Tema1 120921022218-phpapp02

Introducción a la química
julio sánchez colegio inmaculada concepcion
2013-2014

1.-LEYES BÁSICAS DE LA QUÍMICA
1.1 Leyes ponderales
Las leyes ponderales se refieren a las relaciones de masa
o peso que se observan entre un compuesto y los
elementos que lo forman, así como entre los reactivos y
los productos de una reacción química.
La ley de la conservación de la masa, la ley de las
proporciones constantes y la ley de las proporciones
múltiples constituyen las leyes ponderales que
permitieron a John Dalton, en 1808, proponer su teoría
atómica y marcar así el inicio de la química moderna.

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 por
LAVOISIER, pues si bien era utilizada como
hipótesis de trabajo por los químicos
anteriores a él se debe a LAVOISIER su
confirmación y generalización. Un ensayo
riguroso de esta ley fue realizado por
LANDOLT en 1893-1908, no encontrándose
diferencia alguna en el peso del sistema antes
y después de verificarse la reacción, siempre
que se controlen todos los reactivos y
productos. julio sánchez colegio inmaculada concepcion

La ley de la conservación de la materia no es absolutamente
exacta debido a la teoría de la relatividad de EINSTEIN. En
la física actual, la materia y la energía son de la misma
esencia, pues no sólo la energía tiene un peso, y por tanto una
masa, sino que la materia es una forma de energía que puede
transformarse en otra forma distinta de energía.
La energía unida a una masa material es E = mc2
en donde E
es la energía, m la masa y c la velocidad de la luz
En una transformación de masa en energía o recíprocamente,
la relación entre ambas variaciones es, análogamente,
ΔE = Δm.c2

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 combinan
para formar un determinado compuesto lo
hacen en una relación en peso constante
independientemente del proceso seguido para
formarlo.

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 (o
de Dalton).
Las cantidades de un mismo elemento
que se unen con una cantidad fija de
otro elemento para formar en cada
caso un compuesto distinto están en la
relación de números enteros sencillos.

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 que
se unen con un mismo peso de oxígeno para formar los
dos óxidos están en la relación de 1 es a 2.

d) Ley de las proporciones recíprocas (o de Richter).
Los pesos de diferentes elementos que se combinan con
un mismo peso de un elemento dado, dan la relación de
pesos de estos elementos cuando se combinan entre sí o
bien múltiplos o submúltiplos de estos pesos.
Así, por ejemplo, con 1g de oxígeno se unen: 0,1260 g de
hidrógeno, para formar agua; 4,4321 g de cloro, para formar
anhídrido hipocloroso; 0,3753 g de carbono para formar gas
carbónico, 1,0021 g de azufre, para formar gas sulfuroso, y
2,5050 g de calcio, para formar óxido cálcico. Pero los
elementos hidrógeno, cloro, carbono, azufre y calcio pueden a
su vez combinarse mutuamente y cuando lo hacen se
encuentra, sorprendentemente, que estas cantidades,
multiplicadas en algún caso por números enteros sencillos,
son las que se unen entre sí para formar los correspondientes
compuestos julio sánchez colegio inmaculada concepcion

Esta ley llamada también de las proporciones equivalentes
fue esbozada por RICHTER en 1792 y completada varios
años más tarde por WENZEL.
La ley de las proporciones recíprocas conduce a fijar a
cada elemento un peso relativo de combinación, que es el
peso del mismo que se une con un peso determinado del
elemento que se toma como tipo de referencia.
.
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.
Estos pesos de combinación se conocen hoy como pesos
equivalentes

1.2 LEYES VOLUMETRICAS (SÓLO VALIDAS PARA
GASES)
A) LEY DE LOS VOLÚMENES DE COMBINACIÓN ( LEY
DE GAY-LUSSAC 1808)
Los volúmenes , medidos en las
mismas condiciones de presión y
temperatura, de las sustancias que
intervienen en una reacción química
están en una relación de números
enteros y sencillos

b) LEY DE AVOGADRO (1811)
"Volúmenes iguales de gases diferentes contienen el
mismo número de partículas, a la misma presión y
temperatura"
Surge al tratar de explicar los resultados de Gay-Lussac
dentro de la teoría atómica de Dalton
Implica la deducción de que las moléculas de los gases
elementales son diatómicas
2.- TEORÍA ATÓMICA DE DALTON
Surge de recopilar las leyes ponderales y de recuperar las
ideas de Demócrito y Leucipo

Los postulados de la teoría son los siguientes:
-Los elementos están formados por partículas discretas,
diminutas, e indivisibles llamadas átomos, que permanecen
inalterables en cualquier proceso químico.
-Los átomos de un mismo elemento son todos iguales entre
sí en masa, tamaño y en cualquier otra propiedad física o
química.
-En las reacciones químicas, los átomos ni se crean ni se
destruyen, solo cambian su distribución.
-Los compuestos químicos están formados por "atómos de
compuesto" (moléculas), todos iguales entre sí; es decir,
cuando dos o más átomos de diferentes elementos se
combinan para formar un mismo compuesto lo hacen siempre
en proporciones de masa definidas y constantes.

3.- Concepto de mol
En las experiencias ordinarias de laboratorio el químico no
utiliza cantidades de sustancia del orden del átomo o de la
molécula, sino otras muy superiores, del orden de gramos
normalmente. Es, pues, mucho más útil introducir un nuevo
concepto: una unidad que, siendo múltiplo de la masa de un
átomo o de una molécula, represente cantidades de materia
que sean ya manejables en un laboratorio.
Así, de un elemento se puede tomar una cantidad de gramos
que sea igual al número expresado por su peso atómico
(átomo-gramo). Ejemplo: el peso atómico del hidrógeno es
1,0079; luego, 1,0079 g de hidrógeno equivalen a un átomo-
gramo de hidrógeno.
De forma similar, se define la molécula-gramo de una
sustancia como el número de gramos de esa sustancia igual a
su peso molecular. Ejemplo: el peso molecular del hidrógeno
(H2) es 2,0158; luego, 2,0158 g de hidrógeno equivalen a una
molécula-gramo de 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, determinado
experimentalmente, es de 6,023 x 1023
y
es lo que se conoce como número de
Avogadro

Esto condujo al concepto con el que se han sustituido los
términos ya antiguos de molécula-gramo y de átomo-gramo:
el mol.
También puede definirse como:
Mol es la cantidad de materia que contiene un número
de entidades igual al número de átomos contenidos en
12 g de carbono-12.

Mol es la cantidad de
materia que contiene el
número de Avogadro, N,
de partículas unitarias o
entidades fundamentales
(ya sean éstas moléculas,
átomos, iones, electrones,
etc.).

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 de
cualquier sustancia es el
número de gramos de esa
sustancia igual en valor a su
masa molecular. A esta masa
se la denomina Masa molar y
se mide en g/mol.

La masa atómica de un elemento es el promedio de las
masas de los átomos de los distintos isótopos de dicho
elemento, considerando su porcentaje de abundancia. Esta
masa se mide en uma
Por 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=35,5
La masa atómica del cloro es de 35,5 uma

4.- Volumen molar
Es el volumen ocupado por un mol de cualquier sustancia,
ya se encuentre en estado sólido, líquido o gaseoso y bajo
cualesquiera condiciones de presión y temperatura.
Según ya se ha estudiado, un mol de cualquier sustancia
contiene igual número de partículas. Por otra parte, si
atendemos al caso particular de sustancias gaseosas, del
principio de Avogadro se deduce que un mol de cualquier
sustancia gaseosa -igual número de moléculas- ocupará
idéntico volumen, siempre que las condiciones de
presión y temperatura sean las mismas.
Este volumen resulta ser de 22,4 l cuando el gas se
encuentra en condiciones normales (o C.N.) de presión y
temperatura (1 atmósfera y 0 ºC)

5.- ECUACIÓN DE LOS GASES IDEALES
Todos los gases independientemente de su naturaleza química o
del tamaño de sus moléculas responden a leyes muy sencillas
que pueden reunirse en la llamada ecuación de estado de los
gases ideales: P.V= nRT
En condiciones normales (273K y 1 atm) volumen de un mol de
cualquier gas ocupa 22,4 l
Para una misma masa de gas se cumple que p1.V1/T1= P2.V2/T2
Un gas ideal es un gas hipotético formado por partículas
puntuales, sin atracción ni repulsión entre ellas y cuyos
choques son perfectamente elásticos (conservación de
momento y energía cinética). Los gases reales que más se
aproximan al comportamiento del gas ideal son los gases
monoatómicos en condiciones de baja presión y alta
temperatura.

Haciendo una corrección a la ecuación de estado de un gas
ideal, es decir, tomando en cuenta las fuerzas
intermoleculares y volúmenes intermoleculares finitos, se
obtiene la ecuación para gases reales, también llamada
ecuación de Van der Waals:
Las leyes de los gases también se aplican a las mezclas
de gases: la presión total es la suma de las presiones
parciales de cada gas ( ley de Dalton)
Se define presión parcial de un gas como aquella que
ejercería si ocupara él solo el recipiente

6.- DETERMINACIÓN DE LA FÓRMULA DE UN
COMPUESTO
A 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 molécula
Para 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 empírica
Ejemplo: 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?
Masa relativa del elemento C: 40g H: 6,67g O: 53,33 gjulio sánchez colegio inmaculada concepcion

Con la masa atómica de cada elemento, se calcula el número
de moles que se corresponde con la masa anterior.. Este
número es lo que llamaremos número relativo de átomos que
van a formar parte del compuesto.
C: 40/ 12 = 3,333
H: 6,67/1 = 6,67
O: 53,33/16 = 3,333
Seguidamente lo pondremos en una relación sencilla de
números enteros. La forma de hacerlo es dividir los números
anteriores por el que sea más pequeño. Así, el que es más
pequeño saldrá 1 al dividirse por sí mismo. Los demás saldrán
números enteros sencillos mayores que la unidad.
Como las divisiones a veces no salen totalmente exactas,
deberéis: 1º Trabajar con un mínimo de tres decimales; 2º
Redondear este último número al entero más cercano si la
diferencia es menor de una décima.julio sánchez colegio inmaculada concepcion

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,
CH2O
El compuesto real se deberá escribir con la fórmula molecular
que será un múltiplo de la empírica La fórmula molecular
será: (CH2O)x julio sánchez colegio inmaculada concepcion

Para escribir la fórmula molecular nos deben dar como dato la
masa 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 fórmula
molecular?"
Calculamos la masa molecular de la fórmula empírica:
Mf.empírica = 12 + 2·1 + 16 = 12 + 2+ 16 = 30 u
Escribimos la ecuación resultante de igualar la masa
molecular de la fórmula molecular con su verdadera masa
molecular. resolvemos la incógnita; o sea, el número de veces
que se repite la fórmula empírica.
30 x = 180 ; x = 180 / 30 = 6
La fórmula molecular será: C6H12O6

7.- DISOLUCIONES. MODOS DE EXPRESAR LA
CONCENTRACIÓN
En química, una disolución (del latín disolutio) o solución es
una mezcla homogénea, a nivel molecular de una o más
especies químicas que no reaccionan entre sí; cuyos
componentes se encuentran en proporción que varía entre
ciertos límites.
Toda disolución está formada por una fase dispersa
llamada soluto y un medio dispersante denominado
disolvente. También se define disolvente como la sustancia
que 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 como
disolvente es la que se designa como tal (en este caso, el
agua).
La concentración de una disolución constituye una de sus
principales características.

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

b) Molaridad. Es la forma más frecuente de expresar la
concentración de las disoluciones en química. Indica el
número de moles de soluto disueltos por cada litro de
disolución; se representa por la letra M.
c) Molalidad. Indica el número de moles de soluto disuelto en
cada kilogramo de disolvente:

d) Normalidad: número de equivalentes de soluto que hay en
cada litro de disolución
Normalidad (N) = nºequiv/ Volumen (l)
nº equiv= m/Pequv
Pequiv= M/n , n en el caso de ácidos y bases es el nº de H y
de OH respectivamente
e) Fracción molar: relación que hay entre los moles de soluto
y los moles de disolución
Χ= ns/ (ns + nd)

8.- REACCIONES QUIMICAS
Una 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 flecha
Para 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 fraccionarios
En determinados caso hay que especificar el estado físico
Si 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

La reacciones pueden ser:
•síntesis: dos o más sustancias reaccionan para dar otra
más compleja
•Descomposición: una sustancia se descompone formando
dos o más simples
•Desplazamiento o sustitución: Uno de los elementos de un
compuesto es sustituido por otro
•Intercambio: equivalen a una doble descomposición
Una reacción química nos da información no solo cualitativa
sino cuantitativa , al dar la relación de moles en los que se
combinan los reactivos y la relación entre los productos

Algunos casos particulares son:
Reactivo limitante: A veces nos dan cantidades de dos
reactivos que no guardan relación estequiométrica. Hay que
determinar cual de ellos está en exceso y cual reacciona por
completo ( reactivo limitante)
Reacción común de una mezcla: cuando una mezcla de dos
sustancias reacciona con un mismo reactivo, cada sustancia
verifica su reacción independientemente
Pureza de los reactivos: Sólo la parte pura intervendrá en la
reacción
Empleo de disoluciones: sólo reacciona el soluto

REACTIVO LIMITANTE
Ejemplo: Una mezcla de 100,0 g disulfuro de carbono y 200,0 g de
cloro (gas) se pasa a través de un tubo de reacción caliente
produciéndose la reacción:
CS2 + 3 Cl2  CCl4 + S2Cl2
Calcular la cantidad de S2Cl2 que se obtendrá.
Como dan cantidades para ambos reactivos, vemos si están en
cantidades estequiométricas (justas):
2100,0 g CS 2
2
1mol CS
76,2 g CS
21,31mol CS= 2200,0 g Cl 2
2
1mol Cl
71,0 g Cl
22,82 moles Cl=
1 mol de CS2 reacciona con 3 moles de Cl2
1,31 mol CS2 con 3,93 moles de Cl2
Reactivo en exceso (no reacciona todo): CS2 . Reactivo limitante (reacciona todo) : Cl2

REACTIVOS IMPUROS
Hay que averiguar la cantidad de reactivo puro que
va a reaccionar.
Las impurezas no intervienen en dicha reacción
Ejemplo.-Al calentar el óxido de mercurio (II) se descompone en oxígeno (gas) y
mercurio metálico. Calcular la cantidad de mercurio metálico que podremos
obtener al descomponer 20,5 g de un óxido del 80 % de pureza
2 HgO  2 Hg + O2
20,5 g de óxido
80 g de HgO
100 g de óxido
1 mol HgO
216,8 g HgO
2 mol Hg
2 mol HgO
216,6 g Hg
1 mol Hg
15,2 g Hg=
Parte de la muestra no es HgO. Por eso
hablamos de “óxido” cuando nos
referimos a la muestra impura
Factor que convierte
los gramos de muestra
en gramos de Hg O

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