Unidad 0
CÁLCULOS QUÍMICOS
Unidad 0. Cálculos químicos
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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)
1. Ley de Lavoisier o conservación de masa
2. Ley de Proust o de las proporciones definidas o constantes
3. Ley de Dalton o de las proporciones múltiples
4. Ley de las proporciones recíprocas o Ley de los pesos de combinación o
Ley de Richter.
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0. Leyes ponderales
Teoría atómica de Dalton 1803, 1808 “Un nuevo libro de filosofía química”,
1.Los elementos están constituidos por pequeñas partículas materiales e indivisibles
denominadas átomos.
2.Los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y propiedades.
3.Los átomos de los distintos elementos tienen diferentes masa y propiedades
4.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.
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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.
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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
1 vol
2 vol
Dalton
* *
+
Cloro
+ 1 vol
+ 2 vol
^^
cloruro de hidrógeno
2 vol
4vol
*^ *^ ¿? ¿?
Incompatible con la teoría inicial de Dalton
Dalton no diferenciaba entre moléculas y átomos.
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Esta contradicción fue resuelta por el conde Amadeo Avogadro (1776-1856)
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.
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1. Composición de la materia
Unidad 0. Cálculos químicos
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1. Composición de la materia
Símbolos y fórmulas químicas
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1. Composición de la materia
Símbolos y fórmulas químicas
Entidad elemental:
Fórmulas:
•Átomos
•Estructural
•Moléculas
•Molecular
•Unidad de fórmula
•Empírica
•iones
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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
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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.
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2. La cantidad en Química. Concepto de mol
Vm= Mm/ρ= V/n
c.n.= 22´4L
Otras condiciones: pV=nRT
ocupa
Tiene una
masa de
1 mol CO2
44g de CO2
contiene
NA= 6´022 ·10·23
moléculas de CO2
12 g C
NA átomos de C
2·NA moléculas de
CO2
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2·16g O
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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.
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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’’
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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.
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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
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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
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3. Leyes de los gases
Gases ideales y gases reales
p·V= n·R·T
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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 +P3 + ...
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 = nA . Pt / nt
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PA = XA . PT;
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4. Composición de una sustancia y fórmula química
Unidad 0. Cálculos químicos
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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.
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5. Disoluciones. Unidades de concentración
Unidades de concentración
• % en masa
• % en volumen
• Molaridad
• Normalidad
• Molalidad
• Fracción molar
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6. Preparación de disoluciones
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7. Cálculos estequiométricos
Ecuación química ajustada
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7. Cálculos estequiométricos
Reactivo limitante
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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
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UNIDAD 1. ESTRUCTURA ATÓMICA DE LA MATERIA. TEORÍA