La mayor parte de las sustancias que se emplean en el laboratorio no son 100% puras, poseen una cantidad determinada de otras sustancias no deseadas llamadas impurezas. Es importante disponer de esta información antes de usar cualquier sustancia química para llevar a cabo una dada reacción.
Por ejemplo, si poseemos NaCl 99,4%, sabemos que las impurezas están representando el 0,6% de la masa total, es decir de 100 g de muestra 99,4 g corresponden a NaCl y 0,6 g a impurezas.
Veamos un ejemplo que nos ayudará a la comprensión del concepto de pureza:
Consideremos la muestra de NaCl 99,4%. Calcule la masa de NaCl y la de
impurezas presentes en 10 g.
100 g NaCl impuro ----------- 99,4 g de NaCl puro
10 g NaCl impuro -----------x = 9,94 g de NaCl puro
En la práctica no siempre se puede obtener la cantidad de producto teóricamente predecible en función de las relaciones estequiométricas. Las razones por las cuales el rendimiento obtenido en el laboratorio disminuye, pueden ser diversas:
1) los reactantes no se transforman totalmente en la cantidad de producto teóricamente esperada, ya sea porque el cambio puede ser bidireccional o se producen otras reacciones secundarias que consumen el producto formado.
2) la separación y purificación del producto deseado no es lo suficientemente eficiente.
3) alguno de los reactantes contiene impurezas que disminuyen el rendimiento experimentalmente observado, etc.
Veamos la resolución de un problema a modo de ejemplo:
Retomando la reacción de obtención de sulfato de Zn con 40 g de ácido sulfurico puros se espera obtener 17,27 g de sulfato de Zn (rendimiento teórico). Suponga que solo se obtuvieron 16 g de sulfato de cinc.
El reactivo limitante es la sustancia que se consume completamente en una reacción y es el que determina o limita la cantidad de producto que se forma.
Para determinar cuál es el reactivo limitante y cuál está en exceso hay que comparar la relación molar (o los gramos) dados en el problema, con la relación estequiométrica de los reactivos:
65,4 g de Zn --------------- 98 g de H2SO4
7 g de Zn --------------- x = 10,49 g H2SO4
Necesito 10,49 g de H2SO4 y tengo 40 g por lo tanto el H2SO4 está en exceso.
Otra forma de resolver es:
98 g de H2SO4 --------------- 65,4 g de Zn
40 g de H2SO4 --------------- x = 26, 7 g de Zn
Necesito 26,7 g de Zn y tengo solo 7 g de Zn, por lo tanto el Zn está en defecto, es el reactivo limitante.
La estequiometría es una herramienta indispensable para la resolución de problemas tan diversos como la determinación de la concentración de calcio en una muestra de agua, la de colesterol en una muestra de sangre, la medición de la concentración de óxidos de nitrógeno en la atmósfera, etc.
Tipos de cálculos estequiométricos. • Con moles. • Con masas. • Con volúmenes (gases) • En condiciones normales. • En condiciones no normales. • Con reactivo limitante. • Con reactivos en disolución (volúmenes).
Para resolver ejercicios de estequiometría podemos utilizar dos esquemas:
Esquema operacional 1: 1) Escriba la ecuación química y establezca el balance de masa. 2) Coloque el estado de agregación (sólido, liquido, gas) de los reactantes y productos, si dispone de dicha información, en caso contrario consulte con el docente. 3) Convierta la información suministrada en unidades físicas (por ejemplo gramos) en una unidad química adecuada (por ejemplo en moles, moléculas, iones, etc.). 4) Plantee las relaciones molares a través de la ecuación química balanceada. 5) Convierta los moles a la unidad solicitada gramos, moléculas, volúmenes, iones, etc
Esquema operacional 2: 1) Escriba la ecuación química y establezca el balance de masa. 2) Coloque el estado de agregación de los reactantes y productos, si dispone de dicha información, en caso contrario consulte con el docente. 3) Identifique en la reacción química, los datos y la incógnita del problema. 4) Plantee las relaciones molares en gramos, en moléculas, en volúmenes, etc., de acuerdo a los datos y las incógnitas del problema.
Ácidos y bases, son dos tipos de compuestos químicos que presentan características opuestas.
Los ácidos tienen un sabor agrio, colorean de rojo el tornasol (tinte rosa que se obtiene de determinados líquenes) y reaccionan con ciertos metales desprendiendo hidrógeno.
Las bases tienen sabor amargo, colorean el tornasol de azul y tienen tacto jabonoso. Cuando se combina una disolución acuosa de un ácido con otra de una base, tiene lugar una reacción de neutralización. Esta reacción en la que, generalmente, se forman agua y sal, es muy rápida. Así, el ácido sulfúrico y el hidróxido de sodio NaOH, producen agua y sulfato de sodio:
La interacción dipolo-dipolo (visto en el enlace puente de hidrógeno) consiste en la atracción electrostática entre el extremo positivo de una molécula polar y el negativo de otra.
Las fuerzas electrostáticas entre dos iones disminuyen de acuerdo con un factor 1/d2 a medida que aumenta su separación d. En cambio, las fuerzas dipolo dipolo varían según 1/d4 (d elevado a la cuarta potencia) y sólo son eficaces a distancias muy cortas.
El enlace de Hidrógeno o Puente de Hidrógeno resulta de la formación de una fuerza dipolo-dipolo con un átomo de hidrógeno unido a un átomo de nitrógeno, oxígeno o flúor. Es la fuerza atractiva entre un átomo electronegativo y un átomo de hidrógeno unido covalentemente a otro átomo electronegativo.
La energía de un enlace de hidrógeno (típicamente de 5 a 30 kJ/mol) es comparable a la de los enlaces covalentes débiles (155 kJ/mol), y un enlace covalente típico es sólo 20 veces más fuerte que un enlace de hidrógeno intermolecular. Es decir el enlace de hidrógeno es una fuerza fija muy fuerte, pero más débil que el enlace covalente o el enlace iónico.
Este tipo de enlace ocurre tanto en moléculas inorgánicas tales como el agua, y en moléculas orgánicas como el ADN.
El modelo de Rutherford solo describe al atomo con un nucleo y entorno a él se encuentran girando los electrones en orbitas, algo similar a como los planetas lo hacen entorno al sol... De hecho a este modelo tambien se le llama el modelo del sistema solar.
El modelo de Bohr establece que los electrones entorno al nucleo se encuentran en niveles bien definidos de energia... y que si ganan energia suben d nivel y si pierden energia bajan de nivel.
La diferencia fundamentala entre los dos modelos es que uno considera los niveles de energia y el otro no lo hace.
El modelo atómico de Bohr parte, conceptualmente, del modelo atómico de Rutherford y de las incipientes ideas sobre cuantización que habían surgido unos años antes con las investigaciones de Max Planck y Albert Einstein.
En 1913 Niels Bohr propuso que los electrones estaban separados de las partículas positivas y que el átomo semejaba un sistema solar donde las cargas negativas orbitaban alrededor del núcleo de carga positiva, el modelo atómico de Bohr quedó expuesto en sus postulados.
Postulados de Bohr:
1.- Los electrones giran alrededor del núcleo en orbitas fijas llamdos orbitales.
2.- Entre mayor sea el orbital mayor será el contenido de energía del electrón.
3.- Para que un electrón cambie de orbital necesita ganar o desprender energía.
4.- La energía ganada o perdida por el electrón es una cantidad fija llamada cuanto que significa salto.
Thomson fue elegido Miembro de la Royal Society y galardonado con el Premio Nobel de Física por sus innumerables teorías y aportaciones sobre conductividad eléctrica en gases.
Pero fue por lo que se conoce como el tercer experimento de Thomson el más importante:
Según este esquema , que ilustra el tercer experimento, Thomson observó que el campo eléctrico desviaba los rayos catódicos (los rayos catódicos son corrientes de electrones que se mueven en el vacío) en sentido vertical hacia la placa positiva. Ello demostraba la carga eléctrica negativa inherente a estos rayos y la existencia de una masa y de la consiguiente inercia, que impedía que fueran absorbidos por la placa. Por tanto, debía existir una partícula elemental constituyente de los rayos catódicos, a la que se llamó electrón.
Thomson determinó el valor de la relación entre la carga e y la masa m del electrón, que hoy día se acepta como:
Más tarde Rutherford con otro experimento ajustó la teoría y descubrió con él que existían protones en el núcleo. El modelo atómico de Rutherford fue modificado por el modelo atómico de Bhor.
En dicho modelo, el átomo está compuesto por electrones, desconocido hasta la fecha, de carga negativa en un átomo positivo (el descubrimiento del núcleo tal y como lo conocemos ahora aun no se había realizado).
El átomo no deja de ser un sistema material que contiene una cierta cantidad de energía externa. Ésta provoca un cierto grado de atracción de los electrones contenidos en la estructura atómica.
Después del modelo atómico de Dalton y depués el de Thomson Ernest Rutherford, siguió complementando la teoria. Para Rutherford el átomo era un sistema planetario de electrones (descritos ya en a¡el sistema de Thomson) girando alrededor de un núcleo atómico pesado y con carga eléctrica positiva.
El módelo atómico de Rutherford puede resumirse de la siguiente manera:
El átomo posee un núcleo central pequeño, con carga eléctrica positiva, que contiene casi toda la masa del átomo.
Los electrones giran a grandes distancias alrededor del núcleo en órbitas circulares.
La suma de las cargas eléctricas negativas de los electrones debe ser igual a la carga positiva del núcleo, ya que el átomo es eléctricamente neutro.
Rutherford no solo dio una idea de cómo estaba organizado un átomo, sino que también calculó cuidadosamente su tamaño (un diámetro del orden de 10-10 m) y el de su núcleo (un diámetro del orden de 10-14m). El hecho de que el núcleo tenga un diámetro unas diez mil veces menor que el átomo supone una gran cantidad de espacio vacío en la organización atómica de la materia.
El modelo atómico de Dalton fue el primer modelo atómico con bases científicas de la historia, fue formulado en 1808 por John Dalton.
Dalton explicó su teoría formulando una serie de enunciados simples:
La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son indivisibles y no se pueden destruir.
Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen su propio peso y cualidades propias. Los átomos de los diferentes elementos tienen pesos diferentes.
Los átomos permanecen sin división, aún cuando se combinen en las reacciones químicas.
Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones simples.
Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto.
Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos distintos.
El modelo atómico de Dalton explicaba por qué las sustancias se combinaban químicamente entre sí sólo en ciertas proporciones. Además el modelo aclaraba que aún existiendo una gran variedad de sustancias diferentes, estas podían ser explicadas en términos de una cantidad más bien pequeña de constituyentes elementales o elementos. En esencia, el modelo explicaba la mayor parte de la química orgánica del siglo XIX, reduciendo una serie de hechos complejos a una teoría combinatoria realmente simple.
Los átomos se unen entre sí formando enlaces químicos para tener la misma configuración electrónica que el gas noble más cercano y así ser más estable, o lo que es lo mismo, para que disminuya su energía.
El enlace metálico se produce cuando se combinan entre sí los elementos metálicos; es decir, elementos de electronegatividades bajas y que se diferencien poco.
Los metales forman unas redes metálicas compactas por lo que suelen tener altas densidades. Las redes suelen ser hexagonales y cúbicas.
Propiedades del enlace metálico.
1º Suelen ser sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio, y sus puntos de fusión y ebullición varían notablemente.
2º Las conductividades térmicas y eléctricas son muy elevadas.
3º Presentan brillo metálico.
4º Son dúctiles y maleables.
5º Pueden emitir electrones cuando reciben energía en forma de calor.
Hay dos modelos que explican la formación del enlace metálico. El modelo de la nube de electrones y la teoría de bandas.
El modelo de la nube de electrones:
Los electrones no pertenencen a ningún átomo determinado. Los átomos metálicos ceden sus electrones de valencia a una "nube electrónica" que comprende todos los átomos del metal.
Esta teoría de bandas representa un modelo más elaborado para explicar la formación del enlace metálico; se basa en la teoría de los orbitales moleculares. Esta teoría mantiene que cuando dos átomos enlazan, los orbitales de la capa de valencia se combinan para formar dos orbitales nuevos que pertenecen a toda la molécula, uno que se denomina enlazante (de menor energía) y otro antienlazante (de mayor energía).
Este tipo de enlace se suele dar entre un metal y un no metal. El enlace iónico es una unión que resulta de la presencia de fuerza de atracción electrostática entre los iones de distinto signo. La fuerza electrostática es la fuerza que se produce entre polos de distinto signo (uno positivo y otro negativo).
Propiedades de los enlaces iónicos:
1º Las sustancias iónicas se encuentran en la naturaleza formando redes cristalinas, por tanto son sólidas.
2º Su dureza es bastante grande, y tienen por lo tanto puntos de fusión y ebullición altos.
3º Son solubles en disolventes polares como el agua.
4º Cuando se tratan de sustancias disueltas tienen una conductividad alta.
El enlace covalente se forma por compartición de electrones entre los átomos que forman la molécula. Cuando se unen dos átomos de elementos no metálicos que comparten pares de electrones para adquirir la configuración electrónica del gas noble más cercano.
Propiedades de los enlaces covalentes:
1º Los compuestos covalentes suelen presentarse en estado líquido o gaseoso aunque también pueden ser sólidos. Por lo tanto sus puntos de fusión y ebullición no son elevados.
2º La solubilidad de estos compuestos es elevada en disolventes polares, y nula su capacidad conductora.
3º Los sólidos covalentes macromoleculares, tienen altos puntos de fusión y ebullición, son duros, malos conductores y en general insolubles.
Estos problemas han sido extraídos de FisicaNet.com . Y han sido resueltos por el profesor Ricardo Santiago Netto. Allí puedes encontrar más ejercicios de Gases Ideales. Problemas Resueltos de Gases Ideales2
Esta ley relaciona el volumen y la temperatura de una cierta cantidad de gas ideal.
La ley de Charles dice así:
A una presión constante, al aumentar la temperatura, el volumen del gas aumenta y al disminuir la temperatura el volumen del gas disminuye. Esto se debe a que "temperatura" significa movimiento de las partículas. Así que, a mayor movimiento de las partículas (temperatura), mayor volumen del gas.
En este vídeo entenderéis claramente como reacciona un gas: cuando se le reduce la temperatura ( bajará el volumen) y si aumenta la temperatura ( aumentará el volumen).
La ecuación que describe normalmente la relación entre la presión, el volumen, la temperatura y la cantidad (en moles) de un gas ideal es:
= Presión.
= Volumen.
= Moles de Gas.
= Constante universal de los gases ideales.
= Temperatura absoluta.
Los gases ideales, son gases hipotéticos, que no existen en la realidad y nos simplifican las operaciones.
Los gases reales que más se aproximan al comportamiento del gas ideal son los gases monoatómicos en condiciones de baja presión y alta temperatura.
Algunas características de los gases ideales son:
1ºUn gas ideal ejerce una presión continua sobre las paredes del recipiente que lo contiene, debido a los choques de las partículas con las paredes de éste. 2ºLos choques moleculares son perfectamente elásticos. No hay pérdida de energía cinética. 3ºNo se tienen en cuenta las interacciones de atracción y repulsión molecular.
Cambios de estado progresivos: Son los cambios de estado cuando se aporta energía.
Estos son:
1º-De estado de sólido a líquido. Se denomina fusión.
Cada sólido se funde a una temperatura determinada, llamada comúnmente punto o temperatura de fusión.
Mientras dura el cambio de estado, la temperatura se mantiene constante. Osea, la energía transferida no aumenta la temperatura, simplemente debilita las fuerzas que mantienen unidas las moléculas del estado sólido.
El calor latente de fusión es la energía que se utiliza para fusionar 1kg de una sustancia sólida a estado líquido.
Q=mLfus.
2º- De líquido a gas. Vaporización.
Si en el proceso de vaporización pasa a estado gaseoso formando burbujas, se llama ebullición.
El cambio de estado se produce en la superficie libre del líquido.
El calor latente de vaporización es la energía necesaria para evaporar 1 Kg de una sustancia líquida a estado gaseoso.
Q=mLvap.
La temperatura necesaria para empezar a hervir un líquido se llama punto o temperatura de ebullición.
3º- De sólido a gas. Sublimación.
Consiste en el cambio de estado de la materia sólida al estadogaseoso sin pasar por el estado líquido.
Cambios de estado progresivos: en este tipo de cambios se desprende energía.
Estos son:
1º-De líquido a sólido.
Este proceso se llama solidificación o congelación. Y se produce en el punto o temperatura de congelación, que coincide con la temperatura de fusión del sólido.
2º-De gas a líquido.
Es el contrario a la evaporación, recibe el nombre de condensación. Por ejemplo el bao que se forma en el espejo.
3º- De gas a sólido.
Sublimación inversa o regresiva. Este proceso es muy poco frecuente.
Veamos los pasos para saber como ajustar reacciones químicas por el método matemático.
1º Asigna una letra a cada coeficiente estequiométrico. Conviene asignarlas por orden alfabético de izquierda a derecha.
2º 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
3º 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.
4º Asignamos el valor 1 a la letra (incógnita) que queramos.
Resolvemos el resto de las ecuaciones.
5º Si en los resultados tenemos decimales o fracciones, debemos multiplicar todas las incógnitas por un mismo número de tal forma que desaparezcan
La fórmula empírica de un compuesto es aquella que indica la relación más sencilla en la que están combinados los átomos de cada uno de los elementos.
Fórmula molecular.
La fórmula molecular expresa la relación existente entre los números de los diferentes átomos que forman parte de la molécula real de un compuesto.
Para calcular la fórmula molecular hay que calcular antes la fórmula empírica, a partir de la composición centesimal, el procedimiento es el siguiente:
1º Se calcula la cantidad de sustancia, en mol, de cada uno de los elementos dividiendo los porcentajes entre la masa atómica de cada elemento.
2º Si los coeficientes no son cifras enteras, se buscan otros enteros equivalentes dividiendo lo anteriores entre los más pequeños de todos, y si aun así no salen cifras exactas, se multiplican por el más pequeño. Se trata de encontrar una relación de números enteros entre los átomos que forman el compuesto.
Ejemplo:
Si la fórmula empírica es AB2 La fórmula molecular será (AB2)n
Cuando se conoce la fórmula de un compuesto, su composición química se expresa como el porcentaje en peso de cada uno de los elementos que la componen. La composición centesimal indica el porcentaje en masa, de cada elemento que forma parte de un compuesto.
Para calcular la composición centesimal de cada elemento, se aplica la siguiente expresión:
En donde ni indica el número de átomos del elemento i considerado y PMi la masa atómica de dicho elemento.
Ejemplo:
Queremos calcular el porcentaje de oxígeno presente en el ácido nítrico. Las masas moleculares son: Hidrógeno = 1,008 uma. Nitrógeno = 14,01 uma. Oxígeno = 16,00 uma. Peso molecular del ácido nítrico: uma.
La fórmula del ácido nítrico es HNO3, así sabemos que una molécula de ácido nítrico contiene un átomo de hidrógeno, uno de nitrógeno y tres de oxígeno. Aplicamos la fórmula anterior para el oxígeno.
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:
donde 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:
Además se obtiene despejada que:
Donde:
= Presión Inicial
= Presión Final
= Volumen Inicial
= 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.
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.
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.
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.
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.
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
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):
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.
***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
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:
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, 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.
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.
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.
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)
*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.
= Presión.
= Volumen.
= Moles de Gas.
= Constante universal de los gases ideales.
= Temperatura absoluta.
uma.
es constante si la temperatura y la masa del gas permanecen constantes.
= Presión Inicial
= Presión Final
= Volumen Inicial
= Volumen Final
