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TRANSFORMACIONES QUÍMICAS - Sustancias puras, elementos y compuestos. - Leyes ponderales de la Química. - Teoría atómica de Dalton. - Hipótesis de Avogadro. - Masas atómica y molecular. Mol. - Leyes de los gases ideales. - Expresión de la concentración de una disolución. - Cálculos estequiométricos. 1.- SUSTANCIAS PURAS, ELEMENTOS Y COMPUESTOS En la Naturaleza los sistemas materiales se pueden encontrar de dos formas, o bien presentan las mismas propiedades en toda su extensión, o bien presentan propiedades diferentes en sus diferentes partes ; a los primeros se les denomina sistemas homogéneos y a los segundos sistemas heterogéneos. Denominamos sustancia pura o especie química a un sistema homogéneo que no se puede separar en varios componentes mediante métodos físicos (métodos que no implican reacciones, tales como filtración, evaporación, destilación, etc.). Entre las sustancias puras están las que no pueden descomponerse en otras mediante los métodos químicos habituales, se denominan sustancias elementales o elementos, se les representa mediante los símbolos que ya conocemos: H, K, Cl, ... y todos sus átomos son iguales (a excepción de los isótopos). Otras sustancias puras sí pueden descomponerse a su vez en elementos, se les denomina compuestos químicos, se representan mediante una fórmula química ( H2O, H2SO4,...) y están formados por dos o más clases de átomos. En general los materiales no se nos presentan como elementos o compuestos, sino como mezclas homogéneas o heterogéneas de los anteriores.

Sistemas Materiales pueden

ser

se separan Sustancias Puras pueden

Mezclas

físicamente en

ser

pueden

ser

se separan Elemento

químicamente en

Compuesto

Homogéneas

Heterogéneas

2.- LEYES PONDERALES DE LA QUÍMICA Como ya sabemos, identificamos una reacción química como un proceso en el que unas sustancias, llamadas reactivos, desaparecen y otras, llamadas productos, aparecen. Química 2º Bachillerato:Introducción a los cálculos químicos

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En toda reacción química hay una variación de energía que, o bien se absorbe o bien se desprende del medio exterior. Las reacciones químicas se representan mediante una ecuación química que muestra la forma siguiente: a A (s,l,g) + b B (s,l,g) ⎯⎯→ c C (s,l,g) + d D (s,l,g) Donde las letras mayúsculas representan las fórmulas químicas de los reactivos y los productos, las minúsculas se denominan coeficientes estequiométricos, la flecha indica el sentido de la reacción y los paréntesis el estado de agregación. En las reacciones químicas se repiten siempre una serie de hechos experimentales relacionadas con las masas de los reactivos y de los productos y que se denominan leyes ponderales de las reacciones químicas; estas leyes fueron descubiertas a finales del siglo XVIII y principios del XIX y constituyen realmente el inicio de la química como ciencia. Ley de Lavoisier o de conservación de la masa: En una reacción química no se gana ni se pierde masa, de forma que si los reactivos se transforman del todo en productos la masa total de aquellos es igual a la masa total de estos. * Corrección de Einstein Ley de Proust o de las proporciones definidas: Cuando dos o más elementos se unen para formar un compuesto determinado, las masas que se combinan lo hacen siempre en las mismas proporciones. Por ejemplo, cuando se combinan azufre y aluminio para formar sulfuro de aluminio, sus masa están siempre en la proporción de 53’963 g de Al y 96’192 g de S; es decir, el compuesto formado contiene siempre un 35’94% de Al y un 64’06 % de S. Ley de Dalton o de las proporciones múltiples: Cuando dos elementos se combinan de forma que dan lugar a varios compuestos químicos distintos, las cantidades de un mismo elemento que se combinan con una cantidad fija del otro elemento están siempre en una relación numérica sencilla. Por ejemplo, el hierro y el oxígeno se combinan para formar dos compuestos diferentes: En uno de ellos la composición es 77’73 % de Fe y 22’27 % de O ; en el otro la composición es 69’94 % de Fe y 30’06 % de O. Si se calculan los gramos de Fe por 1 gramo de O en cada compuesto: 1er compuesto: 77’72 g de Fe /22’27 g de O = 3’4903 g de Fe/g de O 2º compuesto: 69’94 g de Fe/30’06 g de O = 2’3267 g de Fe/g de O La ley afirma que estas dos proporciones se encuentran en una relación numérica sencilla; en efecto: 3’4903/2’3267 = 1’5 = 3/2 Ley de las proporciones recíprocas o de los pesos de combinación: Las masas de diferentes elementos que se combinan con la misma masa de otro determinado elemento son iguales (o son múltiplos o submúltiplos sencillos) a las masa con que aquellos elementos se combinan entre sí. Es decir, si x g del elemento A se combinan con z g del elemento C, y si y g del elemento B se combinan con z del elemento C, se puede asegurar que x g de a se combinan con y g de B. Química 2º Bachillerato:Introducción a los cálculos químicos

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X g de A se combinan con Z g de C X g de A se combinan con Y g de B Y g de B se combinan con Z g de C Esto hizo pensar en que se podía fijar un elemento de referencia y adjudicar a los otros elementos un peso de combinación o peso equivalente igual a la masa con que cada uno de ellos se combina con aquel elemento de referencia. Se define así: Peso equivalente de un elemento es la masa de este elemento que se combina con 1’008 partes en peso de hidrógeno o que las reemplaza en alguna combinación química. Ley de Gay-Lussac o de los volúmenes de combinación. Es una ley que se cumple cuando en las reacciones tanto los reactivos como los productos son sustancias gaseosas; dice así: los volúmenes de los gases que intervienen en una reacción química están en una relación sencilla de números enteros. Por ejemplo, tomando como medida un cierto volumen: 1 volumen de oxígeno + 2 volúmenes de hidrógeno ⎯⎯→ 2 volúmenes de agua 1 volumen de cloro + 1 volumen de hidrógeno ⎯⎯→ 2 volúmenes de ácido clorhídrico 3.- TEORÍA ATÓMICA DE DALTON Las leyes ponderales anteriores eran leyes de carácter experimental, sin ninguna teoría que las fundamentara. John Dalton propuso en 1803 una teoría sobre la constitución de la materia que justificaba aquellas leyes ; esta teoría puede sintetizarse en los siguientes puntos: 1.- La materia está formada por unas unidades muy pequeñas, indivisibles e inalterables, a las que llamó átomos. 2.- Los átomos de un elemento son todos iguales, tienen la misma masa y las mismas propiedades. 3.- Los átomos de distintos elementos difieren entre sí en masa y propiedades. 4.- Los compuestos se forman por unión de átomos de los elementos correspondientes, en una relación numérica sencilla. 5.- Los “átomos” de un compuesto son también idénticos en masa y en propiedades. 4.- HIPÓTESIS DE AVOGADRO La teoría de Dalton no podía explicar la ley de los volúmenes de combinación. Según esta teoría, al reaccionar n átomos del elemento cloro con n átomos del elemento hidrógeno, se obtendrían n átomos del compuesto cloruro de hidrógeno; por tanto, la reacción de un volumen de cloro con un volumen de hidrógeno debería proporcionar un volumen de cloruro de hidrógeno. Sin embargo, experimentalmente se obtienen dos volúmenes. La explicación la proporcionó el conde italiano Amadeo Avogadro al anunciar que las últimas partículas que integran los gases no son los átomos, sino agrupaciones de átomos denominadas moléculas. Su hipótesis dice: en volúmenes iguales, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, todos los gases tienen el mismo número de moléculas.

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5.- MASAS ATÓMICA Y MOLECULAR. MOL. 5.1. Masas atómica y molecular. La extraordinaria pequeñez de la masa de los átomos daría lugar a números muy pequeños si quisiéramos medirla con las unidades habituales; para evitar esto se toma la masa de un átomo como unidad y se expresa la masa del resto como múltiplos suyos. Así, se define la unidad de masa atómica (uma), como la doceava parte de la masa del isótopo 12 del carbono. (1 uma = 1’6605655·10-27 kg). * Masa atómica de un elemento es la masa de ese elemento expresada en unidades de masa atómica. * Masa molecular es la masa de una molécula expresada en unidades de masa atómica. Se calcula sumando las masas de todos los átomos que la integran. 5.2. Concepto de mol. Número de Avogadro. Un mol es la cantidad de una sustancia que contiene un número de entidades elementales igual al número de átomos que hay en 0’012 kg de 12C. Se debe indicar siempre de qué unidades elementales se trata, es decir, debemos precisar si se trata de moles de átomos, de moléculas, de electrones, etc. El número de átomos que hay en 0’012 kg de 12C y, por tanto, el número de partículas que hay en 1 mol se conoce número de Avogadro, NA. El valor aceptado actualmente es: NA = 6’022045·1023 De la propia definición de mol se desprende que: la masa en gramos de 1 mol de cualquier sustancia coincide con la masa de una molécula de esa sustancia expresada en uma (o con la masa de un átomo expresado en uma si esa sustancia no forma moléculas). La masa de 1 mol de metano, CH4, es 16 gramos La masa de una molécula de metano es 16 uma Gracias a esto podemos obtener la correspondencia entre la masa de una sustancia y el número de moles: m n= n (nº moles) = m (masa en gramos)/Pm Pm Volumen molar es el volumen que ocupa un mol de cualquier gas; en el caso de un gas ideal, este volumen, medido en condiciones normales (0 0C y 1 atm), equivale a 22’414 litros y se denomina volumen molar normal. ¿Qué número de moles de átomos de carbono habrá en: a) 36 g de carbono ; b) 12 uma de carbono , y c) 12·1020 átomos de carbono. 5.3. Fórmulas y composición centesimal. Una fórmula expresa la composición tanto cuantitativa como cualitativa de una sustancia; resulta sencillo, a partir de ella, encontrar la composición en tanto por ciento de cada elemento y viceversa. Química 2º Bachillerato:Introducción a los cálculos químicos

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Cálculo de la composición centesimal a partir de su fórmula. 1. Calcular la masa molecular de la sustancia a partir de las masas de los átomos que la integran. 2. Multiplicar la masa de cada átomo por el número de veces que está presente en la fórmula. 3. Dividir las cifras anteriores entre la masa molecular y multiplicar por cien. Calcula la composición centesimal del carbonato sódico, Na2CO3. Cálculo de la fórmula a partir de la composición centesimal. 1. Obtener el número relativo de átomos de cada elemento, dividiendo sus porcentajes por las respectivas masas atómicas. 2. Dividir estos números relativos entre el más pequeño de todos ellos. 3. Ajustar los números obtenidos anteriormente a los que correspondan a la masa molecular, si ésta se conoce, aunque sea aproximadamente. Un ácido orgánico está formado por un 54’53 % de C, un 9’15 % de H y un 36’32 % de O. Su masa molecular es igual a 88’1072 uma. Calcula su fórmula. 6.- LEYES DE LOS GASES IDEALES. Se considera que un gas es ideal si: - No hay fuerzas entre sus moléculas. - El volumen ocupado por las moléculas es despreciable frente al volumen total ocupado por el gas. Los gases reales se aproximan al comportamiento ideal cuando la temperatura es suficientemente alta y la presión baja. Ley de Boyle-Mariotte. Relación entre P y V.

A temperatura constante, el volumen ocupado por un gas es inversamente proporcional a la presión a que es sometido. P1 · V1 = P2 · V2 (para T y n constantes) Ley de Charles. Relación entre T y V.

A presión constante, el volumen ocupado por un gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta a la que se encuentra. V1/T1 = V2/T2 (para P y n constantes) Ley de Gay-Lussac. Relación entre T y P.

A volumen constante, la presión de un gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta a la que se encuentra. P1/T1 = P2/T2 (para V y n constantes) Si en un proceso varían la P y el V manteniendo la T constante, y seguidamente varían T y V, quedando P constante, la aplicación sucesiva de las leyes anteriores proporciona la expresión: Química 2º Bachillerato:Introducción a los cálculos químicos

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P1 • V1 P2 • V2 = T1 T2 denominada ecuación general de los gases ideales, aplicable a procesos en los que varían simultáneamente la presión, el volumen y la temperatura. En condiciones normales (0 0C y 1 atm) un mol de un gas ideal ocupa un volumen de 22’414 litros. Así: P0 • V0 atm • l = 0'082 =R T0 K • mol a esa R se le denomina constante de los gases ideales. En general, para un número n de moles: P·V = n·R·T que se denomina ecuación de estado de los gases ideales. En un matraz de 248 ml se deposita etanol. Se calienta a 100 0C al baño maría, de manera que el etanol se vaporiza y desplaza todo el aire que había en el matraz. Justo cuando se evapora la última gota de etanol se cierra el matraz. La masa de etanol que hay entonces en el matraz resulta ser de 372 mg. La presión atmosférica es de 755 mm Hg. Calcular la masa molecular del etanol. Ley de Dalton de las presiones parciales.

En una mezcla de gases la presión total ejercida es igual a la suma de las presiones parciales que cada uno de estos gases ejercería si los otros no estuvieran presentes. Pt = P1 + P2 + .....+ Pn La presión parcial ejercida por un gas en una mezcla se calcula multiplicando la presión total por la fracción molar del gas en cuestión. Pi = Pt · Xi donde Xi = moles del gas i / moles totales Los componentes mayoritarios del aire seco y sus proporciones en moles son: N2 (78%), O2 (21%) y Ar (1%). Calcula las presiones parciales de cada uno en 100 gramos de aire comprimido en un volumen de 10 litros y 25 0C. 7.- EXPRESIÓN DE LA CONCENTRACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN Se denomina concentración a la cantidad de soluto que hay en una determinada cantidad de disolvente o de disolución. Las unidades de concentración se pueden expresar: * gramos de soluto / 100 g de disolución * gramos de soluto / 100 g de disolvente * gramos de soluto / litro de disolución * M = molaridad = moles de soluto / litro de disolución * N = normalidad = equivalentes de soluto / litro de disolución = molaridad · valencia * m = molalidad = moles de soluto / kg de disolvente * Xd = fracción molar de soluto = moles de soluto / moles de disolución Se prepara una disolución disolviendo 3 g de bicarbonato sódico puro en agua hasta completar 2 litros de disolución. Calcula su molaridad y su normalidad. Calcula la molaridad de una disolución de glucosa (C6H12O6) al 1% cuya densidad es 1’193 g/ml.

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8.- CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS * El gas propano (C3H8) se combina con el oxígeno para dar CO2 y H2O. ¿Qué cantidad de propano se necesita para obtener 5’4 litros de CO2 medido en condiciones normales ? * El ácido clorhídrico ataca el mármol produciendo desprendimiento de CO2. Calcula la cantidad de una disolución 0’25 M en HCl necesaria para que atacando un mármol de una pureza del 85% en CaCO3 se desprendan 500 cm3 de CO2 a 1 atm y 25 0C. encierra el frasco. b) ¿Cuántas moléculas hay en el frasco? 12.- La fórmula empírica de la morfina es C17H19NO3 . ¿Cuántos átomos de carbono hay en 10 mg de morfina?

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