resumen calculos estequiometricos, Resúmenes de Química Inorgánica

¡Descarga resumen calculos estequiometricos y más Resúmenes en PDF de Química Inorgánica solo en Docsity!

1

LEYES PONDERALES.

ESTEQUIOMETRÍA

2

Vamos a aprender…

• Qué son las leyes ponderales.
• Cómo contribuyeron al establecimiento de

las bases de la Química.

• La importancia del mol como unidad de

medida para la cantidad de sustancia.

• Cómo realizar cálculos con moles.
• Cómo hallar la composición centesimal de

un compuesto a través de su fórmula o

viceversa, hallar su fórmula a partir de su

composición centesimal.

4

Mezcla

Mezcla heterogénea

Mezcla homogénea

Consta de dos o más sustancias físicamente unidas. Es posible cualquier proporción de mezcla.

Es aquella cuyos componentes se observan a simple vista o con ayuda de un microscopio óptico

Tienen una composición no uniforme

Tiene una composición uniforme, incluso si se observa al microscopio

Ejemplos: el granito, la sangre, ...

Es aquella cuyos elementos no pueden distinguirse ni siquiera con ayuda de un microscopio óptico

La proporción de sus distintos componentes, puede variar de forma arbitraria

Cualquiera de los dos tipos de mezcla se pueden separar por métodos físicos sencillos: filtración, destilación…

5

Compuesto: sustancia formada por la unión de átomos diferentes

Elemento: sustancia formada por átomos iguales

Oxígeno Hidrógeno

Al hacer pasar una corriente eléctrica a través del agua, ésta se descompone en dos gases: hidrógeno y oxígeno. El agua ha perdido su identidad (cambio químico)

Es aquella sustancia pura que puede descomponerse en otras más sencillas por medio de cambios químicos. Ejemplo: la sacarosa, el agua, ...

Es aquella sustancia pura que no puede descomponerse en otras más sencillas, ni siquiera utilizando cambios químicos. Ejemplo: el hidrógeno, el oxígeno, ...

Sustancia pura

Formada por un mismo componente (composición fija) Sustancia formada por entidades (átomos o moléculas) iguales

7

Ponte en situación…

Se creía que en las reacciones químicas, la masa cambiaba. Ejemplos:

Metal óxido madera cenizas masa masa

calor

aire

calor

Un metal, en presencia de calor y aire, forma un óxido de mayor masa que el metal del que se origina.

Un trozo de madera al quemarse, se reduce a cenizas con menor masa que la madera original.

Sin embargo, no estamos teniendo en cuenta la intervención de los gases:

• Oxígeno del aire que se incorpora al metal.
• Gases (CO 2 , vapor de agua…) que se desprenden en la combustión.

Esto conduce a la idea errónea de que la masa cambia en las reacciones químicas

8

LEYES PONDERALES

Durante una reacción química no se produce cambio en la masa total

Cuando una vela arde en un contenedor herméticamente cerrado, la balanza mantiene la misma indicación de la medida, antes y después de la reacción

No resulta evidente cuando realizamos reacciones en recipientes abiertos, pero sí cuando lo hacemos en recipientes cerrados.

"En toda reacción química la suma de las masas de las sustancias reaccionantes es igual a la suma de las masas de los productos resultantes de la reacción."

Ley de conservación de la masa: LAVOISIER (1789)

La materia ni se crea ni se destruye, sólo se transforma.

En una reacción química, la masa se conserva

10

Ley de las proporciones múltiples: DALTON (1803)

Una misma cantidad de carbono reacciona con cantidades distintas de oxígeno, para dar dos compuestos distintos (el primero de ellos tiene doble cantidad de oxígeno que el segundo)

El carbono y el oxígeno pueden formar dos tipos de compuestos. Se demuestra con el siguiente esquema:

“Dos elementos se pueden unir para dar lugar a compuestos distintos. Cuando esto ocurre, las cantidades de un elemento que se unen con una cantidad fija del otro, mantienen una relación de números enteros sencillos."

15 g de carbono

40 g de oxígeno

20 g de oxígeno

La relación que existe entre las masas de oxígeno que reaccionan en cada caso (con los mismos 15g de carbono) es: (^) 2 :

g de oxígeno

g deoxígeno

11

LA TEORÍA ATÓMICA DE DALTON

Para explicar las leyes ponderales, J Dalton, en 1803, hizo una serie de suposiciones que se conocen como la teoría atómica de Dalton

1 Los elementos químicos están formados por partículas muy pequeñas e indivisibles llamadas átomos 2 Todos los átomos de un elemento químico dado son idénticos en su masa y demás propiedades 3 Los átomos de diferentes elementos químicos son distintos, en particular sus masas son diferentes 4 Los átomos son indestructibles y retienen su identidad en los cambios químicos, es decir, no se crean ni se destruyen en las reacciones químicas, sólo se redistribuyen. 5 Los compuestos se forman cuando átomos de diferentes elementos químicos se combinan entre sí, en una relación de números sencilla, formando entidades definidas (Para Dalton “átomo-compuesto” y hoy llamadas moléculas)

Hipótesis de Dalton de la máxima simplicidad: Si dos elementos forman un solo compuesto, éste tendrá un átomo de cada elemento (proporción más sencilla posible). Así, el agua sería HO, y el amoniaco, NH

13

( El exceso queda sin reaccionar )

La hipótesis de Dalton justifica las

leyes ponderales

• Proust

Atomos del elemento 2

Átomos del elemento 1

Compuesto de los elementos 1 y 2

La ley de las proporciones constantes explica la formación de los compuestos, a diferencia de las mezclas

14

( a ) ( b )^ ( c )

Compuesto de los elementos 1 y 2

Las mezclas ( b ) no implican las interacciones íntimas entre átomos que se encuentran en los compuestos ( c )

Al mezclarse dos elementos, pueden dar lugar a dos situaciones distintas: una mezcla o un compuesto

La diferencia entre una mezcla y un compuesto radica en que precisamente:

Una mezcla puede realizarse en proporciones variables. En un compuesto la proporción en la que se encuentran los elementos es fija, (constante) tanto en una molécula individual como en una porción de muestra cualquiera. Mezcla de los elementos 1 y 2

Atomos del elemento 2

Átomos del elemento 1

16

LEYES VOLUMÉTRICAS DE LOS GASES

Lo mismo ocurre también en:

Ley de los volúmenes de combinación: GAY- LUSSAC (1808)

“En las mismas condiciones de presión y temperatura, dos gases que reaccionan, lo hacen en una relación de volúmenes sencilla."

1 volumen de oxígeno

2 volúmenes de hidrógeno

2 volúmenes de vapor de agua

1 volumen de nitrógeno

3 volúmenes de hidrógeno

2 volúmenes de amoniaco

Parece contradecir la teoría de Dalton: Los átomos se unen para formar compuestos en la relación más sencilla posible, agua (HO), amoniaco (NH).

La relación entre volúmenes debería ser: 1 vol oxígeno + 1 vol hidrógeno 1 vol agua

Y lo mismo para el amoniaco, ya que se une:

1 átomo de N con 1 átomo de H para formar el “átomo-compuesto” amoniaco

Esta contradicción sólo se soluciona cuando Avogadro introduce el concepto de molécula

17

HIPÓTESIS DE AVOGADRO.

Consideró que las partículas de algunos elementos gaseosos estaban formadas por dos átomos. A estas agrupaciones de átomos las llamó moléculas. (Rompe con la concepción de Dalton que sólo había considerado elementos monoatómicos)

En 1811, el italiano Amadeo Avogadro interpretó los resultados experimentales de Gay- Lussac, y enunció la llamada “hipótesis de Avogadro” (que luego se convertiría en ley):

Volúmenes iguales de gases diferentes, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas

Cl 2

F 2

Br 2

I 2

N 2 O 2

H 2

Estos elementos existen como moléculas diatómicas a temperatura ambiente. Sólo los gases nobles son monoatómicos

MOLÉCULAS DIATÓMICAS

19

UNIDAD DE MASA ATÓMICA

Como la masa de un átomo es extremadamente pequeña (orden de 10-23^ g) y, además, no se pueden manipular átomos individuales para establecer su masa, se utilizó un sistema de masas relativas. Al principio, referidas al átomo más ligero, el hidrógeno. (Así la masa de un átomo de oxígeno resulta ser 16 veces más grande que la del hidrógeno y la masa de un átomo de carbono es 12 veces la del hidrógeno) Actualmente se toma como referencia el átomo de 12 C. La unidad de masa atómica relativa se denota por u.m.a y se define como:

1 u.m.a (o simplemente 1 u) =

Así, el átomo de 12 C tiene masa atómica 12 u.m.a. (masa atómica de este átomo concreto)

TEN EN CUENTA QUE: Las masas atómicas que se expresan en la tabla periódica para cada uno de los elementos es una media ponderada que tiene en cuenta la existencia de isótopos de un mismo elemento en la naturaleza y su abundancia. Por eso resultan número decimales.

de la masa del átomo de 12 C

20

MASAS ATÓMICAS Y MASAS MOLECULARES

La masa atómica relativa (o simplemente masa atómica) de un elemento es la masa que le corresponde a un átomo de ese elemento cuando se lo compara con un átomo patrón, el isótopo carbono-12, al que se le asigna un valor de 12 u (unidades de masa atómica). Así la masa de un átomo de hidrógeno resulta 1 u; y la de un átomo de oxígeno, 16 u

Se llama masa atómica de un elemento a la masa de uno de sus átomos medida en unidades de masa atómica (u). Ar (H) = 1 u.m.a. Ar (Na) = 23 u.m.a La masa molecular de un compuesto es la masa de una de sus moléculas medida en unidades de masa atómica (u). Se halla sumando las masas de sus átomos.

Mr (H 2 SO 4 ) = 2 · 1 + 1 · 32 + 4 · 16 = 98 u.m.a. át H át S át O

Se distingue el concepto:

• Masa atómica (cuando hablamos de átomos) y se denota Ar (masa atómica relativa)
• Masa molecular (cuando se trata de moléculas, expresadas mediante una fórmula química)

Se denota Mr (masa molecular relativa)

Ar (H) = 1 u.m.a. Ar (S) = 32 u.m.a Ar (O) = 16 u.m.a