ASPECTOS CUANTITATIVOS DE LA QUÍMICA
1.- LEYES FUNDAMENTALES DE LA QUÍMICA
LEYES PONDERALES
Relacionadas con la masa de las sustancias que participan en una reacción química.
LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA (LEY DE LAVOISIER)
La materia no se crea ni se destruye, se TRANSFORMA. En una reacción química la masa de los REACTIVOS es igual a la masa de los PRODUCTOS.
LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS (LEY DE PROUST)
Dos o más elementos que se combinan para formar un compuesto determinado, SIEMPRE lo harán con una proporción en masa constante.
LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES (LEY DE DALTON)
Cuando dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, las cantidades de uno de ellos se mantiene fija y guardan entre sí una relación de números enteros sencillos.
TEORÍA ATÓMICA DE DALTON
Sirvió para explicar las leyes ponderales
TODOS los elementos están formados por partículas muy pequeñas,indivisibles e indestructible ➡ ÁTOMOS
TODOS los átomos de un mismo elemento son IGUALES y DIFERENTES a los de otro elemento.
En un compuesto químico los diferentes átomos se combinan guardando una relación de números enteros sencillos, formando "átomos de compuesto", iguales entre sí ➡ MOLÉCULAS
En una reacción química los átomos se recombinan, permitiendo que las sustancias se TRANSFORMEN en otras.
LEYES VOLUMÉTRICAS
Estudian las reacciones químicas entre gases. Para estas sustancias es más fácil medir el volumen que la masa.
LEY DE LOS VOLÚMENES DE COMBINACIÓN (GAY-LUSSAC)
En una reacción entre gases, el volumen de los REACTIVOS y los PRODUCTOS guardan una relación de números enteros sencillos. SIEMPRE que se midan con la misma temperatura y presión.
Gracias a Gay-Lussac y Avogadro se pudo complementar la teoría atómica de Dalton (Libro pag.28)
TEORÍA ATÓMICO-MOLECULAR
TODA la materia está formada ÁTOMOS
TODOS los átomos de un elemento son IGUALES y DIFERENTES a los de otro elemento.
TODAS las sustancias están formadas por MOLÉCULAS ➡ unión de átomos iguales o diferentes.
TODAS las moléculas de una misma sustancias son IGUALES Y DISTINTAS a la de otra molécula.
TODAS las moléculas de las SUSTANCIAS SIMPLES están formadas por átomos IGUALES.
TODAS las moléculas de las SUSTANCIAS COMPUESTAS están formadas por átomos de 2 o más elementos distintos, guardando una proporción de números enteros sencillos.
En una reacción química los átomos se recombinan, permitiendo que las sustancias se TRANSFORMEN en otras.
HIPÓTESIS DE AVOGADRO
En IGUALES condiciones de temperatura y presión, la misma cantidad de volumen para gases diferentes contiene el mismo número de partículas.
2.- CANTIDAD DE SUSTANCIA. FÓRMULA EMPÍRICA Y MOLECULAR
La masa de un átomo = mprotones + melectrones+ mneutrones ➡ mcarbono-12 = 12 ➡ mcarbono-12 / 12 = 1
Las mas son RELATIVAS porque guardan una relación con la doceava parte de la masa del carbono-12. (Libro pag.29)
Se toma como unidad la la masa del carbono-12 ➡ u = 1.6605*10-27 kg
MASA ATÓMICA RELATIVA: masa de los átomos que forman ese elemento con relación a la doceava parte de la masa del carbono-12.
MASA MOLECULAR RELATIVA: suma de las masas atómicas relativas de sus elementos.
Los átomos y moléculas son cantidades de sustancias muy pequeñas
Necesidad de una unidad mayor y más manejable
MOL (Magnitud de cantidad de sustancia) (Libro pag.30)
Masa de un MOL = su masa atómica relativa en gramos
MOL de un compuesto = su masa molecular relativa en gramos
Nº de AVOGADRO = nº de partículas que hay en un MOL ➡ 6.022*1023
FÓRMULA DE LAS SUSTANCIAS
FÓRMULA EMPÍRICA: indica la proporción en la que se combinan sus átomos (expresada con números enteros sencillos)
NOTA: Los comuestos iónicos NO forman moléculas ➡ SIEMPRE fórmula empírica. Hay otros que son fórmula empírica y molecular a la vez ➡ H2O (Libro pag.32)
COMPARACIÓN CENTESIMAL DE SUSTANCIAS
Indica el tanto por ciento en masa de los elementos que la componen. Se obtiene comparando la masa de cada elemento con la masa total y multiplicando por 100.
FÓRMULA MOLECULAR: indica cuántos átomos de cada elemento hay en una molécula de ese compuesto.
3.- LEYES DE LOS GASES
Para ello es necesario medir su VOLUMEN, TEMPERATURA Y PRESIÓN
TEMPERATURA: (SI)➡ K ºC
NOTA: 0K = 273ºC
VOLUMEN: (SI)➡m3 ,L o ml
NOTA: 1 m3 = 103 L
PRESIÓN: (SI)➡ Pa, atm o mm de Hg
NOTA: 1 atm = 1,013*105 Pa / 1 atm = 760 mm de Hg
Ley de Boyle-Mariotte
Cuando un gas experimenta transformaciones de TEMPERATURA cte., el producto de la PRESIÓN y el VOLUMEN se mantiene cte.
p*V = cte
Ley de Gay-Lussac
Cuando un gas experimenta transformaciones de VOLUMEN cte., el cociente entre la PRESIÓN y el TEMPERATURA se mantiene cte.
P/T = cte
FÓRMULA DE LAS SUSTANCIAS
Cuando un gas experimenta transformaciones de PRESIÓN cte., el cociente entre la TEMPERATURA y el VOLUMEN se mantiene cte.
V/T = cte
4.- ECUACIÓN DE ESTADO DE LOS GASES IDEALES
Ecuación general de los gases ideales
Relaciona las 3 magnitudes de un gas en estado inicial con las 3 magnitudes del gas en otro estado distinto.
(p1 *V1)/T1 = (p2*V2)/T2
TEMPERATURA expresada en kelvin
Relaciona las 3 magnitudes de un gas, con la cantidad de gas en moles.
p*V = n*R*T
R = 0,082 atm*L/(mol*K)
PRESIÓN➡ atm
VOLUMEN➡ L
TEMPERATURA➡ K
NOTA: CONDICIONES ESTANDAR P=105 pa = 1atm y T = 273K
NOTA: Volumen molar = 22,4 L
Volumen que ocupa un mol de cualquier gas cuando p = 1atm y T = 273K
NOTA: Los gases ideales son aquellos que cumplen las 3 leyes de los gases➡TODAS
Densidad de un gas ideal
d = (p*M)/(R*T)
5.- MEZCLA DE GASES. PRESIONES PARCIALES
LEY DE DALTON DE LAS PRESIONES PARCIALES
En una mezcla de gases la presión total es igual a la suma de las presiones parciales de cada coponente, es decir, la presión total que ejercería ese componente con el mismo volumen y temperatura.
p1 = x1*pT
x1= fracción molar: número comprendido entre el 0 y el 1 que representa la proporción de partículas de ese componente en la mezcla.
pT = p1+p2+p3...+pn
Seegún Avogadro en la misma cantidad de volumen y con la misma temperatura y presión, todos los gases tiene el mismo nº de partículas.
La proporción de volumen coincide con la proporción de partículas.
V1/VT = n1/nT = x1
6.- DISOLUCIONES Y MAGNITUDES ASOCIADAS
DISOLUCIÓN
Mezcla homogénea➡ TODAS las "porciones" de disolución tienen la misma composición y propiedades.
Disolvente: componente con + proporción (Solo hay uno)
Deben estar en el mismo estado
Soluto: componente con - proporción (Pueden haber más de 1)
PROPIEADES
CONCENTRACIÓN
Proporción en la que se encuetra el soluto y el disolvente
CONCENTRADA: alta proporción de soluto
DILUIDA: baja proporción de soluto
SATURADA: no admite más cantidad de soluto
PROPIEDAD INTENSVA: cualquier "porción" de disolución➡ misma concentración.
UNIDADES FISÍCAS
PORCENTAJE EN MASA
(masa soluto/masa disolución)*100
PORCENTAJE EN VOLUMEN
(volumen soluto/volumen disolución)*100
CONCENTRACIÓN EN MASA
(masa soluto/vlumen disolución)
(SI)➡ (Kg/m3)
UNIDADES QUÍMICAS
MORALIDAD (M)
nº moles soluto/ volumen(L) disolución
MOLALIDAD (m)
nº moles soluto/masa(Kg) disolvente
FRACCIÓN MOLAR (x)
nº moles soluto/(nº moles soluto+nº moles disolvente)
DENSIDAD
(masa soluto + masa disolvente)/volumen disolución
Tanto en sustancias puras como en mezclas
7.- SOLUBILIDAD
SÓLIDOS Y TEMPERATURA
La solubilidad aumenta cuando aumenta la temperatura.
Expresada en g/100ml o en g/L (De agua)
La solubilidad de una sustancia es la concentración de su disolución saturada, es decir,
BAJA: admite poca cantidad de soluto
ALTA: admite gran cantidad de soluto
GASES Y TEMPERATURA
La solubilidad disminuye cuando aumenta la temperatura.
GASES Y PRESIÓN
La solubilidad aumenta cuando aumenta la presión.
Ley de William Henry
c = k*p
c = solubilidad del gas p = presión que ejerce el gas y que está en contacto con el líquido k = parámetro variable dependiente del gas, líquido y la temperatura.