Conceptos básicos de Química

Transcripción

1 Conceptos básicos de Química David Núñez Carmona Animaciones :

2 ÍNDICE 1. Las leyes fundamentales de la Química 1. Leyes ponderales 1. Ley de conservación de la masa 2. Ley de las proporciones definidas 3. Ley de las proporciones múltiples 4. Ley de las proporciones recíprocas 2. Teoría atómica de Dalton 3. Leyes volumétricas 1. Ley de los volúmenes de combinación 2. Ley de Avogadro

3 2. Medidas de la masa 1. Símbolos y fórmulas 2. Masas atómicas y moleculares 3. Composición centesimal o porcentual 4. Átomo-gramo y molécula gramo 5. Número de Avogadro. Concepto de mol 6. Volumen molar

4 3. Leyes de los gases 1. Ley de Boyle 2. Ley de Charles-Gay-Lussac 3. Ecuación de estado de los gases 4. Ley de Dalton de las presiones parciales

5 4. Disoluciones 1. Solubilidad y concentración 2. Modos de expresar la concentración 1. Molaridad 2. Normalidad 3. Molalidad 4. Fracción molar 5. Porcentaje en peso 6. Porcentaje masa-volumen

6 5. Estequiometría de las reacciones químicas 1. Ecuaciones químicas. Ajuste 1. Ajuste de una ecuación química 2. Tipos generales de reacciones químicas 1. Síntesis o combinación 2. Descomposición 3. Desplazamiento o sustitución 4. Doble descomposición o intercambio 3. Cálculos basados en las ecuaciones químicas

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8 1. LEYES PONDERALES El estudio de las reacciones químicas lleva al establecimiento de una serie de leyes comprobadas experimentalmente y de carácter cuantitativo, que fueron la base de la teoría atómica de Dalton. Estas leyes, denominadas leyes ponderales de las combinaciones químicas serefieren a los pesos (masas) de las sustancias que entran en juego en las reacciones y fueron la principal consecuencia de la aplicación de la balanza al estudio de las transformaciones químicas.

9 1 Ley de conservación de la masa Fue enunciada por Antoine de Lavoisier en Empleando la balanza, muestra de un modo indiscutible que toda combustión en el aire resulta de una combinación con una parte del aire. La teoría del flogisto recibe así un duro golpe. Repitiendo este tipo de experimentos muchas veces y para toda clase de reacciones llegó a la siguiente ley: La masa de un sistema permanece invariable cualquiera que sea la transformación que ocurra dentro de él, es decir, en términos químicos, la masa de las sustancias reaccionantes es igual a la masa delos productos dela reacción.

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11 2. Ley de las proporciones definidas También conocida como ley de la composición constante, fue enunciada por Joseph Proust en Cuando dos o más elementos se combinan entre sí para formar un compuesto lo hacen siempre en una relación de pesos definida y constante. Esta ley también se puede enunciar de otra manera: Para cualquier muestra pura de un determinado compuesto los elementos que lo conforman mantienen una proporción fija en peso, es decir, una proporción ponderal constante.

12 Plomo 20 g Azufre 6 g Reacción completa Composición: 86,5 % Pb 13,5 % S Sulfuro de plomo (II) 23, 12 g Azufre 2,88 g

13 3. Ley de las proporciones múltiples Fue enunciada por Dalton en 1804, tras investigar el caso de los óxidos de nitrógeno, en el que dos elementos se combinan para dar lugar no a uno, sino a varios compuestos distintos: Cuando dos elementos se combinan para formar más de un compuesto los pesos de uno de los elementos que se combinan con un mismo peso del otro están en una relación de números enteros sencillos.

14 Óxido de cobre (a) Oxígeno 1,00 g Cobre 3,971 g Óxido de cobre (b) Oxígeno 1,00 g Cobre 7,942 g Relación de masas 3,971 7,

15 4. Ley de las proporciones recíprocas o equivalentes Fue formulada en 1791, por Jeremiah Richter. Los pesos de elementos diferentes que se combinan con un mismo peso de otro son los pesos relativos de aquellos elementos cuando se combinan entre sí, o múltiplos o submúltiplos de ellos. La ley de las proporciones recíprocas conduce a fijar a cada elemento un peso relativo de combinación, que es el peso del mismo que se une con un peso determinado del elemento que se toma como tipo de referencia.

16 Oxígeno Plomo Óxido de plomo (II) ,2 Oxígeno Azufre Anhídrido sulfuroso Azufre Plomo Sulfuro de plomo (II) ,2

17 TEORÍA ATÓMICA DE DALTON En 1805 Dalton enuncia su teoría atómica para explicar las leyes ponderales de las reacciones químicas. Su teoría puede resumirse en los siguientes puntos: Las sustancias están formadas por pequeñas partículas de materia denominadas átomos. Los átomos son indivisibles y no se pueden crear ni destruir. Los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y propiedades y los de elementos diferentes, distintos. Dos o más átomos de sus correspondientes elementos pueden combinarse en una relación constante y sencilla para generar compuestos.

18 Justificación de las leyes ponderales Ley de conservación de la masa: Consecuencia de que los átomos no se crean ni se destruyen, y que en una reacción química los átomos de los reactivos solamente cambian su estado de combinación unos con otros para formar los productos, pero que su número novaría. Ley de la composición definida: Una molécula está constituida por un número definido de átomos, y ese número de átomos será el mismo en cualquier otra molécula del mismo compuesto.

19 Ley de las proporciones múltiples: Un átomo de un elemento puede combinarse con uno o varios átomos de un segundo elemento para formar diferentes compuestos. En éstos, las proporciones del segundo elemento serán diferentes, pero guardarán entre sí una relación sencilla:

20 Ley de las proporciones recíprocas

21 LEYES VOLUMÉTRICAS Las anteriores leyes son ponderales, es decir, se refieren a las masas de las sustancias que intervienen en las reacciones químicas. Las siguientes, en cambio, son volumétricas y sólo son validas para los gases.

22 1. Ley de los volúmenes de combinación Enunciada en 1808 por Louis Joseph Gay-Lussac, basándose en observaciones experimentales. En cualquier reacción gaseosa, los volúmenes de gases que reaccionan y los volúmenes de los productos están en una relación de números sencillos, siempre que estos volúmenes estén medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura. 2 litros de hidrógeno + 1 litro de oxígeno 2 litros de vapor de agua 1 litro de nitrógeno + 3 litros de hidrógeno 2 litros de amoníaco 1 litro de cloro + 1 litro de hidrógeno 2 litros de cloruro de hidrógeno

23 2. Ley de Avogadro Amadeo Avogadro, en 1811, intenta explicar la ley de Gay-Lussac sugiriendo lasiguiente hipótesis: Los mismos volúmenes de gases distintos, medidos bajo las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de partículas. Esta ley puede expresarse también como sigue: Un determinado número de moléculas de cualquier gas ocupa siempre el mismo volumen, bajo las mismas condiciones de presión y temperatura.

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26 SÍMBOLOS Cada elemento se representa por un símbolo que consiste en la primera letra mayúscula de su nombre seguida, cuando es necesario, de una segunda letra minúscula. Algunos símbolos derivan de sus nombres en latín o griego. Los símbolos, además de abreviatura, representan un átomo del elemento y, como veremos más adelante, una cantidad definida del mismo: su peso atómico expresado en cualquier unidad.

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28 FÓRMULAS Cada compuesto se representa por una fórmula que consiste en los símbolos de los elementos que intervienen en el compuesto con unos subíndices que indican, en el caso de las moléculas, el número de átomos de cada elemento que hay en una molécula del compuesto. Las fórmulas, además, representan una cantidad definida del compuesto: el peso molecular expresado en cualquier unidad. Existen diversos tipos de fórmulas:

29 Fórmula empírica: Es la fórmula química más sencilla que puede escribirse para un compuesto, es decir, tiene los subíndices enteros más pequeños posibles. Por ejemplo: El metilfenidato HCI es un medicamento cuya fórmula empírica es C 14 H 19 NO 2 También se utiliza para representar a sustancias que no están compuestas por moléculas, como por ejemplo SiO 2 (cristal covalente) o el NaCl (cristal iónico)

30 Fórmula molecular: La fórmula molecular es la fórmula que expresa las proporciones correctas y el número correcto de átomos que forman una molécula de una sustancia dada. La fórmula empírica no necesariamente coincide con la fórmula molecular. Si no coinciden, la fórmula molecular es un múltiplo de la fórmula empírica y para determinar la primera hay que tener la fórmula empírica y el peso molecular. Por ejemplo, para el benceno, la fórmula molecular es C 6 H 6, mientras que la fórmula empírica es CH.

31 Fórmula estructural: Indica, además del número de átomos de cada elemento que lo constituyen, la forma en que enlazan entre sí. Son muy empleadas en Química Orgánica por su utilidad para diferenciar isómeros. En el caso del metilfenidato:

32 ESCALAS MASAS ATÓMICAS Patrón Hidrógeno (Valor exacto 1) Patrón Oxígeno (Valor exacto 16) Escala Química (Pesos atómicos) IUPAC Patrón Isótopo de Carbono Patrón Isótopo Oxígeno (Valor exacto 16) Escala Física (Masas atómicas) Valor exacto 12

33 COMPOSICIÓN CENTESIMAL O PORCENTUAL Conociendo la fórmula de un compuesto y los pesos atómicos de los elementos que lo forman puede determinarse fácilmente la composición centesimal del compuesto, entendiendo por ésta el porcentaje con que cada elemento contribuye a la masa total. De igual manera se puede determinar la fórmula de un compuesto conociendo por análisis su composición (los elementos que lo forman) y los pesos atómicos de los elementos. Así se obtiene la fórmula empírica que nos dará la relación numérica más simple entre los átomos de la molécula.

34 ÁTOMO-GRAMO Y MOLÉCULA-GRAMO Debido a que los experimentos ordinarios utilizan cantidades del orden del gramo, los químicos del siglo XIX decidieron utilizar como patrón de masa el átomogramo y lamolécula-gramo. Un átomo-gramo de un elemento es el número de gramos de dicho elemento que es numéricamente igual a su peso atómico. Una molécula-gramo de un compuesto es el número de gramos de dicho compuesto que es numéricamente igual a su peso molecular.

35 NÚMERO DE AVOGADRO. CONCEPTO DE MOL Tanto el átomo-gramo como la molécula-gramo representan cantidades que contienen el mismo número de átomos o moléculas, aunque en principio nose supiera cual es esa cantidad. En la actualidad se conocen diversos métodos para determinar esa cantidad, llamada número de Avogadro, representada por N y cuyo valor es de 6,

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37 VOLUMEN MOLAR Considerando que un mol de cualquier sustancia tiene N moléculas y teniendo en cuenta la hipótesis de Avogadro, se puede decir que un mol de cualquier gas ocupará el mismo volumen en iguales condiciones de presión y temperatura. Se ha podido comprobar experimentalmente que a la presión de 1 atmósfera y a la temperatura de 0 ºC (presión y temperatura normales, PTN o condiciones normales) un mol de cualquier gas ocupa un volumen aproximado de 22,4 litros, lo que se denomina volumen molar. El volumen molar, cuando no se especifica otra cosa, se refiere exclusivamente a gases ideales o gases perfectos.

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39 LEY DE BOYLE Fue descubierta por Robert Boyle en Edme Mariotte también llegó a la misma conclusión que Boyle, pero no publicó sus trabajos hasta La ley de Boyle establece que la presión de un gas en un recipiente cerrado es inversamente proporcional al volumen del recipiente, cuando la temperatura es constante. La expresión matemática de esta ley es: P V = K (el producto de la presión por el volumen es constante) Supongamos que tenemos un cierto volumen de gas V 1 que se encuentra a una presión P 1 al comienzo del experimento. Si variamos el volumen de gas hasta un nuevo valor V 2, entonces la presión cambiará a P 2, y se cumplirá: P 1 V 1 = P 2 V 2, que es otra manera de expresar la ley de Boyle.

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41 LEY DE CHARLES En 1787, Jacques Charles estudió por primera vez la relación entre el volumen y la temperatura de una muestra de gas a presión constante y observó que cuando se aumentaba la temperatura el volumen del gas también aumentaba y que al enfriar el volumen disminuía. A presión constante, el volumen es directamente proporcional a la temperatura del gas: Matemáticamente podemos expresarlo así: (el cociente entre el volumen y la temperatura es constante) Supongamos que tenemos un cierto volumen de gas V1 que se encuentra a una temperatura T1 al comienzo del experimento. Si variamos el volumen de gas hasta un nuevo valor V2, entonces la temperatura cambiará a T2, y se cumplirá: V1 V2 T T que es otra manera de expresar la ley de Charles. Esta ley se descubre más de cien años después de la de Boyle debido a que cuando Charles la enunció se encontró con el inconveniente de tener que relacionar el volumen con la temperatura Celsius ya que aún no existía la escala absoluta de temperatura. V T cte. 1 K 2

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43 LEY DE GAY-LUSSAC Fue enunciada por Joseph Louis Gay-Lussac a principios de 1800 y establece la relación entre la temperatura y la presión de un gas cuando elvolumen esconstante. A volumen constante, la presión del gas es directamente proporcional a su temperatura. Gay-Lussac descubrió que, en cualquier momento de este proceso, el cociente entre la presión y la temperatura siempre tenía el mismo valor: (el cociente entre la presión y la temperatura es constante) P Supongamos que tenemos un gas que se encuentra a una presión P 1 y a una temperatura T 1 al comienzo del experimento. Si variamos la temperatura hasta un nuevo valor T 2, entonces la presión cambiará a P 2, y se cumplirá: P P T 1 1 T 2 2 que es otra manera de expresar la ley de Gay-Lussac. Esta ley, al igual que la de Charles, está expresada en función de la temperatura absoluta. Al igual que en la ley de Charles, las temperaturas han de expresarse en Kelvin. T cte. K

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45 ECUACIÓN DE ESTADO DE LOS GASES IDEALES

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47 LEY DE DALTON DE LAS PRESIONES PARCIALES Las leyes de los gases se aplican tanto a los gases individuales como a mezclas de ellos. En el caso deuna mezcla degases, seaplica la ley de Dalton: La presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de cada gas. También se puede enunciar de la siguiente forma: La presión parcial de un gas en una mezcla es igual al producto de su fracción molar por la presión total de todos los gases presentes.

48 Así, para dos gases A y B: Sumamos: Como P A + P B = P TOTAL y n A + n B = n TOTAL, entonces: Definiendo la fracción molar de un gas como el número de moles de dicho gas entre el número total de moles,, y dividiendo expresiones tendremos que: T R n V P A A T R n V P B B T R n T R n V P V P B A B A T R n n V P P B A B A ) ( ) ( T R n V P T T V RT P V RT P n n T A T A T A A P P X T A A P X P

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50 DEFINICIÓN Una disolución (o solución) es una mezcla homogénea de dos o más sustancias y cuya composición puede variar. Esto la diferencia de un compuesto químico, en el que la composición responde a una proporción fija y determinada. Aunque existen diferentes tipos de disoluciones, en este tema trataremos las más comunes: las disoluciones de sólidos en líquidos. Normalmente los componentes de una disolución son dos: el disolvente o medio dispersante (en este caso, el líquido) y la sustancia a disolver o soluto (el sólido).

51 SOLUBILIDAD Y CONCENTRACIÓN Concentración de una disolución: Expresión que relaciona la cantidad de soluto disuelto con la cantidad de disolvente o de disolución. La concentración permite clasificar las disoluciones en concentradas (si la proporción de soluto es elevada) y diluidas (si dicha proporción es pequeña). Solubilidad de un soluto en un disolvente: Cantidad máxima de soluto que puede disolverse en un volumen determinado de ese disolvente, o, lo que es lo mismo, a la concentración de la disolución saturada. La solubilidad depende de la temperatura y, salvo excepciones, aumenta con ésta.

52 MODOS DE EXPRESAR LA CONCENTRACIÓN Porcentaje en masa Es el número de gramos de soluto contenido en 100 g de disolución Porcentaje masavolumen Es el número de gramos de soluto existentes en 100 cm 3 de disolución Molaridad Es el número de moles de soluto contenidos en un litro de disolución Normalidad Es el número de equivalente de soluto que hay por cada litro de disolución Molalidad Es el número de moles de soluto existentes en una disolución por cada kg de disolvente Fracción molar Relaciona la cantidad de moles de un componente con la cantidad total

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54 REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS Una reacción química es un proceso mediante el cual unas sustancias presentes inicialmente (reactivos) se transforman en una o varias sustancias nuevas (productos) de propiedades, en general, distintas de las de los reactivos. Ello implica rotura de enlaces y formación de enlaces nuevos. Las reacciones químicas se representan de un modo abreviado mediante ecuaciones químicas. En ellas figuran en el primer miembro los símbolos o fórmulas de los reactivos y en el segundo miembro los símbolos o fórmulas de los reactivos. Los dos miembros están separados por el signo o por el signo =.Cuando queremos destacar el carácter reversible de la reacción se utiliza el signo. Fe + S FeS Reactivos producto Aunque muchas veces los productos de una reacción pueden predecirse es mejor conocerlos mediante determinación experimental.

55 AJUSTE DE UNA ECUACIÓN QUÍMICA En las reacciones químicas ordinarias sólo tiene lugar un reagrupamiento de los átomos, pero éstos ni se crean nisedestruyen. Por tanto, el número total de átomos de cada elemento que participa en la reacción debe conservarse igual en los productos. Esto se consigue introduciendo los coeficiente apropiados (coeficientes estequiométricos) delante de cada fórmula de laecuación química. A esto se le llama igualar o ajustar la ecuación.

56 TIPOS GENERALES DE REACCIONES QUÍMICAS Síntesis o combinación Reacciones entre dos no metales para dar un compuesto covalente: N H 2 2 NH 3 Reacciones entre un metal y un no metal para dar una sal: Fe + S FeS Reacciones entre un elemento y el oxígeno para dar óxidos: 2 Ca + O 2 2 CaO S + O 2 SO 2 Reacciones de óxidos con agua para dar hidróxidos o ácidos: CaO + H 2 O Ca(OH) 2 SO 2 + H 2 O H 2 SO 3 Reacciones de óxidos básicos y óxidos ácidos para dar sales: CaO + SO 2 CaSO 3 Descomposición Descomposición de carbonatos por calentamiento: MgCO 3 MgO + CO 2 Descomposición de hidróxidos por calentamiento: Ca(OH) 2 CaO + H 2 O Descomposición de cloratos por calentamiento: 2 KClO 3 2 KCl + 3 O 2 Descomposición de ácidos por calentamiento en óxidos no metálicos y agua: H 2 SO 3 H 2 O + SO 2 Descomposición de óxidos de metales pesados por calentamiento en oxigeno y el metal correspondiente: 2 HgO 2 Hg + O 2 Electrolisis: 2 H 2 O 2 H 2 + O 2 2 NaCl 2 Na + Cl 2 Desplazamiento o sustitución Desplazamiento de un metal por otro más activo: Zn + CuSO 4 ZnSO 4 + Cu Desplazamiento de hidrógeno en el agua por un metal alcalino o alcalinotérreo: 2 K + 2 H 2 O 2 KOH + H 2 Desplazamiento del hidrógeno de los ácidos por metales para formar una sal: Zn + H 2 SO 4 ZnSO 4 + H 2 Desplazamiento de un halógeno por otro más reactivo: Cl KBr 2 KCl + Br 2 Doble descomposición o intercambio NaCl + AgNO 3 NaNO 3 + AgCl HCl + NaOH NaCl + H 2 O 2 HCl + Na 2 CO 3 2 NaCl + H 2 O + CO 2

57 CÁLCULOS BASADOS EN LAS ECUACIONES QUÍMICAS Una ecuación química tiene un significado cualitativo (describe lo que son los reactivos y los productos de la reacción) y uno cuantitativo. El significado cuantitativo puede ser: Microscópico (describe cuántos átomos de un elemento o moléculas de un compuesto reaccionan con otros tantos para dar un número de átomos o moléculas de otro elemento o compuesto). Macroscópico (si lo traducimos a nivel de moles). Este significado también puede extenderse a las masas o a los volúmenes de las sustancias que intervienen.