Ley de Boyle.

La Ley de Boyle-Mariotte (o Ley de Boyle), formulada por Robert Boyle y Edme Mariotte, es una de las leyes de los gases ideales que relaciona el volumen y la presión de una cierta cantidad de gas mantenida a temperatura constante. La ley dice que el volumen es inversamente proporcional a la presión: PV=k\,

donde k\, es constante si la temperatura y la masa del gas permanecen constantes.

Cuando aumenta la presión, el volumen disminuye, mientras que si la presión disminuye el volumen aumenta. El valor exacto de la constante k no es necesario conocerlo para poder hacer uso de la Ley; si consideramos las dos situaciones de la figura, manteniendo constante la cantidad de gas y la temperatura, deberá cumplirse la relación:

P_1V_1=P_2V_2\,

Además se obtiene despejada que:

P_1=P_2V_2/V_1\,

V_1=P_2V_2/P_1\,

P_2=P_1V_1/V_2\,

V_2=P_1V_1/P_2\,

Donde:

P_1\,= Presión Inicial

P_2\,= Presión Final

V_1\,= Volumen Inicial

V_2\,= Volumen Final


Esta Ley es una simplificación de la Ley de los gases ideales particularizada para procesos isotermos.


Junto con la ley de Charles y Gay-Lussac y la ley de Graham, la ley de Boyle forma las leyes de los gases, que describen la conducta de un gas ideal. Las tres leyes pueden ser generalizadas en la ecuación universal de los gases.

Los gases que cumplen perfectamente las leyes de Boyle y de Charles y Gay-Lussac, reciben la denominación de GASES IDEALES.


Masa atómica y masa molecular, relativas y absolutas.,

La masa atómica (ma) es la masa de un átomo cuando se compara con un átomo de referencia, C12.

La masa atómica puede ser considerada como la masa total de protones y neutrones en un solo átomo. La masa atómica es algunas veces usada incorrectamente como un sinónimo de masa atómica relativa.

La masa atómica relativa es un sinónimo para peso atómico. Un peso atómico o masa atómica relativa de un elemento de una fuente especificada es la razón de la masa media por átomo del elemento a 1/12 de la masa de un átomo 12C. La media ponderada de las masas atómicas de todos los átomos de un elemento químico encontrados en una muestra particular, ponderados por abundancia isotópica.

Las unidades de masa atómica (u) se define como 1/12 de la masa del isótopo C12.

La masa molecular relativa es un número que indica cuántas veces mayor es la masa de una molécula de una sustancia con respecto a la unidad de masa atómica. Su unidad es el Dalton o unidad de masa atómica, que se abrevia u (antes uma).
La masa molecular se determina sumando las masas atómicas relativas de los elementos cuyos átomos constituyen una molécula de dicha sustancia. A pesar de que se sigue diciendo popularmente peso molecular, el término correcto es masa molecular. La masa molar de una sustancia coincide numéricamente con la masa molecular, aunque son cosas distintas.

Por ejemplo: la masa molecular del H2O será:

1,00794 x 2 + 15,9994 = 18,015128 u

(masa atómica del H: 1,00797, masa atómica del O: 15,9994)

La masa molar (símbolo M) de un átomo o una molécula es la masa de un mol de dicha partícula expresada en gramos. Es una propiedad física característica de cada sustancia pura. Sus unidades en química son los gramos por mol (g/mol).

Podríamos decir que la masa molar es lo mismo que la masa molecular pero en vez de estar en unidad de masa atómica (u) está en gramos/mol.

Seguimos con el ejemplo del H2O: La masa molar del agua es:

masa molar de H = 1 g x 2 átomos = 2
masa molar de 0 = 16 g 1 átomo = 16

Total = 18 g /mol.

El mol (símbolo: mol) es la cantidad de sustancia que contiene tantos átomos, moléculas, etc... como las que hay en 12 g de C12.

La cantidad correspondiente a 1 mol es 6,022 x 10 elevado 23 (nº o constante de Avogadro).

El número o constante de Avogadro. 6,022 x 10 ^ 23


Amadeo Avogadro en 1881 se dio cuenta que:

Volumenes iguales de gases diferentes, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas.

Estas descubrimientos, atrevidos para su época, dieron a entender el concepto de moléculas. El mismo Avogadro enunció que: Las partículas fundamentales del nitrógeno, oxígeno y otros gases no son átomos, sino agrupación de diversos átomos del elemento.

El nº de Avogadro fué descubierto más tarde y puede definirse como la cantidad elemental (átomos, moléculas, iones...) que existe en un mol de cualquier sustancia.

La cantidad del número de Avogadro fue descubierta en el S.XX y tiene un valor de 6,02204 x 10 elevado a 23, redondeado a 6,022 x 10 elevado a 23. Y corresponde el descubrimiento de la constante de Avogadro al número de átomos que hay exactamente 12 gramos de C12.



El nº de Avogadro permite establecer conversiones entre gramos y unidad de masa atómica.

Ley de volúmenes de combinación o Gay-Lussac

Gay-Lussac (1778-1850) experimentando en el laboratorio con reacciones químicas en las que intervienen gases se dió cuenta que:

En una reacción química, los volumenes de las sustancias gaseosas que intervienen guardan entre sí una proporción de números enteros y sencillos, si se miden en las mismas condiciones de presión y temperatura.

Esa proporción coincide con la proporción en el número de moléculas de las sustancias gaseosas que reaccionan y que se forman durante el proceso.


O2 + 2 H2 → 2 H2O

1 moléculas 2 molécula 2 moléculas

1 Litro 2 Litros 2 Litros

Unidades básicas utilizadas en química.

Definiciones de las unidades básicas utilizadas en química.

* Metro (m ). Unidad de longitud

Definición: un metro es la longitud de trayecto recorrido en el vacío por la
luz durante un tiempo de 1/299 792 458 de segundo.

* Kilogramo (kg ). Unidad de masa

Definición: un kilogramo es una masa igual a la almacenada en un
prototipo.

* Segundo (s ). Unidad de tiempo

Definición: el segundo es la duración de 9 192 631 770 periodos de la
radiación correspondiente a la transición entre los dos niveles hiperfinos del
estado fundamental del átomo de cesio 133.

* Ampere o amperio (A ). Unidad de intensidad de corriente eléctrica

Definición: un amperio es la intensidad de una corriente constante que
manteniéndose en dos conductores paralelos , rectilíneos , de longitud
infinita, de sección circular despreciable y situados a una distancia de un
metro uno de otro en el vacío, produciría una fuerza igual a 2x0,0000001 newton
por metro de longitud.

* Kelvin (K ). Unidad de temperatura termodinámica

Definición: un kelvin es la temperatura termodinámica correspondiente a la
fracción 1/273 ,16 de la temperatura termodinámica del punto triple del agua.


* Mol (mol ). Unidad de cantidad de sustancia

Definición: un mol es la cantidad de sustancia de un sistema que contiene
tantas entidades elementales como átomos hay en 0,012 kilogramos de
carbono 12. Cuando se emplea el mol , es necesario especificar las
unidades elementales , que pueden ser átomos , moléculas, iones ,electrones
u otras partículas o grupos especificados de tales partículas.


* Candela (cd ). Unidad de intensidad luminosa

Definición: una candela es la intensidad luminosa, en una dirección dada,
de una fuente que emite una radiación monocromática de frecuencia 540x10 elevado a12 hercios
y cuya intensidad energética en dicha dirección es 1/683 vatios por estereorradián.

* Pascal (Pa). La unidad de presión del SI es el Newton por metro cuadrado N/m2, es denominado Pascal.

1 atmósfera = 1,013 x 10^5 Pa
1bar = 100 000N/m^2 = 10^5 Pa.

La teoría atómica .

Expresada en el nuevo sistema de "Filosofía química" de Dalton en 1808.

Teoría atómica de Dalton.

-Los elementos están formados por partículas discretas, diminutas, e indivisibles llamadas átomos, que permanecen inalterables en cualquier proceso químico.

-Los átomos de un mismo elemento son todos iguales entre sí en masa, tamaño y en cualquier otra propiedad física o química.

-En las reacciones químicas, los átomos ni se crean ni se destruyen, solo cambian su distribuición.

-Los compuestos químicos están formados por "atómos de compuesto" (moléculas), todos iguales entre sí; es decir, cuando dos o más átomos de diferentes elementos se combinan para formar un mismo compuesto lo hacen siempre en proporciones de masa definidas y constantes.

***De la teoría atómica de Dalton hay que destacar conceptos en aquella época novedosos, que son:

Un Átomo es la partícula más pequeña de un elemento que conserva sus propiedades.
Un Elemento es una sustancia que está formada por átomos iguales.
Un Compuesto es una sustancia fija que está formada por átomos distintos combinados en proporciones fijas.

Véase también:

Modelo atómico de Thomson. Con el descubrimiento de partículas subatómicas.

Modelo atómico de Rutherford. Descubrimiento de los isótopos

EJERCICIOS RESUELTOS.

*Ejercicios resueltos de Proust y Dalton.
*Ejercicios resueltos de proporciones definidas y múltiples.

*Ejercicios resueltos, clasifica el tipo de enlace químico.
FORMULACIÓN.

*Ejercicios resueltos, ajustar reacciones químicas (inorgánica).

*Ejercicios resueltos ajustar reacciones por método matemático.

*Ejercicios resueltos de fórmula empírica y molecular.

TERMOQUÍMICA.

*Ejercicios resuelto Ley de Hess y cálculo de Entalpia
*Ejercicio resuelto cálculo entalpía. (2º bachiller).

ESTEQUIOMETRIA.




*Ejercicios resueltos formulación orgánica. (2ª parte).
*Nomenclatura formulación orgánica.

GASES IDEALES.



Ley de las proporciones múltiples o Dalton.

El químico de Inglés Dalton descubrió que algunos elementos se combinaban en más de una proporción con una cantidad fija, dando compuestos distintos. Fue entonces cuando enunció la Ley de las proporciones múltiples.

Dos elementos se pueden combinar entre sí en más de una proporción para dar diferentes compuestos. Una cantidad fija determinada de un reactivo se combina con otras cantidades variables de otros elementos, de manera que las cantidades variables del segundo elemento guardan entre sí una relación de números enteros sencillos.

La teoría de Dalton y de Proust fueron justificadas por la Teoría atómica que el mismo Dalton enunció y ayudó a comprender o a intuir de la existencia de los átomos aunque en aquella época, no se podían ver.

Justificación de las leyes ponderales ( Ley de las proporciones definidas y Ley de las proporciones múltiples):

1º Consecuencias de la ley de las proporciones definidas.

Si la materia esta formada por átomos la masa de sus productos será la masa de los reactivos:

Ejemplo.




2º Consecuencias de la Ley de las proporciones múltiples.
Si dos elementos se unen en varias proporciones para formar distintos compuestos quiere decir que sus átomos se unen en relaciones numéricas diferentes. Si un átomo del elemento A se une, por ejemplo, con uno y con dos átomos del elemento B, se comprende que la relación en peso de las cantidades de este elemento (uno y dos átomos) que se unen con una misma cantidad de aquél estén en relación de 1 : 2.

Ejemplo.



Curiosidad: El Daltonismo (ceguera a algunos colores) fue descrito por primera vez por Dalton, que sufría el mismo de Daltonismo. De ahí el nombre de la enfermedad. La ceguera a ciertos colores que padecía, conocida hoy como daltonismo, le jugó más de alguna mala pasada a este científico. Al momento de experimentar sus teorías en el laboratorio, pocas veces pudo comprobarlas porque confundía los frascos de reactivos. Sin embargo, continuaba firme defendiendo sus ideas en el papel.

Formas de ajustar: por tanteo y por método matemático.

***Una forma de realizar el ajuste es por tanteo. Veamos un ejemplo:
a Fe + b O2 → c Fe2O3

El número de átomos de oxígeno (a) deberá ser divisible por 2 y por 3 porque cada molécula de O2 contiene dos átomos de oxígeno y cada molécula de Fe2O3 contiene tres átomos de oxígeno. El menor número divisible por 2 y 3 es el 6. Por tanto, en la reacción pondremos como 'b' el número 3 (tres moléculas de oxígeno que son seis átomos):
a Fe + 3 O2 → c Fe2O3

Para tener el mismo número de átomos de oxígeno en ambos lados, deberemos poner 'c' como 2 (3·2 = 6 átomos de oxígeno a la izquierda y 2·3 = 6 átomos de oxígeno a la derecha):
a Fe + 3 O2 → 2 Fe2O3

Por último, 'a' deberá ser 4 para que el número de átomos de Fe en ambos lados sea el mismo:
4 Fe + 3 O2 → 2 Fe2O3


***Otra forma de realizar el ajuste de una reacción química es por el método matemático. Dicho método consiste básicamente en lo siguiente:
Asigna una letra a cada coeficiente estequiométrico. Conviene asignarlas por orden alfabético de izquierda a derecha.

Cogemos el primer elemento de la izquierda y planteamos la ecuación que representa el balance de átomos de dicho elemento:

Nº de átomos del elemento en la izquierda = Nº de átomos del elemento en la derecha

Continuando por la izquierda de la reacción química, planteamos otra ecuación para el siguiente elemento diferente. De esta forma tendremos el balance de átomos de todos los elementos diferentes que existen en la reacción química.

Siempre tendremos una ecuación menos que incógnitas. En algún caso podríamos obtener más ecuaciones pero si nos fijamos bien veremos que algunas son equivalentes.

Asignamos el valor 1 a la letra (incógnita) que queramos.

Resolvemos el resto de las ecuaciones.

Si en los resultados tenemos decimales o fracciones, debemos multiplicar todas las incógnitas por un mismo número de tal forma que desaparezcan

Ajustar reacciones químicas - Lavoisier.

Las fórmulas químicas del primer miembro representan las sustancias llamadas reactivos, las sustancias formadas (segundo miembro) se llaman productos, y en la ecuación se separan de los reactivos por medio de una flecha.

C + O2 → CO2

Los números que aparecen delante de las fórmulas se llaman coeficientes, y no representan cantidades, sino la proporción en que se encuentran las sustancias que participan en la reacción. Normalmente se elige el conjunto de coeficientes enteros más pequeños (también existen coeficientes fraccionarios).

Una reacción está ajustada cuando contiene el mismo número de átomos de cada elemento a izquierda y derecha de la flecha. Esto se debe a que en una reacción química los átomos no se crean ni se destruyen; sólo se reagrupan de otra forma.
Esto implica que en una reacción química la masa se ha de conservar (ley de Lavoisier).

Siempre que resulta necesario se incluye entre paréntesis una letra que indica la fase en que se presenta la sustancia en la reacción: (s) sólida, (l) líquida, (g) gas, (ac) solución acuosa. En la reacción anterior podemos escribir:

C (s) + O2 (g) → CO2 (g)

¿CÓMO SE AJUSTAN LAS REACCIONES QUÍMICAS?

Ley de las proporciones definidas o de Proust.


La ley de las proporciones definidas o la Ley de Proust enuncia:

Cuando se combinan dos o más elementos para dar un compuesto determinado, siempre lo hacen en la misma proporción fija, con independencia de su estado físico y de la manera de obtenerlo.




Consecuencias de la ley de Proust:


1º La constitución, por ejemplo, del cloruro sódico indica que para formar 5 g de cloruro sódico, se necesitan 3 g de cloro y 2 g de sodio, por lo que la proporción entre las masas de ambos elementos es:



2º Sin embargo, si hacemos reaccionar ahora 10 g de cloro con otros 10 g de sodio, no obtendremos 20 g de cloruro sódico, sino una cantidad menor, debido a que la relación de combinación entre ambas masas siempre es 1,5 por lo que:




3º Si ahora quisiéramos hallar la proporción entre los átomos que se combinan de cloro y sodio para formar cloruro sódico, deberíamos dividir la cantidad de cada elemento entre su masa atómica, de forma que si reaccionan 6 g de Cl con 4 g de Na, como 35,5 g/mol y 23 g/mol son las masas atómicas del cloro y sodio, respectivamente, entonces:



Lo que indica que por cada 0,17 moles de cloro reaccionan otros 0,17 moles de sodio para formar el cloruro sódico, o cualquier múltiplo o submúltiplo de esa reacción. Por tanto, 1 átomo de cloro también se combina con 1 átomo de sodio para formar cloruro sódico, luego la fórmula de éste compuesto es NaCl y la proporción entre sus átomos es 1:1.

Ley de conservación de la materia, masa o de Lavoisier.


Ley de conservación de la materia, conservación de la masa o de Lomonósov-Lavoisier es la que podríamos decir, LA PRIMERA LEY DE LA QUÍMICA. Y dice así:

En una reacción química ordinaria la masa permanece constante, es decir, la masa consumida de los reactivos es igual a la masa obtenida de los productos. Una salvedad que hay que tener en cuenta es la existencia de las reacciones nucleares, en las que la masa sí se modifica de forma sutil, en estos casos en la suma de masas hay que tener en cuenta la equivalencia entre masa y energía.

Hay que tener en cuenta, que cuando Lavoisier enunció la Ley de conservación de la masa, no se había descubierto el átomo. Pero con los conocimientos actuales es obvio: puesto que en la reacción química no aparecen ni destruyen átomos, sino que sólo se forman o rompen enlaces, por lo tanto, la masa no puede variar.

Un poco de historia: Lavoisier comprobó que al calentar metales como el estaño y el plomo en recipientes cerrados con una cantidad limitada de aire, estos se recubrían con una capa de calcinado hasta un momento determinado del calentamiento, el resultado era igual a la masa antes de comenzar el proceso. Si el metal había ganado masa al calcinarse, era evidente que algo del recipiente debía haber perdido la misma cantidad de masa. Ese algo era el aire. Por tanto, Lavoisier demostró que la calcinación de un metal no era el resultado de la pérdida del misterioso flogisto, sino la ganancia de algo muy material: una parte de aire. La experiencia anterior y otras más realizadas por Lavoisier pusieron de manifiesto que si se tiene en cuenta todas las sustancias que forman parte en una reacción química y todos los productos formados, nunca varía la masa.

Métodos para separar mezclas.

Los procedimientos para la separación de la materia se deben dividir en dos grupos. Los utilizados para separar mezclas heterogéneas y los procedimientos para separar mezclas homogéneas.

1º- Métodos para separar mezclas heterogéneas.

CENTRIFUGACIÓN- Este procedimiento es muy utilizado para mezclas en suspensión. Se colocan los recipientes con la mezcla en centrifugadoras que giran a gran velocidad, numerosas revoluciones por minuto. La fuerza centrípeta consigue sedimentar los materiales más pesados.



DECANTACIÓN- Método adecuado para separar mezclas con sustancias que no se pueden mezclar físicamente (immiscibles). Se deja en reposo y con el paso del tiempo se va depositando en capas diferenciadas (agua con aceite).

FILTRACIÓN- Bueno para separar sólidos insolubles (que no se disuelven) en el líquido. Se pasa por tamices de diferentes tamaños para extraer estos sólidos.

2º- Métodos para separar mezclas homogéneas.

CROMATOGRAFIA- Los distintos componentes de la mezcla circulan a velocidades diferentes por la fase estacionaria, y por lo tanto unos componentes están más tiempo retenidos de ella que otros, emergiendo después.



DESTILACIÓN- Útil para purificar líquidos. Se consigue aumentando la temperatura del líquido hasta que se evapora, siendo este el líquido evaporado puro. En otro recipiente se reducirá la temperatura y volverá a estado líquido, pero sin las impurezas.

FUSIÓN POR ZONAS- Utilizado para purificar sólidos. Consiste en pasar la mezcla a purificar por una fuente de calor muy intensa, consiguiendo que se funda dependiendo de las diferentes temperaturas de fusión de cada elemento y pudiendo ser separado de otras sustancias. Una vez se vaya enfriando.



ELECTROFORESI- La electroforesis es una técnica para la separación de moléculas según la movilidad de estas en un campo eléctrico. La separación puede realizarse sobre la superficie hidratada de un soporte sólido, o bien a través de una matriz porosa, o bien en disolución. Dependiendo de la técnica que se use, la separación obedece en distinta medida a la carga eléctrica de las moléculas y a su masa.

Clasificación de la materia. Mezclas.

Las mezclas:
Son combinaciones de dos o más sustancias puras, y cada una de las cuales mantendrán su propia composición y sus propiedades características. Se pueden separar mediante procedimientos físicos.

Se clasifican en:

1- Mezcla homogenea
(o disolución): Cuando presentan unas propiedades y composición uniformes en todas sus partes. Por ejemplo el aire puro o la gasolina.


2- Mezcla heterogénea: Cuando su composición y sus propiedades varían en diferentes porciones de esta. Las mezclas heterogeneas se pueden ver a simple vista. Por ejemplo la mezcla de agua con aceite que se suele separar.

Clasificación de la materia.

La materia se puede clasificar en sustancias puras o mezclas.

Sustancias puras. Es toda materia que presente una composición y propiedades fijas en cualquier parte de esta, independientemente de su procedencia.

Mezclas. Son combinaciones de dos o más sustancias puras, y cada una de las cuales mantendrán su propia composición y sus propiedades características.

Clasificación de la materia. Sustancia pura.

Sustancias puras. Es toda materia que presente una composición y propiedades fijas en cualquier parte de esta, independientemente de su procedencia.

Las sustancias puras se clasifican en:

1- Elemento: Sustancia pura que no puede descomponerse en otras sustancias más simples. Ni tan solo con reacciones químicas habituales. Todos los elementos están recogidos en la Tabla Periódica. (O, Ar, Bo...)


2- Compuesto: Cualquier sustancia pura que se forma por dos o más de un elemento combinados siempre con una proporción fija. Se pueden separar por reacciones químicas. Por ejemplo el agua (H2O) o el agua oxigenada (H2O2)

Cambios o reacciones físicas y químicas.

*Una reacción física se produce cuando cambia el estado de la materia, por ejemplo, la evaporación del agua, al cambiar de liquido a gas, sigue siendo la misma agua pero en estado diferente.

*Una reacción química es producida cuando cambia la composición química del elemento, por ejemplo, en la descomposición de una manzana se ocasiona un cambio en la estructura química de esta.

Las reacciones químicas se clasifican en:

1- Reacción de síntesis: Se produce cuando elementos o compuestos sencillos que se unen para formar un compuesto más complejo. A+B → AB

2Ca + O2 = 2CaO


2- Reacciones de descomposición: Son aquellas en las que a partir de un reactivo se forman dos o más productos de reacción: AB → A+B

2 H 2 0 2 = 2 H 2 O + O 2

3- Reacciones de desplazamiento: Son aquellas en las que un elemento sustituye y libera a otro elemento que está presente en uno de los reactivos: A + BC → AC + B

Cl 2 + 2 KBr = 2 KCl + Br 2

4- Reacciones de doble sustitución: Son aquellas en las que se produce la reacción entre dos reactivos que intercambian algunos de sus elementos, dando lugar a nuevos compuestos como productos de la reacción: AB + CD → AD + BC

HCl + AgNO 3 = AgCl + HNO 3

5- Reacciones de oxidación-reducción, (también llamadas como reacciones redox): Una reacción de oxidación-reducción es una reacción en la que hay transferencia de electrones desde la sustancia que se oxida a la que se reduce. Pueden ser reacciones de síntesis, descomposición, desplazamiento.

6- Reacciones de neutralización, en este tipo de reacciones un ácido reacciona con una base para formar una sal y desprender agua.

7- Reacciones de Combustión: Combustión de hidrocarburos con O2

Hidrocarburo+Oxígeno CO2+H2O

El conjunto de estas reacciones se llaman reacciones combinatorias.

Además, se pueden clasificar de otra forma, atendiendo a razones de energía (calor).

* Reacción endotérmica a cualquier reacción química que absorbe energía. Por ejemplo: la disociación del carbonato de calcio en dióxido de carbono y óxido de calcio

* Reacción exotérmica a cualquier reacción química que desprende energía. Por ejemplo una combustión.

Propiedades físicas y químicas.

En las propiedades físicas no se altera la composición de los cuerpos. Las propiedades físicas pueden ser estudiadas usando los sentidos o algún instrumento específico de medida. Estas se manifiestan básicamente en los procesos físicos como cambios de estado, cambios de temperatura, cambios de presión, etc.

Por ejemplo, color, dureza, densidad, punto de ebullición, punto de fusión.


En cambio, las propiedades químicas transforman una sustancia en otra. Se observan cuando se combinan unas sustancias con otras, es decir, que les pasa en procesos por los que, por otra parte, las sustancias originales dejan generalmente de existir, formándose con la misma materia otras nuevas.

Las propiedades químicas se manifiestan en las reacciones químicas.

Algunas propiedades químicas de la materia son: reactividad, poder calorífico, acidez, etc.

Indice.

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