La química es un arte "Me lo contaron y lo olvidé, lo vi y lo entendí, lo hice y lo aprendí"

martes, 16 de febrero de 2016

Masas atómicas y masas moleculares. Mol. Número de Avogadro. Masa molar

Masas atómicas y masas moleculares

Desde la época de Dalton, los químicos han usado escalas relativas de masas atómicas. En un principio, esto era una necesidad, ya que no se disponía de métodos para pesar un átomo. Hoy día poseemos técnicas sofisticadas para determinar las masas de los átomos con gran precisión.
Sabemos que la masa de un átomo de uranio es 3,9527 • 10-22 g, y que un átomo de hidrógeno tiene una masa de 1,67380 • 10-24 g. La masa verdadera de un átomo es el valor de su masa en unidades de masa, tales como el gramo o el kilogramo.
No obstante, aún utilizamos una escala relativa de masas atómicas, puesto que es más cómodo. Es más fácil pensar que un átomo de uranio es, aproximadamente, 238 veces más pesado que un átomo de hidrógeno, que manejar números con más de veinte cifras decimales.
Las masas atómicas relativas son proporcionales a las masas reales de los átomos. Se elige un elemento de referencia, se le asigna una masa atómica y todas las demás masas atómicas se expresan en relación con la de referencia.
El espectómetro de masas puede utilizarse para determinar las masas y la abundancia relativa de los isótopos. El espectro se registra eléctricamente en forma de gráfica. En un espectrógrafo de masas, el espectro se registra sobre una placa fotográfica.
En un principio, las masas atómicas se determinaron calculando las cantidades de otros elementos que se combinaban con una cantidad determinada del elemento de referencia para formar un compuesto binario. Fueron utilizados como elementos de referencia el hidrógeno, al que se le asignó una masa atómica de 1, y el oxígeno, al que se le adjudicó una masa atómica de 16.
Actualmente, el elemento de referencia para las masas atómicas es el carbono 12, el isótopo más abundante del carbono, al que se le ha asignado una masa atómica de 12,0000 unidades.
Una unidad de masa atómica (u) se define como 1/12 de la masa de un átomo de carbono 12 y las masas atómicas se expresan en esta unidad.
Por ejemplo, la masa atómica del cloro es de 35,453 u y la masa atómica del calcio es de 40,08 u. Una unidad de masa atómica es igual a 1,6606 • 10-24 g.
Las masas atómicas que se dan en las tablas, y que se utilizan en la mayoría de los cálculos químicos, son masas medias; reflejan la composición de la mezcla de los isótopos de cada elemento que se encuentran en la naturaleza.
 
Mol. Número de Avogadro. Masa molar
 
Con mucha frecuencia necesitamos conocer la cantidad de materia que ha intervenido en una reacción química. Unas veces, la medimos en masa, y otras, en volumen, pero con mayor frecuencia la expresamos en moles.
Un mol representa un número definido de partículas o entidades. El mol es una de las unidades fundamentales del SI.
Mol es la cantidad de sustancia de un sistema que contiene tantas entidades elementales como átomos hay en 0,012 kg de carbono 12.
En la definición de mol se entiende que se refiere a átomos de carbono 12 no ligados, en reposo y en su estado fundamental.
Cuando se emplea el mol, deben especificarse las entidades elementales que pueden ser átomos, moléculas, iones, electrones u otras partículas o grupos especificados de tales partículas.
Tras numerosas experiencias se determinó que el número de entidades elementales contenidas en 0,012 kg de carbono 12 es: 6,022 • 1023. Este número recibe el nombre de número o constante de Avogadro,
NA = 6,022 • 1023 mol-1
En otras palabras, el mol es un número de Avogadro de cualquier cosa. El símbolo más frecuentemente utilizado para los moles es n.
La masa molar, M, de una sustancia es la masa en gramos de un mol de esa sustancia; evidentemente, sus unidades son g/mol. Así:
masa (g) = moles • masa molar (g/mol)
La masa molar en los átomos (en una terminología en desuso, a esta cantidad se le da el nombre de átomo-gramo) es la masa atómica expresada en g/mol. La masa molar de un compuesto es igual a la masa molecular expresada en g/mol.
Los números que indican la masa molar y la masa molecular coinciden, ya que se eligió como factor de conversión entre u y gramos el inverso del número de Avogadro:
 

lunes, 15 de febrero de 2016

Ley de Gay-Lussac y Ley de Avogadro

Volúmenes de combinación de los gases. Ley de Gay-Lussac
Joseph Gay-Lussac realizó, en 1808, una serie de experimentos con volúmenes de gases que reaccionaban entre sí, y encontró que los gases reaccionan, en unidades de volumen, según números enteros sencillos.

Además, si los productos de la reacción son también gases y se miden en las mismas unidades de volumen, guardan asimismo una relación de números enteros sencillos, siempre que las medidas se realicen en las mismas condiciones de presión y temperatura que para los gases iniciales.






Estos resultados quedan recogidos en la ley de Gay-Lussac, que, a diferencia de las leyes anteriormente enunciadas, no es una ley ponderal, sino volumétrica.

Cuando los gases reaccionan, o en una reacción se forman productos gaseosos, las relaciones entre los volúmenes de los gases implicados, medidos a la misma presión y temperatura, son números enteros pequeños.

Volúmenes iguales de gases. Ley de Avogadro
La teoría atómica de Dalton no podía justificar la ley de Gay-Lussac. Dalton se dio cuenta de que la relación entre los volúmenes de combinación implicaba una reacción sencilla entre las partículas reaccionantes.
2 partículas hidrógeno + 1 partícula oxígeno —► 2 partículas agua.
En este punto, Dalton, al equiparar las partículas con los átomos, se vio en dificultades. Un átomo de oxígeno mal podía producir dos partículas de agua, cuando cada partícula debe contener un átomo de oxígeno.

Amedeo Avogadro, en 1811, hizo constar el error del razonamiento de Dalton, quien confundía los conceptos de átomos y moléculas. Avogadro dice que, si se supone diatómica a la molécula de oxígeno, pueden formarse dos moléculas de agua de una sola molécula de oxígeno.
Avogadro interpreta así la ley de Gay-Lussac:
2 moléculas hidrógeno (H2) + 1 molécula oxígeno (02) —►2 moléculas de agua (H20).

Además, Avogadro, con los datos de Gay-Lussac, enuncia la siguiente hipótesis, que hoy tiene rango de ley:
Volúmenes iguales de gases, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas.
Los primeros químicos encontraron difíciles de aceptar las ideas de Avogadro de «números iguales en volúmenes iguales» y «moléculas diatómicas». Sus ideas no fueron aceptadas hasta que S. Cannizaro, en 1858, mostró que su aplicación sistemática permitía establecer las masas atómicas de los elementos gaseosos y las fórmulas de los compuestos.

domingo, 14 de febrero de 2016

Teoría atómica de Dalton

La base experimental de la teoría de Dalton fue la ley de las proporciones definidas; a saber, siempre que una sustancia es pura tiene una composición química constante.
Las suposiciones originales de Dalton, publicadas en A new system of chemical philosophy (1808), eran:
1. Toda la materia está constituida por átomos. Éstos son las partículas fundamentales y son indivisibles e indestructibles.
2. Todos los átomos de un mismo elemento son iguales tanto en peso (masa) como en propiedades químicas.
3. Los átomos de elementos diferentes tienen pesos (masas) distintos y propiedades químicas diferentes.
4. Los átomos de elementos diferentes pueden combinarse en números enteros sencillos para formar compuestos.
La teoría atómica explica las leyes de las transformaciones químicas estudiadas anteriormente, ya que la composición en peso de un determinado compuesto viene determinada por el número y el peso de los átomos elementales que integran el compuesto.
Dalton inventó un simbolismo apropiado para los átomos. El símbolo del hidrógeno, según Dalton, representa algo más que una cantidad no especificada de hidrógeno, es decir, representa un átomo de hidrógeno o algún peso patrón de hidrógeno que contiene un número patrón de átomos. Así, las fórmulas químicas y las ecuaciones no son sólo simbólicas, sino cuantitativas.



La teoría atómica constituyó, tan sólo inicialmente, una hipótesis de trabajo, pero no fue aceptada hasta finales del siglo xix, cuando se obtuvieron pruebas físicas concluyentes de la existencia real de los átomos.
Los supuestos de Dalton no son totalmente válidos en la actualidad, ya que:
— el átomo es divisible, y
— los átomos de un mismo elemento no son todos iguales en masa, sino que existen isótopos.

sábado, 13 de febrero de 2016

Leyes de las transformaciones químicas

Supongamos que vertemos ácido clorhídrico en un matraz erlen-meyer que contiene virutas de cinc. Decimos que el contenido del matraz es un sistema químico. Observamos que este sistema sufre un cambio en sus propiedades a medida que transcurre el tiempo (todo o parte del cinc desaparece y se desprende un gas). El cambio de propiedades que experimenta un sistema químico es una transformación química o reacción química, y se representa mediante una ecuación química. La ecuación de nuestra reacción es:
En una mezcla o en una disolución, las sustancias químicas puestas en contacto permanecen inalteradas y la masa de la mezcla es igual a la suma de las masas de las sustancias componentes. Ahora bien, en el transcurso de una reacción química, algunas de las sustancias puestas en contacto desaparecen al mismo tiempo que aparecen otras nuevas. ¿Pero qué ocurre con la masa?

La aplicación sistemática de la balanza al estudio de las transformaciones químicas dio lugar al descubrimiento de las leyes de las reacciones químicas y al establecimiento de la química como ciencia.

Ley de conservación de la materia o ley de Lavoisier
Hasta el siglo XVIII se piensa que una transformación química puede transcurrir con pérdida o ganancia de masa.
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Lavoisier 
Esta idea permanece hasta que A. Lavoisier realiza una serie de experimentos, como la calcinación de estaño en un recipiente cerrado y comprueba que el peso total del recipiente no ha variado con la calcinación, que el metal se ha transformado en su óxido y ha aumentado de peso, que el peso del aire contenido en el recipiente ha disminuido y que el aumento de peso del metal es igual a la disminución del peso del aire.
A raíz de ésta y otras experiencias, Lavoisier, en 1789, enuncia la ley que lleva su nombre:
La masa de un sistema permanece invariable cualquiera que sea la transformación que ocurra dentro de él.
La ley de conservación de la materia no es absolutamente exacta, ya que con la teoría de la relatividad de Einstein:   E = m • c2 los conceptos de materia y energía están interrelacionados. De acuerdo con la ecuación anterior, la materia puede desaparecer liberándose una gran cantidad de energía. Sin embargo, salvo en las reacciones nucleares, no tendremos en cuenta la relación materia-energía. En una reacción química ordinaria, en la que se pongan en juego 418 kJ (100 kcal), la masa disminuye en 4,65 • 10-12 kg, cantidad prácticamente despreciable.

Ley de las proporciones definidas o ley de Proust
L. J. Proust
Cuando tratábamos de la clasificación de la materia, al diferenciar las mezclas de los compuestos, indicábamos que todo compuesto contiene siempre los mismos elementos combinados en proporciones fijas. Esta generalización constituye la ley de las proporciones definidas, establecida por L. J. Proust en 1801, según la cual:
Cuando dos o más elementos se combinan para formar un mismo compuesto, lo hacen siempre en proporciones de peso definidas, constantes.
Si hacemos reaccionar 1 g de azufre con 10 g de hierro, comprobaremos que el gramo de azufre reacciona exactamente con 1,75 g de hierro y el resto queda sin reaccionar:

Todo intento de variar esta proporción fracasará.
Considerada esta ley a la inversa, cuando descomponemos cualquier compuesto, encontramos siempre el mismo porcentaje en peso de sus elementos. Así, el agua contiene siempre 11,2 % de hidrógeno y 88,8 % de oxígeno, y el cloruro de sodio tiene siempre 39,3 °7o de sodio y 60,7 °7o de cloro.
La ley de las proporciones definidas fue atacada duramente por C. L. Berthollet, quien afirmaba que la composición de los compuestos variaba según el método de preparación utilizado. Posteriormente se comprobó que los compuestos analizados por Berthollet (berthóllidos) contenían impurezas que distorsionaban los resultados de sus análisis.
 
Ley de las proporciones múltiples o ley de Dalton
La ley de Proust no impide que dos o más elementos se combinen en distintas proporciones para formar compuestos diferentes. Así, por ejemplo, el oxígeno y el cobre se combinan en dos proporciones y forman dos óxidos de cobre diferentes.

Observamos que las dos cantidades de cobre son una doble de la otra y, por tanto, los pesos de cobre que se combinan con un mismo peso de oxígeno, para formar los dos óxidos, están en relación de 1 es a 2.

 
J. Dalton
 
 
Éste y otros resultados llevaron a J. Dalton, en 1803, a enunciar la ley que rige este tipo de combinaciones. Esta ley afirma:
Las distintas cantidades de un mismo elemento que se com¬binan con una cantidad fija de otro, para formar diferentes compuestos, están en la relación de números enteros sencillos.
Observa en la tabla adjunta la relación entre las distintas cantidades de oxígeno que se combinan con una misma cantidad de nitrógeno para dar lugar a los diferentes óxidos de nitrógeno:
 
Ley de las proporciones recíprocas o ley de Richter

Si se considera la combinación de diferentes elementos con un elemento dado para formar determinados compuestos, una cantidad invariable de cada uno de aquellos elementos, de acuerdo con la ley de Proust, se une con una cantidad fija de este otro elemento. Así, por ejemplo, el carbono se combina con el hidrógeno para formar metano, CH4, y con el cloro para formar tetracloruro de carbono, CCl4; la relación con que el hidrógeno y el cloro se combinan con una misma cantidad de carbono es:

pues bien, la relación con que se combinan el hidrógeno y el cloro para formar el cloruro de hidrógeno, HCl, es la misma:
Veamos otro ejemplo: 14 g de nitrógeno o 27 g de aluminio se combinan con una misma cantidad de hidrógeno para dar lugar a dos sustancias distintas: NH3 y AlH3. Cuando el nitrógeno y el aluminio reaccionan entre sí para dar AlN, lo hacen en la proporción de 14 g de nitrógeno con 27 g de aluminio.
En el esquema al margen se indican las relaciones en peso de diferentes elementos al unirse dos a dos para formar determinados compuestos:

 
J. B. Richter
 
 
Tras numerosas experiencias, como las descritas anteriormente, J. B. Richter, en 1792, enuncia la ley de las proporciones recíprocas:
 
La relación entre distintas cantidades de diferentes elementos, combinados con una cantidad fija de otro elemento, es la misma relación con que se combinan entre sí.
Estas cantidades tienen la misma capacidad de combinación, es decir, equivalen químicamente. Por ello, tradicionalmente se ha empleado el término peso de combinación, peso equivalente o equivalente químico de una sustancia (elemento o compuesto) como la cantidad de dicha sustancia que se combina, produce o reemplaza a 1,008 g de hidrógeno o 12,000 g de carbono. Cuando el peso equivalente va expresado en gramos, recibe el nombre de equivalente gramo.
Ejemplo:
En el sulfuro de sodio, Na2S, 16,032 g de S se combinan con 22,99 g de sodio; como 16,032 g de S también se unen a 1,008 g de H, 22,99 es el peso equivalente del sodio y su equivalente-gramo es 22,99 g de sodio. En el óxido de sodio, Na20, 22,99 g de Na se unen a 8,00 g de oxígeno. Coincide de nuevo el valor de 22,99 para el peso equivalente del sodio. 
Si a gramos de la sustancia A reaccionan con b gramos de la sustancia B y, también, c gramos de otra sustancia C reaccionan con b gramos de B, entonces, si A y C reaccionan entre sí, lo harán en la relación ponderal a/c.
El peso equivalente de un elemento depende del tipo de compuesto formado. Así, el nitrógeno presenta varios valores para su peso equivalente:

Esto nos lleva a la definición de valencia como la capacidad de combinación de un elemento. La valencia también ha sido definida como el número de átomos de hidrógeno que pueden unirse o pueden ser sustituidos por un átomo del correspondiente elemento.

viernes, 12 de febrero de 2016

Libros de Química

Química: La ciencia central, 11va Edición – Brown, Lemay, Bursten y Murphy


Creemos que los estudiantes son más entusiastas respecto al aprendizaje de la química cuando ven lo importante que resulta para lograr sus propias metas e inte­reses. Con esto en mente, resaltamos muchas aplicaciones importantes de la química en la vida cotidiana. Al mismo tiempo, el libro proporciona las bases de la quími­ca moderna que todo estudiante necesita para su desarrollo profesional y, de ma­nera conveniente, como preparación para cursos de química más complejos.



Química, 11va Edición – Raymond Chang

La química general suele considerarse como una mate­ria más difícil que las demás. En cierto sentido esto es justificable por una razón: la química tiene un vocabulario muy especializado. En primer lugar, estudiar química es como aprender un nuevo idioma. Además, algu­nos de sus conceptos son abstractos. Sin embargo, si es per­severante completará este curso exitosamente y hasta es posible que lo disfrute.
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Química General: Principios y aplicaciones modernas, 10ma Edición – Petrucci, Herring, Madura y Bissonnette

En esta nueva edición, hemos intentado seguir este consejo im­portante dirigido a los autores, para responder todavía mejor a las necesidades de los es­tudiantes que están trabajando intensamente en esta materia. Sabemos que la mayoría de los estudiantes de química general, debido a su carrera, no están interesados en la quími­ca, sino en otras áreas como la biología, la medicina, la ingeniería, las ciencias del medio ambiente y agrícolas. También somos conscientes de que la química general será el úni­co curso universitario de química para muchos estudiantes y su única oportunidad de aprender algunas aplicaciones prácticas de la química. Hemos diseñado este texto para todos estos estudiantes.

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Química: Una introducción a la Química General, Orgánica y Biológica, 10ma Edición – Karen C. Timberlake

Este libro trata los aspectos fundamentales de la Química General, Orgánica y Biológica. Se ha escrito con el propósito de proporcionar un entorno de aprendizaje que haga que el estudio de la Química sea una experiencia positiva y atractiva. También se pretende ayudar al estudiante en su transformación en un pen­sador crítico al comprender los conceptos científicos que forma­rán la base necesaria para tomar decisiones importantes sobre temas relacionados con la salud y el medioambiente.

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freelibros.org
fiuxy.com

 



Clasificación de la materia



R. Boyle
Llamamos sustancia a cada una de las diversas clases de materia. Cada clase de materia puede clasificarse como una sustancia pura o como una mezcla.

Una mezcla es una combinación de sustancias sin unión química entre ellas y de composición variable. Se denomina mezcla heterogénea aquella mezcla cuyas propiedades varían de modo manifiesto al pasar de unos puntos a otros inmediatamente cercanos. El granito es una mezcla heterogénea de cuarzo, feldespato y mica; una mezcla de hielo triturado y agua líquida es también heterogénea. Puesto que cada región de la misma clase de materia recibe el nombre de fase, es igualmente correcto decir que el granito es un sistema de tres fases, y que la mezcla de hielo y agua es un sistema de dos fases. Las diversas sustancias que componen una mezcla heterogénea pueden separarse, manualmente, por flotación, por filtración, por decantación, por imanación, etc. como podéis ver en los siguientes enlaces...
Una mezcla homogénea es visualmente uniforme en su totalidad, es decir, consta de una sola fase. Son mezclas homogéneas las mezclas líquidas o disoluciones, algunas mezclas sólidas (aleaciones) y todas las mezclas de gases.

Para separar las sustancias componentes de una disolución hay que convertir una parte de la mezcla en una fase distinta. Las técnicas de laboratorio más utilizadas para separar disoluciones son: la destilación, la cristalización y la extracción.

Una fase homogénea, de composición uniforme y completamente invariable, constituye una sustancia pura.

Las sustancias puras pueden ser elementos y compuestos. Un elemento es una sustancia pura que no puede descomponerse en otras más sencillas por métodos químicos ordinarios. Es la sustancia última aislable de características propias. 


La primera definición de elemento fue dada por R. Boyle en 1661: «Los elementos son ciertos compuestos primitivos y simples que no están formados de otros cuerpos, ni unos de otros, y que son los ingredientes de que se componen inmediatamente y en que se resuelven en último término todos los cuerpos perfectamente mixtos.»

Un compuesto es aquella sustancia formada por dos o más elementos combinados en proporciones fijas. Un compuesto puede separarse en sus elementos componentes por reacciones químicas, pero no por métodos físicos, como la destilación, la filtración, la extracción, etc.


El que un elemento fuera considerado como tal dependía de las técnicas químicas disponibles en cada época. Así, el «óxido de cal» fue considerado como un elemento hasta que H. Davy lo descompuso, por electrólisis, en oxígeno y un nuevo elemento que llamó calcio.

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