Átomo: es la menor porción de materia capaz de combinarse

LEYES Y CONCEPTOS FUNDAMENTALES.
MOL
En Química la unidad del SI utilizada para referirse a cantidades de átomos,
moléculas y iones es el MOL ( n )
“Un mol es la cantidad de materia que contiene tantas entidades
elementales como átomos hay en 12g de carbono 12”.
Nota: “entidades elementales deben ser especificadas y pueden ser átomos,
moléculas, iones u otras partículas especificadas”.
La cantidad de entidades elementales encontradas es 6,022x10 23 y recibe el
nombre de Número de Avogadro (NA). Así 1 Mol de partículas contiene el N°
de Avogadro de esas partículas.
* Nota : Los subíndices en las fórmulas indican el número de átomos de ese
elemento presentes en cada molécula de la sustancia, mientras que cuando
hablamos del mol de sustancia los subíndices representan el número de moles.
Ejemplos:
1 mol de átomos de 12C contiene 6,02x1023 átomos de 12C
1mol de moléculas de H2O contiene 6,02x1023 moléculas H2O
2mol de iones ClContiene 2.( 6,02x1023 ) de iones cloruro
Ejemplo:
¿ Cuántos átomos de Nitrógeno Hay en 0,35 moles de moléculas de urea,
(NH2)2CO?.
Como 1mol de (NH2)2CO-------------- 6,02x1023 moléculas
0,35 moles de (NH2)2CO ------------- x
x= 2,1x1023 moléc.
1 moléc. de (NH2)2CO---------------- 2 átomos de N
2,1x1023 moléc.-------------------------
x
→ X = 4,2x1023 átomos de N
Leyes ponderales
Ley de Conservación de la Masa: Ley de Lavoisier (XVIII)
Para una reacción química, la masa de los productos debe ser igual a la de los
reactivos.
A+B⇔C
ejemplo:
Hidrógeno + Oxígeno = agua
2 g + 16 g = 18 g
Ley de las proporciones definidas: Ley de Proust (1754-1826)
Muestras diferentes de un mismo compuesto siempre contienen a los
elementos constituyentes en las mismas proporciones en masa.
Ejemplo:
Se analizan dos muestras y se obtiene los siguientes resultados
Muestra A: a partir de 39,78 g de sustancia se obtienen 6,8 g de O y 31,78 g de
Cu
Muestra B: a partir de 10 g de sustancia se obtienen 2.01 g de O y 7.99g de
Cu. Indicar si las muestras corresponden a un mismo compuesto.
Solución: calculamos la relación en la que se combinan cobre y oxigeno en
cada muestra.
En la muestra A,
K1= mCu = 31,78 g = 3,97
mO
6, 8 g
En la muestra B
K2 = mCu = 7.99 g = 3.97
mO
2.01 g
Se trata del mismo compuesto.
NOTA: Se llega a la misma conclusión si hacemos la relación oxígeno / cobre
en lugar de cobre/oxígeno
Ley de las proporciones múltiples: Ley de Dalton (1766-1844)
Si dos elementos se pueden combinar para formar más de un compuesto, las
masas de un elemento que se combinan con la masa fija de otro elemento se
encuentran en relaciones de números enteros sencillos. Por ejemplo, el
carbono forma dos compuestos estables con el oxígeno, a saber, CO
(monóxido de carbono) y CO2 (dióxido de carbono).
Primer compuesto (CO)
La masa del oxígeno que se combina con 12 g de C es de 16 g, de modo que
la relación es
masa de C = 12 g = 0, 75 =K1
masa de O
16 g
Segundo compuesto (CO2)
La masa de oxígeno que se combina con 12 g de C es de 32 g, por lo cual la
relación es
masa de C = 12 g = 0, 375= K2
masa de O
32g
Ahora, dividimos K1 entre K2 = 2
Composición Centesimal
Es la composición porcentual en masa de los elementos que forman un
compuesto.
Nos permite conocer la cantidad de una elemento presente en una masa de
compuesto y también hallar su fórmula.
Determinación de la Fórmula empírica y molecular de un compuesto
La fórmula empírica expresa la relación más simple del número de átomos en
una molécula o los iones en la fórmula unidad.
La fórmula molecular de un compuesto es la que expresa el número real de
átomos presentes en una molécula.
Hay casos en los que la fórmula empírica y molecular pero hay multitud de
compuestos cuya fórmula empírica es la misma pero difieren en la molecular.
Por ejemplo, C2H4 y C8H16 tienen en común la fórmula empírica CH2 que significa
que hay 2 átomos de hidrógeno por 1 de carbono
Ejemplo : Un compuesto orgánico tiene la siguiente composición centesimal: C
(12,78%), H (2,13%) y Br (85,09%). Sabiendo que su masa molecular es
187,7, halla su fórmula empírica y molecular.
1º. Calcular los moles de cada uno
n (C)= 12,78/ 12= 1,065 moles de carbono
n(H) =
2,13/1 = 2,13 moles de hidrógeno
n (Br) = 85,09 / 79,9 = 1,065 moles de bromo
2º. Calcular la proporción en moles en números enteros (dividiendo entre el
mas pequeño de ellos para que ese mismo sea = 1)
C : 1,065 /1,065 = 1
H : 2,13/ 1,065=
2
→
Br: 1,065 / 1,065 = 1
(CH2Br)n
fórmula empírica
Nos dice que en nuestro compuesto hay 1 átomo de C por cada 2 de H y
por cada 1 de Br. Lo mismo es aplicable a los moles constituyentes de 1 mol de
compuesto( 1 de C, 2 de H y 1 de Br)
Al colocar la n delante de la fórmula empírica me indica que existe posibilidad
de que hayan más compuestos que coincidan en ella. Para poder
diferenciarlos, hay que conocer n (un factor multiplicador). Por tanto, la fórmula
molecular es un múltiplo entero de la empírica.
*nota: es posible que en el paso 2 nos salgan números decimales. En ese
caso, y dado que un compuesto solo puede tener átomos completos,
multiplicaremos los resultados por un factor que convierta al decimal en entero
3º. Necesito calcular el valor de “n” para saber su fórmula molecular y para ello
preciso de la masa molecular del compuesto, en nuestro caso, 187,7
Mm = ( Mcarbono + M hidrógeno + Mbromo )x n
Mm = ( 12 + 2 + 79,9 )x n = 187,7
→ n = 187,7/ 93,9 =2
Por lo cual su fórmula molecular es: (CH2Br)2 o, lo que es lo mismo,
C2H4Br2
LEYES VOLUMÉTRICAS.
Los gases se caracteriza por experimentar grandes cambios en su volumen en respuesta los
cambios de presión y temperatura y por mezclarse perfectamente entre ellos.
Las magnitudes que nos permiten estudiar el comportamiento de un gas son presión,
temperatura y volumen. Las relaciones entre ellas vienen recogidas en las siguientes leyes,
obtenidas experimentalmente en los siglos XVII – XIX
Boyle-Mariotte: a temperatura constante, el volumen ocupado por un gas es inversamente
proporcional a la presión que soporta
P1 · V1 = P2 · V2 = cte
Charles - Gay-lussac: a presión constante, el volumen ocupado por un gas es directamente
proporcional a la temperatura absoluta a la que se encuentra.
V1
V2
------ = -----T1
T2
Si relacionamos las tres magnitudes simultáneamente,para una misma masa de gas,
obtenemos:
Esta ultima expresion es conocida como “ecuación general de los gases”.
Las leyes de Boyle-Mariotte , de Charles y de Gay-Lussac sobre el
comportamiento de los gases, aunque son aplicables dentro de una buena
aproximación a los gases existentes en la naturaleza, son más imprecisas
cuanto mayor es la densidad, la presión o la temperatura del gas. Por ello los
gases que cumplen con exactitud dichas leyes físicas se denominan gases
perfectos o ideales.
Ecuación de estado de los gases ideales
Es posible establecer una única ecuación que nos permita relacionar P;V y T,
para n moles de un gas.:
P. V = n R T
Donde R es la llamada constante de los gases y vale 0,082 atm L
K mol
( también puede expresarse como R= 8,32J/molK)
Ley de los volúmenes de combinación (Gay-Lussac)
(a P y T constante):
Cuando dos elementos gaseosos se combinan para formar un compuesto gaseoso,
los volúmenes de gases que reaccionan y que se producen están en una relación
de números enteros sencillos.
1 litro de cloro se combina con 1 litro de hidrógeno para formar 2 litros de gas cloruro
de hidrógeno.
.
• 1 litro de nitrógeno se combina con 3 litros de hidrógeno para formar 2 litros de gas
amoniaco.
Ley de Avogadro (1881): “En condiciones iguales de presión y temperatura,
volúmenes iguales de gases diferentes tienen el mismo número de moléculas”.
Volumen molar : si tenemos en cuenta el volumen que ocupa 1 mol de cualquier gas en las
mismas condiciones es el mismo;
1 mol de cualquier gas en C.N. ocupa un volumen de 22,4 l.
*Condiciones
normales (CN) son 1 atm y 273 K.
MEZCLA DE GASES
Fracción molar.
La composición química se puede dar como fracción molar.( X) : moles del gas
divididos por moles totales de la mezcla
(También podemos expresarla como %)
La suma de las fracciones molares de cada componente de la mezcla ha de
resultar 1.( o 100)
Como en los gases ideales el volumen es proporcional al nº de moles, la
fracción molar nos da la composición volumétrica de la mezcla (en iguales
condiciones de Py T)
Presión parcial es la contribución de cada componente a la presión total de una
mezcla. Se mide como la presión que ejercería cada componente de una
mezcla por separado ocupando el volumen de todo el recipiente.
Ley de Dalton de las presiones parciales: La suma de las presiones parciales
de cada componente nos dará la presión total de la mezcla.
Aplicando la ecuación del gas ideal a cada componente, la presión parcial de
cada gas en la mezcla (Pi) se puede calcular como:
Pi Vt = ni RT (1)
Análogamente, la presión total de la mezcla podremos también calcularla
como:
Pt Vt = nt R T (2)
Dividiendo las ecuaciones [1] y [2], obtenemos la siguiente expresión
P i = x iP t
Pi = presión parcial del gas ; ni= moles del gas ; nt = moles totales
Pt= presión total de la mezcla ; Xi = fracción molar
Para resolver un problema de mezcla de gases, podremos utilizar la ecuación
de los gases aplicada a cada gas y a la totalidad, o bien la última expresión