Transcript Leyes Ponderales

Naturaleza de la materia.
La Química
SUSTANCIAS PURAS
Procesos físicos
No hay cambios en la
composición de las
sustancias.
Procesos Químicos
Cambia la naturaleza
de las sustancias
REACCIONES QUÍMICAS
Partiendo de la observación y experimentación se establecieron hipótesis
que llevaron a las teorías que explican la composición de la materia y su
comportamiento. Es decir, las teorías sobre la composición de la materia
se elaboraron aplicando el método científico.
Hasta finales del XVIII y principios del XIX
no se sabía casi nada acerca de la composición
de la materia y lo que sucedía cuando
reaccionaban.
Precisamente en esta época se empiezan a
enunciar algunas leyes básicas sobre las
transformaciones de la materia que culminan con
la Teoría Atómica de Dalton
Estas leyes enunciadas por orden cronológico
pueden resumirse así:
1. LEYES PONDERALES.
1789.
Ley de Lavoisier de la conservación
de la masa.
Lavoisier comprobó
reacción química,
la suma de las masas de los
productos que reaccionan
que
=
en
cualquier
la suma de las masas de
los productos obtenidos
Esto significa que:
En una reacción química, la
materia no se crea ni se
destruye, sólo se transforma.
Antoine Lavoisier: 1743-1794
Por ejemplo,
si 10 gramos de Calcio se
combinan con 8 gramos de
azufre,
se obtienen 18 gramos de
compuesto.
Considerado el padre de la Química, en sus trabajos contó con la
colaboración de su esposa
Murió guillotinado en 1794
“La República no necesita sabios”, decía la sentencia
10 g
30 g
40 g
1799. Ley de Proust de las proporciones
definidas.
Afirma que:
Cuando dos o más
elementos se
combinan entre sí para
formar un determinado
compuesto, lo hacen
siempre en una
proporcion de masa
constante.
Joseph Louis Proust,
(1754-1826)
Su ley es fruto de su trabajo en
Segovia, donde impartió clases
de química y metalurgia
Pieza Simple = 50% tuerca y 50% tornillo
Así, por ejemplo,
el agua (H2O)
siempre tendrá
un 88.89 % en peso de oxígeno
y un 11,11 % en peso de hidrógeno
En otras palabras: la proporción de los elementos en
un compuesto es invariable e independiente del
método de síntesis empleado.
La ley de las proporciones definidas es fundamental para
determinar la composición de los compuestos químicos.
La experiencia muestra que dos
o más elementos se pueden unir
en distintas proporciones
para formar
compuestos diferentes
1805. Ley de Dalton de las proporciones
múltiples.
Cuando dos elementos A y
B, se combinan para dar
diferentes compuestos,
existe una relación
numérica sencilla entre las
distintas cantidades de B
que se combinan con una
cantidad fija de A.
Dalton 1766-1844
Su daltonismo provocaba que en sus
experimentos a menudo confundiera los reactivos
10g
20g
30g
Pieza A
30g
Tuercas en Pieza_A
Tuercas en Pieza_B
Pieza B
10g
=
20g
1805. Ley de Dalton de las proporciones múltiples.
Óxido y dióxido de carbono
Ambos compuestos están formados por carbono y oxígeno
al formar el óxido:
4.0 g de oxígeno reaccionan
con 3.0 g de carbono
al formar el dióxido:
8.0 g de oxígeno reaccionan
con 3.0 g de carbono
la proporción de la masa de oxígeno por gramo de
carbono entre los dos compuestos es de 1:2
Es decir: el segundo compuesto contiene doble masa de
oxígeno que el primero. Si la fórmula del primero fuera CO
la del segundo sería CO2
TEORÍA ATÓMICA DE DALTON 1808
Para explicar las leyes
ponderales John Dalton
enunció su teoría
atómica, al tiempo que
establecía un sistema de
símbolos para representar
los elementos
1. Los elementos están compuestos por partículas
indivisibles e inalterables llamadas átomos.
2. Todos los átomos de un elemento son iguales
entre sí y diferentes de los de otros elementos.
3. Los compuestos se forman por la unión de
átomos de los correspondientes elementos en una
relación numérica sencilla.
4. En una reacción química los átomos se agrupan
en forma diferente a la de partida pero ni se
crean ni se destruyen.
Símbolos y fórmulas.
En 1820 los símbolos de Daltos el químico sueco Berzelius
propuso un sistema racional de representación basada en el
nombre latino del elemento. Es el sistema usado actualmente.
nitrógeno
N
hidrógeno
H
carbono
C
ferrum, hierro
Fe
aurum, oro
Au
natrium sodio
Na
kalium, potasio
K
francio
Fr
germanio
Ge
polonio
Po
proceden del latín
símbolos relacionados con el
nombre de un país
Lay de Lavoisier según la Teoría de Dalton
6 átomos de oxígeno
3 átomos de azufre
3 “átomos compuestos” de
óxido de azufre
Lay de Proust según la Teoría de Dalton
4 átomos de oxígeno
2 átomos de azufre
2 “átomos compuestos”
de óxido de azufre
4 átomos de oxígeno
3 átomos de azufre
2 “átomos compuestos”
de óxido de azufre y 1
átomo de azufre sobrante
Ley de Dalton según la Teoría de Dalton
2 átomos de oxígeno
1 átomo de azufre
3 átomos de oxígeno
1 átomos de azufre
1 “átomo compuesto”
de óxido de azufre (IV)
1 “átomo compuesto”
de óxido de azufre (VI)
Proporción de oxígeno en cada compuesto 2 : 3
Leyes Volumétricas.
Hipótesis de Avogadro
Las leyes ponderales permiten relacionar masas de
sustancias reaccionantes, y resultaron útiles para
Establecer algunas
fórmulas empíricas.
Calcular masas
atómicas relativas.
determinar,
Las composiciones de los
compuestos químicos
Dalton llegó a su teoría a partir de
sus estudios sobre meteorología y
propiedades de los gases.
Su teoría atómica explica las leyes
ponderales de las reacciones
químicas pero….
No era capaz de explicar
completamente las reacciones
entre gases.
Gay-Lussac
estudiando las
reacciones entre
gases dedujo que:
Además de en las ciencias,
destacó en política siendo
designado senador
En iguales condiciones de presión y temperatura, los
volúmenes de los gases que intervienen en una reacción
química guardan entre si una relación numérica sencilla.
Es decir, según Gay Lussac
1
volúmen
de gas
Hidrógeno
2
1
volumen
de gas
Cloro
+
volúmenes de
Cloruro de
hidrógeno
O también…
3
volúmenes
de gas
Hidrógeno
+
2
volúmenes
de
amoniaco
1
volumen
de gas
Nitrógeno
Según Dalton esto no era posible
H+Cl→2HCl
3H+N → 2NH3
(Para Dalton el agua era HO)
Dalton no aceptó esta ley, pues la teoría atómica no
era capaz de explicarla. No podía explicar la formación
del agua o del amoníaco
según Dalton la combinación
Según Gay Lussac un
de un átomo de hidrógeno y
volumen de O se
uno de oxígeno daba lugar a
combinan con dos de H y
una partícula de agua de
da lugar a dos
fórmula HO
volúmenes de agua.
Pero estas leyes eran ciertas: faltaba algo en la teoría.
El italiano Amadeo Avogadro
(1811), analizando la ley de
Gay-Lussac, buscó una
explicación lógica a los
resultados de este científico.
Amadeo Avogadro,
(1776-1856)
Su hipótesis tardó 50 años en
admitirse como válida
En las mismas condiciones de presión y temperatura
volúmenes iguales de cualquier gas contienen el mismo
número de partículas.
Los gases de elementos no están formados por átomos sino
por moléculas.
Avogadro introduce el concepto de Molécula
Molécula es la cantidad más pequeña que puede existir de un
compuesto que conserva las propiedades de dicho compuesto.
imaginémonos 1 cm3 de agua (H20) que se
va dividiendo sucesivamente en mitades
Si esto pudiera hacerse
Llegaríamos a
una sola molécula de agua
la mínima cantidad de agua posible
Si rompemos la molécula…
Ahora no tendríamos agua sino
átomos de hidrógeno y oxigeno,
pero entonces dejaría de ser agua para convertirse, en sus elementos
(hidrógeno y oxigeno).
LAS MOLÉCULAS DE LOS COMPUESTOS SE REPRESENTAN POR FÓRMULAS.
Aplicando estas ideas podemos escribir
1
volúmen de
gas
Hidrógeno
+
1
volumen
de gas
Cloro
2 volúmenes
de cloruro de
hidrógeno
O lo que es lo mismo:
Cl
H
H
H
Cl
H
Cl
+
Cl
Y también…
3
volúmenes
de gas
Nitrógeno
1
volumen
de gas
Oxígeno
+
H
H
H
N
H
H
2
volúmenes
de
amoniaco
N
H
N
H
H
+
H
H
N
H
H
Cl2 + H2
2 HCl
3H2 + N2
2 NH3
La teoría de Avogadro junto a la teoría de
Dalton permitieron explicar el
comportamiento de la materia y se conoce
como la teoría atómico-molecular
Midiendo cantidades:
Masa atómica
Masa molecular
La teoría atómico molecular permite calcular
masas atómicas y establecer un sistema de
fórmulas para representar los compuestos
Según Dalton hidrógeno y oxígeno se combinaban en
la proporción en masa de 1 a 8, y formaban agua
(HO), por tanto la masa de los átomos de oxígeno era
8 veces la del hidrógeno
Si tomamos la masa del hidrógeno como unidad
podemos decir que la masa de un átomo de oxígeno
es 8. Masa atómica del oxígeno 8
Pero la hipótesis de Avogadro y las experiencias de Gay
Lussac mostraban que el agua estaba formada por 2
átomos de hidrógeno y uno de oxígeno. El cálculo es
fácil:
1 átomos de oxígeno
16 g de oxígeno
2 átomos de hidrógeno
2 g de hidrógeno
Masa 1 átomo de O es
igual a 16 veces la
masa de 1 átomo de H
En un principio las masas se
Actualmente la unidad de masa atómicas
calcularon en relación a la masa
(uma) se define como la masa de la
de hidrógeno
doceava parte de un átomo de
12C.
Por ejemplo sabemos que el hidrógeno y el azufre se combinan
para dar un compuesto cuyas moléculas están formadas por dos
átomos de hidrógeno y uno de azufre. La proporción en la que
reaccionan es de 1:16. ¿Cuál será la relación de las masas de los
átomos de azufre e hidrógeno?
La proporción en masa es 1g de hidrógeno por cada 16 de azufre
Y en átomos es de 2 átomos de hidrógeno por cada 1 de azufre
Aplicamos la ley de proporciones definidas
MS·1 átomos de Azufre
16 g de S
=
MH·2 átomos de Hidrógeno
MS = 16·2· MH = 32 u
1 g de H
La tuerca es la unidad de masa ¿Cuál es la masa del tornillo
sabiendo que se unen en la proporción de masas 9 g de
tornillo (T) por cada 1g de tuerca (R) ?
MT· 1 tornillo
9 g de T
=
Mr·2 tuercas
1 g de H
MT = 9·2· MR = 18
El tornillo es 18 veces más pesado que la tuerca
Actualmente las masas atómicas se definen en
función de un isótopo de carbono, el carbono-12
Masa atómica:
Es la relación entre la masa del átomo de un
elemento y la doceava parte de la masa de un
átomo del isótopo de
12C.
Masa molecular:
Es la relación entre la masa de una molécula y
la doceava parte de la masa de un átomo del
isótopo de
12C.
Isótopos y masa atómica
Los isótopos difieren
en el número de
neutrones.
La abundancia en la
naturaleza de cada
uno de los isótopos
de un mismo
elemento es diferente
Masas atómicas son
una media ponderada
de las masas
isotópicas
Cálculo de la masa atómica promedio
Suma de (Abundacias x masa isótopo)
100
CONCEPTO DE MOL.
Número de Avogadro.
Si la materia está formada por
entes elementales indivisibles,
lo natural para medir la
cantidad de materia sería
contar esos entes.
Pero contar entes tan infinitamente pequeños no es
posible ni práctico, serían números enormes por eso
se creó una unidad mas adecuada, el mol
EL MOL
La definición de mol es: la cantidad de entes
elementales (átomos, moléculas o iones) que hay en
12g de 12C.
O sea cuando hablamos de moles hablamos de
conjuntos de moléculas, átomos o iones. El mol es
una unidad de medida de cantidad de entes
elementales.
Podemos contar los huevos que hay en un gallinero
por unidades o por docenas. Pues algo similar.
EL MOL
Mediante diversos experimentos científicos se ha
determinado que el número de átomos que hay en
12g de 12C es 6.0221367 ·1023
Este número recibe el
nombre de
número de Avogadro
En definitiva:
un mol contiene 6.022·1023
(el número de Avogadro ) de
unidades de entes elementales
( átomos, moléculas o iones)
El número de Avogadro es tan grande que es difícil imaginarlo.
Si esparciéramos 6.02·1023 canicas sobre toda la superficie
terrestre,
¡formaríamos una capa de casi 5Km de espesor!
Formulas empíricas y
moleculares.
Deducción de formulas.
DEDUCCIÓN DE FORMULAS
Fórmulas
EMPÍRICAS
Fórmulas
MOLECULARES
Proporciones
de átomos en
la molécula
Cantidad de
átomos en
una molécula
HO
H2O2
Conocer la composición porcentual
% en masa
de elementos
Conocer la fórmula empírica
Partimos de 100g del
compuesto
Gramos de
cada
elemento
Usar pesos atómicos
Fórmula
empírica
x
Masa molecular empírica
Masa molecular real
Calcular relación molar
Fórmula
molecular
Moles de
cada
elemento
Determinar masas atómicas del H y O con los datos de la tabla en la pág 208
Determinar la composición centesimal del agua H2O
pag 213
Actividades 11 y 12
Ácido butanóico
Etanol
Cr2(SO4)3
Sulfato de Cromo (III)
Página 216: Ejercicios 33 y 34