Leyes ponderales. Teoría Atómica. Mol. Fórmulas químicas

1. LEYES FUNDAMENTALES DE LA
QUÍMICA
1º Bachillerato Unidad 1

2. CONTENIDOS
1.- Clasificación de la materia
Sustancias puras y mezclas
Métodos físicos de separación
2.- Estudio de la reacciones químicas. Leyes ponderales
Ley de conservación de la masa
Ley de las proporciones definidas
Ley de las proporciones múltiples
3.- Teoría atómica de Dalton
Interpretación de las leyes ponderales
Limitaciones de la teoría. La obra de Dalton

3. CONTENIDOS
4.- Ley de los volúmenes de combinación de Gay-
Lussac
Ley de Avogadro
Interpretación de las reacciones entre gases: teoría atómico-molecular
5.- Medida de cantidades en Química
Masa atómica y masa molecular, relativas: masa atómtica promedio,
masa molecular, masa fórmula, número de Avogadro
La cantidad de sustancia: el mol.
Masa molar y masa-fórmula
Relación entre masa-cantidad de sustancia
Volumen molar

4. Contenidos
6.- Fórmulas químicas: cálculos
Composición centesimal
Determinación de fórmulas empíricas y moleculares
7.- Los gases
Teoría cinético-molecular de los gases
Las leyes de los gases
Ecuación de estado de los gases ideales. Gases reales.
Mezcla de gases: ley de las presiones parciales
8.- Técnicas espectroscópicas de análisis químico
Interacción entre luz y materia (espectro electromagnético)
Espectroscopia atómica e IR
Espectrometría de masas: isótopos

5. 1. Clasificación de la materiaREPASO
REPASO

6. 2. Leyes ponderales
• Ley de conservación de la masa (Lavoisier).
• Ley de proporciones definidas (Proust).
• Ley de proporciones múltiples (Dalton).
TEORÍA ATÓMICA DE DALTON

7. Ley de conservación de la
masa (Lavoisier)
“En toda transformación química la masa se
conserva, es decir, la masa total de los
reactivos es igual a la masa total de los
productos de la reacción”.
Ejemplo: 3 g de cloro y 2 g de sodio producen
5 g de cloruro de sodio
Sin embargo, 4 g de cloro y 2 g de sodio también dan 5 g de
cloruro de sodio. ¿Por qué?

8. Ley de proporciones
definidas (Proust)
“Los elementos se combinan para formar
compuestos en una proporción de masa fija y
definida”.
• Ejemplo: El azufre y el hierro se combinan para
formar sulfuro de hierro(II) en la siguiente
proporción: 4 gramos de azufre por cada 7
gramos de hierro.

9. Ley de proporciones definidas
(Proust). Ejemplos I
• Azufre + Hierro  Sulfuro de hierro
• 4 g 7 g 0 g Inicial
• 11 g Final
• 4 g 10 g 0 g Inicial
• 3 g 11 g Final
• 8 g 7 g 0 g Inicial
• 4 g 11 g Final

10. Ley de proporciones definidas
(Proust). Ejemplos II
• Azufre + Hierro  Sulfuro de hierro
• 12 g 30 g 0 g Inicial
• 9 g 33 g Final
• 25 g 35 g 0 g Inicial
• 5 g 55 g Final
• 13’5 g 24’9 g 0 g Inicial
• 1’275 g 37’125 g Final

11. EjemploEjemplo:: Se sabe que 8 g de azufre reacciona con con 12 g de
oxígeno para dar 20 g de trióxido de azufre: a)a) ¿Cuántos gramos
de oxígeno reaccionarán con 1 g de azufre y qué cantidad de
trióxido de azufre se obtendrá; b)b) si se descompo-nen 100 g de
trióxido de azufre ¿cuántos gramos de azufre y de oxígeno se
obtendrán?
a)a) Azufre + Oxígeno  Trióxido de azufre
8 g 12 g 20 g
1 g m(O2) m(SO3)
1g · 12 g 1 g · 20 g
m(O2) = ———— = 1,5 g ; m(SO2) = ———— = 2,5 g
8 g 8 g
b)b) m(S) m(O2) 100 g
100 g · 8 g 100 g · 12 g
m(S) = ———— = 40 g ; m(O2) = ————— = 60 g
20 g 20 g

12. Ley de proporciones
múltiples (Dalton)
“Cuando dos elementos se combinan entre sí para dar
compuestos diferentes, las diferentes masas de uno
de ellos que se combinan con una masa fija de otro,
guardan entre sí una relación de números sencillos”.

13. Ley de proporciones múltiples
(Dalton). Ejemplo
• Óxidos de cobre % cobre % oxígeno
• I 88’83 11’17
• II 79’90 20’10
• masa cobre
masa oxígeno
• I 7’953 (masa de cobre que
• II 3’975 se combina con 1g de oxígeno)
7’953 / 3’975  2 / 1

14. Ejemplo: Dependiendo de las condiciones experimentales
14 g de nitrógeno pueden reaccionar con 8 g, 16 g, 24
g, 32 g y 40g de oxígeno para dar cinco óxidos
diferentes. Comprobar que se cumple la ley de Dalton.
• Sean los óxidos I, II, III, IV y V respectivamente.
• Las distintas masas de O que se combinan con una
cantidad fija de N (14 g) guardan las relaciones:
• m Ox. (V) 40g 5 m Ox. (IV) 32 g 4
————— = —— = — ; ————— = —— = —
m Ox. (I) 8 g 1 m Ox. (I) 8 g 1
• m Ox. (III) 24g 3 m (II) Ox. 16 g 2
————— = —— = — ; ————— = —— = —
m Ox. (I) 8 g 1 m (I) Ox. 8 g 1

15. 3. Teoría atómica de
Dalton. Postulados
• Los elementos químicos están constituidos por
partículas llamadas átomos, que son indivisibles e
inalterables en cualquier proceso físico o químico.
• Los átomos de un elemento son todos idénticos en
masa y en propiedades.
• Los átomos de diferentes elementos son diferentes
en masa y en propiedades.
• Los compuestos se originan por la unión de átomos
de distintos elementos en una proporción constante.

16. Ley de
Dalton
Ley de
Proust
Explicación visual de las
leyes ponderales a partir de
la Teoría atómica

17. Limitaciones de la teoría de
Dalton
Dalton no podía conocer el número de átomos de cada
elemento para formar un compuesto. Así, erronéamente,
supuso que la fórmula del agua seria HO.
Fue gracias a la HIPÓTESIS (YA LEY) DE AVOGADRO quien
cuestionó las fórmulas.
Hoy en día, sabemos Sun las hipótesis propuestas por Dalton
no son exactamente válidas:
1ª hipótesis. El átomo está constituido por protones,
electrones y neutrones.
2ª hipótesis. Existen isótoposo, átomos de un mismo
elemento con distinta masa.
4ª hipótesis. Existen procesos como las reacciones
nucleares en los Sun se crean átomos a partir de otros.

18. La obra de Dalton
Propuso una simobología basada en círculos
para representar distintos tipos de átomos

19. 4. Ley de volúmenes de
combinación de Gay-Lussac
“A temperatura y presión constantes, los volúmenes de
los gasesgases que participan en una reacción química
guardan entre sí relaciones de números sencillos”.

20. Ejemplo de la ley
de volúmenes de
combinación (Gay-
Lussac)
• 1 litro de hidrógeno se
combina con 1 litro de cloro
para dar 2 litros de cloruro de
hidrógeno.
• 1 litro de nitrógeno se
combina con 3 litros de
hidrógeno para dar 2 litros de
amoniaco.
• 1 litro de oxígeno se combina
con 2 litros de hidrógeno para
dar 2 litros de agua (gas).

21. 5. Medidas de cantidades
en Química
Masas atómicas y moleculares
• La masa atómica de un átomo se calcula hallando la masa
media ponderada de la masa de todos los isótopos del mismo
(usando la unidad de masa atómica, u, como patrón, que equivale a 1/12
parte de la masa del C-12
• La masa molecular (M) se obtiene sumando la masas
atómicas de todos los átomos que componen la molécula.
• Ejemplo: Calcular la masa molecular del H2SO4
• Mr
(H2SO4) = 1,008 u · 2 + 32,06 u · 1 + 16,00 u · 4 = 98,076 u
que es la masa de una molécula.
• Normalmente, suele expresarse como
M (H2SO4) = 98,076 g·mol-1
(masa molar)
REPASO
REPASO

22. Concepto de mol y
Número de Avogadro
• Es un número de Avogadro (NA= 6,022 · 1023
) de átomos o
moléculas.
• En el caso de un NA de átomos también suele llamarse
átomo-gramo.
• Es, por tanto, la masa atómica o molecular expresada en
gramos.
• Definición actual: El mol es la cantidad de sustancia de
un sistema que contiene tantas entidades elementales
(átomos, moléculas, iones...) como átomos hay en 0,012
kg de carbono-12 (12
C).
REPASO
REPASO

23. Masa Fórmula. Fórmula
empírica
Los compuestos químicos pueden ser de dos tipos:
MOLÉCULAS o REDES CRISTALINAS (covalente, redes
iónica y redes metálicas)
Para el caso de las redes cristalinas, no podemos hablar
de masa molecular sino de MASA FÓRMULA, qu es la
suma de las masas de los átomos que aparecen en su
unidad o fórmula empírica.
Clorurodesodio Clorurodesodio

24. Cálculo del número de
moles• Si en M (masa atómica o molecular)(g) hay 1 mol
en m (g) habrá n moles.
m (g)
n (mol) = —————
M (g·mol-1
)
Ejemplo: Calcular cuantos moles de CO2 habrá en 100 g de
dicha sustancia.
1 mol
100 g CO2
· ————— = 2,27 mol CO2
44 g
REPASO
REPASO

25. Volumen molar
El VOLUMEN MOLAR es el volumen que ocupa
un mol de una determinada sustancia

Para sólidos y líquidos es propio de cada
sustancia.

Para gases el valor coincide siempre que se
encuentren en las mismas condicioens de P y T.
Por ejemplo, a 0º C(273 K) y 1 atm (llamadas
condiciones normales, c.n., 1 mol de cualquier
gas ocupa un volumen de 22,4 L

26. Ejercicio: ¿ Cuántas moléculas de Cl2 hay en 12g
de cloro molecular? Si todas las moléculas de Cl2 se
disociaran para dar átomos de cloro, ¿Cuántos átomos
de cloro atómico se obtendrían?
La masa molecular de Cl2 es 35,45 · 2 =70,9 u. Luego un
mol de Cl2 son 70,9 g. En los 12 g de Cl2 hay:
12 g
 = 0,169 mol de Cl2
70,9 g·mol-1
Teniendo en cuenta que en un mol 6,02 · 1023
moléc.
0,169 moles contienen:
0,169 moles · 6,02 ·1023
moléculas/mol = 1,017 · 1023
moléculas Cl2
2 át. Cl
1,017·1023
moléc. Cl2 ·  = 2,034·1023
át. Cl
1moléc. Cl2
REPASO
REPASO

27. 6. Fórmulas químicas
Composición centesimal
• A partir de la fórmula de un compuesto podemos
deducir la composición centesimal de cada elemento
que contiene aplicando simples proporciones.
• Sea el compuesto AaBb.
M (masa molecular) = a·Mat(A) + b·Mat(B)
• M (AaBb) a·Mat(A) b·Mat(B)
———— = ———— = ————
100 % (A) % (B)
• La suma de las proporciones de todos los elementos
que componen una sustancia debe dar el 100 %.

28. Ejemplo: Calcular el % de plata, nitrógeno y
oxígeno que contiene el nitrato de plata.
• M (AgNO3) = 107,9 u +14,01 u + 16,00 u • 3 = 169,91 u ;
M (AgNO3) = 169,91 g/mol
• 169,91 g (AgNO3) 107,9 g (Ag) 14,01 g (N) 48,0 g O
——————— = ————— = ————— = ———
100 % Ag % N % O
• 107,9 g (Ag)·100
% Ag = ———————— = 63,50 % de Ag
169,91 g (AgNO3)
• 14,01 g (N) · 100
% N = ———————— = 8,25 % de N
169,91 g (AgNO3)
• 48,0 g (O) ·100
% O = ———————— = 28,25 % de O
169,91 g (AgNO3)

29. Fórmula molecular y
fórmula empírica
• MolecularMolecular.
– Indica el nº de átomos existentes en cada molécula.
• Empírica.Empírica.
– Indica la proporción de átomos existentes en una
sustancia.
– Está siempre reducida al máximo.
• Ejemplo: El peróxido de hidrógeno está formado por
moléculas con dos átomos de H y dos de O.
– Su fórmula molecular es H2O2.
– Su fórmula empírica es HO.

30. Ejercicio: Escribir las fórmulas empíricas de: a) Glucosa,
conocida también como dextrosa, cuya fórmula
molecular es C6H12O6; Óxido de nitrógeno (I), gas usado
como anestésico, de fórmula molecular N2O.
a) Los subíndices de la fórmula empírica son los números
enteros más pequeños que expresan la relación correcta de
átomos. Dichos números se obtendrán dividiendo los
subíndices da la fórmula molecular por su máximo común
divisor, que en este caso es 6. La fórmula empírica
resultante es CH2O.
b) Los subíndices en N2O son ya los enteros más bajos
posibles. Por lo tanto, la fórmula empírica coincide con la
molecular.

31. Cálculo de la fórmula empírica
• Supongamos que partimos de 100 g de sustancia.
• Si dividimos el % de cada átomo entre su masa
atómica (A), obtendremos el nº de moles (átomos-
gramo) de dicho átomo.
• La proporción en moles es igual a la que debe haber
en átomos en cada molécula.
• Posteriormente, se divide por el que tenga menor nº
de moles.
• Por último, si quedan números fraccionarios, se
multiplica a todos por un mismo nº con objeto de que
queden números enteros.

32. Ejemplo: Calcular la fórmula empírica de un compuesto
orgánico cuya composición centesimal es la
siguiente: 34’8 % de O, 13 % de H y 52’2 % de C.
34,8 g 1 mol O 13 g· 1 mol
——— = 2,175 mol O; ——— = 13 mol H
16 g O 1 g H
52,2 g· 1 mol C
———— = 4,35 mol C
12 g C
Dividiendo todos por el menor (2,175) obtenemos
1 mol de O, 6 moles de H y 2 moles de C lo que da una fórmula
empírica:
C2H6O