TEMA 1. CONCEPTOS BÁSICOS DE QUÍMICA.

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1 TEMA 1. CONCEPTOS BÁSICOS DE QUÍMICA. 1. El átomo -Átomos y moléculas -Mol -Número de Avogadro 2. Leyes fundamentales -Conservación de la masa -Proporciones definidas -Proporciones múltiples -Proporciones recíprocas -De los volúmenes de combinación de los gases 3. Gases -Leyes de Boyle-Mariotte y Charles y Gay-Lussac -Ley de Avogadro -Ecuación general del gas ideal -Mezcla de gases 4. Disoluciones -Concentración -Solubilidad -Propiedades coligativas 5. Fórmulas químicas -Composición centesimal -Fórmula empírica 6. Ecuaciones químicas -Ajuste de reacciones -Reacciones masavolumen -Reacciones masa-masa -Rendimiento de un proceso químico 1

2 1.- EL ÁTOMO. Partes fundamentales del átomo: - El átomo está formado por un núcleo donde están los protones y neutrones y una corteza donde están los electrones. - Para definir los átomos se utiliza: Z= nº atómico: nº de electrones= nº de protones A= nº másico: nº protones + nº neutrones - Se colocan: A Z X o A Z X - Ejercicio 1. Isótopos: átomos que tienen el mismo nº de protones o electrones y difieren en el nº de neutrones. Por ejemplo: 1 1 H 2 1 D 3 1 T Unidad de masa atómica (u): - Se toma como patrón el isótopo 12 del C. - la doceava parte de la masa del isótopo del carbono la masa relativa del carbono 12 es 12u y la masa relativa del hidrógeno es 1u. Cantidad de sustancia: magnitud fundamental que mide el número de unidades elementales de una especie en una muestra. Unidades: mol - Mol de átomos de un elemento químico: cantidad en gramos igual al número que expresa la masa en u. - Mol de moléculas de un compuesto: cantidad en gramos igual al número que expresa la masa en u. - Número de Avogadro: número de partículas existentes en un mol y vale 6, Ejercicios 2, 3, 4, 5, 6, 7, LEYES FUNDAMENTALES. Ley de conservación de la masa o ley de Lavoisier. - En toda transformación química, la masa total de los reactivos que reaccionan es igual a la masa total de los productos de la reacción. Carbono + oxígeno dióxido de carbono 12 g 32 g 44 g -Se cumple siempre excepto en las reacciones nucleares. Ley de las proporciones definidas o ley de Proust. - Los elementos se combinan para formar compuestos y lo hacen en proporciones fijas y definidas. 2

3 Cloro + sodio cloruro de sodio masacloro 35, 5 = = cte masasodio 23 - Ejercicio 9. Ley de las proporciones múltiples o ley de Dalton. - Cuando dos elementos se combinan entre si para formar compuestos diferentes, las diferentes masas de uno de ellos que se combinan con una masa fija de otro, guardan entre si una relación de números sencilla. Hidrógeno + oxígeno agua hidrógeno + oxígeno agua oxigenada 2 g 16 g 2g 32 g - Ejercicio 10. Ley de las proporciones recíprocas o ley de Richter. - Las masas de dos elementos que se combinan con una masa de un tercero, guardan la misma proporción que las masas de los dos cuando se combinan entre si. Hidrógeno + oxígeno agua sodio + oxígeno óxido de sodio 2 g 16 g 46 g 16 g Hidrógeno + sodio hidruro de sodio 2 g 46 g - Si un elemento se combina fácilmente con otros y establecemos la proporción en que lo hacen, podemos conocer la proporción en que todos los demás elementos se combinan entre si. Ley de los volúmenes de combinación o ley de Gay-Lussac. - Hace referencia a relaciones en volúmenes en reacciones químicas y se establecen cuando los reactivos y productos son gases, nunca con líquidos y sólidos. - En una reacción química en que intervienen gases, si se mantienen las condiciones de P y T, los volúmenes de las sustancias gaseosas, tanto de reactivos como de productos, están en relación de números sencillos. Hidrógeno + oxígeno agua 2 litros 1 litro 2 litros 2 H 2 (g) + O 2 (g) 2 H 2 O (g) N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g) Cl 2 (g) + H 2 (g) 2 HCl (g) 3.- GASES. La presión que ejerce un gas se debe a los choques de las partículas contra las paredes del recipiente que lo contiene. La presión depende de: - velocidad de las partículas, vacío entre las partículas, número de partículas (microscópico) T m (macroscópico) 3

4 Teoría cinético-molecular de la materia. - la materia está formada por partículas. - en movimiento (P, T) - con vacío entre ellas () - el tamaño de las partículas es despreciable - las fuerzas entre las partículas son despreciables - las partículas tienen masa. Comparar con sólidos y líquidos: SÓLIDO LÍQUIDO GAS Las mismas partículas (para una misma sustancia) Movimiento g>l>s acío g>l>s Fuerzas s>l>g Ley de Boyle- Mariotte. -A temperatura constante y para una misma cantidad de gas, el producto de la presión de un gas por el volumen que ocupa se mantiene constante. Se expresa: P. = K P Ley de Charles y Gay-Lussac. - A presión constante y para una misma cantidad de gas, el volumen ocupado por un gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta a la que está sometido el gas. Se expresa: = K T Donde T (K) = t (ºC)

5 temperatura temperatura Gráfica teórica Gráfica experimental -273 ºC t (ºC) 0 K 273 K T (K) Gráfica ley Ley de Gay-Lussac. - A volumen constante y para una misma cantidad de gas, la presión de un gas y la temperatura P absoluta son directamente proporcionales. Se expresa = K T T (K) T (K) 5

6 Ecuación de los gases ideales P = K T Ley de Avogadro - olúmenes iguales de diferentes gases, medidos a la misma temperatura y presión contienen igual cantidad de partículas. - El volumen de un gas, a presión y temperatura constantes, es directamente proporcional a la cantidad de sustancia: =K.n - 1 mol en c.n. de cualquier gas ocupa 22,4 L Ecuación general de los gases ideales: P. = n.r.t 1 mol en c.n. de cualquier gas ocupa 22,4 L 6 R = 0, 082 atml molk Presión parcial. - En una mezcla de gases estos se comportan como si estuviesen solos en el recipiente, en las mismas condiciones. - Ley de Dalton de las presiones parciales: la presión ejercida por una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de los gases que componen la mezcla. - Relación entre la presión parcial de un gas y la presión total de la mezcla: P=P T. X P A = n A R T P B = n B R T P T = n T R T P RT ordenando: A P = ; B RT P = ; T RT = na nb nt P A PT P por lo tanto: = A na P = A = X A na nt PT nt PT donde X A es la fracción molar del gas A - Ejercicios: 11, 12, 13, DISOLUCIONES. Clasificación de la materia: - Sustancias: simples: formadas por átomos del mismo elemento Compuestas: formadas por átomos de distintos elementos - Mezclas: formadas por agrupaciones de 2 o más sustancias simples o compuestas. Homogéneas: la misma composición y propiedades en todas sus partes (DISOLUCIONES) Heterogéneas: distinta composición y propiedades en sus partes. Qué es una disolución? Es una mezcla homogénea de 2 o más sustancias químicas diferentes. Componentes: - Disolvente: se encuentra en mayor proporción. - Soluto: se encuentra en menor proporción. El agua siempre será el disolvente esté en mayor o menor proporción.

7 Concentración de una disolución: es la expresión que relaciona la cantidad de soluto disuelto en cierta cantidad de disolvente o de disolución. La cantidad de soluto que se puede disolver no es ilimitada y se define solubilidad de un soluto en un disolvente como la máxima cantidad de soluto que se puede disolver en una determinada cantidad de disolvente a una temperatura determinada. La solubilidad de una disolución depende: - soluto y disolvente - temperatura (normalmente a mayor temperatura mayor solubilidad: KCl, KNO 3, NaCl; pero hay excepciones como el Na 2 SO 4, a mayor temperatura menos solubilidad y en los gases que a más temperatura menos solubilidad) Formas de expresar la concentración de una disolución: 1) % masa: gramos de soluto/100 gramos de disolución. 2) % masa-volumen: gramos de soluto/100 ml de disolución. 3) % volumen: litros de soluto/100 litros de disolución 4) g/l: gramos de soluto/ 1 litro de disolución 5) M: molaridad Cantidad de soluto (mol) M= olumen disolución (litros) 6) Fracción molar X Cantidad de soluto (moles) Xs= Cantidad de soluto (moles) + Cantidad de disolvente (moles) Cantidad de disolvente (moles) Xd= Cantidad de soluto (moles) + Cantidad de disolvente (moles) Xs + Xd=1 Para relacionar las distintas formas de expresar la concentración: masadisolución densidaddi solución = volumendisolución Preparación de disoluciones. Las disoluciones de mayor interés son las líquidas, en las que un soluto sólido o líquido se disuelve en un disolvente, que generalmente es el agua. A) Disolución de soluto sólido y disolvente líquido. - Calcular la cantidad de soluto sólido que vamos a disolver. - Pesar en una balanza la cantidad calculada de soluto. - Poner el soluto en un vaso de precipitados y añadir una pequeña cantidad de disolvente, disolver el soluto con ayuda de un agitador. Se puede realizar un pequeño calentamiento si es necesario para favorecer la disolución. 7

8 - Trasvasar esta disolución al matraz aforado y enrasar el matraz añadiendo más disolvente hasta alcanzar el volumen deseado. - Mezclar. Materiales: balanza, vidrio de reloj, espátula, vaso de precipitados, agitador (manual o eléctrico), matraz aforado, embudo, frasco lavador. B) Disolución de soluto y disolventes líquidos. - Calcular la cantidad de soluto líquido necesario. Se calcula el volumen de la disolución concentrada que tendremos que utilizar. La dificultad de este caso reside en que en los laboratorios se utilizan muchos gases en forma de disoluciones líquidas, por lo que muchos solutos de partida son realmente otras disoluciones. Por ejemplo, el ácido clorhídrico puro es gas y el HCl comercial que llega a los laboratorios es una disolución tipo ácido clorhídrico en agua. - Medir con una pipeta (si es poca cantidad) o con una probeta (si es mucha cantidad) la cantidad calculada de soluto. - Poner el soluto en un matraz aforado y enrasar el matraz añadiendo más disolvente hasta alcanzar el volumen deseado. - Mezclar. Materiales: pipeta o probeta, matraz aforado, embudo, frasco lavador. Propiedades coligativas. Cuando se añade un soluto a un disolvente, algunas propiedades del disolvente se modifican. Cuanto mayor sea la concentración de la disolución, más se modifican las propiedades del disolvente. 8

9 amos a estudiar las propiedades: presión de vapor, punto de congelación, punto de ebullición, presión osmótica. Se llaman propiedades coligativas por depender sólo de la concentración del soluto. No dependen ni de la naturaleza ni del tamaño del soluto. Experimentalmente se ha llegado a los siguientes resultados: (GRAFICA 1) A) Presión de vapor Concepto de presión de vapor: en los líquidos las moléculas están en movimiento de traslación. Si el recipiente está cerrado, las moléculas del líquido pasan a gas y luego las de gas pasan a líquido y se establece un equilibrio dinámico entre los dos procesos opuestos que tienen lugar a la misma velocidad. Se llama presión de vapor de un líquido a la presión que ejerce la fase vapor en equilibrio con el líquido en un recipiente cerrado. La presión de vapor tiene un valor concreto para una temperatura dada y para cada líquido. La presión de vapor de una disolución es menor que la presión de vapor del disolvente para una temperatura dada (ver GRÁFICA 1) 9

10 La ley de Raoult expresa esta variación: P o : presión de vapor del disolvente puro P: presión de vapor de la disolución X s : fracción molar del soluto También se puede expresar: P = X P d o P P = X P, donde o 10 s o, donde X d es la fracción molar del disolvente. B) Aumento ebulloscópico Como aparece en la GRÁFICA 1, aumenta la temperatura de ebullición de una disolución cuando al disolvente se le añade soluto. Depende de la naturaleza del disolvente (Ke) y de la concentración del soluto (m). Este aumento ebulloscópico viene determinado por la ecuación: te= t- te = Ke m donde t: temperatura de ebullición de la disolución te: temperatura de ebullición del disolvente puro Ke: constante ebulloscópica molal del disolvente m: molalidad, otra forma de expresar la concentración de una disolución. Ejemplo: olla con sal. C) Descenso crioscópico Como aparece en la GRÁFICA 1, disminuye la temperatura de fusión o congelación de una disolución cuando al disolvente se le añade soluto. Depende de la naturaleza del disolvente (Kc) y de la concentración del soluto (m). Este descenso crioscópico viene determinado por la ecuación: tc= tc- t = Kc m donde t: temperatura de congelación de la disolución tc: temperatura de congelación del disolvente puro Kc: constante crioscópica molal del disolvente m: molalidad, otra forma de expresar la concentración de una disolución. Ejemplo: sal en las carreteras, anticongelante. D) Presión osmótica Concepto de ósmosis: cuando se separan una disolución y su disolvente puro por medio de una membrana semipermeable (deja pasar el disolvente pero no el soluto) las moléculas de disolvente pueden pasar a través de la membrana en los dos sentidos pero en mayor número hacia la disolución hasta alcanzar un valor límite de presión, momento en el cual se establece un equilibrio dinámico entre las moléculas de disolvente que pasan a través de la membrana en los dos sentidos. Esta presión se llama presión osmótica. La presión osmótica se representa con Π y se expresa para disoluciones diluidas y solutos no salinos con la ecuación de an t Hoff: Π = n R T donde Π: presión osmótica (atm) : volumen de la disolución (L) n= cantidad de sustancia (mol) T: temperatura absoluta (K) La ecuación se utiliza para determinar masas atómicas de moléculas gigantes, por ejemplo proteínas. Es importante en procesos biológicos: absorción del agua por las raíces de las plantas,

11 intercambios de las células con el exterior (membrana plasmática). - Ejercicios: 20, 21, FÓRMULAS QUÍMICAS. Fórmula de un compuesto: conjunto de símbolos y números en forma de subíndices que representan las sustancias. Significado: - Cualitativo: elementos que forman la sustancia - Cuantitativo: número de átomos de cada elemento que forman una sustancia. Tipos de fórmulas: - empírica - molecular - desarrollada Tipos de ejercicios: - Determinar la composición centesimal de un compuesto - Deducir la fórmula empírica de un compuesto a partir de su composición centesimal. 6.- ECUACIONES QUÍMICAS. Reacción química: proceso en el cual se produce la ruptura de los enlaces de las sustancias iniciales y la formación de nuevos enlaces en las sustancias finales. Las sustancias iniciales se llaman reaccionantes y las sustancias finales productos de la reacción. Ecuación química: representación de una reacción química, donde separadas por una flecha o dos se indican a la izquierda los reaccionantes y a la derecha los productos. Tiene que haber el mismo número de átomos de cada elemento en los reactivos y en los productos. Al ajustar una reacción se determina el valor de los coeficientes estequiométricos. Tipos de reacciones a) Según se desprenda o absorba energía - Exotérmicas: H 2 (g) + ½ O 2 (g) H 2 O (g) + energía - Endotérmicas: H 2 O (g) + energía H 2 (g) + ½ O 2 (g) b) Según sean reacciones totales o equilibrios - Irreversibles (reacciones totales): 2 HCl (ac) + Zn (s) ZnCl 2 (ac) + H 2 (g) - Reversibles (equilibrios químicos): N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g) c) Según cómo tenga lugar la reacción c.1.) Reacciones de síntesis o de combinación. Dos o más sustancias reaccionan para dar otra más compleja A + B AB N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g) Fe (s) + S(s) FeS (s) 2 Ca (s) + O 2 (g) 2 CaO (s) 11

12 CaO (s) + H 2 O Ca(OH) 2 (ac) SO 2 (g) + H 2 O H 2 SO 3 (ac) c.2.) Reacciones de descomposición. Una sustancia se descompone formando dos o más simples AB A + B CaCO 3 (s) CaO (s) + CO 2 (g) Ca (OH) 2 (ac) CaO (s) + H 2 O 2 KClO 3 (s) 2 KCl (s) + 3 O 2 (g) 2 HgO (s) 2 Hg (l) + O 2 (g) 2 H 2 O 2 H 2 (g) + O 2 (g) 2 NaCl (s) 2 Na (s) + Cl 2 (g) c.3.) Reacciones de desplazamiento o sustitución. Uno de los elementos de un compuesto es sustituido por otro elemento AB + X XB + A Zn (s) + CuSO 4 (ac) ZnSO 4 (ac) + Cu (s) 2 K(s) + 2 H 2 O 2 KOH (ac) + H 2 (g) Zn (s) + H 2 SO 4 (ac) ZnSO 4 (ac) + H 2 (g) Cl 2 (g) + 2 KBr (ac) 2 KCl (ac) + Br 2 (l) c.4.) Reacciones de doble sustitución o intercambio. Las sustancias reaccionantes están ionizadas en la disolución y los iones pueden moverse libremente y se intercambian formando nuevos compuestos AB + XY AX + YB - Se forma un precipitado: NaCl (ac) + AgNO 3 (ac) NaNO 3 (ac) + AgCl (s) - Se forma una molécula covalente: HCl (ac) + NaOH (ac) NaCl (ac) + H 2 O - Se forma un gas: 2 HCl(ac) + Na 2 CO 3 (s) 2 NaCl (ac) + H 2 O + CO 2 (g) c.5.) Reacciones de reagrupamiento interno o cambio isomérico. Transformación de una sustancia en otra, manteniéndose la cantidad inicial de cada uno de los elementos. NH 4 CNO > (NH 2 ) 2 CO (fulmiato de amonio urea) Tipos de ejercicios: - Cálculo de masa, volúmenes en gases, disoluciones... - Rendimiento del proceso. - Con sustancias impuras. - Reactivo limitante. 12