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Introducción a la química

julio sánchez colegio inmaculada concepcion 2013-2014

1.-LEYES BÁSICAS DE LA QUÍMICA

1.1 Leyes ponderales

Las leyes ponderales se refieren a las relaciones de masa o peso que se observan entre un compuesto y los elementos que lo forman, así como entre los reactivos y los productos de una reacción química.

La ley de la conservación de la masa, la ley de las proporciones constantes y la ley de las proporciones múltiples constituyen las leyes ponderales que permitieron a John Dalton, en 1808, proponer su teoría atómica y marcar así el inicio de la química moderna.

julio sánchez colegio inmaculada concepcion

a) Ley de la conservación de la masa (o de Lavoisier).La masa de un sistema permanece invariable cualquiera que sea la transformación que ocurra dentro de él; esto es, en términos químicos, la masa de los cuerpos reaccionantes es igual a la masa de los productos de la reacción.

Esta ley se considera enunciada por LAVOISIER, pues si bien era utilizada como hipótesis de trabajo por los químicos anteriores a él se debe a LAVOISIER su confirmación y generalización. Un ensayo riguroso de esta ley fue realizado por LANDOLT en 1893-1908, no encontrándose diferencia alguna en el peso del sistema antes y después de verificarse la reacción, siempre que se controlen todos los reactivos y productos.


La ley de la conservación de la materia no es absolutamente exacta debido a la teoría de la relatividad de EINSTEIN. En la física actual, la materia y la energía son de la misma esencia, pues no sólo la energía tiene un peso, y por tanto una masa, sino que la materia es una forma de energía que puede transformarse en otra forma distinta de energía.

La energía unida a una masa material es E = mc2 en donde E es la energía, m la masa y c la velocidad de la luz En una transformación de masa en energía o recíprocamente, la relación entre ambas variaciones es, análogamente,ΔE = Δm.c2


La relación entre masa y energía da lugar a que la ley de la conservación de la materia y la ley de la conservación de la energía no sean leyes independientes, sino que deben reunirse en una ley única de la conservación de la masa-energía. No obstante, las dos leyes pueden aplicarse separadamente con la sola excepción de los procesos nucleares

b) Ley de las proporciones definidas (o de Proust).Cuando dos o más elementos se

combinan para formar un determinado compuesto lo hacen en una relación en peso constante independientemente del proceso seguido para formarlo.


Esta ley también se puede enunciar desde otro punto de vistaPara cualquier muestra pura de un determinado compuesto los elementos que lo conforman mantienen una proporción fija en peso, es decir, una proporción ponderal constante.Así, por ejemplo, en el agua los gramos de hidrógeno y los gramos de oxígeno están siempre en la proporción 1/8, independientemente del origen del agua.

c) Ley de las proporciones múltiples (o de Dalton).Las cantidades de un mismo elemento que se unen con una cantidad fija de otro elemento para formar en cada caso un compuesto distinto están en la relación de números enteros sencillos.


La ley de Proust no impide que dos o más elementos se unan en varias proporciones para formar varios compuestos. Así, por ejemplo, el oxígeno y el cobre se unen en dos proporciones y forman dos óxidos de cobre que contienen 79,90 % y 88,83 % de cobre. Si calculamos la cantidad de cobre combinado con un mismo peso de oxígeno, tal como 1g, se obtiene en cada caso:

Las dos cantidades de cobre son, muy aproximadamente, una doble de la otra y, por tanto, los pesos de cobre que se unen con un mismo peso de oxígeno para formar los dos óxidos están en la relación de 1 es a 2.


d) Ley de las proporciones recíprocas (o de Richter).Los pesos de diferentes elementos que se combinan con un mismo peso de un elemento dado, dan la relación de pesos de estos elementos cuando se combinan entre sí o bien múltiplos o submúltiplos de estos pesos.Así, por ejemplo, con 1g de oxígeno se unen: 0,1260 g de hidrógeno, para formar agua; 4,4321 g de cloro, para formar anhídrido hipocloroso; 0,3753 g de carbono para formar gas carbónico, 1,0021 g de azufre, para formar gas sulfuroso, y 2,5050 g de calcio, para formar óxido cálcico. Pero los elementos hidrógeno, cloro, carbono, azufre y calcio pueden a su vez combinarse mutuamente y cuando lo hacen se encuentra, sorprendentemente, que estas cantidades, multiplicadas en algún caso por números enteros sencillos, son las que se unen entre sí para formar los correspondientes compuestos


Esta ley llamada también de las proporciones equivalentes fue esbozada por RICHTER en 1792 y completada varios años más tarde por WENZEL.La ley de las proporciones recíprocas conduce a fijar a cada elemento un peso relativo de combinación, que es el peso del mismo que se une con un peso determinado del elemento que se toma como tipo de referencia.

. El peso equivalente de un elemento (o compuesto) es la cantidad del mismo que se combina o reemplaza -equivale químicamente- a 8,000 partes de oxígeno o 1,008 partes de hidrógeno. Se denomina también equivalente químico.

Estos pesos de combinación se conocen hoy como pesos equivalentes


1.2 LEYES VOLUMETRICAS (SÓLO VALIDAS PARA GASES)A) LEY DE LOS VOLÚMENES DE COMBINACIÓN ( LEY DE GAY-LUSSAC 1808)

Los volúmenes , medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, de las sustancias que intervienen en una reacción química están en una relación de números enteros y sencillos


b) LEY DE AVOGADRO (1811)"Volúmenes iguales de gases diferentes contienen el mismo número de partículas, a la misma presión y temperatura"

Surge al tratar de explicar los resultados de Gay-Lussac dentro de la teoría atómica de Dalton

Implica la deducción de que las moléculas de los gases elementales son diatómicas

2.- TEORÍA ATÓMICA DE DALTONSurge de recopilar las leyes ponderales y de recuperar las ideas de Demócrito y Leucipo


Los postulados de la teoría son los siguientes:-Los elementos están formados por partículas discretas, diminutas, e indivisibles llamadas átomos, que permanecen inalterables en cualquier proceso químico.

-Los átomos de un mismo elemento son todos iguales entre sí en masa, tamaño y en cualquier otra propiedad física o química.

-En las reacciones químicas, los átomos ni se crean ni se destruyen, solo cambian su distribución.

-Los compuestos químicos están formados por "atómos de compuesto" (moléculas), todos iguales entre sí; es decir, cuando dos o más átomos de diferentes elementos se combinan para formar un mismo compuesto lo hacen siempre en proporciones de masa definidas y constantes.


3.- Concepto de molEn las experiencias ordinarias de laboratorio el químico no utiliza cantidades de sustancia del orden del átomo o de la molécula, sino otras muy superiores, del orden de gramos normalmente. Es, pues, mucho más útil introducir un nuevo concepto: una unidad que, siendo múltiplo de la masa de un átomo o de una molécula, represente cantidades de materia que sean ya manejables en un laboratorio. Así, de un elemento se puede tomar una cantidad de gramos que sea igual al número expresado por su peso atómico (átomo-gramo). Ejemplo: el peso atómico del hidrógeno es 1,0079; luego, 1,0079 g de hidrógeno equivalen a un átomo-gramo de hidrógeno.De forma similar, se define la molécula-gramo de una sustancia como el número de gramos de esa sustancia igual a su peso molecular. Ejemplo: el peso molecular del hidrógeno (H2) es 2,0158; luego, 2,0158 g de hidrógeno equivalen a una molécula-gramo de hidrógeno.


Un átomo-gramo o una molécula-gramo serán múltiplos de la masa de un átomo o de la de una molécula, respectivamente. Este múltiplo resulta de multiplicar el valor del peso atómico o del peso molecular por un factor N, que no es otro que el número de veces que es mayor la unidad de masa «gramo» que la unidad de masa «uma».

De todo esto se deduce que un átomo-gramo de cualquier elemento o una molécula-gramo de cualquier sustancia contiene igual número de átomos o moléculas, respectivamente, siendo precisamente ese número el factor N. El valor de N, determinado

experimentalmente, es de 6,023 x 1023 y es lo que se conoce como número de Avogadro


Esto condujo al concepto con el que se han sustituido los términos ya antiguos de molécula-gramo y de átomo-gramo: el mol.

También puede definirse como: Mol es la cantidad de materia que contiene un número de entidades igual al número de átomos contenidos en 12 g de carbono-12.

Mol es la cantidad de materia que contiene el número de Avogadro, N, de partículas unitarias o entidades fundamentales (ya sean éstas moléculas, átomos, iones, electrones, etc.).


Este concepto de mol es mucho más amplio, y lo importante es que hace referencia a un número determinado de partículas o entidades. Es, pues, una cantidad de unidades, y lo mismo que nos referimos a un docena de huevos (12 huevos), un cartón de cigarrillos (200 cigarrillos), etc., podríamos referirnos a un mol de huevos o de cigarrillos (6,023 x 1023 huevos, 6,023 x 1023 cigarrillos, etc.).

La masa de un mol de cualquier sustancia es el número de gramos de esa sustancia igual en valor a su masa molecular. A esta masa se la denomina Masa molar y se mide en g/mol.


La masa atómica de un elemento es el promedio de las masas de los átomos de los distintos isótopos de dicho elemento, considerando su porcentaje de abundancia. Esta masa se mide en uma

Por ejemplo, los isótopos más abundantes del Cloro son Cl 35 ( 75 % ) y Cl 37 ( 25 % ) , entonces:

M(Cl)=0,75 X 35 + 0,25x 37= 26,25+9,25=35,5

La masa atómica del cloro es de 35,5 uma

.


4.- Volumen molarEs el volumen ocupado por un mol de cualquier sustancia, ya se encuentre en estado sólido, líquido o gaseoso y bajo cualesquiera condiciones de presión y temperatura.

Según ya se ha estudiado, un mol de cualquier sustancia contiene igual número de partículas. Por otra parte, si atendemos al caso particular de sustancias gaseosas, del principio de Avogadro se deduce que un mol de cualquier sustancia gaseosa -igual número de moléculas- ocupará idéntico volumen, siempre que las condiciones de presión y temperatura sean las mismas.

Este volumen resulta ser de 22,4 l cuando el gas se encuentra en condiciones normales (o C.N.) de presión y temperatura (1 atmósfera y 0 ºC)julio sánchez colegio inmaculada concepcion

5.- ECUACIÓN DE LOS GASES IDEALESTodos los gases independientemente de su naturaleza química o del tamaño de sus moléculas responden a leyes muy sencillas que pueden reunirse en la llamada ecuación de estado de los gases ideales: P.V= nRT

En condiciones normales (273K y 1 atm) volumen de un mol de cualquier gas ocupa 22,4 lPara una misma masa de gas se cumple que p1.V1/T1= P2.V2/T2

Un gas ideal es un gas hipotético formado por partículas puntuales, sin atracción ni repulsión entre ellas y cuyos choques son perfectamente elásticos (conservación de momento y energía cinética). Los gases reales que más se aproximan al comportamiento del gas ideal son los gases monoatómicos en condiciones de baja presión y alta temperatura.


Haciendo una corrección a la ecuación de estado de un gas ideal, es decir, tomando en cuenta las fuerzas intermoleculares y volúmenes intermoleculares finitos, se obtiene la ecuación para gases reales, también llamada ecuación de Van der Waals:

Las leyes de los gases también se aplican a las mezclas de gases: la presión total es la suma de las presiones parciales de cada gas ( ley de Dalton)Se define presión parcial de un gas como aquella que ejercería si ocupara él solo el recipiente


6.- DETERMINACIÓN DE LA FÓRMULA DE UN COMPUESTO

A partir de la composición centesimal se divide por la masa atómica y después se divide por el menor número obtenido resultando la fórmula empírica es decir la relación más simple en que se encuentran los átomos en la molécula

Para obtener la formula molecular ( numero real de átomos en la molécula) se utiliza la fórmula empírica y la masa molecular ya que la molecular es n veces la mas de la empírica

Ejemplo: El análisis de cierto compuesto revela que su composición porcentual en masa es 40% de C, 6,67% de H, y 53,33% de O. ¿Cuál es la fórmula empírica del compuesto?

Masa relativa del elemento C: 40g H: 6,67g O: 53,33 gjulio sánchez colegio inmaculada concepcion

Con la masa atómica de cada elemento, se calcula el número de moles que se corresponde con la masa anterior.. Este número es lo que llamaremos número relativo de átomos que van a formar parte del compuesto. C: 40/ 12 = 3,333H: 6,67/1 = 6,67 O: 53,33/16 = 3,333

Seguidamente lo pondremos en una relación sencilla de números enteros. La forma de hacerlo es dividir los números anteriores por el que sea más pequeño. Así, el que es más pequeño saldrá 1 al dividirse por sí mismo. Los demás saldrán números enteros sencillos mayores que la unidad.

Como las divisiones a veces no salen totalmente exactas, deberéis: 1º Trabajar con un mínimo de tres decimales; 2º Redondear este último número al entero más cercano si la diferencia es menor de una décima. julio sánchez colegio inmaculada concepcion

Podría darse el caso que no salieran números enteros en todos los casos. Si es así, se deberán multiplicar todos los números por un factor tal que dé como resultado números enteros sencillos. Relación de números sencillos (dividir anterior por el más pequeño de los tres)C: 3,333/3,333 = 1H: 6,67 /3,333 = 2O: 3,,333/3,333 = 1

La fórmula empírica es aquella que nos dice los elementos que forman el compuesto y la proporción de átomos qué tienen.. En nuestro caso la fórmula empírica será : C1H2O1 , o sea, CH2O

El compuesto real se deberá escribir con la fórmula molecular que será un múltiplo de la empírica La fórmula molecular será: (CH2O)x julio sánchez colegio inmaculada concepcion

Para escribir la fórmula molecular nos deben dar como dato la masa molecular (uma) o la masa molar del compuesto (gramos).

Siguiendo con el ejemplo, el enunciado podría continuar así "...Si la masa molecular es de 180 u, ¿cuál es la fórmula molecular?"Calculamos la masa molecular de la fórmula empírica: Mf.empírica = 12 + 2·1 + 16 = 12 + 2+ 16 = 30 uEscribimos la ecuación resultante de igualar la masa molecular de la fórmula molecular con su verdadera masa molecular. resolvemos la incógnita; o sea, el número de veces que se repite la fórmula empírica. 30 x = 180 ; x = 180 / 30 = 6

La fórmula molecular será: C6H12O6


7.- DISOLUCIONES. MODOS DE EXPRESAR LA CONCENTRACIÓNEn química, una disolución (del latín disolutio) o solución es una mezcla homogénea, a nivel molecular de una o más especies químicas que no reaccionan entre sí; cuyos componentes se encuentran en proporción que varía entre ciertos límites.Toda disolución está formada por una fase dispersa llamada soluto y un medio dispersante denominado disolvente. También se define disolvente como la sustancia que existe en mayor cantidad que el soluto en la disolución. Si ambos, soluto y disolvente, existen en igual cantidad (como un 50% de etanol y 50% de agua en una disolución), la sustancia que es más frecuentemente utilizada como disolvente es la que se designa como tal (en este caso, el agua). La concentración de una disolución constituye una de sus principales características.


Y se suele expresar de las siguientes maneras:a) porcentaje en masa o Tanto por ciento en peso. Expresa la

masa en gramos de soluto disuelta por cada cien gramos de disolución. Su cálculo requiere considerar separadamente la masa del soluto y la del disolvente:

Cuando la concentración es muy pequeña suele expresarse en partes por millon (ppm) que son los gramos de soluto que hay en un millón de gramos de disolución


b) Molaridad. Es la forma más frecuente de expresar la concentración de las disoluciones en química. Indica el número de moles de soluto disueltos por cada litro de disolución; se representa por la letra M.

c) Molalidad. Indica el número de moles de soluto disuelto en cada kilogramo de disolvente:


d) Normalidad: número de equivalentes de soluto que hay en cada litro de disolución

Normalidad (N) = nºequiv/ Volumen (l)nº equiv= m/PequvPequiv= M/n , n en el caso de ácidos y bases es el nº de H y de OH respectivamente

e) Fracción molar: relación que hay entre los moles de soluto y los moles de disolución= ns/ (ns + nd)


8.- REACCIONES QUIMICASUna ecuación química es la representación abreviada

de una reacción química: básicamente se escribe a la izquierda las fórmulas de los reactivos y a la derecha, las de los productos separados por una flecha

Para que se cumpla la ley de conservación de masa es imprescindible que la ecuación esté ajustada para que haya el mismo número de átomos de cada elemento a ambos lados. Se utilizan para ello coeficientes que pueden ser enteros o fraccionarios

En determinados caso hay que especificar el estado físico

Si en la reacción interviene iones se tiene que cumplir la ley de conservación de la carga: La suma algebraica de las cargas negativas y positivas debe ser la misma


La reacciones pueden ser:•síntesis: dos o más sustancias reaccionan para dar otra más compleja

•Descomposición: una sustancia se descompone formando dos o más simples

•Desplazamiento o sustitución: Uno de los elementos de un compuesto es sustituido por otro

•Intercambio: equivalen a una doble descomposición Una reacción química nos da información no solo cualitativa sino cuantitativa , al dar la relación de moles en los que se combinan los reactivos y la relación entre los productos


Algunos casos particulares son:Reactivo limitante: A veces nos dan cantidades de dos reactivos que no guardan relación estequiométrica. Hay que determinar cual de ellos está en exceso y cual reacciona por completo ( reactivo limitante)

Reacción común de una mezcla: cuando una mezcla de dos sustancias reacciona con un mismo reactivo, cada sustancia verifica su reacción independientemente

Pureza de los reactivos: Sólo la parte pura intervendrá en la reacción

Empleo de disoluciones: sólo reacciona el soluto


REACTIVO LIMITANTEEjemplo: Una mezcla de 100,0 g disulfuro de carbono y

200,0 g de cloro (gas) se pasa a través de un tubo de reacción caliente produciéndose la reacción:

CS2 + 3 Cl2 CCl4 + S2Cl2

Calcular la cantidad de S2Cl2 que se obtendrá.

Como dan cantidades para ambos reactivos, vemos si están en cantidades estequiométricas (justas):

2100,0 g CS 2

2

1mol CS

76,2 g CS21,31mol CS 2200,0 g Cl 2

2

1mol Cl

71,0 g Cl22,82 moles Cl

1 mol de CS2 reacciona con 3 moles de Cl2

1,31 mol CS2 con 3,93 moles de Cl2

Reactivo en exceso (no reacciona todo): CS2 . Reactivo limitante (reacciona todo) : Cl2

REACTIVOS IMPUROSHay que averiguar la cantidad de reactivo puro

que va a reaccionar.Las impurezas no intervienen en dicha reacción

Ejemplo.-Al calentar el óxido de mercurio (II) se descompone en oxígeno (gas) y mercurio metálico. Calcular la cantidad de mercurio metálico que podremos obtener al descomponer 20,5 g de un óxido del 80 % de pureza

2 HgO 2 Hg + O2

20,5 g de óxido80 g de HgO

100 g de óxido

1 mol HgO

216,8 g HgO

2 mol Hg

2 mol HgO

216,6 g Hg

1 mol Hg15,2 g Hg

Parte de la muestra no es HgO. Por eso hablamos de “óxido” cuando nos referimos a la muestra impura

Factor que convierte los gramos de muestra en gramos de Hg O

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