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Departamento de Física y Química

CONCEPTOS FUNDAMENTALES EN QUÍMICA

CLASIFICACIÓN DE LOS SISTEMAS MATERIALES ELEMENTOS: Sustancias puras que no pueden descomponerse en otras más simples por métodos químicos. Todos los átomos de un elemento tienen el mismo número atómico. Ej: Al, Na, Fe, H2, O2, O3, S, etc.

Homogéneos: presentan las mismas propiedades físicoquímicas en todas sus partes

Sustancias puras COMPUESTOS: Combinaciones de átomos que pueden descomponerse en sus elementos constituyentes. Ej: El H2O se puede descomponer en H2 y O2 por electrólisis.

Disoluciones: Son mezclas homogéneas de dos o más componentes y de composición variable.

Heterogéneos: Sus propiedades varían de unas partes a otras. Cada parte homogénea y físicamente separable de las demás se denomina FASE. Ej: Agua y aceite = dos fases. Hielo, agua, vapor = tres fases.

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SUSTANCIAS PURAS: CONCEPTOS RELACIONADOS CON LA MASA Y CON LA CANTIDAD DE SUSTANCIA UNIDAD DE MASA ATÓMICA(u), es la doceava parte de la masa del isótopo de carbono de número másico 12. 1 u = 1,66.10-27 Kg. MASA ATÓMICA de un elemento, es la masa de uno de sus átomos, expresada en unidades de masa atómica. Se recomienda utilizar el nombre de masa atómica relativa y se define: número de veces que la masa media de un átomo contiene a la unidad de masa atómica. Ej : M atómicas: O = 16

H=1

S = 32

MASA MOLECULAR (relativa) de una sustancia: número de veces que la masa media de su molécula contiene a la unidad de masa atómica. Se obtiene sumando las masas atómicas de los átomos que la constituyen. Ej: M molecular H2SO4 = 2x1+32+4x16 = 98 MOL, representa la cantidad de sustancia de un sistema que contiene tantas partículas (átomos, moléculas, etc) como átomos hay en 12 g de C-12. Precisamente este número coincide con el número de átomos O contenidos en 16 g de oxígeno. También es el número de moléculas H2O contenidas en 18 g de agua. Se conoce como: NÚMERO DE AVOGADRO: número de entidades elementales contenidas en un mol de cualquier sustancia: NA = 6,022.1023 entidades/mol Podemos ahora definir con más rigor el mol: MOL: Unidad en el S.I. de cantidad de materia, que se define: "Cantidad de sustancia que contiene un número de Avogadro de partículas". Las partículas pueden ser átomos, moléculas, iones, electrones... Ej: Un mol de átomos de oxígeno está formado por 6,022.1023 átomos O; Un mol de moléculas de oxígeno está formado por 6,022.1023 moléculas O2. MASA MOLAR es la masa de un mol que coincide con su masa atómica o molecular expresada en gramos. NÚMERO DE MOLES. RELACIÓN ENTRE EL MOL Y LA MASA ATÓMICA O MOLECULAR: Puesto que la masa de 1 mol de cualquier sustancia (simple o compuesta), expresada en gramos, coincide con el valor numérico de su masa atómica o molecular (M), el número de moles (n) correspondiente a una masa m (expresada en gramos) será:

n

m (g) M 2

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FÓRMULAS. Del mismo modo que los símbolos constituyen la representación abreviada de los elementos químicos, las sustancias compuestas se representan mediante fórmulas.

“Una fórmula es la representación abreviada de una sustancia y expresa su composición molecular” Las fórmulas se establecen escribiendo los símbolos de los átomos constituyentes, afectados cada uno de un subíndice que indica el número de átomos del elemento correspondiente presentes en la molécula. Cuando una sustancia no esté formada por moléculas, como ocurre en los compuestos iónicos, la fórmula representa la relación mínima entre sus átomos constituyentes.

Fórmula empírica: Es la fórmula más sencilla deducida directamente de los cálculos analíticos. Representa únicamente la proporción en la que se encuentran los átomos, sin indicar cuántos de cada clase hay. Ejemplo: Los compuestos acetileno, C2H2 y benceno, C6H6, tienen la misma fórmula empírica: CH Fórmula molecular: Indica no sólo la proporción, sino el número exacto de átomos de cada clase en una molécula de un compuesto. Las fórmulas C2H2 y C6H6 son fórmulas moleculares. Las masas de las fórmulas moleculares equivalen a un múltiplo entero de la masa de la fórmula empírica.

COMPOSICIÓN CENTESIMAL DE UNA SUSTANCIA: Porcentaje en masa o peso de cada elemento que constituye la sustancia:

%A = tanto por ciento del elemento A

%A 

nº de átomos de A · M A ·100 M

MA = masa atómica del elemento A M = masa molecular del compuesto

Ejemplo: En el CaCO3 , M = 40 + 12 + 3·16 = 100; %O 

3·16 ·100  48% 100

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DEDUCCIÓN DE FÓRMULAS A PARTIR DE LA COMPOSICIÓN CENTESIMAL:

a) Cuando se conoce la masa molecular M de la sustancia:

nº de átomos de A 

%A · M M A ·100

Ejemplo: Un compuesto de masa molecular 126 contiene 25,4% de azufre, 38,1 % de oxígeno y 36,5% de sodio. ¿Cuál es su fórmula? ( Masas atómicas: S=32, O=16, Na=23) Solución:

nº de átomos de S 

25,4 ·126 1 32 ·100

nº de átomos de Na 

nº de átomos de O 

38,1 ·126 3 16 ·100

36,5 ·126 2 23 ·100

Fórmula: Na2SO3

b) Cuando no se conoce la masa molecular de la sustancia: Sólo se puede calcular la fórmula empírica. Veámoslo con un ejemplo: Hallar la fórmula de una sustancia cuya composición centesimal es 38,67% de K; 13,85% de N y 47,48 % de O. (Masas atómicas: K=39,1; N=14; O=16)

Solución: Primero se calcula el número relativo de átomos de cada clase, dividiendo el tanto por ciento de cada elemento entre su masa atómica. nº relativo de átomos de K = 38,67/39,1 = 0,989 nº relativo de átomos de N = 13,85/14 = 0,989 nº relativo de átomos de O = 47,48/16 = 2,967 Una vez calculados estos números relativos se reducen sus valores a números enteros, dividiendo todos los resultados obtenidos entre el menor de ellos átomos de K = 0,989/0,989 = 1 átomos de N = 0,989/0,989 = 1 átomos de O = 2,967/0,989 = 3 Luego la fórmula de la sustancia es (KNO3)n donde n = número de veces que se repite la proporción 1:1:3 y que no puede determinarse sin conocer la masa molecular. 4

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EL ESTADO GASEOSO Los gases se caracterizan por tener gran fluidez y compresibilidad, y por su tendencia a expansionarse, ocupando todo el volumen disponible. Sus moléculas están muy separadas, dejando entre ellas espacios vacíos incomparablemente mayores que en los estados sólido y líquido. El volumen ocupado por las moléculas de un gas no depende de la clase o naturaleza de tales moléculas, sino del número de ellas Ley de Avogadro: “Volúmenes iguales de gases diferentes, en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas”. Ley volumétrica de los volúmenes de combinación (Gay-Lussac, 1808): "Los volúmenes de todas las sustancias gaseosas que intervienen en una reacción química están entre sí en una relación constante y muy sencilla de números enteros". Volumen molar de un gas: Un mol de cualquier gas, en las mismas condiciones de presión y temperatura, ocupará siempre el mismo volumen. Este volumen recibe el nombre de volumen molar, Vm. En el caso de que la presión sea de 1 atm. y la temperatura de 0oC, llamadas condiciones normales, el volumen molar es de 22,4 litros.

Gases ideales, leyes. Son gases ideales o perfectos los que cumplen las siguientes dos condiciones:  Que el volumen de sus partículas pueda considerarse nulo.  Que no existan fuerzas atractivas entre ellas. En general, todos los gases a presiones suficientemente bajas y a temperaturas altas se comportan como ideales y cumplen las siguientes leyes: I. Ley de Boyle-Mariotte: “En todo proceso isotérmico (a temperatura constante) y adiabático (sin intercambio de calor con el exterior), el producto de la presión de una determinada masa de gas por el volumen que ocupa es constante”:

P1 ·V1  P2 ·V2  cte II. Leyes de Charles y Gay-Lussac: “En todo proceso isóbaro (a presión constante) el volumen ocupado por un gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta (temperatura expresada en K)”:

V1 V2   cte T1 T2

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“En todo proceso isócoro (a volumen constante) la presión de un gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta”:

P1 P2   cte T1 T2

III. Ecuación general de los gases perfectos: Cuando en un gas perfecto varían simultáneamente la P, el V y la T, estas tres variables están relacionadas por la ecuación siguiente, que engloba a las tres anteriores:

P1 ·V1 P2 ·V2   cte T1 T2

IV. Ecuación de estado de los gases perfectos (Clapeyron): Para un mol de un gas ideal (V=22,4 L) en condiciones normales (p=1 atm, T= 273 K), se deduce, de la ecuación anterior: P.V/T = 0,082 atm.L/mol.K. Este valor se representa por la letra R y se conoce como constante de los gases perfectos. Para n moles:

P·V  n·R·T

Aplicaciones de esta ley: a) Cálculo de la masa molecular de un gas: Siendo m la masa en gramos de un gas y M su masa molecular, se tiene : n =m/M, con lo que : P.V = (m/M).R.T. Sustituyendo:

M 

m·R·T P·V

b) Cálculo de la densidad de un gas: Como d (densidad del gas) = m/V, se deduce: P = (d/M).R.T, y:

d

P·M R·T

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V. Mezclas de gases: Cuando se mezclan varios gases que no reaccionan químicamente entre sí, cada uno de ellos ocupa todo el volumen, V, del recipiente. A la presión que ejerce cada gas se le llama presión parcial, siendo la presión total, P, la suma de todas ellas: P = P1 + P2 + P3 +........ En mezclas de gases, la ecuación de Clapeyron se puede aplicar al conjunto de ellos: P.V = n.R.T siendo n el número total de moles gaseosos y P la presión total o a cada gas individualmente: Pi.V = ni. R.T

LEY DE DALTON DE LAS PRESIONES PARCIALES: Se llama fracción molar de un gas, xi, al cociente entre el número de moles de dicho gas, ni y el número total de moles, n, de la mezcla gaseosa. La relación entre la presión parcial y la presión total es: Pi = xi.P

Masa molecular aparente de una mezcla de gases A partir de la composición en masa de la mezcla, se calcula el número de moles n contenido en 100 g y entonces la masa de un mol (masa molecular promedio) será 100/n. Por ejemplo: El aire es una mezcla de varios gases cuyos componentes principales son los siguientes: N2 75,55% , O2 23,1%, Ar 1,3%, CO2 0,05%, el resto hasta 100% son otros gases nobles e hidrógeno (todos los porcentajes en masa) .Evidentemente esta es una composición promedio más o menos aceptada como estándar, ya que esta cambia de un sitio a otro, con la altitud, la contaminación, la proximidad al mar...También hay que remarcar que se suele hablar de aire seco, sin humedad. Podemos calcular, a partir de estos porcentajes, el número de moles que hay en 100 g de aire: Moles de N2 = 75,58/28 = 2,7 Moles de O2 = 23,1/32 = 0,72 Moles de Ar = 0,03 Moles de CO2 = 0,05/44 = 0,001 Así en 100 g de aire hay aproximadamente 2,7+0,72+0,03+0,001 = 3,4 moles, por tanto un mol de aire son: 100/3,4  29g.

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Con datos precisos, ya tabulados tenemos:  

Densidad del aire, en condiciones normales = 1,293 g/l Masa molar aparente = 28,96 g/mol (que como ve se aproxima mucho al 29 g/mol que hemos calculado antes de forma aproximada)

DISOLUCIONES Son mezclas homogéneas de dos o más sustancias, llamadas componentes, que pueden estar en una proporción variable. Se denomina soluto al componente o componentes que se encuentran en menor proporción y disolvente al que se encuentra en proporción mayor. Cuando uno de los componentes es el agua, éste será el disolvente en todos los casos y la disolución se denomina acuosa. Las disoluciones pueden ser moleculares, si las partículas del soluto son moléculas (azúcar en agua), o iónicas, si las partículas del soluto son iones (sal en agua). Atendiendo al estado físico del soluto y del disolvente, se tienen los siguientes tipos de disoluciones:

SOLUTO

DISOLVENTE

EJEMPLO

Sólido

Sólido

Aleaciones

Líquido

Sólido

Amalgamas

Gas

Sólido

Hidrógeno ocluído en platino

Sólido

Líquido

Azúcar en agua

Líquido

Líquido

Alcohol en agua

Gas

Líquido

Amoníaco en agua

Sólido

Gas

Humo

Líquido

Gas

Humedad del aire

Gas

Gas

Aire (oxígeno en nitrógeno)

Atendiendo a la proporción de soluto respecto a la de disolvente, las disoluciones pueden ser diluídas (pequeña proporción de soluto), concentradas (proporción grande de soluto) y saturadas (la cantidad de soluto en disolución es la máxima para la temperatura considerada).

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Solubilidad: El proceso de disolución de un soluto en un disolvente supone la ruptura de uniones entre partículas de soluto y entre partículas de disolvente entre sí, para formar uniones soluto-disolvente, que deberán ser suficientemente intensas para que el proceso esté favorecido. Por ejemplo, cuando un compuesto iónico, como el NaCl, se disuelve en agua, deben romperse las intensas fuerzas electrostáticas entre los iones Na+ y Cl-, que ahora estarán dispersos en el seno del disolvente. Éste, a su vez, debe “hacer sitio” entre sus moléculas para que se alojen los iones. Para ello deben romperse las fuerzas entre moléculas de agua (enlaces de hidrógeno). Estos dos procesos de ruptura de enlaces requieren un aporte de energía, por lo que sólo tendrán lugar si al establecerse uniones entre el soluto y el disolvente se libera suficiente energía, esto es, si las uniones que se forman son, al menos, tan intensas como las que se han roto. En nuestro ejemplo, las moléculas de agua (polares) rodean a los iones que se encuentran en su seno atrayéndose con ellos por fuerzas electrostáticas. (Las moléculas polares del agua se orientan con su parte positiva rodeando al anión y con su parte negativa rodeando al catión). Este proceso, que se denomina hidratación hace que muchos compuestos iónicos y otros no iónicos, pero suficientemente polares, se disuelvan en agua. En general: "Toda sustancia tiende a disolverse en disolventes químicamente análogos a ella". Así, por ejemplo, la naftalina (un hidrocarburo) se disuelve bien en gasolina (otro hidrocarburo) y muy mal en agua. El alcohol y el agua (ambos tienen un grupo OH en su molécula) se mezclan en todas proporciones. La solubilidad de un soluto en un disolvente, a una temperatura dada, se define como “La concentración de la disolución saturada a dicha temperatura”. Salvo excepciones, al aumentar la temperatura aumenta la solubilidad.

Modos de expresar la concentración de las disoluciones 1. Tanto por ciento: gramos de soluto por cada cien gramos de disolución.

%

m( g ) soluto  100 m( g )disolución

2. Molaridad: Número de moles de soluto contenidos en un litro de disolución.

M=

nº moles..soluto Vdisolución(l )

3. Fracción molar, de un componente de una disolución: es el cociente entre el número de moles de dicho componente y el número total de moles presentes en la disolución.

xi 

nº moles..del ..componete..i nº..total ..moles

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6. Otras formas de expresar la concentración: Densidad: Masa de disolución contenida en una unidad de volumen de la misma. Unidades: g/cm3 , g/litro , Kg/m3 , etc. Graduación de alcohol en bebidas alcohólicas: Un grado de alcohol corresponde a un ml de alcohol puro por cada 100 ml de disolución.

PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS DISOLUCIONES Se denominan así a aquellas propiedades del disolvente que se modifican cuando en él se disuelve un soluto y que dependen no de la naturaleza del soluto, sino de la mayor o menor concentración de éste. Entre las propiedades coligativas destacaremos: 1. Presión de vapor: Cuando un líquido se evapora, para cada temperatura se alcanza una situación de equilibrio entre las moléculas del líquido que pasan al vapor y las que son de nuevo atrapadas por el líquido y retornan a él desde el vapor. Se llama presión de vapor a la que ejerce el vapor (en equilibrio con el líquido) para cada temperatura. Cuando a un disolvente líquido se le añade un soluto no volátil, la presión de vapor de la disolución es menor que la que poseía el disolvente puro. Esto es debido a que las moléculas del soluto, que no se evaporan, obstruyen el paso de las moléculas del disolvente al vapor.

2. Temperatura de ebullición: Es la temperatura a la cual la presión de vapor de un líquido se iguala a la presión exterior (en la atmósfera libre, esta presión es de 1 atm) Cuando a un disolvente líquido se la añade un soluto no volátil, su temperatura de ebullición aumenta. Este fenómeno se conoce con el nombre de aumento ebulloscópico y es debido a que al ser menor la presión de vapor, es necesaria una mayor temperatura para conseguir la presión de vapor exigible en la ebullición.

3. Temperatura de congelación: Es la temperatura a la cual el líquido y el sólido se encuentran en equilibrio. Cuando se enfría un líquido puro a cierta temperatura se observa la aparición del primer cristal de sólido. Cuando entre el disolvente hay partículas de soluto, éstas dificultan el acercamiento entre las del disolvente y es necesario enfriar más para conseguir alcanzar el punto de congelación. Por tanto, la disolución tiene una temperatura de congelación menor que la del disolvente puro, fenómeno que se conoce con el nombre de descenso crioscópico.

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4.Ósmosis: Es el paso de partículas de disolvente a través de una membrana semipermeable que separa dos disoluciones de diferente concentración. El disolvente penetra a través de la membrana hacia la disolución más concentrada. Por ósmosis penetran las sustancias alimenticias, ya digeridas, a través de las vellosidades intestinales. También por ósmosis absorben las plantas, a través de sus raíces, las disoluciones nutritivas del suelo, etc.

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