UNIDAD 1: CONCEPTOS Y CÁLCULOS ELEMENTALES EN QUÍMICA

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1 Química 2º Bachillerato UNIDAD 1: CONCEPTOS Y CÁLCULOS ELEMENTALES EN QUÍMICA 1. El método científico 2. Elementos, compuestos y mezclas 3. Principio de conservación de la masa 4. Leyes ponderales Ley de las proporciones recíprocas Ley de las proporciones definidas Ley de las proporciones múltiples 5. Teoría atómica de Dalton 6. Leyes volumétricas 7. Hipótesis de Avogadro 8. Leyes de los gases Ley de Boyle-Mariotte Leyes de Charles y Gay-Lussac Ecuación del gas perfecto Ley de Dalton de las presiones parciales 9. Estequiometría Masa atómica y molecular relativas Mol y número de Avogadro Composición porcentual. Fórmula empírica y molecular Riqueza de una muestra Densidad Medidas de la concentración de disoluciones Cálculos en reacciones químicas. Rendimiento de la reacción 1. EL MÉTODO CIENTÍFICO El método científico es la forma en la que los científicos se aproximan al conocimiento del mundo que les rodea de un modo riguroso. Este método fue desarrollado por Francis Bacon y Galileo entre los siglos XVI y XVII. El método científico consta de varias etapas: Observación: los científicos comienzan observando los fenómenos naturales. Hipótesis: para explicar los fenómenos observados emiten hipótesis, que son modelos o suposiciones. Experimentación: para comprobar si una hipótesis es aceptable, se realizan experimentos controlados en laboratorio. Análisis de los datos: se analizan los datos o resultados del experimento. Si estos concuerdan con la hipótesis entonces se acepta la hipótesis, que pasará a ser una teoría. En caso de que 1

2 Unidad 1 no concuerde con la hipótesis de partida se ha de elaborar una nueva hipótesis y repetir el proceso. El algoritmo descrito se resume en el siguiente diagrama: OBSERVACION HIPÓTESIS EXPERIMENTACIÓN No concuerda ANÁLISIS DE DATOS Si concuerda LEYES Y TEORÍAS El químico francés del S XVIII Antoine Lavoisier es considerado el fundador de la química moderna al aplicar el método científico en este campo. Fue pionero en el empleo de métodos cuantitativos e insistió en la necesidad de verificar experimentalmente las hipótesis de partida. 2. ELEMENTOS, COMPUESTOS Y MEZCLAS La química estudia la composición, estructura y propiedades de la materia. La materia se puede clasificar de la siguiente manera: Materia Elementos Sustancias puras Compuestos Homogéneas (disoluciones) Mezclas Heterogéneas Elemento: es aquella sustancia cuyos átomos tienen el mismo número atómico y además no se puede descomponer en sustancias más simples por métodos sencillos. P ej, el hierro Compuesto: son combinaciones de elementos en proporciones constantes. Se pueden descomponer mediante métodos químicos. P ej, el NaCl.

3 Química 2º Bachillerato Mezclas homogéneas: son combinaciones de varias sustancias puras en proporciones variables, que se encuentran en una sola fase. Se pueden separar mediante métodos físicos. P ej, una disolución de NaCl en agua. Mezclas heterogéneas: son combinaciones de varias sustancias puras en proporciones variables, en las que se pueden distinguir varias fases. Se pueden separar mediante métodos mecánicos. P ej. el granito. 3. PRINCIPIO DE CONSERVACIÓN DE LA MASA En 1785 Lavoisier enunció la Ley de conservación de la masa: La masa total de los reactivos en cualquier reacción química es igual a la de los productos. La medida de las masas es fundamental para cualquier trabajo en química. Esta teoría animó a otros químicos a trabajar bajo la óptica del método científico y en consecuencia, en los años posteriores surgieron las leyes ponderales (acerca de la masa) y las leyes volumétricas (acerca del volumen) en las reacciones químicas. 4. LEYES PONDERALES Ley de las proporciones recíprocas (Ley de Richter) Esta fue la primera de las leyes ponderales, enunciada por el químico alemán Jeremías Richter en 1791: Los pesos de elementos diferentes que se combinan con un mismo peso de un elemento dado, son los pesos relativos de aquellos elementos cuando se combinan entre sí, o múltiplos o submúltiplos de estos pesos. De esta manera el peso relativo del oxígeno cuando reacciona con hidrógeno, resulta ser 8, si le asignamos el peso 1 al hidrógeno. Se define entonces Peso Equivalente de un elemento a los gramos que se combinan con un elemento de referencia que es el hidrógeno. Por tanto el oxígeno tiene un peso equivalente igual a 8. Ley de las proporciones definidas (Ley de Proust) Esta ley enunciada por Proust en 1799 establece que: Todos los compuestos contienen elementos en ciertas proporciones definidas, y no en otras Es decir, cuando en hidrógeno y el oxígeno se combinan para formar agua, siempre lo hacen en una proporción 1/8. 3

4 Unidad 1 Masa de H / masa de O = 2 1/16 = 2/16 = 1/8 Ley de las proporciones múltiples (Ley de Dalton) El químico inglés John Dalton fue el primero en descubrir que los elementos podían combinarse en más de una proporción bajo condiciones diferentes, dando lugar a compuestos distintos. Esta ley se puede enunciar: Cuando dos elementos se combinan entre ellos para formar más de un compuesto, la razón entre las masas de un compuesto, está relacionada con la razón entre las masas del otro compuesto, mediante números enteros pequeños Por ejemplo, el C y el O pueden combinarse para formar CO y CO2. Las razones de las masas son: CO2 O / C = 16 2 / 12 = 8/3 CO O / C = 16 / 12 = 4/3 Las cantidades de O que se combina con una misma cantidad de C están en proporción: 8 / 4 = 2/1 (es decir, 2 a 1) 5. TEORÍA ATÓMICA DE DALTON Después de enunciar la ley de las proporciones múltiples, Dalton desarrolló su teoría atómica, con la cual echaba por tierra la creencia alquimista de la transmutación de los elementos. Los postulados de esta teoría son: La materia se compone de partículas muy pequeñas e indivisibles, llamadas átomos. Los átomos de un elemento son idénticos en todas sus propiedades. Los átomos de elementos diferentes, son diferentes entre sí. Los compuestos son átomos de elementos combinados en una proporción fija. En una reacción química los átomos conservan sus características y tan sólo se reordenan formando distintos compuestos. 6. LEYES VOLUMÉTRICAS El químico francés Joseph Gay-Lussac, encontró en 1808 que al formarse agua se combinaban 2 volúmenes de hidrógeno con 1 volumen de oxígeno, y así enunció una ley que relacionaba los volúmenes de las sustancias gaseosas al reaccionar:

5 Química 2º Bachillerato En cualquier reacción química, los volúmenes de todas las sustancias gaseosas que intervienen, están en una relación de números sencillos Esta ley permite relacionar los volúmenes de los reactivos y productos en una reacción química, y lo aplicaremos en el apartado de estequiometría. 7. LEY DE AVOGADRO La teoría de Dalton explicaba perfectamente las leyes ponderales pero no explicaba los resultados de Gay-Lussac, ya que no se entendía por qué eran necesarios dos volúmenes de hidrógeno en vez de uno, ni tampoco, porqué al mezclar dos volúmenes de hidrógeno y uno de oxígeno, se formaban sólo dos de agua. Para conciliar esas dos leyes, Amadeo Avogadro postuló la siguiente hipótesis: Volúmenes iguales de gases diferentes, en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de partículas (átomos o moléculas) Avogadro llegó a esta conclusión a través del siguiente razonamiento: los gases están constituidos por partículas. Las partículas reaccionan entre sí en una relación de números sencillos. Como los volúmenes también reaccionan en una relación de números sencillos, entonces ha de existir una relación directa entre esos volúmenes y el número de partículas que contienen. A partir de esta hipótesis y teniendo en cuenta que los gases de hidrógeno, oxígeno, nitrógeno, cloro y bromo, son diatómicos (H2, O2, N2, Cl2, Br2), se puede explicar la ley de Gay-Lussac con el siguiente esquema: Más tarde se pudo determinar mediante medidas experimentales que el número de moléculas que hay en 1 mol de sustancia, es 6, , al cual se le llamó NUMERO DE AVOGADRO. 8. LEYES DE LOS GASES Las leyes que se enuncian a continuación son válidas para lo que llamamos gas ideal o gas perfecto, que es un modelo de gas que cumple unas características ideales como por ejemplo, que sus partículas no están unidas mediante ningún tipo de fuerza, algo que en la realidad no ocurre y que tienen un volumen despreciable, que tampoco es cierto. 5

6 Unidad 1 Ley de Boyle-Mariotte Los gases, a diferencia de los líquidos y los sólidos, reaccionan a los cambios de presión modificando su volumen, es decir, son compresibles. La relación entre la presión y el volumen a temperatura constante fue enunciada por Robert Boyle y Mariotte, simultáneamente. Se enuncia: En todo proceso isotérmico, el producto de la presión ejercida por una masa gaseosa por el volumen que ocupa, es constante Es decir, P y V son inversamente proporcionales. P V = P V = cte. Leyes de Charles y Gay-Lussac Los gases varían su presión y volumen en función de la temperatura. La relación entre P y T fue estudiada por Charles y confirmada por Gay-Lussac, y dice que a volumen constante, la presión varía de forma lineal con la temperatura, es decir, son directamente proporcionales: P/T = P /T = cte. La relación entre el volumen y la temperatura fue enunciada por Gay- Lussac y dice que a presión constante, el volumen varía de forma lineal con la temperatura, es decir, son directamente proporcionales: V/T = V /T = cte. Ecuación del gas ideal Si reunimos las tres ecuaciones anteriores en una sola obtenemos la expresión general que sirve para calcular la P, V o T entre dos condiciones distintas, que es la ecuación general de los gases: P V = P V T T Teniendo en cuenta la hipótesis de Avogadro se puede deducir la ecuación del gas ideal o gas perfecto, o ecuación de Clapeyron, que es: n = número de moles P atm V L T K P V = n R T condiciones normales para los gases: P = 1 atm T = 273,15 K En esas condiciones, 1 mol de gas ocupa 22,4 L.

7 Química 2º Bachillerato Ley de Dalton de las presiones parciales Esta es una ley empírica que establece que la presión ejercida por una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales que cada gas ejercería por separado en el recipiente. Ptotal = P1 + P2 + P3 = Pi Pi = xi Ptotal xi es la fracción molar del gas i, que es el cociente entre el número de moles de ese gas, ni, y el número total de moles de la mezcla. 9. ESTEQUIOMETRÍA La estequiometría es el área de la química que trata el estudio cuantitativo de la composición de los compuestos y de las proporciones en que se combinan las sustancias en una reacción química. Masa atómica y masa molecular relativas La unidad de masa atómica, u.m.a. se define como la doceava parte de un átomo de carbono 12 en reposo, y corresponde a : u 1, kg La masa atómica relativa es el cociente de la masa del átomo y la unidad de masa atómica. Se expresa en u.m.a. La masa molecular relativa es el cociente de la masa de la molécula y la unidad de masa atómica, y se calcula sumando las masas relativas de los átomos que forman la molécula. Mol y número de Avogadro Las tablas de pesos atómicos establecen el peso de los átomos con respecto a uno tomado como referencia. Así por ejemplo, el átomo de C es doce veces más pesado que el átomo de H. Por tanto si pesamos 1g de H y 12 g de C, como la relación de estas masas es la misma que entre las masas de los átomos, habremos tomado igual número de átomos de H que de C. El MOL es aquella cantidad de sustancia cuyo peso en gramos es igual a la masa molecular o atómica, en u.m.a. Por esta razón, la masa atómica y molecular se puede expresar tanto en u.m.a. como en g/mol, según como convenga. Se calcula el número de moles mediante factores de conversión: gramos sustancia 1 mol x gramos En un mismo número de moles de cualquier sustancia habrá el mismo número de moléculas o átomos, en general, partículas elementales. 7

8 Unidad 1 El número de partículas elementales que contiene un mol se denomina NÚMERO DE AVOGADRO (NA) y vale: NA = 6, partículas / mol Composición porcentual. Fórmula empírica y molecular. A partir de la fórmula de un compuesto se puede calcular el porcentaje en masa de cada elemento dentro del compuesto. AnB %A = n M(A) M(AnB) Pero si a través de un análisis elemental conocemos la composición centesimal de un compuesto por análisis químico, podemos calcular su FÓRMULA EMPÍRICA, que indica el número relativo de átomos en un compuesto. Para ello se divide el % por la masa atómica, y después se reduce a números enteros, para obtener, por ejemplo, AnBm. Si además conocemos la masa molecular (M) del compuesto, podemos calcular la FÓRMULA MOLECULAR, que indica el número real de átomos de cada elemento en el compuesto. Para ello basta tener en cuenta que la fórmula molecular es un múltiplo de la fórmula empírica. (AnBm) x = (n MA + m MB) x = M despejar x Riqueza de una muestra. Este dato se emplea cuando se parte de una muestra de una roca y nos indican el porcentaje de la masa de esa roca que corresponde al compuesto puro. Densidad. La densidad de una sustancia es la masa que tiene la unidad de volumen. Las unidades se expresan en kg/m 3 (S.I.), o g/cm 3. d = M / V Medida de la concentración de disoluciones. Existen muchos modos de expresar la concentración de una disolución: % masa = masa soluto 100 masa dlón.

9 Química 2º Bachillerato % volumen = volumen soluto 100 volumen dlón molaridad = moles soluto volumen dlón M normalidad = nº equivalentes-gramo de soluto N volumen dlón nº eq-g = moles valencia valencia de un ácido o base = nº H que pierde o gana valencia de una sal = subíndice del metal valencia metal N = M. valencia Molalidad = moles soluto m kg disolvente Fracción molar = xi = moles soluto Moles solutos + moles disolvente Para preparar una disolución a partir de otra de concentración conocida, tomando un volumen de la primera y añadiéndole agua hasta alcanzar la concentración final, hay que tener en cuenta que el número de moles de soluto no varía. Se aplica la fórmula: M V = M V M = molaridad V = volumen Cálculos en reacciones químicas. Rendimiento de la reacción Una ecuación química es una representación simbólica de una reacción, en términos de fórmulas químicas. Para que se cumpla el principio de conservación de la masa, en primer lugar se ha de ajustar, que consiste en encontrar los coeficientes estequiométricos que hagan que el número de átomos de un elemento en los reactivos sea igual al de los productos. En la práctica, los reactivos se añaden en proporciones diferentes a la estequiométrica, por lo que uno de ellos se agota antes que el resto, y la reacción se detiene. Ése es el REACTIVO LIMITANTE. Una vez detectado el reactivo limitante, se ha de trabajar con la cantidad de moles del mismo, para calcular el producto formado. 9

10 Unidad 1 Cálculos masa-masa: los realizamos mediante factores de conversión aa + bb cc gramos A 1 mol A b moles B MB gramos = gramos B MA gramos a moles A 1 mol B Cálculos volumen-volumen: cuando las reacciones son entre gases, siguiendo la ley de Gay-Lussac, los coeficientes estequiométricos nos indicarán los volúmenes de reactivos y productos que reaccionan (siempre que estén medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura). aa(g) + bb(g) cc(g) litros A c litros C = litros C a litros A Cálculos masa-volumen: aplicando la ecuación del gas ideal, y en condiciones normales (!) aa(s) + bb(g) cc(g) gramos A 1 mol A c moles C 22,4 L C = litros C MA gramos a moles A 1 mol C El RENDIMIENTO de una reacción indica la efectividad de una reacción cuando se lleva a la práctica. Se calcula como el cociente de la masa de producto obtenida, entre la masa teórica que se debería obtener. r = gramos reales 100 gramos teóricos