QUÍMICA GENERAL Y ORGÁNICA

Transcripción

1 UNIVERSIDAD LA REPÚBLICA SEDE SANTIAGO ENFERMERÍA Y SALUD PÚBLICA Y KINESIOLOGÍA QUÍMICA GENERAL Y ORGÁNICA TEORIA: TEL : 500 Prof. Carlos Urzúa Stricker carlos.urzua@ulare.cl

2 PROGRAMA ASIGNATURA EVALUACIÓN: Tres Pruebas Globales = Promedio 80% Pruebitas de Ejercicios = Promedio 20% PG + PE = Nota x 0,6 = Nota a Examen Examen = 40% Eximición de Examen = 5,5

3 La Materia Y Sus Características MATERIA gas, líquido, sólido Sustancias puras Mezclas Elementos Compuestos Homogéneas Heterogénas Metales No metales Iónicos Moleculares

4 Materia Físicas PROPIEDADES Químicas masa acidez volúmen basicidad forma reactividad con ácidos densidad reactividad con bases color reactividad con agua dureza poder reductor Punto de ebullición poder oxidante Punto de fusión calor específico viscosidad conductividad eléctrica conductividad térmica ductilidad maleabilidad

5 LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA LAVOISIER Se quema una muestra de 0,455 g de Magnesio (Mg) en presencia de 2,315 g de gas oxígeno (O) y el único producto es óxido de magnesio (MgO). Después de la reacción no queda Mg y la masa de O sin reaccionar es 2,015. Qué masa de MgO se produce? Masa de Mg = 0,455 g Masa de O = 2,315 g antes de la reacción Masa Total = 2,770 g Masa de Mg = 0,000 g Masa de O = 2,015 g después de la reacción Masa de MgO = X Cómo podemos determinar la masa de MgO que se forma? Masa de MgO = masa de Mg + masa de O Masa de MgO = 0,455 g + 0,3 g = 0,755 g de MgO LA SUMA DE LAS MASAS DE LOS REACTANTES ES IGUAL A LA SUMA DE LAS MASAS DE LOS PRODUCTOS

6 Ejercicio de aplicación: Una muestra de 0,382 g de Mg reacciona con 2,652 g de gas nitrógeno (N 2 ). El único producto es nitruro de magnesio (Mg 3 N 2 ). Después de la reacción la masa de N 2 sin reaccionar es 2,505 g. Qué masa de Mg 3 N 2 se produce? Masa de magnesio + Masa de nitrógeno 0,382 g + (2,652 g 2,505 g) = X 0,382 g + 0,147 g = 0,529 g = Masa de nitruro de magnesio Ejercicio propuesto: Una muestra de 7,12 g de Mg se calienta con 1,80 g de Br. Se consume todo el Br y el único producto es 2,07 g de MgBr 2. Qué masa de magnesio permanece sin reaccionar? R = 6,85 g de Mg

7 Ley de las proporciones definidas o de la composición constante (Joseph Proust)

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9 Ejercicio de aplicación 1 En uno de sus ensayos Lavoisier se encontraba analizando la formación de HgO. Comenzó calentando en una pequeña retorta 25 g de Hg que se encontraba comunicada con un recipiente que contenía 2 g de aire con un 20% de oxígeno. Si se sabe que en el HgO hay un 92,61% de Hg y 7,39% de O. a) Cuántos g de HgO habría obtenido? b) Qué cantidad de Hg habría quedado sin reaccionar? 92,61gHg x 7,39gO 0,4gO 5,013 g de Hg Qué ha reaccionado: 5,013 g de Hg + 0,4 g de O = 5,413 g de HgO Se ocupó todo el oxígeno presente en el aire. Hg sin reaccionar : 25 g 5,013 g = 19,987 g de Hg (exceso)

10 Ejercicios de aplicación 2 Se combustionan 25 g de Carbono en un reactor que contiene 30 g de oxígeno. Se sabe que la composición centesimal (porcentual) del CO 2 es 27,27% de C y 72,73% de O. Calcular: a) La masa de CO 2 que se forma R=41,25 g b) cuál es el reactivo limitante? R= oxígeno c) cuál es el reactivo en exceso? R= carbono d) cuántos g hay de exceso? R= 13,75 g e) cuál es la proporción mínima de combinación? R=C/O=0,375

11 C (S) + O 2(g) CO 2(g) 27,27 g + 72,73 g 100 g Esta es una proporción de combinación: 27,27 gc 25gC 72,73gO x X = 66,68 g de O (R.E) Tenemos esta cantidad de O? NO, sólo tenemos 30 g. Entonces debemos plantear la relación de otra forma: 27,27 gc x 72,73gO 30gO X = 11,25 g de C (R.L) Gramos de CO 2 que se obtienen: 11,25 g de C + 30 g de O = 41,25 g Gramos en exceso: 25 g C 11,25 g de C = 13,75 g Relación de combinación C/O = 11,25/30 = 0,375 (significa que 0,375 g de C se combinan con 1 g de O)

12 Ejercicios de aplicación 3 En el análisis de herrumbre de hierro (Fe 2 O 3 ), óxido que cubre los materiales de hierro, se encuentra que por cada 1 g de Fe hay 0,859 g de O. a) Cuál es la composición centesimal del óxido? b) Si Ud. Quisiera sintetizar el óxido y dispusiera de 25 g de Hierro y 20 g de Oxígeno. Cuál sería la máxima cantidad de Fe 2 O 3 que podría obtener? Cuál sería el reactivo en exceso y cuántos gramos quedarían sin reaccionar? Fe = 53,79%; O = 46,2% g de Fe 2 O 3 = 43,28 g R.E = Fe = 1,717 g

13 Las relaciones en peso de los elementos participantes en una reacción química pueden expresarse en términos de porcentajes, forma conocida como composición centesimal o porcentual Para formar NH 3 (hidruro de nitrógeno (III), amoniaco) se observa que las masas de nitrógeno (N) e hidrógeno (H) guardan una relación de 4,66 : 1. respectivamente. Determinar el porcentaje en que se encuentra cada elemento, (composición centesimal) La relación 4,66 : 1 indica que 4,66 g de N lo hacen con 1 g de H, por lo tanto si reaccionan estas cantidades, la cantidad de NH 3 que se forma es 5,66 g, es decir esta cantidad es el 100%. Entonces: 5,66 g NH 3 100% 5,66 g NH 3 100% 4,66 g N x 1 g H x x = 82,33% de N x = 17,67% de H

14 Ejercicio de aplicación 4 En el compuesto sulfato de cobre (CuSO 4 ), azufre, cobre y oxígeno se encuentran en una proporción de 1,00 : 1,98 : 1,99, respectivamente. Con estos datos se pide determinar: a) la composición centesimal del sulfato de cobre, y b) calcular la cantidad de sulfato que se puede obtener si se dispone de 15,45 g de cobre.

15 LEY DE LOS VOLUMENES DE COMBINACIÓN Gay Lussac Estudios relacionados con el comportamiento de los gases mostraron una proporcionalidad directa entre la presión y la temperatura a volumen constante. Cuando dos o más gases reaccionan entre sí para formar una sustancia, gaseosa o no, en las mismas condiciones de presión y temperatura, guardan una relación de números enteros y sencillos. 2H 2(g) + O 2(g) 2H 2 O (g) 2 : 1 2 3H 2(g) + N 2(g) 2NH 3(g) 3 : 1 2 +

16 La escala de pesos atómicos A partir de 1961 se adoptó la escala internacional de pesos atómicos basada en el peso del isótopo del 12 C (carbono doce). A este átomo se le asigna una masa de 12 uma (12 unidades de masa atómica). 1 átomo de C = 12 uma 1 uma = 1/12 de la masa del 12 C

17 Si todos los átomos de un determinado elemento no presentan la misma masa, cómo determinamos los pesos atómicos Los métodos modernos se basan en la determinación directa de las masas absolutas de los distintos isótopos y de su abundancia relativa en la naturaleza: espectrometría de masas.

18 Hipótesis de Avogadro Dalton asumía la existencia de átomos independientes entre sí constituyendo a los elementos. Avogadro consideró que las partículas más pequeñas de los gases no eran los átomos sino grupos de átomos a los que llamó moléculas. volúmenes iguales de gases diferentes en las mismas condiciones de presión y temperatura contienen igual número de partículas.

19 EL MOL Si se fijan las condiciones: P = 1 atm T = 0ºC Condiciones normales (c.n) 1 mol (cantidad de sustancia que contiene un número de Avogadro de partículas) de cualquier gas, en condiciones normales ocupa un volumen de 22,4 L

20 EL MOL: átomos y moléculas Se asume que en 12 g del isótopo 12 C existe un número determinado de partículas. Este número es 6, , conocido como el Número de Avogadro. Si pesamos 1,008 g de H = 6, átomos Si pesamos 63,54 g de Cu = 6, átomos OBSERVAMOS QUE INDEPENDIENTEMENTE DE LA CANTIDAD DE MATERIA (GRAMOS) EL MOL ES EQUIVALENTE A UNA MISMA CANTIDAD DE PARTÍCULAS. Cómo relacionamos el MOL con el Peso atómico? Peso atómico en gramos = 1 mol de átomos Peso molecular en gramos = 1 mol de moléculas

21 Veamos el siguiente ejemplo: tetraetil de Pb(IV) Escala atómica: uma 1 átomo de Pb 8 átomos de C 20 átomos de H Atomos totales = 29 1 molécula Masa = 323,18 uma Pb(C 2 H 5 ) 4 Escala molar: gramos 1 mol de átomos de Pb 6,02x10 23 átomos de Pb 8 moles de átomos de C 8 x 6,02x10 23 átomos de C 20 moles de átomos de H 20 x 6,02x10 23 átomos de H Moles de átomos totales = 29 Deducir la equivalencia: 1 uma = 1,66x10-24 g Atomos totales = 29 x 6,02x mol de moléculas 6,02x10 23 moléculas de Pb(C 2 H 5 ) 4 Masa molar = 323,18 g/mol

22 En conclusión EL MOL ES LA CANTIDAD DE SUSTANCIA (EN GRAMOS) QUE CONTIENE UN NÚMERO DE AVOGADRO DE PARTÍCULAS, ES DECIR 6, PARTÍCULAS: átomos, moléculas, iones, electrones, protones, etc. EL MOL SE PUEDE EXPRESAR COMO EL PESO ATÓMICO (DATOS POR TABLA) EXPRESADO EN GRAMOS, EN ESTE CASO TENDREMOS UN MOL DE ÁTOMOS. EL MOL SE PUEDE EXPRESAR COMO EL PESO MOLECULAR (MASA MOLAR) (SUMA DE LOS PESOS ATÓMICOS MULTIPLICADOS POR EL NÚMERO DE ÁTOMOS PRESENTES EN UN COMPUESTO) EN GRAMOS, EN ESTE CASO TENDREMOS MOL DE MOLECULAS.

23 Algunos ejemplos de aplicación Supongamos que tenemos 250 g de Hierro (Fe). Cuántos átomos de Fe están contenidos? Por tabla: 1 mol de Fe = 55,85g = 6, átomos 55,85 g 6, átomos 250,00 g x x = 2, átomos de Fe nº moles = masa (g)/pa o PM Cuántos moles de Fe?

24 Ejercicio de aplicación 8 Sabiendo que el PA del Uranio es 238,02 determinar la masa en g de 1 átomo de U. 1 mol = 238,02 g = 6, átomos 238,02 g 6, átomos de U x 1 átomo de U x = 3, g

25 EJERCICIOS PROPUESTOS Determinar la cantidad de moles que están contenidos en las siguientes magnitudes: a) 2, átomos de Li. b) g de Cobre c) 3, moléculas de H 2 O d) 1 alambre de platino de masa 0,5 g. e) 24,06 g de Na

26 FÓRMULA EMPÍRICA La fórmula empírica es aquella que indica la relación en que existen los átomos en un compuesto. Ejemplo: Un óxido de cloro contiene un 38,77% de Cloro (Cl) y un 61,23% de Oxígeno (O). Por tabla sabemos que el Peso atómico del Cl es 35,45 y 16 el del O. n de átomos = masa (g)/ Peso atómico n de átomos de Cl = 38,77 / 35,5 = 1,092 / 1,092 = 1 n de átomos de O = 61,23 / 16 = 3,826 / 1,092 = 3,5 Cl 1 O 3,5 = Cl 2 O 7

27 Ejercicio de aplicación 9 En una reacción química se combinan 7,14 g de vanadio (V) con 6,75 g de azufre. Pesos atómicos: V= 50,941; S =32. a) Determinar la fórmula empírica del compuesto. b) Determinar la composición porcentual. R = V 2 S 3 R = 51,4% de V; 48,6% de S

28 Ejercicio de aplicación 10 En el compuesto 4-acetamidofenol (paracetamol), por cada 1 g de H hay 10,67 g de C, 1,56 g de N y 3,55 g de O. Cuál es la fórmula empírica del paracetamol? Cuál es su composición centesimal? nºátomos= masa/p.a C = 10,67/12=0,889; N=1,56/14=0,111; O=3,55/16=0,222 C 0,889 H 1 N 0,111 O 0,222 / 0,111 = C 8 H 9 NO 2 C=63,58%; H=5,96%; N=9,27%; O=21,19% O NH C CH 3 HO

29 EJERCICIOS PROPUESTOS Determinar la fórmula empírica de un compuesto que contiene 91,24% de Plomo (Pb) y 9,34% de Oxígeno (O). R= Pb 3 O 4 Cinco g de un compuesto gaseoso que contiene carbono e hidrógeno da por combustión 16,5 g de CO 2 y 4,495 g de H 2 O. Determinar la fórmula empírica. R= C 3 H 4 La nicotina contiene un 74,07% de C; 17,28% de N; y 8,65% de H. Determinar su fórmula empírica. R= C 5 H 7 N

30 EJERCICIOS PROPUESTOS El análisis elemental del ácido acetil salicílico, Conocido como aspirina, muestra la siguiente composición: 60% de C; 4,44% de H y 35,6% de O. A partir de los pesos atómicos de cada elemento, determinar la fórmula empírica de la aspirina. R = C 9 H 8 O 4 La progesterona es una hormona femenina que tiene mucho que ver con la fijación de calcio. Su fórmula molecular es C 21 H 30 O 2 cuál es su composición centesimal? R = 80,2% C; 9,62% H; 10,18% O