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Asignatura: Quimica general, Profesor: , Carrera: Química, Universidad: UniZar
Tipo: Apuntes
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UNA GUÍA DIDÁCTICA Susana Fiad
Universidad Nacional de Catamarca Secretaria de Ciencia y Tecnología – Editorial Científica Universitaria
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Uno puede devolver un préstamo de oro, pero está en deuda de por
vida con aquellos que son amables (Proverbio).
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Agradecimientos
La realización de un material como el presente requiere de la participación de muchas personas y
no hubiera sido posible sin el apoyo del equipo de la Editorial Universitaria de la SECyT UNCa y
de la colaboración de todos mis estudiantes, quienes a lo largo de estos veinte años me permitieron
afianzar la vocación docente y corroborar que son ellos el motor en la tarea de enseñar. Son los que
cada año me plantean el desafío de intentar alguna nueva forma de explicar para hacerles accesible
el lenguaje de la quimica. A todos ellos muchas gracias.
Dedicatoria A la memoria de mis padres, quienes fueron mis mejores maestros y me
enseñaron que la perseverancia, el esfuerzo y la ética son el camino genuino para lograr objetivos.
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**_1. Cantidades Atómico-Moleculares y Estequiometria ................................................
**_7. Trabajos Prácticos…………………………………………………………………………
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Esquema Representativo de la u.m.a.
La Tabla Periódica de los Elementos es una herramienta valiosa para los químicos ya que brinda
mucha información sobre los elementos, y a cada uno le corresponde una casilla de la misma:
23
11 Na Entonces usando la tabla se puede escribir: ArH = 1,008 u.m.a. = 1 u.m.a. ArNa= 22,98 u.m.a. = 23 u.m.a., que significa que los átomos de sodio tienen aproximadamente 23
veces más masa que los átomos de hidrógeno.
Una vez que se conoce la masa atómica para los átomos de los diferentes elementos es posible
calcular la masa molecular, ya que las moléculas son conjuntos unitarios de átomos.
Masa Molecular Relativa o Peso Molecular Relativo: se simboliza con Mr y se define como un
número que indica cuántas veces una molécula es más pesada que otra tomada como patrón,
tomándose como patrón el mismo que para las masas atómicas, y de hecho se expresa en u.m.a.
Para calcular la Mr se suman las Ar de los elementos presentes en la fórmula, multiplicados cada
uno por la atomicidad del elemento). Ejemplo:
Mr N 2 = {N = 14x2= 28u.m.a. H 2 SO 4 H= 1x2 = 2 ** Fe 2 (SO 4 ) 3 Fe = 56x2 = 112 S= 32x1= 32 S = 32x3 = 96 O= 16x4= 64 O = 16x12 = 192
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98 u.m.a. 400 u.m.a.
****** Como en el caso del sulfato férrico la fórmula tiene un paréntesis el subíndice exterior es un
multiplicador de todos los átomos ubicados dentro del paréntesis.
También se lo suele denominar Peso Molecular Relativo. Esto es en el caso de sustancias
moleculares como por ejemplo la glucosa C 6 H 12 O 6 , pero en el caso de sustancia iónica, como
por ejemplo el NaCl que existen en forma de arreglos tridimensionales de iones no es apropiado
hablar de Peso Molecular sino se usa el término Peso Formular.
Peso Formula NaCl Na = 23 x 1 = 23 Cl = 35,5 x1 = 35, 58,5 u.m.a.
Las muestras más pequeñas con las que se puede trabajar en un laboratorio de Química contienen grandes cantidades de átomos, iones o moléculas. Por ejemplo 1 cucharita de té con agua contiene aproximadamente 5 mL de agua y esto representa aproximadamente 2x10 23 moléculas de agua. Resulta, entonces, conveniente tener una unidad especial para describir números tan grandes. También en la vida diaria se acostumbra contar las unidades como docena, decena, etc. Por ejemplo 1 docena de facturas equivale a 12 facturas; 1 gruesa de fósforos equivale a 144 cajitas, 1 par de zapatos a dos zapatos, etc.. En Química la unidad utilizada para referirse a cantidades de átomos, moléculas y iones es el MOL , que proviene del latín y significa mole, pila o montón. En 1971 la XIV Conferencia de Pesas y Medidas designó al Mol como otra unidad básica del Sistema Internacional (S.I.) y denominó cantidad de sustancia a la magnitud que se mide con esta unidad. La definición adoptada para el mol es: “Un mol es la cantidad de materia que contiene tantas entidades elementales como átomos hay en 12g de carbono 12”. Cuando se emplee mol las “entidades elementales deben ser especificadas y pueden ser átomos, moléculas, iones u otras partículas especificadas”. La cantidad de entidades elementales encontradas es 6,0221367x10^23 y recibe el nombre de Número o Constante de Avogadro (NA). Para la resolución de problemas se adoptará este número como 6,02x10 23 , número que se debe grabar y recordar. Así 1 Mol de partículas contiene 1 vez al N° de Avogadro en esas partículas. Ejemplos: 1 mol de átomos de 12 C contiene 6,02x10^23 átomos de 12 C 1mol de moléculas de H 2 O contiene 6,02x10 23 moléculas H 2 O 1mol de iones de NO- 3 contiene 6,02x10^23 iones NO- 3
En notación común el N° de Avogadro es 602000000000000000000000, es decir 602 mil trillones por lo que resulta incómodo leerlo y es por ello que se usa la notación científica, y también es difícil de imaginar su valor. Para visualizar su magnitud se realizan las siguientes comparaciones: *El número total de habitantes de la tierra es aproximadamente 4x10^9 = 4.000.000.000 (cuatro mil millones). Entonces el N° de Avogadro es casi 2x10 15 veces más que el total de habitantes de la tierra.
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si 1uma------------------- 1,66x10-24^ g x ---------------------- 1g
x = 6,02x10^23 uma
Esto demuestra que el N° de Avogadro se puede utilizar para convertir unidades de masa atómica a la masa en gramos y viceversa. La masa atómica, la masa molecular, el N° de Avogadro y el mol se pueden usar en la resolución de problemas que relacionan la masa y el mol de átomos, número de átomos, entre masa y moles de moléculas y el número de moléculas.
Ejemplo de Aplicación 3: El fósforo es un nutriente esencial para las plantas, es usual emplear los llamados superfosfatos cuya fórmula es Ca(H 2 PO 4 ) (^2) a) ¿Cuál es la masa de 1 mol de Ca(H 2 PO 4 ) 2? 1 mol de Ca(H 2 PO 4 ) 2 -------------194g
b) ¿Cuántos moles hay en 75,8g de Ca(H 2 PO 4 ) 2? 1 mol de Ca(H 2 PO 4 ) 2 ---------------- 194g x moles ----------------- 75,8g
x= 0,39 moles
c) ¿Cuál es la masa de 0,71 moles de Ca(H 2 PO 4 ) 2?
1 mol de Ca(H 2 PO 4 ) 2 ---------------194g 0,71 moles de Ca(H 2 PO 4 ) 2 --------- xg
x = 137,74 g
d) ¿Cuántos átomos de H hay en 8,22 mg de Ca(H 2 PO 4 ) 2? Como 194g de Ca(H 2 PO 4 ) 2 ------------- 4g de H ------------ 2,40x10^24 átomos Entonces
194g de Ca(H 2 PO 4 ) 2 ------------------------- 2,40x10^24 átomos 0,00822g de Ca(H 2 PO 4 ) 2 --------------------x át.
x= 1,01x10 20 át. de H Volumen Molar Avogadro estableció relaciones entre el volumen de un gas y el número de moles. Experimentalmente encontró que en C.N.T.P. (condiciones normales de temperatura y presión, 273 K y 1 atmósfera) 1 mol de gas ocupa un volumen de 22,4L. En general se puede escribir la siguiente relación:
1mol -------------- 6,02x10 23 moléc.---------------MM(g)------------ 22,4 L
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Ejemplo de Aplicación 4: ¿Cuántas moléculas de gas metano CH 4 en CNTP hay en: a) 120 L del gas en CNTP. 22,4 L --------------------------------- 6,02x10^23 moléc. 120 L ----------------------------------- x x = 3,21x10 24 moléc. b) 1000g de metano. 16g de metano-------------------------------- 6,02x10^23 moléc. 1000g de metano ----------------------------- x x = 3,76x10 25 moléc. c) 12 moles de moléculas del gas metano.
1 mol de metano --------------------------------- 6,02x10 23 moléc 12 moles de metano ------------------------------ x x= 7,22x10 24 moléc.
Resumiendo podemos establecer el siguiente diagrama que relaciona todas las cantidades atómico-
moleculares:
COMENTARIO: Debemos tener en cuenta que cuando nos referimos a las moléculas, los
subíndices en las fórmulas indican el número de átomos de ese elemento presentes en cada
molécula de la sustancia, mientras que cuando hablamos del mol de sustancia los subíndices
representan el número de moles de átomos de ese elemento presentes y si queremos contabilizar el
número de átmos se debe multiplicar por NA.
Ejemplos:
1 mol de H 2 O contiene 2 moles de átomos de hidrógeno y 1 mol de átomos de oxígeno, es decir
contiene 2x6,02x10^23 átomos de hidrogeno y 6,02x10^23 átomos de oxígeno.
6,02x10 23
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Determinación de la fórmula molecular (FM)
La fórmula molecular de un compuesto es la que expresa el número real de átomos presentes en
una molécula.
Ej. Supongamos que el cálculo de la fórmula mínima haya dado [CH 3 O], su masa molecular, a
partir de las masas atómicas es
C: 12
H: 3
O: 16
masa molecular de [f.m.]
Por otro lado se determinó la masa molecular de la sustancia igual a [ 93 ]
La fórmula molecular se obtiene de multiplicar un valor x por la fórmula mínima calculada:
[Fórmula Molecular = (fórmula mínima)x]
Ese valor x se obtiene de dividir el valor de la masa molecular de la sustancia (que siempre está
dado con un dato en el problema) en el valor de la masa molecular de la fórmula mínima:
Aplicándolo en nuestro ejemplo tenemos.
Fórmula Molecular = (CH 3 O). 3
Fórmula Molecular = (C (^) 1x3 H3x3 O1x3 )
Fórmula Molecular [C 3 H 9 O 3 ]
Los fenómenos de combinación, de descomposición, y en general todas las reacciones químicas se
rigen por leyes, que surgieron experimentalmente. Las fundamentales son:
31
X 3
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1-Ley de Conservación de la Masa: Ley de Lavoisier (Antonio Laurent Lavoisier 1743-1794)
Para una reacción química,
La representación matemática de la ley es:
ó
Como consecuencia de la ley de Lavoisier resulta:
Esto se conoce como ley de la conservación de los elementos, y puede explicarse con el siguiente ejemplo: Hidrógeno + Oxígeno = agua 2 g + 16 g = 18 g -La ley de conservación de la masa (Lavoisier), no resulta estrictamente exacta. Alberto Einstein (1879-1955) estableció que en determinadas condiciones la masa puede transformarse en energía. La relación existente entre la energía y la masa, está dada por la ecuación de Einstein ∆E = ∆mc 2 ( 1 ) donde: ∆E = variación de energía ∆m = variación de masa c = velocidad de la luz (3. 10 10 cm /seg ) De (1) resulta que:
Por lo tanto:
Según la ecuación (2) como el denominador es un número muy grande (9.10^20 cm^2 /seg^2 ) para que ∆m sea apreciable, debe producirse en el sistema una variación muy grande de energía. Como en las reacciones químicas comunes, la variación de energía (∆E) es pequeña, la variación de masa resulta imposible de apreciar con los métodos comunes de laboratorio. Por lo tanto es válida la Ley de Lavoisier.
LEY DE LAVOISIER: En un sistema químicamente cerrado, la masa permanece constante, cualquiera sean las transformaciones físicas o químicas que en el ocurran.-
M (^) a + M (^) b = Mc
En un sistema químicamente cerrado, las masas de los elementos que intervienen en toda transformación química o física permanecen constantes
∆m = ∆E c^2
La variación de masa resulta directamente proporcional a la variación de energía del sistema e inversamente proporcional al cuadrado de la velocidad de la luz.-
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NOTA : Se llega a la misma conclusión si se toma el Cu como patrón de referencia en lugar del O.
3-Ley de las proporciones múltiples: Ley de Dalton
Juan Dalton (1766-1844), enunció la ley de las proporciones múltiples, la cual establece que si dos elementos se pueden combinar para formar más de un compuesto, las masas de un elemento que se combinan con la masa fija de otro elemento se encuentran en relaciones de números enteros pequeños. Por ejemplo, el carbono forma dos compuestos estables con el oxígeno, a saber, CO (monóxido de carbono) y CO2 (dióxido de carbono). El análisis químico de los compuestos arroja los siguientes datos:
Primer compuesto (CO)
La masa del oxígeno que se combina con 12 g de C es de 16 g, de modo que la relación es
masa de C = 12 g = K 1 masa de O 16 g
Segundo compuesto (CO 2 ) La masa de oxígeno que se combina con 12 g de C es de 32 g, por lo cual la relación es
masa de C = 12 g = K 2 masa de O 32g
La relación de masas de O que se combinan con 12 g de C en estos dos compuestos está dada por
K 1 = masa de O en CO = 16 g = 1 K 2 = masa de O en CO 2 32 g 2
La relación 1:2 cumple con la ley de las proporciones múltiples.
La teoría atómica de Dalton explica la ley de las proporciones múltiples de una forma muy sencilla. Los compuestos difieren en el número de átomos de cada clase que se combinan. Para los dos compuestos formados entre C y O, las mediciones sugieren que un átomo de carbono se combina con un átomo de oxígeno en el primer compuesto (esto es, en el CO) y que un átomo de carbono se combina con dos átomos de oxígeno en el otro compuesto (esto es, en el CO 2 ).
La ley de Dalton se enuncia:
La representación matemática de esta ley es para una reacción tal como:
y A + B ⇔ AB 2 (2)
Para (1) Para (2) mA = K 1 y mA = K 2 mB mB
Cuando dos elementos se combinan para formar dos o más compuestos diferentes las masas de uno de los elementos, combinadas con una masa fija del otro, están entre sí, en una relación de números enteros pequeños.,-
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Por lo tanto
Ejemplo: Al analizar dos compuestos formados por cobre (Cu) y oxígeno (O) , se obtiene:
Compuesto A : Compuesto B :
Indicar si se cumple la ley de Dalton.
Solución: Para el compuesto A :
K 1 = mCu = 6.35 g = 7. mO 0.8 g
Para el compuesto B: K 2 = m´Cu = 3.175 g = 3. m´O 0.8 g
De donde: K 1 = 7.93 = 2 K 2 3.96 1
RESPUESTA: Como la relación entre las masas de cobre en los dos compuestos puede expresarse con números enteros y pequeños se cumple la ley de Dalton.
NOTA : Los resultados obtenidos indican que los compuestos analizados son distintos, en este caso corresponden a monóxido de cobre y monóxido de dicobre.
4-Ley de las proporciones recíprocas: Ley de Richter
Jeremías Benjamín Richter (1762-1807), determinó, experimentalmente la relación que existe entre las masas de dos elementos (A y B) , que se combinan con un tercer elemento (C ) para dar compuestos diferentes (AC) y (BC), y la relación de masas entre los elementos A y B cuando se combinan entre sí para dar el compuesto AB En símbolos resulta: A + C = AC B + C = BC A + B = AB O A BC C B AC
mCu =6,35g mO = 0. g
m´Cu = 3. m´O = 0.8 g
K 1 = n K 2
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b) Se cumple la ley de Richter, por que el valor hallado teóricamente es un múltiplo entero del valor experimental.-
Equivalente químico o Peso de combinación
La ley de Richter permite determinar la relación de masas en que se combinan entre sí los distintos elementos. Si se toma la masa de uno de ellos como patrón y se refieren a esta las masas de otros elementos que se combinan con él, se obtienen constantes para cada elemento que reciben el nombre de EQUIVALENTE QUÍMICO, EQUIVALENTE GRAMO o PESO DE COMBINACIÓN.- Se ha tomado al oxígeno como patrón, debido a que la mayoría de los elementos reaccionan con él.-
Ejemplo 1: Sabiendo que 16 g de O se combinan con 2 g de H para formar 18 g de agua, calcule el peso de combinación ( Pc) de H.
Solución: 16 g de O 2 g de H 8 g de O x g de H
x = 2 g de H. 8 g de O = 1 g de H 16 g de O
Se puede decir que: El peso de combinación de un elemento es la masa de ese elemento que se combina (o reemplaza) a 8,00 g de oxígeno o a 1,00 g de hidrógeno.- Si bien por costumbre se sigue utilizando el término “equivalente químico” o “equivalente gramo”, lo correcto es llamarle “ Peso de combinación ”
Ejemplo 2: Sabiendo que: 10 g de un elemento X, se combina con 2 g de Cloro ( Cl ) y 71 g de Cl , se combinan con 16 g de oxígeno, calcular el peso de combinación del elemento X.-
Solución: Se tiene un elemento X que no se combina con O ni H. Su peso de combinación se halla indirectamente.
Pc (^) Cl = mCl. 8 g = 71g. 8 g = 35. mO 16 g
EQUIVALENTE QUÍMICO O PESO DE COMBINACIÓN: es la masa de un elemento que se combina (o reemplaza) con 8.00 g de oxígeno
PcH = 1 Pc = masa del elemento. 8 g masa de oxígeno
PcCl = 35.5 g
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Como el Cloro se combina con el elemento X (10 g) es:
Pc (^) X = mX. 35,5 = 10 g. 35,5 = 177,5 g mCl 2 g
RESPUESTA: El peso de combinación del elemento X; es 177.5 g
ESTEQUIOMETRIA I
Estequiometría: Es la parte de la Química que se ocupa de establecer relaciones numéricas, en
términos de una medida, entre las sustancias que intervienen en una reacción química.
Los cálculos que permiten establecer estas relaciones se llaman cálculos estequiométricos. Para
realizarlos se hace indispensable seguir una serie de pasos que permitan ordenar el trabajo. Estos
pasos son:
Plantear la ecuación química.
Igualar la ecuación química.
Anotar los datos e incógnitas aportados por el enunciado del problema en la parte inferior de la
ecuación.
ecuación.
Plantear y resolver la regla de tres simple.
Expresar la respuesta.
Las relaciones estequiométricas que se pueden establecer más comúnmente implican el cálculo de
masas, moles de moléculas y volúmenes. A continuación se presentará ejemplos de cada una de
estas relaciones y allí se mostrará la secuencia de pasos a las que se hizo referencia anteriormente.
Cálculo de masas:
Calcular cuántos gramos de anhídrido sulfúrico se obtienen con 100 gr de dióxido de azufre.
1er. paso: Plantear la ecuación: SO 2 + O 2 ----------- SO 3
2do. paso: Igualar la ecuación: 2 SO 2 + O 2 ----------- 2 SO 3
3er. paso: Anotar los datos e incógnitas aportados por el enunciado del problema en la parte inferior
de la ecuación.
2 SO 2 + O 2 2 SO 3 100 g x g.
PcX = 177,5 g
