Principios y conceptos básicos de Química Se estudiarán durante las dos primeras quincenas, estos contenidos están en el tema 2 del libro de texto. Quincena 1ª - Repaso de conceptos estudiados en ESO (Densidad, mezclas, unidad de masa atómica, mol, Nº de Avogadro, masa atómica y masa molecular. (pag. 64 y 65 del libro) - Sistemas materiales (Heterogéneos, homogéneos, disoluciones, sustancias puras, elementos y compuestos) (Pag. 66) - Leyes ponderales: Ley de conservación de Lavoisier; Ley de las proporciones constantes y Ley de las proporciones múltiples. (Pags. de 67 a 70) - Ley de los volúmenes de combinación. Hipótesis de Avogadro, molécula y mol. (Pags. de 71 a 76) Quincena 2ª - Leyes de los gases: Ley de Boyle; Ley de Charles y Ley de Gay-Lussac (Pags. de 77 a 79) - Ecuación de estado y ecuación d Clapeyron (Pags. 79 y 80 ) - Volumen molar (Pag. 80 ) - Presiones parciales (Pags. 81 y 82) - Determinación de fórmulas empíricas y moleculares. (Pags. 83 y 84) Densidad D = m/v Ejercicio 1. Calcula la masa, en mg de 2 mm 3 de oro sabiendo que su densidad es 18,9 g/cm 3
Leyes de las reacciones químicas a) Leyes ponderales Ley de la conservación de la materia de Lavoisier En toda reacción química la masa se conserva, esto es, la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos. Es una de las leyes fundamentales en todas las ciencias naturales, La podemos enunciar de la siguiente manera: la ley de la conservación de la masa dice que en cualquier reacción química la masa se conserva, es decir, la materia no se crea, ni se destruye, solo se transforma. Ley de Proust o de las proporciones constantes En 1808, J.L. Proust llegó a la conclusión de que para formar un determinado compuesto, dos o más elementos químicos se unen y siempre en la misma proporción ponderal. (Proporción en peso) Una aplicación de la ley de Proust es la obtención de la denominada composición centesimal de un compuesto, esto es, el porcentaje ponderal que representa cada elemento dentro de la molécula. Ley de Dalton o de las proporciones múltiples Puede ocurrir que dos elementos se combinen entre sí para dar lugar a varios compuestos. Dalton en 1808 concluyo que los pesos de uno de los elementos combinados con un mismo peso del otro guardaran entre sí una relación que se puede expresar mediante el cociente de números enteros sencillos. b) Leyes Volumétricas Ley de los volúmenes de combinación Los volúmenes de dos gases que reaccionan guardan entre sí una relación constante y sencilla y el volumen del gas obtenido guarda una relación constante y sencilla con los gases reaccionantes. Hipótesis de Avogadro Volúmenes iguales de gases diferentes en las mismas condiciones de presión y temperatura contienen el mismo número de moléculas.
Masa atómica, mol, masa molecular La masa de los átomos se mide en unidades de masa atómica (u) La unidad de masa atómica se define como la doceava parte de la masa de un átomo del isótopo carbono-12. 12 g de carbono-12 contienen 6,022 10 23 (número de Avogadro) átomos, teniendo esto en cuenta podemos deducir la equivalencia entre unidades de masa atómica y gramos: 1 u = 1 / 12 12 g / 6,022 10 23 = 1,66 10-24 g Es decir una unidad de masa atómica equivale a 1,66 10-27 kg La masa atómica de un elemento es la media ponderada de la masa atómica de sus isótopos. (Decimos media ponderada porque hay que tener en cuenta la abundancia de cada isótopo) Ej. El cloro natural esta formado por un 75% de cloro-35 y un 25% de cloro-37. Teniendo en cuenta que la masa de esos átomos es muy próxima a 35 y 37 u respectivamente la masa atómica del cloro será: M = 75 35 + 25 37 / 100 = 35,5 u Un mol de átomos o moléculas es una cantidad de sustancia que contiene 6,022 10 23 moléculas. átomos o Ej Un mol de CO 2 es una cantidad de dicha sustancia que contiene 6,022 10 23 moléculas de CO 2. Sabiendo que la masa atómica del C es 12 y la del O 16 calculamos que la masa molecular del CO 2 es 44 u Teniendo en cuenta lo anterior sabemos que un mol d CO 2 son 44 g, es decir la masa molar del CO 2 es 44 g/mol. Ejercicio 2: Calcula cuantas moléculas y cuantos átomos de H hay en 1 g de amoniaco. Las fórmulas empíricas solo nos dan la proporción entre los distintos átomos que forman un compuesto, la fórmula molecular nos informa de cuantos átomos de cada elemento hay en la molécula. Ej El butano tiene fórmula molecular C 4 H 10 y fórmula empírica C 2 H 5 Composición centesimal. Conocidas las masas atómicas de los elementos que forman un compuesto y su fórmula es sencillo determinar su composición centesimal: Ej H 2 O M = 2 1+16 = 18 u 2/18 100 = 11,1% de H 16/18 100 = 88,9% de O Si conocemos la composición centesimal podemos calcular la fórmula empírica y si además conocemos la masa molar podemos determinar la fórmula molecular:
Un compuesto contiene 25% de H y 75% de C determina su fórmula molecular sabiendo que su masa molecular es 16 Para ello determinamos los moles de átomos de cada elemento que hay en 100 g de ese compuesto: 25/1 = 25 de H y 75/12 = 6,25 de C Dividimos las dos cantidades por la menor y obtenemos así la relación entre los átomos: 25/6,25 = 4 de H 6,25/6,25 = 1 de C Es decir hay 4 átomos de H por cada átomo de C por ello la fórmula empírica es CH 4 Como la masa molecular es 16 sabemos que la fórmula molecular es CH 4 (metano) Ejercicios: 3. Con base en la fórmula estructural siguiente, calcule el porcentaje de carbono presente. (CH 2 CO) 2 C 6 H 3 (COOH) 4. Una muestra de glucosa C 6 H 12 O 6, contiene 4.0 x 10 22 átomos de carbono. Cuántos átomos de hidrógeno y cuántas moléculas de glucosa contiene la muestra? 5. Cuál es la fórmula molecular de un compuesto de fórmula empírica CH y masa molar 78 g/mol 6. Cuál es la masa en gramos de 0.257 mol de sacarosa, C 12 H 22 O 11? 7. Determine el peso formular aproximado del compuesto siguiente: Ca(C 2 H 3 O 2 ) 2 8. El elemento oxígeno se compone de tres isótopos cuyas masas son de 15,995; 16,999 y 17,999. Las abundancias relativas de estos tres isótopos son de 99,76; 0,04 y 0.20, respectivamente. A partir de estos datos calcule la masa atómica del oxígeno. 9. Indique la fórmula empírica de un compuesto si una muestra contiene 52,2 por ciento de C, 13,0 por ciento de H y 34,8 por ciento de O en masa. Leyes de los gases Ley de Boyle a P = cte PV = cte Ecuación de estado Ecuación de Clapeyron o Ecuación de los gases ideales Ley de Gay-Lussac a V = cte P/T = cte Ley de Charles a P = cte V/T = cte Un mol de cualquier gas ocupa en CN (Condiciones normales, 0ºC y 1 atm) 22,4 L R = 0,082 atm L / mol K = 8,314 J / mol K 1 atm = 760 mmhg = 101 300 Pa
Calcula la densidad del CO 2 en condiciones normales. Como un mol en CN ocupa 22,4 L => D = m/v = 44 g/22,4 L = 1,96 g/l Calcula la densidad del H 2 a 2,3 atm y 50 ºC P V = n R T => P V = (m/m) R T => m/v = P M / RT => D = P M / RT D = 2,3 2 / 0,082 (50+273) = 0,17 g/l Calcula el número de moléculas que hay en 200 ml de N 2 a 750 mmhg y 25 ºC P V = n R T => n = 0,0081 => 4,86 10 21 moléculas Presiones parciales La presión que ejerce una mezcla de gases es la suma de las presiones que ejercería cada uno de los gases si estuviera solo ocupando todo el volumen y a la misma temperatura. Es decir la presión total de una mezcla de gases es la suma de las presiones parciales de sus componentes. Si tenemos una mezcla de 3 gases cuyo número de moles es n 1, n 2 y n 3 La presión total sería: P = n R T / V donde n = n 1 + n 2 + n 3 Y la s presiones parciales serían P 1 = n 1 R T / V P 2 = Es fácil deducir que P = P 1 + P 2 +P 3 La presión parcial de cada gas es proporcional al nº de moles de cada gas y por tanto también proporcional al % en volumen de cada gas y también a la fracción molar de cada gas. P 1 = (% en vol de 1) / 100 P P 1 = X 1 P donde X 1 = n 1 /n (fracción molar del gas 1) Concentración de las Disoluciones Además del % en peso, % en volumen y g/l, la concentración se puede expresar de las siguientes formas: Molaridad nº de moles de soluto/ Volumen, en L, de disolución M = n s / V Fracción molar de soluto nº de moles de soluto / nº de moles de disolución X s = n s / n s + n d
Ejercicios 10. Calcula el nº de moléculas que hay en dos litros de oxígeno medidos en C N 11. Calcula la densidad del metano a 20º C y 1 atm 12. Calcula el volumen que ocupan 20 g de nitrógeno a 25 ºC y 800 mmhg 13. En un recipiente de 5 L a 30 ºC hay 10 g de oxígeno y 10 g de nitrógeno. Calcula la presión total y la presión parcial de cada gas. 14. Calcula la masa en g de 1 L de oxígeno a 25 ºC y 1 atm. Soluciones de los ejercicios 1 37,8 mg 2 3,5 10 22 moléculas y 1,1 10 23 átomos de H 3 64,7 4 8 10 22 átomos de H y 6,7 10 21 moléculas de glucosa 5 C 6 H 6 6 88 g 7 158 8 15,999 9 C 2 H 6 O 10 5,4 10 22 11 0,67 g/l 12 16,6 L 13 P = 3,33 atm; PO2 = 1,55 atm y PN2 = 1,78 atm 14 1,3 g