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Unidad 0

CÁLCULOS QUÍMICOS

1Unidad 0. Cálculos químicos

Unidad 0. Cálculos químicos 2

0. Leyes ponderales

Leyes que rigen las combinaciones químicas. Se basan en la experimentación y miden

cuantitativamente la cantidad de materia que interviene en las reacciones químicas. Todas

hacen referencia a masa (ponderal = masa)

1. Ley de Lavoisier o conservación de masa

2. Ley de Proust o de las proporciones definidas o constantes

3. Ley de Dalton o de las proporciones múltiples

4. Ley de las proporciones recíprocas o Ley de los pesos de combinación o

Ley de Richter. Peso equivalente.


0. Leyes ponderales

Teoría atómica de Dalton 1803, 1808 “Un nuevo libro de filosofía química”,

1. Los elementos están constituidos por pequeñas partículas materiales e

indivisibles denominadas átomos.

2. Los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y propiedades.

3. Los átomos de los distintos elementos tienen diferentes masa y propiedades

4. Los compuestos se forman por la unión de átomos de los correspondientes

elementos en una relación numérica sencilla. Los «átomos» de un determinado

compuesto son a su vez idénticos en masa y en todas sus otras propiedades.


0. Leyes ponderales

Teoría atómica de Dalton 1803, 1808 “Un nuevo libro de filosofía química”,

• Correcciones:

•Los átomos se dividen en neutrones, protones y electrones.

•La existencia de isótopos hace que no todos los átomos de un mismo elemento tengan la

misma masa.

•La existencia de isótopos hace posible que diferentes átomos tengan la misma masa(C-19;

N-14)

•Por una parte la relación numérica no es siempre sencilla. Por otra parte, no tenía claro la

diferencia entre átomos y moléculas. Los “átomos de compuestos” son moléculas.

•Lo que marca realmente las propiedades de los elementos es su número atómico.

Problema

Dalton no diferenciaba entre moléculas y átomos.


0. Leyes volumétricas

Ley de Gay Lussac o de volúmenes en combinación

“Los volúmenes de gases, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura,

que reaccionan entre sí o que se producen en una reacción química, están en una relación de

números enteros sencillos”.

Incompatible con la teoría inicial de Dalton

Dalton no diferenciaba entre moléculas y átomos.

Hidrógeno + Cloro cloruro de hidrógeno

1 vol + 1 vol 2 vol

2 vol + 2 vol 4vol

Dalton * * ^ ^ *^ *^ ¿? ¿?


Esta contradicción fue resuelta por el conde Amadeo Avogadro (1776-1856)

Hipótesis de Avogadro.

Propuso que las últimas partículas que constituían los gases no eran

átomos sino moléculas, que según Avogadro eran agrupaciones de átomos

de composición fija. (idea que surgió con el estudio de gases se extendió a muchos otros

compuestos)

Avogadro, en

1811, lanzó su hipótesis, que hoy ya es ley y que dice así:

“Volúmenes iguales de todos los gases, a las mismas condiciones de

P y T contienen el mismo número de moléculas”

Esta hipótesis iba en contra de la teoría atómica de Dalton pues suponía la existencia

de moléculas gaseosas (como H2, Cl2, N2, O2, Br2) pero sin embargo explicaba los

experimentos de Gay-Lussac.


1. Composición de la materia



Símbolos y fórmulas químicas


Entidad elemental:

•Átomos

•Moléculas

•Unidad de fórmula

•iones

Fórmulas:

•Estructural

•Molecular

•Empírica


Símbolos y fórmulas químicas


2. La cantidad en Química. Concepto de mol

Unidad de masa atómica

uma: doceava parte de la masa de un átomo de carbono-12.

Masa atómica promedio y masa molecular



El mol y el número de Avogadro

El mol es la cantidad de sustancia que contiene tantas

entidades elementales (átomos,moléculas, …) como átomos

hay en 12g de carbono-12.



1 mol CO2

Vm= Mm/ρ= V/nc.n.= 22´4L

Otras condiciones: pV=nRT

44g de CO2

12 g C

2·16g O

NA= 6´022 ·10·23

moléculas de CO2

NA átomos de C

2·NA moléculas de CO2

ocupa

pesa

contiene

1 molécula-g de CO2

1 átomo-g C

2 átomos-gramo de O



Es la masa molecular de un compuesto expresado en

gramos por ejem:

Una molécula-gramo de dióxido de carbono pesa 44 gramoss

2.-un átomo – gramo de nitrógeno pesa 14

gramos

1 mol CO2Es la masa atómica de un elemento expresado en

gramos por ejemplo:

un átomo – gramo de carbono pesa 12 gramos

un átomo – gramo de oxígeno pesa 16 gramos

Molécula-gramo

1 molécula-g de CO2

Átomo –gramo

1 átomo-g C

2 átomos-gramo de O



Masa molar

Masa molar de una sustancia es la masa de un mol

de dicha sustancia. Se mide en g/mol.


3. Leyes de los gases

Ley de Boyle

P · V = cte

Ley de Charles-Gay-Lussac

V / T = cte’

Ley de Avogadro

V / n = cte’’



El estudio conjunto de estas dos leyes nos lleva a la ecuación de estado de

los gases para una misma cantidad de gas.

P0 V0 /T0= P1 V1 /T1= cte atm·L/K

si fijamos las condiciones de un mol de gas a c.n.

Cte=R= 0´082 atm·L/K

Cuando hay variación en el número de moles

P.V = n.R.T

Ecuación de ClapeyronTodas estas leyes las cumplen los gases ideales: gases que se encuentran a presiones

relativamente bajas. También se les pueden denominar gases enrarecidos.



Diferencias entre densidad absoluta y relativa de un gas

Para un gas: densidad = masa del gas / volumen que ocupa el gas; d= m/V; Unidad

g/L

Para una sustancia pura: densidad = masa sustancia / volumen sustancia.

Partiendo de la ecuación de Clapeyron

P·V = n·R·T

P·V = (m/Mm)·R·T

P·Mm = (m/V)·R·T

P·Mm = ρR·T

ρabsoluta= P·Mm / R·T



Diferencias entre densidad absoluta y relativa de un gas

ρabsoluta= P·Mm / R·T

En ocasiones pueden darme la ρ de un gas respecto de un segundo gas,

eso sería la ρrelativa y no tienen unidades. Siempre que me den la ρrelativa los

dos gases se encontrarán en las mismas condiciones (p y T)

Gas A ρa= P·Mma / R·T

ρrelativa A-B= Mma / Mmb

Gas B ρb= P·Mmb / R·T

Normalmente los gases referencia son el H2 y el aire

Siempre que en un problema nos den la ρrelativa de un gas es para que se

calcule su masa molecular

H2 ρrelativa A-H2= Mma / 2

ρrelativa A-aire= Mma / 28´9



Gases ideales y gases reales

p · V = n · R · T



Gases ideales y gases reales

Ley de Dalton de la presiones parciales

Cuando hay varios gases en un mismo recipiente, la presión total de esa

mezcla de gases, es igual a la suma de las presiones parciales de los

gases sustituyentes

PT = P1 +P2 +P3 + ...

Presión parcial de un gas: es la presión que tendría un gas si ocupara

todo el volumen que ocupa la mezcla de gases, a la misma temperatura.

Se calcula:

PA .V = nA .R.T

PB .V = nB .R.T Pt V = nt ·R·T Pt / nt = R·T /V

PC .V = nC .R.T

PA = nA ·R·T/V; PA = nA . Pt / nt PA = XA . PT;

PA /nA = PT/nT


4. Composición de una sustancia y fórmula química


5. Disoluciones. Unidades de concentración

Solubilidad

Solubilidad de una sustancia es la cantidad máxima de la

misma que se disuelve en 100 g de disolvente a una temperatura

dada.


5. Disoluciones. Unidades de concentración

Unidades de concentración

• % en masa

• % en volumen

• Molaridad

• Normalidad

• Molalidad

• Fracción molar


6. Preparación de disoluciones


7. Cálculos estequiométricos

Ecuación química ajustada



Reactivo limitante



Riqueza de un reactivo

Los reactivos que se utilizan en una reacción química no se encuentran en estado

puro, y por tanto, debemos conocer la riqueza o la pureza de ese reactivo, que es el

% de reactivo.

Rendimiento de una reacción

En ocasiones algunas reacciones químicas no tienen lugar de forma completa. En

este caso se nos especificará cuál es el rendimiento de esa reacción en %

η = (producto real / producto teórico)· 100

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