SO - Eva

Dr. Hugo Cerecetto
Prof. Titular de Química
Temario
1) Conceptos fundamentales en Química General:
- Generalidades de la tabla periódica
- Número atómico
- Grupos o familias
- Estado físico de los elementos
- Metales, no metales y semimetales
- Átomos y moléculas
- Nomenclatura de compuestos inorgánicos
- Formulación: moléculas discretas
- Nomenclatura sistemática y sistema Stock
- Aniones y cationes más comunes
- Masas atómicas, moleculares y fórmulas
- Concepto de mol
- Número de Avogadro
- Fórmulas químicas
- Tipos de fórmulas
- Composición porcentual a partir de la fórmula
- Fórmula empírica a partir de datos experimentales
- Fórmula molecular a partir de la formula empírica
Temario
1) Conceptos fundamentales en Química General:
- Generalidades de la tabla periódica
- Número atómico
- Grupos o familias
- Estado físico de los elementos
- Metales, no metales y semimetales
- Átomos y moléculas
- Nomenclatura de compuestos inorgánicos
- Formulación: moléculas discretas
- Nomenclatura sistemática y sistema Stock
- Aniones y cationes más comunes
- Masas atómicas, moleculares y fórmulas
- Concepto de mol
- Número de Avogadro
- Fórmulas químicas
- Tipos de fórmulas
- Composición porcentual a partir de la fórmula
- Fórmula empírica a partir de datos experimentales
- Fórmula molecular a partir de la formula empírica
Temario
2) La reacción química:
- Introducción. Clases principales de reacciones químicas
- Reacciones de precipitación y reacciones ácidoácido-base
- Reacciones de óxidoóxido-reducción
- Ecuaciones químicas y estequiometria
- Igualación de ecuaciones. Ecuaciones redox
- Cálculos estequiométricos utilización del concepto de mol
- Reactivo limitante, pureza y rendimiento
- Concepto de equivalente, peso equivalente y su aplicación a cálculos estequiométricos
- Disoluciones
- Distintas formas de expresar la concentración de disoluciones (%, molaridad, fracción
molar, g/L, molalidad
molalidad,, normalidad)
- Cálculos estequiométricos
Temario
2) La reacción química:
- Introducción. Clases principales de reacciones químicas
- Reacciones de precipitación y reacciones ácidoácido-base
- Reacciones de óxidoóxido-reducción
- Ecuaciones químicas y estequiometria
- Igualación de ecuaciones. Ecuaciones redox
- Cálculos estequiométricos utilización del concepto de mol
- Reactivo limitante, pureza y rendimiento
- Concepto de equivalente, peso equivalente y su aplicación a cálculos estequiométricos
- Disoluciones
- Distintas formas de expresar la concentración de disoluciones (%, molaridad, fracción
molar, g/L, molalidad
molalidad,, normalidad)
- Cálculos estequiométricos
Temario
2) La reacción química:
- Nociones de Termoquímica y Termodinámica. Conceptos de entalpía y entropía de
reacción. Energía libre. Espontaneidad
- Calores de reacción: una introducción a la estequiometría de las ecuaciones
termoquímicas. Ley de Hess
- Nociones de Cinética Química. Una introducción a la velocidad de reacción. Orden de
reacción, constante de velocidad y vida media de una reacción
- Reacciones reversibles: una introducción al equilibrio químico. Constante de equilibrio,
interpretación y cálculos. Efectos externos sobre los equilibrios. Principio de Le Chatellier
Energía libre y constante de equilibrio. Cálculo de energía libre fuera de las condiciones de
equilibrio
- Equilibrios acuosos. Solubilidad y Kps. Efecto de ión común. Ácidos y bases. Definiciones
y teorías de ácidos y bases. Escala de pH. Autoionización del agua. Relaciones entre Ka y
Kb. Soluciones amortiguadoras
Temario
2) La reacción química:
- Nociones de Termoquímica y Termodinámica. Conceptos de entalpía y entropía de
reacción. Energía libre. Espontaneidad
- Calores de reacción: una introducción a la estequiometría de las ecuaciones
termoquímicas. Ley de Hess
- Nociones de Cinética Química. Una introducción a la velocidad de reacción. Orden de
reacción, constante de velocidad y vida media de una reacción
- Reacciones reversibles: una introducción al equilibrio químico. Constante de equilibrio,
interpretación y cálculos. Efectos externos sobre los equilibrios. Principio de Le Chatellier
Energía libre y constante de equilibrio. Cálculo de energía libre fuera de las condiciones de
equilibrio
- Equilibrios acuosos. Solubilidad y Kps. Efecto de ión común. Ácidos y bases. Definiciones
y teorías de ácidos y bases. Escala de pH. Autoionización del agua. Relaciones entre Ka y
Kb. Soluciones amortiguadoras
Bibliografía
Mol
- Es la unidad SI con que se mide la cantidad de sustancia
- Un mol (n) corresponde a la cantidad de sustancia que
contiene tantas unidades elementales, como átomos de 12C
hay en 12 g de 12C
Número de Avogadro (NA)
- Es el número de átomos que hay en 12 g de 12C
- Se corresponde a 6.023 x 1023 átomos
- Ese número se utiliza, no sólo para el número de átomos,
sino también para el número de moléculas, de iones, de
entidades químicas en cualquier situación
- 1 mol de He posee 6.023 x 1023 átomos de He
- 1 mol de H2SO4 posee 6.023 x1023 moléculas de H2SO4
- 1 mol de Na+ posee 6.023 x1023 cationes sodio
Masa molar (MM o M)
Ojo no confundir con
Molaridad!!!
Es la masa (g) de un mol de átomos (o moléculas). Es
equivalente a la suma de las masas atómicas de los
átomos de la fórmula de dicha sustancia:
M(H2SO4) = 2PA(H) + PA(S) + 4PA(O) = 2(1.0 u) + (32.0 u) +
4(16.0 u) = 98.0 u
Por lo tanto (98 g/mol) = 1 mol de moléculas de H2SO4
tiene uma masa de 98 g:
2(1.0 u) = 2 u de H (2 g de átomos de H)
1(32.0 u) = 32 u de S (32 g de átomos de S)
4(16.0 u) = 64 u de O (64 g de átomos de O)
Un mol de cualquier sustancia es la cantidad en gramos
que contiene el Número de Avogadro de esa sustancia
La masa atómica del O es de 16 u lo que significa que 1
átomo de O tiene una masa de 16 u, y como ya se ha
indicado:
1 u = 1.66 x 10-24 g, por tanto:
16 u x 1.66 x 10-24 g = g es la masa de un átomo de O
u
¿Cuál es la masa de 1 mol de átomos de O?
16 x (1.66 x 10-24) g/átomo de O x 6.023 x 1023 átomos/mol
= 16 g/mol
1u
~
1 g/mol
Para convertir en moles (n) la masa en gramos (m) de
cualquier sustancia, sólo hay que dividir por la masa molar
(M) de dicha sustancia:
n=m/M
Ejercicio:
¿Cuántos moles hay en 24.5 g de ácido sulfúrico (H2SO4)?
Se determina (utilizando la tabla
elementos) la masa molar del H2SO4
M= 98 g/mol, por lo que:
periódica
de
los
24.5 g de H2SO4 x 1 mol de H2SO4 = 0.25 mol de H2SO4
98 g de H2SO4
Dalton
El Dalton (D
D) es una unidad de masa y es equivalente a la
unidad de masa atómica. Es muy utilizado en bioquímica y
biología molecular.
una proteína implicada en
el shock térmico celular
conocida como Hsp70
justamente porque su
masa es de 70
kD
… recordemos
Fórmula química: es la representación de los elementos
que forman una sustancia y la proporción en que se
encuentran
¿Cómo se sabe cuáles son los elementos que forman la
fórmula química?
Se pueden utilizar diferentes técnicas, como por ejemplo:
- Análisis por activación neutrónica
- Espectroscopía de absorción atómica
- Análisis elemental cualitativo
- Oxidación de Schoniger
- Espectrometría de masa
- Espectroscopía electrónica Auger
… recordemos
Fórmula química: es la representación de los elementos
que forman una sustancia y la proporción en que se
encuentran
¿Cómo se sabe la proporción de los elementos que
forman la fórmula química?
Se
utilizan
diferentes
técnicas
que
permiten
CUANTIFICAR los elementos, como por ejemplo:
- Análisis por activación neutrónica
- Espectroscopía de absorción atómica
- Análisis elemental cuantitativo
- Oxidación de Schoniger cuantitativa
- Técnicas gravimétricas
… del análisis cuantitativo resulta la …
FÓRMULA EMPÍRICA
Indica el tipo de átomos presentes en un compuesto y la
relación entre el número de átomos de cada clase
A partir de la composición de un compuesto (que puede
obtenerse mediante un analizador elemental), es posible
deducir su fórmula más simple, o fórmula empírica, que es
una relación simple de números enteros entre los átomos
que lo componen
… del análisis cuantitativo resulta la …
FÓRMULA EMPÍRICA
Para determinar la fórmula empírica de un compuesto:
1o) se calcula el número de moles de cada elemento
2o) se divide por el menor número de moles
Ejercicio:
Una muestra tiene 50.81 % de Zn, 16.05 % de P, 33.14 % de
O. Determine la fórmula mínima (fórmula
fórmula empírica
empírica) de dicho
compuesto. PAZn= 65.41, PAP= 30.97, PAO= 16.00
La fórmula empírica no tiene necesariamente que coincidir
con la fórmula molecular
FÓRMULA MOLECULAR
Indica el tipo de átomos presentes en un compuesto, y el
número de átomos de cada clase
Para poder calcular la fórmula molecular es preciso conocer
la fórmula empírica y la masa molecular de la sustancia, ya
que la fórmula molecular pesa n veces la fórmula empírica
Para conocer el n se divide el PM real del compuesto
estudiado entre el PM de la fórmula mínima
Ejercicio:
Se determina, por espectrometría de masas, el PM del
compuesto del ejercicio anterior, resultando 386.11 g/mol.
¿Cuál es la fórmula molecular de dicho compuesto?
Algunos compuestos con fórmula empírica CH2O (40% C, 6.71 % de H y 53,3 % de O)
Nombre
Fórmula
molecular
Múltiplo entero
Masa Molar
(g/mol)
Formaldehido
CH2O
1
30.03
Ácido acético
C2H4O2
2
60.05
Ácido láctico
C3H6O3
3
90.08
Eritrosa
C4H8O4
4
120.10
Ribosa
C5H10O5
5
150.13
Glucosa
C6H12O6
6
180.16
Dos compuestos con formula molecular C2H6O
Nombre
Fórmula empírica
Fórmula molecular
Etanol
C2H6O
C2H6O
Metoximetano
C2H6O
C2H6O
Formula estructural
FÓRMULA ESTRUCTURAL
Muestra el tipo de elementos, el número de dichos
átomos y los enlaces entre ellos
Se determinan mediante diferentes metodologías:
- Técnica espectroscópicas
- Análisis de rayos X
-Análisis bioinformático (para bio-macromoléculas)
Ejemplo:
Fórmula Molecular del Tetrahidruro de dinitrógeno (o
hidracina) = N2H4
Si se divide el número de moles de cada elemento entre el
mínimo número de moles de uno de los elementos
2 átomos de N/2 átomos de N =1
4 átomos de H/2 átomos de N =2
Entonces la Fórmula Empírica = NH2
Sin embargo, la Fórmula Estructural es
H
H
N N
H
H
COMPOSICION PORCENTUAL de cada elemento en una
fórmula
Para conocer la proporción en la que se encuentra un
elemento en una molécula se determina el porcentaje de
cada elemento sobre una base molar
AmXn
masa de 1 mol del compuesto (g) → [masa molar de X (g/mol)] × n
100 g del compuesto →
x?
DISOLUCIONES
Una disolución es una mezcla homogénea
Contiene dos o mas sustancias diferentes
composición y propiedades son uniformes
y
su
Generalmente son líquidas pero pueden existir también
disoluciones gaseosas o sólidas
Disolvente
Soluto
Disolución
Características de las disoluciones
Composición: Soluto y disolvente
Densidad
Concentración
Disolvente
Soluto
Disolución
ELECTROLITO
Cualquier sustancia que en disolución se disocia en sus
iones y, por consiguiente, sea capaz de transportar la
corriente eléctrica
Electrolitos fuertes:
• Ácidos fuertes (HCl(ac), HI(ac), HBr(ac), HNO3(ac),
HClO4(ac), H2SO4(ac))
• Bases fuertes (los hidróxidos de metales del grupo 1 y
los hidróxidos de metales pesados del grupo 2 (Ca, Sr, Ba)).
• Sales (todas excepto las de Hg y Pb)
Electrolitos débiles o no electrolitos:
•
•
•
•
•
Ácidos y bases débiles
Óxidos
Compuestos orgánicos en disolución acuosa
Compuestos sólidos en disolución acuosa
Gases
DENSIDAD
CONCENTRACIÓN
La concentración de una disolución es la
entre la
y la de
que hay
Cantidad de soluto por unidad de volumen de disolución:
-Molaridad (M)
-Normalidad (N)
-Porcentaje (%)
-Gramos por litro (g/L)
Cantidad de soluto por unidad de masa de disolvente:
-Molalidad (m)
MOLARIDAD (M)
Número de moles de soluto en un (1) litro de disolución
Ejercicio: Se necesita preparar 100 mL de una disolución
1M de NaOH(ac) a partir de agua y NaOH(s).
1) Según la fórmula de molaridad, necesita conocer el Nº
de moles de NaOH(s) que estarán presentes en esos 100
mL de disolución
moles de soluto de NaOH(s)= M × V(L) = 1 M × 0.1 L = 0.1 moles
2) Se deben masar esos moles, por ende se necesita
convertir los moles de soluto en masa (g)
n = m / PM
m = n x PM = 0.1 moles × 40 g/mol = 4 g
MOLARIDAD (M)
Número de moles de soluto en un (1) litro de disolución
Ejercicio: Se necesita preparar 100 mL de una disolución
1M de NaOH(ac) a partir de agua y NaOH(s).
3) Se trasvasan los 4 g de NaOH(s) a un matraz
volumétrico de 100 mL
4) Se agrega una pequeña cantidad de agua
destilada y se agita hasta disolver el sólido
5) Se agrega agua hasta el aforo, se agitar
6) Se obtienen 100 mL de disolución
NORMALIDAD (N)
Numero de equivalentes de soluto en un (1) L de disolución
Un equivalente puede definirse como el numero de moles
“reactivos” en un compuesto
Nº de equivalentes = masa (g)/ Peso Equivalente (PE)
Peso Equivalente: es la masa de 1 equivalente expresada en
gramos y depende del tipo de reacción en la que está
involucrada el compuesto en estudio
Peso Equivalente:
PE = PM / i
- Para un ácido: es la masa que suministra 1 mol de H+ (i = moles
de H+ liberados por mol de ácido)
H2SO4 → 2H+ + SO42PE = PM / 2
H3PO4 → 3H+ + PO4
PE = PM / 3
- Para una base: es la masa que suministra 1 mol de OH- (i =
moles de OH- liberados por mol de base)
Ca(OH)2 → Ca2+ + 2 OHPE = PM / 2
- Para una reacción redox (próximo teórico): es la masa que
intercambia 1 mol de e- ( i = moles de e- intercambiados por mol
de reactivo)
5e-+ 8 H+ + MnO4- → Mn2+ + 4 H2O
PE = PM / 5
3e-+ 2 H2O + MnO4- → MnO2 + 4 OHPE = PM / 3
- Para una sal: es la masa que reaccionaria con 1 mol de H+ (i =
moles de H+ que reaccionarían por mol de sal)
CaCl2 → Ca2+ + 2 ClPE= PM / 2
Se puede deducir la relación entre la Normalidad y la
Molaridad:
M = n/V = m/PM x V
M x PM = m/V
N = eq/V = m/PE x V
N x PE = m/V
N x PE = M x PM
N x PM/i = M x PM
N=ixM
PORCENTAJE (%)
% (m/m) = masa de soluto (g) en 100 g de disolución
% (m/v) = masa de soluto (g) en 100 mL de disolución
% (v/v) = volumen de soluto (mL) en 100 mL de disolución
Gramos por litro (g/L) = gramos de soluto / litro de
disolución
Ejercicio:
Una disolución de H2SO4(ac) al 20 % (m/m) presenta una
densidad de 1.14 g/mL.
¿Cuántos gramos de soluto (H2SO4) hay en 1 mL de
disolución?
1.14 g de disolución → 1 mL de disolución
100 g de disolución → 20 g de H2SO4
1.14 g de disolución → x = 0.228 g de H2SO4
en 1 mL de disolución
Otras formas de expresar la concentración
- Fracción Molar: es una cantidad adimensional que
expresa la relación del número de moles de un
componente con el número de moles de todos los
componentes presentes
- Partes por millón (ppm):
- Molalidad (m):
DILUCIÓN
Se pretende preparar 100 mL de una disolución 1M de
NaOH(ac) pero ahora a partir de NaOH(ac) 10M y agua
destilada
Los moles de soluto (0.1 moles de NaOH(s)) van a provenir
de la disolución concentrada de NaOH(ac) 10M, por lo que la
pregunta es
¿En qué volumen de dicha disolución existen 0.1 moles del
soluto?
V (en litros) = n / M = 0.1 mol / 10M = 0.01 L (10 mL)
Entonces, ¿qué se hace en la práctica?
DILUCIÓN
- Se toman 10 mL de la disolución de NaOH(ac) 10M con
pipeta aforada y se colocan dentro del matraz volumétrico
de 100 mL
- Se agrega una pequeña cantidad de agua destilada y se
agita para homogenizar
- Se agrega cantidad suficiente de agua destilada hasta el
aforo y se agita
El numero de moles antes y después de la dilución es el
mismo:
Reacciones químicas
Una reacción química es un proceso donde se produce la
interconversión de especies químicas
Una o más sustancias llamadas reactivos
reactivos, se transforman
en una o más sustancias llamadas productos
A nivel molecular, la esencia de una reacción química es
la atracción de cargas y el movimiento de electrones
La representación simbólica de las reacciones químicas
son las ecuaciones químicas y deben contener:
- Todos los reactivos
- Todos los productos
- El estado físico de todas las sustancias
- Las condiciones de la reacción
CaCO3(s) ∆
CaO(s) + CO2(g)
Ajuste de ecuaciones químicas
Para que una ecuación química esté completa debe estar
ajustada, de forma que se cumpla la ley de conservación de
la masa
Para ello debe haber el mismo número de átomos de cada
elemento a ambos lados de la ecuación (uso de coeficientes
estequiométricos)
estequiométricos
Igualmente debe conservarse la carga
Para el ajuste de ecuaciones químicas hay diferentes reglas
En general se comienza ajustando los metales, luego los no
metales, luego los oxígenos y finalmente los hidrógenos
TIPOS DE REACCIONES
Se pueden clasificar según proceso global en:
•Reacciones de precipitación (ver video en EVA)
•Reacciones redox (se profundiza en teóricos semana 3)
•Reacciones ácido-base
semanas 6 y 7)
(se
profundiza
en
teóricos
TIPOS DE REACCIONES
Se pueden clasificar según el conteo de reactivos y
productos:
•Reacciones de combinación: cuando dos o más sustancias
forman una combustión
•Reacciones de descomposición: una sustancia forma dos
o más, generalmente por absorción de energía
•Reacciones de desplazamiento: el número de reactivos y
productos es igual
TIPOS DE REACCIONES
Se pueden clasificar según el tipo de transformación que
tiene lugar respecto al reactivo:
• Reacciones de adición
• Reacciones de sustitución
• Reacciones de eliminación
• Reacciones de transposición
• Reacciones de homólisis
• Reacciones de heterólisis
• Reacciones de coligación
• Reacciones de coordinación
• Reacciones no concertadas
• Reacciones concertadas
RELACIONES DE MASA
2Al(OH)3(ac)+ 3H2SO4(ac) → 6H2O + Al2(SO4)3(ac)
1. ¿Cuantos moles de H2SO4 se necesitan para producir 8.0
moles de Al2(SO4)3?
R: 24 moles
2. ¿ Cuantos moles de H2O se obtendrán a partir de 156 g de
Al(OH)3?
R: 6 moles
3. ¿Cuantos g de Al(OH)3 reaccionarán con 59 g de H2SO4?
R: 31 g
Tarea 2
Comienzo Viernes 28/3 20:00 h