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2º Bachiller QUÍMICA T 0
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1. LEYES FUNDAMENTALES. TEORÍA ATÓMICA.
La química es la ciencia que describe la materia, sus propiedades físicas y químicas,
los cambios que experimenta y las variaciones de energía que acompañan a dichos
procesos.
La química se apoya en los fundamentos matemáticos y físicos y es, a su vez, el
fundamento de las ciencias de la vida: la biología y la medicina:
Repasemos sus fundamentos:
1.1 Ley de la conservación de la masa
La materia es todo aquello que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio. Por
masa entendemos como la medida de la cantidad de materia que contiene una
muestra de cualquier material.
En 1789, Lavoisier enunció el principio de conservación de la materia:
La materia ni se crea ni se destruye, sino que se transforma.
No existen cambios observables en la cantidad de materia durante una reacción
química ordinaria. Esto significa que la masa total de las sustancias que
reaccionan (reactivos) es igual a la masa total de las sustancias resultantes
(productos):
QUÍMICA
FÍSICA
MEDICINA BIOLOGÍA
MATEMÁTICAS
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𝑚𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡𝑖𝑣𝑜𝑠 = 𝑚𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑠
También, se puede enunciar que en un sistema cerrado (sin intercambio de materia con el exterior), la masa total de las
sustancias existentes no cambia aunque se produzca cualquier reacción química entre ellas.
1.2 Ley de la conservación de la energía
Entre los siglos XVIII y XIX, se desarrolla otro principio de utilidad básica para
físicos y químicos. Se conoce como principio de conservación de la energía,
enunciado por Robert Mayer, que nos dice:
La energía ni se crea ni se destruye, sólo se transforma.
Es decir, la energía es indestructible en su conjunto y cualitativamente
convertible de una forma a otra.
Conviene recordar aquí, que toda reacción química siempre lleva asociada
intercambios de formas de energía. Sin embargo, no siempre que tenga lugar
una transformación de energía, implica que ocurra un cambio químico.
1.3 Ley de la conservación materia-energía
Con la llegada de la era nuclear en el s. XX, se comprendió que la masa y la
energía son interconvertibles. El proceso de conversión viene regido por la
famosa ecuación de Einstein:
𝐸 = ∆𝑚𝑐2
Que establece que la cantidad de energía que se libera, al transformarse la
materia en energía, es el producto de la masa transformada y el cuadrado de la
velocidad de la luz.
En los reactores nucleares se verifica, de forma controlada, este proceso. La
energía del Sol (y de las demás estrellas) tiene, también, este origen.
La ley de conservación de la masa y la ley de conservación de la energía han
dejado de ser dos leyes independientes. Deben reunirse en una única ley de
conservación masa-energía:
La cantidad combinada de materia y energía en el Universo es fija.
No obstante, salvo en los procesos nucleares, podemos continuar aplicando de
forma separada ambos principios de conservación.
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Ejemplo, reacción química en la que se liberan 100 kcal; esta energía equivale a una pérdida de masa de 4.7·10-9 g
(0,0000000047 g). La balanza más sensible (0,000001 g) sería incapaz de detectar dicha variación de masa.
1.4 Ley de la composición constante o definida
A partir del s XVIII se fue haciendo más frecuente el estudio de los pesos de las
sustancias que intervienen en los procesos químicos, en las disoluciones, en las
mezclas, etc.
Por métodos tan sencillos como calentar un metal en el aire, para obtener su
óxido (síntesis), o bien calentar una sustancia para descomponerla en sus
elementos (análisis), se reunió una gran cantidad de datos de modo que para un
compuesto (no se conocía su fórmula), se conocían los elementos que lo
formaban y los porcentajes de cada uno de ellos.
Trabajando de esta forma los primeros químicos lograron establecer leyes
empíricas que constituyen la base de la química. Entre ellos Louis Joseph Proust,
químico francés, pero que contratado por Carlos III desarrolló gran parte de sus
trabajos en España. En 1799 enunció la ley de la composición constante:
Cuando dos o más elementos (o compuestos) se unen para formar un
mismo compuesto lo hacen siempre en una proporción en peso fija.
Así, por ejemplo, si hacemos reaccionar 10 g de cloro con 10 g de sodio se
comprueba que los 10 g de cloro no reaccionan con todo el sodio, sino con una
porción de él, exactamente 6,484 g, quedando el resto sin reaccionar (3,516 g).
Y ni cambiando las condiciones, lograremos formar sal común combinando
estos elementos en otras proporciones. Siempre ocurrirá según:
𝑠𝑜𝑑𝑖𝑜
𝑐𝑙𝑜𝑟𝑜=
6,484
10=
12,968
20=
4,934
7,610= 𝑐𝑡𝑒
Cualquier muestra de sal común, provenga del mar, de una mina o del plasma
sanguíneo, contendrá siempre un 39,34% de sodio y un 60,66% de cloro.
1.5 Ley de las proporciones múltiples
Cuando se hace reaccionar 1,000 g de oxígeno con cobre, se consumen 3,971 g
ó 7,942 g, dependiendo de las condiciones en que se lleve a cabo el proceso.
¿Falla, entonces, la ley de las proporciones definidas? No, la razón es que en
cada caso se obtiene un óxido de cobre (compuesto) diferente:
1,000 g de oxígeno + 3,971 g de cobre → óxido de cobre (a)
1,000 g de oxígeno + 7,942 g de cobre → óxido de cobre (b)
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Si hallamos el cociente de las cantidades de cobre que reaccionan con 1,000 g
de oxígeno (cantidad fija), comprobaremos:
3,971
7,942=
1
2→ 𝑟𝑒𝑙𝑎𝑐𝑖ó𝑛 𝑠𝑒𝑛𝑐𝑖𝑙𝑙𝑎
Y, precisamente esto es lo que dice la ley de las proporciones múltiples
(enunciada por Dalton en 1803):
Las cantidades de un mismo elemento que se combinan con una
cantidad fija de otro para formar varios compuestos, está en la
relación de números enteros sencillos (como 1:2; 3:1; 2:3;…).
1.6 Ley de los pesos de combinación o proporciones recíprocas
Realizando un estudio similar al anterior, pero en este caso haciendo reaccionar
cantidades de diferentes elementos con una cantidad fija de otro, Benjamin
Richter, llegó a la conclusión de que:
Las cantidades de diferentes sustancias que se combinan con una
cantidad fija de otra, dan la relación en que ellos se combinan entre
sí, o multiplicada por un número sencillo.
Por ejemplo,
1 g de oxígeno se combina con
0,12 g de Hidrógeno
2,50 g de Calcio
0,37 g de Carbono
Pues cuando el Hidrógeno, el Calcio o el Carbono se combinan entre sí, lo hacen
en la relación de pesos antes señalada o multiplicada por un número sencillo:
C/H =0,37/0,12; C/Ca=[0,37/2,50]·4
1.7 Teoría atómica de Dalton
John Dalton, en el s XIX reunió y explicó las anteriores leyes de combinación
(leyes absolutamente experimentales) a partir de una misma base teórica. Su
teoría atómica de la química puede simplificarse en las siguientes conclusiones:
I. La materia está formada por átomos consistentes en partículas
separables entre sí, pero indivisibles e inalterables.
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II. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos en masa y en
propiedades.
III. Los átomos de distintos elementos tienen diferentes masas y
propiedades.
IV. Los compuestos se forman por la unión de átomos de los
correspondientes elementos en una relación constante y sencilla en
número.
V. En una reacción química, los átomos ni se crean ni se destruyen,
solamente se produce una redistribución de átomos.
Las suposiciones de DALTON permiten explicar fácilmente las leyes ponderales de las combinaciones químicas, ya que la
composición en peso de un determinado compuesto viene determinada por el número y peso de los átomos elementales
que integran el «átomo» del compuesto.
Ley de la conservación de la materia.
Por ser los átomos indivisibles e indestructibles los cambios químicos han de consistir únicamente en un
reagrupamiento de átomos y, por tanto, no puede haber en el mismo variación alguna de masa al no variar el número de
átomos presentes. La masa se conserva.
Ley de las proporciones definidas.
Una teoría continua de la materia sería incapaz de explicar, por ejemplo, por qué al combinar 10 g de cloro con 10 g
de sodio no se obtienen 20 g de sal. Sin embargo, si tenemos en cuenta que las reacciones químicas tienen lugar por
combinación entre átomos sí sería fácilmente explicable. De modo que, si se combinan n átomos del elemento A con m
átomos del elemento B y los pesos respectivos de estos átomos son a y b, el compuesto formado mantendrá una relación en
peso de sus constituyentes: na/mb=cte.
Ley de las proporciones múltiples.
Si dos elementos se unen en varias proporciones para formar distintos compuestos quiere decir que sus átomos se
unen en relaciones numéricas diferentes. Si un átomo del elemento A se une, por ejemplo, con uno y con varios átomos del
elemento B para formar diferentes compuestos, se comprende que la relación en peso de las cantidades de este elemento
(uno y varios átomos) que se unen con una misma cantidad de aquél (un átomo) esté en relación sencilla.
Ley de las proporciones recíprocas.
Si suponemos que los elementos se uniesen siempre en la relación atómica 1 : 1, la ley de las proporciones recíprocas
no sólo sería evidente sino que los pesos de combinación serían a su vez los pesos atómicos. Aunque los elementos se unen
en relaciones atómicas diferentes, 1 : 2; 1 : 3; 2 : 3; etc., puede fácilmente calcularse que las cantidades en peso de
distintos elementos que se unen con una cantidad fija de un elemento dado han de estar en relación sencilla con sus
respectivos pesos atómicos y que dichas cantidades, multiplicadas necesariamente en todo caso por números enteros
sencillos, han de ser las que se combinen entre sí en las correspondientes combinaciones mutuas.
La teoría de Dalton tuvo un gran éxito al explicar de manera simple y satisfactoria las leyes ponderales de la química.
Pero lo que no era posible deducir de la misma era el número real de átomos de cada elemento que forman las moléculas de
un compuesto. Lo único que nos dice es que estos números son definidos y constantes, pero no su valor preciso. Ante esta
situación, Dalton, optó por elegir arbitrariamente la opción más sencilla, equivocándose. Así supuso que las moléculas de
los elementos estaban formadas por un único átomo (ejemplo, oxígeno, O; hidrógeno, H;…), para otros compuestos, eligió
igualmente la alternativa más sencilla, ejemplo para el agua, HO; el amoníaco NH….
Dalton, por hacer esta simplificación, no pudo explicar las leyes volumétricas de las reacciones.
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1.8 Ley de los volúmenes de combinación
Las anteriores leyes de las combinaciones son leyes ponderales, esto es, se
refieren a los pesos (masas) de las sustancias que participan en las reacciones
químicas.
Joseph Louis Gay-Lussac, tras haber observado un gran número de experiencias
con gases elementales, midiendo sus volúmenes a presión y temperatura
constantes, llegaba a conclusiones del tipo:
1 vol de hidrógeno + 1 vol de cloro 2 vol de cloruro de hidrógeno
2 vol de hidrógeno + 1 vol de oxígeno 2 vol de vapor de agua
1 vol de nitrógeno + 1 vol de oxígeno 2 vol de óxido nítrico
1 vol de nitrógeno + 3 vol de hidrógeno 2 vol de amoníaco
Y en 1808 enunció su ley de los volúmenes de combinación, ley volumétrica
aplicable sólo a gases:
Los volúmenes medidos en las mismas condiciones, de las sustancias
gaseosas que intervienen en una reacción química están en una
relación de números enteros sencillos.
La teoría de Dalton no podía explicar esta ley, básicamente porque Dalton
consideraba para los gases un modelo estático (los gases estaban constituidos
por partículas compresibles, en contacto directo unas con otras y en reposo. Las
partículas se repelían entre sí con una fuerza inversamente proporcional a la
distancia) esto conlleva dos consecuencias:
a. Al ser los átomos distintos unos de otros, en volúmenes iguales de gases
diferentes no podría haber el mismo número de átomos, ni podría haber
doble número de átomos en volúmenes dobles de gases diferentes,
hecho que se requería para poder interpretar la ley de Gay-Lussac y que
obligaba a abandonar el modelo de gas estático.
b. Por otro lado, si los productos resultaban ser también sustancias
gaseosas, con la Tª de Dalton era inviable que, por ejemplo, 1 volumen
de hidrógeno reaccionase con 1 vol de cloro y diera 2 vol de cloruro de
hidrógeno (en lugar de 1 vol de cloruro).
El enfrentamiento entre Gay-Lussac y Dalton tuvo una pronta solución, que sin
embargo, no fue aceptada hasta 50 años más tarde.
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1.9 Ley de Avogadro
La ley de Gay-Lussac fue interpretada de una manera muy simple, en 1811, por
el físico italiano Amadeo Avogadro. Para ello estableció una serie de hipótesis;
así, sugiere para los gases un modelo en el cual:
Las partículas gaseosas son de dimensiones muy pequeñas
frente al volumen total del recipiente, y en realidad ocupan sólo
una pequeña fracción del volumen total. (Abandona la idea del “gas
estático” y aparece la idea de las partículas en movimiento).
Supone que los gases elementales (hidrógeno, oxígeno,
nitrógeno, cloro, etc.) estaban formados por moléculas formadas
por la unión de dos átomos.
Y postula que, volúmenes iguales de cualquier gas (medidos en
las mismas condiciones de P y T) contienen el mismo número de
moléculas. (El enunciado inverso, también es cierto: un
determinado número de moléculas de cualquier gas, ocupa un
mismo volumen medido en las mismas condiciones de P y T.
Veamos cómo con esta hipótesis se explica la ley de Gay-Lussac:
NOTA: Avogadro admitió la existencia de moléculas formadas por dos o más átomos. De modo que en una
reacción química una molécula de una sustancia debe de reaccionar con una, dos, tres … moléculas de otra
sustancia para producir una, dos, tres… moléculas de producto, pero una molécula no puede reaccionar con,
por ejemplo, 1,23 u otra fracción extraña de moléculas de otra sustancia. Debe esperarse por tanto, que
exista una relación de números enteros sencillos entre las moléculas de los reactivos, así como entre éstas y
la del producto.
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2. MASAS ATÓMICAS Y MOLECULARES
La importancia de la hipótesis de Avogadro es que nos permite conocer el peso
o la masa de las moléculas. Si pesamos dos volúmenes iguales de dos gases
(medidos en las mismas condiciones de P y T) el que pese más debe tener
moléculas más pesadas, ya que en ambos volúmenes han de existir igual
número de moléculas y, por tanto, la relación entre los pesos de los dos
volúmenes es justamente la relación de pesos entre las moléculas de ambos
gases. Inicialmente como sustancia patrón para llevar a cabo estas
comparaciones se eligió el elemento más ligero, el Hidrógeno. A cuya molécula
se asignó el valor de dos unidades de masa atómica, uma. Por lo que cada
átomo de Hidrógeno tendría una masa de 1 uma. Así el peso de cualquier otro
átomo comparado con el del Hidrógeno, se llamó peso o masa atómica.
Muchos pesos atómicos y moleculares se determinaron en relación al oxígeno,
ya que éste forma muchos más compuestos que el hidrógeno con los demás
elementos, por ello, a finales del s XIX se optó por el Oxígeno como elemento
patrón, con una masa atómica exacta de 16 uma.
En 1961, la IUPAC adopta como escala de masas atómica la referida al isótopo
de carbono de número másico 12, asignándosele la masa exacta de 12 uma.
Así, en la actualidad 1 uma se define como la 1/12 parte de la masa del isótopo
𝐶612 .
En la actualidad uno de los métodos más empleados para determinar las masas
atómicas y moleculares es la espectrometría de masas.
2.1 Fórmulas
Una fórmula es un conjunto de símbolos y números en forma de subíndices que
representan a las moléculas. Conociendo la fórmula de una molécula
conocemos:
- Los elementos que la componen.
- La relación en que se hallan.
Y si también conocemos las masas atómicas, seremos capaces de determinar
además:
- La composición centesimal del compuesto.
- La cantidad de cualquier elemento que hay en una muestra
determinada del compuesto.
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2.2 Átomo-gramo y molécula gramo. Concepto de MOL
Aunque la unidad química de una sustancia es el átomo cuando se trata de un
elemento o de la molécula si se trata de un compuesto, su pequeñez hace
imposible trabajar individualmente en el laboratorio con ninguno de ellos. Los
químicos trabajan con gramos (o fracciones) y no con unidades de masa
atómica. Y dado que en cantidades del orden del gramo existe un enorme
número de átomos, se decidió usar como unidad de cantidad de sustancia el
átomo-gramo y la molécula-gramo, que actualmente se denomina mol. Esta
unidad se define como la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades
(átomos, moléculas u otra partícula) como el número de átomos que existe en
0,012 kg de carbono-12 puro. Este número resulta ser: 6,02·1023 y se
denomina número de Avogadro.
Dado que el mol se define como el nº de átomos que hay en 12 g de carbono-
12 y ya que, la unidad de masa atómica, uma, se definió como la doceava parte
(1/12) de la masa de un átomo de carbono-12, la siguiente proposición es
verdadera:
La masa en gramos de un mol de átomos de un elemento puro
es numéricamente igual al peso atómico en uma de dicho
elemento.
2.3 Volumen molar
Es el volumen que ocupa un mol. Como un mol de cualquier sustancia contiene
el mismo número de moléculas y, en estado gaseoso, según el principio de
Avogadro, un mismo número de moléculas de cualquier gas, en idénticas
condiciones de temperatura y presión, ocupa un mismo volumen, por tanto:
Un mol de cualquier sustancia en estado gaseoso ocupa en
idénticas condiciones de P y T, el mismo volumen. Si las
condiciones son normales (0ºC y 1atm), el volumen de un mol
gaseoso es 22,4 litros.
1 𝑚𝑜𝑙 = 6,02 · 1023𝑝𝑎𝑟𝑡í𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠
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3. ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA. TEORÍA CINÉTICA
La materia suele presentarse en tres estados o formas de agregación: sólido, líquido y
gaseoso.
En las condiciones que existen en la superficie terrestre, sólo pocas sustancias pueden
hallarse, de modo natural, en los tres estados, tal es el caso del agua.
La mayoría de sustancias se presentan en un estado concreto. Así, los metales o las
sustancias que constituyen los minerales se encuentran en estado sólido y el oxígeno o
el CO2 en estado gaseoso. Recordemos las características de cada estado.
Los sólidos: Tienen forma y volumen constantes. Se caracterizan por la rigidez
y regularidad de sus estructuras.
Los líquidos: Su forma no es fija pero sí su volumen. Por lo que se adaptan a la
forma del recipiente que les contiene y son prácticamente incompresibles.
Presentan fluidez (que les permiten pasar con facilidad de un recipiente a otro),
capacidad de difusión y tensión superficial.
Los gases: No tienen forma ni volumen fijos. Pueden comprimirse y expandirse.
Tienden a ocupar todo el volumen del recipiente que les contiene y poseen una
enorme capacidad de difusión. Sus densidades son muy bajas, comparadas con
sólidos y líquidos.
Existen otros estados de agregación de la materia, de los que destacaremos el estado de plasma. En este
estado se halla la mayor parte de la materia en el Universo, El Sol y otras estrellas son principalmente
plasma. En él coexisten los átomos que están ionizados (por haber perdido uno o más de sus electrones) y
electrones, estas partículas se hallan en movimiento caótico y, en su conjunto, el plasma es eléctricamente
neutro, sin embargo puede conducir la corriente eléctrica por contar con portadores de carga. El plasma
puede moldearse, conformarse y moverse mediante campos eléctricos y magnéticos. Otros estados de
agregación son el condesado de Bose-Einstein y el controvertido condensado de Fermi.
3.1 Recordatorio de las leyes de los gases ideales
Todos los gases, con independencia de su naturaleza química o del tamaño de
sus moléculas, responden a unas leyes muy sencillas:
Ley de Avogadro: 𝑉 ∝ 𝑛 (𝑎 𝑃 𝑦 𝑇 𝑐𝑜𝑛𝑠𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒𝑠)
Ley de Boyle: 𝑉 ∝1
𝑃 𝑎 𝑇 𝑦 𝑛 𝑐𝑜𝑛𝑠𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒𝑠
Ley de Gay-Lussac: 𝑉 ∝ 𝑇 (𝑎 𝑃 𝑦 𝑛 𝑐𝑜𝑛𝑠𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒𝑠)
Generalizando el volumen debe de ser proporcional al producto de las tres
magnitudes:
𝑉 ∝𝑛𝑇
𝑃= 𝑅
𝑛𝑇
𝑃⇒ 𝑃𝑉 = 𝑛𝑅𝑇
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donde R es la constante de proporcionalidad.
La expresión anterior describe el comportamiento de gases ideales. Determinaciones precisas de
volúmenes, presiones y temperaturas de gases reales demuestran que su comportamiento se
aproxima al descrito por la ecuación anterior. Los resultados se alejan del comportamiento ideal,
tanto más cuanto más altas sean las presiones y la temperatura se aproxime más a la de ebullición
del líquido correspondiente.
3.2 Teoría cinético molecular de la materia
Surge en la segunda mitad del s XIX (elaborada gracias a las aportaciones de
Maxwell, Boltzmann y Clausius), fue deducida en un principio para gases, pero
pronto se extendió para los otros estados de la materia.
Parte de dos ideas fundamentales:
Las partículas que forman la materia están en incesante
movimiento.
La temperatura es la manifestación externa de este movimiento.
Apliquemos este modelo para justificar las propiedades de los distintos estados
de agregación.
Gases
Las partículas que constituyen los gases prácticamente no experimentan fuerzas
de atracción entre sí. Por ello su separación es muy grande en comparación con
su tamaño.
Gozan de completa libertad de movimiento y se desplazan constantemente, en
trayectoria rectilíneas.
La temperatura del gas depende de la rapidez con que se muevan sus partículas,
más concretamente de la energía cinética media de las moléculas:
𝐸𝑐 =
3
2
𝑅
𝑁𝐴𝑇
O sea, cuando aumenta la temperatura de un gas también aumenta la energía
cinética media de sus partículas.
Las partículas chocan elásticamente continuamente entre sí y con las paredes
del recipiente, cambiando las trayectorias. Las colisiones contra las paredes del
recipiente es lo que percibimos como la presión del gas.
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Líquidos
En los líquidos las partículas reducen su libertad de movimiento. Las partículas
se hallan muy próximas en virtud de unas fuerzas de atracción moderadas a las
que se oponen la agitación térmica. Estas partículas no pueden acercarse más
por lo que los líquidos, prácticamente son incompresibles.
Pero las partículas aún pueden rotar unas respecto de otras y deslizar por lo
que adaptan su forma a la del recipiente.
La evaporación se debe a que las moléculas con mayor energía cinética
escapan. Cuando esto ocurre, la energía cinética media de las partículas que se
quedan disminuyen y, por tanto, su temperatura baja.
Si el recipiente está cerrado, las partículas que escapan del líquido quedan
atrapadas y, poco a poco, su concentración (en la fase gaseosa) aumenta, hasta
llegar a una situación de equilibrio (dinámico) en el que el número de las
partículas que escapan del líquido en la unidad de tiempo se iguala con las que
retornan a él.
Sólidos
En este estado, la libertad de movimiento de las partículas se ha reducido a
sólo vibraciones entorno a las posiciones fijas de equilibrio. Ello es
consecuencia de la mayor intensidad de las fuerzas de atracción entre ellas.
Se encuentran todas muy juntas, sin posibilidad de girar ni trasladarse una
respecto de otra. Por ello, da lugar a estructuras rígidas que confieren una
forma determinada.
Al calentar, la energía aportada se invierte en incrementar la agitación de estas
partículas, aumentando la separación entre ellas y, por tanto, debilitándose las
fuerzas de atracción. Cuando la agitación es lo suficientemente intensa, las
partículas dejan sus posiciones fijas, rompiendo el orden. El sólido funde.
Nótese, que el calor de fusión supone sólo un debilitamiento de las fuerzas
entre partículas, por lo que su cuantía, suele ser mucho menor que el calor de
vaporización, que supone la ruptura, prácticamente total, de dichas fuerzas.
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4. DISOLUCIONES
Una disolución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias y cuya composición
puede variarse.
Se denomina:
Disolvente: al componente mayoritario.
Soluto: al componente (o componentes) que estén en menor proporción.
Tanto el soluto como el disolvente pueden encontrarse en cualquier estado de
agregación:
Disolvente Soluto Ejemplo
Gas Gas Aire
Líquido
Gas Agua con gas
Líquido Agua + alcohol
Sólido Agua + sal
Sólido
Gas H2 adsorbido en Pd
Líquido Amalgama Hg en Au
Sólido Aleaciones: Cu/Pb
El fenómeno de la disolución puede, también, explicarse por la teoría cinética. Por
ejemplo, un terrón de azúcar en agua, las moléculas de azúcar se hallan oscilando
entorno a sus posiciones de equilibrio (tanto más cuanto mayor sea la temperatura). En
contacto con el agua, las moléculas de ésta atraen las moléculas de la superficie del
terrón y esta atracción facilita el que las moléculas de azúcar, se separen de la
superficie del sólido y, solvatadas (hidratada) se difundan, con un movimiento
desordenado, por toda la mesa del líquido.
Como la disolución es un fenómeno de superficie, la agitación y pulverización del
soluto hace que éste se disuelva más rápidamente (esto no implica que se haga más
soluble, sino que se solubilizará antes).
Si la cantidad de azúcar es suficientemente grande, se llegará a la situación en la que
las velocidades de disolución y cristalización se igualen, en una situación de equilibrio
dinámico. Decimos entonces que la disolución se ha saturado.
Se define solubilidad de un soluto en un disolvente a la cantidad máxima de soluto que
puede disolverse en un volumen determinado de disolvente. La solubilidad depende de
la temperatura.
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4.1 Expresión de la concentración de una disolución
La composición de una disolución, contrariamente a la de un compuesto, puede ser
variable. El valor de la concentración nos expresa cuál es la proporción de soluto y
disolvente de una disolución. Existen diversos modos de expresarla:
Unidades físicas: no tienen en cuenta la composición de la sustancia disuelta:
% en masa = 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒𝑙 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖 ó𝑛× 100
% en volumen = 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒𝑙 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖 ó𝑛× 100
Concentración en masa = 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒𝑙 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 (𝑔)
𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖 ó𝑛 (𝑙)× 100
Unidades químicas: sí tienen en cuenta la composición de la sustancia disuelta:
Molaridad: M=𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒𝑙 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑒𝑛 𝑙𝑖𝑡𝑟𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖 ó𝑛
Molalidad: m=𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒𝑙 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑒𝑛 𝑘𝑖𝑙𝑜𝑔𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒
Fracción molar: Xs=𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒𝑙 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙𝑒𝑠 (fracción molar del soluto)
Xd=𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒𝑙 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙𝑒𝑠 (fracción molar del disolvente)
Evidentemente, Xs + Xd = 1
Normalidad: N=𝑛º 𝑑𝑒 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑣𝑎𝑙𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠 𝑑𝑒𝑙 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑒𝑛 𝑙𝑖𝑡𝑟𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖 ó𝑛
𝑃𝑒𝑞. =𝑃𝑒𝑠𝑜 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑐𝑢𝑙𝑎𝑟
𝑣𝑎𝑙𝑒𝑛𝑐𝑖𝑎 𝑛º 𝑒𝑞 =
𝑚 (𝑔)
𝑃𝑒𝑞
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5. CÁLCULOS ESATEQUIOMÉTRICOS
Las ecuaciones químicas se utilizan para describir las reacciones químicas. Una
ecuación química indica:
Las sustancias que reaccionan o reactivos.
Las sustancias que se forman o productos.
Las cantidades relativas de las sustancias que participan en la reacción.
Por ejemplo:
2H2 + O2 2H2O
Se trata de la reacción de formación del agua a partir de sus constituyentes. La
ecuación química establece que 2 moléculas de H2 reaccionan con 1 molécula de O2
para producir 2 moléculas de H2O. También, si multiplicamos ambos miembros de la
ecuación por el número de Avogadro, esta relación se cumple en moles: 2 moles de H2
reaccionan con 1 mol de O2 para dar lugar a 2 moles de H2O.
La ley de la conservación de la materia es el principio en el que se basa el ajuste o
“balanceo” de las ecuaciones químicas, así como, los cálculos que se derivan a partir
de dichas ecuaciones (Toda ecuación química ha de contener el mismo número de
átomos de cada clase en ambos miembros de la ecuación).
Por ejemplo, la ecuación:
Fe + HBr FeBr3 + H2
No se encuentra ajustada, si lo hacemos:
2 Fe +6 HBr 2 FeBr3 +3 H2
La ecuación ajustada nos dice qué sustancias reaccionan y cuáles se producen, así
como que el número de átomos de cada clase que reaccionan es el mismo que el de
los que se producen. Sin embargo, la ecuación química no nos informa nada sobre cuál
es el mecanismo molecular o curso por el que discurre la reacción química. En el
ejemplo anterior, la ecuación indicada no debe interpretarse como que 2 átomos de
hierro han de colisionar simultáneamente con 6 moléculas de HBr para dar lugar a la
reacción. Sería altamente improbable que se diese tal circunstancia. Tampoco nos dice
nada de si la transformación tuvo lugar rápida o lentamente, ni si de forma espontánea
o no.
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5.1 Ajuste de ecuaciones químicas
Como hemos indicado antes, la ley de conservación de la masa obliga a que una
ecuación química esté ajustada, es decir que cada miembro contenga el mismo
número de átomos de cada elemento.
Normalmente, los coeficientes estequiométricos de las ecuaciones se asignan por
simple tanteo, probando. Sin embargo, en los casos en que este procedimiento no sea
fácil, se utiliza el método del sistema de ecuaciones algebraicas, que consiste en
asignar letras a cada fórmula como coeficientes provisionales y establecer para cada
elemento una ecuación que satisfaga la igualación de los átomos en los dos miembros.
La resolución del sistema de ecuaciones, proporciona los coeficientes definitivos.
En el caso de reacciones iónicas, la ecuación iónica se escribe considerando
únicamente los iones que participan de la reacción, no teniéndose en cuenta los
denominados iones espectadores. En su ajuste se exige además, la igualación de las
cargas a ambos miembros de la reacción.
Veamos un ejemplo de cada caso:
I. MnO2 + KOH + O2 K2MnO4 + H2O
Escribimos los coeficientes literales:
a MnO2 + b KOH + c O2 d K2MnO4 + e H2O
y establecemos ecuaciones de conservación para cada elemento:
para el Mn: a = d
para el O: 2a + b + 2c = 4d +e
para el K: b = 2d
para el H: b = 2e
tomemos, d = 1 y resolvemos con esta condición: a = 1; b = 2; e = 1 y c = ½
MnO2 + 2 KOH + 1/2 O2 K2MnO4 + H2O
Para quitar los coeficientes fraccionarios, igualamos los denominadores en toda la
ecuación:
2 MnO2 + 4 KOH + O2 2 K2MnO4 + 2 H2O
2º Bachiller QUÍMICA T 0
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II. Fe2+ + Sn4+ Fe3+ + Sn2+
Escribimos los coeficientes literales:
a Fe2+ + b Sn4+ c Fe3+ + d Sn2+
Establecemos las ecuaciones para cada elemento:
Para el Fe: a = c
Para el Sn: b = d
Y añadimos el ajuste de cargas:
2a + 4b = 3c + 2d
Tomamos, por ejemplo: c = 1 y resolvemos: a = 1; b = d = ½
Resulta:
Fe2+ + 1/2Sn4+ Fe3+ + 1/2Sn2+
Eliminando denominadores:
2 Fe2+ + Sn4+ 2 Fe3+ + Sn2+
