Leyes gravimétricas. Química General. Ingeniería Civil. UTN | Exapuni

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Universidad Tecnológica Nacional - UTN
Ingeniería Civil
Química General
Apuntes
Leyes gravimétricas
Leyes gravimétricas
14
QUIMICA GENERAL
Elementos Químicos
Todos los sistemas materiales están formados en última instancia por un centenar de elementos.
Los elementos pueden formar sustancias simples o sustancias compuestas
¿Como sabemos que una sustancia es simple o es compuesta?
En una forma sencilla podemos decir que las sustancias simples no se descomponen y las
compuestas si.
Cuando uno analiza las sustancias compuestas, aparecen en química las leyes gravimétricas
LEYES DE LA QUÍMICA
Estudiando la combinación del mercurio con el oxígeno Lavoiser comprobó que la reacción
se produce sin perdida de masa, esta es la base de la denominada:
Ley de la conservación de la masa
En todo sistema material aislado, la masa del mismo permanece constante
independientemente de las transformaciones físicas o químicas que en el se
produzcan.
Las experiencias de Lavoiser se efectuaron en balanzas que tenían una apreciación
aproximada de 0,01 gramos, esta ley ha sido verificada con balanzas actuales cuya precisión es
de 0,01 miligramos. En las reacciones químicas ordinarias esta ley se cumple exactamente
A principios del siglo XX, Alberto Einstein, enuncio como predicción teórica, el principio de
equivalencia entre la masa y la energía, el mismo establece que en toda transformación
química o física acompañada de cambios energéticos, se experimenta una variación de masa que
se determina mediante la ecuación:
m = E / C²
Donde m: variación de masa
E : variación de energía
C : velocidad de la luz = 300.000 Km / seg. = 300.000.000 m / seg.
C = Velocidad de la luz = 30.000.000.000 cm / seg.
C² = 900.000.000.000.000.000.000 cm² / seg²
Como se puede apreciar la velocidad de la luz al cuadrado es un número muy grande, lo
que implica que la variación de energía debe ser muy grande para poder generar una variación
de masa apreciable al instrumento de medida.
En las reacciones químicas ordinarias, la variación de energía no es lo suficientemente
grande para producir una variación de masa apreciable.
Hagamos una revisión de unidades de energía
El ergio es una unidad de energía que se expresa como:
1Ergio = 1 dina x 1 cm
1 dina equivale a = 1 gramo masa x 1 cm / seg² , es decir:
1 ergio = 1 gramo masa x 1 cm² / seg²
La pregunta que uno se puede hacer es:
¿Qué variación de energía será necesaria para producir una variación de masa de
0,00001gramos?
Aplicando la ecuación de Einstein, tenemos:
E = 0,00001 g x 900.000.000.000.000.000.000 cm²/ seg²
E = 9.000.000.000.000.000 ergios
El joule es la unidad de energía en el sistema de unidades MKS y el ergio en el sistema CGS, el
Joule se define como:
1 Joule = 1 Newton x 1 metro
1 Newton = 1 Kilogramo masa x 1 metro / segundo²
1 Newton = 1000 gramos masa x 100 centímetros / segundo²
1 Newton = 100.000 dinas
1 Joule = 100.000 dinas x 100 centímetros = 10.000.000 Ergios
La energía que se necesita para que haya una variación de masa de 0,00001g es
E = 9.000.000.000.000.000 Ergios = 900.000.000 Joule
En química también se utiliza como unidad la caloría y Kilo caloría
La caloría se define como la cantidad de calor que se debe suministrar a un gramo masa
de agua para que su temperatura varíe un grado centígrado, entre 14,5 °C y 15,5°C
1Kcal equivale a 1000 calorías
En 1842, el físico R.Meyer había demostrado que:
La cantidad de calor producido por el rozamiento, es independiente de la
naturaleza del proceso, y cualquiera que sea el método utilizado para producir
calor por medio del trabajo, una misma cantidad de trabajo origina la misma
cantidad de calor independientemente de los cuerpos que intervienen
El equivalente mecánico de calor fue obtenido por Joule, que obtuvo un valor numérico de:
J = 0,427 Kgrm/cal = 4,186 Joule/cal = 427 Kgrm/Kcal = 4186 Joule / Kcal
Volviendo al problema, la cantidad de energía que se debe desprender para obtener una
variación de masa de 0,00001 gramos es de 21.500,39 Kcal.
En las reacciones químicas ordinarias este desprendimiento de energía es
imposible, por tanto el principio de conservación de la masa, para estas
reacciones se cumple plenamente.
Ley de conservación de los elementos
En un sistema material aislado la masa total de cada elemento no
varia independientemente que en él, se produzcan procesos físicos o
químicos
Esto es valido en reacciones químicas no radioactivas, es decir, no es aplicable en reacciones
nucleares.
LEYES DE CONSERVACIÓN DE LOS ELEMENTOS
1. -Ley de las proporciones definidas o ley de Proust
En los primeros años del siglo XIX, Luis J. Proust, químico francés, descubrió que los elementos,
cuando se combinan entre sí, lo hacen según relaciones de masas constantes, se puede enunciar de la
siguiente manera:
La relación entre las masas de los elementos que forman una sustancia
compuesta es una constante
Cuando se descompone agua se obtiene hidrógeno y oxígeno, la relación entre la masa de
oxígeno y la masa de hidrógeno es una constante independientemente de la cantidad de agua
descompuesta.
La relación entre la masa de oxígeno y la masa de hidrógeno es de 8 a 1, es decir 8 gramos
de oxígeno se combinan con 1 gramo de hidrógeno para dar 9 gramos de agua.
Muestra Número
1
2
3
Masa de Muestra
52,80 g
11,00 g
101,20 g
Masa de Carbono
14,40 g
3,00 g
27,60 g
Masa de Oxígeno
38,40 g
8,00 g
73,60 g
Verifique si se cumple la ley de Proust
Para verificar si se cumple la ley de Proust, lo que hay que hacer es el cociente de la masa
de carbono sobre la masa de oxígeno para cada muestra, si el valor es una constante, se cumple
la ley.
2. -Ley de las proporciones múltiples o ley de Dalton
Juan Dalton, este físico y químico de origen inglés enuncia la ley que lleva su nombre en el
año 1807, esta ley se aplica cuando dos o más elementos se combinan para formar dos o más
compuestos.
En el caso de la ley de Proust, las muestras se referían compuestos iguales, aquí se refieren
a compuestos distintos.
La ley de Dalton dice:
Cuando dos o más elementos se combinan para formar dos o más
compuestos diferentes, las masas de cada uno de los elementos,
combinados con una masa fija del otro, están entre sí en una relación de
números enteros y pequeños
El bromo da varios compuestos con el oxígeno, este es un caso en donde se puede aplicar
la ley de Dalton.
Muestra Número
Masa de Compuesto
Masa de Bromo
Masa de Oxígeno
1
176,00 g
160,00 g
16, 00 g
2
20,80 g
16,00 g
4,80 g
3
84,00 g
56,00 g
28,00 g
Para verificar la ley de Dalton, lo que se debe hacer es, para cada muestra realizar el
cociente entre la masa de bromo y la masa de oxígeno, obteniéndose así K1, K2 y K3, si los
valores son iguales significa que es el mismo compuesto y si son distintos, veremos si se cumple
Dalton
E
Es una relación de números naturales y pequeños
l cociente de K1 / K2 = 10 / 3,333.. = 3 / 1
Es una relación de números naturales y pequeños
El cociente de K1 / K3 = 10 / 2 = 5 / 1
Es una relación de números naturales y pequeños
El cociente de K2 / K3 = 3,3333../ 2 = 5 / 3
Se cumple la ley de Dalton.
3. - Ley de las proporciones recíprocas o ley de Richter
El químico alemán Jeremías Benjamín Richter determinó experimentalmente que:
Si se conoce la relación de combinación de las masas entre dos
elementos con respecto a un tercero, puede conocerse la relación entre las
masa de estos elementos cuando se combinan entre sí.-
Si se tienen tres elementos, que denominaremos genéricamente como A, B y C,
formando estos entre sí compuestos binarios tales como AB, AC y BC, se descompone el
compuesto formado por A y B obteniéndose una Masa de A y una masa de B que
denominaremos MA1 y MB1,
Se descompone el compuesto formado por A y C obteniéndose una masa de A y una
masa de C, que denominaremos respectivamente MA2 y MC2
Si descomponemos el compuesto formado por B y C obteniéndose una masa de B y una
de C que denominaremos respectivamente MB3 y MC3, se encuentra que se cumple la siguiente
ley, cuya expresión matemática es la siguiente:
y
son números naturales y pequeños
Se puede enunciar como:
Dados tres elementos A, B y C, que forman compuestos binarios entre
ellos, combinándose A con B, A con C y B con C, la relación entre las masas
de dos de ellos que se combinan con un tercero, es igual a la relación con
que se combinan entre sí o bien difiere de esta en una relación de números
naturales y pequeños.
Para poder entender la aplicación de esta ley veamos un ejemplo
Compuesto
Masa de Cloro
Masa de Oxigeno
Cloruro de Hidrógeno 8,875 g
Agua
Oxido Cloroso
0,25 g
8,00 g
7,10 g
Masa de Hidrogeno
1,00 g
4,80 g
Vamos a realizar el cálculo tomando como referencia el hidrógeno
Es decir si se cumple la ley de Richter, se debe cumplir que:
La relación de números naturales y pequeños es 3/1 , por tanto se cumple la ley de Richter
Equivalente químico o peso de combinación de un elemento
Es la masa de un elemento que se combina con 8 gramos de oxígeno o 1 gramo
de hidrógeno. Se ha tomado como patrón la relación que existe entre el oxígeno y el
hidrógeno en el agua.
Cuando un elemento se combina de diferentes maneras con el oxígeno, aparece que para ocho
gramos de oxígeno se combinan distintas masas de dicho elemento, en ese caso se toma como
equivalente el menor valor de todos los obtenidos.-
Ejemplo: Calcular el equivalente químico del azufre sabiendo que la composición centesimal de
un óxido es:
40 % de azufre y 60 % de oxígeno.
Si 60 gramos de Oxígeno se combinan con 40 gramos de azufre, 8 gramos de oxígeno se
combinarán con 5,33 gramos de azufre, se deduce entonces que el equivalente gramo del azufre
en este compuesto es 5,33 gramos
TEORIA ATOMICO MOLECULAR
Los hechos experimentales expresados en las leyes gravimétricas, llevó a Dalton a estructurar
una teoría, con el fin de explicar las mismas.
Dalton desarrolló un modelo que explicaba los hechos experimentales conocidos hasta ese
momento
Los puntos fundamentales de la teoría atómica de Dalton, enunciada en el año 1803 se
puede resumir en los siguientes postulados:
a.- La materia está formada por pequeñas partículas , indestructibles y móviles , llamadas átomos.
b.- Los átomos que componen la materia pueden ser simples o compuestos.
c.- Todo elemento está constituido por átomos simples .Todos los átomos simples de un mismo elemento son
iguales entre sí , en especial su masa.
d.- Elementos diferentes están formados por átomos diferentes, especialmente sus masas.
e.- Las sustancias compuestas están formadas por átomos compuestos, estos resultan de la unión de átomos
simples y se encuentran en relación de números enteros y pequeños.
f.- Volúmenes iguales de gases cualesquiera, en iguales condiciones de presión y temperatura, tienen igual
número de átomos y viceversa.
La teoría atómica de Dalton, explicaba correctamente los fenómenos observados hasta ese
momento
4.-Ley de las combinaciones gaseosas o ley de Gay-Lussac
Los volúmenes de sustancias gaseosas que se combina entre si en iguales
condiciones de presión y temperatura, lo hacen en una relación simple de
volúmenes, si lo que se obtiene es una sustancia gaseosa también esta en
una relación simple
Un ejemplo de la aplicación de esta Ley es lo siguiente:
1 volumen de nitrógeno + 3 volúmenes de hidrógeno = 2 volúmenes de amoníaco
Según Dalton se tendría que formar 1 volumen de amoníaco, la realidad es que se forman 2
volúmenes. La Teoría Atómica de Dalton no explica adecuadamente la experiencia. Debido a esto
surge la Teoría Molecular de Avogadro
Fracaso ante la ley de Gay-Lussac.
Para DALTON las últimas partículas de los elementos gaseosos como el hidrógeno,
oxígeno, cloro, etc., eran necesariamente simples y estaban constituidas por un solo
átomo (así, H, O, CI, N, ...) y que las de compuestos gaseosos tan corrientes como el
agua o el cloruro de hidrógeno eran naturalmente compuestas pero formadas por sólo
dos átomos distintos (HO, CIH, ... ).
Sin embargo, con estas fórmulas no se podían explicar las relaciones volumétricas
de Gay-Lussac:
La conclusión experimental de GAYLUSSAC de que un volumen de cloro se une con
un volumen de hidrógeno para dar lugar a dos
volúmenes de cloruro de hidrógeno llevó a
DALTON a suponer que en los volúmenes
iguales de cloro y de hidrógeno debían existir
igual número de átomos.
Al imaginar que estos elementos se unen átomo
a átomo, formarán un mismo número de
«átomos» (hoy moléculas) de cloruro de hidrógeno, al ser estos «átomos» indivisibles,
debían ocupar, en cambio, un volumen doble según los resultados de Gay Lussac.
La hipótesis de que en volúmenes iguales de gases debían existir igual número de
«átomos» tuvo DALTON que descartarla llegando a la conclusión de que los resultados
de GAY-LUSSAC eran inexactos.
Por el contrario, si la ley de Gay-Lussac era cierta estaba en contradicción con los
postulados de DALTON y su teoría atómica.
Lógicamente la Ley es lo correcto, es por eso la necesidad de una nueva teoría que
explique de manera satisfactoria la Ley de Gay Lussac
Se debe a AVOGADRO la reconciliación entre los hechos experimentales, ley
de Gay-Lussac, y la teoría atómica, al sugerir en 1811 lo que hoy conocemos como
hipótesis de Avogadro
Teoría Atómica Molecular de Avogadro
Para explicar la ley de las combinaciones gaseosas de Gay Lussac, Avogadro enuncia los
postulados de su teoría atómica molecular
1.- La materia está formada por pequeñas partículas móviles llamadas moléculas
2.- Cada molécula esta formada por uno o mas átomos
3.- Las moléculas de una misma sustancia simple están formadas por un número entero
de átomos iguales , tienen igual masa e iguales propiedades químicas
4.- Las moléculas de una sustancia compuesta están formadas, por lo menos, por dos
clases distintas de átomos.
5.- Las moléculas de sustancias compuestas diferentes, difieren en la naturaleza de los
átomos que la constituyen y/o en la relación entre ellos, por lo que varían las masas y las
propiedades químicas
6.- A igualdad de volúmenes de gases cualesquiera , en iguales condiciones de presión y
temperatura , igualdad en el número de moléculas y viceversa.-
La teoría molecular de Avogadro explica correctamente la Ley de Gay Lussac
DETERMINACION DEL PESO MOLECULAR O MASA MOLECULAR RELATIVA
Uno de los postulados de Avogadro dice:
En iguales condiciones de presión y temperatura, volúmenes iguales de
distintos gases contiene el mismo número de moléculas.
Es decir, por ejemplo en un litro de oxígeno, hidrógeno, dióxido de carbono, hay el mismo
número de moléculas, siempre y cuando estén en las mismas condiciones de presión y
temperatura.
Si se tiene un volumen de un gas A, y un mismo volumen de un gas B, en iguales
condiciones, el número de moléculas de A será igual al número de moléculas de B.
Si se determina la masa de A correspondiente al volumen, y la masa de B correspondiente al
mismo volumen, se podrá escribir:
masa a
Nro de moléculas de A x Peso molecular A

a
volumen a
Vol

b
Masa b
Nro de moléculas de B x Peso molecular B
volumen b
Vol
u men
u men
SEGÚN LA TEORIA MOLECULAR DE AVOGADRO
A igualdad de volúmenes, igualdad en el número de moles
Como los volúmenes son iguales y el número de moléculas también
se simplifican, quedando :

a Peso molecular de A

b Peso molecular de B
Como la densidad del gas A se puede medir experimentalmente, y la del gas B también, los
dos primeros miembros de la ecuación quedan perfectamente determinados, lo que no podemos
medir es el peso molecular de A y el peso molecular de B.
Para solucionar este inconveniente lo que se hizo fue definir una unidad de masa atómico,
en primera instancia se tomo como uno al peso atómico del hidrógeno que es el mas liviano, de
esta forma todos los otros son mayores que 1. Suponiendo que el gas hidrógeno es di atómico,
el peso molécula del hidrógeno será igual a 2, el del oxígeno dio 32, y así sucesivamente.
Actualmente se toma como unidad de masa atómica a la doceava parte del peso atómico
del isótopo de carbono 12.
Al peso molecular, que no tiene unidades, hoy se le denomina masa molecular relativa
DETERMINACION DEL PESO ATOMICO O MASA ATOMICA RELATIVA
Conocido los pesos moleculares, era necesario saber los pesos atómicos, Estanislao
Cannizzaro utilizó un método basado en el máximo común divisor
METODO DE CANNIZZARO
Conociendo los pesos moleculares de varias sustancias que contengan al elemento al que
se desea determinar su peso atómico, y tomando como definición de:
Molécula gramo o mol: es igual al peso molecular expresado en gramos.
Átomo gramo: es igual al peso atómico expresado en gramos.
Sabiendo además que en la molécula hay siempre un número natural de átomos, se puede
calcular los pesos atómicos.
Veamos un ejemplo de su aplicación:
Oxígeno
Peso Molecular: 32
1 mol pesa: 32 gramos
Conclusión que surge a partir de este dato:
El peso atómico del oxígeno tiene que ser menor o igual que 32
Dióxido de Azufre
Peso Molecular: 64
1 mol pesa: 64 gramos
y contiene 32 gramos de oxígeno
Trióxido de azufre
Peso Molecular: 80
y contiene 48 gramos de oxígeno
1 mol pesa: 80 gramos
Dióxido de carbono
Peso Molecular: 44
1 mol pesa: 44 gramos
y contiene 32 gramos de oxígeno
El máximo común divisor entre 32 y 48 es 16, por tanto el MCD es el peso atómico , de
acuerdo con el método de Cannizzaro.
Lo que realmente hay que hacer es descomponer todos los compuestos que contengan el
elemento en común que se desea determinar su peso atómico, el MCD será de todos los valores
obtenidos será el peso atómico de ese elemento.
Conocidos el peso molecular de un determinado compuesto y los pesos atómicos de los
elementos que constituyen ese compuesto, se puede calcular la fórmula molecular, veamos
algunos ejemplos:
Se descomponen 18 gramos de agua, obteniéndose 2 gramos de hidrógeno y 16 gramos de
oxígeno. Calcule la fórmula molecular.
El peso molecular de agua es 18 y los pesos atómicos son: del Hidrógeno 1 y del oxígeno
16, por tanto la fórmula molecular del agua es
.
El peso molecular del amoníaco es 17, los pesos atómicos del hidrógeno y nitrógeno son 1
y 14. Calcule la fórmula del amoníaco.
COMPOSICION CENTESIMAL: La composición centesimal nos indica el porcentaje de
cada elemento en un compuesto de terminado.
Veamos un ejemplo:
En el dióxido de carbono por cada 12 gramos de carbono hay 32 gramos de oxígeno. Calcule
la composición centesimal.
si en 44 gramos de compuesto hay .......................12 gramos de C
en 100 gramos .de compuesto hay ..................... 12 x 100
44
En el dióxido de carbono hay por cada 100 gramos de compuesto 27,27 gramos de carbono y
72,73 gramos de oxígeno, es decir la composición centesimal es:
27,27% de C y 72,73% de Oxígeno
FORMULA MINIMA: La fórmula mínima es la mínima relación que existe entre los átomos de
los distintos elementos en un compuesto dado.
FORMULA MOLECULAR: Es la fórmula de un compuesto donde se indica la relación entre los
distintos elementos de la misma, de forma tal que la suma de los pesos atómicos coincida con el
peso molecular del compuesto.
La fórmula de un compuesto se escribe utilizando los símbolos de los elementos que forman el
compuesto y utilizando como subíndice la cantidad de átomos de cada uno.- Estos números deben
ser números naturales.
Veamos un ejemplo de fórmulas
Nos dice está fórmula que en la molécula de dióxido de carbono hay dos átomos de oxígeno
y uno de carbono. Al mismo tiempo es también la fórmula mínima.
La glucosa es un hidrato de carbono cuya fórmula molecular es la siguiente:
Esta fórmula nos indica que en una molécula de glucosa hay 6 átomos de carbono, 12 átomos de
hidrógeno y 6 átomos de oxígeno.
La fórmula mínima en este caso es:
La fórmula mínima y la fórmula molecular tienen la misma composición centesimal, para poder
determinar la fórmula molecular se necesita conocer la fórmula mínima y el peso molecular.
Ejemplo:
El análisis elemental de un compuesto demostró que posee 40% de carbono, 6,66% de hidrógeno
y 53,34% de oxígeno. Si el peso molecular es de 90. ¿Cuál es su fórmula mínima y cuál su fórmula
molecular?
Datos: pesos atómicos C: 12 O: 16 H: 1
Para hallar la fórmula mínima lo primero que debemos hacer es hallar la cantidad de átomos que hay por
cada 100 gramos de compuesto. Para ello dividimos los porcentajes por los pesos atómicos.
Número de átomos de Carbono =
Número de átomos de Hidrógeno =
Número de átomos de Oxígeno =
Como se ve todos los números obtenidos son múltiplos de 3,333... Dividiendo por 3,333... a cada
un se obtiene
Esta es la fórmula mínima
SERIE DE EJERCICIOS
1. Determine el peso molecular de las siguientes sustancias:
a. H2 b. O2 c. N2 d. H2 O e. CO2 f. CH4
g. C2 H6 h. H NO2 i. C6 H12O6 j. H2 SO4 k. H NO3
02. Determine la composición centesimal de las sustancias de los ejercicios 1
03. Encuentre la fórmula mínima, conociendo la composición centesimal de las
siguientes sustancias:
a. N: 10,7% O: 36,8% Ba: 52,5%
b. S: 18,39% O: 36,78% K: 44,82%
c. C: 20,00% O: 26,66% H: 6,66 % N: 46,66%
04. Calcule la fórmula molecular de una sustancia cuyo peso molecular es igual a 140 y
cuya composición centesimal es igual a:
C: 51,42% H: 8,57% N: 40%
05. El análisis de un compuesto formado por boro e hidrógeno revela que contiene 78,2%
de boro y el resto de hidrógeno. El peso molecular determinado experimentalmente dio
27,6. Calcule la fórmula empírica y molecular del compuesto.
06. Un análisis de la nicotina (sustancia venenosa presente en el tabaco) da una
composición centesimal de:
C: 74,0% H: 8,65% N: 17,3%.
Calcule la fórmula mínima de la nicotina.
07. La cortisona, que se utiliza para la artritis reumática, tiene la siguiente composición
centesimal en peso:
C: 69,96% H: 7,83% O: 22,21%.
El peso molecular de la cortisona es 360. Calcule su fórmula molecular.
08. La hemoglobina de los glóbulos rojos tiene aproximadamente el 0,33% en peso de
hierro. El peso molecular de la hemoglobina es igual a 68000. Calcule cuantos átomos
gramos de hierro hay aproximadamente en una molécula gramo de compuesto.
09. Calcule que cantidad de calcio hay en 200 gramos de carbonato de calcio Ca CO 3
Calcule que cantidad de carbonato de calcio contiene 50 gramos de calcio.
10. Calcule que cantidad de ácido sulfúrico contiene 5 Kilogramos de azufre. Calcule que
cantidad de hidrógeno y que cantidad de oxígeno hay.
La fórmula molecular del ácido sulfúrico es: H2 SO4
11. Se ha observado que 14 gramos de hierro reacciona con 8 gramos de oxígeno.
Calcule la fórmula mínima del compuesto formado.
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