Programa-guia d'activitats per a aquesta unitat.
1. INTRODUCCION
¿ Es posible encontrar una explicación a los cambios o transformaciones que ocurren continuamente en la naturaleza?
A.1 Recordad el concepto de transformación química y su diferenciación con las transformaciones físicas. Después citad campos de aplicación de la Química.
A.2 Considerad siguientes transformaciones: a) Oxidación de un clavo de hierro; b) preparación de café con leche; c) formación de una sustancia blanca en la boca de un grifo. ¿Cómo podríamos asegurar si se ha producido o no un cambio químico?
A.3. Al añadir unas gotas de nitrato de plata a un tubo de ensayo que contiene un poco de agua del grifo, se forma rápidamente, una sustancia blanca que queda en suspensión y que ofrece un aspecto lechoso. Si añadimos amoniaco podemos hacer desaparecer esta sustancia y el liquido se forma , nuevamente, transparente, incluso podemos volver a formarla añadiendo ácido sulfúrico concentrado. ¿ Se han producido cambios químicos?
A.3.1. Clasifica los cambios siguientes en fśicos o quimicos y justifica tu
respuesta:
a) Ebullición del aceite e) la subimacion del hielo seco
b) La disolucion de yodo en etanol f) la disolucion de una pastilla efervescente en agua
C)La combustion de una vela g) La eliminacion de depositos calcicos en agua
d) la corrosión del hierro
2. INFORMACION ACUMULADA SOBRE EL ESTUDIO DE LAS TRANSFORMACIONES QUIMICAS ANTES DE LA APLICACION DEL MODELO CORPUSCULAR A LAS MISMAS.
Mencionaremos ahora algunos aspectos del desarrollo histórico en el estudio de las transformaciones químicas previo a la aplicación a las mismas del modelo corpuscular de la materia. Desde este punto de vista, clarificar si ha tenido lugar una transformación química no es fácil en la práctica, pues exige caracterizar adecuadamente las sustancias para poder distinguir operativamente si en un determinado material hay una o más sustancias. Dedicamos las próximas actividades a estas cuestiones.
A) PROPIEDADES CARACTERISTICAS DE LAS SUSTANCIAS
A.4 Haced una lista con propiedades que puedan servir para caracterizar a una sustancia y distinguirla de otras.
A.5. Al medir la densidad a temperatura ambiente del liquido transparente contenido en un vaso , se ha obtenido un valor de 1,10 g/cm3 . Al evaporar parte del liquido y realizar de nuevo las mediciones a la misma temperatura, la densidad ha resultado ser de 1,20 g/cm3. Dad una interpretación del cambio de densidad observado.
A.6. En cada uno de los siguientes casos, señala si se trata de una sustancia pura o de una mezcla: aire de montaña, agua mineral,,vino de mesa, leche de vaca recién ordeñada, sal de cocina, aceite de oliva, vinagre, azúcar, sacarina, amoniaco de droguería, alcohol de farmacia, lejía, salfuman, zumo de naranja y un refresco de cola.
B) MEZCLAS Y SUSTANCIAS
A.7 Diseñad experiencias para separar:
a) Una mezcla de azufre, sal común y limaduras de hierro.
b) El alcohol contenido en el vino
c) Una mezcla de aceite y agua
d) Los colorantes que hay en la tinta del bolígrafo azul .
C) SUSTANCIAS SIMPLES Y COMPUESTAS
A.8. Razonad si la descomposición de una sustancia en otras mas simples (por ejemplo , agua en hidrogeno y oxigeno) es una separación , como las descritas anteriormente para separar los componentes de una mezcla, o es una reacción química
A.9.A pesar de que el agua está identificada como sustancia pura, se sabe que a partir de ella (por descomposición electrolítica) es posible obtener oxígeno e hidrógeno. Calentando fuertemente la sustancia pura llamada óxido de mercurio, se obtiene mercurio y oxígeno. En cambio no se conoce ningún método para obtener a partir del cobre otras sustancias. ¿A qué puede ser debido esto?
A.10. Clarificad los conceptos siguientes: elemento, compuesto, mezcla y disolución. Después, haced un mapa conceptual que recoja estos conceptos y las relaciones entre ellos.
Al utilizar procedimientos para obtener las sustancias puras que contiene cualquier sustancia ¿Cuándo podremos estar seguros de que hemos agotado la búsqueda y hemos obtenido todas y cada una de dichas sustancias?
3. APLICACIÓN DEL MODELO CORPUSCULAR DE LA MATERIA AL ESTUDIO DE LAS TRANSFORMACIONES QUIMICAS. LA TEORÍA ATÓMICO-MOLECULAR
Como acabamos de ver, los intentos de caracterizar las sustancias y los cambios químicos tienen un límite, pues resulta imposible saber si se podrá hacer alguna experiencia adicional para extraer de un material diferentes sustancias.
¿ Es posible explicar con una estructura sencilla la gran cantidad de sustancias conocidas y sus transformaciones?
Buscamos ampliar el modelo corpuscular de la materia , que ya explica el comportamiento de los estados sólido, liquido y gaseoso, de manera que también pueda explicar las diferencias entre sustancias y mezclas, la existencia de dos tipos de sustancias , las simples y las compuestas y los cambios químicos.
Por eso el auténtico avance en el intento de clarificar los conceptos básicos de la química se produjo cuando se aplicó el modelo corpuscular de la materia a las transformaciones química. Veremos ahora los aspectos principales de este desarrollo.
3.1 Hipótesis atómico-molecular de Dalton.
A.11 Admitiendo que todas las sustancias están formadas por partículas, ¿cómo se puede explicar la existencia de elementos distintos?, ¿y la de compuestos?.
A.12. Suponiendo que se pudieran “ver” las partículas de una sustancia simple y de un compuesto , representad en un dibujo sus partículas si se encuentran en estado gaseoso
A.13.Explicad, a partir de las ideas anteriores, el hecho de que sólo exista un centenar de elementos y más de dos millones de compuestos.
A.14 Interpretad, aplicando la hipótesis atómico-molecular de Dalton, los conceptos de mezcla, disolución y sustancia pura.
a) Dibujar como se «verían» las partículas en los tres casos.
b) ¿ Como explicar que las sustancias puras tengan propiedades características y únicas y las mezclas no las tengan ?
A.15 El agua es un compuesto cuyas moléculas están formadas por dos
átomos de hidrógeno y uno de oxígeno.
a) Representar su molécula y escribir su fórmula.
b) Cuando el agua hierve a 100ºC y pasa a vapor, ¿podemos decir que sigue siendo agua? ¿Es el vapor de agua una mezcla de hidrógeno y oxígeno? Representar la molécula en ambos casos
A.16. Los esquemas representan muestras de diferentes sustancias en estado gaseoso. Indicad en cada caso si se trata de sustancia simple, compuesto o mezcla de … y explicad la respuesta:
A
B
C
|
Las sustancias representadas en los esquemas anteriores son las siguientes: helio (He), agua (H2O), hidrógeno (H2), dióxido de carbono (CO2), amoniaco (NH3), monóxido de carbono (CO) y oxígeno (O2). Identificad cuál es cada una.
A.17 En el dibujo adjunto se representa una colección de moléculas de varias sustancias. Identificad cada una de las distintas sustancias representadas, escribid su fórmula química y decid cuáles son compuestos y cuales son elementos.
Como vemos, el modelo atómico-molecular de las sustancias puede explicar la enorme variedad de sustancias distintas y la existencia de elementos y de compuestos. Pero, como sabemos, es necesario que explique también la producción de nuevas sustancias, es decir, las reacciones químicas
3.2. ¿Cómo explicar las reacciones químicas?
A.18 En una reacción química se producen nuevas sustancias (productos) a partir de otras iniciales (reactivos). Pensar cómo puede ser esto posible a partir de la hipótesis atómico-molecular de las sustancias. Concretarlo mediante dibujos para la reacción en que se produce agua (H2O) a partir de oxígeno (O2) e hidrógeno (H2) gaseosos. Escribir, por último, la ecuación química del proceso
A.19. Realizad representaciones graficas de las moléculas que intervienen y escribid las ecuaciones químicas de las reacciones siguientes:
a) El cloro (Cl2) reacciona con el hidrogeno (H2) para formar cloruro de hidrogeno(HCl)
b) Cuando el monóxido de carbono (CO) reacciona con el oxigeno (O2) se obtiene dióxido de carbono(CO2)
c) La formación de amoniaco (NH3) a partir de nitrógeno (N2) y de hidrogeno(H2)
ANEXO 1 : HIPÓTESIS ATÓMICO-MOLECULAR DE DALTON
En una primera aproximación (realizada por Dalton, en 1802), se pensó que las partículas de las sustancias simples eran indivisibles. De este modo se justificaba que, a partir de una sustancia simple no se pudieran obtener varias sustancias diferentes. En cambio, las partículas de las sustancias compuestas serían, en realidad, "paquetes de diferentes partículas", de manera que podrían romperse y dar lugar a la formación de varias sustancias distintas. A las partículas de las sustancias simples, se las llamó átomos y a los paquetes de partículas que formaban las sustancias compuestas, se les llamó moléculas.
Algunos aspectos básicos de la teoría atómica de Dalton eran los siguientes:
1. La materia es discontinua, está formada por átomos indivisibles. "La materia - escribió Dalton - aunque divisible en un grado extremo, no es, sin embargo indefinidamente divisible. Debe haber un punto más allá del cuál no podemos ir en la división de la materia. La existencia de estas últimas partículas no puede apenas ponerse en duda, aunque sean tan pequeñas que no se puedan apreciar ni aún con los dispositivos microscópicos. Yo he elegido la palabra átomo para representar estas últimas partículas.."
2. Cada elemento químico está constituido por una sola clase de átomos (todos ellos con igual masa y propiedades). Los átomos de distintos elementos tienen diferente masa y propiedades.
3. Los átomos son inmutables. "Nunca se pueden transformar los unos en otros por ninguna potencia que podamos controlar”.
4. Los compuestos están formados por moléculas idénticas entre sí y constituidas por un número entero de átomos, siempre en la misma razón. "Dos o más clases de átomos pueden, por otra parte, combinarse de distintas maneras para formar más de una clase de moléculas".
5. La proporción en que se combinan los átomos para formar las moléculas es siempre una razón numérica muy sencilla. "El compuesto más estable y fácil de formarse (y, por tanto, el más abundante) será aquél cuyas moléculas estén formadas por un átomo de cada elemento”. ( Regla de la máxima simplicidad)
6. En las reacciones químicas, los átomos ni se crean ni se destruyen, solamente cambia su distribución. Lo que ocurre es que los átomos existentes se reorganizan, rompiéndose unas uniones y formándose otras nuevas.
De acuerdo con dichas hipótesis, las sustancias simples que no pueden descomponerse en otras (los elementos), se representarán, en estado gaseoso, formadas por partículas o átomos iguales entre sí, pero distintos de un elemento a otro.
Así pues, una sustancia simple es aquella que está formada por una sola clase de átomos (independientemente de que las partículas o unidades que la caracterizan sean monoatómicas o no). En cambio, una sustancia compuesta sería aquella en la que la unidad que la caracteriza (parte más pequeña de esa sustancia) está formada, al menos, por dos clases de átomos
FALLOS DE LA TEORIA ATOMICA MOLECULAR DE DALTON
Conviene tener en cuenta que los enunciados anteriores fueron elaborados a comienzos del siglo XIX y que después fueron sufriendo modificaciones sustanciales, de forma que, en la actualidad, algunos de ellos no se aceptan tal y como fueron formulados:
1. Los átomos no son indivisibles, poseen electrones, protones y neutrones.
En la actualidad, se han descubierto muchas más partículas subatómicas
clasificadas en dos grandes grupos: los leptones y los quarks. Puedes
encontrar más información en la página:
2. La existencia de isótopos (átomos de un mismo elemento pero con
diferente masa ya que tienen distinto número de neutrones en el núcleo).
3. La Regla de la máxima simplicidad llevó a Dalton a asignar fórmulas
erróneas a algunos compuestos, por ejemplo, al agua le asignó la fórmula
HO y al amoniaco NH.
4. En las reacciones nucleares, los átomos pueden transmutarse unos en
otros emitiendo partículas radiactivas y energía.
De esta forma, la teoría atómica de Dalton fue sufriendo una serie de cambios que permitieron el desarrollo de la teoría atómico-molecular de la materia
3.3. Los cambios materiales en los procesos químicos: Ley de la conservación de la masa y ley de las proporciones constantes
Una transformación química supone, según la teoría atómico-molecular, una reordenación de átomos. Así, por ejemplo, el cloro puede reaccionar con el hidrógeno y dar una nueva sustancia, de propiedades muy diferentes al cloro o al hidrógeno, denominada cloruro de hidrógeno. Sin embargo, hay algo que debe permanecer: en cualquier transformación química que se realice en un recinto cerrado: los átomos presentes seguirán siendo los mismos aunque agrupados de forma diferente.
A.20. De acuerdo con la información contenida en el párrafo anterior, sugerid alguna consecuencia respecto a las masas de las sustancias que intervienen en una reacción química.
A.21. Las siguientes reacciones químicas parecen contradecir el principio de conservación de la masa:
a) Cuando se oxida un trozo de hierro pesa más después de oxidarse que antes.
b) Al añadir una pastilla efervescente a un vaso con agua, el peso total va disminuyendo.
c) Al quemar un tronco de madera, la ceniza pesa menos que el tronco original.
¿Se trata de excepciones a dicho principio?
A.22. Dos sustancias simples, A y B ( cuyas moléculas supondremos monoatómicas), reaccionan para formar un compuesto de formula química AB. A partir de cantidades distintas de las sustancias , que reaccionan completamente, dos laboratorios han obtenido el compuesto AB y calculado la razón entre las masas de los reactivos. ¿ Como serán los resultados de los diferentes laboratorios?
A.23. Al reaccionar 2 g de cinc con 1 g de azufre , se obtiene sulfuro de cinc sin que sobre nada de las sustancias reaccionantes. ¿ Cuánto sulfuro de cinc se obtendrá cuando hagamos reaccionar 2 g de cinc con 2 g de azufre?
A.24 La relación de combinación entre hidrógeno y el oxígeno para formar agua es de 1/8 (1g de hidrógeno por 8g de oxígeno). Se prepara una reacción entre 18g de hidrógeno y 18g de oxígeno. Indicad qué reactivo está en exceso, calculad la masa en exceso de dicho reactivo y obtened la cantidad de compuesto formado.
A.25. Se ha realizado un análisis de distintas muestras de un compuesto formado por nitrógeno (N) e hidrógeno (H), obteniéndose los siguientes resultados:
mN (g) 5'56 10'88 19'85 29'98 37'59
mH (g) 1 '19 2'33 4'25 6'42 8'05
a) Analizar los resultados obtenidos.
b) Calcular la cantidad máxima de nitrógeno que puede reaccionar con un gramo de hidrógeno y cuánto compuesto se obtendrá
A.26 El amoniaco es un compuesto obtenible de un 82.3% de nitrógeno y un 17.7% de hidrógeno, ¿cuánto amoniaco podremos obtener si disponemos de 8,5g de nitrógeno y 2.2g de hidrógeno?
3.4. Ley de las proporciones múltiples.( Una predicción obtenida desde el modelo atómico de Dalton y confirmada experimentalmente)
A.27. Dos sustancias simples, X e Y , reaccionan para formar un compuesto M de formula química XY y otro compuesto N de formula química XY2. Tomando como referencia el mismo número de átomos de X en los dos compuestos , calcular la razón entre las masas de Y que reaccionan con la misma cantidad de X que utilizamos para formar los compuestos M y N.
A. 28. En 1810 se conocía la existencia de dos gases diferentes formados por los elementos carbono y oxigeno. De los dos gases , el mas rico en oxigeno( compuesto A) contenía un 72,7 % de este elemento y el otro ( compuesto B) un 57,1 % de oxigeno. Verifica si dichos compuestos A y B cumplen la ley de las proporciones múltiples
A.29. Dos cloruros de hierro contienen un 34, 5 % y un 44,08 % en masa de hierro respectivamente. Demuestra que estos datos están en concordancia con la ley de las proporciones múltiples.
A.30. Dos gramos de estaño se combinan con 1,348 g de oxigeno para obtener un oxido de estaño. En condiciones diferentes , combinamos 10 g de estaño con 2,696 g de oxigeno para obtener otro oxido de estaño distinto. Demuestra que se verifica la ley de proporciones múltiples
UNIDAD 3: CAMBIOS EN LAS REACCIONES QUÍMICAS
1. INTRODUCCION
1.1. COMBINACIONES ENTRE GASES. HIPÓTESIS DE AVOGADRO
En el tema dedicado al modelo cinético-corpuscular de la materia nos hemos referido a los trabajos de Gay Lussac sobre la variación de los volúmenes gaseosos con la temperatura. Gay Lussac prosiguió sus investigaciones acerca del comportamiento de los gases estudiando los volúmenes de los gases que intervienen en las reacciones químicas. Observó que los volúmenes de los gases, tanto reactivos como productos, estaban entre sí en una relación muy sencilla, si la condiciones de presión y temperatura eran la mismas. Así por ejemplo:
En la síntesis del agua:
2 volúmenes de hidrógeno + 1 volumen de oxígeno →2 volúmenes de agua
En la síntesis del cloruro de hidrógeno:
1 volumen de hidrógeno + 1 volumen de cloro → 2 volúmenes de cloruro
En todos los casos, los resultados experimentales indicaban que al reaccionar los gases en las mismas condiciones de presión y temperatura, se combinan siguiendo relaciones volumétricas muy sencillas, enunciado que se conoce como ley de las relaciones volumétricas.
Teniendo en cuenta esta ley, el científico italiano Avogadro (1776-1856) formuló la siguiente hipótesis: Volúmenes iguales de cualquier gas, en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas.
Con la formulación de esta hipótesis, Avogadro abrió el camino a una interpretación de las reacciones adecuada para atribuir una fórmula química correcta a las sustancias y también a la obtención de masas atómicas y moleculares de las sustancias.
A.1 Dada la siguiente reacción:
N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g)
a) ¿ Qué volumen de hidrogeno reaccionara con 2 L de nitrógeno, medido en las mismas condiciones de presión y temperatura ?
b) ¿ Qué volumen de amoniaco se formará?
A.2 Sabemos que 1 litro de H2 reacciona con 0,5 litros de O2, para formar 1 litro de vapor de agua. Si tenemos 3 L de hidrógeno y 7 litros de oxigeno, razona cuál de las siguientes afirmaciones son correctas:
a) Los 3 litros de hidrógeno reaccionan con los 7 litros de oxígeno y originan 10 litros de vapor de agua
b) No se produce ninguna reacción
c) ) Los 3 litros de hidrógeno reaccionan con 1 litro de oxígeno para dar 4 litros de vapor de agua mas 6 litros de O2 sobrante
d) Los 3 litros de hidrógeno reaccionan con 1,5 litros de oxígeno para dar 3 litros de vapor de agua mas 5,5 litros de O2 sobrante
1.2. DETERMINACIÓN DE MASAS ATÓMICAS Y MASAS MOLECULARES RELATIVAS
La interpretación de los datos volumétricos a la luz de la hipótesis de Avogadro permitió obtener fórmulas correctas de muchos elementos y compuestos, evitando la regla de máxima simplicidad. Adicionalmente, la combinación de estos conocimientos con los resultados del análisis químico también sirvió para obtener masas atómicas y masas moleculares relativas.
Veamos, como ejemplo, en la reacción de síntesis del cloruro de hidrógeno ,los resultados experimentales sobre esta reacción informan de que cada gramo de hidrógeno reacciona con 35.5 gramos de cloro. Por tanto, como las moléculas de cloro y de hidrógeno son ambas di-atómicas, se deduce que cada átomo de cloro debería tener una masa 35.5 veces mayor que el de hidrógeno. De los datos de esta reacción también se deduce la obviedad de que la molécula de hidrógeno gaseoso (H2) tiene una masa doble que la del átomo de hidrógeno y que la molécula de cloruro de hidrógeno (HCl) debería tener una masa 36.5 (35.5 + 1) veces mayor que la del átomo de hidrógeno.
Dalton (entre 1803 y 1805), y Berzelius (entre 1808 y 1826), fueron los primeros en determinar masas atómicas y masas moleculares relativas de bastantes elementos conocidos. Dichas masas fueron definidas inicialmente en relación al elemento más ligero, el hidrógeno, al que se atribuyó en esta escala de masas relativas el valor 1. Posteriormente Cannizzaro (1826 - 1910) refinó estos conceptos aplicando la hipótesis de Avogadro. En un Congreso celebrado en Karlsruhe en 1860, formuló la siguiente ley para determinar las masas atómicas de los elementos: las distintas cantidades del mismo elemento contenido en distintas moléculas son todas múltiplos enteros de la masa atómica.
Cannizzaro determinó experimentalmente masas atómicas y masas moleculares comparando la densidad de vapor de un conjunto de gases con moléculas conteniendo uno o más del elemento químico en cuestión.
Sobre la base de estos hallazgos y hasta mediados del siglo XX, los químicos y físicos utilizaron dos escalas de masa atómicas relativas. Los químicos usaban una escala tal que la mezcla natural de isótopos de oxígeno tenía una masa atómica de 16, mientras que los físicos asignaron el mismo número 16 a la masa atómica del isótopo de oxígeno más común (oxígeno-16). Como en el oxígeno natural están presentes el oxígeno-17 y el oxígeno-18, esto conducía a 2 tablas diferentes de masas atómicas relativas.
Entre 1959 y 1960 ambas organizaciones acordaron una escala unificada, basada en el carbono-12 (el carbono-12 es el más abundante de los dos isótopos estables del elemento carbono, representando el 98,89% de todo el carbono terrestre). Esta escala cumplía el requerimiento de los físicos de basar la escala en un isótopo puro y a la vez se hacía numéricamente cercana a la escala de los químicos. Atendiendo a esta escala unificada se define:
Masa atómica relativa Ar : Número que indica cuántas veces mayor es la masa de un átomo con respecto a 1/12 de la masa del isótopo del C-12.
Masa molecular relativa Mr : Número que indica cuántas veces mayor es la masa de una molécula de una sustancia con respecto a 1/12 de la masa del isótopo del C-12. Se puede determinar sumando las masas atómicas relativas de los elementos cuyos átomos constituyen una molécula de dicha sustancia.
La unidad de masa atómica relativa y de masa molecular relativa se llama Dalton o unidad de masa atómica y se abrevia u (antes uma).
A.3 ¿ Que significa que la masa atómica relativa del cloro es 35,45?
A.4. Calcula y escribe la masa molecular relativa de las moléculas P4, CO2, y H2SO4. Utiliza los valores de las masas atómicas relativas de la tabla periódica
En el tema anterior hemos introducido el concepto de reacción química, un proceso en el que se obtienen nuevas sustancias (productos) a partir de otras anteriores (reactivos) Ahora profundizaremos en el estudio cuantitativo de las reacciones. Nuestro objetivo será, por ejemplo, conocer qué cantidades de ciertos reactivos se pueden necesitar para obtener una cierta cantidad de un producto, o viceversa. Las relaciones macroscópicas entre las cantidades de los reactivos se pueden ligar con las existentes entre las entidades elementales que intervienen (moléculas, átomos), a través de una magnitud química fundamental: la cantidad de sustancia. Definiremos esta magnitud y, luego, la utilizaremos para realizar y entender mejor los cálculos sobre las cantidades de las sustancias que intervienen en las reacciones químicas.
2 . LA MAGNITUD CANTIDAD DE SUSTANCIA Y SU UNIDAD: EL MOL.
A.5 Utilizad el modelo atómico-molecular de la materia, para interpretar las reacciones adjuntas. Escribid las ecuaciones químicas correspondientes y estableced relaciones entre las sustancias participantes en número de moléculas, en unidades de volumen y en unidades de masa.
hidrógeno (g) + oxígeno (g) ----> agua (g)
metano (CH4) (g) + oxígeno (g) ----> agua (g) + dióxido de carbono (CO2)(g)
Como vemos, la ecuación química de una reacción, además de proporcionar una información cualitativa sobre las sustancias que intervienen y su estado físico, permite obtener información cuantitativa sobre las proporciones moleculares, sobre las proporciones en masa y (si se trata de gases) sobre las proporciones volumétricas.
Interesa establecer una conexión entre la información molecular de una reacción y la información macroscópica. Para ello se introduce en química una nueva magnitud, que ahora estudiaremos: la cantidad de sustancia
Una vez establecido el concepto de masa atómica y que la reacción química es una combinación átomo a átomo, interesa encontrar un procedimiento práctico y sencillo para manejar el gran número de partículas que intervienen en una reacción La solución estriba en adoptar un múltiplo adecuado del número de partículas. Para verlo, nos fijamos en la reacción de combustión de carbono,
Combustión del carbono
C + O2 → CO2
1 átomo de carbono + 1 molécula de oxígeno → 1 molécula de dióxido
12 u.m. de carbono + 32 u.m. de oxígeno → 44 u.m. de dióxido
Es evidente la relación escrita entre el número de moléculas de reactivos y de productos que intervienen: cada átomo de carbono que reacciona lo hace con una molécula de oxígeno, para producir una molécula de dióxido de carbono. Por otra parte, como la masa molecular del oxígeno es 32, la molécula de oxígeno (O2) tiene una masa 32 veces mayor que 1/12 de la masa del átomo de carbono (C). De acuerdo con la hipótesis de Avogadro, esto significa que cada 32 unidades de masa u.m. (pueden ser u, g, Kg,..) de oxígeno (O2) que reaccionan, lo hacen con 12u.m. de carbono (C). El mismo razonamiento conduce a establecer que cuando se consumen estas cantidades de reactivos, se obtienen 44u.m. de dióxido de carbono (CO2).
Por otra parte, con independencia de cuál sea la unidad de masa escogida para medir estas cantidades, sabemos que 12 unidades de masa del carbono tienen un múltiplo igual de átomos, que moléculas hay en las 32 unidades de masa de oxígeno que reacciona con dicho carbono y, también, que moléculas se obtienen por las 32 unidades de masa de dióxido.
Teniendo en cuenta estos conceptos, primero la IUPAP (International Union of Pure and Applied Physics) en el año 1957 y 10 años después la IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry), introdujeron el mol para indicar cantidades de materia que contienen un múltiplo igual de moléculas, átomos o cualquier otra especie y lo definieron del siguiente modo: La definición del mol conlleva que un mol de cualquier materia tiene el mismo número de partículas o entidades.
El mol es la cantidad de sustancia de un sistema que contiene tantas entidades elementales como átomos hay en 0,012 kg de carbono – 12. Al emplearse el mol se debe especificar el tipo de entidades elementales; estas pueden ser átomos, moléculas, iones, electrones u otras entidades o grupos especificados de tales entidades.
En 1971 la XIV Conferencia Internacional de Pesas y Medidas estableció el mol como la séptima unidad básica del Sistema Internacional de unidades y llamó cantidad de sustancia o cantidad química a la magnitud cuya unidad es el mol.
Así pues, un mol de cualquier materia tiene el mismo número de partículas o entidades. De acuerdo con las mejores medidas este número es 6.0225 •1023 y recibe el nombre de número de Avogadro.
Con el concepto de mol en la mano, conviene expresar la ley de los gases ideales, indicando la cantidad de gas en número de moles, n, en vez de por el número de partículas, N:
P•V = n•R•T (la constante R vale 0.082 atm•l/mol ºK)
Así pues, un mol de cualquier gas, en las mismas condiciones de presión y temperatura, además de tener el mismo número de partículas, ha de ocupar el mismo volumen. En las llamadas condiciones normales (fijadas a 25ºC de temperatura y 1atm de presión) este volumen son 22.4 litros.
Estos conceptos facilitan el planteo de cálculos estequiométricos a partir del conocimiento de la fórmula química y de las masas atómicas y/o moleculares de las sustancias involucradas en una reacción. La estequiometría es la parte de la química dedicada al cálculo de las relaciones cuantitativas entre reactivos y productos en el transcurso de una reacción.
Combustión del carbono
C + O2 → CO2
1 mol de C = 12g + 1 mol de O2 = 32g → 1 mol de CO2 = 44g
En el dibujo adjunto se expresan estas sencillas relaciones, referidas únicamente a unidades de masa y de cantidad de sustancia, para el ejemplo que hemos comentado aquí, correspondiente a la combustión del carbono.
A.6 Considerad la reacción de combustión del carbono:
C(s) + O2(g) ------> CO2(g)
Contestad a las siguientes cuestiones: a) ¿Cuánto vale la masa de un mol de átomos de carbono (C), de moléculas de oxígeno (O2) y de moléculas de dióxido de carbono (CO2)?. b) ¿Cuántas moléculas hay en 100g de oxígeno gaseoso?
A.7. Las moléculas de azufre en estado sólido están formadas por ocho átomos. Calculad: a) La masa molecular del azufre en estado sólido. b) La cantidad de sustancia que corresponde a 21.8g de azufre sólido. c) La masa de 0.56 moles de azufre. d) El número de átomos contenidos en O.001g de azufre sólido. e) La masa en gramos de una molécula de azufre.
A.8 El gas butano tiene la fórmula C4H10. Contestar a las siguientes cuestiones:
a) ¿ Cuantas moleculas, gramos, atomos de C y atomos de H hay en 0,25 moles?
b) ¿ Cuantas moles , gramos, atomos de C y atomos de H hay en 1023 moleculas?
c) ¿ Cuantas moles, moleculas,atomos de C y atomos de H hay en 50 gramos?
A.9 Expresad en moles y número de moléculas 10g de CaCO3
A.10. Si sabemos que 63 u.m es la masa atómica de una molécula de acido nítrico HNO3 , indica el nº de moles que hay en:
a) 31,5 g de HNO3
b) 100 u,m de HNO3
c) 20 . 10 20 moléculas de HNO3
.
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