Leyes experimentales de las transformaciones químicas: Leyes ponderales y volumétricas
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TEMA 1: PRINCIPIOS BÁSICOS DE LA QUÍMICA Empecemos por definir qué es la Química. La Química tiene por objeto el estudio de las sustancias y las transformaciones que pueden experimentar, lo que permitirá conocer mejor su estructura, sus mecanismos de reacción, la posibilidad de formación de nuevas sustancias y sus propiedades y aplicaciones. Para entendernos, la Química se ocupa del estudio de los cambios químicos, que son aquellos en los que las sustancias que toman parte en él, se transforman total o parcialmente en otras nuevas. La sustancia pura o especie química es toda clase de materia, con una composición química definida, caracterizada por un conjunto de propiedades que solamente ella posee y que sirven por tanto para identificarla. No se pueden separar en otras formas de materia más sencillas por procedimientos físicos. Son sustancias puras, el oro, la plata, el agua, el cloruro de sodio… Las sustancias compuestas o compuestos químicos, se pueden transformar en otras sustancias más sencillas por procedimientos químicos (reacción, corriente eléctrica, calor…). Por el contrario, las sustancias puras que por los medios químicos usuales no se pueden descomponer en otras más sencillas, son los elementos o sustancias simples. Prácticamente la totalidad de las sustancias químicas existentes son compuestas. Actualmente se conocen 110 sustancias simples o elementos, de los cuales son naturales (existen en la naturaleza), 88, son los elementos naturales. Los 22 restantes han sido obtenidos por medio de reacciones nucleares, son por lo tanto artificiales o sintéticos. Símbolos de los elementos: Para representar abreviadamente a los elementos utilizamos su símbolo químico. La utilización de símbolos químicos se remonta a la época medieval aunque eran muy artificiosos. En la actualidad se ha adoptado el criterio, aprobado mediante convenios internacionales, de emplear como símbolos de los elementos la primera letra (mayúscula) o, en caso de coincidencia, la primera mayúscula y la segunda minúscula de su nombre latino. Las sustancias compuestas o compuestos químicos se representa mediante su fórmula química.
En el estudio experimental de las transformaciones químicas se han observado una serie de regularidades que, enunciadas en forma de leyes entre los años 1785 y 1808, con contribuido de forma muy destacada al desarrollo histórico de la química. Estas leyes son las leyes ponderales o volumétricas según hagan referencia a las masas de las sustancias, o a los volúmenes de las sustancias gaseosas que intervienen en la reacción.
La masa total de las sustancias que intervienen en una reacción química permanece constante y, por tanto, la suma de las masas de los reactivos debe ser igual a la suma de las masas de los productos de la reacción. La ecuación de Einstein E=mc2 pone de manifiesto que una variación de masa, implica una variación de energía y viceversa. Esto trae como consecuencia que la ley de Lavoisier no es rigurosamente cierta. Sin embargo, en las reacciones químicas la cantidad de energía puesta en juego equivale a una cantidad tan insignificante de masa, que resulta inapreciable incluso para las mejores balanzas, pudiendo aceptarse la validez de la ley de conservación de la masa.
Cuando dos o más elementos se combinan para dar un compuesto, lo hacen siempre en la misma relación en peso constante. La ley de Proust fue muy combatida por el químico Berthollet, que sostenía la idea de que la composición cuantitativa de los compuestos dependía de su forma de preparación. Aunque Proust demostró que las sustancias descritas por Berthollet eran mezclas o disoluciones, hoy se sabe que existen algunos compuestos que a causa de deformaciones en su red cristalina no cumplen la ley de las proporciones definidas. Estos compuestos se llaman bertólidos, en contraposición a los daltónidos, cuya composición es fija y definida.
Las cantidades de un determinado elemento que se combinan con una misma cantidad de otro, para formar en cada caso un compuesto distinto, están en la relación de números enteros y sencillos.
Los volúmenes de todas las sustancias gaseosas que intervienen en una reacción química (medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura) están entre sí en una relación constante y sencilla de números enteros. La ley de Gay-Lussac sólo es aplicable apara los volúmenes de sustancias gaseosas; no para sólidos y líquidos.
Las leyes ponderales de las transformaciones químicas encontraron su justificación teórica en la teoría atómica formulada por Dalton. Las hipótesis fundamentales de dicha teoría, cuyos antecedentes se remontan a los filósofos griegos Leucipo de Mileto y Demócrito de Abdera, son las siguientes:
Estos “átomos” recibirían más tarde el nombre de moléculas.
Aunque hoy sabemos que los átomos no son indivisibles y que existen átomos de un mismo elemento que difieren en masa (isótopos), la experiencia ha puesto de relieve que la teoría de Dalton es un modelo correcto que permite interpretar adecuadamente las leyes ponderales de las transformaciones químicas.
La teoría atómica de Dalton se mostraba ineficaz para explicar la ley de los volúmenes de combinación de Gay-Lussac, pues Dalton admitía erróneamente la existencia de una ley de conservación de los volúmenes en las reacciones entre sustancias gaseosas. Fue Amadeo Avogadro, quien en 1811 logró reconciliar la teoría atómica y las experiencias de Gay-Lussac formulando las dos hipótesis siguientes.
El razonamiento de Avogadro fue el que sigue: si los gases están constituidos por moléculas, éstas han de reaccionar entre sí en una relación de números enteros sencillos. Como esto mismo es lo que ocurre con los volúmenes, ha de existir forzosamente una relación directa entre dichos volúmenes y el número de moléculas. Además de las hipótesis mencionadas, Avogadro tuvo que admitir que las moléculas de muchos gases elementales (oxígeno, hidrógeno, niktrógeno, cloro, azufre…) eran diatómicas. La hipótesis de Avogadro establecía una clara distinción entre átomos y moléculas, a la vez que permitía la determinación correcta de sus pesos relativos, sin embargo no fue admitida por sus contemporáneos. Hubo que esperar hasta 1860 para que la comunidad científica tuviera una idea exacta de su significado. A partir de entonces la hipótesis de Avogadro adquirió la categoría de ley.
Las moléculas son las agrupaciones más pequeñas de átomos que conservan las propiedades características de una sustancia El concepto de átomo, como partícula fundamental de la materia, surgió inmediatamente de la teoría de Dalton. Por el contrario, el concepto de molécula, partícula constituida por átomos, se debe como hemos visto a Avogadro.
No todas las sustancias están formadas por moléculas. Así, por ejemplo, en los compuestos iónicos, no existen moléculas, sino redes cristalinas integradas por un número indefinido de iones. Lo mismo puede decirse de los metales y de los llamados sólidos atómicos (diamante, dióxido de silicio…), constituidos por un número muy elevado de átomos neutros unidos entre sí también en forma de red. De igual forma que los símbolos constituyen la representación abreviada de los elementos o de los átomos de esos elementos, la representación abreviada de un compuesto es su fórmula química. Las fórmulas se establecen escribiendo los símbolos de los elementos constituyentes de la sustancia, afectados cada uno de un subíndice que indica el número de átomos del elemento presentes en la molécula (fórmula molecular). En el caso de los compuestos iónicos, que no están formados por moléculas, la fórmula expresa la proporción mínima entre los átomos o iones constituyentes que garantice la neutralidad eléctrica (fórmula empírica). Unidad de masa atómica: Dada la masa tan insignificante de los átomos y moléculas, se han establecido unas unidades de medida más adecuadas que las tradicionales. En agosto de 1961, la Comisión Internacional de Pesos Atómicos acordó por unanimidad, definir una escala de masas atómicas tomando como referencia el isótopo C-12, a cuya masa se le asignó el valor exacto de 12 unidades. Según lo anterior: La unidad de masa atómica (uma o u) es la doceava parte de la masa de un átomo de C-12 ;  Masa atómica de un elemento: Indica el número de veces que dicha masa es mayor que la unidad de masa atómica. Es la masa que aparece en la tabla periódica y no debe confundirse con el número másico A, que indica el número de protones y neutrones que hay en el núcleo de un átomo y es necesariamente un número entero. La masa atómica, puede ser decimal (normalmente lo es), y corresponde a la media ponderada de las masas de todos los isótopos del elemento. Masa molecular: Suma de las masas atómicas de los elementos que forman la molécula. El mol es la unidad de cantidad de sustancia del sistema internacional y se define, como la cantidad de sustancia de un sistema que contiene tantas entidades elementales como átomos hay en 12 g de C-12. Estas entidades elementales pueden ser átomos, moléculas, iones o electrones y deben ser especificadas. El número de átomos existentes en 12 g de C-12, y por lo tanto el número de entidades presentes en 1 mol de cualquier sustancia se conoce con el nombre de número de Avogadro. Su valor es :  Mol: En Química trabajamos con partículas como átomos, moléculas, electrones, iones…de tamaño y masa muy pequeños y que intervienen siempre en un número muy elevado. Por ello resulta útil agrupar estas partículas en conjuntos muy grandes que correspondan al mismo número de entidades. Por ello se define el mol.
Masa molecular NH3 = 17 uma Masa molar NH3 = 17 g/mol Masa molar: Es la masa de 1 mol de compuesto expresada en g/mol. Su valor numérico coincide con el de la masa molecular del compuesto con otras unidades. Cálculo del número de moles de una sustancia Ej: Calculemos cuántos moles hay en 90 g de agua.  Cálculo del número de moléculas de agua en 90 g de sustancia. Ya sabemos que en 90 g de agua hay 5 moles de sustancia:  Cálculo del número de átomos.
 átomos de H
Si la sustancia es metálica, a partir del número de moles podemos calcular directamente el número de átomos. Cálculo de la composición centesimal de una sustancia. Conocida la fórmula de una sustancia, podemos determinar el porcentaje en peso en que interviene cada elemento en la constitución de la sustancia mediante un sencillo cálculo de tantos por ciento.  Siendo, Ni, el número de átomos del elemento i en la fórmula del compuesto. Ai, la masa atómica de ese elemento y M la masa molecular del compuesto. Deducción de fórmulas a partir de la composición centesimal.
Cualquier gas se comporta como un gas ideal a bajas presiones y temperaturas moderadas. Un gas ideal es aquel en el que no tenemos en cuenta las interacciones entre las partículas. Un gas tiende a ocupar totalmente el volumen del recipiente que lo contiene, por lo que el volumen de gas coincide con el volumen del recipiente. P=presión (atm)  1 atm=760 mmHgV=volumen (L) n= número de moles T=temperatura (K)  R=constante de los gases  La ecuación de estado del gas ideal, relaciona las variables presión, volumen, temperatura y cantidad de sustancia (número de moles), que definen al gas.  Aplicaciones de la ecuación de estado de los gases ideales b.1. Determinación de masas molares. Si tenemos a gramos de una sustancia de masa molar M, tenemos que  , por lo tanto:  b.2. Determinación de la densidad del gas.  c. Ley de Dalton de las presiones parciales: Cuando se mezclan varios gases que no reaccionan químicamente entre sí, cada uno de ellos se comporta como si estuviera solo en el recipiente que los contiene. Cada componente de una mezcla gaseosa ejerce una presión parcial igual a la que ejercería si ocupase él solo todo el volumen de la mezcla, y la presión total es la suma de las presiones parciales de todos los componentes.  A la presión que cada gas ejerce individualmente se le denomina presión parcial de dicho gas. El estudio de las presiones parciales llevado a cabo por Dalton condujo al establecimiento de la siguiente ley:
Muchas veces los reactivos de una reacción se encuentran disueltos por lo que es fundamental tener claros los siguientes conceptos.
Molaridad (concentración molar)=  M=moles/L% masa =  Concentración en g/L=  Densidad (  Fracción molar (X):     +  )IES La Palma Página |
moléculas del compuesto
átomos de O
