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    Tema 1 Tema 1 Presentation Transcript

    • Introducción a la químicajulio sánchez colegio inmaculada concepcion
    • 1.-LEYES BÁSICAS DE LA QUÍMICA1.1 Leyes ponderalesLas leyes ponderales se refieren a las relaciones de masao peso que se observan entre un compuesto y loselementos que lo forman, así como entre los reactivos ylos productos de una reacción química.La ley de la conservación de la masa, la ley de lasproporciones constantes y la ley de las proporcionesmúltiples constituyen las leyes ponderales quepermitieron a John Dalton, en 1808, proponer su teoríaatómica y marcar así el inicio de la química moderna. julio sánchez colegio inmaculada concepcion
    • a) Ley de la conservación de la masa (o de Lavoisier). La masa de un sistema permanece invariable cualquiera que sea la transformación que ocurra dentro de él; esto es, en términos químicos, la masa de los cuerpos reaccionantes es igual a la masa de los productos de la reacción.Esta ley se considera enunciada porLAVOISIER, pues si bien era utilizada comohipótesis de trabajo por los químicosanteriores a él se debe a LAVOISIER suconfirmación y generalización. Un ensayoriguroso de esta ley fue realizado porLANDOLT en 1893-1908, no encontrándosediferencia alguna en el peso del sistema antesy después de verificarse la reacción, siempreque se controlen todos los reactivos yproductos. julio sánchez colegio inmaculada concepcion
    • La ley de la conservación de la materia no es absolutamenteexacta debido a la teoría de la relatividad de EINSTEIN. Enla física actual, la materia y la energía son de la mismaesencia, pues no sólo la energía tiene un peso, y por tanto unamasa, sino que la materia es una forma de energía que puedetransformarse en otra forma distinta de energía.La energía unida a una masa material es E = mc2 en donde Ees la energía, m la masa y c la velocidad de la luzEn una transformación de masa en energía o recíprocamente,la relación entre ambas variaciones es, análogamente,ΔE = Δm.c2 julio sánchez colegio inmaculada concepcion
    • La relación entre masa y energía da lugar a que la ley de la conservación de la materia y la ley de la conservación de la energía no sean leyes independientes, sino que deben reunirse en una ley única de la conservación de la masa- energía. No obstante, las dos leyes pueden aplicarse separadamente con la sola excepción de los procesos nucleares b) Ley de las proporciones definidas (o de Proust).Cuando dos o más elementos se combinanpara formar un determinado compuesto lohacen en una relación en peso constanteindependientemente del proceso seguido paraformarlo. julio sánchez colegio inmaculada concepcion
    • Esta ley también se puede enunciar desde otro punto de vista 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. Así, por ejemplo, en el agua los gramos de hidrógeno y los gramos de oxígeno están siempre en la proporción 1/8, independientemente del origen del agua.c) Ley de las proporciones múltiples (ode Dalton).Las cantidades de un mismo elementoque se unen con una cantidad fija deotro elemento para formar en cadacaso un compuesto distinto están en larelación de números enteros sencillos. julio sánchez colegio inmaculada concepcion
    • La ley de Proust no impide que dos o más elementos se unan en varias proporciones para formar varios compuestos. Así, por ejemplo, el oxígeno y el cobre se unen en dos proporciones y forman dos óxidos de cobre que contienen 79,90 % y 88,83 % de cobre. Si calculamos la cantidad de cobre combinado con un mismo peso de oxígeno, tal como 1g, se obtiene en cada caso:                Las dos cantidades de cobre son, muy aproximadamente,una doble de la otra y, por tanto, los pesos de cobre quese unen con un mismo peso de oxígeno para formar losdos óxidos están en la relación de 1 es a 2. julio sánchez colegio inmaculada concepcion
    • d) Ley de las proporciones recíprocas (o de Richter).Los pesos de diferentes elementos que se combinan conun mismo peso de un elemento dado, dan la relación depesos de estos elementos cuando se combinan entre sí obien múltiplos o submúltiplos de estos pesos.Así, por ejemplo, con 1g de oxígeno se unen: 0,1260 g dehidrógeno, para formar agua; 4,4321 g de cloro, para formaranhídrido hipocloroso; 0,3753 g de carbono para formar gascarbónico, 1,0021 g de azufre, para formar gas sulfuroso, y2,5050 g de calcio, para formar óxido cálcico. Pero loselementos hidrógeno, cloro, carbono, azufre y calcio pueden asu vez combinarse mutuamente y cuando lo hacen seencuentra, sorprendentemente, que estas cantidades,multiplicadas en algún caso por números enteros sencillos,son las que se unen entre sí para formar los correspondientescompuestos julio sánchez colegio inmaculada concepcion
    • Esta ley llamada también de las proporciones equivalentesfue esbozada por RICHTER en 1792 y completada variosaños más tarde por WENZEL.La ley de las proporciones recíprocas conduce a fijar acada elemento un peso relativo de combinación, que es elpeso del mismo que se une con un peso determinado delelemento que se toma como tipo de referencia. Estos pesos de combinación se conocen hoy como pesos equivalentes. El peso equivalente de un elemento (o compuesto) es la cantidad del mismo que se combina o reemplaza -equivale químicamente- a 8,000 partes de oxígeno o 1,008 partes de hidrógeno. Se denomina también equivalente químico. julio sánchez colegio inmaculada concepcion
    • 1.2 LEYES VOLUMETRICAS (SÓLO VALIDAS PARAGASES)A) LEY DE LOS VOLÚMENES DE COMBINACIÓN ( LEYDE GAY-LUSSAC 1808)Los volúmenes , medidos en lasmismas condiciones de presión ytemperatura, de las sustancias queintervienen en una reacción químicaestán en una relación de númerosenteros y sencillos julio sánchez colegio inmaculada concepcion
    • b) LEY DE AVOGADRO (1811)"Volúmenes iguales de gases diferentes contienen elmismo número de partículas, a la misma presión ytemperatura"Surge al tratar de explicar los resultados de Gay-Lussacdentro de la teoría atómica de DaltonImplica la deducción de que las moléculas de los gaseselementales son diatómicas 2.- TEORÍA ATÓMICA DE DALTONSurge de recopilar las leyes ponderales y de recuperar lasideas de Demócrito y Leucipo julio sánchez colegio inmaculada concepcion
    • Los postulados de la teoría son los siguientes:-Los elementos están formados por partículas discretas,diminutas, e indivisibles llamadas átomos, que permaneceninalterables en cualquier proceso químico.-Los átomos de un mismo elemento son todos iguales entresí en masa, tamaño y en cualquier otra propiedad física oquímica.-En las reacciones químicas, los átomos ni se crean ni sedestruyen, solo cambian su distribución.-Los compuestos químicos están formados por "atómos decompuesto" (moléculas), todos iguales entre sí; es decir,cuando dos o más átomos de diferentes elementos secombinan para formar un mismo compuesto lo hacen siempreen proporciones de masa definidas y constantes. julio sánchez colegio inmaculada concepcion
    • 3.- Concepto de molEn las experiencias ordinarias de laboratorio el químico noutiliza cantidades de sustancia del orden del átomo o de lamolécula, sino otras muy superiores, del orden de gramosnormalmente. Es, pues, mucho más útil introducir un nuevoconcepto: una unidad que, siendo múltiplo de la masa de unátomo o de una molécula, represente cantidades de materiaque sean ya manejables en un laboratorio. Así, de un elemento se puede tomar una cantidad de gramosque sea igual al número expresado por su peso atómico(átomo-gramo). Ejemplo: el peso atómico del hidrógeno es1,0079; luego, 1,0079 g de hidrógeno equivalen a un átomo-gramo de hidrógeno.De forma similar, se define la molécula-gramo de unasustancia como el número de gramos de esa sustancia igual asu peso molecular. Ejemplo: el peso molecular del hidrógeno(H2) es 2,0158; luego, 2,0158 g de hidrógeno equivalen a unamolécula-gramo de sánchez colegio inmaculada concepcion julio hidrógeno.
    • Un átomo-gramo o una molécula-gramo serán múltiplos de la masa de un átomo o de la de una molécula, respectivamente. Este múltiplo resulta de multiplicar el valor del peso atómico o del peso molecular por un factor N, que no es otro que el número de veces que es mayor la unidad de masa «gramo» que la unidad de masa «uma».  De todo esto se deduce que un átomo-gramo de cualquier elemento o una molécula-gramo de cualquier sustancia contiene igual número de átomos o moléculas, respectivamente, siendo precisamente ese número el factor N.El valor de N, determinadoexperimentalmente, es de 6,023 x 1023 yes lo que se conoce como número deAvogadro julio sánchez colegio inmaculada concepcion
    • Esto condujo al concepto con el que se han sustituido lostérminos ya antiguos de molécula-gramo y de átomo-gramo:el mol.Mol es la cantidad demateria que contiene elnúmero de Avogadro, N,de partículas unitarias oentidades fundamentales(ya sean éstas moléculas,átomos, iones, electrones,etc.).También puede definirse como:Mol es la cantidad de materia que contiene un númerode entidades igual al número de átomos contenidos en12 g de carbono-12.  julio sánchez colegio inmaculada concepcion
    • Este concepto de mol es mucho más amplio, y lo importante es que hace referencia a un número determinado de partículas o entidades. Es, pues, una cantidad de unidades, y lo mismo que nos referimos a un docena de huevos (12 huevos), un cartón de cigarrillos (200 cigarrillos), etc., podríamos referirnos a un mol de huevos o de cigarrillos (6,023 x 1023 huevos, 6,023 x 1023 cigarrillos, etc.).La masa de un mol decualquier sustancia es elnúmero de gramos de esasustancia igual en valor a sumasa molecular. A esta masase la denomina Masa molar yse mide en g/mol. julio sánchez colegio inmaculada concepcion
    • La masa atómica de un elemento es el promedio de lasmasas de los átomos de los distintos isótopos de dichoelemento, considerando su porcentaje de abundancia. Estamasa se mide en umaPor ejemplo, los isótopos más abundantes del Cloro son Cl 35( 75 % ) y Cl 37 ( 25 % ) , entonces:M(Cl)=0,75 X 35 + 0,25x 37= 26,25+9,25=35,5La masa atómica del cloro es de 35,5 uma  julio sánchez colegio inmaculada concepcion
    • 4.- Volumen molarEs el volumen ocupado por un mol de cualquier sustancia,ya se encuentre en estado sólido, líquido o gaseoso y bajocualesquiera condiciones de presión y temperatura.Según ya se ha estudiado, un mol de cualquier sustanciacontiene igual número de partículas. Por otra parte, siatendemos al caso particular de sustancias gaseosas, delprincipio de Avogadro se deduce que un mol de cualquiersustancia gaseosa -igual número de moléculas- ocuparáidéntico volumen, siempre que las condiciones depresión y temperatura sean las mismas.Este volumen resulta ser de 22,4 l cuando el gas seencuentra en condiciones normales (o C.N.) de presión ytemperatura (1 atmósfera y 0 ºC) julio sánchez colegio inmaculada concepcion
    • 5.- ECUACIÓN DE LOS GASES IDEALESTodos los gases independientemente de su naturaleza química odel tamaño de sus moléculas responden a leyes muy sencillasque pueden reunirse en la llamada ecuación de estado de losgases ideales: P.V= nRTEn condiciones normales (273K y 1 atm) volumen de un mol decualquier gas ocupa 22,4 lPara una misma masa de gas se cumple que p1.V1/T1= P2.V2/T2Un gas ideal es un gas hipotético formado por partículaspuntuales, sin atracción ni repulsión entre ellas y cuyoschoques son perfectamente elásticos (conservación demomento y energía cinética). Los gases reales que más seaproximan al comportamiento del gas ideal son los gasesmonoatómicos en condiciones de baja presión y altatemperatura. julio sánchez colegio inmaculada concepcion
    • Haciendo una corrección a la ecuación de estado de un gasideal, es decir, tomando en cuenta las fuerzasintermoleculares y volúmenes intermoleculares finitos, seobtiene la ecuación para gases reales, también llamadaecuación de Van der Waals:Las leyes de los gases también se aplican a las mezclasde gases: la presión total es la suma de las presionesparciales de cada gas ( ley de Dalton)Se define presión parcial de un gas como aquella queejercería si ocupara él solo el recipiente julio sánchez colegio inmaculada concepcion
    • julio sánchez colegio inmaculada concepcion
    • 6.- DETERMINACIÓN DE LA FÓRMULA DE UN COMPUESTOA partir de la composición centesimal se divide por la masa atómica y después se divide por el menor número obtenido resultando la fórmula empírica es decir la relación más simple en que se encuentran los átomos en la moléculaPara obtener la formula molecular ( numero real de átomos en la molécula) se utiliza la fórmula empírica y la masa molecular ya que la molecular es n veces la mas de la empíricaEjemplo: El análisis de cierto compuesto revela que su composición porcentual en masa es 40% de C, 6,67% de H, y 53,33% de O. ¿Cuál es la fórmula empírica del compuesto? julio sánchez colegio inmaculada concepcionMasa relativa del elemento C: 40g H: 6,67g O: 53,33 g
    • Con la masa atómica de cada elemento, se calcula el númerode moles que se corresponde con la masa anterior.. Estenúmero es lo que llamaremos número relativo de átomos quevan a formar parte del compuesto.C: 40/ 12 = 3,333H: 6,67/1 = 6,67O: 53,33/16 = 3,333Seguidamente lo pondremos en una relación sencilla denúmeros enteros. La forma de hacerlo es dividir los númerosanteriores por el que sea más pequeño. Así, el que es máspequeño saldrá 1 al dividirse por sí mismo. Los demás saldránnúmeros enteros sencillos mayores que la unidad.Como las divisiones a veces no salen totalmente exactas,deberéis: 1º Trabajar con un mínimo de tres decimales; 2ºRedondear este último número al entero más cercano si ladiferencia es menor de una décima.concepcion julio sánchez colegio inmaculada
    • Podría darse el caso que no salieran números enteros en todos los casos. Si es así, se deberán multiplicar todos los números por un factor tal que dé como resultado números enteros sencillos. Relación de números sencillos (dividir anterior por el más pequeño de los tres) C: 3,333/3,333 = 1 H: 6,67 /3,333 = 2 O: 3,,333/3,333 = 1 La fórmula empírica es aquella que nos dice los elementos que forman el compuesto y la proporción de átomos qué tienen.. En nuestro caso la fórmula empírica será : C1H2O1 , o sea, CH2OEl compuesto real se deberá escribir con la fórmula molecularque será un múltiplo de la empírica La fórmula molecularserá: (CH2O)x julio sánchez colegio inmaculada concepcion
    • Para escribir la fórmula molecular nos deben dar como dato lamasa molecular (uma) o la masa molar del compuesto(gramos).Siguiendo con el ejemplo, el enunciado podría continuar así"...Si la masa molecular es de 180 u, ¿cuál es la fórmulamolecular?"Calculamos la masa molecular de la fórmula empírica:Mf.empírica = 12 + 2·1 + 16 = 12 + 2+ 16 = 30 uEscribimos la ecuación resultante de igualar la masamolecular de la fórmula molecular con su verdadera masamolecular. resolvemos la incógnita; o sea, el número de vecesque se repite la fórmula empírica. 30 x = 180 ; x = 180 / 30 = 6La fórmula molecular será: C6H12O6 julio sánchez colegio inmaculada concepcion
    • julio sánchez colegio inmaculada concepcion
    • 7.- DISOLUCIONES. MODOS DE EXPRESAR LACONCENTRACIÓNEn química, una disolución (del latín disolutio) o solución esuna mezcla homogénea, a nivel molecular de una o másespecies químicas que no reaccionan entre sí; cuyoscomponentes se encuentran en proporción que varía entreciertos límites.Toda disolución está formada por una fase dispersallamada soluto y un medio dispersante denominadodisolvente. También se define disolvente como la sustanciaque existe en mayor cantidad que el soluto en la disolución.Si ambos, soluto y disolvente, existen en igual cantidad(como un 50% de etanol y 50% de agua en una disolución),la sustancia que es más frecuentemente utilizada comodisolvente es la que se designa como tal (en este caso, elagua).La concentración de una disolución constituye una de susprincipales característicasinmaculada concepcion julio sánchez colegio .
    • Y se suele expresar de las siguientes maneras:a) porcentaje en masa o Tanto por ciento en peso. Expresa la masa en gramos de soluto disuelta por cada cien gramos de disolución. Su cálculo requiere considerar separadamente la masa del soluto y la del disolvente:Cuando la concentración es muy pequeña suele expresarse en partes por millon (ppm) que son los gramos de soluto que hay en un millón de gramos de disolución julio sánchez colegio inmaculada concepcion
    • b) Molaridad. Es la forma más frecuente de expresar laconcentración de las disoluciones en química. Indica elnúmero de moles de soluto disueltos por cada litro dedisolución; se representa por la letra M.c) Molalidad. Indica el número de moles de soluto disuelto encada kilogramo de disolvente: julio sánchez colegio inmaculada concepcion
    • d) Normalidad: número de equivalentes de soluto que hay encada litro de disoluciónNormalidad (N) = nºequiv/ Volumen (l)nº equiv= m/PequvPequiv= M/n , n en el caso de ácidos y bases es el nº de H yde OH respectivamentee) Fracción molar: relación que hay entre los moles de solutoy los moles de disoluciónΧ= ns/ (ns + nd) julio sánchez colegio inmaculada concepcion
    • julio sánchez colegio inmaculada concepcion
    • 8.- REACCIONES QUIMICASUna ecuación química es la representación abreviada de una reacción química: básicamente se escribe a la izquierda las fórmulas de los reactivos y a la derecha, las de los productos separados por una flechaPara que se cumpla la ley de conservación de masa es imprescindible que la ecuación esté ajustada para que haya el mismo número de átomos de cada elemento a ambos lados. Se utilizan para ello coeficientes que pueden ser enteros o fraccionariosEn determinados caso hay que especificar el estado físicoSi en la reacción interviene iones se tiene que cumplir la ley de conservación de la carga: La suma algebraica de las cargas negativas y positivas debe ser la misma julio sánchez colegio inmaculada concepcion
    • La reacciones pueden ser:•síntesis: dos o más sustancias reaccionan para dar otramás compleja•Descomposición: una sustancia se descompone formandodos o más simples•Desplazamiento o sustitución: Uno de los elementos de uncompuesto es sustituido por otro•Intercambio: equivalen a una doble descomposiciónUna reacción química nos da información no solo cualitativasino cuantitativa , al dar la relación de moles en los que secombinan los reactivos y la relación entre los productos julio sánchez colegio inmaculada concepcion
    • Algunos casos particulares son:Reactivo limitante: A veces nos dan cantidades de dosreactivos que no guardan relación estequiométrica. Hay quedeterminar cual de ellos está en exceso y cual reacciona porcompleto ( reactivo limitante)Reacción común de una mezcla: cuando una mezcla de dossustancias reacciona con un mismo reactivo, cada sustanciaverifica su reacción independientementePureza de los reactivos: Sólo la parte pura intervendrá en lareacciónEmpleo de disoluciones: sólo reacciona el soluto julio sánchez colegio inmaculada concepcion