TEMA 2: Naturaleza de la materia

Transcripción

1 TEMA 2: Naturaleza de la materia 1.- Elemento químico, compuesto. Mezcla heterogénea y homogénea. Destilación, filtración, cromatografía y filtrado. Los sistemas materiales se clasifican en dos grupos: sustancias puras y mezclas Sustancias puras Entendemos por sustancias puras a aquellos sistemas materiales formados por un sólo tipo de sustancia. Dicho de otro modo, las sustancias puras estarán formadas por partículas idénticas entre si. Existen dos tipos de sustancias puras: Elemento químico: es una sustancia pura que no puede descomponerse en otras sustancias puras más sencillas. Los elementos químicos están recogidos en la Tabla Periódica, Estructura del Na Estructura del Cu Compuesto químico: Es una sustancia pura formada por la unión de varios elementos químicos. Estás sustancias presentan partículas idénticas entre si que pueden descomponerse en elementos químicos. partícula de agua Compuesto químico Fórmula Agua H 2O Observamos como todas las partículas del agua son idénticas entre si y están formadas por 2 elementos: hidrógeno y oxígeno Mezclas Una mezcla es un sistema material formado por dos o mas sustancias por la tanto vamos a encontrar distintos tipos de partículas Por ejemplo: Si observamos la figura, vemos como existen dos tipos de partículas, por lo tanto estamos ante una mezcla de 2 sustancias : agua y amoniaco 1

2 Existen dos tipos de mezclas: Mezcla homogénea: es aquella mezcla en la que las partículas de sus componentes no se pueden distinguir ni a simple vista ni con ayuda de un microscopio ordinario. Mezcla heterogénea: es aquella mezcla en la que las partículas de sus componentes se pueden distinguir a simple vista o con ayuda de un microscopio ordinario. Los métodos más utilizados para la separación de los componentes de una mezcla son los siguientes: Centrifugación: se utiliza para separar mezclas formadas por sólidos insolubles y un líquido. Es más preciso que la filtración. Se utiliza una centrifugadora que hace girar a los tubos de muestra, de tal manera que las partículas sólidas finalizan en el fondo de los tubos al final del proceso. Decantación: se utiliza para separar mezclas formadas por dos líquidos no miscibles. Utilizaremos un embudo de decantación Filtración: se utiliza para separar mezclas formadas por sólidos insolubles en un líquido. El sólido queda retenido en el filtro Cristalización: se utiliza para separar mezclas formadas por sólidos solubles y un líquido. Se lleva a cabo en un recipiente que recibe el nombre de cristalizador cristalizadores 2

3 Destilación simple: se utiliza para separar mezclas de sólidos solubles en líquidos, así como, las mezclas de dos líquidos miscibles y con diferentes punto de ebullición que difieran al menos en 25ºC. Este método requiere un montaje algo más complejo que los anteriores métodos ya que se necesita un mayor número de material de laboratorio Colocamos la mezcla de dos líquidos miscibles (A y B) de distinto punto de ebullición en el matraz. Al calentar la mezcla, el líquido de menor punto de ebullición (B ) comenzará a vaporizarse, mantendremos constante esa temperatura para que no vaporice el líquido A. El vapor de B sube por el matraz y llega al condensador donde disminuye su temperatura debido al contacto que experimenta con las paredes frías del tubo por donde circula agua, con lo que el vapor de B, condensa y vuelve a estado líquido. El líquido de B resbala por el tubo del condensador y cae en el matraz de destilado. Entendemos que la destilación ha concluido cuando deja de gotear líquido B en el matraz de destilado. Ya podemos observar como los líquidos A y B están perfectamente separados 2.- Leyes ponderales. Ley de los volúmenes de combinación. Molécula y mol. Hipótesis de Avogadro y número de Avogadro. 2.1 Leyes ponderales Ley de conservación de la masa La ley de conservación de la masa, enunciada por Lavoisier, afirma que en toda reacción química la masa permanece constante.. dicho de otro modo, que la suma de las masa de los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos. Si tenemos la reacción: A + B C + D Se cumple lo siguiente: masa A + masa B = masa C + masa D 3

4 Ley de las proporciones definidas (Proust) Cuando dos o mas elementos químicos se combinan entre sí para dar un determinado compuesto, lo hacen siempre en una proporción de masa fija La constitución, por ejemplo, del cloruro sódico indica que para formar 5 g de cloruro sódico, se necesitan 3 g de cloro y 2 g de sodio, por lo que la proporción entre las masas de ambos elementos es: 3 g de Cl / 2g de Na = 1,5 Sin embargo, si hacemos reaccionar ahora 10 g de cloro con otros 10 g de sodio, no obtendremos 20 g de cloruro sódico, sino una cantidad menor, debido a que la relación de combinación entre ambas masas siempre es 1,5 por lo que: 3 g de Cl / 10 g de Cl = 2 g de Na / x g de Na => x = 6,6 g de Na que reaccionan Ley de las proporciones múltiples (Dalton) Las cantidades de un mismo elemento que se combinan con una misma cantidad de otro elemento, guardan entre sí una relación numérica sencilla 2.2 Leyes volumétricas Ley de Gay-Lussac En cualquier reacción química los volúmenes de todas las substancias gaseosas que intervienen en la misma, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, están en una relación de números enteros sencillos. Hipótesis de Avogadro Surge como respuesta a la incompatibilidad entre Dalton y Gay-Lussac y afirma que: Volúmenes iguales de gases distintos sometidos a las mismascondiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas 4

5 2.3 Concepto de mol La masa en Química Se define a la unidad de masa atómica ( u.m.a. o u ) la doceava parte de la masa de un átomo de carbono 12. Su relación con el kilogramo es : 1 u = 1, kg. Si observamos la masas atómicas en la tabla periódica, vemos como no son números enteros, esto se debe a que en la naturaleza, los elementos se presentan como mezclas de varios isótopos. Por eso la masa de un átomo de un elemento químico se obtiene de la media ponderal de las masas atómicas de los distintos isótopos de dicho elemento. Ejemplo: Para calcular la masa atómica del litio haremos lo siguiente: El litio consta de dos isótopos estables: el Li-6 (7,59%) y el Li-7 (92,41%). Multiplicando la masa de cada isótopo con su abundancia (en %), los cálculos serían: La masa de una molécula, masa molecular, se calcula sumando las masas de los átomos que la componen Ejemplo: Para calcular la masa molecular del agua H 2 O: M O = 16u ; M H =1u Masa molecular del H 2 O = 2 (1u) + 1 (16u) = 18u Cantidad de sustancial: El mol Un mol de una sustancia es aquella cantidad de esa sustancia que contiene tantas partículas representativas como átomos hay en 12 gramos de carbono 12. El número de átomos que hay en 12 g de carbono 12 es igual a , cifra que se conoce como Número de Avogadro (N A ). Como partículas representativas entenderemos: 1. Átomos, si hablamos de elementos 2. Moléculas, si hablamos de compuestos El mol permite establecer una relación entre la masa de una sustancia y las partículas representativas de esa sustancia presentes en esa cantidad Se llama masa molar de una sustancia a la masa de un mol de dicha sustancia y se expresa gramos/mol ( g/mol), por ejemplo: Masa molar del Fe = 55,8 g/mol Masa molar del H 2 O = 18 g/mol La masa molar de un compuesto se calcula fácilmente conociendo las masas molares de los elementos que lo forman y la fórmula del compuesto. 5

6 3.- Ley de los gases perfectos. Se entiende por gas perfecto o ideal aquel gas en el que las moléculas que las componen ocupan un volumen despreciable frente al del recipiente que las contiene y en el que las fuerzas de atracción entre ellas son nulas Ley de Boyle A temperatura constante, el volumen ocupado por un gas es inversamente proporcional a la presión aplicada 3.2. Ley de Gay-Lussac A presión constante, un gas se extiende al calentarlo o se contrae al enfriarlo de forma proporcional a la temperatura aplicada 3.3. Ley de Avogadro El volumen que ocupa un gas es directamente proporcional al número de moles del gas 3.4 Ley de los gases perfectos Combinando las tres leyes anteriores se obtiene la ecuación de estado del gas ideal: PV = nrt Donde R es la constante de los gases ideales. Su valor en el S.I. es de 8,314 J mol -1 K -1. Sin embargo, como las presiones suelen medirse en atmósferas y los volúmenes en litros, solemos usar el valor de 0,082 atm L mol -1 K -1. 6

7 4.- Teoría cinética de los gases. La teoría cinético-molecular explica la estructura interna de los gases y para ello parte de dos hipótesis : Los gases están formados por moléculas que se mueven al azar chocando entre sí y con las paredes del recipiente La temperatura del gas es una manifestación macroscópica del grado de agitación de las moléculas del gas. Por lo que la temperatura absoluta del gas es directamente proporcional a la energía cinética media de las moléculas. Así podemos justificar las siguientes situaciones: La presión ejercida por un gas es debida a los continuos choques del gas con las paredes del recipiente. Un gas ocupa todo el volumen del recipiente que lo contiene porque el movimiento de las partículas del gas es continuo y aleatorio, de tal manera que si no hay ningún obstáculo que se oponga a este movimiento, el gas se expande hasta el infinito. Si disminuimos el volumen del recipiente del gas reducimos el área de las paredes con lo que conseguimos un mayor número de colisiones por unidad de área aumentando la presión, por lo que queda justificada la ley de Boyle Si aumentamos la temperatura del gas aumenta la Ec de las moléculas con lo que los choques contra las paredes del recipientes serán mas violentos, aumentando la presión del gas. Para mantener la presión del gas, solo cabe la posibilidad de que se expanda (ley de Gay-Lussac) La aplicación de esta teoría a sólidos y líquidos en muy sencilla: En el estado sólido, las partículas vibran a una determinada velocidad, si le comunicamos una cantidad de energía, en forma de calor, las vibraciones aumentan, subiendo la temperatura, hasta llegar a un punto donde la agitación térmica supera a las fuerzas permitiendo el paso al estado líquido. Si seguimos comunicando energía, aumentará la agitación de las partículas del líquido, con el consiguiente aumento de la temperatura, hasta llegar a un punto donde la agitación es tan grande que las partículas se deshacen de las fuerzas, quedando libres, dando lugar al estado gaseoso. 5.- Disolución. Concentración de una disolución y formas de expresarla. Una disolución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias cuya composición puede variar. En toda disolución distinguimos dos tipos de componentes: Disolvente: es el componente mayoritario de la disolución. Soluto: es el componente minoritario de la disolución En ocasiones no es tan sencillo distinguirlos. Normalmente trabajaremos con disoluciones acuosas cuyo disolvente es el agua. La disolución se ve favorecida por el aumento de la temperatura, la agitación y la pulverización del soluto, si es sólido. Por otro lado, las interacciones soluto-soluto y disolvente-disolvente dificultan las disolución, al contrario que las soluto-disolvente 7

8 5.1 Tipos de disoluciones Existen diferentes criterios para clasificar las disoluciones, uno de ellos es atendiendo al estado de agregación de los componentes: Sólido-líquido (sal en agua), líquido-líquido (agua y etanol) líquido-gas (agua carbonatada)...etc. Pero el criterio más significativo es clasificarlas en función de la relación soluto/disolvente. Para ello debemos definir previamente un concepto: solubilidad Llamamos solubilidad de una sustancia a la máxima cantidad de esa sustancia que se puede disolver en una cantidad de disolvente a una temperatura determinada. Cuanto mayor sea la temperatura, mayor será la solubilidad de una sustancia. Así podemos entender los siguientes tipos de disoluciones: Disolución diluida: es aquella disolución donde la cantidad de soluto está muy alejada de su solubilidad Disolución concentrada :es aquella disolución donde la cantidad de soluto está muy cerca de su solubilidad. Disolución saturada: es aquella disolución que no admite más soluto. Disolución sobresaturada: es aquella disolución que presenta más soluto del que puede admitir, para ello habrá que calentar 5.2. Concentración de una disolución La concentración de una disolución es una forma de expresar la cantidad de soluto presente en una determinada cantidad de disolvente o disolución. Existen varias forma de expresar la concentración de una disolución, las más usuales son las siguientes. Porcentaje en masa (%): Nos indica los gramos de soluto por cada 100 g de disolución Molaridad (M): Nos indica el número de moles de soluto presente en cada litro de disolución. Su unidad de medida es moles/l o Molar (M). 8

9 Molalidad (m): Expresa los moles de soluto que por cada kilogramo de disolvente. Se representa moles/kg o molal (m) Fracción molar (X): la frección molar de un componente nos indica la relación existente entre los moles de dicho componente y los moles totales de la disolución. El valor de la fracción molar de cada componente está comprendida en el intervalo (0,1) y la suma de las fracciones molares de todos los componentes de una disolución es igual a 1 9

10 FICHA DE EJERCICIOS 1.- El alcohol etílico y el alcohol isopropílico tienen unas temperaturas de ebullición de 78,3 C y 82,5 C, respectivamente. Podríamos separarlos de una mezcla de ambos mediante destilación? Justifica tu respuesta. 2.- El oxígeno se combina con el silicio en una relación de masa 1,14 : 1: a) Qué masa de silicio es necesaria para reaccionar con 1 g de oxígeno? b) Qué masa de óxido de silicio se formará? Enuncia brevemente las leyes ponderales que hayas utilizado. 3.- Completa la siguiente tabla: Indica qué leyes has utilizado y enúncialas. 4.- El hidrógeno y el oxígeno se encuentran formando agua en una relación de masas 1 : 8. Si ponemos a reaccionar 1 g de hidrógeno y 1 g de oxígeno, qué sucederá? a) Se formarán 2 g de agua. b) Parte del oxígeno quedará sin reaccionar. c) Parte del hidrógeno quedará sin reaccionar. d) Sobrará una parte de oxígeno y otra parte de hidrógeno. 5.- Completa la siguiente tabla referida a la ley de las proporciones definidas: 6.- Cada una de las siguientes proposiciones cuestiona alguna de las hipótesis de Dalton. Indícalas. a) El oxígeno tiene varios isótopos. b) Los electrones y los protones son partículas subatómicas. c) La fórmula molecular de la sacarosa (azúcar) es C 12 H 22 O Tenemos dos recipientes de igual volumen y en idénticas condiciones de presión y temperatura. En el primero hay 0,391 g de cloro, y en el segundo, 0,143 g de acetileno: a) Dónde hay mayor número de moléculas? Por qué? b) Qué relación existe entre las masas de una molécula de acetileno y una de cloro? 8.- Tenemos dos recipientes de igual volumen en idénticas condiciones de presión y temperatura. El primero contiene oxígeno, y el segundo, nitrógeno. Razona la veracidad o la falsedad de las siguientes proposiciones: a) Ambos recipientes pesarán lo mismo. b) Ambos recipientes contendrán igual número de átomos. c) Ambos recipientes contendrán igual número de moléculas. 10

11 9.- Cuál de las siguientes muestras contiene mayor número de moléculas y cuál mayor número de átomos? Todas ellas están en iguales condiciones de presión y temperatura. a) 1 L de H 2 b) 1 L de O 2 c) 1 L de O 3 d) 0,5 L de NH Encuentra la relación de equivalencia entre la unidad de masa atómica y el gramo Calcula el número de moléculas que hay en 25 ml de etanol, C 2 H 6 O, sabiendo que su densidad es 0,789 g/ml Qué tiene más masa, 1, átomos de sodio o 1 L de amoniaco medido en condiciones normales? 13.- Calcula la masa en gramos de una molécula de agua Calcula el número de moléculas de agua que hay en una persona de 70 kg. Supón que el 75% de nuestro cuerpo es agua Dispones de un recipiente con tres moles de ácido sulfúrico. Calcula, para esa cantidad de sustancia: a) Su masa en gramos. b) El número de moles de átomos de H, S y O. c) El número de átomos de H, S y O Calcula dónde hay mayor número de átomos: a) En 10 g de Fe. b) En 10 g de agua. c) En 10 ml de vapor de agua en c.n Calcula la composición centesimal de los siguientes compuestos: a) Etanal. b) Ácido butanoico. c) Sulfato de cromo (III) El análisis químico elemental de un compuesto clorado de carbono dio la siguiente composición centesimal en masa: 30,45% de C, 3,83% de H, 20,23% de O y 45,49% de Cl. Sabiendo que su masa molecular está entre 150 u y 180 u, cuál será su fórmula molecular? 19.- Durante muchos años se ha utilizado el cloroformo como anestésico. Esta sustancia presenta la siguiente composición centesimal: 10,06% de C, 0,85% de H y 89,09% de Cl. Sabiendo que la masa de 1 L de dicho gas, en condiciones normales, es 5,33 g, determina la fórmula molecular del cloroformo El análisis químico elemental de un compuesto orgánico dio el siguiente resultado: 62,01% de C, 10,32% de H y 27,67% de O. Sabiendo que la densidad de su vapor, en condiciones normales, es de 5,19 g/l, determina la fórmula molecular del compuesto Calcula el volumen que ocuparán 20 g de dióxido de azufre medidos a 650mmHg y 95 C Se disuelven 1,50 g de carbonato de litio, Li 2 CO 3, en agua, hasta alcanzar un volumen final de 750 ml. Calcula la molaridad de la disolución Se disuelven 10,0 g de ácido sulfúrico puro, H 2 SO 4, en agua destilada hasta un volumen final de 100 ml, obteniéndose una disolución de densidad 1,035 g/ml. Calcula: a) El porcentaje en masa del soluto. b) La molaridad de la disolución Calcula la molaridad y la molalidad de una disolución, resultado de mezclar 1,0 g de sulfato de sodio, Na 2 SO 4, y 500 g de agua. NOTA: Supón que la densidad de la disolución final es la del agua Calcula la molalidad y la fracción molar del cloruro de sodio en una disolución resultado de disolver 30 g de la sal en 125 g de agua ,0 ml de una disolución de hidróxido de potasio, KOH, contienen 6,1 g de soluto puro. Sabiendo que la densidad de la disolución es 1,100 g/ml, calcula el porcentaje en masa. 11

12 27.- El etiquetado de un frasco que contiene una disolución acuosa de amoniaco nos indica que se trata de una disolución al 26,0% en masa y de 0,904 g/ml de densidad. Calcula: a) La molaridad. b) La molalidad. c) Los gramos de soluto que habrá en 50 ml de dicha disolución. d) La fracción molar del soluto y del disolvente Cuántos mililitros de ácido clorhídrico, HCl, concentrado al 36% en masa y 1,19 g/cm 3 de densidad, debemos tomar para preparar 250 cm 3 de disolución de este mismo ácido pero de concentración 1 M? 29.- Se disuelven 30 g de hidróxido de potasio en la cantidad de agua necesaria para preparar 250 ml de disolución. a) Calcule su molaridad. b) Se diluyen 250 ml de esa disolución hasta un volumen doble. Calcule el número de iones potasio que habrá en 50 ml de la disolución resultante A temperatura ambiente, la densidad de una disolución de ácido sulfúrico del 24% de riqueza en peso es 1 17 g/ml. Calcule su molaridad Una disolución acuosa de ácido sulfúrico tiene una densidad de 1 05 g/ml, a 20 ºC, y contiene 147 g de ese ácido en 1500 ml de disolución. Calcule: a) La fracción molar de soluto y de disolvente de la disolución. b) Qué volumen de la disolución anterior hay que tomar para preparar 500 ml de disolución 0 5 M del citado ácido? 32.- Una disolución acuosa de H 3 PO 4, a 20 ºC, contiene 200 g/l del citado ácido. Su densidad a esa temperatura es 1 15 g/ml. Calcule: a) La concentración en tanto por ciento en peso. b) La molaridad Una disolución de ácido acético tiene un 10 % en peso de riqueza y una densidad de 1 05 g/ml. Calcule: a) La molaridad de la disolución. b) La molaridad de la disolución preparada llevando 25 ml de la disolución anterior a un volumen final de 250 ml mediante la adición de agua destilada a) Calcule el volumen de agua que hay que añadir a 100 ml de una disolución 0 5 M de NaOH para que sea 0 3 M Calcule: a) La molaridad de una disolución acuosa de ácido clorhídrico del 25 % en peso y densidad 0 91 g/ml. b) El volumen de la disolución del apartado anterior que es necesario tomar para preparar 1 5 L de disolución 0 1 M a) Calcule el volumen de ácido clorhídrico del 36 % de riqueza en peso y densidad 1 19 g/ml necesario para preparar 1 L de disolución 0 3 M. b) Se toman 50 ml de la disolución 0 3 M y se diluyen con agua hasta 250 ml. Calcule la molaridad de la disolución resultante La masa molar de una sustancia es 180,07 g. Su composición centesimal es 26,68 % C, 2,24% H, 71,08% O. Halla la fórmula molecular de la sustancia 38.- Razone: a) Qué volumen es mayor el de un mol de nitrógeno o el de un mol de oxígeno, ambos medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura? b) Qué masa es mayor la de un mol de nitrógeno o la de uno de oxígeno? c) Dónde hay más moléculas, en un mol de nitrógeno o en uno de oxígeno? Masas atómicas: N = 14; O = 16 12

13 40.- En un recipiente se introducen 30 g de vapor de agua a 25ºC y 720 mm-hg de presión. Calcula: a) El volumen ocupado por el gas b) El número de moléculas del gas M H = 1 g/mol M O = 16 g/mol 41.- Se disuelven 120 g de ácido sulfúrico en 750 ml de agua. Si la densidad del agua es de 1g/mL. Calcula: a) la molaridad de la disolución b) la molalidad de la disolución c) el porcentaje en masa de soluto d) la fracción molar de soluto y disolvente M H = 1 g/mol M O = 16 g/mol M S = 32 g/mol 42.- En un recipiente se vierten 500 ml de una disolución de sulfato de cobre 3 M. Calcula: a) los moles de la sal presentes b) las moléculas de soluto c) los átomos de Cu, de O y de S M Cu = 63,5 g/mol M O = 16 g/mol M S = 32 g/mol 43.- Calcula la molaridad que resulta de añadir 200 ml de agua a 300 ml de una disolución de NaOH 0,3 M M O = 16 g/mol M Na = 23 g/mol M H = 1 g/mol 44.- Calcula las molaridades de las disoluciones resultantes de mezclar 50 ml de ácido clorhídrico 0,136 M con cada uno de los siguientes líquidos: a) con 70 ml de agua b) con 90 ml de una disolución de ácido clorhídrico 0,068 M 45.- Una disolución acuosa de ácido sulfúrico tiene una densidad de 1,25 g/ml y una riqueza en peso del 28%: determina su molaridad y su molalidad 46.- A 300 ml de una disolución 0,8 M de carbonato de sodio se le añaden 200 ml de agua. Calcula: a) la molaridad de la disolución resultante b) los gramos de oxígeno que hay presentes en 25 ml de la disolución diluida M Ca = 40 g/mol M O = 16 g/mol M C = 12 g/mol 13