QUÍMICA GENERAL Y ORGÁNICA

TEORIA: Prof. Carlos Urzúa Stricker

E-mail: carlos.urzua@ulare.cl TEL : 500

UNIVERSIDAD LA REPÚBLICA

SEDE SANTIAGO

ENFERMERÍA Y SALUD PÚBLICA Y

KINESIOLOGÍA

PROGRAMA ASIGNATURA

• EVALUACIÓN:

• Tres Pruebas Globales = Promedio 80%

• Pruebitas de Ejercicios = Promedio 20%

• PG + PE = Nota x 0,6 = Nota a Examen

• Examen = 40%

• Eximición de Examen = 5,5

La Materia Y Sus Características

Metales No metales

Elementos

Iónicos Moleculares

Compuestos

Sustancias puras

Homogéneas Heterogénas

Mezclas

MATERIA

gas, líquido, sólido

Materia

maleabilidad

ductilidad

conductividad térmica

conductividad eléctrica

viscosidad

calor específico

Punto de fusión

Punto de ebullición

dureza

color

densidad

forma

volúmen

masa

Físicas

poder oxidante

poder reductor

reactividad con agua

reactividad con bases

reactividad con ácidos

basicidad

acidez

Químicas

PROPIEDADES

LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA

LAVOISIER

• Se quema una muestra de 0,455 g de Magnesio (Mg) en presencia de 2,315 g de

gas oxígeno (O) y el único producto es óxido de magnesio (MgO). Después de la

reacción no queda Mg y la masa de O sin reaccionar es 2,015. ¿Qué masa de MgO

se produce?

Masa de Mg = 0,455 g

Masa de O = 2,315 g antes de la reacción

Masa Total = 2,770 g

Masa de Mg = 0,000 g

Masa de O = 2,015 g después de la reacción

Masa de MgO = X

¿Cómo podemos determinar la masa de MgO que se forma?

• Masa de MgO = masa de Mg + masa de O

• Masa de MgO = 0,455 g + 0,3 g = 0,755 g de MgO

“LA SUMA DE LAS MASAS DE LOS REACTANTES ES IGUAL A LA SUMA

DE LAS MASAS DE LOS PRODUCTOS”

Ejercicio de aplicación:

Una muestra de 0,382 g de Mg reacciona con 2,652 g de gas nitrógeno

(N2). El único producto es nitruro de magnesio (Mg3N2). Después de la

reacción la masa de N2 sin reaccionar es 2,505 g. ¿Qué masa de Mg3N2

se produce?

Masa de magnesio + Masa de nitrógeno = Masa de nitruro de magnesio

0,382 g + (2,652 g – 2,505 g) = X

0,382 g + 0,147 g = 0,529 g

Ejercicio propuesto:

Una muestra de 7,12 g de Mg se calienta con 1,80 g de Br. Se consume

todo el Br y el único producto es 2,07 g de MgBr2. ¿Qué masa de

magnesio permanece sin reaccionar?

R = 6,85 g de Mg

Ley de las proporciones definidas o de la composición constante (Joseph Proust)

Ejercicio de aplicación 1

En uno de sus ensayos Lavoisier se encontraba analizando la formación

de HgO. Comenzó calentando en una pequeña retorta 25 g de Hg que se

encontraba comunicada con un recipiente que contenía 2 g de aire con un

20% de oxígeno. Si se sabe que en el HgO hay un 92,61% de Hg y 7,39%

de O.

a) ¿Cuántos g de HgO habría obtenido?

b) ¿Qué cantidad de Hg habría quedado sin reaccionar?

5,013 g de Hg

¿Qué ha reaccionado: 5,013 g de Hg + 0,4 g de O = 5,413 g de HgO

Se ocupó todo el oxígeno presente en el aire.

Hg sin reaccionar : 25 g – 5,013 g = 19,987 g de Hg (exceso)

92,61

7,39 0,4

gHg xgO gO

Ejercicios de aplicación 2

• Se combustionan 25 g de Carbono en un reactor que

contiene 30 g de oxígeno. Se sabe que la composición

centesimal (porcentual) del CO2 es 27,27% de C y

72,73% de O. Calcular:

a) La masa de CO2 que se forma R=41,25 g

b) ¿cuál es el reactivo limitante? R= oxígeno

c) ¿cuál es el reactivo en exceso? R= carbono

d) ¿cuántos g hay de exceso? R= 13,75 g

e) ¿cuál es la proporción mínima de combinación?

R=C/O=0,375

• C(S) + O2(g) CO2(g)

27,27 g + 72,73 g 100 g

Esta es una proporción de combinación:

X = 66,68 g de O (R.E)

¿Tenemos esta cantidad de O? NO, sólo tenemos 30 g.

Entonces debemos plantear la relación de otra forma:

X = 11,25 g de C (R.L)

Gramos de CO2 que se obtienen: 11,25 g de C + 30 g de O = 41,25 g

Gramos en exceso: 25 g C – 11,25 g de C = 13,75 g

Relación de combinación C/O = 11,25/30 = 0,375 (significa que 0,375 g de C se combinan con 1 g de O)

27,27

72,73 30

gC xgO gO

27,27 25

72,73

gC gC

gO x

Ejercicios de aplicación 3

En el análisis de herrumbre de hierro (Fe2O3), óxido que cubre los

materiales de hierro, se encuentra que por cada 1 g de Fe hay

0,859 g de O.

a) Cuál es la composición centesimal del óxido?

b) Si Ud. Quisiera sintetizar el óxido y dispusiera de 25 g de Hierro y

20 g de Oxígeno. ¿Cuál sería la máxima cantidad de Fe2O3 que

podría obtener?

¿Cuál sería el reactivo en exceso y cuántos gramos quedarían sin

reaccionar?

Fe = 53,79%; O = 46,2%

g de Fe2O3 = 43,28 g

R.E = Fe = 1,717 g

Las relaciones en peso de los elementos

participantes en una reacción química pueden expresarse

en términos de porcentajes, forma conocida como

composición centesimal o porcentual

• Para formar NH3 (hidruro de nitrógeno (III), amoniaco) se observa que las masas de nitrógeno (N) e hidrógeno (H) guardan una relación de 4,66 : 1. respectivamente. Determinar el porcentaje en que se encuentra cada elemento, (composición centesimal)

• La relación 4,66 : 1

indica que 4,66 g de N lo hacen con 1 g de H, por lo tanto si reaccionan estas cantidades, la cantidad de NH3 que se forma es

5,66 g, es decir esta cantidad es el 100%. Entonces:

5,66 g NH3 100% 5,66 g NH3 100%

4,66 g N x 1 g H x

x = 82,33% de N x = 17,67% de H

Ejercicio de aplicación 4

En el compuesto sulfato de cobre (CuSO4), azufre, cobre y

oxígeno se encuentran en una proporción de 1,00 : 1,98 :

1,99 , respectivamente. Con estos datos se pide determinar:

a) la composición centesimal del sulfato de cobre, y

b) calcular la cantidad de sulfato que se puede obtener

si se dispone de 15,45 g de cobre.

LEY DE LOS VOLUMENES DE COMBINACIÓN

Gay Lussac

• Estudios relacionados con el comportamiento de los

gases mostraron una proporcionalidad directa entre la

presión y la temperatura a volumen constante. Cuando

dos o más gases reaccionan entre sí para formar una

sustancia, gaseosa o no, en las mismas condiciones de

presión y temperatura, guardan una relación de números

enteros y sencillos.

2H2(g) + O2(g) 2H2O(g)

2 : 1 2

3H2(g) + N2(g) 2NH3(g)

3 : 1 2

+

La escala de pesos atómicos

• A partir de 1961 se adoptó la escala

internacional de pesos atómicos basada

en el peso del isótopo del 12C (carbono

doce). A este átomo se le asigna una

masa de 12 uma (12 unidades de masa

atómica).

• 1 átomo de C = 12 uma

1 uma = 1/12 de la masa del 12C

• Si todos los átomos de un determinado elemento no presentan la misma masa, ¿cómo determinamos los pesos atómicos

• Los métodos modernos se basan en la determinación directa de las masas absolutas de los distintos isótopos y de su abundancia relativa en la naturaleza: espectrometría de masas.

Hipótesis de Avogadro

• Dalton asumía la existencia de átomos

independientes entre sí constituyendo a los

elementos.

• Avogadro consideró que las partículas más

pequeñas de los gases no eran los átomos sino

grupos de átomos a los que llamó moléculas.

• “volúmenes iguales de gases diferentes en las

mismas condiciones de presión y temperatura

contienen igual número de partículas”.

• Si se fijan las condiciones:

P = 1 atm

T = 0ºC

• “1 mol (cantidad de sustancia que contiene

un número de Avogadro de partículas) de

cualquier gas, en condiciones normales

ocupa un volumen de 22,4 L”

EL MOL

Condiciones normales (c.n)

EL MOL: átomos y moléculas

• Se asume que en 12 g del isótopo 12C existe un número

determinado de partículas. Este número es 6,02 • 1023,

conocido como el Número de Avogadro.

• Si pesamos 1,008 g de H = 6,02 • 1023 átomos

• Si pesamos 63,54 g de Cu = 6,02 • 1023 átomos

OBSERVAMOS QUE INDEPENDIENTEMENTE DE LA

CANTIDAD DE MATERIA (GRAMOS) EL MOL ES

EQUIVALENTE A UNA MISMA CANTIDAD DE

PARTÍCULAS.

¿Cómo relacionamos el MOL con el Peso atómico?

Peso atómico en gramos = 1 mol de átomos

Peso molecular en gramos = 1 mol de moléculas

• Veamos el siguiente ejemplo: tetraetil de Pb(IV)

Pb(C2H5)4

Escala atómica: uma

1 átomo de Pb

8 átomos de C

20 átomos de H

Atomos totales = 29

1 molécula

Masa = 323,18 uma

Escala molar: gramos

1 mol de átomos de Pb

6,02x1023 átomos de Pb

8 moles de átomos de C

8 x 6,02x1023 átomos de C

20 moles de átomos de H

20 x 6,02x1023 átomos de H

Moles de átomos totales = 29

Atomos totales = 29 x 6,02x1023

1 mol de moléculas

6,02x1023 moléculas de Pb(C2H5)4

Masa molar = 323,18 g/mol

Deducir la equivalencia:

1 uma = 1,66x10-24 g

En conclusión

• EL MOL ES LA CANTIDAD DE SUSTANCIA (EN GRAMOS) QUE CONTIENE UN NÚMERO DE AVOGADRO DE PARTÍCULAS, ES DECIR 6,02•1023

PARTÍCULAS: átomos, moléculas, iones, electrones, protones, etc.

• EL MOL SE PUEDE EXPRESAR COMO EL PESO ATÓMICO (DATOS POR TABLA) EXPRESADO EN GRAMOS, EN ESTE CASO TENDREMOS UN MOL DE ÁTOMOS.

• EL MOL SE PUEDE EXPRESAR COMO EL PESO MOLECULAR (MASA MOLAR) (SUMA DE LOS PESOS ATÓMICOS MULTIPLICADOS POR EL NÚMERO DE ÁTOMOS PRESENTES EN UN COMPUESTO) EN GRAMOS, EN ESTE CASO TENDREMOS MOL DE MOLECULAS.

Algunos ejemplos de aplicación

• Supongamos que tenemos 250 g de Hierro (Fe).

¿Cuántos átomos de Fe están contenidos?

Por tabla: 1 mol de Fe = 55,85g = 6,02 • 1023 átomos

55,85 g 6,02 • 1023 átomos

250,00 g x

x = 2,69 • 1024 átomos de Fe

nº moles = masa (g)/PA o PM

¿Cuántos moles de Fe?

Ejercicio de aplicación 8

• Sabiendo que el PA del Uranio es 238,02

determinar la masa en g de 1 átomo de U.

• 1 mol = 238,02 g = 6,02 • 1023 átomos

238,02 g 6,02 • 1023 átomos de U

x 1 átomo de U

x = 3,95 • 10-22 g

EJERCICIOS PROPUESTOS

• Determinar la cantidad de moles que están

contenidos en las siguientes magnitudes:

a) 2,56 • 1020 átomos de Li.

b) 1.000 g de Cobre

c) 3,48 • 1019 moléculas de H2O

d) 1 alambre de platino de masa 0,5 g.

e) 24,06 g de Na

FÓRMULA EMPÍRICA

• La fórmula empírica es aquella que indica la relación en que existen los átomos en un compuesto.

Ejemplo: Un óxido de cloro contiene un 38,77% de Cloro (Cl) y un 61,23% de Oxígeno (O). Por tabla sabemos que el Peso atómico del Cl es 35,45 y 16 el del O.

n° de átomos = masa (g)/ Peso atómico

n° de átomos de Cl = 38,77 / 35,5 = 1,092 / 1,092 = 1

n° de átomos de O = 61,23 / 16 = 3,826 / 1,092 = 3,5

Cl1O3,5 = Cl2O7

Ejercicio de aplicación 9

• En una reacción química se combinan

7,14 g de vanadio (V) con 6,75 g de

azufre. Pesos atómicos: V= 50,941; S =32.

a) Determinar la fórmula empírica del

compuesto.

b) Determinar la composición porcentual.

R = V2S3

R = 51,4% de V; 48,6% de S

Ejercicio de aplicación 10

En el compuesto 4-acetamidofenol (paracetamol), por cada 1 g de

H hay 10,67 g de C, 1,56 g de N y 3,55 g de O. ¿Cuál es la

fórmula empírica del paracetamol?

¿Cuál es su composición centesimal?

nºátomos= masa/P.A

C = 10,67/12=0,889; N=1,56/14=0,111; O=3,55/16=0,222

C0,889H1N0,111O0,222 / 0,111 = C8H9NO2

C=63,58%; H=5,96%; N=9,27%; O=21,19%

NH C

O

CH3

HO

EJERCICIOS PROPUESTOS

• Determinar la fórmula empírica de un compuesto que

contiene 91,24% de Plomo (Pb) y 9,34% de Oxígeno (O).

R= Pb3O4

• Cinco g de un compuesto gaseoso que contiene carbono e

hidrógeno da por combustión 16,5 g de CO2 y 4,495 g de

H2O. Determinar la fórmula empírica.

R= C3H4

• La nicotina contiene un 74,07% de C; 17,28% de N; y

8,65% de H. Determinar su fórmula empírica.

R= C5H7N

• El análisis elemental del ácido acetil salicílico, Conocido como aspirina, muestra la siguiente composición: 60% de C; 4,44% de H y 35,6% de O. A partir de los pesos atómicos de cada elemento, determinar la fórmula empírica de la aspirina.

R = C9H8O4

• La progesterona es una hormona femenina que tiene mucho que ver con la fijación de calcio. Su fórmula molecular es C21H30O2 ¿cuál es su composición centesimal?

R = 80,2% C; 9,62% H; 10,18% O

EJERCICIOS PROPUESTOS