TEMA I- INTRODUCCIO INTRODUCCION. N. CONCEPTO CONCEPTO Y LEYES FUNDAMENT FUNDAMENTALES ALES DE LA QUIMICA. INTRODUCCION Y AN ANTECED ECEDE ENTES HISTÓ STÓRICO ICOS. Concep cepto de Ciencia. Objeto, importancia y clasificación clasifi cación de la Química. La materia. Clases de Materia Materia - Sustancias Sustancias puras: puras: Elementos Elementos y compuestos. compuestos.-- Mezclas. Mezclas. Estados de agregación de la materia. Cambios de Estado. Transformaciones físicas y químicas. Aspectos energéticos de estas. LEYES Y CONCEPTOS FUNDAMENTALES Leyes fundamentales de las transformaciones químicas. Teoría Teoría atómica de Dalton. Hipótesis de Avogadro. Símbolos Símbolos y fórmulas. Formulación Formulación y nomenclatura de los compuestos inorgánicos. Masa atómica y masa molecular. Concepto de mol, número de Avogadro, volumen molar, equivalente químico. Determinación de fórmulas empíricas empíricas y moleculares Cálculos estequiométricos. Reactivo limitante. Rendimiento en los procesos químicos.
CONCEPTO DE QUÍMICA Química: Parte de la ciencia que se ocupa del estudio de la composición, estructura, propiedades y transformaciones de la materia, de la interpretación teórica de las mismas, mism as, de los cambios energéticos que tienen lugar en las citadas transformaciones y de los efectos producidos sobre ellas al añadir o extraer energía en cualquiera de sus formas.
Definición de materia
Materia, en ciencia, término general que se aplica a todo aquello que ocupa un espacio y posee los atributos de gravedad e inercia. La cantidad de materia de un cuerpo viene medido por su masa que vamos a diferenciar del peso Peso, medida de la fuerza gravitatoria ejercida sobre un objeto. En las proximidades de la Tierra, y mientras no haya una causa que lo impida, todos los objetos caen animados de una aceleración, g, por lo que están sometidos a una fuerza constante, que es el peso. Los objetos diferentes son atraídos por fuerzas gravitatorias de magnitud distinta. La fuerza gravitatoria que actúa sobre un objeto de masa m se puede expresar matemáticamente por la expresión P=m·g La aceleración de la gravedad, g, es la misma para todas las masas situadas en un mismo punto, pero varía ligeramente de un lugar a otro de la superficie terrestre.
PROPIEDADES DE LA MATERIA
FÍSICAS
( SON PERCEPTIBLES A TRAVES DE LOS SENTIDOS) y será una propiedad que tiene una muestra de materia mientras no cambie su composición.
EXTENSIVAS (DEPENDEN DEL TAMAÑO DE LOS CUERPOS) INTENSIVAS O ESPECÍFICAS (SON CARACTERÍSTICAS DEL CUERPO QUE SE CONSIDERE E INDEPENDIENTES DE SU FORMA Y TAMAÑO. EJ: color, olor, p. de fusión..)
QUÍMICAS( SON AQUELLAS QUE SE PONEN DE MANIFIESTO CUANDO EL SISTEMA SE TRANSFORMA EN OTRO DE NATURALEZA DIFERENTE) una o mas muestras de materia se convierten en nuevas muestras de composición diferente.
CLASIFICACIÓN DE LOS SISTEMAS MATERIALES: Partes aisladas de la materia que a su vez se pueden comportar como: Estables (con el tiempo no experimenta modificación) Metaestables Inestables (tienden a transformarse espontáneamente)
CLASIFICACIÓN:
HOMOGENEOS : propiedades intensivas
Presenta en todas sus partes las mismas
SUSTANCIAS PURAS: ELEMENTOS Y COMPUSTOS DISOLUCIONES son mezclas homogéneas de dos o más sustancias
HETEROGENEOS:
Presentan propiedades intensivas que varían de unas zonas a otra. Cada conjunto de zonas con propiedades intensivas iguales recibe el nombre de fase. La superficie de separación entre ellas se llama interfase. Ej: el granito, mica, cuarzo«
Sustancia pura, forma de materia HOMOGÉNEA de composición uniforme e invariable y cuyas propiedades físicas y químicas son idénticas, sea cual sea su procedencia.
Las sustancias puras se identifican por sus propiedades características, es decir, poseen una densidad determinada y unos puntos de fusión y ebullición propios y fijos que no dependen de su historia previa o del método de preparación de las mismas. Por ejemplo, el agua pura, tanto si se destila del agua del mar, se toma de un manantial o se obtiene en una reacción química por unión del hidrógeno y el oxígeno, tiene una densidad de 1.000 kg/m3, su punto de fusión normal es 0 °C y su punto de ebullición normal es 100 °C. Las sustancias puras a su vez las clasificamos en: elementos y compuestos
Elemento químico, sustancia formada por un solo tipo
de átomos (unidades que forman la materia) que no puede ser descompuesta o dividida en sustancias más simples por medios químicos ordinarios. Se conocen actualmente 112 tipos de átomos diferentes luego existiran 112 elementos químicos. Podemos obtener aproximadamente 90 de esos elementos a partir de fuentes naturales. El resto no aparecen de forma natural y solamente los podemos obtener de forma artificial, bombardeando los núcleos atómicos de otros elementos con núcleos cargados o con partículas nucleares. Dicho bombardeo puede tener lugar en un acelerador de partículas (como el ciclotrón), en un reactor nuclear o en una explosión nuclear. Una ordenación especial y una lista completa de los elementos en forma de tabla la encontramos en la Tabla Periódica de los elementos. La estudiaremos en un tema posterior y la utilizaremos a lo largo de la mayor parte del temario.
Compuesto químico, sustancia formada por dos o más elementos que se combinan en proporción invariable y unidos firmemente mediante enlaces químicos. Se han identificado millones de compuestos químicos diferentes. En algunos casos podemos aislar una molécula de un compuesto. Una molécula es la entidad mas pequeña posible en la que se mantienen las mismas proporciones de los átomos constituyentes que en el compuesto químico. El agua, por ejemplo, está formada por tres átomos dos de hidrógeno unidos a un solo átomo de oxígeno. Hay otras moléculas mocho mas grandes por ejemplo la gammaglobulina, proteina de la sangre, formada por 19996 átomos sólo de cuatro tipos: carbono, hidrógeno, oxígeno y nitrógeno.
Símbolos y fórmulas químicas.
los símbolos químicos son los distintos signos abreviados que se utilizan para identificar los elementos químicos en lugar de sus nombres completos. Como por ejemplo : carbono, C; oxígeno, O; nitrógeno, N; hidrógeno, H; cloro, Cl; azufre, S; magnesio, Mg; aluminio, Al; cobre, Cu; plata, Ag; oro, Au; hierro, Fe.
La mayoría de los símbolos químicos se derivan de las letras del nombre del elemento, principalmente en español, pero a veces en inglés, alemán, francés, latín o ruso. La primera letra del símbolo se escribe con mayúscula, y la segunda (si la hay) con minúscula. Los símbolos de algunos elementos conocidos desde la antigüedad, proceden normalmente de sus nombres en latín. Por ejemplo, Cu de cuprum (cobre), Ag de argentum (plata), Au de aurum (oro) y Fe de ferrum (hierro). Este conjunto de símbolos que denomina a los elementos químicos es universal. Los símbolos de los elementos pueden ser utilizados como abreviaciones para nombrar al elemento, pero también se utilizan en fórmulas y ecuaciones para indicar una cantidad relativa fija del mismo. El símbolo suele representar un átomo del elemento. Sin embargo, los átomos tienen unas masas fijas, denominadas masas atómicas relativas, así que los símbolos representan a menudo una masa atómica del elemento o mol.
Formulas Químicas. Son la representación abreviada de un compuesto y expresa los distintos átomos que la componen. A partir de ella se puede determinar: - los elementos de que está formado y el número de átomos de cada tipo que contiene su molécula. - Su composición centesimal - El estado de oxidación de los elementos que lo forman. - Su peso molecular.
TIPOS
DE FÓRMULAS
EMPÍRICAS Nos indica el nº r elativo de átomos de cada elemento que entran en el mismo. MOLECULARES Nos inf orma del nº exacto de átomos de cada especie que constituyen la molécula
La mayoría de las sustancias son compuestos formados por combina ciones de átomos. La fórmula del agua, H2O, indica que por cada dos átomos de hidrógeno está presente un átomo de oxígeno. La fórmula muestra así mismo que el agua es eléctricamente neutra, e indica también que (debido a que las masas atómicas son H = 1,01, O = 16,00) 2,02 unidades de masa de hidrógeno se combinan con 16,00 unidades de masa de oxígeno para producir 18,02 unidades de masa de agua. Puesto que las masas relativas permanecen constantes, las unidades de masa pueden ser expresadas en toneladas, kilogramos, libras o cualquier otra unidad siempre que la masa de todas las sustancias sea expresada en las mismas unidades. En forma similar, la fórmula del dióxido de carbono es CO2; la del octano, C8H18; la del oxígeno, O2 y la de la cera de velas (parafina) CH2. En cada caso, los subíndices (dado por supuesto que significa 1 si no aparece ningún subíndice) muestran el número relativo de átomos de cada elemento en la sustancia. El CO2 tiene 1 C por cada 2 O, y el CH2 tiene 1 C por cada 2 H.
Pero, ¿por qué escribir O2 y C8H18 en lugar de escribir simplemente O y C4H9, que indican las mismas r elaciones atómicas y de masas? Los experimentos demuestran que el oxígeno atmosférico no consiste en átomos individuales (O), sino en moléculas f ormadas por par ejas de átomos (O2); la r elación entr e el carbono y el hidr ógeno en las moléculas de octano es de C 8 y H 18 y no otra combinación de átomos de carbono y de hidr ógeno. Las fórmulas del oxígeno atmosférico y del octano son ejemplos de fórmulas molecular es. El agua está f ormada por moléculas de H2O, y el dióxido de carbono por moléculas de CO2. Por eso el H2O y el CO2 son fórmulas molecular es. Sin embargo, la cera de las velas (CH2), por ejemplo, no está f ormada por moléculas que contienen un átomo de carbono y dos átomos de hidr ógeno, sino que en r ealidad consiste en cadenas muy largas de átomos de carbono, en las cuales la mayor ía de éstos están unidos a dos átomos de hidr ógeno además de estar unidos a los dos átomos de carbono vecinos en la cadena. Estas fórmulas, que expr esan la composición atómica r elativa corr ecta, pero no la fórmula molecular, se llaman fórmulas empíricas. Se puede decir que todas las fórmulas que son múltiplos de proporciones más simples, r epr esentan moléculas: las fórmulas H2O2 y C2H6 r epr esentan a los compuestos per óxido de hidr ógeno y etano. Y a su vez puede decirse que las fórmulas que pr esentan r elaciones atómicas simples son fórmulas empíricas, a menos que la evidencia muestr e lo contrario. Por ejemplo, las fórmulas NaCl y Fe2O3 son empíricas; la primera r epr esenta al cloruro de sodio (sal común) y la última al óxido de hierro (or ín), pero en esos compuestos no están pr esentes moléculas individuales de NaCl o Fe2O3
CALCULO
DE LA COMPOSICIÓN CENTESIMAL DE UNA SUSTANCIA Se determina a partir de su fórmula que como sabemos nos expresa su composición cualitativa y cuantitativa. Para determinar el porcentaje en peso en que interviene cada elemento en la constitución de la sustancia, el producto del número de átomos que aparece en la fórmula por su masa atómica se divide entre la masa atómica y se multiplica por 100.
%
!
Nº de´´ atomosv A
100
M
DEDUCCIÓN DE LA FÓRMULA EMPÍRICA Y MOLECULAR
Las etapas para la obtención de la fórmula empírica son: Composición elemental (puede ser en %) se divide entre la masa atómica Obtenemos la relación en moles se divide entre el nº de moles mas
pequeño
Obtenemos la relación entre los átomos en números sencillosFórmula empírica masa molecular Fórmula molecular
TRANSFORMACIONES
TRANSFORMACIÓN
DE LA MATERIA
FÍSICA. Se dice que se ha
producido una transformación física cuando una muestra de materia cambia alguna de sus propiedades físicas, aspecto físico, pero su composición permanece inalterada. Eje. Paso de agua sólida a agua líquida.
TRANSFORMACIÓN
QUÍMICA. Se dice que se
ha producido una transformación QUÍMICA cuando una muestra de materia se transforma en otra muestra de composición diferente. Eje. C2H5OH + 3O2 2CO2 +3H2O
LEYES EXPERIMENTALES DE LAS TRANSFORMACIONES QUÍMICAS
PONDERALES (Se r ef ier en a las masas de las sustancias que intervienen en la r eacción)
LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MAS (LAVOISIER) LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS O DE LA COMPOSICIÓN CONSTANT E (PROUST) LEY DE LAS PROPORCIONES MULTIPLES (DALTON) LEY DE LOS PESOS DE COMBINACIÓN.(RICHTER-WENZEL
VOLUMETRICAS (se r ef ier en a los volúmenes de las sustancias gaseosas)
LEY DE LOS VOLÚMENES DE COMBINACIÓN LEY DE AVOGADRO
LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA (LAVOISIER)
En un sistema cerrado, sin intercambio con el exterior, la masa contenida en él permanece constante aunque se produzcan reacciones químicas en su interior. (en una reacción química, la cantidad de materia es la misma al final y al comienzo de la reacción)
LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS O DE LA COMPOSICIÓN CONSTANTE (PROUST) (ley de la composición constante)
Cuando dos o más sustancias se combinan para formar un compuesto, lo hacen siempre en una proporción en masa fija, constante. ejemplo: en el agua, el oxígeno y el hidr ógeno se combinan según la r elación en masa 8/1. Calcula la cantidad de hidr ógeno y oxígeno necesaria para f ormar 25g de agua: 8 g de oxígeno se combinan con 1g de hidr ógeno (proporciones def inidas) y f orman de acuerdo con la ley de la conservación de la masa. 9 g de agua: 8g de O / 9 g de agua = x / 25 g agua; x = 22,22 g de oxígeno 1 g de H / 9 g de agua = y / 25 g de agua; y = 2,78 g de hidrogeno
LEY DE LAS PROPORCIONES MULTIPLES (DALTON) Cuando de la unión de dos elementos se puede formar más de un compuesto, se cumple que para una cantidad fija de uno de los elementos la relación en que se encuentra el otro es una relación numérica sencilla (2/1; 3/1; 3/2;..) Se hacen reaccionar 2.23 g de Fe con oxígeno. Dependiendo de las condiciones, esa cantidad de Fe se combinan con 0.64 g o 0.96 g de oxígeno. Comprueba si se cumple la ley de las proporciones multiples. 2.23 g de Fe, 0.96g de O/0.64 g de O = 1.5 = 3/2 luego se cumple
LEY DE LOS PESOS DE COMBINACIÓN (RICHTER-WENZEL)
La masa de elementos difer entes que se combinan con una misma masa de un elemento dado nos dan la r elación con la aquellos se combinan entr e sí, o bien múltiplos o submúltiplos de dichas masas. También se deriva de esta ley que las sustancias r eaccionan entr e sí equivalente a equivalente. E je. 1 g de hidr ógeno se combina con 8 g de oxígeno para f ormar agua, y con 23 g de sodio para f ormar hidruro de sodio 1g de H8 g de oxígeno 23 g de sodio El oxígeno se combina con el sodio para formar un Oxido de sodio en la proporción 8/23. Peso equivalente (peso de combinación) de un elemento es la masa de dicho elemento que se combina con 1.008 g de hidrógeno o con una cantidad equivalente a esta, como 8 g de oxígeno: Peso equivalente = masa atómica/valencia
LEYES VOLUMETRICAS (se r ef ier en a los volúmenes de las sustancias gaseosas) LEY DE LOS VOLÚMENES DE COMBINACIÓN (GAY-LUSSAC) Los volúmenes de los gases que intervienen en una r eacción química están en una r elación sencilla de números enteros. LEY DE AVOGADRO.
MASA ATÓMICA Los átomos de los distintos elementos dif ier en unos de otros no sólo en el número atómico (número de protones de su núcleo), sino también en la masa. La masa de los átomos es tan pequeña, que si se midiera utilizando como unidad el kilogramo, r esultar ían números excesivamente pequeños y por tanto de difícil manejo. Para evitar este inconveniente lo más sencillo es elegir como unidad de masa para los átomos la masa de uno cualquiera de ellos. Se eligió el átomo de carbono de número másico 12.
Una unidad de masa atómica (u) es la doceava parte de la masa del átomo (isótopo) de carbono de número másico 12; equivale a 1.6605655.10 -27 kg Masa atómica, A, también llamada peso atómico de un elemento, es la masa de uno de sus átomos expresada en unidades de masa atómica. Masa atómica relativa de un elemento es el número de veces que la masa media de sus átomos contiene a la doceava parte de la masa de un átomo de C-12. Esta es adimensional. Y representa la media de las masas isotópicas ponderadas, de acuerdo a las abundancias en la naturaleza de los isóto os del elemento
El número atómico, la masa atómica y el símbolo químico de cada uno de los elementos conocidos vienen dados en el sistema periódico o tabla periódica. Cuando dos átomos tienen el mismo número atómico, pero difer entes números másicos, se llaman isótopos. Algunos elementos tienen varios isótopos naturales, mientras que otros sólo existen en una f orma isotópica. Se han producido cientos de isótopos sintéticos. Varios isótopos naturales y algunos sintéticos son inestables. Métodos para obtener la masa atómica: a) Ley de Doulong y Petit. Para un elemento sólido se cumple que: Masa atómica(A).Ce(A) §6.3 (Ce= calor específ ico en (cal /g) ºC) b) A par tir del peso equivalente (valencia . Peq =Masa atómica) C) Por espectroscopía de masas. E je. Con los datos del espectro de masas se determina la razón de la masa del 16O y el átomo de 12C que es 1.33291. ¿Cuál es la masa de un átomo de 16O? Solución: La razón de las masas es: 16O / 12C = 1.33291 masa de 16O = 1.33291 x 12 u = 15.9949 u
Masa Molecular Al igual que sucedía con la masa de los átomos, el kilogramo no resulta adecuado como unidad de masa para las moléculas. Por eso se sigue tomando como unidad de masa la doceava parte de la masa de un átomo de C-12
Masa molecular relativa, M, también llamada peso molecular de una sustancia, es el número de veces que la masa de una de sus moléculas contiene a la doceava parte de la masa de un átomo de C-12.
Como las moléculas son consecuencia de la unión de átomos, es lógico que la masa molecular de una sustancia sea igual a la suma de las masas atómicas de los átomos que la componen,
Concepto
de mol, Número de Avogadro y Volumen molar de un gas Mol es una unidad de cantidad de sustancia. Se def ine como la cantidad de
sustancia que contiene tantas entidades elementales como átomos hay en 0.012kg de carbono 12. Tendr emos que especif icar a que entidades elementales se r ef ier e (átomos, moléculas, iones, electrones«.) Nº de Avogadro. Repr esenta el número de átomos existentes en 0.012kg de C12 y por consiguiente, el número de entidades elementales pr esentes en un mol de cualquier sustancia. Se r epr esenta por N0 = 6.022045 .1023 . Volumen molar de un gas. Volumen ocupado por un mol de gas, a par tir de la hipótesis de Avogadro se deduce que en iguales condiciones de pr esión y temperatura un mol de cualquier gas ocupará siempr e el mismo volumen, Vm. En el caso de que la pr esión sea de 1 atmosfera y la temperatura de 0ºC (273 K) llamadas condiciones normales (c.n.) el volumen del gas se conoce como Volumen molar normal y se ha comprobado experimentalmente que es igual a 22.4 litros.
Ecuación química. La ecuación química a justada simboliza la naturaleza y cantidades de las sustancias que par ticipan en un proceso o cambio químico. La r elación entr e las cantidades de las sustancias que intervienen en la ecuación química se denomina estequiometr ía. Una ecuación química a justada es una ecuación algebraica, en la que se ponen las sustancias r eaccionantes en el primer miembro y los productos de la r eacción en el segundo, separados ambos miembros por un signo igual o por una flecha cuya punta indica el sentido en el que se produce la r eacción. Cuando la r eacción es r eversible se pone una doble flecha. Las condiciones de la r eacción se suelen poner por encima o deba jo de la o las flechas.
Relaciones estequiométricas
Relaciones molecular es. Relaciones en peso. Relaciones peso-volumen y volumen volumen
Formas de expr esar las concentraciones de las disoluciones
Molaridad, M
Molalidad, m
M
!
N
d e´ ´ m o l e s d e s o l u t o
v o lu m e n d e d is o lu c io n
º !
º
ki log ra os de disolvente
Normalidad, N º !
de´´ oles de soluto
Fracción molar xi
de´´equivalentes de soluto volu en de disolucion
º !
de´´ oles de i
nu ero total oles
