Química inorgánica
Bachillerato
Principios
4° año
Santiago Vergara
MATERIA
Su comportamiento se describe
CUANTITATIVO
CUALITATIVO
Se basa en la cantidad de sustancia
MOL
Que relaciona los reactivos
y productos de las reacciones
Químicas en la
ESTEQUIOMETRIA
Puede presentarse como
SISTEMAS DISPERSOS
Tales como
LIQUIDO
SOLIDO
GASEOSO
Entre sus mezclas HOMOGENEAS
DISOLUCIONES
Expresadas sus concentraciones
En………..
%
M
M
ppm
Soluto/Solvente/Solución
Santiago Vergara
ESTEQUIOMETRIA
Se basa en Leyes Ponderales
Y
estudia
Relaciones numéricas
relativas a la
composición de la
materia
Se relacionan
De
MOL
Empíricas o
mínimas
←Clasificadas
Molecular o
condensadas
Determinadas→
Cantidades de
reactivos y productos
De
REACCIONES
QUIMICAS
Representadas por
ECUACIONES
QUIMICAS
Determinan…↓
Reactivo limitante
COMPOSICION
CENTESIMAL o
PORCENTUAL
Relaciones
estequiometricas
Santiago Vergara
Recordar…
COMPOSICION
CENTESIMAL o
PORCENTUAL
Santiago Vergara
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
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
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.
Veamos
unos
ejemplos
Determinación de la fórmula de un compuesto conocida su
Recuerde..
composición centesimal (Método Cannizzaro):
Haga pausa para comprobar y analizar con calma…
• 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
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
Dividiremo s por 1 . 67
x
20 . 00
 1 . 67
y
12
z
46 . 67
14
26 . 67
 1 . 67
16
 3 . 33
v
6 . 67
1 . 00
x
1 . 67
1 . 67
 6 . 67
z
3 . 33
1 . 67
 1; y 
1 . 67
 1;
1 . 67
 1 . 99 ; v 
6 . 67
 3 . 99
1 . 67
Por tanto: X =1; Y =1; Z =2; V =4 y la fórmula es CON2H4 (urea)
Santiago Vergara
Ejercicio 2
La masa de un hidrocarburo gaseoso contenido en un matraz de 500
ml a 37 0C y 0.84 atm es de 0.496 g. Si contiene 80% de carbono.
Halla la fórmula empírica y la molecular.
• La fórmula empírica para un hidrocarburo es CxHy, donde:
x
80
 6 . 67
y
100  80
12
x
1 . 00
6 . 67
1
y
6 . 67
20
6 . 67
M  n M empírica  30 . 02
30 . 02
15
Santiago Vergara
g
Fórmula molecular (CH3)n
3
pV  nRT  pV 
mRT
 M 
mRT
M
• Calculamos la
masa molecular
n
La fórmula empírica es CH3
 20 . 00
0 . 496 g  0 . 082
mol
 n (12  3  1)
atm L
1
mol K
0 . 84 atm  0 . 5 L
M 
g
pV
g
mol
 n  15
1
 310 K
 30 . 02
g
g
mol
Fórmula molecular
g
mol  2
mol
mol
(CH3)2→ CH3CH3
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; 0.044 g de H y el resto, de
oxígeno. Determina su fórmula empírica y molecular (M molec = 180 u)
• Fórmula empírica CxHyOz
1º calculamos moles
0 .6 g
x
12
z
g
1  ( 0 . 6  0 . 044 ) g
• Dividimos por el
menor nº
• Fórmula molecular
0 . 05
g
 0 . 044 mol H
mol
 0 . 0222 moles O
mol
0 . 044
0 . 0222
 2; z :
0 . 022
1
0 . 022
x : 2 . 24  4  9 ; y : 2  4  8 ; z : 4  1  4
M  nM
n
Santiago Vergara
g
 2 . 24 ; y :
0 . 0222
0 . 044 g
y
1 . 00
mol
16
x:
 0 . 05 mol C
empirica
C9H8O4
 180  n ( 9  12  8  1  4  16 )
180
( 9  12  8  1  4  16 )
1
C9H8O4
Haga clic para avanzar
ESTEQUIOMETRIA
Cantidades de
reactivos y productos
A continuación seguimos con
REACCIONES
QUIMICAS
Representadas por
ECUACIONES
QUIMICAS
MOL
Reactivo limitante
Relaciones
estequiometricas
Santiago Vergara
Estequiometria de las reacciones químicas
Leyes fundamentales de la química
Lavoisier
Ley de la conservación de la masa
Proust
Ley de las proporciones definidas
Dalton
Ley de proporciones múltiples
Ritcher
Ley de proporciones recíprocas
“Ponderales”
Teoría atómica de Dalton
Ley de Abogadro
Gay-Lussac
Ley de los volúmenes de combinación
Santiago Vergara
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
Ley de las proporciones definidas (o de Proust)
sodio
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
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
Dando lugar a cinco óxidos diferentes
32 g de oxigeno
40 g de oxigeno
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
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
1 g de Cl
0,2256 g. de O
= 4,4326
= 0,648
Se cumple la Ley de Richter
Santiago Vergara
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
Recordad también
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
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
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.
V = constante x
1
P
Santiago Vergara
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
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:
V  1/P (n, T constantes)
Ley de Charles:
VT
(n, P constantes)
Ley de Avogadro:
Vn
(P, T constantes)
P.V = n.R.T
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
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 1.000 mol de un gas ideal a 1.000 atm y 0.00ºC (273.15 K).
Entonces, por la ecuación del gas ideal, el volumen del gas es:
Como se predijo mas atrás

Santiago Vergara
Hasta luego………….
Santiago Vergara
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