Química descriptiva

UNIDAD 1

Departamento de Fisica y Química.

IES ISLA VERDE

��1.2 Ley de las proporciones Constantes �(ley de Proust).�

“Cuando dos elementos se combinan para formar un mismo compuesto, estos lo hacen siempre en la misma proporción”.

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Cada muestra de sal común descompuesta nos arrojará invariablemente un 39,34 % de sodio y un 60,66% de cloro (relación 6,484/ 10).

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1.3 Ley de las proporciones múltiples

Las cantidades de un mismo elemento que se combinan con una cantidad fija de otro para formar varios compuestos están en la relación de los números enteros sencillos como 1:2, que es la relación anterior, o 3:1, 2:3: 4:3, etc. )

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Teoría atómica de la materia. DALTON

• Los elementos químicos están formados por partículas (átomos) que son indivisibles e inalterables en todo proceso químico.

• Todos los átomos de un mismo elemento son exactamente iguales entre sí y distintos a los átomos de otro elemento diferente.

• Los compuestos se originan por la unión intensa de átomos distintos en una proporción constante.

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Dalton podía explicar las leyes ponderales conocidas:

-Conservación de la masa

-Proporciones definidas.

-Proporciones múltiples.

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Las proporciones definidas permitiría disponer de una escala de masas atómicas relativas, siempre que se conociesen las fórmulas de los compuestos.

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Leyes ponderales

• Ley de Conservación de la Masa. LAVOISIER 1767

“En una reacción química, la masa total de las sustancias que

reaccionan ( reactivos ) es igual a la masa total de las sustancias que se forman ( productos ).”

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∑Mreactivos= ∑Mproductos

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LEYES VOLUMÉTRICAS

• Ley de Gay-Lussac:

“cuando dos elementos gaseosos se combinan para formar un compuesto gaseoso, los volúmenes de gases que reaccionan y que se producen están en una relación volumétrica constante y formada por números simples”.

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Leyes volumétricas

• Cuando Dalton recibió esta información encontró algo que no cuadraba con su teoría de átomos indivisibles.

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2 H + 1 O → 1 Η₂Ο (SEGÚN DALTON)

2 H + 1 O → 2 Η₂Ο (SEGÚN GAY-LUSSAC)

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Solución de AVOGADRO

“En condiciones iguales de presión y temperatura, volúmenes iguales de gases diferentes tienen el mismo número de moléculas”.

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Resolución: AVOGADRO

• Cada molécula de agua debe tener, como mínimo, un átomo de oxígeno. Si el volumen de agua que se obtiene es el doble que el de oxígeno, la molécula de oxígeno debe ser diatómica, para que cada molécula origine los átomos que permitan formar dos moléculas de agua.

• Como el volumen de agua es el mismo que el de hidrógeno, debe haber el mismo número de moléculas de cada uno.

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EL MOL

CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O

1 molécula 2 molécula → 1 molécula 2 molécula

1000 moléculas 2000 moléculas → 1000 moléculas 2000 moléculas.

N moléculas + 2 N moléculas → N moléculas + 2N moléculas

1 mol de metano + 2mol de oxígeno molecular → 1 mol de dióxido de C. + 2 mol de agua

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• El mol corresponde con la cantidad de sustancia que contiene 6.022 10²³ átomos o moléculas de una determinada sustancia.

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• Coincide con la masa atómica o molecular, expresada en gramos.

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EL MOL

1 uma = 1.66 10 ^-24 g (DETERMINADA EXPERIMENTALMENTE CON ESPECTRÓMETRO DE MASAS)

 Si un átomo de Carbono son 12 uma, calculamos la masa de un mol de C:

EL MOL

Ecuación General de los Gases.

.

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1 mol de cualquier gas en C.N. ocupa un volumen de 22,4 l.

Como el volumen es directamente proporcional al nº de moles nos queda:

P∙V/T= n∙cte

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En condiciones normales: P=1 atm; T= 273K

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R(cte)= P_0∙V₀/n∙T₀ = 0.082 atm∙l/K∙mol = 8.31 J/K∙mol (en C.N.);

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p V = n R T

Ecuación General de los Gases

• Podemos jugar con la ecuación general, así en el caso en que queramos conocer la masa molecular (M) del gas, y conozcamos su masa obtenida experimentalmente:

• O a partir de su densidad:

• Podemos expresarla igualmente en función de la concentración en mol/l del gas:

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�Ley de las presiones parciales

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• La mezcla de dos o más gases que no reaccionan entre sí, puede considerarse como una disolución entre gases donde se cumple: 
• Cada gas ejerce una presión parcial, p_i, igual a la que ejercería si ocupase él solo el volumen total.
• La presión parcial de cada gas es directamente proporcional a su fracción molar. 
• La presión total es la suma de las presiones parciales.

P_iV= n_iRT

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P_T = P₁ + P₂ + P₃ + ...

ver ejemplo pág. 8 apuntes

COMPOSICIÓN CENTESIMAL Y DETERMINACIÓN FÓRMULAS

• Los números en la fórmula señalan la proporción atómica existente, haciendo uso de números sencillos: 1, 2, 3, 4, etc. Por tanto, habrá que calcular la proporción atómica existente y posteriormente transformar esta relación en números enteros sencillos.

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2,17 mol de átomos N /2,17=1

4,35 mol de átomos de O/2,17= 2

DETERMINACIÓN de FÓRMULAS

• En general cualquier combinación (NO₂)n tiene la misma proporción, por lo que la relación más simple (NO2)n se denomina FÓRMULA EMPÍRICA.

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• Cada valor de n proporciona una FÓRMULA MOLECULAR. Para determinar el valor de n será necesario conocer la masa molecular.

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ESTEQUIOMETRÍA

• Cálculos masa-masa.

Ejemplo: ¿Cuántos gramos de dicloruro de manganeso se obtienen cuando reaccionan 7,5 g de ácido clorhídrico?

MnO₂ + 4 HCl Mn Cl₂ + Cl₂ + 2 H₂O

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Factor leído en la ecuación ajustada. Nos transforma dato (HCl) en incógnita (MnCl₂)

ESTEQUIOMETRÍA

• Cálculos masa-volumen

Ejemplo: ¿Qué volumen de cloro se obtendrá cuando reaccionen 7,5 g de ácido clorhídrico?

• Si se mide en c. n.

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• Si se mide a 1,5 atm y 50 ⁰ C

ESTEQUIOMETRÍA

• Cálculos volumen – volumen

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• La relación establecida por la ecuación ajustada puede considerarse relación en volumen, siempre que los gases estén medidos en las mismas condiciones de P y T.

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Ejemplo: Calcular los litros de amoniaco que se obtendrán cuando reaccionan 0,5 de H₂ (se supone que ambos gases están medidos a igual P y T).

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  N_{2 (g)} + 3 H_{2 (g)} 2NH_{3 (g)}

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REACTIVO LIMITANTE

• El reactivo que finaliza primero es el que controla la reacción química, ya que éste es el que determina su final.

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Calculamos el reactivo limitante a partir de la proporción:

Aa + Bb ……

Moles sustancia a Moles sustancia b

_A ^>_{< B}

Siendo A y B los respectivos coeficientes estequiométricos.

La proporción menor nos dará el reactivo limitante.

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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):

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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

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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

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2 HgO 🡪 2 Hg + O₂

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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

REACTIVOS EN DISOLUCIÓN

• PREPARACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN A PARTIR DE UN SÓLIDO:
• Se calculan los moles necesarios de soluto puro, para ese volumen.

n = M ∙volumen

• A partir de los moles calculamos los gramos necesarios a pesar conocida la masa molecular.
• Se diluye el sólido en vaso de precipitados, finalmente se vierte en el MATRAZ AFORADO y se enrasa.

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REACTIVOS EN DISOLUCIÓN

REACTIVOS EN DISOLUCIÓN

• PREPARACIÓN A PARTIR DE OTRA DISOLUCIÓN:
• Se suele partir de una disolución concentrada y se procede a diluirla .
• Lo primero sería calcular la concentración molar de la disolución de ácido conocida( A PARTIR DE SU DENSIDAD Y % DE PUREZA).
• Tenemos comprado: HCl d= 1.37 g/cm³ 35%

REACTIVOS EN DISOLUCIÓN

• Ahora queremos diluir esos 13,14 mol/l de HCl
• Para obtener un volumen de menos concentración:

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Moles a extraer de la disolución concentrada = Moles para preparar la disolución diluida

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Va extraer ∙ M don. conc = V a preparar ∙ M don. diluida

Moles a extraer de la concentrada

Moles necesarios a verter