TEMA 1: RELACIONES ESTEQUIOMÉTRICAS

QUÍMICA IB

RELACIONES ESTEQUIOMÉTRICAS

1.1 Introducción a la naturaleza de la materia y el cambio químico

1.2 El concepto de mol

1.3 Reaccionando masas y volúmenes

1.1 Introducción a la naturaleza de la materia y el cambio químico

La teoría atómica Estados de la materia Temperatura Cambios de estado Elementos y compuestos Mezclas Ajuste de ecuaciones químicas La economía del átomo

La teoría atómica

La teoría atómica establece los siguientes postulados:

Toda la materia está formada por átomos Los átomos no se crean ni se destruyen

y se reagrupan durante las reacciones químicas

Las propiedades físicas y químicas de la materia dependen de la agrupación y enlace entre los átomos

TOK: Antoine Lavoisier (1743-1794)

Considerado el padre de la Química moderna, su trabajo contiene algunos de los primeros ejemplos de química cuantitativa y de la ley de conservación de la masa

Los estados de la materia

La materia se caracteriza por: Está compuesta por partículas (átomos,

iones, moléculas) Tiene masa Ocupa un volumen en el espacio Las partículas que forman la materia

están en constante movimiento

Los estados de la materia

Sólido: Volumen fijo Forma fija No se puede comprimir Las partículas vibran en posiciones fijas Las fuerzas de atracción entre partículas las mantienen en un

empaquetamiento compacto

Los estados de la materia

Líquido: Volumen fijo Forma variable No pueden comprimirse Las fuerzas entre partículas son más débiles que en los sólidos Las partículas vibran, rotan y se trasladan

Los estados de la materia

Gas: Volumen variable Forma variable Pueden comprimirse Las fuerzas entre partículas son prácticamente nulas Las partículas vibran, rotan y se trasladan con mucha más

libertad que en los líquidos

Los estados de la materia

Hay más estados que sólido, líquido y gas?

Temperatura

El movimiento de las partículas que constituyen la materia depende de la temperatura

Al aumentar la temperatura aumenta la energía cinética de las partículas

(https://www.google.es/#q=video+difusion+de+tinta+en+agua+y+teoria+cinetica)

Existen diferentes escalas para medir la temperatura (Fahrenheit, Celsius, Kelvin)

En el SI la temperatura se mide en kelvin (K) El cero absoluto corresponde al cero en la escala Kelvin En el cero absoluto las partículas dejan de moverse Para convertir una temperatura de grados Celsius a Kelvin se aplica

el algoritmo:

temperatura (K) = temperatura (ºC) + 273,15

Cambios de estado

Cambios de estado

Elementos y compuestos

Elemento: formado por un único tipo de átomos Compuesto (moléculas o iones) : formado por una combinación de

elementos en proporciones fijas Son sustancias puras: su composición es constante

Mezclas

Una mezcla es una combinación de sustancias puras que conservan su propia composición y propiedades

Sus componentes pueden separarse por medios físicos (filtración, destilación fraccionada, cromatografía…)

Las mezclas pueden ser homogéneas o heterogéneas: las primeras tienen composición y propiedades uniformes en todas sus partes, las segundas variable.

Ajuste de ecuaciones químicas En una ecuación química los reactivos se representan a la

izquierda y los productos a la derecha de una flecha que representa el límite entre ambos. A continuación de cada reactivo o producto debe escribirse entre paréntesis el estado del mismo.

Ca(s) + H2O(l) → Ca(OH)2 (aq) + H2(g)

Para que una ecuación esté correctamente escrita, el número de átomos de cada elemento ha de ser igual a ambos lados de la flecha.

Ca(s) +2 H2O(l) → Ca(OH)2 (aq) + H2(g)

Ajuste de ecuaciones químicas Ajuste de la ecuación de combustión del butano:

C4H10(g) + O2(g) → CO2(g) + H2O(l)

1. Se ajusta el número de átomos de carbono:

C4H10(g) + O2(g) → 4CO2(g) + H2O(l)

2. Se ajusta el número de átomos de hidrógeno:

C4H10(g) + O2(g) → 4CO2(g) + 5H2O(l)

3. Por último se ajusta el número de átomos de oxígeno:

C4H10(g) +13/2 O2(g) → 4CO2(g) + 5H2O(l)

2C4H10(g) +13 O2(g) → 8CO2(g) + 10H2O(l)

Tipos de reacciones químicas Combinación o síntesis: reacción entre dos o más

sustancias para dar un único productoC(s) + O2(g) → CO2(g)

Descomposición: un único reactivo da lugar a dos o más productos

CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) Desplazamiento simple: un elemento reemplaza a otro

en un compuestoMg(s) + 2HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g)

Doble desplazamiento: ocurre entre iones en disolución para formar sustancias insolubles y/o electrolitos

HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl (aq) + H2O(l)

La economía del átomo

La demanda mundial de bienes y servicios aumenta exponencialmente con el crecimiento de la población y el rápido desarrollo económico, elevando los niveles de contaminación y provocando la disminución de recursos. Este hecho ha dado lugar a una mayor concienciación sobre la necesidad de conservar los recursos.

La reacciones de síntesis y los procesos industriales han de ser cada vez más eficientes para preservar las materias primas y producir menos emisiones tóxicas. El desarrollo sostenible es el camino ha seguir en el futuro.

Con este fin el profesor Barry Trost ha desarrollado, en la universidad de Stanford, el concepto de “economía del átomo” (atom economy).

(masa molecular de átomos de producto útil/ masa molecular de átomos de reactivos x 100)

Este concepto es importante en la llamada “Química Verde”

1.2 El concepto de mol

El Sistema Internacional de unidades Leyes ponderales Teoría atómica de Dalton Ley de los volúmenes de combinación: hipótesis

de Avogadro Cantidad de sustancia: el mol Masa atómica relativa y masa molecular relativa Masa molar Determinación de fórmulas empíricas y

moleculares

El Sistema Internacional

El Sistema Internacional de unidades (SI) fue establecido en 1960 y es utilizado a escala mundial

Magnitud Unidad Símbolo

MasaTemperatura

TiempoCantidad de

materiaIntensidad de

corriente eléctrica

LuminosidadLongitud

kilogramokelvin

segundomol

amperio

Candelametro

kgKs

mol

A

Cdm

El Sistema Internacional

Prefijo Abreviatura Escala

nano n 10-9

micro µ 10-6

mili m 10-3

centi c 10-2

deci d 10-1

unidad 1

kilo k 103

mega M 106

giga G 109

Leyes ponderales

Las leyes ponderales son las leyes generales de las combinaciones químicas. Se basan en la experimentación y miden cuantitativamente la cantidad de materia que interviene en las reacciones químicas.

Ley de conservación de la masa, o de Lavoisier: En cualquier reacción química que ocurra en un sistema cerrado, la masa total de las sustancias existentes se conserva.

Ley de la proporciones definidas, o de Proust: Cuando se combinan químicamente dos o más elementos para dar un determinado compuesto, siempre lo hacen en una proporción fija, con independencia de su estado físico y forma de obtención.

Ley de las proporciones múltiples, o de Dalton: Dos elementos pueden combinarse entre sí en más de una proporción para dar compuestos distintos. En ese caso, determinada cantidad fija de uno de ellos se combina con cantidades variables del otro elemento, de modo que las cantidades variables del segundo elemento guardan entre sí una relación de números enteros sencillos.

La teoría atómica de Dalton

En 1808, Dalton publicó su obra “Un nuevo sistema de filosofía química”, en ella exponía su teoría atómica que se resume en los siguientes postulados:

Los elementos químicos están formados por átomos, pequeñísimas partículas indivisibles e inalterables.

Los átomos de un mismo elemento son iguales, tienen idéntica masa y propiedades. Los átomos de diferentes elementos tienen distinta masa y propiedades.

Los compuestos químicos están formados por la unión de átomos de elementos distintos que se combinan en una relación de números enteros sencillos.

Los átomos no se crean ni se destruyen en una reacción química, sólo se redistribuyen.

Ley de los volúmenes de combinación, o ley de Gay-Lussac

Cuando los gases se combinan para formar compuestos gaseosos, los volúmenes de los gases que reaccionan y los volúmenes de los gases que se forman, medidos ambos en las mismas condiciones de presión y temperatura, mantienen una relación de números enteros y sencillos.

La hipótesis de Avogadro

Avogadro establece en 1881 dos conjeturas: Volúmenes iguales de gases diferentes, en las mismas

condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de partículas.

Los elementos gaseosos pueden tener como entidades más pequeñas moléculas en lugar de átomos.

Cantidad de sustancia: el mol La cantidad de materia se mide en el SI

con la unidad denominada mol. El mol es la cantidad de sustancia que

contiene tantas partículas (átomos, moléculas, iones…) como las que hay en 0,012 kg de carbono-12.

El número de partículas existentes en un mol es 6,022 1023, este número se denomina constante de Avogadro (NA)

Masa atómica relativa y masa molecular relativa

Isótopos: átomos de un mismo elemento con el mismo número de protones en el núcleo pero diferente número de neutrones. Tienen diferente número másico

La unidad de masa atómica (u) se define como 1/12 de la masa del isótopo carbono-12

La masa atómica relativa (Ar) de un elemento es el promedio ponderado de las masas atómicas de sus isótopos y su abundancia relativa

La masa molecular relativa (Mr) es la suma de las masas atómicas relativas de los átomos que forman la molécula

En esta escala tanto la masa atómica relativa como la masa molecular relativa son adimensionales

Isótopo Abundancia relativa

Masa atómica

35Cl 75% 35,037Cl 25% 37,0

Masa atómica relativa Ar 35,5

Masa molar

La masa molar es la masa de un mol de átomos, moléculas o iones, etc. Se representa mediante la letra M y se expresa en kg/mol o g/mol

La relación entre cantidad de sustancia y masa molar es:

n (mol) = m(g)/M(g/mol)

Fórmula empírica y fórmula molecular

La fórmula empírica de un compuesto es aquella que indica la relación más sencilla en que están combinados los átomos de cada uno de los elementos que lo forman

La fórmula molecular expresa la relación existente entre los números de los diferentes átomos que forman parte de la molécula real de un compuesto

La fórmula empírica se calcula a partir de la composición centesimal

La fórmula molecular se calcula a partir de la fórmula empírica. Si la fórmula empírica es, por ejemplo, AB2 la fórmula molecular será (AB2)n, donde n es el resultado de dividir la masa molar real entre la masa molar empírica