Leyes químicas

Química inorgánica. Leyes ponderales. Teoría atómica de Dalton. Unidad de cantidad de sustancia. Propiedades coligativas de las disoluciones. Reacciones

  • Enviado por: Trikas
  • Idioma: castellano
  • País: España España
  • 5 páginas

publicidad

LEYES PONDERALES

1. 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. O lo que es lo mismo, en una reacción química la masa de los reactivos (sustancias de partida) es la misma masa que la de los productos (sustancias finales).

2. Ley de las 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 o forma de obtención.

3.Ley de las proporciones múltiples o de Dalton

Dos elementos pueden combinarse entre sí en má 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.

TEORIA ATOMICA DE DALTON

1.Enunciado de la teoría atómica

-Los elementos químicos están formados por pequeñísimas partículas, llamadas átomos, que son indivisibles e inalterables.

-Todos los átomos de un mismo elemento son iguales, y por tanto, tienen la misma masa y propiedades, mientras que los átomos de diferentes elementos tienen distinta masay propiedades.

-Los compuestos químicos están formados por la unión de átomos de diferentes elementos, y estos átomos se combinan entre sí en una relación de números enteros sencillos.

-Los átomos no se crean ni se destruyen en una reacción química, solo se redistribuyen.

LEYES VOLUMETRICAS

1. Ley de los volúmenes de combinación o 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.

*Volúmenes de gases diferentes en las mismas condiciones de presión y temperatura contienen el mismo número de moléculas.

-Condiciones normales (c.n.)= 1 atm de presión y 0 grados-273 grados kelvin

-Condiciones Standard (c.s.)= 1 atm de presión y 25 grados- 298 grados kelvin

1 mol de cualquier gas en condiciones normales ocupa siempre 22,4 litros.

1 mol de cualquier gas en condiciones Standard ocupa siempre 24,4 litros.

2. La hipótesis de Avogadro

Amedeo Avogadro hizo dos atrevidas conjeturas (hipótesis):

-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.

*la combinación de la teoría atómica de Dalton, la ley de Gay-Lussac y la hipótesis de Avogadro constituye la teoría atómico-molecular.

LA UNIDAD DE CANTIDAD DE SUSTANCIA

-Fórmula química: la f.q. de una sustancia representa los elementos que contiene y la relación en que se encuentran los átomos de dichos elementos (su comp. Química).

-Masa atómica: la m.a. relativa de un elemento es la masa que le corresponde a un átomo de ese elemento cuando se le comprara con un átomo patrón, el isótopo carbono-12. Masa de un átomo en unidades de masa atómica (u.m.a.)-Ej: Al-27 umas.

-Masa molecular: la m.m. de un compuesto es la suma de las masas atómicas de los elementos de la fórmula, multiplicadas cada una por el número de veces en que está presente el elemento. Masa de una molécula en umas.

-Mol: es la cantidad de sustancia que contiene tantas partículas, átomos, moléculas, etc., como las que hay en 0,012 kg (12 g) de carbono-12.

-Masa molar: la m.m. es la masa de un mol de átomos moléculas, iones, etc. Se representa mediante la letra M y se expresa en kg/mol o en g/mol.

1 atomogramo = masa atómica en g. = 6,023.1023 átomos

1 mol = Mm en g. = 6,023.1023 moléculas

-Composición centesimal: indice el porcentaje de masa de cada elemento que forma parte de un compuesto.

-Fórmula empírica: es aquella que indica la relación más sencilla en que están combinados los átomos de cada uno de los elementos de un compuesto.

-Fórmula molecular: expresa la relación existente entre los números de los diferentes átomosque forman parte de la molécula real de un compuesto.

N= masa molar real / masa molar empírica.

LAS LEYES DE LOS GASES

*Presión, volumen, y temperatura: tres variables que rigen el comportamiento de un gas.

1ª ley: Gay-Lussac-presión constante.

El volumen ocupado por un gas a presión constante es directamente proporcional a la temperatura que soporta.

V1/T1 = V2/T2

2ª ley: Gay-Lussac-volumen constante.

La presión ejercida por un gas a volumen constante es directamente proporcional a la temperatura que soporta.

P1/T1 = P2/T2

3ª ley: Boyle Mariotte-temperatura constante.

A temperatura constante el volumen ocupado por un gas es inversamente proporcional a la presión que soporta.

P1.V1 = P2. V2

*Ecuación general de los gases perfectos P0.V0/T0 = Pt.Vt/Tt

*Clapeyron P.V = n.R.T

*Presiones parciales Pa.V = na.R.T

Pb.V = nb.R.T

Pc.V = nc.R.T

_____________

( Pa+Pb+Pc). V = (na+nb+nc).R.T

Pt.V = nt.R.T

DISOLUCIONES

Mezcla homogénea - Soluto + disolvente.

Concentración de una disolución: concentrada (mucho soluto), diluida (poco soluto).

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, por lo que no sedimentan aunque empleemos potentes máquinas centrifugadoras.

El disolvente es el medio en el que los solutos se disuelven.

Fórmulas empleadas:

% masa = g. de soluto/g de disolución . 100

% volumen = volumen(L) de soluto/volumen(L) de disolución . 100

Masa de soluto por volumen de disolución g/l = g. de soluto/volumen(L) de disolución.

Molaridad M= n moles de soluto/volumen(litros de disolución)

Molalidad m = n moles de soluto/masa(kg.) de disolvente

NormalidadN = equivalente-gramo de soluto/volumen(L) de disolución

Equivalente-gramo = m(g.) de soluto/peso equivalente

Peso equivalente = masa molar/valencia

Relación entre molaridad y normalidad N = M. valencia

Fracción Molar Xs = moles de soluto/moles de soluto + moles de disolvente

Xd = moles de disolvente/moles de soluto + moles de disolvente

Xs + Xd = 1

Masa soluto = volumen de disolución . densidad de disolución . r/100

Masa disolvente = volumen de disolución . densidad de disolución . 100-r/100

PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS DISOLUCIONES

1. Descenso de la presión de vapor: ley de Raoult

Cuando se disuelve un soluto no volátil en un disolvente, disminuye la presión de vapor del disolvente.

La disminución relativa de la presión de vapor de un líquido volátil al disolver en él un soluto no volátil es directamente proporcional a la fracción molar del soluto.

Po = presió del vapor de agua

P = presion del vapor de la disolución (agua + soluto) Po > P

Po - P / Po = Xs P/Po = Xd

La presión de vapor de un líquido en una disolución es igual a la presión de vapor del líquido puro multiplicada por su fracción molar.

2. Punto de congelación de las disoluciones

El punto de congelación, o de fusión, de una disolución es inferior al del disolvente puro. Al añadir un soluto no volátil a una disolución, disminuye la temperatura de congelación de la misma.

Descenso crioscópico crioscopia = Kc . molalidad

Kc = constante crioscópica

3. Punto de ebullición de las disoluciones

El punto de ebullición de una disolución es superior al del disolvente puro. Al añadir un soluto no volátil a una disolución, aumenta la temperatura de ebullición de la misma.

Ascenso ebulloscópico ebulloscopia = Ke . molalidad

Ke = constante ebulloscópica

4. Ósmosis

Cuando enfrentamos dos disoluciones de distinta concentración separadas semipermeable, se produce el paso de disolvente desde la disolución menos concentrada a la más concentrada hasta que las dos disoluciones equilibran sus concentraciones. El fenómeno se conoce como ósmosis.

La presión osmótica es la presión que habría que ejercer sobre la disolución para impedir el proceso de ósmosis.

Pi . V = n . R . T Pi = n/V . R . T Pi = M . R . T

REACCIONES

Una reacción química es un proceso en el que una o más sustancias ( reactivos) se transforman en otra u otras (productos) de distinta naturaleza.

( REACTIVOS ) A + B C + D (RESULTADOS DE LA REACCIÓN) - Irreversible

( REACTIVOS ) A+ B C + D ó C + D A + B ( RES. REACCIÓN ) - Reversible

Ajustar una ecuación química consiste en encontrar unos coeficientes que, colocados delante de las fórmulas, consigan que se verifique la ley de Lavoisier.

Consejos: - Ajusta los átomos de hidrógeno en penúltimo lugar

  • Deja el ajuste de los átomos de oxígeno para el final

Reactivo limitante, reactivos impuros (riqueza), rendimiento de una reacción ( % masa de producto obtenido realmente /masa de producto obtenido teóricamente . 100 )

Clasificacion de reacciones químicas en función de las transformaciones

R. de combinación Son aquellas en las que dos o mas elementos o sustancias forman un único compuesto.

R. de descomposición Son aquellas en las que, a partir de un único compuesto, se obtienen dos o mas sustancias menores ( ya sean elementos o compuestos ).

R. de sustitución 1. reacciones de sustitución simple - en ellas un elemento desplaza a otro de un compuesto 2. reacciones de doble sustitución - en ellas dos elementos se desplazan mutuamente de sendos compuestos.

R. de neutralización Oxido + base Sal + agua - Cuando un ácido se neutraliza con una base lo hacen siempre a igualdad de equivalentes.