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

jueves, 11 de febrero de 2016

Estados de la materia

Cambios de estado

La materia se presenta en tres formas distintas o estados físicos que se designan con los nombres de estado sólido, estado líquido y estado gaseoso.

En el estado sólido, los cuerpos poseen una forma definida y un volumen propio (independientes de otros cuerpos). Los sólidos se caracterizan por su rigidez.

En el estado líquido, los cuerpos se adaptan a la forma del recipiente que los contiene, con una superficie libre horizontal determinada por la acción de la gravedad (excepto en los puntos de contacto con el sólido).

Esta capacidad de adaptación, que hace que los líquidos puedan fluir, es muy variable; para algunos es muy grande, líquidos poco viscosos, mientras que para otros es enormemente pequeña, líquidos muy viscosos. Los líquidos tienen volumen propio y son difícilmente compresibles.

En el estado gaseoso, los cuerpos no tienen forma ni volumen pro¬pios, pues llenan el recipiente en que están contenidos, el cual debe ser cerrado. Los gases son fácilmente compresibles; por ejemplo, una masa de aire a la presión ordinaria disminuye su volumen a un 90 % del primitivo mediante una sobrepresión de 0,11 atmósferas.
En condiciones ordinarias, los cuerpos se presentan en un estado físico determinado; pero si se modifican las condiciones que existen sobre el cuerpo, éste puede pasar a un nuevo estado.

Si se calienta un sólido, a una determinada temperatura, pierde su rigidez y se transforma en líquido; este proceso se denomina fusión. Inversamente, al enfriar un líquido, se alcanza su transformación sn sólido y el proceso se denomina solidificación. Mientras dura la fusión o la solidificación, la temperatura permanece constante. La energía calorífica necesaria para que funda un kilogramo de cierta sustancia, cuando está a la temperatura de fusión, se denomina calor de fusión. Esta misma energía calorífica se desprende cuando el cuerpo solidifica.

Los líquidos están en equilibrio con sus gases a cualquier temperatura, y por ello, el paso de líquido a gas se produce en todas las fases del calentamiento; este proceso recibe el nombre de vaporización. Este cambio de estado, para todos los líquidos, puede realizarse de dos formas distintas:
— por evaporación, y
— por ebullición.

La evaporación se efectúa a través de la superficie libre del líquido y tiene lugar a cualquier temperatura. Cuando el vapor contrarresta la presión exterior existente sobre aquél, el paso de líquido a vapor tiene lugar en toda la masa del líquido y el proceso se denomina ebullición; este proceso, que depende de la presión, transcurre a una temperatura constante para cada líquido.

La forma gaseosa puede pasar, a su vez, al estado líquido y el proceso se denomina condensación. La energía calorífica necesaria para que un kilogramo de cierta sustancia en estado líquido pase al estado de vapor a la misma temperatura se denomina calor de vaporización. Esta misma energía calorífica se desprende cuando el vapor se condensa.

Hay que tener en cuenta que ciertas sustancias se descomponen antes de fundirse y que algunos sólidos, como el yodo y el naftaleno, pasan directamente de sólido a vapor. Este último fenómeno se denomina sublimación.