2. A materia

Principal Disolucións Material laboratorio Enunciados

INTRODUCCIÓN

A Química estuda os distintos tipos de substancias que aparecen na Natureza, a súa composición e as transformacións dunhas sustancias noutras, no que chamaremos reaccións químicas. Polo tanto toda a materia que nos rodea é obxecto de estudo da Química, é máis, practicamente todo o que nos rodea pasa dunha ou doutra forma polas mans dos químicos. 

O home desde moi antigo sabe que unhas sustancias transfórmanse noutras. Pensemos na importancia que tivo o descubrimento do lume, ou as metalurxias do cobre, bronce e ferro nas primeiras civilizacións. Todas estas experiencias foron levando ao home a preguntarse de que está formada a materia? 

INICIACIÓN INTERACTIVA Á MATERIA de Mariano Gaite Cuesta

CLASIFICACIÓN DAS SUSTANCIAS

 
SUBSTANCIAS SUBSTANCIAS PURAS ELEMENTO QUÍMICO
COMPOSTO QUÍMICO
MESTURAS MESTURA HOMOXÉNEA
MESTURA HETEROXÉNEA

SUBSTANCIA PURA: É unha sustancia que ten sempre unha composición constante.

MESTURA: É unha sustancia que presenta propiedades variables.

As substancias puras diferéncianse das mesturas en que teñen unhas propiedades físicas como densidade, puntos de fusión e ebulición, calor específica, etc. fixas, mentres que non ocorre isto nas mesturas.

As substancias puras pódense clasificar en: Compostos químicos e elementos químicos.

COMPOSTO QUÍMICO: É unha substancia pura que se pode descompoñer por medios químicos en substancias máis sinxelas.

ELEMENTO QUÍMICO: É unha sustancia pura que non se pode descompoñer por medios químicos en substancias máis sinxelas.

Os compostos químicos diferéncianse dos elementos químicos en que se poden descompoñer en dous ou máis substancias diferentes. Os compostos químicos pódense descompoñer nos seus elementos químicos só a través de reaccións químicas.

As mesturas pódense clasificar en mestura homoxéneas e en mesturas heteroxéneas.

MESTURA HOMOXÉNEA: É unha mestura na que non podemos distinguir os compoñentes a primeira ollada.

MESTURA HETEROXÉNEA: É unha mestura na que podemos distinguir os compoñentes a primeira ollada.

As mesturas homoxéneas tamén se chaman disolucións, hainas sólidas, como as aleacións de metais, líquidas e gasosas.

As mesturas heteroxéneas diferéncianse das homoxéneas en que se poden distinguir os seus compoñentes a primeira ollada ou a través do microscopio. Para separar os compoñentes dunha mestura haberá que empregar métodos de separación de tipo físico. As mesturas heteroxéneas podémolas separar por: sedimentación, decantación, filtración, centrifugación. As mesturas homoxéneas podémolas separar por: vaporización, condensación, cristalización, destilación, extracción con disolventes, cromatografía. 

EXERCICIOS PARA PRACTICAR

LEIS CLÁSICAS DAS REACCIÓNS QUÍMICAS

Cando nos preguntan por unha reacción química en que pensamos? Sabes poñer algún exemplo de reacción química que se dea na nosa vida diaria?

REACCIÓN QUÍMICA: É un proceso no que unhas substancias que chamamos reactivos transfórmanse noutras que chamamos produtos.

Nos séculos XVIII e XIX no estudo das reaccións químicas atopáronse unhas regularidades que chamamos leis clásicas das reaccións químicas. Por que son importantes estas leis? pois porque grazas a elas púidose establecer o primeiro modelo atómico da materia.

LEI DE LAVOISIER OU LEI DE CONSERVACIÓN DA MASA: En toda reacción química a masa total das substancias reaccionantes mantense constante.

Supoñamos que o hidróxeno reacciona completamente con osíxeno para dar auga.

Nas reaccións químicas a materia consérvase, non se crea nin se destrúe.

LEI DE PROUST OU LEI DAS PROPORCIÓNS DEFINIDAS: Cando dous elementos reaccionan para dar un composto sempre o fan nunha proporción constante en masa.

Cando o hidróxeno reacciona con osíxeno para dar auga poden darse varias situacións: que reaccionen completamente, que nos sobre algo de hidróxeno ou que nos sobre algo de osíxeno. Por que pasa iso? Por que non reaccionan en calquera proporción?

En todos os casos o cociente entre a cantidade de hidróxeno e osíxeno que reacciona é constante.

LEI DE DALTON OU LEI DAS PROPORCIÓNS MÚLTIPLES: Cando dous elementos combínanse para dar máis dun composto, as masas dun deles que se combinan cunha mesma masa doutro, para dar diferentes compostos, están nunha relación de números enteiros sinxelos.

As masas de hidróxeno que reaccionan cunha mesma masa de osíxeno están en relación de números enteiros sinxelos.

Estas leis deron argumentos a Dalton para suscitar a súa teoría atómica, xa que só son compatibles cun modelo descontinuo de materia.

EXERCICIOS PARA PRACTICAR

MODELO ATÓMICO DE DALTON

John Dalton propón en 1808 unha teoría atómica baseada nas leis da combinación química.

Postulados de Dalton:

a) Os átomos dos elementos son as partículas básicas da materia. Son indivisibles e non poden ser creados nin destruídos.

b) Os átomos dun elemento dado son idénticos, co mesmo peso e as mesmas propiedades químicas.

c) Os átomos e elementos distintos combínanse entre si en relacións enteiras sinxelas para formar moléculas. As moléculas son as unidades que constitúen os compostos químicos.

d) Os átomos dos elementos poden combinarse en máis dunha proporción enteira sinxela para formar máis dun composto.

LEI DE GAY-LUSSAC E HIPÓTESE DE AVOGADRO

Os gases suscitan novos interrogantes.

En 1808 Gay-Lussac enuncia a lei experimental chamada lei dos volumes de combinación ou lei de Gay-Lussac: "Os volumes de gases que se forman ou consumen nunha reacción química dada atópanse en proporcións enteiras sinxelas." (medidos nas mesmas condicións de presión e temperatura)

Por exemplo:

Estes volumes de combinación parecen dar a entender que hai unha relación entre estes volumes e as partículas que se unen para dar moléculas. Pero si fóra así parece que só se debería formar un só volume de auga no primeiro caso e un só volume de cloruro de hidróxeno no segundo.

A solución atópaa Avogadro en 1811, que razoa que si as sustancias están formadas por moléculas, as reaccións químicas deben supoñer interaccións de números enteiros de moléculas en cada reacción individual.

Ademais Avogadro propón as seguintes hipóteses:

  • Volumes iguais de distintos gases, nas mesmas condicións de presión e temperatura, conteñen igual número de partículas (átomos ou moléculas).
  • Os elementos gaseosos non teñen necesariamente que estar formados por partículas monoatómicas, poden formarse moléculas diatómicas.

A partir das ideas de Avogadro, Stanislao Cannizzaro calcula as masas atómicas duns elementos por comparación con outros. Establece polo tanto unha escala de masas atómicas relativas.

A hipótese de Avogadro e as leis das reaccións químicas permiten calcular as masas relativas dos átomos.

Sabendo que:

E que segundo a hipótese de Avogadro necesitamos o dobre de partículas de hidrógeno que de osíxeno:

Podemos deducir a masa do osíxeno a partir da do hidróxeno:

MASA ATÓMICA E MASA MOLECULAR

Tomaremos como unidade de masa atómica a masa dun átomo de H. Hoxe en día defínese a unidade de masa atómica como a doceava parte da masa do isótopo de carbono-12

M(H)=1u      M(C)=12u       M(O)=16u

As masas atómicas atopámolas na táboa periódica. A masa atómica que nos aparece na táboa periódica é a masa media ponderal das masas dos isótopos dun elemento.

A masa molecular calcularémola sumando as masas atómicas dos átomos que forman unha molécula, así:

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

EXERCICIOS PARA PRACTICAR

O MOL

O concepto de MOL é un concepto fundamental en química. Creo que non basta con definilo, é necesario reflexionar sobre como chegamos a necesitar o mol en química. 

Nunha reacción química unhas sustancias reaccionan con outras para dar os produtos, por exemplo para formar auga a partir de hidróxeno e osíxeno necesitamos dobre número de moléculas de hidróxeno que de osíxeno. Si puidésemos ver as moléculas sería fácil, cen moléculas de hidróxeno por aquí, cincuenta de osíxeno por alá, e cunha oportuna faísca xa temos auga. Pero isto non é posible, as moléculas son demasiado pequenas. Cando tomamos unha cantidade de hidróxeno ou de osíxeno, aínda que sexan apenas uns gramos conterán un número inmenso de moléculas. 

Este é o problema, manexámosnos en gramos cando tratamos coas sustancias, pero non sabemos as partículas que conteñen, necesitamos saber si temos unha masa dunha sustancia cantas partículas contén. Así xorde a necesidade do mol. Necesitamos algo que nos relacione a masa co número de partículas.

Como se pode facer isto? Hai dúas formas. Unha é fixar unha masa, por exemplo un gramo de cada elemento e determinar os átomos que contén. Desta forma teriamos unha táboa coas partículas correspondentes a cada gramo dun elemento. Outra forma sería fixar un número de átomos elevado, por exemplo un cuatrillón de átomos, 1024 átomos, e determinar a masa dun cuatrillón de átomos de cada elemento. Tamén teriamos agora unha táboa coa que poder facer cálculos. Pero os químicos escolleron outra posibilidade. Xa temos unha táboa coas masas dos átomos, a táboa periódica. Se no canto de masas en unidades de masa atómica tomamos eses valores en gramos para cada elemento podemos deducir que conterán o mesmo número de átomos, pero cantos? Houbo que determinalos de forma experimental, e resultaron ser 6,02·1023 átomos. Número que coñecemos como número de Avogadro.

Xa que logo ao definir o mol debemos falar de dúas cousas: a masa e o número de partículas.

Mol dun sistema material é a cantidade de substancia que contén un número de Avogadro (NA) de partículas dese sistema, é dicir, 6,02·1023 partículas, e ten unha masa en gramos que coincide coa masa atómica, si as súas partículas son átomos, ou coa masa molecular si as súas partículas son moléculas.

Así un mol de átomos de sodio serán NA átomos de sodio, un mol de moléculas de cloro NA moléculas de cloro, ata, un mol de electróns son NA electróns, etc. 

Fíxate que así como unha ducia indica 12 obxectos, un mol indica para o químico 6,02·1023 obxectos.

A masa de 1 mol en gramos denominámola masa molar (Mm):

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

A partir de agora terás que distinguir, por exemplo para a auga:

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

EXERCICIOS PARA PRACTICAR

COMPOSICIÓN CENTESIMAL DUN COMPUESTO

Para representar as moléculas úsanse as fórmulas. Unha fórmula é un conxunto de símbolos e números en forma de subíndices. Por exemplo, H2O é a fórmula do auga; NaCl, a do cloruro de sodio, etc.

A gran utilidade do emprego das fórmulas, ademais da simplicidad que supoñen, radica en que nos expresan a composición cualitativa e cuantitativa das moléculas. Así, H2O indica: 1º que a auga está composta por dous elementos, hidróxeno e osíxeno, e 2º que cada unha das súas moléculas está formada por 3 átomos: 2 de hidróxeno e 1 de osíxeno.

A partir da fórmula do composto e con axuda dunha táboa de masas atómicas, pódese calcular a proporción, en masa, dos distintos elementos presentes nun composto. Pero resulta máis cómodo efectuar este cálculo a través do concepto de mol posto que permite un uso razoable, e facilmente comprensible, das masas que se teñen da substancia.

Exemplo: Calcula a composición centesimal, en peso, de cada un dos seguintes compostos: (a) KBr, (b)HNO3.

   Enténdese por "composición centesimal" a relación entre a masa de cada elemento e a masa total do composto, expresada en porcentaxe. Se se toma como punto de partida un mol de composto, obtense

(a) Un mol de KBr contén:

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

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

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

(b) Un mol de HNO3 contén:

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

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

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

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

EXERCICIOS PARA PRACTICAR

FÓRMULA EMPÍRICA E FÓRMULA MOLECULAR

Para determinar a fórmula empírica dun composto ou os números relativos dos átomos de dous ou máis elementos que forman un composto, fai falta: 

1. sintetizar unha mostra pura do composto; 
2. analizar a porcentaxe en peso de cada elemento presente que contén o composto; 
3. dividir cada porcentaxe pola masa atómica do elemento en cuestión. O resultado é o número de moles de átomos do elemento correspondente; 
4. dividindo estes valores, do número de moles, polo valor máis pequeno obtemos a proporción en que participan os elementos na fórmula do composto.

   Exemplo: Para certo composto atópase a seguinte composición: 87,5% de nitróxeno e 12,5% de hidróxeno. Que fórmulas son posibles para este composto?

   Primeiro se comproba que os contidos de nitróxeno e hidróxeno suman 100%, confirmando que só hai estes dous elementos.

   En 100 g de composto hai 87,5 g de N e 12,5 g de H. Para transformar estas cantidades en moles, divídese cada unha delas pola masa molar:

nN = 87,5g/14,0g·mol-1 = 6,25 mol N

nH = 12,5g/1,0g·mol-1 = 12,5 mol H

   Os coeficientes estequiométricos serán:

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

   A fórmula máis sinxela ou fórmula empírica deste compoesto será: NH2; pero calquera dos seus múltiplos terá a mesma composición, como por exemplo, N2H4, N3H6, etc., ou en xeral, (NH2)n, sendo n un número natural. 

  • Fórmula molecular:

   Para atopar a fórmula completa e correcta do composto falta un dato complementario, a masa molecular. Esta masa nola deben proporcionar nos problemas, ou nos poden dar datos para calculala, por exemplo, datos dun gas ou valores das propiedades coligativas.

   Exemplo: Para o composto anterior atópase unha masa molecular de 32 u. Cal é a súa fórmula molecular?

   A fórmula é un múltiplo da máis sinxela (NH2)n. Entón a súa masa molecular será:

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

   A fórmula molecular do compoesto é (NH2)2 ou N2H4.

EXERCICIOS PARA PRACTICAR

OS GASES

Todos os gases, independentemente da súa natureza química ou do tamaño das súas moléculas, responden a unhas leis moi sinxelas.

1.- Lei de Avogadro.

En volumes iguais de gases diferentes hai o mesmo número de moléculas cando a temperatura e a presión son constantes. Polo tanto o número de moléculas, e o número de moles, é proporcional ao volume, V, do gas:


2.- Lei de Boyle.

A temperatura constante, os volumes que ocupan unha mesma masa de gas son inversamente proporcionais ás presións que soportan:


3.- Lei de Charles ey Gay-Lussac.

Todos os gases posúen igual coeficiente de dilatación, é dicir, ao producirse un mesmo aumento de temperatura, o incremento do volume é o mesmo para todos.

A gráfica V-T é unha recta, o que confirma a relación lineal entre ambas magnitudes. O volume do gas vaise contraendo a medida que a temperatura diminúe. Si esta é o suficientemente baixa o gas licúa (a recta córtase). Si prolongamos a recta obtemos por extrapolación que a temperatura á cal o volume de calquera gas debería ser nulo é -273ºC. Esta temperatura tómase como cero dunha nova escala chamada absoluta ou Kelvin, -273ºC=0K. Si T é a temperatura absoluta e t a centígrada, cúmprese que

Expresando a temperatura en grados Kelvin, a lei de Charles e Gay-Lussac queda nunha forma moi sinxela: a presión constante, o volume dunha mesma masa de gas é directamente proporcional á temperatura absoluta:

4.- Ecuación de estado dos gases.

Esta ecuación abarca ás tres leis anteriores:

As tres ecuacións pódense reunir nunha soa, onde R é a constante de proporcionalidade que engloba as anteriores k, k', k''.

Ou tamén

chamada ecuación de estado do gas ideal, válida para o estudo dos gases a presións baixas. A presións elevadas as interaccións entre as moléculas e o propio tamaño das mesmas fai preciso introducir parámetros correctores nesta ecuación.

O valor de R áchase sabendo que un mol de gas ocupa 22,4 L a 1 atm e 273 K. Estas condicións de presión e temperatura coñécense como condicións normais, C.N.

5.- Lei de Dalton.

Baixo o suposto de que as moléculas dos gases ideais non interaccionan nin ocupan volume, as moléculas dun gas non exercerán ningún efecto sobre as doutro gas. Xa que logo si imos inxectando varios gases A, B, C,... nun recipiente de volume V á temperatura T, cada gas da disolución exercerá a mesma presión que si estivese el só no recipiente. A lei de Dalton dinos que nunha mestura gaseosa, a presión total da mestura é a suma das presións parciais dos gases que a forman.

Sumando primeiros e segundos membros:

Podemos calcular a presión parcial dun gas coñecendo a fracción molar dese gas na mestura de gases.

A ecuación de estado dos gases permítenos calcular masas moleculares si coñecemos as magnitudes dos gases para unha situación concreta.

EXERCICIOS PARA PRACTICAR

CONCENTRACIÓNS

Nunha disolución, chamamos soluto ao compoñente que está, xeralmente, en menor proporción e disolvente ao compoñente maioritario. A disolución ten a mesma fase que o disolvente. Se o soluto é sólido e o disolvente líquido, se a disolución é líquida, aínda que teñamos máis soluto que disolvente, considérase disolvente o compoñente líquido.

Unha disolución está diluída cando ten pouco soluto para unha cantidade dada de disolvente. Dirase que está concentrada se ten moito soluto para unha cantidade de disolvente. Estes conceptos son cualitativos, por iso debemos poder cuantificar a concentración.

Unha disolución está saturada cando xa non admite máis soluto, iso adoita pasar con sales pouco solubles. A concentración da disolución saturada é a solubilidade.

Concentración é a relación entre a cantidade de soluto e a cantidade de disolución. Dependendo das unidades en que se expresen estas magnitudes aparécennos as diferentes formas de expresar a concentración.

    Hai dous tipos de formas de expresar a concentración: as de uso común na vida diaria e as de uso común no mundo da química.

    Na vida diaria expresamos a concentración de tres xeitos diferentes:

Concentración en masa entre volume (é a forma de expresar a concentración en moitos etiquetados, por exemplo nas augas minerais),

  Concentración en tanto por cento en masa (tamén é frecuente no etiquetado) e

Concentración en tanto por cento en volume (o grado alcohólico das bebidas é unha concentración deste tipo)

    No ámbito da química expresamos a concentración tamén de tres xeitos diferentes: 

Molaridade (a máis frecuente),

Molalidade (úsase en propiedades coligativas como o aumento ebulloscópico ou o descenso crioscópico) e 

Fracción molar (úsase na Lei de Raoult e no cálculo das presións parciais).

EXERCICIOS PARA PRACTICAR

PROPIEDADES COLIGATIVAS

Chámanse propiedades coligativas a aquelas propiedades dunha disolución que dependen únicamente da concentración.

Son propiedades que dependen do número de partículas que contén a disolución e non de cales sexan concretamente. As propiedades que imos estudar determínanse experimentalmente e son moi útiles para calcular masas moleculares. Recorda que as necesitabamos para calcular as fórmulas moleculares.

1.- Lei de Raoult

Si temos un vaso con auga podemos comprobar que co tempo toda a auga haberase evaporado. Os líquidos tenden a pasar a fase vapor, uns con máis facilidade que outros. Todos temos experiencia do rápido que se evapora o alcohol que cae sobre a man.

Nun recipiente pechado, por exemplo un tarro de marmelada, a auga non se evaporará completamente. Parte do auga se evapora, pero chega un momento que o vapor tamén condensa, alcánzase o equilibrio cando a evaporación realícese á mesma velocidade que a condensación. Neste momento no que se alcanza o equilibrio a presión que exerce o vapor dun líquido sobre o propio líquido chámase presión de vapor.

Todos os líquido teñen unha presión de vapor que é función da temperatura. Podémolas atopar tabuladas con facilidade.

Pero que pasa cando temos unha disolución, como inflúe esta sobre a presión de vapor. A presión de vapor dunha disolución é menor que a do disolvente puro. As moléculas do soluto dificultan a evaporación do disolvente.

A disminución da presión de vapor da disolución respecto da do disolvente é directamente proporcional á fracción molar de soluto.

É fácil deducir que a presión de vapor da disolución é proporcional á fracción molar do disolvente.

2.- Aumento ebuloscópico e descenso crioscópico

A diminución da presión de vapor das disolucións modifica os puntos de ebulición e conxelación das mesmas. Ao diminuír a presión de vapor da disolución aumenta o punto de ebulición e diminúe o punto de fusión. Estas variacións son proporcionais á molalidade da disolución e as constantes de proporcionalidad son características de cada disolvente.

Aumento ebuloscópico:

Descenso crioscópico:

3.- Presión osmótica

A presión osmótica pode definirse como a presión que se debe aplicar a unha solución para deter o fluxo neto de disolvente a través dunha membrana semipermeable

Se unha membrana semipermeable separa unha disolución do disolvente, o disolvente atravesa a membrana diluíndo a disolución, este fenómeno denomínase ósmosis. A presión osmótica é directamente proporcional á molaridade do soluto:

EXERCICIOS PARA PRACTICAR

Principal Disolucións Material laboratorio Enunciados