Diapositiva 1

Conceptos básicos de
Química
David Núñez Carmona 2008.
Animaciones :
•
ÍNDICE
Las leyes fundamentales de la Química
1.
Leyes ponderales
1.
1.
2.
3.
4.
Ley de conservación de la masa
Ley de las proporciones definidas
Ley de las proporciones múltiples
Ley de las proporciones recíprocas
Teoría atómica de Dalton
Leyes volumétricas
2.
3.
1.
2.
Ley de los volúmenes de combinación
Ley de Avogadro
2. Medidas de la masa
1. Símbolos y fórmulas
2. Masas atómicas y moleculares
3. Composición centesimal o porcentual
4. Átomo-gramo y molécula gramo
5. Número de Avogadro. Concepto de mol
6. Volumen molar
3. Leyes de los gases
1. Ley de Boyle
2. Ley de Charles-Gay-Lussac
3. Ecuación de estado de los gases
4. Ley de Dalton de las presiones parciales
4. Disoluciones
1. Solubilidad y concentración
2. Modos de expresar la concentración
1.
2.
3.
4.
5.
6.
Molaridad
Normalidad
Molalidad
Fracción molar
Porcentaje en peso
Porcentaje masa-volumen
5. Estequiometría de las reacciones químicas
1. Ecuaciones químicas. Ajuste
1.
Tipos generales de reacciones químicas
2.
1.
2.
3.
4.
3.
Ajuste de una ecuación química
Síntesis o combinación
Descomposición
Desplazamiento o sustitución
Doble descomposición o intercambio
Cálculos basados en las ecuaciones químicas
1. LEYES PONDERALES
 El estudio de las reacciones químicas lleva al
establecimiento de una serie de leyes comprobadas
experimentalmente y de carácter cuantitativo, que
fueron la base de la teoría atómica de Dalton.
 Estas leyes, denominadas leyes ponderales de las
combinaciones químicas se refieren a los pesos (masas)
de las sustancias que entran en juego en las reacciones
y fueron la principal consecuencia de la aplicación de
la balanza al estudio de las transformaciones químicas.
1 Ley de conservación de la masa
 Fue enunciada por Antoine de Lavoisier en 1783.
 Empleando la balanza, muestra de un modo
indiscutible que toda combustión en el aire resulta de
una combinación con una parte del aire. La teoría del
flogisto recibe así un duro golpe.
 Repitiendo este tipo de experimentos muchas veces y
para toda clase de reacciones llegó a la siguiente ley:
 La masa de un sistema permanece invariable
cualquiera que sea la transformación que ocurra
dentro de él, es decir, en términos químicos, la
masa de las sustancias reaccionantes es igual a la
masa de los productos de la reacción.
2. Ley de las proporciones definidas
 También conocida como ley de la composición
constante, fue enunciada por Joseph Proust en 1799.
 Cuando dos o más elementos se combinan entre sí
para formar un compuesto lo hacen siempre en
una relación de pesos definida y constante.
 Esta ley también se puede enunciar de otra manera:
 Para cualquier muestra pura de un determinado
compuesto los elementos que lo conforman
mantienen una proporción fija en peso, es decir,
una proporción ponderal constante.
Azufre
6g
Plomo
20 g
Reacción completa
Composición:
86,5 % Pb
13,5 % S
Sulfuro de plomo (II)
23, 12 g
Azufre
2,88 g
3. Ley de las proporciones múltiples
 Fue enunciada por Dalton en 1804, tras investigar el
caso de los óxidos de nitrógeno, en el que dos
elementos se combinan para dar lugar no a uno, sino a
varios compuestos distintos:
 Cuando dos elementos se combinan para formar
más de un compuesto los pesos de uno de los
elementos que se combinan con un mismo peso
del otro están en una relación de números enteros
sencillos.
Óxido de
cobre (a)
Óxido de
cobre (b)
Oxígeno
Oxígeno
1,00 g
1,00 g
Cobre
Cobre
3,971 g
7,942 g
Relación de masas
3,971
7,942
1
2
4. Ley de las proporciones recíprocas o
equivalentes
 Fue formulada en 1791, por Jeremiah Richter.
 Los
pesos de elementos diferentes que se
combinan con un mismo peso de otro son los
pesos relativos de aquellos elementos cuando se
combinan entre sí, o múltiplos o submúltiplos de
ellos.
 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.
Óxido de plomo (II)
Anhídrido sulfuroso
Sulfuro de plomo (II)
Oxígeno
Plomo
16
207,2
Oxígeno
Azufre
16
32
Azufre
Plomo
32
207,2
TEORÍA ATÓMICA DE DALTON
 En 1805 Dalton enuncia su teoría atómica para explicar
las leyes ponderales de las reacciones químicas. Su
teoría puede resumirse en los siguientes puntos:
 Las sustancias están formadas por pequeñas partículas
de materia denominadas átomos.
 Los átomos son indivisibles y no se pueden crear ni
destruir.
 Los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y
propiedades y los de elementos diferentes, distintos.
 Dos o más átomos de sus correspondientes elementos
pueden combinarse en una relación constante y sencilla
para generar compuestos.
Justificación de las leyes ponderales
 Ley de conservación de la masa: Consecuencia de
que los átomos no se crean ni se destruyen, y que en
una reacción química los átomos de los reactivos
solamente cambian su estado de combinación unos
con otros para formar los productos, pero que su
número no varía.
 Ley de la composición definida: Una molécula está
constituida por un número definido de átomos, y ese
número de átomos será el mismo en cualquier otra
molécula del mismo compuesto.
 Ley de las proporciones múltiples: Un átomo de un
elemento puede combinarse con uno o varios átomos
de un segundo elemento para formar diferentes
compuestos. En éstos, las proporciones del segundo
elemento serán diferentes, pero guardarán entre sí una
relación sencilla:
 Ley de las proporciones recíprocas
LEYES VOLUMÉTRICAS
 Las anteriores leyes son ponderales, es decir, se
refieren a las masas de las sustancias que intervienen
en las reacciones químicas. Las siguientes, en cambio,
son volumétricas y sólo son validas para los gases.
1. Ley de los volúmenes de combinación
 Enunciada en 1808 por Louis Joseph Gay-Lussac,
basándose en observaciones experimentales.
 En cualquier reacción gaseosa, los volúmenes de
gases que reaccionan y los volúmenes de los
productos están en una relación de números
sencillos, siempre que estos volúmenes estén
medidos en las mismas condiciones de presión y
temperatura.
2 litros de hidrógeno + 1 litro de oxígeno 2 litros de vapor de agua
1 litro de nitrógeno + 3 litros de hidrógeno 2 litros de amoníaco
1 litro de cloro + 1 litro de hidrógeno 2 litros de cloruro de hidrógeno
2. Ley de Avogadro
 Amadeo Avogadro, en 1811, intenta explicar la ley de
Gay-Lussac sugiriendo la siguiente hipótesis:
 Los mismos volúmenes de gases distintos,
medidos bajo las mismas condiciones de presión y
temperatura, contienen el mismo número de
partículas.
 Esta ley puede expresarse también como sigue:
 Un determinado número de moléculas de
cualquier gas ocupa siempre el mismo volumen,
bajo las mismas condiciones de presión y
temperatura.
SÍMBOLOS
 Cada elemento se representa por un símbolo que
consiste en la primera letra mayúscula de su nombre
seguida, cuando es necesario, de una segunda letra
minúscula. Algunos símbolos derivan de sus nombres
en latín o griego.
 Los símbolos, además de abreviatura, representan un
átomo del elemento y, como veremos más adelante,
una cantidad definida del mismo: su peso atómico
expresado en cualquier unidad.
FÓRMULAS
 Cada compuesto se representa por una fórmula que
consiste en los símbolos de los elementos que
intervienen en el compuesto con unos subíndices que
indican, en el caso de las moléculas, el número de
átomos de cada elemento que hay en una molécula del
compuesto.
 Las fórmulas, además, representan una cantidad
definida del compuesto: el peso molecular expresado
en cualquier unidad.
Existen diversos tipos de fórmulas:
 Fórmula empírica: Es la fórmula química más
sencilla que puede escribirse para un compuesto, es
decir, tiene los subíndices enteros más pequeños
posibles.
 Por ejemplo: El metilfenidato HCI es un medicamento
cuya fórmula empírica es C14H19NO2
 También se utiliza para representar a sustancias que no
están compuestas por moléculas, como por ejemplo
SiO2 (cristal covalente) o el NaCl (cristal iónico)
 Fórmula molecular: La fórmula molecular es la
fórmula que expresa las proporciones correctas y el
número correcto de átomos que forman una molécula
de una sustancia dada.
 La fórmula empírica no necesariamente coincide con
la fórmula molecular. Si no coinciden, la fórmula
molecular es un múltiplo de la fórmula empírica y para
determinar la primera hay que tener la fórmula
empírica y el peso molecular.
 Por ejemplo, para el benceno, la fórmula molecular es
C6H6 , mientras que la fórmula empírica es CH .
 Fórmula estructural: Indica, además del número de
átomos de cada elemento que lo constituyen, la forma
en que enlazan entre sí. Son muy empleadas en
Química Orgánica por su utilidad para diferenciar
isómeros.
 En el caso del metilfenidato:
ESCALAS MASAS ATÓMICAS
Patrón Hidrógeno
Patrón Oxígeno
Escala Química
(Valor exacto 1)
(Valor exacto 16)
(Pesos atómicos)
IUPAC
Patrón
Isótopo de
Carbono
Patrón Isótopo Oxígeno
Escala Física
(Valor exacto 16)
(Masas atómicas)
Valor exacto
12
COMPOSICIÓN CENTESIMAL O PORCENTUAL
 Conociendo la fórmula de un compuesto y los pesos
atómicos de los elementos que lo forman puede
determinarse fácilmente la composición centesimal
del compuesto, entendiendo por ésta el porcentaje con
que cada elemento contribuye a la masa total.
 De igual manera se puede determinar la fórmula de un
compuesto conociendo por análisis su composición
(los elementos que lo forman) y los pesos atómicos de
los elementos. Así se obtiene la fórmula empírica que
nos dará la relación numérica más simple entre los
átomos de la molécula.
ÁTOMO-GRAMO Y MOLÉCULA-GRAMO
 Debido a que los experimentos ordinarios utilizan
cantidades del orden del gramo, los químicos del siglo
XIX decidieron utilizar como patrón de masa el átomogramo y la molécula-gramo.
 Un átomo-gramo de un elemento es el número de
gramos de dicho elemento que es numéricamente
igual a su peso atómico.
 Una molécula-gramo de un compuesto es el número
de gramos de dicho compuesto que es numéricamente
igual a su peso molecular.
NÚMERO DE AVOGADRO. CONCEPTO DE MOL
 Tanto el átomo-gramo como la molécula-gramo
representan cantidades que contienen el mismo
número de átomos o moléculas, aunque en principio
no se supiera cual es esa cantidad.
 En la actualidad se conocen diversos métodos para
determinar esa cantidad, llamada número de Avogadro,
representada por N y cuyo valor es de 6,023·1023.
VOLUMEN MOLAR
 Considerando que un mol de cualquier sustancia tiene N
moléculas y teniendo en cuenta la hipótesis de Avogadro, se
puede decir que un mol de cualquier gas ocupará el mismo
volumen en iguales condiciones de presión y temperatura.
 Se ha podido comprobar experimentalmente que a la
presión de 1 atmósfera y a la temperatura de 0 ºC (presión y
temperatura normales, PTN o condiciones normales) un
mol de cualquier gas ocupa un volumen aproximado de
22,4 litros, lo que se denomina volumen molar.
 El volumen molar, cuando no se especifica otra cosa, se
refiere exclusivamente a gases ideales o gases perfectos.
LEY DE BOYLE
 Fue descubierta por Robert Boyle en 1662. Edme Mariotte
también llegó a la misma conclusión que Boyle, pero no
publicó sus trabajos hasta 1676.
 La ley de Boyle establece que la presión de un gas en un
recipiente cerrado es inversamente proporcional al
volumen del recipiente, cuando la temperatura es
constante.
 La expresión matemática de esta ley es: P·V = K (el
producto de la presión por el volumen es constante)
 Supongamos que tenemos un cierto volumen de gas V1 que
se encuentra a una presión P1 al comienzo del experimento.
Si variamos el volumen de gas hasta un nuevo valor V2,
entonces la presión cambiará a P2, y se cumplirá:
P1·V1 = P2·V2, que es otra manera de expresar la ley de Boyle.
LEY DE CHARLES
 En 1787, Jacques Charles estudió por primera vez la relación entre el
volumen y la temperatura de una muestra de gas a presión constante y
observó que cuando se aumentaba la temperatura el volumen del gas
también aumentaba y que al enfriar el volumen disminuía.
 A presión constante, el volumen es directamente proporcional a la
temperatura del gas:
V
cte. K
 Matemáticamente podemos expresarlo así:
T
(el cociente entre el volumen y la temperatura es constante)
 Supongamos que tenemos un cierto volumen de gas V1 que se
encuentra a una temperatura T1 al comienzo del experimento. Si
variamos el volumen de gas hasta un nuevo valor V2, entonces la
V1 V2
temperatura cambiará a T2, y se cumplirá:
que es otra manera de expresar la ley de Charles. T1 T2
Esta ley se descubre más de cien años después de la de Boyle debido a que cuando
Charles la enunció se encontró con el inconveniente de tener que relacionar el volumen
con la temperatura Celsius ya que aún no existía la escala absoluta de temperatura.
LEY DE GAY-LUSSAC
 Fue enunciada por Joseph Louis Gay-Lussac a principios de 1800 y
establece la relación entre la temperatura y la presión de un gas cuando
el volumen es constante.
 A volumen constante, la presión del gas es directamente proporcional a
su temperatura.
 Gay-Lussac descubrió que, en cualquier momento de este proceso, el
cociente entre la presión y la temperatura siempre tenía el mismo valor:
(el cociente entre la presión y la temperatura es constante) P cte. K
T
 Supongamos que tenemos un gas que se encuentra a una presión P1 y a
una temperatura T1 al comienzo del experimento. Si variamos la
temperatura hasta un nuevo valor T2, entonces la presión cambiará a P2,
y se cumplirá: P1 P2
T1
T2
que es otra manera de expresar la ley de Gay-Lussac.
 Esta ley, al igual que la de Charles, está expresada en función de la temperatura absoluta.
Al igual que en la ley de Charles, las temperaturas han de expresarse en Kelvin.
ECUACIÓN DE ESTADO DE LOS GASES IDEALES
LEY DE DALTON DE LAS PRESIONES PARCIALES
 Las leyes de los gases se aplican tanto a los gases
individuales como a mezclas de ellos. En el caso de una
mezcla de gases, se aplica la ley de Dalton:
 La presión total de una mezcla de gases es igual a
la suma de las presiones parciales de cada gas.
 También se puede enunciar de la siguiente forma:
 La presión parcial de un gas en una mezcla es
igual al producto de su fracción molar por la
presión total de todos los gases presentes.
 Así, para dos gases A y B:
PA V
 Sumamos:
PA V
( PA
nA R T
PB V
PB V
nA R T
PB ) V
(n A
nB R T
nB R T
nB ) R T
 Como PA + PB = PTOTAL y nA + nB = nTOTAL, entonces:
PT V
nT R T
 Definiendo la fracción molar de un gas como el
número de moles de dicho gas entre el número total de
moles, , y dividiendo expresiones tendremos que:
nA
nT
PA
V
RT
PT
V
RT
XA
PA
PT
PA
X A PT
DEFINICIÓN
 Una disolución (o solución) es una mezcla homogénea
de dos o más sustancias y cuya composición puede
variar. Esto la diferencia de un compuesto químico, en
el que la composición responde a una proporción fija y
determinada.
 Aunque existen diferentes tipos de disoluciones, en
este tema trataremos las más comunes: las
disoluciones de sólidos en líquidos.
 Normalmente los componentes de una disolución son
dos: el disolvente o medio dispersante (en este caso, el
líquido) y la sustancia a disolver o soluto (el sólido).
SOLUBILIDAD Y CONCENTRACIÓN
 Concentración de una disolución: Expresión que
relaciona la cantidad de soluto disuelto con la cantidad de
disolvente o de disolución. La concentración permite
clasificar las disoluciones en concentradas (si la
proporción de soluto es elevada) y diluidas (si dicha
proporción es pequeña).
 Solubilidad de un soluto en un disolvente: Cantidad
máxima de soluto que puede disolverse en un volumen
determinado de ese disolvente, o, lo que es lo mismo, a la
concentración de la disolución saturada. La solubilidad
depende de la temperatura y, salvo excepciones, aumenta
con ésta.
MODOS DE EXPRESAR LA CONCENTRACIÓN
Porcentaje
en masa
Porcentaje
masavolumen
Molaridad
Es el número de
moles de soluto
contenidos en
un litro de
disolución
Es el número de
gramos de
soluto
contenido en
100 g de
disolución
Es el número de
gramos de soluto
existentes en 100
cm3 de
disolución
Normalidad
Es el número
de equivalente
de soluto que
hay por cada
litro de
disolución
Molalidad
Es el número
de moles de
soluto
existentes en
una
disolución
por cada kg
de disolvente
Fracción
molar
Relaciona la
cantidad de
moles de un
componente
con la
cantidad total
REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS
 Una reacción química es un proceso mediante el cual unas sustancias
presentes inicialmente (reactivos) se transforman en una o varias
sustancias nuevas (productos) de propiedades, en general, distintas de
las de los reactivos. Ello implica rotura de enlaces y formación de
enlaces nuevos.
 Las reacciones químicas se representan de un modo abreviado
mediante ecuaciones químicas. En ellas figuran en el primer miembro
los símbolos o fórmulas de los reactivos y en el segundo miembro los
símbolos o fórmulas de los reactivos. Los dos miembros están
separados por el signo o por el signo =.Cuando queremos destacar el
carácter reversible de la reacción se utiliza el signo .
Fe + S FeS
Reactivos
producto
 Aunque muchas veces los productos de una reacción pueden predecirse
es mejor conocerlos mediante determinación experimental.
AJUSTE DE UNA ECUACIÓN QUÍMICA
 En las reacciones químicas ordinarias sólo tiene lugar
un reagrupamiento de los átomos, pero éstos ni se
crean ni se destruyen.
 Por tanto, el número total de átomos de cada elemento
que participa en la reacción debe conservarse igual en
los productos.
 Esto se consigue introduciendo los coeficiente
apropiados (coeficientes estequiométricos) delante de
cada fórmula de la ecuación química.
 A esto se le llama igualar o ajustar la ecuación.
TIPOS GENERALES DE REACCIONES QUÍMICAS
Síntesis o combinación
Descomposición
• Reacciones entre dos no
metales para dar un
compuesto covalente:
• N2 + 3 H2 2 NH3
• Reacciones entre un metal
y un no metal para dar una
sal:
• Fe + S FeS
• Reacciones entre un
elemento y el oxígeno para
dar óxidos:
• 2 Ca + O2 2 CaO
• S + O2  SO2
• Reacciones de óxidos con
agua para dar hidróxidos o
ácidos:
• CaO + H2O  Ca(OH)2
• SO2 + H2O  H2SO3
• Reacciones de óxidos
básicos y óxidos ácidos
para dar sales:
• CaO + SO2  CaSO3
• Descomposición de
carbonatos por
calentamiento:
• MgCO3  MgO + CO2
• Descomposición de
hidróxidos por
calentamiento:
• Ca(OH)2  CaO + H2O
• Descomposición de
cloratos por
calentamiento:
• 2 KClO3  2 KCl + 3 O2
• Descomposición de ácidos
por calentamiento en
óxidos no metálicos y
agua:
• H2SO3  H2O + SO2
• Descomposición de óxidos
de metales pesados por
calentamiento en oxigeno
y el metal correspondiente:
• 2 HgO  2 Hg + O2
• Electrolisis:
• 2 H2O  2 H2 + O2
• 2 NaCl  2 Na + Cl2
Desplazamiento o
sustitución
• Desplazamiento de un
metal por otro más activo:
• Zn + CuSO4  ZnSO4 +
Cu
• Desplazamiento de
hidrógeno en el agua por
un metal alcalino o
alcalinotérreo:
• 2 K + 2 H2O  2 KOH +
H2
• Desplazamiento del
hidrógeno de los ácidos
por metales para formar
una sal:
• Zn + H2SO4  ZnSO4 +
H2
• Desplazamiento de un
halógeno por otro más
reactivo:
• Cl2 + 2 KBr  2 KCl + Br2
Doble descomposición o intercambio
• NaCl + AgNO3  NaNO3 + AgCl
• HCl + NaOH  NaCl + H2O
• 2 HCl + Na2CO3  2 NaCl + H2O + CO2
CÁLCULOS BASADOS EN LAS ECUACIONES QUÍMICAS
 Una ecuación química tiene un significado cualitativo
(describe lo que son los reactivos y los productos de la
reacción) y uno cuantitativo.
 El significado cuantitativo puede ser:
 Microscópico (describe cuántos átomos de un elemento
o moléculas de un compuesto reaccionan con otros
tantos para dar un número de átomos o moléculas de
otro elemento o compuesto).
 Macroscópico (si lo traducimos a nivel de moles).
 Este significado también puede extenderse a las masas
o a los volúmenes de las sustancias que intervienen.