TEMA 1: RELACIONES ESTEQUIOMÉTRICAS QUÍMICA IB

RELACIONES ESTEQUIOMÉTRICAS 1.1 Introducción a la naturaleza de la materia y el cambio químico 1.2 El concepto de mol 1.3 Reaccionando masas y volúmenes

1.1 Introducción a la naturaleza de la materia y el cambio químico La teoría atómica Estados de la materia Temperatura Cambios de estado Elementos y compuestos Mezclas Ajuste de ecuaciones químicas La economía del átomo

La teoría atómica La teoría atómica establece los siguientes postulados: Toda la materia está formada por átomos Los átomos no se crean ni se destruyen y se reagrupan durante las reacciones químicas Las propiedades físicas y químicas de la materia dependen de la agrupación y enlace entre los átomos

TOK: Antoine Lavoisier (1743-1794) Considerado el padre de la Química moderna, su trabajo contiene algunos de los primeros ejemplos de química cuantitativa y de la ley de conservación de la masa

Los estados de la materia La materia se caracteriza por: Está compuesta por partículas (átomos, iones, moléculas) Tiene masa Ocupa un volumen en el espacio Las partículas que forman la materia están en constante movimiento

Los estados de la materia Sólido: Volumen fijo Forma fija No se puede comprimir Las partículas vibran en posiciones fijas Las fuerzas de atracción entre partículas las mantienen en un empaquetamiento compacto

Los estados de la materia Líquido: Volumen fijo Forma variable No pueden comprimirse Las fuerzas entre partículas son más débiles que en los sólidos Las partículas vibran, rotan y se trasladan

Los estados de la materia Gas: Volumen variable Forma variable Pueden comprimirse Las fuerzas entre partículas son prácticamente nulas Las partículas vibran, rotan y se trasladan con mucha más libertad que en los líquidos

Los estados de la materia Hay más estados que sólido, líquido y gas?

Temperatura El movimiento de las partículas que constituyen la materia depende de la temperatura Al aumentar la temperatura aumenta la energía cinética de las partículas (https://www.google.es/#q=video+difusion+de+tinta+en+agua+y+teoria+ci netica) Existen diferentes escalas para medir la temperatura (Fahrenheit, Celsius, Kelvin) En el SI la temperatura se mide en kelvin (K) El cero absoluto corresponde al cero en la escala Kelvin En el cero absoluto las partículas dejan de moverse Para convertir una temperatura de grados Celsius a Kelvin se aplica el algoritmo: temperatura (K) = temperatura (ºC) + 273,15

Cambios de estado

Cambios de estado

Elementos y compuestos Elemento: formado por un único tipo de átomos Compuesto (moléculas o iones) : formado por una combinación de elementos en proporciones fijas Son sustancias puras: su composición es constante

Mezclas Una mezcla es una combinación de sustancias puras que conservan su propia composición y propiedades Sus componentes pueden separarse por medios físicos (filtración, destilación fraccionada, cromatografía…) Las mezclas pueden ser homogéneas o heterogéneas: las primeras tienen composición y propiedades uniformes en todas sus partes, las segundas variable.

Ajuste de ecuaciones químicas En una ecuación química los reactivos se representan a la izquierda y los productos a la derecha de una flecha que representa el límite entre ambos. A continuación de cada reactivo o producto debe escribirse entre paréntesis el estado del mismo. Ca(s) + H2O(l) → Ca(OH)2 (aq) + H2(g) Para que una ecuación esté correctamente escrita, el número de átomos de cada elemento ha de ser igual a ambos lados de la flecha. Ca(s) +2 H2O(l) → Ca(OH)2 (aq) + H2(g)

Ajuste de ecuaciones químicas Ajuste de la ecuación de combustión del butano: C4H10(g) + O2(g) → CO2(g) + H2O(l) 1. Se ajusta el número de átomos de carbono: C4H10(g) + O2(g) → 4CO2(g) + H2O(l) 2. Se ajusta el número de átomos de hidrógeno: C4H10(g) + O2(g) → 4CO2(g) + 5H2O(l) 3. Por último se ajusta el número de átomos de oxígeno: C4H10(g) +13/2 O2(g) → 4CO2(g) + 5H2O(l) 2C4H10(g) +13 O2(g) → 8CO2(g) + 10H2O(l)

Tipos de reacciones químicas Combinación o síntesis: reacción entre dos o más sustancias para dar un único producto C(s) + O2(g) → CO2(g) Descomposición: un único reactivo da lugar a dos o más productos CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) Desplazamiento simple: un elemento reemplaza a otro en un compuesto Mg(s) + 2HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g) Doble desplazamiento: ocurre entre iones en disolución para formar sustancias insolubles y/o electrolitos HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl (aq) + H2O(l)

La economía del átomo La demanda mundial de bienes y servicios aumenta exponencialmente con el crecimiento de la población y el rápido desarrollo económico, elevando los niveles de contaminación y provocando la disminución de recursos. Este hecho ha dado lugar a una mayor concienciación sobre la necesidad de conservar los recursos. La reacciones de síntesis y los procesos industriales han de ser cada vez más eficientes para preservar las materias primas y producir menos emisiones tóxicas. El desarrollo sostenible es el camino ha seguir en el futuro. Con este fin el profesor Barry Trost ha desarrollado, en la universidad de Stanford, el concepto de “economía del átomo” (atom economy). (masa molecular de átomos de producto útil/ masa molecular de átomos de reactivos x 100) Este concepto es importante en la llamada “Química Verde”

1.2 El concepto de mol El Sistema Internacional de unidades Leyes ponderales Teoría atómica de Dalton Ley de los volúmenes de combinación: hipótesis de Avogadro Cantidad de sustancia: el mol Masa atómica relativa y masa molecular relativa Masa molar Determinación de fórmulas empíricas y moleculares

El Sistema Internacional El Sistema Internacional de unidades (SI) fue establecido en 1960 y es utilizado a escala mundial Magnitud Unidad Símbolo Masa Temperatura Tiempo Cantidad de materia Intensidad de corriente eléctrica Luminosidad Longitud kilogramo kelvin segundo mol amperio Candela metro kg K s A Cd m

El Sistema Internacional Prefijo Abreviatura Escala nano n 10-9 micro µ 10-6 mili m 10-3 centi c 10-2 deci d 10-1 unidad 1 kilo k 103 mega M 106 giga G 109

Leyes ponderales Las leyes ponderales son las leyes generales de las combinaciones químicas. Se basan en la experimentación y miden cuantitativamente la cantidad de materia que interviene en las reacciones químicas. Ley de conservación de la masa, o de Lavoisier: En cualquier reacción química que ocurra en un sistema cerrado, la masa total de las sustancias existentes se conserva. Ley de la proporciones definidas, o de Proust: Cuando se combinan químicamente dos o más elementos para dar un determinado compuesto, siempre lo hacen en una proporción fija, con independencia de su estado físico y forma de obtención. Ley de las proporciones múltiples, o de Dalton: Dos elementos pueden combinarse entre sí en más de una proporción para dar compuestos distintos. En ese caso, determinada cantidad fija de uno de ellos se combina con cantidades variables del otro elemento, de modo que las cantidades variables del segundo elemento guardan entre sí una relación de números enteros sencillos.

La teoría atómica de Dalton En 1808, Dalton publicó su obra “Un nuevo sistema de filosofía química”, en ella exponía su teoría atómica que se resume en los siguientes postulados: Los elementos químicos están formados por átomos, pequeñísimas partículas indivisibles e inalterables. Los átomos de un mismo elemento son iguales, tienen idéntica masa y propiedades. Los átomos de diferentes elementos tienen distinta masa y propiedades. Los compuestos químicos están formados por la unión de átomos de elementos distintos que se combinan en una relación de números enteros sencillos. Los átomos no se crean ni se destruyen en una reacción química, sólo se redistribuyen.

Ley de los volúmenes de combinación, o ley de Gay-Lussac Cuando los gases se combinan para formar compuestos gaseosos, los volúmenes de los gases que reaccionan y los volúmenes de los gases que se forman, medidos ambos en las mismas condiciones de presión y temperatura, mantienen una relación de números enteros y sencillos.

La hipótesis de Avogadro Avogadro establece en 1811 dos conjeturas: Volúmenes iguales de gases diferentes, en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de partículas. Los elementos gaseosos pueden tener como entidades más pequeñas moléculas en lugar de átomos.

Cantidad de sustancia: el mol La cantidad de materia se mide en el SI con la unidad denominada mol. El mol es la cantidad de sustancia que contiene tantas partículas (átomos, moléculas, iones…) como las que hay en 0,012 kg de carbono-12. El número de partículas existentes en un mol es 6,022 1023, este número se denomina constante de Avogadro (NA)

Masa atómica relativa y masa molecular relativa Isótopos: átomos de un mismo elemento con el mismo número de protones en el núcleo pero diferente número de neutrones. Tienen diferente número másico La unidad de masa atómica (u) se define como 1/12 de la masa del isótopo carbono- 12 La masa atómica relativa (Ar) de un elemento es el promedio ponderado de las masas atómicas de sus isótopos y su abundancia relativa La masa molecular relativa (Mr) es la suma de las masas atómicas relativas de los átomos que forman la molécula En esta escala tanto la masa atómica relativa como la masa molecular relativa son adimensionales Isótopo Abundancia relativa Masa atómica 35Cl 75% 35,0 37Cl 25% 37,0 Masa atómica relativa Ar 35,5

Masa molar La masa molar es la masa de un mol de átomos, moléculas o iones, etc. Se representa mediante la letra M y se expresa en kg/mol o g/mol La relación entre cantidad de sustancia y masa molar es: n (mol) = m(g)/M(g/mol)

Fórmula empírica y fórmula molecular La fórmula empírica de un compuesto es aquella que indica la relación más sencilla en que están combinados los átomos de cada uno de los elementos que lo forman La fórmula molecular expresa la relación existente entre los números de los diferentes átomos que forman parte de la molécula real de un compuesto La fórmula empírica se calcula a partir de la composición centesimal La fórmula molecular se calcula a partir de la fórmula empírica. Si la fórmula empírica es, por ejemplo, AB2 la fórmula molecular será (AB2)n, donde n es el resultado de dividir la masa molar real entre la masa molar empírica

1.3 Reaccionando masas y volúmenes Disoluciones Concentración de una disolución Propiedades coligativas de las disoluciones Leyes de los gases: Ley de Boyle Mariotte Ley de Charles Ley de Gay-Lussac Ecuación de Clapeyron Volumen molar Ley de las presiones parciales

Disoluciones Una disolución verdadera es una mezcla homogénea de sustancias puras donde las partículas disueltas son iones, moléculas aisladas o agrupaciones muy pequeñas de estos componentes Las disoluciones constan de: Soluto: es lo que se disuelve, generalmente se encuentra en menor proporción que el disolvente Disolvente: es el medio en el cual los solutos se disuelven

Concentración de una disolución Cantidad de soluto que está disuelto en una determinada cantidad de disolución o de disolvente En unidades físicas Porcentaje en masa: % en masa = g soluto/ g disolución x 100 Porcentaje en volumen: Masa de soluto por volumen de disolución: g/L = g soluto/L disolución En unidades químicas Molaridad: M= moles soluto/ L disolución Molalidad: m= moles soluto/kg disolvente Fracción molar: Xs = moles soluto/moles totales Xd= moles disolvente/moles totales % en volumen = L soluto/ L disolución x 100

Propiedades coligativas de las disoluciones Disminución de la presión de vapor La presión de vapor de un líquido es la presión a la que este líquido se encuentra en equilibrio con su fase gaseosa a una determinada temperatura Al añadir un soluto, la presión de vapor disminuye proporcionalmente a la fracción molar del soluto añadido según la ecuación: ∆P = Xs P0 ∆P = disminución de la presión de vapor Xs= fracción molar del soluto P0= presión de vapor del disolvente puro

Propiedades coligativas de las disoluciones Variación de los puntos de fusión y ebullición El añadir un soluto a un disolvente produce una disminución en el punto de fusión y un aumento en el punto de ebullición del disolvente ∆Tf= Kc m ∆Te= Ke m ∆Tf y ∆Te son las variaciones en los puntos de fusión y ebullición del disolvente Kc y Ke son las constantes crioscópica y ebulloscópica del disolvente m= es la molalidad de las disoluciones

Propiedades coligativas de las disoluciones Variación de la presión osmótica Ósmosis: fenómeno por el cual a través de una membrana semipermeable, que separa una disolución del disolvente puro, se observa un flujo de moléculas de disolvente hacia la disolución. Como consecuencia, la presión de la disolución aumenta denominándose a este aumento presión osmótica: π V = n R T π = presión osmótica La presión osmótica se emplea para conocer la masa molecular de una sustancia que se añade como soluto: π = M R T M = molaridad

Leyes de los gases Ley de Boyle y Mariotte: transformaciones a temperatura constante “Manteniendo la temperatura constante, el producto de la presión por el volumen de una cierta masa de gas es constante” P V = cte

Leyes de los gases Ley de Charles: transformaciones a presión constante “A presión constante, el volumen varía en relación directa a la temperatura, expresada en kelvin” V1/ T1 = V2/ T2

Leyes de los gases Ley de Gay-Lussac: transformaciones a volumen constante “A volumen constante, la presión varía en relación directa a la temperatura, expresada en kelvin” P1/ T1= P2/ T2 https://youtu.be/jNnPNDmyY28

Leyes de los gases Ecuación de Clapeyron Las tres leyes anteriores se pueden resumir en una ecuación, conocida como ecuación de estado de los gases: P V/T = cte P1V1/ T1 = P2V2/ T2 Para un mol de cualquier gas ideal la constante a p= 1atm y 273 K vale 0,082 atm L/mol K, ya que un mol de cualquier gas en esas condiciones ocupa 22,4 L. A esta constante se la denomina R y se la conoce como constante de los gases ideales Para n moles la ecuación de estado de los gases ideales puede escribirse:

Leyes de los gases Volumen molar “Un mol de cualquier gas ocupará siempre el mismo volumen, sea cual sea el gas, si las condiciones de presión y temperatura son las mismas” El volumen molar de un gas ideal en condiciones normales (p = 1 atm y T = 273 K) es de 22,4 L Los gases reales se comportan en CN aproximadamente como un gas ideal

Leyes de los gases Ley de las presiones parciales La presión parcial de un gas en una mezcla de gases a una determinada temperatura, es la presión que ejercería dicho gas si él solo ocupase todo el volumen del recipiente que lo contiene: pA= nA R T/V Dalton comprobó experimentalmente que si en un recipiente hay varios gases (que no reaccionan entre sí), la presión total de la mezcla es la suma de las presiones parciales de todos los gases que la componen: pT = pA + pB + pC Se cumple: pA = xA pT Siendo xA fracción molar del gas A en la mezcla de gases Leyes de los Gases.html

Bibliografía http://www.educaplus.org/gases/ley_avogadro.html RODRÍGUEZ CARDONA, A. et al. (2015)Física y Química 1º de Bachillerato. Madrid: Mc Graw Hill BALLESTERO JADRAQUE, M. y BARRIO GÓMEZ DE AGÜERO, J. (2002) Física y Química 1º de Bachillerato. Navarra: Oxford BYLIKIN, S. et al. (2014) Chemistry. Great Britain: Oxford