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LEYES Y CONCEPTOS FUNDAMENTALES.

MOL  

En Química la unidad del SI utilizada para referirse a cantidades de átomos, moléculas y iones es el MOL ( n )

“Un mol es la cantidad de materia que contiene tantas entidades elementales como átomos hay en 12g de carbono 12”.

Nota: “entidades elementales deben ser especificadas y pueden ser átomos, moléculas, iones u otras partículas especificadas”.

La cantidad de entidades elementales encontradas es 6,022x1023 y recibe el

nombre de Número de Avogadro (NA). Así 1 Mol de partículas contiene el N° de Avogadro de esas partículas.

*  Nota : Los subíndices en las fórmulas indican el número de átomos de ese

elemento presentes en cada molécula de la sustancia, mientras que cuando hablamos del mol de sustancia los subíndices representan el número de moles.  

Ejemplos:

1 mol de átomos de 12C contiene 6,02x1023 átomos de 12C

1mol de moléculas de H2O contiene 6,02x1023 moléculas H2O

2mol de iones Cl-

Contiene 2.( 6,02x1023 ) de iones cloruro

Ejemplo:

¿ Cuántos átomos de Nitrógeno Hay en 0,35 moles de moléculas de urea, (NH2)2CO?.

Como 1mol de (NH2)2CO--- 6,02x1023 moléculas

0,35 moles de (NH2)2CO --- x

x= 2,1x1023 moléc.

1 moléc. de (NH2)2CO--- 2 átomos de N

2,1x1023 moléc.--- x → X = 4,2x1023 átomos de N

Leyes  ponderales  

Ley de Conservación de la Masa: Ley de Lavoisier (XVIII)

Para una reacción química, la masa de los productos debe ser igual a la de los reactivos.

A + B ⇔ C ejemplo:

Hidrógeno + Oxígeno = agua 2 g + 16 g = 18 g

Ley de las proporciones definidas: Ley de Proust (1754-1826) Muestras diferentes de un mismo compuesto siempre contienen a los elementos constituyentes en las mismas proporciones en masa. Ejemplo:

Se analizan dos muestras y se obtiene los siguientes resultados

Muestra A: a partir de 39,78 g de sustancia se obtienen 6,8 g de O y 31,78 g de Cu

Muestra B: a partir de 10 g de sustancia se obtienen 2.01 g de O y 7.99g de Cu. Indicar si las muestras corresponden a un mismo compuesto.

Solución: calculamos la relación en la que se combinan cobre y oxigeno en cada muestra.

En la muestra A,

K1= mCu = 31,78 g = 3,97

mO 6, 8 g En la muestra B

K2 = mCu = 7.99 g = 3.97

mO 2.01 g

Se trata del mismo compuesto.

NOTA: Se llega a la misma conclusión si hacemos la relación oxígeno / cobre en lugar de cobre/oxígeno

Ley de las proporciones múltiples: Ley de Dalton (1766-1844)

Si dos elementos se pueden combinar para formar más de un compuesto, las masas de un elemento que se combinan con la masa fija de otro elemento se encuentran en relaciones de números enteros sencillos. Por ejemplo, el carbono forma dos compuestos estables con el oxígeno, a saber, CO (monóxido de carbono) y CO2 (dióxido de carbono).

Primer compuesto (CO)

masa de C = 12 g = 0, 75 =K1

masa de O 16 g

Segundo compuesto (CO2)

La masa de oxígeno que se combina con 12 g de C es de 32 g, por lo cual la relación es

masa de C = 12 g = 0, 375= K2

masa de O 32g

Ahora, dividimos K1 entre K2 = 2

Composición Centesimal

Es la composición porcentual en masa de los elementos que forman un compuesto.

Nos permite conocer la cantidad de una elemento presente en una masa de compuesto y también hallar su fórmula.

Determinación de la Fórmula empírica y molecular de un compuesto La fórmula empírica expresa la relación más simple del número de átomos en una molécula o los iones en la fórmula unidad.

La fórmula molecular de un compuesto es la que expresa el número real de átomos presentes en una molécula.

Hay casos en los que la fórmula empírica y molecular pero hay multitud de compuestos cuya fórmula empírica es la misma pero difieren en la molecular. Por ejemplo, C2H4 y C8H16 tienen en común la fórmula empírica CH2 que significa

que hay 2 átomos de hidrógeno por 1 de carbono

Ejemplo : Un compuesto orgánico tiene la siguiente composición centesimal: C (12,78%), H (2,13%) y Br (85,09%). Sabiendo que su masa molecular es 187,7, halla su fórmula empírica y molecular.

1º. Calcular los moles de cada uno

n

n

n

C : 1,065 /1,065 = 1

H : 2,13/ 1,065= 2

→

(CH

Br)

Nos dice que en nuestro compuesto hay 1 átomo de C por cada 2 de H y por cada 1 de Br. Lo mismo es aplicable a los moles constituyentes de 1 mol de compuesto( 1 de C, 2 de H y 1 de Br)

Al colocar la n delante de la fórmula empírica me indica que existe posibilidad de que hayan más compuestos que coincidan en ella. Para poder

diferenciarlos, hay que conocer n (un factor multiplicador). Por tanto, la fórmula molecular es un múltiplo entero de la empírica.

*nota: es posible que en el paso 2 nos salgan números decimales. En ese caso, y dado que un compuesto solo puede tener átomos completos,

multiplicaremos los resultados por un factor que convierta al decimal en entero

3º. Necesito calcular el valor de “n” para saber su fórmula molecular y para ello preciso de la masa molecular del compuesto, en nuestro caso, 187,7

Mm = ( Mcarbono + M hidrógeno + Mbromo )x n

Mm = ( 12 + 2 + 79,9 )x n = 187,7 → n = 187,7/ 93,9 =2

Por lo cual su fórmula molecular es:

(CH

Br)

LEYES VOLUMÉTRICAS.

Los gases se caracteriza por experimentar grandes cambios en su volumen en respuesta los cambios de presión y temperatura y por mezclarse perfectamente entre ellos.

Las magnitudes que nos permiten estudiar el comportamiento de un gas son presión, temperatura y volumen. Las relaciones entre ellas vienen recogidas en las siguientes leyes, obtenidas experimentalmente en los siglos XVII – XIX

Boyle-Mariotte: a temperatura constante, el volumen ocupado por un gas es inversamente proporcional a la presión que soporta

P1 · V1 = P2 · V2 = cte

Charles - Gay-lussac: a presión constante, el volumen ocupado por un gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta a la que se encuentra.

V1 V2

--- = --- T1 T2

Si relacionamos las tres magnitudes simultáneamente,para una misma masa de gas, obtenemos:

Esta ultima expresion es conocida como “ecuación general de los gases”.

Las leyes de Boyle-Mariotte , de Charles y de Gay-Lussac sobre el

comportamiento de los gases, aunque son aplicables dentro de una buena aproximación a los gases existentes en la naturaleza, son más imprecisas cuanto mayor es la densidad, la presión o la temperatura del gas. Por ello los gases que cumplen con exactitud dichas leyes físicas se denominan gases perfectos o ideales.

Ecuación de estado de los gases ideales

Es posible establecer una única ecuación que nos permita relacionar P;V y T, para n moles de un gas.:

P. V = n R T

( también puede expresarse como R= 8,32J/molK)

Ley de los volúmenes de combinación (Gay-Lussac) (a P y T constante):

Cuando dos elementos gaseosos se combinan para formar un compuesto gaseoso,

los volúmenes de gases que reaccionan y que se producen están en una relación

de números enteros sencillos.

1 litro de cloro se combina con 1 litro de hidrógeno para formar 2 litros de gas cloruro de hidrógeno.

.

Ley de Avogadro (1881): “En condiciones iguales de presión y temperatura, volúmenes iguales de gases diferentes tienen el mismo número de moléculas”.

Volumen molar : si tenemos en cuenta el volumen que ocupa 1 mol de cualquier gas en las mismas condiciones es el mismo;

1 mol de cualquier gas en C.N. ocupa un volumen de 22,4 l.

*Condiciones normales (CN) son 1 atm y 273 K.

MEZCLA DE GASES Fracción molar.

La composición química se puede dar como fracción molar.( X) : moles del gas divididos por moles totales de la mezcla

(También podemos expresarla como %)

La suma de las fracciones molares de cada componente de la mezcla ha de resultar 1.( o 100)

Como en los gases ideales el volumen es proporcional al nº de moles, la fracción molar nos da la composición volumétrica de la mezcla (en iguales condiciones de Py T)

Presión parcial es la contribución de cada componente a la presión total de una mezcla. Se mide como la presión que ejercería cada componente de una mezcla por separado ocupando el volumen de todo el recipiente.

Ley de Dalton de las presiones parciales: La suma de las presiones parciales de cada componente nos dará la presión total de la mezcla.

Aplicando la ecuación del gas ideal a cada componente, la presión parcial de cada gas en la mezcla (Pi) se puede calcular como:

Análogamente, la presión total de la mezcla podremos también calcularla como:

Pt Vt = nt R T

(2)

Dividiendo las ecuaciones [1] y [2], obtenemos la siguiente expresión

P

i =

x

P

Pi = presión parcial del gas ; ni= moles del gas ; nt = moles totales Pt= presión total de la mezcla ; Xi = fracción molar