Parte 2 4° año Química inorgánica Principios Bachillerato

Presentación del tema: "Parte 2 4° año Química inorgánica Principios Bachillerato"— Transcripción de la presentación:

1 Parte 2 4° año Química inorgánica Principios Bachillerato
Santiago Vergara

2 Apriete la tecla de pausa si quiere detenerse
MATERIA Su comportamiento se describe Puede presentarse como Apriete la tecla de pausa si quiere detenerse SISTEMAS DISPERSOS CUANTITATIVO CUALITATIVO Tales como Se basa en la cantidad de sustancia LIQUIDO SOLIDO GASEOSO MOL Que relaciona los reactivos y productos de las reacciones Químicas en la Entre sus mezclas HOMOGENEAS DISOLUCIONES ESTEQUIOMETRIA Expresadas sus concentraciones En……….. % M ppm Soluto/Solvente/Solución Santiago Vergara

3 Se basa en Leyes Ponderales Y estudia
ESTEQUIOMETRIA Se basa en Leyes Ponderales Y estudia Relaciones numéricas relativas a la composición de la materia Cantidades de reactivos y productos Se relacionan De De REACCIONES QUIMICAS MOL Empíricas o mínimas Molecular o condensadas Representadas por ECUACIONES QUIMICAS ←Clasificadas Determinan…↓ Reactivo limitante Relaciones estequiometricas COMPOSICION CENTESIMAL o PORCENTUAL Determinadas→ Santiago Vergara

4 COMPOSICION CENTESIMAL o PORCENTUAL
Recordar… COMPOSICION CENTESIMAL o PORCENTUAL Santiago Vergara

5 Símbolos y Fórmulas Los símbolos: representan de forma abreviada los elementos químicos y los átomos de dichos elementos. Oxígeno: moléculas formadas por dos átomos de oxígeno O2 (subíndice que indica el nº de átomos en la molécula) J. Berzelius Cuprum → Cu Las fórmulas: representan, de forma abreviada, las sustancias químicas. Subíndices, indican el nº de átomos de cada elemento presentes y símbolos indica el átomo que representa. Ácido sulfúrico: dos átomos de hidrógeno por uno de azufre y cuatro de oxígeno H2SO4 Santiago Vergara

6 Molécula de amoniaco, NH3 indica:
Significado Cuantitativo: expresan la proporción correspondiente a cada elemento dentro de la sustancia. Molécula de amoniaco, NH3 indica: que el amoniaco está compuesto por dos elementos: nitrógeno e hidrógeno. que cada molécula de amoniaco consta de cuatro átomos: tres de hidrógeno y uno de nitrógeno. Fórmula molecular: aplicable sólo a sustancias moleculares, nos informa del nº de átomos que integran cada molécula. Fórmula estructural: indica como se encuentran distribuidos y situados los distintos átomos en una molécula o estructura iónica Fórmula empírica: informa sobre la relación más sencilla en que se encuentran los átomos de una sustancia. Santiago Vergara

7 Determinación de fórmulas moleculares y empíricas
Veamos unos ejemplos Recuerde.. Haga pausa para comprobar y analizar con calma… Determinación de fórmulas moleculares y empíricas Para conocer una sustancia hay que: Comprobar si es una sustancia pura Realizar un análisis cuantitativo de los elementos que la forman Por último, determinar la fórmula empírica. Determinación de la fórmula de un compuesto conocida su composición centesimal (Método Cannizzaro): Se divide el % de cada elemento, por la masa molar → moles del elemento Los moles son proporcionales a los subíndices, del átomo correspondiente, en la fórmula empírica → se dividen por el menor. Si no todos resultan ser nº naturales, se multiplican por nº sencillos (2, 3, …) Santiago Vergara

8 Ejercicio 1 Una sustancia orgánica que se supone pura ha dado la siguiente composición centesimal: 20.00% de C; 26.67% de O; 46.67% de N y 6.67% de H. Determina su fórmula empírica. Sea CxOyNzHv la fórmula empírica Tenemos que calcular x, y, z , v, que son proporcionales al nº de moles de los diferentes átomos Por tanto: X =1; Y =1; Z =2; V =4 y la fórmula es CON2H4 (urea) Santiago Vergara

9 Ejercicio 2 La masa de un hidrocarburo gaseoso contenido en un matraz de 500 ml a 37 0C y 0.84 atm es de g. Si contiene 80% de carbono. Halla la fórmula empírica y la molecular. La fórmula empírica para un hidrocarburo es CxHy, donde: La fórmula empírica es CH3 Fórmula molecular (CH3)n Calculamos la masa molecular Fórmula molecular (CH3)2→ CH3CH3 Santiago Vergara

10 Ejercicio 3 La aspirina es un analgésico muy conocido. Su composición, al analizar 1g de aspirina comercial, es la siguiente: 0.6 g de C; g de H y el resto, de oxígeno. Determina su fórmula empírica y molecular (M molec = 180 u) Fórmula empírica CxHyOz 1º calculamos moles Dividimos por el menor nº C9H8O4 Fórmula molecular C9H8O4 Haga clic para avanzar Santiago Vergara

11 A continuación seguimos con
ESTEQUIOMETRIA Cantidades de reactivos y productos A continuación seguimos con REACCIONES QUIMICAS Representadas por ECUACIONES QUIMICAS MOL Reactivo limitante Relaciones estequiometricas Santiago Vergara

12 Estequiometria de las reacciones químicas
Leyes fundamentales de la química Lavoisier Ley de la conservación de la masa Proust Ley de las proporciones definidas “Ponderales” Dalton Ley de proporciones múltiples Ritcher Ley de proporciones recíprocas Teoría atómica de Dalton Ley de Abogadro Gay-Lussac Ley de los volúmenes de combinación Santiago Vergara Santiago Vergara

13 Ley de la conservación de la masa (o de Lavoisier).
LEYES PONDERALES Ley de la conservación de la masa (o de Lavoisier). La masa de TODOS los cuerpos reaccionantes es igual a la masa de TODOS los productos de la reacción Ejemplo: 2 gramos de cloro se combinan con 3 gramos de sodio y producen 5 gramos de cloruro de sodio Ley de las proporciones definidas (o de Proust) Cuando dos o más elementos se combinan para formar un determinado compuesto lo hacen en una relación de masa constante, independientemente del proceso seguido para formarlo. Para cualquier muestra pura de un determinado compuesto los elementos que lo conforman mantienen una proporción fija en masa, es decir, una proporción ponderal constante. Ejemplo: El azufre se combina con el hierro para formar el sulfuro ferroso, siempre en una relación de masas, 4 g de azufre por cada 7 g de hierro Santiago Vergara

14 Ley de las proporciones múltiples (Dalton)
Cuando dos elementos se combinan entre si, y dan compuestos DIFERENTES, las diferentes masas de UNO DE ELLOS que se combinan con UNA MASA FIJA DEL OTRO, guardan entre si relación de números enteros sencillos Ejemplo: Según condiciones experimentales 14g de nitrógeno pueden reaccionar con: 8 g de oxigeno 16 g de oxigeno 24 g de oxigeno 32 g de oxigeno 40 g de oxigeno Dando lugar a cinco óxidos diferentes Si dividimos cada masa de oxigeno entre el oxido que tiene la menor proporción observamos que las relaciones serán: 5/1 ; 4/1 ; 3/1 y 2/1 respectivamente Santiago Vergara

15 Ley de proporciones reciprocas (Ritcher)
“Las masas de diferentes elementos que se combinan con una misma masa de otro son las masas relativas de aquellos elementos cuando se combinan entre sí, o bien múltiplos o submúltiplos de estas masas” Otra manera de decir lo mismo……… Las masas de dos elementos que se combinan con UNA MASA FIJA de un tercero, guardan la MISMA relación que cuando se combinan entre si Ejemplo ley de Ritcher Sabiendo que 2 g. de Na se combinan con 3,0842 g de Cl; 1 g de Cl con 0,2256 g. de O, para formar óxido y que 1 g de O reacciona con 2,8738 g. de Na para dar él oxido de sodio. Comprobar si se cumple la ley de las proporciones recíprocas. g de Na g de Cl 2 3,0842 = 0,648 Queda demostrado 2,8738 g. de Na 1 g de O = 2,8738 = 0,648 Se cumple la Ley de Richter 1 g de Cl 0,2256 g. de O = 4,4326 Santiago Vergara

16 POSTULADOS DE LA TEORÍA ATÓMICA DE DALTON
1 La materia está formada por átomos, pequeñas partículas “indivisibles que no se pueden crear ni destruir”. 2 Todos los átomos de un elemento tienen la misma masa y propiedades. 3 Los átomos de diferentes elementos tienen distinta masa y propiedades. 4 Distintos átomos se combinan entre sí en una relación numérica sencilla y dan lugar a un compuesto, siendo los átomos de un mismo compuesto iguales. Ley de Avogadro o Principio de Avogadro "Volúmenes iguales de distintas sustancias gaseosas, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de partículas" Un mol de cualquier gas, es decir, 6,022 x 1023 moléculas, ocupa en condiciones normales de presión y temperatura un volumen de 22,4 litros Ley de los volúmenes de combinación (o ley de Gay-Lussac) “En una reacción química a presión y temperatura constante, los volúmenes de todas las sustancias gaseosas que intervienen en la misma guardan una relación de números enteros sencillos” Santiago Vergara

17 Recordad también En C.N. Presión = 1 Atm = 760mmHg
El mol es la cantidad de sustancia de un sistema que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas, iones…) como átomos hay en 0,012 Kg de carbono12 (12C) En C.N. Presión = 1 Atm = 760mmHg Temperatura = 0ºC = 273ºK Un mol de cualquier gas, es decir, 6,022 x 1023 moléculas, ocupa en condiciones normales de presión y temperatura un volumen de 22,4 litros n = moles n = 1, ocupa 22,4 litros Tiene 6,022 x 1023 átomos, moléculas, iones,.. Santiago Vergara

18 Leyes que rigen el comportamiento de los gases
El aire es una compleja mezcla de muchas sustancias simples, algunas atómicas y otras formadas por moléculas pequeñas. Consiste principalmente en N2 (78%) y O2 (21%) Un gas se expande espontáneamente hasta llenar su recipiente Son muy compresibles: cuando se aplica presión a un gas, su volumen disminuye fácilmente Forman mezclas homogéneas Las propiedades de un gas más fáciles de medir son su temperatura, volumen y presión Santiago Vergara

19 Leyes que rigen el comportamiento de los gases
La ley de Boyle dice que el volumen de una cantidad fija de gas mantenida a temperatura constante es inversamente proporcional a la presión. 1 P V = constante x Santiago Vergara

20 Leyes que rigen el comportamiento de los gases
Ley de Charles La relación temperatura-volumen El volumen de una cantidad fija de gas mantenida a presión constante es directamente proporcional a su temperatura absoluta V = constante * T Ley de Avogadro El volumen de un gas mantenido a temperatura y presión constantes es directamente proporcional al número de moles del gas V = constante * n Santiago Vergara

21 P.V = n.R.T La ecuación del gas ideal P.V = n.R.T
Leyes que rigen el comportamiento de los gases Podemos combinar las tres leyes de los gases que describen las relaciones entre las cuatro variables P, V, T y n Ley de Boyle: (n, T constantes) Ley de Charles: (n, P constantes) Ley de Avogadro: (P, T constantes) V  1/P P.V = n.R.T V  T V  n Obtenemos V  nT/P La ecuación del gas ideal Llamamos R a la constante de proporcionalidad, reacomodamos y: P.V = n.R.T Santiago Vergara

22 Leyes que rigen el comportamiento de los gases
P.V = n.R.T El término R de la ecuación del gas ideal se denomina constante de los gases R = 0,08206 L.atm/mol.ºK Supongamos que tenemos mol de un gas ideal a atm y 0.00ºC ( K). Entonces, por la ecuación del gas ideal, el volumen del gas es: Como se predijo mas atrás  Santiago Vergara

23 Hasta luego…………. Santiago Vergara