QUÍMICA GENERAL Y ORGÁNICA · PDF file¿Cómo podemos determinar la...
Transcript of QUÍMICA GENERAL Y ORGÁNICA · PDF file¿Cómo podemos determinar la...
QUÍMICA GENERAL Y ORGÁNICA
TEORIA: Prof. Carlos Urzúa Stricker
E-mail: [email protected] TEL : 500
UNIVERSIDAD LA REPÚBLICA
SEDE SANTIAGO
ENFERMERÍA Y SALUD PÚBLICA Y
KINESIOLOGÍA
PROGRAMA ASIGNATURA
• EVALUACIÓN:
• Tres Pruebas Globales = Promedio 80%
• Pruebitas de Ejercicios = Promedio 20%
• PG + PE = Nota x 0,6 = Nota a Examen
• Examen = 40%
• Eximición de Examen = 5,5
La Materia Y Sus Características
Metales No metales
Elementos
Iónicos Moleculares
Compuestos
Sustancias puras
Homogéneas Heterogénas
Mezclas
MATERIA
gas, líquido, sólido
Materia
maleabilidad
ductilidad
conductividad térmica
conductividad eléctrica
viscosidad
calor específico
Punto de fusión
Punto de ebullición
dureza
color
densidad
forma
volúmen
masa
Físicas
poder oxidante
poder reductor
reactividad con agua
reactividad con bases
reactividad con ácidos
basicidad
acidez
Químicas
PROPIEDADES
LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA
LAVOISIER
• Se quema una muestra de 0,455 g de Magnesio (Mg) en presencia de 2,315 g de
gas oxígeno (O) y el único producto es óxido de magnesio (MgO). Después de la
reacción no queda Mg y la masa de O sin reaccionar es 2,015. ¿Qué masa de MgO
se produce?
Masa de Mg = 0,455 g
Masa de O = 2,315 g antes de la reacción
Masa Total = 2,770 g
Masa de Mg = 0,000 g
Masa de O = 2,015 g después de la reacción
Masa de MgO = X
¿Cómo podemos determinar la masa de MgO que se forma?
• Masa de MgO = masa de Mg + masa de O
• Masa de MgO = 0,455 g + 0,3 g = 0,755 g de MgO
“LA SUMA DE LAS MASAS DE LOS REACTANTES ES IGUAL A LA SUMA
DE LAS MASAS DE LOS PRODUCTOS”
Ejercicio de aplicación:
Una muestra de 0,382 g de Mg reacciona con 2,652 g de gas nitrógeno
(N2). El único producto es nitruro de magnesio (Mg3N2). Después de la
reacción la masa de N2 sin reaccionar es 2,505 g. ¿Qué masa de Mg3N2
se produce?
Masa de magnesio + Masa de nitrógeno = Masa de nitruro de magnesio
0,382 g + (2,652 g – 2,505 g) = X
0,382 g + 0,147 g = 0,529 g
Ejercicio propuesto:
Una muestra de 7,12 g de Mg se calienta con 1,80 g de Br. Se consume
todo el Br y el único producto es 2,07 g de MgBr2. ¿Qué masa de
magnesio permanece sin reaccionar?
R = 6,85 g de Mg
Ley de las proporciones definidas o de la composición constante (Joseph Proust)
Ejercicio de aplicación 1
En uno de sus ensayos Lavoisier se encontraba analizando la formación
de HgO. Comenzó calentando en una pequeña retorta 25 g de Hg que se
encontraba comunicada con un recipiente que contenía 2 g de aire con un
20% de oxígeno. Si se sabe que en el HgO hay un 92,61% de Hg y 7,39%
de O.
a) ¿Cuántos g de HgO habría obtenido?
b) ¿Qué cantidad de Hg habría quedado sin reaccionar?
5,013 g de Hg
¿Qué ha reaccionado: 5,013 g de Hg + 0,4 g de O = 5,413 g de HgO
Se ocupó todo el oxígeno presente en el aire.
Hg sin reaccionar : 25 g – 5,013 g = 19,987 g de Hg (exceso)
92,61
7,39 0,4
gHg xgO gO
Ejercicios de aplicación 2
• Se combustionan 25 g de Carbono en un reactor que
contiene 30 g de oxígeno. Se sabe que la composición
centesimal (porcentual) del CO2 es 27,27% de C y
72,73% de O. Calcular:
a) La masa de CO2 que se forma R=41,25 g
b) ¿cuál es el reactivo limitante? R= oxígeno
c) ¿cuál es el reactivo en exceso? R= carbono
d) ¿cuántos g hay de exceso? R= 13,75 g
e) ¿cuál es la proporción mínima de combinación?
R=C/O=0,375
• C(S) + O2(g) CO2(g)
27,27 g + 72,73 g 100 g
Esta es una proporción de combinación:
X = 66,68 g de O (R.E)
¿Tenemos esta cantidad de O? NO, sólo tenemos 30 g.
Entonces debemos plantear la relación de otra forma:
X = 11,25 g de C (R.L)
Gramos de CO2 que se obtienen: 11,25 g de C + 30 g de O = 41,25 g
Gramos en exceso: 25 g C – 11,25 g de C = 13,75 g
Relación de combinación C/O = 11,25/30 = 0,375 (significa que 0,375 g de C se combinan con 1 g de O)
27,27
72,73 30
gC xgO gO
27,27 25
72,73
gC gC
gO x
Ejercicios de aplicación 3
En el análisis de herrumbre de hierro (Fe2O3), óxido que cubre los
materiales de hierro, se encuentra que por cada 1 g de Fe hay
0,859 g de O.
a) Cuál es la composición centesimal del óxido?
b) Si Ud. Quisiera sintetizar el óxido y dispusiera de 25 g de Hierro y
20 g de Oxígeno. ¿Cuál sería la máxima cantidad de Fe2O3 que
podría obtener?
¿Cuál sería el reactivo en exceso y cuántos gramos quedarían sin
reaccionar?
Fe = 53,79%; O = 46,2%
g de Fe2O3 = 43,28 g
R.E = Fe = 1,717 g
Las relaciones en peso de los elementos
participantes en una reacción química pueden expresarse
en términos de porcentajes, forma conocida como
composición centesimal o porcentual
• Para formar NH3 (hidruro de nitrógeno (III), amoniaco) se observa que las masas de nitrógeno (N) e hidrógeno (H) guardan una relación de 4,66 : 1. respectivamente. Determinar el porcentaje en que se encuentra cada elemento, (composición centesimal)
• La relación 4,66 : 1
indica que 4,66 g de N lo hacen con 1 g de H, por lo tanto si reaccionan estas cantidades, la cantidad de NH3 que se forma es
5,66 g, es decir esta cantidad es el 100%. Entonces:
5,66 g NH3 100% 5,66 g NH3 100%
4,66 g N x 1 g H x
x = 82,33% de N x = 17,67% de H
Ejercicio de aplicación 4
En el compuesto sulfato de cobre (CuSO4), azufre, cobre y
oxígeno se encuentran en una proporción de 1,00 : 1,98 :
1,99 , respectivamente. Con estos datos se pide determinar:
a) la composición centesimal del sulfato de cobre, y
b) calcular la cantidad de sulfato que se puede obtener
si se dispone de 15,45 g de cobre.
LEY DE LOS VOLUMENES DE COMBINACIÓN
Gay Lussac
• Estudios relacionados con el comportamiento de los
gases mostraron una proporcionalidad directa entre la
presión y la temperatura a volumen constante. Cuando
dos o más gases reaccionan entre sí para formar una
sustancia, gaseosa o no, en las mismas condiciones de
presión y temperatura, guardan una relación de números
enteros y sencillos.
2H2(g) + O2(g) 2H2O(g)
2 : 1 2
3H2(g) + N2(g) 2NH3(g)
3 : 1 2
+
La escala de pesos atómicos
• A partir de 1961 se adoptó la escala
internacional de pesos atómicos basada
en el peso del isótopo del 12C (carbono
doce). A este átomo se le asigna una
masa de 12 uma (12 unidades de masa
atómica).
• 1 átomo de C = 12 uma
1 uma = 1/12 de la masa del 12C
• Si todos los átomos de un determinado elemento no presentan la misma masa, ¿cómo determinamos los pesos atómicos
• Los métodos modernos se basan en la determinación directa de las masas absolutas de los distintos isótopos y de su abundancia relativa en la naturaleza: espectrometría de masas.
Hipótesis de Avogadro
• Dalton asumía la existencia de átomos
independientes entre sí constituyendo a los
elementos.
• Avogadro consideró que las partículas más
pequeñas de los gases no eran los átomos sino
grupos de átomos a los que llamó moléculas.
• “volúmenes iguales de gases diferentes en las
mismas condiciones de presión y temperatura
contienen igual número de partículas”.
• Si se fijan las condiciones:
P = 1 atm
T = 0ºC
• “1 mol (cantidad de sustancia que contiene
un número de Avogadro de partículas) de
cualquier gas, en condiciones normales
ocupa un volumen de 22,4 L”
EL MOL
Condiciones normales (c.n)
EL MOL: átomos y moléculas
• Se asume que en 12 g del isótopo 12C existe un número
determinado de partículas. Este número es 6,02 • 1023,
conocido como el Número de Avogadro.
• Si pesamos 1,008 g de H = 6,02 • 1023 átomos
• Si pesamos 63,54 g de Cu = 6,02 • 1023 átomos
OBSERVAMOS QUE INDEPENDIENTEMENTE DE LA
CANTIDAD DE MATERIA (GRAMOS) EL MOL ES
EQUIVALENTE A UNA MISMA CANTIDAD DE
PARTÍCULAS.
¿Cómo relacionamos el MOL con el Peso atómico?
Peso atómico en gramos = 1 mol de átomos
Peso molecular en gramos = 1 mol de moléculas
• Veamos el siguiente ejemplo: tetraetil de Pb(IV)
Pb(C2H5)4
Escala atómica: uma
1 átomo de Pb
8 átomos de C
20 átomos de H
Atomos totales = 29
1 molécula
Masa = 323,18 uma
Escala molar: gramos
1 mol de átomos de Pb
6,02x1023 átomos de Pb
8 moles de átomos de C
8 x 6,02x1023 átomos de C
20 moles de átomos de H
20 x 6,02x1023 átomos de H
Moles de átomos totales = 29
Atomos totales = 29 x 6,02x1023
1 mol de moléculas
6,02x1023 moléculas de Pb(C2H5)4
Masa molar = 323,18 g/mol
Deducir la equivalencia:
1 uma = 1,66x10-24 g
En conclusión
• EL MOL ES LA CANTIDAD DE SUSTANCIA (EN GRAMOS) QUE CONTIENE UN NÚMERO DE AVOGADRO DE PARTÍCULAS, ES DECIR 6,02•1023
PARTÍCULAS: átomos, moléculas, iones, electrones, protones, etc.
• EL MOL SE PUEDE EXPRESAR COMO EL PESO ATÓMICO (DATOS POR TABLA) EXPRESADO EN GRAMOS, EN ESTE CASO TENDREMOS UN MOL DE ÁTOMOS.
• EL MOL SE PUEDE EXPRESAR COMO EL PESO MOLECULAR (MASA MOLAR) (SUMA DE LOS PESOS ATÓMICOS MULTIPLICADOS POR EL NÚMERO DE ÁTOMOS PRESENTES EN UN COMPUESTO) EN GRAMOS, EN ESTE CASO TENDREMOS MOL DE MOLECULAS.
Algunos ejemplos de aplicación
• Supongamos que tenemos 250 g de Hierro (Fe).
¿Cuántos átomos de Fe están contenidos?
Por tabla: 1 mol de Fe = 55,85g = 6,02 • 1023 átomos
55,85 g 6,02 • 1023 átomos
250,00 g x
x = 2,69 • 1024 átomos de Fe
nº moles = masa (g)/PA o PM
¿Cuántos moles de Fe?
Ejercicio de aplicación 8
• Sabiendo que el PA del Uranio es 238,02
determinar la masa en g de 1 átomo de U.
• 1 mol = 238,02 g = 6,02 • 1023 átomos
238,02 g 6,02 • 1023 átomos de U
x 1 átomo de U
x = 3,95 • 10-22 g
EJERCICIOS PROPUESTOS
• Determinar la cantidad de moles que están
contenidos en las siguientes magnitudes:
a) 2,56 • 1020 átomos de Li.
b) 1.000 g de Cobre
c) 3,48 • 1019 moléculas de H2O
d) 1 alambre de platino de masa 0,5 g.
e) 24,06 g de Na
FÓRMULA EMPÍRICA
• La fórmula empírica es aquella que indica la relación en que existen los átomos en un compuesto.
Ejemplo: Un óxido de cloro contiene un 38,77% de Cloro (Cl) y un 61,23% de Oxígeno (O). Por tabla sabemos que el Peso atómico del Cl es 35,45 y 16 el del O.
n° de átomos = masa (g)/ Peso atómico
n° de átomos de Cl = 38,77 / 35,5 = 1,092 / 1,092 = 1
n° de átomos de O = 61,23 / 16 = 3,826 / 1,092 = 3,5
Cl1O3,5 = Cl2O7
Ejercicio de aplicación 9
• En una reacción química se combinan
7,14 g de vanadio (V) con 6,75 g de
azufre. Pesos atómicos: V= 50,941; S =32.
a) Determinar la fórmula empírica del
compuesto.
b) Determinar la composición porcentual.
R = V2S3
R = 51,4% de V; 48,6% de S
Ejercicio de aplicación 10
En el compuesto 4-acetamidofenol (paracetamol), por cada 1 g de
H hay 10,67 g de C, 1,56 g de N y 3,55 g de O. ¿Cuál es la
fórmula empírica del paracetamol?
¿Cuál es su composición centesimal?
nºátomos= masa/P.A
C = 10,67/12=0,889; N=1,56/14=0,111; O=3,55/16=0,222
C0,889H1N0,111O0,222 / 0,111 = C8H9NO2
C=63,58%; H=5,96%; N=9,27%; O=21,19%
NH C
O
CH3
HO
EJERCICIOS PROPUESTOS
• Determinar la fórmula empírica de un compuesto que
contiene 91,24% de Plomo (Pb) y 9,34% de Oxígeno (O).
R= Pb3O4
• Cinco g de un compuesto gaseoso que contiene carbono e
hidrógeno da por combustión 16,5 g de CO2 y 4,495 g de
H2O. Determinar la fórmula empírica.
R= C3H4
• La nicotina contiene un 74,07% de C; 17,28% de N; y
8,65% de H. Determinar su fórmula empírica.
R= C5H7N
• El análisis elemental del ácido acetil salicílico, Conocido como aspirina, muestra la siguiente composición: 60% de C; 4,44% de H y 35,6% de O. A partir de los pesos atómicos de cada elemento, determinar la fórmula empírica de la aspirina.
R = C9H8O4
• La progesterona es una hormona femenina que tiene mucho que ver con la fijación de calcio. Su fórmula molecular es C21H30O2 ¿cuál es su composición centesimal?
R = 80,2% C; 9,62% H; 10,18% O
EJERCICIOS PROPUESTOS