Tema 1 Leyes Fundamentales, La Materia y Sus Propiedades PDF

TEMA 1: IDENTIFICACIÓN DE SUSTANCIAS 1. LEYES FUNDAMENTALES DE LA QUÍMICA 1.1. LEYES PONDERALES 1.2. TEORÍA ATÓMICA DE DALTON 1.3. LEYES VOLUMÉTRICAS 2. LA MEDIDA DE LA CANTIDAD DE SUSTANCIA 3. LA FÓRMULA DE UN COMPUESTO 3.1. COMPOSICIÓN CENTESIMAL 3.2. OBTENCIÓN DE LA FÓRMULA DE...

TEMA 1: IDENTIFICACIÓN DE SUSTANCIAS 1. LEYES FUNDAMENTALES DE LA QUÍMICA 1.1. LEYES PONDERALES 1.2. TEORÍA ATÓMICA DE DALTON 1.3. LEYES VOLUMÉTRICAS 2. LA MEDIDA DE LA CANTIDAD DE SUSTANCIA 3. LA FÓRMULA DE UN COMPUESTO 3.1. COMPOSICIÓN CENTESIMAL 3.2. OBTENCIÓN DE LA FÓRMULA DE UN COMPUESTO 4. ESPECTROMETRÍA DE MASAS 1. LEYES FUNDAMENTALES DE LA QUÍMICA 1.1. LEYES PONDERALES Las leyes ponderales son las leyes generales que rigen las combinaciones químicas. Se basan en la experimentación y miden cuantitativamente la cantidad de materia que interviene en las reacciones químicas. 1.1.1 Ley de conservación de la masa de Lavoisier Antoine Laurent Lavoisier observó que al calentar en un recipiente cerrado un metal con cierta cantidad de aire, si el recipiente se pesa antes y después de calentar se observa que la masa es la misma, aunque después de calentar sobre el metal aparecía una capa de óxido. Según esto enunció en 1774 la primera ley de la Química: “Un cambio, ya sea físico o químico, no provoca la creación o destrucción de materia, sino únicamente un reordenamiento de las partículas constituyentes” En una reacción química que ocurra en un sistema cerrado, la masa total de las sustancias existentes se conserva. O lo que es lo mismo, en una reacción química la masa de los reactivos (sustancias de partida) es la misma masa que la de los productos (sustancias 1 finales). 2 1.1.2 Ley de las proporciones definidas o de Proust “Cuando varios elementos se combinan para formar un compuesto determinado, siempre lo hacen en proporción fija, con independencia de su estado físico y forma de obtención”. Resolver este ejercicio: El bromo y el potasio se combinan para dar bromuro de potasio (KBr), en una proporción de 79’9 g de Br y 39’1 g de K. ¿Cuál es la cantidad de potasio que se requerirá para combinarse con 25 g de Br? Solución= 12’23g de potasio 1.1.3 Ley de las proporciones múltiples de Dalton “Cuando al unirse dos elementos pueden formar más de un compuesto, las cantidades de un elemento que se unen con una cantidad fija de otro elemento, para formar en cada caso un compuesto diferente, están en una relación de números sencillos”. Ejemplo para la combinación del azufre y el oxígeno: 32 g de S + 16 g de oxígeno = 48 g de SO 32 g de S + 32 g de oxígeno = 64 g de SO2 32 g de S + 48 g de oxígeno = 80 g de SO3 Para el OXÍGENO se cumple: Proporción entre el segundo y el primer compuesto es: 32 g de O / 16 g de O = 2 Proporción entre el tercer y el primer compuesto es: 48 g de O / 16 g de O = 3 Proporción entre el tercer y el segundo compuesto es: 48 g de O / 32 g de O = 2/3 Como puede observarse guardan relación de números enteros y sencillos 1.2. TEORÍA ATÓMICA DE DALTON 1.2.1 Dalton justifica las leyes ponderales Dalton comprendió las consecuencias que se derivaban de la ley de las proporciones definidas, la materia está formada por átomos. También la ley de las proporciones múltiples entra en las ideas atomistas, teniendo en cuenta la proporción en la que se unen los átomos. 3 1.2.2 Enunciado de la teoría atómica 1. Los elementos están formados por partículas materiales indivisibles denominadas átomos. 2. Los átomos de un mismo elemento tienen la misma masa y las mismas propiedades. 3. Los átomos de distintos elementos tienen diferente masa y propiedades. 4. Los compuestos están formados por la unión de átomos en una relación de números enteros y sencillos. 5. Los átomos no se crean ni se destruyen en una reacción química, sólo se redistribuyen 1.2.3 Limitaciones a la teoría atómica. Las limitaciones de esta teoría en cada punto son: 1. Es incorrecta porque posteriormente se descubrió que el átomo está formado por partículas aún más pequeñas denominadas protones, electrones y neutrones, por tanto sí es divisible. 2. Es incorrecta porque se demuestra la existencia de átomos del mismo elemento con diferente masa, se denominan isótopos. Estos son elementos en los que el número de protones es igual pero cambia el número de neutrones. 3. Correcta. 4. Es incorrecta, en la actualidad se han encontrado algunos óxidos de hierro en los que la relación en la que se combinan los elementos para formar el compuesto no es de números enteros y sencillos. 5. Correcta 1.3. LEYES VOLUMÉTRICAS 1.3.1 Ley de Gay-Lussac o de los volúmenes de combinación Gay-Lussac observó que al reaccionar, en iguales condiciones de presión y temperatura, un volumen de nitrógeno y otro de oxígeno para formar lo que hoy conocemos como óxido de nitrógeno (II), NO, se formaban dos volúmenes de esta sustancia, en lugar de obtener uno solo como cabría esperar de la hipótesis de Dalton. 4  “La relación que existe entre los volúmenes de los gases que se forman o consumen en una reacción química es una relación de números enteros y sencillos”. En los siguientes ejemplos de reacciones entre gases podemos comprobar lo anterior: 2 vol. de hidrógeno + 1 vol. de oxígeno → 2 vol. de agua 1 vol. de hidrógeno + 1 vol. de cloro → 2 vol. de cloruro de hidrógeno 1.3.2 La hipótesis de Avogadro Las experiencias de Gay-Lussac permitieron a Avogadro postular una nueva ley, que se conoce con el nombre de hipótesis de Avogadro: “Volúmenes iguales de gases diferentes, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas”. Además, Avogadro estableció que las partículas fundamentales del nitrógeno, oxígeno, y otros gases no son átomos sino, agrupaciones de varios átomos del elemento. Estas agrupaciones las llamó moléculas. 1 molécula de oxígeno + 1 molécula de nitrógeno → 2 moléculas de monóxido de nitrógeno O2 + N2 → 2 NO La combinación de la teoría atómica de Dalton, la ley de Gay-Lussac y la hipótesis de Avogadro constituye la teoría atómico-molecular. 2. LA MEDIDA DE LA CANTIDAD DE SUSTANCIA Repaso de algunos conceptos:  El átomo es una estructura formada por un núcleo, donde se encuentran los protones y los neutrones, y por una corteza, en la que están los electrones. A Los átomos se representan de la siguiente forma: Z X Número atómico Z: Indica el número de protones de un átomo, es fijo para los átomos de un mismo elemento. Si el átomo es neutro coincide con el número de electrones del átomo. Número másico A: Es la suma de los protones y los neutrones de un átomo. 5 Z = nº de protones A = nº de protones + nº de neutrones  Los isótopos son átomos de un mismo elemento que sólo se diferencian en el número de neutrones que tiene el núcleo. Ejemplo: 168O 17 O8188O.  La masa molar se representa mediante el símbolo M y se expresa en g/mol. Cuando la masa molar se expresa en gramos, su valor numérico coincide con la masa atómica relativa o con la masa molecular relativa.  La masa atómica relativa de un elemento químico es la masa de sus átomos con relación a la doceava parte de la masa del átomo de carbono-12 (se tomó como base para medir las masa atómicas). La IUPAC definió la unidad de masa atómica (u) como una cantidad de materia igual a la doceava parte de un átomo del isótopo de carbono-12.  La masa molecular relativa de un compuesto se obtiene sumando la masa atómica relativa de cada uno de sus elementos.  El mol es la cantidad de sustancia que contiene 6’022·1023 entidades de dicha sustancia. 6’022·1023 se conoce con el nombre de número de Avogadro y es un factor de conversión entre el UMA y el gramo. La relación que existe entre cantidad de sustancia, masa y masa molar es la siguiente: m (g) n (mol) = M (g/mol)  La masa equivalente de un elemento o compuesto es la masa del mismo, medida en (u) que se combina con 1.088 (u) de hidrógeno o con 8 (u) de oxígeno. Masa atómica o molecular masa equivalente = n n es un número que dependerá del tipo de reacción que se trate. Si es una reacción ácido-base será el número de H+ o OH- puestos en juego y en una reacción redox será el número de electrones transferidos.  El equivalente-gramo de un elemento o compuesto, es el número de gramos de ese elemento o compuesto que coincide con el número que expresa su masa equivalente. Se calcula: 6  Nº de gramos nº equivalentes- gramo = masa equivalente Masa equivalente y equivalente-gramo no serán objeto de estudio este año. 7 3. LA FÓRMULA DE UN COMPUESTO Todas las sustancias químicas se representan mediante una fórmula que indica su composición, es decir, los elementos que la forman y la proporción en que se combinan sus átomos. Existen varios tipos de fórmulas:  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.  La fórmula molecular expresa la relación existente entre los números de los diferentes átomos que forman parte de la molécula real del compuesto. 3.1 Composición centesimal La composición centesimal indica el porcentaje de masa de cada elemento que forma parte de un compuesto. Para ello es necesario establecer la relación entre la cantidad de elemento existente en 1 mol de compuesto y la cantidad que de ese mismo elemento hay en 100 g de compuesto. Ejemplo: Determinar la composición centesimal del Ca(NO3)2 1. Se calcula la masa molar: masa de 1 mol de Ca(NO3)2 = 164 g 2. Se determinan los gramos de cada elemento en 100 g de compuesto: 40 g de Ca 100 = 24’39 % de Ca 164 g de Ca(NO3)2 2 · 14 g de N 100 = 17’07 % de N 164 g de Ca(NO3)2 6 · 16 g de O 100 = 58’54 % de O 164 g de Ca(NO3)2 8 3.2. Obtención de la fórmula de un compuesto Se trata de averiguar la fórmula de un compuesto si se conoce su composición centesimal o la proporción en masa en que se combinan los átomos de los elementos que lo forman. Pasos: 1. Calcular la cantidad de moles que tengamos de cada elemento 2. Dividir todas las cantidades de moles por la cantidad menor, obtendremos números enteros, si no es así multiplicar por algún número hasta obtenerlos. 3. Hemos calculado la cantidad de átomos que tendremos de cada elemento, es decir, la fórmula empírica. 4. La fórmula molecular de un compuesto puede ser igual a su fórmula empírica o a un múltiplo de ella. Fórmula molecular = (Fórmula empírica)⸳n n = masa molecular / masa fórmula empírica. Si n=1, la fórmula empírica y molecular coinciden. Ver el ejemplo resuelto del libro: 9 4. ESPECTROMETRÍA DE MASAS En ocasiones hay que analizar muestras de las que ni siquiera conocemos qué elementos químicos las forman. La espectrometría de masas hace llegar energía a una muestra con el fin de romper sus enlaces o arrancarle electrones, de manera que se forman iones cargados. Luego, haciendo uso de fuerzas eléctricas y magnéticas, determina la relación masa/carga de los iones formados y su abundancia relativa. Ejemplo: Espectro de masas de los isótopos del silicio. La altura de cada pico es proporcional a la abundancia de cada isótopo. Figura 1.19 1 0  LOS GASES 1. LEYES DE LOS GASES 1.1 LEY DE BOYLE-MARIOTTE 1.2 LEY DE GAY-LUSSAC 1.3 LEY DE CHARLES 1.4 ECUACIÓN IDEAL DE LOS GASES IDEALES 2. ECUACIÓN DE ESTADO DE LOS GASES IDEALES 3. MEZCLA DE GASES 1. LEYES DE LOS GASES Vamos a repasar brevemente las leyes de los gases ideales estudiadas en cursos anteriores. 1.1 LEY DE BOYLE-MARIOTTE Cuando un gas experimenta transformaciones a temperatura constante, el producto de la presión ejercida por el volumen que ocupa permanece constante p ∙ V = cte Al aumentar el volumen disminuye la presión y viceversa (son magnitudes inversamente proporcionales). Si se representa P frente a V, la gráfica es una hipérbola. p∙V =K 1  1.2 LEY DE GAY-LUSSAC Cuando un gas experimenta transformaciones a volumen constante el cociente de la presión que ejerce y su temperatura absoluta (expresada en Kelvin) permanece constante. p = cte. T La presión que ejerce el gas es directamente proporcional a su temperatura. La pendiente depende del volumen: 1.3 LEY DE CHARLES Cuando un gas experimenta una transformación a presión constante, el cociente entre el volumen que ocupa y su temperatura absoluta permanece constante. V = cte T Al aumentar la temperatura, aumenta el volumen y al disminuir la temperatura también disminuye el volumen, son magnitudes directamente proporcionales. La pendiente depende de la presión. 1.4. ECUACIÓN GENERAL DE LOS GASES IDEALES Con frecuencia, cuando un gas experimenta una transformación cambian las tres magnitudes que lo caracterizan (P, V, T). Combinando las tres leyes anteriores obtenemos: p∙V = cte T 2 2. ECUACIÓN DE ESTADO DE LOS GASES IDEALES Se puede comprobar que si introducimos 1 mol de un gas ideal cualquiera en un recipiente, la constante, denominada R vale R = 0’082 atm L /K mol Si introducimos n moles, la expresión se convierte en: p∙V =n∙R T p⸳V = n⸳R⸳T Ésta es la ecuación de los gases ideales que son aquellos que responden al modelo establecido por la teoría cinética de los gases que se estudia en cursos anteriores. A presión baja los gases se comportan como gases ideales) A una temperatura de 273K (0º C) y 1 atm de presión, 1 mol de cualquier gas ideal ocupa 22’4 L. A este volumen se le llama volumen molar del gas. Densidad de un gas ideal: Se calcula a partir de la ecuación de estado de los gases ideales m p⸳V = n⸳R⸳T = ∙R∙T M m R∙T R∙T p= ∙ = d∙ V M M Despejando la densidad (d): M∙p d= R∙T 3. MEZCLA DE GASES En muchas ocasiones se hacen estudios experimentales en los que interviene una mezcla de gases. Por ejemplo, en el estudio de la contaminación del aire, compuesto por distintos gases. Sabemos que, de acuerdo con la teoría cinética, la presión que ejerce un gas se debe al choque de sus partículas con las paredes del recipiente. Así pues, a igualdad en el resto de las condiciones (volumen o temperatura), la presión ejercida será directamente proporcional al número de partículas, con independencia de que sean de un gas o de varios gases. 3  Ley de Dalton de las presiones parciales: “La presión total ejercida por una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales que ejerce cada gas, siempre que no exista interacción entre ellos”. pT = p1 + p2 + p3+….. La presión parcial se define como la presión que ejercería un gas si fuese el único que ocupase el recipiente. La presión parcial de un componente de una mezcla de gases es igual a la presión total multiplicada por su fracción molar (X1). La fracción molar de un gas es: n1 X1 = nT La presión parcial de un gas de la mezcla es: p1 = pT ⸳X1 Composición volumétrica de una mezcla de gases: Supongamos que tenemos varios gases, todos a la misma presión y temperatura. Si los juntamos, de manera que la mezcla se encuentre a la misma presión y temperatura que cada uno de ellos, tendremos: n1 V1 X1 = = nT VT Para una mezcla de gases, la composición en volumen es la misma que en número de partículas. El porcentaje en volumen de un componente será: n1 % en Volumen = ⸳100 nT No es lo mismo porcentaje en volumen que porcentaje en masa. Recordad: Masa del gas 1 % en Masa = ⸳ 100 Masa total 4  LAS DISOLUCIONES 1. LAS DISOLUCIONES 2. LA CONCENTRACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN 3. SOLUBILIDAD 4. PROPIEDADES COLIGATIVAS 1. LAS DISOLUCIONES Una disolución es una mezcla homogénea, uniforme y estable, formada por dos o más sustancias puras en proporción variable. El componente que se halla en mayor proporción en una disolución se denomina disolvente y el que aparece en menor proporción es el soluto. Los solutos pueden ser iones o moléculas y frecuentemente se encuentran en menor proporción que el disolvente. En cursos anteriores se estudia esta clasificación de las disoluciones: 2. LA CONCENTRACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN Es la proporción en la que se encuentran el soluto y el disolvente de una disolución. Es una propiedad intensiva (no depende de la cantidad de materia), por tanto, cualquier porción de la disolución que tomemos tendrá la misma concentración. 1 2.1. FORMAS DE EXPRESAR LA CONCENTRACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN Las fórmulas permiten entender cada forma de expresar la concentración de una disolución, los problemas se resolverán utilizando factores de conversión. -Porcentaje en masa de soluto: gramos de soluto % masa = 100 gramos de disolución - Porcentaje en volumen de soluto: volumen de soluto % volumen = 100 volumen de disolución - Concentración en masa (g/L): gramos de soluto (g) g/L = Litros de disolución (L) - Molaridad (M): n (moles de soluto) M (mol/L) = Litros de disolución (L) - Molalidad (m): En desuso n (moles de soluto) m (mol/kg) = Masa de disolvente (en kg) 2 - Fracciones molares del soluto y del disolvente (Xs y Xd): indican los moles de cada uno de los componentes de la disolución en relación con los moles totales (suma de los moles de todos los componentes) moles de soluto ns Xs = = moles de soluto + moles disolvente ns + nd moles de disolvente nd Xd = = moles de soluto + moles disolvente ns + nd Se comprueba fácilmente que Xs + Xd = 1 2.2. DENSIDAD DE UNA DISOLUCIÓN Representa la relación entre la masa total de la disolución y el volumen total de la disolución. Es importante no confundir densidad de la disolución con concentración de la disolución. masa de soluto + masa de disolvente d = Volumen de disolución La densidad se puede medir tanto en las sustancias puras como en las disoluciones. 2.3. CAMBIO EN LAS UNIDADES DE LA CONCENTRACIÓN Si conocemos la concentración de la disolución en cualquier unidad y su densidad, podemos conocer la concentración en cualquier otra unidad. Se verá de forma práctica en los problemas utilizando factores de conversión. 3 3. SOLUBILIDAD Como recordarás de otros años, dependiendo de la proporción en la que se encuentren el soluto o solutos y el disolvente, las disoluciones pueden ser: Disolución diluida: Hay poco soluto en relación con el disolvente Disolución concentrada: Hay mucho soluto en relación con el disolvente. Disolución saturada: La disolución ya no admite más cantidad de soluto.  La solubilidad es la concentración de la disolución saturada. 3.1. LA SOLUBILIDAD DE LOS SÓLIDOS Y LA TEMPERATURA Normalmente, la solubilidad de un sólido aumenta con la temperatura. Se suele expresar en gramos de sólido/100mL(100g) de agua o en g de sólido/L de agua 3.2. LA SOLUBILIDAD DE LOS GASES Y LA TEMPERATURA La solubilidad de los gases en un líquido generalmente disminuye con la temperatura. Por ejemplo, al aumentar la temperatura de un río disminuye la cantidad de oxígeno disuelto. Observad la siguiente gráfica: 4 3.3. LA SOLUBILIDAD DE LOS GASES Y LA PRESIÓN La solubilidad de los gases en un líquido aumenta con la presión. 4. PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS DISOLUCIONES Son las propiedades de una disolución que dependen sólo de la concentración del soluto disuelto y no de la naturaleza de éste. 5