1. INTRODUCCIÓN
2. CLASIFICACIÓN DE LAS SUSTANCIAS
3. LEYES CLÁSICAS DE LAS REACCIONES QUÍMICAS
4. MODELO ATÓMICO DE DALTON
5. LEY DE GAY-LUSSAC E HIPÓTESIS DE AVOGADRO
6. MASA ATÓMICA Y MASA MOLECULAR
7. EL MOL
8. COMPOSICIÓN CENTESIMAL DE UN COMPUESTO
9. FÓRMULA EMPÍRICA Y FÓRMULA MOLECULAR
10. LOS GASES
11. CONCENTRACIONES
12. PREPARACIÓN DE DISOLUCIONES
13. PROPIEDADES COLIGATIVAS

Marie Curie​ (1867-1934)

   Maria Salomea Sklodowska, más conocida como Marie Curie, desde su matrimonio con Pierre Curie, es la científica más famosa de todos los tiempos. Fue una pionera en todo, en el estudio de la radioactividad, primera en recibir un premio Nobel, primer premiado por segunda vez, y ser una referencia para todas las mujeres en el mundo de la ciencia, un mundo injusto, ingrato y hasta agresivo para la mayoría de ellas hasta épocas muy recientes. Muchos techos de cristal que se están rompiendo ahora no se lograrían sin el esfuerzo de científicas como Marie Curie.

INTRODUCCIÓN

El hombre desde muy antiguo sabe que unas sustancias se transforman en otras. Pensemos en la importancia que tuvo el descubrimiento del fuego, o las metalurgias del cobre, bronce y hierro en las primeras civilizaciones. Todas estas experiencias fueron llevando al hombre a preguntarse ¿de qué está formada la materia? 

INICIACIÓN INTERACTIVA A LA MATERIA de Mariano Gaite Cuesta

CLASIFICACIÓN DE LAS SUSTANCIAS

SUSTANCIA PURA: Es una sustancia que tiene siempre una composición constante.

MEZCLA: Es una sustancia que presenta propiedades variables.

Las sustancias puras se diferencian de las mezclas en que tienen unas propiedades físicas como densidad, puntos de fusión y ebullición, calor específico, etc. fijas, mientras que no ocurre esto en las mezclas.

Las sustancias puras se pueden clasificar en: Compuestos químicos y elementos químicos.

COMPUESTO QUÍMICO: Es una sustancia pura que se puede descomponer por medios químicos en sustancias más sencillas.

ELEMENTO QUÍMICO: Es una sustancia pura que no se puede descomponer por medios químicos en sustancias más sencillas.

Los compuestos químicos se diferencian de los elementos químicos en que se pueden descomponer en dos o más sustancias diferentes. Los compuestos químicos se pueden descomponer en sus elementos químicos solo a través de reacciones químicas.

Las mezclas se pueden clasificar en mezcla homogéneas y en mezclas heterogéneas.

MEZCLA HOMOGÉNEA: Es una mezcla en la que no podemos distinguir los componentes a simple vista.

MEZCLA HETEROGÉNEA: Es una mezcla en la que podemos distinguir los componentes a simple vista.

Las mezclas homogéneas también se llaman disoluciones, las hay sólidas, como las aleaciones de metales, líquidas y gaseosas.

Las mezclas heterogéneas se diferencian de las homogéneas en que se pueden distinguir sus componentes a simple vista o a través del microscopio. Para separar los componentes de una mezcla habrá que emplear métodos de separación de tipo físico. Las mezclas heterogéneas las podemos separar por: sedimentación, decantación, filtración, centrifugación. Las mezclas homogéneas las podemos separar por: vaporización, condensación, cristalización, destilación, extracción con disolventes, cromatografía. 

EJERCICIOS PARA PRACTICAR

LEYES CLÁSICAS DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

REACCIÓN QUÍMICA: Es un proceso en el que unas sustancias que llamamos reactivos se transforman en otras que llamamos productos.

En los siglos XVIII y XIX en el estudio de las reacciones químicas se encontraron unas regularidades que llamamos leyes clásicas de las reacciones químicas. Por qué son importantes estas leyes, pues porque gracias a ellas se pudo establecer el primer modelo atómico de la materia.

Antoine-Laurent de Lavoisier (1743 - 1794)

LEY DE LAVOISIER O LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA: En toda reacción química la masa total de las sustancias reaccionantes se mantiene constante.

Supongamos que el hidrógeno reacciona completamente con oxígeno para dar agua.

En las reacciones químicas la materia se conserva, no se crea ni se destruye.

Joseph Louis Proust (1754 – 1826)

LEY DE PROUST O LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS: Cuando dos elementos reaccionan para dar un compuesto siempre lo hacen en una proporción constante en masa.

Cuando el el hidrógeno reacciona con oxígeno para dar agua pueden darse varias situaciones: que reaccionen completamente, que nos sobre algo de hidrógeno o que nos sobre algo de oxígeno. ¿Por qué pasa eso? ¿Por qué no reaccionan en cualquier proporción?

En todos los casos el cociente entre la cantidad de hidrógeno y oxígeno que reacciona es constante. 

John Dalton (1766-1844)

LEY DE DALTON O LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES: Cuando dos elementos se combinan para dar más de un compuesto, las masas de uno de ellos que se combinan con una misma masa de otro, para dar diferentes compuestos, están en una relación de números enteros sencillos.

Las masa de hidrógeno que reaccionan con una misma masa de oxígeno están en relación de números enteros sencillos.

Estas leyes dieron argumentos a Dalton para plantear su teoría atómica, ya que sólo son compatibles con un modelo discontinuo de materia.

EJERCICIOS PARA PRACTICAR

MODELO ATÓMICO DE DALTON

LEY DE GAY-LUSSAC E HIPÓTESIS DE AVOGADRO

Los gases plantean nuevos interrogantes.

Joseph-Louis Gay-Lussac (1778-1850)

En 1808 Gay-Lussac enuncia la ley experimental llamada ley de los volúmenes de combinación o ley de Gay-Lussac: "Los volúmenes de gases que se forman o consumen en una reacción química dada se encuentran en proporciones enteras sencillas." (medidos en iguales condiciones de presión y temperatura)

Por ejemplo:

Estos volúmenes de combinación parecen dar a entender que hay una relación entre estos volúmenes y las partículas que se unen para dar moléculas. Pero si fuera así parece que sólo se debería formar un solo volumen de agua en el primer caso y un solo volumen de cloruro de hidrógeno en el segundo.

Amedeo Avogadro (1776-1856)

La solución la encuentra Avogadro en 1811, que razona que si las sustancias están formadas por moléculas, las reacciones químicas deben suponer interacciones de números enteros de moléculas en cada reacción individual.

Además Avogadro propone las siguientes hipótesis:

• Volúmenes iguales de distintos gases, en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen igual número de partículas (átomos o moléculas).
• Los elementos gaseosos no tienen necesariamente que estar formados por partículas monoatómicas, pueden formarse moléculas diatómicas.
  

A partir de las ideas de Avogadro, Stanislao Cannizzaro calcula las masas atómicas de unos elementos por comparación con otros. Establece por lo tanto una escala de masas atómicas relativas.

Stanislao Cannizzaro (1826-1910)

La hipótesis de Avogadro y las leyes de las reacciones químicas permiten calcular las masas relativas de los átomos.

Sabiendo que:

Y que según la hipótesis de Avogadro necesitamos el doble de partículas de hidrógeno que de oxígeno:

Podemos deducir la masa del oxígeno a partir de la del hidrógeno:

MASA ATÓMICA Y MASA MOLECULAR

M(H)=1u      M(C)=12u       M(O)=16u

Las masas atómicas las encontramos en la tabla periódica. La masa atómica que nos aparece en la tabla periódica es la masa media ponderal de las masas de los isótopos de un elemento.

La masa molecular la calcularemos sumando las masas atómicas de los átomos que forman una molécula, así:

M(H₂O)=2·1u+16u=18u       M(HNO₃)=1u+14u+3·16u=63u

EJERCICIOS PARA PRACTICAR

EL MOL

El concepto de MOL es un concepto fundamental en química. Creo que no basta con definirlo, es necesario reflexionar sobre como llegamos a necesitar el mol en química. 

En una reacción química unas sustancias reaccionan con otras para dar los productos, por ejemplo para formar agua a partir de hidrógeno y oxígeno necesitamos doble número de moléculas de hidrógeno que de oxígeno. Si pudiéramos ver las moléculas sería fácil, cien moléculas de hidrógeno por aquí, cincuenta de oxígeno por allá, y con una oportuna chispa ya tenemos agua. Pero esto no es posible, las moléculas son demasiado pequeñas. Cuando tomamos una cantidad de hidrógeno o de oxígeno, aunque sean apenas unos gramos contendrán un número inmenso de moléculas. 

Este es el problema, nos manejamos en gramos cuando tratamos con las sustancias, pero no sabemos las partículas que contienen, necesitamos saber si tenemos una masa de una sustancia cuántas partículas contiene. Así surge la necesidad del mol. Necesitamos algo que nos relacione la masa con el número de partículas. 

¿Cómo se puede hacer esto? Hay dos formas. Una es fijar una masa, por ejemplo un gramo de cada elemento y determinar los átomos que contiene. De esta forma tendríamos una tabla con las partículas correspondientes a cada gramo de un elemento. Otra forma sería fijar un número de átomos elevado, como por ejemplo un cuatrillón de átomos, 10²⁴ átomos, y determinar la masa de un cuatrillón de átomos de cada elemento. También tendríamos ahora una tabla con la que poder hacer cálculos. Pero los químicos escogieron otra posibilidad. Ya tenemos una tabla con las masas de los átomos, la tabla periódica. Si en vez de masas en unidades de masa atómica tomamos esos valores en gramos para cada elemento podemos deducir que contendrán el mismo número de átomos, ¿pero cuántos? Hubo que determinarlos de forma experimental, y resultaron ser 6,02·10²³ átomos. Número que conocemos como número de Avogadro.

Por tanto al definir el mol debemos hablar de dos cosas: la masa y el número de partículas.

Mol de un sistema material es la cantidad de sustancia que contiene un número de Avogadro (N_A) de partículas de ese sistema, es decir, 6,02·10²³ partículas, y tiene una masa en gramos que coincide con la masa atómica, si sus partículas son átomos, o con la masa molecular si sus partículas son moléculas.

Así un mol de átomos de sodio serán N_A átomos de sodio, un mol de moléculas de cloro N_A moléculas de cloro, incluso, un mol de electrones son N_A electrones, etc. 

Fíjate que así como una docena indica 12 objetos, un mol indica para el químico 6,02·10²³ objetos.

La masa de 1 mol en gramos la denominamos masa molar (M_m):

M_m (Li) = 6,94 g/mol       M_m (NaCl) = 58,44 g/mol

A partir de ahora tendrás que distinguir, por ejemplo para el auga:

Masa molecular: M(H₂O) = 18,015u         Masa molar: M_m(H₂O) = 18,015g mol^-1

¿Cómo calcular el número de moles de una determinada sustancia?:

EJERCICIOS PARA PRACTICAR

COMPOSICIÓN CENTESIMAL DE UN COMPUESTO

La gran utilidad del empleo de las fórmulas, además de la simplicidad que suponen, radica en que nos expresan la composición cualitativa y cuantitativa de las moléculas. Así, H₂O indica: 1º que el agua está compuesta por dos elementos, hidrógeno y oxígeno, y 2º que cada una de sus moléculas está formada por 3 átomos: 2 de hidrógeno y 1 de oxígeno.

A partir de la fórmula del compuesto y con ayuda de una tabla de masas atómicas, se puede calcular la proporción, en masa, de los distintos elementos presentes en un compuesto. Pero resulta más cómodo efectuar este cálculo a través del concepto de mol puesto que permite un uso razonable, y fácilmente comprensible, de las masas que se tienen de la sustancia.

Ejemplo: Calcula la composición centesimal, en peso, de cada uno de los siguientes compuestos: (a) KBr, (b)HNO₃.

   Se entiende por "composición centesimal" la relación entre la masa de cada elemento y la masa total del compuesto, expresada en porcentaje. Si se toma cómo punto de partida un mol de compuesto, se obtiene

(a) Un mol de KBr contiene:

M_m(KBr) = 39,1g +79,9g = 119,0g

Porcentaje de K = 39,1g/119,0g·100 = 32,9% K

Porcentaje de Br = 79,9g/119,0g·100 = 67,1% Br

(b) Un mol de HNO₃ contiene:

M_m(HNO₃) = 1,01g + 14,0g + 3·16,0g = 63,0g

Porcentaje de H = 1,01g/63,0g·100 = 1,6% H

Porcentaje de N = 14,0g/63,0g·100 = 22,2% N

Porcentaje de O = 48,0g/63,0g·100 = 76,2% O

EJERCICIOS PARA PRACTICAR

FÓRMULA EMPÍRICA Y FÓRMULA MOLECULAR

1. sintetizar una muestra pura del compuesto; 
2. analizar el porcentaje en peso de cada elemento presente que contiene el compuesto; 
3. dividir cada porcentaje por la masa atómica del elemento en cuestión. El resultado es el número de moles de átomos del elemento correspondiente; 
4. dividiendo estos valores, del número de moles, por el valor más pequeño obtenemos la proporción en que participan los elementos en la fórmula del compuesto.

   Ejemplo: Para cierto compuesto se encuentra la siguiente composición: 87,5% de nitrógeno y 12,5% de hidrógeno. ¿Qué fórmulas son posibles para este compuesto?

   Primero se comprueba que los contenidos de nitrógeno e hidrógeno suman 100%, confirmando que sólo hay estos dos elementos.

   En 100 g de compuesto hay 87,5 g de N y 12,5 g de H. Para transformar estas cantidades en moles, se divide cada una de ellas por la masa molar:

n_N = 87,5g/14,0g·mol^-1 = 6,25 mol N

n_H = 12,5g/1,0g·mol^-1 = 12,5 mol H

   Los coeficientes estequiométricos serán:

Para el N = 6,25/6,25 = 1         Para el H = 12,5/6,25 = 2

   La fórmula más sencilla o fórmula empírica de este compuesto será: NH₂; pero cualquiera de sus múltiplos tendrá la misma composición, como por ejemplo, N₂H₄, N₃H₆, etc., o en general, (NH₂)_n, siendo n un número natural. 

• Fórmula molecular:

   Para encontrar la fórmula completa y correcta del compuesto falta un dato complementario, la masa molecular. Esta masa nos la deben proporcionar en los problemas, o nos pueden dar datos para calcularla, por ejemplo, datos de un gas o valores de las propiedades coligativas.

   Ejemplo: Para el compuesto anterior se encuentra una masa molecular de 32 u ¿Cuál es su fórmula molecular?

   La fórmula es un múltiplo de la más sencilla (NH₂)_n. Entonces su masa molecular será:

(14 +2) n= 16 n = 32, de donde n = 2

   La fórmula molecular del compuesto es (NH₂)₂ o N₂H₄.

EJERCICIOS PARA PRACTICAR

LOS GASES

1.- Ley de Avogadro.

En volúmenes iguales de gases diferentes hay el mismo número de moléculas cuando la temperatura y la presión son constantes. Por lo tanto el número de moléculas, y el número de moles, es proporcional al volumen, V, del gas:

2.- Ley de Boyle.

A temperatura constante, los volúmenes que ocupan una misma masa de gas son inversamente proporcionales a las presiones que soportan:

3.- Ley de Charles y Gay-Lussac.

Todos los gases poseen igual coeficiente de dilatación, es decir, al producirse un mismo aumento de temperatura, el incremento del volumen es el mismo para todos.

La gráfica V-T es una recta, lo que confirma la relación lineal entre ambas magnitudes. El volumen del gas se va contrayendo a medida que la temperatura disminuye. Si esta es lo suficientemente baja el gas licúa (la recta se corta). Si prolongamos la recta obtenemos por extrapolación que la temperatura a la cual el volumen de cualquier gas debería ser nulo es -273ºC. Esta temperatura se toma como cero de una nueva escala llamada absoluta o Kelvin, -273ºC=0K. Si T es la temperatura absoluta y t la centígrada, se cumple que

Expresando la temperatura en grados Kelvin, la ley de Charles y Gay-Lussac queda en una forma muy sencilla: a presión constante, el volumen de una misma masa de gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta:

4.- Ecuación de estado de los gases.

Esta ecuación abarca a las tres leyes anteriores:

Las tres ecuaciones se pueden reunir en una sola, donde R es la constante de proporcionalidad que engloba las anteriores k, k', k''.

O también

llamada ecuación de estado del gas ideal, válida para el estudio de los gases a presiones bajas. La presiones elevadas las interacciones entre las moléculas y el propio tamaño de las mismas hace preciso introducir parámetros correctores en esta ecuación.

El valor de R se halla sabiendo que un mol de gas ocupa 22,4 L a 1 atm y 273 K. Estas condiciones de presión y temperatura se conocen como condiciones normales, C.N.

5.- Ley de Dalton.

Bajo el supuesto de que las moléculas de los gases ideales no interaccionan ni ocupan volumen, las moléculas de un gas no ejercerán ningún efecto sobre las de otro gas. Por tanto si vamos inyectando varios gases A, B, C,... en un recipiente de volumen V a la temperatura T, cada gas de la disolución ejercerá la misma presión que si estuviera él sólo en el recipiente. La ley de Dalton nos dice que en una mezcla gaseosa, la presión total de la mezcla es la suma de las presiones parciales de los gases que la forman.

Sumando primeros y segundos miembros:

Podemos calcular la presión parcial de un gas conociendo la fracción molar de ese gas en la mezcla de gases.

La ecuación de estado de los gases nos permite calcular masas moleculares si conocemos las magnitudes de los gases para una situación concreta.

EJERCICIOS PARA PRACTICAR

CONCENTRACIONES

En una disolución, llamamos soluto al componente que está, generalmente, en menor proporción y disolvente al componente mayoritario. La disolución tiene la misma fase que el disolvente. Si el soluto es sólido y el disolvente líquido, si la disolución es líquida, aunque tengamos más soluto que disolvente, se considera disolvente el componente líquido.

Una disolución está diluida cuando tiene poco soluto para una cantidad dada de disolvente. Se dirá que está concentrada si tiene mucho soluto para una cantidad de disolvente. Estos conceptos son cualitativos, por eso debemos poder cuantificar la concentración.

Una disolución está saturada cuando ya no admite más soluto, eso suele pasar con sales poco solubles. La concentración de la disolución saturada es la solubilidad.

Concentración es la relación entre la cantidad de soluto y la cantidad de disolución. Dependiendo de las unidades en que se expresen estas magnitudes nos aparecen las diferentes formas de expresar la concentración.

    Hay dos tipos de formas de expresar la concentración: las de uso común en la vida diaria y las de uso común en el mundo de la química.

    En la vida diaria expresamos la concentración de tres maneras diferentes: 

Concentración en masa entre volumen (es la forma de expresar la concentración en muchos etiquetados, por ejemplo en las aguas minerales),

  Concentración en tanto por ciento en masa (también es frecuente en el etiquetado) y 

Concentración en tanto por ciento en volumen (el grado alcohólico de las bebidas es una concentración de este tipo)

    En el ámbito de la química expresamos la concentración también de tres maneras diferentes: 

Molaridad (la más frecuente), 

Molalidad (se usa en propiedades coligativas como el aumento ebulloscópico o el descenso crioscópico) y 

Fracción molar (se usa en la Ley de Raoult y en el cálculo de las presiones parciales).

EJERCICIOS PARA PRACTICAR

PREPARACIÓN DE DISOLUCIONES

Para preparar una disolución tenemos que hacer cálculos: de la masa de soluto si es un soluto sólido o del volumen de disolución si el soluto está en forma de disolución concentrada, como pasa con los ácidos de laboratorio.

A) Masa de soluto que precisamos para preparar una disolución

B) Volumen de disolución concentrada que precisamos para preparar una disolución

PROPIEDADES COLIGATIVAS

Son propiedades que dependen del número de partículas que contiene la disolución y no de cuales sean concretamente. Las propiedades que vamos a estudiar se determinan experimentalmente y son muy útiles para calcular masas moleculares. Recuerda que las necesitábamos para calcular las fórmulas moleculares.

1.- Ley de Raoult

Si tenemos un vaso con agua podemos comprobar que con el tiempo toda el agua se habrá evaporado. Los líquidos tienden a pasar a fase vapor, unos con más facilidad que otros. Todos tenemos experiencia de lo rápido que se evapora el alcohol que cae sobre la mano.

En un recipiente cerrado, por ejemplo un tarro de mermelada, el agua no se evaporará completamente. Parte del agua se evapora, pero llega un momento que el vapor también condensa, se alcanza el equilibrio cuando la evaporación se realice a la misma velocidad que la condensación. En este momento en el que se alcanza el equilibrio la presión que ejerce el vapor de un líquido sobre el propio líquido se llama presión de vapor.

Todos los líquido tienen una presión de vapor que es función de la temperatura. Las podemos encontrar tabuladas con facilidad.

Pero qué pasa cuando tenemos una disolución, cómo influye ésta sobre la presión de vapor. La presión de vapor de una disolución es menor que la del disolvente puro. Las moléculas del soluto dificultan la evaporación del disolvente.

La disminución de la presión de vapor de la disolución respecto de la del disolvente es directamente proporcional a la fracción molar de soluto.

Es fácil deducir que la presión de vapor de la disolución es proporcional a la fracción molar del disolvente.

2.- Aumento ebulloscópico y descenso crioscópico

La disminución de la presión de vapor de las disoluciones modifica los puntos de ebullición  y congelación de las mismas. Al disminuir la presión de vapor de la disolución aumenta el punto de ebullición y disminuye el punto de fusión. Estas variaciones son proporcionales a la molalidad de la disolución y las constantes de proporcionalidad son características de cada disolvente.

Aumento ebulloscópico:

Descenso crioscópico:

3.- Presión osmótica

La presión osmótica puede definirse como la presión que se debe aplicar a una solución para detener el flujo neto de disolvente a través de una membrana semipermeable

Si una membrana semipermeable separa una disolución del disolvente, el disolvente atraviesa la membrana diluyendo la disolución, este fenómeno se denomina ósmosis. La presión osmótica es directamente proporcional a la molaridad del soluto:

EJERCICIOS PARA PRACTICAR