Química Fácil

domingo, 31 de octubre de 2010

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.

sábado, 30 de octubre de 2010

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).

viernes, 29 de octubre de 2010

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