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Propiedades de una disolución, son magnitudes intensivas
Concentración
Unidades para expresarla
Cambio de unidades
Si conocemos la concentración de la disolución en alguna de las unidades vistas y el valor de su densidad podemos calcula la concentración en otra unidad
Fracción molar (X)
Relación que hay entre el número de moles parcial de ese componente y el número de moles total de la mezcla
Xs= moles soluto/ moles soluto+ moles disolvente = ns/ ns+nd
Concentración molal /Molalidad (m)
Relaciona el numero de moles de soluto con la masa de disolvente
m=ns/mdisolvente
Concentración molar/ Molaridad (M)
cantidad soluto en mol/volumen disolución en litros
M=ns/Vd
Representa la relación entre la masa del soluto y el volumen de la disolución
c=masa soluto/volumes disolución =ms/Vd
Densidad
Representa la relación entre la masa total y el volumen de la disolución
d=masa soluto+masa disolvente/ volumen disolución =ms+md/Vd
Concentración en masa
El soluto es un sólido (se mide en masa) y el disolvente es un líquido (se mide en unidades de volumen)
masa soluto/ volumen disolución
Porcentaje en volumen
Cantidades de la sustancia se miden en unidades de volumen
volumen soluto/ volumen disolución ·100
Porcentaje en masa
Cantidades de la sustancia se miden en unidades de masa
masa soluto/masa disolución · 100
Es una propiedad intensiva, cualquier porción de una disolución tendrá la misma concentración
Nos interesa saber la proporción en la que se encuentran el soluto y el disolvente
Poca proporción de soluto
Gran proporción de soluto
Ambos pueden estar en cualquier estado físico
Disolvente
Componente en mayor proporción
Soluto
Componente en menor proporción
c=k·p
k: parámetro variabledepende del gas, del líquido y de la temperatura
K: presión que ejerce el gas en contacto con el líquido
C: solubilidad que alcanza el gas
Bebidas con gas
no admite más soluto
mucho soluto
poco soluto
Para desalar agua de mar se emplea la ósmosis inversa
Diálisis
Suero fisiológico
Cálculo
Es directamete proporcional a la molaridad del soluto(M) y la temperatura absoluta a la que se encuentre(T)
LAs unidades son las atm y los K
π =M·R·T
AT=Tf-T=Kc·m
AT=T-Te=Ke·m
A una determinada temperatura, la disminución de la presión de vapor de un líquido cuando se disuelve en él un soluto no volátil es igual al producto de la presión de vapor del disolvente puro a esa temperatura por fracción molar del soluto.
Ap=po-p=po·Xs
La proporción coincide con el número de partículas(X1)
V1/Vt=n1/nt=X1
p1=pT·X1
p1/Pt=n1/nt=X1
X1 es la fracción molar del componente 1 y representa la proporción del número de partículas del componente
pT=p1+p2+p3+...
En el número de moles interviene la masa, m y la masa molar, M
d=p·M/R·T
La temperatura en kelvin
El volumen en litros
La presión debe expresarse en atmosfera,
p·V/T=n·R
Se puede comprobar si introducimos 1 mol de gas ideal en un recipiente la constante R valdrá 0'082 atm·L/(mol·K)
Ecuación general de los gases ideales
Relaciona la presión, elvolumen y la temperatura deun gas en un estado inicial con lapresión, el volumen y la temperatura del gas en otro estado distinto
p1·V1/T1=p2·V2/T2
Ley de Charles
Cuando un gas experimenta transformaciones a presión constante el cociente entre el volumen que ocupa y su temperatura absoluta permanece constante
V1/T1=V2/T2
V/T=cte
A presión constante, el volumen y la temperatura de un gas son magnitudes directamente proporcionales.
J.A.Charles analizó las variaciones que experimenta elvolumen de un gas cuando cambia su temperatura ymantiene presión constante
Ley de Gay-Lussac
Cuando un gas experimenta transformaciones a volumen constante el cociente entre la presión que ejerce su temperatura absoluta permanece constante
p1/T1=p2/T2
p/T=cte
Nueva escala de temperaturas
Escala Kelvin
T(K)=T'(C)+273'15
A volumen constante, la presión y la temperatura de un gas son magnitudes con proporcionalidad directa
A inicios del s.XIX Gay-LUssac estudió las variaciones que experimenta un gas cuando se modifica su temperatura manteniendo su volumen constante.
Ley de Boyle-Mariotte
Ley
Cuando un gas experimenta transformaciones a temperatura constante, el producto de la presión ejercida por el volumen que ocupa se mantiene constante.
p1·V1=p2·V2
p·V=cte
Resultados
Al multiplicar variables conseguimos un número constante. Al tener temperatura constante, la presión y el volumen son magnitudes inversamente proporcionales.
R.Boyle y E.Mariotte en Francia estudiaron las variaciones de la presión de un gas encerrado en un recipiente, al modificar el volumen y manteniendo la temperatura constante.
Si conocemos la composición centesimal u otra expresión de proporción en masa podemos determinar su fórmula empírica
La fórmula molecular será un múltiplo de la empírica para la que necesitaremos la masa molar del compuesto
La fórmula indica la propoción en la que se combinan los átomos de los elementos.
Para calcularlo se ha de comparar la masa de cada elemento con la total del compuesto y multiplicarla por 100
Indica el tanto por ciento en masa de cada uno de los elementos que lo integran.
Molecular
Indica los elementos que forman un compuesto y cuantos átomos de cada uno hay en 1 molécula del compuesto
Empírica
Indica los elementos que forman un compuesto y la proporción en la que se combinan sus átomos (números sencillos entero)
Se obtiene sumando la masa atómica de cada uno de sus elementos
La unidad de masa atómica es una cantidad de materia igual a la doceava parte de un átomo del isótopo de carbono-12
1u=1'6605·10^27kg
Es la masa de los átomos de un elemento con relación a la doceava parte de la masa del átomo de carbono-12
Surgen de estudiar reacciones químicas en las que interviene gases. Es difícil medir la masa y por tanto se determina el volumen que ocupan en unas condiciones fijas de presión y temperatura.
Hipótesis de Avogadro
Teoría atómico-molecular
La ley de Gay-Lussac y la hipótesis de Avogadro completaron la teoría-atómica de Dalton. Los elementos químicos formados por átomos que pueden formar moléculas resultantes de la unión de átomos en una proporción definida.Y se anuncia la teoría atómico-molecular.
En una reacción química los átomos se recombinan y de esa forma las sustancias se transforman.
Las moléculas de sustancias compuestas están formadas por átomos de 2 o más elementos distintos que se combinan en relaciones numéricas sencillas.
Las moléculas de sustancias simples están formadas por átomos de un elemento, si está formada por un solo átomo se identifica con el mismo.
Las moléculas de una sustancia son iguales entre sí y distintas a la de otra molécula.
Toda sustancia está formada por moléculas resultantes de la unión de átomos de elementos.
La materia está formada por átomos minúsculos invisibles e indestructibles
La ley de Gay-Lussac era una verdad científica difícil de interpretar desde la estructura de sustancias. Avogradro encontró una explicación por medio de una hipótesis que decía lo siguiente:
En iguales condiciones de presión y temperatura, volúmenes iguales de gases distintos contienen el mismo número de partículas.
Especificó que las partículas de los gases no tienen que ser átomos, pueden ser combinaciones de ellos
Ley de los volúmenes de combinación
Gay-Lussac estudió unas reacciones en las que tanto los reactivos como los productos son gases y obtuvo la siguiente conclusión.
En las reacciones entre gases, los volúmenes de sustancias que reaccionan y los productos medidos en mismas condiciones de presión y temperatura guardan relación de números enteros sencillos.
Dalton recuperó la idea del artomismo de Demócrito ,completandola con lasleyes ponderales. Enumerando en 1803 la teoría atómica
Explicación leyes ponderales
Dalton llamó átomos compuestos a las moléculas
Proporciones múltiples
eloxígeno secombina con azufre para formar 3 compuestos distintos. Las cantidades de oxïgeno que se combinan con una cantidad fija de azufre en cada caso tienen una relación de números enteros sencillos.
Proporciones definidas
Siempre que el hidrógeno y el cloro se combinan para formar ácido clorhídrico lo hacen en proporción de masa constante.
Conservación de la masa
En la reacción química los átomos ni se crean ni se destruyen, se reordenan agrupándose en moléculas para formar nuevas sustancias
Postulados
En una reacción química los átomos se combinan transformándose en otras.
Un compuesto químico está formado por átomos de un compuesto iguales entre sí. cada átomo de compuesto está formado por átomos de distinto elementos combinados en una relación de número enteros sencillos.
Los átomos de un elemento son iguales en masa y propiedades.
Todos los átomos están formados por átomos minúsculos invisibles e indestructibles.
Fueron denominadas de este modo una serie de leyes científicas establecidas al estudio de la masa de sustancias de una reacción química.
Ley de Dalton (Ley de las proporciones definidas)
Cuando dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, las cantidades de uno que se combinan con una cantidad fija del otro guardan entre sí una relación de números enteros sencillos.
Respuesta de Dalton
Resolvió la controversia demostrando que dos mismos elementos pueden formar compuestos distintos. Como es en el caso del carbono y el oxígeno.
Claude Louis Berthollet dudaba de la ley anunciada por Proust y trataba de encontrar dos elementos que pudiesen ser combinados en distintas proporciones
Ley de Proust (Ley de las proporciones definidas)
Siempre que dos o más elementos se combinen para formar un mismo compuesto, lo realizan en una proporción en masa constante.
Realizó diversos trabajos para demostrar que el carbonato de cobre, tenía proporciones fijas de los compuestos.
En 1799 Proust estaba trabajando en España
Ley de Lavoisier (Ley de la conservación de la materia)
Subtopic
Ley final
La materia ni se crea ni se destruye, se transforma. En una reacción química, la masa de los reactivos iniciales es la misma que la masa de las sustancias de los productos.
En 1789 publicó sus resultados en el "Tratado elemental de química"
Proceso
Para obtener los resultados que determinaron la ley,Lavoisier calentó estaño en un recipiente cerrado con aire y observó como al calcinar el metal,la superficie se convirtió en óxido. Pesó antes y después el recipiente y comprobó que la masa no había cambiado, además observó que el óxido de metal tenía más masa que el metal inicial. Lavoisier explicó que se debía a que el metal se combinaba con los componentes del aire.
Contexto
Hasta el s.XVIII los químicos conocían el proceso por el cual la materia ganaba o perdía masa. Al quemar carbón las cenizas restantes tenían un peso inferior al inicial, y según Robert Boyle al quemar algunos metales estos ganaban masa.
