INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA (2014)

Apunte Español
Universidad Universidad Politécnica de Cataluña (UPC)
Grado Ingeniería de Diseño Industrial y Desarrollo del Producto - 1º curso
Asignatura Química
Año del apunte 2014
Páginas 37
Fecha de subida 22/11/2014
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TEMA 1. INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA.
ESTRUCTURA ATÓMICA Y TABLA PERIÓDICA.
PROPIEDADES PERIÓDICAS.
QUÍMICA Contenidos Tema 1A Tema 1A. Introducción a la Química 1. Conceptos básicos. Mezclas, compuestos y elementos. Iones. Masa atómica. Mol. Factores de conversión. Composición centesimal. Fórmula empírica. Fórmula molecular 2. Propiedades de las sustancias 2.1 Medidas experimentales 2.2 Precisión, exactitud, errores. Cifras significativas 3. Medida de sustancias 3.1. Medida de líquidos 3.2. Medida de sustancias en disolución (concentraciones) 3.3. Medida de gases TEMA 1A. INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA.
2 Bibliografía • Chang, Raymond FUNDAMENTOS DE QUÍMICA, McGraw-Hill/Interamericana, Mexico 2011.
- Capítulo 1. Química. El estudio del cambio. Pg. 1-13.
- Capítulo 2. Átomos, moléculas e iones.
• Petrucci, Harwood, Herring. QUIMICA GENERAL. 8ª ed. Pearson Educación SA, Madrid 2003.
- Capítulo 1. “Las propiedades de la materia y su medida”. Pg.1-32.
• Whitten, Davis, Peck. QUIMICA GENERAL. 5ª ed. McGraw-Hill, Madrid 1998.
- Capítulo 1. “Los fundamentos de la química”. Pg.1-39.
TEMA 1A. INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA.
3 1. Conceptos básicos. Elementos y átomos • • La Química es la ciencia de la Materia.
La Química estudia la composición, estructura y propiedades de la materia, así como los cambios que esta experimenta durante las reacciones químicas y su relación con la energía.
MATERIA Separación por Mezclas heterogéneas Sustancias puras Métodos físicos homogéneas compuestos Separación por Métodos químicos -disolución sal en agua -disolución de azúcar en agua CuSO4 TEMA 1A. INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA.
elementos -Cu -S -O….
4 1. Conceptos básicos. Elementos y átomos Materia: todo lo que ocupa espacio y tiene masa. En base a su composición y propiedades tenemos: •Sustancia (o sustancia pura): forma de materia que tiene composición definida y propiedades distintivas. Ejem. agua, oro, amoníaco, sacarosa, oxígeno.
•Mezcla: combinación de dos o más sustancias en la que estas conservan sus propiedades. Pueden ser homogéneas (de composición uniforme) o heterogéneas (composición no uniforme). Las mezclas se pueden separar por métodos físicos.
Las sustancias pueden ser elementos o compuestos. Un elemento es una sustancia que no se puede separar en otras más sencillas por medios químicos (hay 117 elementos identificados hasta la fecha) Compuesto: sustancia formada por átomos de dos o más elementos unidos químicamente en proporciones fijas.
TEMA 1A. INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA.
5 1. Conceptos básicos. Elementos y átomos • Los ELEMENTOS están formados por ÁTOMOS “iguales” y característicos.
• Los átomos están formados por protones (+), electrones (-) y neutrones (0).
Los átomos del mismo elemento: - - tienen el mismo número de protones.
tienen el mismo número de electrones (en igual número que los protones).
pueden tener diferente número de neutrones (isótopos).
12 C 6 14 C 6 Número másico (A) = protones + neutrones Modelo atómico de Rutherford 12 C 6 Número atómico (Z) = protones Símbolo 6 1. Conceptos básicos. Iones • Los átomos de los elementos pueden ganar y perder electrones formando iones: Ag Ag+ + eCa Ca2+ + 2eF + eFO + 2eO2- la plata atómica forma el “ion plata” (Ag+) el calcio atómico forma el “ion calcio” (Ca+2) el flúor atómico forma el ion fluoruro (F-) el oxígeno atómico forma el ion óxido (O2-) TEMA 1A. INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA.
7 1. Conceptos Básicos. Masa Atómica • La masa atómica de un determinado elemento se mide en “unidades de masa atómica” (u.m.a.) aunque también se denominan Dalton (Da).
• El valor exacto de una u.m.a ha variado a lo largo de la historia. Actualmente una u.m.a. equivale a la doceava parte de la masa del isótopo 12 del carbono (12C).
• • Recordemos: los isótopos son átomos de un mismo elemento (es decir, que tienen el mismo número de protones en el núcleo) pero que tienen diferente número de neutrones: 12C: 6 protones + 6 neutrones (abundancia 98,93%) • 13C: 6 protones + 7 neutrones (abundancia 1,07%) • 14C: 6 protones + 8 neutrones (abundancia < 0,01%) • • Para cada elemento se utiliza la masa ponderada de todos los isótopos en función de su abundancia: La masa ponderada del carbono es 12.0107 u.m.a. que es muy cercana a 12 porque predomina el 12C.
Si consideramos que un protón y un neutrón pesan aproximadamente lo mismo, una u.m.a. equivale al peso de una de estas partículas.
8 1. Conceptos Básicos. Masa Atómica Ejercicio 1: • • • Se sabe que existen 2 isótopos de cloro (Cl) con abundancias relativas de 75,78% para el 35Cl y 24,22% para el 37Cl.
Calcula la masa atómica ponderada del Cloro.
La masa atómica ponderada tiene en cuenta el peso en u.m.a de cada isótopo y su abundancia: Isótopo Peso (u.m.a.) Abundancia (%) 35Cl 35 75,78 37Cl 37 24,22 masa ponderada = n masa i abundancia i i masa ponderada Cl = 35·0, 7578 37·0, 2422 masa ponderada Cl = 35, 4844 35,48 u.m.a.
9 1. Conceptos Básicos. Mol Mol es la unidad del Sistema Internacional de Medida (S.I.) para la magnitud denominada “Cantidad de sustancia”.
•1 Mol es igual al Número de Avogadro (NA) de partículas.
•El Número de Avogadro (NA) es 6,023·1023.
A veces podemos encontrar los términos: -Molécula-gramo para referirse concretamente a 1 mol de moléculas.
-Átomo-gramo para referirse concretamente a 1 mol de átomos.
• La masa en u.m.a. de un átomo coincide con la masa en gramos de un mol de átomos.
1 Mol de átomos que pesen 1 u.m.a. pesa 1 gramo.
1 Mol de átomos que pesen 2 u.m.a. pesa 2 gramos.
1 Mol de átomos que pesen 12 u.m.a. pesa 12 gramos.
TEMA 1A. INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA.
10 1. Conceptos Básicos. Masa Molecular tabla periódica con masas atómicas La masa molecular (M) se define como la suma de las masas atómicas de los átomos que forman una molécula.
Ejercicio 2. Calcula la masa molecular del H2SO4. Datos: M(H)= 1,00 u.m.a; M(S)= 32,00 u.m.a; M(O)= 16,00 u.m.a.
M(H2SO4)= 2x1,00+32,00+4x16,00= 98,00 g/mol La definición se puede extender para los compuestos que no forman moléculas (como las sales), aunque en estos casos es más correcto utilizar el término pesofórmula. Ejem. Calcula la Masa molecular ( o el peso-fórmula) del NaCl. (Ejercicio número 7 para casa del T1).
Podemos relacionar la masa de una sustancia con el número de moles que la componen: Masa atómica o molecular masa en gramos mol 11 1. Conceptos Básicos. Factores de conversión • Para realizar cálculos en Química se utilizan los factores de conversión que permiten, multiplicando por una relación de unidades o bien por una relación que equivale a 1, cambiar de unas unidades a otras y, partiendo de datos conocidos, determinar otros desconocidos.
1 m = 100 cm 1m 100 cm = =1 100 cm 100 cm 1m =1 100 cm 10-10 m 100 cm 1Å=1Å = 10-8 cm 1Å 1m • Conociendo la densidad de una disolución podemos pasar de volumen a masa de disolución, haciendo un cambio de magnitudes: 10 ml de substancia 10 ml de substancia x 1,3 g de substancia = 13 g de substancia 1 ml de substancia TEMA 1A. INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA.
12 1. Conceptos Básicos. Mol • Gracias a Avogadro podemos relacionar la masa que podemos pesar en la vida real (realidad macroscópica) con el número de entidades de la realidad submicroscópica (moléculas, átomos, iones…).
Ejercicio 3. ¿Cuántas moléculas hay en 8,0 g de CO2? 1 mol CO2 6,023·1023 moléculasde CO2 8g CO2· · = 1,09·1023 moléculasde CO2 44 g 1 mol CO2 TEMA 1A. INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA.
13 1. Conceptos Básicos. Composición centesimal %H 2 1,00 g H 100 2,04% H 98,00 g H 2 SO4 %S 32,00 g S 100 32,65% S 98,00 g H 2 SO4 %O 4 16,00 g O 100 65,31% O 98,00 g H 2 SO4 14 1. Conceptos básicos. Fórmula empírica • La F. E. (fórmula empírica) de un compuesto es la que indica qué elementos hay y la relación molar entre ellos, pero no cuántos elementos hay de cada clase. La F. E. de un compuesto se puede determinar a partir de la composición centesimal (porcentaje en peso de cada uno de los elementos que la componen).
Ejercicio 5. El análisis de un compuesto revela que contiene 50,1% de S y 49,9% de O ¿cuál es la fórmula empírica del compuesto? En 100g de compuesto tenemos 50,1 g de S y 49,9 g de O. Primero calculamos el nº de moles de átomos de cada elemento: 50,1 g S 1 mol S 1,56 moles átomos S 32,1 g S 49,9 g O 1 mol O 16 g O 3,12 moles átomos O Y en segundo lugar dividimos por el más pequeño obteniendo la F.E.: S1,56 O 3,12 1,56 SO 2 1,56 TEMA 1A. INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA.
15 1. Conceptos básicos. Fórmula molecular La F. M. (Fórmula molecular) de un compuesto me indica los elementos que hay y cuántos hay de cada clase, para determinarla necesito un método que me permita encontrar la Masa Molecular del compuesto.
Ejercicio 6. La composición centesimal de un hidrocarburo es 82,66 % de C y 17,34 % de H. La densidad de su vapor a 25 oC y 100 torr es de 0,3123 g/L. Hallar la fórmula molecular. Datos: M(C)=12,00 g/mol; M(H)= 1,00 g/mol.
En primer lugar se calcula la fórmula empírica: 82,66 g C 1 mol C 12 g C 17,34 La F. E. será: C , , , , → C1H2,5 6,89 moles de átomos de C 17,34 moles de átomos de H M(F.E.)= 14,5 g/mol TEMA 1A. INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA.
16 1. Conceptos básicos. Fórmula molecular Para calcular el peso molecular reordenamos la ecuación de los gases ideales: RT 0,3123 / , = 57,99 g/mol m: masa del compuesto; M: masa molecular; densidad en g/L, R constante de los gases, T temperatura absoluta, P presión, n número de moles.
Comparamos la masa molecular del compuesto M con la masa de la fórmula empírica (M(F.E.)): M/M(F.E.) = 57,99/14,5= 4 La fórmula molecular será: 4C1H2,5 C4H10 17 2. Propiedades de las sustancias 2.1 Medidas experimentales. Precisión, exactitud, errores.
2.1 Cifras significativas.
Referencias: http://www.sc.ehu.es/sbweb/fisica/unidades/medidas/medidas.htm TEMA 1A. INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA.
18 2. Propiedades de las sustancias • Propiedades extensivas: dependen de la cantidad de sustancia, además son aditivas. Se suelen indicar en mayúsculas (la masa es una excepción).
Ejemplos: – Masa – Volumen – Resistencia eléctrica • Propiedades intensivas: son específicas de la sustancia e independientes del tamaño. No son aditivas. Se suelen indicar en minúsculas. Ejemplos: – Densidad – Punto de fusión – Punto de ebullición – Resistividad eléctrica – Presión – Temperatura 19 2. Propiedades de las sustancias • Mediante el Análisis Químico se utilizan las propiedades de las sustancias para saber: – ¿Qué son? – ¿Cuánto hay? Análisis cualitativo Análisis cuantitativo Ejemplos: - Un reactivo químico permite conocer la naturaleza de un determinado producto (qué es).
– La masa se puede determinar mediante una balanza que mide la atracción de la gravedad (el peso).
20 2.1 Medidas experimentales. Precisión, exactitud, errores • • • Precisión. La precisión de una medida experimental consiste en el parecido de los resultados obtenidos cada vez que se repite la medida.
Se asocia a la reproducibilidad.
Exactitud. La exactitud en una medida experimental consiste en el parecido con un único valor, aceptado como resultado verdadero, de los resultados obtenidos en cada medida.
Error de medida o experimental. Es la diferencia entre el valor aceptado y el valor medido (en valor absoluto).
TEMA 1A. INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA.
21 2.1 Medidas experimentales. Precisión, exactitud, errores El Error de medida o experimental viene dado por la combinación de los siguientes errores: • Error instrumental. Valor mínimo de magnitud que nos permite distinguir el aparato o instrumento, también denominado sensibilidad del aparato.
• Error de manipulación. Es el error que puede cometer la persona que está realizando la medida.
• Error aleatorio. Se trata del compendio de los errores de manipulación además de los causados por cambios en condiciones de medida no controladas.
Error absoluto. Es la diferencia entre el valor aceptado y el valor medido, en valor absoluto.
Error relativo. Es el error absoluto dividido por el valor aceptado (en valor absoluto) y multiplicado por 100. Se trata de un porcentaje que permite evaluar más fácilmente las proporciones del error.
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22 2.2 Cifras significativas • La cantidad o número que expresa el resultado de una medida experimental debe indicar el error de la medida. Normalmente el número lleva implícito el error experimental ya que se considera que todas las cifras son exactas excepto la última, la de la derecha.
Ejemplo: 36,5 cm 36,5 ± 0,1 cm • Las cifras significativas son las cifras exactas de un valor más la primera inexacta. El número de cifras significativas de un dato corresponde al número de dígitos contados de izquierda a derecha a partir del primero diferente de cero. Ejemplos: 2,34 cm → 3 cifras significativas 0,0234 m → 3 cifras significativas 2,34·10-5 Km → 3 cifras significativas 100 → depende: 1·102 tiene 1 cifra y 1,00·102 tiene tres cifras. En general se entiende que 100 tiene 3 cifras significativas → prácticamente infinitas cifras significativas 23 2.2 Cifras significativas Cuando expresamos una medida lo debemos hacer utilizando la cantidad correcta de cifras significativas: • Si medimos una longitud con una regla podemos escribir 8,1 cm pero no 8,12345 cm.
• Si medimos una longitud con un pie de rey debemos escribir 8,100 cm.
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24 2.2 Cifras significativas Redondeo •Para redondear los resultados a la última cifra significativa del resultado se le debe aumentar una unidad si la siguiente cifra (que no se escribirá) es mayor que 5.
•Si la última cifra es 5, se redondea hacia el valor par más cercano.
–Ejemplo: 2,35 se redondea a 2,4 y 2,65 se redondea a 2,6.
•Al sumar o restar diferentes datos el resultado no puede tener más cifras decimales que el sumando que tiene menos cifras decimales.
–Ejemplo: 12,1 + 1,12345 = 13,22345 → 13,2 •Al multiplicar o dividir, el resultado tiene que tener las mismas cifras significativas que el valor con menos cifras significativas. A veces, si la primera cifra del resultado es “1” se puede añadir otra cifra significativa adicional.
–Ejemplo: 5,12 x 6,123 = 31,34976 → 31,3 –Ejemplo: 0,65 x 2,123 = 1,37995 → 1,4 → 1,38 25 3. Medida de sustancias 3.1 Medida de líquidos 3.2 Medida de sustancias en disolución (concentraciones) 3.3 Medida de gases TEMA 1A. INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA.
26 3.1 Medida de líquidos • Para medir o cuantificar un líquido puro se utiliza su volumen (V). Las unidades más habituales son: mL=cm3, L=dm3 y m3.
Para medir V de líquidos utilizamos probetas, pipetas, buretas o matraces aforados.
Matraz aforado • Para poder convertir la cantidad en masa se necesita la densidad ( ). Las unidades más habituales son: g/mL=g/cm3=kg/L.
g m (g) ρ V cm 3 Líquido puro 3 cm • Para poder convertir la cantidad en moles se necesitan la densidad y la masa molecular (M).
n (mol) = • 1 mol g 3 ρ V ( ) cm 3 M g cm En el caso de mezclas homogéneas de líquidos se medirá como se indica en el apartado de disoluciones.
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27 3.2 Medida de sustancias en disolución • En Química es muy frecuente trabajar con disoluciones, que son mezclas homogéneas de uno (o más) solutos en un disolvente. De los diferentes componentes de una disolución el que está en mayor proporción se denomina disolvente y al resto se les llama solutos. Si el disolvente es el agua se denominan disoluciones acuosas.
• La medida de la disolución en conjunto se hace, como con cualquier líquido, midiendo el volumen. A menudo es necesario conocer el contenido de uno de los componentes de la disolución, por lo que se utiliza la concentración.
La concentración es una propiedad intensiva ya que no depende de la cantidad total de disolución sino de las relaciones entre los componentes de esta, indicando la cantidad de soluto (o solutos) que hay en un volumen (o masa) de disolución (o de disolvente).
• 28 3.2 Medida de sustancias en disolución Las diversas formas de expresar las cantidades de soluto, de disolvente o de disolución dan lugar a diferentes unidades, que para simplificar podemos clasificarlas por la forma de medir el soluto: – concentraciones con la cantidad de soluto medida en masa.
– concentraciones con la cantidad de soluto medida en moles.
– otras concentraciones.
TEMA 1A. INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA.
29 3.2 Medida de sustancias en disolución • Concentraciones con la cantidad de soluto medida en masa.
– Porcentaje en peso (%) respecto a la disolución: gramos de soluto % = x100 gramos de disolución – Porcentaje en peso (%) respecto al disolvente (se debe indicar expresamente): gramos de soluto % = x100 gramos de disolvente – Concentración en g/L respecto a la disolución: gramos de soluto c = litro de disolución TEMA 1A. INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA.
30 3.2 Medida de sustancias en disolución • Concentraciones con la cantidad de soluto medida en moles.
Químicamente son las más utilizadas: – Molaridad (M) o moles de soluto por litro de disolución: moles de soluto M= litro de disolución – Molalidad (m) o moles de soluto por kilogramo de disolvente: moles de soluto m= Kg de disolvente – Fracción molar (xi) o moles del componente i (soluto) por mol de disolución: moles de soluto xi = moles de disolución TEMA 1A. INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA.
31 3.2 Medida de sustancias en disolución • Otras concentraciones. En algunos casos particulares se siguen utilizando unidades de concentración específicas: – Porcentaje en volumen (%vol) o litros de soluto por 100 litros de disolución. Se utiliza habitualmente para mezclas (disoluciones) de gases. En el caso de las bebidas alcohólicas los grados alcohólicos son el %vol de alcohol.
litros de soluto %vol = 100 litros de disolución TEMA 1A. INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA.
32 3.2 Medida de sustancias en disolución • Ejercicio 7: – Tenemos un HCl del 35% y d= 1,18 g/mL. Expresa su concentración en M, m y x.
Respuesta: 11,3 M; 14,8 m; xHCl= 0,21 y xH2O= 0,79.
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33 3.3 Medida de gases • Para medir o cuantificar un gas se utiliza el volumen (V). Las unidades más habituales son: mL=cm3, L=dm3 y m3.
• Los gases cambian de volumen fácilmente, en función de la temperatura (T) y la presión (P).
• Para poder relacionar la cantidad de materia con el volumen para cualquier temperatura y presión utilizamos una ecuación que se denomina ecuación de estado.
• En el caso de los gases se dispone de varias, en función de la aproximación a la realidad. Mientras no se especifique lo contrario, la ecuación de estado que se utilizará será la de los gases ideales. Aunque aproximada, para las condiciones ambientales habituales da buenos resultados y es más simple que el resto de ecuaciones de estado.
PV=nRT Donde P es la presión, V el volumen ocupado por el gas, n el número de moles, R la constante de los gases 34 3.3 Medida de gases • • • En función del conjunto de unidades utilizadas la constante R toma diversos valores: – 8,31441 J / K·mol = – 8,31441 Pa· m3 / K·mol = – 0,0831441 bar· dm3 / K·mol = – 0,08205746 atm·L / K·mol = – 62,3637 torr·L / K·mol = – 1,987 cal / K·mol Habitualmente, n se mide en moles, T en kelvins (K), P en atmósferas (atm) y el V en litros (L). En estas condiciones: R= 0,08205746 atm·L / K·mol ≈ 0,082 atm·L /K·mol Cuando T= 0 oC (= 273,15 K) y P= 1 atm (=760 mmHg= 1,01325 105 Pa) se dice que el gas está en condiciones normales (C.N.) y cada mol ocupa 22,4 L: 22,4 L / 1 mol gas en C.N.
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35 3.3 Medida de gases • En el caso de las mezclas de gases se utilizan el %vol y xi % 100 • También se utilizan las presiones parciales definidas como las presiones de cada gas como si estuviese solo en las mismas condiciones ambientales: • P A menudo será útil considerar que la suma de todas las presiones parciales es la presión total: Ptotal Pi i ni i RT V ni · i RT V ntotal · TEMA 1A. INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA.
RT V Ptotal 36 3.3 Medida de gases • La masa molecular promedio calcular según de una mezcla de gases se puede Siendo xi la fracción molar de cada gas, Mi la masa molecular de cada gas.
Ejercicio 8. La composición volumétrica del aire es: 21% O2, 78% N2 y 1% Ar. Calcula la masa molecular promedio del aire.
Respuesta: 28,96 g/mol.
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