01 Leyes fundamentales.ppt
- 1. LEYES FUNDAMENTALES DE LA QUÍMICA Unidad 1
- 2. 2 Contenidos (1) 1.- La Química en la antigüedad. La Alquimia. 2.- Sustancias homogéneas y heterogéneas. Elementos y compuestos. (Repaso). 3.- Leyes fundamentales de la Química. 3.1. Ley de conservación de la masa. 3.2. Ley de las proporciones definidas. 3.3. Ley de proporciones múltiples. 3.4. Ley de proporciones recíprocas. 4.- Teoría atómica de Dalton (postulados).
- 3. 3 Contenidos (2) 5.- Evolución de la Teoría atómica de Dalton. 5.1. Relaciones volumétricas de Gay-Lussac. 5.2. Hipótesis de Avogadro. 6.- Masas atómicas y moleculares (repaso). 7.- Concepto de mol. 8.- Composición centesimal. 9.- Fórmula empírica y molecular.
- 4. 4 • Teoría de los cuatro elementos (Empédocles) • Teoría atomística (Leucipo y Demócrito) • Teoría de materia continua (Aristóteles) Un poco de historia Aire Fuego Tierra Agua caliente seco frío húmedo
- 5. 5 Un poco de historia • Alquimia : Azufre, mercurio y sal – Piedra filosofal – Elixir de la vida. • Siglo XVIII: análisis gravimétrico cuantitativo – Leyes de la química.
- 6. 6 Sustancias químicas (clasificación) Elementos Compuestos Sustancias puras Disoluciones Homogéneas Heterogéneas SUSTANCIAS QUÍMICAS
- 7. 7 Leyes fundamentales de la Química. • Ley de conservación de la masa (Lavoisier). • Ley de proporciones definidas (Proust). • Ley de proporciones múltiples (Dalton). • Ley de proporciones recíprocas (Ritcher) • Ley de volúmenes de combinación (Gay-Lussac). • Hipótesis de Avogadro TEORÍAATÓMICA DE DALTON
- 8. 8 Ley de conservación de la masa (Lavoisier). • “En toda transformación química la masa se conserva, es decir, la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos de la reacción”. • Ejemplo:2 gramos de cloro y 3 gramos de sodio producen 5 gramos de cloruro de sodio.
- 9. 9 Ley de proporciones definidas (Proust). • “Los elementos se combinan para formar compuestos en una proporción de masa fija y definida”. • Ejemplo: El azufre y el hierro se combinan para formar sulfuro de hierro (II) en la siguiente proporción: 4 gramos de azufre por cada 7 gramos de hierro.
- 10. 10 Ley de proporciones definidas (Proust). Ejemplos. • Azufre + Hierro Sulfuro de hierro • 4 g 7 g 0 g Inicial • 11 g Final • 4 g 10 g 0 g Inicial • 3 g 11 g Final • 8 g 7 g 0 g Inicial • 4 g 11 g Final
- 11. 11 Ley de proporciones definidas (Proust). Ejemplos. • Azufre + Hierro Sulfuro de hierro • 12 g 30 g 0 g Inicial • 9 g 33 g Final • 25 g 35 g 0 g Inicial • 5 g 55 g Final • 13’5 g 24’9 g 0 g Inicial • 1’275 g 37’125 g Final
- 12. 12 Ejemplo: Se sabe que 8 g de azufre reacciona con con 12 g de oxígeno para dar 20 g de trióxido de azufre: a) ¿Cuántos gramos de oxígeno reaccionarán con 1 g de azufre y qué cantidad de trióxido de azufre se obtendrá; b) si se descompo- nen 100 g de trióxido de azufre ¿cuántos gramos de azufre y de oxígeno se obtendrán? a)Azufre + Oxígeno Trióxido de azufre 8 g 12 g 20 g 1 g m(O2) m(SO3) 1g · 12 g 1 g · 20 g m(O2) = ———— = 1,5 g ; m(SO2) = ———— = 2,5 g 8 g 8 g b) m(S) m(O2) 100 g 100 g · 8 g 100 g · 12 g m(S) = ———— = 40 g ; m(O2) = ————— = 60 g 20 g 20 g
- 13. 13 Ley de proporciones múltiples (Dalton). • “Cuando dos elementos se combinan entre sí para dar compuestos diferentes, las diferentes masas de uno de ellos que se combinan con una masa fija de otro, guardan entre sí una relación de números sencillos”.
- 14. 14 Ley de proporciones múltiples (Dalton). Ejemplo. • Óxidos de cobre % cobre % oxígeno • I 88’83 11’17 • II 79’90 20’10 • masa cobre masa oxígeno • I 7’953 (masa de cobre que II 3’975 se combina con 1g de oxígeno) 7’953 / 3’975 2 / 1
- 15. 15 Ejemplo: Dependiendo de las condiciones experimentales 14 g de nitrógeno pueden reaccionar con 8 g, 16 g, 24 g, 32 g y 40 g de oxígeno para dar cinco óxidos diferentes. Comprobar que se cumple la ley de Dalton. • Sean los óxidos I, II, III, IV y V respectivamente. • Las distintas masas de O que se combinan con una cantidad fija de N (14 g) guardan las relaciones: • m Ox. (V) 40g 5 m Ox. (IV) 32 g 4 ————— = —— = — ; ————— = —— = — m Ox. (I) 8 g 1 m Ox. (I) 8 g 1 • m Ox. (III) 24g 3 m (II) Ox. 16 g 2 ————— = —— = — ; ————— = —— = — m Ox. (I) 8 g 1 m (I) Ox. 8 g 1
- 16. 16 Ley de proporciones recíprocas (Ritcher) • “Las masas de dos elementos que se combinan con una masa de un tercero, guardan la misma relación que las masas de los dos cuando se combinan entre sí”.
- 17. 17 Ley de proporciones recíprocas (Ritcher). Ejemplo. • Si 2 g de hidrógeno se combinan con 16 g de oxígeno para dar agua, y 6 g de carbono se combinan también con 16 gramos de oxígeno para dar dióxido de carbono, entonces 2 g de hidrógeno se combinarán con 6 g de carbono al formar metano.
- 18. 18 Hipótesis de Avogadro. • “A una presión y a una temperatura determinados en un volumen concreto habrá el mismo número de moléculas de cualquier gas”. • Ejemplo: Un mol de cualquier gas, es decir, 6,022 x 1023 moléculas, ocupa en condiciones normales (p = 1 atm; T = 0 ºC) un volumen de 22’4 litros.
- 19. 19 Ley de volúmenes de combinación (Gay-Lussac). • “A temperatura y presión constantes, los volúmenes de los gases que participan en una reacción química guardan entre sí relaciones de números sencillos”.
- 20. 20 Ejemplo de la ley de volúmenes de combi- nación (Gay-Lussac). • 1 litro de hidrógeno se combina con 1 litro de cloro para dar 2 litros de cloruro de hidrógeno. • 1 litro de nitrógeno se combina con 3 litros de hidrógeno para dar 2 litros de amoniaco. • 1 litro de oxígeno se combina con 2 litros de hidrógeno para dar 2 litros de agua (gas).
- 21. 21 Postulados de la teoría atómica de Dalton. • Los elementos químicos están constituidos por partículas llamadas átomos, que son indivisibles e inalterables en cualquier proceso físico o químico. • Los átomos de un elemento son todos idénticos en masa y en propiedades. • Los átomos de diferentes elementos son diferentes en masa y en propiedades. • Los compuestos se originan por la unión de átomos de distintos elementos en una proporción constante.
- 22. 22 Ley de Dalton Ley de Proust Explicación visual de las leyes de Proust y Dalton a partir de la Teoría atómica
- 23. 23 Masas atómicas y moleculares • La masa atómica de un átomo se calcula hallando la masa media ponderada de la masa de todos los isótopos del mismo. • La masa molecular (M) se obtiene sumando la masas atómicas de todos los átomos que componen la molécula. • Ejemplo:Calcular la masa molecular del H2SO4 • M (H2SO4) = 1,008 u · 2 + 32,06 u · 1 + 16,00 u · 4 = 98,076 u que es la masa de una molécula. • Normalmente, suele expresarse como M (H2SO4) = 98,076 g/mol
- 24. 24 Concepto de mol • Es un número de Avogadro (NA= 6,022 · 1023) de átomos o moléculas. • En el caso de un NA de átomos también suele llamarse átomo-gramo. • Es, por tanto, la masa atómica o molecular expresada en gramos. • Definición actual: El mol es la cantidad de sustancia de un sistema que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas, iones...) como átomos hay en 0,012 kg de carbono-12 (12C).
- 25. 25 Cálculo del número de moles. • Si en M (masa atómica o molecular)(g) hay 1 mol en m (g) habrá n moles. • m (g) n (mol) = ————— M (g/mol) • Ejemplo: Calcular cuantos moles de CO2 habrá en 100 g de dicha sustancia. • m (g) 100 g n = ————— = ———— = 2,27 moles CO2 M (g/mol) 44 g/mol
- 26. 26 Ejercicio: ¿ Cuántas moléculas de Cl2 hay en 12 g de cloro molecular? Si todas las moléculas de Cl2 se disociaran para dar átomos de cloro, ¿Cuántos átomos de cloro atómico se obtendrían? La masa molecular de Cl2 es 35,45 · 2 =70,9 u. Luego un mol de Cl2 son 70,9 g. En los 12 g de Cl2 hay: 12 g = 0,169 moles de Cl2 70,9 g/mol Teniendo en cuenta que en un mol 6,02 · 1023 moléc. 0,169 moles contienen: 0,169 moles · 6,02 ·1023 moléculas/mol = = 1,017 · 1023 moléculas Cl2 2 át. Cl 1,017·1023 moléc. Cl2 · = 2,034·1023 át. Cl moléc. Cl2
- 27. 27 Composición centesimal • A partir de la fórmula de un compuesto podemos deducir la composición centesimal de cada elemento que contiene aplicando simples proporciones. • Sea el compuesto AaBb. M (masa molecular) = a·Mat(A) + b·Mat(B) • M (AaBb) a·Mat(A) b·Mat(B) ———— = ———— = ———— 100 % (A) % (B) • La suma de las proporciones de todos los elementos que componen una sustancia debe dar el 100 %.
- 28. 28 Ejemplo: Calcular el % de plata, nitrógeno y oxígeno que contiene el nitrato de plata. • M (AgNO3) = 107,9 u +14,01 u + 16,00 u • 3 = 169,91 u ; M (AgNO3) = 169,91 g/mol • 169,91 g (AgNO3) 107,9 g (Ag) 14,01 g (N) 48,0 g O ——————— = ————— = ————— = ——— 100 % Ag % N % O • 107,9 g (Ag) · 100 % Ag = ———————— = 63,50 % de Ag 169,91 g (AgNO3) • 14,01 g (N) · 100 % N = ———————— = 8,25 % de N 169,91 g (AgNO3) • 48,0 g (O) ·100 % O = ———————— = 28,25 % de O 169,91 g (AgNO3)
- 29. 29 Tipos de fórmulas • Molecular. – Indica el nº de átomos existentes en cada molécula. • Empírica. – Indica la proporción de átomos existentes en una sustancia. – Está siempre reducida al máximo. • Ejemplo: El peróxido de hidrógeno está formado por moléculas con dos átomos de H y dos de O. – Su fórmula molecular es H2O2. – Su fórmula empírica es HO.
- 30. 30 Ejercicio: Escribir las fórmulas empíricas de: a) Glucosa, conocida también como dextrosa, cuya fórmula molecular es C6H12O6; Óxido de nitrógeno (I), gas usado como anestésico, de fórmula molecular N2O. a) Los subíndices de la fórmula empírica son los números enteros más pequeños que expresan la relación correcta de átomos. Dichos números se obtendrán dividiendo los subíndices da la fórmula molecular por su máximo común divisor, que en este caso es 6. La fórmula empírica resultante es CH2O. b) Los subíndices en N2O son ya los enteros más bajos posibles. Por lo tanto, la fórmula empírica coincide con la molecular.
- 31. 31 Cálculo de la fórmula empírica. • Supongamos que partimos de 100 g de sustancia. • Si dividimos el % de cada átomo entre su masa atómica (A), obtendremos el nº de moles (átomos- gramo) de dicho átomo. • La proporción en moles es igual a la que debe haber en átomos en cada molécula. • Posteriormente, se divide por el que tenga menor nº de moles. • Por último, si quedan números fraccionarios, se multiplica a todos por un mismo nº con objeto de que queden números enteros.
- 32. 32 Ejemplo: Calcular la fórmula empírica de un compuesto orgánico cuya composición centesimal es la siguiente: 34’8 % de O, 13 % de H y 52’2 % de C. • 34,8 g 13 g ———— = 2,175 mol O; ———— = 13 mol H 16 g/mol 1 g/mol 52,2 g ———— = 4,35 mol C 12 g/mol • Dividiendo todos por el menor (2,175) obtenemos • 1 mol de O, 6 moles de H y 2 moles de C lo que da una fórmula empírica: C2H6O