TEMA 2: LEYES Y CONCEPTOS BÁSICOS EN QUÍMICA

Transcripción

1 1. SUSTANCIAS PURAS Y MEZCLAS 2. LEYES PONDERALES DE LAS COMBINACIONES QUÍMICAS 2.1. LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MATERIA Enunciada en 1783 por Lavoisier: La materia ni se crea ni se destruye, únicamente se transforma. En una reacción química la suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos de la reacción. Cuando se forman gases es preciso que la reacción se lleve a cabo en un recipiente cerrado: 2.2. LEY DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES O DEFINIDAS Enunciada por Proust en Un compuesto contiene siempre las mismas proporciones de cada uno de los elementos que lo componen, independientemente del proceso seguido en su formación o cuando dos o más elementos se combinan para formar un compuesto, lo hacen siempre en una relación en masa constante

2 Así, por ejemplo, en el agua los gramos de hidrógeno y los gramos de oxígeno están siempre en la proporción 1/8, independientemente del origen del agua. En el siguiente ejemplo vemos lo que ocurre cuando hacemos reaccionar Pb con S para formar PbS 2.3. LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES Enunciada por Dalton en 1803 : Las cantidades de un mismo elemento que se unen con una cantidad fija de otro elemento para formar en cada caso un compuesto distinto están en la relación de números enteros sencillos. La ley de Proust no impide que dos o más elementos se unan en varias proporciones para formar varios compuestos. Así, por ejemplo, el oxígeno y el cobre se unen en dos proporciones y forman dos óxidos de cobre que contienen 79,90 % y 88,83 % de cobre. Si calculamos la cantidad de cobre combinado con un mismo peso de oxígeno, tal como 1g, se obtiene en cada caso: 79,90 20,10 =3, ,83 11,17 =7,95 8 Las dos cantidades de cobre son, muy aproximadamente, una doble de la otra y, por tanto, los pesos de cobre que se unen con un mismo peso de oxígeno para formar los dos óxidos están en la relación de 1 es a 2.

3 3. LEY DE LOS VOLÚMENES DE COMBINACIÓN Gay-Lussac enunció en 1808 la Ley de los volúmenes de combinación: A presión y temperatura constante, los volúmenes de los gases que reaccionan guardan entre sí relaciones de números sencillos 4. HIPÓTESIS DE AVOGADRO: CONCEPTO DE MOLÉCULA En 1811 Avogadro formuló la siguiente hipótesis: Volúmenes iguales de gases diferentes en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas La introducción del concepto de molécula permite explicar la ley de los volúmenes de combinación de Gay-Lussac

4 5. NÚMERO DE AVOGADRO: MOL MUNDO MACROSCÓPICO mundo microscópico H O H x 6, mol de agua 1 molécula de agua 18 u 18 gramos 1g = 6, u 1 Mol es la unidad de cantidad de sustancia: 1 mol contiene 6, partículas. La masa de un mol de átomos o moléculas es igual a la masa del átomo o de la molécula expresada en gramos. u molécula 1g 18 molécula 6, mol 6, u =18 g mol 1 mol de cualquier gas medido en condiciones normales de P y T (1 atm y 273,15K) ocupa un volumen de 22,4 L 6. LEYES DE LOS GASES. ESTUDIO CUANTITATIVO 6.1. LEY DE BOYLE Y MARIOTTE A temperatura constante, el producto de la presión por el volumen de una cierta masa de gas es constante. PV= cte V 1 =P 2 V LEY DE CHARLES A presión constante, el volumen es directamente proporcional a la temperatura,

5 expresada en grados kelvin. V 1 = V 2 T LEY DE GAY-LUSSAC V T =cte A volumen constante, la presión es directamente proporcional a la temperatura, P expresada en grados kelvin. T =cte = P 2 T ECUACIÓN DE ESTADO DE LOS GASES Gay-Lussac unificó las tres leyes al hacer un experimento en dos pasos. Primero aumentó la temperatura a presión constante y luego aumentó la presión manteniendo constante la temperatura. Cambio a presión constante Cambio a temperatura constante,v 1,,V ',T 2 P 2,V 2,T 2 El primer paso es un cambio a presión constante, por tanto aplicamos la ecuación de Charles: V 1 = V ' T 2 V '= V 1 T 2 Aplicando la ley de Boyle al segundo proceso (cambio a temperatura constante): V '=P 2 V 2 Sustituyendo V' por el valor despejado anteriormente tenemos: V 1 T 2 = P 2 V 2 Pasando T 2 al segundo miembro de la ecuación: V 1 = P V 2 2 Ecuación que se conoce como ecuación de estado de los gases T 2 P V o lo que es lo mismo T =cte Todas estas ecuaciones están calculadas para cantidad fija de gas. Como un mol de cualquier gas en condiciones normales de presión y temperatura (1 atm y 273K) ocupa

6 22,4 L, podemos calcular el valor de la constante anterior. 1 atm 22,4 Lmol 1 =0,082 atm.l 273K mol A esta constante se la denomina R o constante de los gases ideales: P V T =R Si tenemos n moles: P V =n R T Ecuación de Clapeyron o ecuación de los gases ideales LEY DE AVOGADRO. VOLUMEN MOLAR Un mol de cualquier gas ocupará el mismo volumen, sea cual sea el gas, si las condiciones de presión y temperatura son las mismas. Al volumen ocupado por un mol se le denomina volumen molar. En condiciones normales todos los gases tienen un volumen molar de 22,4 L 6.6. LEY DE LAS PRESIONES PARCIALES Si en un recipiente tenemos varios gases que no reaccionan entre sí, la presión total de la mezcla es igual a la suma de las presiones parciales ejercidas por cada uno de los gases. La presión parcial de cada gas es la que ejercería si se encontrara sólo ocupando todo el recipiente. P total = P A +P B +P C Podemos determinar la relación entre las presiones parciales y la presión total de la siguiente manera: n A R T P A V = = n A =x P total n total R T n A total V A la relación entre el número de moles de una determinada sustancia y el número total de moles se la denomina fracción molar x i De manera que podemos escribir: P A =x A P total 7. FÓRMULAS EMPÍRICAS Y MOLECULARES La fórmula empírica nos indica la proporción en la que se encuentran los átomos en la molécula. La fórmula molecular nos indica los átomos reales que tenemos en cada molécula. En química inorgánica las fórmulas se escriben simplificadas y es habitual que coincidan la fórmula empírica y la fórmula molecular, pero en química orgánica es frecuente que esto no

7 ocurra, en este caso la fórmula molecular siempre es un múltiplo de la fórmula empírica. Por ejemplo para el etano CH 3 -CH 3. La fórmula molecular es C 2 H 6 y la empírica CH 3. Para determinar la fórmula de un compuesto, seguiremos el siguiente procedimiento: Calculamos el número de moles de átomos que tenemos Dividimos entre la cantidad más pequeña para pasar a números enteros la proporción y determinar la fórmula empírica Conocida la masa molecular determinamos la fórmula molecular. EJEMPLO: El análisis de un compuesto orgánico proporcionó la siguiente composición centesimal C=40%, H=6,7% y O=53,3%. Sabiendo que la masa molecular calculada experimentalmente es de 180. Determina la fórmula molecular del compuesto. C: H: O: 40g 12 g /mol =3,33 moles de átomos dec 3,33 3,33 =1 6,7 g 1g/mol =6,7moles deátomos de H 6,7 3,33 =2,01 53,3 g 16g/mol =3,33moles deátomos deo 3,33 3,33 =1 Fórmula empírica CH 2 O Fórmula molecular (CH 2 O)n 180=n ( ) 180=n 30 n=6 Fórmula molecular C 6 H 12 O COMPOSICIÓN CENTESIMAL Se denomina composición centesimal al porcentaje en masa de cada elemento en un compuesto. Conocida la fórmula molecular es sencillo determinar la composición centesimal. EJEMPLO: Calcula la composición centesimal de la molécula de propano C 3 H 8 M m = =42 g /mol C: H: 36 g dec 42 g de propano = x g de H 42 g de propano = x 100 x= =85,71 42 x= =14,29 La composición centesimal será 85,71% de C y 14,29% de O