proporción.

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Según la ley de Lavoisier:

masa FeS= masa Fe + masa S= 20 g de Fe + 10 g de S = 30 g de FeS

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Ejemplo: Sabiendo que la relación de combinación entre el cloro y el cesio es de 2 g de cloro por cada 7,5 g de cesio, calcula las masas de cloro y cesio que existen en 10 g de CsCl

a) Calculamos la masa de CsCl que se forma , aplicando la ley de Lavoisier:

masa Cs + masa Cl = masa CsCl

7,5 g Cs + 2 g Cl= 9,5 g CsCl

m (g) Cs ———— =cte; m (g) CsCl

7,5 g Cs m (g) Cs

———— = ———— → m (g) Cs= 7,9 g de Cs

9,5 g CsCl 10 g CsCl

m (g) Cl ———— =cte; m (g) CsCl

2 g Cl m (g) Cl

———— = ———— → m (g) Cl= 2,1 g de Cs

9,5 g CsCl 10 g CsCl

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Ejemplo: Al hacer reaccionar 3 g de sodio con 3 g de cloro, queda un exceso de 0,5 g de cloro. Si ahora hacemos reaccionar 3,5 g de sodio con 0,8 g de cloro:

a)¿Quedará alguna sustancia en exceso?

b) ¿Qué masa de cloruro de sodio se formará?

c) ¿Cuál es el porcentaje en masa de cada elemento en el compuesto?


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Solución del ejemplo:a) Si sobra 0,5 g de cloro en la primera reacción, significa que reaccionaron: 3-0,5=2,5g (de cloro). Por tanto, la ley de combinación será:

3g Na m (g) Na ———— = ———— → m (g) Na= 0,96 g de Na, es lo que realmente 2,5g S 0,8 g Cl reacciona, para que se cumpla la ley de Proust

Utilizando este dato, la masa de sodio que reacciona con 0,8 g de cloro en la segunda reacción es:

masa sodio 3 g Na ———— = ———— = 1,2

masa cloro 2,5 g Cl

Como en el enunciado nos dice que reacciona 3,5 g de sodio, queda un exceso de 3,5 g de sodio-0,96 g de sodio= 2,54 g de sodio (sobra)

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b) Según la ley de Lavoisier:

masa NaCl= masa Na + masa Cl= 0,96 g de Na + 2,5 g de Cl = 3,46 g de NaCl

c) Como el cloruro de sodio está compuesto por 0,96 g de Na y 2,5 g de Cl:

0,96g Na ———— · 100 = 27,8% de Na 3.46g NaCl

2,5 g Cl ———— · 100 = 72,2% de Cl 3.46g NaCl

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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”.

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•

Ley de proporciones múltiples (Dalton). Ejemplos.

Ejemplo: El oxígeno y el cobre se pueden combinar formando dos óxidos diferentes. En la formación del primero reaccionan 60 g de cobre con 15 g de oxígeno, mientras que en el segundo, 88 g de cobre reacciona con 11 g de oxígeno. ¿Se cumple la ley de Dalton?

Averiguamos qué masa de oxígeno se combina con cantidad fija de cobre (por ejemplo para 1 g de cobre)

60 g Cu 1 g Cu Óxido I ———— = ———— → m (g) O= 0,25 g de O 15 g O m (g) O

88 g Cu 1 g Cu Óxido II ———— = ———— → m (g) O= 0,125 g de O 11 g O m (g) O

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Dividimos por la menor cantidad 0,125:

Óxido I 0,25 ———— = ——— = 2 Óxido II 0,125

Óxido II 0,125 ———— = —— = 1 Óxido II 0,125

Se cumple la ley en una relación 2:1, que son las valencias del cobre, luego los óxidos serían Óxido I: CuO y el Óxido II: Cu2O

17Ley de proporciones múltiples (Dalton). Ejemplos.

Ejemplo: Dos cloruros de níquel contienen respectivamente, un 45,26% y un 35,53% de níquel. Justifica con estos datos si se verifica la ley de las proporciones múltiples.

En 100 g de compuesto tendremos:

Óxido I45,26 g de Ni

(100 - 45,26)= 54,74 g de Cl

Óxido II

35,53g de Ni

(100 – 35,53)= 64,47 g de Cl

18Ley de proporciones múltiples (Dalton). Ejemplos.

Calculamos qué masa de oxígeno se combina con cantidad fija de níquel (por ejemplo para 1 g de níquel)

45,26 g Ni 1 g Ni Cloruro I ————— = ———— → m (g) Cl= 1,21 g de Cl 54,74 g Cl m (g) Cl

35,53 g Ni 1 g Ni Cloruro II ————— = ———— → m (g) Cl= 1,81 g de Cl 64,47 g Cl m (g) Cl

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Dividimos por la menor cantidad 0,121:

Cloruro I 0,121 ———— = ——— = 1 Cloruro I 0,121

Cloruro II 0,181 ———— = —— = 1,5 Cloruro I 0,121

Se cumple la ley en una relación 2:3, que son las valencias del níquel, luego los cloruros serían NiCl2 y NiCl3

Multiplicamos por dos para eliminar las cifras decimales.

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Hipótesis de Avogadro.

“A una presión y a una temperatura determinados en un volumen concreto habrá el mismo número de moléculas de cualquier gas”.

Ejemplo: Un mol de cualquier gas, es decir, 6,022 x 1023 moléculas, ocupa en condiciones normales (p = 1 atm; T = 0 ºC) un volumen de 22’4 litros.

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Postulados de la teoría atómica de Dalton.

• 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.

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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.•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, sabiendo que las masa atómicas son: H:1u; S:32u y O:16u

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

•Normalmente, suele expresarse como M (H2SO4) = 98,076 g/mol

REPASO

REPASO

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Concepto de mol• 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

REPASO

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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)

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

1 mol de moléculas de CO2 100g de CO2 · ———————————— = 2,27 moles CO2

44 g de CO2 (de moléculas)

REPASO

REPASO

25Ejercicio: ¿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:

1 mol de moléculas de Cl2 12g de Cl2 · ———————————— = 0,17 moles molec. Cl2

70,9 g de Cl2

6,023·1023 de moléculas de Cl2 0,17 moles de molec. Cl2 · ———————————— =

1 moles de molec. Cl2

= 1,023·1023 de moléculas de Cl2

2 átomos de Cl 1,023·1023 de moléculas de Cl2 · —————— = 1,023·1023 átomos de Cl

1 molécula Cl2

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Composición 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)

a · Mat (A) % A = ———————— · 100 = --- % de A

M molec AaBb

b · Mat (B) % B = ———————— · 100 = --- % de B

M molec AaBb

• La suma de las proporciones de todos los elementos que componen una sustancia debe dar el 100 %.

27Ejemplo: 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

1· 107,9 g (Ag) % Ag = ———————— · 100 = 63,50 % de Ag

169,91 g (AgNO3)

1· 14,01 g (N) % N = ———————— · 100 = 8,25 % de N

169,91 g (AgNO3)

3· 16 g (O) % O = ———————— · 100 = 28,25 % de O

169,91 g (AgNO3)

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Tipos de fórmulas• 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.

29Ejercicio: 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.

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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.

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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 13 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) obtenemos• 1 mol de O, 6 moles de H y 2 moles de C lo que da una

fórmula empírica:

C2H6O

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