Unidad 0 CÁLCULOS QUÍMICOS

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1 Unidad 0 CÁLCULOS QUÍMICOS

2 Unidad 0. Cálculos químicos
0. Leyes ponderales Leyes que rigen las combinaciones químicas. Se basan en la experimentación y miden cuantitativamente la cantidad de materia que interviene en las reacciones químicas. Todas hacen referencia a masa (ponderal = masa) Ley de Lavoisier o conservación de masa Ley de Proust o de las proporciones definidas o constantes Ley de Dalton o de las proporciones múltiples Ley de las proporciones recíprocas o Ley de los pesos de combinación o Ley de Richter. Unidad 0. Cálculos químicos

3 Unidad 0. Cálculos químicos
0. Leyes ponderales Teoría atómica de Dalton 1803, 1808 “Un nuevo libro de filosofía química”, Los elementos están constituidos por pequeñas partículas materiales e indivisibles denominadas átomos. Los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y propiedades. Los átomos de los distintos elementos tienen diferentes masa y propiedades Los compuestos se forman por la unión de átomos de los correspondientes elementos en una relación numérica sencilla. Los «átomos» de un determinado compuesto son a su vez idénticos en masa y en todas sus otras propiedades. Unidad 0. Cálculos químicos

4 0. Leyes ponderales Teoría atómica de Dalton 1803, 1808 “Un nuevo libro de filosofía química”, Problema Dalton no diferenciaba entre moléculas y átomos.  Correcciones: Los átomos se dividen en neutrones, protones y electrones. La existencia de isótopos hace que no todos los átomos de un mismo elemento tengan la misma masa. La existencia de isótopos hace posible que diferentes átomos tengan la misma masa(C-19; N-14) Por una parte la relación numérica no es siempre sencilla. Por otra parte, no tenía claro la diferencia entre átomos y moléculas. Los “átomos de compuestos” son moléculas. Lo que marca realmente las propiedades de los elementos es su número atómico. Unidad 0. Cálculos químicos

5 0. Leyes volumétricas Ley de Gay Lussac o de volúmenes en combinación
  “Los volúmenes de gases, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, que reaccionan entre sí o que se producen en una reacción química, están en una relación de números enteros sencillos”. Hidrógeno Cloro cloruro de hidrógeno 1 vol vol vol 2 vol vol vol Dalton * * ^ ^ *^ *^ ¿? ¿? Incompatible con la teoría inicial de Dalton Dalton no diferenciaba entre moléculas y átomos. Unidad 0. Cálculos químicos

6 Unidad 0. Cálculos químicos
Esta contradicción fue resuelta por el conde Amadeo Avogadro ( ) Hipótesis de Avogadro. Propuso que las últimas partículas que constituían los gases no eran átomos sino moléculas, que según Avogadro eran agrupaciones de átomos de composición fija. (idea que surgió con el estudio de gases se extendió a muchos otros compuestos) Avogadro, en 1811, lanzó su hipótesis, que hoy ya es ley y que dice así: “Volúmenes iguales de todos los gases, a las mismas condiciones de P y T contienen el mismo número de moléculas” Esta hipótesis iba en contra de la teoría atómica de Dalton pues suponía la existencia de moléculas gaseosas (como H2, Cl2, N2, O2, Br2) pero sin embargo explicaba los experimentos de Gay-Lussac. Unidad 0. Cálculos químicos

7 1. Composición de la materia
Unidad 0. Cálculos químicos

8 1. Composición de la materia
Símbolos y fórmulas químicas Unidad 0. Cálculos químicos

9 1. Composición de la materia
Símbolos y fórmulas químicas Entidad elemental: Átomos Moléculas Unidad de fórmula iones Fórmulas: Estructural Molecular Empírica Unidad 0. Cálculos químicos

10 2. La cantidad en Química. Concepto de mol
Unidad de masa atómica uma: doceava parte de la masa de un átomo de carbono-12. Masa atómica promedio y masa molecular Unidad 0. Cálculos químicos

11 2. La cantidad en Química. Concepto de mol
El mol y el número de Avogadro El mol es la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos,moléculas, …) como átomos hay en 12g de carbono-12. Unidad 0. Cálculos químicos

12 2. La cantidad en Química. Concepto de mol
Vm= Mm/ρ= V/n c.n.= 22´4L Otras condiciones: pV=nRT ocupa 1 mol CO2 Tiene una masa de 44g de CO2 contiene NA= 6´022 ·10·23 moléculas de CO2 12 g C 2·16g O NA átomos de C 2·NA moléculas de CO2 Unidad 0. Cálculos químicos

13 2. La cantidad en Química. Concepto de mol
Masa molar Masa molar de una sustancia es la masa de un mol de dicha sustancia. Se mide en g/mol. Unidad 0. Cálculos químicos

14 Unidad 0. Cálculos químicos
3. Leyes de los gases Ley de Boyle P · V = cte Ley de Charles-Gay-Lussac V / T = cte’ Ley de Avogadro V / n = cte’’ Unidad 0. Cálculos químicos

15 3. Leyes de los gases El estudio conjunto de estas dos leyes nos lleva a la ecuación de estado de los gases para una misma cantidad de gas. P0 V0 /T0= P1 V1 /T1= cte atm·L/K si fijamos las condiciones de un mol de gas a c.n. Cte=R= 0´082 atm·L/K Cuando hay variación en el número de moles P.V = n.R.T Ecuación de Clapeyron Todas estas leyes las cumplen los gases ideales: gases que se encuentran a presiones relativamente bajas. También se les pueden denominar gases enrarecidos. Unidad 0. Cálculos químicos

16 Unidad 0. Cálculos químicos
3. Leyes de los gases Diferencias entre densidad absoluta y relativa de un gas Para un gas: densidad = masa del gas / volumen que ocupa el gas; d= m/V; Unidad g/L Para una sustancia pura: densidad = masa sustancia / volumen sustancia. Partiendo de la ecuación de Clapeyron P·V = n·R·T P·V = (m/Mm)·R·T P·Mm = (m/V)·R·T P·Mm = ρR·T ρabsoluta= P·Mm / R·T Unidad 0. Cálculos químicos

17 3. Leyes de los gases Diferencias entre densidad absoluta y relativa de un gas ρabsoluta= P·Mm / R·T En ocasiones pueden darme la ρ de un gas respecto de un segundo gas, eso sería la ρrelativa y no tienen unidades. Siempre que me den la ρrelativa los dos gases se encontrarán en las mismas condiciones (p y T)  Gas A ρa= P·Mma / R·T ρrelativa A-B= Mma / Mmb Gas B ρb= P·Mmb / R·T Normalmente los gases referencia son el H2 y el aire Siempre que en un problema nos den la ρrelativa de un gas es para que se calcule su masa molecular H2 ρrelativa A-H2= Mma / 2 ρrelativa A-aire= Mma / 28´9 Unidad 0. Cálculos químicos

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3. Leyes de los gases Gases ideales y gases reales p · V = n · R · T Unidad 0. Cálculos químicos

19 3. Leyes de los gases Gases ideales y gases reales
Ley de Dalton de la presiones parciales Cuando hay varios gases en un mismo recipiente, la presión total de esa mezcla de gases, es igual a la suma de las presiones parciales de los gases sustituyentes PT = P1 +P2 +P Presión parcial de un gas: es la presión que tendría un gas si ocupara todo el volumen que ocupa la mezcla de gases, a la misma temperatura. Se calcula: PA .V = nA .R.T PB .V = nB .R.T Pt V = nt ·R·T Pt / nt = R·T /V PC .V = nC .R.T PA = nA ·R·T/V; PA = nA . Pt / nt PA = XA . PT; PA /nA = PT/nT Unidad 0. Cálculos químicos

20 4. Composición de una sustancia y fórmula química
Unidad 0. Cálculos químicos

21 5. Disoluciones. Unidades de concentración
Solubilidad Solubilidad de una sustancia es la cantidad máxima de la misma que se disuelve en 100 g de disolvente a una temperatura dada. Unidad 0. Cálculos químicos

22 5. Disoluciones. Unidades de concentración
% en masa % en volumen Molaridad Normalidad Molalidad Fracción molar Unidad 0. Cálculos químicos

23 6. Preparación de disoluciones
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24 7. Cálculos estequiométricos
Ecuación química ajustada Unidad 0. Cálculos químicos

25 7. Cálculos estequiométricos
Reactivo limitante Unidad 0. Cálculos químicos

26 7. Cálculos estequiométricos
Riqueza de un reactivo Los reactivos que se utilizan en una reacción química no se encuentran en estado puro, y por tanto, debemos conocer la riqueza o la pureza de ese reactivo, que es el % de reactivo. Rendimiento de una reacción En ocasiones algunas reacciones químicas no tienen lugar de forma completa. En este caso se nos especificará cuál es el rendimiento de esa reacción en % η = (producto real / producto teórico)· 100 Unidad 0. Cálculos químicos