CAPÍTULO I LA TRANSFORMACIÓN … · TEORÍA DE DALTON. LEY DE GAY LUSSAC. HIPÓTESIS DE AVOGADRO....

1.1. CONCEPTO DE QUÍMICA.

Un examen de los objetos que nos rodean pone de manifiesto que, en general,la materia tal y como se encuentra en la naturaleza, ha tenido que transformarsepara fabricarlos. Prácticamente, todo lo que utilizamos se ha obtenido sometiendoa sucesivas transformaciones algo que se encontraba en la naturaleza.

Desde un punto de vista químico, nos interesa conocer el material de partida, suconstitución y propiedades, las transformaciones que sufre y una descripción deta-llada de las mismas. Resumiendo, podríamos decir que el objeto de la Química es elestudio de la constitución, propiedades y transformaciones de la materia.

1.2. MATERIA HOMOGÉNEA Y HETEROGÉNEA. SUSTANCIAS PURAS. COMPUESTOS Y ELEMENTOS.

La materia que nos rodea tiene en ocasiones un carácter heterogéneo (como laarena, granito, etc.) y en otras, se presenta como homogénea (aire, agua de mar, etc.)y sólo mediante determinadas transformaciones descubrimos que está formada porotras sustancias.

Es de interés para un químico poder obtener, a partir de una mezcla homogéneao heterogénea, sus últimos componentes; sustancias puras, que no pueden trans-formarse en otras mediante procedimientos físicos. El camino a seguir puedeesquematizarse así:

Mezclas homogéneas → Mezclas heterogéneas → Sustancias Puras

A las sustancias puras el químico las denomina compuestos.A partir de las sus-tancias puras se pueden obtener, por métodos químicos, otras más simples: ele-mentos. Los elementos no pueden transformarse en otros mediante procedimien-tos químicos, aunque es posible transformar un elemento en otro mediante opera-ciones físicas especiales (reacciones nucleares). Un ejemplo de todo lo dicho podríaser la obtención de cloro y sodio a partir del agua del mar:

Materia homogénea: Agua de mar.Métodos físico-químicos: Evaporación, precipitación.

Materia heterogénea: Cloruro sódico-agua.Método físico: Filtración.

Sustancia pura: Cloruro de sodio.Métodos físico-químicos: Electrólisis

Elementos: Cloro y sodio.

LA TRANSFORMACIÓN QUÍMICA. LEYES GENERALES. TEORÍA DE DALTON. LEY DE GAY LUSSAC. HIPÓTESIS DE AVOGADRO.

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CAPÍTULO I

LA TRANSFORMACIÓN QUÍMICA. LEYES GENERALES.

TEORÍA DE DALTON. LEY DE GAY LUSSAC.

HIPÓTESIS DE AVOGADRO.

San Alberto Magno (1206-1280).Patrono de la ciencia española y dela industria química.

Balanza del siglo XVIII.

Utensilios alquimistas.

A partir de la materia homogénea podemos obtener directamente sustanciaspuras utilizando transformaciones físicas o químicas.También es posible transformarla materia homogénea en heterogénea y después, por métodos físicos, obtenercompuestos.A partir de los compuestos podemos obtener los elementos constitu-yentes utilizando procedimientos químicos o físico-químicos.

Materia homogénea → Métodos físicos o químicos → Materia heterogénea

↓ ↓Métodos físicos o químicos → Compuestos ← Métodos físicos

↓Métodos físicos o químicos

↓Elementos.

Conviene aclarar las diferencias entre transformaciones físicas y químicas.Cuando realizamos transformaciones químicas se producen, a partir de unas sustan-cias, otras diferentes: la combustión de sodio en atmósfera de cloro produce cloru-ro sódico, o la combustión de carbón en atmósfera de oxígeno produce dióxido decarbono. Los métodos físicos, en general, no transforman unas sustancias en otrasdiferentes; simplemente alteran el estado original de los elementos o compuestosestudiados, o bien los separan.

Podemos concluir que, para identificar y estudiar una sustancia, lo haremos siem-pre en función de sus propiedades físicas y químicas. Las propiedades químicas siem-pre se ponen de manifiesto a lo largo de transformaciones químicas. Evidentemente,si estimamos un objeto nunca lo someteremos a transformaciones químicas.

Muchas propiedades físicas características de las sustancias, se ponen de mani-fiesto sin necesidad de transformarlas o destruirlas. A pesar de todo, no siempreestá clara la frontera entre transformaciones físicas y químicas. Un ejemplo lo tene-mos en los procesos de disolución.

Veamos las operaciones más comunes utilizadas para obtener sustancias puras apartir de mezclas homogéneas y heterogéneas.

Partiendo de sistemas heterogéneos, se utilizan diversos procedimientos basadosen diferencias en las propiedades físicas de las sustancias.

a) Diferencias de densidad.Mezclas sólido-líquido: Sedimentación, Decantación, Centrifugación.Mezclas sólido-sólido: Utilización de líquidos de densidad intermedia o dedensidad inferior a cualquiera de los sólidos que se desea separar. Los sólidosse separan por flotación o por diferente velocidad de sedimentación.Mezclas líquido-líquido: Decantación.

b) Diferencias en el tamaño de las partículas.Mezclas sólido-líquido: Filtración.Mezclas sólido-sólido:Tamizado.

Partiendo de sistemas homogéneos podemos llegar a sustancias puras por distin-tos procedimientos:

a) Vía física.a.1. Variación de la temperatura: Destilación, Condensación, Sublimación,Liofilización.a.2. Cambio de disolvente: Extracción, con disolventes.

b) Vía química.Precipitación,Óxido-reducción,Formación de complejos, reacciones ácido-base, etc.

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CAPITULO I

1.3. LEYES DE COMBINACIÓN QUÍMICA.

1.3.1. INTRODUCCIÓN HISTÓRICA.

La Química, como Ciencia, no se remonta a la antigüedad como otras Ciencias.Podemos decir que tiene unos dos siglos de vida.

La Química, como cualquier otra ciencia experimental, se presenta bajo un dobleaspecto: hechos experimentales y teorías. Únicamente la aplicación del "Métodocientífico", eleva a cualquier materia de estudio a la categoría de Ciencia. Podemosdecir que sólo a partir de principios del S. XIX se aplica sistemáticamente el Métodocientífico al estudio y desarrollo de la Química.

A pesar de todo, podemos decir que la Química nace con el descubrimiento delfuego que hizo posible, por un lado, la extracción y utilización de los metales, y porotro, el desarrollo de la cerámica y el vidrio.

La Civilización Egipcia supuso un gran aporte a la química: fabricaron vidrios,esmaltes, piedras preciosas artificiales, perfumes, venenos, colorantes, etc.

Los Griegos desarrollaron el concepto de elemento químico, como partícula últimae indivisible de las sustancias.A la vez desarrollaron la idea de que la materia estabaconstituida por cuatro elementos fundamentales. Son los denominados elementosAristotélicos: tierra, agua, aire y fuego. Estos elementos, que corresponden a las cuatropropiedades fundamentales de la materia (frío, húmedo, seco y caliente), pueden inter-pretar, a la vez, los estados de la materia: sólido, líquido, gas y materia en combustión.

La Alquimia, en la edad media, fue indudablemente una etapa oscura de la Quí-mica. Los alquimistas no escriben ni se comunican los resultados.Van en busca de lapiedra filosofal, capaz de convertir todos los elementos en oro, y del elixir de la eter-na juventud. A pesar de todo, el trabajo de los alquimistas supuso un notable pro-greso dentro del terreno experimental, pues a la vez que prepararon un gran núme-ro de sustancias, pusieron en marcha aparatos y técnicas de laboratorio que, más omenos modificadas, han llegado hasta nuestros días. De todas formas, hay que des-tacar que el problema de los alquimistas era sólo un problema de técnica, pues enla actualidad es posible transformar cualquier elemento en otro (muchos de los ele-mentos conocidos en la actualidad han sido sintetizados artificialmente, porque noexisten en la naturaleza), y por otra parte, la esperanza media de vida ha aumenta-do considerablemente si se compara con la de la Edad Media. Solamente durante elsiglo XX, la esperanza de vida de los españoles, ha pasado de 34 a 77 años

Robert Boyle, a finales del S. XVII, rompe con el sistema alquimista, estable-ciendo el concepto moderno de elemento químico y desarrolla una serie de leyesempíricas acerca del comportamiento de los gases.

A partir de este momento el interés de los químicos se centra en el estudio ycomparación de las cantidades de sustancias que intervienen en el transcurso de unareacción química y el establecimiento de relaciones entre las mismas. La aplicaciónsistemática de la balanza de precisión con Lavoisier, dio lugar al descubrimiento delas leyes de combinación.

1.3.2. LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA. LAVOISIER, 1774.

A lo largo del S. XVII, Rey y Boyle (Juan Rey, médico francés, 1583-1645) investi-garon las reacciones de oxidación de los metales. Todos los metales cuando secalientan a elevada temperatura, durante un cierto tiempo, sufren un aumento depeso, lo que les llevó a la conclusión de que en el transcurso de las reacciones quí-micas se produce un aumento de peso. El error estaba en no considerar el aire queinterviene en el proceso.

Lavoisier oxidó estaño calentándolo en un vaso cerrado y comprobó, que duran-te la reacción, el peso total del vaso permanecía constante. El metal, transformadoen óxido, había aumentado de peso, pero este incremento correspondía a la dismi-

Alquimista.

Lavoisier.

Aristóteles.


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1. ¿Qué cantidad de dicromato potá-sico puede obtenerse a partir de unatonelada de cromita (FeO.Cr

2O

3).

R:1,3 toneladas.

2. Calcular la cantidad de sal necesa-ria para obtener 10 Kg de HCl al 36% si, durante la reacción, se produceel 1% de pérdidas.R: 5831,15 g de NaCl.

3. Calcular el volumen de amoníacoal 25% y densidad 0,91 g/mL que senecesita para preparar:a) 2 litros 0,1 M.b) 250 g al 25% en peso.R: 14,95 mL y 274,73 mL.

4. Se dispone de 0,5 L de ácido clor-hídrico del 35 % en peso y densidad1,18 g/mL y debe diluirse de formaque se obtenga un ácido del 20 % enpeso. ¿Qué cantidad de agua debeañadirse?.R: 442,5 g de agua.

5. ¿Qué cantidades de ácido nítricodel 85 % y del 20 % de riqueza enpeso deben mezclarse para preparar3 Kg al 30%?.R: 462 g del 85% y 2538 g del 20 %.

6. Si el precio por Kg del clorato ybromato potásico es el mismo, ¿cuálde estos productos es el más baratocomo generador de oxígeno?.R: El más barato es el clorato, puesproduce mayor cantidad de oxígenopor Kg de producto.

7. Calcular la composición centesimalde las siguientes sustancias: a) Pb

3O

4;

b) K2Cr

2O

7; c) Na

2B

4O

7.10 H

2O

R: a) 9,33% O; 90,67% Pb. b) 26,53 %K; 35,37% Cr; 38,10% O. c) 12,07%Na; 71,35% O; 11,34% B; 5,25% H.

8. ¿Qué cantidad de hidrógeno con-tiene una tonelada de ácido sulfúricodel 98% de pureza?.R: 20000 g de hidrógeno.

9. ¿Qué tanto por ciento de azufrecontiene el ácido sulfúrico del 40%de pureza?.R: 13,06 % de S.

10. ¿Qué peso de mineral que con-tiene 90% en peso de CuS hay quetomar para obtener 100 g de Cu?.R: 167,07 g de mineral.

11. ¿Qué producto es más barato:Na

2CO

3.10 H

2O a 1,8 pts/Kg o el

Na2CO

3a 4 pts/kg?.

R: Es más barato el carbonato anhi-dro que resulta a 0,424 pts/mol.

nución de peso experimentada por el aire contenido en el vaso. La ley de la con-servación de la masa la podemos enunciar diciendo:

"En el transcurso de las reacciones químicas la masa permanece constante".

Hoy sabemos que esta ley no es completamente cierta, pues existe una equiva-lencia entre masa y energía. Masa y energía tienen una misma esencia: E = m· c2

La energía se puede pesar y la masa se puede transformar en energía.Afortuna-damente, las variaciones de masa que se producen en una reacción química comoconsecuencia de las variaciones energéticas, no son apreciables en una balanza deprecisión.

Los cálculos estequiométricos y la mayor parte de los procedimientos químicosde análisis cuantitativo, se basan en la ley de la conservación de la masa. Por otrolado, en cualquier industria química, se realizan periódicamente los denominadosbalances de materia, que al comparar el peso de materia prima consumida con el deproducto manufacturado aplican, de forma macroscópica, la misma ley.

1.3.3. LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS. PROUST, 1799.

"Cuando dos o más elementos se combinan para formar un mismo com-puesto, lo hacen siempre en una relación de peso constante, prescindiendo delorigen del compuesto o la forma de preparación."

Siempre que realizamos un análisis del agua encontramos que, hidrógeno y oxí-geno, se combinan en la proporción de 1:8 en peso, independientemente de laprocedencia del agua o, en su caso, del método de preparación. Esta ley no fue admi-tida de inmediato debido a las observaciones de Berthollet, que opinaba que la com-posición de una sustancia dependía del procedimiento de obtención. Tales afirma-ciones fueron combatidas por Proust, que afirmaba que lo que Berthollet tomabacomo un único compuesto, correspondía, en realidad, a una mezcla.

Sorprende el hecho de que la ley de las proporciones definidas, de gran impor-tancia en el desarrollo de la teoría atómica, es sólo una buena aproximación. En pri-mer lugar, la masa atómica de un elemento depende de su composición isotópica, ysólo si ésta es constante, es constante la masa atómica. En el caso del boro, la masaatómica varía entre 10,82 y 10,84, en función de la proporción en la que se encuen-tren los isótopos de números másicos 10 y 11. Como consecuencia de la posiblevariación de la masa atómica de un elemento, también podrá variar el contenido enpeso de este elemento dentro de cualquier compuesto que lo contenga y por tanto,no se cumplirá la ley. En el hidruro de boro B

2H

6, el porcentaje en peso de boro osci-

la entre 78,29 y 78,32, según se tome como masa atómica del boro 10,82 o 10,84.En segundo lugar, hay otras razones para dudar de la validez de la ley de las

proporciones definidas. Los compuestos covalentes están formados por moléculasdiscretas que presentan una composición atómica definida e invariable.Al estudiar lacomposición del monóxido de carbono, encontramos que carbono y oxígeno seencuentran en la relación en peso de 3:4. Cualquier alteración en la proporción deuno de los dos elementos, supone el cambio a otro compuesto, como el dióxido decarbono.

Por el contrario, en el caso de los sólidos iónicos, puede variar ligeramente laproporción en la que se encuentra cualquiera de los elementos, sin dejar de ser elmismo compuesto de partida. La composición de un compuesto iónico puede apar-tarse de la estequiométrica por existir posiciones catiónicas o aniónicas vacantes opor la presencia de iones en exceso en posiciones intersticiales; sin embargo, las pro-piedades químicas del compuesto no varían. A estos compuestos que pueden pre-sentar composición química variable se les denomina berthóllidos (no estequiomé-tricos) y, los que cumplían la ley de las proporciones definidas: compuestos daltóni-cos (estequiométricos).

Es curioso señalar que muchos de los compuestos empleados por los químicos

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CAPITULO I

Ejercicios

del S. XIX para verificar la ley de las proporciones definidas, eran de hecho no este-quiométricos (compuestos iónicos como óxidos y sulfuros de metales de transición).Las diferencias observadas con respecto a la composición ideal, se justificaban comoerrores experimentales. En cambio, las conclusiones de Berthollet se basaban en datosfalsos, ya que se tomaba como un sólo compuesto lo que en realidad era una mezcla.Entre los químicos que a lo largo del siglo XIX se dedican a comprobar la Ley destacan:Juan Jacobo Berzelius, químico Sueco, (1779-1848) y Juan Servais Stas, químico Belga,(1813-1891).

Berzelius comprobó la veracidad de la Ley con datos analíticos cuyos errores esta-ban comprendidos entre 1 y 0,1 %. Stas, verificó la misma ley con errores inferiores a0,002 %.

1.3.4. LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES. DALTON, 1804.

Después de comprobar que dos elementos pueden formar más de un compuesto,Dalton, utilizando su hipótesis atómica, enuncia la ley de las proporciones múltiplescomo sigue:

"Los distintos pesos de un mismo elemento, que se combinan con un mismopeso de otro elemento para formar distintos compuestos, se encuentran entre síen la misma proporción que números enteros sencillos".

Por ejemplo, si consideramos la serie de óxidos de nitrógeno y, nos fijamos en elpeso de oxígeno que se combina con un gramo de nitrógeno en cada compuesto, se ob-tienen los siguientes resultados:


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12. El hidrógeno y oxígeno puedenreaccionar formando dos compues-tos distintos: agua y agua oxigenada.Demostrar que se cumple la ley delas proporciones múltiples.

13. El hierro forma varios óxidos.2,79 g de hierro se combinaron con0,8 g de oxígeno; 1,116 g de hierroformaron 1,596 g de otro óxido.¿Están de acuerdo estos resultadoscon la ley de las proporciones múl-tiples?

Joseph Louis Proust (1754-1826). Nació y murió en Angers(Francia), pero desarrolló la mayorparte de su actividad como químico enEspaña, donde permaneció desde 1791hasta 1808. Su laboratorio, uno de losmejores de la época, fué destruidodurante los desórdenes de 1808. En1814 Proust recuerda este laboratorio:“El laboratorio de Madrid ya no existe,pero no se podrá negar su contribu-ción, en su época, a la construcción yembellecimiento del edificio de laQuímica Francesa”.

Trabajando con carbonatos de cobre artificiales y naturales y, utili-zando resultados analíticos que con frecuencia estaban afectados deerrores del 20%, se atrevió a afirmar que su composición era la misma.

El enunciado de la Ley de las Proporciones Definidas, no es paraProust una consecuencia del estudio de los datos analíticos, sino másbien una idea preconcebida, una Ley Natural: “Las proporciones en lascuales se combinan los elementos entre sí, están fijadas por laNaturaleza, y el poder de aumentar o disminuir estas proporciones nole pertenece al Hombre”. Sus trabajos se publicaron en el “Journal dePhysique et de Quimie”, de 1804 a 1806.

Claude Louis Berthollet (1748-1822). Nació en Talloires, cercade Anneci. Conde, colaborador de Lavoissier, académico, director de

l’École Polytechnique y director dellaboratorio de tintoreria de “LosGobelinos”, en donde introdujo elmétodo de blanqueo de los tejidosmediante cloro, antes del teñido. Encalidad de Químico acompañó aNapoleón en la campaña de Egipto.

Berthollet, al comprobar que esta-ño, cobre y hierro se combinan con eloxígeno y azufre en proporciones muyvariadas, formando compuestos quedenominaban “mixtos heterogéneos”,plantea las primeras dificultades a

Proust, y éste le contesta, que en realidad, estaba trabajando con mez-clas de compuestos. Berthollet acepta esta explicación, pero insiste enque en los “compuestos mixtos homogéneos” (hoy en día hablaríamosde disoluciones) es posible una variación contínua en la composición. Elproblema estaba en aceptar o no a las disoluciones como compuestos.¿Cuáles son las verdaderas combinaciones? se preguntaba Berthollet.Proust contestaba: las sustancias que cumplen la Ley de lasProporciones Definidas.

Al final de sus días Berthollet se convenció de la veracidad de la ley,no por los razonamientos de Proust, sino por la justificación que de laley hace la Teoría de Dalton.

Fué miembro destacado de la Societé d’Arcueil (otros miembrosfueron: Laplace, Biot, Gay-Lussac, Humboldt, etc). Las reuniones de estasociedad se celebraban en la propia casa que Berthollet poseía enArcueil.

Ejercicios

1.4. TEORÍA ATÓMICA DE DALTON.

Todas las leyes expuestas anteriormente fueron dedu-cidas de forma experimental. Dalton intenta justificarlasmediante su hipótesis atómica, que podemos resumir así:

• Una muestra de cualquier elemento está formadapor partículas idénticas que denominamos átomos.

• La característica fundamental de los átomos es sumasa. Átomos de un mismo elemento tienen idénticamasa y átomos de elementos diferentes tienen masas dis-tintas.

• El átomo es la parte más pequeña que podemosobtener de un elemento y no puede crearse ni destruir-se.

• Las partículas más pequeñas constituyentes de uncompuesto son las moléculas (la palabra molécula eradesconocida para Dalton; utilizaba el término "agregadosde átomos"). Estas moléculas están formadas por dos omás átomos de elementos distintos.

• Las moléculas de un mismo compuesto son iguales.• Dos elementos pueden combinarse de distinta

forma para originar compuestos distintos. Normalmenteel compuesto más frecuente y el más estable estará for-mado por moléculas que contengan un átomo de cadauno de los elementos que lo forman.

1.4.1.VALIDEZ ACTUAL DE LA TEORÍA ATÓMICA DE DAL-

TON.

Para Dalton, la característica fundamental de los áto-mos de un elemento es su masa. En cambio, hoy sabemos,que lo que caracteriza a los átomos de un elemento es sunúmero atómico; es decir, el número de protones delnúcleo. Los átomos de un mismo elemento no son todosiguales, pues están formados por distintas clases de isóto-pos que, teniendo el mismo número atómico (igual núme-ro de protones), poseen distinto número másico; esto es,difieren en el número de neutrones. Normalmente lacomposición isotópica media de cualquier elementosuele mantenerse constante y, por tanto, su masa atómi-ca media es constante.

En la teoría atómica de Dalton es fundamental la ideade que los átomos no pueden crearse ni destruirse. En laactualidad sabemos que los átomos pueden transfor-marse en otros (radioactividad natural) o que es posiblela creación artificial de nuevos elementos por reaccionesde fusión y fisión nuclear u otras reacciones nucleares.

Por otro lado, el átomo no es la partícula más peque-ña que podemos obtener de un elemento, ya que estáformado por otras partículas más pequeñas: electrones,protones y neutrones.

Si comparamos la hipótesis atómica de Dalton con lateoría atomística griega, comprobamos que no difierensustancialmente en su enunciado, aunque si difieren no-tablemente en su elaboración y comprobación. La teoría

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CAPITULO I

Símbolos de elementos de Dalton.

Símbolos de compuestos de Dalton.

atómica de Dalton tiene una sólida base experimental (leyes estequiométricas) y sutriunfo radica en que todos los hechos experimentales conocidos pueden resumir-se en un reducido número de ideas. Como vamos a ver a continuación, todas lasleyes estequiométricas pueden justificarse con la hipótesis atómica de Dalton.

1.4.2. JUSTIFICACIÓN DE LAS LEYES ESTEQUIOMÉTRICAS.

La ley de la conservación de la materia queda demostrada por el hecho de quelos átomos no pueden crearse ni destruirse. En el transcurso de una reacción quí-mica, tan sólo se reorganizan los átomos; al conservarse necesariamente los átomos,debe conservarse la masa.

Puede demostrarse igualmente la ley de las proporciones definidas. Cuando elcarbono reacciona con el oxígeno para formar monóxido de carbono, que hoyformulamos como CO, existe una única posibilidad de combinación: un átomo decarbono con un átomo de oxígeno. Por tanto, el análisis de este compuesto siempredará el mismo resultado: una masa atómica de oxígeno se combinará con una masaatómica de carbono, lo que equivale, admitiendo la constancia de las masas atómi-cas, a un 42,5% de C y un 57,5% de O. Cualquier alteración de esta composiciónsupone la formación de un compuesto distinto.

Los compuestos que no están formados por moléculas discretas, presentan unasituación diferente. Es el caso de los sólidos iónicos, que están constituidos por unempaquetamiento compacto de iones.

Hay que aclarar que las fórmulas químicas tienen significados distintos según repre-senten un compuesto iónico o covalente. Cuando representamos el agua mediante lafórmula H

2O, queremos indicar que existen unidades discretas, agrupaciones reales,

formadas por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno. En cambio, cuando al clo-ruro sódico le asignamos la fórmula NaCl, lo que expresamos es que,en el sólido, anio-nes y cationes se encuentran en la proporción 1:1; pero ello no significa en modo algu-no que el cloruro sódico esté constituido por moléculas discretas formadas por unátomo de cloro y uno de sodio.Cuando disponemos de 58,5 g de NaCl (un mol), sabe-mos que existen 6,023.1023 átomos de sodio y otros tantos átomos de cloro; pero lamuestra conservará todas sus propiedades químicas aunque falten algunos miles deátomos de cloro o sodio. Se encuentran casos límites como el monóxido de titanio:TiO, en donde es posible preparar cristales cuya fórmula varíe entre Ti

0,75O y TiO

0,69 .

En los cristales iónicos, la estructura y propiedades químicas no varían con el ale-jamiento de la composición estequiométrica ideal; únicamente se presentan diferen-cias en algunas propiedades eléctricas. El óxido de titanio es un ejemplo claro decompuesto no estequiométrico. En las peculiaridades de estos compuestos, no haynada que se oponga a la hipótesis atómica de Dalton.

La ley de las proporciones múltiples también encuentra justificación en la teoríaatómica. Dos elementos pueden combinarse de distinta forma para originar más deun compuesto, pero en la formación de las distintas moléculas, no pueden interve-nir fracciones de átomos, pues según Dalton, los átomos son indivisibles.Así, los ele-mentos A y B pueden formar los compuestos AB, AB

2, AB

3, etc. La proporción del

elemento B varía de un compuesto a otro. En el segundo y tercer compuesto, elpeso de B que se combina con un mismo peso de A, es doble o triple que en el pri-mer compuesto. Por tanto, los pesos de B que se combinan con un mismo peso deA guardan la relación de los números enteros sencillos: 1:2:3.

Hay que considerar que, para aclarar las discusiones, estamos utilizando fórmu-las químicas; fórmulas que eran desconocidas en tiempos de Dalton. Para asignarleuna fórmula a un compuesto, Dalton se guiaba por la ley de máxima simplicidad:"Cuando se desconozca algo, hágase el supuesto más sencillo. Esta idea le llevó asuponer para el agua la fórmula HO, a la vez que formulaba como gases monoató-micos el hidrógeno y oxígeno. Para resolver este problema, tuvo una importanciadecisiva la ley de los volúmenes de combinación y la hipótesis de Avogadro.

John Dalton. Eaglesfield, Cuberland,1766-Manchester, 1844. Físico y quí-mico británico. Hijo de un tejedor yautodidacta. Desde 1792 profesor delNew College de la Universidad deManchester, puesto que abandona en1800 para dedicarse a la enseñanzaprivada. Además de la Química,Dalton se interesó por otras ciencias,como la Meteorología (MeteorogicalObservations and Essays) y la óptica(Extraordinary facts relating to thevision of colours, donde describe eldaltonismo, enfermedad que padecíande forma genética, tanto él como suhermano. Esta enfermedad impide alpaciente distinguir entre el rojo y elverde). Ideó el primer sistema de sím-bolos para los elementos químicosque fue sustituido después porBerzelius. Publicó la primera tabla demasas atómicas de 21 elementos. Supensamiento químico queda reflejadoen: New System of Chemical Philosophy.


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Joseph Louis Gay Lussac (1778-1850), químico y físico francés.Protegido de Berthollet. Para investi-gar la atmósfera hizo dos ascensio-nes en globo. Estudió con AlexanderVon Humboldt las cantidades degases que reaccionan entre sí.Mejoró la fabricación del ácido sulfú-rico intercalando la “Torre de GayLussac”. Creador del análisis volu-métrico.A él se deben las denomina-ciones de pipeta y bureta.

Amadeo Avogrado, conde deQuarenga, 1776-1856. Primero estu-dió Derecho. En 1800 inició los estu-dios de física y matemáticas.Profesor en el Liceo de Vercelly ydesde 1820 en la Universidad deTurín.

1.5. LEY DE LOS VOLÚMENES DE COMBINACIÓN. GAY LUSSAC.

A la vez que se desarrollaba la teoría atómica de Dalton, Gay Lussac enuncia laley de los volúmenes de combinación:

"Los volúmenes de todas las sustancias gaseosas que intervienen en unareacción química, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatu-ra, se encuentran entre sí en la proporción de números enteros sencillos."

Gay-Lussac publicó esta Ley en las “Memoires de la Societé d’Arcueil” (Tomo II,pag 207,1809) sociedad de la que era miembro.

Estudiemos algunas reacciones que tienen lugar en fase gaseosa:

Oxígeno + Hidrógeno → Agua1 volumen 2 volúmenes 2 volúmenes

Nitrógeno + Oxígeno → Óxido nítrico1 volumen 1 volumen 2 volúmenes

Cloro + Hidrógeno → Cloruro de hidrógeno1 volumen 1 volumen 2 volúmenes

Nitrógeno + Hidrógeno → Amoníaco1 volumen 3 volúmenes 2 volúmenes

1.6. HIPÓTESIS DE AVOGADRO.

Una ley tan sencilla como la de los volúmenes de combinación, exigía una expli-cación teórica simple a la luz de la teoría atómica. Si las observaciones de Gay Lussaceran correctas, el número de partículas contenidas en volúmenes iguales de gases,deberían ser iguales. Por ejemplo, para la reacción de formación del óxido nítrico,podríamos utilizar la siguiente nomenclatura:

Nitrógeno + Oxígeno → Óxido nítrico1 volumen 1 volumen 2 volúmenesn partículas n partículas 2n partículas

N + O → 2NO

Para explicar esta reacción, tenemos que suponer la ruptura de los átomos deoxígeno y nitrógeno: medio átomo de nitrógeno y medio átomo de oxígeno, forma-rán una partícula de óxido nítrico que formularemos como NO. Pero esta explica-ción va en contra de la indivisibilidad de los átomos formulada por Dalton.

De la misma forma, la síntesis del agua se puede formular:Hidrógeno + Oxígeno → Agua2 volúmenes 1 volumen 2 volúmenes2n partículas n partículas 2n partículas

2H + O → 2HO

Como en el caso anterior, hemos tenido que suponer la ruptura de los átomos deoxígeno.

Ante estas objeciones y, a pesar de su indudable categoría científica, Dalton pre-firió dudar de los resultados de Gay Lussac, antes que revisar su propia teoría. En1811, el italiano Amadeo Avogadro, propuso una hipótesis que podía resolver el pro-blema, puesto que a la vez que explicaba la ley de Gay Lussac, no se oponía a la hipó-tesis atómica:

"Volúmenes iguales de gases distintos, en las mismas condiciones de presióny temperatura, contienen el mismo número de partículas. Estas partículas pue-den estar formadas por uno o más átomos".

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CAPITULO I

Avogadro es pues, el verdadero inventor del concepto de molécula. Así, la últi-ma reacción se podía formular:

2 H2

+ O2

→ 2 H2O

Para lo cual, hemos supuesto como diatómicos al hidrógeno y al oxígeno. Du-rante la reacción se rompen las moléculas, pero no los átomos; así, el agua se for-mula como una molécula triatómica en lugar de diatómica.

La hipótesis de Avogadro fué reforzada por Andrés Maria Ampère, físico Francés(1775-1836) a quien se deben numerosos experimentos en electromagnetismo y,sobre todo, por Antonio A. Gaudin, químico Francés (1804-1880) que le dió a laHipótesis de Avogadro una formulación prácticamente idéntica a la actual.

Por desgracia, las ideas de Avogadro no fueron aceptadas de inmediato, segura-mente por el gran prestigio de Dalton, que no las compartía.

1.7. DETERMINACIÓN DE MASAS ATÓMICAS Y FÓRMULAS MOLECULARES.

Una de las mayores contribuciones de la teoría de Dalton, es el supuesto de quelos átomos de un mismo elemento tienen idéntico peso, y a su vez, diferente delpeso de los átomos de otro elemento. Esta idea puso en movimiento a los químicospara determinar las masas atómicas de los elementos conocidos. El problema sereducía a calcular la fórmula de un compuesto y, mediante análisis, determinar elcontenido en peso de cada elemento.También se podía operar al revés: conocidaslas masas atómicas y la composición de una muestra, se podía determinar la fórmu-la del compuesto.

Por ejemplo, en el caso del agua, se comienza por suponer la fórmula: HO. Unanálisis cuidadoso muestra que un gramo de hidrógeno se combina con ocho gra-mos de oxígeno. De estos resultados se puede concluir que la masa atómica del oxí-geno es ocho, en una escala de masas atómicas que adoptase al hidrógeno comopatrón asignándole una masa atómica unidad. En cambio, suponiendo la fórmula H

2O,

obtendríamos para el oxígeno una masa atómica de 16 unidades. Un supuesto falsoen la fórmula de un compuesto implicaba la determinación errónea en las masas ató-micas.

En este campo fué un maestro Berzelius, continuador de la obra de Dalton y, des-pués de éste, el químico más influyente en Europa. Secretario perpétuo de laAcademia de Ciéncias de Suecia (recibió el título de Barón en 1835).

Dotó a la Química de la notación utilizada actualmente y estableció una escalade masas atómicas de extraordinaria precisión, excepto en aquellos casos en los quecalculaba valores, dobles, triples o mitad de los actuales.

El problema al que se enfrentaban los químicos del S. XIX era la determinaciónsimultánea de las fórmulas moleculares y las masas atómicas. Durante la primeramitad del S. XIX, la determinación de las masas atómicas parecía un problema sinsolución, pues se manejaban distintos valores de la masa atómica de un elementocomo consecuencia de las discrepancias en las fórmulas supuestas; además, las ideasde Avogadro fueron olvidadas y se manejaban de forma confusa los conceptos deátomo y molécula.

En septiembre de 1860, los químicos más importantes de la época se reunieronen la ciudad alemana de Karlsruhe para intentar resolver la crisis planteada. El quí-mico italiano Stanislao Cannizaro (1826-1910), resucitó las ideas de su compatrio-ta Avogadro, al utilizar el concepto de molécula para explicar satisfactoriamente laley de Gay Lussac.Además, explicó que aceptando el hecho de que la mayoría de losgases elementales están formados por moléculas diatómicas, se pueden formularcorrectamente las reacciones químicas.

En realidad la Conferencia de Karlsruhe acaba con aparente fracaso, dado el

14. La reacción entre el hidrógeno yel flúor para formar HF gas, tienelugar según la relación 1:1:2 en volu-men. Explicar esta reacción según lashipótesis de Avogadro y Dalton.

15. Dos volúmenes de un gas A reac-cionan con un volumen de un gas Bpara dar dos volúmenes de un gas C.Justificar esta reacción según la hipó-tesis de Avogadro y la teoría deDalton. a) ¿Cuántas moléculas de Cse pueden obtener con dos molécu-las de B?. b) ¿Está en contra estareacción de la ley de la conservaciónde la masa?

16. Establecer las fórmulas empíri-cas de las sustancias cuya composi-ción se indica:a) K=28,25% ; Cl=25,64% ; O=46,11%b) Na=18,54% ; S=25,81% ;

O=19,36% ; H2O = 36,29%.

R: KClO4

y Na2S

2O

3.5H

2O

17. Una muestra de 1,63 g de unóxido de cromo, contiene 1,12 g decromo. Calcular la fórmula empíricadel óxido, conocidas las masas ató-micas del oxígeno y cromo.R: Cr

2O

3

18. Se desea preparar un compues-to en el que intervengan dos átomosde cromo por cada tres átomos deazufre. Si disponemos de seis gramosde azufre, ¿cuántos gramos decromo se consumen?.R: 6,5 g

19. Una muestra de 1,1658 g decobalto reacciona con 2,5826 g deoro, según la reacción:

3Co + 2Au3+ 3Co2+ + 2AuCalcular la masa atómica del cobalto,sabiendo que la masa atómica deloro es l97.R: 59,28

20. Al quemar 4,15 g de wolframio enatmósfera de cloro, se forman 8,95 gde hexacloruro de wolframio.Calcularla masa atómica del wolframio sabien-do que la del cloro es 35,5.R: 184,16


9

Ejercicios

Ejercicios

Stanislao Cannizaro.

Mediante un simpleexperimento demostró quecuando el sulfuro de plomose transforma en sulfato deplomo, por oxidación conácido nítrico, la proporciónPb:S es la misma. En conse-cuencia la reacción consistesólo en adición de oxígeno.Berzelius asignó al óxido de

plomo y sulfuro de plomo las fórmulas más sencillasPbO y PbS (siguiendo la idea de Dalton de máxima sen-

cillez). Como resultado de los análisis químicos llegó ala siguiente conclusión:

100 g de plomo se convierten en 107,7 g de óxidoo en 115,42 g de sulfuro o 146,33 g de sulfato.

La cantidad de oxígeno añadida en la transformaciónde sulfuro a sulfato es 30,91 g (146,33-115,42); esto es,7,7 x 4 , o sea, cuatro veces la cantidad de oxígeno pre-sente en el óxido. Por lo tanto, si la fórmula del óxidoes PbO y la del sulfuro PbS, la del sulfato debe ser, nece-sariamente, PbSO

4; y la fórmula del ácido sulfúrico (el

trióxido de azufre actual) debe ser SO3, ya que la sal se

obtiene a partir del óxido y del ácido.

21. Un óxido de cobalto contiene un78,61 % de cobalto y, su fórmula esCoO. Calcular la masa atómica delcobalto, conocida la del oxígeno.R: 58,8

22. Si 0,24 moles de wolframio seponen en contacto con 3,84 molesde azufre para formar trisulfuro dewolframio, ¿Cuántos gramos decompuesto pueden formarse? R: 67,16 g de WS

3

23. En una reacción química serequieren dos átomos de aluminiopor cada tres átomos de oxígeno.¿Cuántos moles de átomos de oxí-geno se necesitan para reaccionarcon 2,7 g de aluminio? ¿Qué masa deoxígeno se consume?R: 0,15 moles de átomos de oxíge-no; 2,4 g

24. Para formar un cloruro de tita-nio, éste y el cloro reaccionanaproximadamente según una rela-ción en peso 1:3. Calcular la fórmuladel cloruro.Masas atómicas: Cl= 35,5 ;Ti = 47,9.R: TiCl

4

comunicado final: “ El Congreso expresa su deseo de que en lo sucesivo, se use enQuímica, para los átomos cuyos pesos atómicos se dupliquen respecto de los hastaahora utilizados, símbolos cruzados con rayitas”. Las discusiones de Odling, Dumas,Cannizzaro (la figura del Congreso) y Kekulé, finalizaron sin acuerdo, pero Cannizzarohabía repartido un folleto a los asistentes: El célebre “Sunto”, copia de una carta queescribe en 1858 a su amigo Sebastián de Luca, (1820-1880) (“Sunto di un corso diFilosofia Chimica”) en la que se expone las teorías de Cannizzaro sobre la Química.Según el químico alemán Lothar Meyer, la lectura del “Sunto”, consiguió lo que nohabía conseguido el Congreso. Meyer contribuyó al conocimiento y difusión de laTeoría de Cannizzaro, con la publicación en 1864 de la obra “Moderne Theorien derChemie”.

Después de aceptar las ideas de Cannizaro, la profundización en la teoría ató-mica fue rápida. Se comenzó por determinar las fórmulas de las moléculas más senci-llas; después, la determinación de las masas atómicas y, con estos datos, las fórmulasde otras moléculas más complicadas. Veamos un caso concreto; formulemos unaserie de reacciones de manera que se cumpla la ley de Gay Lussac y la hipótesis deAvogadro:

2H + O2

→ 2HO2 vol. 1 vol. → 2 vol.H

2+ C1

2→ 2 HCI

1 vol. 1 vol. → 2 vol.2 H

2+ O

2→ 2 H

2O

2 vol. 1 vol. → 2 vol.

Como la fórmula del hidrógeno no puede ser monoatómica y diatómica a la vez,es preciso, para poder formular correctamente la reacción central, admitir que esdiatómica, y como resultado, que la fórmula del agua es H

2O y no HO.

10

CAPITULO I

Así trabajaba BERZELIUS: Determinación de la fórmula de ácido sulfúrico.

1.8. EL MÉTODO DE CANNIZARO PARA DETERMINAR MASAS ATÓMICAS.

Según la teoría atómica, cada molécula contiene un número entero de átomosde cada clase de los elementos constituyentes, por lo que en la masa molecular deun compuesto, debe estar contenido, una vez al menos, la masa atómica de cada ele-mento. El procedimiento consiste en estudiar una serie de compuestos de un mismoelemento, calcular las masas moleculares y, mediante análisis químico, determinar elpeso del elemento cuya masa atómica se desea calcular contenido en una masamolecular.

La masa atómica será un divisor común de todos los valores obtenidos. El pro-blema principal surgía en la determinación de las masas moleculares desconociendo

las masas atómicas. La solución venía de la hipótesis de Avogadro: si volúmenes igua-les de gases distintos contenían el mismo número de moléculas, la relación existen-te entre los pesos de dichos volúmenes tenía que ser idéntica a la relación entre lasmasas moleculares, lo que equivale a decir que:

"La razón entre las densidades gaseosas esigual a la razón de las masas moleculares"

Se comenzó, utilizando el procedimiento descrito anteriormente, por determi-nar la fórmula del hidrógeno; después se adoptó el hidrógeno como elementopatrón y se le asignó la masa atómica unidad y por tanto, masa molecular igual a dos;después, mediante el método de las densidades gaseosas, se determinaron las masasmoleculares de varios gases como se indica a continuación:

compuesto fórmula masa molecular gramos oxígeno/mol

agua H2O 18 16

óxido de nitrógeno(II) NO 30 16óxido de nitrógeno(I) N

2O 44 16

óxido de nitrógeno(IV) NO2

46 32dióxido de azufre SO

264 32

dióxido de carbono CO2

44 32oxígeno O

232 32

ozono O3

48 48

A la vista de los resultados, la masa atómica del oxígeno debe ser un divisor delos números: 16, 32 y 48; es decir, puede ser uno de los números: 2, 4, 8 y 16. Si tene-mos en cuenta, con las debidas precauciones, las ideas de máxima sencillez, nosdecantaremos por el valor de 16 para la masa atómica del oxígeno, pues de lo con-trario, parecería raro que en ningún compuesto estudiado exista un sólo átomo deoxígeno.

1.9. LEY DE DULONG Y PETIT.

Dulong y Petit (Pierre Luis Dulong, 1785-1838, químico francés, alumno deBerezelius y Alexis Petit, 1791-1820, alumno y colaborador de Dulong) determina-ron experimentalmente una serie de calores específicos de metales y encontraron,en 1819, la siguiente ley empírica:

calor especifico(cal/g ·°C) x masa atómica (g) = 6,3

Utilizando esta ley, conjuntamente con datos analíticos de pesos de combinación,pueden determinarse, de forma exacta, las masas atómicas. Por ejemplo, si el calorespecífico del cobre es 0,093, la masa atómica aproximada será: 6,3/0,093 = 67,74.

Para calcular la masa atómica exacta debemos acudir a datos analíticos. Porejemplo, el análisis de un cloruro de cobre dio el siguiente resultado: 0,3286 g decloro y 0,5888 g de cobre. Supongamos que la masa atómica del cloro se conoce

25. El osmio forma varios fluorurosvolátiles; uno de ellos contiene un44,12% en peso de flúor y la densi-dad del vapor respecto al aire, es de11,82. Calcular: masa molecular delaire, masa molecular del fluoruro yfórmula molecular del fluoruro.R: 28,8 g/mol, 340,42 g/mol, OsF

8

26. La relación entre las densidadesgaseosas de la fosfamina y el argónes de 0,85. Calcular la masa molecu-lar de la fosfamina sabiendo que lamasa atómica del argón es 40.R: 34 g/mol.

27. La densidad del dióxido de azu-fre gaseoso en C.N. es de 2,9267 g/L.Calcular la masa molecular de dichogas y comparar este valor con elobtenido a partir de las masas ató-micas.R: 65,52 y 64

28. La densidad del tetracloruro decarbono líquido es 1,594 g/mL. Sedesea llenar un recipiente de 2 L convapor de este compuesto a 100 °C y769 mm de Hg Calcular el volumeny el peso de tetracloruro líquidonecesario.R: 6,4 mL y 10,19 g

29. Cuando se quema al aire ungramo de un compuesto que sólocontiene H, C y O, se forman 1,91 gde dióxido de carbono y 1,173 g deagua. El vapor de este compuesto es1,64 veces más pesado que el nitró-geno en las mismas condiciones depresión y temperatura. Calcular lasfórmulas empírica y molecular delcompuesto.R: C

2H

6O

30. Un cierto volumen de un gas pesa1,945 g en ciertas condiciones de pre-sión y temperatura.El mismo volumende nitrógeno en idénticas condicio-nes, pesa 1,00 g Calcular la masamolecular del gas sabiendo que lamasa molecular del nitrógeno es 28.R: 54,46 g/mol

31. La densidad de un gas a 30°C y2 atm es 2,07 g/L. Calcular la masamolecular de dicho gas y su densidada 0 °C y 730 mm HgR: 25,72 g/mol; 1,1 g/L


11

Ejercicios

32. El calor específico de un metal es0,122 cal/°C.g y forma un óxido quecontiene 63,19 % de metal. Calcularla masa atómica del metal y la fór-mula del óxido, sabiendo que la masaatómica del oxígeno es 16.R: 54,93; MO

2

33. Un cloruro de un elemento con-tiene 34 % de un metal cuyo calorespecífico es 0,114 cal/°C.g. Calcularla masa atómica del metal y la fór-mula del cloruro, sabiendo que lamasa atómica del cloro es 35,5.R: 54,86 y MCl

3

34. Un metal cuyo calor específicoes 0,033 cal/°C.g, forma dos cloru-ros, que contienen 14,81 % y 34,28 %de cloro respectivamente. Calcularla masa atómica del metal y las fór-mulas de los cloruros. Masa atómicadel cloro: 35,5.R: 204,2; MCl y MCl

3

35. Una muestra de 0,670 g de wol-framio reaccionó exactamente con0,651 g de cloro. Calcular la masaatómica del wolframio y la fórmuladel cloruro formado.Calor específico del W = 0,034 cal/g°C. Masa atómica cloro = 35,5R: 182,7 y WCl

5

36. Se recogen sobre agua, a 20 °Cy 768 mm de Hg, 0,04 moles de ungas. La presión de vapor del agua aesta temperatura es de 17,5 mm deHg. Calcular el volumen ocupadopor el gas.R: 973,2 mL.

37. Un recipiente vacío pesa 150,3 gEl peso del mismo recipiente llenode oxígeno es de 151,05 gFinalmente, lleno de un gas descono-cido, pesó 152,36 g Todas las expe-riencias se realizaron en las mismascondiciones de presión y temperatu-ra. Calcular el peso molecular delúltimo gas.R: 87,9 g/mol.

38. Un elemento forma dos com-puestos gaseosos en la proporciónde 82,353% y 30,435% respectiva-mente. Un gramo de cada compues-to, en condiciones normales ocupaun volumen de 1317,6 y 486,9 c.c.respectivamente. Calcular la masaatómica del elemento común a losdos gases.R: 14.

39. Para el monóxido de carbono secalculó, por extrapolación, el valorlímite de la relación d/P, cuando lapresión tiende a cero, encontrándo-se el valor de 1,2495 a 0°C. Calcular,con estos datos, la masa moleculardel compuesto y compararla con elvalor obtenido a partir de las masasatómicas.R: 27,97 y 28

con exactitud: 35,46; pero en cambio se desconoce la fórmula del cloruro. Secomienza por suponer distintas fórmulas para el compuesto y, a partir de estas, seestablecen las proporciones en peso correspondientes que conducirán a la deter-minación de posibles masas atómicas exactas.Aquella más próxima a la obtenida conla ley de Dulong y Petit, será la masa atómica exacta.

fórmula CuCl Cu2Cl CuCl

2

proporción

M exacta 63,54 31,77 127,08

La masa atómica exacta del cobre será 63,54, que es la más cercana a la masaatómica aproximada obtenida de la ley de Dulong y Petit.

También es importante, en la determinación de fórmulas y masas atómicas ymoleculares, la Ley de Isomorfismo de Eilhard Mitscherlich (1794-1863), alumno deBerzelius, que en 1820 afirmaba: “ Si dos sustancias son isomorfas (tienen la mismaestructura cristalina) también tienen la misma constitución química”. El estudioexperimental lo realizó fundamentalmente con arseniatos y fosfatos.

1.10. MASAS MOLECULARES DE LOS GASES. ECUACIÓN DE ESTADO.

Para calcular la masa molecular de cualquier gas que tenga un comportamientoideal, se puede utilizar la ecuación de estado de los gases perfectos (en el apartado1.14 se estudian las leyes de los gases):

Donde:P, presión en atmósferas (760 mm Hg) V, volumen en litrosn, número de moles de gas (n=g/M; g = gramos de gas; M = masa molecular )R, constante universal de los gases perfectos cuyo valor es 0,082 atm.L/K.molT, temperatura en Kelvin,T = 273 + t (t = temperatura en ºC)

A pesar de la sencillez de la expresión, el procedimiento experimental no es muysensible ni exacto, pues requiere la determinación muy exacta de la masa de gas utili-zado y, lo que es más difícil, la determinación del volumen que ocupa un gas en unasdeterminadas condiciones de presión y temperatura. Pero a pesar de todo, el prin-cipal inconveniente es que todos los gases reales se desvían del comportamientoideal, y sólo se aproximan a él a presiones muy bajas.

Para eliminar esta dificultad se utiliza el método de las densidades límites. Eneste método se recurre a una representación gráfica del cociente d/P (densi-dad/presión), en función de la presión: d/P = f(P). (Figura 1). Por extrapolación se cal-cula el valor límite [d/P] que es el que corresponde al comportamiento ideal del gas:

M= [d/P]o.R.T

El método de las densidades límites requiere una determianación muy exacta dela densidad de un gas a distintas presiones. Este procedimiento fue utilizado porMoles y sus colaboradores para determinar la masas atómicas del bromo, flúor, car-bono, sodio, nitrógeno y azufre.

12

CAPITULO I

Ejercicios

1.11. CONCEPTO DE MOL.

La mol es un concepto químico único; tan fundamental en química como los con-ceptos de átomo y molécula.

“Definimos una mol como la cantidad de sustancia, expresada en gramos,que contiene el mismo número de unidades químicas (átomos, moléculas, iones)que átomos de carbono existen en 12 gramos del isótopo 12C del carbono”

La mol no es un número, es una cantidad de sustancia.Definimos el NUMERO DE AVOGADRO como el número de unidades químicas

que contiene una mol:

NA= 6,023·1023 partículas/mol

Definimos la unidad de masa atómica (uma) como 1/12 de la masa de un átomode carbono 12C.

Las diferentes masas atómicas se determinan con relación al isótopo de 12C quese toma como patrón.

Una mol de 12C pesa 12 gramosUna mol de 12C contiene 6,023·1023 átomos.

Como una uma pesa 1/12 de lo que pesa un átomo de carbono:1 uma = 1/6,023·1023 gramosUn átomo de 12C pesa 12 umaUn átomo de carbono pesa 12/6,023·1023 gramosCuando decimos que la masa atómica de Na es 23, indicamos que las masas

atómicas de los átomos de sodio y carbono se encuentran en la relación de 23:12.

O lo que es lo mismo:


13

Figura 1. Método de las densidades límites.

Enrique Moles (1883-1953), natural de Barcelona, donde selicenció en Farmacia en 1905. Fue, sin discusión, la figura clavede la Química en España antes de la Guerra Civil.Catedrático de Química Inorgánica de la Universidad deMadrid. En 1907 es pensionado en Alemania por la Junta deAmpliación de Estudios. Fue alumno de Ostwald en LeipzigAl final de la Guerra Civil se exilió en Francia y, a su regresoa España en 1941, fue encarcelado y liberado en 1945. Nuncase reintegró a la Universidad.

40. Calcular los moles de sulfuro dehidrógeno contenidos en: a) 12 g. b)6 L en C.N. c) 6 L medidos a 100 °Cy 769 mm de Hg.R:0,353 moles; 0,268 moles y 0,1985moles.

41. Calcular los moles de ión bario,moles de átomos de oxígeno, molesde ión clorato y moles de agua con-tenidos en 314 g de clorato de bariomonohidrato.R: 0,974 ; 6,818 ; 1,948 y 0,974 moles

42. Se tienen 25,5 g de amoníaco yeliminamos 1,506·1023 moléculas.Calcular: a) gramos, moles y molécu-las de amoníaco que quedan. b) gra-mos, átomos y moles de átomos deH y N que quedan.R: 21,25 g; 1,25 moles; 1,25·N

Amolé-

culas. 17,5 g de N; 3,75 g de H; 1,25moles de átomos de N; 3,75 molesde átomos de H; 1,25·N

Aátomos de

N y 3,75· NA

átomos de hidrógeno.

43. ¿Cuántos gramos de fosfamina(PH

3) pesan 0,6 moles? ¿Cuántas

moles de átomos de H y P hay en0,15 moles de fosfamina? ¿Cuántosgramos de H y P hay en 0,15 molesde fosfamina? ¿Cuántas moléculas defosfamina hay en 0,5 moles?.¿Cuántos átomos de H y P hay en0,5 moles de fosfamina?.R: 20,4 g; 0,45 y 0,15 moles de áto-mos de H y P; 0,45 y 4,65 g de H yP; 0,5.N

Amoléculas; 1,5·N

Aátomos

de H y 0,5·NA

átomos de P.

44. La masa atómica del hierro es de55,8 y su densidad es 7,9 g/mL.Calcular:a) volumen ocupado por un mol deátomos de hierro.b) volumen ocupado por un átomode hierro.c) diámetro de un átomo de hierro,considerado como esférico.R:7,06 mL/mol; 1,17·10-23 mL/átomo;2,82 ·10-8 cm

De la misma manera que decimos que una mol de átomos de carbono pesa 12g, diremos que una mol de átomos de sodio pesa 23 g.

Ésta es la razón de que: átomo-gramo, mol de átomos y masa atómica expresa-da en gramos, sean términos sinónimos. Igualmente serán sinónimos los términos:molécula-gramo, mol de moléculas y peso molecular expresado en gramos.

Ejemplo: ácido sulfúrico H2SO

4

masas atómicas: H=1 ; O=16 ; S=32masa molecular: 32 + 4x16 + 2x1 = 98Un mol de moléculas de ácido sulfúrico pesa 98 g.Una molécula de ácido sulfúrico pesa 98 umaUna molécula de ácido sulfúrico pesa 98/6,023·1023 g.En una molécula de ácido sulfúrico hay: 1 átomo de S, 4 átomos de O y 2

átomos de H.En una mol de moléculas de ácido sulfúrico hay: un mol de átomos de S

(6,023·1023 átomos), cuatro moles de átomos de O (4·6,023·1023 átomos) y dosmoles de átomos de H (2·6,023·1023 átomos)

En un mol de ácido sulfúrico hay 32 g de S, 64 g de O y 2 g de H

1.12 CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS

I) Se disuelven cuatro gramos de cobre puro en un exceso de ácido nítrico. Calcular:a) gramos de ácido nítrico consumidos.

b) peso de nitrato de cobre formado en la reacción.

c) volumen de dióxido de nitrógeno obtenido, medido en condiciones normales.

d) volumen de dióxido de nitrógeno medido a 34 ºC y 740 mm de Hg.

e) Si el ácido nítrico disponible tiene una densidad de 1,38 g/mL y una purezadel 60% en peso, calcular el volumen de este ácido, teóricamente necesario,para disolver todo el cobre.

Cu + 4 HNO3

→ Cu(NO3)

2+ 2 NO

2+ 2 H

2O

a) masa atómica del cobre: 63,5; 1 mol de átomos de cobre pesa 63,5 g.

Según la reacción, se consumen 4 moles de ácido nítrico por cada mol de Cu quereacciona:

masa molecular del ácido nítrico: 1+14 + 3x16 = 63; 1 mol de ácido nítricopesa 63g.0,252 moles de ácido x 63 g/mol = 15,87 g de ácido nítrico consumidos

b) Según la reacción se obtiene 1 mol de Cu(NO3)

2por mol de Cu que reac-

ciona.

masa molecular del nitrato de cobre: 63,5 + 2(14 + 3x16) =187,5 1 mol de nitrato de cobre pesa 187,5 gramos.0,063 moles de Cu(NO

3)

2x 187,5 g/mol = 11,81 g de Cu(NO

3)

2producidos.

14

CAPITULO I

Ejercicios

c) En la reacción se producen 2 moles de NO2

por cada mol de cobre quereacciona:

Como un mol de cualquier gas ocupa, en condiciones normales 22,4 litros(CN: 0°C y 1 atm. de presión; 1 atm = 760 mm Hg).0,126 moles x 22,4 L/mol = 2,82 litros de NO

2obtenidos, medidos en CN

d) Para calcular el volumen de cualquier gas, en unas determinadas condicionesde presión y temperatura, tenemos que utilizar la ecuación de estado de los gasesperfectos:

V=3,26 litros de NO2medidos a 34 ºC y 740 mm de Hg

e) Necesitamos 15,87 g de ácido, que los tomaremos de la disolución concen-trada.

Como d = m/V; 1,38 = 26,45/V ; V = 26,45/1,38 = 19,17 mL de ácido impuro

II) Se quema en el aire una tonelada de pirita que contiene el 75% en peso de FeS2.

Calcular: a) peso de disulfuro de hierro que se quema. b) volumen de oxígeno consumido,medido en condiciones normales. c) Volumen de aire en CN necesario para la combustión.d) volumen de dióxido de azufre, medido en CN, formado en la combustión. e) peso deFe

2O

3obtenido. f) Repetir los apartados d) y e) suponiendo que el rendimiento de la reac-

ción es del 60 %.2 FeS

2+ 11/2 O

2 → 4 SO

2+ Fe

2O

3

a) 1 tonelada = 1000 kg =106 g de pirita

masa molecular del FeS2: 2x32 + 55,65 = 119,85 ; 1 mol de FeS

2pesa 119,85 g

b)

17259,41 moles de O2

x 22,4 L/mol = 386610,84 L de O2

consumido

c) Composición aproximada del aire: 80% de N2 y 20% de O

2en volumen.

d) En la reacción se forman 4 moles de SO2

por cada dos moles de FeS2

que sequeman:

12552,3 mol SO2

x22,4 L/mol = 281171,52 L de SO2

en CN.


15

Robert Boyle.

e)

masa molecular Fe2O

3= 2x55,85 + 3x16 = 159,7; 1 mol de Fe

2O

3 pesa 159,7 g

3138,1 moles x 159,7 g/mol = 501154,57 g de Fe2O

3

f) Si el rendimiento es del 60%, sólo se obtendrá el 60% de las cantidades teóricas:60/100 x 281171,52 = 168702,91 L de SO

2en CN

60/100 x 501154,57 = 300692,72 g de Fe2O

3

1.13. LEYES DE LOS GASES

El irlandés Robert Boyle (1627-1691) es el verdadero creador del concepto mo-derno de elemento químico, adelantándose en más de 100 años a las ideas de laépoca (hay que tener en cuenta que la teoría atómica de Dalton se formula en 1803y se publica en 1808 en la obra "A New System of Chemical Philosophy").

Se deben a Boyle los primeros estudios sobre compresibilidad de los gases y laformulación matemática de la ley al francés Abate Edme Mariotte (1620-1684) en1676.

La ley de Boyle-Mariotte se enuncia de la forma siguiente:"A temperatura constante, el volumen de una determinada masa degas seco es inversamente proporcional a la presión, o lo que es lomismo, el producto de la presión por el volumen es constante"

V α 1/P V = K·1/P P · V = cte.

La representación gráfica de V = f(P) a temperatura constante (isoterma), esuna rama de hipérbola equilátera (fig 2.A). La representación gráfica de V=f(1/P) esuna recta (fig 2.B).

Los gases reales sólo cumplen la ley de Boyle-Mariotte de forma aproximada.Los gases ideales o perfectos son los que cumplen de forma exacta esta ley. El heliogas, a presiones muy bajas, es el que más se aproxima al comportamiento ideal.

En 1787, el físico francés Jacques Alexandre César Charles (1746-1823) estudióla dilatación de los gases, y el físico y químico francés Joseph Louis Gay-Lussac(1778-1850) demostró, en 1802, que todos los gases se dilatan igualmente y que, apresión constante, el volumen de un gas es directamente proporcional a latemperatura. Por cada grado centígrado que aumenta la temperatura, el volumen de

16

CAPITULO I

Figura 2. Ley de Boyle

BA

un gas se incrementa en 1/273,15 del volumen que ocupa a 0ºC. Si la tempe-ratura disminuye en 1ºC el volumen del gas también disminuye en 1/273,15 delvolumen ocupado a 0ºC.

La ley de Charles-Gay-Lussac se formula matemáticamente como:

Vt=V

0(1+αt) (1)

donde: Vtvolumen a t ºC

V0

volumen a 0 ºCα = 1/273,15 ; coeficiente de dilatación de los gases

La consecuencia lógica de esta ley es que a -273,15 ºC el volumen ocupado porcualquier gas debe ser nulo, lo que no ocurre, en primer lugar, porque el gas no per-manece como tal a esta temperatura (licuará primero y luego solidificará) y ensegundo lugar, porque como ocurre con la ley de Boyle-Mariotte, la ley de Charles-Gay-Lussac sólo la cumplen exactamente los gases ideales.

El físico inglés Sir William Thomson (1824-1907), nombrado en 1892 LordKelvin, ideó la escala absoluta de temperaturas, o escala Kelvin. Está basada en laescala centígrada, y en ella se toma como cero absoluto la temperatura de -273,15ºC. El grado de temperatura es el grado centígrado.

Si el grado es el Fahrenheit (Daniel Gabriel Fahrenheit 1684-1736, físico ale-mán), se obtiene la escala absoluta Rankine (William John Rankine 1820-1872, físi-co inglés).

T (Kelvin) = t Celsius + 273T (Rankine) = t Fahrenheit + 459,7

un Kelvin = un grado Celsiusun grado Rankine = un grado Fahrenheit

ºR = ºK x 9/5

La relación entre la temperatura centígrada y Fahrenheit es:

ºF = ºC x 9/5 + 32

El cero de la escala centígrada o Celsius (Anders Celsius, 1701-1744, físicosueco), punto de fusión del hielo, corresponde a 32º F. 100ºC, punto de ebullicióndel agua, corresponde a 212ºF.

Si en la ecuación (1) utilizamos temperaturas absolutas, obtenemos la expresiónmatemática de la Ley de Charles-Gay Lusac:

Vt = V

0(1+αt) = V

0(1+t/273) = V

0((273 + t) / 273) = V

0T/T

0

"A presión constante, el volumen de una masa degas es proporcional a la temperatura absoluta"

La representación gráfica de la ley de Charles-Gay-Lussac para diferentes gases, es una serie de rectas, quepor establecerse a P=cte, reciben el nombre de isóbaras.Figura 3.

Supongamos que se dispone de una masa de gas a0ºC, tal que su volumen es V

0y su presión P

0. Si calenta-

mos hasta una temperatura t ºC a presión constante, elnuevo volumen será:

V = V0(1+αt) (2)

Si queremos disminuir el volumen hasta V0, mante-

niendo constante la temperatura, tendremos que aumen-

Lord Kelvin.


17

Figura 3. Isóbara.

Thomas Graham.

tar la presión hasta un valor P y, de acuerdo con la ley de Boyle-Mariotte:

sustituyendo en (2)

(3)

Ecuación equivalente a la (1).Utilizando temperaturas absolutas en (3) obtenemos:

P = P0(1+αt) = P

0(1+t/273) = P

0((273 + t)/273) = P

0·T/T

0

"A volumen constante, la presión de un gas es directamente proporcional ala temperatura absoluta"

Supongamos que tenemos una masa de un gas en las condiciones iniciales(P

1,V

1,T

1) y, a temperatura constante, pasamos a unas condiciones intermedias

(P2,V,T

1) y, después, a presión constante pasamos a las condiciones finales (P

2,V

2,T

2)

En la primera transformación se cumple: P1·V

1= P

2·V (4)

En la segunda transformación se cumple V·T2

= V2·T

1(5)

Despejando V en (5) y sustituyendo en (4) tenemos:

En general: P · V = cte·T (6)Esta constante es independiente de la naturaleza del gas. Para un mol de gas la

constante se expresa con la letra R y tiene el valor de: R = 0,082 atm·L·K-1·mol-1

Para n moles de gas ideal la ecuación (6) toma la forma:

P·V = n·R·T (7)

que recibe el nombre de ecuación de estado de los gases perfectos.Como el número de moles de un gas se calcula dividiendo la masa de gas m,

por su masa molecular M, la ecuación (7) puede escribirse como:

Las leyes que hemos estudiado pueden aplicarse a gases puros y a mezclas degases.

La ley de Dalton de las presiones parciales, indica que en una mezcla de gases,la presión total ejercida por la mezcla es igual a la suma de las presiones parciales detodos los gases:

Pt·V

t= n

t·R·T (8) ; P

t= Σp

i

siendo Pty V

tla presión y volumen totales, y p

i la presión parcial de cada gas.

Se define la presión parcial de un gas en una mezcla de gases, como la presiónque ejercería él sólo si, a la misma temperatura, ocupase todo el volumen de la mezcla.

pi·V

t= n

i·R·T (9)

dividiendo las ecuaciones (8) y (9), tenemos:

Si llamamos Xi (fracción molar) al cociente n

i/n

t ; tenemos: p

i= X

i·P

t

Ley de Graham (Thomas Graham, 1805-1869, químico inglés).Todos los gases sedifunden con rapidez, pero no todos los gases lo hacen con la misma velocidad.

18

CAPITULO I

La ley de Graham indica que las velocidades de difusión de los gases son inversa-mente proporcionales a la raiz cuadrada de sus densidades:

El hecho de que todos los gases se comporten de forma idéntica (cum-plen las leyes de Boyle-Mariotte y Charles-Gay-Lussac) sugiere que la estructu-ra de todos los gases debe ser la misma y afianza la idea de la discontinui-dad de la materia postulada por Dalton en su teoría atómica, mejorada por lahipótesis de Avogadro al introducir el concepto de molécula.

1.14. TEORÍA CINÉTICA MOLECULAR DE LOS GASES.

Uno de los logros más importantes de la ciencia moderna es la Teoría cinético-molecular de los gases, desarrollada en la segunda mitad del siglo XIX por: RudolfJ.E. Clausius (1822-1888, físico alemán), James Clerk Maxwell (1831-1929, físicoinglés) y Ludwing Boltzman (1844-1906, físico austríaco), aunque tiene comoprecursor al físico suizo Daniel Bernouilli (1700-1782).

Los siguientes hechos experimentales contribuyeron al establecimiento de la teoríacinética:

• Los gases ocupan un volumen mucho mayor que los líquidos (18 gramos deagua ocupan un volumen de 18 mL mientras que 18 gramos de vapor deagua a 100ºC y 1 atm ocupan un volumen de 30586 mL).

• Los gases pueden comprimirse y expandirse casi infinitamente.• Los gases tienen una viscosidad muy pequeña.• Los gases adquieren la forma del recipiente que los contiene.La Teoría cinética-molecular acepta que los gases se encuentran formados por

moléculas en constante movimiento, chocando unas con otras y con las paredes delrecipiente que las contiene. Se resume en los siguientes postulados:

1.- Las moléculas de los gases se encuentran muy separadas entre sí. Si supone-mos que las moléculas son esféricas, por término medio tienen un radio de1,5·10-10 m y en relación con su tamaño las distancias entre ellas son muy grandes.El volumen ocupado es despreciable frente al volumen total. La mayor parte delespacio se encuentra vacío, lo que justifica que los gases se compriman fácilmente,porque al aumentar la presión disminuye la distancia entre moléculas.

2.- Las moléculas de un gas se encuentran en constante movimiento al azar. Lasmoléculas se mueven en línea recta y sólo cambian de dirección cuando chocanentre sí (aunque extraordinariamente pequeño, el volumen de las moléculas essuficientemente grande como para que puedan chocar entre sí) o contra las pare-des del recipiente. La presión ejercida por el gas es el resultado de las colisiones conlas paredes del recipiente. Los choques son muy numerosos, alrededor de 109 cho-ques por segundo para un mol de gas a 25ºC y 1 atm.

El resultado es un movimiento caótico en zig-zag, en todas direcciones y contodas las velocidades.A temperatura ambiente, la velocidad de una molécula es delorden de 100 m/s y el recorrido libre medio (distancia media entre dos choquesconsecutivos) es del orden de 10-8 m.

3.- La energía cinética media de las moléculas de un gas es directamente pro-porcional a la temperatura absoluta. Al aumentar la temperatura, las moléculas semueven con mayor velocidad y chocan con mayor energía y frecuencia contra lasparedes del recipiente, aumentando la presión. Además, gases distintos a la mismatemperatura, tienen la misma energía cinética media, Ec=1/2mv2 , lo que sugiereque las moléculas con mayor masa deben moverse más lentamente (ley de Graham).

4.- Las moléculas de un gas no ejercen fuerzas entre ellas; se mueven indepen-dientemente unas de otras. Solamente en los choques se intercambia energía. Loschoques entre las moléculas y contra las paredes del recipiente son perfecta-

Rudolf J.E. Clausius.

James Clerk Maxwell.

Ludwing Boltzman,


19

mente elásticos. Si existiesen fuerzas de rozamiento o, en los choques se perdieseenergía (movimiento amortiguado) como le ocurre a una pelota cuando cae alsuelo y rebota, la velocidad de las moléculas iría disminuyendo y, como conse-cuencia, disminuiría gradualmente la presión ejercida por un gas encerrado en unrecipiente hasta hacerse nula. El gas se "depositaría" en el fondo.

Supongamos un recipiente cúbico de arista l en el que se encuentra una molé-cula de gas de masa m, que se mueve con velocidad v:

Cuando la molécula llegue a la cara YZ con velocidad vx, chocará y rebotará con

la misma velocidad -vx

. La variación de la cantidad de movimiento ∆p es:

∆p = mvx

– m(–vx) = 2mv

x

Esta molécula chocará contra la pared opuesta y regresará para volver a cho-car contra la primera pared después de un tiempo 2·l/v

x.

Si tenemos en cuenta el primer principio de la dinámica:

F = m·a = m·dv/dt = dp/dt

Por lo que la fuerza que se ejerce sobre las paredes del recipiente es:

Y la fuerza por unidad de superficie, (presión) que ejerce la moléula en el cho-que contra la pared es:

siendo l2 la superficie de una cara y V el volumen del recipiente.Razonando de la misma forma para las demás caras:

Si el recipiente contiene N moleculas:

siendo las medias de los cuadrados de las componentes de la velocidad.

Como:

Si tenemos en cuenta que las moléculas se mueven al azar, el valor medio de lascomponentes de la velocidad será el mismo; por tanto, se puede escribir:

por lo que la presión sobre todas las paredes del recipiente será la misma:

o lo que es lo mismo:(9)

Ecuación idéntica a la ley de Boyle (P·V = cte), si tenemos en cuenta que esuna constante y sólo depende de la temperatura.

20

CAPITULO I

Dispositivo para recoger gases.

Si multiplicamos y dividimos por dos la ecuación (9), tenemos:

Si tenemos en cuenta que

es la energía cinética media de una molécula, la energía cinética media de un molde moléculas será:

siendo N el número de Avogadro.Como para un mol de gas ideal se cumple que P.V = R.T

M(masa molecular) = N·mSegún teoría cienética de gases podemos concluir que la temperatura es una

medida del movimiento de las moléculas.

1.15. DISOLUCIONES DE GASES EN LÍQUIDOS. LEY DE HENRY.

La solubilidad de un gas en un líquido varía con la temperatura, la presión, la natu-raleza del gas y la naturaleza del líquido. La solubilidad relativa de los gases en dis-tintos disolventes es aproximadamente la misma. La solubilidad de un gas en un lí-quido disminuye al aumentar la temperatura.

Para disoluciones diluidas, y siempre que el gas no reaccione con el disolvente,se cumple la Ley de Henry (William Henry 1774-1836, químico inglés):

"A temperatura constante, la solubilidad de un gas es directamente propor-cional a la presión parcial del gas sobre la disolución"

C = K · pdonde: C, es la concentración del gas en la disolución.

K, es la constante característica del gas y del disolvente.p, es la presión parcial del gas en la fase gaseosa que se encuentra en

contacto con la disolución.La ley no se cumple en el caso de gases que reaccionan con el agua, tales como:

NH3; HCl; CO

2; SO

2; NO

2; etc.

Con frecuencia, la solubilidad de un gas en un líquido se expresa en función delcoeficiente de absorción α, que se define como el volumen del gas, medido en con-diciones normales, que se disuelve en un litro de disolvente, a una temperaturadeterminada, cuando la presión parcial del gas en contacto con el líquido es de1 atm.

Sea V0

el volumen de gas en condiciones normales que se disuelve en un litro dedisolvente y sea p la presión parcial del gas en contacto con el líquido; entonces:

Cuando en una disolución existen electrolitos disueltos, la solubilidad de los gasesdisminuye.

El sifón, la gaseosa o el cava constituyen un ejemplo de la Ley de Henry. En lossifones, la disolución de agua carbónica se encuentra en contacto con gas carbóni-co; al actuar sobre el mecanismo de cierre, la presión del gas en contacto con ellíquido obliga a salir a la disolución, disminuye el volumen de disolución, aumenta elvolumen ocupado por el gas y por tanto disminuye su presión; pero entonces se


21

produce un desprendimiento del CO2

de la disolución, disminuye la concentraciónde CO

2en el líquido y aumenta la presión del gas, con lo que la disolución continua

saliendo al actuar sobre el cierre. La disolución cada vez es menos "picante" puestoque se va enpobreciendo en CO

2

En las gaseosas, cavas y otras bebidas carbónicas, al destapar las botellas se pro-duce un desprendimiento violento de CO

2. Si se desea un mayor desprendimiento,

hay que agitar la disolución; ello se debe a que se forman disoluciones sobresatura-das que poseen mayor contenido de CO

2que el permitido por la Ley de Henry.

PRÁCTICA 1.DETERMINACIÓN DE LA FÓRMULA DEL CLORURO DE CINC

En un erlenmeyer de 100 c.c. bien pesado (p1) se colocan unos 3 gramos de cinc

y se pesa de nuevo (p2).A continuación se vierten con cuidado, pues la reacción es

violenta, unos 15 c.c. de ácido clorhídrico concentrado que, al reaccionar con el cinc,forma cloruro de cinc, que queda en disolución y se desprende hidrógeno. Despuésque todo el cinc ha reaccionado, se calienta a sequedad cuidadosamente, con el finde eliminar el agua y el exceso de ácido.

Cuando aparece una costra blanca, correspondiente al cloruro de cinc seco, sedetiene la calefacción. Se tapa el erlenmeyer, se deja enfriar y se pesa (p

3).

peso de cinc que ha reaccionado: p2 - p

1= a

peso de cloro que ha reaccionado: p3 - p

2 = b

moles de cinc: a/65,34 moles de cloro: b/35,5 moles de cloro/moles de cinc = cfórmula del cloruro: ZnCl

c

PRÁCTICA 2. ESTEQUIOMETRÍA DEL LA REACCIÓN ENTRE EL MAGNESIO Y EL ÁCIDO CLORHÍDRICO.

Se toma un trocito de cinta de magnesio de unos 4 cm, préviamente lijado, y sepesa exactamente, alrededor de 0,040 g, con una precisión de 0,001 g. Se sujeta elmagnesio mediante hilo de cobre como se indica en la figura. Se introducen unos 2mL de ácido clorhídrico concentrado en una bureta de gases de 50 mL, procurandoque caiga directamente en el fondo, sin tocar las paredes; después se llena la buretacon agua destilada hasta rebosar, se introduce el magnesio con el hilo de cobre y sesujeta con un tapón de goma con orificio que ajuste a la bureta. Se tapa el orificiocon el dedo, se invierte la bureta y se introduce en un recipiente de forma alta llenade agua. Sujetar la bureta a un soporte con pinza.

Al invertir la bureta se mezcla el ácido con el agua y al ponerse en contacto conel magnesio, tiene lugar la reacción. El hidrógeno desprendido desplaza el agua delinterior de la bureta.

Hay que tener en cuenta que, cuando se recoge un gas sobre agua en un deter-minado recipiente, el gas se encuentra mezclado con vapor de agua. La cantidad devapor es la correspondiente al equilibrio líquido-vapor a una determinada tempera-tura.

La lectura del volumen de hidrógeno recogido debe hacerse después de unosminutos de finalizada la reacción, con el fin de que todo el sistema se encuentre a latemperatura del laboratorio.

Supongamos que en una experiencia en la que se utilizan 0,037 g de magnesio(0,00152 moles de Mg), al finalizar la reacción se recogen 37,8 mL de hidrógeno. Lapresión del día en el laboratorio es de 755 mm Hg, la temperatura de la experien-cia 20ºC y el nivel del agua en el interior de la bureta se encuentra a 98 mm sobreel nivel del agua en vaso, como se indica en la figura.

22

CAPITULO I

En estas condiciones, la presión exterior (presión del día) equilibra a: la presiónejercida por el hidrógeno, la presión del vapor de agua y la presión debida a lacolumna de agua correspondiente a la diferencia de niveles.

Pexterior

= Phidrógeno

+ Pvapor de agua

+ Pcolumna de agua

La presión de vapor de agua se encuentra tabulada en las tablas es una funciónde la temperatura.A 20ºC es 17,5 mm Hg.

La columna de agua ejerce una presión de 98 mm de agua, esto es, 98/13,6 mmHg, pues el mecurio es 13,6 veces más pesado que el agua.

Por tanto podremos decir:755 = P

H+ 17,5 + 98/13,6 ; P

H= 730 mm Hg

Con estos datos podemos calcular el número de moles de hidrógeno obtenidos,aplicando la ecuación de gases.

n = 0,0015 moles de hidrógeno obtenidosPara obtener estos moles de hidrógeno se necesitan doble número de moles de

ácido clorhídrico: 0,0030 moles de HCl0,0030 moles HCl/0,0015 moles Mg = 2 mol HCl/mol Mg

Con lo que la estequiometría de la reacción es :Mg + 2 HCl → MgCl

2+ H

2

LOS GASES

Aurelio Teofrasto Bombasto Hohenheim, PARACELSO. Medico y químico suizo (1493-1541) es el principal exponente de la IATROQUÍMICA o química médica que representa latransición entre la alquimia y la nueva química de Boyle.

Según Paracelso, toda sustancia contiene tres principios: azufre, mercurio y sal, que semanifiestan en la combustión: lo que arde es el azufre, lo que se volatiliza es el mercurio y loque queda como residuo es la sal.

Toda enfermedad tiene su origen en causas químicas y, por tanto, el objetivo de laQuímica es curar la enfermedad.

Un seguidor importante de las ideas de Paracelso fue Juan Bautista Van Helmont,médico y químico belga (1577-1644). Se dedicó durante toda su vida a la química experi-mental, utilizando de forma sistemática la balanza. Es el primero que acepta la multiplicidadde las sustancias aeriformes. Al quemar carbón obtuvo el “espíritu silvestre” al que llamó“GAS” (gas es la transcripción de la palabra griega chaos, que significa desorden, a la foné-tica flamenca) . Identificó esta sustancia con la que se produce en la fermentación del vinoo con la que se desprende del estómago en los eructos. Es, por tanto, el descubridor deldióxido de carbono.

Robert Boyle, es el más desinteresado y menos ambicioso de todos los científicosconocidos, es el verdadero creador del concepto de Química actual: La Química no debeadmitir ninguna teoría sin previas y suficientes pruebas experimentales, y la investigacióndebe procurar establecer la composición de las sustancias.

Verdadero creador del análisis cualitativo. Empleó sistemáticamente colorantes natura-les para determinación de la acidez y la basicidad. Introdujo el concepto de reactivo y utilizareactivos específicos para determinar la presencia de elementos (amoníaco para el cobre,nitrato de plata para la sal marina, etc). Preparó hidrógeno por reacción del ácido vitriólico(sulfúrico) sobre hierro y lo recogió y encerró en un recipiente, en contra de lo que habíadicho Helmont (los espíritus salvajes no pueden ser encerrados en recipientes).

Es el verdadero creador del concepto de elemento químico, renunciando a los cuatroelementos aristotélicos y a los tres principios de Paracelso: (“quisiera saber como descom-poner el oro en azufre, mercurio y sal, yo pagaría los gastos”):“Por elementos entiendo cuer-pos primitivos y simples, que no están formados por otros cuerpos, ni pueden ser obtenidosunos de los otros; son todos los ingredientes de que se componen y en que se resuelventodos los cuerpos llamados perfectamente mixtos”.


23

Paracelso.

J.B. Van Helmont.

El elemento es el último término del análisis químico. Piensa que el comportamientoquímico de un elemento se justifica por su forma. Si unas sustancias son solubles en deter-minados disolventes e insolubles en otros, es la diferencia en la forma la que justifica el dis-tinto comportamiento.

Estuvo a punto de interpretar las reacciones de combustión. Calentó estaño en unaretorta y, al destaparla, comprobó que el aire penetraba con ruido, y que el metal pesaba másdespués de ser calentado, pero en vez de suponer que este aumento de peso procedía de unasustancia tomada del aire, imaginó que procedía del fuego que había atravesado el vidrio.(Cuarenta años antes, el francés Juan Rey, 1583-1645, había dado la interpretación correcta:“el aumento de peso del metal calcinado viene del aire que en el vaso ha sido espesado” ).

Esteban Hales, botánico y químico inglés (1677-1761), inventó un aparato para recogergases llevándolos, mediante un tubo, desde las retortas en donde se producen, a un recipien-te lleno de agua e invertido sobre agua: cuba hidroneumática.

El escocés José Black (1728-1799). Estudió cualitativa y cuantitativamente el dióxido decarbono obtenido por Helmont. Demostró que la piedra caliza cuando se calienta se con-vierte en cal y desprende una materia volátil.Al observar que la cal viva se convierte el cali-za en contacto con el aire le llevó a suponer la presencia de dióxido de carbono en el aire.

Henry Cavendish, (1731-1810). Físico y químico inglés.“El más rico de todos los sabiosy el más sabio de todos los ricos”.Aunque no fue el primero en descubrir el hidrógeno, si fueel primero en distinguirlo del aire. Inflamable, más ligero que el aire y que se produce al tra-tar diversos metales con ácidos. Denominó al hidrógeno “aire inflamable de los metales”,suponiendo que formaba parte de los metales y no del ácido utilizado. Estudió la relaciónvolumétrica entre el hidrógeno y oxígeno en la reacción de combustión para formar agua,encontrando que era 2:1 y demostró que era agua la sustancia obtenida. En 1772 descubrióel nitrógeno. Al pasar aire sobre carbón al rojo, se formaba “aire fijo” (dióxido de carbono)que era absorbido sobre potasa, quedando un gas, más ligero que el aire que apagaba la llama,al que dio el nombre de aire flogisticado o aire mefítico. Por carta comunicó estos resultadosa Priestley, pero no los publicó, por lo que la gloria del descubrimiento se atribuye a DanielRutherford (1749-1819), químico y botánico escocés que lo comunicó en 1772 en su tesisdoctoral: “El aire fijo y el mefítico”.

Descubierto el oxígeno por Scheele y Priestley se dedicó Cavendish a determinar lacomposición del aire y, después de 400 determinaciones, afirmó que era:“siempre y en todaspartes la misma” y que el contenido en oxígeno, aire deflogisticado, era el 20,84 %. En lasexperiencias de la síntesis del agua, haciendo saltar la chispa en una mezcla gaseosa de hidró-geno y oxígeno, encontró que el líquido formado contenía ácido nítrico, y que su origen seencontraba en las impurezas de nitrógeno presentes en el oxígeno.Al intentar transformar enácido nítrico todo el nitrógeno del aire contenido en un recipiente (haciendo saltar la chis-pa) y, después de eliminar todo el oxígeno, quedaba un residuo gaseoso que cien años mástarde Rayleigh y Ramsay demostraron que era argón.

24

CAPITULO I

Henry Cavendish.

Dispositivo de Cavendish para recoger gases.

La química como espectáculo.

Faraday.


2525

Humphry Davy.

LA ELECTRICIDAD Y LA QUÍMICA

En 1799 se funda la Royal Institution ( después Royal Society) y en 1800 se anun-cia al mundo el descubrimiento de la pila Volta ( Alejandro Volta, 1747-1820) que ibaa revolucionar el concepto de electricidad, magnetismo y hasta el mismo conceptode materia.

Volta se preocupó de dar a conocer su descubrimiento a todos los científicos, ysobre todo a los químicos. Uno de los primeros que comprendió la importancia dela electricidad en el desarrollo de la química fué Sir Humphry Davy (químico y fisicobritánico, 1778-1829. Comenzó como aprendiz de boticario y llegó a presidente dela Royal Society). Inmediatamente después de darse a conocer la pila Volta, WilliamNicholson (químico y físico británico) y Anthony Carlisle (fisíologo y cirujano britá-nico), descubren que una corriente eléctrica es capaz de descomponer el agua. El pro-cedimiento fué utilizado inmediatamente por Berzelius, Gay Lussac y, sobre todo porDavy, que a partir de este momento se dedica a la electroquímica, descubriendo losmetales alcalinos, cloro, bromo, iodo, magnesio, calcio y estroncio. Fue tal su fecundi-dad en el descubrimiento de nuevos elementos que, durante una época, en cadasesión de la Royal Society (que eran públicas), comunicaba el descubrimiento de unonuevo. Estas experiencias llevaron a Berzelius y a Davy a la conclusión de que las fuer-zas químicas y eléctricas eran de la misma naturaleza.Así en 1814, Berzelius enunciasu Teoría Dualista, en su “Tratado Elemental de Química”. Según esta teoría los áto-mos simples o compuestos son electropolares, tienen distinto carácter eléctrico. Launión entre dos átomos, simples o compuestos, es consecuencia de su distinta pola-ridad. Uno tiene polaridad positiva (electropositivo) y otro polaridad negativa (elec-tronegativo). Como consecuencia, se atraen y neutralizan (así se explica el calor dereacción). Si azufre y oxígeno se unen para dar SO

3, es porque el oxígeno es electro-

negativo frente al azufre. Si el sodio se une con el oxígeno para dar Na2O, es porque

el oxígeno es electronegativo frente al sodio. Si el SO3

y el Na2O se unen para dar

Na2SO

4, es porque el SO

3es electronegativo frente al Na

2O que es electropositivo.

Esta afirmación se basaba en el hecho de que en la electrólisis del Na2SO

4(según

Berzelius) el SO3

va al polo positivo y el Na2O al negativo.

Los desplazamientos en las reacciones químicas se justificaban igual:

AB + C → AC + B

Si C desplaza a B, es porque C es más electropositivo ( o electronegativo) res-pecto de A de lo que es B.

Con esta notación dualista, en toda fórmula química se puede distinguir una parteelectropositiva y otra electronegativa. Esta teoría, aceptada por todos los químicos dela época, supuso un freno para el desarrollo de la moderna teoría atómica, porquecomo es evidente, Berzelius no podía aceptar la unión de dos átomos idénticos paraoriginar las moléculas: H

2, O

2, Cl

2, etc. La objeción más seria que se le plantea a

Berzelius procede de la Química Orgánica. En las reacciones de sustitución de áto-mos de hidrógeno por átomos de halógeno, el cloro tiene carácter electronegativo ysustituye al hidrógeno con carácter electropositivo, originando una sustancia pareci-da a la de partida. Según Berzelius estas sustituciones estaban “prohibidas”.

Berzelius hizo otras aportaciones a la Química. Descubrió elementos nuevos,como el cerio en 1803 (para celebrar el descubrimiento del asteroide Ceres), el sele-nio en 1817 (selene, luna), el torio en 1828 (dios escandinavo Tor); aisló el silicio en1810, el circonio en 1824 y el titanio en 1825. En 1812 propone una clasificación sis-temática de los minerales atendiendo a su composición química.Transformó el labo-ratorio alquimista en un laboratorio moderno (embudos, frascos lavadores, vasos deprecipitados, lámpara de alcohol, papel de filtro, etc), y lo que es más importante, lasbases de la notación química actual. Descubrió la isomería, la alotropía y la catálisis(catalizadores y biocatalizadores).

Los estudios de electroquímica culminaron con la aportación de Faraday (1791-1867).Aprendiz de encuadernador y autodidacta, que se educó leyendo los libros delos clientes.Ayudante y secretario de Davy, llegó a presidente de la Royal Society.

26

CAPITULO I

1. El butano se quema en atmósfera de oxígeno, con pro-ducción de dióxido de carbono y agua.a) ¿Cuántos litros de oxígeno se necesitan para obte-

ner 2 L de dióxido de carbono? b) Con 16 L de oxígeno, ¿cuántos litros de butano se

quemarían? c) Por reacción de 10 L de butano con 10 L de oxíge-

no, ¿cuántos litros de dióxido de carbono se forma-rán?.Todos los volúmenes se miden en las mismas condi-ciones de presión y temperatura.

R: 3,25 L de O2 ; 2,46 L de butano y 6,15 L CO

2

2. ¿Qué volumen de cloro, medido a 30°C y 756 mm deHg, puede obtenerse a partir de 5,7 L de HCl y 50 L deoxígeno, medidos en las mismas condiciones que elcloro, según la reacción: 4 HCl + O

2 → 2 H

2O + 2 Cl

2

R: 2,85 L de cloro.

3. Se descomponen 50 mL de una disolución de agua oxi-genada, obteniéndose 580 mL de oxígeno, medidos a 22°C y 767 mm, y agua. Calcular la concentración del aguaoxigenada expresada en: mol/L, g/L y volúmenes.R: 0,968 mol/L; 32,9 g/L y 10,84 vol.

4. Calcular la masa de sulfuro de aluminio necesario parapreparar 6,7 L de sulfuro de hidrógeno en C.N., segúnla reacción: Al

2S

3+ 6 HCl → 2 AlCl

3+ 3 H

2S

a) ¿Qué volumen de HCl al 36% y densidad 1,18 g/mLse necesita?

b) Calcular el volumen en C.N. de HCl gaseoso que senecesita para preparar 1021 moléculas de sulfuro dehidrógeno gaseoso.

R: 15 g de sulfuro de aluminio, 51,4 mL de HCl, 74,4 mLde HCl en C.N.

5. Se hacen estallar 18,4 c.c. de una mezcla de metano, eti-leno y acetileno, en presencia de 100 c.c. de oxígeno.Después de la combustión, el volumen de los gases fuede 85,2 c.c., que se redujo en 31,4 c.c. al atravesar unadisolución de potasa. Calcular la composición de lamezcla inicial.R: 5,4 c.c. de metano; 5,8 c.c. de etileno y 7,2 c.c. de acetileno.

6. Se hicieron estallar l3,8 c.c. de una mezcla de metano,monóxido de carbono y nitrógeno, con un exceso deoxígeno.Después de la combustión, se observó una con-tracción del volumen de 13,4 c.c. y, al atravesar los gasesuna disolución de KOH, se produjo otra contracción de11,2 c.c. Calcular la composición de la mezcla inicial.R: 5,2 mL de metano; 6 mL de CO y 2,6 mL de nitró-geno.

7. Se hicieron explotar 25 mL de una mezcla de hidróge-no, metano y dióxido de carbono, en presencia de 25mL de oxígeno. El volumen disminuyó hasta 17,5 mLdespués de la explosión, que quedaron reducidos a 7,5mL al tratar con KOH. Calcular la composición de lamezcla inicial.R: 15 mL de hidrógeno; 5 mL de metano y 5 mL de dió-xido de carbono.

8. Se mezclan 20 mL de un hidrocarburo gaseoso con 140mL de oxígeno y, después de la combustión, el volumenfinal fue de 110 mL.Tratada la mezcla con una disolu-ción de KOH, el volumen final fue de 70 mL. Calcular lafórmula del hidrocarburo.R: C

2H

6

9. Se mezclan 18,32 mL. de un hidrocarburo gaseoso con80 mL de oxígeno. En la combustión se producen 36,64mL de dióxido de carbono, quedando 15,88 mL de oxí-geno sin reaccionar. Determinar la fórmula del com-puesto.R: C

2H

6

10. Se quema un litro de un compuesto gaseoso que sólocontiene H y C, con un exceso de oxígeno, produ-ciéndose dos litros de dióxido de carbono y treslitros de vapor de agua.Todos los volúmenes fueronmedidos a 26°C. y 1 atm. Calcular la fórmula molecu-lar del compuesto.R: C

2H

6

11. Una mezcla de sulfuro de hidrógeno y oxígeno, a lapresión parcial de 400 mm de Hg cada uno y 150 °C,reacciona según:2H

2S + 3O

2 →2H

2O + 2SO

2

Calcular la presión final de la mezcla sabiendo que semantienen constantes el volumen y la temperatura.R: 666,67 mm de Hg.

12. Calcular los gramos de dióxido de manganeso que senecesitan para preparar 612 mL de cloro medidos a30 °C y 765 mm de Hg según la reacción:MnO

2 + 4 HCl →MnCl

2+ 2 H

2O + Cl

2

R: 2,16 g

13. El cinc y el ácido nítrico reaccionan según:4Zn+10 HNO

3 → 4 Zn(NO

3)2+N

2O +5H

2O

Calcular el reactivo que se encuentra en exceso y, enqué cantidad, en cada uno de los casos siguientes: a)0,231 moles de Zn y 1 mol de ácido. b) 0,672 molesde Zn y 0,871 moles de ácido. c) 0,5 moles de Zn y0,5 moles de ácido. d) 100 g de Zn y 150 gramos deácido.R: 0,423 mol de ácido; 0,324 mol de Zn; 0,3 mol deZn; 0,58 mol de Zn.

PROBLEMAS


27

14. Un gramo de un compuesto que sólo contiene H y Cdio, por combustión, 1,635 g de agua y 2,995 g CO

2.

Calcular la fórmula empírica del compuesto.R: C

3H

8

15. Dos gramos de fósforo se queman al aire para dar4,582 g de un óxido, que reaccionan exactamente con1,744 g de agua, produciendo 6,326 g de un com-puesto que contiene H, P y O. Calcular la fórmulaempírica del óxido y del último compuesto.R: P

2O

5y H

3PO

4

16. La calefacción del dióxido de plomo y dióxido debario, origina los correspondientes monóxidos condesprendimiento de oxígeno. 15 g de una mezcla delos dos primeros óxidos dio, después de la calefac-ción, un residuo sólido que pesó 13,8 g Calcular lacomposición de la mezcla inicial.R: 7,9 g de PbO

2 y 7,1 g de BaO

2

17. Dos gramos de una mezcla de cloruro sódico y clo-ruro potásico se disolvieron en agua. Todo el anióncloruro presente en la disolución se precipitó, enforma de cloruro de plata, al adicionar 50 mL denitrato de plata 0,6 M. Calcular la composición de lamezcla inicial.R: 0,86 g de NaCl y 1,14 g de KCl.

18. Una muestra de 1,84 gramos de una mezcla de car-bonato cálcico y magnésico, se calentó hasta pesoconstante, siendo éste de 0,9 g Calcular la composi-ción de la muestra.R: 0,25 y 1,59 g

19. Una muestra de magnesio se oxidó parcialmente alaire. El resíduo se disolvió en HCl y desplazó 3 L dehidrógeno a 26 °C y 752 mm de Hg. Calcular la masade magnesio no oxidado. Presión de vapor del agua a26 °C = 25,2 mm Hg.Mg + O

2 →Mg + MgO ; Mg + 2 HCl →MgCl

2+ H

2

R: 2,84 g de Mg no oxidado.

20. El yeso es un sulfato cálcico hidratado. Si al calentar3,273 g de yeso se obtienen 2,588 g de sulfato anhi-dro, calcular la fórmula del hidrato.R: CaSO

4.2H

2O

21. Se disolvieron 15,85 g de cinc en ácido sulfúrico y, elhidrógeno desprendido, se quemó originando 4,336 gde agua. Calcular la masa atómica del cinc, conocien-do las masas atómicas del hidrógeno y oxígeno y lafórmula del agua.R: 65,79

22. Una muestra de 4,40 g de una mezcla de SnO y SnO2

se calentó en presencia de hidrógeno, obteniéndoseun resíduo de 3,75 g de estaño metálico. Calcular lacomposición de la mezcla.R: 3,04 g SnO y 1,36 g de SnO

2

23. Se introducen en un recipiente 80 mL de una mezclagaseosa de hidrógeno y oxígeno. Se hace saltar lachispa, con lo que se forma la máxima cantidad deagua posible. Después de la combustión queda unvolumen gaseoso de 15 mL, medido en las mismascondiciones iniciales. Calcular la composición de lamezcla inicial suponiendo:a) Que el resíduo gaseoso es exclusivamentehidrógeno.b) Que el resíduo gaseoso es exclusivamenteoxígeno.R: a) 58,3 mL de hidrógeno. b) 43,3 mL de hidrógeno.

24. Se llena un recipiente de 250 mL con amoníaco gase-oso a la presión de 1,5 atm y 25 °C. En estas condi-ciones, se produce la descomposición del 76 % delamoníaco en hidrógeno y nitrógeno. El volumen ocu-pado por la mezcla gaseosa al final fue de 400 mL a20 ºC. Calcular la presión parcial de cada gas y la pre-sión total.R: P(t) = 1,64 atm; p(amoníaco) = 0,2 atm; p(H) =1,08; p(N) = 0,36 atm

25. Se disolvieron 4,73 g de Zn en un exceso de ácidoclorhídrico, el hidrógeno desprendido se quemó, ori-ginando 1,302 g de agua. Calcular la masa atómica deZn.R: 65,39 g/mol

26. Para calcular la pureza de una muestra de Zn impuro,se pesaron 1,726 g y se disolvieron en HCl, recogién-dose 550 mL de hidrógeno, medidos sobre agua, a750 mm Hg y 26 °C. Presión de vapor del agua a26°C = 25,2 mm Hg. Calcular el % de pureza de lamuestra inicial.R: 80,93 %

27, Se toman 2 mL de ácido sulfúrico concentrado, d=1,82g/mL y 97% de riqueza en peso, y se diluyen hasta for-mar 350 mL de disolución. Calcular la molaridad de ladisolución resultante.R: 0,103 M

28. Se desea preparar 375 mL de disolución 0,11 M deácido nítrico a partir de un ácido concentrado d=1,42g/mL y 70% de riqueza en peso. ¿Qué volumen deesta disolución hay que utilizar?R: 2,61 mL.

28

CAPITULO I

29. ¿Hasta qué volumen hay que diluir 3,5 mL de ácidoclorhídrico concentrado d=1,18 g/mL y 36% deriqueza para obtener una disolución 0,13 M de esteácido?.R: 313 mL

30. Para calcular la fórmula del cloruro de cinc, se pesa-ron 0,432 g de Zn puro y se trataron con HCl enexceso. El hidrógeno desprendido se recogió sobreagua, obteniéndose 167 mL de este gas, medidos a 25°C y 758 mm Hg.P. vapor del agua a 25 °C, 23,8 mm Hg.Con estos datos calcular la fórmula empírica del com-puesto.R: ZnCl

2

31. Para neutralizar 750 mL de una disolución de hidróxi-do cálcico 0,029 M se consumieron 4,03 mL de unácido clorhídrico concentrado de densidad 1,16g/mL. Calcular el % de riqueza en peso del HCl con-centrado.R: 34%

32. Una muestra de 0,250 g de aluminio se calentó en unaatmósfera de cloro seco, formándose 1,236 g de unsólido higroscópico blanco, que al evaporarse en unrecipiente de 220 mL, a 250 °C, dio una presión de720 mm Hg. Calcular la fórmula empírica y moleculardel compuesto.R: AlCl

3; Al

2Cl

6

33. El 70,4 % en peso de una mezcla de NaBr y KBr es debromo. Calcular la composición de la mezcla.R: 30,38 % de NaBr; 69,62 % de KBr.

34. A partir de 60 g de una mezcla de nitruro de litio ynitruro de magnesio se obtiene el nitrógeno necesa-rio para obtener 23,24 g de amoníaco. Calcular lacomposición de la mezcla.R: 20 g de Li

3N y 40 g de Mg

3N

2

35. Un compuesto formado por C, H y O, tiene una den-sidad de 0,617 g/L a 250 mm Hg y 300 °C.A partir del0 g de compuesto se obtienen, por combustión, 8,18g de H

2O y 11,4 L de CO

2, medidos a 25 °C y 740

mm Hg. Calcular la fórmula molecular.R: C

4H

8O

2

36. Todo el CO2obtenido en la combustión de 2,000 g de

un compuesto orgánico que sólo contiene C, H y O,se transformó en carbonato cálcico, obteniéndose9,091 g. Al quemar 1,573 g del mismo compuestoorgánico se obtienen 1,287 g de agua. El vapor delcompuesto es 3,14 veces más pesado que el nitróge-no. Calcular la fórmula empírica y molecular del com-puesto.R: C

2H

4O ; C

4H

8O

2

37. Todo el carbono contenido en 1,000 g de un com-puesto orgánico que sólo contiene C, H y S, se trans-formó en 1,4915 g de CO

2.Todo el azufre contenido

en 0,600 g del mismo compuesto originó 2,3725 g deBaSO

4. La densidad del compuesto gaseoso a 500 mm

Hg y 300º C es 1,666 g/L. Calcular las fórmulas empí-rica y molecular del compuesto.R: C

2H

3S ; C

4H

6S

2

38. Se disuelven en agua 0,577 g de una mezcla de cloru-ro de calcio y sulfato de sodio; al añadir 90 mL. dedisolución 0,1M de nitrato de plata precipita todo elanión cloruro y todo el anión sulfato en forma de clo-ruro y sulfato de plata. Calcula la composición de lamezcla inicial.R: 0,22 g de CaCl

2y 0,355 g de Na

2SO

4

39. Supón que el precio por kg del nitrato de amonio, clo-ruro de amonio y sulfato de amonio es el mismo.¿Qué sal es más barata por su contenido en nitrógeno total?¿Y por su contenido en nitrógeno amoniacal?R: A. Nitrato de amonio B. Cloruro de amonio.

40.Un abono A contiene el 50% en peso de cloruro de amo-nio y el 50% en peso de sulfato de amonio. Se disponede otro abono B que contiene nitrato de amonio comoúnico compuesto nitrogenado. ¿Qué tanto por cientode nitrato de amonio ha de tener B para que los dosabonos tengan el mismo contenido en nitrógeno total?R: 67,7%

41. Se disuelven en agua 8,875 g de una mezcla de sulfatode sodio y cloruro de potasio. Al añadir un exceso denitrato de plomo (II), se obtiene un precipitado de16,9373 g de una mezcla de sulfato de plomo (II) ycloruro de plomo (II). Calcula la composición de lamezcla inicial.R: 1,4204 g de sulfato de sodio y 7,4555 g de cloru-ro de potasio.

42. Se disuelven en agua 2,260 g de una mezcla de fluoru-ro de sodio y sulfato de sodio.Al añadir un exceso dede disolución de nitrato de bario se produce un pre-cipitado de 4,086 g de una mezcla de fluoruro debario y sulfato de bario. Calcula la composición de lamezcla inicial.R: 084 g de NaF y 1,42 g de Na

2SO

4.

43. Un ácido monoprótico orgánico sólo contiene C, H yO. Por combustión de 0,2538 g de dicho compuestose obtienen 0,1523 g de agua.Todo el CO

2 obtenido

en la combustión de 0,4617 g de compuesto se trans-formó en 1,539 g de CaCO

3. La sal de plata del ácido,

contiene un 64,64% de plata. Calcula la fórmula empí-rica y molecular.R: COH

2 ; C

2O

2H

4

CAPÍTULO I LA TRANSFORMACIÓN … · TEORÍA DE DALTON. LEY DE GAY LUSSAC. HIPÓTESIS DE AVOGADRO....

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