tema 2: leyes y conceptos básicos en química

TEMA 2: LEYES Y CONCEPTOS BÁSICOS EN QUÍMICA
1.
Sustancias, mezclas y combinaciones
La materia puede aparecer en dos formas:
Homogénea, cuando sus propiedades y su composición son idénticas en cualquier punto. No se
pueden distinguir las distintas partes, y decimos que el sistema consta de una sola fase.
Heterogénea, cuando está formada por dos o más fases, separadas por superficies
diferenciables.
Atendiendo a la estructura interna de la materia, podemos distinguir:
Mezclas: agregación de diferentes sustancias sin que se produzca entre ellas ninguna reacción
química. Por tanto, se pueden separar por medios físicos (filtración, imanación, decantación,
sedimentación, etcétera). Estas mezclas pueden ser homogéneas (con una sola fase y las
mismas propiedades y composición en todos sus puntos), llamadas disoluciones; y
heterogéneas (se distinguen dos o más fases, y tanto sus propiedades como su composición
difieren de un punto a otro).
Sustancias puras: están formadas por una sola sustancia, por lo que siempre son homogéneas.
Pueden ser elementos químicos (formados por un único tipo de átomo) o compuestos
(combinaciones), formados por dos o más elementos que se asocian tras producirse una
reacción química. Estas combinaciones no se pueden separar por métodos físicos.
2.
Leyes ponderales de la química
Se refieren a la cantidad de materia es diferentes sustancias que intervienen en una
combinación química.
2.1. Ley de conservación de la materia
Enunciada en 1763 por Lavoisier.
Establece que en una reacción química que se realice en un recipiente cerrado no se
produce cambio en la cantidad de materia. De aquí el enunciado de carácter más general:
la materia ni se crea ni se destruye, únicamente se transforma. La suma de las masas de
los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos.
2.2. Ley de las proporciones constantes o definidas
Enunciada por Proust en 1799.
Un compuesto contiene siempre los mismos elementos y en las mismas proporciones,
con independencia del proceso seguido en su formación. Dicho de otra forma, cuando
dos o más elementos se combinan químicamente para formar un compuesto, siempre lo
hacen en una relación de masas constante.
Por ejemplo, al hacer reaccionar hierro con azufre para formar sulfuro de hierro (II), lo
hacen en una proporción constante que se recoge en la siguiente tabla:
Masa de Fe (g)
0,30
0,40
0,50
0,60
0,70
0,80
0,90
1,00
Masa de S (g)
0,18
0,23
0,29
0,34
0,40
0,46
0,50
0,57
Razón
1,67
1,74
1,72
1,76
1,75
1,74
1,80
1,75
La representación gráfica de la masa de hierro frente a la masa de azufre da como
resultado una recta de pendiente 1,75; es decir, 1 gramo de azufre se combina siempre
con 1,75 gramos de hierro.
Si se añade un exceso de algunos de los reactivos, el sobrante no reacciona. Por
ejemplo, si mezclamos 1 gramo de azufre con 1,80 gramos de hierro, siguen
reaccionando en la proporción 1/1,75, y se forman 2,75 gramos de FeS, quedando 0,05
gramos de hierro sin reaccionar.
2.3. Ley de las proporciones múltiples
Enunciada por Dalton en 1803.
Cuando se hace reaccionar 1,00 gramos de oxígeno con azufre, se consumen 2,00, 1,00 ó
0,66 gramos, dependiendo de las condiciones de reacción.
A primera vista puede parecer que facha la ley de las proporciones constantes, pero la
realidad es que no lo hace. Lo que sucede es que pueden formarse tres compuestos de
oxígeno con azufre (óxidos de azufre), y la ley de las proporciones constantes se refiere a
un único compuesto.
Si dividimos la cantidad de oxígeno entre las tres cantidades de azufre obtenemos
⁄
⁄
⁄
. Si ahora dividimos los tres resultados entre el menor de
ellos (0,5) obtendremos 1, 2 y 3, respectivamente. Esta es la relación de masas en que se
encuentra unido el oxígeno al azufre en cada uno de los tres óxidos de azufre (SO, SO 2 y
SO3). Así, esta ley se puede enunciar como:
Si una cantidad (a) fija de un elemento A se combina con cantidades fijas (b 1 y b2) de otro
elemento B para dar dos compuestos diferentes X e Y, la relación en que se encuentran
las cantidades b1 y b2 es la de números enteros sencillos; es decir:
⁄
, donde n es un número entero sencillo.
Las leyes que hemos visto se cumplían en todos los casos, pero eran empíricas; es decir, estaban
basadas en experimentos. Faltaba aún una teoría que les diera soporte. Ésta llegaría de la mano de
Avogadro.
3.
Ley de los volúmenes de combinación
Enunciada por Gay-Lussac en 1808.
Los volúmenes de los gases reaccionantes y de los gases obtenidos guardan una relación
numérica muy sencilla, siempre que se trabaje a presión y temperatura constantes.
Gay-Lussac encontró esta relación entre los gases mientras realizaba una serie de experimentos con
vistas a establecer el volumen de oxígeno contenido en el aire. Para ello hizo reaccionar una mezcla
de oxígeno e hidrógeno con el fin de formar agua, y encontró que estos gases siempre reaccionaban
en la misma proporción: doble volumen de hidrógeno que de oxígeno. Posteriormente realizó
experimentos similares con otros gases, llegando a la conclusión propuesta en su ley. Por ejemplo,
encontró que un litro de oxígeno reaccionaba con dos litros de hidrógeno para formar dos litros de
vapor de agua, y que tres litros de hidrógeno reaccionaban con un litro de nitrógeno para formar
dos litros de amoníaco.
4.
Hipótesis de Avogadro. Concepto de molécula
La ley de Gay-Lussac no pudo ser interpretada usando la teoría atómica de Dalton, lo que supuso un
serio revés para dicha teoría.
En 1811, Avogadro propuso una hipótesis que permitía explicar la ley de los volúmenes de
combinación, siempre que se aceptase que las sustancias que reaccionaban no eran átomos sino
agrupaciones de átomos, a las que dio el nombre de moléculas. Esta hipótesis, que se comvirtió en
ley una vez que fue comprobada experimentalmente, puede expresarse del siguiente modo:
Volúmenes iguales de distintos gases contienen el mismo número de moléculas, siempre que los
volúmenes se hayan medido en las mismas condiciones de presión y temperatura.
Esto es cierto con independencia del gas de que se trate. Además, si tenemos el mismo número de
moléculas de diferentes gases, todas ocuparán el mismo volumen medidas en las mismas
condiciones.
La hipótesis de Avogadro lleva asociada la idea de que los gases elementales (hidrógeno, oxógeno,
nitrógeno, etcétera) son moléculas diatómicas y no monoatómicas, como se pensaba hasta entonces de
acuerdo con la teoría de Dalton. Pero permitía explicar la ley de los volúmenes de combinación de GayLussac.
Siguiendo la hipótesis de Dalton, al hacer reaccionar cloro con hidrógeno para obtener cloruro de
hidrógeno reaccionarían un átomo de cada tipo y obtendríamos una molécula de cloruro de hidrógeno.
En cambio, la hipótesis de Avogadro explicaba con solvencia el
hecho de que al reaccionar un cierto volumen de hidrógeno con
el mismo de cloro se obtuviera un volumen doble de cloruro de
hidrógeno. Bastaba con suponer que tanto el hidrógeno como el
cloro están formados por moléculas diatómicas.
De todas formas, conviene recordar que en las reacciones
químicas se conserva la masa pero no el volumen. El intercambio
de calor en las reacciones químicas provoca una variación de
volumen (que aumenta si se desprende calor y se reduce si el
calor es absorbido).
5.
Número de Avogadro. Concepto de mol
El siguiente paso fue establecer una escala relativa de masas atómicas, en el que el más ligero era el
hidrógeno. De este modo, el átomo de carbono era 12 veces más masivo que el del hidrógeno, el
del azufre 32 veces más masivo y el del oxígeno16 veces. Por tanto, si tomamos 32 gramos de
azufre y 16 gramos de oxígeno tendremos la misma cantidad de átomos de ambos elementos, pues
la relación que existe entre las masas del azufre y el oxígeno es 32:16.
¿Hay algún número tal que al multiplicarlo por el valor de la unidad de masa atómica de como
.
23
resultado el valor 1?. Lo hay, y resulta ser 6,022 10 . Como un átomo de azufre tiene una masa de
32 uma, la cantidad anterior de átomos de azufre la tendrá de 32 g. De aquí deriva el concepto de
mol.
El mol es la unidad S.I. De cantidad de sustancia. Por tanto, un mol de cualquier sustancia tiene
.
23
6,022 10 .partículas de dicha sustancia, si bien el valor de su masa en gramos es distinto para los
distintos elementos de la tabla periódica. Ees la cantidad de sustancia cuya masa en gramos es
numéricamente igual a la masa molecular (o atómica). En un mismo número de moles de
cualquier sustancia compuesta habrá el mismo número de moléculas.
.
23
Por ejemplo, si tenemos 6,022 10 .átomos de hidrógeno, con una masa de 1 uma por átomo,
.
23
tendremos 1 gramo de hidrógeno. En cambio, si tenemos 6,022 10 moléculas de hidrógeno, cada
una de las cuales tiene una masa de 2 uma, tendremos 2 gramos de hidrógeno molecular (H2). Si
.
23
tuviéramos 6,022 10 .átomos de carbono tendríamos 12 g (0,012 kg) de carbono.
5.1. Masa de un mol
La masa de un mol será, obviamente, distinta para sustancias diferentes, ya que depende en
última instancia de la masa de los átomos o moléculas que componen dicha sustancia. Por
ejemplo:
6.
Leyes de los gases. Estudio cuantitativo
Las leyes de los gases relacionan la presión, el volumen y la temperatura de los mismos, variables de
las que dependen las características del gas.
6.1. Ley de Boyle-Mariotte. Transformaciones a temperatura constante
Establecida en 1662, de manera independiente, por R. Boyle y E. Mariotte. Dice que
A temperatura constante, el producto de la presión por el volumen de una cierta masa de gas
es constante:
Por tanto, si una determinada masa de gas existe en diferentes condiciones, representadas por
(1), (2) y (3), y en todas ellas se mantiene la temperatura constante, debe verificarse que:
6.2. Ley de Charles. Transformaciones a presión constante
Enunciada en 1798, puede expresarse del siguiente modo:
A presión constante, el volumen varía en relación directa a la temperatura expresada en
kelvin.
6.3. Ley de Gay-Lussac. Tranformaciones a volumen constante
Data de 1802, y puede enunciarse del siguiente modo:
A volumen constante, la presión vará en relación directa a la temperatura expresada en
kelvin.
6.4. Ecuación de Clapeyron
Las tres leyes anteriores pueden englobarse en una sola, llamada ecuación de estado de los
gases.
Los experimentos indican que para un mol de cualquier gas, la constante a p = 1atm y T = 273 K,
toma el valor de
, ya que un mol de cualquier gas en esas condiciones
⁄
ocupa un volumen de 22,4 L. Por tanto:
⁄
Esta constante se conoce como constante de los gases ideales, y se simboliza mediante la letra
R.
Por tanto, la ecuación de los gases quedará
⇒
Y para n moles obtenemos la ecuación
Llamada ecuación de Clapeyron o ecuación de los gases ideales.
A continuación tienes dos enlaces donde puedes practicar con las leyes de los gases
https://6ee9c560b2fd64293ab5bb2a10c68b8a9e80b937www.googledrive.com/host/0B1or4uFFvPJ-SGhfLUtPcDVnaWM
http://www.iesaguilarycano.com/dpto/fyq/LG/LG1.html
6.5. Volumen de un mol o volumen molar
Avogadro estableció, por una parte, que igual número de moléculas ocupan el mismo volumen
siempre que las condiciones de presión y temperatura sean idénticas para todos los gases. Por
otra parte, estableció que en un mol de cualquier sustancia en cualquier estado de agregación
existe siempre el mismo número de moléculas. Uniendo estos dos postulados se llega a la
siguiente conclusión:
Un mol de cualquier gas ocupará siempre el mismo volumen sea cual sea el gas, si las
condiciones de presión y temperatura son las mismas. Experimentalmente se ha comprobado
que el volumen de un mol de cualquier gas en condiciones normales (p = 1 atm, T = 273 K) es
siempre de 22,4 L.
De este modo, para hallar la masa molecular de cualquier gas, basta con calcular su densidad en
condiciones normales, expresada en g/L, y multiplicarla por 22,4.
6.6. Ley de las presiones parciales
Dalton comprobó experimentalmente que si en un recipiente hay varios gases, de forma que no
reaccionen entre sí, cada gas ejerce una presión igual a la que ejercería si ocupase el solo el
mismo volumen a la misma temperatura, siendo la presión total de la mezcla el resultado de la
suma de las presiones parciales de todos los gases que la componen. Así, si disponemos de un
recipiente de volumen V que contiene tres gases A, B y C (n A moles de A, nB moles de B y nC
moles de C), la presión total se puede calcular a partir de la suma de las presiones parciales de
cada gas según:
(
)
Si dividimos la expresión de cada presión parcial por la presión total obtenemos
⇒
Siendo
la fracción molar del gas i en la mezcla de gases.
A su vez, de acuerdo con la teoría de Avogadro, la relación entre el número de moles de un gas
en la mezcla y el número de moles totales es la misma que hay entre el volumen del gas y el
volumen de la mezcla si ambos – gas y mezcla – están en las mismas condiciones de presión y
temperatura.
7.
Fórmulas empíricas y moleculares
La fórmula de los compuestos o moléculas poliatómicas es la representación simbólica más
sencilla de los mismos. Expresa, por una parte, los átomos que forman dicho compuesto y,
por otra, la cantidad en la que estos átomos intervienen.
Así, cuando representamos la molécula de ácido sulfúrico como H 2SO4, estamos indicando que
en dicho compuesto intervienen dos átomos de hidrógeno, uno de azufre y cuatro de oxígeno.
Podemos distinguir:
Fórmula empírica: indica la proporción en que se encuentran los átomos. Para determinarla es
necesario obtener, mediante análisis, los elementos que la forman y su composición en masa.
Fórmula molecular: indica el número exacto de átomos que intervienen en el compuesto. Para
determinarla necesitamos conocer la masa molecular. La fórmula molecular es un múltiplo
entero de la fórmula empírica, y no siempre coincidirá con ella.
7.1. Obtención de la composición centesimal
Vamos a tomar como ejemplo el sulfato de aluminio, Al2(SO4)3.
Debemos conocer las masas atómicas, que en nuestro caso son 27 uma (Al), 32 uma (S) y
16 uma (O).
De este modo, la masa molecular será:
Para obtener el % de cada elemento dividimos la masa de dicho elemento en el compuesto
entre la masa total del mismo, y multiplicamos el resultado por cien.
Obviamente, la suma de todos los % debe ser igual a 100.
7.2. Obtención de las fórmulas empírica y molecular
Supongamos un compuesto que contiene 38,71 % de carbono (m = 12 uma), 51,61 % de
oxígeno (m = 16 uma) y 9,68 % de hidrógeno (m = 1 uma). Sabemos también que su masa
molecular es de 62 uma.
El primer paso consiste en dividir cada porcentaje por la masa atómica del elemento en
cuestión.
A continuación, dividimos los resultados obtenidos entre el más pequeño de ellos.
Debemos obtener números enteros o muy cercanos (en este último caso redondeamos al
entero más próximo).
De este modo obtenemos la fórmula (aún no sabemos si empírica o molecular) CH 3O. Si la
masa de este compuesto coincide con la masa molecular conocida, habremos obtenido la
fórmula molecular; en caso contrario, estaremos ante la fórmula empírica. Para salir de
dudas calculamos la masa del compuesto que hemos obtenido:
(
)
Dado que esta masa no coincide con la masa molecular conocida, dividimos ambas:
Este resultado será el múltiplo que nos permita obtener la fórmula molecular, que en
nuestro caso será (CH3O)2 = C2H6O2, cuya masa molecular es, en efecto, 62 uma.
Por tanto, el compuesto buscado tiene como fórmula
Esta fórmula corresponde al compuesto orgánico llamado etanodiol.