ASPECTOS CUANTITATIVOS DE LA QUÍMICA

LEYES FUNDAMENTALES DE LA . QUÍMICA

LEYES PONDERALES

LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MATERIA (Lavoisier)

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

LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS (Proust)

Siempre que dos o más elementos se combinan para formar un mismo compuesto, lo hacen en una proporción en masa constante.

LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES (Dalton)

Cuando dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, las cantidades de uno de los elementos que se combinan con una cantidad fija del otro guardan entre sí una relación de números enteros sencillos.

TEORÍA ATÓMICA DE DALTON

Todos los elementos están formados por átomos pequeñísimos, que son partículas indivisibles e indestructibles.

Todos los átomos de un mismo elemento son exactamente iguales en masa y en las demás propiedades, y distintos de los átomos de cualquier otro elemento.

Un compuesto químico está formado por "átomos de compuesto", todos iguales entre sí. Cada "átomo de compuesto" está constituido por átomos de distintos elementos que se combinan en una relación de números enteros sencillos.

En una reacción química los átomos se recombinan, y así unas sustancias se transforman en otras diferentes.

LEYES VOLUMÉTRICAS

LEY DE LOS VOLÚMENES DE COMBINACIÓN (Gay-Lussac)

Los volúmenes de las sustancias que reaccionan y los de los productos guardan una relación de números enteros sencillos.

HIPÓTESIS DE AVOGADRO

En iguales condiciones de presión y temperatura, volúmenes iguales de gases diferentes contienen el mismo número de partículas.

CANTIDAD DE SUSTANCIA

MASA MOLECULAR RELATIVA

Se denomina masa atómica relativa de un elemento químico a la masa de sus átomos con relación con la doceava parte de la masa del átomo de carbono-12.

Una unidad de masa atómica, u, es una cantidad de materia igual a la doceava parte de un átomo del isótopo de carbono-12.

1 u = 1,6605 x 10^-27 kg

EL MOL

Es la unidad utilizada para expresar la cantidad de una determinada sustancia en el Sistema Internacional de unidades (SI).

Un mol de átomos está formado por un número de átomos igual al número de Avogadro, a saber 6,022 x 10^23.

La masa de un mol de átomos equivale a su masa atómica relativa expresada en gramos.

Un mol de un compuesto es la cantidad de ese compuesto equivalente a su masa molecular relativa expresada en gramos.

En 1 mol de un compuesto hay el número de Avogadro de moléculas (o su equivalente, en el caso de cristales iónicos).

LEYES DE LOS GASES

FÓRMULA EMPÍRICA

EJEMPLO: HO (agua oxigenada)

Los elementos que forman un compuesto y en que proporción se combinan sus átomos.

FÓRMULA MOLECULAR

EJEMPLO: H2O2 (agua oxigenada)

Indica cuantos átomos hay de cada uno en una molécula del compuesto.

LEY DE BOYLE-MARIOTTE

Temperatura constante

LEY DE GAY-LUSSAC

Volumen constante

LEY DECHARLES

Presión constante

ECUACIÓN GENERAL DE LOS GASES IDEALES

ECUACIÓN DE ESTADO DE LOS . GASES IDEALES

LA DENSIDAD DE UN GAS IDEAL

d = p x M / R x T

MEZCLA DE GASES

LEY DE DALTON DE LAS PRESIONES PARCIALES

COMPOSICIÓN EN VOLUMEN DE UNA MEZCLA DE GASES

La relación entre volúmenes coincide con la relación entre moles.

V1 / VT = n1 / n2 = x1

ANÁLISIS ESPECTROSCÓPICO

ESPECTROMETRÍA

INTERACCIÓN DE MOLÉCULAS CON UN RAYO DE ELECTRONES DE ALTA ENERGÍA

ESPECTROSCOPÍA

INTERACIÓN DE MOLÉCULAS CON ENERGÍA ELECTROMAGNÉTICA

EJEMPLO: IR, UV Y NMR

PROPIEDADES COLIGATIVAS . (de una disolución)

Son aquellas cuyo valor depende solo de la concentración del soluto disuelto, no de su naturaleza.

LEY DE RAOULT

ASCENSO DE EBULLICIÓN

DESCENSO DEL PUNTO DE CONGELACIÓN

PRESIÓN OSMÓTICA

SOLUBILIDAD

Se llama SOLUBILIDAD de una sustancia a la concentración de su disolución saturada.

DISOLUCIÓN DILUIDA

Poco soluto en relación con el disolvente.

DISOLUCIÓN CONCENTRADA

Mucho soluto en relación con el disolvente.

DISOLUCIÓN SATURADA

Ya no admite más cantidad de soluto.

LA SOLUBILIDAD DE LOS GASES Y LA PRESIÓN

C = k x p

Donde: p = La presión parcial del gas c = La concentración del gas k = La constante de Henry, que depende de la naturaleza del gas, la temperatura y el líquido.