Principios y conceptos básicos de Química

Principios y conceptos básicos de Química
Se estudiarán durante las dos primeras quincenas, estos contenidos están en el tema 2 del libro de
texto.
Quincena 1ª
-
Repaso de conceptos estudiados en ESO (Densidad, mezclas, unidad de masa atómica, mol,
Nº de Avogadro, masa atómica y masa molecular. (pag. 64 y 65 del libro)
Sistemas materiales (Heterogéneos, homogéneos, disoluciones, sustancias puras, elementos
y compuestos) (Pag. 66)
Leyes ponderales: Ley de conservación de Lavoisier; Ley de las proporciones constantes y
Ley de las proporciones múltiples. (Pags. de 67 a 70)
Ley de los volúmenes de combinación. Hipótesis de Avogadro, molécula y mol. (Pags. de
71 a 76)
Quincena 2ª
-
Leyes de los gases: Ley de Boyle; Ley de Charles y Ley de Gay-Lussac (Pags. de 77 a 79)
Ecuación de estado y ecuación d Clapeyron (Pags. 79 y 80 )
Volumen molar (Pag. 80 )
Presiones parciales (Pags. 81 y 82)
Determinación de fórmulas empíricas y moleculares. (Pags. 83 y 84)
Densidad
D = m/V
Ejercicio 1. Calcula la masa, en mg de 2 mm3 de oro sabiendo que su densidad es 18,9 g/cm3
Leyes de las reacciones químicas
a) Leyes ponderales
Ley de la conservación de la materia de Lavoisier
En toda reacción química la masa se conserva, esto es, la masa total de los reactivos es igual a la
masa total de los productos. Es una de las leyes fundamentales en todas las ciencias naturales, La
podemos enunciar de la siguiente manera: la ley de la conservación de la masa dice que en
cualquier reacción química la masa se conserva, es decir, la materia no se crea, ni se destruye, solo
se transforma.
Ley de Proust o de las proporciones constantes
En 1808, J.L. Proust llegó a la conclusión de que para formar un determinado compuesto, dos o más
elementos químicos se unen y siempre en la misma proporción ponderal. (Proporción en peso)
Una aplicación de la ley de Proust es la obtención de la denominada composición centesimal de un
compuesto, esto es, el porcentaje ponderal que representa cada elemento dentro de la molécula.
Ley de Dalton o de las proporciones múltiples
Puede ocurrir que dos elementos se combinen entre sí para dar lugar a varios compuestos. Dalton en
1808 concluyo que los pesos de uno de los elementos combinados con un mismo peso del otro
guardaran entre sí una relación que se puede expresar mediante el cociente de números enteros
sencillos.
b) Leyes Volumétricas
Ley de los volúmenes de combinación
Los volúmenes de dos gases que reaccionan guardan entre sí una relación constante y sencilla y el
volumen del gas obtenido guarda una relación constante y sencilla con los gases reaccionantes.
Hipótesis de Avogadro
Volúmenes iguales de gases diferentes en las mismas condiciones de presión y temperatura
contienen el mismo número de moléculas.
Masa atómica, mol, masa molecular
La masa de los átomos se mide en unidades de masa atómica (u)
La unidad de masa atómica se define como la doceava parte de la masa de un átomo del isótopo
carbono-12.
12 g de carbono-12 contienen 6,022 1023 (número de Avogadro) átomos, teniendo esto en cuenta
podemos deducir la equivalencia entre unidades de masa atómica y gramos:
1 u = 1 / 12 · 12 g / 6,022 1023
= 1,66 10-24 g
Es decir una unidad de masa atómica equivale a 1,66 10-27 kg
La masa atómica de un elemento es la media ponderada de la masa atómica de sus isótopos.
(Decimos media ponderada porque hay que tener en cuenta la abundancia de cada isótopo)
Ej. El cloro natural esta formado por un 75% de cloro-35 y un 25% de cloro-37. Teniendo en cuenta
que la masa de esos átomos es muy próxima a 35 y 37 u respectivamente la masa atómica del cloro
será:
M = 75 · 35 + 25 · 37 / 100 = 35,5 u
Un mol de átomos o moléculas es una cantidad de sustancia que contiene 6,022 1023 átomos o
moléculas.
Ej Un mol de CO2 es una cantidad de dicha sustancia que contiene 6,022 1023 moléculas de CO2.
Sabiendo que la masa atómica del C es 12 y la del O 16 calculamos que la masa molecular del CO2
es 44 u
Teniendo en cuenta lo anterior sabemos que un mol d CO2 son 44 g, es decir la masa molar del CO2
es 44 g/mol.
Ejercicio 2: Calcula cuantas moléculas y cuantos átomos de H hay en 1 g de amoniaco.
Las fórmulas empíricas solo nos dan la proporción entre los distintos átomos que forman un
compuesto, la fórmula molecular nos informa de cuantos átomos de cada elemento hay en la
molécula.
Ej El butano tiene fórmula molecular C4H10 y fórmula empírica C2H5
Composición centesimal. Conocidas las masas atómicas de los elementos que forman un compuesto
y su fórmula es sencillo determinar su composición centesimal:
Ej
H2O M = 2·1+16 = 18 u
2/18 · 100 = 11,1% de H
16/18 · 100 = 88,9% de O
Si conocemos la composición centesimal podemos calcular la fórmula empírica y si además
conocemos la masa molar podemos determinar la fórmula molecular:
Un compuesto contiene 25% de H y 75% de C determina su fórmula molecular sabiendo que su
masa molecular es 16
Para ello determinamos los moles de átomos de cada elemento que hay en 100 g de ese compuesto:
25/1 = 25 de H y 75/12 = 6,25 de C
Dividimos las dos cantidades por la menor y obtenemos así la relación entre los átomos:
25/6,25 = 4 de H
6,25/6,25 = 1 de C
Es decir hay 4 átomos de H por cada átomo de C por ello la fórmula empírica es CH4
Como la masa molecular es 16 sabemos que la fórmula molecular es CH4 (metano)
Ejercicios:
3. Con base en la fórmula estructural siguiente, calcule el porcentaje de carbono presente.
(CH2CO)2C6H3(COOH)
4. Una muestra de glucosa C6H12O6, contiene 4.0 x 1022 átomos de carbono. ¿Cuántos átomos de
hidrógeno y cuántas moléculas de glucosa contiene la muestra?
5. Cuál es la fórmula molecular de un compuesto de fórmula empírica CH y masa molar 78 g/mol
6. ¿Cuál es la masa en gramos de 0.257 mol de sacarosa, C12H22O11?
7. Determine el peso formular aproximado del compuesto siguiente: Ca(C2H3O2)2
8. El elemento oxígeno se compone de tres isótopos cuyas masas son de 15,995; 16,999 y 17,999.
Las abundancias relativas de estos tres isótopos son de 99,76; 0,04 y 0.20, respectivamente. A
partir de estos datos calcule la masa atómica del oxígeno.
9. Indique la fórmula empírica de un compuesto si una muestra contiene 52,2 por ciento de C, 13,0
por ciento de H y 34,8 por ciento de O en masa.
Leyes de los gases
Ley de Boyle
a P = cte PV = cte
Ecuación de estado
Ecuación de Clapeyron o
Ecuación de los gases ideales
Ley de Gay-Lussac
a V = cte P/T = cte
Ley de Charles
a P = cte V/T = cte
Un mol de cualquier gas ocupa en CN (Condiciones normales, 0ºC y 1 atm) 22,4 L
R = 0,082 atm·L / mol·K = 8,314 J / mol·K
1 atm = 760 mmHg = 101 300 Pa
Calcula la densidad del CO2 en condiciones normales.
Como un mol en CN ocupa 22,4 L => D = m/V = 44 g/22,4 L = 1,96 g/L
Calcula la densidad del H2 a 2,3 atm y 50 ºC
P V = n R T => P V = (m/M) R T => m/V = P M / RT => D = P M / RT
D = 2,3 · 2 / 0,082 · (50+273) = 0,17 g/L
Calcula el número de moléculas que hay en 200 mL de N2 a 750 mmHg y 25 ºC
P V = n R T => n = 0,0081 => 4,86 1021 moléculas
Presiones parciales
La presión que ejerce una mezcla de gases es la suma de las presiones que ejercería cada uno de los
gases si estuviera solo ocupando todo el volumen y a la misma temperatura.
Es decir la presión total de una mezcla de gases es la suma de las presiones parciales de sus
componentes.
Si tenemos una mezcla de 3 gases cuyo número de moles es n1, n2 y n3
La presión total sería:
P = n R T / V donde n = n1 + n2 + n3
Y la s presiones parciales serían P1 = n1 R T / V P2 = ……
Es fácil deducir que P = P1 + P2 +P3
La presión parcial de cada gas es proporcional al nº de moles de cada gas y por tanto también
proporcional al % en volumen de cada gas y también a la fracción molar de cada gas.
P1 = (% en vol de 1) / 100
P1 = X1 · P
·
P
donde X1 = n1/n (fracción molar del gas 1)
Concentración de las Disoluciones
Además del % en peso, % en volumen y g/L, la concentración se puede expresar de las siguientes
formas:
Molaridad
nº de moles de soluto/ Volumen, en L, de disolución
Fracción molar nº de moles de soluto / nº de moles de disolución
de soluto
M = ns / V
Xs = ns / ns+ nd
Ejercicios
10. Calcula el nº de moléculas que hay en dos litros de oxígeno medidos en C N
11. Calcula la densidad del metano a 20º C y 1 atm
12. Calcula el volumen que ocupan 20 g de nitrógeno a 25 ºC y 800 mmHg
13. En un recipiente de 5 L a 30 ºC hay 10 g de oxígeno y 10 g de nitrógeno. Calcula la presión
total y la presión parcial de cada gas.
14. Calcula la masa en g de 1 L de oxígeno a 25 ºC y 1 atm.
Soluciones de los ejercicios
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
37,8 mg
3,5 1022 moléculas y 1,1 1023 átomos de H
64,7
8 1022 átomos de H y 6,7 1021 moléculas de glucosa
C6H6
88 g
158
15,999
C2H6O
5,4 1022
0,67 g/L
16,6 L
P = 3,33 atm; PO2 = 1,55 atm y
PN2 = 1,78 atm
1,3 g